Co robi chrom? Element chromowany

Chrom jest metalem przejściowym szeroko stosowanym w przemyśle ze względu na swoją wytrzymałość i odporność na ciepło i korozję. W tym artykule poznasz niektóre ważne właściwości i zastosowania tego metalu przejściowego.

Chrom należy do kategorii metali przejściowych. Jest to twardy, ale kruchy, stalowoszary metal o liczbie atomowej 24. Ten błyszczący metal należy do grupy 6 układu okresowego i jest oznaczony symbolem „Cr”.

Nazwa chrom pochodzi od greckiego słowa chromia, które oznacza kolor.

Zgodnie ze swoją nazwą chrom tworzy kilka intensywnie zabarwionych związków. Obecnie praktycznie cały chrom stosowany na rynku jest ekstrahowany z rudy chromitu żelaza lub tlenku chromu (FeCr2O4).

Właściwości chromu

• Chrom jest najobficiej występującym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej, ale nigdy nie występuje w czystej postaci. Wydobywany głównie z kopalń, takich jak kopalnie chromitu.

• Chrom topi się w temperaturze 2180 K lub 3465°F, a temperatura wrzenia wynosi 2944 K lub 4840°F. jego masa atomowa wynosi 51,996 g/mol, a w skali Mohsa wynosi 5,5.

• Chrom występuje na wielu stopniach utlenienia, takich jak +1, +2, +3, +4, +5 i +6, z których +2, +3 i +6 są najczęstsze, oraz +1, +4 , A +5 to rzadkie utlenianie. Stopień utlenienia +3 jest najbardziej stabilnym stanem chromu. Chrom (III) można otrzymać przez rozpuszczenie chromu pierwiastkowego w kwasie solnym lub siarkowym.

• Ten metalowy element znany jest ze swoich wyjątkowych właściwości magnetycznych. W temperaturze pokojowej wykazuje uporządkowanie antyferromagnetyczne, co widać w innych metalach w stosunkowo niskich temperaturach.

• Antyferromagnetyzm polega na tym, że sąsiednie jony, które zachowują się jak magnesy, przyłączają się do przeciwstawnych lub antyrównoległych mechanizmów poprzez materiał. W rezultacie pole magnetyczne wytwarzane przez atomy lub jony magnetyczne jest zorientowane w jednym kierunku, znosząc atomy magnetyczne lub jony ustawione w przeciwnym kierunku, tak że materiał nie wykazuje żadnych zewnętrznych, dużych pól magnetycznych.

• W temperaturach powyżej 38°C chrom staje się paramagnetyczny, czyli przyciągany przez zewnętrzne pole magnetyczne. Innymi słowy, chrom jest przyciągany przez zewnętrzne pole magnetyczne w temperaturach powyżej 38°C.

• Chrom nie ulega kruchości wodorowej, czyli nie staje się kruchy pod wpływem wodoru atomowego. Ale pod wpływem azotu traci swoją plastyczność i staje się kruchy.

• Chrom jest wysoce odporny na korozję. W kontakcie z tlenem z powietrza na powierzchni metalu tworzy się cienka ochronna warstwa tlenku. Warstwa ta zapobiega dyfuzji tlenu do materiału bazowego i tym samym chroni go przed dalszą korozją. Proces ten nazywa się pasywacją, pasywacja chromem daje odporność na kwasy.

• Istnieją trzy główne izotopy chromu, zwane 52Cr, 53Cr i 54Cr, z których 52CR jest najpowszechniejszym izotopem. Chrom reaguje z większością kwasów, ale nie reaguje z wodą. W temperaturze pokojowej reaguje z tlenem, tworząc tlenek chromu.

Aplikacja

Produkcja stali nierdzewnej

Chrom ma szerokie zastosowanie ze względu na swoją twardość i odporność na korozję. Stosowany jest głównie w trzech gałęziach przemysłu – metalurgicznym, chemicznym i ogniotrwałym. Jest szeroko stosowany do produkcji stali nierdzewnej, ponieważ zapobiega korozji. Dziś jest bardzo ważnym materiałem stopowym stali. Wykorzystuje się go również do wytwarzania nichromu, który stosowany jest w oporowych elementach grzejnych ze względu na jego odporność na wysokie temperatury.

Powłoka pokrywająca powierzchnię

Chromian kwasowy lub dichromian stosuje się również do powlekania powierzchni. Odbywa się to zwykle metodą galwaniczną, podczas której na metalową powierzchnię nakładana jest cienka warstwa chromu. Inną metodą jest chromowanie, podczas którego chromiany służą do nałożenia warstwy ochronnej na niektóre metale, takie jak aluminium (Al), kadm (CD), cynk (Zn), srebro, a także magnez (MG).

Konserwacja drewna i garbowanie skór

Sole chromu (VI) są toksyczne, dlatego stosuje się je do ochrony drewna przed uszkodzeniem i zniszczeniem przez grzyby, owady i termity. Chrom (III), zwłaszcza ałun chromu lub siarczan potasu, jest stosowany w przemyśle skórzanym, ponieważ pomaga stabilizować skórę.

Barwniki i pigmenty

Chrom jest również używany do produkcji pigmentów i barwników. W przeszłości jako pigmenty szeroko stosowano żółcień chromową i chromian ołowiu. Ze względów środowiskowych jego użycie znacznie spadło i ostatecznie zostało zastąpione pigmentami ołowiowymi i chromowymi. Pozostałe pigmenty bazują na chromie, chromie czerwonym, tlenku chromu zielonego, będącym mieszaniną żółci i błękitu pruskiego. Tlenek chromu stosuje się w celu nadania szkłu zielonkawego koloru.

Synteza sztucznych rubinów

Szmaragdy swój zielony odcień zawdzięczają chromowi. Tlenek chromu jest również używany do produkcji syntetycznych rubinów. Naturalne rubiny to kryształy korundu lub tlenku glinu, które przybierają czerwony odcień ze względu na obecność chromu. Rubiny syntetyczne lub sztuczne wytwarza się przez domieszkowanie chromu (III) na kryształach syntetycznego korundu.

