Hroma īpašības, īpašības un pielietojumi

The hroms (Cr) ir periodiskā tabulas 6. grupas (VIB) metāla elements. Katru gadu tonnas šī metāla tiek ražotas, iegūstot hroma dzelzsrūdu vai magnija rūdu (FeCr₂O₄, MgCr₂O₄), ko samazina ar oglēm, lai iegūtu metālu. Tas ir ļoti reaktīvs, un tikai ļoti mazos apstākļos tas ir tīrā veidā.

Tās nosaukums izriet no grieķu vārda “chroma”, kas nozīmē krāsu. Šim nosaukumam tika piešķirts daudzveidīgais un intensīvais krāsa, ko uzrādīja neorganiskie vai organiskie hroma savienojumi; no cietām vielām vai melniem šķīdumiem līdz dzeltenai, oranžai, zaļai, violetai, zilai un sarkanai.

Tomēr metāla hroma un tā karbīdu krāsa ir pelēcīgi sudraba. Šī funkcija tiek izmantota hroma tehnikā, lai dotu daudzām struktūrām mirgojošu sudrabu (piemēram, tās, kas redzamas krokodilā iepriekš attēlā). Tādējādi "peldēšana ar hromu" uz gabaliem tiek dota spīdumam un lielai izturībai pret koroziju.

Hroms šķīdumā ātri reaģē ar skābekli gaisā, veidojot oksīdus. Atkarībā no barotnes pH un oksidācijas apstākļiem var iegūt dažādus oksidācijas numurus ar (III) (Cr³⁺) visstabilākā no visiem. Tā rezultātā hroma (III) oksīds (Cr₂O₃) zaļā krāsa ir visstabilākā no tā oksīdiem.

Šie oksīdi var mijiedarboties ar citiem metāliem vidē, kuru izcelsme ir, piemēram, Sibīrijas sarkanais svina pigments (PbCrO).₄). Šis pigments ir dzeltenīgi oranžs vai sarkans (atbilstoši tā sārmainībai), un no tā franču zinātnieks Louis Nicolas Vauquelin izolēja metālisko varu, tāpēc tas tiek piešķirts kā tā atklājējs.

Tās minerālvielas un oksīdi, kā arī neliela daļa metāla vara, padara šo elementu okupāciju par 22 visvairāk bagāto zemes garozu..

Hroma ķīmija ir ļoti daudzveidīga, jo tā var veidot saites ar gandrīz visu periodisko tabulu. Katram no tās savienojumiem piemīt krāsas, kas ir atkarīgas no oksidācijas skaita, kā arī sugām, kas ar to mijiedarbojas. Tā arī veido saites ar oglekli, iejaucoties daudzos organometāliskos savienojumos.

[TOC]

Raksturojums un īpašības

Hroms ir sudraba metāls tīrā veidā ar atomu skaitu 24 un molekulmasu aptuveni 52 g / mol (⁵²Cr, stabilākais izotops).

Ņemot vērā tās spēcīgās metāla saites, tam ir augsts kausēšanas (1907 ° C) un vārīšanās (2671 ° C) punkts. Arī tā kristāliskā struktūra padara to par ļoti blīvu metālu (7,19 g / ml)..

Tas nereaģē ar ūdeni, veidojot hidroksīdus, bet tas reaģē ar skābēm. Tas oksidējas ar skābekli no gaisa, parasti ražojot hromoksīdu, kas ir plaši izmantots zaļais pigments..

Šie oksīda slāņi rada to, kas ir pazīstams kā pasivācija, aizsargāt metālu no turpmākas korozijas, jo skābeklis nevar iekļūt metāla sinusa.

Tā elektroniskā konfigurācija ir [Ar] 4s¹3d⁵, ar visiem elektroniem, kas nav savienoti, un tāpēc tiem piemīt paramagnetiskas īpašības. Tomēr elektronisko spinējumu savienošana var notikt, ja metāls ir pakļauts zemām temperatūrām, iegūstot citas īpašības, piemēram, antiferromagnetismu..

