CHROM: EIGENSCHAFTEN, EIGENSCHAFTEN UND VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2025

Das Chrom (Cr) ist ein Metallelement der Gruppe 6 (VIB) des Periodensystems. Tonnen dieses Metalls werden jährlich durch Extraktion aus dem Chromitmineral Eisen oder Magnesium (FeCr ₂ O ₄ , MgCr ₂ O ₄ ) hergestellt, die mit Kohle reduziert werden, um das Metall zu erhalten. Es ist sehr reaktiv und nur unter sehr reduzierenden Bedingungen in seiner reinen Form.

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, violett, blau und rot.

Chromkrokodil. Silber Krokodil Chrom Metall Modell Alligator. Quelle: Maxpixel

Die Farbe von metallischem Chrom und seinen Karbiden ist jedoch silbergrau. Diese Eigenschaft wird in der Verchromungstechnik ausgenutzt, um vielen Strukturen Silberschimmer zu verleihen (wie die im Krokodil im obigen Bild gezeigten). Durch das „Baden mit Chrom“ erhalten die Teile 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, wobei (III) (Cr ³⁺ ) am stabilsten ist. Folglich ist das grüne Chrom (III) -oxid (Cr ₂ O ₃ ) das stabilste seiner Oxide.

Diese Oxide können mit anderen Metallen in der Umwelt interagieren und beispielsweise das Pigment Sibirisches Rotblei (PbCrO ₄ ) verursachen. 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 zu einem 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.

Eigenschaften und Eigenschaften

Chrom ist ein Silbermetall in seiner reinen Form mit einer Ordnungszahl von 24 und einem Molekulargewicht von etwa 52 g / mol ( ⁵² Cr, sein stabilstes Isotop).

Aufgrund seiner starken metallischen Bindungen hat es hohe Schmelzpunkte (1907 ºC) und Siedepunkte (2671 ºC). Auch seine kristalline Struktur macht es zu einem sehr dichten 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 eine sogenannte Passivierung, die das Metall vor weiterer Korrosion schützt, da Sauerstoff den Metallsinus nicht durchdringen kann.

Seine elektronische Konfiguration ist 4s ¹ 3d ⁵ , wobei alle Elektronen ungepaart sind, und weist daher paramagnetische Eigenschaften auf. Die Paarung elektronischer Spins kann jedoch auftreten, wenn das Metall niedrigen Temperaturen ausgesetzt wird und andere Eigenschaften wie Antiferromagnetismus erhält.

Chemische Chromstruktur

Von Original-PNGs von Daniel Mayer, DrBob, in Inkscape vom Benutzer verfolgt: Stannered (Kristallstruktur), über Wikimedia Commons

Wie ist Chrommetall aufgebaut? In seiner reinen Form nimmt Chrom eine körperzentrierte kubische Kristallstruktur (cc oder bcc) 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 hoher Härte. Kupferatome überlappen ihre s- und d-Orbitale, um gemäß der Bandentheorie Leitungsbänder zu bilden.

Somit sind beide Bänder halb voll. Warum? Da seine elektronische Konfiguration 4s ¹ 3d ^{5 ist} und als s-Orbital zwei Elektronen und die d-Orbitale zehn aufnehmen können. 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.

Oxidationszahl

Da die Elektronenkonfiguration von Chrom 4s ¹ 3d ⁵ beträgt ^, kann es bis zu ein oder zwei Elektronen (Cr ^1– und Cr ^2– ) gewinnen oder verlieren, um unterschiedliche Oxidationszahlen zu erhalten.

Wenn also Chrom ein Elektron verliert, wäre es 4s ⁰ 3d ⁵ ; wenn er drei verliert, 4s ⁰ 3d ³ ; und wenn es alle von ihnen verliert oder was dasselbe 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 diesen ist +3, Cr ³⁺ , das stabilste und daher vorherrschendste von allen; gefolgt von +6, Cr ⁶⁺ .

Cr (-2, -1 und 0)

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-ähnlichen Molekülstruktur umgeben:

Von Ben Mills aus Wikimedia Commons

Aus diesen beiden metallorganischen Verbindungen können viele andere Cr (0) -Verbindungen 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), Na ₂ und Cr (-1), Na ₂ .

Cr (I) und Cr (II)

Cr (I) oder Cr ¹⁺ wird durch Oxidation der gerade beschriebenen metallorganischen Verbindungen hergestellt. Dies wird erreicht, indem Liganden wie CN oder NO oxidiert werden, wodurch beispielsweise die Verbindung K _{3 gebildet wird} .

Hier impliziert die Tatsache, dass es drei K ⁺ -Kationen gibt , dass der Chromkomplex drei negative Ladungen aufweist; Ebenso trägt der Ligand CN ^- fünf negative Ladungen bei, so dass zwischen Cr und NO zwei positive Ladungen hinzugefügt werden müssen (-5 + 2 = -3).

Wenn NO neutral ist, ist es Cr (II), aber wenn es eine positive Ladung hat (NO ⁺ ), dann ist es Cr (I).

