Was macht Chrom? Chromelement

Chrom ist ein Übergangsmetall, das in der Industrie aufgrund seiner Festigkeit und Hitze- und Korrosionsbeständigkeit häufig verwendet wird. Dieser Artikel vermittelt Ihnen einen Einblick in einige der wichtigen Eigenschaften und Verwendungsmöglichkeiten dieses Übergangsmetalls.

Chrom gehört zur Kategorie der Übergangsmetalle. Es ist ein hartes, aber sprödes stahlgraues Metall mit der Ordnungszahl 24. Dieses glänzende Metall gehört zur Gruppe 6 des Periodensystems und wird mit dem Symbol „Cr“ bezeichnet.

Der Name Chrom leitet sich vom griechischen Wort chroma ab, was Farbe bedeutet.

Getreu seinem Namen bildet Chrom mehrere intensiv gefärbte Verbindungen. Heutzutage wird praktisch das gesamte kommerziell genutzte Chrom aus Eisenchromit-Erz oder Chromoxid (FeCr2O4) gewonnen.

Chromeigenschaften

• Chrom ist das am häufigsten vorkommende Element in der Erdkruste, kommt jedoch nie in seiner reinsten Form vor. Wird hauptsächlich in Minen wie Chromitminen abgebaut.

• Chrom schmilzt bei 2180 K oder 3465 °F und der Siedepunkt beträgt 2944 K oder 4840 °F. Sein Atomgewicht beträgt 51,996 g/mol und liegt auf der Mohs-Skala bei 5,5.

• Chrom kommt in vielen Oxidationsstufen vor, beispielsweise +1, +2, +3, +4, +5 und +6, wobei +2, +3 und +6 am häufigsten vorkommen, und +1, +4, A +5 ist eine seltene Oxidation. Der Oxidationszustand +3 ist der stabilste Zustand von Chrom. Chrom(III) kann durch Auflösen von elementarem Chrom in Salz- oder Schwefelsäure gewonnen werden.

• Dieses metallische Element ist für seine einzigartigen magnetischen Eigenschaften bekannt. Bei Raumtemperatur weist es eine antiferromagnetische Ordnung auf, die sich bei anderen Metallen bei relativ niedrigen Temperaturen zeigt.

• Beim Antiferromagnetismus heften sich benachbarte Ionen, die sich wie Magnete verhalten, durch das Material an entgegengesetzte oder antiparallele Anordnungen. Dadurch orientiert sich das von den magnetischen Atomen oder Ionen erzeugte Magnetfeld in einer Richtung und hebt die in die entgegengesetzte Richtung ausgerichteten magnetischen Atome oder Ionen auf, sodass das Material keine starken externen Magnetfelder aufweist.

• Bei Temperaturen über 38 °C wird Chrom paramagnetisch, d. h. es wird von einem von außen angelegten Magnetfeld angezogen. Mit anderen Worten: Chrom zieht bei Temperaturen über 38 °C ein äußeres Magnetfeld an.

• Chrom erfährt keine Wasserstoffversprödung, d. h. es wird nicht spröde, wenn es atomarem Wasserstoff ausgesetzt wird. Bei Einwirkung von Stickstoff verliert es jedoch seine Plastizität und wird spröde.

• Chrom ist sehr korrosionsbeständig. Bei Kontakt mit Luftsauerstoff bildet sich auf der Oberfläche eines Metalls ein dünner schützender Oxidfilm. Diese Schicht verhindert das Eindiffundieren von Sauerstoff in das Grundmaterial und schützt es so vor weiterer Korrosion. Dieser Vorgang wird als Passivierung bezeichnet. Die Chrompassivierung verleiht Säurebeständigkeit.

• Es gibt drei Hauptisotope von Chrom: 52Cr, 53Cr und 54Cr, von denen 52CR das häufigste Isotop ist. Chrom reagiert mit den meisten Säuren, jedoch nicht mit Wasser. Bei Raumtemperatur reagiert es mit Sauerstoff zu Chromoxid.

Anwendung

Edelstahlproduktion

Chrom hat aufgrund seiner Härte und Korrosionsbeständigkeit ein breites Anwendungsspektrum gefunden. Es wird hauptsächlich in drei Branchen eingesetzt: Metallurgie, Chemie und Feuerfestindustrie. Es wird häufig zur Herstellung von Edelstahl verwendet, da es Korrosion verhindert. Heute ist es ein sehr wichtiges Legierungsmaterial für Stähle. Es wird auch zur Herstellung von Nichrom verwendet, das aufgrund seiner Fähigkeit, hohen Temperaturen standzuhalten, in Widerstandsheizelementen verwendet wird.

Oberflächenbeschichtung

Auch saures Chromat oder Dichromat wird zur Beschichtung von Oberflächen verwendet. Üblicherweise erfolgt dies durch das galvanische Verfahren, bei dem eine dünne Chromschicht auf einer Metalloberfläche abgeschieden wird. Eine weitere Methode ist die Teileverchromung, bei der Chromate verwendet werden, um eine Schutzschicht auf bestimmte Metalle wie Aluminium (Al), Cadmium (CD), Zink (Zn), Silber und Magnesium (MG) aufzutragen.

Holzkonservierung und Gerbung von Leder

Chrom(VI)-Salze sind giftig und werden daher verwendet, um zu verhindern, dass Holz durch Pilze, Insekten und Termiten beschädigt und zerstört wird. Chrom(III), insbesondere Chromalaun oder Kaliumsulfat, wird in der Lederindustrie verwendet, da es zur Stabilisierung der Haut beiträgt.

Farbstoffe und Pigmente

Chrom wird auch zur Herstellung von Pigmenten oder Farbstoffen verwendet. Chromgelb und Bleichromat wurden in der Vergangenheit häufig als Pigmente verwendet. Aufgrund von Umweltbedenken ging seine Verwendung erheblich zurück und wurde schließlich durch Blei- und Chrompigmente ersetzt. Andere Pigmente basieren auf Chrom, rotem Chrom und grünem Chromoxid, das eine Mischung aus Gelb und Preußischblau ist. Chromoxid wird verwendet, um Glas eine grünliche Farbe zu verleihen.

