색소와 이크롬산염

Chromate and dichromate
이 기사는 크롬 음이온의 소금에 관한 것이다.다른 용도는 Chromate를 참조하십시오.파생 용어의 모호성은 또한 참조하십시오.
크로마이트(복합체), 모노크롬트(monochromat), 디크롬트(dichromat), 트리크롬트(trichromat) 또는 테트라크롬트와 혼동하지 마십시오.
색소와 이크롬산염
Chromate-2D-dimensions.png
The structure and bonding of the dichromate ion
Ball-and-stick model of the chromate anion
Space-filling model of the dichromate anion
이름
체계적 IUPAC 이름
색소와 이크롬산염
식별자
3D 모델(JSmol)
체비
드러그뱅크
펍켐 CID
유니
  • 크롬산염:InChi=1S/Cr.4O/q;;2*-1
    키: ZCDOYSPFYFSLEW-UHFFFAOYSA-N
  • 이분법:InChi=1S/2Cr.7O/q;;;;;;2*-1
    키: SOCUSTWSJQCPFX-UHFFFAOYSA-N
  • 크롬산염: [O-][Cr]|O][O-]
  • 이분법:O=[Cr]([O-])O[Cr][O][O][O]]
특성.
CrO와2−
4 CrO
22−
7
어금질량 115.994 g mol−1 및 215.988 g mol−1
콘게이트산 크롬산
달리 명시된 경우를 제외하고, 표준 상태(25°C [77°F], 100 kPa)의 재료에 대한 데이터가 제공된다.
Infobox 참조 자료

크롬산염은 크롬산 음이온인 CrO를2−
4 함유하고 있다.디크롬산염은 디크롬산 음이온인 CrO를
22−
7 함유하고 있다.그것들은 6+ 산화 상태의 크롬의 옥시온이며 적당히 강한 산화제다.수용액에서, 색소와 이온들은 상호 변환될 수 있다.null

화학적 특성

크로마테스는 과산화수소와 반응하여 과산화수소 O가2−
2 하나 이상의 산소 원자를 대체하는 제품을 제공한다.산성 용액에서 불안정한 파란색 과산화물 크로미엄(VI) 산화 크롬(CrO2(O)2이 형성된다. 이것은 에테르로 추출될 수 있는 충전되지 않은 공밸런트 분자다.피리딘을 첨가하면 보다 안정적인 복합 CrO(O2)2py가 형성된다.[1]null

산성-기초 특성

색도선도

수용액에서, 색산과 디크롬산 음이온은 화학적 평형 속에 존재한다.null

2 CroO2−
4 + 2+ H ⇌ CroO
22−
7 + HO2

우위도는 평형의 위치가 pH와 크롬의 분석 농도에 따라 결정된다는 것을 보여준다.[notes 1]색산염 이온은 알칼리성 용액의 지배적인 종이지만, 이크롬산은 산성 용액의 지배적인 이온이 될 수 있다.null

삼색체, CrO
32−
10 및 사색체 CrO의
42−
13 형성과 함께 강력한 산성의 용액에서 추가적인 응축 반응이 발생할 수 있다.크롬(VI)의 모든 폴리옥시아니온은 모서리를 공유하는 사면체 CroO4 단위로 구성된 구조를 가지고 있다.[2]null

수소 염색체 이온인 HCrO는4− 약한 산이다.

HCrO−
4 ⇌ CrO2−
4 + H+; pKa ≈ 5.9

그것은 또한 디크롬산 이온과 평형을 이루고 있다.

2 HCrO−
4 ⇌ Cr
2O2−
7 + H2O

이 평형은 수소 이온 농도의 변화를 수반하지 않으며, 이는 평형이 pH와 독립적이라고 예측할 수 있다.우도 다이어그램의 빨간색 선은 크롬산염 이온과의 동시 평형 때문에 그다지 수평이 아니다.분자크롬산 HCrO의24 형성과 함께 수소크롬이온을 양성할 수 있지만 평형을 위한 pK는a pK이다.

H2CrO4 ⇌ HCrO−
4 + H+

특성이 좋지 않다.보고된 값은 약 -0.8과 1.6 사이에 차이가 있다.[3]

디크롬산 이온은 염색체 이온보다 다소 약한 염기이다.[4]

HCrO
2−
7 ⇌ CrO
22−
7 + H+, pK = 1.18

이 반응의 pK 값은 pH > 4에서 무시할 수 있음을 보여준다.

