Τι κάνει το chrome. Στοιχείο χρωμίου

Το χρώμιο είναι ένα μεταβατικό μέταλλο που χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία για την αντοχή και την αντοχή του στη θερμότητα και τη διάβρωση. Αυτό το άρθρο θα σας δώσει μια κατανόηση ορισμένων από τις σημαντικές ιδιότητες και χρήσεις αυτού του μετάλλου μετάπτωσης.

Το χρώμιο ανήκει στην κατηγορία των μεταβατικών μετάλλων. Είναι ένα σκληρό αλλά εύθραυστο μέταλλο σε γκρίζο χάλυβα με ατομικό αριθμό 24. Αυτό το γυαλιστερό μέταλλο τοποθετείται στην ομάδα 6 του περιοδικού πίνακα και χαρακτηρίζεται με το σύμβολο "Cr".

Το όνομα χρώμιο προέρχεται από την ελληνική λέξη chroma, που σημαίνει χρώμα.

Πιστό στο όνομά του, το χρώμιο σχηματίζει πολλές ενώσεις με έντονα χρώματα. Σήμερα, σχεδόν όλο το εμπορικά χρησιμοποιούμενο χρώμιο εξάγεται από μετάλλευμα χρωμίτη σιδήρου ή οξείδιο του χρωμίου (FeCr2O4).

Ιδιότητες Chromium

• Το χρώμιο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στον φλοιό της γης, αλλά δεν εμφανίζεται ποτέ στην πιο καθαρή του μορφή. Εξορύσσεται κυρίως από ορυχεία όπως ορυχεία χρωμίτη.

• Το χρώμιο τήκεται στους 2180 K ή 3465°F και το σημείο βρασμού είναι 2944 K ή 4840°F. Το ατομικό του βάρος είναι 51,996 g/mol και είναι 5,5 στην κλίμακα Mohs.

• Το χρώμιο εμφανίζεται σε πολλές καταστάσεις οξείδωσης όπως +1, +2, +3, +4, +5 και +6, από τις οποίες οι +2, +3 και +6 είναι οι πιο κοινές και +1, +4, Το +5 είναι μια σπάνια οξείδωση. Η κατάσταση οξείδωσης +3 είναι η πιο σταθερή κατάσταση του χρωμίου. Το χρώμιο (III) μπορεί να ληφθεί με διάλυση στοιχειακού χρωμίου σε υδροχλωρικό ή θειικό οξύ.

• Αυτό το μεταλλικό στοιχείο είναι γνωστό για τις μοναδικές μαγνητικές του ιδιότητες. Σε θερμοκρασία δωματίου, παρουσιάζει αντισιδηρομαγνητική διάταξη, η οποία εμφανίζεται σε άλλα μέταλλα σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες.

• Ο αντισιδηρομαγνητισμός είναι όπου τα κοντινά ιόντα που συμπεριφέρονται σαν μαγνήτες προσκολλώνται σε αντίθετες ή αντιπαράλληλες διατάξεις μέσω του υλικού. Ως αποτέλεσμα, το μαγνητικό πεδίο που δημιουργείται από τα μαγνητικά άτομα ή τα ιόντα προσανατολίζεται προς μία κατεύθυνση, ακυρώνοντας τα μαγνητικά άτομα ή ιόντα που είναι ευθυγραμμισμένα προς την αντίθετη κατεύθυνση, έτσι ώστε το υλικό να μην εμφανίζει σκληρά εξωτερικά μαγνητικά πεδία.

• Σε θερμοκρασίες άνω των 38°C, το χρώμιο γίνεται παραμαγνητικό, δηλαδή έλκεται από ένα εξωτερικά εφαρμοζόμενο μαγνητικό πεδίο. Με άλλα λόγια, το χρώμιο έλκει ένα εξωτερικό μαγνητικό πεδίο σε θερμοκρασίες άνω των 38°C.

• Το χρώμιο δεν υφίσταται ευθραυστότητα υδρογόνου, δηλ. δεν γίνεται εύθραυστο όταν εκτίθεται σε ατομικό υδρογόνο. Όταν όμως εκτίθεται στο άζωτο, χάνει την πλαστικότητά του και γίνεται εύθραυστο.

• Το χρώμιο είναι ιδιαίτερα ανθεκτικό στη διάβρωση. Ένα λεπτό προστατευτικό φιλμ οξειδίου σχηματίζεται στην επιφάνεια ενός μετάλλου όταν έρχεται σε επαφή με το οξυγόνο του αέρα. Αυτό το στρώμα εμποδίζει τη διάχυση του οξυγόνου στο βασικό υλικό και έτσι το προστατεύει από περαιτέρω διάβρωση. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται παθητικοποίηση, η παθητικοποίηση του χρωμίου δίνει αντίσταση στα οξέα.

• Υπάρχουν τρία κύρια ισότοπα του χρωμίου, που ονομάζονται 52Cr, 53Cr και 54Cr, εκ των οποίων το 52CR είναι το πιο κοινό ισότοπο. Το χρώμιο αντιδρά με τα περισσότερα οξέα αλλά δεν αντιδρά με το νερό. Σε θερμοκρασία δωματίου, αντιδρά με το οξυγόνο για να σχηματίσει οξείδιο του χρωμίου.

Εφαρμογή

Παραγωγή ανοξείδωτου χάλυβα

Το χρώμιο έχει βρει ένα ευρύ φάσμα εφαρμογών λόγω της σκληρότητας και της αντοχής του στη διάβρωση. Χρησιμοποιείται κυρίως σε τρεις βιομηχανίες - μεταλλουργική, χημική και πυρίμαχη. Χρησιμοποιείται ευρέως για την παραγωγή ανοξείδωτου χάλυβα καθώς αποτρέπει τη διάβρωση. Σήμερα είναι ένα πολύ σημαντικό υλικό κράματος για χάλυβες. Χρησιμοποιείται επίσης για την κατασκευή νικρώματος, το οποίο χρησιμοποιείται σε θερμαντικά στοιχεία με αντίσταση λόγω της ικανότητάς του να αντέχει σε υψηλές θερμοκρασίες.

Επιφανειακή επίστρωση

Το όξινο χρωμικό ή διχρωμικό οξύ χρησιμοποιείται επίσης για την επίστρωση επιφανειών. Αυτό γίνεται συνήθως με τη μέθοδο της ηλεκτρολυτικής επιμετάλλωσης, κατά την οποία ένα λεπτό στρώμα χρωμίου εναποτίθεται σε μια μεταλλική επιφάνεια. Μια άλλη μέθοδος είναι η επιχρωμίωση εξαρτημάτων, μέσω της οποίας χρησιμοποιούνται χρωμικά για την εφαρμογή προστατευτικού στρώματος σε ορισμένα μέταλλα όπως το αλουμίνιο (Al), το κάδμιο (CD), ο ψευδάργυρος (Zn), ο άργυρος καθώς και το μαγνήσιο (MG).

Συντήρηση ξύλου και βυρσοδεψία δέρματος

Τα άλατα του χρωμίου (VI) είναι τοξικά, επομένως χρησιμοποιούνται για να αποτρέψουν την καταστροφή και την καταστροφή του ξύλου από μύκητες, έντομα και τερμίτες. Το χρώμιο (III), ειδικά η χρωμική στυπτηρία ή το θειικό κάλιο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία δέρματος καθώς βοηθά στη σταθεροποίηση του δέρματος.

Βαφές και χρωστικές

Το χρώμιο χρησιμοποιείται επίσης για την παρασκευή χρωστικών ή χρωστικών. Το κίτρινο χρώμιο και ο χρωμικός μόλυβδος έχουν χρησιμοποιηθεί ευρέως ως χρωστικές στο παρελθόν. Λόγω περιβαλλοντικών ανησυχιών, η χρήση του μειώθηκε σημαντικά και στη συνέχεια αντικαταστάθηκε τελικά από χρωστικές ουσίες μολύβδου και χρωμίου. Άλλες χρωστικές με βάση το χρώμιο, το κόκκινο χρώμιο, το πράσινο οξείδιο του χρωμίου, το οποίο είναι ένα μείγμα κίτρινου και μπλε της Πρωσίας. Το οξείδιο του χρωμίου χρησιμοποιείται για να δώσει ένα πρασινωπό χρώμα στο γυαλί.

Σύνθεση τεχνητών ρουμπίνων

Τα σμαράγδια οφείλουν την πράσινη απόχρωση τους στο χρώμιο. Το οξείδιο του χρωμίου χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή συνθετικών ρουμπίνων. Φυσικά ρουμπίνια κορούνδιου ή κρύσταλλοι οξειδίου του αλουμινίου που γίνονται κόκκινα λόγω της παρουσίας χρωμίου. Τα συνθετικά ή τεχνητά ρουμπίνια παράγονται με ντόπινγκ χρωμίου (III) σε συνθετικούς κρυστάλλους κορούνδιου.

