Kroom on siirdemetall, mida kasutatakse laialdaselt tööstuses oma tugevuse ning kuumuse- ja korrosioonikindluse tõttu. See artikkel annab teile ülevaate selle siirdemetalli mõningatest olulistest omadustest ja kasutusaladest.
Kroom kuulub siirdemetallide kategooriasse. See on kõva, kuid rabe terashall metall aatomnumbriga 24. See läikiv metall on paigutatud perioodilisuse tabeli rühma 6 ja on tähistatud sümboliga "Cr".
Nimetus kroom on tuletatud kreekakeelsest sõnast chromia, mis tähendab värvi.
Oma nimele kohaselt moodustab kroom mitmeid intensiivse värvusega ühendeid. Tänapäeval ekstraheeritakse peaaegu kogu kaubanduslikult kasutatav kroom maagi raudkromiidist või kroomoksiidist (FeCr2O4).
Kroomi omadused
- Kroom on maakoore kõige rikkalikum element, kuid seda ei esine kunagi puhtal kujul. Peamiselt kaevandatakse kaevandustest, näiteks kromiidikaevandustest.
- Kroom sulab temperatuuril 2180 K või 3465 °F ja keemistemperatuur on 2944 K või 4840 °F. selle aatommass on 51,996 g/mol ja Mohsi skaalal 5,5.
- Kroom esineb paljudes oksüdatsiooniastmetes, nagu +1, +2, +3, +4, +5 ja +6, millest +2, +3 ja +6 on kõige levinumad ning +1, +4 , A +5 on haruldane oksüdatsioon. Oksüdatsiooniaste +3 on kroomi kõige stabiilsem olek. Kroom(III) saab valmistada elementkroomi lahustamisel vesinikkloriid- või väävelhappes.
- See metallelement on tuntud oma ainulaadsete magnetiliste omaduste poolest. Toatemperatuuril on sellel antiferromagnetiline järjestus, mis ilmneb teistes metallides suhteliselt madalatel temperatuuridel.
- Antiferromagnetism on koht, kus naaberioonid, mis käituvad nagu magnetid, kinnituvad materjali kaudu vastandlike või antiparalleelsete mehhanismide külge. Selle tulemusel on magnetiliste aatomite või ioonide tekitatud magnetväli orienteeritud ühes suunas, tühistades vastassuunas joondatud magnetaatomid või ioonid, nii et materjalil ei esine jämedaid väliseid magnetvälju.
- Temperatuuril üle 38°C muutub kroom paramagnetiliseks, s.t seda tõmbab väljastpoolt rakendatav magnetväli. Teisisõnu tõmbab kroom välise magnetvälja poole, kui temperatuur on üle 38°C.
- Kroom ei allu vesiniku rabedusele, st ei muutu aatomilise vesinikuga kokkupuutel rabedaks. Kuid lämmastikuga kokkupuutel kaotab see oma plastilisuse ja muutub rabedaks.
- Kroom on väga korrosioonikindel. Metalli pinnale tekib õhuhapnikuga kokkupuutel õhuke kaitsev oksiidkile. See kiht takistab hapniku difusiooni alusmaterjali ja seega kaitseb seda edasise korrosiooni eest. Seda protsessi nimetatakse passiveerimiseks, kroomiga passiveerimine annab vastupidavuse hapetele.
- Kroomil on kolm peamist isotoopi, mida nimetatakse 52Cr, 53Cr ja 54Cr, millest 52CR on kõige levinum isotoop. Kroom reageerib enamiku hapetega, kuid ei reageeri veega. Toatemperatuuril reageerib see hapnikuga, moodustades kroomoksiidi.
Rakendus
Roostevaba terase tootmine
Kroomil on oma kõvaduse ja korrosioonikindluse tõttu lai kasutusala. Seda kasutatakse peamiselt kolmes tööstuses - metallurgia, keemia ja tulekindlad. Seda kasutatakse laialdaselt roostevaba terase valmistamiseks, kuna see hoiab ära korrosiooni. Tänapäeval on see terase jaoks väga oluline legeermaterjal. Sellest valmistatakse ka nikroomi, mida kasutatakse takistuskütteelementides tänu selle võimele taluda kõrgeid temperatuure.
Pinnakate
Pindade katmiseks kasutatakse ka happekromaati või dikromaati. Tavaliselt tehakse selleks galvaniseerimismeetodit, mille käigus kantakse metallpinnale õhuke kroomikiht. Teine meetod on kroomimine, mille kaudu kantakse kromaate kaitsekihiga teatud metallidele nagu alumiinium (Al), kaadmium (CD), tsink (Zn), hõbe ja ka magneesium (MG).
Puidu konserveerimine ja naha parkimine
Kroom (VI) soolad on mürgised, seetõttu kasutatakse neid puidu kaitsmiseks seente, putukate ja termiitide poolt kahjustamise ja hävitamise eest. Kroom(III), eriti kroommaarjast või kaaliumsulfaati, kasutatakse nahatööstuses, kuna see aitab nahka stabiliseerida.
Värvained ja pigmendid
Kroomi kasutatakse ka pigmentide või värvainete valmistamiseks. Varem kasutati pigmentidena laialdaselt kroomkollast ja pliikromaati. Keskkonnaprobleemide tõttu vähenes selle kasutamine märkimisväärselt ja lõpuks asendati see plii- ja kroompigmentidega. Teiste pigmentide aluseks on kroom, punane kroom, roheline kroomoksiid, mis on kollase ja Preisi sinise segu. Klaasile roheka värvuse andmiseks kasutatakse kroomoksiidi.
Kunstlike rubiinide süntees
Smaragdid võlgnevad oma rohelise tooni kroomile. Kroomoksiidi kasutatakse ka sünteetiliste rubiinide tootmiseks. Looduslikud rubiinid on korundi või alumiiniumoksiidi kristallid, mis omandavad kroomi olemasolu tõttu punase tooni. Sünteetilised või kunstlikud rubiinid valmistatakse kroomi (III) lisamisega sünteetilistele korundikristallidele.