Synthese künstlicher Rubine

Smaragde verdanken ihren grünen Farbton dem Chrom. Chromoxid wird auch zur Herstellung synthetischer Rubine verwendet. Natürliche Korund-Rubine oder Aluminiumoxid-Kristalle, die aufgrund der Anwesenheit von Chrom rot werden. Synthetische oder künstliche Rubine werden durch Dotieren von synthetischen Korundkristallen mit Chrom(III) hergestellt.

biologische Funktionen

Chrom(III) oder dreiwertiges Chrom ist im menschlichen Körper essentiell, jedoch in sehr geringen Mengen. Es wird angenommen, dass es eine wichtige Rolle im Fett- und Zuckerstoffwechsel spielt. Es wird derzeit in vielen Nahrungsergänzungsmitteln verwendet, denen angeblich mehrere gesundheitliche Vorteile zugeschrieben werden. Dies ist jedoch umstritten. Die biologische Rolle von Chrom ist nicht ausreichend untersucht und viele Experten glauben, dass es für Säugetiere nicht wichtig ist, während andere es für ein essentielles Spurenelement für den Menschen halten.

Andere Verwendungszwecke

Der hohe Schmelzpunkt und die Hitzebeständigkeit machen Chrom zu einem idealen feuerfesten Material. Es hat seinen Weg in Hochöfen, Zementöfen und Metallöfen gefunden. Viele Chromverbindungen werden als Katalysatoren für die Kohlenwasserstoffverarbeitung verwendet. Chrom(IV) wird zur Herstellung von Magnetbändern für Audio- und Videokassetten verwendet.

Sechswertiges Chrom oder Chrom(VI) gilt als giftig und mutagen, Chrom(IV) gilt als krebserregend. Salzchromat löst bei manchen Menschen auch allergische Reaktionen aus. Aufgrund von Bedenken hinsichtlich der öffentlichen Gesundheit und der Umwelt wurden in verschiedenen Teilen der Welt einige Beschränkungen für die Verwendung von Chromverbindungen erlassen.

Cr2+. Die Ladungskonzentration des zweiwertigen Chrom-Kations entspricht der Ladungskonzentration des Magnesium-Kations und des zweiwertigen Eisen-Kations, sodass eine Reihe von Eigenschaften, insbesondere das Säure-Base-Verhalten dieser Kationen, nahe beieinander liegen. Gleichzeitig ist Cr 2+, wie bereits erwähnt, ein starkes Reduktionsmittel, daher finden in der Lösung folgende Reaktionen statt: Es findet aber auch eine Wasseroxidation statt: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr (OH) SO 4 + H 2. Die Oxidation von zweiwertigem Chrom erfolgt noch einfacher als die Oxidation von Eisen, Salze werden durch das Kation auch in mäßigem Maße hydrolysiert (d. h. der erste Schritt ist dominant).

CrO – basisches Oxid, schwarz, pyrophor. Bei 700 °C disproportioniert es: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Es kann durch thermische Zersetzung des entsprechenden Hydroxids in Abwesenheit von Sauerstoff gewonnen werden.

Cr(OH) 2 ist eine unlösliche gelbe Base. Es reagiert mit Säuren, während oxidierende Säuren gleichzeitig mit der Säure-Base-Wechselwirkung zweiwertiges Chrom oxidieren, unter bestimmten Bedingungen geschieht dies auch mit nicht oxidierenden Säuren (Oxidationsmittel - H +). Wenn Chrom(II)-hydroxid durch eine Austauschreaktion gewonnen wird, wird es aufgrund der Oxidation schnell grün:

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

Mit der Oxidation geht auch die Zersetzung von Chrom(II)-hydroxid in Gegenwart von Sauerstoff einher: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Chrom(III)-Verbindungen sind chemisch den Aluminium- und Eisen(III)-Verbindungen ähnlich. Oxid und Hydroxid sind amphoter. Salze schwacher instabiler und unlöslicher Säuren (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) unterliegen einer irreversiblen Hydrolyse:

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.

Das Chrom(III)-Kation ist jedoch kein sehr starkes Oxidationsmittel, daher existiert Chrom(III)-sulfid und kann unter wasserfreien Bedingungen gewonnen werden, allerdings nicht aus einfachen Stoffen, da es sich beim Erhitzen zersetzt, sondern durch die Reaktion: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (Gas) = ​​Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Die oxidierenden Eigenschaften von dreiwertigem Chrom reichen nicht aus, damit Lösungen seiner Salze mit Kupfer interagieren, aber eine solche Reaktion findet mit Zink statt: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - amphoteres Oxid von grüner Farbe, hat ein sehr starkes Kristallgitter und zeigt daher nur im amorphen Zustand chemische Aktivität. Reagiert hauptsächlich beim Schmelzen mit sauren und basischen Oxiden, mit Säuren und Laugen sowie mit Verbindungen, die saure oder basische Funktionen haben:

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) - amphoteres Hydroxid von graublauer Farbe. Es löst sich sowohl in Säuren als auch in Laugen. Beim Auflösen in Alkalien entstehen Hydroxokomplexe, in denen das Chromkation eine Koordinationszahl von 4 oder 6 aufweist:

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

Hydroxokomplexe werden durch Säuren leicht zersetzt, wobei die Prozesse bei starken und schwachen Säuren unterschiedlich sind:

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

Cr(III)-Verbindungen sind nicht nur Oxidationsmittel, sondern auch Reduktionsmittel im Hinblick auf die Umwandlung in Cr(VI)-Verbindungen. Besonders leicht verläuft die Reaktion im alkalischen Medium:

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

In saurer Umgebung: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

cr +6 . Alle Cr(VI)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel. Das Säure-Base-Verhalten dieser Verbindungen ähnelt dem von Schwefelverbindungen in derselben Oxidationsstufe. Eine solche Ähnlichkeit in den Eigenschaften von Verbindungen von Elementen der Haupt- und Nebennebengruppen in der maximalen positiven Oxidationsstufe ist typisch für die meisten Gruppen des Periodensystems.

CrO3 - eine dunkelrote Verbindung, ein typisches saures Oxid. Am Schmelzpunkt zersetzt es sich: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Ein Beispiel für eine oxidierende Wirkung: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (beim Erhitzen).

Chrom(VI)-oxid löst sich leicht in Wasser, bindet es und verwandelt sich in Hydroxid:

H2CrO4 - Chromsäure, ist eine starke zweibasige Säure. Es fällt nicht in freier Form auf, weil. Bei einer Konzentration über 75 % kommt es zu einer Kondensationsreaktion unter Bildung von Dichromsäure: 2H 2 CrO 4 (gelb) = H 2 Cr 2 O 7 (orange) + H 2 O.

Eine weitere Konzentration führt zur Bildung von Trichromsäure (H 2 Cr 3 O 10) und sogar Tetrachromsäure (H 2 Cr 4 O 13).

Beim Ansäuern kommt es auch zu einer Dimerisierung des Chromatanions. Infolgedessen liegen Salze der Chromsäure bei pH > 6 als gelbe Chromate (K 2 CrO 4) und bei pH vor< 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.

