Chromat und Dichromat – Wikipedia

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Ion

Dieser Artikel behandelt Salze des Chrom(VI)-Anions. Für andere Verwendungen siehe Chromat. Siehe auch zur Begriffsklärung abgeleiteter Begriffe.

Chemische Verbindung

Chromat Salze enthalten das Chromatanion, CrO2−
4. Dichromat Salze enthalten das Dichromat-Anion, Cr
2Ö2−
7. Sie sind Oxyanionen von Chrom in der Oxidationsstufe 6+ und sind mäßig starke Oxidationsmittel. In einer wässrigen Lösung können Chromat- und Dichromat-Ionen ineinander umgewandelt werden.

Chemische Eigenschaften[edit]

Chromate reagieren mit Wasserstoffperoxid und ergeben Produkte, in denen Peroxid, Ö2−
2, ersetzt ein oder mehrere Sauerstoffatome. In saurer Lösung der instabile blaue Peroxokomplex Chrom(VI)oxidperoxid, CrO(O2)2, gebildet; es ist ein ungeladenes kovalentes Molekül, das in Ether extrahiert werden kann. Die Zugabe von Pyridin führt zur Bildung des stabileren Komplexes CrO(O2)2py.[1]

Säure-Base-Eigenschaften[edit]

In wässriger Lösung stehen Chromat- und Dichromat-Anionen in einem chemischen Gleichgewicht.

2 CrO2−
4 + 2 H+ ⇌ Cr
2Ö2−
7 + H2Ö

Das Dominanzdiagramm zeigt, dass die Gleichgewichtslage sowohl vom pH-Wert als auch von der analytischen Chromkonzentration abhängt.[notes 1] Das Chromat-Ion ist die vorherrschende Spezies in alkalischen Lösungen, aber Dichromat kann in sauren Lösungen das vorherrschende Ion werden.

In stark saurer Lösung können weitere Kondensationsreaktionen unter Bildung von Trichromate, Cr
3Ö2−
10, und Tetrachromate, Cr
4Ö2−
13. Alle Polyoxyanionen von Chrom(VI) haben Strukturen aus tetraedrischem CrO4 Einheiten teilen sich Ecken.[2]

Das Hydrogenchromat-Ion, HCrO4−, ist eine schwache Säure:

HCrO−
4 ⇌ CrO2−
4 + H+; PKein 5.9

Es steht auch im Gleichgewicht mit dem Dichromat-Ion:

2 HCrO−
4 ⇌ Cr
2Ö2−
7 + H2Ö

Dieses Gleichgewicht beinhaltet keine Änderung der Wasserstoffionenkonzentration, was vorhersagen würde, dass das Gleichgewicht unabhängig vom pH-Wert ist. Die rote Linie im Prädominanzdiagramm ist aufgrund des gleichzeitigen Gleichgewichts mit dem Chromation nicht ganz horizontal. Das Hydrogenchromat-Ion kann unter Bildung von molekularer Chromsäure, H ., protoniert werden2CrO4, aber das pKein für das Gleichgewicht

h2CrO4 ⇌ HCrO−
4 + H+

ist nicht gut charakterisiert. Die berichteten Werte variieren zwischen etwa –0,8 und 1,6.[3]

Das Dichromat-Ion ist eine etwas schwächere Base als das Chromat-Ion:[4]

HCr
2Ö−
7 ⇌ Cr
2Ö2−
7 + H+, PK = 1,18

Das pK Wert für diese Reaktion zeigt, dass er bei pH > 4 vernachlässigt werden kann.

Oxidations-Reduktions-Eigenschaften[edit]

Die Chromat- und Dichromat-Ionen sind ziemlich starke Oxidationsmittel. Normalerweise werden einem Chromatom drei Elektronen hinzugefügt, wodurch es auf die Oxidationsstufe +3 reduziert wird. In saurer Lösung wird das aquatische Cr3+ Ion entsteht.

Cr
2Ö2−
7 + 14 H+ + 6 e− → 2 Cr3+ + 7 H2Ö ε0 = 1,33 V

In alkalischer Lösung entsteht Chrom(III)-hydroxid. Das Redoxpotential zeigt, dass Chromate in alkalischer Lösung schwächere Oxidationsmittel sind als in saurer Lösung.[5]

CrO2−
4 + 4 h
2Ö + 3 e− → Cr(OH)
3 + 5 OH−
 ε0 = −0,13 V

Anwendungen[edit]

Ungefähr 136.000 Tonnen (150.000 Tonnen) sechswertiges Chrom, hauptsächlich Natriumdichromat, wurden 1985 produziert.[7] Chromate und Dichromate werden beim Verchromen verwendet, um Metalle vor Korrosion zu schützen und die Lackhaftung zu verbessern. Chromat- und Dichromatsalze von Schwermetallen, Lanthaniden und Erdalkalimetallen sind in Wasser nur sehr schwer löslich und werden daher als Pigmente verwendet. Das bleihaltige Pigment Chromgelb wurde sehr lange verwendet, bevor Umweltvorschriften von seiner Verwendung abrieten.[6] Bei Verwendung als Oxidationsmittel oder Titriermittel in einer chemischen Redoxreaktion wandeln sich Chromate und Dichromate in dreiwertiges Chrom, Cr . um3+, deren Salze typischerweise eine deutlich unterschiedliche blaugrüne Farbe haben.[7]