Bioloogilised funktsioonid
Kroom (III) ehk kolmevalentne kroom on inimorganismile hädavajalik, kuid väga väikestes kogustes. Arvatakse, et see mängib olulist rolli lipiidide ja suhkru metabolismis. Praegu kasutatakse seda paljudes toidulisandites, millel on väidetavalt mitmeid tervisega seotud eeliseid, kuid see on vastuoluline küsimus. Kroomi bioloogilist rolli ei ole piisavalt testitud ja paljud eksperdid usuvad, et see ei ole imetajate jaoks oluline, samas kui teised peavad seda inimese jaoks oluliseks mikroelemendiks.
Muud kasutusalad
Kõrge sulamistemperatuur ja kuumakindlus muudavad kroomi ideaalseks tulekindlaks materjaliks. See on leidnud rakendust kõrgahjudes, tsemendiahjudes ja metalliahjudes. Paljusid kroomiühendeid kasutatakse süsivesinike töötlemise katalüsaatoritena. Kroom(IV) kasutatakse heli- ja videokassettides kasutatavate magnetlintide tootmiseks.
Kuuevalentset kroomi ehk kroom(VI) nimetatakse mürgiseks ja mutageenseks aineks ning kroom(IV) on tuntud oma kantserogeensete omaduste poolest. Kromaatsool põhjustab ka mõnedel inimestel allergilisi reaktsioone. Tervise- ja keskkonnaprobleemide tõttu on mitmel pool maailmas kehtestatud kroomiühendite kasutamisele teatud piirangud.
Cr2+. Kahevalentse kroomi katiooni laengukontsentratsioon vastab magneesiumi katiooni ja kahevalentse raua katiooni laengukontsentratsioonile, seetõttu on mitmed omadused, eriti nende katioonide happe-aluseline käitumine, lähedased. Veelgi enam, nagu juba mainitud, on Cr 2+ tugev redutseerija, mistõttu lahuses toimuvad järgmised reaktsioonid: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Üsna aeglaselt, kuid ühtlane oksüdatsioon veega toimub: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2. Kahevalentse kroomi oksüdatsioon toimub isegi kergemini kui kahevalentse raua oksüdatsioon, soolad läbivad ka mõõdukal määral katioonide hüdrolüüsi (st esimene etapp on domineeriv).
CrO on aluseline oksiid, musta värvi, pürofooriline. 700 o C juures on see disproportsioonid: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Seda saab saada vastava hüdroksiidi termilisel lagunemisel hapniku puudumisel.
Cr(OH)2 on lahustumatu kollane alus. Reageerib hapetega, oksüdeerivad happed samaaegselt happe-aluse interaktsiooniga, oksüdeerivad kahevalentset kroomi; teatud tingimustel juhtub see ka mitteoksüdeerivate hapetega (oksüdeeriv aine - H +). Vahetusreaktsiooni teel toodetud kroom(II)hüdroksiid muutub oksüdatsiooni tõttu kiiresti roheliseks:
4Cr(OH)2 + O2 = 4CrO(OH) + 2H2O.
Oksüdatsiooniga kaasneb ka kroom(II)hüdroksiidi lagunemine hapniku juuresolekul: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.
Cr3+. Kroom (III) ühendid on keemiliste omaduste poolest sarnased alumiiniumi ja raud (III) ühenditega. Oksiid ja hüdroksiid on amfoteersed. Nõrkade ebastabiilsete ja lahustumatute hapete soolad (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) läbivad pöördumatu hüdrolüüsi:
2CrCl3 + 3K 2S + 6H 2O = 2Cr(OH)3 ↓ + 3H 2S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.
Kuid kroom (III) katioon ei ole väga tugev oksüdeerija, seega on kroom (III) sulfiid olemas ja seda saab veevabades tingimustes saada, kuigi mitte lihtsatest ainetest, kuna see laguneb kuumutamisel, kuid vastavalt reaktsioonile: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2S (gaas) = Cr2S3 (cr) + 6HCl. Kolmevalentse kroomi oksüdeerivatest omadustest ei piisa, et selle soolade lahused saaksid suhelda vasega, kuid tsingiga toimub selline reaktsioon: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.
Cr2O3 – rohelise värvusega amfoteerne oksiid, millel on väga tugev kristallvõre, seetõttu on sellel keemiline aktiivsus ainult amorfses olekus. Reageerib peamiselt legeeritud happeliste ja aluseliste oksiididega, hapete ja leelistega, samuti happeliste või aluseliste funktsioonidega ühenditega:
Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2.
Cr(OH)3 (CrO(OH), Cr2O3 *nH2O) - halli-sinise värvi amfoteerne hüdroksiid. Lahustub nii hapetes kui leelistes. Leelises lahustatuna tekivad hüdroksokompleksid, milles kroomi katiooni koordinatsiooniarv on 4 või 6:
Cr(OH)3 + NaOH = Na; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3.
Hüdroksokompleksid lagunevad hapetega kergesti, samas kui tugevate ja nõrkade hapetega on protsessid erinevad:
Na + 4HCl = NaCl + CrCl3 + 4H2O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.
Cr(III) ühendid ei ole mitte ainult oksüdeerivad ained, vaid ka redutseerivad ained seoses muundamisega Cr(VI) ühenditeks. Reaktsioon toimub eriti kergesti leeliselises keskkonnas:
2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 V.
Happelises keskkonnas: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.
Cr +6. Kõik Cr(VI) ühendid on tugevad oksüdeerivad ained. Nende ühendite happe-aluseline käitumine on sarnane samas oksüdatsiooniastmes olevate väävliühendite omaga. Selline põhi- ja sekundaarsete alarühmade elementide ühendite omaduste sarnasus maksimaalses positiivses oksüdatsiooniastmes on iseloomulik enamikule perioodilise süsteemi rühmadele.
CrO3 - tumepunane ühend, tüüpiline happeoksiid. Sulamistemperatuuril see laguneb: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.
Oksüdeeriva toime näide: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (Kuumutamisel).
Kroom(VI)oksiid lahustub kergesti vees, lisades seda ja muutudes hüdroksiidiks:
H2CrO4 - kroomhape on tugev kahealuseline hape. Seda ei eraldata vabas vormis, sest kontsentratsioonil üle 75%, toimub kondensatsioonireaktsioon dikroomhappe moodustumisega: 2H 2 CrO 4 (kollane) = H 2 Cr 2 O 7 (oranž) + H 2 O.