βιολογικές λειτουργίες

Το χρώμιο (III) ή το τρισθενές χρώμιο είναι απαραίτητο στο ανθρώπινο σώμα, αλλά σε πολύ μικρές ποσότητες. Πιστεύεται ότι παίζει σημαντικό ρόλο στο μεταβολισμό των λιπιδίων και των σακχάρων. Επί του παρόντος χρησιμοποιείται σε πολλά συμπληρώματα διατροφής που υποστηρίζεται ότι έχουν πολλά οφέλη για την υγεία, ωστόσο, αυτό είναι ένα αμφιλεγόμενο ζήτημα. Ο βιολογικός ρόλος του χρωμίου δεν έχει ελεγχθεί επαρκώς και πολλοί ειδικοί πιστεύουν ότι δεν είναι σημαντικός για τα θηλαστικά, ενώ άλλοι το θεωρούν απαραίτητο ιχνοστοιχείο για τον άνθρωπο.

Άλλες χρήσεις

Το υψηλό σημείο τήξης και η αντοχή στη θερμότητα καθιστούν το χρώμιο ιδανικό πυρίμαχο υλικό. Έχει βρει το δρόμο του σε υψικάμινους, τσιμεντοκαμίνους και μεταλλικούς κλιβάνους. Πολλές ενώσεις χρωμίου χρησιμοποιούνται ως καταλύτες για την επεξεργασία υδρογονανθράκων. Το Chromium(IV) χρησιμοποιείται για την κατασκευή μαγνητικών ταινιών που χρησιμοποιούνται σε κασέτες ήχου και βίντεο.

Το εξασθενές χρώμιο ή χρώμιο (VI) λέγεται ότι είναι τοξικό και μεταλλαξιογόνο και το χρώμιο (IV) είναι γνωστό ότι είναι καρκινογόνο. Το χρωμικό αλάτι προκαλεί επίσης αλλεργικές αντιδράσεις σε μερικούς ανθρώπους. Λόγω ανησυχιών για τη δημόσια υγεία και το περιβάλλον, έχουν τεθεί ορισμένοι περιορισμοί στη χρήση ενώσεων χρωμίου σε διάφορα μέρη του κόσμου.

Cr2+. Η συγκέντρωση φορτίου του δισθενούς κατιόντος χρωμίου αντιστοιχεί στη συγκέντρωση φορτίου του κατιόντος μαγνησίου και του δισθενούς κατιόντος σιδήρου, επομένως μια σειρά από ιδιότητες, ειδικά η συμπεριφορά οξέος-βάσης αυτών των κατιόντων, είναι κοντά. Ταυτόχρονα, όπως ήδη αναφέρθηκε, το Cr 2+ είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, επομένως στο διάλυμα λαμβάνουν χώρα οι ακόλουθες αντιδράσεις: αλλά συμβαίνει ακόμη και οξείδωση του νερού: 2CrSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cr (OH) SO 4 + H 2. Η οξείδωση του δισθενούς χρωμίου συμβαίνει ακόμη πιο εύκολα από την οξείδωση του σιδήρου, τα άλατα επίσης υδρολύονται από το κατιόν σε μέτριο βαθμό (δηλαδή, το πρώτο βήμα είναι κυρίαρχο).

CrO - βασικό οξείδιο, μαύρο, πυροφορικό. Στους 700 ° C, είναι δυσανάλογο: 3CrO \u003d Cr 2 O 3 + Cr. Μπορεί να ληφθεί με θερμική αποσύνθεση του αντίστοιχου υδροξειδίου απουσία οξυγόνου.

Το Cr(OH) 2 είναι μια αδιάλυτη κίτρινη βάση. Αντιδρά με οξέα, ενώ τα οξειδωτικά οξέα ταυτόχρονα με την αλληλεπίδραση οξέος-βάσης οξειδώνουν το δισθενές χρώμιο, υπό ορισμένες συνθήκες αυτό συμβαίνει και με τα μη οξειδωτικά οξέα (οξειδωτικός παράγοντας - H +). Όταν λαμβάνεται με αντίδραση ανταλλαγής, το υδροξείδιο του χρωμίου (II) γίνεται γρήγορα πράσινο λόγω της οξείδωσης:

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

Η οξείδωση συνοδεύεται επίσης από την αποσύνθεση του υδροξειδίου του χρωμίου (II) παρουσία οξυγόνου: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Οι ενώσεις του χρωμίου (III) είναι χημικά παρόμοιες με τις ενώσεις αλουμινίου και σιδήρου (III). Το οξείδιο και το υδροξείδιο είναι αμφοτερικά. Άλατα ασθενών ασταθών και αδιάλυτων οξέων (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3 ) υφίστανται μη αναστρέψιμη υδρόλυση:

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.

Αλλά το κατιόν του χρωμίου (III) δεν είναι πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, επομένως το θειούχο χρώμιο (III) υπάρχει και μπορεί να ληφθεί υπό άνυδρες συνθήκες, ωστόσο, όχι από απλές ουσίες, καθώς αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται, αλλά με την αντίδραση: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (αέριο) \u003d Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Οι οξειδωτικές ιδιότητες του τρισθενούς χρωμίου δεν είναι αρκετές για να αλληλεπιδράσουν τα διαλύματα των αλάτων του με τον χαλκό, αλλά μια τέτοια αντίδραση λαμβάνει χώρα με τον ψευδάργυρο: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 - αμφοτερικό οξείδιο πράσινου χρώματος, έχει πολύ ισχυρό κρυσταλλικό πλέγμα, επομένως εμφανίζει χημική δραστηριότητα μόνο στην άμορφη κατάσταση. Αντιδρά κυρίως όταν συντήκεται με όξινα και βασικά οξείδια, με οξέα και αλκάλια, καθώς και με ενώσεις που έχουν όξινες ή βασικές λειτουργίες:

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) - αμφοτερικό υδροξείδιο γκρι-μπλε χρώματος. Διαλύεται τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια. Όταν διαλύονται σε αλκάλια, σχηματίζονται υδροξομπλέγματα, στα οποία το κατιόν του χρωμίου έχει αριθμό συντονισμού 4 ή 6:

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

Τα υδροξοσύμπλεγμα αποσυντίθενται εύκολα από οξέα, ενώ οι διαδικασίες είναι διαφορετικές με τα ισχυρά και τα αδύναμα οξέα:

Na + 4HCl \u003d NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaHC0 3.

Οι ενώσεις Cr(III) δεν είναι μόνο οξειδωτικοί παράγοντες, αλλά και αναγωγικοί παράγοντες σε σχέση με τον μετασχηματισμό σε ενώσεις Cr(VI). Η αντίδραση προχωρά ιδιαίτερα εύκολα σε αλκαλικό μέσο:

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

Σε όξινο περιβάλλον: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

cr +6 . Όλες οι ενώσεις Cr(VI) είναι ισχυρά οξειδωτικά. Η συμπεριφορά οξέος-βάσης αυτών των ενώσεων είναι παρόμοια με εκείνη των ενώσεων θείου στην ίδια κατάσταση οξείδωσης. Μια τέτοια ομοιότητα στις ιδιότητες των ενώσεων των στοιχείων των κύριων και δευτερευουσών υποομάδων στη μέγιστη θετική κατάσταση οξείδωσης είναι χαρακτηριστική για τις περισσότερες ομάδες του περιοδικού συστήματος.

CrO3 - μια σκούρα κόκκινη ένωση, ένα τυπικό όξινο οξείδιο. Στο σημείο τήξης, αποσυντίθεται: 4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Παράδειγμα οξειδωτικής δράσης: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (Όταν θερμαίνεται).

Το οξείδιο του χρωμίου (VI) διαλύεται εύκολα στο νερό, προσκολλάται και μετατρέπεται σε υδροξείδιο:

H2CrO4 - το χρωμικό οξύ, είναι ένα ισχυρό διβασικό οξύ. Δεν ξεχωρίζει σε ελεύθερη μορφή, γιατί. σε συγκέντρωση πάνω από 75%, εμφανίζεται μια αντίδραση συμπύκνωσης με το σχηματισμό διχρωμικού οξέος: 2H 2 CrO 4 (κίτρινο) \u003d H 2 Cr 2 O 7 (πορτοκαλί) + H 2 O.

Περαιτέρω συγκέντρωση οδηγεί στον σχηματισμό τριχρωμικών (H 2 Cr 3 O 10) και ακόμη τετραχρωμικών (H 2 Cr 4 O 13) οξέων.

Διμερισμός του χρωμικού ανιόντος συμβαίνει επίσης κατά την οξίνιση. Ως αποτέλεσμα, τα άλατα του χρωμικού οξέος σε pH > 6 υπάρχουν ως κίτρινα χρωμικά (K 2 CrO 4) και σε 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.