Funkcje biologiczne

Chrom (III), czyli chrom trójwartościowy, jest niezbędny w organizmie człowieka, ale w bardzo małych ilościach. Uważa się, że odgrywa ważną rolę w metabolizmie lipidów i cukrów. Obecnie jest stosowany w wielu suplementach diety, które rzekomo mają szereg korzyści zdrowotnych, jednak jest to kwestia kontrowersyjna. Biologiczna rola chromu nie została odpowiednio zbadana i wielu ekspertów uważa, że ​​nie jest on ważny dla ssaków, podczas gdy inni postrzegają go jako niezbędny mikroelement dla człowieka.

Inne zastosowania

Wysoka temperatura topnienia i odporność na ciepło sprawiają, że chrom jest idealnym materiałem ognioodpornym. Znalazł zastosowanie w wielkich piecach, piecach cementowych i piecach metalowych. Wiele związków chromu stosuje się jako katalizatory w przetwarzaniu węglowodorów. Chrom(IV) używany jest do produkcji taśm magnetycznych stosowanych w kasetach audio i wideo.

Chrom sześciowartościowy, czyli chrom(VI), nazywany jest substancją toksyczną i mutagenną, natomiast chrom(IV) znany jest ze swoich właściwości rakotwórczych. Sól chromianowa powoduje również reakcje alergiczne u niektórych osób. Ze względów zdrowotnych i środowiskowych w różnych częściach świata nałożono pewne ograniczenia na stosowanie związków chromu.

Cr2+. Stężenie ładunku kationu dwuwartościowego chromu odpowiada stężeniu ładunku kationu magnezu i kationu żelaza dwuwartościowego, dlatego wiele właściwości, zwłaszcza zachowanie kwasowo-zasadowe tych kationów, jest zbliżonych. Ponadto, jak już wspomniano, Cr 2+ jest silnym środkiem redukującym, dlatego w roztworze zachodzą następujące reakcje: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Dość powoli, ale zachodzi nawet utlenianie wodą: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2. Utlenianie chromu dwuwartościowego zachodzi jeszcze łatwiej niż utlenianie żelaza dwuwartościowego, sole również w umiarkowanym stopniu ulegają hydrolizie kationowej (tj. dominuje etap pierwszy).

CrO to zasadowy tlenek, koloru czarnego, piroforyczny. Przy 700 o C zachodzą dysproporcje: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Można go otrzymać przez rozkład termiczny odpowiedniego wodorotlenku bez obecności tlenu.

Cr(OH)2 jest nierozpuszczalną żółtą zasadą. Reaguje z kwasami, podczas gdy kwasy utleniające jednocześnie z oddziaływaniem kwas-zasada utleniają chrom dwuwartościowy, w pewnych warunkach dzieje się to również z kwasami nieutleniającymi (utleniacz - H +). Wodorotlenek chromu (II), powstający w wyniku reakcji wymiany, szybko zmienia kolor na zielony w wyniku utleniania:

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

Utlenianiu towarzyszy także rozkład wodorotlenku chromu (II) w obecności tlenu: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.

Cr3+. Związki chromu (III) mają podobne właściwości chemiczne do związków glinu i żelaza (III). Tlenek i wodorotlenek są amfoteryczne. Sole słabych, niestabilnych i nierozpuszczalnych kwasów (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) ulegają nieodwracalnej hydrolizie:

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

Ale kation chromu (III) nie jest bardzo silnym utleniaczem, więc siarczek chromu (III) istnieje i można go otrzymać w warunkach bezwodnych, chociaż nie z prostych substancji, ponieważ rozkłada się po podgrzaniu, ale zgodnie z reakcją: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (gaz) = ​​Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Właściwości utleniające chromu trójwartościowego nie są wystarczające, aby roztwory jego soli oddziaływały z miedzią, ale z cynkiem zachodzi taka reakcja: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.

Cr2O3 – amfoteryczny tlenek o barwie zielonej, ma bardzo mocną sieć krystaliczną, dlatego wykazuje aktywność chemiczną tylko w stanie amorficznym. Reaguje głównie w połączeniu z tlenkami kwasowymi i zasadowymi, kwasami i zasadami, a także ze związkami o funkcjach kwasowych lub zasadowych:

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), Cr 2 O 3 *nH 2 O) – wodorotlenek amfoteryczny o barwie szaroniebieskiej. Rozpuszcza się zarówno w kwasach, jak i zasadach. Po rozpuszczeniu w zasadach tworzą się kompleksy hydroksylowe, w których kation chromu ma liczbę koordynacyjną 4 lub 6:

Cr(OH)3 + NaOH = Na; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3.

Hydroksokompleksy łatwo rozkładają się pod wpływem kwasów, natomiast procesy z mocnymi i słabymi kwasami są różne:

Na + 4HCl = NaCl + CrCl3 + 4H2O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.

Związki Cr(III) są nie tylko utleniaczami, ale także reduktorami w związku z konwersją do związków Cr(VI). Reakcja zachodzi szczególnie łatwo w środowisku zasadowym:

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

W środowisku kwaśnym: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.

Kr +6 . Wszystkie związki Cr(VI) są silnymi utleniaczami. Zachowanie kwasowo-zasadowe tych związków jest podobne do zachowania związków siarki na tym samym stopniu utlenienia. Takie podobieństwo właściwości związków pierwiastków podgrup głównych i drugorzędnych na maksymalnym dodatnim stopniu utlenienia jest charakterystyczne dla większości grup układu okresowego.

CrO3 - ciemnoczerwony związek, typowy tlenek kwasowy. W temperaturze topnienia rozkłada się: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

Przykład działania utleniającego: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (po podgrzaniu).

Tlenek chromu(VI) łatwo rozpuszcza się w wodzie, dodając ją i zamieniając w wodorotlenek:

H2CrO4 - kwas chromowy jest mocnym kwasem dwuzasadowym. Nie jest przydzielany w darmowej formie, ponieważ przy stężeniu powyżej 75% zachodzi reakcja kondensacji z utworzeniem kwasu dichromowego: 2H 2 CrO 4 (żółty) = H 2 Cr 2 O 7 (pomarańczowy) + H 2 O.

Dalsze zatężanie prowadzi do powstania kwasów trójchromowych (H 2 Cr 3 O 10), a nawet tetrachromowych (H 2 Cr 4 O 13).