Indekss

• 1 Raksturojums un īpašības
• 2 Hroma ķīmiskā struktūra
• 3 Oksidācijas numurs
  • 3,1 Kr (-2, -1 un 0)
  • 3.2 Cr (I) un Cr (II)
  • 3,3 Kr (III)
  • 3,4 Cr (IV) un Cr (V)
  • 3,5 Cr (VI): hromāta-dihromāta pāris
• 4 Hroma izmantošana
  • 4.1. Krāsu vai pigmentu veidā
  • 4.2. Hromā vai metalurģijā
  • 4.3. Uzturvērtība
• 5 Kur jūs esat?
• 6 Atsauces

Hroma ķīmiskā struktūra

Kāda ir hroma metāla struktūra? Tīrajā veidā hroms ir kubiskā kristāliskā struktūra, kas centrēta uz ķermeņa (cc vai bcc, tās akronīmam angļu valodā). Tas nozīmē, ka hroma atoms atrodas kuba centrā, kura malas aizņem citi hromos (kā iepriekš attēlā)..

Šī struktūra ir atbildīga par hromu ar augstu kušanas un viršanas temperatūru, kā arī par augstu cietību. Vara atomi pārklājas ar s un d orbitālēm, lai veidotu vadīšanas joslas saskaņā ar joslas teoriju.

Tādējādi abas joslas ir pilnas. Kāpēc? Tā kā tā elektroniskā konfigurācija ir [Ar] 4s¹3d⁵ un kā orbitālis var turēt divus elektronus, un orbītas d 10. Tad tikai puse no joslām, ko veido to pārklāšanās, aizņem elektroni.

Ar šīm divām perspektīvām - kristālisko struktūru un metāla saiti - daudzas šīs metāla fizikālās īpašības var izskaidrot teorētiski. Tomēr ne izskaidro, kāpēc hromam var būt vairāki oksidācijas stāvokļi vai skaitļi.

Tas prasītu dziļu izpratni par atoma stabilitāti attiecībā uz elektroniskajiem griezieniem.

Oksidācijas numurs

Tā kā hroma elektroniskā konfigurācija ir [Ar] 4s¹3d⁵ var nopelnīt līdz vienam vai diviem elektroniem (Cr^1- un Kr^2-) vai zaudēt tos, lai iegūtu dažādus oksidācijas numurus.

Tādējādi, ja hroms zaudē elektronu, tas būtu kā [Ar] 4s⁰3d⁵; ja jūs zaudējat trīs, [Ar] 4s⁰3d³; un, ja jūs tos visus zaudējat, [Ar] vai tas pats, tas būtu izoelektronisks ar argonu.

Hroms nezaudē vai nesaņem elektronus tikai ar kaprīzēm: ir jābūt sugai, kas ziedo vai pieņem tos, lai pārietu no viena oksidācijas numura uz citu.

Hromam ir šādi oksidācijas numuri: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 un +6. No tiem +3, Kr³⁺, tas ir visstabilākais un tāpēc dominējošais; seko +6, Kr⁶⁺.

Cr (-2, -1 un 0)

Ļoti maz ticams, ka hroms iegūs elektronus, jo tas ir metāls, un tāpēc tās daba ir ziedot. Tomēr to var saskaņot ar ligandiem, tas ir, molekulām, kas mijiedarbojas ar metāla centru, izmantojot saistošu saiti.

Viens no pazīstamākajiem ir oglekļa monoksīds (CO), kas veido hroma heksakarbonila savienojumu.

Šim savienojumam ir molekulārā formula Cr (CO)₆, un tā kā ligandi ir neitrāli un nesniedz nekādu lādiņu, tad Cr ir oksidācijas numurs 0.

To var novērot arī citos organometāliskos savienojumos, piemēram, bis (benzols) hromā. Pēdējā gadījumā hromu ieskauj divi benzola gredzeni ar sandwich tipa molekulu struktūru:

No šiem diviem organiskajiem savienojumiem var rasties daudzi citi Cr (0).

Sāļi ir konstatēti, ja tie mijiedarbojas ar nātrija katjoniem, kas nozīmē, ka Cr ir jābūt negatīvam oksidācijas skaitam, lai piesaistītu pozitīvus lādiņus: Cr (-2), Na₂[Cr (CO)₅] un Cr (-1), Na₂[Kr₂(CO)₁₀].

Cr (I) un Cr (II)

Cr (I) vai Cr¹⁺ to iegūst oksidējot tikko aprakstītos organiskos savienojumus. To panāk, oksidējot ligandus, piemēram, CN vai NO, veidojot, piemēram, savienojumu K₃[Cr (CN)₅NO].