Η αλληλεπίδραση του διχρωμικού καλίου με το πυκνό θειικό οξύ οδηγεί στο σχηματισμό χρωμικού ανυδρίτη, ο οποίος είναι αδιάλυτος σε αυτό:

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

Όταν θερμαίνεται, το διχρωμικό αμμώνιο υφίσταται μια ενδομοριακή αντίδραση οξειδοαναγωγής: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

ΑΛΟΓΟΝΑ ("γεννώντας άλατα")

Αλογόνα ονομάζονται στοιχεία της κύριας υποομάδας της ομάδας VII του περιοδικού συστήματος. Αυτά είναι φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο, αστατίνη. Η δομή του εξωτερικού ηλεκτρονικού στρώματος των ατόμων τους: ns 2 np 5. Έτσι, υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και μόνο ένα ηλεκτρόνιο λείπει από αυτά στο σταθερό κέλυφος ευγενούς αερίου. Όντας τα προτελευταία στοιχεία της περιόδου, τα αλογόνα έχουν τη μικρότερη ακτίνα στην περίοδο. Όλα αυτά οδηγούν στο γεγονός ότι τα αλογόνα παρουσιάζουν τις ιδιότητες των μη μετάλλων, έχουν υψηλή ηλεκτραρνητικότητα και υψηλό δυναμικό ιονισμού. Τα αλογόνα είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες, μπορούν να δεχτούν ένα ηλεκτρόνιο να γίνει ανιόν με φορτίο "1-" ή να εμφανίζουν κατάσταση οξείδωσης "-1" όταν συνδέονται ομοιοπολικά με λιγότερο ηλεκτραρνητικά στοιχεία. Ταυτόχρονα, όταν κινείται προς τα κάτω η ομάδα από πάνω προς τα κάτω, η ακτίνα του ατόμου αυξάνεται και η οξειδωτική ικανότητα των αλογόνων μειώνεται. Εάν το φθόριο είναι ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας, τότε το ιώδιο, όταν αλληλεπιδρά με ορισμένες πολύπλοκες ουσίες, καθώς και με οξυγόνο και άλλα αλογόνα, παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες.

Το άτομο φθορίου είναι διαφορετικό από τα άλλα μέλη της ομάδας. Πρώτον, παρουσιάζει μόνο αρνητική κατάσταση οξείδωσης, καθώς είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο και δεύτερον, όπως κάθε στοιχείο της περιόδου ΙΙ, έχει μόνο 4 ατομικά τροχιακά στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, τρία από τα οποία καταλαμβάνονται από μη κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. στο τέταρτο υπάρχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, το οποίο στις περισσότερες περιπτώσεις είναι το μόνο ηλεκτρόνιο σθένους. Στα άτομα άλλων στοιχείων, υπάρχει ένα μη συμπληρωμένο υποεπίπεδο d-ηλεκτρονίου στο εξωτερικό επίπεδο, όπου μπορεί να πάει ένα διεγερμένο ηλεκτρόνιο. Κάθε μεμονωμένο ζεύγος δίνει δύο ηλεκτρόνια όταν γίνεται στον ατμό, επομένως οι κύριες καταστάσεις οξείδωσης του χλωρίου, του βρωμίου και του ιωδίου, εκτός από το "-1", είναι "+1", "+3", "+5", "+7". Λιγότερο σταθερές, αλλά ουσιαστικά επιτεύξιμες είναι οι καταστάσεις οξείδωσης "+2", "+4" και "+6".

Ως απλές ουσίες, όλα τα αλογόνα είναι διατομικά μόρια με έναν μόνο δεσμό μεταξύ των ατόμων. Οι ενέργειες διάστασης δεσμών στη σειρά των μορίων F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 είναι οι εξής: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Η μονοτονική μείωση της ενέργειας δέσμευσης κατά τη μετάβαση από το χλώριο στο ιώδιο εξηγείται εύκολα από την αύξηση του μήκους του δεσμού λόγω της αύξησης της ατομικής ακτίνας. Η ασυνήθιστα χαμηλή ενέργεια δέσμευσης στο μόριο φθορίου έχει δύο εξηγήσεις. Το πρώτο αφορά το ίδιο το μόριο του φθορίου. Όπως αναφέρθηκε ήδη, το φθόριο έχει πολύ μικρή ατομική ακτίνα και έως και επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο, επομένως, όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο κατά το σχηματισμό ενός μορίου, εμφανίζεται διαηλεκτρονική άπωση, με αποτέλεσμα τα τροχιακά να επικαλύπτονται ατελώς. και η σειρά δεσμών στο μόριο του φθορίου είναι ελαφρώς μικρότερη από τη μονάδα. Σύμφωνα με τη δεύτερη εξήγηση, στα μόρια των υπόλοιπων αλογόνων υπάρχει μια πρόσθετη επικάλυψη δότη-δέκτη του μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων του ενός ατόμου και του ελεύθερου d-τροχιακού του άλλου ατόμου, δύο τέτοιες αντίθετες αλληλεπιδράσεις ανά μόριο. Έτσι, ο δεσμός στα μόρια του χλωρίου, του βρωμίου και του ιωδίου ορίζεται ως σχεδόν τριπλός ως προς την παρουσία αλληλεπιδράσεων. Αλλά οι επικαλύψεις δότη-δέκτη συμβαίνουν μόνο εν μέρει και ο δεσμός έχει τάξη (για ένα μόριο χλωρίου) 1,12.

Φυσικές ιδιότητες: Υπό κανονικές συνθήκες, το φθόριο είναι ένα αέριο που είναι δύσκολο να υγροποιηθεί (το σημείο βρασμού του οποίου είναι -187 0 C) με ανοιχτό κίτρινο χρώμα, το χλώριο είναι ένα εύκολα υγροποιούμενο αέριο κιτρινοπράσινου χρώματος (σημείο βρασμού είναι -34,2 0 C) , το βρώμιο είναι ένα καφέ υγρό που εξατμίζεται εύκολα, το ιώδιο είναι ένα γκρι στερεό με μεταλλική λάμψη. Στη στερεά κατάσταση, όλα τα αλογόνα σχηματίζουν ένα μοριακό κρυσταλλικό πλέγμα που χαρακτηρίζεται από ασθενείς διαμοριακές αλληλεπιδράσεις. Σε σχέση με αυτό, το ιώδιο έχει την τάση να εξαχνώνεται - όταν θερμαίνεται σε ατμοσφαιρική πίεση, περνά σε αέρια κατάσταση (σχηματίζει μοβ ατμούς), παρακάμπτοντας την υγρή κατάσταση. Όταν μετακινούμαστε προς τα κάτω στην ομάδα, τα σημεία τήξης και βρασμού αυξάνονται τόσο λόγω της αύξησης του μοριακού βάρους των ουσιών όσο και λόγω της αύξησης των δυνάμεων van der Waals που δρουν μεταξύ των μορίων. Το μέγεθος αυτών των δυνάμεων είναι όσο μεγαλύτερο, τόσο μεγαλύτερη είναι η ικανότητα πόλωσης του μορίου, το οποίο, με τη σειρά του, αυξάνεται με την αύξηση της ατομικής ακτίνας.

Όλα τα αλογόνα είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, αλλά καλά - σε μη πολικούς οργανικούς διαλύτες, όπως ο τετραχλωράνθρακας. Η κακή διαλυτότητα στο νερό οφείλεται στο γεγονός ότι όταν σχηματίζεται μια κοιλότητα για τη διάλυση του μορίου αλογόνου, το νερό χάνει επαρκώς ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου, αντί των οποίων δεν συμβαίνουν ισχυρές αλληλεπιδράσεις μεταξύ του πολικού του μορίου και του μη πολικού μορίου αλογόνου. Η διάλυση των αλογόνων σε μη πολικούς διαλύτες αντιστοιχεί στην κατάσταση: «όμοιο διαλύεται σε όμοια», όταν η φύση των δεσμών θραύσης και σχηματισμού είναι η ίδια.

Το χρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο με ατομικό αριθμό 24. Είναι ένα σκληρό, γυαλιστερό, γκρίζο μέταλλο που γυαλίζει καλά και δεν αμαυρώνει. Χρησιμοποιείται σε κράματα όπως ο ανοξείδωτος χάλυβας και ως επίστρωση. Το ανθρώπινο σώμα απαιτεί μικρές ποσότητες τρισθενούς χρωμίου για να μεταβολίσει τη ζάχαρη, αλλά το Cr(VI) είναι εξαιρετικά τοξικό.