Dimeryzacja anionu chromianowego zachodzi również po zakwaszeniu. W rezultacie sole kwasu chromowego przy pH > 6 występują w postaci żółtych chromianów (K 2 CrO 4), a przy 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 = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Oddziaływanie dwuchromianu potasu ze stężonym kwasem siarkowym prowadzi do powstania nierozpuszczalnego w nim bezwodnika chromowego:

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

Po podgrzaniu dichromian amonu ulega wewnątrzcząsteczkowej reakcji redoks: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

HALOGENI („sole urodzeniowe”)

Halogeny są pierwiastkami głównej podgrupy VII grupy układu okresowego. Są to fluor, chlor, brom, jod, astat. Struktura zewnętrznej warstwy elektronowej ich atomów: ns 2 np 5. Zatem na zewnętrznym poziomie elektronowym znajduje się 7 elektronów i brakuje im tylko jednego elektronu, aby dotrzeć do stabilnej powłoki gazu szlachetnego. Będąc przedostatnimi pierwiastkami w okresie, halogeny mają najmniejszy promień w tym okresie. Wszystko to prowadzi do tego, że halogeny wykazują właściwości niemetali, mają wysoką elektroujemność i wysoki potencjał jonizacji. Halogeny są silnymi utleniaczami; są w stanie przyjąć elektron, stając się anionem z ładunkiem „1-” lub wykazując stopień utlenienia „-1” podczas wiązania kowalencyjnego z pierwiastkami mniej elektroujemnymi. Jednocześnie podczas przemieszczania się przez grupę od góry do dołu promień atomowy wzrasta, a zdolność utleniająca halogenów maleje. Jeśli fluor jest najsilniejszym utleniaczem, wówczas jod w interakcji z niektórymi złożonymi substancjami, a także z tlenem i innymi halogenami wykazuje właściwości redukujące.

Atom fluoru różni się od pozostałych członków tej grupy. Po pierwsze wykazuje jedynie ujemny stopień utlenienia, gdyż jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym, a po drugie jak każdy pierwiastek II okresu posiada tylko 4 orbitale atomowe na zewnętrznym poziomie elektronowym, z czego trzy są zajęte przez wolne pary elektronów, na czwartym znajduje się niesparowany elektron, który w większości przypadków jest jedynym elektronem walencyjnym. W atomach innych pierwiastków na poziomie zewnętrznym znajduje się niewypełniony podpoziom d-elektronowy, do którego może przedostać się wzbudzony elektron. Każda samotna para po sparowaniu daje dwa elektrony, więc główne stopnie utlenienia chloru, bromu i jodu, oprócz „-1”, to „+1”, „+3”, „+5”, „+7”. Mniej stabilne, ale zasadniczo osiągalne, są stopnie utlenienia „+2”, „+4” i „+6”.

Jako substancje proste, wszystkie halogeny są cząsteczkami dwuatomowymi z pojedynczym wiązaniem między atomami. Energie dysocjacji wiązań w szeregu cząsteczek F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 wynoszą: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Monotoniczny spadek energii wiązania przy przejściu z chloru do jodu można łatwo wytłumaczyć wzrostem długości wiązania w wyniku wzrostu promienia atomowego. Nienormalnie niska energia wiązania w cząsteczce fluoru ma dwa wyjaśnienia. Pierwsza dotyczy samej cząsteczki fluoru. Jak już wspomniano, fluor ma bardzo mały promień atomowy i aż siedem elektronów na poziomie zewnętrznym, dlatego gdy atomy zbliżają się do siebie podczas tworzenia cząsteczki, następuje odpychanie elektron-elektron, w wyniku czego orbitale nie nie pokrywają się całkowicie, a kolejność wiązań w cząsteczce fluoru jest nieco mniejsza niż jeden. Zgodnie z drugim wyjaśnieniem w cząsteczkach pozostałych halogenów występuje dodatkowe nakładanie się donor-akceptor pomiędzy samotną parą elektronów jednego atomu i wolną orbitalem d innego atomu, co oznacza dwa takie przeciwne oddziaływania na cząsteczkę. Zatem wiązanie w cząsteczkach chloru, bromu i jodu określa się jako prawie potrójne pod względem obecności oddziaływań. Ale nakładanie się donor-akceptor występuje tylko częściowo, a wiązanie ma rząd (dla cząsteczki chloru) 1,12.

Właściwości fizyczne: W normalnych warunkach fluor jest gazem trudnym do skroplenia (temperatura wrzenia -187 0 C) o barwie jasnożółtej, chlor jest gazem łatwo skroplonym (temperatura wrzenia -34,2 0 C) gazem żółto-zielonym, brom jest gazem brązowa, łatwo parująca ciecz. jod jest szarym ciałem stałym o metalicznym połysku. W stanie stałym wszystkie halogeny tworzą molekularną sieć krystaliczną charakteryzującą się słabymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi. W związku z tym jod ma tendencję do sublimacji - podgrzany pod ciśnieniem atmosferycznym przechodzi w stan gazowy (tworzy fioletowe pary), omijając stan ciekły. Podczas przemieszczania się przez grupę od góry do dołu temperatury topnienia i wrzenia rosną zarówno ze względu na wzrost masy cząsteczkowej substancji, jak i ze względu na wzmocnienie sił van der Waalsa działających między cząsteczkami. Wielkość tych sił jest tym większa, im większa jest polaryzowalność cząsteczki, która z kolei rośnie wraz ze wzrostem promienia atomu.

Wszystkie halogeny są słabo rozpuszczalne w wodzie, ale dobrze rozpuszczalne w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych, na przykład czterochlorku węgla. Słaba rozpuszczalność w wodzie wynika z faktu, że gdy tworzy się wnęka do rozpuszczenia cząsteczki halogenu, woda traci wystarczająco silne wiązania wodorowe, w zamian za co nie powstają silne interakcje między jej cząsteczką polarną a niepolarną cząsteczką halogenu. Rozpuszczanie halogenów w rozpuszczalnikach niepolarnych odpowiada sytuacji: „podobne rozpuszcza się w podobnym”, gdy charakter wiązań zrywających i tworzących jest taki sam.

Chrom to pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 24. Jest to twardy, błyszczący, stalowoszary metal, który dobrze się poleruje i nie matowieje. Stosowany w stopach takich jak stal nierdzewna i jako powłoka. Organizm ludzki potrzebuje niewielkich ilości trójwartościowego chromu do metabolizowania cukru, ale Cr(VI) jest wysoce toksyczny.

