Kromegenskaper, egenskaper og bruksområder



den krom (Cr) er et metallisk element i gruppe 6 (VIB) i det periodiske tabellen. Årlig produseres tonn av dette metallet ved å ekstrahere kromittmalm eller magnesiummalm (FeCr2O4, MgCr2O4), som reduseres med kull for å oppnå metallet. Det er veldig reaktivt, og bare i svært reduserende forhold er det i ren form.

Navnet stammer fra det greske ordet "chroma", som betyr farge. Det ble gitt dette navnet på grunn av de mange og intense fargene som ble vist av kromforbindelser, uansett uorganisk eller organisk; fra faste stoffer eller svarte løsninger, til gul, oransje, grønn, fiolett, blå og rød.

Fargen på metallisk krom og dens karbider er imidlertid gråaktig sølv. Denne funksjonen brukes i kromteknikken for å gi mange strukturer blinker sølv (som de som ses i krokodillen i bildet ovenfor). Således blir "bading med krom" til brikkene gitt glans og stor korrosjonsbestandighet.

Krom i løsning reagerer raskt med oksygen i luften for å danne oksider. Avhengig av pH og oksidative forhold i mediet, kan forskjellige oksidasjonsnumre bli anskaffet, med (III) (Cr3+) den mest stabile av alle. Som et resultat er krom (III) oksyd (Cr2O3) Grønn farge er den mest stabile av oksyder.

Disse oksidene kan samhandle med andre metaller i miljøet, med opprinnelse, for eksempel, det sibiriske røde blypigmentet (PbCrO).4). Dette pigmentet er gul-oransje eller rødt (i henhold til dets alkalitet), og fra den isolerte den franske forskeren Louis Nicolas Vauquelin metallisk kobber, derfor blir det tildelt som oppdager.

Dens mineraler og oksider, samt en liten del av metallisk kobber, gjør dette elementet okkupert den 22. rikeste av jordskorpen.

Kjemien til krom er meget variert fordi den kan danne bindinger med nesten hele periodiske bordet. Hver av dets forbindelser utgjør farger som avhenger av antall oksidasjon, så vel som artene som interagerer med det. Det danner også bindinger med karbon, intervenerer i et stort antall organometalliske forbindelser.

[TOC]

Egenskaper og egenskaper

Krom er et sølvmetall i sin rene form, med et atomnummer på 24 og en molekylvekt på ca. 52 g / mol (52Cr, den mest stabile isotopen).

Gitt sine sterke metallbindinger har den høye smeltepunkt (1907 ° C) og kokende (2671 ° C) poeng. Dessuten gjør den krystallinske strukturen seg til et svært tett metall (7,19 g / ml).

Det reagerer ikke med vann for å danne hydroksider, men det reagerer med syrer. Det oksideres med oksygen fra luften, som vanligvis produserer kromoksyd, som er et mye brukt grønt pigment..

Disse lagene av oksid skaper det som er kjent som passivisering, Beskytter metallet mot ytterligere korrosjon, siden oksygen ikke kan trenge inn i metallisk sinus.

Den elektroniske konfigurasjonen er [Ar] 4s13d5, med alle elektronene uparbert, og derfor utviser paramagnetiske egenskaper. Parring av elektroniske spinn kan imidlertid oppstå hvis metallet blir utsatt for lave temperaturer, og innhenter andre egenskaper som antiferromagnetisme..

index

  • 1 Egenskaper og egenskaper
  • 2 Kjemisk struktur av krom
  • 3 Oksidasjonsnummer
    • 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-dikromatparet
  • 4 bruksområder av krom
    • 4.1 Som fargestoff eller pigmenter
    • 4.2 I krom eller metallurgi
    • 4.3 Ernæringsmessig
  • 5 Hvor er du?
  • 6 Referanser

Kjemisk struktur av krom

Hva er strukturen av krommetallet? I sin rene form vedtar krom en kubisk krystallinsk struktur sentrert på kroppen (cc eller bcc, for sin akronym på engelsk). Dette betyr at kromatomet ligger i midten av en terning, hvis kanter er opptatt av andre kromoer (som i bildet ovenfor).

Denne strukturen er ansvarlig for at krommet har høyt smeltepunkt og kokepunkter, samt en høy hardhet. Kobberatomer overlapper deres s- og d-orbitaler for å danne ledningsbånd i henhold til båndteorien.

Dermed er begge bandene halvt fulle. Hvorfor? Fordi den elektroniske konfigurasjonen er [Ar] 4s13d5 og hvordan orbitalen s kan holde to elektroner, og orbitalerne d ti. Da er bare halvparten av båndene dannet av deres overlapper okkupert av elektroner.