Διάφορες ενώσεις χρωμίου, όπως το οξείδιο του χρωμίου (III) και ο χρωμικός μόλυβδος, έχουν έντονο χρώμα και χρησιμοποιούνται σε χρώματα και χρωστικές. Το κόκκινο χρώμα ενός ρουμπινιού οφείλεται στην παρουσία αυτού του χημικού στοιχείου. Ορισμένες ουσίες, ιδιαίτερα το νάτριο, είναι οξειδωτικοί παράγοντες που χρησιμοποιούνται για την οξείδωση οργανικών ενώσεων και (μαζί με το θειικό οξύ) για τον καθαρισμό υαλικών εργαστηρίων. Επιπλέον, το οξείδιο του χρωμίου (VI) χρησιμοποιείται στην παραγωγή μαγνητικής ταινίας.

Ανακάλυψη και ετυμολογία

Η ιστορία της ανακάλυψης του χημικού στοιχείου χρώμιο έχει ως εξής. Το 1761, ο Johann Gottlob Lehmann βρήκε ένα πορτοκαλοκόκκινο ορυκτό στα Ουράλια Όρη και το ονόμασε «Σιβηρικός κόκκινος μόλυβδος». Αν και εσφαλμένα αναγνωρίστηκε ως ένωση μολύβδου με σελήνιο και σίδηρο, το υλικό ήταν στην πραγματικότητα χρωμικός μόλυβδος με χημικό τύπο PbCrO 4 . Σήμερα είναι γνωστό ως ορυκτό κροκόντε.

Το 1770, ο Peter Simon Pallas επισκέφτηκε το μέρος όπου ο Leman βρήκε ένα ορυκτό κόκκινου μολύβδου που είχε πολύ χρήσιμες ιδιότητες χρωστικής στα χρώματα. Η χρήση του κόκκινου μολύβδου της Σιβηρίας ως βαφής αναπτύχθηκε γρήγορα. Επιπλέον, το έντονο κίτρινο από το κροκό έχει γίνει μόδα.

Το 1797, ο Nicolas-Louis Vauquelin έλαβε δείγματα κόκκινου Αναμειγνύοντας κροκό με υδροχλωρικό οξύ, έλαβε το οξείδιο CrO 3 . Το χρώμιο ως χημικό στοιχείο απομονώθηκε το 1798. Το Vauquelin το έλαβε θερμαίνοντας οξείδιο με κάρβουνο. Ήταν επίσης σε θέση να ανιχνεύσει ίχνη χρωμίου σε πολύτιμους λίθους όπως το ρουμπίνι και το σμαράγδι.

Στη δεκαετία του 1800, το Cr χρησιμοποιήθηκε κυρίως σε χρώματα και άλατα δέρματος. Σήμερα, το 85% του μετάλλου χρησιμοποιείται σε κράματα. Το υπόλοιπο χρησιμοποιείται στη χημική βιομηχανία, στην παραγωγή πυρίμαχων υλικών και στη βιομηχανία χυτηρίου.

Η προφορά του χημικού στοιχείου χρώμιο αντιστοιχεί στο ελληνικό χρῶμα, που σημαίνει «χρώμα», λόγω των πολλών έγχρωμων ενώσεων που μπορούν να ληφθούν από αυτό.

Εξόρυξη και παραγωγή

Το στοιχείο είναι κατασκευασμένο από χρωμίτη (FeCr 2 O 4). Περίπου το ήμισυ αυτού του μεταλλεύματος στον κόσμο εξορύσσεται στη Νότια Αφρική. Επιπλέον, το Καζακστάν, η Ινδία και η Τουρκία είναι οι κύριοι παραγωγοί της. Υπάρχουν αρκετά εξερευνημένα κοιτάσματα χρωμίτη, αλλά γεωγραφικά είναι συγκεντρωμένα στο Καζακστάν και τη νότια Αφρική.

Οι αποθέσεις εγγενούς μετάλλου χρωμίου είναι σπάνιες, αλλά υπάρχουν. Για παράδειγμα, εξορύσσεται στο ορυχείο Udachnaya στη Ρωσία. Είναι πλούσιο σε διαμάντια και το αναγωγικό περιβάλλον βοήθησε στο σχηματισμό καθαρού χρωμίου και διαμαντιών.

Για τη βιομηχανική παραγωγή μετάλλου, τα μεταλλεύματα χρωμίτη επεξεργάζονται με τηγμένο αλκάλιο (καυστική σόδα, NaOH). Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται χρωμικό νάτριο (Na 2 CrO 4), το οποίο ανάγεται με άνθρακα σε οξείδιο Cr 2 O 3. Το μέταλλο λαμβάνεται με θέρμανση του οξειδίου παρουσία αλουμινίου ή πυριτίου.

Το 2000, περίπου 15 Mt μεταλλεύματος χρωμίτη εξορύχθηκε και υποβλήθηκε σε επεξεργασία σε 4 Mt σιδηροχρωμίου, 70% χρώμιο-σίδερο, με εκτιμώμενη αγοραία αξία 2,5 δισεκατομμυρίων δολαρίων ΗΠΑ.

Τα κύρια χαρακτηριστικά

Το χαρακτηριστικό του χημικού στοιχείου χρώμιο οφείλεται στο γεγονός ότι είναι μέταλλο μεταπτώσεως της τέταρτης περιόδου του περιοδικού πίνακα και βρίσκεται μεταξύ βαναδίου και μαγγανίου. Περιλαμβάνεται στην ομάδα VI. Λιώνει σε θερμοκρασία 1907 °C. Παρουσία οξυγόνου, το χρώμιο σχηματίζει γρήγορα ένα λεπτό στρώμα οξειδίου, το οποίο προστατεύει το μέταλλο από περαιτέρω αλληλεπίδραση με το οξυγόνο.

Ως μεταβατικό στοιχείο, αντιδρά με ουσίες σε διάφορες αναλογίες. Έτσι, σχηματίζει ενώσεις στις οποίες έχει διάφορες καταστάσεις οξείδωσης. Το χρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο με θεμελιώδεις καταστάσεις +2, +3 και +6, εκ των οποίων το +3 είναι το πιο σταθερό. Επιπλέον, οι καταστάσεις +1, +4 και +5 παρατηρούνται σε σπάνιες περιπτώσεις. Οι ενώσεις του χρωμίου σε κατάσταση οξείδωσης +6 είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες.

Τι χρώμα είναι το χρώμιο; Το χημικό στοιχείο προσδίδει μια ρουμπινιά απόχρωση. Το Cr 2 O 3 που χρησιμοποιείται για χρησιμοποιείται επίσης ως χρωστική ουσία που ονομάζεται "πράσινο χρωμίου". Τα άλατά του έχουν χρώμα γυαλί σε σμαραγδένιο πράσινο χρώμα. Το χρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο του οποίου η παρουσία κάνει ένα ρουμπινί κόκκινο. Ως εκ τούτου, χρησιμοποιείται στην παραγωγή συνθετικών ρουμπίνων.

ισότοπα

Τα ισότοπα του χρωμίου έχουν ατομικά βάρη από 43 έως 67. Συνήθως, αυτό το χημικό στοιχείο αποτελείται από τρεις σταθερές μορφές: 52 Cr, 53 Cr και 54 Cr. Από αυτά, το 52 Cr είναι το πιο κοινό (83,8% όλου του φυσικού χρωμίου). Επιπλέον, έχουν περιγραφεί 19 ραδιοϊσότοπα, από τα οποία το 50 Cr είναι το πιο σταθερό, με χρόνο ημιζωής που υπερβαίνει τα 1,8 x 10 17 χρόνια. Το 51 Cr έχει χρόνο ημιζωής 27,7 ημέρες και για όλα τα άλλα ραδιενεργά ισότοπα δεν ξεπερνά τις 24 ώρες και για τα περισσότερα από αυτά διαρκεί λιγότερο από ένα λεπτό. Το στοιχείο έχει επίσης δύο μεταστάσεις.

Τα ισότοπα χρωμίου στον φλοιό της γης, κατά κανόνα, συνοδεύουν τα ισότοπα μαγγανίου, τα οποία βρίσκουν εφαρμογή στη γεωλογία. Το 53 Cr σχηματίζεται κατά τη ραδιενεργή διάσπαση των 53 Mn. Η αναλογία ισοτόπων Mn/Cr ενισχύει άλλες πληροφορίες σχετικά με την πρώιμη ιστορία του ηλιακού συστήματος. Οι αλλαγές στις αναλογίες 53 Cr/ 52 Cr και Mn/Cr από διαφορετικούς μετεωρίτες αποδεικνύουν ότι νέοι ατομικοί πυρήνες δημιουργήθηκαν λίγο πριν από το σχηματισμό του ηλιακού συστήματος.

Χημικό στοιχείο χρώμιο: ιδιότητες, τύπος ενώσεων

Το οξείδιο του χρωμίου (III) Cr 2 O 3, γνωστό και ως σεσκιοξείδιο, είναι ένα από τα τέσσερα οξείδια αυτού του χημικού στοιχείου. Λαμβάνεται από χρωμίτη. Η πράσινη ένωση αναφέρεται συνήθως ως "πράσινο χρωμίου" όταν χρησιμοποιείται ως χρωστική ουσία για τη ζωγραφική σμάλτου και γυαλιού. Το οξείδιο μπορεί να διαλυθεί σε οξέα, σχηματίζοντας άλατα, και σε λιωμένα αλκάλια, χρωμίτες.

