KROM: EGENSKAPER, EGENSKAPER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2024

Den krom (Cr) är ett metallelement ur grupp 6 (VIB) i det periodiska systemet. Ton av denna metall produceras årligen genom dess extraktion från kromit mineral av järn eller magnesium (FeCr ₂ O ₄ , MgCr ₂ O ₄ ), vilka reduceras med kol för att erhålla metallen. Det är mycket reaktivt och endast under mycket reducerande förhållanden är det i dess rena form.

Namnet härstammar från det grekiska ordet "chroma", vilket betyder färg. Det fick detta namn på grund av de många och intensiva färgerna som visas av kromföreningar, vare sig de är oorganiska eller organiska; från svarta fasta ämnen eller lösningar till gult, orange, grönt, violett, blått och rött.

Kromkrokodil. Silver krokodil krom metall Alligator. Källa: Maxpixel

Färgen på metallkrom och dess karbider är dock silvergrå. Denna egenskap utnyttjas i krompläteringstekniken för att ge många strukturer silverglittringar (som de som ses i krokodilen på bilden ovan). Genom att "bada med krom" får bitarna alltså glans och stor motståndskraft mot korrosion.

Krom i lösning reagerar snabbt med syre i luften och bildar oxider. Beroende på pH och de oxidativa förhållandena för mediet kan det erhålla olika oxidationsnummer, varvid (III) (Cr ³⁺ ) är det mest stabila av alla. Följaktligen den gröna krom (III) oxid (Cr ₂ O ₃ är) den mest stabila av dess oxider.

Dessa oxider kan interagera med andra metaller i miljön, vilket till exempel orsakar pigmentet Siberian red lead (PbCrO ₄ ). Detta pigment är gul-orange eller rött (enligt dess alkalitet), och från det isolerade den franska forskaren Louis Nicolas Vauquelin metalliskt koppar, varför han tilldelas som upptäckaren.

Dess mineraler och oxider, såväl som en liten del metallisk koppar gör detta element till 22 av de mest rikliga i jordskorpan.

Kromens kemi är mycket mångfaldig eftersom den kan bilda bindningar med nästan hela hela periodiska tabellen. Var och en av dess föreningar uppvisar färger som är beroende av oxidationsantalet och de arter som interagerar med det. På samma sätt bildar den bindningar med kol, ingriper i ett stort antal organometalliska föreningar.

Egenskaper och egenskaper

Krom är en silvermetall i dess rena form, med ett atomantal på 24 och en molekylvikt av cirka 52 g / mol ( ⁵² Cr, dess mest stabila isotop).

Med tanke på sina starka metallbindningar har den höga smältpunkter (1907 ºC) och kokpunkter (2671 ºC). Dess kristallina struktur gör den till en mycket tät metall (7,19 g / ml).

Det reagerar inte med vatten för att bilda hydroxider, men det reagerar med syror. Det oxiderar med syre i luften, genererar i allmänhet kromoxid, som är ett allmänt använt grönt pigment.

Dessa oxidlager skapar det som kallas passivering och skyddar metallen från ytterligare korrosion, eftersom syre inte kan tränga igenom metallens sinus.

Dess elektroniska konfiguration är 4s ¹ 3d ⁵ , med alla elektroner oparade, och därför uppvisar paramagnetiska egenskaper. Parning av elektroniska snurr kan emellertid ske om metallen utsätts för låga temperaturer, vilket får andra egenskaper såsom antiferromagnetism.

Kromskemisk struktur

Av Original PNGs av Daniel Mayer, DrBob, spåras i Inkscape av User: Stannered (Crystal stucture), via Wikimedia Commons

Vad är strukturen för krommetall? I sin rena form antar krom en kroppscentrerad kubisk kristallstruktur (cc eller bcc). Detta betyder att kromatomen är belägen i mitten av en kub, vars kanter är upptagna av andra kromar (som på bilden ovan).

Denna struktur ansvarar för att krom har höga smält- och kokpunkter samt hög hårdhet. Kopparatomer överlappar deras s och d-orbital för att bilda ledningsband enligt bandteorin.

Således är båda banden halvfullt. Varför? Eftersom dess elektroniska konfiguration är 4s ¹ 3d ⁵ och som s orbital kan den hysa två elektroner, och d orbitalen tio. Då är bara hälften av banden som bildas av deras överlappningar ockuperade av elektroner.

Med dessa två perspektiv - den kristallina strukturen och den metalliska bindningen - kan många av de fysiska egenskaperna hos denna metall förklaras i teorin. Ingen av dem förklarar dock varför krom kan ha olika oxidationstillstånd eller antal.

Detta skulle kräva en djup förståelse av stabiliteten hos atomen med avseende på elektroniska snurr.

