- Značilnosti in lastnosti
- Krom kemijska zgradba
- Oksidacijsko število
- Cr (-2, -1 in 0)
- Cr (I) in Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) in Cr (V)
- Cr (VI): par kromat-dikromat
- Uporaba kroma
- Kot barvilo ali pigmenti
- V krom ali metalurgiji
- Prehranske
- Kje je?
- Reference
Krom (Cr), kovinski element skupine 6 (VIB) iz periodnega sistema. Tone te kovine se proizvedejo letno z njenim pridobivanjem iz kromitnega minerala železa ali magnezija (FeCr 2 O 4 , MgCr 2 O 4 ), ki se z ogljem reducirajo, da dobijo kovino. Je zelo reaktiven in le pod zelo zmanjšanimi pogoji je v čisti obliki.
Ime izvira iz grške besede 'chroma', kar pomeni barva. To ime je dobilo zaradi številnih in intenzivnih barv, ki jih razstavljajo kromove spojine, bodisi anorganske ali organske; od črnih trdnih snovi ali raztopin do rumene, oranžne, zelene, vijolične, modre in rdeče.
Kromirani krokodil. Srebrni krokodilski model kovinski model Alligator. Vir: Maxpixel
Vendar je barva kovinskega kroma in njegovih karbidov srebrno sivkasta. Ta lastnost je izkoriščena v tehniki kromiranja, da se mnogim strukturam dajo srebrne iskrice (kot tiste, ki jih vidimo na krokodilu na zgornji sliki). Tako kopeli s kromom kosi dobijo sijaj in veliko odpornost proti koroziji.
Krom v raztopini hitro reagira s kisikom v zraku in tvori okside. Glede na pH in oksidativne pogoje medija lahko pridobi različna oksidacijska števila, pri čemer je (III) (Cr 3+ ) najbolj stabilen izmed vseh. Zato je zelena kromov (III) oksid (Cr 2 O 3 ) je najbolj stabilna njegovih oksidov.
Ti oksidi lahko medsebojno delujejo z drugimi kovinami v okolju in povzročajo na primer pigment sibirski rdeči svinec (PbCrO 4 ). Ta pigment je rumeno-oranžen ali rdeč (glede na alkalnost), iz njega pa je francoski znanstvenik Louis Nicolas Vauquelin izoliral kovinski baker, zato je nagrajen kot njegov odkritelj.
Njeni minerali in oksidi ter majhen del kovinskega bakra ta element uvrščajo med 22 najbogatejših v zemeljski skorji.
Kemija kroma je zelo raznolika, saj lahko tvori vezi s skoraj celotno periodično tabelo. Vsaka njena spojina ima barve, ki so odvisne od oksidacijskega števila, pa tudi vrst, ki z njo delujejo. Prav tako tvori vezi z ogljikom, posega v veliko število organometalnih spojin.
Značilnosti in lastnosti
Krom je srebrna kovina v čisti obliki z atomskim številom 24 in molekulsko maso približno 52 g / mol ( 52 Cr, njen najbolj stabilen izotop).
Zaradi močnih kovinskih vezi ima tališča (1907 ºC) in vrelišča (2671 ºC). Tudi zaradi njegove kristalne strukture je zelo gosta kovina (7,19 g / ml).
Ne reagira z vodo, da tvori hidrokside, vendar reagira s kislinami. Oksidira s kisikom v zraku in na splošno ustvari kromov oksid, ki je široko uporabljen zeleni pigment.
Te oksidne plasti ustvarjajo tako imenovano pasiviranje in ščitijo kovino pred nadaljnjo korozijo, saj kisik ne more prodreti v kovinski sinus.
Njegova elektronska konfiguracija je 4s 1 3d 5 , pri čemer so vsi elektroni neprimerni, zato ima paramagnetne lastnosti. Vendar pa lahko parjenje elektronskih vrtljajev nastane, če je kovina podvržena nizkim temperaturam in pridobi druge lastnosti, kot je antiferromagnetizem.
Krom kemijska zgradba
Izvirni PNG-ji Daniela Mayerja, DrBob, izsledil v Inkscape po uporabniku: Stannered (Crystal stucture), via Wikimedia Commons
Kakšna je struktura kromirane kovine? Krom v svoji čisti obliki prevzame telesno usmerjeno kubno kristalno strukturo (cc ali bcc). To pomeni, da se atom kroma nahaja v središču kocke, katere robove zasedajo drugi kromi (kot na zgornji sliki).
Ta struktura je odgovorna za krom, ki ima visoke tališča in vrelišča, pa tudi visoko trdoto. Atomi bakra prekrivajo svoje s in d orbitale, da tvorijo prevodne pasove v skladu s teorijo pasov.
Tako sta oba pasu napol polna. Zakaj? Ker je njegova elektronska konfiguracija 4s 1 3d 5 in lahko kot orbitala shrani dva elektrona, d orbitala pa deset. Potem le polovico pasov, ki jih tvorijo njihovi prekrivajo, zasedajo elektroni.
