Svojstva, značajke i upotreba kroma

krom (Cr) je metalni element skupine 6 (VIB) periodnog sustava. Godišnje se tone tog metala dobivaju ekstrakcijom kromitne željezne rude ili magnezijeve rude (FeCr)₂O₄, MgCr₂O₄), koji se reduciraju ugljenom radi dobivanja metala. Vrlo je reaktivan, i to samo u vrlo reduciranim uvjetima u čistom obliku.

Ime mu dolazi od grčke riječi "chroma", što znači boja. Ime mu je dano zbog višestrukih i intenzivnih boja koje pokazuju spojevi kroma, bilo anorganski ili organski; od čvrstih ili crnih otopina, do žute, narančaste, zelene, ljubičaste, plave i crvene.

Međutim, boja metalnog kroma i njegovih karbida sivkasto je srebro. Ova značajka se koristi u tehnici kroma da bi se dobilo mnogo bljeskova srebra (kao što su oni koji se vide na krokodilu na slici gore). Dakle, "kupanje s kromom" na komadiće dobivaju sjaj i veliku otpornost na koroziju.

Krom u otopini brzo reagira s kisikom u zraku u obliku oksida. Ovisno o pH i oksidacijskim uvjetima medija mogu se dobiti različiti oksidacijski brojevi, s (III) (Cr³⁺) najstabilniji od svih. Kao rezultat, krom (III) oksid (Cr₂O₃) zelena boja je najstabilnija od svojih oksida.

Ti oksidi mogu stupati u interakciju s drugim metalima u okolišu, s podrijetlom, na primjer, od sibirskog crvenog olovnog pigmenta (PbCrO).₄). Ovaj pigment je žuto-narančast ili crven (prema njegovom alkalitetu), a iz njega je francuski znanstvenik Louis Nicolas Vauquelin izolirao metalni bakar, zbog čega je nagrađen kao njegov otkrivač.

Njegovi minerali i oksidi, kao i mali dio metalnog bakra, čine ovaj element zauzimanjem 22. najzastupljenije Zemljine kore..

Kemija kroma je vrlo raznolika, jer može formirati veze s gotovo cijelim periodnim sustavom. Svaki od njegovih spojeva ispoljava boje koje ovise o broju oksidacije, kao io vrstama koje s njim djeluju. Također tvori veze s ugljikom, intervenirajući u velikom broju organometalnih spojeva.

[TOC]

Karakteristike i svojstva

Krom je srebrni metal u svom čistom obliku, s atomskim brojem 24 i molekularnom težinom od približno 52 g / mol (⁵²Cr, njegov najstabilniji izotop).

S obzirom na jake metalne veze, ima visoke temperature taljenja (1907 ° C) i vrelišta (2671 ° C). Također, njegova kristalna struktura ga čini vrlo gustim metalom (7.19 g / mL)..

Ne reagira s vodom u obliku hidroksida, ali reagira s kiselinama. Oksidira se kisikom iz zraka, obično stvarajući kromov oksid, koji je široko korišten zeleni pigment..

Ovi slojevi oksida stvaraju ono što je poznato pasivnost, štiteći metal od daljnje korozije, jer kisik ne može prodrijeti u metalni sinus.

Njegova elektronička konfiguracija je [Ar] 4s¹3d⁵, sa svim nesparenim elektronima i stoga pokazuju paramagnetska svojstva. Međutim, sparivanje elektroničkih spinova može se dogoditi ako je metal podvrgnut niskim temperaturama, dobivajući druga svojstva kao što je antiferromagnetizam..

indeks

• 1 Karakteristike i svojstva
• 2 Kemijska struktura kroma
• 3 Oksidacijski broj
  • 3,1 Cr (-2, -1 i 0)
  • 3.2 Cr (I) i Cr (II)
  • 3,3 Cr (III)
  • 3,4 Cr (IV) i Cr (V)
  • 3,5 Cr (VI): par kromat-dikromata
• 4 Upotreba kroma
  • 4.1. Kao boja ili pigment
  • 4.2. U kromu ili metalurgiji
  • 4.3
• 5 Gdje ste??
• 6 Reference

Kemijska struktura kroma

Kakva je struktura metala kroma? U svom čistom obliku, krom koristi kubičnu kristalnu strukturu centriranu na tijelu (cc ili bcc, za akronim na engleskom). To znači da se atom kroma nalazi u središtu kocke, čiji rubovi zauzimaju drugi kromi (kao na slici iznad).

Ova struktura je odgovorna za krom koji ima visoke točke taljenja i vrenja, kao i visoku tvrdoću. Atomi bakra preklapaju svoje s i d orbitale tako da formiraju kondukcijske pojaseve prema teoriji traka.

Dakle, oba su pojasa napola puna. Zašto? Zato što je njegova elektronička konfiguracija [Ar] 4s¹3d⁵ i kako orbitalna s može držati dva elektrona, a orbitale d deset. Zatim, samo polovica vrpci nastalih njihovim preklapanjima zauzimaju elektroni.

S ove dvije perspektive - kristalnom strukturom i metalnom vezom - mnoga fizička svojstva ovog metala mogu se objasniti u teoriji. Međutim, niti objašnjava zašto krom može imati nekoliko oksidacijskih stanja ili brojeva.

