- Raksturojums un īpašības
- Hroma ķīmiskā struktūra
- Oksidācijas numurs
- Cr (-2, -1 un 0)
- Cr (I) un Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) un Cr (V)
- Cr (VI): hromāta-dihromāta pāris
- Hroms izmanto
- Kā krāsviela vai pigmenti
- Hromā vai metalurģijā
- Uztura
- Kur tas atrodas?
- Atsauces
Hroms (Cr) ir no grupas 6 (VIB) metāla elements periodiskās tabulas. Katru gadu iegūst tonnas šī metāla, to ekstrahējot no dzelzs vai magnija hromīta minerāla (FeCr 2 O 4 , MgCr 2 O 4 ), ko reducē ar oglēm, iegūstot metālu. Tas ir ļoti reaģējošs, un tikai ļoti reducējošos apstākļos tas ir tīrā veidā.
Tās nosaukums cēlies no grieķu vārda “chroma”, kas nozīmē krāsu. Šis nosaukums tam tika piešķirts daudzkārtīgo un intensīvo krāsu dēļ, ko izrāda hroma savienojumi - neorganiski vai organiski; no melnām cietām vielām vai šķīdumiem līdz dzeltenai, oranžai, zaļai, violetai, zilai un sarkanai.
Chrome krokodils. Sudraba krokodila hroma metāla modeļa aligators. Avots: Maxpixel
Tomēr metāliskā hroma un tā karbīdu krāsa ir sudrabaini pelēcīga. Šis raksturlielums tiek izmantots hromēšanas tehnikā, lai daudzām struktūrām iegūtu sudraba dzirksti (piemēram, tās, kas redzamas krokodilā attēlā iepriekš). Tādējādi, “peldoties ar hromu”, gabaliem tiek piešķirts spīdums un liela izturība pret koroziju.
Hroms šķīdumā ātri reaģē ar skābekli gaisā, veidojot oksīdus. Atkarībā no barotnes pH un oksidatīvajiem apstākļiem tā var iegūt atšķirīgus oksidācijas numurus, un stabilākais no visiem ir (III) (Cr 3+ ). Līdz ar to zaļais hroma (III) oksīds (Cr 2 O 3 ) ir visstabilākais no tā oksīdiem.
Šie oksīdi var mijiedarboties ar citiem vidē esošajiem metāliem, izraisot, piemēram, Sibīrijas sarkanā svina (PbCrO 4 ) pigmentu . Šis pigments ir dzelteni oranžs vai sarkans (pēc tā sārmainības), un no tā francūžu zinātnieks Luiss Nikolā Vauquelin izolēja metālisko varu, tieši tāpēc viņš tiek apbalvots kā tā atklājējs.
Tā minerāli un oksīdi, kā arī niecīga metāla vara daļa padara šo elementu par 22. vietu visbagātākajā zemes garozā.
Hroma ķīmija ir ļoti daudzveidīga, jo tā var veidot saites gandrīz ar visu visu periodisko tabulu. Katram tā savienojumam ir krāsas, kas ir atkarīgas no oksidācijas skaita, kā arī no sugām, kas mijiedarbojas ar to. Tāpat tas veido saites ar oglekli, iesaistoties daudzos metālorganiskos savienojumos.
Raksturojums un īpašības
Hroms ir sudraba metāls tīrā veidā ar atomu skaitu 24 un molekulmasu aptuveni 52 g / mol ( 52 Cr, tā stabilākais izotops).
Ņemot vērā spēcīgās metāla saites, tai ir augsta kušanas temperatūra (1907 ºC) un viršanas temperatūra (2671 ºC). 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 gaisā, parasti veido hroma oksīdu, kas ir plaši izmantots zaļš pigments.
Šie oksīda slāņi rada tā saucamo pasivāciju, aizsargājot metālu no turpmākas korozijas, jo skābeklis nevar iekļūt metāla sinusā.
Tā elektroniskā konfigurācija ir 4s 1 3d 5 ar visiem elektroniem nepāra, un tāpēc tai piemīt paramagnētiskas īpašības. Tomēr elektronisko griezienu pārošanās var notikt, ja metāls tiek pakļauts zemai temperatūrai, iegūstot citas īpašības, piemēram, antiferromagnētismu.
