- Karakteristike i svojstva
- Krom kemijska struktura
- Oksidacijski broj
- Cr (-2, -1 i 0)
- Cr (I) i Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) i Cr (V)
- Cr (VI): par kromat-dikromat
- Krom koristi
- Kao bojilo ili pigmenti
- U kromu ili metalurgiji
- prehrambene
- Gdje se nalazi?
- Reference
Krom (Cr) je metalni element grupe 6 (VIB) periodnog. Tona ovog metala se proizvodi godišnje ekstrakcijom iz minerala kromita željeza ili magnezija (FeCr 2 O 4, MgCr 2 O 4), koji se reduciraju ugljenom kako bi se dobio metal. Vrlo je reaktivan, i samo u vrlo smanjenim uvjetima je u svom čistom obliku.
Ime potječe od grčke riječi 'chroma', što znači boja. To je ime dobio zbog višestrukih i intenzivnih boja koje su pokazale spojevi kroma, bilo anorganski ili organski; od crnih krutih tvari ili otopina do žute, narančaste, zelene, ljubičaste, plave i crvene boje.
Kromirani krokodil. Srebrni model krokodila od metala od krokodila. Izvor: Maxpixel
Međutim, boja metalnog kroma i njegovih karbida srebrnasto je sivkasta. Ova se karakteristika iskorištava u tehnici kromiranja kako bi se mnogim strukturama dale sjaj srebra (poput onih koje se vide u krokodilu na gornjoj slici). Tako se kupanjem s kromom komadi daju sjaj i veliku otpornost na koroziju.
Krom u otopini brzo reagira s kisikom u zraku i stvara okside. Ovisno o pH i oksidacijskim uvjetima medija, on može steći različite oksidacijske brojeve, pri čemu je (III) (Cr 3+) najstabilniji od svih. Prema tome, zeleni krom (III) oksid (Cr 2 O 3) je najstabilnija od njegovih oksida.
Ti oksidi mogu komunicirati s drugim metalima u okolišu, uzrokujući, na primjer, pigment sibirskog crvenog olova (PbCrO 4). Ovaj je pigment žuto-narančaste ili crvene boje (prema alkalnosti), a od njega je francuski znanstvenik Louis Nicolas Vauquelin izolirao metalni bakar, zbog čega je nagrađen kao njegov otkrivač.
Njegovi minerali i oksidi, kao i maleni metalni dio bakra, čine ovaj element broj 22 među najbrojnijim u zemljinoj kori.
Kemija kroma vrlo je raznolika jer može formirati veze s gotovo čitavom periodičnom tablicom. Svaki njegov spoj pokazuje boje koje ovise o oksidacijskom broju, kao i vrste koje u njemu djeluju. Isto tako, on formira veze s ugljikom, intervenirajući u velikom broju organometalnih spojeva.
Karakteristike i svojstva
Krom je metal srebra u svom čistom obliku, s atomskim brojem 24 i molekulskom masom od oko 52 g / mol (52 Cr, njegov najstabilniji izotop).
S obzirom na snažne metalne veze, ima visoke talište (1907 ºC) i vrelište (2671 ºC). Također, njegova kristalna struktura čini metal vrlo gustim (7,19 g / ml).
Ne reagira s vodom da tvori hidrokside, ali reagira s kiselinama. Oksidira kisikom u zraku, općenito stvarajući kromov oksid, koji se široko koristi zeleni pigment.
Ovi oksidni slojevi stvaraju ono što je poznato kao pasivacija, štiteći metal od daljnje korozije, jer kisik ne može prodrijeti u metalni sinus.
Njegova je elektronička konfiguracija 4s 1 3d 5, a svi su elektroni neparni, pa iskazuje paramagnetska svojstva. Međutim, parenje elektroničkih vrtnji može se dogoditi ako je metal podvrgnut niskim temperaturama, stječući druga svojstva kao što je antiferromagnetizam.
Krom kemijska struktura
Izvorni PNG-ovi Daniel Mayer, DrBob, pronađeni u Inkscapeu od korisnika: Stannered (Kristalna građe), Wikimedia Commons
Kakva je struktura metala od kroma? U svom čistom obliku, krom pretpostavlja kubičnu kristalnu strukturu u središtu tijela (ccm ili bcc). To znači da se atom kroma nalazi u sredini kocke, čiji su rubovi zauzeti drugim kromima (kao na gornjoj slici).
Ova struktura odgovorna je za krom koji ima visoke točke taljenja i vrenja, kao i visoku tvrdoću. Atomi bakra preklapaju se s i d orbitale kako bi tvorili vodljive vrpce prema teoriji pojasa.
Tako su oba benda napola puna. Zašto? Budući da je njegova elektronička konfiguracija 4s 1 3d 5 i kao s orbitala može smjestiti dva elektrona, a d orbitala deset. Tada su samo polovina bendova formiranih njihovim preklapanjem zauzeta elektronima.
S ove dvije perspektive - kristalna struktura i metalna veza - mnoga fizička svojstva ovog metala mogu se objasniti u teoriji. Međutim, ni jedno ne objašnjava zašto krom može imati različita oksidacijska stanja ili brojeve.
