Dichroman amonný

Dichroman amonný
	Vzorec
	Vzorec
Obecné
Systematický název	Dichroman amonný
Anglický název	Ammonium dichromate
Německý název	Ammoniumdichromat
Sumární vzorec	(NH4)2Cr2O7
Vzhled	oranžovo červená práškovitá nebo krystalická látka
Identifikace
Registrační číslo CAS	7789-09-5
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP)	232-143-1
Indexové číslo	024-003-00-1
UN kód	1439
Číslo RTECS	HX7650000
Vlastnosti
Molární hmotnost	252,065 g/mol
Teplota rozkladu	~170 °C
Hustota	2,155 g/cm3
Rozpustnost ve vodě	17,87 g/100 g (0 °C); 36,37 g/100 g (20 °C); 58,70 g/100 g (40 °C); 85,67 g/100 g (60 °C); 117,60 g/100 g (80 °C); 155,50 g/100 g (100 °C)
Relativní permitivita εr	8,28
Měrná magnetická susceptibilita	1,885×10−6 cm3g−1
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−1 806,7 kJ/mol
Entalpie rozpouštění ΔHrozp	204 J/g
Bezpečnost
	; GHS03 ; GHS05 ; GHS06 ; GHS07 ; GHS08 ; GHS09; Nebezpečí
H-věty	H272 H350 H340 H360FD H330 H301 H372 H312 H314 H334 H317 H410
R-věty	R2, R8, R21, R25, R26, R34, R42/43, R45, R46, R48/23, R50/53, R60, R61
S-věty	S45, S53, S60, S61
NFPA 704	1 2 1 OX
Teplota vznícení	190 °C
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Dichroman amonný je anorganická sloučenina se vzorcem (NH₄)₂Cr₂O₇. Podobně jako u jiných chromanů a dichromanů má zde chrom oxidační číslo +6. Jedná se o iontovou sůl složenou z chromanových aniontů a amonných kationtů.

Dichroman amonný se někdy označuje jako „vesuvský oheň“, protože se používal k chemickému demonstračnímu pokusu zvanému „sopka na stole“.^[2] Používá se v pyrotechnice a byl používán v raném období fotografie.

Vlastnosti

Při pokojové teplotě a tlaku má dichroman amonný podobu oranžových kyselých krystalů rozpustných ve vodě a v ethanolu. Vzniká reakcí kyseliny chromové s vodným roztokem amoniaku a následnou krystalizací.^[3]

Krystal (NH₄)₂Cr₂O₇ (C2/c, z=4) obsahuje jednoduchý typ amonného iontu na pozicích symetrie C₁(2,3). Každé centrum NH +
4 je nerovnoměrně obklopeno osmi atomy kyslíku, přičemž vzdálenost N-O se pohybuje zhruba od 2,83 až po 3,17 Å typických pro vodíkové vazby.^[4]

Použití

Dichroman amonný se používá v pyrotechnice, v litografii (též v počátcích fotografie), jako zdroj čistého dusíku v laboratoři a jako katalyzátor.^[5] Využívá se i jako mořidlo pro barvicí pigmenty, při výrobě alizarinu, chromového kamence (síranu draselno-chromitého), při činění koží a čištění olejů.^[3]

Fotocitlivé vrstvy obsahující PVA, dichroman amonný a luminofor se rotačně nanášejí ve vodné suspenzi na povrch při výrobě fosforového rastru televizních obrazovek a jiných zařízení. Dichroman amonný působí jako fotoaktivní místo.^[6]

Bezpečnost

Dichroman amonný je, podobně jako jiné sloučeniny s šestimocným chromem, vysoce toxický a karcinogenní.^[7] Též silně dráždí.

Incidenty

V uzavřené nádobě může dichroman amonný při zahřátí vybuchnout, protože se za vyšší teploty rozkládá za vzniku plynného dusíku a vody.^[8] Devatenáctého ledna 1986 oznámil The New York Times, že dva pracovníci zemřeli a dalších 14 bylo zraněno při výbuchu 2000 liber (asi 900 kg) dichromanu amonného během sušení v závodě Diamond Shamrock Chemicals (Ashtabula, Ohio).^[9]

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4 H₂O

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Ammonium dichromate na anglické Wikipedii.

↑ ^a ^b Ammonium dichromate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
↑ Ammonium Dichromate Volcano [online]. J. Chem. Ed.. Dostupné online.
↑ ^a ^b Richard J. Lewis Hawley's Condensed Chemical Dictionary. Wiley & Sons, Inc: New York, 2007 ISBN 978-0-471-76865-4
↑ Keresztury, G and Knop, O. Infrared spectra of the ammonium ion in crystals. Part XII. Low-temperature transitions in ammonium dichromate, (NH₄)₂Cr₂O₇. Can. J. Chem.. 1982, s. 1972–1976.
↑ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
↑ Havard, J.M., Shim, S.Y., and Fréchet, J.M. Design of Photoresists with Reduced Environmental Impact. 1. Water-Soluble Resists Based on Photo-Cross-Linking of Poly(vinyl alcohol). Chem. Mater.. 1999, s. 719–725. DOI 10.1021/cm980603y.
↑ Volkovich, V.A. and Griffiths, T.R. Catalytic Oxidation of Ammonia: A Sparkling Experiment. J. Chem. Ed.. 2000, s. 177. Dostupné online. DOI 10.1021/ed077p177.
↑ Young, A.J. CLIP, Chemical Laboratory Information Profile: Ammonium Dichromate. J. Chem. Educ.. 2005, s. 1617. Dostupné online. DOI 10.1021/ed082p1617.
↑ Diamond, S. The New York Times, 1986, p 22.