Hroma ķīmiskā struktūra
Oriģinālie PNG, kuru autors ir Daniels Meijers, DrBob, izsekoja Inkscape, lietotājs: Stannered (kristāla veidojums), izmantojot Wikimedia Commons
Kāda ir hroma metāla struktūra? Tīrā veidā hroms ir uz ķermeni vērsta kubiskā kristāla struktūra (cc vai ccc). Tas nozīmē, ka hroma atoms atrodas kuba centrā, kura malas aizņem citi hromi (kā attēlā iepriekš).
Šī struktūra ir atbildīga par hromu, kam ir augsta kušanas un viršanas temperatūra, kā arī augsta cietība. Vara atomiem pārklājas to s un d orbitāles, veidojot vadīšanas joslas saskaņā ar joslu teoriju.
Tādējādi abas joslas ir pusi pilnas. Kāpēc? Tā kā tā elektroniskā konfigurācija ir 4s 1 3d 5 un tā kā orbitāla, tajā var atrasties divi elektroni, bet d orbitāles - desmit. Tad tikai pusi joslu, ko veido to pārklāšanās, aizņem elektroni.
Ar šīm divām perspektīvām - kristālisko struktūru un metālisko saiti - teorētiski var izskaidrot daudzas šī metāla fizikālās īpašības. Tomēr neviens neizskaidro, kāpēc hromam var būt dažādi oksidācijas stāvokļi vai skaitļi.
Tam būtu nepieciešama dziļa izpratne par atoma stabilitāti attiecībā uz elektroniskajiem griezieniem.
Oksidācijas numurs
Tā kā hroma elektronu konfigurācija ir 4s 1 3d 5, tas var iegūt līdz vienam vai diviem elektroniem (Cr 1– un Cr 2– ) vai tos pazaudēt, lai iegūtu atšķirīgus oksidācijas numurus.
Tādējādi, ja hroms zaudē elektronu, tas būtu 4s 0 3d 5 ; ja viņš zaudē trīs, 4s 0 3d 3 ; un, ja tas tos visus pazaudētu, vai kas ir tas pats, argona izoelektroniski būtu.
Hroms nezaudē un neiegūst elektronus tikai ar kaprīzēm: ir jābūt sugai, kura tos ziedo vai pieņem, lai pārietu no viena oksidācijas numura uz otru.
Hromam ir šādi oksidācijas skaitļi: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 un +6. No tiem +3, Cr 3+ ir visstabilākais un tāpēc pārsvarā no visiem; seko +6, Cr 6+ .
Cr (-2, -1 un 0)
Ļoti maz ticams, ka hroms iegūs elektronus, jo tas ir metāls, un tāpēc tā būtība ir tos ziedot. Tomēr tas var koordinēt ar ligandiem, tas ir, molekulām, kas mijiedarbojas ar metāla centru caur aktīvo saiti.
Viens no pazīstamākajiem ir oglekļa monoksīds (CO), kas veido hroma heksakarbonilsavienojumu.
Šim savienojumam ir molekulārā formula Cr (CO) 6 , un, tā kā ligandi ir neitrāli un nesniedz nekādu lādiņu, tad Cr oksidācijas skaitlis ir 0.
To var novērot arī citos organiskos savienojumos, piemēram, bis (benzola) hromā. Pēdējā gadījumā hromu ieskauj divi benzola gredzeni sviestmaizei līdzīgā molekulārā struktūrā:
Autors Bens Milss, no Wikimedia Commons
No šiem diviem metālorganiskajiem savienojumiem var rasties daudzi citi Cr (0) savienojumi.
Ir atrasti sāļi, kur tie mijiedarbojas ar nātrija katjoniem, kas nozīmē, ka Cr ir jābūt negatīvam oksidācijas skaitam, lai piesaistītu pozitīvus lādiņus: Cr (-2), Na 2 un Cr (-1), Na 2 .
Cr (I) un Cr (II)
Cr (I) vai Cr 1+ iegūst, tikko aprakstīto metālorganisko savienojumu oksidācijas rezultātā. Tas tiek sasniegts ar oksidējošo ligandiem, piemēram, CN vai NO, līdz ar to veidojot, piemēram, savienojums K 3 .
