Vlastnosti chrómu, charakteristiky a použitia

chróm (Cr) je kovový prvok skupiny 6 (VIB) periodickej tabuľky. Ročne sa tony tohto kovu vyrábajú extrahovaním chromitovej železnej rudy alebo horčíkovej rudy (FeCr.)₂O₄, MgCr₂O₄), ktoré sa redukujú uhlím na získanie kovu. Je veľmi reaktívny a iba vo veľmi redukujúcich podmienkach je vo svojej čistej forme.

Jeho názov pochádza z gréckeho slova „chroma“, čo znamená farbu. To bolo dané toto meno, pretože mnoho a intenzívne farby vykazujú zlúčeniny chrómu, či už anorganické alebo organické; od pevných alebo čiernych roztokov až po žltú, oranžovú, zelenú, fialovú, modrú a červenú.

Farba kovového chrómu a jeho karbidov je však sivasté striebro. Táto funkcia sa používa v chrómovej technike na to, aby mnohým štruktúram bliká striebro (ako napríklad tie, ktoré sú viditeľné v krokodíli na obrázku vyššie). Tak, "kúpanie s chrómom" na kusy sú uvedené lesk a veľkú odolnosť voči korózii.

Chróm v roztoku reaguje rýchlo s kyslíkom vo vzduchu za vzniku oxidov. V závislosti od pH a oxidačných podmienok média sa môžu získať rôzne oxidačné čísla s (III) (Cr³⁺) najstabilnejší zo všetkých. Výsledkom je oxid chrómový (Cr₂O₃) zelená farba je najstabilnejším oxidom.

Tieto oxidy môžu interagovať s inými kovmi v životnom prostredí s pôvodom napr. Sibírsky červený olovnatý pigment (PbCrO).₄). Tento pigment je žltooranžový alebo červený (podľa jeho zásaditosti) az neho francúzsky vedec Louis Nicolas Vauquelin izolovaná kovová meď..

Jeho minerály a oxidy, ako aj malá časť kovovej medi, spôsobujú, že tento prvok zaberá 22. najpočetnejšiu zemskú kôru..

Chémia chrómu je veľmi rôznorodá, pretože môže tvoriť väzby s takmer celou periodickou tabuľkou. Každá z jej zlúčenín vykazuje farby, ktoré závisia od počtu oxidácií, ako aj od druhov, ktoré s ňou interagujú. Vytvára tiež väzby s uhlíkom, ktoré zasahujú do veľkého počtu organokovových zlúčenín.

[TOC]

Charakteristiky a vlastnosti

Chróm je strieborný kov vo svojej čistej forme s atómovým číslom 24 a molekulovou hmotnosťou približne 52 g / mol (⁵²Cr, jeho najstabilnejší izotop).

Vzhľadom na silné kovové väzby má vysoké teploty topenia (1907 ° C) a bod varu (2671 ° C). Jeho kryštalická štruktúra z neho robí veľmi hustý kov (7,19 g / ml)..

Nereaguje s vodou za vzniku hydroxidov, ale reaguje s kyselinami. Oxiduje sa kyslíkom zo vzduchu, zvyčajne produkuje oxid chrómový, ktorý je široko používaným zeleným pigmentom..

Tieto vrstvy oxidu vytvárajú to, čo je známe ako passivation, chráni kov pred ďalšou koróziou, pretože kyslík nemôže preniknúť do kovového sínusu.

Jeho elektronická konfigurácia je [Ar] 4s¹3d⁵, so všetkými nespárovanými elektrónmi, a preto vykazujú paramagnetické vlastnosti. Avšak párovanie elektronických spinov môže nastať, ak je kov vystavený nízkym teplotám, čím sa získajú iné vlastnosti, ako je napríklad antiferomagnetizmus..

index

• 1 Charakteristiky a vlastnosti
• 2 Chemická štruktúra chrómu
• 3 Číslo oxidácie
  • 3.1 Cr (-2, -1 a 0)
  • 3,2 Cr (I) a Cr (II)
  • 3,3 Cr (III)
  • 3.4 Cr (IV) a Cr (V)
  • 3,5 Cr (VI): chromát-dichrómanový pár
• 4 Použitie chrómu
  • 4.1 Ako farbivo alebo pigmenty
  • 4.2 Chróm alebo metalurgia
  • 4.3 Výživa
• 5 Kde ste?
• 6 Referencie

Chemická štruktúra chrómu

Aká je štruktúra kovového chrómu? Vo svojej čistej forme chróm prijíma kubickú kryštalickú štruktúru sústredenú na telo (cc alebo bcc, pre skratku v angličtine). To znamená, že atóm chrómu sa nachádza v strede kocky, ktorej hrany sú obsadené inými chromos (ako na obrázku vyššie).