Różne związki chromu, takie jak tlenek chromu (III) i chromian ołowiu, są jaskrawo zabarwione i stosowane w farbach i pigmentach. Czerwony kolor rubinu wynika z obecności tego pierwiastka chemicznego. Niektóre substancje, zwłaszcza sód, są utleniaczami stosowanymi do utleniania związków organicznych oraz (wraz z kwasem siarkowym) do czyszczenia szkła laboratoryjnego. Ponadto tlenek chromu (VI) wykorzystywany jest do produkcji taśmy magnetycznej.

Odkrycie i etymologia

Historia odkrycia pierwiastka chemicznego chromu jest następująca. W 1761 roku Johann Gottlob Lehmann znalazł na Uralu pomarańczowo-czerwony minerał i nazwał go „czerwonym ołowiem syberyjskim”. Chociaż błędnie zidentyfikowano go jako związek ołowiu z selenem i żelazem, w rzeczywistości materiałem był chromian ołowiu o wzorze chemicznym PbCrO 4 . Dziś znane jest jako mineralne croconte.

W 1770 roku Peter Simon Pallas odwiedził miejsce, w którym Lehmann znalazł czerwony minerał ołowiowy, który miał bardzo przydatne właściwości jako pigment w farbach. Zastosowanie czerwonego ołowiu syberyjskiego jako farby szybko się rozwinęło. Ponadto modny stał się jasnożółty kolor croconta.

Próbki czerwieni uzyskał Nicolas-Louis Vauquelin w 1797 r. Mieszając croconte z kwasem solnym, otrzymał tlenek CrO 3. Chrom został wyizolowany jako pierwiastek chemiczny w 1798 r. Vauquelin uzyskał go przez ogrzewanie tlenku węglem drzewnym. Był także w stanie wykryć ślady chromu w kamieniach szlachetnych, takich jak rubin i szmaragd.

W XIX wieku Cr stosowano głównie w barwnikach i solach garbujących. Obecnie 85% metalu wykorzystuje się w stopach. Pozostała część wykorzystywana jest w przemyśle chemicznym, materiałów ogniotrwałych i odlewnictwie.

Wymowa pierwiastka chemicznego chrom odpowiada greckiemu χρῶμα, oznaczającemu „kolor”, ze względu na różnorodność barwnych związków, które można z niego otrzymać.

Górnictwo i produkcja

Element wytwarzany jest z chromitu (FeCr 2 O 4). Około połowa światowej rudy wydobywana jest w Republice Południowej Afryki. Ponadto jego głównymi producentami są Kazachstan, Indie i Turcja. Zbadanych złóż chromitu jest wystarczająco dużo, ale geograficznie są one skoncentrowane w Kazachstanie i południowej Afryce.

Złoża rodzimego chromu metalicznego są rzadkie, ale istnieją. Wydobywa się go na przykład w kopalni Udachnaya w Rosji. Jest bogaty w diamenty, a środowisko redukujące pomogło w produkcji czystego chromu i diamentów.

Do przemysłowej produkcji metali rudy chromitu poddaje się działaniu stopionych zasad (soda kaustyczna, NaOH). W tym przypadku powstaje chromian sodu (Na 2 CrO 4), który jest redukowany węglem do tlenku Cr 2 O 3. Metal wytwarza się przez ogrzewanie tlenku w obecności aluminium lub krzemu.

W 2000 r. wydobyto około 15 milionów ton rudy chromitu i przetworzono je na 4 miliony ton żelazochromu, stopu chromu i żelaza zawierającego 70%, o przybliżonej wartości rynkowej 2,5 miliarda dolarów.

Główna charakterystyka

Charakterystyka pierwiastka chemicznego chromu wynika z faktu, że jest metalem przejściowym czwartego okresu układu okresowego i znajduje się pomiędzy wanadem a manganem. Zaliczony do grupy VI. Topi się w temperaturze 1907°C. W obecności tlenu chrom szybko tworzy cienką warstwę tlenku, która chroni metal przed dalszą interakcją z tlenem.

Jako pierwiastek przejściowy reaguje z substancjami w różnych proporcjach. Tworzy zatem związki, w których ma różne stopnie utlenienia. Chrom jest pierwiastkiem chemicznym występującym w stanach podstawowych +2, +3 i +6, z czego +3 jest najbardziej stabilny. Ponadto w rzadkich przypadkach obserwuje się warunki +1, +4 i +5. Związki chromu na stopniu utlenienia +6 są silnymi utleniaczami.

Jakiego koloru jest chrom? Pierwiastek chemiczny nadaje rubinowy odcień. Stosowany Cr 2 O 3 jest również stosowany jako pigment zwany zielenią chromową. Jego sole mają kolor szmaragdowo-szmaragdowy. Chrom jest pierwiastkiem chemicznym, którego obecność nadaje rubinom kolor czerwony. Dlatego wykorzystuje się go do produkcji syntetycznych rubinów.

Izotopy

Izotopy chromu mają masy atomowe w zakresie od 43 do 67. Zazwyczaj ten pierwiastek chemiczny składa się z trzech stabilnych form: 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Spośród nich najpopularniejszy jest 52 Cr (83,8% całego naturalnego chromu). Ponadto opisano 19 radioizotopów, z których najbardziej stabilny to 50 Cr z okresem półtrwania przekraczającym 1,8x10 17 lat. Okres półtrwania 51 Cr wynosi 27,7 dnia, a dla wszystkich pozostałych izotopów promieniotwórczych nie przekracza 24 godzin, a dla większości z nich trwa krócej niż minutę. Element ma również dwa stany meta.

Izotopy chromu w skorupie ziemskiej z reguły towarzyszą izotopom manganu, który jest stosowany w geologii. 53Cr powstaje podczas rozpadu radioaktywnego 53Mn. Stosunek izotopów Mn/Cr wzmacnia inne wskazówki dotyczące wczesnej historii Układu Słonecznego. Zmiany w stosunkach 53 Cr/52 Cr i Mn/Cr w różnych meteorytach dowodzą, że nowe jądra atomowe powstały tuż przed powstaniem Układu Słonecznego.

Pierwiastek chemiczny chrom: właściwości, wzory związków

Tlenek chromu(III) Cr 2 O 3, znany również jako półtoratlenek, jest jednym z czterech tlenków tego pierwiastka chemicznego. Otrzymuje się go z chromitu. Mieszanka barwiąca w kolorze zielonym jest powszechnie nazywana „zieloną chromą”, gdy jest stosowana jako pigment do malowania emalią i szkłem. Tlenek może rozpuszczać się w kwasach, tworząc sole, a w stopionych zasadach - chromity.

