Chromium

CROMIUM-A; m.[iz grčkog. chrōma - boja, boja]

1. Hemijski element (Cr), čelično sivi tvrdi metal (koristi se u proizvodnji tvrdih legura i za premazivanje metalnih proizvoda).

2. Meka tanka koža štavljena solima ovog metala. Chrome čizme.

3. Rod žute boje dobijen od hromata.

◁ Chrome (vidi).

hrom

(lat. Chromium), hemijski element VI grupe periodnog sistema. Ime je dobio od grčkog chrōma - boja, boja (zbog svijetle boje spojeva). Plavkasto srebrni metal; gustina 7,19 g/cm 3, t pl 1890°C. Ne oksidira na zraku. Glavni minerali su hrom špineli. Krom je esencijalna komponenta nehrđajućeg čelika otpornog na kiseline, čelika otpornog na toplinu i velikog broja drugih legura (nikrom, krom, stelit). Koristi se za hromiranje. Jedinjenja hroma - oksidanti, neorganski pigmenti, sredstva za štavljenje.

HROM

HROM (latinski hrom, od grč. hrom - boja, boja, jedinjenja hroma se odlikuju širokom paletom boja), Cr (čitaj "hrom"), hemijski element sa atomskim brojem 24, atomske mase 51,9961. Nalazi se u grupi VIB u 4. periodu periodnog sistema elemenata.
Prirodni hrom se sastoji od mešavine četiri stabilna nuklida: 50 Cr (sadržaj u smeši 4,35%), 52 Cr (83,79%), 53 Cr (9,50%) i 54 Cr (2,36%). Konfiguracija dva vanjska elektronska sloja 3s 2 R 6 d 5 4s 1 . Oksidaciona stanja su od 0 do +6, najkarakterističnija su +3 (najstabilnije) i +6 (valencije III i VI).
Radijus neutralnog atoma je 0,127 nm, poluprečnik jona (koordinacioni broj 6): Cr 2+ 0,073 nm, Cr 3+ 0,0615 nm, Cr 4+ 0,055 nm, Cr 5+ 0,049 nm i Cr 64+ 0 nm. . Sekvencijalne energije jonizacije 6.766, 16.49, 30.96, 49.1, 69.3 i 90.6 eV. Elektronski afinitet 1,6 eV. Elektronegativnost prema Paulingu (cm. PAULING Linus) 1,66.
Istorija otkrića
Godine 1766. u okolini Jekaterinburga otkriven je mineral koji je nazvan "sibirsko crveno olovo", PbCrO 4 . Savremeni naziv je krokoit. Godine 1797. francuski hemičar L. N. Vauquelin (cm. VAUCLAIN Louis Nicola) iz njega je izolovao novi vatrostalni metal (najvjerovatnije je Vauquelin dobio krom karbid).
Biti u prirodi
Sadržaj u zemljinoj kori iznosi 0,035% po težini. U morskoj vodi sadržaj hroma je 2·10 -5 mg/l. Hrom se gotovo nikada ne nalazi u slobodnom obliku. Sastoji se od više od 40 različitih minerala (kromit FeCr 2 O 4 , volkonskoit, uvarovit, vokelenit itd.). Neki meteoriti sadrže spojeve krom sulfida.
Potvrda
Kromit je industrijska sirovina za proizvodnju hroma i legura na njegovoj osnovi. Redukcionim topljenjem hromita sa koksom (reduktor), željeznom rudom i drugim komponentama nastaje ferohrom sa sadržajem hroma do 80% (težinski).
Za dobijanje čistog metalnog hroma, kromit sa sodom i krečnjakom se peče u pećima:
2Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 + 3O 2 \u003d 4Na 2 CrO 4 + 4CO 2
Dobijeni natrijum hromat Na 2 CrO 4 se izluži vodom, rastvor se filtrira, ispari i tretira kiselinom. U tom slučaju Na 2 CrO 4 kromat prelazi u Na 2 Cr 2 O 7 dihromat:
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Dobijeni dikromat se redukuje sumporom:
Na 2 Cr 2 O 7 + 3S = Na 2 S + Cr 2 O 3 + 2SO 2,
Dobijeni čisti krom (III) oksid Cr 2 O 3 podvrgava se aluminotermiji:
Cr 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Cr.
Silicijum se takođe koristi
2Cr 2 O 3 + 3Si = 3SiO 2 + 4Cr
Da bi se dobio hrom visoke čistoće, tehnički hrom se elektrohemijski pročišćava od nečistoća.
Fizička i hemijska svojstva
U svom slobodnom obliku, to je plavičasto-bijeli metal sa kubičnom rešetkom centriranom na tijelo, A= 0,28845 nm. Na temperaturi od 39°C prelazi iz paramagnetnog stanja u antiferomagnetno stanje (Neelova tačka). Tačka topljenja 1890°C, tačka ključanja 2680°C. Gustina 7,19 kg/dm 3.
Otporan na zrak. Na 300°C sagorijeva i formira zeleni krom oksid (III) Cr 2 O 3 , koji ima amfoterna svojstva. Spajanjem Cr 2 O 3 sa alkalijama dobijaju se hromiti:
Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
Nekalcinirani hrom (III) oksid je lako rastvorljiv u alkalnim rastvorima i kiselinama:
Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O
Termičkom razgradnjom karbonila hroma Cr(OH) 6 nastaje crveni bazni hrom(II) oksid CrO. Smeđi ili žuti Cr(OH) 2 hidroksid sa slabo baznim svojstvima precipitira kada se alkalije dodaju rastvorima soli hroma(II).
Pažljivim razlaganjem hrom-oksida (VI) CrO 3 u hidrotermalnim uslovima dobija se hrom dioksid (IV) CrO 2, koji je feromagnet i ima metalnu provodljivost.
Kada koncentrirana sumporna kiselina reaguje sa rastvorima dihromata, formiraju se crveni ili ljubičasto-crveni kristali hrom (VI) oksida CrO 3. Obično kiseli oksid, u interakciji sa vodom, stvara jake nestabilne hromne kiseline: hrom H 2 CrO 4 , dihrom H 2 Cr 2 O 7 i druge.
Poznati su halogenidi koji odgovaraju različitim oksidacionim stanjima hroma. Sintetizovani su dihalidi hroma CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 i CrI 2 i trihalidi CrF 3 , CrCl 3 , CrBr 3 i CrI 3 . Međutim, za razliku od sličnih spojeva aluminijuma i gvožđa, CrCl 3 trihlorid i CrBr 3 hrom tribromid su neisparljivi.
Među tetrahalidima hroma, CrF 4 je stabilan, hrom tetrahlorid CrCl 4 postoji samo u pari. Poznat je hrom heksafluorid CrF 6.
Dobijeni su i okarakterisani hrom oksihalidi CrO 2 F 2 i CrO 2 Cl 2.
Sintetizovana jedinjenja hroma sa borom (boridi Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 i Cr 5 B 3), sa ugljenikom (karbidi Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 i Cr 3 C 2) , sa silicijumom (silicidi Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 i CrSi) i azotom (nitridi CrN i Cr 2 N).
Jedinjenja hroma(III) su najstabilnija u rastvorima. U ovom oksidacionom stanju, hrom odgovara i kationskom obliku i anjonskim oblicima, na primer, anion 3- koji postoji u alkalnom mediju.
Kada se jedinjenja hroma(III) oksiduju u alkalnom mediju, nastaju jedinjenja hroma(VI):
2Na 3 + 3H 2 O 2 \u003d 2Na 2 CrO 4 + 2NaOH + 8H 2 O
Cr (VI) odgovara nizu kiselina koje postoje samo u vodenim rastvorima: hromna H 2 CrO 4, dihromna H 2 Cr 2 O 7, trihromna H 3 Cr 3 O 10 i druge koje formiraju soli - hromate, dihromate, trihromate, itd.
Ovisno o kiselosti medija, anjoni ovih kiselina se lako pretvaraju jedan u drugi. Na primjer, kada se žuti rastvor kalijum hromata zakiseli sa K 2 CrO 4, nastaje narandžasti kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7:
2K 2 CrO 4 + 2HCl \u003d K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O
Ali ako se otopina alkalije doda narandžastoj otopini K 2 Cr 2 O 7, kako boja ponovo postaje žuta, budući da se ponovo stvara kalijev kromat K 2 CrO 4:
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O
Kada se otopina barijeve soli doda žutoj otopini koja sadrži hromat ione, taloži se žuti talog barijevog hromata BaCrO 4:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4
Jedinjenja hroma(III) su jaka oksidaciona sredstva, na primer:
K 2 Cr 2 O 7 + 14 HCl \u003d 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2 O
Aplikacija
Upotreba hroma se zasniva na njegovoj otpornosti na toplotu, tvrdoći i otpornosti na koroziju. Koriste se za dobijanje legura: nerđajući čelik, nihrom itd. Velika količina hroma koristi se za dekorativne premaze otporne na koroziju. Jedinjenja hroma su vatrostalni materijali. Krom oksid (III) - pigment zelene boje, također je dio abrazivnih materijala (GOI pasta). Promena boje tokom redukcije jedinjenja hroma(VI) koristi se za ekspresnu analizu sadržaja alkohola u izdahnutom vazduhu.
Cr 3+ katjon je dio kalijum hroma KCr(SO 4) 2 ·12H 2 O stipse koja se koristi u obradi kože.
Fiziološko djelovanje
Krom je jedan od biogenih elemenata koji je stalno uključen u tkiva biljaka i životinja. Kod životinja, hrom je uključen u metabolizam lipida, proteina (dio enzima tripsina) i ugljikohidrata. Smanjenje sadržaja kroma u hrani i krvi dovodi do smanjenja brzine rasta, povećanja kolesterola u krvi.
Metalni hrom je praktično netoksičan, ali prašina metala hroma iritira plućno tkivo. Jedinjenja hroma(III) uzrokuju dermatitis. Jedinjenja hroma(VI) dovode do različitih ljudskih bolesti, uključujući rak. MPC hroma(VI) u atmosferskom vazduhu je 0,0015 mg/m 3 .

