Das Chrom (Cr) ist ein metallisches Element der Gruppe 6 (VIB) des Periodensystems. Tonnen dieses Metalls werden jährlich durch Extraktion aus dem Mineral Chromiteisen oder Magnesium (FeCrzweiODER4, MgCrzweiODER4), die mit Kohlenstoff reduziert werden, um das Metall zu erhalten. Es ist sehr reaktiv und liegt nur unter sehr reduzierenden Bedingungen in seiner reinen Form vor.
Sein Name leitet sich vom griechischen Wort "Chroma" ab, was "Farbe" bedeutet. Es erhielt diesen Namen wegen der vielfältigen und intensiven Farben, die Chromverbindungen aufweisen, ob anorganisch oder organisch; von schwarzen Feststoffen oder Lösungen bis zu gelb, orange, grün, lila, blau und rot.
Die Farbe von metallischem Chrom und seinen Karbiden ist jedoch silbergrau. Diese Eigenschaft wird bei der Verchromungstechnik ausgenutzt, um vielen Strukturen Silberschimmer zu verleihen (wie sie im Krokodil im obigen Bild zu sehen sind). Durch "Baden mit Chrom" erhalten die Stücke somit Glanz und eine hohe Korrosionsbeständigkeit..
Chrom in Lösung reagiert schnell mit Luftsauerstoff unter Bildung von Oxiden. Abhängig vom pH-Wert und den oxidativen Bedingungen des Mediums kann es unterschiedliche Oxidationszahlen annehmen, nämlich (III) (Cr3+) der stabilste von allen. Folglich ist Chrom (III) oxid (CrzweiODER3) Die grüne Farbe ist das stabilste seiner Oxide.
Diese Oxide können mit anderen Metallen in der Umwelt interagieren und beispielsweise das Pigment Sibirisches Rotblei (PbCrO) verursachen4). Dieses Pigment ist gelb-orange oder rot (je nach Alkalität), und der französische Wissenschaftler Louis Nicolas Vauquelin hat daraus metallisches Kupfer isoliert, weshalb er als Entdecker ausgezeichnet wird.
Seine Mineralien und Oxide sowie ein winziger Teil metallischen Kupfers machen dieses Element zur Nummer 22 der am häufigsten vorkommenden Elemente in der Erdkruste..
Die Chemie von Chrom ist sehr vielfältig, da es Bindungen mit fast dem gesamten Periodensystem eingehen kann. Jede ihrer Verbindungen weist Farben auf, die von der Oxidationszahl sowie den mit ihr wechselwirkenden Spezies abhängen. Ebenso bildet es Bindungen mit Kohlenstoff, die in eine große Anzahl von metallorganischen Verbindungen eingreifen..
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Chrom ist ein silbernes Metall in seiner reinen Form mit einer Ordnungszahl von 24 und einem Molekulargewicht von ungefähr 52 g / mol (52Cr, sein stabilstes Isotop).
Aufgrund seiner starken metallischen Bindungen hat es hohe Schmelzpunkte (1907 ºC) und Siedepunkte (2671 ºC). Aufgrund seiner kristallinen Struktur ist es ein sehr dichtes Metall (7,19 g / ml)..
Es reagiert nicht mit Wasser unter Bildung von Hydroxiden, sondern mit Säuren. Es oxidiert mit dem Luftsauerstoff und erzeugt im Allgemeinen Chromoxid, ein weit verbreitetes grünes Pigment..
Diese Oxidschichten erzeugen das, was als bekannt ist Passivierung, Schutz des Metalls vor nachfolgender Korrosion, da Sauerstoff den Sinus des Metalls nicht durchdringen kann.
Seine Elektronenkonfiguration ist [Ar] 4s13d5, mit allen Elektronen ungepaart und zeigt daher paramagnetische Eigenschaften. Die Paarung elektronischer Spins kann jedoch auftreten, wenn das Metall niedrigen Temperaturen ausgesetzt wird und andere Eigenschaften wie Antiferromagnetismus erhält.