Ovo bi zahtijevalo duboko razumijevanje stabilnosti atoma u odnosu na elektroničke spinove.
Oksidacijski broj
Budući da je elektronska konfiguracija kroma 4s 1 3d 5, može dobiti do jedan ili dva elektrona (Cr 1– i Cr 2–) ili ih izgubiti da dobiju različite oksidacijske brojeve.
Dakle, ako krom izgubi elektron, bio bi to 4s 0 3d 5; ako izgubi tri, 4s 0 3d 3; i ako izgubi sve njih, ili što je isto, bio bi izoelektronski argon.
Krom ne gubi niti ne dobiva elektrone pukom ćudljivošću: mora postojati vrsta koja ih donira ili prihvaća kako bi prešla s jednog oksidacijskog broja na drugi.
Krom ima sljedeće oksidacijske brojeve: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 i +6. Od toga je +3, Cr 3+ najstabilniji i zato prevladava od svih; a slijedi +6, Cr 6+.
Cr (-2, -1 i 0)
Krom je vrlo malo vjerojatno da će dobiti elektrone, jer je to metal, i stoga je njegova priroda da ih donira. Međutim, može se koordinirati s ligandima, to jest molekulama koje u interakciji s metalnim centrom vrše dativnu vezu.
Jedan od najpoznatijih je ugljični monoksid (CO), koji tvori heksakarbonilni spoj kroma.
Ovaj spoj ima molekulsku formulu Cr (CO) 6, a budući da su ligandi neutralni i ne stvaraju nikakav naboj, tada Cr ima oksidacijski broj 0.
To se može primijetiti i u drugim organometalnim spojevima kao što je bis (benzen) krom. U potonjem, krom je okružen s dva prstena benzena u molekularnoj strukturi sličnoj sendviču:
Autor Ben Mills, iz Wikimedia Commons
Mnogi drugi Cr (0) spojevi mogu nastati iz ova dva organometalna spoja.
Soli je nađeno, gdje su međusobno djeluju s natrijevim kationima, što ukazuje da je Cr moraju imati negativni broj oksidacije privući pozitivne naboje: Cr (-2), Na 2 i Cr (1), Na 2.
Cr (I) i Cr (II)
Cr (I) ili Cr1 + nastaje oksidacijom upravo opisanih organometalnih spojeva. To se postiže oksidacijskim ligandima, kao što je CN ili NO, čime se dobije, na primjer, spoj K 3.
Ovdje činjenica da postoje tri K + kationa implicira da kromov kompleks ima tri negativna naboja; isto tako ligand CN - doprinosi pet negativnih naboja, tako da između Cr i NO moraju dodati dva pozitivna naboja (-5 + 2 = -3).
Ako NO nije neutralan, onda je Cr (II), ali ako ima pozitivan naboj (NO +), onda je Cr (I).
S druge strane, Cr (II) su spojevi u izobilju, a među njima se sljedeći: krom (II) klorida (CrCL 2), chromous acetata (Cr 2 (O 2 CCH 3) 4), krom oksid (II) (CrO), krom (II) sulfid (CrS) i još mnogo toga.
Cr (III)
Od svih, ona je najveća stabilnost, jer je ustvari proizvod mnogih oksidativnih reakcija kromatnih iona. Možda je njegova stabilnost posljedica njegove elektroničke konfiguracije d 3, u kojoj tri elektrona zauzimaju tri niže energetske d orbitale u usporedbi s ostala dva energetska (dvostruko orbitalno udvostručenje).
Najreprezentativnije Spoj ovog oksidacijskog broja je krom (III) oksid (Cr 2 O 3). Ovisno o ligandima koji se koordiniraju, kompleks će pokazati jednu ili drugu boju. Primjeri tih spojeva jesu: Cl, Cr (OH) 3, CRF 3, 3+, itd
Iako se kemijska formula ne pokazuje na prvi pogled, krom obično ima oktaedarsku koordinacijsku sferu u svojim kompleksima; to jest, nalazi se u središtu oktaedra gdje su njegovi vrhovi postavljeni ligandima (ukupno šest).
Cr (IV) i Cr (V)
Spojeva u kojima Cr 5+ sudjeluje vrlo je malo, zbog elektronske nestabilnosti spomenutog atoma, osim činjenice da se lako oksidira u Cr 6+, mnogo stabilniji, jer je izoelektronski u odnosu na plemeniti argon.
Međutim, Cr (V) spojevi mogu se sintetizirati u određenim uvjetima, poput visokog tlaka. Isto tako, imaju tendenciju raspada pri umjerenim temperaturama, što onemogućava njihovu primjenu jer nemaju toplinski otpor. Neki od njih su: CRF 5 i K 3 (O 2 2 je anion peroksid).
S druge strane, Cr 4+ relativno stabilna, te se može sintetizirati na halogenirani spojevi: CRF 4, CrCL 4 i CrBr 4. Međutim, oni su također osjetljivi na razgradnju redoks reakcijama, čime se dobivaju atomi kroma s boljim brojevima oksidacije (poput +3 ili +6).
