Свойства на хрома, характеристики и употреби

на хром (Cr) е метален елемент от група 6 (VIB) на периодичната таблица. Ежегодно се произвеждат тонове от този метал чрез извличане на хромитовата желязна руда или магнезиевата руда (FeCr)₂О₄, MgCr₂О₄), които се редуцират с въглища за получаване на метала. Той е много реактивен и само в много редуциращи условия е в чист вид.

Името му произлиза от гръцката дума „chroma“, което означава цвят. Това наименование му е било дадено поради множеството и интензивните цветове, проявени от съединения на хром, независимо дали са неорганични или органични; от твърди или черни разтвори, до жълто, оранжево, зелено, виолетово, синьо и червено.

Обаче, цветът на металния хром и неговите карбиди са сиво-сребристи. Тази характеристика се използва в техниката на хрома, за да се придадат много сребърни структури (като тези, които се виждат в крокодила на изображението по-горе). По този начин, "къпане с хром" на парчета са дадени блясък и голяма устойчивост на корозия.

Хромът в разтвор реагира бързо с кислород във въздуха, за да образува оксиди. В зависимост от рН и окислителните условия на средата могат да се получат различни окислителни числа с (III) (Cr³⁺) най-стабилната от всички. В резултат на това, хром (III) оксид (Cr₂О₃) Зеленият цвят е най-стабилен от неговите оксиди.

Тези оксиди могат да взаимодействат с други метали в околната среда, като произхождат, например, от сибирски червен оловен пигмент (PbCrO).₄). Този пигмент е жълто-оранжев или червен (според неговата алкалност), и от него френският учен Луис Никола Ваукелин изолира метална мед, поради което се награждава като откривател.

Нейните минерали и оксиди, както и малка част от метална мед, правят този елемент заемащ 22-то най-голямо количество земна кора..

Химията на хром е много разнообразна, защото може да образува връзки с почти цялата периодична таблица. Всяко от неговите съединения показва цветове, които зависят от броя на окислението, както и от видовете, които взаимодействат с него. Той също образува връзки с въглерод, като се намесва в голям брой органометални съединения.

[ТОС]

Характеристики и свойства

Хромът е сребърен метал в чиста форма, с атомно число 24 и молекулно тегло приблизително 52 g / mol (⁵²Cr, неговият най-стабилен изотоп).

Като се имат предвид силните метални връзки, той има високо топящи се (1907 ° C) и кипящи (2671 ° C) точки. Също така кристалната му структура го прави много плътен метал (7.19 g / mL).

Той не реагира с вода за образуване на хидроксиди, но реагира с киселини. Той се окислява с кислород от въздуха, обикновено произвеждащ хромов оксид, който е широко използван зелен пигмент..

Тези слоеве оксид създават това, което е известно като пасивация, защита на метала от по-нататъшна корозия, тъй като кислородът не може да проникне в металния синус.

Електронната му конфигурация е [Ar] 4s¹3d⁵, с всички несвързани електрони и следователно, проявява парамагнитни свойства. Обаче сдвояването на електронните завъртания може да се случи, ако металът е подложен на ниски температури, придобивайки други свойства като антиферомагнетизма..

индекс

• 1 Характеристики и свойства
• 2 Химична структура на хром
• 3 Окислителен номер
  • 3.1 Cr (-2, -1 и 0)
  • 3.2 Cr (I) и Cr (II)
  • 3.3 Cr (III)
  • 3.4 Cr (IV) и Cr (V)
  • 3.5 Cr (VI): двойката хромат-дихромат
• 4 Употреба на хром
  • 4.1 Като багрило или пигменти
  • 4.2 В хром или металургия
  • 4.3 Хранителни
• 5 Къде си??
• 6 Препратки

Химическа структура на хром

Каква е структурата на метала от хром? В чистата си форма хромът приема кубична кристална структура, центрирана върху тялото (cc или bcc, за нейния акроним на английски). Това означава, че хромният атом е разположен в центъра на куб, чиито ръбове са заети от други хромоси (както е показано на изображението по-горе).

Тази структура е отговорна за хром, който има високи точки на топене и кипене, както и висока твърдост. Медните атоми припокриват техните s и d орбитали, за да образуват ленти на проводимост според теорията на лентите.

Така и двете ленти са наполовина пълни. Защо? Защото неговата електронна конфигурация е [Ar] 4s¹3d⁵ и как орбиталните s могат да задържат два електрона, а орбиталите - десет. Тогава само половината от лентите, образувани от техните припокривания, са заети от електрони.