Tas, ka ir trīs K + katjoni, nozīmē, ka hroma kompleksam ir trīs negatīvas lādītes; tāpat arī ligands CN - veido piecus negatīvos lādiņus, tāpēc starp Cr un NO tiem jāpievieno divi pozitīvi lādiņi (-5 + 2 = -3).
Ja NO ir neitrāls, tad tas ir Cr (II), bet, ja tam ir pozitīvs lādiņš (NO + ), tad tas ir Cr (I).
No otras puses, Cr (II) savienojumi ir daudz bagātīgāki, starp tiem: hroma (II) hlorīds (CrCl 2 ), hroma acetāts (Cr 2 (O 2 CCH 3 ) 4 ), hroma oksīds ( II) (CrO), hroma (II) sulfīds (CrS) un citi.
Cr (III)
Kopumā tas ir ar vislielāko stabilitāti, jo faktiski tas ir daudzu hromātu jonu oksidatīvo reakciju produkts. Varbūt tā stabilitāte ir saistīta ar d 3 elektronisko konfigurāciju , kurā trīs elektroni aizņem trīs zemākas enerģijas d orbitāles, salīdzinot ar pārējiem diviem enerģētiskiem (d-orbītas dubultošanās).
Reprezentatīvākais šī oksidācijas skaita savienojums ir hroma (III) oksīds (Cr 2 O 3 ). Atkarībā no ligandiem, kas to koordinē, kompleksam būs viena vai otra krāsa. Šo savienojumu piemēri ir: Cl, Cr (OH) 3 , CrF 3 , 3+ utt.
Lai gan ķīmiskā formula to neparāda no pirmā acu uzmetiena, hroma tā kompleksos parasti ir oktaedriskā koordinācijas sfēra; tas ir, tas atrodas oktaedra centrā, kur tā virsotnes ir novietotas ar ligandiem (kopā seši).
Cr (IV) un Cr (V)
Savienojumi, kuros piedalās Cr 5+, ir ļoti maz, pateicoties minētā atoma elektroniskajai nestabilitātei, papildus tam, ka tas ir viegli oksidēts līdz Cr 6+ , daudz stabilāks, jo tas ir izoelektronisks attiecībā pret argona cēlgāzi.
Tomēr Cr (V) savienojumus var sintezēt noteiktos apstākļos, piemēram, paaugstināta spiediena apstākļos. Tāpat mēdz sadalīties mērenā temperatūrā, kas padara to iespējamo pielietojumu neiespējamu, jo tiem nav termiskās pretestības. Daži no tiem ir: CrF 5 un K 3 (O 2 2 ir peroksīda anjons).
No otras puses, Cr 4+ ir relatīvi vairāk stabils, kas spēj sintezēt savas halogenētiem savienojumiem: CRF 4 , CrCl 4 un CrBr 4 . Tomēr tie ir arī jutīgi pret sadalīšanos, izmantojot redoksreakcijas, lai iegūtu hroma atomus ar labāku oksidācijas skaitu (piemēram, +3 vai +6).
Cr (VI): hromāta-dihromāta pāris
2 2- + 2H + (dzeltens) => 2- + H 2 O (oranžs)
Iepriekš minētais vienādojums atbilst divu hromātu jonu skābes dimerizācijai, lai iegūtu dihromātu. PH svārstības izraisa mijiedarbības izmaiņas ap Cr 6+ metālisko centru , kas redzams arī šķīduma krāsā (no dzeltenas līdz oranžai vai otrādi). Dihromāts sastāv no O 3 Cr-O-CrO 3 tilta .
Cr (VI) savienojumiem ir kaitīgas un pat kancerogēnas īpašības cilvēka ķermenim un dzīvniekiem.
Kā? Pētījumos tiek apgalvots, ka CrO 4 2- joni šķērso šūnu membrānas ar sulfātus transportējošu olbaltumvielu iedarbību (abi joni pēc izmēra faktiski ir līdzīgi).
Reducējošie līdzekļi šūnās samazina Cr (VI) līdz Cr (III), kas uzkrājas, neatgriezeniski koordinējoties līdz konkrētām vietām makromolekulās (piemēram, DNS).
Kad šūna ir piesārņota ar hroma pārpalikumu, tā nevar iziet, jo trūkst mehānisma, kas to transportētu atpakaļ caur membrānām.