Oxidationsnummer

Eftersom kromens elektronkonfiguration är 4s ¹ 3d ⁵ kan den få upp till en eller två elektroner (Cr ^1– och Cr ^2– ) eller förlora dem för att få olika oxidationsnummer.

Således, om krom förlorar en elektron, skulle det vara 4s ⁰ 3d ⁵ ; om han tappar tre, 4s ⁰ 3d ³ ; och om det förlorar dem alla, eller vad som är samma, skulle det vara isoelektroniskt för argon.

Krom förlorar eller får inte elektron genom enbart infall: det måste finnas en art som donerar eller accepterar dem för att gå från ett oxidationsnummer till ett annat.

Krom har följande oxidationsnummer: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 och +6. Av dessa är +3, Cr ³⁺ , den mest stabila och därför dominerande av alla; följt av +6, Cr ⁶⁺ .

Cr (-2, -1 och 0)

Det är mycket osannolikt att krom får elektroner, eftersom det är en metall, och därför är dess natur att donera dem. Det kan emellertid koordinera med ligander, det vill säga molekyler som interagerar med metallcentret genom en dativbindning.

En av de mest kända är kolmonoxid (CO), som bildar hexakarbonylföreningen av krom.

Denna förening har molekylformeln Cr (CO) ₆ , och eftersom liganderna är neutrala och inte tillhandahåller någon laddning har Cr ett oxidationsnummer på 0.

Detta kan också observeras i andra organometalliska föreningar såsom bis (bensen) krom. I det senare omges krom av två bensenringar i en sandwichliknande molekylstruktur:

Av Ben Mills, från Wikimedia Commons

Många andra Cr (0) -föreningar kan uppstå från dessa två organometalliska föreningar.

Salter har funnit där de samverkar med natriumkatjoner, vilket innebär att Cr måste ha ett negativt oxidationstal att attrahera positiva laddningar: Cr (-2), Na ₂ och Cr (-1), Na ₂ .

Cr (I) och Cr (II)

Cr (I) eller Cr ¹⁺ framställs genom oxidation av de just beskrivna organometallföreningarna. Detta uppnås genom oxiderande ligander, såsom CN eller NO och bildar sålunda, till exempel, förening K ₃ .

Här innebär det faktum att det finns tre K ⁺ -kationer att kromkomplexet har tre negativa laddningar; likaså bidrar liganden CN ^- med fem negativa laddningar, så att de mellan Cr och NO måste lägga till två positiva laddningar (-5 + 2 = -3).

Om NO är neutralt är det Cr (II), men om det har en positiv laddning (NO ⁺ ), är det Cr (I).

Å andra sidan, de (II) föreningar Cr är mer rikligt, bland dem följande: krom (II) klorid (CrCl ₂ ), kromoacetat (Cr ₂ (O ₂ CCH ₃ ) ₄ ), kromoxid ( II) (CrO), krom (II) sulfid (CrS) och mer.

Cr (III)

Av allt är det den som har störst stabilitet, eftersom det i själva verket är produkten från många oxidativa reaktioner av kromjoner. Kanske är dess stabilitet beroende på dess elektroniska konfiguration d ³ , där tre elektroner upptar tre orbitaler med lägre energi jämfört med de andra två mer energiska (d-orbital fördubbling).

Den mest representativa föreningen enligt föreliggande oxidationstal är krom (III) oxid (Cr ₂ O ₃ ). Beroende på ligander som koordineras till det kommer komplexet att visa en eller annan färg. Exempel på dessa föreningar är: Cl, Cr (OH) ₃ , CrF ₃ , ³⁺ , etc.

Även om den kemiska formeln inte visar det vid första anblicken, har krom vanligtvis en oktaedrisk koordinations sfär i sina komplex; det vill säga den är belägen i mitten av en okededron där dess toppar är placerade av liganderna (totalt sex).

Cr (IV) och Cr (V)

Föreningarna i vilka Cr ⁵⁺ deltar är mycket få på grund av den elektroniska instabiliteten hos nämnda atom, utöver det faktum att den lätt oxideras till Cr6 ⁺ , mycket stabilare eftersom den är isoelektronisk med avseende på den ädelgasargonen.

Cr (V) -föreningar kan emellertid syntetiseras under vissa förhållanden, såsom högt tryck. På samma sätt tenderar de att sönderdelas vid måttliga temperaturer, vilket gör deras möjliga tillämpningar omöjliga eftersom de inte har värmebeständighet. Några av dem är: CrF ₅ och K ₃ (O ₂ ^2- är peroxiden anjon).

Å andra sidan, Cr ⁴⁺ är relativt mer stabilt, att kunna syntetisera dess halogenerade föreningar: CrF ₄ , CrCl ₄ och CrBr ₄ . De är emellertid också mottagliga för att sönderdelas av redoxreaktioner för att producera kromatomer med bättre oxidationsnummer (som +3 eller +6).

