WikiDer > Дихромат аммония

Ammonium dichromate
Дихромат аммония
(NH4) 2Cr2O7.JPG
Аммоний-дихромат-2D.png
Дихромат аммония-xtal-2007-CM-3D-balls.png
Имена
Название ИЮПАК
Дихромат аммония
Другие имена
Бихромат аммония
Пирохромат аммония
Идентификаторы
3D модель (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard100.029.221 Отредактируйте это в Викиданных
Номер RTECS
  • HX7650000
UNII
Номер ООН1439
Характеристики
(NH4)2Cr2О7
Молярная масса252,07 г / моль
ВнешностьОранжево-красные кристаллы
Плотность2,115 г / см3
Температура плавления 180 ° С (356 ° F, 453 К) разлагается
18,2 г / 100 мл (0 ° C)
35,6 г / 100 мл (20 ° C)
40 г / 100 мл (25 ° C)
156 г / 100 мл (100 ° C)
Растворимостьне растворим в ацетон
растворим в алкоголь
Опасности
Главный опасностиОчень токсичен, взрывоопасен, окислитель, канцероген, мутаген, опасен для окружающей среды
Паспорт безопасностиICSC 1368
Пиктограммы GHSGHS01: ВзрывоопасныйGHS03: ОкисляющийGHS05: КоррозийныйGHS06: ТоксичноGHS08: Опасность для здоровьяGHS09: Опасность для окружающей среды[1]
H272, H301, H312, H314, H317, H330, H334, H340, H350, H360, H372, H410[1]
P201, P220, P260, P273, P280, P284[1]
NFPA 704 (огненный алмаз)
190 ° С (374 ° F, 463 К)
Смертельная доза или концентрация (LD, LC):
20-250 мг / кг
Родственные соединения
Другой катионы
Дихромат калия
Дихромат натрия
Если не указано иное, данные для материалов приведены в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
☒N проверять (что проверитьY☒N ?)
Ссылки на инфобоксы

Дихромат аммония является неорганическое соединение с формула (NH4)2Cr2О7. В этом соединении, как и во всех хроматах и ​​дихроматах, хром находится в +6 степень окисления, широко известный как шестивалентный хром. Это соль, состоящая из аммоний ионы и дихромат ионы.

Дихромат аммония иногда называют Везувианский огонь, из-за его использования в демонстрациях настольных «вулканов».[2] Однако эта демонстрация стала непопулярной в школах из-за канцерогенной природы соединения. Он также использовался в пиротехника и в первые дни фотография.

Характеристики

В комнатная температура и давление, соединение существует в виде оранжевых кислотных кристаллов, растворимых в воде и алкоголь. Образуется под действием хромовая кислота на гидроксид аммония с последующей кристаллизацией.[3]

(NH4)2Cr2О7 кристалл (C2 / c, z = 4) содержит один тип иона аммония в узлах симметрии C1(2,3). Каждый NH4+ центр окружен нерегулярно восемью атомами кислорода на расстояниях N — O от прибл. От 2,83 до ок. 3,17 Å, типично для водородные связи.[4]

Использует

Он был использован в пиротехника и в первые дни фотографии, а также в литография, как источник чистого азот в лаборатории и как катализатор.[5] Он также используется как едкий для окрашивания пигментов, при производстве ализарин, хромовые квасцы, дубление кожи и очистка масел.[3]

Фоточувствительные пленки, содержащие ПВА, дихромат аммония и люминофор наносятся методом центрифугирования в виде водных суспензий при производстве люминофора для телевизионных экранов и других устройств. Дихромат аммония действует как фотоактивный центр.[6]

Реакции

Настольные вулканы и термическое разложение

Несколько капель этанола добавляют в небольшую кучку дихромата аммония ((NH4)2Cr2О7) и загорелся. Испускаются искры, и образуется пеплоподобный продукт. Явление напоминает извержение вулкана. Реакция начинается при 180 ° С и становится самоподдерживающейся примерно при 225 ° С.[7]
Разложение дихромата аммония

Демонстрация вулкана включает зажигание кучи соли, что инициирует следующее экзотермическое преобразование:[8]

(NH
4)
2Cr
2О
7 (s) → Cr
2О
3 (s) + N
2 (грамм) + 4 ЧАС
2О (грамм) (ΔH = -429,1 ± 3 ккал / моль)

подобно нитрат аммония, он термодинамически нестабилен.[9][10] После инициирования его реакция разложения завершается, образуя объемный темно-зеленый порошок. оксид хрома (III). Не весь дихромат аммония разлагается в этой реакции. Когда зеленый порошок вносят в воду, из оставшегося дихромата аммония получается раствор желто-оранжевого цвета.