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte šta je "hrom" u drugim rječnicima:

hrom- hrom i... Ruski pravopisni rječnik

hrom- hrom/… Morfemski pravopisni rječnik

- (od grčkog chroma boja, boja). Sivkasti metal vađen iz rude hroma. Rječnik stranih riječi uključenih u ruski jezik. Chudinov A.N., 1910. HROM sivkasti metal; u čistom x. nije korišteno; veze sa... Rečnik stranih reči ruskog jezika

CROMIUM- vidi CHROME (Cr). Jedinjenja hroma se nalaze u otpadnim vodama mnogih industrijskih preduzeća koja proizvode hromove soli, acetilen, tanine, anilin, linoleum, papir, boje, pesticide, plastiku, itd. Trovalentne se nalaze u vodi ... ... Bolesti riba: priručnik

CHROME, ah, muž. 1. Hemijski element, čvrst svijetlo sivi sjajni metal. 2. Vrsta žute boje (specijalne). | adj. hrom, oh, oh (do 1 vrijednost) i hrom, oh, oh. Kromirani čelik. Kromova ruda. II. CHROME, ah, muž. Meka tanka koža. | prid… Objašnjavajući Ožegovov rječnik

hrom- a, m. hrom m. Novolat. hrom lat. chroma gr. dye. 1. Hemijski element je tvrdi srebrni metal koji se koristi u proizvodnji tvrdih legura i za oblaganje metalnih proizvoda. BAS 1. Metal koji je otkrio Vauquelin, ... ... Istorijski rečnik galicizama ruskog jezika

CROMIUM- HROM, hrom (od grčkog hroma boja), I simbol. SG, hem. element sa at. težine 52,01 (izotopi 50, 52, 53, 54); redni broj 24, za! zauzima mjesto u parnoj podgrupi VI grupe j periodnog sistema. Jedinjenja X. često se javljaju u prirodi... Velika medicinska enciklopedija

- (lat. Chromium) Cr, hemijski element VI grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 24, atomska masa 51,9961. Ime iz grčkog. boja boje, boja (zbog svijetle boje spoja). Plavkasto srebrni metal; gustina 7,19 ... ... Veliki enciklopedijski rječnik

CHROME 1, a, m. Objašnjavajući rečnik Ožegova. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 ... Objašnjavajući Ožegovov rječnik

HROM 2, a, m. Kvalitet meke tanke kože. Objašnjavajući Ožegovov rječnik. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 ... Objašnjavajući Ožegovov rječnik

Chromium

Istorijska referenca

Metalni hrom se dobija redukovanjem iz oksida uz pomoć aluminijuma (aluminotermija):

U tu svrhu koristi se hrom gvožđe. Prvo se spaja sa sodom u prisustvu kisika, a zatim se nastali natrijev kromat reducira ugljikom u krom-oksid:

Svojstva hroma i njegovih spojeva. Krom je bijeli, sivkaste nijanse, sjajan metal, koji ima veliku tvrdoću i elastičnost. Na sobnoj temperaturi otporan je na vodu i vazduh.