Hroms izmanto
Kā krāsviela vai pigmenti
Hromam ir plašs pielietojums, sākot no krāsvielu dažāda veida audumiem, līdz aizsargiem, kas izgrezno metāla daļas, kas pazīstamas kā hromētas, kuras var izgatavot ar tīru metālu, vai ar Cr (III) savienojumiem vai Cr (VI).
Piemēram, hroma fluorīdu (CrF 3 ) izmanto kā krāsvielu vilnas drānām; hroma sulfāts (Cr 2 (SO 4 ) 3 ), izmanto emalju, keramikas, krāsu, tintes, laku krāsošanai, kā arī hroma metāliem; un hroma oksīdu (Cr 2 O 3 ) izmanto arī tur, kur nepieciešama tā pievilcīgā zaļā krāsa.
Tāpēc jebkuram hroma minerālam ar intensīvām krāsām var būt nolemts struktūras notraipīšanai, bet pēc tam rodas fakts, vai šie savienojumi ir bīstami videi vai cilvēku veselībai.
Faktiski tā indīgās īpašības tiek izmantotas, lai aizsargātu koksni un citas virsmas no kukaiņu uzbrukumiem.
Hromā vai metalurģijā
Tēraudam pievieno arī nelielu daudzumu hroma, lai stiprinātu to pret oksidēšanu un uzlabotu tā spīdumu. Tas ir saistīts ar faktu, ka tas spēj veidot pelēcīgus karbīdus (Cr 3 C 2 ), kas ir ļoti izturīgi, reaģējot ar skābekli gaisā.
Tā kā hromu var slīpēt līdz glancētām virsmām, tad hroms ir sudraba dizains un krāsas kā lētāka alternatīva šiem nolūkiem.
Uztura
Daži diskutē par to, vai hromu var uzskatīt par būtisku elementu, tas ir, neaizstājamu ikdienas uzturā. Tas ir atrodams dažos pārtikas produktos ļoti mazās koncentrācijās, piemēram, zaļās lapās un tomātos.
Tāpat ir olbaltumvielu piedevas, kas regulē insulīna darbību un veicina muskuļu augšanu, kā tas ir hroma polinikotināta gadījumā.
Kur tas atrodas?
Avots: Pixabay
Hroms ir atrodams visdažādākajos minerālos un dārgakmeņos, piemēram, rubīnos un smaragdos. Galvenais minerāls, no kura iegūst hromu, ir hroms (MCr 2 O 4 ), kur M var būt jebkurš cits metāls, ar kuru ir saistīts hroma oksīds. Šīs mīnas ir plašas Dienvidāfrikā, Indijā, Turcijā, Somijā, Brazīlijā un citās valstīs.
Katrā avotā ir viens vai vairāki hromīta varianti. Tādā veidā katram M (Fe, Mg, Mn, Zn utt.) Rodas atšķirīgs hroma minerāls.
Metāla ieguvei ir nepieciešams reducēt minerālu, tas ir, panākt, lai hroma metāla centrs iegūtu reduktoru ietekmē elektronus. To veic ar oglekli vai alumīniju:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Tiek atrasts arī hromīts (PbCrO 4 ).
Parasti jebkuros minerālos, kur Cr 3+ jons var aizstāt Al 3+ , abiem ar nedaudz līdzīgiem jonu rādiusiem, tas ir piemaisījums, kura rezultāts ir vēl viens šī apbrīnojamā, bet kaitīgā metāla dabīgais avots.
Atsauces
- Tenenbaums E. Hroms. Paņemts no: ķīmija.pomona.edu
- Wikipedia. (2018). Hroms. Iegūts no: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2018. gada 6. aprīlis). Kāda ir atšķirība starp Chrome un Chromium? Paņemts no: domaco.com
- NV Mandich. (deviņpadsmit deviņdesmit pieci). Hroma ķīmija. . Iegūts no: citeseerx.ist.psu.edu
- Ķīmija LibreTexts. Hroma ķīmija. Paņemts no: chem.libretexts.org
- Sauls 1. Šupaks. (1991). Hroma ķīmija un dažas no tām izrietošās analītiskās problēmas. Pārskatīts no: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Hroms. Paņemts no: chemistryexplained.com