Наблюдения, полученные с помощью микроскопии с относительно большим увеличением во время кинетического исследования термического разложения дихромата аммония, свидетельствовали о том, что разложение соли происходит с вмешательством промежуточной жидкой фазы, а не твердой фазы. Характерное потемнение (NH
4)
2Cr
2О
7 кристаллы как следствие начала разложения можно приписать диссоциативной потере аммиака, сопровождаемой прогрессирующей конденсацией анионов с Cr
3О2−
10, Cr
4О2−
13и т. д., в конечном итоге давая CrO
3. В CrO
3 был идентифицирован как возможный промежуточный расплав, участвующий в (NH
4)
2Cr
2О
7 разложение.[11]

Реакции окисления

Дихромат аммония - сильный окислитель и реагирует, часто бурно, на любые Восстановитель. Чем сильнее восстановитель, тем интенсивнее реакция.[9] Он также использовался для ускорения окисления спирты и тиолы. Дихромат аммония в присутствии Mg (HSO4)2 и влажный SiO2 может действовать как очень эффективный реагент для окислительного связывания тиолов в условиях отсутствия растворителя. Реакции дают достаточно хорошие выходы в относительно мягких условиях.[12] Соединение также используется при окислении алифатический спирты к их соответствующим альдегиды и кетоны в ZrCl4/ влажный SiO2 в условиях отсутствия растворителя, опять же с относительно высокими выходами.[13][14]

Безопасность

Дихромат аммония, как и все соединения хрома (VI), очень токсичен и является канцерогеном.[15] Также это сильный раздражитель.

Инциденты

В герметичных контейнерах дихромат аммония может взорваться при нагревании.[9] В 1986 году на предприятии Diamond Shamrock Chemicals в г. Аштабула, Огайо, когда 2000 фунтов дихромата аммония взорвались, когда он сушился в нагревателе.[16]

Рекомендации

  1. ^ а б c Сигма-Олдрич Ко., Дихромат аммония. Проверено 20 июля 2013.
  2. ^ "Вулкан дихромата аммония". Химия оживает!. J. Chem. Educ.
  3. ^ а б Ричард Дж. Льюис Краткий химический словарь Хоули. Wiley & Sons, Inc: Нью-Йорк, 2007 г. ISBN 978-0-471-76865-4
  4. ^ Keresztury, G .; Кноп, О. (1982). «Инфракрасные спектры иона аммония в кристаллах. Часть XII. Низкотемпературные переходы в дихромате аммония, (NH4)2Cr2О7". Может. J. Chem.: 1972–1976.
  5. ^ Прадёт Патнаик. Справочник неорганических химикатов. Макгроу-Хилл, 2002 г., ISBN 0-07-049439-8
  6. ^ Havard, J.M .; Shim, S. Y .; Пт; острый; Чет, Дж. М. (1999). «Дизайн фоторезистов с пониженным воздействием на окружающую среду. 1. Водорастворимые резисты на основе фото-сшивки поли (винилового спирта)». Chem. Mater. 11 (3): 719–725. Дои:10.1021 / см 980603y.
  7. ^
    Запланировано и выполнено Мариной Стояновской, Михаилом Буклески и Владимиром Петрушевским, Департамент химии, FNSM, SS. Кирилло-Мефодиевский университет, Скопье, Македония.
  8. ^ Neugebauer, C.A .; Маркгрейв, Дж. Л. (1957). «Тепловое образование дихромата аммония». J. Phys. Chem. 61 (10): 1429–1430. Дои:10.1021 / j150556a040.
  9. ^ а б c Янг, А.Дж. (2005). "CLIP, Профиль информации химической лаборатории: дихромат аммония". J. Chem. Educ. 82 (11): 1617. Дои:10.1021 / ed082p1617.
  10. ^ Г. А. П. Далгаард; А. К. Хазелл; Р. Г. Хазелл (1974). «Кристаллическая структура дихромата аммония (NH4)2Cr2О7". Acta Chemica Scandinavica. A28: 541–545. Дои:10.3891 / acta.chem.scand.28a-0541.
  11. ^ Гэлвей, Эндрю К .; Пёппл, Ласло; Раджам, Сундара (1983). «Механизм расплава для термического разложения дихромата аммония». J. Chem. Soc., Faraday Trans. 1. 79 (9): 2143–2151. Дои:10.1039 / f19837902143.
  12. ^ Shirini, F .; и другие. (2003). «Окисление тиолов без использования растворителей с помощью (NH4)2Cr2О7 в присутствии Mg (HSO4)2 и влажный SiO2". Журнал химических исследований. 2003: 28–29. Дои:10.3184/030823403103172823.
  13. ^ Shirini, F .; и другие. (2001). "ZrCl4/ влажный SiO2 способствует окислению спиртов (NH4)2Cr2О7 в растворе и без растворителей ». J. Chem. Исследования (S). 2001 (11): 467–477. Дои:10.3184/030823401103168541.
  14. ^ Ф. Ширини; М. А. Золфигол; FOO † и М. Халеги (2003). «Окисление спиртов с использованием (NH4)2Cr2О7 в присутствии хлорида кремния / влажного SiO2 в растворе и в условиях отсутствия растворителей ». Бык. Korean Chem. Soc. 24 (7): 1021–1022. Дои:10.5012 / bkcs.2003.24.7.1021. Архивировано из оригинал на 2011-07-22. Получено 2009-06-14.
  15. ^ Волкович, В. А .; Гриффитс, Т. Р. (2000). «Каталитическое окисление аммиака: искрящийся эксперимент». J. Chem. Educ. 77 (2): 177. Дои:10.1021 / ed077p177.
  16. ^ Даймонд, С. (19 января 1986 г.). «Химический взрыв в Огайо». Нью-Йорк Таймс. п. 22.

внешняя ссылка