- Kenmerken en eigenschappen
- Chroom chemische structuur
- Oxidatiegetal
- Cr (-2, -1 en 0)
- Cr (I) en Cr (II)
- Cr (III)
- Cr (IV) en Cr (V)
- Cr (VI): het chromaat-dichromaat-paar
- Chromium gebruikt
- Als kleurstof of pigmenten
- In chroom of metallurgie
- Voedingswaarde
- Waar is het gelegen?
- Referenties
Het chroom (Cr) is een metalen element uit groep 6 (VIB) van het periodiek systeem. Tonnen van dit metaal worden jaarlijks geproduceerd door extractie uit het chromietmineraal ijzer of magnesium (FeCr 2 O 4 , MgCr 2 O 4 ), die met steenkool worden gereduceerd om het metaal te verkrijgen. Het is zeer reactief, en alleen onder zeer reducerende omstandigheden is het in zijn zuivere vorm.
De naam is afgeleid van het Griekse woord 'chroma', wat kleur betekent. Het kreeg deze naam vanwege de veelvoudige en intense kleuren die worden vertoond door chroomverbindingen, zowel anorganisch als organisch; van zwarte vaste stoffen of oplossingen tot geel, oranje, groen, violet, blauw en rood.
Chromen krokodil. Zilverkleurig krokodilchroom metalen model alligator. Bron: Maxpixel
De kleur van metallisch chroom en zijn carbiden is echter zilverachtig grijsachtig. Deze eigenschap wordt benut in de verchromen techniek om veel structuren zilveren glitters te geven (zoals die te zien zijn bij de krokodil in de afbeelding hierboven). Door te ‘baden in chroom’ krijgen de stukken glans en een grote weerstand tegen corrosie.
Chroom in oplossing reageert snel met zuurstof in de lucht om oxiden te vormen. Afhankelijk van de pH en de oxidatieve omstandigheden van het medium, kan het verschillende oxidatiegetallen krijgen, waarbij (III) (Cr 3+ ) de meest stabiele van allemaal is. Bijgevolg is het groene chroom (III) oxide (Cr 2 O 3 ) de meest stabiele van zijn oxiden.
Deze oxiden kunnen een wisselwerking aangaan met andere metalen in de omgeving, waardoor bijvoorbeeld het pigment Siberisch rood lood (PbCrO 4 ) ontstaat . Dit pigment is geeloranje of rood (afhankelijk van zijn alkaliteit), en daaruit isoleerde de Franse wetenschapper Louis Nicolas Vauquelin metallisch koper, en daarom wordt hij beloond als ontdekker ervan.
Zijn mineralen en oxiden, evenals een klein deel van metallisch koper, maken dit element op de 22e plaats van de meest voorkomende in de aardkorst.
De chemie van chroom is zeer divers omdat het bindingen kan vormen met bijna het hele periodiek systeem. Elk van zijn verbindingen vertoont kleuren die afhankelijk zijn van het oxidatiegetal, evenals de soorten die ermee interageren. Evenzo vormt het bindingen met koolstof en komt het tussen in een groot aantal organometaalverbindingen.
Kenmerken en eigenschappen
Chroom is een zilvermetaal in zijn zuivere vorm, met een atoomnummer van 24 en een molecuulgewicht van ongeveer 52 g / mol ( 52 Cr, de meest stabiele isotoop).
Gezien zijn sterke metaalverbindingen heeft het hoge smeltpunten (1907 ºC) en kookpunten (2671 ºC). Ook maakt de kristallijne structuur het een zeer dicht metaal (7,19 g / ml).
Het reageert niet met water om hydroxiden te vormen, maar het reageert wel met zuren. Het oxideert met de zuurstof in de lucht en produceert in het algemeen chroomoxide, een veel gebruikt groen pigment.
Deze oxidelagen creëren wat bekend staat als passivering en beschermen het metaal tegen verdere corrosie, aangezien zuurstof de metalen sinus niet kan binnendringen.
De elektronische configuratie is 4s 1 3d 5 , met alle elektronen ongepaard, en vertoont daarom paramagnetische eigenschappen. Het paren van elektronische spins kan echter optreden als het metaal wordt blootgesteld aan lage temperaturen en andere eigenschappen krijgt, zoals antiferromagnetisme.
Chroom chemische structuur
Door originele PNG's door Daniel Mayer, DrBob, getraceerd in Inkscape door gebruiker: Stannered (Crystal-structuur), via Wikimedia Commons
Wat is de structuur van verchroomd metaal? In zijn pure vorm neemt chroom een kubische kristalstructuur aan die in het midden van het lichaam is (cc of bcc). Dit betekent dat het chroomatoom zich in het midden van een kubus bevindt, waarvan de randen worden ingenomen door andere chromaten (zoals in de afbeelding hierboven).