Šeit ir fakts, ka ir trīs K katjoni⁺ nozīmē, ka hroma kompleksam ir trīs negatīvi lādiņi; tāpat arī CN ligandu^- nodrošina piecus negatīvus maksājumus, lai starp Cr un NO pievienotu divus pozitīvus maksājumus (-5 + 2 = -3).

Ja NO ir neitrāls, tad tas ir Cr (II), bet tam ir pozitīvs lādiņš (NO⁺), šajā gadījumā ir Cr (I).

No otras puses, Cr (II) savienojumi ir daudz bagātāki, tostarp šādi: hroma (II) hlorīds (CrCl₂), hroma acetāts (Kr₂(Or₂CCH₃)₄), hroma (II) oksīds (CrO), hroma (II) sulfīds (CrS) un citi.

Cr (III)

No tā viss ir lielāka stabilitāte, jo tā ir daudzu hromāta jonu oksidētāju reakciju rezultāts. Varbūt tā stabilitāte ir saistīta ar tās elektronisko konfigurāciju³, kurā trīs elektroni aizņem trīs d zemākas enerģijas orbītas, salīdzinot ar pārējiem diviem enerģiskākiem (izvērstos orbitālus).

Visbiežāk raksturīgais oksidācijas numurs ir hroma (III) oksīds (Cr₂O₃). Atkarībā no tā saskaņotajiem ligandiem komplekss parādīs vienu vai otru krāsu. Šo savienojumu piemēri ir: [CrCl₂(H₂O)₄] Cl, Cr (OH)₃, CrF₃, [Cr (H₂O)₆]³⁺, utt..

Lai gan ķīmiskā formula to neparādās no pirmā acu uzmetiena, hromam tās kompleksos parasti ir astoņstūra koordinācijas sfēra; tas ir, tas atrodas oktaedrera centrā, kur tā virsotnes ir novietoti ligandos (kopā seši).

Cr (IV) un Cr (V)

Savienojumi, kuros piedalās Cr⁵⁺ tie ir ļoti maz, pateicoties minētā atoma elektroniskajai nestabilitātei, turklāt tas ir viegli oksidējams uz Cr⁶⁺, daudz stabilāka, jo tā ir izoelektroniska attiecībā pret argona cēlgāzi.

Tomēr Cr (V) savienojumus var sintezēt noteiktos apstākļos, piemēram, augstā spiedienā. Arī tie mēdz sadalīties mērenā temperatūrā, kas padara to iespējamo pielietojumu neiespējamu, jo tiem nav termiskās pretestības. Daži no tiem ir: CrF₅ un K₃[Cr (O₂)₄] (O₂^2- ir peroksīda anjons).

No otras puses, Kr⁴⁺ Tas ir salīdzinoši stabilāks un spēj sintezēt halogenētos savienojumus: CrF₄, CrCl₄ un CrBr₄. Tomēr tie arī ir jutīgi pret sadalīšanos, veicot redoksreakcijas, lai iegūtu hromu atomus ar labākiem oksidācijas numuriem (piemēram, +3 vai +6)..

Cr (VI): hromāta-dihromāta pāris

2 [CrO₄]^2- + 2H⁺  (Dzeltens) => [Kr₂O₇]^2- + H₂O (oranža)

Iepriekš minētais vienādojums atbilst divu hroma jonu skābes dimerizācijai, lai iegūtu dihromātu. PH svārstības izraisa izmaiņas mijiedarbībā ap Kr⁶⁺, liecina arī šķīduma krāsa (no dzeltenas līdz oranžai vai otrādi). Dihromāts sastāv no tilta O₃Cr-O-CrO₃.

Cr (VI) savienojumiem piemīt kaitīgas un pat kancerogēnas īpašības cilvēka organismam un dzīvniekiem.

Kā? Pētījumi liecina, ka CrO joni₄^2- tie šķērso šūnu membrānas, iedarbojoties ar proteīniem, kas transportē sulfātus (abiem joniem faktiski ir līdzīgi izmēri).

Šūnu redukcijas līdzekļi samazina Cr (VI) līdz Cr (III), kas uzkrājas, neatgriezeniski koordinējot ar specifiskām makromolekulu vietām (piemēram, DNS)..