Literatura

VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.

Související články

Externí odkazy

Obrázky, zvuky či videa k tématu dichroman amonný na Wikimedia Commons

[pubchem_cid_24600-1] Ammonium dichromate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)

[2] Ammonium Dichromate Volcano [online]. J. Chem. Ed.. Dostupné online.

[lewis-3] Richard J. Lewis Hawley's Condensed Chemical Dictionary. Wiley & Sons, Inc: New York, 2007 ISBN 978-0-471-76865-4

[4] Keresztury, G and Knop, O. Infrared spectra of the ammonium ion in crystals. Part XII. Low-temperature transitions in ammonium dichromate, (NH₄)₂Cr₂O₇. Can. J. Chem.. 1982, s. 1972–1976.

[5] Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8

[6] Havard, J.M., Shim, S.Y., and Fréchet, J.M. Design of Photoresists with Reduced Environmental Impact. 1. Water-Soluble Resists Based on Photo-Cross-Linking of Poly(vinyl alcohol). Chem. Mater.. 1999, s. 719–725. DOI 10.1021/cm980603y.

[7] Volkovich, V.A. and Griffiths, T.R. Catalytic Oxidation of Ammonia: A Sparkling Experiment. J. Chem. Ed.. 2000, s. 177. Dostupné online. DOI 10.1021/ed077p177.

[8] Young, A.J. CLIP, Chemical Laboratory Information Profile: Ammonium Dichromate. J. Chem. Educ.. 2005, s. 1617. Dostupné online. DOI 10.1021/ed082p1617.

[9] Diamond, S. The New York Times, 1986, p 22.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

Anorganické soli amonné

Halogenidy a pseudohalogenidy	Fluorid amonný (N H₄F) • Hydrogendifluorid amonný (N H₄H F₂) • Bromid amonný (N H₄Br) • Chlorid amonný (NH₄Cl) • Jodid amonný (NH₄I) • Kyanid amonný (NH₄CN) • Thiokyanatan amonný (NH₄SCN)

Soli kyslíkatých kyselin (neuvedeny soli se záměnou kyslíku za jiný prvek, složené a „zásadité“)	Chlorečnan amonný (NH₄Cl O₃) • Chloristan amonný (NH₄Cl O₄) • Jodičnan amonný (NH₄I O₃) • Orthojodistan amonný ((NH₄)₅I O₆) • Siřičitan amonný ((NH₄)₂S O₃) • Hydrogensiřičitan amonný ((NH₄)HSO₃) • Síran amonný ((NH₄)₂SO₄) • Hydrogensíran amonný ((NH₄)HSO₄) • Peroxodisíran amonný ((NH₄)₂S₂O₈) • Hydrogenseleničitan amonný ((NH₄)HSeO₃) • Seleničitan amonný ((NH₄)₂Se O₃) • Hydrogenselenan amonný ((NH₄)HSeO₄) • Selenan amonný ((NH₄)₂Se O₄) • Telluričitan amonný ((NH₄)₂Te O₃) • Telluran amonný ((NH₄)₂Te O₄) • Dusitan amonný (NH₄NO₂) • Dusičnan amonný (NH₄NO₃) • Fosfornan amonný (NH₄PO₂H₂) • Hydrogenfosforitan amonný ((NH₄)₂PO₃H) • Dihydrogenfosforečnan amonný (NH₄H₂PO₄) • Hydrogenfosforečnan amonný ((NH₄)₂HPO₄) • Fosforečnan amonný ((NH₄)₃PO₄) • Arseničnan amonný ((NH₄)₃AsO₄) • Hydrogenuhličitan amonný ((NH₄)HCO₃) • Uhličitan amonný ((NH₄)₂CO₃) • Šťavelan amonný ((NH₄)₂(C O₂)₂) • Hydrogenšťavelan amonný ((NH₄)H(C O₂)₂) • Tetraboritan amonný ((NH₄)₂B₂O₇) • Manganistan amonný (NH₄MnO₄) • Technecistan amonný (NH₄TcO₄) • Rhenistan amonný (NH₄ReO₄) • Chroman amonný ((NH₄)₂CrO₄) • Dichroman amonný ((NH₄)₂Cr₂O₇) • Orthomolybdenan amonný ((NH₄)₂Mo O₄) • Heptamolybdenan amonný ((NH₄)₆Mo₇O₂₄•4H₂O) • Parawolframan amonný ((NH₄)₁₀[H₂W₁₂O₄₂]•4H₂O) • Metavanadičnan amonný (NH₄VO₃) • Orthovanadičnan amonný ((NH₄)₃VO₄) • Hexavanadičnan amonný ((NH₄)₂V₆O₁₆) • Diuranan amonný ((NH₄)₂U₂O₇)

Soli tvořené záměnou vodíku ze sloučenin typu prvek_x – vodík_y	Hydroxid amonný (NH₄OH) • Hydrogensulfid amonný (NH₄S H) • Sulfid amonný ((NH₄)₂S) • Azid amonný (NH₄N₃)

Jiné	Thiosíran amonný ((NH₄)₂S₂O₃) • Amoniumboran (NH₃BH₃)