- Egenskaber og egenskaber
- Kemisk kemisk struktur
- Oxidationsnummer
- Cr (-2, -1 og 0)
- Cr (I) og Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) og Cr (V)
- Cr (VI): chromat-dikromatparret
- Krom bruger
- Som farvestof eller pigmenter
- I krom eller metallurgi
- Ernæringsmæssige
- Hvor er det placeret?
- Referencer
Den chrom (Cr) er et metal fra gruppe 6 (VIB) i det periodiske system. Tons af dette metal produceres årligt gennem dets ekstraktion fra krom mineral af jern og magnesium (FeCr 2 O 4, MgCr 2 O 4), som er reduceret med kul til opnåelse af metallet. Det er meget reaktivt, og kun under meget reducerende betingelser er det i dets rene form.
Navnet stammer fra det græske ord "chroma", som betyder farve. Det fik dette navn på grund af de mange og intense farver, som chromforbindelser udstiller, uanset om de er uorganiske eller organiske; fra sorte faste stoffer eller opløsninger til gul, orange, grøn, violet, blå og rød.
Chrome-krokodille. Sølvkrokodillekrommetallaligator. Kilde: Maxpixel
Imidlertid er farven på metallisk krom og dets carbider sølvgrå. Denne egenskab udnyttes i forkromningsteknikken for at give mange strukturer sølvglitter (som dem, der ses i krokodillen på billedet ovenfor). Ved at "bade med krom" får stykkerne således glans og stor modstand mod korrosion.
Krom i opløsning reagerer hurtigt med ilt i luften og danner oxider. Afhængig af pH-værdien og mediets oxidative betingelser kan det opnå forskellige oxidationsnumre, hvor (III) (Cr3 +) er det mest stabile af alle. Følgelig grønne chrom (III) oxid (Cr 2 O 3) er den mest stabile af dets oxider.
Disse oxider kan interagere med andre metaller i miljøet med oprindelse i for eksempel pigmentet Siberian rød bly (PbCrO 4). Dette pigment er gul-orange eller rødt (i henhold til dets alkalinitet), og fra det isolerede den franske videnskabsmand Louis Nicolas Vauquelin metallisk kobber, hvorfor han tildeles som dens opdager.
Dens mineraler og oxider såvel som en lille del af metallisk kobber gør dette element til 22 af det mest rigelige i jordskorpen.
Kromens kemi er meget forskelligartet, fordi den kan danne bindinger med næsten hele hele periodiske tabel. Hver af dens forbindelser udviser farver, der afhænger af oxidationsnummeret, samt de arter, der interagerer med det. Ligeledes danner det bindinger med kulstof, der griber ind i et stort antal organometalliske forbindelser.
Egenskaber og egenskaber
Krom er et sølvmetal i sin rene form med et atomnummer på 24 og en molekylvægt på ca. 52 g / mol (52 Cr, dets mest stabile isotop).
I betragtning af de stærke metalliske bindinger har den høje smeltepunkter (1907 ºC) og kogepunkter (2671 ºC). Desuden gør dens krystallinske struktur 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 i luften og producerer generelt kromoxid, som er et meget brugt grønt pigment.
Disse oxidlag skaber såkaldt passivering og beskytter metallet mod yderligere korrosion, da ilt ikke kan trænge ind i metallsinus.
Dens elektroniske konfiguration er 4s 1 3d 5, hvor alle elektroner er parrede, og derfor udviser paramagnetiske egenskaber. Parring af elektroniske spins kan dog ske, hvis metallet udsættes for lave temperaturer, hvilket får andre egenskaber, såsom antiferromagnetisme.
Kemisk kemisk struktur
Af originale PNG'er af Daniel Mayer, DrBob, sporet i Inkscape af Bruger: Stannered (Crystal stucture), via Wikimedia Commons
Hvad er strukturen i krommetal? I sin rene form antager krom en kropscentreret kubisk krystalstruktur (cc eller bcc). Dette betyder, at kromatom er placeret i midten af en terning, hvis kanter er optaget af andre krom (som på billedet ovenfor).
Denne struktur er ansvarlig for, at chrom har høje smelte- og kogepunkter samt høj hårdhed. Kobberatomer overlapper deres s og d-orbitaler for at danne ledningsbånd i henhold til båndteori.
Således er begge band halvt fulde. Hvorfor? Fordi dens elektroniske konfiguration er 4s 1 3d 5 og som s orbital kan den rumme to elektroner og d orbitalerne ti. Derefter er kun halvdelen af båndene dannet af deres overlap besat af elektroner.
