CHROM: VLASTNOSTI, VLASTNOSTI A POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Chrómu (Cr) je kovový prvek skupiny 6 (VIB) periodické tabulky. Tun tohoto kovu ročně vyrobí přes jeho extrakci z chromitu minerálu železa nebo hořčíku (FeCr ₂ O ₄, MgCr ₂ O ₄), které jsou snížené uhlí pro získání kovu. Je velmi reaktivní a pouze ve velmi redukčních podmínkách je ve své čisté formě.

Název pochází z řeckého slova „chroma“, což znamená barvu. Tento název dostal kvůli rozmanitým a intenzivním barvám, které vykazují sloučeniny chromu, ať už anorganické nebo organické; od černých pevných látek nebo roztoků po žluté, oranžové, zelené, fialové, modré a červené.

Chrome krokodýl. Krokodýl stříbrný krokodýl kovový model aligátor. Zdroj: Maxpixel

Barva kovového chromu a jeho karbidů jsou však stříbřitě šedavé. Tato vlastnost je využívána v technice chromování, aby poskytla mnoha strukturám stříbrné jiskry (jako ty, které jsou vidět na krokodýlích na obrázku výše). Tímto „koupáním s chromem“ jsou kusy lesklé a mají velkou odolnost proti korozi.

Chrom v roztoku rychle reaguje s kyslíkem ve vzduchu za vzniku oxidů. V závislosti na pH a oxidačních podmínkách média může získat různá oxidační čísla, přičemž (III) (Cr ³⁺) je ze všech nejstabilnější. V důsledku toho je zelený oxid chrómu (III), (Cr ₂ O ₃) je nejstabilnější svých oxidů.

Tyto oxidy mohou interagovat s jinými kovy v prostředí, což způsobuje, například pigment sibiřský suřík (PbCrO ₄). Tento pigment je žlutooranžový nebo červený (podle své zásaditosti) az toho francouzský vědec Louis Nicolas Vauquelin izoloval kovovou měď, což je důvod, proč je oceněn jako objevitel.

Jeho minerály a oxidy, stejně jako malá část kovové mědi dělají z tohoto prvku 22 nejhojnějších v zemské kůře.

Chemie chromu je velmi rozmanitá, protože může tvořit vazby s téměř celou celou periodickou tabulkou. Každá z jejích sloučenin vykazuje barvy, které závisí na oxidačním čísle, jakož i na druzích, které s ním interagují. Podobně vytváří vazby s uhlíkem a zasahuje do velkého počtu organokovových sloučenin.

Vlastnosti a vlastnosti

Chrom je stříbrný kov ve své čisté formě s atomovým číslem 24 a molekulovou hmotností asi 52 g / mol (⁵² Cr, jeho nejstabilnější izotop).

Vzhledem ke svým silným kovovým vazbám má vysoké teploty tání (1907 ° C) a teploty varu (2671 ° C). Také díky své krystalické struktuře je to velmi hustý kov (7,19 g / ml).

Nereaguje s vodou za vzniku hydroxidů, ale reaguje s kyselinami. Oxiduje kyslíkem ve vzduchu a obecně produkuje oxid chromitý, což je široce používaný zelený pigment.

Tyto oxidové vrstvy vytvářejí tzv. Pasivaci, chrání kov před další korozí, protože kyslík nemůže proniknout kovovým sinusem.

Jeho elektronická konfigurace je 4s ¹ 3d ⁵, všechny elektrony jsou nepárové, a proto vykazuje paramagnetické vlastnosti. K párování elektronických točení však může dojít, pokud je kov vystaven nízkým teplotám a získává další vlastnosti, jako je antiferomagnetismus.

Chemická struktura chromu

Původní PNG od Daniel Mayer, DrBob, vystopované v Inkscape uživatelem: Stannered (Crystal stucture), přes Wikimedia Commons

Jaká je struktura chromového kovu? Ve své čisté formě chrom zaujímá kubickou krystalickou strukturu soustředěnou na tělo (cc nebo bcc). To znamená, že atom chromu je umístěn ve středu krychle, jejíž hrany jsou obsazeny jinými chromy (jako na obrázku výše).

Tato struktura je zodpovědná za chrom, který má vysoké teploty tání a teploty varu, jakož i vysokou tvrdost. Atomy mědi se překrývají se svými orbitaly a vytvářejí vodivé pásy podle teorie pásů.

Obě kapely jsou tedy napůl plné. Proč? Protože jeho elektronická konfigurace je 4s ¹ 3d ⁵ a jako orbitální může pojmout dva elektrony a d orbitaly deset. Pak jen polovina pásů vytvořených jejich překrýváním je obsazena elektrony.

S těmito dvěma perspektivami - krystalickou strukturou a kovovou vazbou - lze mnohé z fyzikálních vlastností tohoto kovu vysvětlit teoreticky. Ani to však nevysvětluje, proč může mít chrom různé oxidační stavy nebo čísla.

To by vyžadovalo hluboké pochopení stability atomu s ohledem na elektronické otáčení.