Cr (VI): kromat-dikromatparet

2 ^2- + 2H ⁺ (gul) => ^2- + H ₂ O (orange)

Ovanstående ekvation motsvarar syredimeriseringen av två kromatjoner för att producera dikromat. Variationen i pH orsakar en förändring i växelverkan kring det metalliska mitten av Cr ⁶⁺ , vilket också är tydligt i färgen på lösningen (från gul till orange eller vice versa). Dichromate består av en O ₃ Cr-O-CrO _3- bro .

Cr (VI) -föreningar har egenskaperna som skadliga och till och med cancerframkallande för människokroppen och djuren.

Hur? Studier hävdar att CrO ₄ ^2- joner korsar cellmembran genom verkan av sulfattransporterande proteiner (båda jonerna är faktiskt lika stora).

Reduktionsmedel inom celler reducerar Cr (VI) till Cr (III), som ackumuleras genom att irreversibelt samordna till specifika platser på makromolekyler (såsom DNA).

När cellen förorenats av ett överskott av krom kan den inte lämna på grund av bristen på mekanism som transporterar den tillbaka genom membranen.

Krom använder

Som färgämne eller pigment

Krom har ett brett spektrum av applikationer, från färgämne för olika typer av tyger, till skydd som försmyckar metalldelar i så kallade kromplätering, som kan tillverkas med ren metall eller med Cr (III) -föreningar eller Cr (VI).

Kromfluorid (CrF ₃ ) används till exempel som färgämne för ulldukar; kromsulfat (Cr ₂ (SO ₄ ) ₃ ), används för att färg emaljer, keramer, färger, tryckfärger, emalj, och tjänar också till att krommetaller; och kromoxid (Cr ₂ O ₃ ) också finner användning där det krävs dess attraktiva grön färg.

Därför kan varje krommineral med intensiva färger vara avsett att färga en struktur, men efter det uppstår faktumet om dessa föreningar är farliga eller inte för miljön eller för individernas hälsa.

I själva verket används dess giftiga egenskaper för att bevara trä och andra ytor från insektsattacker.

I krom eller metallurgi

Små mängder krom läggs också till stålet för att stärka det mot oxidation och för att förbättra dess glans. Detta beror på det faktum att det är i stånd att bilda gråaktiga karbider (Cr ₃ C ₂ ) som är mycket motståndskraftig vid reaktion med syre i luften.

Eftersom krom kan poleras på blanka ytor, har krom sedan silverdesign och färger som ett billigare alternativ för dessa ändamål.

Närings

Vissa debatterar om krom kan betraktas som ett väsentligt element, det vill säga nödvändigt i den dagliga kosten. Det finns i vissa livsmedel i mycket små koncentrationer, till exempel gröna blad och tomater.

På samma sätt finns det proteintillskott som reglerar insulinaktivitet och främjar muskeltillväxt, som är fallet med krompolynikotinat.

Var ligger den?

Källa: Pixabay

Krom finns i en mängd olika mineraler och ädelstenar som rubiner och smaragder. Den huvudsakliga mineral från vilken krom extraheras är kromit (MCR ₂ O ₄ ), där M kan vara någon annan metall, med vilken kromoxid är associerad. Dessa gruvor finns i överflöd i Sydafrika, Indien, Turkiet, Finland, Brasilien och andra länder.

Varje källa har en eller flera kromitvarianter. På detta sätt uppstår ett annat krommineral för varje M (Fe, Mg, Mn, Zn, etc.).

För att extrahera metallen är det nödvändigt att reducera mineralet, det vill säga att krommetallcentret får elektroner genom verkan av ett reducerande medel. Detta görs med kol eller aluminium:

FeCr ₂ O ₄ + 4C => Fe + 2Cr + 4co

Dessutom hittas kromit (PbCrO ₄ ).

I alla mineraler där Cr 3 ⁺ -jonen kan ersätta Al ³⁺ , båda med något liknande joniska radier, utgör det i allmänhet en orenhet som resulterar i en annan naturlig källa till denna fantastiska, men skadliga metall.

referenser

1. Tenenbaum E. Krom. Hämtad från: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018). Krom. Hämtad från: en.wikipedia.org
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6 april 2018). Vad är skillnaden mellan Chrome och Chromium? Hämtad från: thoughtco.com
4. NV Mandich. (nittonhundranittiofem). Kromkemi. . Hämtad från: citeseerx.ist.psu.edu
5. Kemi LibreTexts. Kromkemi. Hämtad från: chem.libretexts.org
6. Saul 1. Shupack. (1991). Kromens kemi och några resulterande analytiska problem. Recenserad från: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Krom. Hämtad från: chemistryexplained.com