Hemijski, hrom kao metal je redukciono sredstvo. Ovisno o uvjetima reakcije, može pokazati promjenjivo oksidacijsko stanje; stanja +2, +3, +6 su stabilna.

U normalnim uslovima, hrom je otporan na kiseonik, interakcija sa kojim se dešava samo kada se zagreje. Pod istim uslovima, hrom reaguje sa hlorom, sumporom, azotom i silicijumom. Na primjer:

Obično, površina hroma sadrži gust sloj Cr 2 0 3 oksida, koji štiti metal od dalje oksidacije. Ovako pasivizirana površina je razlog zašto na uobičajenim temperaturama nema interakcije hroma sa dušičnom kiselinom i carskom vodom.

Krom reagira s razrijeđenom hlorovodoničnom i sumpornom kiselinom uz oslobađanje vodika i stvaranje soli Cr(II), koje se brzo oksidirajući pretvaraju u soli Cr(III):

Jedinjenja hroma najčešće imaju sljedeću prostornu strukturu:

Sa kiseonikom, hrom formira niz oksida, koji, u zavisnosti od stepena oksidacije metala, pokazuju bazna, amfoterna ili kisela svojstva.

Krom(II) oksid CrO ima osnovna svojstva. Kada je u interakciji sa HC1, on formira CrCl 2 .

Pod dejstvom vodonika CrO se redukuje u metalni hrom, a kada se zagreva pod dejstvom atmosferskog kiseonika, prelazi u Cr 2 0 3 .

CrO oksid odgovara Cr(OH) hidroksidu, formiranom od CrCl 2:

Cr(OH) 2 je žuta supstanca. Bazičnog je karaktera i u reakcijama sa kiselinama stvara odgovarajuće Cr(II) soli.

Cr 2+ jon je toliko jak redukcioni agens da je u stanju da istisne vodik iz vode:

Cr(II) se lako oksidira atmosferskim kiseonikom, pa je rastvor CrCl:! , na primjer, može se koristiti za apsorpciju kisika:

Vodeni rastvori Cr(II) jedinjenja su plave boje.

Krom oksid (III) Cr 2 0 3 pripada amfoternim oksidima.

Dobija se kalciniranjem krom oksida (U1), ili razgradnjom amonijum dihromata, ili termičkom razgradnjom hrom (III) hidroksida:

Krom hidroksid (III) Cr (OH) j se dobija djelovanjem alkalija na soli hroma; dok se Cr (OH) 3 oslobađa kao plavkasto-sivi talog:

Cr(OH) 3 ima amfoterna svojstva. Poput aluminijum hidroksida, Cr(OH) 3 stupa u interakciju sa kiselinama da formiraju Cr(III) soli, a sa alkalijama da formiraju hromite:

Meta- ili ortohromiti, koji su soli odgovarajućih kiselina - Hc0 2 (metakromna) i H 3 Cr0 3 (ortohromna), nastaju spajanjem hrom (III) oksida sa alkalijama ili sodom:

Stoga Cr (OH) 3 treba smatrati amfoternim hidroksidom:

Pod dejstvom jakih oksidacionih sredstava u alkalnom mediju, jedinjenja hroma(III) se pretvaraju u jedinjenja hroma(U1) - hromate:

Cr 3 * ion karakteriziraju brojna kompleksna jedinjenja u kojima se, uz rijetke izuzetke, manifestuje koordinacijski broj 6. Glavna karakteristika ovih kompleksnih jedinjenja je njihova kinetička stabilnost u vodenim rastvorima.

Plavo-ljubičasti heksaakva jon [Cr(H 2 0) 6] 3+ je dio mnogih kristalnih hidrata: CrCl 3 -6H 2 0, KCr(S0 4) 2 -12H 2 0, itd. Priprema ovog kationskog kompleksa može se izraziti sljedećom jednačinom:

Sastav kationskih Cr(III) kompleksa može varirati ovisno o pH, temperaturi i koncentraciji, te se stoga njihova boja mijenja od ljubičaste do zelene. Kako se molekule H 2 0 u kompleksnom kationu zamjenjuju, na primjer, hlorom, mogu se formirati različiti izomerni oblici CrCl 3 6H 2 0:

Najbrojniji su kompleksi sa aminima kao ligandima. Među njima su pronađeni spojevi s različitim vrstama izomerizma. Pored mononuklearnih kompleksa, na primjer 2+, mogu postojati i polinuklearni kompleksi u kojima su dva ili više atoma metala povezana preko hidroksilnih mostova.

Anionski kompleksi - hromati - različitog su sastava i mogu se dobiti pomoću sljedećih reakcija:

Boja anjonskih kompleksa zavisi od prirode liganda: 3_ je smaragdno zelena, [CrCl 6 ] 3_ je ružičasto crvena, a 3_ je žuta.

Anjonski kompleks [Cr(OH) 6 ] :1 “ formira brojne soli, hidroksohromate, koji su stabilni u čvrstom stanju, ali u rastvorima samo u visoko alkalnoj sredini.

Bezvodna jedinjenja Cr(III) razlikuju se po strukturi i svojstvima od kristalnih hidrata. Dakle, bezvodna so CrCl 3 ima polimernu slojevitu strukturu, dok CrCl 3 -6H 2 0 ima ostrvsku strukturu. CrCl 3 se, za razliku od CrCl 3 -6H 2 0, vrlo sporo rastvara u vodi. Cr(PT) jedinjenja u vodenim rastvorima obično se hidroliziraju, a kompleksni jon [Cr(H 2 0)0H|] nastaje u prvoj fazi ovog procesa. 3+ :

Nakon toga može doći do polimerizacije ovih kompleksa. Sulfid Cr 2 S 3 i karbonat Cr 2 (C0 3) 3 karakteriše još veća nestabilnost. Dakle, Cr 2 S 3 i Cr 2 (C0 3) 3 se ne mogu dobiti iz vodenog rastvora reakcijama razmene, jer su ova jedinjenja, zbog svoje veće rastvorljivosti u odnosu na Cr (OH) 3, potpuno hidrolizovana:

Krom oksid (U1) Cr0 3 je tamnocrvena kristalna supstanca. Dobija se djelovanjem koncentriranog H 2 S0 4 na dihromate:

Cr0 3 ima lančanu strukturu koju čine Cr0 4 tetraedri.

