Chroman a dichroman - Chromate and dichromate - Wikipedia

Tento článek je o solích aniontu chromu (VI). Pro další použití viz Chroman. Viz také disambiguaci odvozených termínů.
Nesmí být zaměňována s chromit (sloučenina), jednobarevný, dichromat, trichromat nebo tetrachromat.
Chroman a dichroman
Chroman-2D-Dimensions.png
Struktura a vazba dichromanového iontu
Kuličkový model chromátového aniontu
Model vyplňování prostoru dichromanového aniontu
Jména
Systematický název IUPAC
Chroman a dichroman
Identifikátory
Vlastnosti
CrO2−
4 a Cr
2Ó2−
7
Molární hmotnost115,994 g mol−1 a 215,988 g mol−1
Konjugovaná kyselinaKyselina chromová
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Reference Infoboxu

Chroman soli obsahují chromanový anion, CrO2−
4. Dichromát soli obsahují dichromanový anion, Cr
2Ó2−
7. Oni jsou oxyanionty z chrom v 6+ oxidační stav a jsou středně silné oxidační činidla. V vodný řešení, chromanové a dichromanové ionty mohou být zaměnitelné.

Chemické vlastnosti

Chromany reagují s peroxid vodíku, dávat výrobky, ve kterých peroxid, Ó2−
2, nahrazuje jeden nebo více atomů kyslíku. V kyselém roztoku nestabilní modrý peroxokomplex Oxid chromitý (VI), CrO (O.2)2je vytvořen; je to nenabité kovalentní molekula, kterou lze extrahovat do éter. Přidání pyridin vede k tvorbě stabilnějšího komplexu CrO (O2)2py.[1]

Acidobazické vlastnosti

Diagram převahy pro chromát

Ve vodném roztoku existují chromanové a dichromanové anionty v a chemická rovnováha.

2 CrO2−
4 + 2 H+ ⇌ Cr
2Ó2−
7 + H2Ó

The diagram převahy ukazuje, že poloha rovnováhy závisí na obou pH a analytická koncentrace chromu.[poznámky 1] Chromanový iont je převládajícím druhem v alkalických roztocích, ale dichroman se může stát převládajícím iontem v kyselých roztocích.

V silně kyselém roztoku mohou nastat další kondenzační reakce s tvorbou trichromany, Cr
3Ó2−
10, a tetrachromany, Cr
4Ó2−
13. Všechny polyoxyanionty chromu (VI) mají struktury tvořené čtyřboký CrO4 jednotky sdílející rohy.[2]

Ion hydrogenchromanu, HCrO4−, je slabá kyselina:

HCrO−
4 ⇌ CrO2−
4 + H+;      strK.A ≈ 5.9

Rovněž je v rovnováze s dichromanovým iontem:

2 HCrO−
4 ⇌ Cr
2Ó2−
7 + H2Ó

Tato rovnováha nezahrnuje změnu koncentrace vodíkových iontů, což by předpovídalo, že rovnováha je nezávislá na pH. Červená čára na diagramu převládání není zcela vodorovná kvůli současné rovnováze s chromanovým iontem. Ion z hydrogenchromanu může být protonován za vzniku molekuly kyselina chromová, H2CrO4, ale strK.A pro rovnováhu

H2CrO4 ⇌ HCrO−
4 + H+

není dobře charakterizován. Hlášené hodnoty se pohybují mezi asi −0,8 a 1,6.[3]

Dichromanový ion je poněkud slabší báze než chromanový iont:[4]

HCr
2Ó−
7 ⇌ Cr
2Ó2−
7 + H+,      strK. = 1.8

StrK. hodnota této reakce ukazuje, že ji lze při pH> 4 ignorovat.

Oxidačně-redukční vlastnosti

Chromanové a dichromanové ionty jsou poměrně silné oxidační činidla. Běžně se k atomu chrómu přidávají tři elektrony, snižování to do oxidačního stavu +3. V kyselém roztoku je vodný Cr3+ iont je produkován.

Cr
2Ó2−
7 + 14 hodin+ + 6 e− → 2 kr3+ + 7 hodin2Ó      ε0 = 1,33 V

V alkalickém roztoku se vyrábí hydroxid chromitý. The redox potenciál ukazuje, že chromany jsou slabší oxidační činidlo v alkalickém roztoku než v kyselém roztoku.[5]

CrO2−
4 + 4 H
2Ó + 3 e− → Cr (OH)
3 + 5 ACH−
      ε0 = -0,13 V

Aplikace

Školní autobus malované v Chrome žlutá[6]

Přibližně 136 000 tun (150 000 tun) šestimocný chrom, hlavně dichroman sodný, byly vyrobeny v roce 1985.[7] Chromany a dichromany se používají v chromování k ochraně kovů před korozí a ke zlepšení přilnavosti barvy. Chromanové a dichromanové soli těžké kovy, lanthanoidy a kovy alkalických zemin jsou jen velmi málo rozpustné ve vodě a proto se používají jako pigmenty. Pigment obsahující olovo chromově žlutá byl používán po velmi dlouhou dobu, než předpisy na ochranu životního prostředí odradily od jeho použití.[6] Při použití jako oxidační činidla nebo titráty v a redox chemická reakce se chromany a dichromany přeměňují na trojmocný chrom, Cr3+, jehož soli mají obvykle výrazně odlišnou modrozelenou barvu.[7]