Edasine kontsentreerimine viib trikroomsete (H 2 Cr 3 O 10) ja isegi tetrakroomsete (H 2 Cr 4 O 13) hapete moodustumiseni.
Kromaatiooni dimerisatsioon toimub ka hapestamisel. Selle tulemusena esinevad kroomhappe soolad pH > 6 juures kollaste kromaatidena (K 2 CrO 4) ja pH juures< 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 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O.
Kaaliumdikromaadi interaktsioon kontsentreeritud väävelhappega viib kroomanhüdriidi moodustumiseni, mis ei lahustu selles:
K 2 Cr 2 O 7 (kristalne) + + H 2 SO 4 (konts.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;
Kuumutamisel toimub ammooniumdikromaadis intramolekulaarne redoksreaktsioon: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
HALOGEENID ("sünnisoolad")
Halogeenid on perioodilisuse tabeli VII rühma peamise alarühma elemendid. Need on fluor, kloor, broom, jood, astatiin. Nende aatomite välise elektroonilise kihi struktuur: ns 2 np 5. Seega on välisel elektroonilisel tasandil 7 elektroni ja neil puudub väärisgaasi stabiilse kesta saavutamiseks vaid üks elektron. Olles perioodi eelviimased elemendid, on halogeenidel selle perioodi väikseim raadius. Kõik see toob kaasa asjaolu, et halogeenidel on mittemetallide omadused, neil on kõrge elektronegatiivsus ja kõrge ionisatsioonipotentsiaal. Halogeenid on tugevad oksüdeerivad ained; nad on võimelised vastu võtma elektrone, muutuma "1-" laenguga aniooniks või avaldama vähem elektronegatiivsete elementidega kovalentselt sidudes oksüdatsiooniastet "-1". Samal ajal, liikudes läbi rühma ülalt alla, suureneb aatomiraadius ja väheneb halogeenide oksüdatsioonivõime. Kui fluor on kõige tugevam oksüdeerija, siis joodil on mõne kompleksse ainega, aga ka hapniku ja muude halogeenidega suhtlemisel redutseerivad omadused.
Fluori aatom erineb teistest rühma liikmetest. Esiteks on sellel ainult negatiivne oksüdatsiooniaste, kuna see on kõige elektronegatiivsem element, ja teiseks, nagu igal II perioodi elemendil, on sellel välisel elektroonilisel tasemel ainult 4 aatomiorbitaali, millest kolm on hõivatud üksikute elektronide paaridega, neljandal on paaritu elektron, mis enamikul juhtudel on ainus valentselektron. Teiste elementide aatomites on välistasandil täitmata d-elektroni alamtase, kuhu ergastatud elektron võib minna. Iga üksik paar annab paardumisel kaks elektroni, seega on kloori, broomi ja joodi peamised oksüdatsiooniastmed lisaks “-1”-le “+1”, “+3”, “+5”, “+7”. Vähem stabiilsed, kuid põhimõtteliselt saavutatavad on oksüdatsiooniastmed “+2”, “+4” ja “+6”.
Lihtainetena on kõik halogeenid kaheaatomilised molekulid, mille aatomite vahel on üks side. Molekulide reas F 2, Cl 2, Br 2, J 2 olevate sidemete dissotsiatsioonienergiad on järgmised: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Sidemete energia monotoonne vähenemine kloorilt joodile üleminekul on kergesti seletatav sideme pikkuse suurenemisega aatomiraadiuse suurenemise tõttu. Ebanormaalselt madalal seondumisenergial fluori molekulis on kaks seletust. Esimene puudutab fluori molekuli ennast. Nagu juba mainitud, on fluoril väga väike aatomiraadius ja välistasandil koguni seitse elektroni, mistõttu aatomite lähenemisel molekuli moodustumisel toimub elektron-elektron tõrjumine, mille tulemusena orbitaalid ei kattu täielikult ja sidemete järjestus fluori molekulis on veidi väiksem kui üks. Teise seletuse kohaselt on ülejäänud halogeenide molekulides täiendav doonor-aktseptor kattumine ühe aatomi üksiku elektronpaari ja teise aatomi vaba d-orbitaali vahel, kaks sellist vastandlikku vastasmõju molekuli kohta. Seega on kloori, broomi ja joodi molekulides olev side interaktsioonide olemasolu osas defineeritud kui peaaegu kolmekordne. Kuid doonori ja aktseptori kattumine toimub ainult osaliselt ja sideme järjekord (kloori molekuli puhul) on 1,12.
Füüsikalised omadused: Fluor on tavatingimustes raskesti veelduv gaas (keemistemperatuur on -187 0 C) helekollase värvusega, kloor on kergesti veelduv gaas (keemistemperatuur on -34,2 0 C) kollakasroheline gaas, broom pruun kergesti aurustuv vedelik. , jood on metallilise läikega hall tahke aine. Tahkes olekus moodustavad kõik halogeenid molekulaarse kristallvõre, mida iseloomustavad nõrgad molekulidevahelised vastasmõjud. Seoses sellega on joodil kalduvus sublimeeruda – atmosfäärirõhul kuumutamisel läheb see gaasilisse olekusse (moodustab violetseid aure), möödudes vedelast olekust. Liikudes läbi rühma ülalt alla, tõusevad sulamis- ja keemistemperatuurid nii ainete molekulmassi suurenemise kui ka molekulide vahel mõjuvate van der Waalsi jõudude tugevnemise tõttu. Nende jõudude suurus on seda suurem, mida suurem on molekuli polariseeritavus, mis omakorda suureneb aatomi raadiuse suurenedes.
Kõik halogeenid lahustuvad vees halvasti, kuid hästi lahustuvad mittepolaarsetes orgaanilistes lahustites, näiteks süsiniktetrakloriidis. Halb vees lahustuvus tuleneb asjaolust, et kui halogeenmolekuli lahustumiseks tekib õõnsus, kaotab vesi piisavalt tugevad vesiniksidemed, mille eest ei teki selle polaarse molekuli ja mittepolaarse halogeeni molekuli vahel tugevat vastastikmõju. Halogeenide lahustumine mittepolaarsetes lahustites vastab olukorrale: "sarnane lahustub sarnases", kui sidemete katkemine ja moodustumine on sama.