Cr0 3 je tipičan kiseli oksid. Lako se otapa u vodi sa stvaranjem rastvora hromne kiseline H 2 Cr0 4 i dihromne kiseline 11 2 Cr 2 0 7, između kojih se uspostavlja ravnoteža:

Sa povećanjem razblaženja, ravnoteža se pomera ka stvaranju H2O 4

U alkalnim rastvorima pri pH > 7 Cr0 3 formira žuti tetraedarski hromat jon Cr() 4 . U pH opsegu od 2 do 6, jon HCl 4 i narandžasto-crveni dihromat Cr 2 0| jon postoje u ravnoteži. .

U alkalnom okruženju odvijaju se sljedeći procesi:

Položaj ravnoteže ne zavisi samo od pH, već i od prirode kationa koji mogu formirati nerastvorljive hromate (katjoni Ba 2+, Pb 2+ i Ag* formiraju hromate).

Dakle, dodavanje kiselina pomiče ravnotežu ulijevo, a dodavanje alkalija udesno:

Ovo je osnova za dobijanje hromata iz dihromata, i obrnuto:

Cr(VI) jedinjenja su oksidanti. U kiselom mediju, dihromat ion Cr 2 0 2 pokazuje jaka oksidaciona svojstva, reducira se na Cr(III):

Visoka oksidativna aktivnost Cr(VI) manifestuje se u reakciji interakcije K 2 Cr 2 0 7 sa koncentrovanom HC1 tokom zagrevanja:

Ova reakcija je pogodna za dobijanje hlora u malim količinama. Kada zagrevanje prestane, prestaje i oslobađanje hlora. Djelovanjem vrlo jakih redukcijskih sredstava derivati ​​Cr(VI) mogu se reducirati u neutralnim i slabo alkalnim medijima. Na primjer, interakcija sa (NH^S dolazi kada se zagrije:

Treba napomenuti da su oksidativna svojstva Cr(VI) u alkalnoj sredini mnogo slabija nego u kiseloj. Tako u kiselim i alkalnim rastvorima jedinjenja Cr(III) i Cr(VI) postoje u različitim oblicima: u kiseloj sredini preovlađuju joni Cr 3+ ili Cr 7 0 2-, a joni Cr(OH) (. | 3 ili Cl 2 , u vezi s čime se odvija međupretvaranje spojeva Cr (III) u Cr (VI) i obrnuto u zavisnosti od reakcije medija:

u kiseloj sredini

u alkalnoj sredini

Iz ovoga proizilazi da su oksidaciona svojstva Cr(VI) izražena u kiseloj sredini, a redukciona svojstva Cr(III) izražena su u alkalnoj sredini:

Hromna kiselina H 2 Cr0 4 je mnogo slabija od dihromne kiseline. Dakle, za H 2 CgO, DO,\u003d 3 10 7, a za H 2 Cr 2 0 7 DO, = 2 10" 2 .

H 2 Cr 2 0 7 - najjednostavniji predstavnik hrom izopoli kiselina, koji odgovara općoj formuli nE0 3 *tN 2 0 (gdje je n > t) i olihromati poznati kao soli. Dakle, osim narandžasto-crvenih dihromata (T = 1, P= 2) dobijeni su tamnocrveni trihromati (t = 1, n = 3) i smeđe-crvene ts-trahromate (w = 1, P = 4).

Polihromati nastaju djelovanjem kiselina na hromate:

Pod djelovanjem alkalija na otopine olihromata dolazi do obrnutog procesa sa stvaranjem hromata na kraju.

Veliki niz polikiselina i polianiona Cr(VI) ne nastaje, što se objašnjava veličinom jona i njegovom težnjom da formira višestruke veze Cr=0.

Krom karakterizira stvaranje neoksidnih spojeva pri interakciji s H 2 0 2:

Pored plavog oksid-diperoksida hroma (U1), CrO-hrom formira soli perokso kiselina H 2 Cr 2 0 12,11 2 Cr 2 0 8 i H 2 Cr0 6 sledeće strukture (slika 6.1).

Rice. 6.1. Struktura pentaieroksodihromne kiseline H,Cr 2 O l2

Kiselina H 2 Cr 2 0 | 2 formira soli obojene u plavo, a P, Cr, 0 8 crveno.

Jedinjenja krom peroksida stabilna su u otopini etera, nestabilna su u vodenim otopinama i lako se razlažu oslobađanjem kisika i stvaranjem CrOf iona (u alkalnom mediju) ili Cr(111) spojeva (u kiseloj sredini). Pretpostavlja se da je stabilnost hrom (V1) dineroksida Cr0 5 u eteru posledica formiranja kompleksa u obliku psn-tagonalne piramide sa atomom kiseonika na vrhu (slika 6.2).

Rice. 6.2. Struktura oksid-diperoksid kroma (U1) Cr0 3 u eteru, gdje je L eter ili molekula vode

Ovaj kompleks se može dobiti tretiranjem otopine dikromata sa vodikovim peroksidom u kiseloj sredini:

Bojenjem sloja etera u plavo, može se suditi o formiranju perokso kompleksa. Ova reakcija je vrlo osjetljiva i specifična i stoga se široko koristi u analitičkoj hemiji za detekciju dihromatnog jona.

Kvalitativne reakcije na hromat ion (Cr0 4 ~)

Tehnička primjena hroma je dobro poznata: kao aditiv za legiranje, hrom se široko koristi za proizvodnju čelika visoke čvrstoće, legura nikla i bakra. Kromati i dihromati se široko koriste u industriji kože, tekstila, boja i lakova i farmaceutskoj industriji. Olovni kromat PbCr0 4 pod nazivom žuta kruna koristi se za proizvodnju boja. Dihromati K 2 Cr 2 0 7 i Na 2 Cr 2 0 7 -2H 2 0, poznati kao pikovi hroma, koriste se u analitičkoj hemiji.