Dwuchromian potasu

K 2 Cr 2 O 7 jest silnym utleniaczem i jest preferowany jako środek do czyszczenia szkła laboratoryjnego z substancji organicznych. W tym celu wykorzystuje się jego roztwór nasycony, czasami jednak zastępuje się go dwuchromianem sodu, ze względu na jego większą rozpuszczalność. Ponadto może regulować proces utleniania związków organicznych, przekształcając alkohol pierwszorzędowy w aldehyd, a następnie w dwutlenek węgla.

Dwuchromian potasu może powodować chromowe zapalenie skóry. Chrom może powodować uczulenia prowadzące do rozwoju zapalenia skóry, zwłaszcza dłoni i przedramion, które jest przewlekłe i trudne do wyleczenia. Podobnie jak inne związki Cr(VI), dwuchromian potasu jest rakotwórczy. Należy obchodzić się z nim w rękawiczkach i odpowiednim sprzęcie ochronnym.

Kwas chromowy

Związek ma hipotetyczną strukturę H 2 CrO 4 . W przyrodzie nie występują kwasy chromowy ani dichromowy, ale ich aniony występują w różnych substancjach. „Kwas chromowy”, który można znaleźć w sprzedaży, to tak naprawdę jego bezwodnik kwasowy – trójtlenek CrO 3.

Chromian ołowiu(II).

PbCrO 4 ma jasnożółty kolor i jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie. Z tego powodu znalazł zastosowanie jako pigment barwiący zwany żółtą koroną.

Cr i wiązanie pięciowartościowe

Chrom wyróżnia się zdolnością do tworzenia wiązań pięciowartościowych. Związek tworzy Cr(I) i rodnik węglowodorowy. Pomiędzy dwoma atomami chromu powstaje wiązanie pięciowartościowe. Jego wzór można zapisać jako Ar-Cr-Cr-Ar, gdzie Ar jest określoną grupą aromatyczną.

Aplikacja

Chrom to pierwiastek chemiczny, którego właściwości zapewniły mu wiele różnych zastosowań, a niektóre z nich wymieniono poniżej.

Nadaje metalom odporność na korozję i błyszczącą powierzchnię. Dlatego chrom jest zawarty w stopach, takich jak stal nierdzewna, stosowana na przykład w sztućcach. Stosowany jest także do chromowania.

Chrom jest katalizatorem różnych reakcji. Służy do wykonywania form do wypalania cegieł. Jego sole służą do garbowania skóry. Dwuchromian potasu służy do utleniania związków organicznych, takich jak alkohole i aldehydy, a także do czyszczenia szkła laboratoryjnego. Służy jako utrwalacz do barwienia tkanin, jest również stosowany w fotografii i druku fotograficznym.

CrO 3 służy do produkcji taśm magnetycznych (na przykład do nagrywania dźwięku), które mają lepsze właściwości niż folie z tlenku żelaza.

Rola w biologii

Chrom trójwartościowy to pierwiastek chemiczny niezbędny do metabolizmu cukru w ​​organizmie człowieka. Natomiast sześciowartościowy Cr jest wysoce toksyczny.

Środki ostrożności

Chrom metaliczny i związki Cr(III) na ogół nie są uważane za zagrożenie dla zdrowia, ale substancje zawierające Cr(VI) mogą być toksyczne w przypadku spożycia lub wdychania. Większość z tych substancji działa drażniąco na oczy, skórę i błony śluzowe. W przypadku długotrwałego narażenia związki chromu(VI) mogą powodować uszkodzenie oczu, jeśli nie są odpowiednio leczone. Ponadto jest uznanym czynnikiem rakotwórczym. Dawka śmiertelna tego pierwiastka chemicznego wynosi około pół łyżeczki. Zgodnie z zaleceniami Światowej Organizacji Zdrowia maksymalne dopuszczalne stężenie Cr (VI) w wodzie pitnej wynosi 0,05 mg na litr.

Ponieważ związki chromu są stosowane w barwnikach i do garbowania skóry, często można je znaleźć w glebie i wodach gruntowych z opuszczonych obiektów przemysłowych wymagających oczyszczenia i rekultywacji środowiska. Podkład zawierający Cr(VI) jest nadal szeroko stosowany w przemyśle lotniczym i motoryzacyjnym.

Właściwości elementu

Główne właściwości fizyczne chromu są następujące:

• Liczba atomowa: 24.
• Masa atomowa: 51,996.
• Temperatura topnienia: 1890°C.
• Temperatura wrzenia: 2482 °C.
• Stan utlenienia: +2, +3, +6.
• Konfiguracja elektronowa: 3d 5 4s 1.

Odkrycie chromu datuje się na okres szybkiego rozwoju badań chemicznych i analitycznych soli i minerałów. W Rosji chemicy szczególnie zainteresowali się analizą minerałów występujących na Syberii i prawie nieznanych w Europie Zachodniej. Jednym z takich minerałów była ruda ołowiu czerwonego syberyjskiego (krokoit), opisana przez Łomonosowa. Zbadano minerał, ale nie znaleziono w nim nic poza tlenkami ołowiu, żelaza i aluminium. Jednak w 1797 r. Vaukelin, gotując drobno zmieloną próbkę minerału z potasem i wytrącając węglanem ołowiu, otrzymał roztwór o barwie pomarańczowo-czerwonej. Z tego roztworu wykrystalizował rubinowoczerwoną sól, z której wyizolowano tlenek i wolny metal, inny niż wszystkie znane metale. Vauquelin zadzwonił do niego Chrom ( Chrom ) od greckiego słowa- kolorystyka, kolor; To prawda, że ​​​​nie chodziło tu o właściwość metalu, ale o jego jaskrawo zabarwione sole.

Będąc w naturze.

Najważniejszą rudą chromu o praktycznym znaczeniu jest chromit, którego przybliżony skład odpowiada wzorowi FeCrO4.

Występuje w Azji Mniejszej, na Uralu, w Ameryce Północnej i Afryce Południowej. Wspomniany wyżej mineralny krokoit – PbCrO 4 – ma także znaczenie techniczne. Tlenek chromu (3) i niektóre jego inne związki występują również w przyrodzie. W skorupie ziemskiej zawartość chromu w przeliczeniu na metal wynosi 0,03%. Chrom znaleziono w Słońcu, gwiazdach i meteorytach.