Kroom on keemiline element aatomnumbriga 24. See on kõva, läikiv terashall metall, mis poleerib hästi ja ei tuhmu. Kasutatakse sulamites nagu roostevaba teras ja kattekihina. Inimkeha vajab suhkru metaboliseerimiseks väikeses koguses kolmevalentset kroomi, kuid Cr(VI) on väga mürgine.
Erinevad kroomiühendid, nagu kroom(III)oksiid ja pliikromaat, on erksavärvilised ning neid kasutatakse värvides ja pigmentides. Rubiini punane värvus on tingitud selle keemilise elemendi olemasolust. Mõned ained, eriti naatrium, on oksüdeerivad ained, mida kasutatakse orgaaniliste ühendite oksüdeerimiseks ja (koos väävelhappega) laboriklaaside puhastamiseks. Lisaks kasutatakse magnetlindi tootmisel kroom(VI)oksiidi.
Avastus ja etümoloogia
Keemilise elemendi kroomi avastamise ajalugu on järgmine. 1761. aastal leidis Johann Gottlob Lehmann Uurali mägedest oranžikaspunase mineraali ja nimetas selle "Siberi punaseks pliiks". Kuigi see identifitseeriti ekslikult pliiühendina seleeni ja rauaga, oli materjal tegelikult pliikromaat keemilise valemiga PbCrO 4 . Tänapäeval tuntakse seda mineraalina krokon.
1770. aastal külastas Peter Simon Pallas kohta, kust Lehmann leidis punase plii mineraali, millel olid väga kasulikud omadused värvide pigmendina. Siberi punase plii kasutamine värvina arenes kiiresti. Lisaks on moodi saanud krokoni erkkollane värv.
1797. aastal sai Nicolas-Louis Vauquelin punase proovid, krokonteedi segamisel vesinikkloriidhappega sai ta CrO 3 oksiidi. Kroom eraldati keemilise elemendina 1798. aastal. Vauquelin sai selle oksiidi kuumutamisel söega. Samuti suutis ta tuvastada kroomi jälgi vääriskivides, nagu rubiin ja smaragd.
1800. aastatel kasutati Cr peamiselt värvainetes ja parkimissoolades. Tänapäeval kasutatakse 85% metallist sulamites. Ülejäänud osa kasutatakse keemia-, tulekindlate materjalide ja valutööstuses.
Keemilise elemendi kroom hääldus vastab kreeka keelele χρῶμα, mis tähendab "värv", kuna sellest on võimalik saada erinevaid värvilisi ühendeid.
Kaevandamine ja tootmine
Element on toodetud kromiidist (FeCr 2 O 4). Umbes pool maailma maagist kaevandatakse Lõuna-Aafrikas. Lisaks on selle peamised tootjad Kasahstan, India ja Türkiye. Uuritud kromiidi leiukohti on piisavalt, kuid geograafiliselt on need koondunud Kasahstani ja Lõuna-Aafrikasse.
Loodusliku kroommetalli ladestused on haruldased, kuid need on olemas. Näiteks kaevandatakse seda Venemaal Udachnaja kaevanduses. See on rikas teemantide poolest ning redutseeriv keskkond aitas toota puhast kroomi ja teemante.
Tööstuslikuks metallitootmiseks töödeldakse kromiidimaake sula leelisega (seebikivi, NaOH). Sel juhul moodustub naatriumkromaat (Na 2 CrO 4), mis redutseeritakse süsiniku toimel oksiidiks Cr 2 O 3. Metalli toodetakse oksiidi kuumutamisel alumiiniumi või räni juuresolekul.
2000. aastal kaevandati umbes 15 miljonit tonni kroomimaaki ja töödeldi 4 miljonit tonni ferrokroomi, 70% kroomi-raua sulamit, mille turuväärtus on ligikaudu 2,5 miljardit USA dollarit.
Peamised omadused
Keemilise elemendi kroom omadused tulenevad sellest, et tegemist on perioodilisuse tabeli neljanda perioodi siirdemetalliga ning paikneb vanaadiumi ja mangaani vahel. Sisaldub VI rühma. Sulab temperatuuril 1907 °C. Hapniku juuresolekul moodustab kroom kiiresti õhukese oksiidikihi, mis kaitseb metalli edasise hapnikuga kokkupuute eest.
Üleminekuelemendina reageerib ainetega erinevates vahekordades. Seega moodustab see ühendeid, milles tal on erinevad oksüdatsiooniastmed. Kroom on keemiline element, mille põhiolekud on +2, +3 ja +6, millest +3 on kõige stabiilsem. Lisaks täheldatakse harvadel juhtudel tingimusi +1, +4 ja +5. Oksüdatsiooniastmes +6 kroomiühendid on tugevad oksüdeerijad.
Mis värvi on kroom? Keemiline element annab rubiini tooni. Kasutatavat Cr 2 O 3 kasutatakse ka pigmendina, mida nimetatakse kroomroheliseks. Selle soolad värvivad klaasist smaragdrohelist. Kroom on keemiline element, mille olemasolu muudab rubiinid punaseks. Seetõttu kasutatakse seda sünteetiliste rubiinide tootmisel.
Isotoobid
Kroomi isotoopide aatommass on vahemikus 43 kuni 67. Tavaliselt koosneb see keemiline element kolmest stabiilsest vormist: 52 Cr, 53 Cr ja 54 Cr. Nendest on kõige levinum 52 Cr (83,8% kogu looduslikust kroomist). Lisaks on kirjeldatud 19 radioisotoopi, millest stabiilseim on 50 Cr poolestusajaga üle 1,8x10 17 aastat. 51 Cr poolestusaeg on 27,7 päeva ja kõigi teiste radioaktiivsete isotoopide puhul ei ületa see 24 tundi ning enamiku puhul kestab see alla ühe minuti. Elemendil on ka kaks metaolekut.
Maakoore kroomi isotoobid kaasnevad reeglina mangaani isotoopidega, mida kasutatakse geoloogias. 53 Cr tekib 53 Mn radioaktiivsel lagunemisel. Mn/Cr isotoopide suhe tugevdab teisi vihjeid päikesesüsteemi varase ajaloo kohta. Erinevate meteoriitide 53Cr/52Cr ja Mn/Cr suhete muutused tõestavad, et vahetult enne Päikesesüsteemi teket tekkisid uued aatomituumad.