Med disse to perspektiver - den krystallinske struktur og den metalliske binding - kan mange af de fysiske egenskaber ved dette metal forklares i teorien. Ingen af dem forklarer dog, hvorfor chrom kan have forskellige oxidationstilstande eller antal.
Dette ville kræve en dyb forståelse af atomets stabilitet med hensyn til elektroniske spins.
Oxidationsnummer
Da elektronkonfigurationen af krom er 4s 1 3d 5, kan den få op til en eller to elektroner (Cr 1– og Cr 2–), eller miste dem for at få forskellige oxidationsnumre.
Således, hvis krom mister et elektron, ville det være 4s 0 3d 5; hvis han mister tre, 4s 0 3d 3; og hvis det mister dem alle, eller hvad der er det samme, ville det være isoelektronisk for argon.
Krom mister eller vinder ikke elektroner ved blot indfald: der skal være en art, der donerer eller accepterer dem for at gå fra et oxidationsnummer til et andet.
Krom har følgende oxidationsnumre: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 og +6. Af disse er +3, Cr 3+, den mest stabile og derfor dominerende af alle; efterfulgt af +6, Cr 6+.
Cr (-2, -1 og 0)
Det er meget usandsynligt, at krom får elektroner, da det er et metal, og dets karakter er at donere dem. Den kan imidlertid koordinere med ligander, det vil sige molekyler, der interagerer med metalcentret gennem en dativbinding.
En af de bedst kendte er carbonmonoxid (CO), der danner kromhexacarbonylforbindelsen.
Denne forbindelse har molekylformlen Cr (CO) 6, og da liganderne er neutrale og ikke tilvejebringer 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 sandwichlignende molekylstruktur:
Af Ben Mills, fra Wikimedia Commons
Mange andre Cr (0) -forbindelser kan opstå fra disse to organometalliske forbindelser.
Salte har vist sig, hvor de interagerer med natriumkationer, hvilket indebærer, at Cr skal have en negativ oxidationstrin at tiltrække positive ladninger: Cr (-2), Na 2 og Cr (-1), Na 2.
Cr (I) og Cr (II)
Cr (I) eller Cr 1+ produceres ved oxidation af de netop beskrevne organometallforbindelser. Dette opnås ved oxiderende ligander, såsom CN eller NO, hvorved der dannes, fx forbindelse K 3.
Her indebærer det faktum, at der er tre K + -kationer, at chromkomplekset har tre negative ladninger; ligeledes liganden CN - bidrager fem negative ladninger, således at der mellem Cr og NO skal de tilføje to positive ladninger (-5 + 2 = -3).
Hvis NO er neutral, er det Cr (II), men hvis det har en positiv ladning (NO +), er det Cr (I).
På den anden side (II) forbindelser Cr er større, heriblandt følgende: chrom (II) chlorid (CrCl 2), chromochlorid acetat (Cr 2 (O 2 CCH 3) 4), chromoxid (II) (CrO), chrom (II) sulfid (CrS) og mere.
Cr (III)
Af alt er det den med størst stabilitet, da det faktisk er produktet af mange oxidative reaktioner af chromationer. Måske dens stabilitet skyldes dens d 3 elektronisk konfiguration, hvor tre elektroner besætte tre lavere energi d orbitaler sammenlignet med de andre to mere energiske dem (d-orbital fordoblingstider).
Den mest repræsentativ forbindelse ifølge oxidationstrin er chrom (III) oxid (Cr 2 O 3). Afhængigt af ligander, der koordineres til det, vil komplekset udvise en eller anden farve. Eksempler på disse forbindelser er: Cl, Cr (OH) 3, CRF 3, 3+, etc.
Selvom den kemiske formel ikke viser det ved første øjekast, har krom normalt en oktaedrisk koordinations sfære i sine komplekser; det vil sige, det er placeret i midten af en oktaeder, hvor dets hjørner er placeret af ligander (seks i alt).
Cr (IV) og Cr (V)
Forbindelserne, hvori Cr5+ deltager, er meget få på grund af det elektroniske ustabilitet af nævnte atom, ud over det faktum, at det let oxideres til Cr6+, meget mere stabilt, da det er isoelektronisk med hensyn til argon ædelgas.
Imidlertid kan Cr (V) -forbindelser syntetiseres under visse betingelser, såsom højt tryk. Ligeledes har de en tendens til at nedbrydes ved moderate temperaturer, hvilket gør deres mulige anvendelser umulige, da de ikke har termisk modstand. Nogle af dem er: CRF 5 og K 3 (O 2 2- er peroxidanion).
På den anden side, Cr 4+ er relativt mere stabil, at kunne syntetisere sine halogenerede forbindelser: CRF 4, CrCl 4 og CrBr 4. De er imidlertid også modtagelige for at blive dekomponeret af redoxreaktioner for at producere chromatomer med bedre oxidationstal (såsom +3 eller +6).