Cr (VI): par kromat-dikromat
2 2 + 2H + (žuta) => 2 + H 2 O (Orange)
Gornja jednadžba odgovara kiseloj dimerizaciji dva kromatna iona kako bi nastao dikromat. Promjena pH uzrokuje promjenu međudjelovanja oko metalnog središta Cr 6+, što je vidljivo i u boji otopine (od žute do narančaste ili obrnuto). Dikromat se sastoji od mosta O 3 Cr-O-CrO 3.
Cr (VI) spojevi imaju svojstva da budu štetna, pa čak i kancerogena za ljudsko tijelo i životinje.
Kako? Studije tvrde da je HRV 4 2- iona prolaze kroz stanične membrane ili djelovanjem sulfat transporta proteina (oba ioni su zapravo slične veličine).
Redukcijski agensi unutar stanica smanjuju Cr (VI) u Cr (III), koji se akumulira nepovratno koordinirajući na specifična mjesta na makromolekulama (kao što je DNA).
Jednom kada je stanica kontaminirana viškom kroma, ne može otići zbog nedostatka mehanizma koji bi je prenosio natrag kroz membrane.
Krom koristi
Kao bojilo ili pigmenti
Krom ima širok spektar primjene, od boje za različite vrste tkanina, do protektora koji krase metalne dijelove u onome što je poznato kao kromirana obloga, a koji se može napraviti od čistog metala, ili sa Cr (III) spojevima ili Cr (VI).
Kromne fluorid (CRF 3), na primjer, koristi se kao bojilo za vunene tkanine; kromov sulfat (Cr 2 (SO 4) 3), koristi se za bojenje emajla, keramike, boja, mastila, lakova, a služi i za kromiranje metala; i krom oksida (Cr 2 O 3) također nalazi koristiti kada je potrebno njegovo atraktivna zelene boje.
Dakle, bilo kojem mineralu kroma s intenzivnim bojama može se smiriti struktura, ali nakon toga se postavlja činjenica jesu li ti spojevi opasni za okoliš ili za zdravlje pojedinaca.
Zapravo, njegova otrovna svojstva koriste se za očuvanje drva i drugih površina od napada insekata.
U kromu ili metalurgiji
Čeliku se dodaju i male količine kroma kako bi se ojačao protiv oksidacije i poboljšao njegov sjaj. To je zbog činjenice da je u stanju formirati sivkaste karbide (Cr 3 C 2) koji su vrlo otporni pri reakciji s kisikom u zraku.
Budući da se krom može polirati na sjajnim površinama, krom sadrži srebrni dizajn i boje kao jeftiniju alternativu za te svrhe.
prehrambene
Neki raspravljaju može li se krom smatrati bitnim elementom, odnosno neophodnim u svakodnevnoj prehrani. Prisutna je u nekim namirnicama u vrlo malim koncentracijama, poput zelenog lišća i rajčice.
Isto tako, postoje proteinski dodaci koji reguliraju aktivnost inzulina i potiču rast mišića, kao što je slučaj s krominim polinicotinatom.
Gdje se nalazi?
Izvor: Pixabay
Krom se nalazi u širokom rasponu minerala i dragulja poput rubina i smaragda. Glavni mineral iz koje je ekstrahiran je krom Chromite (MCR 2 O 4), pri čemu M može biti bilo koja druga metalna s kojim je povezan krom oksida. Ove mine obiluju u Južnoj Africi, Indiji, Turskoj, Finskoj, Brazilu i drugim zemljama.
Svaki izvor ima jednu ili više kromitnih varijanti. Na taj način nastaje za svaki M (Fe, Mg, Mn, Zn itd.) Različit mineral kroma.
Za ekstrakciju metala potrebno je smanjiti mineral, to jest napraviti središte metala kroma da dobije elektrone djelovanjem reducirajućih sredstava. To se radi s ugljenikom ili aluminijom:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Također, nalazi se kromit (PbCrO 4).
Općenito, u bilo kojem mineralu u kojem ion Cr 3+ može zamijeniti Al 3+, oba s malo sličnim ionskim polumjerima, predstavlja nečistoću koja rezultira drugim prirodnim izvorom ovog čudesnog, ali štetnog metala.
Reference
- Tenenbaum E. Krom. Preuzeto iz: chemistry.pomona.edu
- Wikipedia. (2018.). Krom. Preuzeto sa: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, dr. Sc. (6. travnja 2018.). Koja je razlika između kroma i kroma? Preuzeto sa: misao.com
- NV Mandich. (devetnaest devedeset pet). Kemija kroma., Preuzeto sa: citeseerx.ist.psu.edu
- Kemija LibreTexts. Kemija kroma. Preuzeto sa: chem.libretexts.org
- Saul 1. Shupack. (1991). Kemija kroma i neki rezultirajući analitički problemi. Pregledano iz: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Krom. Preuzeto sa: chemistryexplained.com