Keemiline element kroom: omadused, ühendite valem
Kroom(III)oksiid Cr 2 O 3, tuntud ka kui seskvioksiid, on üks selle keemilise elemendi neljast oksiidist. Seda saadakse kromiidist. Rohelist värviühendit nimetatakse tavaliselt "kroomroheliseks", kui seda kasutatakse pigmendina emaili ja klaasi värvimisel. Oksiid võib lahustuda hapetes, moodustades sooli, ja sulatatud leelises - kromiitides.
Kaaliumdikromaat
K 2 Cr 2 O 7 on võimas oksüdeerija ja seda eelistatakse laboriklaaside puhastamiseks orgaanilisest ainest. Selleks kasutatakse selle küllastunud lahust, kuid mõnikord asendatakse see naatriumbikromaadiga, arvestades viimase suuremat lahustuvust. Lisaks saab see reguleerida orgaaniliste ühendite oksüdatsiooniprotsessi, muutes primaarse alkoholi aldehüüdiks ja seejärel süsinikdioksiidiks.
Kaaliumdikromaat võib põhjustada kroomdermatiiti. Kroom põhjustab tõenäoliselt sensibiliseerimist, mis põhjustab kroonilise ja raskesti ravitava dermatiidi, eriti käte ja käsivarte, väljakujunemist. Nagu teised Cr(VI) ühendid, on kaaliumdikromaat kantserogeenne. Seda tuleb käsitseda kinnaste ja sobivate kaitsevahenditega.
Kroomhape
Ühendil on hüpoteetiline struktuur H 2 CrO 4. Looduses ei esine kroom- ega dikroomhappeid, kuid nende anioone leidub erinevates ainetes. Müügil olev "kroomhape" on tegelikult selle happeanhüdriid - CrO 3 trioksiid.
Plii(II)kromaat
PbCrO 4 on erekollase värvusega ja vees praktiliselt lahustumatu. Sel põhjusel on seda kasutatud värvipigmendina, mida nimetatakse kroonkollaseks.
Cr ja viietavalentne side
Kroom eristab oma võimet moodustada viievalentseid sidemeid. Ühendi tekitavad Cr(I) ja süsivesinikradikaal. Kahe kroomi aatomi vahel moodustub viietavalentne side. Selle valemi võib kirjutada kui Ar-Cr-Cr-Ar, kus Ar tähistab konkreetset aromaatset rühma.
Rakendus
Kroom on keemiline element, mille omadused on andnud sellele palju erinevaid kasutusviise, millest mõned on loetletud allpool.
See annab metallidele korrosioonikindluse ja läikiva pinna. Seetõttu sisaldub kroom sulamites nagu roostevaba teras, mida kasutatakse näiteks söögiriistades. Seda kasutatakse ka kroomimiseks.
Kroom on erinevate reaktsioonide katalüsaator. Seda kasutatakse vormide valmistamiseks telliste põletamiseks. Selle sooli kasutatakse naha parkimiseks. Kaaliumbikromaati kasutatakse orgaaniliste ühendite, nagu alkoholid ja aldehüüdid, oksüdeerimiseks, samuti laboriklaaside puhastamiseks. See toimib kinnitusvahendina kanga värvimisel ning seda kasutatakse ka fotograafias ja fotode trükkimisel.
CrO 3 kasutatakse magnetlintide valmistamiseks (näiteks helisalvestuseks), millel on paremad omadused kui raudoksiidiga filmidel.
Roll bioloogias
Kolmevalentne kroom on keemiline element, mis on vajalik suhkru metabolismiks inimkehas. Seevastu kuuevalentne Cr on väga mürgine.
Ettevaatusabinõud
Metalli kroom ja Cr(III) ühendeid üldiselt tervisele ohtlikuks ei peeta, kuid Cr(VI) sisaldavad ained võivad allaneelamisel või sissehingamisel olla mürgised. Enamik neist ainetest ärritab silmi, nahka ja limaskesti. Kroomi(VI) ühendid võivad kroonilise kokkupuute korral põhjustada silmakahjustusi, kui neid korralikult ei ravita. Lisaks on see tunnustatud kantserogeen. Selle keemilise elemendi surmav annus on umbes pool teelusikatäit. Maailma Terviseorganisatsiooni soovituste kohaselt on Cr (VI) maksimaalne lubatud kontsentratsioon joogivees 0,05 mg liitri kohta.
Kuna kroomiühendeid kasutatakse värvides ja naha parkimiseks, leidub neid sageli mahajäetud tööstusrajatiste pinnases ja põhjavees, mis nõuavad keskkonna puhastamist ja tervendamist. Cr(VI) sisaldavat praimerit kasutatakse endiselt laialdaselt kosmose- ja autotööstuses.
Elemendi omadused
Kroomi peamised füüsikalised omadused on järgmised:
- Aatomiarv: 24.
- Aatommass: 51,996.
- Sulamistemperatuur: 1890 °C.
- Keemistemperatuur: 2482 °C.
- Oksüdatsiooniaste: +2, +3, +6.
- Elektronide konfiguratsioon: 3d 5 4s 1.
Kroomi avastamine pärineb soolade ja mineraalide keemiliste ja analüütiliste uuringute kiire arengu perioodist. Venemaal tundsid keemikud erilist huvi Siberist leitud ja Lääne-Euroopas peaaegu tundmatute mineraalide analüüsi vastu. Üks neist mineraalidest oli Lomonosovi kirjeldatud Siberi punane pliimaak (krokoiit). Mineraali uuriti, kuid sellest ei leitud midagi peale plii, raua ja alumiiniumi oksiidide. Kuid 1797. aastal sai Vaukelin mineraali peeneks jahvatatud proovi keetes kaaliumkloriidi ja pliikarbonaadiga sadestades oranžikaspunase lahuse. Sellest lahusest kristallis ta rubiinpunase soola, millest eraldati kõigist tuntud metallidest erinev oksiid ja vaba metall. Vauquelin helistas talle Kroom ( Chrome ) kreeka sõnast- värvimine, värvimine; Tõsi, siin ei peetud silmas mitte metalli omadust, vaid selle erksavärvilisi sooli.
Looduses olemine.
Kõige olulisem praktilise tähtsusega kroomimaak on kromiit, mille ligikaudne koostis vastab valemile FeCrO4.
