Kromegenskaper, egenskaper och användningsområden



den krom (Cr) är ett metalliskt element i grupp 6 (VIB) i det periodiska bordet. Årligen produceras massor av denna metall genom extraktion av kromitmalm eller magnesiummalm (FeCr2O4, MgCr2O4), vilka reduceras med kol för erhållande av metallen. Det är mycket reaktivt, och endast i mycket reducerande förhållanden är det i sin rena form.

Dess namn härstammar från det grekiska ordet "chroma", vilket betyder färg. Det gavs detta namn på grund av de många och intensiva färgerna som uppvisades av kromföreningar, oorganiska eller organiska; från fasta eller svarta lösningar, till gul, orange, grön, violett, blå och röd.

Färgen på metallkromet och dess karbider är emellertid gråaktig silver. Denna funktion används i kromens teknik för att ge många strukturer blinkar silver (som de som ses i krokodillen i bilden ovan). Således "badning med krom" till bitarna ges glans och ett stort motstånd mot korrosion.

Krom i lösning reagerar snabbt med syre i luften för att bilda oxider. Beroende på mediumets pH och oxidativa förhållanden kan olika oxidationstal förvärvas, med (III) (Cr3+) den mest stabila av alla. Som ett resultat är krom (III) oxid (Cr2O3) Grön färg är den mest stabila av dess oxider.

Dessa oxider kan interagera med andra metaller i miljön, som härrör från exempelvis det Siberiska röda blypigmentet (PbCrO).4). Detta pigment är gul-orange eller rött (enligt dess alkalinitet), och från den isolerade franska forskaren Louis Nicolas Vauquelin metallisk koppar, varför det tilldelas som upptäckare.

Dess mineraler och oxider, liksom en liten del av metallisk koppar, gör detta element upptagna den 22: e rikaste jordskorpan.

Kromets kemi är väldigt varierande eftersom det kan bilda bindningar med nästan hela periodiska bordet. Vart och ett av dess föreningar uppvisar färger som beror på antalet oxidationer, liksom de arter som interagerar med det. Det bildar också bindningar med kol, ingripande i ett stort antal organometalliska föreningar.

[TOC]

Egenskaper och egenskaper

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

Med tanke på sina starka metallbindningar har den höga smältpunktar (1907 ° C) och kokande (2671 ° C) punkter. Dess kristallina struktur gör det också en mycket tät metall (7,19 g / ml).

Det reagerar inte med vatten för att bilda hydroxider, men det reagerar med syror. Det oxideras med syre från luften, som vanligtvis producerar kromoxid, vilket är ett vanligt grönt pigment..

Dessa lager av oxid skapar det som är känt som passivering, skydda metall från ytterligare korrosion, eftersom syre inte kan tränga in i metallisk sinus.

Den elektroniska konfigurationen är [Ar] 4s13d5, med alla elektroner uparmade, och därför uppvisar paramagnetiska egenskaper. Parning av elektroniska spinn kan emellertid ske om metallen utsätts för låga temperaturer och förvärvar andra egenskaper såsom antiferromagnetism..

index

  • 1 Egenskaper och egenskaper
  • 2 Kemisk struktur av krom
  • 3 Oxideringsnummer
    • 3,1 Cr (-2, -1 och 0)
    • 3,2 Cr (I) och Cr (II)
    • 3,3 Cr (III)
    • 3,4 Cr (IV) och Cr (V)
    • 3,5 Cr (VI): kromat-dikromatparet
  • 4 Användningar av krom
    • 4.1 Som färgämne eller pigment
    • 4.2 I krom eller metallurgi
    • 4.3 Näringsvärde
  • 5 var är du?
  • 6 referenser

Kemisk struktur av krom

Vad är strukturen hos krommetallen? I sin rena form, antar krom en centrerad kubisk kristallstruktur i kroppen (cc eller Hemlig kopia, genom dess akronym). Detta innebär att kromatomen är belägen i mitten av en kub, vars kanter upptas av andra kromos (som i bilden ovan).

Denna struktur är ansvarig för att kromet har högsmältande och kokande punkter, liksom en hög hårdhet. Kopparatomer överlappar sina s- och d-orbitaler för att bilda ledningsband enligt bandteorin.

Således är båda banden halvt fulla. Varför? Eftersom dess elektroniska konfiguration är [Ar] 4s13d5 och hur orbital s kan hålla två elektroner och orbitalerna d tio. Då upptar endast hälften av banden som bildas av deras överlappningar med elektroner.