Piesārņoja šūnu ar hromu, ko nevar atstāt, jo trūkst mehānisma, kas to transportē atpakaļ caur membrānām..

Chrome izmanto

Kā krāsviela vai pigmenti

Hromam ir plašs pielietojumu klāsts, sākot no krāsām dažādiem audumu veidiem, līdz aizsargājošam, kas izrotā metāla daļas, ko sauc par hromu, ko var izdarīt ar tīru metālu vai ar Cr (III) vai savienojumiem. Cr (VI).

Hroma fluorīds (CrF)₃), piemēram, tiek izmantota kā krāsviela vilnas audumiem; hroma sulfāts (Kr₂(SO₄)₃), ir paredzēta emalju, keramikas, krāsu, krāsu, laku krāsošanai, kā arī metālu hromēšanai; un hroma oksīds (Kr₂O₃) arī tiek atrasts pielietojums, kur nepieciešama tās pievilcīgā zaļā krāsa.

Tāpēc jebkura hroma minerālviela ar intensīvām krāsām var būt paredzēta, lai krāsotu struktūru, bet pēc tam rodas fakts, ja minētie savienojumi ir bīstami vai nav videi vai indivīdu veselībai..

Faktiski tās indīgās īpašības tiek izmantotas, lai saglabātu koksni un citas virsmas no kukaiņu uzbrukuma.

Hromētā vai metalurģijā

Tāpat tēraudam pievieno nelielu daudzumu hroma, lai stiprinātu to pret oksidāciju un uzlabotu tā spilgtumu. Tas ir tāpēc, ka tas spēj veidot pelēcīgus karbīdus (Cr₃C₂) ļoti izturīga pret skābekli gaisā.

Tā kā hroms var būt pulēts, lai iegūtu spīdīgas virsmas, hromēts, tad ir sudraba dizains un krāsas kā lētāka alternatīva šiem mērķiem.

Uzturvērtība

Dažas debates par to, vai hromu var uzskatīt par būtisku elementu, tas ir, neaizstājams ikdienas uzturā. Tas ir dažos pārtikas produktos ļoti mazās koncentrācijās, piemēram, zaļajās lapās un tomātos.

Turklāt ir olbaltumvielu piedevas, kas regulē insulīna aktivitāti un veicina muskuļu augšanu, kā tas notiek ar hroma polinicinātātu..

Kur tas ir?

Hroms ir atrodams dažādos minerālos un dārgakmeņos, piemēram, rubīnos un smaragdos. Galvenais minerāls, no kura iegūst hromu, ir hroms (MCr₂O₄), kur M var būt jebkurš cits metāls, ar kuru ir saistīts hroma oksīds. Šīs raktuves atrodas Dienvidāfrikā, Indijā, Turcijā, Somijā, Brazīlijā un citās valstīs.

Katram avotam ir viens vai vairāki hroma varianti. Tādā veidā katram M (Fe, Mg, Mn, Zn utt.) Rodas atšķirīgs hroma minerāls.

Lai iegūtu metālu, ir nepieciešams samazināt minerālu, tas ir, lai hroma iegūšanas metālu padarītu elektronu, izmantojot reduktoru. Tas tiek darīts ar oglekli vai alumīniju:

FeCr₂O₄ + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Tiek atrasts arī hroms (PbCrO₄).

Parasti jebkurā minerālā, kur Cr jonu³⁺ var aizstāt Al³⁺, abi ar nedaudz līdzīgiem jonu rādiusiem ir piemaisījums, kas rada vēl vienu dabisku šī apbrīnojamo, bet kaitīgo metālu avotu.

Atsauces

1. Tenenbaum E. Hroms. Ņemts no: chemistry.pomona.edu
2. Vikipēdija. (2018). Hroms Uzņemts no: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2018. gada 6. aprīlis). Kāda ir atšķirība starp Chrome un Chromium? Ņemts no: thinkco.com
4. N.V. Mandich (1995). Hroma ķīmija. [PDF] Ievesta no: citeseerx.ist.psu.edu
5. Ķīmija LibreTexts. Hroma ķīmija. Ņemts no: chem.libretexts.org
6. Saul 1. Shupack. (1991). Hroma ķīmija un dažas no tām izrietošās analītiskās problēmas. Atsauksmi pievienoja: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Hroms No: chemistryexplained.com