Właściwości fizyczne.

Chrom jest białym, twardym i kruchym metalem, wyjątkowo odpornym chemicznie na działanie kwasów i zasad. Na powietrzu utlenia się i pozostawia na powierzchni cienką przezroczystą warstwę tlenku. Chrom ma gęstość 7,1 g/cm3, jego temperatura topnienia wynosi +1875 0 C.

Paragon.

Kiedy ruda chromowo-żelazowa jest mocno podgrzewana węglem, chrom i żelazo ulegają redukcji:

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

W wyniku tej reakcji powstaje stop chromowo-żelazowy, który charakteryzuje się dużą wytrzymałością. Aby otrzymać czysty chrom, redukuje się go z tlenku chromu(3) glinem:

Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr

W tym procesie zwykle stosuje się dwa tlenki - Cr 2 O 3 i CrO 3

Właściwości chemiczne.

Dzięki cienkiej warstwie ochronnej tlenku pokrywającej powierzchnię chromu jest on wysoce odporny na agresywne kwasy i zasady. Chrom nie reaguje ze stężonymi kwasami azotowym, siarkowym i kwasem fosforowym. Chrom oddziałuje z zasadami w temperaturze t = 600-700 o C. Chrom oddziałuje natomiast z rozcieńczonymi kwasami siarkowym i solnym, wypierając wodór:

2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2

W wysokich temperaturach chrom spala się w tlenie, tworząc tlenek(III).

Gorący chrom reaguje z parą wodną:

2Cr + 3H 2O = Cr 2O 3 + 3H 2

W wysokich temperaturach chrom reaguje także z halogenami, halogen z wodorem, siarką, azotem, fosforem, węglem, krzemem, borem, na przykład:

Cr + 2HF = CrF2 + H2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr2S3
Cr + Si = CrSi

Powyższe właściwości fizykochemiczne chromu znalazły zastosowanie w różnych dziedzinach nauki i techniki. Na przykład chrom i jego stopy są wykorzystywane do wytwarzania powłok o wysokiej wytrzymałości i odporności na korozję w inżynierii mechanicznej. Jako narzędzia do obróbki metali stosowane są stopy w postaci żelazochromu. Stopy chromu znalazły zastosowanie w technice medycznej oraz w produkcji chemicznych urządzeń technologicznych.

Pozycja chromu w układzie okresowym pierwiastków chemicznych:

Chrom stoi na czele drugorzędnej podgrupy grupy VI układu okresowego pierwiastków. Jego elektroniczna formuła wygląda następująco:

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

Wypełniając orbitale elektronami w atomie chromu, zostaje naruszony wzorzec, według którego orbital 4S powinien być najpierw zapełniony do stanu 4S 2. Jednakże ze względu na to, że orbital 3d zajmuje korzystniejszą pozycję energetyczną w atomie chromu, zostaje on wypełniony do wartości 4d 5 . Zjawisko to obserwuje się w atomach niektórych innych pierwiastków podgrup wtórnych. Chrom może wykazywać stopnie utlenienia od +1 do +6. Najbardziej stabilne są związki chromu o stopniach utlenienia +2, +3, +6.

Związki chromu dwuwartościowego.

Tlenek chromu (II) CrO jest piroforycznym czarnym proszkiem (piroforyczność - zdolność do zapalenia się w powietrzu w stanie drobno rozdrobnionym). CrO rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie solnym:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

W powietrzu po podgrzaniu powyżej 100 0 C CrO zamienia się w Cr 2 O 3.

Sole chromu dwuwartościowego powstają, gdy chrom metaliczny rozpuszcza się w kwasach. Reakcje te zachodzą w atmosferze gazu o niskiej aktywności (na przykład H2), ponieważ w obecności powietrza łatwo zachodzi utlenianie Cr(II) do Cr(III).

Wodorotlenek chromu otrzymuje się w postaci żółtego osadu przez działanie alkalicznego roztworu na chlorek chromu (II):

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

Cr(OH) 2 ma właściwości zasadowe i jest środkiem redukującym. Uwodniony jon Cr2+ jest bladoniebieski. Wodny roztwór CrCl2 ma kolor niebieski. W powietrzu w roztworach wodnych związki Cr(II) przekształcają się w związki Cr(III). Jest to szczególnie widoczne w przypadku wodorotlenku Cr (II):

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

Trójwartościowe związki chromu.

Tlenek chromu (III) Cr 2 O 3 jest ogniotrwałym zielonym proszkiem. Jego twardość jest zbliżona do korundu. W laboratorium można go otrzymać przez ogrzewanie dwuchromianu amonu:

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

Cr 2 O 3 jest tlenkiem amfoterycznym, po stopieniu z zasadami tworzy chromity: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Wodorotlenek chromu jest również związkiem amfoterycznym:

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

Bezwodny CrCl 3 ma wygląd ciemnofioletowych liści, jest całkowicie nierozpuszczalny w zimnej wodzie i bardzo powoli rozpuszcza się po ugotowaniu. Bezwodny siarczan chromu (III) Cr 2 (SO 4) 3 ma kolor różowy i jest również słabo rozpuszczalny w wodzie. W obecności środków redukujących tworzy purpurowy siarczan chromu Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Znane są również zielone hydraty siarczanu chromu zawierające mniej wody. Ałun chromowy KCr(SO 4) 2 *12H 2 O krystalizuje z roztworów zawierających fioletowy siarczan chromu i siarczan potasu. Roztwór ałunu chromowego zmienia kolor na zielony po podgrzaniu z powodu tworzenia się siarczanów.

Reakcje z chromem i jego związkami

Prawie wszystkie związki chromu i ich roztwory są intensywnie zabarwione. Mając bezbarwny roztwór lub biały osad, możemy z dużym prawdopodobieństwem stwierdzić, że chromu nie ma.