Táto štruktúra je zodpovedná za chróm, ktorý má vysoké teploty topenia a varu, ako aj vysokú tvrdosť. Atómy medi sa prekrývajú s orbitálmi s a d.

Obe pásma sú teda napoly plné. Prečo? Pretože jeho elektronická konfigurácia je [Ar] 4s¹3d⁵ a ako môžu orbitály držať dva elektróny a orbitály d 10. Potom len polovica pásiem vytvorených ich presahmi je obsadená elektrónmi.

S týmito dvoma perspektívami - kryštalickou štruktúrou a kovovou väzbou - možno mnohé fyzikálne vlastnosti tohto kovu teoreticky vysvetliť. Avšak ani vysvetľuje, prečo môže mať chróm niekoľko oxidačných stavov alebo čísiel.

To by vyžadovalo hlboké pochopenie stability atómu vzhľadom na elektronické spiny.

Oxidačné číslo

Pretože elektronická konfigurácia chrómu je [Ar] 4s¹3d⁵ môže zarobiť až jeden alebo dva elektróny (Cr^1- a Cr^2-), alebo ich stratiť, aby získali rôzne oxidačné čísla.

Ak teda chróm stratí elektrón, bude to ako [Ar] 4s⁰3d⁵; ak stratíte tri, [Ar] 4s⁰3d³; a ak ich stratíte všetky, [Ar] alebo to, čo je rovnaké, bolo by to izoelektronické voči argónu.

Chróm nestráca ani nezískava elektróny iba obyčajnou vrtochom: musí existovať druh, ktorý ich daruje alebo prijíma, aby prešiel z jedného oxidačného čísla na druhé..

Chróm má nasledujúce oxidačné čísla: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 a +6. Z nich +3, Cr³⁺, je najstabilnejšia, a preto prevláda; po ktorom nasleduje +6, Cr⁶⁺.

Cr (-2, -1 a 0)

Je veľmi nepravdepodobné, že chróm získa elektróny, pretože je to kov, a preto je jeho povahou darovať. Môže byť však koordinovaný s ligandami, tzn. Molekulami, ktoré interagujú s centrom kovu prostredníctvom dátového spojenia.

Jedným z najznámejších je oxid uhoľnatý (CO), ktorý tvorí hexakarbonylovú zlúčeninu chrómu.

Táto zlúčenina má molekulárny vzorec Cr (CO)₆, a pretože ligandy sú neutrálne a neposkytujú žiadny náboj, potom Cr má oxidačné číslo 0.

To je možné pozorovať aj pri iných organokovových zlúčeninách, ako je napríklad bis (benzén) chróm. V druhom prípade je chróm obklopený dvoma benzénovými kruhmi v molekulárnej štruktúre sendvičového typu:

Z týchto dvoch organokovových zlúčenín môže vzniknúť mnoho ďalších Cr (0).

Soli sa našli tam, kde interagujú so sodíkovými katiónmi, čo znamená, že Cr musí mať negatívne oxidačné číslo, aby prilákal pozitívne náboje: Cr (-2), Na₂[Cr (CO)₅] a Cr (-1), Na₂[Cr₂(CO)₁₀].

Cr (I) a Cr (II)

Cr (I) alebo Cr¹⁺ vyrába sa oxidáciou organokovových zlúčenín, ktoré sú práve opísané. To sa dosiahne oxidáciou ligandov, ako je CN alebo NO, čím sa vytvorí napríklad zlúčenina K₃[Cr (CN)₅NO].

