Le pouvoir oxydant du dichromate dépend du pH

$$\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}+14\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}=2\mathrm{Cr}{}^{3+}+7\mathrm{H}{}_2\mathrm{O},E=E^{\circ }+\frac{0,06}{6}\log \frac{[\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}][\mathrm{H}{}^{+}{]}^{14}}{[\mathrm{Cr}{}^{3+}{]}^2}.$$ À $\mathrm{pH}=0$ ($[\mathrm{H}{}^{+}]=1$) : $$E=1,33+0,01\log \frac{0,010}{(0,020{)}^2}=1,33+0,01\log 25=1,34\mathrm{V}.$$ À $\mathrm{pH}=3$, le terme $[\mathrm{H}{}^{+}{]}^{14}=10^{-42}$ ajoute $0,01\times (-42)=-0,42\mathrm{V}$ : $E=0,92\mathrm{V}$.

Le potentiel chute de $0,42\mathrm{V}$ quand le pH passe de $0$ à $3$ : le dichromate est un oxydant beaucoup plus fort en milieu très acide. C'est pourquoi on l'utilise en solution fortement acidifiée.