ХРОМ: СВОЙСТВА, ХАРАКТЕРИСТИКИ И ПРИЛОЖЕНИЯ - ХИМИЯ - 2026

На хром (Сг) е метален елемент от група 6 (VIB) от периодичната таблица. Тоновете на този метал се произвеждат ежегодно чрез извличането му от хромитния минерал на желязо или магнезий (FeCr ₂ O ₄, MgCr ₂ O ₄), които се редуцират с въглища за получаване на метала. Той е много реактивен и само при много редуциращи условия е в чистата си форма.

Името му произлиза от гръцката дума 'chroma', което означава цвят. Това име е получено поради множеството и интензивни цветове, проявявани от хромови съединения, независимо дали са неорганични или органични; от черни твърди частици или разтвори до жълто, оранжево, зелено, виолетово, синьо и червено.

Chrome крокодил. Сребърен крокодил хромиран метален модел алигатор. Източник: Maxpixel

Цветът на металния хром и неговите карбиди обаче са сребристо сивкави. Тази характеристика се използва в техниката на хромиране, за да даде много структури на сребърни искри (като тези, които се виждат в крокодила на изображението по-горе). По този начин, чрез „къпане с хром” парчетата получават блясък и голяма устойчивост на корозия.

Хромът в разтвор реагира бързо с кислорода във въздуха и образува оксиди. В зависимост от рН и окислителните условия на средата, тя може да придобие различни окислителни числа, като (III) (Cr ³⁺) е най-стабилният от всички. Следователно, зеленият хром (III) оксид (Cr ₂ O ₃) е най-стабилният от неговите оксиди.

Тези оксиди могат да взаимодействат с други метали в околната среда, причинявайки например пигментния сибирски червен олово (PbCrO ₄). Този пигмент е жълто-оранжев или червен (според неговата алкалност), а от него френският учен Луи Николас Вокелин изолира метална мед, поради което е награден като негов откривател.

Неговите минерали и оксиди, както и малка част от метална мед, правят този елемент 22-и от най-изобилните в земната кора.

Химията на хрома е много разнообразна, защото може да образува връзки с почти цялата периодична таблица. Всяко от неговите съединения показва цветове, които зависят от окислителното число, както и от видовете, които взаимодействат с него. По същия начин той образува връзки с въглерод, намесвайки се в голям брой органичнометални съединения.

Характеристики и свойства

Хромът е сребрист метал в чистата му форма, с атомен номер 24 и молекулно тегло приблизително 52 g / mol (⁵² Cr, най-стабилният му изотоп).

Като се имат предвид силните метални връзки, той има високи температури на топене (1907 ºC) и температури на кипене (2671 ºC). Също така кристалната му структура го прави много плътен метал (7,19 g / mL).

Той не реагира с вода, за да образува хидроксиди, но реагира с киселини. Окислява се с кислорода във въздуха, като обикновено произвежда хромов оксид, който е широко използван зелен пигмент.

Тези оксидни слоеве създават така нареченото пасивиране, предпазвайки метала от по-нататъшна корозия, тъй като кислородът не може да проникне в металния синус.

Електронната му конфигурация е 4s ¹ 3d ⁵, като всички електрони не са сдвоени и следователно проявява парамагнитни свойства. Носенето на електронни завъртания може да се случи, ако металът е подложен на ниски температури, придобивайки други свойства като антиферромагнетизъм.

Хром химична структура

По оригинални PNG картини от Даниел Майер, DrBob, проследени в Inkscape от потребителя: Stannered (кристална структура), чрез Wikimedia Commons

Каква е структурата на хромирания метал? В чистата си форма хромът поема кубично кристална структура (cc или bcc), ориентирана към тялото. Това означава, че хромовият атом е разположен в центъра на куб, чиито ръбове са заети от други хроми (както е на изображението по-горе).

Тази структура е отговорна за хром, който има високи точки на топене и кипене, както и висока твърдост. Медните атоми припокриват своите s и d орбитали, за да образуват проводими ленти според теорията на лентите.

Така и двете ленти са наполовина пълни. Защо? Тъй като електронната му конфигурация е 4s ¹ 3d ⁵ и като орбитала s може да помести два електрона, а d орбиталите - десет. Тогава само половината от лентите, образувани от тяхното припокриване, са заети от електрони.

С тези две перспективи - кристалната структура и металната връзка - много от физичните свойства на този метал могат да бъдат обяснени на теория. Нито едно от двете, обаче, не обяснява защо хромът може да има различни окислителни състояния или числа.

Това би изисквало дълбоко разбиране на стабилността на атома по отношение на електронните завъртания.