Med dessa två perspektiv - den kristallina strukturen och metallbindningen - kan många av de fysiska egenskaperna hos denna metall förklaras teoretiskt. Emellertid förklarar inte heller varför krom kan ha flera oxidationstillstånd eller -tal.

Detta skulle kräva en djup förståelse för atomens stabilitet med avseende på elektroniska spinn.

Oxideringsnummer

Eftersom den elektroniska konfigurationen av krom är [Ar] 4s13d5 kan tjäna upp till en eller två elektroner (Cr1- och Cr2-), eller förlora dem för att förvärva olika oxidationsnummer.

Således, om kromen förlorar en elektron, skulle det vara som [Ar] 4s03d5; om du förlorar tre, [Ar] 4s03d3; och om du förlorar dem alla, [Ar], eller vad är detsamma, skulle det vara isoelektroniskt mot argon.

Krom förlorar inte eller får elektroner med enbart caprice: det måste finnas en art som donerar eller accepterar dem för att gå från ett oxidationsnummer till en annan.

Krom har följande oxidationsnummer: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 och +6. Av dem är +3, Cr3+, Det är det mest stabila och därför övervägande av alla; följt av +6, Cr6+.

Cr (-2, -1 och 0)

Det är mycket osannolikt att krom kommer att få elektroner, eftersom det är en metall, och därför är det naturen att donera dem. Det kan emellertid koordineras med ligander, det vill säga molekyler som interagerar med metallcentret genom en datalänk.

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

Denna förening har en molekylformel Cr (CO)6, och eftersom liganderna är neutrala och inte ger någon laddning, har Cr ett oxidationsnummer av O.

Detta kan också observeras i andra organometalliska föreningar såsom bis (bensen) krom. I det senare fallet är krom omgivet av två bensenringar i en molekylstruktur av en sandwich-typ:

Av dessa två organometalliska föreningar kan uppstå många andra av Cr (0).

Salter har hittats där de interagerar med natriumkatjoner, vilket innebär att Cr måste ha ett negativt oxidationsnummer för att locka positiva laddningar: Cr (-2), Na2[Cr (CO)5] och Cr (-1), Na2[Cr2(CO)10].

Cr (I) och Cr (II)

Cr (I) eller Cr1+ det produceras genom oxidation av de organometalliska föreningar som just beskrivits. Detta uppnås genom att oxidera ligander, såsom CN eller NO, och bildar sålunda exempelvis förening K3[Cr (CN)5NO].

Här faktum att ha tre K-katjoner+ innebär att kromkomplexet har tre negativa laddningar; på samma sätt CN-liganden- ger fem negativa laddningar, så att mellan Cr och NO måste läggas till två positiva laddningar (-5 + 2 = -3).

Om NO är neutral är det Cr (II), men det har en positiv laddning (NO+), är i så fall Cr (I).

Å andra sidan är föreningarna av Cr (II) mer rikliga, vilka är följande bland dem: krom (II) klorid (CrCl2), kromacetat (Cr2(O2CCH3)4), krom (II) oxid (CrO), krom (II) sulfid (CrS) och andra.

Cr (III)

Av allt är det en av större stabilitet, för det är faktiskt en produkt av många oxidantreaktioner av kromatjoner. Kanske stabiliteten beror på sin elektroniska konfiguration3, i vilka tre elektroner upptar tre d orbitaler av lägre energi jämfört med de andra två mer energiska (utfällning av orbitaler).

Den mest representativa föreningen av detta oxidationsnummer är krom (III) oxid (Cr2O3). Beroende på de ligander som samordnas till det, kommer komplexet att visa en färg eller en annan. Exempel på dessa föreningar är: [CrCl2(H2O)4] Cl, Cr (OH)3, CrF3, [Cr (H2O)6]3+, etc.

Även om den kemiska formeln inte visar vid första ögonkastet, har krom vanligtvis en oktaedisk koordinationssfär i dess komplex; det vill säga det ligger i mitten av en oktaedron där dess hörn är placerade ligander (totalt sex).

Cr (IV) och Cr (V)

Föreningarna där Cr deltar5+ de är väldigt få, på grund av atomens elektroniska instabilitet, förutom att det lätt oxideras till Cr6+, mycket stabilare genom att vara isoelektronisk med avseende på argon ädelgas.

Emellertid kan Cr (V) -föreningar syntetiseras under vissa betingelser, såsom högt tryck. De tenderar också att sönderfalla vid måttliga temperaturer, vilket gör deras möjliga tillämpningar omöjliga eftersom de inte har termisk resistans. Några av dem är: CrF5 och K3[Cr (O2)4] (O.22- är peroxidanjonen).

