- Kjennetegn og egenskaper
- Kromkjemisk struktur
- Oksidasjonsnummer
- Cr (-2, -1 og 0)
- Cr (I) og Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) og Cr (V)
- Cr (VI): kromat-dikromatparet
- Krom bruker
- Som fargestoff eller pigmenter
- I krom eller metallurgi
- Ernærings
- Hvor befinner det seg?
- referanser
Den krom (Cr) er et metall-element fra gruppe 6 (VIB) i det periodiske system. Tonn av dette metall produseres årlig ved dens ekstraksjon fra kromitten mineral av jern eller magnesium (FeCr 2 O 4 , MgCr 2 O 4 ), som reduseres med kull for å oppnå metall. Det er veldig reaktivt, og bare under veldig reduserende forhold er det i sin rene 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 utstilt av kromforbindelser, enten de er uorganiske eller organiske; fra svarte faste stoffer eller løsninger til gul, oransje, grønn, fiolett, blå og rød.
Krom-krokodille. Silver Crocodile Chrome Metal Model Alligator. Kilde: Maxpixel
Imidlertid er fargen på metallisk krom og karbidene sølvgrå. Denne egenskapen utnyttes i forkrommelsesteknikken for å gi mange strukturer sølvglitter (som de som er sett i krokodillen på bildet over). Således, ved å "bade med krom", får brikkene glans og stor motstand mot korrosjon.
Krom i løsning reagerer raskt med oksygen i luften og danner oksider. Avhengig av pH og oksidasjonsforholdene til mediet, kan det oppnå forskjellige oksidasjonsnummer, hvor (III) (Cr 3+ ) er den mest stabile av alle. Følgelig er grønn krom (III) oksyd (Cr 2 O 3 ) er den mest stabile av sine oksyder.
Disse oksydene kan interagere med andre metaller i miljøet, og forårsake for eksempel pigmentet sibirsk rød bly (PbCrO 4 ). Dette pigmentet er gul-oransje eller rødt (i henhold til dets alkalitet), og fra det isolerte den franske forskeren Louis Nicolas Vauquelin metallisk kobber, og det er grunnen til at han blir tildelt som oppdageren.
Dens mineraler og oksider, så vel som en ørliten del av metallisk kobber, gjør dette elementet til å være 22 av de mest tallrike i jordskorpen.
Kromens kjemi er veldig mangfoldig fordi den kan danne bindinger med nesten hele hele det periodiske systemet. Hver av dens forbindelser viser farger som er avhengig av oksidasjonsnummer, samt artene som interagerer med det. På samme måte danner det bindinger med karbon, og griper inn i et stort antall organometalliske forbindelser.
Kjennetegn og egenskaper
Krom er et sølvmetall i sin rene form, med et atomnummer på 24 og en molekylvekt på omtrent 52 g / mol ( 52 Cr, den mest stabile isotop).
Gitt sine sterke metalliske bindinger har den høye smeltepunkter (1907 ºC) og kokepunkter (2671 ºC). Dessuten gjør den krystallinske strukturen det til et veldig tett metall (7,19 g / ml).
Den reagerer ikke med vann for å danne hydroksider, men den reagerer med syrer. Det oksiderer med oksygenet i luften, og produserer vanligvis kromoksyd, som er et mye brukt grønt pigment.
Disse oksydlagene skaper det som kalles passivering, og beskytter metallet mot ytterligere korrosjon, siden oksygen ikke kan trenge gjennom metall sinusen.
Den elektroniske konfigurasjonen er 4s 1 3d 5 , med alle elektroner uten par, og derfor har den paramagnetiske egenskaper. Parring av elektroniske spinn kan imidlertid skje hvis metallet blir utsatt for lave temperaturer, og får andre egenskaper som antiferromagnetisme.
Kromkjemisk struktur
Av Original PNGs av Daniel Mayer, DrBob, sporet i Inkscape av User: Stannered (Crystal stucture), via Wikimedia Commons
Hva er strukturen til krommetall? I sin rene form antar krom en kroppssentrert kubisk krystallstruktur (cc eller bcc). Dette betyr at kromatom er lokalisert i midten av en kube, hvis kanter er okkupert av andre krom (som på bildet over).
Denne strukturen er ansvarlig for at krom har høye smelte- og kokepunkter, samt høy hardhet. Kobberatomer overlapper s og d-bane for å danne ledningsbånd i henhold til båndteori.
Dermed er begge bandene halvfulle. Hvorfor? Fordi den elektroniske konfigurasjonen er 4s 1 3d 5 og som s orbital kan den huse to elektroner, og d orbitalene ti. Da er bare halvparten av båndene som dannes av deres overlapp okkupert av elektroner.