Tu je fakt, že majú tri K katióny⁺ znamená, že komplex chrómu má tri negatívne náboje; podobne ako ligand CN^- poskytuje päť záporných nábojov, takže medzi Cr a NO sa musia pridať dva kladné náboje (-5 + 2 = -3).

Ak je NO neutrálny, potom je Cr (II), ale má kladný náboj (NO⁺), je v tomto prípade Cr (I).

Na druhej strane, zlúčeniny Cr (II) sú hojnejšie, pričom medzi nimi patria: chlorid chrómnatý (CrCl₂), octan chromitý (Cr₂(O₂CCH₃)₄), oxid chrómový (CrO), sulfid chrómnatý (CrS) a ďalšie.

Cr (III)

Zo všetkých je to vyššia stabilita, pretože je v skutočnosti produktom mnohých oxidačných reakcií iónov chrómanu. Možno je jeho stabilita spôsobená jeho elektronickou konfiguráciou³, v ktorom tri elektróny zaberajú tri d orbitály s nižšou energiou v porovnaní s ostatnými dvomi energickejšími (rozkladajúce sa d orbitály).

Najreprezentatívnejšou zlúčeninou tohto oxidačného čísla je oxid chrómový (Cr₂O₃). V závislosti od ligandov, ktoré sú k nej koordinované, bude komplex zobrazovať jednu farbu alebo inú farbu. Príklady týchto zlúčenín sú: [CrCl₂(H₂O)₄] Cl, Cr (OH)₃, CRF₃, [Cr (H₂O)₆]³⁺, etc.

Hoci chemický vzorec to na prvý pohľad neukazuje, chróm má vo svojich komplexoch zvyčajne oktaedrálnu koordinačnú sféru; to je, to je lokalizované v strede oktaedron kde jeho vrcholy sú umiestnené ligandy (šesť celkom) \ t.

Cr (IV) a Cr (V)

Zlúčeniny, na ktorých sa Cr zúčastňuje⁵⁺ sú veľmi málo, vzhľadom na elektronickú nestabilitu uvedeného atómu, okrem toho, že sa ľahko oxiduje na Cr⁶⁺, omnoho stabilnejšie tým, že sú izoelektronické vzhľadom na vzácny plyn argónu.

Zlúčeniny Cr (V) sa však môžu syntetizovať za určitých podmienok, ako je vysoký tlak. Tiež majú tendenciu rozkladať sa pri miernych teplotách, čo znemožňuje ich možné použitie, pretože nemajú tepelný odpor. Niektoré z nich sú: CrF₅ a K₃[Cr (O₂)₄] (O₂^2- je peroxidový anión).

Na druhej strane Cr⁴⁺ Je relatívne stabilnejšia, schopná syntetizovať svoje halogénované zlúčeniny: CrF₄, CrCl₄ a CrBr₄. Sú však tiež náchylné na rozklad oxidačno-redukčnými reakciami za vzniku atómov chrómu s lepšími číslami oxidácie (napríklad +3 alebo +6)..

Cr (VI): chromát-dichrómanový pár

2 [CrO₄]^2- + 2H⁺  (Žltá) => [Cr₂O₇]^2- + H₂O (oranžová)

Vyššie uvedená rovnica zodpovedá kyselinovej dimerizácii dvoch chromátových iónov za vzniku dichromanu. Zmeny pH spôsobujú zmenu interakcií okolo kovového centra Cr⁶⁺, dôkazom aj vo farbe roztoku (od žltej po oranžovú alebo naopak). Dichromát pozostáva z mosta O₃CrO-CrO₃.

Zlúčeniny Cr (VI) majú vlastnosti škodlivé a dokonca karcinogénne pre ľudské telo a zvieratá.

Ako? Štúdie argumentujú, že ióny CrO₄^2- prechádzajú cez bunkové membrány pôsobením proteínov, ktoré transportujú sírany (oba ióny majú v skutočnosti podobné veľkosti).

Redukčné činidlá v bunkách redukujú Cr (VI) na Cr (III), ktorý sa akumuluje ireverzibilnou koordináciou so špecifickými miestami makromolekúl (napríklad DNA)..