Окислително число

Тъй като електронната конфигурация на хрома е 4s ¹ 3d ^{5, той} може да получи до един или два електрона (Cr ^1– и Cr ^2–), или да ги загуби, за да придобие различни окислителни числа.

По този начин, ако хромът загуби електрон, той би бил 4s ⁰ 3d ⁵; ако загуби три, 4s ⁰ 3d ³; и ако загуби всички тях, или какво е същото, би било изоелектронно за аргон.

Хромът не губи и не печели електрони чрез обикновена прищявка: трябва да има вид, който ги дарява или приема, за да премине от едно окислително число към друго.

Хромът има следните окислителни числа: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 и +6. От тях +3, Cr ³⁺ е най-стабилният и следователно преобладаващ от всички; последвано от +6, Cr ⁶⁺.

Cr (-2, -1 и 0)

Хромът е малко вероятно да спечели електрони, тъй като е метал и следователно неговата природа е да ги дарява. Въпреки това, той може да координира с лиганди, тоест молекули, които взаимодействат с металния център чрез дативна връзка.

Едно от най-известните е въглеродният окис (СО), който образува хексакарбониловото съединение на хрома.

Това съединение има молекулна формула Cr (CO) ₆ и тъй като лигандите са неутрални и не осигуряват никакъв заряд, то Cr има окислително число 0.

Това може да се наблюдава и при други органични метални съединения като бис (бензен) хром. В последното, хромът е заобиколен от два бензолови пръстена в молекулна структура, подобна на сандвич:

От Бен Милс, от Wikimedia Commons

Много други Cr (0) съединения могат да възникнат от тези две органични метални съединения.

Солите са открити, когато те взаимодействат с натриеви катиони, което предполага, че Cr трябва да има отрицателно число окисление за привличане на положителни заряди: Cr (-2), Na ₂ и Cr (-1), Na ₂.

Cr (I) и Cr (II)

Cr (I) или Cr ¹⁺ се получава при окисляването на току-що описаните органометални съединения. Това се постига чрез окисляващ лиганди, такива като CN или NO, образувайки по този начин, например, съединение К ₃.

Тук фактът, че има три катиона К ^+, предполага, че хромният комплекс има три отрицателни заряда; също така лигандът CN ^- допринася пет отрицателни заряда, така че между Cr и NO те трябва да добавят два положителни заряда (-5 + 2 = -3).

Ако NO е неутрален, тогава е Cr (II), но ако има положителен заряд (NO ⁺), тогава е Cr (I).

От друга страна, (II) съединения Cr са по-богати, сред тях следния: хром (II) хлорид (CrCl ₂) хромен ацетат (Cr ₂ (O ₂ CCH ₃) ₄), хромен оксид (II) (CrO), хром (II) сулфид (CrS) и др.

Cr (III)

От всичко това е този с най-голяма стабилност, тъй като всъщност е продукт на много окислителни реакции на хроматни йони. Може би неговата стабилност се дължи на г ³ електронен конфигурация, в която три електрони заемат три по-ниски енергийни г орбитали в сравнение с другите две по-енергични тези, (г-орбиталния на удвояване).

Най-характерното съединение на това окисление е хром (III) оксид (Cr ₂ O ₃). В зависимост от лигандите, които се координират с него, комплексът ще проявява един или друг цвят. Примери за тези съединения са: CI, Cr (ОН) ₃, CRF ₃, ³⁺ и т.н.

Въпреки че химическата формула не го показва на пръв поглед, хромът обикновено има октаедрална координационна сфера в своите комплекси; тоест той е разположен в центъра на октаедър, където върховете му са разположени от лигандите (общо шест).

Cr (IV) и Cr (V)

Съединенията, в които Cr ⁵⁺ участва, са много малко, поради електронната нестабилност на споменатия атом, в допълнение към факта, че той лесно се окислява до Cr ⁶⁺, много по-стабилен, тъй като е изоелектронно по отношение на аргоновия благороден газ.

Въпреки това, Cr (V) съединенията могат да бъдат синтезирани при определени условия, като високо налягане. По същия начин те са склонни да се разлагат при умерени температури, което прави възможното им приложение, тъй като нямат термична устойчивост. Някои от тях са: CRF ₅ и К ₃ (O ₂ ^2- е анион пероксид).

От друга страна, Cr ⁴⁺ е сравнително по-стабилна, е в състояние да синтезира неговите халогенирани съединения: CRF ₄, CrCl ₄ и CrBr ₄. Те обаче също са податливи на разлагане чрез окислително-възстановителни реакции за получаване на хромови атоми с по-добри окислителни числа (като +3 или +6).