Seda leidub Väike-Aasias, Uuralites, Põhja-Ameerikas ja Lõuna-Aafrikas. Tehnilise tähtsusega on ka ülalmainitud mineraalne krokoiit – PbCrO 4. Kroomoksiidi (3) ja mõningaid teisi selle ühendeid leidub ka looduses. Maakoores on kroomi sisaldus metallis 0,03%. Kroomi on leitud Päikesest, tähtedest ja meteoriitidest.
Füüsikalised omadused.
Kroom on valge, kõva ja rabe metall, mis on keemiliselt äärmiselt vastupidav hapetele ja leelistele. Õhus see oksüdeerub ja selle pinnal on õhuke läbipaistev oksiidikiht. Kroomi tihedus on 7,1 g/cm3, selle sulamistemperatuur on +1875 0 C.
Kviitung.
Kui kroomi rauamaaki söega tugevalt kuumutada, redutseeritakse kroom ja raud:
FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO
Selle reaktsiooni tulemusena moodustub kroomi-raua sulam, mida iseloomustab kõrge tugevus. Puhta kroomi saamiseks redutseeritakse see kroom(3)oksiidist alumiiniumiga:
Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr
Selles protsessis kasutatakse tavaliselt kahte oksiidi - Cr 2 O 3 ja CrO 3
Keemilised omadused.
Tänu kroomi pinda katvale õhukesele kaitsekilele oksiidist on see väga vastupidav agressiivsetele hapetele ja leelistele. Kroom ei reageeri kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappega, samuti fosforhappega. Kroom interakteerub leelistega temperatuuril t = 600-700 o C. Kuid kroom interakteerub lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhappega, tõrjudes välja vesiniku:
2Cr + 3H 2SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2
Kõrgel temperatuuril põleb kroom hapnikus, moodustades oksiidi (III).
Kuum kroom reageerib veeauruga:
2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
Kõrgel temperatuuril reageerib kroom ka halogeenidega, halogeen vesiniku, väävli, lämmastiku, fosfori, süsiniku, räni, booriga, näiteks:
Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2S 3
Cr + Si = CrSi
Ülaltoodud kroomi füüsikalised ja keemilised omadused on leidnud rakendust erinevates teaduse ja tehnoloogia valdkondades. Näiteks kroomi ja selle sulameid kasutatakse masinaehituses ülitugevate korrosioonikindlate kattekihtide tootmiseks. Metalli lõikamise tööriistadena kasutatakse ferrokroomi kujul olevaid sulameid. Kroomisulamid on leidnud rakendust meditsiinitehnoloogias ja keemiatehnoloogiliste seadmete valmistamisel.
Kroomi asukoht keemiliste elementide perioodilises tabelis:
Kroom juhib elementide perioodilisuse tabeli VI rühma sekundaarset alamrühma. Selle elektrooniline valem on järgmine:
24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1
Orbitaalide täitmisel elektronidega kroomi aatomis rikutakse mustrit, mille järgi 4S orbitaal tuleks esmalt täita 4S 2 olekuni. Kuid kuna 3d orbitaal on kroomi aatomis soodsama energiapositsiooniga, on see täidetud väärtuseni 4d 5 . Seda nähtust täheldatakse mõne teise sekundaarse alarühma elemendi aatomites. Kroomi oksüdatsiooniaste võib olla vahemikus +1 kuni +6. Kõige stabiilsemad on kroomiühendid, mille oksüdatsiooniaste on +2, +3, +6.
Kahevalentse kroomi ühendid.
Kroom(II)oksiid CrO on pürofooriline must pulber (pürofoorilisus – võime süttida õhu käes peeneks purustatud olekus). CrO lahustub lahjendatud vesinikkloriidhappes:
CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
Õhus, kuumutamisel üle 100 0 C, muutub CrO Cr 2 O 3-ks.
Kahevalentsed kroomisoolad tekivad, kui kroommetall lahustatakse hapetes. Need reaktsioonid toimuvad madala aktiivsusega gaasi (näiteks H2) atmosfääris, kuna õhu juuresolekul tekib kergesti Cr(II) oksüdeerumine Cr(III)-ks.
Kroomhüdroksiid saadakse kollase sademe kujul kroom(II)kloriidi leeliselahuse toimel:
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl
Cr(OH)2 omab aluselisi omadusi ja on redutseeriv aine. Hüdreeritud Cr2+ ioon on helesinine. CrCl2 vesilahus on sinist värvi. Õhus vesilahustes muutuvad Cr(II) ühendid Cr(III) ühenditeks. See on eriti väljendunud Cr(II)hüdroksiidis:
4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3
Kolmevalentsed kroomiühendid.
Kroom(III)oksiid Cr 2 O 3 on tulekindel roheline pulber. Selle kõvadus on lähedane korundile. Laboris saab seda ammooniumdikromaadi kuumutamisel:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2
Cr 2 O 3 on amfoteerne oksiid, mis moodustab leelistega sulatamisel kromiite: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Kroomhüdroksiid on ka amfoteerne ühend:
Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Veevaba CrCl 3 on tumelillade lehtedega, külmas vees täielikult lahustumatu ja keetmisel lahustub väga aeglaselt. Veevaba kroom (III) sulfaat Cr 2 (SO 4) 3 on roosat värvi ja samuti vees halvasti lahustuv. Redutseerivate ainete juuresolekul moodustab see lilla kroomsulfaadi Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Tuntud on ka vähem vett sisaldavad rohelised kroomsulfaathüdraadid. Kroomimaarjas KCr(SO 4) 2 *12H 2 O kristalliseerub violetset kroomsulfaati ja kaaliumsulfaati sisaldavatest lahustest. Kroomimaarja lahus muutub kuumutamisel sulfaatide moodustumise tõttu roheliseks.
Reaktsioonid kroomi ja selle ühenditega
Peaaegu kõik kroomiühendid ja nende lahused on intensiivse värvusega. Värvitu lahuse või valge sademe olemasolul võime suure tõenäosusega järeldada, et kroom puudub.
- Kuumutame tugevalt portselantopsil põleti leegis sellise koguse kaaliumdikromaati, mis mahub noaotsa. Sool ei eralda kristallisatsioonivett, vaid sulab temperatuuril umbes 400 0 C, moodustades tumeda vedeliku. Kuumutame veel paar minutit kõrgel kuumusel. Pärast jahutamist tekib killule roheline sade. Lahustame osa sellest vees (muutub kollaseks) ja jätame teise osa kildudele. Sool lagunes kuumutamisel, mille tulemusena tekkis lahustuv kollane kaaliumkromaat K 2 CrO 4 ja roheline Cr 2 O 3.