Natürliches Vorkommen und Produktion[edit]

Das primäre Chromerz ist das Mischmetalloxid Chromit, FeCr2Ö4, gefunden als spröde metallische schwarze Kristalle oder Körnchen. Chromiterz wird mit einer Mischung aus Calciumcarbonat und Natriumcarbonat in Gegenwart von Luft erhitzt. Das Chrom wird zur sechswertigen Form oxidiert, während das Eisen Eisen(III)-oxid, Fe . bildet2Ö3:

4 FeCr2Ö4 + 8 Na2CO3 + 7 O2 → 8 Na2CrO4 + 2 Fe2Ö3 + 8 CO2

Die anschließende Auslaugung dieses Materials bei höheren Temperaturen löst die Chromate auf und hinterlässt einen Rückstand von unlöslichem Eisenoxid. Normalerweise wird die Chromatlösung zu Chrommetall weiterverarbeitet, aber ein Chromatsalz kann auch direkt aus der Lauge gewonnen werden.[8]

Chromathaltige Mineralien sind selten. Krokoit, PbCrO4, das als spektakuläre lange rote Kristalle auftreten kann, ist das am häufigsten vorkommende Chromatmineral. Seltene Kaliumchromatmineralien und verwandte Verbindungen werden in der Atacama-Wüste gefunden. Unter ihnen ist Lópezit – das einzige bekannte Dichromat-Mineral.[9]

Toxizität[edit]

Alle sechswertigen Chromverbindungen sind giftig (aufgrund ihrer Oxidationskraft) und krebserregend (IARC-Gruppe 1), insbesondere wenn sie in der Luft übertragen und eingeatmet werden[clarification needed] sie verursachen Lungenkrebs. Es wurden auch positive Assoziationen zwischen der Exposition gegenüber Chrom(VI)-Verbindungen und Krebs der Nase und der Nasennebenhöhlen beobachtet.[10] Die Verwendung von Chromatverbindungen in Industrieerzeugnissen ist in der EU (und durch Marktvereinheitlichung im Rest der Welt) durch die Richtlinie des EU-Parlaments zur Beschränkung gefährlicher Stoffe (RoHS)-Richtlinie (2002/95/EG) eingeschränkt.

Siehe auch[edit]

  1. ^ pCr ist gleich minus dem dezimalen Logarithmus der analytischen Chromkonzentration. Bei pCr = 2 beträgt die Chromkonzentration also 10-2 mol/l.

Verweise[edit]

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie der Elemente (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. P. 637. ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie der Elemente (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. P. 1009. ISBN 978-0-08-037941-8.
  3. ^ IUPAC SC-Datenbank. Eine umfassende Datenbank mit veröffentlichten Daten zu Gleichgewichtskonstanten von Metallkomplexen und Liganden.
  4. ^ Brito, F.; Ascanioa, J.; Mateoa, S.; Hernándeza, C.; Araujoa, L.; Gili, P.; Martin-Zarzab, P.; Domínguez, S.; Mederos, A. (1997). “Gleichgewichte von Chromat(VI)-Spezies in saurem Medium und Ab-initio-Studien dieser Spezies”. Polyeder. 16 (21): 3835–3846. mach:10.1016/S0277-5387(97)00128-9.
  5. ^ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (Hrsg.), Anorganische Chemie, übersetzt von Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter, ISBN 0-12-352651-5.
  6. ^ ein B Worobec, Mary Devine; Hogue, Cheryl (1992). Leitfaden zur Kontrolle giftiger Stoffe: Bundesverordnung für Chemikalien in der Umwelt. BNA-Bücher. P. 13. ISBN 978-0-87179-752-0.
  7. ^ ein B Wut, Gerd; Halstenberg, Jost; Hochgeschwender, Klaus; Scherhag, Christoph; Korallus, Ulrich; Knopf, Herbert; Schmidt, Peter; Ohlinger, Manfred (2005). „Chromverbindungen“. Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie. Weinheim: Wiley-VCH. mach:10.1002/14356007.a07_067. ISBN 3527306730.
  8. ^ Papp, John F.; Lipin Bruce R. (2006). “Chromit”. Industriemineralien und Gesteine: Rohstoffe, Märkte und Verwendungen (7. Aufl.). KMU. ISBN 978-0-87335-233-8.
  9. ^ “Minen, Mineralien und mehr”. www.mindat.org.[page needed]
  10. ^ IARC (2012) [17-24 March 2009]. Band 100C: Arsen, Metalle, Fasern und Stäube (PDF). Lyon: Internationale Agentur für Krebsforschung. ISBN 978-92-832-0135-9. Archiviert von das Original (PDF) am 17.03.2020. Abgerufen 2020-01-05. Es gibt hinreichende Beweise beim Menschen auf die Karzinogenität von Chrom(VI)-Verbindungen. Chrom(VI)-Verbindungen verursachen Lungenkrebs. Es wurden auch positive Assoziationen zwischen der Exposition gegenüber Chrom(VI)-Verbindungen und Krebs der Nase und der Nasennebenhöhlen beobachtet. Es gibt hinreichende Beweise an Versuchstieren auf Karzinogenität von Chrom(VI)-Verbindungen. Chrom(VI)-Verbindungen sind krebserregend für den Menschen (Gruppe 1).

Externe Links[edit]