Andererseits sind die Cr (II) -Verbindungen häufiger, darunter die folgenden: Chrom (II) -chlorid (CrCl ₂ ), Chromacetat (Cr ₂ (O ₂ CCH ₃ ) ₄ ), Chromoxid ( II) (CrO), Chrom (II) sulfid (CrS) und mehr.

Cr (III)

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 d ³ -Konfiguration , bei der drei Elektronen drei d-Orbitale mit niedrigerer Energie besetzen als die beiden anderen energetischeren (d-Orbitalverdopplung).

Die repräsentativste Verbindung dieser Oxidationszahl ist Chrom (III) oxid (Cr ₂ O ₃ ). Abhängig von den Liganden, die daran koordinieren, zeigt der Komplex die eine oder andere Farbe. Beispiele für diese Verbindungen sind: Cl, Cr (OH) ₃ , CrF ₃ , 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 werden (insgesamt sechs).

Cr (IV) und Cr (V)

Die Verbindungen, an denen Cr ⁵⁺ beteiligt ist, sind aufgrund der elektronischen Instabilität des Atoms sehr gering, zusätzlich zu der Tatsache, dass es leicht zu Cr ⁶⁺ oxidiert wird , viel stabiler, da es in Bezug auf Argonedelgas 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: CrF ₅ und K ₃ (O ₂ ^2- ist das Peroxidanion).

Andererseits ist Cr ⁴⁺ relativ stabiler und kann seine halogenierten Verbindungen synthetisieren: CrF ₄ , CrCl ₄ und CrBr ₄ . Sie können jedoch auch durch Redoxreaktionen unter Bildung von Chromatomen mit besseren Oxidationszahlen (wie +3 oder +6) zersetzt werden.

Cr (VI): das Chromat-Dichromat-Paar

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

Die obige Gleichung entspricht der Säuredimerisierung von zwei Chromationen unter Bildung von Dichromat. Die Änderung des pH-Werts bewirkt eine Änderung der Wechselwirkungen um das metallische Zentrum von Cr ⁶⁺ , die sich auch in der Farbe der Lösung zeigt (von gelb nach orange oder umgekehrt). Dichromat besteht aus einer O ₃ Cr-O-CrO ₃ -Brücke .

Cr (VI) -Verbindungen haben die Eigenschaften, für den menschlichen Körper und die Tiere schädlich und sogar krebserregend zu sein.

Wie? Studien behaupten, dass CrO ₄ ² -Ionen durch die Wirkung von sulfattransportierenden Proteinen Zellmembranen kreuzen (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.

Sobald die Zelle durch einen Überschuss an Chrom kontaminiert ist, kann sie aufgrund des fehlenden Mechanismus, der sie durch die Membranen zurücktransportiert, nicht mehr austreten.

Chrom verwendet

Als Farbstoff oder Pigmente

Chrom hat eine breite Palette von Anwendungen, von Farbmitteln 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 hergestellt werden kann Cr (VI).

Chromfluorid (CrF ₃ ) wird beispielsweise als Farbstoff für Wolltücher verwendet; Chromsulfat (Cr ₂ (SO ₄ ) ₃ ) wird zum Färben von Emails, Keramiken, Farben, Tinten und Lacken sowie zum Verchromen von Metallen verwendet. und Chromoxid (Cr ₂ O ₃ ) findet auch dort Verwendung, wo seine attraktive grüne Farbe erforderlich ist.

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 des Einzelnen gefährlich sind oder nicht.

Tatsächlich werden seine giftigen Eigenschaften verwendet, um Holz und andere Oberflächen vor Insektenbefall zu schützen.

In Chrom oder Metallurgie

Dem Stahl werden auch geringe Mengen Chrom zugesetzt, um ihn gegen Oxidation zu stärken und seinen Glanz zu verbessern. Dies liegt an der Tatsache, dass es graue Carbide (Cr ₃ C ₂ ) bilden kann, die sehr widerstandsfähig sind, wenn sie mit Luftsauerstoff reagieren.

Da Chrom auf glänzende Oberflächen poliert werden kann, bietet Chrom als günstigere Alternative für diese Zwecke silberne Designs und Farben.

Ernährung

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 vorhanden, wie z. B. grünen Blättern und Tomaten.

Ebenso gibt es Proteinpräparate, die die Insulinaktivität regulieren und das Muskelwachstum fördern, wie dies bei Chrompolynicotinat der Fall ist.

Wo befindet es sich?

Quelle: Pixabay

Chrom kommt in einer Vielzahl von Mineralien und Edelsteinen wie Rubinen und Smaragden vor. Das Hauptmineral, aus dem Chrom extrahiert wird, ist Chromit (MCr ₂ O ₄ ), wobei M jedes andere 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:

FeCr ₂ O ₄ + 4C => Fe + 2Cr + 4CO

Es wird auch Chromit (PbCrO ₄ ) gefunden.

Im Allgemeinen stellt jedes Mineral, in dem das Cr ³⁺ -Ion Al ³⁺ ersetzen kann , beide mit leicht ähnlichen Ionenradien, eine Verunreinigung dar, die zu einer weiteren natürlichen Quelle dieses erstaunlichen, aber schädlichen Metalls führt.

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