Mešavina jednakih zapremina rastvora K 2 Cr 2 0 7 zasićenog na hladnom i koncentrovanog H 2 S0 1 naziva se smeša hroma i koristi se za snažnu oksidaciju.

Sva jedinjenja hroma su veoma toksična!

DEFINICIJA

Chromium je dvadeset četvrti element periodnog sistema. Oznaka - Cr od latinskog "hroma". Smješten u četvrtom periodu, VIB grupa. Odnosi se na metale. Punjenje jezgre je 24.

Krom se nalazi u zemljinoj kori u količini od 0,02% (tež.). U prirodi se javlja uglavnom u obliku gvožđa hroma FeO×Cr 2 O 3 .

Hrom je čvrst sjajni metal (slika 1), topi se na 1890 o C; njegova gustina je 7,19 g / cm 3. Na sobnoj temperaturi, hrom je otporan i na vodu i na vazduh. Razrijeđena sumporna i hlorovodonična kiselina otapaju hrom, oslobađajući vodonik. U hladnoj koncentrovanoj dušičnoj kiselini, hrom je nerastvorljiv i postaje pasivan nakon tretmana s njim.

Rice. 1. Chrome. Izgled.

Atomska i molekulska težina hroma

DEFINICIJA

Relativna molekulska težina supstance(M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa(A r) - koliko je puta prosječna masa atoma nekog kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.

Budući da krom postoji u slobodnom stanju u obliku monoatomskih molekula Cr, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase su iste. One su jednake 51,9962.

Izotopi hroma

Poznato je da se hrom može pojaviti u prirodi u obliku četiri stabilna izotopa 50Cr, 52Cr, 53Cr i 54Cr. Njihovi maseni brojevi su 50, 52, 53, odnosno 54. Jezgro atoma izotopa hroma 50 Cr sadrži dvadeset četiri protona i dvadeset šest neutrona, a preostali izotopi se od njega razlikuju samo po broju neutrona.

Postoje umjetni izotopi hroma s masenim brojevima od 42 do 67, među kojima je najstabilniji 59 Cr s vremenom poluraspada od 42,3 minute, kao i jedan nuklearni izotop.

Joni hroma

Na vanjskom energetskom nivou atoma hroma postoji šest elektrona koji su valentni:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

Kao rezultat hemijske interakcije, hrom odustaje od svojih valentnih elektrona, tj. je njihov donor, i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:

Cr 0 -2e → Cr 2+;

Cr 0 -3e → Cr 3+;

Cr 0 -6e → Cr 6+.

Molekul i atom hroma

U slobodnom stanju, hrom postoji u obliku monoatomskih molekula Cr. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu hroma:

Legure hroma

Metalni hrom se koristi za hromiranje, a takođe i kao jedna od najvažnijih komponenti legiranih čelika. Uvođenje hroma u čelik povećava njegovu otpornost na koroziju kako u vodenim medijima na uobičajenim temperaturama tako i u plinovima na povišenim temperaturama. Osim toga, kromirani čelici imaju povećanu tvrdoću. Krom je dio nehrđajućeg čelika otpornog na kiseline i topline.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

Vježbajte	Krom oksid (VI) mase 2 g otopljen je u vodi mase 500 g. Izračunajte maseni udio hromne kiseline H 2 CrO 4 u nastaloj otopini.
Rješenje	Napišimo jednačinu reakcije za dobijanje hromne kiseline iz hrom (VI) oksida: CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4. Pronađite masu rješenja: m otopina \u003d m (CrO 3) + m (H 2 O) = 2 + 500 = 502 g. n (CrO 3) \u003d m (CrO 3) / M (CrO 3); n (CrO 3) = 2/100 = 0,02 mol. Prema jednadžbi reakcije n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, tada n (CrO 3) = n (H 2 CrO 4) = 0,02 mol. Tada će masa hromne kiseline biti jednaka (molarna masa - 118 g / mol): m (H 2 CrO 4) \u003d n (H 2 CrO 4) × M (H 2 CrO 4); m (H 2 CrO 4) = 0,02 × 118 = 2,36 g. Maseni udio hromne kiseline u rastvoru je: ω = msolut / m rastvor × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d m otopljene tvari (H 2 CrO 4) / m otopine × 100%; ω (H 2 CrO 4) \u003d 2,36 / 502 × 100% = 0,47%.
Odgovori	Maseni udio hromne kiseline je 0,47%.

Hemijska svojstva jedinjenja hroma.

Cr2+. Koncentracija naboja dvovalentnog kationa hroma odgovara koncentraciji naboja kationa magnezija i kationa dvovalentnog željeza, tako da su brojna svojstva, posebno kiselo-bazno ponašanje ovih kationa, bliska. Istovremeno, kao što je već spomenuto, Cr 2+ je snažno redukcijsko sredstvo, stoga se u otopini odvijaju sljedeće reakcije: ali dolazi do čak i oksidacije s vodom: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr (OH) SO 4 + H 2. Oksidacija dvovalentnog hroma odvija se čak lakše nego oksidacija fero gvožđa, soli se takođe hidroliziraju katjonom u umerenom stepenu (tj. prvi korak je dominantan).

CrO - bazični oksid, crni, piroforni. Na 700 ° C je nesrazmjeran: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Može se dobiti termičkom razgradnjom odgovarajućeg hidroksida u odsustvu kiseonika.

Cr(OH) 2 je nerastvorljiva žuta baza. Reaguje sa kiselinama, dok oksidirajuće kiseline istovremeno sa kiselinsko-baznom interakcijom oksidiraju dvovalentni hrom, pod određenim uslovima to se dešava i sa neoksidirajućim kiselinama (oksidaciono sredstvo - H+). Kada se dobije reakcijom izmjene, krom (II) hidroksid brzo postaje zelen zbog oksidacije:

4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.

