Kromegenskaber, egenskaber og anvendelser



den chrom (Cr) er et metallisk element i gruppe 6 (VIB) i det periodiske bord. Årligt produceres tonsvis af dette metal ved ekstraktion af chromitmalm eller magnesiummalm (FeCr2O4, MgCr2O4), som reduceres med kul for at opnå metal. Det er meget reaktivt, og kun i meget reducerende forhold er det i sin rene form.

Dets navn stammer fra det græske ord 'chroma', hvilket betyder farve. Det blev givet dette navn på grund af de mange og intense farver udvist af chromforbindelser, uanset om de var uorganiske eller organiske; fra faste stoffer eller sorte opløsninger til gul, orange, grøn, violet, blå og rød.

Farven af ​​metallisk chrom og dens carbider er imidlertid grå sølv. Denne funktion bruges i kromteknikken til at give mange strukturer blinker sølv (som dem der ses i krokodillen i billedet ovenfor). Således "badning med krom" til stykkerne får glans og stor korrosionsbestandighed.

Krom i opløsning reagerer hurtigt med ilt i luften til dannelse af oxider. Afhængigt af mediumets pH og oxidative betingelser kan forskellige oxidationstalere erhverves med (III) (Cr3+) den mest stabile af alle. Som et resultat heraf blev chrom (III) oxid (Cr2O3) grøn farve er den mest stabile af sine oxider.

Disse oxider kan interagere med andre metaller i miljøet, der stammer fra for eksempel det sibiriske røde blypigment (PbCrO).4). Dette pigment er gul-orange eller rødt (i henhold til dets alkalitet), og fra den isolerede den franske videnskabsmand Louis Nicolas Vauquelin metallisk kobber, hvorfor den tildeles som dens opdager.

Dets mineraler og oxider samt en lille del af metallisk kobber gør dette element til at optage den 22. rigeste af jordskorpen.

Kromens kemi er meget forskelligt, fordi det kan danne bindinger med næsten hele periodiske bordet. Hver af dets forbindelser udviser farver, som afhænger af antallet af oxidation, såvel som de arter der interagerer med det. Det danner også bindinger med kulstof, der går ind i et stort antal organometalliske forbindelser.

[TOC]

Egenskaber og egenskaber

Chrom er et sølvmetal i sin rene form med et atomnummer på 24 og en molekylvægt på ca. 52 g / mol (52Cr, dens mest stabile isotop).

På grund af sine stærke metalbindinger har den høj smeltepunkt (1907 ° C) og kogende (2671 ° C) punkter. Også dets krystallinske struktur gør det til et meget tæt metal (7,19 g / ml).

Det reagerer ikke med vand for at danne hydroxider, men det reagerer med syrer. Det oxideres med ilt fra luften, som normalt producerer kromoxid, som er et meget brugt grønt pigment..

Disse lag af oxid skaber det, der er kendt som passivering, Beskytter metallet mod yderligere korrosion, da ilt ikke kan trænge ind i den metalliske sinus.

Den elektroniske konfiguration er [Ar] 4s13d5, med alle elektronerne uparret og udviser derfor paramagnetiske egenskaber. Parring af elektroniske spinser kan imidlertid forekomme, hvis metallet udsættes for lave temperaturer, idet der erhverves andre egenskaber såsom antiferromagnetisme..

indeks

  • 1 Egenskaber og egenskaber
  • 2 Kemisk struktur af krom
  • 3 Oxideringsnummer
    • 3.1 Cr (-2, -1 og 0)
    • 3.2 Cr (I) og Cr (II)
    • 3,3 Cr (III)
    • 3,4 Cr (IV) og Cr (V)
    • 3,5 Cr (VI): kromat-dichromatparet
  • 4 brugen af ​​krom
    • 4.1 Som farvestof eller pigmenter
    • 4.2 I krom eller metallurgi
    • 4.3 Ernæringsmæssige
  • 5 hvor er du?
  • 6 referencer

Kemisk struktur af krom

Hvad er strukturen af ​​krommetal? I sin rene form vedtager krom en kubisk krystallinsk struktur centreret på kroppen (cc eller bcc, for dens akronym på engelsk). Dette betyder at kromatomet er placeret i midten af ​​en terning, hvis kanter er optaget af andre kromoer (som i billedet ovenfor).

Denne struktur er ansvarlig for, at krommen har højsmeltende og kogepunkter samt høj hårdhed. Kobberatomer overlapper deres s og d orbitaler for at danne ledningsbånd i overensstemmelse med båndteorien.

Således er begge bånd halvt fyldte. Hvorfor? Fordi den elektroniske konfiguration er [Ar] 4s13d5 og hvordan orbital s kan holde to elektroner og orbitalerne d ti. Derefter optages kun halvdelen af ​​båndene dannet ved deres overlapninger af elektroner.