Oxidační číslo

Protože elektronová konfigurace chromu je 4s ¹ 3d ^5, může získat až jeden nebo dva elektrony (Cr ^1– a Cr ^2–), nebo je ztratit za účelem získání různých oxidačních čísel.

Pokud tedy chrom ztratí elektron, bude to 4s ⁰ 3d ⁵; pokud prohraje tři, 4s ⁰ 3d ³; a pokud je všechny ztratí, nebo co je stejné, bylo by argonové izoelektronické.

Chrom neztrácí nebo nezíská elektrony pouhým rozmarem: musí existovat druh, který je daruje nebo přijímá, aby mohl přejít z jednoho oxidačního čísla na druhé.

Chrom má následující oxidační čísla: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 a +6. Z nich je +3, Cr ³⁺ nejstabilnější, a proto převládá ze všech; následuje +6, Cr ⁶⁺.

Cr (-2, -1 a 0)

Chromium vysoce pravděpodobně nezíská elektrony, protože se jedná o kov, a proto je jeho podstatou je darovat. Může však koordinovat s ligandy, tj. Molekulami, které interagují s kovovým centrem prostřednictvím dativní vazby.

Jedním z nejznámějších je oxid uhelnatý (CO), který tvoří hexakarbonylovou sloučeninu chrómu.

Tato sloučenina má molekulový vzorec Cr (CO) ₆ a jelikož ligandy jsou neutrální a neposkytují žádný náboj, má Cr oxidační číslo 0.

To lze také pozorovat v jiných organokovových sloučeninách, jako je bis (benzen) chrom. V posledně jmenovaném je chrom obklopen dvěma benzenovými kruhy v sendvičové molekulové struktuře:

Ben Mills z Wikimedia Commons

Z těchto dvou organokovových sloučenin může vzniknout mnoho dalších Cr (0) sloučenin.

Byly nalezeny soli, kde interagují s kationty sodíku, což znamená, že Cr musí mít záporné oxidační číslo, aby přitahovalo kladné náboje: Cr (-2), Na ₂ a Cr (-1), Na ₂.

Cr (I) a Cr (II)

Cr (I) nebo Cr ¹⁺ se vyrábí oxidací právě popsaných organokovových sloučenin. Toho je dosaženo oxidačních ligandy, jako je CN nebo NO, čímž se vytvoří, například, sloučenina K ₃.

Zde skutečnost, že existují tři K ⁺ kationty, znamená, že chromový komplex má tři záporné náboje; stejně tak ligand CN ^- přispívá pěti zápornými náboji, takže mezi Cr a NO musí přidat dva kladné náboje (-5 + 2 = -3).

Pokud NO je neutrální, pak je to Cr (II), ale pokud má kladný náboj (NO ⁺), pak je to Cr (I).

Na druhé straně, (II) sloučeniny Cr jsou hojnější, mezi nimi následující: chrom (II) chlorid (CrCl ₂), chromnatý acetát (Cr ₂ (O ₂ CCH ₃) ₄), oxid chromitý (II) (CrO), sulfid chromitý (CrS) a další.

Cr (III)

Ze všeho je to ten, který má největší stabilitu, protože je ve skutečnosti produktem mnoha oxidačních reakcí chromanových iontů. Možná, že její stabilita je díky své d ³ elektronické konfigurace, ve kterých jsou tři elektrony zabírají tři nižší energetické d orbitaly ve srovnání s ostatními dvěma po více energetických (d-okružní zdvojnásobení).

Nejvíce reprezentativní sloučenina tohoto oxidačního čísla je chrom (III) kysličník (Cr ₂ O ₃). V závislosti na ligandech, které s ním koordinují, bude komplex vykazovat jednu nebo druhou barvu. Příklady těchto sloučenin jsou: Cl, Cr (OH) ₃, CrF ₃, ³⁺ atd.

Ačkoli to chemický vzorec neukazuje na první pohled, chrom má obvykle ve svých komplexech osmiúhelníkovou koordinační kouli; to je, to je lokalizováno ve středu octahedron kde jeho vrcholy jsou ligandy (celkem šest).

Cr (IV) a Cr (V)

Sloučeniny, na nichž se Cr ⁵⁺ podílí, jsou v důsledku elektronické nestability uvedeného atomu velmi malé, kromě skutečnosti, že se snadno oxidují na ^Cr6+, mnohem stabilnější, protože jsou izoelektronické vzhledem k argonu vzácných plynů.

Sloučeniny Cr (V) však mohou být syntetizovány za určitých podmínek, jako je vysoký tlak. Rovněž mají tendenci se rozkládat při mírných teplotách, což znemožňuje jejich možné použití, protože nemají tepelný odpor. Některé z nich jsou: CRF ₅ a K ₃ (O ₂ ² je peroxid anion).

Na druhé straně, Cr ⁴⁺ je relativně stabilní, je schopen syntetizovat jeho halogenovaných sloučenin: CRF ₄, CrCl ₄ a CrBr ₄. Jsou však také náchylné k rozkladu redoxními reakcemi za vzniku atomů chrómu s lepšími oxidačními čísly (například +3 nebo +6).