Med disse to perspektivene - den krystallinske strukturen og den metalliske bindingen - kan mange av de fysiske egenskapene til dette metallet forklares i teorien. Ingen av dem forklarer imidlertid hvorfor krom kan ha forskjellige oksidasjonstilstander eller antall.
Dette vil kreve en dyp forståelse av atomets stabilitet med hensyn til elektroniske spinn.
Oksidasjonsnummer
Fordi elektronkonfigurasjonen til krom er 4s 1 3d 5, kan den få opptil en eller to elektroner (Cr 1– og Cr 2– ), eller miste dem for å få forskjellige oksidasjonsnummer.
Således, hvis krom mister et elektron, ville det være 4s 0 3d 5 ; hvis han taper tre, 4s 0 3d 3 ; og hvis den mister dem alle, eller hva som er det samme, ville det være isoelektronisk for argon.
Krom mister eller får ikke elektroner bare ved innfall: 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 disse er +3, Cr 3+ , den mest stabile og derfor dominerende av alle; etterfulgt av +6, Cr 6+ .
Cr (-2, -1 og 0)
Det er svært lite sannsynlig at krom får elektroner, siden det er et metall, og derfor er det natur å donere dem. Imidlertid kan den koordinere med ligander, det vil si molekyler som samspiller med metallsenteret gjennom en dativbinding.
En av de mest kjente er karbonmonoksid (CO), som danner heksakarbonylforbindelsen av krom.
Denne forbindelsen har molekylformelen Cr (CO) 6 , og siden ligandene er nøytrale og ikke gir noen 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 sandwichlignende molekylstruktur:
Av Ben Mills, fra Wikimedia Commons
Mange andre Cr (0) -forbindelser kan oppstå fra disse to organometalliske forbindelsene.
Salter er blitt funnet, hvor de samvirker med natriumkationer, noe som innebærer at Cr må ha en negativ oksidasjonstall for å tiltrekke positive ladninger: Cr (-2), Na 2 og Cr (-1), Na 2 .
Cr (I) og Cr (II)
Cr (I) eller Cr 1+ produseres ved oksidasjon av de organometalliske forbindelser som nettopp er beskrevet. Dette oppnås ved oksyderende ligander, så som CN eller NO, for således å danne, for eksempel, forbindelse K 3 .
Her innebærer det faktum at det er tre K + -kationer at kromkomplekset har tre negative ladninger; likeså liganden CN - bidrar med fem negative ladninger, slik at de mellom Cr og NO må legge til to positive ladninger (-5 + 2 = -3).
Hvis NO er nøytral, er det Cr (II), men hvis det har en positiv ladning (NO + ), så er det Cr (I).
På den annen side, Cr (II) forbindelser er mer rikelig, blant annet følgende: krom (II) klorid (CrCl 2 ), krom-acetat (Cr 2 (O 2 CCH 3 ) 4 ), kromoksyd ( II) (CrO), krom (II) sulfid (CrS) og mer.
Cr (III)
Av alt er det den med størst stabilitet, siden det faktisk er produktet av mange oksidative reaksjoner av kromater. Kanskje skyldes stabiliteten dens d 3 elektroniske konfigurasjon , der tre elektroner opptar tre d-orbitaler med lavere energi sammenlignet med de to andre mer energiske (d-orbital fordobling).
Den mest representativ forbindelse av denne oksidasjonstall er krom (III) oksyd (Cr 2 O 3 ). Avhengig av ligander som koordinerer det, vil komplekset ha en eller annen farge. Eksempler på disse forbindelsene er: Cl, Cr (OH) 3 , CrF 3 , 3+ , etc.
Selv om den kjemiske formelen ikke viser den ved første øyekast, har krom vanligvis en oktaedrisk koordinasjonsfære i sine komplekser; det vil si at den ligger i sentrum av en oktaeder hvor hjørnene er plassert av ligandene (totalt seks).
Cr (IV) og Cr (V)
Forbindelsene som Cr5 + deltar i er svært få på grunn av den elektroniske ustabiliteten til nevnte atom, i tillegg til at det lett oksideres til Cr6 + , mye mer stabilt da det er isoelektronisk med hensyn til argon edelgass.
Imidlertid kan Cr (V) -forbindelser syntetiseres under visse betingelser, for eksempel høyt trykk. På samme måte har de en tendens til å dekomponere ved moderate temperaturer, noe som gjør deres mulige anvendelser umulige da de ikke har termisk motstand. Noen av dem er: CrF 5 og K 3 (O 2 2- er peroksydanionen).
På den annen side, Cr 4+ er forholdsvis mer stabil, være i stand til å syntetisere de halogenerte forbindelser: CrF 4 , CrCl 4 og CrBr 4 . Imidlertid er de også mottakelige for å bli spaltet av redoksreaksjoner for å produsere kromatomer med bedre oksidasjonsnummer (som +3 eller +6).