- Lahustage 3 g pulbrilist kaaliumbikromaati 50 ml vees. Lisage ühele osale veidi kaaliumkarbonaati. See lahustub CO 2 vabanemisega ja lahuse värvus muutub helekollaseks. Kromaat moodustub kaaliumdikromaadist. Kui nüüd lisada osade kaupa 50% väävelhappe lahust, ilmub uuesti dikromaadi punakaskollane värvus.
- Valage 5 ml katseklaasi. kaaliumbikromaadi lahusega, keedetakse rõhu all 3 ml kontsentreeritud vesinikkloriidhappega. Lahusest eraldub kollakasroheline mürgine kloorigaas, kuna kromaat oksüdeerib HCl Cl 2 -ks ja H 2 O-ks. Kromaat ise muutub roheliseks kolmevalentseks kroomkloriidiks. Seda saab eraldada lahuse aurustamisega ja seejärel sulatada sooda ja soolalahusega kromaadiks.
- Pliinitraadi lahuse lisamisel sadestub kollane pliikromaat; Suhtlemisel hõbenitraadi lahusega moodustub hõbekromaadi punakaspruun sade.
- Lisage kaaliumdikromaadi lahusele vesinikperoksiid ja hapestage lahus väävelhappega. Lahus omandab kroomperoksiidi moodustumise tõttu sügavsinise värvuse. Teatud koguse eetriga loksutamisel muutub peroksiid orgaaniliseks lahustiks ja värvib selle siniseks. See reaktsioon on kroomi spetsiifiline ja väga tundlik. Seda saab kasutada kroomi tuvastamiseks metallides ja sulamites. Kõigepealt peate metalli lahustama. Pikaajalisel keetmisel 30% väävelhappega (võite lisada ka vesinikkloriidhapet) lahustub kroom ja paljud terased osaliselt. Saadud lahus sisaldab kroom(III)sulfaati. Tuvastamisreaktsiooni läbiviimiseks neutraliseerime selle esmalt seebikiviga. Hallikasroheline kroom(III)hüdroksiid sadestub, mis lahustub liigses NaOH-s, moodustades rohelise naatriumkromiiti. Filtreerige lahus ja lisage 30% vesinikperoksiidi. Kuumutamisel muutub lahus kollaseks, kuna kromiit oksüdeerub kromaadiks. Hapestumine muudab lahuse siniseks. Värvilist ühendit saab ekstraheerida eetriga loksutades.
Kroomiioonide analüütilised reaktsioonid.
- Lisage 2M NaOH lahust 3-4 tilgale kroomkloriidi lahusele CrCl 3, kuni esialgne sade lahustub. Pange tähele moodustunud naatriumkromiidi värvi. Kuumutage saadud lahust veevannis. Mis juhtub?
- 2-3 tilgale CrCl 3 lahusele lisada võrdne maht 8 M NaOH lahust ja 3-4 tilka 3% H 2 O 2 lahust. Kuumutage reaktsioonisegu veevannis. Mis juhtub? Milline sade tekib, kui saadud värviline lahus neutraliseeritakse, sellele lisatakse CH 3 COOH ja seejärel Pb(NO 3) 2?
- Katseklaasi valage 4-5 tilka kroomsulfaadi Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 ja KMnO 4 lahuseid. Kuumutage reaktsioonisegu mitu minutit veevannis. Pange tähele lahuse värvimuutust. Mis selle põhjustas?
- 3-4 tilgale lämmastikhappega hapendatud K 2 Cr 2 O 7 lahusele lisada 2-3 tilka H 2 O 2 lahust ja segada. Lahuse tekkiv sinine värvus on tingitud perkroomhappe H 2 CrO 6 ilmumisest:
Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ = 2H2CrO6 + 3H2O
Pöörake tähelepanu H 2 CrO 6 kiirele lagunemisele:
2H2CrO6 + 8H+ = 2Cr3+ + 3O2 + 6H2O
sinine roheline värv
Perkroomhape on orgaanilistes lahustites palju stabiilsem.
- 3-4 tilgale lämmastikhappega hapendatud K 2 Cr 2 O 7 lahusele lisada 5 tilka isoamüülalkoholi, 2-3 tilka H 2 O 2 lahust ja loksutada reaktsioonisegu. Üles hõljuv orgaanilise lahusti kiht on erksinine. Värv tuhmub väga aeglaselt. Võrrelge H2CrO6 stabiilsust orgaanilises ja vesifaasis.
- Kui CrO 4 2- interakteerub Ba 2+ ioonidega, sadestub kollane baariumkromaadi BaCrO 4 sade.
- Hõbenitraat moodustab CrO 4 2 ioonidega telliskivipunase hõbekromaadi sademe.
- Võtke kolm katseklaasi. Tilgutage ühte neist 5-6 tilka K 2 Cr 2 O 7 lahust, teise sama palju K 2 Cr 2 O 4 lahust ja kolmandasse kolm tilka mõlemat lahust. Seejärel lisage igasse katseklaasi kolm tilka kaaliumjodiidi lahust. Selgitage oma tulemust. Hapustage lahus teises katseklaasis. Mis juhtub? Miks?
Meelelahutuslikud katsed kroomiühenditega
- CuSO 4 ja K 2 Cr 2 O 7 segu muutub leelise lisamisel roheliseks ja happe juuresolekul kollaseks. 2 mg glütserooli kuumutamisel väikese koguse (NH 4) 2 Cr 2 O 7-ga ja seejärel alkoholi lisamisega saadakse pärast filtreerimist erkroheline lahus, mis happe lisamisel muutub kollaseks ja neutraalses või aluselises roheliseks. keskkond.
- Asetage termiidiga plekkpurgi keskele "rubiinisegu", mis on hoolikalt jahvatatud ja asetatud alumiiniumfooliumi Al 2 O 3 (4,75 g), millele on lisatud Cr 2 O 3 (0,25 g). Et purk pikemalt ei jahtuks, tuleb see ülemise serva alla matta liiva sisse ning pärast termiidi põlema panemist ja reaktsiooni algust katta raudplekiga ja katta liivaga. Kaevake purk ühe päevaga välja. Tulemuseks on punase rubiini pulber.