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Wie ist Chrommetall aufgebaut? In seiner reinen Form nimmt Chrom eine körperzentrierte kubische (cc oder bcc) Kristallstruktur an. Dies bedeutet, dass sich das Chromatom in der Mitte eines Würfels befindet, dessen Kanten von anderen Chromen besetzt sind (wie im obigen Bild)..
Diese Struktur ist verantwortlich für Chrom mit hohen Schmelz- und Siedepunkten sowie einer hohen Härte. Kupferatome überlappen ihre s- und d-Orbitale, um gemäß der Bandentheorie Leitungsbänder zu bilden.
Somit sind beide Bänder halb voll. Warum? Weil seine Elektronenkonfiguration [Ar] 4s ist13d5 und da das s-Orbital zwei Elektronen aufnehmen kann und die d-Orbitale zehn. Dann ist nur die Hälfte der durch ihre Überlappungen gebildeten Bänder von Elektronen besetzt..
Mit diesen beiden Perspektiven - der Kristallstruktur und der Metallbindung - können viele der physikalischen Eigenschaften dieses Metalls theoretisch erklärt werden. Beides erklärt jedoch nicht, warum Chrom verschiedene Oxidationsstufen oder -zahlen haben kann..
Dies würde ein tiefes Verständnis der Stabilität des Atoms in Bezug auf elektronische Spins erfordern..
Weil die Elektronenkonfiguration von Chrom [Ar] 4s ist13d5 kann bis zu ein oder zwei Elektronen gewinnen (Cr1- und CRzwei-) oder verlieren sie, um unterschiedliche Oxidationszahlen zu erhalten.
Wenn Chrom ein Elektron verliert, bleibt es als [Ar] 4s03d5;; wenn er drei verliert, [Ar] 4s03d3;; und wenn es sie alle verliert, [Ar] oder was gleich ist, wäre es für Argon isoelektronisch.
Chrom verliert oder gewinnt keine Elektronen aus einer Laune heraus: Es muss eine Spezies geben, die sie spendet oder akzeptiert, um von einer Oxidationszahl zur nächsten zu gelangen.
Chrom hat die folgenden Oxidationszahlen: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 und +6. Von ihnen +3, Cr3+, es ist das stabilste und daher vorherrschendste von allen; gefolgt von +6, Cr6+.
Es ist sehr unwahrscheinlich, dass Chrom Elektronen gewinnt, da es ein Metall ist und es daher seine Natur ist, sie zu spenden. Es kann jedoch mit Liganden koordinieren, d. H. Molekülen, die über eine Dativbindung mit dem Metallzentrum interagieren..
Eines der bekanntesten ist Kohlenmonoxid (CO), das die Hexacarbonylverbindung von Chrom bildet.
Diese Verbindung hat die Summenformel Cr (CO)6, und da die Liganden neutral sind und keine Ladung liefern, hat Cr eine Oxidationszahl von 0.
Dies kann auch bei anderen metallorganischen Verbindungen wie Bis (benzol) chrom beobachtet werden. In letzterem ist Chrom von zwei Benzolringen in einer Sandwich-Molekülstruktur umgeben:
Aus diesen beiden metallorganischen Verbindungen können viele andere aus Cr (0) entstehen..
Salze wurden dort gefunden, wo sie mit Natriumkationen interagieren, was impliziert, dass Cr eine negative Oxidationszahl haben muss, um positive Ladungen anzuziehen: Cr (-2), Nazwei[Cr (CO)5] und Cr (-1), Nazwei[Crzwei(CO)10]].
Cr (I) oder Cr1+ Es entsteht durch Oxidation der gerade beschriebenen metallorganischen Verbindungen. Dies wird erreicht, indem Liganden wie CN oder NO oxidiert werden, wodurch beispielsweise Verbindung K gebildet wird3[Cr (CN)5NICHT].
