Hromna kiselina
| Hromna kiselina | |
|---|---|
 |
|
| IUPAC ime |
|
| Naziv po klasifikaciji | Dihidroksidodioksidohromijum |
| Drugi nazivi | Hromna(VI) kiselina Tetraoksohromna kiselina |
| Identifikacija | |
| CAS registarski broj | 7738-94-5  |
| PubHem | 24425 |
| HemPauk | 22834 |
| EINECS broj | |
| ChEBI | 33143 |
| SMILES |
|
| InChI |
|
| Gmelin Referenca | 25982 |
| Svojstva | |
| Molekulska formula | H2CrO4 |
| Molarna masa | 118.01 g mol−1 |
| Tačna masa | 117.935820456 g mol-1 |
| Agregatno stanje | crveni kristali |
| Gustina | 1.201 g cm-3 |
| Tačka topljenja |
197 °C, 470 K, 387 °F |
| Tačka ključanja |
250 °C, 523 K, 482 °F (razlaže se) |
| Rastvorljivost u vodi | 1666.6 g dm-3 |
|
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje (25 °C, 100 kPa) materijala |
|
| Infobox references | |
Hromna kiselina je smeša formirana dodavanjem koncentrovane sumporne kiseline u dihromat. Ona može da sadrži više jedinjenja, među kojima je hrom trioksid. Ova vrsta hromne kiseline se može koristiti kao smeša za čišćenje stakla. Hromna kiselina takođe može da bude molekul H2CrO4 kome je trioksid anhidrid. Hromna kiselina sadrži hrom u oksidacionom stanju +6 (ili VI). Ona je jak i korozivan oksidacioni agens.[1][2]
Садржај |
Molekulska hromna kiselina[уреди]
Molekulska hromna kiselina, H2CrO4, je slična sumpornoj kiselini, H2SO4. Obe su klasifikovane kao jake kiseline, mada se samo njihov prvi proton lako gubi.
- H2CrO4
[HCrO4]− + H+
[HCrO4]− + H+pKa ravnoteže nije dobro karakterisana. Objavljene vrednosti variraju između −0.8 do 1.6.[3] Vrednost na jonskoj jačini nula je teško odrediti zato što se polu disocijacija jedino javlja u veoma jako kiselim rastvorima, na oko pH nula, i.e koncentracija kiseline je oko 1 mol dm−3. Dodatni problem je da jon [HCrO4]− ima tendenciju da se dimerizuje, uz gubitak molekula vode, čime se formira dihromatni jon, [Cr2O7]2−:
- 2 [HCrO4]− [Cr2O7]2− + H2O, log KD = 2.05.
Dihromat se može protonisati[4]:
- [HCr2O7]− [Cr2O7]2− + H+, pK = 1.8
pK vrednost ove reakcije pokazuje da se to može ignorisati na pH > 4.
Do gubitka drugog protona dolazi u pH opsegu 4–8, te je jon [HCrO4]− slaba kiselina.
Molekulska hromna kiselina se u principu može formirati dodatkom hrom trioksida u vodu (slično proizvodnji sumporne kiseline).
- CrO3 + H2O H2CrO4
međutim u praksi dolazi do reverzibilne reakcije pri čemu se hromna kiselina dehidratiše. Do toga dolazi kad se koncentrovana sumporna kiselina doda u rastvor dihromata. Prvo se boja promeni iz narandžaste (dihromat) do crvene (hromna kiselina) i zatim bordo kristali hrom trioksida precipitiraju iz smeše, bez dalje promene boje. Boje su posledica promena kompleksa prenosa naboja.
Hrom trioksid je anhidrid molekulske hromne kiseline. On je Luisova kiselina te može da reaguje sa Luisovim bazama, kao što je piridin u nevodenoj sredini, poput dihlorometana (Kolinsov reagens).
Dihromna kiselina[уреди]
Dihromna kiselina, H2Cr2O7, je potpuno protonisani dihromatni jon. Ona je proizvod dodavanja hrom trioksida u molekulsku hromnu kiselinu.
- [Cr2O7]2− + 2H+ H2Cr2O7 H2CrO4 + CrO3
Reference[уреди]
- ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.
- ^ Holleman A. F., Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st edition ed.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ IUPAC SC-Database A comprehensive database of published data on equilibrium constants of metal complexes and ligands
- ^ 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.
Spoljašnje veze[уреди]
|
|||||
|
|||||