Die Wechselwirkung von Kaliumdichromat mit konzentrierter Schwefelsäure führt zur Bildung von darin unlöslichem Chromsäureanhydrid:

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

Beim Erhitzen durchläuft Ammoniumbichromat eine intramolekulare Redoxreaktion: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGENE („Salze gebären“)

Halogene werden als Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VII des Periodensystems bezeichnet. Dies sind Fluor, Chlor, Brom, Jod, Astat. Die Struktur der äußeren elektronischen Schicht ihrer Atome: ns 2 np 5. Somit befinden sich in der äußeren elektronischen Ebene 7 Elektronen, von denen nur ein Elektron zur stabilen Edelgashülle fehlt. Da sie die vorletzten Elemente dieser Periode sind, haben Halogene den kleinsten Radius dieser Periode. All dies führt dazu, dass Halogene die Eigenschaften von Nichtmetallen aufweisen, eine hohe Elektronegativität und ein hohes Ionisationspotential aufweisen. Halogene sind starke Oxidationsmittel. Sie können ein Elektron aufnehmen, um ein Anion mit der Ladung „1-“ zu werden, oder einen Oxidationszustand von „-1“ aufweisen, wenn sie kovalent an weniger elektronegative Elemente gebunden sind. Gleichzeitig nimmt beim Abwärtsbewegen der Gruppe von oben nach unten der Radius des Atoms zu und die Oxidationsfähigkeit der Halogene ab. Wenn Fluor das stärkste Oxidationsmittel ist, weist Jod bei Wechselwirkung mit einigen komplexen Substanzen sowie mit Sauerstoff und anderen Halogenen reduzierende Eigenschaften auf.

Das Fluoratom unterscheidet sich von den anderen Mitgliedern der Gruppe. Erstens weist es nur eine negative Oxidationsstufe auf, da es das elektronegativste Element ist, und zweitens verfügt es wie jedes Element der Periode II nur über 4 Atomorbitale auf der äußeren elektronischen Ebene, von denen drei mit ungeteilten Elektronenpaaren besetzt sind. Auf dem vierten befindet sich ein ungepaartes Elektron, das in den meisten Fällen das einzige Valenzelektron ist. In den Atomen anderer Elemente gibt es auf der äußeren Ebene eine unbesetzte d-Elektronen-Unterebene, wohin ein angeregtes Elektron gelangen kann. Jedes einzelne Elektronenpaar gibt beim Dampfen zwei Elektronen ab, sodass die Hauptoxidationsstufen von Chlor, Brom und Jod mit Ausnahme von „-1“ „+1“, „+3“, „+5“, „+7“ sind. Weniger stabil, aber grundsätzlich erreichbar sind die Oxidationsstufen „+2“, „+4“ und „+6“.

Als einfache Stoffe sind alle Halogene zweiatomige Moleküle mit einer Einfachbindung zwischen den Atomen. Die Bindungsdissoziationsenergien in der Reihe der Moleküle F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 sind wie folgt: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Die monotone Abnahme der Bindungsenergie beim Übergang von Chlor zu Iod lässt sich leicht durch die Zunahme der Bindungslänge aufgrund der Vergrößerung des Atomradius erklären. Die ungewöhnlich niedrige Bindungsenergie im Fluormolekül hat zwei Erklärungen. Die erste betrifft das Fluormolekül selbst. Wie bereits erwähnt, hat Fluor einen sehr kleinen Atomradius und bis zu sieben Elektronen auf der äußeren Ebene. Wenn sich Atome während der Bildung eines Moleküls einander nähern, kommt es daher zu einer interelektronischen Abstoßung, wodurch sich die Orbitale unvollständig überlappen. und die Bindungsordnung im Fluormolekül ist etwas kleiner als eins. Nach der zweiten Erklärung gibt es in den Molekülen der verbleibenden Halogene eine zusätzliche Donor-Akzeptor-Überlappung des einzelnen Elektronenpaars eines Atoms und des freien d-Orbitals des anderen Atoms, also zwei solcher gegensätzlicher Wechselwirkungen pro Molekül. Somit wird die Bindung in den Molekülen von Chlor, Brom und Jod im Hinblick auf das Vorhandensein von Wechselwirkungen als nahezu dreifach definiert. Donor-Akzeptor-Überlappungen treten jedoch nur teilweise auf, und die Bindung hat eine Ordnung (für ein Chlormolekül) von 1,12.

Physikalische Eigenschaften: Unter normalen Bedingungen ist Fluor ein schwer zu verflüssigendes Gas (Siedepunkt liegt bei -187 0 C) von hellgelber Farbe, Chlor ist ein leicht verflüssigbares Gas von gelbgrüner Farbe (Siedepunkt liegt bei -34,2 0 C). Brom ist eine braune, leicht verdunstende Flüssigkeit, Jod ist ein grauer Feststoff mit metallischem Glanz. Im festen Zustand bilden alle Halogene ein molekulares Kristallgitter, das durch schwache intermolekulare Wechselwirkungen gekennzeichnet ist. In diesem Zusammenhang neigt Jod dazu, zu sublimieren – wenn es auf Atmosphärendruck erhitzt wird, geht es unter Umgehung des flüssigen Zustands in einen gasförmigen Zustand über (bildet violette Dämpfe). Beim Abstieg in der Gruppe steigen die Schmelz- und Siedepunkte sowohl aufgrund einer Zunahme des Molekulargewichts der Stoffe als auch aufgrund einer Zunahme der zwischen den Molekülen wirkenden Van-der-Waals-Kräfte. Die Größe dieser Kräfte ist umso größer, je größer die Polarisierbarkeit des Moleküls ist, die wiederum mit zunehmendem Atomradius zunimmt.

Alle Halogene sind in Wasser schlecht löslich, aber gut – in unpolaren organischen Lösungsmitteln wie Tetrachlorkohlenstoff. Die schlechte Löslichkeit in Wasser ist darauf zurückzuführen, dass Wasser bei der Bildung eines Hohlraums für die Auflösung des Halogenmoleküls ausreichend starke Wasserstoffbrückenbindungen verliert und stattdessen keine starken Wechselwirkungen zwischen seinem polaren Molekül und dem unpolaren Halogenmolekül auftreten. Die Auflösung von Halogenen in unpolaren Lösungsmitteln entspricht der Situation: „Gleiches löst sich in Gleichem auf“, wenn die Art der Bindungsspaltung und -bildung gleich ist.

Chrom ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 24. Es ist ein hartes, glänzendes, stahlgraues Metall, das sich gut polieren lässt und nicht anläuft. Wird in Legierungen wie Edelstahl und als Beschichtung verwendet. Der menschliche Körper benötigt geringe Mengen dreiwertiges Chrom, um Zucker zu verstoffwechseln, Cr(VI) ist jedoch hochgiftig.