S tema dvema perspektivama - kristalno strukturo in kovinsko vezjo - je mogoče v teoriji razložiti številne fizikalne lastnosti te kovine. Vendar pa ni razloženo, zakaj ima lahko krom različna oksidacijska stanja ali števila.
To bi zahtevalo globoko razumevanje stabilnosti atoma v zvezi z elektronskimi vrtljaji.
Oksidacijsko število
Ker je elektronska konfiguracija kroma 4s 1 3d 5, lahko pridobi do enega ali dva elektrona (Cr 1– in Cr 2– ) ali jih izgubi, da pridobi različna oksidacijska števila.
Če torej krom izgubi elektron, bi bil to 4s 0 3d 5 ; če izgubi tri, 4s 0 3d 3 ; in če izgubi vse, ali kar je isto, bi bilo argonsko izoelektronsko.
Krom ne izgubi in ne pridobi elektronov zgolj z muhastjo: obstajati mora vrsta, ki jih podarja ali sprejema, da bi prešla iz ene oksidacijske številke v drugo.
Krom ima naslednje oksidacijske številke: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 in +6. Od tega je +3, Cr 3+ najbolj stabilen in zato prevladuje od vseh; sledi +6, Cr 6+ .
Cr (-2, -1 in 0)
Krom je zelo malo verjetno, da bi pridobil elektrone, saj gre za kovino, zato je njegova narava, da jih podarja. Vendar pa se lahko usklajuje z ligandi, torej z molekulami, ki s pomočjo dativne vezi komunicirajo s kovinskim središčem.
Eden najbolj znanih je ogljikov monoksid (CO), ki tvori heksakarbonilno spojino kroma.
Ta spojina ima molekularno formulo Cr (CO) 6 , in ker so ligandi nevtralni in ne dajejo nobenega naboja, ima Cr oksidacijsko število 0.
To lahko opazimo tudi pri drugih organometalnih spojinah, kot je bis (benzen) krom. V slednjem je krom obdan z dvema benzenima obročema v sendvič podobni molekularni strukturi:
Avtor Ben Mills iz Wikimedia Commons
Iz teh dveh organometalnih spojin lahko nastane veliko drugih Cr (0) spojin.
Soli so ugotovili, kjer se povezujejo s natrijevih kationov, kar pomeni, da mora imeti Kr negativno oksidacijsko število pritegniti pozitivne naboje: Cr (-2), Na 2 in Cr (-1), Na 2 .
Cr (I) in Cr (II)
Cr (I) ali Cr 1+ nastane z oksidacijo pravkar opisanih organometalnih spojin. To se doseže z oksidacijskimi ligande, kot je CN ali NO, s čimer se tvori, na primer, spojina K 3 .
Dejstvo, da obstajajo trije k + kationi, pomeni, da ima kromov kompleks tri negativne naboje; prav tako ligand CN - prispeva pet negativnih nabojev, tako da morata med Cr in NO dodati dva pozitivna naboja (-5 + 2 = -3).
Če je NO nevtralen, je to Cr (II), če pa ima pozitiven naboj (NO + ), potem je Cr (I).
Po drugi strani so spojine Cr (II) bolj obilne, med njimi naslednje: krom (II) klorid (CrCl 2 ), kromov acetat (Cr 2 (O 2 CCH 3 ) 4 ), kromov oksid ( II) (CrO), kromov (II) sulfid (CrS) in še več.
Cr (III)
Od vseh je ta največja stabilnost, saj je v resnici produkt številnih oksidativnih reakcij kromatskih ionov. Morda je njegova stabilnost posledica njegove elektronske konfiguracije d 3 , v kateri trije elektroni zasedajo tri d-energijske d orbitale v primerjavi z drugimi dvema bolj energijskima (podvojitev d-orbitale).
Najbolj reprezentativna Spojina tega oksidacijskim številom je kromov (III) oksid (Cr 2 O 3 ). Glede na ligande, ki se z njim usklajujejo, bo kompleks razstavil eno ali drugo barvo. Primeri teh spojin so: Cl, Cr (OH) 3 , CRF 3 , 3+ , itd
Čeprav kemijska formula na prvi pogled ne kaže, ima krom ponavadi oktaedrsko koordinacijsko sfero v svojih kompleksih; to je nameščeno v središču oktaedra, kjer so njegova vrhovi postavljeni z ligandi (skupaj šest).
Cr (IV) in Cr (V)
Spojin, v katerih sodeluje Cr 5+ , je zaradi elektronske nestabilnosti omenjenega atoma zelo malo, poleg tega, da se zlahka oksidira do Cr 6+ , veliko bolj stabilna, saj je izoelektronska glede argona žlahtnega plina.
Vendar lahko Cr (V) spojine sintetiziramo pod določenimi pogoji, kot je visok tlak. Prav tako se ponavadi razgradijo pri zmernih temperaturah, kar onemogoča njihovo uporabo, saj nimajo toplotne odpornosti. Nekateri izmed njih so: CRF 5 in K 3 (O 2 2- se peroksidni anion).
Po drugi strani je Cr 4+ sorazmerno bolj stabilen, saj lahko sintetizira svoje halogenirane spojine: CrF 4 , CrCl 4 in CrBr 4 . Vendar pa so dovzetni tudi za to, da se razgradijo po redoks reakcijah, pri čemer nastanejo atomi kroma z boljšim številom oksidacij (na primer +3 ali +6).