Διχρωμικό κάλιο

Το K 2 Cr 2 O 7 είναι ένα ισχυρό οξειδωτικό μέσο και προτιμάται ως καθαριστικό για εργαστηριακά γυάλινα από οργανικά. Για αυτό χρησιμοποιείται το κορεσμένο διάλυμά του, αλλά μερικές φορές αντικαθίσταται με διχρωμικό νάτριο, με βάση την υψηλότερη διαλυτότητα του τελευταίου. Επιπλέον, μπορεί να ρυθμίσει τη διαδικασία οξείδωσης οργανικών ενώσεων, μετατρέποντας την πρωτογενή αλκοόλη σε αλδεΰδη και στη συνέχεια σε διοξείδιο του άνθρακα.

Το διχρωμικό κάλιο μπορεί να προκαλέσει δερματίτιδα από χρώμιο. Το χρώμιο είναι πιθανώς η αιτία της ευαισθητοποίησης που οδηγεί στην ανάπτυξη δερματίτιδας, ιδιαίτερα των χεριών και των βραχιόνων, η οποία είναι χρόνια και δύσκολο να αντιμετωπιστεί. Όπως και άλλες ενώσεις Cr(VI), το διχρωμικό κάλιο είναι καρκινογόνο. Ο χειρισμός του πρέπει να γίνεται με γάντια και κατάλληλο προστατευτικό εξοπλισμό.

Χρωμικό οξύ

Η ένωση έχει την υποθετική δομή H 2 CrO 4 . Ούτε τα χρωμικά ούτε τα διχρωμικά οξέα βρίσκονται στη φύση, αλλά τα ανιόντα τους βρίσκονται σε διάφορες ουσίες. Το "χρωμικό οξύ", το οποίο μπορεί να βρεθεί στην πώληση, είναι στην πραγματικότητα ο όξινος ανυδρίτης του - τριοξείδιο CrO 3.

Μόλυβδος (II) χρωμικό

Το PbCrO 4 έχει έντονο κίτρινο χρώμα και είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό. Για το λόγο αυτό έχει βρει εφαρμογή ως χρωστική ουσία με την ονομασία «κίτρινη κορώνα».

Cr και πεντασθενής δεσμός

Το χρώμιο διακρίνεται για την ικανότητά του να σχηματίζει πεντασθενείς δεσμούς. Η ένωση δημιουργείται από Cr(I) και μια ρίζα υδρογονάνθρακα. Ένας πεντασθενής δεσμός σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων χρωμίου. Ο τύπος του μπορεί να γραφτεί ως Ar-Cr-Cr-Ar όπου το Ar είναι μια συγκεκριμένη αρωματική ομάδα.

Εφαρμογή

Το χρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο του οποίου οι ιδιότητες του έχουν προσφέρει πολλές διαφορετικές χρήσεις, μερικές από τις οποίες παρατίθενται παρακάτω.

Χαρίζει στα μέταλλα αντοχή στη διάβρωση και γυαλιστερή επιφάνεια. Επομένως, το χρώμιο περιλαμβάνεται σε κράματα όπως ο ανοξείδωτος χάλυβας, που χρησιμοποιούνται για παράδειγμα στα μαχαιροπίρουνα. Χρησιμοποιείται επίσης για επιχρωμίωση.

Το χρώμιο είναι καταλύτης για διάφορες αντιδράσεις. Χρησιμοποιείται για την κατασκευή καλουπιών για το ψήσιμο τούβλων. Τα άλατά του μαυρίζουν το δέρμα. Το διχρωμικό κάλιο χρησιμοποιείται για την οξείδωση οργανικών ενώσεων όπως οι αλκοόλες και οι αλδεΰδες, καθώς και για τον καθαρισμό εργαστηριακών γυαλικών. Χρησιμεύει ως σταθεροποιητικό για τη βαφή υφασμάτων και χρησιμοποιείται επίσης στη φωτογραφία και την εκτύπωση φωτογραφιών.

Το CrO 3 χρησιμοποιείται για την κατασκευή μαγνητικών ταινιών (για παράδειγμα, για εγγραφή ήχου), οι οποίες έχουν καλύτερα χαρακτηριστικά από τις μεμβράνες οξειδίου του σιδήρου.

Ρόλος στη βιολογία

Το τρισθενές χρώμιο είναι ένα χημικό στοιχείο απαραίτητο για το μεταβολισμό της ζάχαρης στο ανθρώπινο σώμα. Αντίθετα, το εξασθενές Cr είναι εξαιρετικά τοξικό.

Προληπτικά μέτρα

Οι ενώσεις του μετάλλου χρωμίου και του Cr(III) δεν θεωρούνται γενικά επικίνδυνες για την υγεία, αλλά ουσίες που περιέχουν Cr(VI) μπορεί να είναι τοξικές εάν καταποθούν ή εισπνευστούν. Οι περισσότερες από αυτές τις ουσίες είναι ερεθιστικές για τα μάτια, το δέρμα και τους βλεννογόνους. Με χρόνια έκθεση, οι ενώσεις του χρωμίου (VI) μπορούν να προκαλέσουν βλάβη στα μάτια εάν δεν αντιμετωπιστούν σωστά. Επιπλέον, είναι αναγνωρισμένο καρκινογόνο. Η θανατηφόρα δόση αυτού του χημικού στοιχείου είναι περίπου μισό κουταλάκι του γλυκού. Σύμφωνα με τις συστάσεις του Παγκόσμιου Οργανισμού Υγείας, η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση Cr (VI) στο πόσιμο νερό είναι 0,05 mg ανά λίτρο.

Επειδή οι ενώσεις χρωμίου χρησιμοποιούνται σε βαφές και βυρσοδεψία δέρματος, βρίσκονται συχνά στο έδαφος και τα υπόγεια ύδατα εγκαταλελειμμένων βιομηχανικών χώρων που απαιτούν περιβαλλοντικό καθαρισμό και αποκατάσταση. Το αστάρι που περιέχει Cr(VI) εξακολουθεί να χρησιμοποιείται ευρέως στην αεροδιαστημική και την αυτοκινητοβιομηχανία.

Ιδιότητες στοιχείων

Οι κύριες φυσικές ιδιότητες του χρωμίου είναι οι εξής:

• Ατομικός αριθμός: 24.
• Ατομικό βάρος: 51.996.
• Σημείο τήξεως: 1890 °C.
• Σημείο βρασμού: 2482 °C.
• Κατάσταση οξείδωσης: +2, +3, +6.
• Διαμόρφωση ηλεκτρονίων: 3d 5 4s 1 .

Η ανακάλυψη του χρωμίου ανήκει στην περίοδο της ραγδαίας ανάπτυξης των χημικών-αναλυτικών μελετών αλάτων και ορυκτών. Στη Ρωσία, οι χημικοί έδειξαν ιδιαίτερο ενδιαφέρον για την ανάλυση ορυκτών που βρέθηκαν στη Σιβηρία και σχεδόν άγνωστα στη Δυτική Ευρώπη. Ένα από αυτά τα ορυκτά ήταν το κόκκινο μετάλλευμα μολύβδου της Σιβηρίας (κροκοΐτης), που περιγράφεται από τον Lomonosov. Το ορυκτό ερευνήθηκε, αλλά δεν βρέθηκε τίποτα εκτός από οξείδια μολύβδου, σιδήρου και αλουμινίου σε αυτό. Ωστόσο, το 1797, ο Vauquelin, βράζοντας ένα λεπτόκοκκο δείγμα του ορυκτού με ποτάσα και καταβυθίζοντας ανθρακικό μόλυβδο, έλαβε ένα πορτοκαλοκόκκινο διάλυμα. Από αυτό το διάλυμα, κρυστάλλωσε ένα ρουμπινί άλας, από το οποίο απομονώθηκε ένα οξείδιο και ένα ελεύθερο μέταλλο, διαφορετικό από όλα τα γνωστά μέταλλα. Ο Βοκελέν τον πήρε τηλέφωνο Χρώμιο (Χρώμιο ) από την ελληνική λέξη- χρωματισμός, χρώμα? Είναι αλήθεια ότι εδώ δεν εννοούνταν η ιδιότητα του μετάλλου, αλλά τα έντονα χρωματιστά άλατά του.

Εύρεση στη φύση.

Το πιο σημαντικό μετάλλευμα χρωμίου πρακτικής σημασίας είναι ο χρωμίτης, η κατά προσέγγιση σύνθεση του οποίου αντιστοιχεί στον τύπο FeCrO ​​4.