Oksidaciju prati i raspadanje hrom (II) hidroksida u prisustvu kiseonika: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Jedinjenja hroma(III) su hemijski slična jedinjenjima aluminijuma i gvožđa(III). Oksid i hidroksid su amfoterni. Soli slabih nestabilnih i nerastvorljivih kiselina (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) prolaze ireverzibilnu hidrolizu:

2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Ali kation hroma (III) nije jako oksidaciono sredstvo, stoga hrom (III) sulfid postoji i može se dobiti u bezvodnim uslovima, međutim, ne iz jednostavnih supstanci, jer se raspada kada se zagreje, već reakcijom: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (gas) \u003d Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Oksidirajuća svojstva trovalentnog hroma nisu dovoljna da rastvori njegovih soli stupe u interakciju sa bakrom, ali se takva reakcija odvija sa cinkom: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - amfoterni oksid zelene boje, ima vrlo jaku kristalnu rešetku, stoga ispoljava hemijsku aktivnost samo u amorfnom stanju. Reaguje uglavnom kada je fuzionisan sa kiselim i baznim oksidima, sa kiselinama i alkalijama, kao i sa jedinjenjima koja imaju kiselu ili bazičnu funkciju:

Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2KCrO 2 + CO 2.

Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) - amfoterni hidroksid sivoplave boje. Otapa se i u kiselinama i u lužinama. Kada se rastvori u lužinama, formiraju se hidroksokopleksi u kojima kation hroma ima koordinacioni broj 4 ili 6:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3.

Hidrokso kompleksi se lako razlažu kiselinama, dok su kod jakih i slabih kiselina procesi različiti:

Na + 4HCl \u003d NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Cr(III) jedinjenja nisu samo oksidanti, već i redukcioni agensi u pogledu transformacije u jedinjenja Cr(VI). Reakcija se posebno lako odvija u alkalnom mediju:

2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH \u003d 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 V.

U kiseloj sredini: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

cr +6 . Sva Cr(VI) jedinjenja su jaki oksidanti. Kiselinsko-bazno ponašanje ovih jedinjenja je slično ponašanju jedinjenja sumpora u istom oksidacionom stanju. Takva sličnost u svojstvima spojeva elemenata glavne i sekundarne podgrupe u maksimalnom pozitivnom oksidacionom stanju tipična je za većinu grupa periodnog sistema.

CrO3 - tamnocrveno jedinjenje, tipičan kiseli oksid. Na tački topljenja se razlaže: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Primjer oksidacijskog djelovanja: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (kada se zagrije).

Krom(VI) oksid se lako otapa u vodi, vezujući ga i pretvarajući se u hidroksid:

H2CrO4 - hromna kiselina, je jaka dvobazna kiselina. Ne ističe se u slobodnoj formi, jer. pri koncentraciji iznad 75% dolazi do reakcije kondenzacije s stvaranjem dikromne kiseline: 2H 2 CrO 4 (žuta) \u003d H 2 Cr 2 O 7 (narandžasta) + H 2 O.

Dalja koncentracija dovodi do stvaranja trihromnih (H 2 Cr 3 O 10) pa čak i tetrahromnih (H 2 Cr 4 O 13) kiselina.

Dimerizacija hromatnog anjona takođe se javlja nakon zakiseljavanja. Kao rezultat toga, soli hromne kiseline pri pH > 6 postoje kao žuti hromati (K 2 CrO 4), a pri pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Interakcija kalijevog dihromata s koncentriranom sumpornom kiselinom dovodi do stvaranja kromnog anhidrida, koji je u njemu netopiv:

K 2 Cr 2 O 7 (kristal) + + H 2 SO 4 (konc.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;

Kada se zagrije, amonijev bikromat prolazi kroz intramolekularnu redoks reakciju: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGENI ("rađanje soli")

Halogeni se nazivaju elementi glavne podgrupe grupe VII periodnog sistema. To su fluor, hlor, brom, jod, astatin. Struktura vanjskog elektronskog sloja njihovih atoma: ns 2 np 5. Dakle, postoji 7 elektrona na vanjskom elektronskom nivou, a samo jedan elektron nedostaje od njih do stabilne ljuske plemenitog plina. Kao pretposljednji elementi u periodu, halogeni imaju najmanji polumjer u periodu. Sve to dovodi do činjenice da halogeni pokazuju svojstva nemetala, imaju visoku elektronegativnost i visok potencijal ionizacije. Halogeni su jaki oksidanti, oni su u stanju da prihvate elektron da postanu anion sa nabojem od "1-" ili pokazuju oksidaciono stanje "-1" kada su kovalentno vezani za manje elektronegativne elemente. Istovremeno, pri kretanju niz grupu od vrha do dna, radijus atoma se povećava, a oksidaciona sposobnost halogena opada. Ako je fluor najjači oksidant, onda jod, u interakciji s nekim složenim supstancama, kao i s kisikom i drugim halogenima, pokazuje redukcijska svojstva.

Atom fluora se razlikuje od ostalih članova grupe. Prvo, pokazuje samo negativno oksidaciono stanje, jer je najelektronegativniji element, a drugo, kao i svaki element perioda II, ima samo 4 atomske orbitale na vanjskom elektronskom nivou, od kojih su tri zauzete nepodijeljenim elektronskim parovima, na četvrtom se nalazi nespareni elektron, koji je u većini slučajeva jedini valentni elektron. U atomima drugih elemenata postoji nepopunjeni podnivo d-elektrona na vanjskom nivou, gdje pobuđeni elektron može otići. Svaki usamljeni par daje dva elektrona kada se pari, tako da su glavna oksidaciona stanja hlora, broma i joda, osim "-1", "+1", "+3", "+5", "+7". Manje stabilna, ali u osnovi ostvariva su oksidaciona stanja "+2", "+4" i "+6".

Kao jednostavne tvari, svi halogeni su dvoatomne molekule s jednom vezom između atoma. Energije disocijacije veza u nizu molekula F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 su sljedeće: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Monotono smanjenje energije vezivanja pri prelasku sa hlora na jod lako se objašnjava povećanjem dužine veze usled povećanja atomskog radijusa. Anomalno niska energija vezivanja u molekulu fluora ima dva objašnjenja. Prvi se odnosi na sam molekul fluora. Kao što je već spomenuto, fluor ima vrlo mali atomski radijus i čak sedam elektrona na vanjskom nivou, stoga, kada se atomi približavaju jedan drugom prilikom formiranja molekule, dolazi do međuelektronskog odbijanja, uslijed čega se orbitale nepotpuno preklapaju, a red veze u molekulu fluora je nešto manji od jedinice. Prema drugom objašnjenju, u molekulima preostalih halogena postoji dodatno preklapanje donor-akceptor usamljenog elektronskog para jednog atoma i slobodne d-orbitale drugog atoma, dvije takve suprotne interakcije po molekulu. Dakle, veza u molekulima hlora, broma i joda je definisana kao skoro trostruka u smislu prisustva interakcija. Ali preklapanja donor-akceptor se dešavaju samo djelimično, a veza ima red (za molekul hlora) 1,12.