Cr (VI): kromat-dikromatparet
2 2 + 2H + (gul) => 2 + H 2 O (orange)
Ovennevnte ligning tilsvarer syre-dimeriseringen av to kromationer for å produsere dikromat. Variasjonen i pH forårsaker en endring i interaksjonene rundt det metalliske sentrum av Cr 6+ , også tydelig i fargen på løsningen (fra gul til oransje eller omvendt). Dichromate består av en O 3 Cr-O-CrO 3 bro .
Cr (VI) -forbindelser har egenskapene til å være skadelige og til og med kreftfremkallende for menneskekroppen og dyrene.
Hvordan? Studier fastholder at CrO 4 2- ioner krysser cellemembraner ved virkning av sulfattransporterende proteiner (begge ionene er faktisk like i størrelse).
Reduserende midler innen celler reduserer Cr (VI) til Cr (III), som akkumuleres ved irreversibelt koordinering til spesifikke steder på makromolekyler (som DNA).
Når cellen er forurenset av et overskudd av krom, kan den ikke forlate på grunn av mangelen på mekanisme som transporterer den tilbake gjennom membranene.
Krom bruker
Som fargestoff eller pigmenter
Krom har et bredt spekter av bruksområder, fra fargelegging for forskjellige typer stoffer, til beskytter som pynter metalldeler i det som er kjent som forkromming, som kan lages med rent metall, eller med Cr (III) forbindelser eller Cr (VI).
Kromfluorid (CrF 3 ) brukes for eksempel som fargestoff for ullkluter; kromsulfat (Cr 2 (SO 4 ) 3 ), brukes til å fargelegge emaljer, keramikk, maling, blekk, lakk, og tjener også til krommetaller; og kromoksyd (Cr 2 O 3 ) også finner anvendelse hvor den attraktive grønn farge er nødvendig.
Derfor kan ethvert krommineral med intense farger være skjebnet til å flekker en struktur, men etter det oppstår faktum om disse forbindelsene er farlige eller ikke for miljøet eller for enkeltmenneskers helse.
Faktisk brukes giftige egenskaper for å bevare tre og andre overflater fra insektangrep.
I krom eller metallurgi
Små mengder krom tilsettes også til stålet for å styrke det mot oksidasjon og for å forbedre glansen. Dette skyldes det faktum at det er i stand til å danne gråaktige karbider (Cr 3 C 2 ) som er veldig motstandsdyktige når de reagerer med oksygen i luften.
Fordi krom kan poleres til blanke overflater, har krom da sølvdesign og farger som et billigere alternativ for disse formålene.
Ernærings
Noen diskuterer om krom kan betraktes som et vesentlig element, det vil si uunnværlig i det daglige kostholdet. Den er til stede i noen matvarer i veldig små konsentrasjoner, for eksempel grønne blader og tomater.
På samme måte er det proteintilskudd som regulerer insulinaktivitet og fremmer muskelvekst, som tilfellet er med krompolynikotinat.
Hvor befinner det seg?
Kilde: Pixabay
Krom finnes i et bredt utvalg av mineraler og perler som rubiner og smaragder. Hoved mineral fra hvilken krom ekstraheres er kromitt (MCR 2 O 4 ), hvor M kan være et hvilket som helst annet metall som kromoksyd er tilknyttet. Disse gruvene florerer i Sør-Afrika, India, Tyrkia, Finland, Brasil og andre land.
Hver kilde har en eller flere kromittvarianter. På denne måten oppstår et annet krommineral for hver M (Fe, Mg, Mn, Zn, etc.).
For å trekke ut metallet er det nødvendig å redusere mineralet, det vil si for å få krommetallsenteret til å få elektroner ved hjelp av et reduksjonsmiddel. Dette gjøres med karbon eller aluminium:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2CR + 4CO
Dessuten er kromitt (PbCrO 4 ) funnet.
Generelt, i et hvilket som helst mineral der Cr 3+ -ionet kan erstatte Al 3+ , begge med litt like ioniske radier, utgjør det en urenhet som resulterer i en annen naturlig kilde til dette fantastiske, men skadelige, metall.
referanser
- Tenenbaum E. Krom. Hentet fra: chemistry.pomona.edu
- Wikipedia. (2018). Krom. Hentet fra: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. april 2018). Hva er forskjellen mellom Chrome og Chromium? Hentet fra: thoughtco.com
- NV Mandich. (nitten nitti fem). Kjemi av krom. . Hentet fra: citeseerx.ist.psu.edu
- Kjemi LibreTexts. Kjemi av krom. Hentet fra: chem.libretexts.org
- Saul 1. Shupack. (1991). Kromens kjemi og noen resulterende analytiske problemer. Anmeldt fra: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Krom. Hentet fra: chemistryexplained.com