Βρίσκεται στη Μικρά Ασία, στα Ουράλια, στη Βόρεια Αμερική, στη Νότια Αφρική. Το προαναφερθέν ορυκτό κροκοΐτη - PbCrO 4 - είναι επίσης τεχνικής σημασίας. Το οξείδιο του χρωμίου (3) και μερικές από τις άλλες ενώσεις του βρίσκονται επίσης στη φύση. Στον φλοιό της γης, η περιεκτικότητα σε χρώμιο σε μέταλλο είναι 0,03%. Το χρώμιο βρίσκεται στον Ήλιο, στα αστέρια, στους μετεωρίτες.

Φυσικές ιδιότητες.

Το χρώμιο είναι ένα λευκό, σκληρό και εύθραυστο μέταλλο, εξαιρετικά χημικά ανθεκτικό σε οξέα και αλκάλια. Οξειδώνεται στον αέρα και έχει ένα λεπτό διαφανές φιλμ οξειδίου στην επιφάνεια. Το χρώμιο έχει πυκνότητα 7,1 g / cm 3, το σημείο τήξης του είναι +1875 0 C.

Παραλαβή.

Με την ισχυρή θέρμανση του σιδηρομεταλλεύματος χρωμίου με άνθρακα, το χρώμιο και ο σίδηρος μειώνονται:

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

Ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης, σχηματίζεται ένα κράμα χρωμίου με σίδηρο, το οποίο χαρακτηρίζεται από υψηλή αντοχή. Για να ληφθεί καθαρό χρώμιο, ανάγεται από οξείδιο του χρωμίου(3) με αλουμίνιο:

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

Σε αυτή τη διαδικασία χρησιμοποιούνται συνήθως δύο οξείδια - Cr 2 O 3 και CrO 3

Χημικές ιδιότητες.

Χάρη σε ένα λεπτό προστατευτικό φιλμ οξειδίου που καλύπτει την επιφάνεια του χρωμίου, είναι ιδιαίτερα ανθεκτικό στα επιθετικά οξέα και τα αλκάλια. Το χρώμιο δεν αντιδρά με πυκνά νιτρικά και θειικά οξέα, καθώς και με φωσφορικό οξύ. Το χρώμιο αλληλεπιδρά με τα αλκάλια στους t = 600-700 o C. Ωστόσο, το χρώμιο αλληλεπιδρά με αραιά θειικά και υδροχλωρικά οξέα, εκτοπίζοντας το υδρογόνο:

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

Σε υψηλές θερμοκρασίες, το χρώμιο καίγεται σε οξυγόνο για να σχηματίσει οξείδιο (III).

Το ζεστό χρώμιο αντιδρά με υδρατμούς:

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

Το χρώμιο αντιδρά επίσης με αλογόνα σε υψηλές θερμοκρασίες, αλογόνα με υδρογόνα, θείο, άζωτο, φώσφορο, άνθρακα, πυρίτιο, βόριο, για παράδειγμα:

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

Οι παραπάνω φυσικές και χημικές ιδιότητες του χρωμίου έχουν βρει εφαρμογή σε διάφορους τομείς της επιστήμης και της τεχνολογίας. Για παράδειγμα, το χρώμιο και τα κράματά του χρησιμοποιούνται για τη λήψη επιστρώσεων υψηλής αντοχής, ανθεκτικές στη διάβρωση στη μηχανολογία. Ως εργαλεία κοπής μετάλλων χρησιμοποιούνται κράματα σε μορφή σιδηροχρωμίου. Τα επιχρωμιωμένα κράματα έχουν βρει εφαρμογή στην ιατρική τεχνολογία, στην κατασκευή εξοπλισμού χημικών διεργασιών.

Η θέση του χρωμίου στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων:

Το χρώμιο είναι επικεφαλής της πλευρικής υποομάδας της ομάδας VI του περιοδικού συστήματος στοιχείων. Η ηλεκτρονική του φόρμουλα είναι η εξής:

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

Κατά την πλήρωση των τροχιακών με ηλεκτρόνια στο άτομο του χρωμίου, παραβιάζεται η κανονικότητα, σύμφωνα με την οποία το τροχιακό 4S θα έπρεπε να έχει συμπληρωθεί πρώτα στην κατάσταση 4S 2 . Ωστόσο, λόγω του γεγονότος ότι το 3d τροχιακό καταλαμβάνει πιο ευνοϊκή ενεργειακή θέση στο άτομο του χρωμίου, γεμίζει μέχρι την τιμή 4d 5 . Ένα τέτοιο φαινόμενο παρατηρείται στα άτομα κάποιων άλλων στοιχείων των δευτερογενών υποομάδων. Το χρώμιο μπορεί να εμφανίσει καταστάσεις οξείδωσης από +1 έως +6. Οι πιο σταθερές είναι οι ενώσεις του χρωμίου με καταστάσεις οξείδωσης +2, +3, +6.

Ενώσεις δισθενούς χρωμίου.

Οξείδιο του χρωμίου (II) CrO - πυροφορική μαύρη σκόνη (πυροφορική - η ικανότητα ανάφλεξης στον αέρα σε λεπτά διαιρεμένη κατάσταση). Το CrO διαλύεται σε αραιό υδροχλωρικό οξύ:

CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

Στον αέρα, όταν θερμαίνεται πάνω από 100 0 C, το CrO μετατρέπεται σε Cr 2 O 3.

Τα δισθενή άλατα χρωμίου σχηματίζονται με τη διάλυση του μετάλλου χρωμίου σε οξέα. Αυτές οι αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε μια ατμόσφαιρα ενός ανενεργού αερίου (για παράδειγμα, H 2), επειδή παρουσία αέρα, το Cr(II) οξειδώνεται εύκολα σε Cr(III).

Το υδροξείδιο του χρωμίου λαμβάνεται με τη μορφή κίτρινου ιζήματος με τη δράση ενός αλκαλικού διαλύματος στο χλωριούχο χρώμιο (II):

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

Το Cr(OH) 2 έχει βασικές ιδιότητες, είναι αναγωγικός παράγοντας. Το ενυδατωμένο ιόν Cr2+ είναι χρωματισμένο ανοιχτό μπλε. Ένα υδατικό διάλυμα CrCl 2 έχει μπλε χρώμα. Στον αέρα σε υδατικά διαλύματα, οι ενώσεις Cr(II) μετατρέπονται σε ενώσεις Cr(III). Αυτό είναι ιδιαίτερα έντονο για το υδροξείδιο του Cr(II):

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

Ενώσεις τρισθενούς χρωμίου.

Το οξείδιο του χρωμίου (III) Cr 2 O 3 είναι μια πυρίμαχη πράσινη σκόνη. Είναι κοντά στο κορούνδιο σε σκληρότητα. Στο εργαστήριο, μπορεί να ληφθεί με θέρμανση διχρωμικού αμμωνίου:

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

Cr 2 O 3 - αμφοτερικό οξείδιο, όταν συντήκεται με αλκάλια, σχηματίζει χρωμίτες: Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Το υδροξείδιο του χρωμίου είναι επίσης μια αμφοτερική ένωση:

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

Το άνυδρο CrCl 3 έχει την όψη σκούρων μωβ φύλλων, είναι εντελώς αδιάλυτο σε κρύο νερό και διαλύεται πολύ αργά όταν βράσει. Άνυδρο θειικό χρώμιο (III) Cr 2 (SO 4) 3 ροζ, επίσης ελάχιστα διαλυτό στο νερό. Παρουσία αναγωγικών παραγόντων, σχηματίζει μωβ θειικό χρώμιο Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Είναι επίσης γνωστά πράσινα ένυδρα θειικό χρώμιο, που περιέχουν μικρότερη ποσότητα νερού. Η στυπτηρία χρωμίου KCr(SO 4) 2 *12H 2 O κρυσταλλώνεται από διαλύματα που περιέχουν ιώδες θειικό χρώμιο και θειικό κάλιο. Ένα διάλυμα χρωμικής στυπτηρίας γίνεται πράσινο όταν θερμαίνεται λόγω του σχηματισμού θειικών αλάτων.

Αντιδράσεις με το χρώμιο και τις ενώσεις του

Σχεδόν όλες οι ενώσεις χρωμίου και τα διαλύματά τους είναι έντονα χρωματισμένα. Έχοντας ένα άχρωμο διάλυμα ή ένα λευκό ίζημα, μπορούμε να συμπεράνουμε με μεγάλο βαθμό πιθανότητας ότι το χρώμιο απουσιάζει.