Přirozený výskyt a produkce

Krokodýlí exemplář z dolu na olovo, Tasmánie, Austrálie

Primární chromovou rudou je směsný oxid kovu chromit, FeCr2Ó4, nalezené jako křehké kovové černé krystaly nebo granule. Chromitová ruda se zahřívá směsí uhličitan vápenatý a uhličitan sodný v přítomnosti vzduchu. Chrom se oxiduje na šestimocnou formu, zatímco železo tvoří oxid železitý, Fe2Ó3:

4 FeCr2Ó4 + 8 Na2CO3 + 7 O.2 → 8 Na2CrO4 + 2 Fe2Ó3 + 8 CO2

Následné vyluhování tohoto materiálu při vyšších teplotách rozpouští chromáty a zanechává zbytek nerozpustného oxidu železa. Obvykle se chromanový roztok dále zpracovává na kovový chrom, ale chromátovou sůl lze získat přímo z louhu.[8]

Minerály obsahující chroman jsou vzácné. Krokodýl, PbCrO4, který se může vyskytovat jako velkolepé dlouhé červené krystaly, je nejčastěji nalezeným chromanovým minerálem. Vzácné minerály chromanu draselného a příbuzné sloučeniny se nacházejí v Poušť Atacama. Mezi nimi je lópezite - jediný známý dichromanový minerál.[9]

Toxicita

Další informace: Chromová toxicita § Chroman

Všechno šestimocný chrom sloučeniny jsou toxický (kvůli jejich oxidační síle) a karcinogenní (Skupina IARC 1 ), zejména pokud jsou ve vzduchu a kde jsou vdechovány[je zapotřebí objasnění ] způsobují rakovina plic. Také byly pozorovány pozitivní asociace mezi expozicí chrom (VI) sloučeniny a rakovina z nos a nosní dutiny.[10] Používání sloučenin chromanu ve zpracovaných výrobcích je v EU (a na základě tržních shod ve zbytku světa) omezeno směrnicí Evropského parlamentu o Směrnice o omezení nebezpečných látek (RoHS) (2002/95 / ES).

Viz také

Poznámky

  1. ^ pCr se rovná mínus desetinný logaritmus analytické koncentrace chrómu. Když je tedy pCr = 2, je koncentrace chromu 10−2 mol / l.

Reference

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. p. 637. ISBN  978-0-08-037941-8.
  2. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. p. 1009. ISBN  978-0-08-037941-8.
  3. ^ Databáze IUPAC SC. Komplexní databáze publikovaných údajů o rovnovážných konstantách kovových komplexů a ligandů.
  4. ^ Brito, F .; Ascanioa, J .; Mateoa, S .; Hernándeza, C .; Araujoa, L .; Gili, P .; Martín-Zarzab, P .; Domínguez, S .; Mederos, A. (1997). „Rovnováhy chromanových (VI) druhů v kyselém prostředí a ab initio studie těchto druhů“. Mnohostěn. 16 (21): 3835–3846. doi:10.1016 / S0277-5387 (97) 00128-9.
  5. ^ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Anorganická chemie, přeloženo Eaglesonem, Mary; Brewer, William, San Diego / Berlin: Academic Press / De Gruyter, ISBN  0-12-352651-5.
  6. ^ A b Worobec, Mary Devine; Hogue, Cheryl (1992). Průvodce kontrolou toxických látek: Federální nařízení o chemických látkách v životním prostředí. Knihy BNA. p. 13. ISBN  978-0-87179-752-0.
  7. ^ A b Anger, Gerd; Halstenberg, Jost; Hochgeschwender, Klaus; Scherhag, Christoph; Korallus, Ulrich; Knopf, Herbert; Schmidt, Peter; Ohlinger, Manfred (2005). "Chromové sloučeniny". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a07_067.
  8. ^ Papp, John F .; Lipin Bruce R. (2006). „Chromit“. Průmyslové minerály a skály: komodity, trhy a použití (7. vydání). SME. ISBN  978-0-87335-233-8.
  9. ^ „Doly, minerály a další“. www.mindat.org.[stránka potřebná ]
  10. ^ IARC (2012) [17. – 24. Března 2009]. Svazek 100C: Arzen, kovy, vlákna a prach (PDF). Lyon: Mezinárodní agentura pro výzkum rakoviny. ISBN  978-92-832-0135-9. Citováno 2020-01-05. Tady je dostatečné důkazy u lidí pro karcinogenitu sloučenin chrómu (VI). Sloučeniny chromu (VI) způsobují rakovinu plic. Také byly pozorovány pozitivní asociace mezi expozicí sloučeninám chromu (VI) a rakovinou nosu a nosních dutin. Tady je dostatečné důkazy u experimentálních zvířat pro karcinogenitu sloučenin chrómu (VI). Sloučeniny chromu (VI) jsou karcinogenní pro člověka (skupina 1).

externí odkazy