Fizička svojstva: U normalnim uslovima, fluor je gas koji se teško rastvara u tečnost (čija tačka ključanja je -187 0 C) svetlo žute boje, hlor je lako ukapljeni gas žuto-zelene boje (tačka ključanja je -34,2 0 C) , brom je smeđa tečnost koja lako isparava, jod je siva čvrsta supstanca sa metalnim sjajem. U čvrstom stanju, svi halogeni formiraju molekularnu kristalnu rešetku koju karakteriziraju slabe međumolekularne interakcije. S tim u vezi, jod ima tendenciju sublimiranja - kada se zagrije na atmosferskom pritisku, prelazi u plinovito stanje (formira ljubičaste pare), zaobilazeći tekuće stanje. Kada se kreće niz grupu, tačke topljenja i ključanja se povećavaju kako zbog povećanja molekularne težine tvari, tako i zbog povećanja van der Waalsovih sila koje djeluju između molekula. Veličina ovih sila je veća, što je veća polarizabilnost molekula, koja se, zauzvrat, povećava sa povećanjem atomskog radijusa.

Svi halogeni su slabo topljivi u vodi, ali dobro - u nepolarnim organskim otapalima, kao što je ugljični tetrahlorid. Slaba topljivost u vodi je posljedica činjenice da kada se formira šupljina za otapanje molekula halogena, voda gubi dovoljno jake vodikove veze, umjesto kojih ne dolazi do jakih interakcija između njene polarne molekule i nepolarne molekule halogena. Otapanje halogena u nepolarnim rastvaračima odgovara situaciji: „slično se rastvara u sličnom“, kada je priroda raskidanja i formiranja veza ista.

Krom je hemijski element sa atomskim brojem 24. To je tvrd, sjajan, čelično siv metal koji se dobro polira i ne tamni. Koristi se u legurama kao što je nerđajući čelik i kao premaz. Ljudskom tijelu su potrebne male količine trovalentnog hroma za metabolizam šećera, ali Cr(VI) je vrlo toksičan.

Različita jedinjenja hroma, kao što su hrom(III) oksid i olovni hromat, jarkih su boja i koriste se u bojama i pigmentima. Crvena boja rubina je zbog prisustva ovog hemijskog elementa. Neke tvari, posebno natrij, oksidirajuća su sredstva koja se koriste za oksidaciju organskih spojeva i (zajedno sa sumpornom kiselinom) za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Osim toga, krom oksid (VI) se koristi u proizvodnji magnetne trake.

Otkriće i etimologija

Istorija otkrića hemijskog elementa hroma je sljedeća. Godine 1761. Johann Gottlob Lehmann pronašao je narandžasto-crveni mineral na Uralskim planinama i nazvao ga "Sibirsko crveno olovo". Iako je pogrešno identificiran kao spoj olova sa selenom i željezom, materijal je zapravo bio olovni kromat s kemijskom formulom PbCrO 4 . Danas je poznat kao mineral krokonte.

Godine 1770. Peter Simon Pallas posjetio je mjesto gdje je Leman pronašao mineral crvenog olova koji je imao vrlo korisna svojstva pigmenta u bojama. Upotreba sibirskog crvenog olova kao boje se brzo razvila. Osim toga, svijetlo žuta od krokonta postala je moderna.

Godine 1797. Nicolas-Louis Vauquelin je dobio uzorke crvene Miješajući krokon sa hlorovodoničnom kiselinom, dobio je oksid CrO 3 . Krom kao hemijski element izolovan je 1798. godine. Vauquelin ga je dobio zagrijavanjem oksida s drvenim ugljem. Takođe je bio u stanju da otkrije tragove hroma u dragom kamenju kao što su rubin i smaragd.

U 1800-ima, Cr se uglavnom koristio u bojama i kožnim solima. Danas se 85% metala koristi u legurama. Ostatak se koristi u hemijskoj industriji, proizvodnji vatrostalnih materijala i livačkoj industriji.

Izgovor hemijskog elementa hrom odgovara grčkom χρῶμα, što znači "boja", zbog mnogih obojenih spojeva koji se mogu dobiti iz njega.

Rudarstvo i proizvodnja

Element je napravljen od hromita (FeCr 2 O 4). Otprilike polovina ove rude u svijetu kopa se u Južnoj Africi. Pored toga, Kazahstan, Indija i Turska su njeni glavni proizvođači. Ima dovoljno istraženih ležišta hromita, ali su geografski koncentrisani u Kazahstanu i južnoj Africi.

Naslage prirodnog metala hroma su rijetka, ali postoje. Na primjer, kopa se u rudniku Udachnaya u Rusiji. Bogat je dijamantima, a redukujuće okruženje je pomoglo u stvaranju čistog kroma i dijamanata.

Za industrijsku proizvodnju metala, rude hromita se tretiraju rastopljenim alkalijama (kaustična soda, NaOH). U tom slučaju nastaje natrijum hromat (Na 2 CrO 4) koji se redukuje ugljenikom u Cr 2 O 3 oksid. Metal se dobija zagrevanjem oksida u prisustvu aluminijuma ili silicijuma.

U 2000. godini, otprilike 15 Mt rude hromita je iskopano i prerađeno u 4 Mt ferohroma, 70% hrom-gvožđa, sa procenjenom tržišnom vrednošću od 2,5 milijardi američkih dolara.

Glavne karakteristike

Karakteristika hemijskog elementa hroma je zbog činjenice da je prelazni metal četvrtog perioda periodnog sistema i da se nalazi između vanadijuma i mangana. Uvršten u VI grupu. Topi se na temperaturi od 1907 °C. U prisustvu kiseonika, hrom brzo formira tanak sloj oksida, koji štiti metal od dalje interakcije sa kiseonikom.

Kao prelazni element, reaguje sa supstancama u različitim omjerima. Tako formira spojeve u kojima ima različita oksidaciona stanja. Krom je hemijski element sa osnovnim stanjima +2, +3 i +6, od kojih je +3 najstabilnije. Osim toga, stanja +1, +4 i +5 se primjećuju u rijetkim slučajevima. Jedinjenja hroma u oksidacionom stanju +6 su jaka oksidaciona sredstva.

Koje je boje hrom? Hemijski element daje rubin nijansu. Cr 2 O 3 koji se koristi se također koristi kao pigment koji se zove "hrom zeleno". Njegove soli boje staklo u smaragdno zelenu boju. Krom je hemijski element čije prisustvo čini rubin crvenom. Stoga se koristi u proizvodnji sintetičkih rubina.

izotopi

Izotopi hroma imaju atomsku težinu od 43 do 67. Tipično, ovaj hemijski element se sastoji od tri stabilna oblika: 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Od njih, 52 Cr je najčešći (83,8% ukupnog prirodnog hroma). Osim toga, opisano je 19 radioizotopa, od kojih je 50 Cr najstabilniji, s vremenom poluraspada većim od 1,8 x 10 17 godina. 51 Cr ima poluživot od 27,7 dana, a za sve ostale radioaktivne izotope ne prelazi 24 sata, a za većinu njih traje manje od jedne minute. Element također ima dvije metastaze.

Izotopi hroma u zemljinoj kori, po pravilu, prate izotope mangana, koji nalazi primenu u geologiji. 53 Cr nastaje tokom radioaktivnog raspada 53 Mn. Odnos izotopa Mn/Cr pojačava druge informacije o ranoj istoriji Sunčevog sistema. Promjene u omjerima 53 Cr/ 52 Cr i Mn/Cr iz različitih meteorita dokazuju da su nova atomska jezgra nastala neposredno prije formiranja Sunčevog sistema.

Hemijski element hrom: svojstva, formula jedinjenja

Krom oksid (III) Cr 2 O 3, poznat i kao seskvioksid, jedan je od četiri oksida ovog hemijskog elementa. Dobija se od hromita. Zeleno jedinjenje se obično naziva "hrom zeleno" kada se koristi kao pigment za bojenje emajla i stakla. Oksid se može rastvoriti u kiselinama, formirajući soli, i u rastopljenim alkalijama, hromitima.

Kalijum bihromat

K 2 Cr 2 O 7 je snažno oksidaciono sredstvo i poželjno je kao sredstvo za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa od organskih materija. Za to se koristi njegova zasićena otopina, ali se ponekad zamjenjuje natrijum dihromatom, na osnovu veće rastvorljivosti potonjeg. Osim toga, može regulirati proces oksidacije organskih spojeva, pretvarajući primarni alkohol u aldehid, a zatim u ugljični dioksid.

Kalijum dihromat može izazvati kromov dermatitis. Krom je vjerovatno uzrok senzibilizacije koja dovodi do razvoja dermatitisa, posebno šaka i podlaktica, koji je kroničan i teško se liječi. Kao i druga jedinjenja Cr(VI), kalijum bihromat je kancerogen. Mora se rukovati u rukavicama i odgovarajućoj zaštitnoj opremi.

Hromna kiselina

Jedinjenje ima hipotetičku strukturu H 2 CrO 4 . U prirodi se ne nalaze ni hromne ni dihromne kiseline, ali se njihovi anioni nalaze u raznim supstancama. "Kromna kiselina", koja se može naći u prodaji, zapravo je njen kiseli anhidrid - CrO 3 trioksid.

Olovo(II) hromat

PbCrO 4 ima jarko žutu boju i praktično je nerastvorljiv u vodi. Iz tog razloga je našla primenu kao pigment za bojenje pod nazivom "žuta kruna".

Cr i petovalentna veza

Krom se odlikuje svojom sposobnošću da formira petovalentne veze. Jedinjenje stvaraju Cr(I) i ugljikovodični radikal. Između dva atoma hroma formira se petovalentna veza. Njegova formula se može napisati kao Ar-Cr-Cr-Ar gdje je Ar specifična aromatična grupa.

Aplikacija

Krom je hemijski element čija su svojstva omogućila mnogo različitih upotreba, od kojih su neke navedene u nastavku.

Daje metalima otpornost na koroziju i sjajnu površinu. Stoga je krom uključen u legure kao što je nehrđajući čelik, koji se koristi u priboru za jelo, na primjer. Koristi se i za hromiranje.

Krom je katalizator raznih reakcija. Koristi se za izradu kalupa za pečenje cigle. Njegove soli potamne kožu. Kalijum dihromat se koristi za oksidaciju organskih jedinjenja kao što su alkoholi i aldehidi, kao i za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Služi kao sredstvo za pričvršćivanje za bojenje tkanina, a koristi se i u fotografiji i štampanju fotografija.

CrO 3 se koristi za izradu magnetnih traka (na primjer, za audio snimanje), koje imaju bolje karakteristike od filmova od željeznog oksida.

Uloga u biologiji

Trovalentni hrom je hemijski element neophodan za metabolizam šećera u ljudskom tijelu. Nasuprot tome, heksavalentni Cr je veoma toksičan.

Mere predostrožnosti

Metalni hrom i jedinjenja Cr(III) generalno se ne smatraju opasnim po zdravlje, ali supstance koje sadrže Cr(VI) mogu biti toksične ako se progutaju ili udišu. Većina ovih supstanci iritira oči, kožu i sluzokože. Uz hroničnu izloženost, spojevi hroma(VI) mogu uzrokovati oštećenje oka ako se ne liječe pravilno. Osim toga, priznat je kancerogen. Smrtonosna doza ovog hemijskog elementa je oko pola kašičice. Prema preporukama Svjetske zdravstvene organizacije, maksimalno dozvoljena koncentracija Cr (VI) u vodi za piće je 0,05 mg po litru.

Budući da se spojevi hroma koriste u bojama i štavljenju kože, često se nalaze u tlu i podzemnim vodama napuštenih industrijskih lokacija koje zahtijevaju čišćenje i sanaciju okoliša. Prajmer koji sadrži Cr(VI) još uvijek se široko koristi u zrakoplovnoj i automobilskoj industriji.

Svojstva elementa

Glavna fizička svojstva hroma su sljedeća:

• Atomski broj: 24.
• Atomska težina: 51.996.
• Tačka topljenja: 1890 °C.
• Tačka ključanja: 2482 °C.
• Oksidacijsko stanje: +2, +3, +6.
• Konfiguracija elektrona: 3d 5 4s 1 .