1. Ζεσταίνουμε δυνατά στη φλόγα ενός καυστήρα σε ένα πορσελάνινο κύπελλο τέτοια ποσότητα διχρωμικού καλίου που θα χωρέσει στην άκρη ενός μαχαιριού. Το αλάτι δεν θα απελευθερώσει νερό κρυστάλλωσης, αλλά θα λιώσει σε θερμοκρασία περίπου 400 0 C με το σχηματισμό ενός σκούρου υγρού. Το ζεσταίνουμε για λίγα λεπτά ακόμα σε δυνατή φωτιά. Μετά την ψύξη, σχηματίζεται ένα πράσινο ίζημα στο θραύσμα. Μέρος του είναι διαλυτό στο νερό (κιτρινίζει), και το άλλο μέρος αφήνεται στο θραύσμα. Το άλας αποσυντέθηκε όταν θερμανθεί, με αποτέλεσμα το σχηματισμό διαλυτού κίτρινου χρωμικού καλίου K 2 CrO 4 και πράσινου Cr 2 O 3 .
2. Διαλύστε 3 g κονιοποιημένου διχρωμικού καλίου σε 50 ml νερού. Στο ένα μέρος προσθέστε λίγο ανθρακικό κάλιο. Θα διαλυθεί με την απελευθέρωση CO 2 και το χρώμα του διαλύματος θα γίνει ανοιχτό κίτρινο. Το χρωμικό σχηματίζεται από το διχρωμικό κάλιο. Αν τώρα προσθέσουμε ένα διάλυμα θειικού οξέος 50% σε δόσεις, τότε θα εμφανιστεί ξανά το κόκκινο-κίτρινο χρώμα του διχρωμικού.
3. Ρίξτε σε δοκιμαστικό σωλήνα 5 ml. διάλυμα διχρωμικού καλίου, βράστε με 3 ml πυκνού υδροχλωρικού οξέος υπό βύθιση. Κιτρινοπράσινο δηλητηριώδες αέριο χλώριο απελευθερώνεται από το διάλυμα, επειδή το χρωμικό θα οξειδώσει το HCl σε Cl 2 και H 2 O. Το ίδιο το χρωμικό θα μετατραπεί σε πράσινο τρισθενές χλωριούχο χρώμιο. Μπορεί να απομονωθεί με εξάτμιση του διαλύματος και στη συνέχεια, με σύντηξη με σόδα και νιτρικό, να μετατραπεί σε χρωμικό.
4. Όταν προστίθεται διάλυμα νιτρικού μολύβδου, κατακρημνίζεται κίτρινος χρωμικός μόλυβδος. όταν αλληλεπιδρά με ένα διάλυμα νιτρικού αργύρου, σχηματίζεται ένα κόκκινο-καφέ ίζημα χρωμικού αργύρου.
5. Προσθέστε υπεροξείδιο του υδρογόνου σε διάλυμα διχρωμικού καλίου και οξινίστε το διάλυμα με θειικό οξύ. Το διάλυμα αποκτά βαθύ μπλε χρώμα λόγω του σχηματισμού υπεροξειδίου του χρωμίου. Το υπεροξείδιο, όταν ανακινηθεί με λίγο αιθέρα, θα μετατραπεί σε οργανικό διαλύτη και θα το κάνει μπλε. Αυτή η αντίδραση είναι ειδική για το χρώμιο και είναι πολύ ευαίσθητη. Μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την ανίχνευση χρωμίου σε μέταλλα και κράματα. Πρώτα απ 'όλα, είναι απαραίτητο να διαλυθεί το μέταλλο. Με παρατεταμένο βρασμό με θειικό οξύ 30% (μπορεί να προστεθεί και υδροχλωρικό οξύ), το χρώμιο και πολλοί χάλυβες διαλύονται μερικώς. Το προκύπτον διάλυμα περιέχει θειικό χρώμιο (III). Για να μπορέσουμε να πραγματοποιήσουμε μια αντίδραση ανίχνευσης, πρώτα την εξουδετερώνουμε με καυστική σόδα. Το γκριζοπράσινο υδροξείδιο του χρωμίου (III) κατακρημνίζεται, το οποίο διαλύεται σε περίσσεια NaOH και σχηματίζει πράσινο χρωμίτη νατρίου. Διηθήστε το διάλυμα και προσθέστε 30% υπεροξείδιο του υδρογόνου. Όταν θερμανθεί, το διάλυμα θα γίνει κίτρινο, καθώς ο χρωμίτης οξειδώνεται σε χρωμικό. Η οξίνιση θα έχει ως αποτέλεσμα ένα μπλε χρώμα του διαλύματος. Η έγχρωμη ένωση μπορεί να εκχυλιστεί με ανακίνηση με αιθέρα.

Αναλυτικές αντιδράσεις για ιόντα χρωμίου.

1. Σε 3-4 σταγόνες διαλύματος χλωριούχου χρωμίου CrCl 3 προσθέστε ένα διάλυμα NaOH 2Μ μέχρι να διαλυθεί το αρχικό ίζημα. Σημειώστε το χρώμα του σχηματιζόμενου χρωμίτη νατρίου. Θερμάνετε το προκύπτον διάλυμα σε υδατόλουτρο. Τι συμβαίνει?
2. Σε 2-3 σταγόνες διαλύματος CrCl 3 προσθέστε ίσο όγκο διαλύματος NaOH 8M και 3-4 σταγόνες διαλύματος H 2 O 2 3%. Θερμάνετε το μίγμα της αντίδρασης σε υδατόλουτρο. Τι συμβαίνει? Τι ίζημα σχηματίζεται εάν το προκύπτον έγχρωμο διάλυμα εξουδετερωθεί, προστεθεί CH 3 COOH σε αυτό και μετά Pb (NO 3) 2 ;
3. Ρίξτε 4-5 σταγόνες διαλυμάτων θειικού χρωμίου Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 και KMnO 4 σε δοκιμαστικό σωλήνα. Θερμάνετε το σημείο αντίδρασης για αρκετά λεπτά σε υδατόλουτρο. Σημειώστε την αλλαγή στο χρώμα του διαλύματος. Τι το προκάλεσε;
4. Σε 3-4 σταγόνες διαλύματος K 2 Cr 2 O 7 οξινισμένο με νιτρικό οξύ, προσθέστε 2-3 σταγόνες διαλύματος H 2 O 2 και αναμίξτε. Το μπλε χρώμα του διαλύματος που εμφανίζεται οφείλεται στην εμφάνιση του υπερχρωμικού οξέος H 2 CrO 6:

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

Δώστε προσοχή στην ταχεία αποσύνθεση του H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
μπλε χρώμα πράσινο χρώμα

Το υπερχρωμικό οξύ είναι πολύ πιο σταθερό σε οργανικούς διαλύτες.

1. Σε 3-4 σταγόνες διαλύματος K 2 Cr 2 O 7 οξινισμένου με νιτρικό οξύ, προσθέστε 5 σταγόνες ισοαμυλικής αλκοόλης, 2-3 σταγόνες διαλύματος H 2 O 2 και ανακινήστε το μίγμα της αντίδρασης. Το στρώμα του οργανικού διαλύτη που επιπλέει στην κορυφή είναι χρωματισμένο έντονο μπλε. Το χρώμα ξεθωριάζει πολύ αργά. Συγκρίνετε τη σταθερότητα του H 2 CrO 6 σε οργανικές και υδατικές φάσεις.
2. Όταν τα ιόντα CrO 4 2- και Ba 2+ αλληλεπιδρούν, κατακρημνίζεται ένα κίτρινο ίζημα χρωμικού βαρίου BaCrO 4.
3. Ο νιτρικός άργυρος σχηματίζει τούβλο κόκκινο ίζημα χρωμικού αργύρου με ιόντα CrO 4 2.
4. Πάρτε τρεις δοκιμαστικούς σωλήνες. Τοποθετήστε 5-6 σταγόνες διαλύματος K 2 Cr 2 O 7 σε ένα από αυτά, τον ίδιο όγκο διαλύματος K 2 CrO 4 στο δεύτερο και τρεις σταγόνες και από τα δύο διαλύματα στο τρίτο. Στη συνέχεια, προσθέστε τρεις σταγόνες διαλύματος ιωδιούχου καλίου σε κάθε σωληνάριο. Εξηγήστε το αποτέλεσμα. Οξινίστε το διάλυμα στο δεύτερο σωληνάριο. Τι συμβαίνει? Γιατί;