1. Mocno podgrzejmy w płomieniu palnika na porcelanowym kubku taką ilość dwuchromianu potasu, która zmieści się na czubku noża. Sól nie wydziela wody krystalizacyjnej, ale topi się w temperaturze około 400 0 C, tworząc ciemną ciecz. Podgrzewamy jeszcze kilka minut na dużym ogniu. Po ochłodzeniu na odłamku tworzy się zielony osad. Rozpuśćmy jego część w wodzie (zmienia kolor na żółty), a drugą część zostawmy na kawałku. Sól rozkłada się po podgrzaniu, w wyniku czego powstaje rozpuszczalny żółty chromian potasu K 2 CrO 4 i zielony Cr 2 O 3.
2. Rozpuścić 3 g sproszkowanego dwuchromianu potasu w 50 ml wody. Do jednej części dodać odrobinę węglanu potasu. Rozpuści się wraz z uwolnieniem CO2, a kolor roztworu stanie się jasnożółty. Chromian powstaje z dwuchromianu potasu. Jeśli teraz dodasz porcjami 50% roztwór kwasu siarkowego, ponownie pojawi się czerwono-żółty kolor dwuchromianu.
3. Wlać 5 ml do probówki. roztworem dwuchromianu potasu, zagotować z 3 ml stężonego kwasu solnego pod ciśnieniem. Z roztworu uwalnia się żółto-zielony, toksyczny chlor gazowy, ponieważ chromian utlenia HCl do Cl 2 i H 2 O. Sam chromian zamieni się w zielony chlorek trójwartościowego chromu. Można go wydzielić przez odparowanie roztworu, a następnie stopiony z sodą i saletrą przekształcić w chromian.
4. Po dodaniu roztworu azotanu ołowiu wytrąca się żółty chromian ołowiu; Podczas interakcji z roztworem azotanu srebra tworzy się czerwono-brązowy osad chromianu srebra.
5. Do roztworu dwuchromianu potasu dodać nadtlenek wodoru i zakwasić roztwór kwasem siarkowym. Roztwór nabiera ciemnoniebieskiego koloru w wyniku tworzenia się nadtlenku chromu. Po wstrząśnięciu z pewną ilością eteru nadtlenek przekształci się w rozpuszczalnik organiczny i zabarwi go na niebiesko. Reakcja ta jest specyficzna dla chromu i jest bardzo wrażliwa. Można go stosować do wykrywania chromu w metalach i stopach. Przede wszystkim musisz rozpuścić metal. Podczas długotrwałego gotowania z 30% kwasem siarkowym (można dodać także kwasu solnego) chrom i wiele stali ulegają częściowemu rozpuszczeniu. Powstały roztwór zawiera siarczan chromu (III). Aby móc przeprowadzić reakcję detekcyjną, najpierw neutralizujemy ją sodą kaustyczną. Wytrąca się szarozielony wodorotlenek chromu(III), który rozpuszcza się w nadmiarze NaOH i tworzy zielony chromit sodu. Przefiltruj roztwór i dodaj 30% nadtlenku wodoru. Po podgrzaniu roztwór zmieni kolor na żółty, gdy chromit utlenia się do chromianu. Zakwaszenie spowoduje, że roztwór będzie miał niebieską barwę. Zabarwiony związek można wyekstrahować przez wytrząsanie z eterem.

Reakcje analityczne dla jonów chromu.

1. Do 3-4 kropli roztworu chlorku chromu CrCl 3 dodać 2M roztwór NaOH, aż do rozpuszczenia początkowego osadu. Zwróć uwagę na kolor utworzonego chromitu sodu. Ogrzać powstały roztwór w łaźni wodnej. Co się dzieje?
2. Do 2-3 kropli roztworu CrCl 3 dodać równą objętość 8 M roztworu NaOH i 3-4 krople 3% roztworu H 2 O 2. Ogrzać mieszaninę reakcyjną w łaźni wodnej. Co się dzieje? Jaki osad powstanie, jeśli powstały kolorowy roztwór zneutralizuje się, doda się do niego CH 3 COOH, a następnie Pb(NO 3) 2?
3. Do probówki wlać 4-5 kropli roztworów siarczanu chromu Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 i KMnO 4. Ogrzewać mieszaninę reakcyjną przez kilka minut w łaźni wodnej. Zwróć uwagę na zmianę koloru roztworu. Co to spowodowało?
4. Do 3-4 kropli roztworu K 2 Cr 2 O 7 zakwaszonego kwasem azotowym dodać 2-3 krople roztworu H 2 O 2 i wymieszać. Pojawiający się niebieski kolor roztworu wynika z pojawienia się kwasu nadchromowego H 2 CrO 6:

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

Zwróć uwagę na szybki rozkład H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
niebiesko-zielony kolor

Kwas nadchromowy jest znacznie bardziej stabilny w rozpuszczalnikach organicznych.

1. Do 3-4 kropli roztworu K 2 Cr 2 O 7 zakwaszonego kwasem azotowym dodać 5 kropli alkoholu izoamylowego, 2-3 krople roztworu H 2 O 2 i wstrząsnąć mieszaniną reakcyjną. Warstwa rozpuszczalnika organicznego, która unosi się na wierzch, ma kolor jasnoniebieski. Kolor blednie bardzo powoli. Porównaj stabilność H 2 CrO 6 w fazie organicznej i wodnej.
2. Kiedy CrO 4 2- oddziałuje z jonami Ba 2+, wytrąca się żółty osad chromianu baru BaCrO 4.
3. Azotan srebra tworzy ceglasty osad chromianu srebra z jonami CrO 4 2.
4. Weź trzy probówki. Do jednego z nich wlać 5-6 kropli roztworu K 2 Cr 2 O 7, do drugiego taką samą objętość roztworu K 2 CrO 4, a do trzeciego po trzy krople obu roztworów. Następnie do każdej probówki dodaj trzy krople roztworu jodku potasu. Wyjaśnij swój wynik. Zakwasić roztwór w drugiej probówce. Co się dzieje? Dlaczego?