Verschiedene Chromverbindungen wie Chrom(III)-oxid und Bleichromat sind leuchtend gefärbt und werden in Farben und Pigmenten verwendet. Die rote Farbe eines Rubins ist auf das Vorhandensein dieses chemischen Elements zurückzuführen. Einige Substanzen, insbesondere Natrium, sind Oxidationsmittel, die zur Oxidation organischer Verbindungen und (zusammen mit Schwefelsäure) zur Reinigung von Laborglasgeräten verwendet werden. Darüber hinaus wird Chromoxid (VI) bei der Herstellung von Magnetbändern verwendet.

Entdeckung und Etymologie

Die Geschichte der Entdeckung des chemischen Elements Chrom ist wie folgt. Im Jahr 1761 fand Johann Gottlob Lehmann im Ural ein orangerotes Mineral und nannte es „Sibirisches Bleirot“. Obwohl es fälschlicherweise als eine Verbindung von Blei mit Selen und Eisen identifiziert wurde, handelte es sich bei dem Material tatsächlich um Bleichromat mit der chemischen Formel PbCrO 4 . Heute ist es als Croconte-Mineral bekannt.

Im Jahr 1770 besuchte Peter Simon Pallas den Ort, an dem Leman ein rotes Bleimineral fand, das in Farben sehr nützliche Pigmenteigenschaften hatte. Die Verwendung von Sibirischer Bleimennige als Farbe entwickelte sich schnell. Darüber hinaus ist leuchtendes Gelb von Croconte in Mode gekommen.

Im Jahr 1797 erhielt Nicolas-Louis Vauquelin rote Proben. Durch Mischen von Croconte mit Salzsäure erhielt er das Oxid CrO 3 . Chrom als chemisches Element wurde 1798 isoliert. Vauquelin gewann es durch Erhitzen von Oxid mit Holzkohle. Auch in Edelsteinen wie Rubin und Smaragd konnte er Spuren von Chrom nachweisen.

Im 19. Jahrhundert wurde Cr hauptsächlich in Farben und Ledersalzen verwendet. Heute werden 85 % des Metalls in Legierungen verwendet. Der Rest wird in der chemischen Industrie, der Herstellung feuerfester Materialien und der Gießereiindustrie verwendet.

Die Aussprache des chemischen Elements Chrom entspricht dem griechischen χρῶμα, was „Farbe“ bedeutet, da daraus viele farbige Verbindungen gewonnen werden können.

Bergbau und Produktion

Das Element besteht aus Chromit (FeCr 2 O 4). Ungefähr die Hälfte dieses Erzes weltweit wird in Südafrika abgebaut. Darüber hinaus sind Kasachstan, Indien und die Türkei die wichtigsten Produzenten. Es gibt genügend erforschte Chromitvorkommen, geografisch konzentrieren sie sich jedoch auf Kasachstan und das südliche Afrika.

Vorkommen von nativem Chrommetall sind selten, aber es gibt sie. Es wird beispielsweise in der Udachnaya-Mine in Russland abgebaut. Es ist reich an Diamanten und die reduzierende Umgebung trug zur Bildung von reinem Chrom und Diamanten bei.

Zur industriellen Herstellung von Metall werden Chromiterze mit geschmolzenem Alkali (Natronlauge, NaOH) behandelt. Dabei entsteht Natriumchromat (Na 2 CrO 4), das durch Kohlenstoff zu Cr 2 O 3-Oxid reduziert wird. Das Metall wird durch Erhitzen des Oxids in Gegenwart von Aluminium oder Silizium gewonnen.

Im Jahr 2000 wurden etwa 15 Mio. t Chromiterz abgebaut und zu 4 Mio. t Ferrochrom, 70 % Chrom-Eisen, mit einem geschätzten Marktwert von 2,5 Milliarden US-Dollar verarbeitet.

Hauptmerkmale

Die Charakteristik des chemischen Elements Chrom liegt darin begründet, dass es ein Übergangsmetall der vierten Periode des Periodensystems ist und zwischen Vanadium und Mangan angesiedelt ist. In der VI-Gruppe enthalten. Es schmilzt bei einer Temperatur von 1907 °C. In Gegenwart von Sauerstoff bildet Chrom schnell eine dünne Oxidschicht, die das Metall vor weiterer Wechselwirkung mit Sauerstoff schützt.

Als Übergangselement reagiert es mit Stoffen in unterschiedlichen Mengenverhältnissen. So bildet es Verbindungen, in denen es verschiedene Oxidationsstufen aufweist. Chrom ist ein chemisches Element mit den Grundzuständen +2, +3 und +6, wobei +3 das stabilste ist. Darüber hinaus werden in seltenen Fällen die Zustände +1, +4 und +5 beobachtet. Chromverbindungen in der Oxidationsstufe +6 sind starke Oxidationsmittel.

Welche Farbe hat Chrom? Das chemische Element verleiht einen rubinroten Farbton. Das verwendete Cr 2 O 3 wird auch als Pigment namens „Chromgrün“ verwendet. Seine Salze färben das Glas smaragdgrün. Chrom ist ein chemisches Element, dessen Anwesenheit ein Rubinrot verleiht. Daher wird es bei der Herstellung synthetischer Rubine verwendet.

Isotope

Chromisotope haben Atomgewichte von 43 bis 67. Typischerweise besteht dieses chemische Element aus drei stabilen Formen: 52 Cr, 53 Cr und 54 Cr. Von diesen kommt 52 Cr am häufigsten vor (83,8 % des gesamten natürlichen Chroms). Darüber hinaus wurden 19 Radioisotope beschrieben, von denen 50 Cr mit einer Halbwertszeit von mehr als 1,8 x 10 17 Jahren das stabilste ist. 51 Cr hat eine Halbwertszeit von 27,7 Tagen, bei allen anderen radioaktiven Isotopen beträgt sie nicht mehr als 24 Stunden und bei den meisten von ihnen weniger als eine Minute. Das Element hat auch zwei Metastasen.

Chromisotope in der Erdkruste begleiten in der Regel Manganisotope, die in der Geologie Anwendung finden. 53 Cr entsteht beim radioaktiven Zerfall von 53 Mn. Das Mn/Cr-Isotopenverhältnis untermauert weitere Informationen über die frühe Geschichte des Sonnensystems. Veränderungen in den Verhältnissen von 53 Cr/ 52 Cr und Mn/Cr aus verschiedenen Meteoriten beweisen, dass kurz vor der Entstehung des Sonnensystems neue Atomkerne entstanden sind.