Διασκεδαστικά πειράματα με ενώσεις χρωμίου

1. Ένα μείγμα CuSO 4 και K 2 Cr 2 O 7 γίνεται πράσινο όταν προστίθεται αλκάλιο και γίνεται κίτρινο παρουσία οξέος. Με θέρμανση 2 mg γλυκερόλης με μικρή ποσότητα (NH 4) 2 Cr 2 O 7 και στη συνέχεια προσθήκη αλκοόλης, λαμβάνεται ένα φωτεινό πράσινο διάλυμα μετά τη διήθηση, το οποίο γίνεται κίτρινο όταν προστίθεται οξύ και γίνεται πράσινο σε ουδέτερο ή αλκαλικό Μεσαίο.
2. Τοποθετήστε στο κέντρο της κονσέρβας με θερμίτη "ρουμπινί μίγμα" - αλεσμένο καλά και τοποθετημένο σε αλουμινόχαρτο Al 2 O 3 (4,75 g) με προσθήκη Cr 2 O 3 (0,25 g). Για να μην κρυώσει περισσότερο το βάζο, είναι απαραίτητο να το θάψετε κάτω από την επάνω άκρη στην άμμο και αφού ο θερμίτης αναφλεγεί και αρχίσει η αντίδραση, καλύψτε το με ένα φύλλο σιδήρου και γεμίστε το με άμμο. Τράπεζα να σκάψει σε μια μέρα. Το αποτέλεσμα είναι μια σκόνη κόκκινο-ρουμπινί.
3. 10 g διχρωμικού καλίου λειοτριβούνται με 5 g νιτρικού νατρίου ή καλίου και 10 g ζάχαρης. Το μίγμα υγραίνεται και αναμιγνύεται με κολλίδιο. Εάν η σκόνη συμπιεστεί σε έναν γυάλινο σωλήνα και στη συνέχεια το ραβδί ωθηθεί έξω και πυρποληθεί από το τέλος, τότε ένα "φίδι" θα αρχίσει να σέρνεται έξω, πρώτα μαύρο και μετά την ψύξη - πράσινο. Ένα ραβδί με διάμετρο 4 mm καίγεται με ταχύτητα περίπου 2 mm ανά δευτερόλεπτο και μακραίνει 10 φορές.
4. Εάν αναμίξετε διαλύματα θειικού χαλκού και διχρωμικού καλίου και προσθέσετε λίγο διάλυμα αμμωνίας, τότε θα πέσει ένα άμορφο καφέ ίζημα της σύνθεσης 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, το οποίο διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ για να σχηματίσει ένα κίτρινο διάλυμα και σε περίσσεια αμμωνίας λαμβάνεται πράσινο διάλυμα. Εάν προστεθεί επιπλέον αλκοόλ σε αυτό το διάλυμα, θα σχηματιστεί ένα πράσινο ίζημα, το οποίο μετά τη διήθηση γίνεται μπλε και μετά την ξήρανση μπλε-ιώδες με κόκκινες λάμψεις, καθαρά ορατό σε έντονο φως.
5. Το οξείδιο του χρωμίου που έμεινε μετά τα πειράματα «ηφαιστείου» ή «φιδιού φαραώ» μπορεί να αναγεννηθεί. Για να γίνει αυτό, είναι απαραίτητο να συντήξετε 8 g Cr 2 O 3 και 2 g Na 2 CO 3 και 2,5 g KNO 3 και να επεξεργαστείτε το κρύο κράμα με βραστό νερό. Λαμβάνεται διαλυτό χρωμικό, το οποίο μπορεί επίσης να μετατραπεί σε άλλες ενώσεις Cr(II) και Cr(VI), συμπεριλαμβανομένου του αρχικού διχρωμικού αμμωνίου.

Παραδείγματα οξειδοαναγωγικών μεταπτώσεων που περιλαμβάνουν χρώμιο και τις ενώσεις του

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

α) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O β) Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
γ) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
δ) 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-

α) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
β) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
γ) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
δ) 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+

α) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
β) CrO + H 2 O \u003d Cr (OH) 2
γ) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
δ) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
ε) 4Cr (NO 3) 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
στ) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Στοιχείο Chrome ως καλλιτέχνης

Οι χημικοί στράφηκαν αρκετά συχνά στο πρόβλημα της δημιουργίας τεχνητών χρωστικών για ζωγραφική. Τον 18ο-19ο αιώνα αναπτύχθηκε η τεχνολογία για την απόκτηση πολλών εικονογραφικών υλικών. Ο Louis Nicolas Vauquelin το 1797, ο οποίος ανακάλυψε το μέχρι τότε άγνωστο στοιχείο χρώμιο στο κόκκινο μετάλλευμα της Σιβηρίας, ετοίμασε μια νέα, εξαιρετικά σταθερή βαφή - το πράσινο του χρωμίου. Το χρωμοφόρο του είναι το υδατικό οξείδιο του χρωμίου (III). Με το όνομα "σμαραγδί πράσινο" άρχισε να παράγεται το 1837. Αργότερα, ο L. Vauquelen πρότεινε πολλά νέα χρώματα: βαρίτη, ψευδάργυρο και κίτρινο χρώμιο. Με την πάροδο του χρόνου, αντικαταστάθηκαν από πιο επίμονες κίτρινες, πορτοκαλί χρωστικές με βάση το κάδμιο.

Το πράσινο χρωμίου είναι το πιο ανθεκτικό και ανθεκτικό στο φως χρώμα που δεν επηρεάζεται από τα ατμοσφαιρικά αέρια. Τριμμένο σε λάδι, το πράσινο του χρωμίου έχει μεγάλη κρυφή δύναμη και είναι ικανό να στεγνώσει γρήγορα, επομένως, από τον 19ο αιώνα. χρησιμοποιείται ευρέως στη ζωγραφική. Έχει μεγάλη σημασία στη βαφή πορσελάνης. Το γεγονός είναι ότι τα προϊόντα πορσελάνης μπορούν να διακοσμηθούν τόσο με βερνίκι όσο και με βερνίκι. Στην πρώτη περίπτωση, τα χρώματα εφαρμόζονται στην επιφάνεια μόνο ενός ελαφρώς ψημένου προϊόντος, το οποίο στη συνέχεια καλύπτεται με ένα στρώμα λούστρου. Ακολουθεί το κύριο ψήσιμο σε υψηλή θερμοκρασία: για τη σύντηξη της μάζας της πορσελάνης και την τήξη του γλάσου, τα προϊόντα θερμαίνονται στους 1350 - 1450 0 C. Πολύ λίγα χρώματα αντέχουν σε τόσο υψηλή θερμοκρασία χωρίς χημικές αλλαγές, και στο παλιό μέρες υπήρχαν μόνο δύο από αυτά - κοβάλτιο και χρώμιο. Το μαύρο οξείδιο του κοβαλτίου, που εφαρμόζεται στην επιφάνεια ενός αντικειμένου πορσελάνης, συγχωνεύεται με το λούστρο κατά το ψήσιμο, αλληλεπιδρώντας χημικά με αυτό. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται φωτεινά μπλε πυριτικά άλατα κοβαλτίου. Αυτό το πορσελάνινο σκεύος μπλε κοβαλτίου είναι γνωστό σε όλους. Το οξείδιο του χρωμίου (III) δεν αλληλεπιδρά χημικά με τα συστατικά του λούστρου και απλώς βρίσκεται μεταξύ των θραυσμάτων πορσελάνης και του διαφανούς λούστρου με ένα "κωφό" στρώμα.

Εκτός από το πράσινο του χρωμίου, οι καλλιτέχνες χρησιμοποιούν χρώματα που προέρχονται από το Volkonskoite. Αυτό το ορυκτό από την ομάδα των μοντμοριλλονιτών (ορυκτό αργίλου της υποκατηγορίας σύνθετων πυριτικών Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2) ανακαλύφθηκε το 1830 από τον Ρώσο ορυκτολόγο Kemmerer και πήρε το όνομά του από την κόρη M.N. Volkonskaya. του ήρωα της μάχης του Borodino, στρατηγού N. Raevsky, συζύγου του Decembrist S. G. Volkonsky Volkonskoite είναι ένας πηλός που περιέχει έως και 24% οξείδιο χρωμίου, καθώς και οξείδια αλουμινίου και σιδήρου (III). καθορίζει τον ποικίλο χρωματισμό του - από το χρώμα ενός σκουρόχρωμου χειμωνιάτικου έλατου έως το λαμπερό πράσινο χρώμα ενός ελώδη βατράχου.

Ο Πάμπλο Πικάσο απευθύνθηκε στους γεωλόγους της χώρας μας με αίτημα να μελετήσουν τα αποθέματα του Volkonskoite, που δίνει στη βαφή έναν μοναδικό φρέσκο ​​τόνο. Επί του παρόντος, έχει αναπτυχθεί μια μέθοδος για τη λήψη τεχνητού wolkonskoite. Είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί ότι, σύμφωνα με σύγχρονη έρευνα, οι Ρώσοι αγιογράφοι χρησιμοποιούσαν χρώματα από αυτό το υλικό ήδη από τον Μεσαίωνα, πολύ πριν την «επίσημη» ανακάλυψή του. Το πράσινο του Guinier (δημιουργήθηκε το 1837), του οποίου το χρωμοφόρμιο είναι μια ένυδρη ένωση οξειδίου του χρωμίου Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, όπου μέρος του νερού είναι χημικά δεσμευμένο και μέρος προσροφημένο, ήταν επίσης δημοφιλές στους καλλιτέχνες. Αυτή η χρωστική δίνει στο χρώμα μια σμαραγδένια απόχρωση.

blog.site, με πλήρη ή μερική αντιγραφή του υλικού, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.