Перейти к содержанию

Дихромат калия

Эта статья находится на начальном уровне проработки, в одной из её версий выборочно используется текст из источника, распространяемого под свободной лицензией
Материал из энциклопедии Руниверсалис
Дихромат калия
Общие
Систематическое
наименование
Дихромат калия
Традиционные названия Бихромат калия, двухромовокислый калий, хромпик
Хим. формула K2Cr2O7
Физические свойства
Состояние оранжевые кристаллы
Молярная масса 294,19 г/моль
Плотность 2,676 г/см³
Термические свойства
Температура
 • плавления 396 °C
 • разложения 500 °C
Энтальпия
 • образования −2033 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
 • в воде 4,9 г/100 мл
Структура
Координационная геометрия Тетраэдральная
Кристаллическая структура Триклинная
Классификация
Рег. номер CAS 7778-50-9
RTECS HX7680000
Безопасность
Предельная концентрация 0,01 мг/м³
ЛД50 25 мг/кг (крысы, орально)
Токсичность высокотоксичен, канцероген, мутаген, аллерген, сильный окислитель
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Восклицательный знак» системы СГСПиктограмма «Коррозия» системы СГСПиктограмма «Череп и скрещённые кости» системы СГСПиктограмма «Опасность для здоровья» системы СГСПиктограмма «Окружающая среда» системы СГСПиктограмма «Пламя над окружностью» системы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Виала с дихроматом калия
Дихромат калия в виале

Дихрома́т ка́лия (двухромовокислый калий, бихромат калия, техн. хро́мпик) — неорганическое соединение, калиевая соль дихромовой кислоты с химической формулой K2Cr2O7, имеет вид оранжевых кристаллов. Обладает сильными окислительными свойствами, в связи с чем широко применяется в химии, фотографии, пиротехнике и различных областях промышленности. Высокотоксичен и канцерогенен.

Иногда хромпиком также называют дихромат натрия (Na2Cr2O7).

Физические и химические свойства

Оранжевые кристаллы с температурой плавления 396 °C. Разлагается при нагреве выше 500 °C. Растворим в воде (г / 100 г): 4,6 (0 °C), 15,1 (25 °C), 37,7 (50 °C), незначительно растворим в этаноле. Сильный окислитель[1].

В кислой среде восстанавливается до солей хрома (III)[1]. Например, он окисляет галогенид-ионы галогенводородных кислот до свободных галогенов:

[math]\displaystyle{ \mathsf{K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3Cl_2\uparrow + 2KCl + 7H_2O} }[/math]

Также в кислой среде при pH 3,0—3,5 обладает способностью окислять металлическое серебро[2]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{6Ag + Cr_2O_7^{2-} +14H^+ + 6e^- \rightarrow 6Ag^+ + 2Cr^{3+} + 7H_2O} }[/math]

Кристаллический дихромат калия при нагревании с серой и углеродом восстанавливается до оксида хрома (III)[1]:

[math]\displaystyle{ \mathsf{K_2Cr_2O_7 + S \rightarrow Cr_2O_3 + K_2SO_4} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{2K_2Cr_2O_7 + 3C \rightarrow 2Cr_2O_3 + 2K_2CO_3 + CO_2\uparrow} }[/math]

Дихромат калия — исходное вещество для получения хромокалиевых квасцов. Их тёмно-фиолетовые кристаллы образуются в результате восстановления сернистым газом или этиловым спиртом раствора бихромата, подкисленного серной кислотой:

[math]\displaystyle{ \mathsf{K_2Cr_2O_7 + 3SO_2 + H_2SO_4 + 23H_2O \rightarrow 2KCr(SO_4)_2*12H_2O\downarrow} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{K_2Cr_2O_7 + 3C_2H_5OH + 4H_2SO_4 + 17H_2O \rightarrow 2KCr(SO_4)_2*12H_2O\downarrow + 3CH_3COH} }[/math]

Водные растворы дихромата калия обладают дубящими свойствами, в частности, задубливают желатину[2].

Получение

Действие хлорида калия на дихромат натрия:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2KCl + Na_2Cr_2O_7 \rightarrow K_2Cr_2O_7 + 2NaCl} }[/math]

Подкисление раствора хромата калия:

[math]\displaystyle{ \mathsf{2K_2CrO_4 + H_2SO_4 \rightarrow K_2Cr_2O_7 + K_2SO_4 + H_2O} }[/math]

Применение

Применяется при производстве красителей, при дублении кож и овчин, как окислитель в спичечной промышленности, пиротехнике, фотографии, живописи. Хромпик калиевый добавляют в охлаждающую жидкость для предохранения двигателя от коррозии и накипеобразования[3]. Раствор хромпика в серной кислоте (т. н. хромовую смесь) применяют для мытья стеклянной посуды в лабораториях. В лабораторной практике используется в качестве окислителя, в том числе в аналитической химии (хроматометрия).

В чёрно-белой фотографии применяется в качестве отбеливателя для удаления металлического серебра из эмульсии. Не применяется в цветной фотографии, так как для отбеливания требует кислой среды, а при pH ⩽ 4 красители, образовавшиеся в эмульсии при цветном проявлении, обесцвечиваются. Вместо этого в цветной фотографии для отбеливания используются составы на основе гексацианоферрата(III) калия и железной соли трилона Б[2].

Безопасность

Высокотоксичен[1], канцерогенен, аллерген, брызги его раствора разрушают кожные покровы, дыхательные пути и хрящевые ткани. Среди соединений шестивалентного хрома наиболее токсичен. ПДК составляет 0,01 мг/м³ (в пересчёте на CrO3)[1]. При работе с дихроматом калия необходимо применять защиту органов дыхания и кожи.

Примечания

Литература

  • Егоров А.С. Химия: современный курс для подготовки к ЕГЭ. — Ростов-на-Дону: Феникс, 2013. — 699 с. — ISBN 978-5-222-21137-3.
  • Шаблон:Source
  • Редько А. В. Химия фотографических процессов. — СПб. : НПО "Профессионал", 2006. — С. 837—954. — 1464 с. — (Новый справочник химика и технолога / ред. Москвин А. В. ; вып. Общие сведения. Строение вещества. Физические свойства важнейших веществ. Ароматические соединения. Химия фотографических процессов. Номенклатура органических соединений. Техника лабораторных работ. Основы технологии.). — ISBN 978-5-91259-013-9.
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
  • Степин Б. Д. Калия дихромат : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 287—288. — 671 с. — ISBN 5-85270-035-5.
  • Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007. — Т. 3. — 352 с.