To bi zahtijevalo duboko razumijevanje stabilnosti atoma u odnosu na elektroničke okretaje.

Oksidacijski broj

Budući da je elektronska konfiguracija kroma [Ar] 4s¹3d⁵ može zaraditi do jednog ili dva elektrona (Cr^1- i Cr^2-), ili ih izgubiti kako bi stekli različite brojeve oksidacije.

Dakle, ako krom izgubi elektron, to bi bilo kao [Ar] 4s⁰3d⁵; ako izgubite tri, [Ar] 4s⁰3d³; i ako ih sve izgubite, [Ar], ili ono što je isto, bilo bi izoelektronično za argon.

Krom ne gubi niti dobiva elektrone pukim caprice: mora postojati vrsta koja ih daje ili prihvaća da pređu s jednog na drugi oksidacijski broj na drugi.

Krom ima sljedeće oksidacijske brojeve: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 i +6. Od njih +3, Cr³⁺, ona je najstabilnija i stoga prevladava od svih; a zatim +6, Cr⁶⁺.

Cr (-2, -1 i 0)

Malo je vjerojatno da će krom dobiti elektrona, jer je to metal, pa je stoga njegova priroda da ih daruje. Međutim, može se koordinirati s ligandima, to jest, molekulama koje stupaju u interakciju s metalnim centrom kroz dativnu vezu.

Jedan od najpoznatijih je ugljični monoksid (CO), koji tvori heksakarbonilni spoj kroma.

Ovaj spoj ima molekulsku formulu Cr (CO)₆, i budući da su ligandi neutralni i ne daju nikakvo punjenje, tada Cr ima oksidacijski broj od 0.

To se također može uočiti u drugim organometalnim spojevima kao što je bis (benzen) krom. U potonjem, krom je okružen s dva benzenska prstena u molekularnoj strukturi tipa sendvič:

Od ova dva organometalna spoja mogu nastati mnogi drugi spojevi Cr (0)..

Nađene su soli u kojima djeluju s natrijevim kationima, što znači da Cr mora imati negativan oksidacijski broj kako bi privukao pozitivne naboje: Cr (-2), Na₂[Cr (CO)₅i Cr (-1), Na₂[Cr₂(CO)₁₀].

Cr (I) i Cr (II)

Cr (I) ili Cr¹⁺ proizvodi se oksidacijom upravo opisanih organometalnih spojeva. To se postiže oksidiranjem liganda, kao što je CN ili NO, tvoreći, na primjer, spoj K₃[Cr (CN)₅NO].

Ovdje je činjenica da ima tri K kationa⁺ podrazumijeva da kompleks kroma ima tri negativna naboja; slično CN ligandu^- daje pet negativnih naboja, tako da između Cr i NO moraju biti dodana dva pozitivna naboja (-5 + 2 = -3).

Ako je NO neutralan, onda je to Cr (II), ali ima pozitivan naboj (NO.)⁺), je u tom slučaju Cr (I).

S druge strane, spojevi Cr (II) su brojniji, a među njima su sljedeći: krom (II) klorid (CrCl)₂), kromni acetat (Cr₂(O₂CCH₃)₄), krom (II) oksid (CrO), krom (II) sulfid (CrS) i drugi.

Cr (III)

Od svih je ona veća stabilnosti, jer je zapravo proizvod mnogih oksidacijskih reakcija kromatnih iona. Možda je njezina stabilnost zbog svoje elektroničke konfiguracije³, u kojoj tri elektrona zauzimaju tri d orbitale niže energije u usporedbi s druga dva energetska (rastezanje d orbitala).

Najreprezentativniji spoj ovog oksidacijskog broja je krom (III) oksid (Cr₂O₃). Ovisno o ligandima koji su s njim koordinirani, kompleks će prikazati jednu ili drugu boju. Primjeri ovih spojeva su: [CrCl₂(H₂O)₄] Cl, Cr (OH)₃, CRF₃, [Cr (H₂O)₆]³⁺, itd.

Premda je kemijska formula na prvi pogled ne pokazuje, krom u svojim kompleksima obično ima oktaedarnu koordinacijsku sferu; to jest, nalazi se u središtu oktaedra gdje su njegovi vrhovi pozicionirani ligandi (ukupno šest).

Cr (IV) i Cr (V)

Spojevi u kojima sudjeluje Cr⁵⁺ oni su vrlo mali, zbog elektronske nestabilnosti spomenutog atoma, osim što se lako oksidira u Cr⁶⁺, mnogo stabilniji je izoelektronski u odnosu na argon plemeniti plin.

Međutim, Cr (V) spojevi se mogu sintetizirati pod određenim uvjetima, kao što je visoki tlak. Također, oni imaju tendenciju razgradnje na umjerenim temperaturama, što ih čini nemogućim, jer nemaju toplinsku otpornost. Neki od njih su: CrF₅ i K₃[Cr (O₂)₄] (O₂^2- je peroksidni anion).