Chemisches Element Chrom: Eigenschaften, Verbindungsformel

Chromoxid (III) Cr 2 O 3, auch Sesquioxid genannt, ist eines der vier Oxide dieses chemischen Elements. Es wird aus Chromit gewonnen. Die grüne Verbindung wird allgemein als „Chromgrün“ bezeichnet, wenn sie als Pigment für die Email- und Glasmalerei verwendet wird. Das Oxid kann sich in Säuren unter Bildung von Salzen und in geschmolzenem Alkali zu Chromiten lösen.

Kaliumbichromat

K 2 Cr 2 O 7 ist ein starkes Oxidationsmittel und wird bevorzugt als Reinigungsmittel für Laborglasgeräte aus organischen Stoffen verwendet. Hierzu wird dessen gesättigte Lösung verwendet, manchmal jedoch auch durch Natriumdichromat ersetzt, da letzteres eine höhere Löslichkeit aufweist. Darüber hinaus kann es den Prozess der Oxidation organischer Verbindungen regulieren, indem es primären Alkohol in Aldehyd und dann in Kohlendioxid umwandelt.

Kaliumdichromat kann Chromdermatitis verursachen. Chrom ist wahrscheinlich die Ursache für die Sensibilisierung, die zur Entwicklung einer Dermatitis, insbesondere der Hände und Unterarme, führt, die chronisch und schwer zu behandeln ist. Kaliumbichromat ist wie andere Cr(VI)-Verbindungen krebserregend. Die Handhabung muss mit Handschuhen und geeigneter Schutzausrüstung erfolgen.

Chromsäure

Die Verbindung hat die hypothetische Struktur H 2 CrO 4 . In der Natur kommen weder Chromsäure noch Dichromsäure vor, ihre Anionen kommen jedoch in verschiedenen Stoffen vor. „Chromsäure“, die im Handel erhältlich ist, ist eigentlich ihr Säureanhydrid – CrO 3 -Trioxid.

Blei(II)chromat

PbCrO 4 hat eine leuchtend gelbe Farbe und ist in Wasser praktisch unlöslich. Aus diesem Grund hat es als Farbpigment unter der Bezeichnung „Gelbkrone“ Anwendung gefunden.

Cr und fünfwertige Bindung

Chrom zeichnet sich durch seine Fähigkeit zur Bildung fünfwertiger Bindungen aus. Die Verbindung entsteht aus Cr(I) und einem Kohlenwasserstoffrest. Zwischen zwei Chromatomen entsteht eine fünfwertige Bindung. Seine Formel kann als Ar-Cr-Cr-Ar geschrieben werden, wobei Ar eine bestimmte aromatische Gruppe ist.

Anwendung

Chrom ist ein chemisches Element, dessen Eigenschaften ihm viele verschiedene Verwendungsmöglichkeiten eröffnet haben, von denen einige unten aufgeführt sind.

Es verleiht Metallen Korrosionsbeständigkeit und eine glänzende Oberfläche. Daher ist Chrom in Legierungen wie Edelstahl enthalten, die beispielsweise in Besteck verwendet werden. Es wird auch zum Verchromen verwendet.

Chrom ist ein Katalysator für verschiedene Reaktionen. Es wird zur Herstellung von Formen zum Brennen von Ziegeln verwendet. Seine Salze bräunen die Haut. Kaliumbichromat wird zur Oxidation organischer Verbindungen wie Alkohole und Aldehyde sowie zur Reinigung von Laborglas verwendet. Es dient als Fixiermittel zum Färben von Stoffen und wird auch in der Fotografie und im Fotodruck verwendet.

Aus CrO 3 werden Magnetbänder (z. B. für Audioaufnahmen) hergestellt, die bessere Eigenschaften als Eisenoxidfilme aufweisen.

Rolle in der Biologie

Dreiwertiges Chrom ist ein chemisches Element, das für den Zuckerstoffwechsel im menschlichen Körper essentiell ist. Im Gegensatz dazu ist sechswertiges Cr hochgiftig.

Vorsichtsmaßnahmen

Chrommetall und Cr(III)-Verbindungen gelten im Allgemeinen nicht als gesundheitsgefährdend, Cr(VI)-haltige Substanzen können jedoch bei Einnahme oder Einatmen giftig sein. Die meisten dieser Stoffe reizen Augen, Haut und Schleimhäute. Bei chronischer Exposition können Chrom(VI)-Verbindungen bei unsachgemäßer Behandlung zu Augenschäden führen. Darüber hinaus gilt es als krebserregend. Die tödliche Dosis dieses chemischen Elements beträgt etwa einen halben Teelöffel. Gemäß den Empfehlungen der Weltgesundheitsorganisation beträgt die maximal zulässige Konzentration von Cr (VI) im Trinkwasser 0,05 mg pro Liter.

Da Chromverbindungen beim Färben und Gerben von Leder verwendet werden, sind sie häufig im Boden und Grundwasser verlassener Industriestandorte zu finden, die einer Umweltsanierung und -sanierung bedürfen. Cr(VI)-haltige Primer werden immer noch häufig in der Luft- und Raumfahrt- und Automobilindustrie eingesetzt.

Elementeigenschaften

Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Chrom sind wie folgt:

• Ordnungszahl: 24.
• Atomgewicht: 51,996.
• Schmelzpunkt: 1890 °C.
• Siedepunkt: 2482 °C.
• Oxidationsstufe: +2, +3, +6.
• Elektronenkonfiguration: 3d 5 4s 1 .

Die Entdeckung von Chrom gehört in die Zeit der rasanten Entwicklung chemisch-analytischer Untersuchungen von Salzen und Mineralien. In Russland interessierten sich Chemiker besonders für die Analyse von Mineralien, die in Sibirien gefunden wurden und in Westeuropa nahezu unbekannt sind. Eines dieser Mineralien war das von Lomonossow beschriebene sibirische Rotbleierz (Krokoit). Das Mineral wurde untersucht, es wurden jedoch nur Oxide von Blei, Eisen und Aluminium darin gefunden. Im Jahr 1797 erhielt Vauquelin jedoch durch Kochen einer fein gemahlenen Probe des Minerals mit Kali und Ausfällen von Bleicarbonat eine orangerote Lösung. Aus dieser Lösung kristallisierte er ein rubinrotes Salz, aus dem ein Oxid und ein freies Metall, das sich von allen bekannten Metallen unterscheidet, isoliert wurden. Vauquelin rief ihn an Chrom ( Chrom ) vom griechischen Wort- Färbung, Farbe; Allerdings war hier nicht die Eigenschaft des Metalls gemeint, sondern seine leuchtend gefärbten Salze.

Finden in der Natur.

Das wichtigste Chromerz von praktischer Bedeutung ist Chromit, dessen ungefähre Zusammensetzung der Formel FeCrO ​​​​4 entspricht.