Med disse to perspektiver - den krystallinske struktur og metalbinding - kan mange af de fysiske egenskaber af dette metal forklares i teorien. Men forklarer heller ikke, hvorfor krom kan have flere oxidationstilstande eller tal.

Dette ville kræve en dyb forståelse af atomets stabilitet med hensyn til elektroniske spins.

Oxideringsnummer

Fordi den elektroniske konfiguration af krommen er [Ar] 4s13d5 kan tjene op til en eller to elektroner (kr1- og Cr2-) eller tabe dem for at erhverve forskellige oxidationsnumre.

Således, hvis krom mister en elektron, ville det være som [Ar] 4s03d5; hvis du mister tre, [Ar] 4s03d3; og hvis du mister dem alle, [Ar], eller hvad er det samme, ville det være isoelektronisk for argon.

Krom mister ikke eller får elektroner med blot caprice: Der skal være en art, der donerer eller accepterer dem for at gå fra et oxidationsnummer til et andet.

Chrom har følgende oxidationstal: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 og +6. Af dem er +3, Cr3+, det er den mest stabile og derfor overvejende for alle; efterfulgt af +6, Cr6+.

Cr (-2, -1 og 0)

Det er meget usandsynligt, at krom vil få elektroner, fordi det er et metal, og derfor er det naturen at donere dem. Det kan imidlertid koordineres med ligander, det vil sige molekyler, der interagerer med metalcentret gennem et datalink.

En af de mest kendte er carbonmonoxid (CO), som danner hexakarbonylforbindelsen af ​​krom.

Denne forbindelse har en molekylær formel Cr (CO)6, og da liganderne er neutrale og ikke giver nogen ladning, har Cr et oxidationsnummer på 0.

Dette kan også observeres i andre organometalliske forbindelser, såsom bis (benzen) krom. I sidstnævnte er krom omgivet af to benzenringe i en molekylær struktur af sandwich-typen:

Af disse to organometalliske forbindelser kan opstå mange andre af Cr (0).

Salte er fundet, hvor de virker sammen med natriumkationer, hvilket indebærer, at Cr skal have et negativt oxidationsnummer for at tiltrække positive ladninger: Cr (-2), Na2[Cr (CO)5] og Cr (-1), Na2[Cr2(CO)10].

Cr (I) og Cr (II)

Cr (I) eller Cr1+ den fremstilles ved oxidation af de netop beskrevne organometalliske forbindelser. Dette opnås ved oxidation af ligander, såsom CN eller NO, og danner for eksempel forbindelse K3[Cr (CN)5NO].

Her er det faktum at have tre K kationer+ indebærer, at kromkomplekset har tre negative ladninger; ligeledes CN liganden- giver fem negative afgifter, således at mellem Cr og NO skal tilføje to positive ladninger (-5 + 2 = -3).

Hvis NO er ​​neutral, så er det Cr (II), men det har en positiv ladning (NEJ+), er i så fald Cr (I).

På den anden side er forbindelserne af Cr (II) mere rigelige, idet de er blandt dem: chrom (II) chlorid (CrCl2), kromacetat (Cr2(O2CCH3)4), chrom (II) oxid (CrO), chrom (II) sulfid (CrS) og andre.

Cr (III)

Det er for det meste den største stabilitet, fordi det faktisk er produktet af mange oxidant reaktioner af kromationerne. Måske er dens stabilitet skyldes den elektroniske konfiguration3, i hvilke tre elektroner optager tre d orbitaler af lavere energi i forhold til de to andre mere energiske (udfoldning d orbitaler).

Den mest repræsentative forbindelse af dette oxidationsnummer er chrom (III) oxid (Cr2O3). Afhængigt af liganderne, der er koordineret til det, vil komplekset vise en farve eller en anden. Eksempler på disse forbindelser er: [CrCl2(H2O)4] Cl, Cr (OH)3, CRF3, [Cr (H2O)6]3+, etc.

Selv om den kemiske formel ikke viser det ved første øjekast, har chrom sædvanligvis en oktaedrisk koordinationssfære i sine komplekser; det vil sige, den er placeret i midten af ​​en oktaedron, hvor dens hjørner er placeret ligander (seks i alt).

Cr (IV) og Cr (V)

Forbindelserne, hvor Cr deltager5+ de er meget få, på grund af den elektroniske ustabilitet af nævnte atom, udover det er det let oxideret til Cr6+, meget mere stabil ved at være isoelektronisk med hensyn til argon ædelgas.

Imidlertid kan Cr (V) -forbindelser syntetiseres under visse betingelser, såsom højt tryk. De har også tendens til at nedbrydes ved moderate temperaturer, hvilket gør deres mulige anvendelser umulige, fordi de ikke har termisk resistens. Nogle af dem er: CrF5 og K3[Cr (O2)4] (O22- er peroxidanionet).

På den anden side Cr4+ Det er relativt mere stabilt, der er i stand til at syntetisere dets halogenerede forbindelser: CrF4, CrCl4 og CrBr4. Imidlertid er de også modtagelige for nedbrydning ved redoxreaktioner for at producere chromatomer med bedre oxidationsnumre (såsom +3 eller +6).