Cr (VI): dvojice chroman-dichroman

2 ² + 2 H ⁺ (žlutá) => ² + H ₂ O (oranžová)

Výše uvedená rovnice odpovídá kyselé dimerizaci dvou chromanových iontů za vzniku dichromanu. Změna pH způsobuje změnu v interakcích kolem kovového centra Cr ⁶⁺, což je patrné také v barvě roztoku (ze žluté na oranžovou nebo naopak). Dvojchroman se skládá z O ₃ CrO-CRO ₃ mostu.

Sloučeniny Cr (VI) mají vlastnosti, které jsou škodlivé a dokonce karcinogenní pro lidské tělo a zvířata.

Jak? Studie tvrdí, že CrO ₄ ^2- ionty kříží buněčné membrány působením proteinů transportujících sírany (oba ionty jsou ve skutečnosti podobné velikosti).

Redukční činidla v buňkách redukují Cr (VI) na Cr (III), který se hromadí nevratnou koordinací na specifická místa na makromolekulách (jako je DNA).

Jakmile je buňka kontaminována nadbytkem chromu, nemůže opustit kvůli nedostatku mechanismu, který ji transportuje zpět přes membrány.

Použití chromu

Jako barvivo nebo pigmenty

Chrom má širokou škálu aplikací, od barviv pro různé typy tkanin, až po chrániče, které zdobí kovové části v tzv. Chromování, které lze vyrobit z čistého kovu nebo se sloučeninami Cr (III) nebo Cr (VI).

Jako barvivo pro vlněné tkaniny se používá například fluorid chromitý (CrF ₃); sulfát chromitý (Cr ₂ (SO ₄) ₃), se použije pro barevné laky, keramika, barvy, inkousty, laky, a rovněž slouží k chromové kovů; a oxidu chromitého (Cr ₂ O ₃) také najde použití, kde se vyžaduje její atraktivní zelená barva.

Proto může být jakýkoli minerál chromu s intenzivními barvami určen k zabarvení struktury, ale poté vyvstává skutečnost, zda jsou tyto sloučeniny nebezpečné nebo ne pro životní prostředí nebo pro zdraví jednotlivců.

Ve skutečnosti jsou jeho jedovaté vlastnosti používány k ochraně dřeva a jiných povrchů před napadením hmyzem.

V chromu nebo metalurgii

Do oceli se také přidává malé množství chrómu, aby se posílila proti oxidaci a zlepšila se její lesk. Je to vzhledem k tomu, že je schopen tvořit šedavě karbidy (Cr ₃ C ₂), které jsou velmi odolné při reakci s kyslíkem ve vzduchu.

Vzhledem k tomu, že chrom lze leštit na lesklé povrchy, obsahuje chrom jako levnější alternativu pro tyto účely stříbrné vzory a barvy.

Výživa

Někteří debatují o tom, zda může být chrom považován za základní prvek, který je nezbytný v každodenní stravě. Je přítomen v některých potravinách ve velmi malých koncentracích, jako jsou zelené listy a rajčata.

Stejně tak existují bílkovinné doplňky, které regulují aktivitu inzulínu a podporují růst svalů, jako je tomu v případě polynikotinátu chromu.

Kde se to nachází?

Zdroj: Pixabay

Chrom se nachází v celé řadě minerálů a drahokamů, jako jsou rubíny a smaragdy. Hlavní minerální, ze kterého se extrahuje chrom je chromit (MCR ₂ O ₄), kde M může být jakýkoliv jiný kov, se kterým je oxid chrómu spojena. Tyto doly oplývají v Jižní Africe, Indii, Turecku, Finsku, Brazílii a dalších zemích.

Každý zdroj má jednu nebo více chromitových variant. Tímto způsobem pro každý M (Fe, Mg, Mn, Zn atd.) Vzniká jiný chromový minerál.

K extrakci kovu je nutné redukovat minerál, to znamená, aby elektrony v centru kovového chrómu získaly elektrony působením redukčního činidla. To se provádí pomocí uhlíku nebo hliníku:

FeCr ₂ O ₄ + 4C => Fe + 2CR + 4CO

Také, chromit (PbCrO ₄ se nalézá).

Obecně v jakémkoli minerálu, kde iont Cr ³⁺ může nahradit Al ³⁺, oba s mírně podobnými iontovými poloměry, představuje nečistotu, která vede k dalšímu přirozenému zdroji tohoto úžasného, ​​ale škodlivého kovu.

Reference

1. Tenenbaum E. Chromium. Převzato z: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018). Chromium. Převzato z: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6. dubna 2018). Jaký je rozdíl mezi Chromem a Chromem? Převzato z: thinkco.com
4. NV Mandich. (devatenáct devadesát pět). Chemie chromu.. Převzato z: citeseerx.ist.psu.edu
5. Chemistry LibreTexts. Chemie chromu. Převzato z: chem.libretexts.org
6. Saul 1. Shupack. (1991). Chemie chromu a některé výsledné analytické problémy. Recenzováno od: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Chromium. Převzato z: chemistryexplained.com