S druge strane Cr⁴⁺ Relativno je stabilniji, jer može sintetizirati svoje halogenirane spojeve: CrF₄, CrCL₄ i CrBr₄. Međutim, oni su također podložni razgradnji redoks reakcijama za proizvodnju atoma kroma s boljim brojevima oksidacije (kao što su +3 ili +6).

Cr (VI): par kromat-dikromata

2 [CrO₄]^2- + 2H⁺  (Žuta) => [Cr₂O₇]^2- + H₂O (narančasta)

Gornja jednadžba odgovara kiseloj dimerizaciji dvaju kromatnih iona kako bi se proizveo dikromat. Varijacija pH uzrokuje promjenu u interakcijama oko metalnog središta Cr⁶⁺, dokazana je iu boji otopine (od žute do narančaste ili obrnuto). Dikromat se sastoji od mosta O₃CRO-CrO₃.

Spojevi Cr (VI) imaju svojstva štetnih i čak kancerogenih za ljudsko tijelo i životinje.

Kako? Studije tvrde da su ioni CrO₄^2- oni prelaze stanične membrane djelovanjem proteina koji prenose sulfate (oba iona zapravo imaju slične veličine).

Reduciranje agensa unutar stanica reducira Cr (VI) do Cr (III), koji se akumulira nepovratnim usklađivanjem sa specifičnim mjestima makromolekula (kao što je DNA).

Onečišćena stanica viškom kroma, ovaj se ne može napustiti zbog nedostatka mehanizma koji ga transportira natrag kroz membrane.

Chrome koristi

Kao boja ili pigmenti

Krom ima širok raspon primjena, od boje za različite vrste tkanina, do zaštitnih koji ukrašavaju metalne dijelove u takozvanom kromu, što se može učiniti čistim metalom, ili sa spojevima Cr (III) ili Cr (VI).

Kromni fluorid (CrF)₃), na primjer, koristi se kao bojilo za vunene tkanine; kromni sulfat (Cr₂(SO₄)₃), namijenjen je za bojanje emajla, keramike, boja, boja, lakova, a također služi za kromatiranje metala; i kromni oksid (Cr₂O₃) također pronalazi primjenu tamo gdje je potrebna atraktivna zelena boja.

Stoga, bilo koji kromirani mineral s intenzivnim bojama može biti predodređen da boji strukturu, ali nakon toga nastaje činjenica da su spomenuti spojevi opasni ili ne za okoliš ili za zdravlje pojedinaca..

Zapravo, njegova otrovna svojstva koriste se za očuvanje drva i drugih površina od napada insekata.

U kromiranoj ili metalurškoj industriji

Isto tako, u čelik se dodaju male količine kroma radi njegovog jačanja protiv oksidacije i poboljšanja svjetline. To je zato što je sposobno formirati sivkaste karbide (Cr₃C₂) vrlo otporan na reagiranje s kisikom u zraku.

Budući da se krom može polirati kako bi se dobile sjajne površine, kromiran je onda srebrni dizajn i boje kao jeftinija alternativa za te namjene..

nutritivni

Neki raspravljaju o tome može li se krom smatrati bitnim elementom, to jest, neophodnim u svakodnevnoj prehrani. Prisutna je u nekim namirnicama u vrlo malim koncentracijama, kao što su zeleno lišće i rajčice.

Osim toga, postoje proteinski dodaci koji reguliraju aktivnost inzulina i potiču rast mišića, kao što je to slučaj s krom polinikotinatom..

Gdje je??

Krom se nalazi u velikom broju minerala i dragulja poput rubina i smaragda. Glavni mineral iz kojeg se krom ekstrahira je kromit (MCr₂O₄gdje M može biti bilo koji drugi metal s kojim je povezan kromov oksid. Ovi rudnici obiluju u Južnoj Africi, Indiji, Turskoj, Finskoj, Brazilu i drugim zemljama.

Svaki izvor ima jednu ili više varijanti kromita. Na taj se način za svaki M (Fe, Mg, Mn, Zn, itd.) Javlja drugačiji mineral kroma.

Da bi se izvadio metal, potrebno je smanjiti mineral, tj. Napraviti metalno središte kroma elektronima djelovanjem reducirajućeg agensa. To se radi s ugljikom ili aluminijem:

FeCr₂O₄ + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Također, nađen je kromit (PbCrO₄).

Obično u bilo kojem mineralu gdje je Cr ion³⁺ može zamijeniti Al³⁺, obje s nešto sličnim ionskim radijusima, čine nečistoću koja rezultira drugim prirodnim izvorom ove nevjerojatne, ali štetne, metalne.

reference

1. Tenenbaum E. krom. Preuzeto iz: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018.). Krom. Preuzeto s: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. travnja 2018.) Koja je razlika između Chromea i Chroma? Preuzeto s: thoughtco.com
4. N.V. Mandich. (1995). Kemija kroma. [PDF]. Preuzeto iz: citeseerx.ist.psu.edu
5. Kemija LibreTexts. Kemija kroma. Preuzeto s: chem.libretexts.org
6. Saul 1. Shupack. (1991). Kemija kroma i neki rezultirajući analitički problemi. Recenzirao: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Krom. Preuzeto s: chemistryexplained.com