С тези две перспективи - кристалната структура и металната връзка - много от физическите свойства на този метал могат да бъдат обяснени на теория. Обаче нито обяснява защо хромът може да има няколко окислителни състояния или числа.

Това изисква задълбочено разбиране на стабилността на атома по отношение на електронните завъртания.

Окислителен номер

Тъй като електронната конфигурация на хрома е [Ar] 4s¹3d⁵ може да спечели до един или два електрона (Cr^1- и Cr^2-), или ги изгуби, за да придобие различни окислителни числа.

Така, ако хромът изгуби електрон, той би бил като [Ar] 4s⁰3d⁵; ако загубите три, [Ar] 4s⁰3d³; и ако ги загубите всички, [Ar], или това, което е същото, би било изоелектронно за аргон.

Хромът не губи и не печели електрони само от каприз: трябва да има вид, който дарява или приема да премине от един окислителен номер към друг.

Хромът има следните окислителни числа: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 и +6. От тях +3, Cr³⁺, той е най-стабилен и следователно преобладаващ от всички; последвано от +6, Cr⁶⁺.

Cr (-2, -1 и 0)

Малко вероятно е хромът да спечели електрони, защото той е метал и затова неговата природа е да ги дари. Обаче, той може да бъде координиран с лиганди, т.е. молекули, които взаимодействат с металния център чрез dative link.

Един от най-известните е въглероден окис (СО), който образува хексакарбонилно съединение на хром.

Това съединение има молекулна формула Cr (CO)₆, и тъй като лигандите са неутрални и не осигуряват никакъв заряд, тогава Cr има окислително число 0.

Това може да се наблюдава и при други органометални съединения, такива като бис (бензен) хром. В последния, хром е заобиколен от два бензенови пръстена в сандвич тип молекулярна структура:

От тези две органометални съединения могат да възникнат много други от Cr (0).

Установено е, че солите взаимодействат с натриеви катиони, което означава, че Cr трябва да има отрицателен брой оксидации, за да привлече положителни заряди: Cr (-2), Na₂[Cr (CO)₅] и Cr (-1), Na₂[Cr₂(CO)₁₀].

Cr (I) и Cr (II)

Cr (I) или Cr¹⁺ той се получава чрез окисление на току-що описаните органометални съединения. Това се постига чрез окисляване на лиганди, такива като CN или NO, като по този начин се образува, например, съединение К₃[Cr (CN)₅NO].

Тук е фактът, че има три К катиона⁺ означава, че хромният комплекс има три отрицателни заряда; подобно на CN лиганда^- осигурява пет отрицателни заряда, така че между Cr и NO трябва да се добавят две положителни заряди (-5 + 2 = -3).

Ако NO е неутрално, то е Cr (II), но има положителен заряд (NO⁺), е в този случай Cr (I).

От друга страна, съединенията на Cr (II) са по-разпространени, като сред тях са следните: хром (II) хлорид (CrCl);₂), хром ацетат (Cr₂(O₂CCH₃)₄), хром (II) оксид (CrO), хром (II) сулфид (CrS) и други.

Cr (III)

От всичко това е по-голяма стабилност, защото всъщност е продукт на много окислителни реакции на хроматните йони. Може би стабилността му се дължи на неговата електронна конфигурация³, в която три електрона заемат три d орбитали с по-ниска енергия в сравнение с другите два по-енергични (разгъващи се d орбитали).

Най-представителното съединение на това окислително число е хром (III) оксид (Cr₂О₃). В зависимост от лигандите, които са координирани с него, комплексът ще показва един или друг цвят. Примери за тези съединения са: [CrCl₂(Н₂О)₄] Cl, Cr (OH)₃, CRF₃, [Cr (H₂О)₆]³⁺, и т.н..

Въпреки че химичната формула не го показва на пръв поглед, хромът обикновено има октаедрична координационна сфера в своите комплекси; то е разположено в центъра на октаедър, където неговите върхове са разположени лиганди (общо шест).

Cr (IV) и Cr (V)

Съединенията, в които Cr участва⁵⁺ те са много малко, поради електронната нестабилност на споменатия атом, освен че лесно се окислява до Cr⁶⁺, много по-стабилен като е изоелектронен по отношение на аргон благороден газ.

Обаче, Cr (V) съединения могат да бъдат синтезирани при определени условия, такива като високо налягане. Също така, те са склонни да се разлагат при умерени температури, което прави възможните им приложения невъзможни, защото нямат термична устойчивост. Някои от тях са: CrF₅ и К₃[Cr (O₂)₄] (O₂^2- е пероксидният анион).

