Dichromate de potassium

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Dichromate de potassium
Dichromate de potassium
Identification
Nom IUPAC Dichromate de potassium
No CAS 7778-50-9
No EINECS 231-906-6
Apparence cristaux orange à rouges[1].
Propriétés chimiques
Formule brute Cr2K2O7K2Cr2O7
Masse molaire[2] 294,1846 ± 0,0035 g/mol
Cr 35,35 %, K 26,58 %, O 38,07 %,
Propriétés physiques
fusion 398 °C[1]
ébullition 500 °C décomposition
Solubilité 4,3 % (eau, °C);

11,7 % (eau, 20 °C);
20,9 % (eau, 40 °C);
42 % (eau, 80 °C);

49,9 % (eau, 100 °C)[3]
Masse volumique 2,7 g·cm-3[1]
Thermochimie
S0solide 291,2 J.K-1.mol-1
ΔfH0solide -2033 kJ/mol
Précautions
Directive 67/548/EEC
Très toxique
T+
Nocif
Xn
Corrosif
C
Comburant
O
Dangereux pour l’environnement
N



Transport
66
   3288   
[5]
SIMDUT[6]
C : Matière comburanteD1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves
C, D1A, D2A, D2B,
SGH[7]
SGH03 :SGH05 : CorrosifSGH06 : ToxiqueSGH08 : Sensibilisant, mutagène, cancérogène, reprotoxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H272, H301, H312, H314, H317, H330, H334, H340, H350, H360FD, H372, H410,
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le dichromate de potassium, aussi appelé bichromate de potassium, est un solide ionique orange de formule K2Cr2O7.

Dans l'eau, il se dissocie en ions dichromate et en ions potassium.

L'ion dichromate (Cr2O72-) étant un puissant agent oxydant, ce produit est couramment utilisé dans les réactions d'oxydo-réduction en laboratoire et dans l'industrie. Comme tous les composés du chrome hexavalent le dichromate est dangereux pour la santé.

Utilisation[modifier | modifier le code]

Le dichromate de potassium est en particulier utilisé dans les éthylotests. En effet, l'éthanol est un alcool primaire qui, en présence d'un excès d'oxydant, s'oxyde en acide éthanoïque selon la réaction :

3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O

La réaction est catalysée par du nitrate d'argent. L'ion dichromate est orangé et la couleur passe au vert (couleur des ions chrome III) avec la réaction, indiquant par là la présence ou non d'alcool.

Par réaction avec l'acétate de plomb il donne le chromate de plomb (PbCrO4), solide insoluble, largement utilisé comme pigment : le jaune de chrome. Le plomb est maintenant interdit dans les peintures en raison de sa toxicité, étant un facteur de saturnisme.


Il est aussi utilisé comme mordant ou comme agent servant à teindre les bois à tanin tels que le bois de chêne. En effet, il réagit avec les tanins pour donner au bois une couleur plus foncée.

Nomenclature[modifier | modifier le code]

L'appellation dichromate, imposée par l'IUPAC pourrait être considérée comme impropre au regard de la construction des mots en français qui recommande de ne pas mélanger les origines des constituants des mots. Dans le cas de dichromate le mot est en effet constitué d'une racine grecque chrom(couleur) et d'un préfixe multiplicateur latin di (deux).

Le nom systématique heptaoxidodichromate[8] n'est jamais utilisé.

La terminaison ate indique que l'élément chimique concerné, le chrome, est à son degré le plus élevé, VI. À ce degré d'oxydation, tous les électrons de valence de la structure électronique externe du chrome 4s1 3d5 ont été transférés.

Structure[modifier | modifier le code]

La structure de l'ion dichromate est celle d'un ion qui résulte de la condensation de la forme acide de deux ions chromate HCrO4-.

-O3Cr-O-H + H-O-CrO3--O3Cr-O-CrO3- + H2O

La longueur des liaisons du pont Cr-O-Cr est 0,19 nm et l'angle est 115 ° en O. La longueur des autres liaisons Cr-O est 0,16 nm. Cette diminution sensible est due à leur caractère de double liaison.

Couleur[modifier | modifier le code]

Au regard de la théorie du champ cristallin, l'ion dichromate ne devrait pas être coloré puisqu'il n'y a pas d'électron d sur le chrome. La couleur de cet ion n'est donc pas due à des transitions entre niveaux 3d, mais à des transitions à transfert de charge depuis les niveaux des ions oxydes vers ceux du chrome.

Réactivité[modifier | modifier le code]

La réactivité de l'ion dichromate est principalement rédox, mais également acidobasique.

Acidobasicité[modifier | modifier le code]

L'ion dichromate est en équilibre acidobasique avec l'ion chromate, ce dernier étant stable en milieu basique (au-dessus de pH = 6). Il suffit de changer le pH pour voir la solution passer de l'orange (dichromate) au jaune (chromate). Il s'agit de l'équilibre de condensation décrit ci-dessus.

Entre pH 2 et pH 6, la forme la plus stable est HCrO4-.

À pH plus acide, la forme stable est l'ion dichromate.

Oxydoréduction[modifier | modifier le code]

Le potentiel rédox de référence du couple dichromate / chrome(III) est 1,33 V, ce qui le place juste au-dessus du couple O2 / H2. Ce couple du chrome est donc limite instable sur le plan thermodynamique, mais cette instabilité n'est pas génante dans la pratique.

Autres réactions[modifier | modifier le code]

En présence d'acide chlorhydrique concentré, l'ion dichromate donne l'ion chlorochromate ClCrO3-. Ce dernier s'hydrolyse dans l'eau en absence d'acide chlorhydrique.

Les ions fluorochromate FCrO3-, bromochromate BrCrO3- et iodochromate ICrO3- se forment de même.

À chaud, en présence de chlorure de potassium et d'acide sulfurique, il se forme le chlorure de chromyle CrO2Cl2, un liquide rouge foncé qui bout à 117 °C.

Allergies[modifier | modifier le code]

Le bichromate de potassium provoque des allergies, surtout des eczémas atopiques ou de contact, chez les personnes sensibles au chrome. Il est très difficile de ne pas être en contact avec le chrome, car des sels de chrome (dont le bichromate de potassium) sont présents en de nombreuses circonstances, notamment le tannage du cuir et le travail du ciment.[réf. nécessaire]

Images[modifier | modifier le code]

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Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

  • Secret de Pouilly-le-Fort : sur l'utilisation (non publiée) du bichromate de potassium par Pasteur lors des expériences de vaccination contre le charbon à Pouilly-le-Fort et sur la mesure dans laquelle cela peut être considéré comme un plagiat à l'égard d'Henry Toussaint.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b et c DICHROMATE DE POTASSIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. [PDF]Fernand PELLERIN, Arlette BAILLET-GUFFROY, Danielle BAYLOCQ-FERRIER, « Techniques d'analyse - Titrages par oxydoréduction », Techniques de l'ingénieur,‎ 1991 (consulté le 7 septembre 2010)
  4. « dichromate de potassium » sur ESIS, consulté le 11 février 2009
  5. Entrée du numéro CAS « 7778-50-9 » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 27 novembre 2008 (JavaScript nécessaire)
  6. « Dichromate de potassium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  7. Numéro index 024-002-00-6 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  8. (en) Union internationale de chimie pure et appliquée (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry (Recommandations IUPAC 2005). Cambridge (UK): RSC–IUPAC. ISBN 0-85404-438-8. Chapitre 8.4, Version électronique.