Hier die Tatsache, drei K-Kationen zu haben+ Dies impliziert, dass der Chromkomplex drei negative Ladungen aufweist; auch der Ligand CN- trägt fünf negative Ladungen bei, so dass zwischen Cr und NO zwei positive Ladungen addiert werden müssen (-5 + 2 = -3).
Wenn das NO neutral ist, ist es Cr (II), aber wenn es eine positive Ladung hat (NO+) ist in diesem Fall Cr (I).
Andererseits sind Cr (II) -Verbindungen häufiger, einschließlich der folgenden: Chrom (II) -chlorid (CrCl)zwei), Chromacetat (Crzwei(ODERzweiCCH3)4), Chrom (II) oxid (CrO), Chrom (II) sulfid (CrS) und mehr.
Von allen ist es das mit der größten Stabilität, da es tatsächlich das Produkt vieler oxidativer Reaktionen von Chromationen ist. Möglicherweise liegt seine Stabilität an seiner elektronischen Konfiguration. D.3, wobei drei Elektronen drei d-Orbitale mit niedrigerer Energie besetzen als die beiden anderen energetischeren (Aufspaltung von d-Orbitalen).
Die repräsentativste Verbindung dieser Oxidationszahl ist Chrom (III) oxid (CrzweiODER3). Abhängig von den Liganden, die daran koordinieren, zeigt der Komplex die eine oder andere Farbe. Beispiele für diese Verbindungen sind: [CrClzwei(H.zweiODER)4] Cl, Cr (OH)3, CrF3, [Cr (H.zweiODER)6]]3+, usw.
Obwohl die chemische Formel dies nicht auf den ersten Blick zeigt, hat Chrom normalerweise eine oktaedrische Koordinationssphäre in seinen Komplexen; Das heißt, es befindet sich in der Mitte eines Oktaeders, wo seine Eckpunkte durch die Liganden positioniert sind (insgesamt sechs)..
Die Verbindungen, an denen Cr beteiligt ist5+ sind aufgrund der elektronischen Instabilität des Atoms sehr wenige und können zusätzlich leicht zu Cr oxidiert werden6+, viel stabiler, da es im Vergleich zu Argon-Edelgas isoelektronisch ist.
Cr (V) -Verbindungen können jedoch unter bestimmten Bedingungen wie Hochdruck synthetisiert werden. Ebenso neigen sie dazu, sich bei moderaten Temperaturen zu zersetzen, was ihre möglichen Anwendungen unmöglich macht, da sie keinen Wärmewiderstand haben. Einige von ihnen sind: CrF5 und K.3[Cr (O.zwei)4] (Das Özweizwei- ist das Peroxidanion).
Auf der anderen Seite ist die Cr4+ es ist relativ stabiler und kann seine halogenierten Verbindungen synthetisieren: CrF4, CrCl4 und CrBr4. Sie können jedoch auch durch Redoxreaktionen zersetzt werden, um Chromatome mit besseren Oxidationszahlen (wie +3 oder +6) zu erzeugen..
2 [CrO4]]zwei- + 2H+ (Gelb) => [CrzweiODER7]]zwei- + H.zweiO (Orange)
Die obige Gleichung entspricht der Säuredimerisierung von zwei Chromationen unter Bildung von Dichromat. Die Variation des pH-Werts bewirkt eine Änderung der Wechselwirkungen um das Metallzentrum von Cr6+, auch in der Farbe der Lösung erkennbar (von gelb nach orange oder umgekehrt). Dichromat besteht aus einer O-Brücke3Cr-O-CrO3.
Cr (VI) -Verbindungen haben die Eigenschaften, für den menschlichen Körper und die Tiere schädlich und sogar krebserregend zu sein.
