Дихромати

Структура дихромат-аніону

Дихрома́ти, біхрома́ти — солі дихроматної кислоти H₂Cr₂O₇. Більшість дихроматів має помаранчево-червоний колір. Сполуки цього ряду є сильними окисниками.

Поширення у природі

Лопецит

У природі дихромати не є розповсюдженими через свою велику хімічну активність. Рідкісним прикладом мінералу дихроматів є лопецит K₂Cr₂O₇.

Фізичні властивості

Дихромат амонію

Усі сполуки ряду дихроматів є кристалами, забарвленими у помаранчевий колір. Більшість дихроматів легкорозчинна у воді, за виключенням сполук деяких важких металів, наприклад, дихромату срібла(I).

Дихромати —— сильнотоксичні речовини, які можуть залишать опіки при контакті зі шкірою.

Отримання

Дихромати отримують підкисленням розчинів хроматів. Приподальшому підкисленні можливе утворення три-, тетра- та поліхроматів із загальною формулою Cr_nO_3n+1^2-.

$\mathrm{2}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{⟶}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}\mathrm{+}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Застосовується метод, що полягає в обробці оксиду хрому(VI) сполуками з яскраво вираженими осно́внимим властивостями (концентрованими лугами, осно́вними оксидами та деякими карбонатами):

$\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}$

$\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{⟶}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{⟶}\mathrm{L}{\mathrm{i}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Також дихромати синтезують дією на CrO₃ хроматів:

$\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{⟶}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}$

Хімічні властивості

Дихромати стійкі в кислому середовищі та нестійкі у лужному — під дією гідроксид-іонів вони деградують до хроматів:

$\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{O}_{\mathrm{7}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{r}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Порівняно із хроматам дихромати проявляють сильніші окисні властивості.

При нагріванні розкладаються із утворенням оксиду хрому(III):

$\mathrm{(}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}\stackrel{168-185^{o}C}{\to }\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{N}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{4}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{4}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{7}}\stackrel{500-600^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{C}{\mathrm{r}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{4}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}\mathrm{r}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

Застосування

Найважливішими представниками ряду сполук є дихромат калію (K₂Cr₂O₇) і дихромат натрію (Na₂Cr₂O₇) (хромпіки), що застосовуються в об'ємному аналізі, шкіряній, текстильній та інших галузях промисловості.

Див. також

• Хромати

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:УРЕ
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru