Šta radi hrom. Kromirani element

Krom je prijelazni metal koji se široko koristi u industriji zbog svoje čvrstoće i otpornosti na toplinu i koroziju. Ovaj članak će vam dati razumijevanje nekih važnih svojstava i upotrebe ovog prijelaznog metala.

Krom spada u kategoriju prelaznih metala. To je tvrd, ali lomljiv čelično-sivi metal sa atomskim brojem 24. Ovaj sjajni metal nalazi se u grupi 6 periodnog sistema i označen je simbolom "Cr".

Naziv hrom potiče od grčke reči chroma, što znači boja.

Verno svom nazivu, hrom formira nekoliko jedinjenja intenzivnog boja. Danas se gotovo sav komercijalno korišten hrom ekstrahuje iz rude željeznog hromita ili hrom-oksida (FeCr2O4).

Chromium Properties

• Krom je najzastupljeniji element u zemljinoj kori, ali se nikada ne pojavljuje u svom najčistijem obliku. Uglavnom se kopa iz rudnika kao što su rudnici hromita.

• Krom se topi na 2180 K ili 3465°F, a tačka ključanja je 2944 K ili 4840°F. njegova atomska težina je 51,996 g/mol i 5,5 na Mohsovoj skali.

• Krom se javlja u mnogim oksidacijskim stanjima kao što su +1, +2, +3, +4, +5 i +6, od kojih su +2, +3 i +6 najčešći, i +1, +4, +5 je rijetka oksidacija. Oksidacijsko stanje +3 je najstabilnije stanje hroma. Krom(III) se može dobiti otapanjem elementarnog hroma u hlorovodoničnoj ili sumpornoj kiselini.

• Ovaj metalni element poznat je po svojim jedinstvenim magnetnim svojstvima. Na sobnoj temperaturi ispoljava antiferomagnetsko uređenje, što se vidi i kod drugih metala na relativno niskim temperaturama.

• Antiferomagnetizam je kada se obližnji ioni koji se ponašaju poput magneta vezuju za suprotne ili antiparalelne rasporede kroz materijal. Kao rezultat toga, magnetsko polje koje stvaraju magnetni atomi ili ioni orijentirani su u jednom smjeru, poništavajući magnetne atome ili ione poravnate u suprotnom smjeru, tako da materijal ne pokazuje nikakva oštra vanjska magnetna polja.

• Na temperaturama iznad 38°C, hrom postaje paramagnetičan, odnosno privlači ga spoljno primenjeno magnetno polje. Drugim riječima, hrom privlači vanjsko magnetsko polje na temperaturama iznad 38°C.

• Krom ne podliježe vodoničnoj krtosti, tj. ne postaje krt kada je izložen atomskom vodoniku. Ali kada je izložen dušiku, gubi svoju plastičnost i postaje lomljiv.

• Krom je vrlo otporan na koroziju. Tanak zaštitni oksidni film stvara se na površini metala kada dođe u kontakt s kisikom u zraku. Ovaj sloj sprečava difuziju kiseonika u osnovni materijal i tako ga štiti od dalje korozije. Ovaj proces se zove pasivizacija, pasivizacija hroma daje otpornost na kiseline.

• Postoje tri glavna izotopa hroma, nazvana 52Cr, 53Cr i 54Cr, od kojih je 52CR najčešći izotop. Krom reaguje sa većinom kiselina, ali ne reaguje sa vodom. Na sobnoj temperaturi reagira s kisikom i nastaje krom oksid.

Aplikacija

Proizvodnja nerđajućeg čelika

Krom je našao široku primjenu zbog svoje tvrdoće i otpornosti na koroziju. Uglavnom se koristi u tri industrije - metalurškoj, hemijskoj i vatrostalnoj. Široko se koristi za proizvodnju nehrđajućeg čelika jer sprječava koroziju. Danas je vrlo važan legirni materijal za čelike. Također se koristi za izradu nihroma, koji se koristi u otpornim grijaćim elementima zbog svoje sposobnosti da izdrži visoke temperature.

Površinski premaz

Kiseli kromat ili dikromat se također koristi za premazivanje površina. To se obično radi metodom galvanizacije, u kojoj se tanak sloj hroma nanosi na metalnu površinu. Druga metoda je hromiranje dijelova, kroz koje se hromati koriste za nanošenje zaštitnog sloja na određene metale kao što su aluminij (Al), kadmijum (CD), cink (Zn), srebro kao i magnezijum (MG).

Očuvanje drveta i štavljenje kože

Soli hroma(VI) su toksične, pa se koriste za zaštitu drveta od oštećenja i uništenja gljivama, insektima i termitima. Krom(III), posebno krom alum ili kalijev sulfat se koristi u kožnoj industriji jer pomaže u stabilizaciji kože.

Boje i pigmenti

Krom se također koristi za pravljenje pigmenata ili boja. Krom žuta i olovni kromat su se u prošlosti naširoko koristili kao pigmenti. Zbog brige o okolišu, njegova upotreba je znatno opala, a zatim je konačno zamijenjen pigmentima olova i kroma. Ostali pigmenti na bazi hroma, crvenog kroma, zelenog krom oksida, koji je mješavina žute i pruske plave. Krom oksid se koristi za davanje zelenkaste boje staklu.

Sinteza umjetnih rubina

Smaragdi duguju svoju zelenu nijansu hromu. Krom oksid se također koristi za proizvodnju sintetičkih rubina. Prirodni rubini korunda ili kristali aluminijum oksida koji postaju crveni zbog prisustva hroma. Sintetički ili umjetni rubini se proizvode dopiranjem hroma(III) na sintetičkim kristalima korunda.

biološke funkcije

Krom(III) ili trovalentni hrom je neophodan u ljudskom tijelu, ali u vrlo malim količinama. Vjeruje se da igra važnu ulogu u metabolizmu lipida i šećera. Trenutno se koristi u mnogim dodacima prehrani za koje se tvrdi da imaju nekoliko zdravstvenih prednosti, međutim, ovo je kontroverzno pitanje. Biološka uloga hroma nije adekvatno ispitana, a mnogi stručnjaci smatraju da on nije važan za sisare, dok ga drugi smatraju bitnim elementom u tragovima za ljude.

Druge upotrebe

Visoka tačka topljenja i otpornost na toplotu čine hrom idealnim vatrostalnim materijalom. Pronašao je put u visoke peći, cementne peći i metalne peći. Mnoga jedinjenja hroma se koriste kao katalizatori za preradu ugljovodonika. Krom(IV) se koristi za proizvodnju magnetnih traka koje se koriste u audio i video kasetama.

Za heksavalentni hrom ili hrom(VI) se kaže da je toksičan i mutagen, a poznato je da je hrom(IV) kancerogen. Kromat soli također uzrokuje alergijske reakcije kod nekih ljudi. Zbog zabrinutosti za javno zdravlje i okoliš, u raznim dijelovima svijeta postavljena su određena ograničenja na upotrebu spojeva hroma.

Cr2+. Koncentracija naboja dvovalentnog kationa hroma odgovara koncentraciji naelektrisanja kationa magnezijuma i kationa dvovalentnog gvožđa, 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 vode: 2CrSO 4 + 2H 2 O \u003d 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, crn, piroforan. 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.

Hidroksokompleksi se lako razlažu kiselinama, dok se kod jakih i slabih kiselina procesi razlikuju:

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 bihromat 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

Jedinjenja metala hroma i Cr(III) općenito se ne smatraju opasnima po zdravlje, ali tvari 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 .

Otkriće hroma pripada periodu naglog razvoja hemijsko-analitičkih istraživanja soli i minerala. U Rusiji su se hemičari posebno zainteresovali za analizu minerala pronađenih u Sibiru i gotovo nepoznatih u zapadnoj Evropi. Jedan od ovih minerala bila je sibirska ruda crvenog olova (krokoit), koju je opisao Lomonosov. Mineral je istražen, ali u njemu nije pronađeno ništa osim oksida olova, željeza i aluminija. Međutim, 1797. godine Vauquelin je kuhanjem fino mljevenog uzorka minerala s potašom i taloženjem olovnog karbonata dobio narančasto-crvenu otopinu. Iz ove otopine kristalizirao je rubin-crvenu sol iz koje su izolirani oksid i slobodni metal, različit od svih poznatih metala. Vauquelin ga je pozvao Chromium ( Chrome ) od grčke riječi- bojanje, boja; Istina, ovdje se nije mislilo na svojstvo metala, već na njegove soli jarkih boja.

Pronalaženje u prirodi.

Najvažnija ruda hroma od praktičnog značaja je kromit, čiji približni sastav odgovara formuli FeCrO4.

Nalazi se u Maloj Aziji, na Uralu, u Sjevernoj Americi, u južnoj Africi. Gore spomenuti mineral krokoit - PbCrO 4 - je također od tehničke važnosti. Krom oksid (3) i neki od njegovih drugih spojeva također se nalaze u prirodi. U zemljinoj kori sadržaj hroma u odnosu na metal iznosi 0,03%. Krom se nalazi na Suncu, zvijezdama, meteoritima.

Fizička svojstva.

Krom je bijeli, tvrd i lomljiv metal, izuzetno hemijski otporan na kiseline i baze. Oksidira na zraku i na površini ima tanak prozirni oksidni film. Krom ima gustinu od 7,1 g / cm 3, njegova tačka topljenja je +1875 0 C.

Potvrda.

Snažnim zagrijavanjem kromove željezne rude ugljem, krom i željezo se smanjuju:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

Kao rezultat ove reakcije nastaje legura hroma sa željezom, koja se odlikuje visokom čvrstoćom. Da bi se dobio čisti krom, reducira se iz krom(3) oksida s aluminijem:

Cr 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Cr

U ovom procesu se obično koriste dva oksida - Cr 2 O 3 i CrO 3

Hemijska svojstva.

Zahvaljujući tankom zaštitnom oksidnom filmu koji pokriva površinu hroma, vrlo je otporan na agresivne kiseline i lužine. Krom ne reaguje sa koncentrovanom azotnom i sumpornom kiselinom, kao ni sa fosfornom kiselinom. Krom reaguje sa alkalijama na t = 600-700 o C. Međutim, hrom reaguje sa razblaženom sumpornom i hlorovodoničnom kiselinom, istiskujući vodonik:

2Cr + 3H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2

Na visokim temperaturama, hrom sagoreva u kiseoniku i formira oksid (III).

Vrući hrom reaguje sa vodenom parom:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom također reagira s halogenima na visokim temperaturama, halogeni sa vodikom, sumporom, dušikom, fosforom, ugljem, silicijumom, borom, na primjer:

Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr2S3
Cr + Si = CrSi

Navedena fizička i hemijska svojstva hroma našla su svoju primenu u različitim oblastima nauke i tehnologije. Na primjer, krom i njegove legure se koriste za dobivanje premaza visoke čvrstoće, otpornih na koroziju u mašinstvu. Legure u obliku ferokroma koriste se kao alati za rezanje metala. Hromirane legure našle su primjenu u medicinskoj tehnologiji, u proizvodnji opreme za kemijske procese.

Položaj hroma u periodnom sistemu hemijskih elemenata:

Hrom je na čelu bočne podgrupe grupe VI periodnog sistema elemenata. Njegova elektronska formula je sljedeća:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

Prilikom popunjavanja orbitala elektronima na atomu hroma, narušava se pravilnost po kojoj je 4S orbitala prvo trebala biti ispunjena do stanja 4S 2 . Međutim, zbog činjenice da 3d orbitala zauzima povoljniji energetski položaj u atomu hroma, ona je ispunjena do vrijednosti 4d 5 . Takav fenomen se uočava u atomima nekih drugih elemenata sekundarnih podgrupa. Krom može pokazivati ​​oksidaciona stanja od +1 do +6. Najstabilnija su jedinjenja hroma sa oksidacionim stanjima +2, +3, +6.

Dvovalentna jedinjenja hroma.

Krom oksid (II) CrO - piroforni crni prah (piroforan - sposobnost paljenja na zraku u fino usitnjenom stanju). CrO se otapa u razblaženoj hlorovodoničkoj kiselini:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

U vazduhu, kada se zagreje iznad 100 0 C, CrO prelazi u Cr 2 O 3.

Dvovalentne soli hroma nastaju otapanjem metalnog hroma u kiselinama. Ove reakcije se odvijaju u atmosferi neaktivnog gasa (na primjer, H 2), jer u prisustvu vazduha, Cr(II) se lako oksidira u Cr(III).

Krom hidroksid se dobiva u obliku žutog taloga djelovanjem alkalne otopine na krom (II) hlorid:

CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 ima osnovna svojstva, redukciono je sredstvo. Hidrirani Cr2+ jon je obojen blijedoplavom bojom. Vodeni rastvor CrCl 2 ima plavu boju. U vazduhu u vodenim rastvorima, jedinjenja Cr(II) se pretvaraju u jedinjenja Cr(III). Ovo je posebno izraženo za Cr(II) hidroksid:

4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3

Trovalentna jedinjenja hroma.

Krom oksid (III) Cr 2 O 3 je vatrostalni zeleni prah. Po tvrdoći je blizak korundu. U laboratoriji se može dobiti zagrijavanjem amonijum dihromata:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2

Cr 2 O 3 - amfoterni oksid, kada se stapa sa alkalijama, formira hromite: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Krom hidroksid je takođe amfoterno jedinjenje:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O

Bezvodni CrCl 3 ima izgled tamnoljubičastih listova, potpuno je nerastvorljiv u hladnoj vodi i vrlo sporo se rastvara kada se prokuva. Bezvodni hrom sulfat (III) Cr 2 (SO 4) 3 roze, takođe slabo rastvorljiv u vodi. U prisustvu redukcionih sredstava stvara ljubičasti hrom sulfat Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Poznati su i zeleni krom sulfat hidrati koji sadrže manju količinu vode. Chrome alum KCr(SO 4) 2 *12H 2 O kristalizira iz otopina koje sadrže ljubičasti krom sulfat i kalijum sulfat. Otopina kromnog aluma postaje zelena kada se zagrije zbog stvaranja sulfata.

Reakcije s hromom i njegovim spojevima

Gotovo sva jedinjenja hroma i njihovi rastvori su intenzivno obojeni. Imajući bezbojni rastvor ili bijeli talog, možemo sa velikim stepenom vjerovatnoće zaključiti da hrom nema.

1. Snažno zagrijemo u plamenu gorionika na porculanskoj čaši toliku količinu kalij-dihromata da stane na vrh noža. Sol neće otpustiti kristalnu vodu, već će se otopiti na temperaturi od oko 400 0 C sa stvaranjem tamne tekućine. Zagrijmo još par minuta na jakoj vatri. Nakon hlađenja, na krhoti se formira zeleni talog. Dio je rastvorljiv u vodi (požuti), a drugi dio ostaje na krhoti. Sol se razgrađuje zagrijavanjem, što rezultira stvaranjem rastvorljivog žutog kalijum hromata K 2 CrO 4 i zelenog Cr 2 O 3 .
2. Rastvorite 3 g kalijum dihromata u prahu u 50 ml vode. U jedan dio dodajte malo kalijevog karbonata. Rastvoriće se oslobađanjem CO 2 , a boja otopine će postati svijetložuta. Kromat nastaje iz kalijevog dihromata. Ako sada dodamo 50% otopinu sumporne kiseline u porcijama, tada će se ponovno pojaviti crveno-žuta boja bihromata.
3. Sipati u epruvetu 5 ml. rastvor kalijum dihromata, prokuvati sa 3 ml koncentrovane hlorovodonične kiseline na promaji. Iz rastvora se oslobađa žuto-zeleni otrovni gasoviti hlor, jer će hromat oksidirati HCl u Cl 2 i H 2 O. Sam hromat će se pretvoriti u zeleni trovalentni hrom hlorid. Može se izolirati isparavanjem otopine, a zatim, spajanjem sa sodom i nitratom, pretvoriti u kromat.
4. Kada se doda rastvor olovnog nitrata, taloži se žuti olovni hromat; pri interakciji s otopinom srebrnog nitrata nastaje crveno-smeđi talog srebrnog kromata.
5. Dodati vodikov peroksid u rastvor kalijum bihromata i zakiseliti rastvor sumpornom kiselinom. Otopina dobiva tamnoplavu boju zbog stvaranja krom peroksida. Peroksid, kada se promućka sa malo etra, će se pretvoriti u organski rastvarač i postati plavi. Ova reakcija je specifična za hrom i vrlo je osjetljiva. Može se koristiti za detekciju hroma u metalima i legurama. Prije svega, potrebno je otopiti metal. Pri produženom ključanju sa 30% sumporne kiseline (može se dodati i hlorovodonična kiselina), hrom i mnogi čelici se delimično rastvaraju. Dobiveni rastvor sadrži hrom (III) sulfat. Da bismo mogli provesti reakciju detekcije, prvo je neutraliziramo kaustičnom sodom. Taloži se sivo-zeleni hrom (III) hidroksid, koji se otapa u višku NaOH i formira zeleni natrijum hromit. Filtrirajte otopinu i dodajte 30% vodikovog peroksida. Kada se zagrije, otopina će požutjeti, jer se kromit oksidira u kromat. Zakiseljavanje će rezultirati plavom bojom otopine. Obojeno jedinjenje se može ekstrahovati mućkanjem sa etrom.

Analitičke reakcije za jone hroma.

1. U 3-4 kapi rastvora hrom-hlorida CrCl 3 dodajte 2M rastvor NaOH dok se početni talog ne rastvori. Obratite pažnju na boju formiranog natrijum hromita. Dobivenu otopinu zagrijte u vodenoj kupelji. sta se desava?
2. U 2-3 kapi rastvora CrCl 3 dodati jednaku zapreminu 8M rastvora NaOH i 3-4 kapi 3% rastvora H 2 O 2. Zagrijte reakcionu smjesu u vodenom kupatilu. sta se desava? Kakav talog nastaje ako se dobijena obojena otopina neutralizira, doda se CH 3 COOH, a zatim Pb (NO 3) 2 ?
3. U epruvetu sipajte 4-5 kapi rastvora hrom-sulfata Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 i KMnO 4. Zagrijte mjesto reakcije nekoliko minuta na vodenom kupatilu. Obratite pažnju na promjenu boje otopine. Šta je to izazvalo?
4. U 3-4 kapi rastvora K 2 Cr 2 O 7 zakiseljenog azotnom kiselinom dodati 2-3 kapi rastvora H 2 O 2 i promešati. Plava boja otopine koja se pojavljuje nastaje zbog pojave perhromne kiseline H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Obratite pažnju na brzu razgradnju H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
plava boja zelena boja

Perhromna kiselina je mnogo stabilnija u organskim rastvaračima.

1. U 3-4 kapi rastvora K 2 Cr 2 O 7 zakiseljenog azotnom kiselinom dodajte 5 kapi izoamil alkohola, 2-3 kapi rastvora H 2 O 2 i promućkajte reakcionu smešu. Sloj organskog rastvarača koji pluta do vrha obojen je svijetlo plavom bojom. Boja bledi veoma sporo. Uporedite stabilnost H 2 CrO 6 u organskoj i vodenoj fazi.
2. Kada CrO 4 2- i Ba 2+ joni interaguju, taloži se žuti precipitat barijum hromata BaCrO 4.
3. Srebrni nitrat formira ciglenocrveni talog srebrnog hromata sa jonima CrO 4 2 .
4. Uzmite tri epruvete. U jednu od njih stavite 5-6 kapi rastvora K 2 Cr 2 O 7, u drugu istu zapreminu rastvora K 2 CrO 4, a u treću po tri kapi oba rastvora. Zatim dodajte tri kapi rastvora kalijum jodida u svaku epruvetu. Objasnite rezultat. Zakiseli rastvor u drugoj epruveti. sta se desava? Zašto?

Zabavni eksperimenti sa jedinjenjima hroma

1. Mešavina CuSO 4 i K 2 Cr 2 O 7 postaje zelena kada se doda alkalija, a žuta u prisustvu kiseline. Zagrijavanjem 2 mg glicerola sa malom količinom (NH 4) 2 Cr 2 O 7, a zatim dodavanjem alkohola, nakon filtracije se dobije svijetlozelena otopina, koja postaje žuta kada se doda kiselina, a postaje zelena u neutralnom ili alkalnom. srednje.
2. Stavite u centar limenke sa termičkom „mješavinom rubina“ – dobro samljevite i stavite u aluminijsku foliju Al 2 O 3 (4,75 g) sa dodatkom Cr 2 O 3 (0,25 g). Kako se tegla ne bi duže hladila, potrebno ju je zakopati ispod gornje ivice u pijesak, a nakon što se termit zapali i reakcija počne, pokriti je željeznom folijom i napuniti pijeskom. Banka za iskopavanje za jedan dan. Rezultat je crveno-rubinski prah.
3. 10 g kalijum bihromata razmuti se sa 5 g natrijum ili kalijum nitrata i 10 g šećera. Smjesa se navlaži i pomiješa sa kolodijem. Ako se prah stisne u staklenu cijev, a zatim se štap izgura i zapali s kraja, tada će "zmija" početi puzati, prvo crna, a nakon hlađenja - zelena. Štap prečnika 4 mm gori brzinom od oko 2 mm u sekundi i produžava se 10 puta.
4. Ako pomiješate rastvore bakar sulfata i kalijum dihromata i dodate malo rastvora amonijaka, tada će ispasti amorfni smeđi talog sastava 4SuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, koji se rastvara u hlorovodoničnoj kiselini i formira žuti rastvor, a u višku amonijaka dobije se zeleni rastvor. Ako se ovoj otopini doda još alkohola, formiraće se zeleni talog, koji nakon filtriranja postaje plav, a nakon sušenja plavoljubičast sa crvenim iskricama, jasno vidljiv pri jakom svjetlu.
5. Kromov oksid koji je ostao nakon eksperimenata s "vulkanom" ili "faraonskom zmijom" može se regenerirati. Da biste to učinili, potrebno je spojiti 8 g Cr 2 O 3 i 2 g Na 2 CO 3 i 2,5 g KNO 3 i tretirati ohlađenu leguru kipućom vodom. Dobija se rastvorljivi hromat, koji se takođe može konvertovati u druga jedinjenja Cr(II) i Cr(VI), uključujući originalni amonijum dihromat.

Primjeri redoks prijelaza koji uključuju hrom i njegove spojeve

1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O b) Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
c) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
d) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-

a) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
b) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
c) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
d) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO - Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - Cr (NO 3) 3 - Cr 2 O 3 - CrO - 2
Cr2+

a) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
b) CrO + H 2 O \u003d Cr (OH) 2
c) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
d) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
e) 4Cr (NO 3) 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
f) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Chrome element kao umjetnik

Kemičari su se često obraćali problemu stvaranja umjetnih pigmenata za slikanje. U 18.-19. stoljeću razvijena je tehnologija za dobijanje mnogih slikovnih materijala. Louis Nicolas Vauquelin je 1797. godine, koji je otkrio do tada nepoznati element hrom u sibirskoj crvenoj rudi, pripremio novu, izuzetno stabilnu boju - hrom zelenu. Njegov hromofor je vodeni hrom (III) oksid. Pod nazivom "smaragdno zelena" počela je da se proizvodi 1837. godine. Kasnije je L. Vauquelen predložio nekoliko novih boja: barit, cink i hrom žuta. Vremenom su zamijenjeni postojanijim žutim, narančastim pigmentima na bazi kadmijuma.

Hrom zelena je najizdržljivija i svjetlosna boja koja nije pod utjecajem atmosferskih plinova. Utrljana u ulju, hrom zelena ima veliku pokrivnu moć i sposobna je da se brzo suši, dakle, još od 19. veka. široko se koristi u slikarstvu. Od velike je važnosti u slikanju porcelana. Činjenica je da porculanski proizvodi mogu biti ukrašeni i podglazurom i nadglazurom. U prvom slučaju, boje se nanose na površinu samo malo pečenog proizvoda, koji se zatim prekriva slojem glazure. Nakon toga slijedi glavno, visokotemperaturno pečenje: za sinteriranje porculanske mase i topljenje glazure proizvodi se zagrijavaju na 1350 - 1450 0 C. Vrlo malo boja može izdržati tako visoku temperaturu bez kemijskih promjena, a u starim dana bilo ih je samo dva - kobalta i hroma. Crni oksid kobalta, nanesen na površinu porculanskog predmeta, stapa se sa glazurom tokom pečenja, u hemijskoj interakciji sa njom. Kao rezultat, nastaju svijetloplavi silikati kobalta. Ovaj kobalt plavi porcelanski pribor je svima dobro poznat. Krom oksid (III) ne stupa u kemijsku interakciju sa komponentama glazure i jednostavno leži između porculanskih krhotina i prozirne glazure sa "gluhim" slojem.

Osim hrom zelene, umjetnici koriste boje dobivene od Volkonskoitea. Ovaj mineral iz grupe montmorilonita (glineni mineral podklase složenih silikata Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2) otkrio je 1830. ruski mineralog Kemmerer i dobio ime po M.N. Volkonskaya, kćeri heroja Borodinske bitke, generala N N. Raevskog, supruge decembrista S. G. Volkonskog Volkonskoit je glina koja sadrži do 24% hrom-oksida, kao i okside aluminijuma i gvožđa (III). određuje njegovu raznoliku boju - od boje potamnjele zimske jele do jarko zelene boje močvarne žabe.

Pablo Picasso se obratio geolozima naše zemlje sa zahtjevom da prouče rezerve Volkonskoitea, što boji daje jedinstven svjež ton. Trenutno je razvijena metoda za dobivanje umjetnog volkonskoita. Zanimljivo je da su, prema savremenim istraživanjima, ruski ikonopisci koristili boje od ovog materijala još u srednjem veku, mnogo pre njegovog „zvaničnog” otkrića. Guinier's green (nastao 1837.), čiji je kromoform hidrat krom oksida Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, gdje je dio vode hemijski vezan, a dio adsorbiran, također je bio popularan među umjetnicima. Ovaj pigment daje boji smaragdnu nijansu.

blog.site, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.