Cr (VI): двойката хромат-дихромат

2 ^2- + 2H ⁺ (жълто) => ^2- + H ₂ O (оранжево)

Горното уравнение съответства на киселинна димеризация на два хроматни йона за получаване на дихромат. Промяната в рН предизвиква промяна във взаимодействията около металния център на Cr ⁶⁺, очевидно и в цвета на разтвора (от жълто до оранжево или обратно). Дихроматът се състои от мост O ₃ Cr-O-CrO ₃.

Cr (VI) съединенията имат характеристиките, че са вредни и дори канцерогенни за човешкото тяло и животни.

Как? Проучванията поддържат, че CrO ₄ ^2- йони кръстосани клетъчни мембрани под действието на протеини, пренасящи сулфат (и двата йона в действителност са сходни по размер).

Редуциращите агенти в клетките намаляват Cr (VI) до Cr (III), който се натрупва чрез необратима координация до специфични места на макромолекули (като ДНК).

След като клетката е замърсена от излишък от хром, тя не може да напусне поради липсата на механизъм, който я транспортира обратно през мембраните.

Хром използва

Като оцветител или пигменти

Хромът има широк спектър от приложения, от оцветител за различни видове тъкани, до протектор, който украсява метални части в това, което е известно като хромиране, което може да бъде направено с чист метал, или с Cr (III) съединения или Cr (VI).

Хром флуорид (CRF ₃), например, се използва като оцветител за вълнени платове; хромен сулфат (Cr ₂ (SO ₄) ₃), се използва за оцветяване на емайли, керамика, бои, мастила, лакове и също се използва за хромиране на метали; и хромовият оксид (Cr ₂ O ₃) също намира приложение там, където е необходим неговият атрактивен зелен цвят.

Следователно, всеки минерал на хром с интензивни оцветители може да бъде предназначен да оцвети структура, но след това възниква фактът дали тези съединения са опасни или не за околната среда или за здравето на хората.

Всъщност неговите отровни свойства се използват за запазване на дървесина и други повърхности от нападение на насекоми.

В хром или металургия

Малки количества хром също се добавят към стоманата, за да я засилят срещу окисляване и да подобрят нейния блясък. Това се дължи на факта, че той е в състояние да образува сивкави карбиди (Cr ₃ C ₂), които са много устойчиви при взаимодействие с кислород във въздуха.

Тъй като хромът може да се полира на лъскави повърхности, след това хромът представя сребърни дизайни и цветове като по-евтина алтернатива за тези цели.

Хранителна

Някои спорят дали хромът може да се счита за съществен елемент, тоест незаменим в ежедневната диета. Той присъства в някои храни в много малки концентрации, като зелени листа и домати.

По същия начин има протеинови добавки, които регулират инсулиновата активност и насърчават растежа на мускулите, какъвто е случаят с хромиран полиникотинат.

Къде се намира?

Източник: Pixabay

Хромът се намира в голямо разнообразие от минерали и скъпоценни камъни като рубини и изумруди. Основната минерал, от които се екстрахира хром е хромит (MCr ₂ O ₄), където М може да бъде всеки друг метал, с които хромов окис се свързва. Тези мини изобилстват в Южна Африка, Индия, Турция, Финландия, Бразилия и други страни.

Всеки източник има един или повече варианти на хромит. По този начин за всеки М (Fe, Mg, Mn, Zn и др.) Възниква различен минерал на хром.

За извличане на метала е необходимо да се намали минерала, тоест да се направи хромният метален център да придобие електрони чрез действието на редуциращия агент. Това става с въглерод или алуминий:

FeCr ₂ O ₄ + 4 ° => Fe + 2Cr + 4CO

Също така се открива хромит (PbCrO ₄).

Като цяло, във всеки минерал, където йонът Cr ³⁺ може да замести Al ³⁺, както с леко сходни йонни радиуси, той представлява примес, който води до друг естествен източник на този удивителен, но вреден метал.

Препратки

1. Тененбаум Е. Хром. Взета от: chemistry.pomona.edu
2. Wikipedia. (2018). Chromium. Взета от: en.wikipedia.org
3. Ан Мари Хелменстин, доктор на науките (6 април 2018 г.). Каква е разликата между Chrome и Chromium? Взета от: thinkco.com
4. Н. В. Мандич. (деветнадесет деветдесет и пет). Химия на хрома., Взета от: citeseerx.ist.psu.edu
5. Химия LibreTexts. Химия на хрома. Взета от: chem.libretexts.org
6. Саул 1. Шупак. (1991). Химията на хрома и някои произтичащи аналитични проблеми. Преглед от: ncbi.nlm.nih.gov
7. Advameg, Inc. (2018). Chromium. Взета от: chemistryexplained.com