Zabawne eksperymenty ze związkami chromu

1. Mieszanina CuSO 4 i K 2 Cr 2 O 7 zmienia kolor na zielony po dodaniu zasady i zmienia kolor na żółty w obecności kwasu. Ogrzewając 2 mg gliceryny z niewielką ilością (NH 4) 2 Cr 2 O 7, a następnie dodając alkohol, po przefiltrowaniu otrzymuje się jasnozielony roztwór, który po dodaniu kwasu zmienia kolor na żółty, a w środowisku obojętnym lub zasadowym zmienia kolor na zielony środowisko.
2. Na środku puszki z termitem umieścić „mieszaninę rubinową” – dokładnie zmieloną i umieszczoną w folii aluminiowej Al 2 O 3 (4,75 g) z dodatkiem Cr 2 O 3 (0,25 g). Aby słoik nie wystygł dłużej, należy go zakopać pod górną krawędzią w piasku, a po podpaleniu termitu i rozpoczęciu reakcji przykryć go blachą żelazną i przykryć piaskiem. Wykop słoik w ciągu jednego dnia. Rezultatem jest czerwony rubinowy proszek.
3. 10 g dwuchromianu potasu rozciera się z 5 g azotanu sodu lub potasu i 10 g cukru. Mieszaninę zwilża się i miesza z kolodionem. Jeśli proszek zostanie sprasowany w szklanej rurce, a następnie wypchnięty sztyft i podpalony na końcu, zacznie się wypełzać „wąż”, najpierw czarny, a po ostygnięciu zielony. Patyk o średnicy 4 mm pali się z prędkością około 2 mm na sekundę i rozciąga się 10 razy.
4. Jeśli zmieszasz roztwory siarczanu miedzi i dwuchromianu potasu i dodasz trochę roztworu amoniaku, utworzy się amorficzny brązowy osad o składzie 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, który rozpuszcza się w kwasie solnym, tworząc żółty roztwór i w nadmiarze amoniaku otrzymuje się zielony roztwór. Jeśli do roztworu dodamy jeszcze alkoholu, wytrąci się zielony osad, który po przefiltrowaniu zmieni kolor na niebieski, a po wysuszeniu na niebiesko-fioletowy z czerwonymi iskierkami, wyraźnie widocznymi w mocnym świetle.
5. Tlenek chromu pozostały po eksperymentach z „wulkanem” lub „wężami faraona” można zregenerować. Aby to zrobić, należy stopić 8 g Cr 2 O 3 i 2 g Na 2 CO 3 i 2,5 g KNO 3 i potraktować schłodzony stop wrzącą wodą. Rezultatem jest rozpuszczalny chromian, który można przekształcić w inne związki Cr(II) i Cr(VI), w tym oryginalny dichromian amonu.

Przykłady przejść redoks z udziałem chromu i jego związków

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 + 2 NaOH = 2 NaCrO 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 + 2 NaCl + 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 2O
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 = CrCl2 + H2O
b) CrO + H 2 O = 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) 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

Element Chromu jako artysta

Chemicy dość często zajmowali się problemem tworzenia sztucznych pigmentów do malowania. W XVIII-XIX w. rozwinęła się technologia wytwarzania wielu materiałów malarskich. Louis Nicolas Vauquelin w 1797 roku, który w czerwonej rudzie syberyjskiej odkrył nieznany wcześniej pierwiastek chrom, przygotował nową, niezwykle stabilną farbę – zieleń chromową. Jego chromoforem jest uwodniony tlenek chromu (III). Zaczęto go produkować pod nazwą „szmaragdowo-zielony” w 1837 roku. Później L. Vauquelin zaproponował kilka nowych farb: barytową, cynkową i żółcień chromową. Z biegiem czasu zastąpiono je trwalszymi pigmentami na bazie kadmu w kolorze żółtym i pomarańczowym.

Zielony chrom to najbardziej trwała i odporna na światło farba, która nie jest podatna na działanie gazów atmosferycznych. Zieleń chromowa mielona w oleju ma dużą siłę krycia i szybko wysycha, dlatego stosowano ją już od XIX wieku. jest szeroko stosowany w malarstwie. Ma to ogromne znaczenie w malowaniu porcelany. Faktem jest, że wyroby porcelanowe można dekorować zarówno malowaniem podszkliwnym, jak i natryskowym. W pierwszym przypadku farby nakłada się na powierzchnię jedynie lekko wypalonego produktu, który następnie pokrywa się warstwą glazury. Następnie następuje główne wypalanie w wysokiej temperaturze: w celu spiekania masy porcelanowej i stopienia glazury produkty podgrzewa się do temperatury 1350 - 1450 0 C. Bardzo niewiele farb jest w stanie wytrzymać tak wysoką temperaturę bez zmian chemicznych, a w starych dni były tylko dwa - kobaltowy i chromowany. Czarny tlenek kobaltu nałożony na powierzchnię produktu porcelanowego łączy się ze szkliwem podczas wypalania, wchodząc z nim w interakcję chemiczną. W rezultacie powstają jasnoniebieskie krzemiany kobaltu. Tę niebieską porcelanową zastawę dekorowaną kobaltem wszyscy dobrze znają. Tlenek chromu (III) nie reaguje chemicznie ze składnikami glazury i po prostu zalega pomiędzy odłamkami porcelany a przezroczystą glazurą jako „ślepa” warstwa.

Oprócz chromowanej zieleni artyści używają farb uzyskanych z volkonskoite. Minerał ten z grupy montmorylonitów (minerał ilasty z podklasy złożonych krzemianów Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 został odkryty w 1830 roku przez rosyjskiego mineraloga Kemmerera i nazwany na cześć M.N. Wołkońskiej, córka bohatera bitwy pod Borodino, generała N. N. Raevsky'ego, żony dekabrysty S.G. Volkonsky'ego Volkonskoite to glina zawierająca do 24% tlenku chromu, a także tlenki glinu i żelaza (III).Skład minerału występującego na Uralu, Permie i Kirowie jest niespójny, co decyduje o jego zróżnicowanej barwie - od koloru zimowej jodły po jasnozielony kolor żaby błotnej.

Pablo Picasso zwrócił się do geologów naszego kraju z prośbą o zbadanie zasobów volkonskoitu, który produkuje farbę o wyjątkowo świeżym odcieniu. Obecnie opracowano metodę wytwarzania sztucznego wolkonskoitu. Warto zauważyć, że według współczesnych badań rosyjscy malarze ikon używali farb z tego materiału już w średniowieczu, na długo przed jego „oficjalnym” odkryciem. Dużą popularnością wśród artystów cieszyły się także Ziele Guiniera (powstałe w 1837 r.), których chromoformą jest hydrat tlenku chromu Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, w którym część wody jest związana chemicznie, a część jest adsorbowana. Pigment ten nadaje farbie szmaragdowy odcień.

blog.site, przy pełnym lub częściowym kopiowaniu materiału wymagany jest link do źródła.