산화-감소 특성

색소와 이온은 상당히 강한 산화제다.일반적으로 세 개의 전자가 크롬 원자에 추가되어 산화 상태 +3으로 감소한다.산성 용액에서 아쿠아 처리된 Cr3+ 이온이 생성된다.null

CrO
22−
7 + 14 H+ + 6− e → 2 Cr3+ + 7 HO2 ε0 = 1.33 V

알칼리성 용액에서는 크롬(III) 수산화물이 생성된다.레독스 전위는 염색질이 산성 용액보다 알칼리성 용액에서 산화제가 약하다는 것을 보여준다.[5]null

CrO2−
4 + 4 HO
2 + 3 e− → Cr(OH)
3 + 5 OH−
 ε0 = -0.13 V

적용들

크롬 노란색으로[6] 칠해진 스쿨버스

1985년 주로 디크롬산나트륨(dichromate)을 중심으로 약 13만6000톤(15만t)의 육각크롬이 생산됐다.[7]크롬 도금에는 크롬 도금에 크롬산염과 디크롬산염이 사용돼 금속의 부식 방지 및 도장 접착력 향상 효과가 있다.중금속, 란타니드, 알칼리성 접지금속 등의 색소와 이크롬산염은 물에 아주 약간만 용해되기 때문에 색소로 사용된다.납 함유 색소 크롬 황색은 환경 규제가 사용을 금지하기 전에 매우 오랫동안 사용하였다.[6]레독스 화학 반응에서 산화제나 십분제로 사용될 때, 색소와 이분산은 3가 크롬, Cr로3+ 변환되며, 염분은 일반적으로 청녹색이 뚜렷하게 다르다.[7]null

자연발생 및 생산

오스트레일리아 태즈메이니아 레드 리드 광산의 크로코아이트 표본

1차 크롬 광석은 부서지기 쉬운 금속의 검은 결정이나 과립으로 발견되는 혼합 금속 산화 크롬인 FeCrO이다24.크로마이트 광석은 공기가 있는 곳에서 탄산칼슘과 탄산나트륨을 혼합하여 가열된다.크롬은 육각체 형태로 산화되며, 철은 산화철(III)을 형성한다. FeO23:

4 FeCrO24 + 8 NaCO23 + 7 O2 → 8 NaCro24 + 2 FeO23 + 8 CO2

높은 온도에서 이 물질의 후속 침출은 크롬을 용해시켜 불용성 산화철의 잔류물을 남긴다.일반적으로 크롬 금속을 만들기 위해 크롬산염 용액을 추가로 가공하지만, 술에서 직접 크롬산염을 얻을 수 있다.[8]null

미네랄을 함유한 색산은 드물다.화려한 롱 레드 크리스털로 발생할 수 있는 크로코이트, PbCrO는4 가장 흔하게 발견되는 크롬산염 광물이다.희귀한 칼륨 크로마이트 광물과 관련 화합물이 아타카마 사막에서 발견된다.그 중에는 유일하게 알려진 이분화 광물인 로페자이트도 있다.[9]null

독성

추가 정보:헥사발렌트_크롬 § 독성

모든 육각크롬 화합물은 유독성(산화력)과 발암성(IARC 그룹 1)이며, 특히 공기와 흡입 시 폐암을 유발하는 경우[clarification needed] 더욱 그러하다.또한 크롬(VI) 화합물에 대한 노출과 코와 코 부비강 암 사이에 긍정적인 연관성이 관찰되었다.[10]생산품에서의 크롬산 화합물의 사용은 EU 의회가 위험물질의 제한에 관한 지침(2002/95/EC)에 의해 EU(그리고 세계의 나머지 시장 공통성에 의해)에서 제한된다.null

참고 항목

메모들

  1. ^ pCr은 크롬의 분석 농도의 소수점 로그에서 빼는 것과 같다.따라서 pCr = 2일 때 크롬 농도는 10−2 mol/L이다.

참조

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 637. ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 1009. ISBN 978-0-08-037941-8.
  3. ^ IUPAC SC-데이터베이스.금속 복합체 및 리간드의 평형 상수에 대한 발표된 데이터의 종합 데이터베이스.
  4. ^ Brito, F.; Ascanioa, J.; Mateoa, S.; Hernándeza, C.; Araujoa, L.; Gili, P.; Martín-Zarzab, P.; Domínguez, S.; Mederos, A. (1997). "Equilibria of chromate(VI) species in acid medium and ab initio studies of these species". Polyhedron. 16 (21): 3835–3846. doi:10.1016/S0277-5387(97)00128-9.
  5. ^ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Inorganic Chemistry, translated by Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter, ISBN 0-12-352651-5.
  6. ^ a b Worobec, Mary Devine; Hogue, Cheryl (1992). Toxic Substances Controls Guide: Federal Regulation of Chemicals in the Environment. BNA Books. 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). "Chromium Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a07_067. ISBN 3527306730.
  8. ^ Papp, John F.; Lipin Bruce R. (2006). "Chromite". Industrial Minerals & Rocks: Commodities, Markets, and Uses (7th ed.). SME. ISBN 978-0-87335-233-8.
  9. ^ "Mines, Minerals and More". www.mindat.org.[페이지 필요]
  10. ^ IARC (2012) [17-24 March 2009]. Volume 100C: Arsenic, Metals, Fibres, and Dusts (PDF). Lyon: International Agency for Research on Cancer. ISBN 978-92-832-0135-9. Archived from the original (PDF) on 2020-03-17. Retrieved 2020-01-05. There is sufficient evidence in humans for the carcinogenicity of chromium (VI) compounds. Chromium (VI) compounds cause cancer of the lung. Also positive associations have been observed between exposure to Chromium (VI) compounds and cancer of the nose and nasal sinuses. There is sufficient evidence in experimental animals for the carcinogenicity of chromium (VI) compounds. Chromium (VI) compounds are carcinogenic to humans (Group 1).

외부 링크