Kontaminovaná bunka prebytkom chrómu, toto nemôže opustiť kvôli nedostatku mechanizmu, ktorý ho transportuje späť cez membrány..

Chrome používa

Ako farbivo alebo pigmenty

Chróm má širokú škálu aplikácií, od farbív pre rôzne druhy tkanín, až po ochranné, ktoré zdobia kovové časti v tzv. Chrómoch, ktoré sa môžu vykonávať s čistým kovom alebo so zlúčeninami Cr (III) alebo Cr (VI).

Fluorid chromitý (CrF)₃) sa napríklad používa ako farbivo na vlnené tkaniny; síranu chromitého (Cr₂(SO₄)₃), je určený na farbenie smaltov, keramiky, farieb, atramentov, lakov a slúži aj na chromovanie kovov; a oxid chrómový (Cr₂O₃) nájde uplatnenie aj tam, kde sa vyžaduje jeho atraktívna zelená farba.

Preto môže byť akýkoľvek chrómový minerál s intenzívnymi farbami určený na farbenie štruktúry, ale potom vzniká skutočnosť, že uvedené zlúčeniny sú nebezpečné alebo nie pre životné prostredie alebo pre zdravie jednotlivcov..

V skutočnosti sa jeho jedovaté vlastnosti používajú na ochranu dreva a iných povrchov pred napadnutím hmyzom.

V chrómovanej alebo metalurgii

Podobne sa do ocele pridávajú malé množstvá chrómu na posilnenie proti oxidácii a na zlepšenie ich jasu. Je to preto, že je schopný tvoriť sivasté karbidy (Cr₃C₂) veľmi odolný voči reakcii s kyslíkom vo vzduchu.

Vzhľadom k tomu, chróm môže byť leštené získať lesklé povrchy, chrómované potom majú strieborné vzory a farby ako lacnejšia alternatíva pre tieto účely.

nutričné

Niektorí diskutujú o tom, či chróm možno považovať za základný prvok, ktorý je nevyhnutný v dennej strave. Je prítomný v niektorých potravinách vo veľmi malých koncentráciách, ako sú zelené listy a paradajky.

Okrem toho existujú proteínové doplnky, ktoré regulujú aktivitu inzulínu a podporujú rast svalov, ako je to v prípade polynikotinátu chrómu..

Kde je?

Chróm sa nachádza vo veľkom množstve minerálov a drahokamov, ako sú rubíny a smaragdy. Hlavným minerálom, z ktorého sa chróm extrahuje, je chromit (MCr₂O₄), kde M môže byť akýkoľvek iný kov, s ktorým je spojený oxid chrómu. Tieto bane sú hojné v Južnej Afrike, v Indii, Turecku, Fínsku, Brazílii a ďalších krajinách.

Každý zdroj má jeden alebo viac variantov chromitu. Týmto spôsobom vzniká pre každý M (Fe, Mg, Mn, Zn, atď.) Iný chrómový minerál.

Na extrakciu kovu je potrebné redukovať minerál, to znamená, aby sa kovový stred chrómového elektrónu zvýšil pôsobením redukčného činidla. To sa vykonáva uhlíkom alebo hliníkom:

FeCr₂O₄ + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Tiež sa nachádza chromit (PbCrO₄).

Zvyčajne, v každom mineráli, kde Cr ión³⁺ môže nahradiť Al³⁺, obe s mierne podobnými iónovými polomermi predstavujú nečistotu, ktorá má za následok ďalší prirodzený zdroj tohto úžasného, ​​ale škodlivého kovu.

referencie

1. Tenenbaum E. chróm. Prevzaté z: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018). Chromium. Prevzaté z: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. apríl 2018). Aký je rozdiel medzi prehliadačom Chrome a prehliadačom Chromium? Prevzaté z: thoughtco.com
4. N.V. Mandát. (1995). Chémia chrómu. [PDF]. Prevzaté z: citeseerx.ist.psu.edu
5. Chémia LibreTexts. Chémia chrómu. Prevzaté z: chem.libretexts.org
6. Saul 1. Shupack. (1991). Chémia chrómu a niektoré výsledné analytické problémy. Posúdené: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Chromium. Prevzaté z: chemistryexplained.com