Es kommt in Kleinasien, im Ural, in Nordamerika und im südlichen Afrika vor. Auch das oben erwähnte Mineral Krokoit – PbCrO 4 – ist von technischer Bedeutung. Chromoxid (3) und einige seiner anderen Verbindungen kommen auch in der Natur vor. In der Erdkruste beträgt der Chromgehalt, bezogen auf Metall, 0,03 %. Chrom kommt auf der Sonne, Sternen und Meteoriten vor.

Physikalische Eigenschaften.

Chrom ist ein weißes, hartes und sprödes Metall, das gegenüber Säuren und Laugen äußerst chemisch beständig ist. Es oxidiert an der Luft und bildet auf der Oberfläche einen dünnen transparenten Oxidfilm. Chrom hat eine Dichte von 7,1 g/cm 3, sein Schmelzpunkt liegt bei +1875 0 C.

Erhalt.

Bei starker Erhitzung von Chromeisenerz mit Kohle werden Chrom und Eisen reduziert:

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

Durch diese Reaktion entsteht eine Legierung aus Chrom und Eisen, die sich durch eine hohe Festigkeit auszeichnet. Um reines Chrom zu erhalten, wird es aus Chrom(3)-oxid mit Aluminium reduziert:

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

Bei diesem Verfahren werden üblicherweise zwei Oxide verwendet: Cr 2 O 3 und CrO 3

Chemische Eigenschaften.

Dank einer dünnen schützenden Oxidschicht auf der Chromoberfläche ist es äußerst beständig gegen aggressive Säuren und Laugen. Chrom reagiert nicht mit konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure sowie mit Phosphorsäure. Chrom interagiert mit Alkalien bei t = 600-700 o C. Chrom interagiert jedoch mit verdünnter Schwefel- und Salzsäure und verdrängt Wasserstoff:

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

Bei hohen Temperaturen verbrennt Chrom in Sauerstoff zu Oxid(III).

Heißes Chrom reagiert mit Wasserdampf:

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

Chrom reagiert bei hohen Temperaturen auch mit Halogenen, Halogene mit Wasserstoff, Schwefel, Stickstoff, Phosphor, Kohle, Silizium, Bor, zum Beispiel:

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

Die oben genannten physikalischen und chemischen Eigenschaften von Chrom finden Anwendung in verschiedenen Bereichen der Wissenschaft und Technologie. Beispielsweise werden Chrom und seine Legierungen zur Herstellung hochfester, korrosionsbeständiger Beschichtungen im Maschinenbau eingesetzt. Als Zerspanungswerkzeuge werden Legierungen in Form von Ferrochrom verwendet. Verchromte Legierungen finden Anwendung in der Medizintechnik und bei der Herstellung chemischer Prozessanlagen.

Die Stellung von Chrom im Periodensystem der chemischen Elemente:

Chrom steht an der Nebenuntergruppe der Gruppe VI des Periodensystems der Elemente. Seine elektronische Formel lautet wie folgt:

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

Beim Auffüllen der Orbitale mit Elektronen am Chromatom wird die Regelmäßigkeit verletzt, wonach das 4S-Orbital zuerst bis zum Zustand 4S 2 hätte gefüllt werden müssen. Da das 3d-Orbital jedoch eine günstigere Energieposition im Chromatom einnimmt, wird es bis zum Wert 4d 5 aufgefüllt. Ein solches Phänomen wird bei den Atomen einiger anderer Elemente der sekundären Untergruppen beobachtet. Chrom kann Oxidationsstufen von +1 bis +6 aufweisen. Am stabilsten sind Chromverbindungen mit den Oxidationsstufen +2, +3, +6.

Zweiwertige Chromverbindungen.

Chromoxid (II) CrO – pyrophores Schwarzpulver (pyrophor – die Fähigkeit, sich in fein verteiltem Zustand an der Luft zu entzünden). CrO löst sich in verdünnter Salzsäure:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

In Luft verwandelt sich CrO beim Erhitzen über 100 0 C in Cr 2 O 3.

Zweiwertige Chromsalze entstehen durch Auflösen von Chrommetall in Säuren. Diese Reaktionen finden in einer Atmosphäre eines inaktiven Gases (z. B. H 2) statt, weil In Gegenwart von Luft wird Cr(II) leicht zu Cr(III) oxidiert.

Chromhydroxid wird in Form eines gelben Niederschlags durch Einwirkung einer Alkalilösung auf Chrom(II)-chlorid erhalten:

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

Cr(OH) 2 hat basische Eigenschaften, ist ein Reduktionsmittel. Das hydratisierte Cr2+-Ion ist blassblau gefärbt. Eine wässrige Lösung von CrCl 2 hat eine blaue Farbe. An der Luft in wässrigen Lösungen wandeln sich Cr(II)-Verbindungen in Cr(III)-Verbindungen um. Besonders ausgeprägt ist dies bei Cr(II)-hydroxid:

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

Dreiwertige Chromverbindungen.

Chromoxid (III) Cr 2 O 3 ist ein feuerfestes grünes Pulver. Seine Härte kommt Korund nahe. Im Labor kann es durch Erhitzen von Ammoniumdichromat gewonnen werden:

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

Cr 2 O 3 – amphoteres Oxid bildet beim Schmelzen mit Alkalien Chromite: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Chromhydroxid ist ebenfalls eine amphotere Verbindung:

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

Wasserfreies CrCl 3 hat das Aussehen dunkelvioletter Blätter, ist in kaltem Wasser völlig unlöslich und löst sich beim Kochen sehr langsam auf. Wasserfreies Chromsulfat (III) Cr 2 (SO 4) 3 rosa, auch in Wasser schlecht löslich. In Gegenwart von Reduktionsmitteln bildet es violettes Chromsulfat Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Es sind auch grüne Chromsulfathydrate bekannt, die eine geringere Menge Wasser enthalten. Chromalaun KCr(SO 4) 2 *12H 2 O kristallisiert aus Lösungen, die violettes Chromsulfat und Kaliumsulfat enthalten. Eine Lösung von Chromalaun wird beim Erhitzen aufgrund der Bildung von Sulfaten grün.

Reaktionen mit Chrom und seinen Verbindungen

Fast alle Chromverbindungen und ihre Lösungen sind intensiv gefärbt. Liegt eine farblose Lösung oder ein weißer Niederschlag vor, können wir mit hoher Wahrscheinlichkeit auf das Fehlen von Chrom schließen.