- 10 g kaaliumdikromaati jahvatatakse 5 g naatrium- või kaaliumnitraadi ja 10 g suhkruga. Segu niisutatakse ja segatakse kolloodiumiga. Kui pulber surutakse klaastorus kokku ja siis pulk välja lükatakse ja lõpus põlema pannakse, hakkab välja roomama “madu”, esmalt must ja pärast jahutamist roheline. 4 mm läbimõõduga kepp põleb umbes 2 mm sekundis ja ulatub 10 korda välja.
- Kui segate vasksulfaadi ja kaaliumdikromaadi lahused ning lisate veidi ammoniaagilahust, moodustub amorfne pruun sade kompositsioonist 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, mis lahustub vesinikkloriidhappes, moodustades kollase lahuse ja liigselt. ammoniaagist saadakse roheline lahus. Kui lisate sellele lahusele veel alkoholi, moodustub roheline sade, mis pärast filtreerimist muutub siniseks ja pärast kuivatamist sinakasvioletseks punaste sädemetega, mis on tugevas valguses selgelt nähtav.
- Pärast "vulkaani" või "vaarao madude" katseid järelejäänud kroomoksiidi saab taastada. Selleks peate sulatama 8 g Cr 2 O 3 ja 2 g Na 2 CO 3 ja 2,5 g KNO 3 ning töötlema jahutatud sulamit keeva veega. Tulemuseks on lahustuv kromaat, mida saab muundada teisteks Cr(II) ja Cr(VI) ühenditeks, sealhulgas algseks ammooniumdikromaadiks.
Näited redoksüleminekutest, mis hõlmavad kroomi ja selle ühendeid
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) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 4H2O
d) 2Na2CrO4 + 2HCl = Na2Cr2O7 + 2NaCl + H2O
2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-
a) 2Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
b) Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
c) 2CrCl3 + 2KMnO4 + 3H2O = K2Cr2O7 + 2Mn(OH)2 + 6HCl
d) K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
3. CrO - Cr(OH) 2 - Cr(OH) 3 - Cr(NO 3) 3 - Cr 2 O 3 - CrO - 2
Cr 2+
a) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
b) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
c) Cr(OH)2 + 1/2O2 + H2O = 2Cr(OH)3
d) Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
e) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
e) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O
Kroomelement kunstnikuna
Keemikud pöördusid üsna sageli maalimiseks tehispigmentide loomise probleemi poole. 18.-19. sajandil töötati välja paljude maalimismaterjalide tootmise tehnoloogia. Louis Nicolas Vauquelin, kes avastas Siberi punasest maagist senitundmatu elemendi kroomi, valmistas 1797. aastal uue, märkimisväärselt stabiilse värvi – kroomrohelise. Selle kromofoor on vett sisaldav kroom(III)oksiid. Seda hakati tootma smaragdrohelise nime all 1837. aastal. Hiljem pakkus L. Vauquelin välja mitu uut värvi: bariit, tsink ja kroomkollane. Aja jooksul asendati need püsivamate kollaste ja oranžide kaadmiumipõhiste pigmentidega.
Roheline kroom on kõige vastupidavam ja valguskindlam värv, mis ei ole õhugaasidele vastuvõtlik. Õlis jahvatatud kroomroheline on suure kattevõimega ja võimeline kiiresti kuivama, mistõttu on seda kasutatud juba 19. sajandist. seda kasutatakse laialdaselt maalikunstis. Sellel on portselanimaalimisel suur tähtsus. Fakt on see, et portselantooteid saab kaunistada nii glasuurialuse kui ka üleglasuuriga. Esimesel juhul kantakse värvid vaid kergelt põletatud toote pinnale, mis seejärel kaetakse glasuurikihiga. Sellele järgneb peamine, kõrgel temperatuuril põletamine: portselanimassi paagutamiseks ja glasuuri sulatamiseks kuumutatakse tooted temperatuurini 1350 - 1450 0 C. Väga vähesed värvid taluvad nii kõrget temperatuuri ilma keemiliste muutusteta ja vanasti päevadel oli neid ainult kaks - koobalt ja kroom. Portselantoote pinnale kantud must koobaltikoksiid sulandub põletamisel glasuuriga, toimides sellega keemiliselt. Selle tulemusena moodustuvad helesinised koobalti silikaadid. Kõik teavad seda koobaltiga kaunistatud sinist portselanist lauanõud hästi. Kroom (III) oksiid ei reageeri keemiliselt glasuuri komponentidega ja jääb lihtsalt “pime” kihina portselanikildude ja läbipaistva glasuuri vahele.
Lisaks kroomrohelisele kasutavad kunstnikud volkonskoiidist saadud värve. Selle montmorilloniitide rühma kuuluva mineraali (savimineraal komplekssilikaatide Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 alamklassist avastas 1830. aastal Vene mineraloog Kemmerer ja nimetas M. N. Volkonskaja auks. Borodino lahingu kangelase kindral N. .N. Raevski tütar, dekabristi S. G. Volkonski abikaasa Volkonskoiit on savi, mis sisaldab kuni 24% kroomoksiidi, samuti alumiiniumi ja raud(III) oksiide. Koostis Uuralite, Permi ja Kirovi piirkondades leiduva mineraali sisaldus on ebaühtlane.määrab selle mitmekesise värvuse - talveks tumenenud kuuse värvist kuni rabakonna erkrohelise värvini.
Pablo Picasso pöördus meie riigi geoloogide poole palvega uurida unikaalselt värske tooniga värvi tootva volkonskoiidi varusid. Praegu on välja töötatud meetod kunstliku volkonskoiidi valmistamiseks. Huvitav on märkida, et tänapäevaste uuringute kohaselt kasutasid vene ikoonimaalijad sellest materjalist värve juba keskajal, ammu enne selle “ametlikku” avastamist. Kunstnike seas oli tuntud ka Guinier'i roheline (loodud 1837), mille kromovorm on kroomoksiidhüdraat Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, kus osa veest on keemiliselt seotud ja osa adsorbeeritud. See pigment annab värvile smaragdse tooni.
blog.site, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vaja linki algallikale.