Cr (VI): kromat-dichromatparet

2 [CrO4]2- + 2H+  (Gul) => [Cr2O7]2- + H2O (Orange)

Ovennævnte ligning svarer til den syre dimerisering af to kromationer til dannelse af dichromat. Variationen i pH forårsager en ændring i interaktionerne omkring det centrale centrum af Cr6+, vist sig også i opløsningens farve (fra gul til orange eller omvendt). Dichromat består af en bro O3CrO-CrO3.

Forbindelserne af Cr (VI) har karakteristikaene for at være skadelige og endog kræftfremkaldende overfor menneskekroppen og dyrene.

Hvordan? Undersøgelser hævder, at CrO ioner42- de krydser cellemembraner ved virkningen af ​​proteinerne, som transporterer sulfater (begge ioner har faktisk samme størrelser).

Reduktionsmidler i cellerne reducerer Cr (VI) til Cr (III), som akkumuleres ved irreversibelt koordinering med specifikke steder af makromolekyler (såsom DNA).

Forurenet cellen med et overskud af krom, kan denne ikke forlade på grund af den manglende mekanisme, der transporterer den tilbage gennem membranerne.

Chrome bruger

Som farvestof eller pigmenter

Chrom har en bred vifte af applikationer, fra farvestof til forskellige typer stoffer, til beskyttelse, der pryder metaldele i det såkaldte krom, som kan gøres med rent metal eller med forbindelser af Cr (III) eller Cr (VI).

Chromfluorid (CrF)3) bruges for eksempel som farvestof til ulddug; det kromiske sulfat (Cr2(SO4)3), Er beregnet til farvning lak, keramik, maling, trykfarver, lak, og også tjener til forchromning metal; og kromoxid (Cr2O3) finder også brug, hvor den attraktive grøn farve er påkrævet.

Derfor kan ethvert krommineral med intense farver være bestemt til at farve en struktur, men derefter opstår faktumet, hvis de nævnte forbindelser er farlige eller ikke for miljøet eller for individernes sundhed.

Faktisk bruges dets giftige egenskaber til at bevare træ og andre overflader mod insektangreb.

I forkromet eller metallurgi

På samme måde tilsættes små mængder chrom til stålet for at styrke det mod oxidation og for at forbedre dets lysstyrke. Dette skyldes, at det er i stand til at danne gråholdige carbider (Cr3C2) meget modstandsdygtig over for at reagere med ilt i luften.

Fordi krom kan poleres for at opnå skinnende overflader, forkromet så har sølv design og farver som et billigere alternativ til disse formål.

ernæringsmæssige

Nogle diskuterer, om krom kan betragtes som et væsentligt element, det vil sige uundværligt i den daglige kost. Det er til stede i nogle fødevarer i meget små koncentrationer, såsom grønne blade og tomater.

Der er også protein kosttilskud, der regulerer aktiviteten af ​​insulin og fremme muskelvækst, som i tilfælde af chrom polinicotinato.

Hvor er det?

Chrom findes i et stort udvalg af mineraler og ædelstene som rubiner og smaragder. Hovedmineralet, hvorfra chrom er ekstraheret, er chromit (MCr2O4), hvor M kan være ethvert andet metal med hvilket chromoxid er forbundet. Disse miner er flot i Sydafrika, i Indien, Tyrkiet, Finland, Brasilien og andre lande.

Hver kilde har en eller flere varianter af chromit. På denne måde opstår der for hver M (Fe, Mg, Mn, Zn, etc.) et andet krommineral.

Til fjernet malm skal reduceres, dvs. gøre metalcenteret ved elektron gain chrom virkning af et reduktionsmiddel. Dette er lavet med kulstof eller aluminium:

FeCr2O4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Også er chromit fundet (PbCrO4).

Normalt, i noget mineral, hvor Cr ion3+ kan erstatte Al3+, begge med lidt lignende ionradiuser, udgør en urenhed, der resulterer i en anden naturlig kilde til denne fantastiske, men skadelige metal.

referencer

  1. Tenenbaum E. Chrom. Modtaget fra: chemistry.pomona.edu
  2. Wikipedia. (2018). Chrom. Hentet fra: en.wikipedia.org
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. april 2018). Hvad er forskellen mellem Chrome og Chromium? Taget fra: thoughtco.com
  4. N. V. Mandich. (1995). Kemi af krom. [PDF]. Taget fra: citeseerx.ist.psu.edu
  5. Kemi LibreTexts. Kemi af krom. Modtaget fra: chem.libretexts.org
  6. Saul 1. Shupack. (1991). Kemien af ​​krom og nogle resulterende analytiske problemer. Anmeldt af: ncbi.nlm.nih.gov
  7. Advameg, Inc. (2018). Chrom. Modtaget fra: chemistryexplained.com