1. Wir erhitzen in der Flamme eines Brenners auf einer Porzellantasse so viel Kaliumdichromat, dass auf die Messerspitze passt. Salz gibt kein Kristallwasser ab, sondern schmilzt bei einer Temperatur von etwa 400 0 C unter Bildung einer dunklen Flüssigkeit. Lassen Sie es noch ein paar Minuten auf einer starken Flamme erhitzen. Nach dem Abkühlen bildet sich auf der Scherbe ein grüner Niederschlag. Ein Teil davon ist wasserlöslich (es wird gelb), der andere Teil verbleibt auf der Scherbe. Das Salz zersetzte sich beim Erhitzen, was zur Bildung von löslichem gelbem Kaliumchromat K 2 CrO 4 und grünem Cr 2 O 3 führte.
2. Lösen Sie 3 g pulverisiertes Kaliumdichromat in 50 ml Wasser auf. Zu einem Teil etwas Kaliumcarbonat hinzufügen. Es löst sich unter Freisetzung von CO 2 auf und die Farbe der Lösung wird hellgelb. Chromat entsteht aus Kaliumdichromat. Geben wir nun portionsweise eine 50 %ige Schwefelsäurelösung hinzu, dann erscheint wieder die rot-gelbe Farbe des Bichromats.
3. 5 ml in ein Reagenzglas füllen. Kaliumdichromatlösung, mit 3 ml konzentrierter Salzsäure unter Zug aufkochen. Aus der Lösung wird gelbgrünes giftiges Chlorgas freigesetzt, da Chromat HCl zu Cl 2 und H 2 O oxidiert. Das Chromat selbst wird zu grünem dreiwertigem Chromchlorid. Es kann durch Eindampfen der Lösung isoliert und dann durch Verschmelzen mit Soda und Nitrat in Chromat umgewandelt werden.
4. Bei Zugabe einer Bleinitratlösung fällt gelbes Bleichromat aus; Bei der Wechselwirkung mit einer Silbernitratlösung bildet sich ein rotbrauner Niederschlag aus Silberchromat.
5. Geben Sie Wasserstoffperoxid zu einer Kaliumbichromatlösung und säuern Sie die Lösung mit Schwefelsäure an. Durch die Bildung von Chromperoxid erhält die Lösung eine tiefblaue Farbe. Wenn Peroxid mit etwas Ether geschüttelt wird, verwandelt es sich in ein organisches Lösungsmittel und färbt es blau. Diese Reaktion ist spezifisch für Chrom und sehr empfindlich. Es kann zum Nachweis von Chrom in Metallen und Legierungen eingesetzt werden. Zunächst ist es notwendig, das Metall aufzulösen. Bei längerem Kochen mit 30 %iger Schwefelsäure (auch Salzsäure kann zugesetzt werden) lösen sich Chrom und viele Stähle teilweise auf. Die resultierende Lösung enthält Chrom(III)sulfat. Um eine Nachweisreaktion durchführen zu können, neutralisieren wir es zunächst mit Natronlauge. Es fällt graugrünes Chrom(III)-hydroxid aus, das sich in überschüssiger NaOH löst und grünes Natriumchromit bildet. Filtern Sie die Lösung und geben Sie 30 % Wasserstoffperoxid hinzu. Beim Erhitzen verfärbt sich die Lösung gelb, da Chromit zu Chromat oxidiert wird. Das Ansäuern führt zu einer blauen Farbe der Lösung. Die farbige Verbindung kann durch Ausschütteln mit Ether extrahiert werden.

Analytische Reaktionen für Chromionen.

1. Zu 3-4 Tropfen einer Lösung von Chromchlorid CrCl 3 eine 2M NaOH-Lösung hinzufügen, bis sich der ursprüngliche Niederschlag auflöst. Beachten Sie die Farbe des gebildeten Natriumchromits. Erhitzen Sie die resultierende Lösung in einem Wasserbad. Was ist los?
2. Zu 2–3 Tropfen CrCl 3 -Lösung ein gleiches Volumen 8 M NaOH-Lösung und 3–4 Tropfen 3 %ige H 2 O 2-Lösung hinzufügen. Erhitzen Sie die Reaktionsmischung in einem Wasserbad. Was ist los? Welcher Niederschlag entsteht, wenn die resultierende farbige Lösung neutralisiert wird, CH 3 COOH dazugegeben wird und dann Pb (NO 3) 2 ?
3. Gießen Sie 4-5 Tropfen Lösungen von Chromsulfat Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 und KMnO 4 in ein Reagenzglas. Erhitzen Sie die Reaktionsstelle mehrere Minuten lang auf einem Wasserbad. Beachten Sie die Farbänderung der Lösung. Was löste es aus?
4. Zu 3-4 Tropfen mit Salpetersäure angesäuerter K 2 Cr 2 O 7-Lösung 2-3 Tropfen H 2 O 2-Lösung hinzufügen und mischen. Die blaue Farbe der Lösung ist auf das Auftreten von Perchromsäure H 2 CrO 6 zurückzuführen:

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

Achten Sie auf die schnelle Zersetzung von H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
blaue Farbe, grüne Farbe

Perchromsäure ist in organischen Lösungsmitteln wesentlich stabiler.

1. Zu 3-4 Tropfen einer mit Salpetersäure angesäuerten K 2 Cr 2 O 7-Lösung 5 Tropfen Isoamylalkohol und 2-3 Tropfen H 2 O 2-Lösung hinzufügen und die Reaktionsmischung schütteln. Die oben schwimmende Schicht aus organischem Lösungsmittel ist leuchtend blau gefärbt. Die Farbe verblasst sehr langsam. Vergleichen Sie die Stabilität von H 2 CrO 6 in organischen und wässrigen Phasen.
2. Wenn CrO 4 2- und Ba 2+-Ionen interagieren, fällt ein gelber Niederschlag aus Bariumchromat BaCrO 4 aus.
3. Silbernitrat bildet mit CrO 4 2 -Ionen einen ziegelroten Niederschlag aus Silberchromat.
4. Nehmen Sie drei Reagenzgläser. Geben Sie 5-6 Tropfen K 2 Cr 2 O 7-Lösung in eine davon, das gleiche Volumen K 2 CrO 4-Lösung in die zweite und drei Tropfen beider Lösungen in die dritte. Geben Sie dann in jedes Röhrchen drei Tropfen Kaliumjodidlösung. Erklären Sie das Ergebnis. Die Lösung im zweiten Röhrchen ansäuern. Was ist los? Warum?