Å andra sidan Cr4+ Det är relativt stabilare, att kunna syntetisera dess halogenerade föreningar: CrF4, CrCl4 och CrBr4. De är emellertid också mottagliga för sönderdelning genom redoxreaktioner för att producera kromatomer med bättre oxidationsnummer (såsom +3 eller +6).

Cr (VI): kromat-dikromatparet

2 [CrO4]2- + 2H+  (Gul) => [Cr2O7]2- + H2O (Orange)

Ovannämnda ekvation motsvarar den sura dimeriseringen av två kromjoner för att producera dikromat. Variationen i pH orsakar en förändring i interaktionerna kring det metalliska centrumet av Cr6+, Visas också i lösningens färg (från gul till orange eller vice versa). Dikromat består av en bro O3CrO-CrOs3.

Föreningarna av Cr (VI) har egenskaperna att vara skadliga och till och med cancerframkallande för människokroppen och djuren.

Hur? Studier hävdar att CrO joner42- de korsar cellmembranen genom verkan av proteinerna som transporterar sulfater (båda joner har faktiskt liknande storlekar).

Reduktionsmedel i cellerna reducerar Cr (VI) till Cr (III) som ackumuleras genom irreversibelt koordinering med specifika ställen i makromolekyler (såsom DNA).

Förorenade cellen med ett överskott av krom, den här kan inte lämna på grund av bristen på mekanism som transporterar den tillbaka genom membranerna.

Chrome använder

Som färgämne eller pigment

Krom har ett brett spektrum av tillämpningar, från färgning för olika typer av tyger, även skyddande embellishing metalldelar i vad som är känt som krom, som kan vara den rena metallen, eller föreningar av Cr (III) eller Cr (VI).

Kromfluorid (CrF)3) används till exempel som färgämne för ulldukar; det kromiska sulfatet (Cr2(SO4)3), är avsedd för färgning av emaljer, keramik, färger, bläck, lacker och fungerar även för att kromera metaller; och kromoxid (Cr2O3) finner också användning där dess attraktiva gröna färg är nödvändig.

Därför kan eventuellt krommineral med intensiva färger vara avsedda att färglägga en struktur, men därefter uppstår faktumet om nämnda föreningar är farliga eller inte för miljön eller för människornas hälsa.

Faktum är att dess giftiga egenskaper används för att bevara trä och andra ytor från insektsangrepp.

I krom eller metallurgi

På samma sätt läggs små mängder krom till stålet för att stärka det mot oxidation och för att förbättra dess ljusstyrka. Detta beror på att det kan bilda gråaktiga karbider (Cr3C2) mycket resistent mot reaktion med syre i luften.

Eftersom krom kan poleras för att få glänsande ytor, förkromat sedan har silverdesign och färger som ett billigare alternativ för dessa ändamål.

näringsmässiga

Några debatter om krom kan betraktas som ett väsentligt element, det vill säga oumbärligt i den dagliga kosten. Det förekommer i vissa livsmedel i mycket små koncentrationer, som gröna blad och tomater.

Dessutom finns proteintillskott som reglerar insulinets aktivitet och främjar muskeltillväxt, vilket är fallet med krompolynikotinat..

Var är det?

Krom finns i en mängd olika mineraler och pärlor som rubiner och smaragder. Det huvudsakliga mineralet från vilket krom extraheras är kromit (MCr2O4), där M kan vara vilken som helst annan metall med vilken kromoxid är associerad. Dessa gruvor är överflödiga i Sydafrika, i Indien, Turkiet, Finland, Brasilien och andra länder.

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

För att extrahera metallen är det nödvändigt att reducera mineralet, det vill säga att göra metallcentret för kromförstärkande elektroner genom verkan av ett reduktionsmedel. Detta görs med kol eller aluminium:

FeCr2O4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Även kromit finns (PbCrO4).

Vanligtvis i något mineral där Cr-jonet3+ kan ersätta Al3+, båda med lite liknande joniska rader, utgör en förorening 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. N.V. Mandich. (1995). Kemi av krom. [PDF]. Hämtad från: citeseerx.ist.psu.edu
  5. Kemi LibreTexts. Kemi av krom. Hämtad från: chem.libretexts.org
  6. Saul 1. Shupack. (1991). Kemisk kemi och några resulterande analytiska problem. Recenserad av: ncbi.nlm.nih.gov
  7. Advameg, Inc. (2018). Krom. Hämtad från: chemistryexplained.com