Med disse to perspektiver - den krystallinske strukturen og metallbinding - kan mange av de fysiske egenskapene til dette metallet forklares i teorien. Imidlertid forklarer heller ikke hvorfor krom kan ha flere oksidasjonstilstander eller tall.

Dette ville kreve en dyp forståelse av atomets stabilitet med hensyn til elektroniske spinn.

Oksidasjonsnummer

Fordi den elektroniske konfigurasjonen av krommet er [Ar] 4s13d5 kan tjene opptil en eller to elektroner (kr1- og Cr2-), eller gå tapt for å skaffe seg forskjellige oksidasjonsnumre.

Dermed, hvis krommet mister et elektron, ville det være som [Ar] 4s03d5; hvis du mister tre, [Ar] 4s03d3; og hvis du mister dem alle, [Ar], eller hva er det samme, ville det være isoelektronisk for argon.

Krom mister ikke eller får elektroner med bare caprice: det må være en art som donerer eller aksepterer dem for å gå fra ett oksidasjonsnummer til et annet.

Krom har følgende oksidasjonsnummer: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 og +6. Av dem er +3, Cr3+, det er den mest stabile og derfor overveiende av alle; etterfulgt av +6, Cr6+.

Cr (-2, -1 og 0)

Det er svært lite sannsynlig at krom vil få elektroner, fordi det er et metall, og derfor er naturen å donere dem. Imidlertid kan det koordineres med ligander, det vil si molekyler som samhandler med metalsenteret gjennom en datalink.

En av de mest kjente er karbonmonoksid (CO), som danner heksakarbonylforbindelsen av krom.

Denne forbindelsen har en molekylær formel Cr (CO)6, og siden ligandene er nøytrale og gir ingen ladning, har Cr et oksidasjonsnummer på 0.

Dette kan også observeres i andre organometalliske forbindelser som bis (benzen) krom. I sistnevnte er krom omgitt av to benzenringer i en molekylær struktur av sandwich-type:

Av disse to organometalliske forbindelsene kan oppstå mange andre av Cr (0).

Salter har blitt funnet hvor de samhandler med natriumkationer, noe som innebærer at Cr må ha et negativt oksidasjonsnummer for å tiltrekke 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 er produsert ved oksidasjon av de organometalliske forbindelser som nettopp er beskrevet. Dette oppnås ved oksidasjon av ligander, slik som CN eller NO, og danner for eksempel forbindelse K3[Cr (CN)5NO].

Her faktumet av å ha tre K kationer+ innebærer at kromkomplekset har tre negative kostnader; på samme måte CN-liganden- gir fem negative kostnader, slik at mellom Cr og NO må legge til to positive kostnader (-5 + 2 = -3).

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

På den annen side er forbindelsene av Cr (II) mer rikelig, idet de er blant dem: krom (II) klorid (CrCl2), kromacetat (Cr2(O2CCH3)4), krom (II) oksid (CrO), krom (II) sulfid (CrS) og andre.

Cr (III)

Av alt er det en av større stabilitet, fordi det faktisk er produktet av mange oksidasjonsreaksjoner av kromat-ionene. Kanskje stabiliteten skyldes den elektroniske konfigurasjonen3, i hvilke tre elektroner opptar tre d orbitaler av lavere energi sammenlignet med de andre to mer energiske (unfolding d orbitals).

Den mest representative forbindelsen av dette oksidasjonsnummeret er krom (III) oksyd (Cr2O3). Avhengig av ligander som er koordinert til det, vil komplekset vise en farge eller en annen. Eksempler på disse forbindelsene er: [CrCl2(H2O)4] Cl, Cr (OH)3, CrF3, [Cr (H2O)6]3+, etc.

Selv om kjemisk formel ikke viser det ved første øyekast, har krom vanligvis en oktaedisk koordinasjonssfære i sine komplekser; det vil si at den befinner seg i midten av en oktaedron hvor dets knutepunkter er plassert ligander (seks totalt).

Cr (IV) og Cr (V)

Forbindelsene der Cr deltar5+ de er svært få, på grunn av den elektroniske ustabiliteten til nevnte atomer, i tillegg er det lett oksidert til Cr6+, mye mer stabil ved å være isoelektronisk med hensyn til argon-edelgass.

Imidlertid kan Cr (V) -forbindelser syntetiseres under visse betingelser, så som høytrykk. De har også en tendens til å dekomponere ved moderate temperaturer, noe som gjør deres mulige anvendelser umulige fordi de ikke har termisk motstand. Noen av dem er: CrF5 og K3[Cr (O2)4] (O.22- er peroksidanionet).

På den annen side har Cr4+ Det er relativt mer stabilt, og kan syntetisere sine halogenerte forbindelser: CrF4, CrCl4 og CrBr4. Imidlertid er de også utsatt for nedbrytning ved redoksreaksjoner for å produsere kromatomer med bedre oksidasjonsnumre (for eksempel +3 eller +6).