Wie? Studien behaupten, dass CrO-Ionen4zwei- Kreuzzellmembranen durch die Wirkung von sulfattransportierenden Proteinen (beide Ionen sind tatsächlich ähnlich groß).
Reduktionsmittel in Zellen reduzieren Cr (VI) zu Cr (III), das sich durch irreversible Koordination an bestimmte Stellen auf Makromolekülen (wie DNA) ansammelt..
Die Zelle ist durch einen Überschuss an Chrom kontaminiert und kann aufgrund des fehlenden Mechanismus, der sie durch die Membranen zurücktransportiert, nicht austreten.
Chrom hat eine breite Palette von Anwendungen, von Farbstoffen für verschiedene Arten von Stoffen bis hin zu Schutzfolien, die Metallteile in einer sogenannten Verchromung verschönern, die mit reinem Metall oder mit Cr (III) -Verbindungen oder Cr (VI) hergestellt werden kann..
Chromfluorid (CrF3) wird beispielsweise als Farbstoff für Wolltücher verwendet; Chromsulfat (Crzwei(SW4)3) wird zum Färben von Emails, Keramiken, Farben, Tinten und Lacken sowie zum Verchromen von Metallen verwendet; und Chromoxid (CrzweiODER3) findet auch dort Verwendung, wo seine attraktive grüne Farbe benötigt wird.
Daher kann jedes Chrommineral mit intensiven Farben dazu bestimmt sein, eine Struktur zu färben. Danach stellt sich jedoch die Tatsache, ob diese Verbindungen für die Umwelt oder die Gesundheit von Personen gefährlich sind oder nicht.
Tatsächlich werden seine giftigen Eigenschaften verwendet, um Holz und andere Oberflächen vor Insektenbefall zu schützen..
Dem Stahl werden auch geringe Mengen Chrom zugesetzt, um ihn gegen Oxidation zu stärken und seinen Glanz zu verbessern. Dies liegt daran, dass es graue Karbide bilden kann (Cr3C.zwei) sehr widerstandsfähig gegen Luftsauerstoff.
Da Chrom auf glänzende Oberflächen poliert werden kann, bietet Chrom als günstigere Alternative für diese Zwecke silberne Designs und Farben..
Einige diskutieren, ob Chrom als wesentliches Element angesehen werden kann, das in der täglichen Ernährung unverzichtbar ist. Es ist in einigen Lebensmitteln in sehr geringen Konzentrationen wie grünen Blättern und Tomaten enthalten..
Ebenso gibt es Proteinpräparate, die die Insulinaktivität regulieren und das Muskelwachstum fördern, wie dies bei Chrompolynicotinat der Fall ist.
Chrom kommt in einer Vielzahl von Mineralien und Edelsteinen wie Rubinen und Smaragden vor. Das Hauptmineral, aus dem Chrom gewonnen wird, ist Chromit (MCrzweiODER4), wobei M ein beliebiges anderes Metall sein kann, mit dem Chromoxid assoziiert ist. Diese Minen gibt es in Südafrika, Indien, der Türkei, Finnland, Brasilien und anderen Ländern im Überfluss.
Jede Quelle hat eine oder mehrere Chromitvarianten. Auf diese Weise entsteht für jedes M (Fe, Mg, Mn, Zn usw.) ein anderes Chrommineral.
Um das Metall zu extrahieren, ist es notwendig, das Mineral zu reduzieren, dh das Chrommetallzentrum durch die Wirkung eines Reduktionsmittels Elektronen gewinnen zu lassen. Dies geschieht mit Carbon oder Aluminium:
FeCrzweiODER4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Auch Chromit (PbCrO4).
Im Allgemeinen in jedem Mineral, in dem das Cr-Ion3+ kann Al ersetzen3+, beide mit leicht ähnlichen Ionenradien stellen eine Verunreinigung dar, die zu einer weiteren natürlichen Quelle dieses erstaunlichen, aber schädlichen Metalls führt.
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