Cr (VI): chromat-dikromatparret
2 2- + 2H + (gul) => 2- + H 2 O (orange)
Ovenstående ligning svarer til syredimeriseringen af to chromationer til fremstilling af dichromat. Variationen i pH forårsager en ændring i interaktioner omkring det metalliske centrum af Cr 6+, også tydeligt i opløsningsfarven (fra gul til orange eller omvendt). Dichromate består af en O 3 Cr-O-CrO 3 bro.
Cr (VI) -forbindelser har egenskaberne ved at være skadelige og endda kræftfremkaldende for den menneskelige krop og dyr.
Hvordan? Undersøgelser hævde, at Cro 4 2- ioner krydse cellemembraner ved indvirkning af sulfat-transporterende proteiner (begge ioner er faktisk ens i størrelse).
Reduktionsmidler inden i celler reducerer Cr (VI) til Cr (III), som akkumuleres ved irreversibelt koordinering til specifikke steder på makromolekyler (såsom DNA).
Når cellen er forurenet med et overskud af krom, kan den ikke forlade på grund af manglen på mekanisme, der transporterer den tilbage gennem membranerne.
Krom bruger
Som farvestof eller pigmenter
Krom har en lang række anvendelser, fra farvestof til forskellige typer stoffer, til en beskyttelsesfilm, der pynter metaldele i såkaldt forkromning, som kan fremstilles med rent metal eller med Cr (III) -forbindelser eller Cr (VI).
Kromfluorid (CrF 3) bruges for eksempel som farvestof til uldklude; chrom- sulfat (Cr 2 (SO 4) 3), anvendes til at farve emaljer, keramik, maling, blæk, lakker, og tjener også til krom metaller; og chromoxid (Cr 2 O 3) også fund bruge hvor dens attraktive grønne farve er påkrævet.
Derfor kan ethvert krommineral med intense farver være bestemt til at plette en struktur, men derefter opstår faktum, om disse forbindelser er farlige eller ikke for miljøet eller for individers helbred.
Faktisk bruges dets giftige egenskaber til at bevare træ og andre overflader mod insektangreb.
I krom eller metallurgi
Små mængder chrom sættes også til stålet for at styrke det mod oxidation og for at forbedre dets glans. Dette skyldes det faktum, at det er i stand til at danne grålige carbider (Cr 3 C 2), som er meget modstandsdygtig ved reaktion med oxygen i luften.
Da krom kan poleres til blanke overflader, har chrom derefter sølvdesign 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 diæt. Det findes i nogle fødevarer i meget små koncentrationer, såsom grønne blade og tomater.
Ligeledes er der proteintilskud, der regulerer insulinaktivitet og fremmer muskelvækst, som det er tilfældet med krompolynicotinat.
Hvor er det placeret?
Kilde: Pixabay
Krom findes i en lang række mineraler og ædelstene såsom rubiner og smaragder. Den vigtigste mineral fra hvilken chrom ekstraheres er chromit (MCR 2 O 4), hvor M kan være noget andet metal, som chromoxid er associeret. Disse miner bugner i Sydafrika, Indien, Tyrkiet, Finland, Brasilien og andre lande.
Hver kilde har en eller flere kromitvarianter. På denne måde opstår der for hver M (Fe, Mg, Mn, Zn osv.) Et andet krommineral.
For at ekstrahere metallet er det nødvendigt at reducere mineralet, det vil sige for at få chrommetallcentret til at få elektroner ved hjælp af et reduktionsmiddel. Dette gøres med kulstof eller aluminium:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Kromit (PbCrO 4) findes også.
Generelt i ethvert mineral, hvor Cr 3+ -ionen kan erstatte Al 3+, begge med lidt lignende ioniske radier, udgør det en urenhed, der resulterer i en anden naturlig kilde til dette fantastiske, men skadelige, metal.
Referencer
- Tenenbaum E. Chromium. Taget fra: chemistry.pomona.edu
- Wikipedia. (2018). Chrom. Taget fra: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, ph.d. (6. april 2018). Hvad er forskellen mellem Chrome og Chromium? Taget fra: thoughtco.com
- NV Mandich. (nitten femoghalvfems). Kemi af krom.. Taget fra: citeseerx.ist.psu.edu
- Kemi LibreTexts. Kemi af krom. Taget fra: chem.libretexts.org
- Saul 1. Shupack. (1991). Kromkemi og nogle resulterende analytiske problemer. Anmeldt af: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Chrom. Taget fra: chemistryexplained.com