Cr (VI): kromat-dikromatparet

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

Ovennevnte ligning korresponderer med syre dimerisering av to kromationer for å produsere dikromat. Variasjonen i pH forårsaker en forandring i samspillet rundt det metalliske sentrum av Cr6+, vist også i fargen på løsningen (fra gul til oransje eller omvendt). Dichromat består av en bro O3Cro-CrO3.

Forbindelsene av Cr (VI) har egenskapene for å være skadelig og til og med kreftfremkallende for menneskekroppen og dyrene.

Hvordan? Studier hevder at CrO-ioner42- de krysser cellemembranen ved hjelp av proteiner som transporterer sulfater (begge ioner faktisk har lignende størrelser).

Reduksjonsmidler inne i cellene redusere Cr (VI) til Cr (III), som akkumulerer koordinatsystemet irreversibelt til spesifikke områder av makromolekyler (for eksempel DNA).

Forurenset cellen ved et overskudd av krom, kan denne ikke gå på grunn av mangel på mekanisme som transporterer den tilbake gjennom membranene.

Chrome bruker

Som fargestoff eller pigmenter

Krom har et bredt spekter av applikasjoner, fra fargestoffer for forskjellige typer stoffer, til og med beskyttelses utbroder metalldeler i det som er kjent som krom, som kan være det rene metall, eller forbindelser av Cr (III) eller Cr (VI).

Kromfluorid (CrF)3), for eksempel, brukes som et fargestoff for ullklær; det kromiske sulfatet (Cr2(SO4)3), er beregnet for farging emaljer, keramikk, maling, blekk, lakk, og tjener også til å kromatere metaller; og krom oksyd (Cr2O3) finner også bruk der den attraktive grønnfargen er nødvendig.

Derfor er en hvilken som helst krommalm med intense farger kan være ment for farging av en struktur, men det oppstår etter det faktum om disse forbindelsene er farlig eller ikke, for miljøet eller helsen til personer.

Faktisk er dets giftige egenskaper brukt til å bevare tre og andre overflater fra insektangrep.

I krom eller metallurgi

På samme måte blir små mengder krom tilsatt til stålet for å styrke det mot oksidasjon og for å forbedre lysstyrken. Dette skyldes at den er i stand til å danne grå karbider (Kr3C2) veldig motstandsdyktig mot å reagere med oksygen i luften.

Fordi krom kan poleres for å skaffe skinnende overflater, forkrommet, har du sølvdesign og farger som et billigere alternativ til disse formålene.

ernærings

Noen debatter om krom kan betraktes som et viktig element, det vil si uunnværlig i det daglige dietten. Det er tilstede i noen matvarer i svært små konsentrasjoner, for eksempel grønne blader og tomater.

I tillegg er det proteintilskudd som regulerer aktiviteten til insulin og fremmer muskelvekst, slik det er tilfelle med krompolynikotinat..

Hvor er det?

Krom finnes i et stort utvalg av mineraler og edelstener som rubiner og smaragder. Hovedmineralet hvorfra krom er ekstrahert er kromitt (MCr2O4), hvor M kan være noe annet metall med hvilket kromoksid er forbundet. Disse gruvene florerer i Sør-Afrika, i India, Tyrkia, Finland, Brasil og andre land.

Hver kilde har en eller flere varianter av kromitt. På denne måten oppstår for hver M (Fe, Mg, Mn, Zn, etc.) et annet krommineral.

For å trekke ut metallet, er det nødvendig å redusere mineralet, det vil si å lage det metalliske sentrum av kromforsterkende elektroner ved hjelp av et reduksjonsmiddel. Dette er gjort med karbon eller aluminium:

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

Også er kromitt funnet (PbCrO4).

Vanligvis, i noe mineral der Cr ion3+ kan erstatte Al3+, begge med litt tilsvarende ioniske radier, utgjør en urenhet som resulterer i en annen naturlig kilde til dette fantastiske, men skadelige metallet.

referanser

  1. Tenenbaum E. krom. Tatt fra: chemistry.pomona.edu
  2. Wikipedia. (2018). Krom. Hentet fra: en.wikipedia.org
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. april 2018). Hva er forskjellen mellom Chrome og krom? Hentet fra: thoughtco.com
  4. N.V. Mandich. (1995). Kjemi av krom. [PDF]. Tatt fra: citeseerx.ist.psu.edu
  5. Kjemi LibreTexts. Kjemi av krom. Tatt fra: chem.libretexts.org
  6. Saul 1. Shupack. (1991). Kjemien av krom og noen resulterende analytiske problemer. Vurdert av: ncbi.nlm.nih.gov
  7. Advameg, Inc. (2018). Krom. Hentet fra: chemistryexplained.com