Unterhaltsame Experimente mit Chromverbindungen

1. Eine Mischung aus CuSO 4 und K 2 Cr 2 O 7 färbt sich bei Zugabe von Alkali grün und in Gegenwart von Säure gelb. Durch Erhitzen von 2 mg Glycerin mit einer kleinen Menge (NH 4) 2 Cr 2 O 7 und anschließender Zugabe von Alkohol erhält man nach der Filtration eine hellgrüne Lösung, die bei Säurezugabe gelb und im neutralen oder alkalischen Zustand grün wird Mittel.
2. In die Mitte der Dose mit Thermit „Rubinmischung“ geben – gründlich gemahlen und in Aluminiumfolie gelegt Al 2 O 3 (4,75 g) unter Zusatz von Cr 2 O 3 (0,25 g). Damit das Glas nicht länger abkühlt, ist es notwendig, es unter dem oberen Rand im Sand zu vergraben und es nach dem Entzünden des Thermits und Beginn der Reaktion mit einem Eisenblech abzudecken und mit Sand zu füllen. Bank, die man an einem Tag ausgraben kann. Das Ergebnis ist ein rot-rubinrotes Pulver.
3. 10 g Kaliumbichromat werden mit 5 g Natrium- oder Kaliumnitrat und 10 g Zucker verrieben. Die Mischung wird angefeuchtet und mit Kollodium vermischt. Wenn das Pulver in einem Glasrohr komprimiert wird und dann der Stab herausgedrückt und am Ende angezündet wird, beginnt eine „Schlange“ herauszukriechen, zunächst schwarz und nach dem Abkühlen grün. Ein Stab mit einem Durchmesser von 4 mm brennt mit einer Geschwindigkeit von etwa 2 mm pro Sekunde und verlängert sich um das Zehnfache.
4. Wenn Sie Lösungen von Kupfersulfat und Kaliumdichromat mischen und etwas Ammoniaklösung hinzufügen, fällt ein amorpher brauner Niederschlag der Zusammensetzung 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O aus, der sich in Salzsäure zu einer gelben Lösung auflöst, und Bei einem Überschuss an Ammoniak erhält man eine grüne Lösung. Wird dieser Lösung weiterer Alkohol zugesetzt, bildet sich ein grüner Niederschlag, der nach der Filtration blau und nach dem Trocknen blauviolett mit roten Glitzern wird, deutlich sichtbar bei starkem Licht.
5. Das nach den Experimenten „Vulkan“ oder „Pharaoschlange“ verbleibende Chromoxid kann regeneriert werden. Dazu ist es notwendig, 8 g Cr 2 O 3 und 2 g Na 2 CO 3 und 2,5 g KNO 3 zu verschmelzen und die abgekühlte Legierung mit kochendem Wasser zu behandeln. Man erhält lösliches Chromat, das auch in andere Cr(II)- und Cr(VI)-Verbindungen umgewandelt werden kann, darunter auch das ursprüngliche Ammoniumdichromat.

Beispiele für Redoxübergänge bei Chrom und seinen Verbindungen

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 = 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 als Künstler

Chemiker wandten sich häufig dem Problem zu, künstliche Pigmente für die Malerei herzustellen. Im 18.-19. Jahrhundert wurde die Technologie zur Gewinnung vieler Bildmaterialien entwickelt. Louis Nicolas Vauquelin bereitete 1797, der das bisher unbekannte Element Chrom im sibirischen Roterz entdeckte, eine neue, bemerkenswert stabile Farbe vor – Chromgrün. Sein Chromophor ist wässriges Chrom(III)-oxid. Unter dem Namen „Smaragdgrün“ wurde 1837 mit der Herstellung begonnen. Später schlug L. Vauquelen mehrere neue Farben vor: Baryt, Zink und Chromgelb. Im Laufe der Zeit wurden sie durch langlebigere gelbe, orangefarbene Pigmente auf Cadmiumbasis ersetzt.

Chromgrün ist der haltbarste und lichtechteste Lack, der nicht durch atmosphärische Gase angegriffen wird. In Öl eingerieben besitzt Chromgrün daher seit dem 19. Jahrhundert ein hohes Deckvermögen und ist in der Lage, schnell zu trocknen. Es wird häufig in der Malerei verwendet. Es ist von großer Bedeutung in der Porzellanmalerei. Tatsache ist, dass Porzellanprodukte sowohl mit Unterglasur- als auch mit Aufglasurmalerei verziert werden können. Im ersten Fall werden Farben auf die Oberfläche eines nur leicht gebrannten Produkts aufgetragen, das dann mit einer Glasurschicht bedeckt wird. Anschließend erfolgt der Hauptbrand bei hoher Temperatur: Zum Sintern der Porzellanmasse und zum Schmelzen der Glasur werden die Produkte auf 1350 - 1450 0 C erhitzt. Nur sehr wenige Farben können einer so hohen Temperatur ohne chemische Veränderungen standhalten, und das bei den alten Tagelang gab es nur zwei davon – Kobalt und Chrom. Schwarzes Kobaltoxid, das auf die Oberfläche eines Porzellanartikels aufgetragen wird, verschmilzt beim Brennen mit der Glasur und interagiert chemisch mit ihr. Dadurch entstehen leuchtend blaue Kobaltsilikate. Dieses kobaltblaue Porzellan ist jedem bekannt. Chromoxid (III) interagiert chemisch nicht mit den Bestandteilen der Glasur und liegt einfach mit einer „tauben“ Schicht zwischen den Porzellanscherben und der transparenten Glasur.

Zusätzlich zu Chromgrün verwenden Künstler Farben, die aus Volkonskoit gewonnen werden. Dieses Mineral aus der Gruppe der Montmorillonite (ein Tonmineral der Unterklasse der komplexen Silikate Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2) wurde 1830 vom russischen Mineralogen Kemmerer entdeckt und nach M.N. Volkonskaya, der Tochter, benannt des Helden der Schlacht von Borodino, General N N. Raevsky, Ehefrau des Dekabristen S. G. Volkonsky Volkonskoit ist ein Ton, der bis zu 24 % Chromoxid sowie Oxide von Aluminium und Eisen (III) enthält. Bestimmt seine vielfältige Färbung - von der Farbe einer dunklen Wintertanne bis zur leuchtend grünen Farbe eines Sumpffrosches.

Pablo Picasso wandte sich an die Geologen unseres Landes mit der Bitte, die Vorkommen von Wolkonskoit zu untersuchen, der der Farbe einen einzigartig frischen Farbton verleiht. Derzeit wurde eine Methode zur Gewinnung von künstlichem Wolkonskoit entwickelt. Es ist interessant festzustellen, dass russischen Ikonenmalern laut moderner Forschung bereits im Mittelalter, lange vor seiner „offiziellen“ Entdeckung, Farben aus diesem Material verwendeten. Guiniers Grün (erstellt 1837), dessen Chromoform ein Hydrat aus Chromoxid Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O ist, bei dem ein Teil des Wassers chemisch gebunden und ein Teil adsorbiert ist, war auch bei Künstlern beliebt. Dieses Pigment verleiht der Farbe einen smaragdgrünen Farbton.

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