От друга страна Cr⁴⁺ Той е относително по-стабилен, като може да синтезира своите халогенирани съединения: CrF₄, CrCl₄ и CrBr₄. Обаче, те също така са податливи на разлагане чрез окислително-редукционни реакции за производство на атоми на хром с по-добри окислителни числа (като +3 или +6)..

Cr (VI): двойката хромат-дихромат

2 [CrO₄]^2- + 2H⁺  (Жълто) => [Cr₂О₇]^2- + Н₂О (оранжево)

Горното уравнение съответства на киселинната димеризация на два хроматни йона, за да се получи дихромат. Изменението на рН предизвиква промяна в взаимодействията около металния център на Cr⁶⁺, Доказано е и в цвета на разтвора (от жълто до оранжево или обратно). Дихроматът се състои от мост О₃Cro-СгОз₃.

Съединенията на Cr (VI) имат характеристиките, че са вредни и дори канцерогенни за човешкото тяло и животните.

Как? Изследванията твърдят, че CrO йони₄^2- те пресичат клетъчните мембрани чрез действието на протеините, които транспортират сулфати (и двата йона всъщност имат сходни размери).

Редуциращите агенти в клетките намаляват Cr (VI) до Cr (III), което се натрупва чрез необратимо координиране със специфични места на макромолекули (като ДНК).

Замърсена клетката с излишък от хром, този не може да напусне поради липсата на механизъм, който го транспортира обратно през мембраните.

Chrome използва

Като багрило или пигменти

Хромът има широк спектър от приложения, от боя за различни видове тъкани, до защитни, които украсяват металните части в така наречения хром, който може да се направи с чист метал или със съединения от Cr (III) или Cr (VI).

Хромен флуорид (CrF)₃), например, се използва като оцветител за вълнени кърпи; хромовия сулфат (Cr₂(SO₄)₃), е предназначен за оцветяване на емайли, керамика, бои, мастила, лакове, а също така служи за хроматиране на метали; и хромов оксид (Cr₂О₃) също се използва, когато се изисква привлекателен зелен цвят.

Следователно, всеки хромов минерал с интензивни цветове може да бъде предназначен да боядисва структура, но след това възниква фактът, че споменатите съединения са опасни или не за околната среда или за здравето на хората.

Всъщност нейните отровни свойства се използват за опазване на дървесината и други повърхности от атака с насекоми.

В хромирана или металургична промишленост

По същия начин към стоманата се добавят малки количества хром, за да се засили срещу окисление и да се подобри яркостта му. Това е така, защото може да образува сиви карбиди (Cr₃C₂) много устойчиви да реагират с кислорода във въздуха.

Тъй като хромът може да бъде полиран, за да се получат блестящи повърхности, хромираните покрития имат сребърни дизайни и цветове като по-евтина алтернатива за тези цели..

хранителна

Някои дебатират дали хромът може да се счита за съществен елемент, т.е. незаменим в ежедневната диета. Присъства в някои храни в много малки концентрации, като зелени листа и домати.

Освен това, съществуват протеинови добавки, които регулират активността на инсулина и стимулират мускулния растеж, какъвто е случаят с хромния полиникотинат..

Къде е??

Хромът се намира в голямо разнообразие от минерали и камъни като рубини и изумруди. Основният минерал, от който се екстрахира хром, е хромит (MCr₂О₄където М може да бъде всеки друг метал, с който е свързан хром оксид. Тези мини изобилстват в Южна Африка, в Индия, Турция, Финландия, Бразилия и други страни.

Всеки източник има един или повече варианти на хромит. По този начин за всеки М (Fe, Mg, Mn, Zn и др.) Възниква различен хром минерал.

За да се извлече металът, е необходимо да се намали минерала, т.е. да се направи металния център на хрома с електроните чрез действието на редуциращ агент. Това се прави с въглерод или алуминий:

FeCr₂О₄ + 4С => Fe + 2Cr + 4СО

Също така е намерен хромит (PbCrO₄).

Обикновено, в който и да е минерал, където Cr йонът³⁺ може да замени Al³⁺, и двете с леко сходни йонни радиуси, представляват примес, който води до друг естествен източник на това невероятно, но вредно, метално.

препратки

1. Tenenbaum E. хром. Взето от: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018). Chromium. Взето от: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6 април 2018 г.). Каква е разликата между Chrome и Chromium? Взето от: thoughtco.com
4. N.V. Мандич. (1995). Химия на хром. [PDF]. Взето от: citeseerx.ist.psu.edu
5. Химия LibreTexts. Химия на хром. Взето от: chem.libretexts.org
6. Саул 1. Шупак. (1991). Химия на хром и някои произтичащи аналитични проблеми. Прегледано от: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Chromium. Взето от: chemistryexplained.com