Cr (VI): par kromat-dikromat
2 2- + 2H + (rumena) => 2- + H 2 O (oranžna)
Zgornja enačba ustreza kislinski dimerizaciji dveh kromatskih ionov, da nastane dikromat. Nihanje pH povzroči spremembo interakcij okoli kovinskega središča Cr 6+ , kar se kaže tudi v barvi raztopine (od rumene do oranžne ali obratno). Dikromat je sestavljen iz mostu O 3 Cr-O-CrO 3 .
Cr (VI) spojine imajo značilnosti, da so škodljive in celo rakotvorne za človeško telo in živali.
Kako? Študije trdijo, da CrO 4 2- ioni križajo celične membrane z delovanjem beljakovin, ki prevažajo sulfat (oba iona sta v resnici podobna velikosti).
Reduktorji znotraj celic zmanjšujejo Cr (VI) na Cr (III), ki se kopiči z nepovratno koordinacijo na specifična mesta na makromolekulah (kot je DNK).
Ko je celica onesnažena s presežkom kroma, ne more zapustiti zaradi pomanjkanja mehanizma, ki bi jo prepeljal nazaj skozi membrane.
Uporaba kroma
Kot barvilo ali pigmenti
Krom ima široko paleto uporabe, od barvil za različne vrste tkanin, do zaščitnih sredstev, ki krasijo kovinske dele v tako imenovanem kromiranju, ki ga lahko izdelamo iz čiste kovine ali s spojinami Cr (III) oz. Cr (VI).
Kromov fluorid (CrF 3 ) se na primer uporablja kot barvilo za volnene krpe; kromov sulfat (Cr 2 (SO 4 ) 3 ), se uporablja za barvanje emajlov, keramike, barv, črnil, lakov in služi tudi za kromirane kovine; kromov oksid (Cr 2 O 3 ) pa najde tudi uporabo tam, kjer je potrebna njegova privlačna zelena barva.
Zato lahko kateri koli kromov mineral z intenzivnimi barvami obarva strukturo, potem pa se pojavi dejstvo, ali so te spojine nevarne ali ne za okolje ali zdravje posameznikov.
Pravzaprav se njegove strupene lastnosti uporabljajo za ohranjanje lesa in drugih površin pred napadom žuželk.
V krom ali metalurgiji
Jeklu dodamo tudi majhne količine kroma, da ga okrepijo pred oksidacijo in izboljšajo sijaj. To je posledica dejstva, da je sposoben tvoriti sivkaste karbide (Cr 3 C 2 ), ki so zelo odporni pri reakciji s kisikom v zraku.
Ker se krom lahko polira na sijajne površine, ima krom srebrne oblike in barve kot cenejšo alternativo za te namene.
Prehranske
Nekateri razpravljajo o tem, ali krom lahko štejemo za bistveni element, torej nepogrešljiv v vsakodnevni prehrani. V nekaterih živilih je prisoten v zelo majhnih koncentracijah, na primer zeleni listi in paradižnik.
Prav tako obstajajo beljakovinski dodatki, ki uravnavajo aktivnost insulina in pospešujejo rast mišic, kot je to slučaj s kromovim polikotinatom.
Kje je?
Vir: Pixabay
Krom najdemo v najrazličnejših mineralih in draguljih, kot so rubini in smaragdi. Glavni mineral, iz katerega se pridobiva krom, je kromit (MCr 2 O 4 ), kjer je M lahko katera koli druga kovina, s katero je povezan kromov oksid. Te mine v Južni Afriki, Indiji, Turčiji, na Finskem, v Braziliji in drugih državah.
Vsak vir ima eno ali več različic kromita. Na ta način nastane za vsak M (Fe, Mg, Mn, Zn itd.) Različen kromov mineral.
Za ekstrakcijo kovine je potrebno reducirati mineral, to je, da kromov kovinski center pridobiva elektrone z delovanjem reducirnega sredstva. To se naredi z ogljikom ali aluminijem:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Najdemo tudi kromit (PbCrO 4 ).
Na splošno velja, da kateri koli mineral, pri katerem ion Cr 3+ lahko nadomešča Al 3+ , oba z nekoliko podobnimi ionskimi polmeri, predstavlja nečistočo, ki ima za posledico drug naravni vir te neverjetne, a škodljive kovine.
Reference
- Tenenbaum E. Krom. Vzeto iz: kemija.pomona.edu
- Wikipedija. (2018). Krom. Izvedeno iz: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, dr. (6. april 2018). Kakšna je razlika med Chromom in Chromom? Vzeto iz: thinkco.com
- NV Mandič. (devetnajst devetdeset pet). Kemija kroma. . Vzeto iz: citeseerx.ist.psu.edu
- Kemija LibreTexts. Kemija kroma. Izvedeno iz: chem.libretexts.org
- Saul 1. Šupak. (1991). Kemija kroma in nekateri izhajajoči analitični problemi. Pregledano iz: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Krom. Izvedeno iz: chemistryexplained.com