Deze structuur is verantwoordelijk voor chroom met hoge smelt- en kookpunten, evenals een hoge hardheid. Koperatomen overlappen hun s- en d-orbitalen om geleidingsbanden te vormen volgens de bandtheorie.
Beide banden zijn dus halfvol. Waarom? Omdat de elektronische configuratie 4s 1 3d 5 is en als s-orbitaal twee elektronen kan huisvesten, en de d-orbitalen tien. Dan wordt slechts de helft van de banden gevormd door hun overlappingen bezet door elektronen.
Met deze twee perspectieven - de kristallijne structuur en de metaalbinding - kunnen veel van de fysische eigenschappen van dit metaal in theorie worden verklaard. Noch verklaart echter waarom chroom verschillende oxidatietoestanden of -nummers kan hebben.
Dit vereist een diep begrip van de stabiliteit van het atoom met betrekking tot elektronische spins.
Oxidatiegetal
Aangezien de elektronenconfiguratie van chroom 4s 1 3d 5 is, kan het tot één of twee elektronen (Cr 1– en Cr 2– ) winnen , of ze verliezen om verschillende oxidatiegetallen te verkrijgen.
Dus als chroom een elektron verliest, zou het 4s 0 3d 5 zijn ; als hij drie verliest, 4s 0 3d 3 ; en als het ze allemaal verliest, of wat hetzelfde is, zou het iso-elektronisch zijn voor argon.
Chroom verliest of verkrijgt geen elektronen door louter een gril: er moet een soort zijn die ze doneert of accepteert om van het ene oxidatiegetal naar het andere te gaan.
Chroom heeft de volgende oxidatienummers: -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 en +6. Van deze is +3, Cr 3+ , de meest stabiele en daarom overheersend; gevolgd door +6, Cr 6+ .
Cr (-2, -1 en 0)
Het is zeer onwaarschijnlijk dat chroom elektronen krijgt, aangezien het een metaal is en daarom het van nature is om ze te doneren. Het kan echter coördineren met liganden, dat wil zeggen moleculen die een interactie aangaan met het metaalcentrum via een datieve binding.
Een van de bekendste is koolmonoxide (CO), dat de hexacarbonylverbinding van chroom vormt.
Deze verbinding heeft de molecuulformule Cr (CO) 6 , en aangezien de liganden neutraal zijn en geen enkele lading leveren, heeft Cr een oxidatiegetal van 0.
Dit kan ook worden waargenomen bij andere organometaalverbindingen zoals bis (benzeen) chroom. In de laatste is chroom omgeven door twee benzeenringen in een sandwichachtige moleculaire structuur:
Door Ben Mills, van Wikimedia Commons
Veel andere Cr (0) -verbindingen kunnen ontstaan uit deze twee organometaalverbindingen.
Er zijn zouten gevonden waar ze een interactie aangaan met natriumkationen, wat inhoudt dat Cr een negatief oxidatiegetal moet hebben om positieve ladingen aan te trekken: Cr (-2), Na 2 en Cr (-1), Na 2 .
Cr (I) en Cr (II)
Cr (I) of Cr 1+ wordt geproduceerd door de oxidatie van de zojuist beschreven organometaalverbindingen. Dit wordt bereikt door oxiderende liganden, zoals CN of NO, waardoor dus bijvoorbeeld verbinding K 3 .
Hier impliceert het feit dat er drie K + -kationen zijn dat het chroomcomplex drie negatieve ladingen heeft; Evenzo draagt de ligand CN - vijf negatieve ladingen bij, zodat ze tussen Cr en NO twee positieve ladingen moeten optellen (-5 + 2 = -3).
Als NO neutraal is, is het Cr (II), maar als het een positieve lading heeft (NO + ), dan is het Cr (I).
Aan de andere kant zijn de Cr (II) -verbindingen overvloediger, waaronder de volgende: chroom (II) chloride (CrCl 2 ), chroomacetaat (Cr 2 (O 2 CCH 3 ) 4 ), chroomoxide ( II) (CrO), chroom (II) sulfide (CrS) en meer.
Cr (III)
Het is van alles degene met de grootste stabiliteit, aangezien het in feite het product is van vele oxidatieve reacties van chromaationen. Misschien is de stabiliteit te danken aan de elektronische configuratie d 3 , waarin drie elektronen drie d-orbitalen met lagere energie bezetten in vergelijking met de andere twee meer energetische (d-orbitale verdubbeling).
De meest representatieve verbinding van dit oxidatiegetal is chroom (III) oxide (Cr 2 O 3 ). Afhankelijk van de liganden die ermee coördineren, zal het complex een of andere kleur vertonen. Voorbeelden van deze verbindingen zijn: Cl, Cr (OH) 3 , CrF 3 , 3+ , etc.
Hoewel de chemische formule het op het eerste gezicht niet laat zien, heeft chroom meestal een octaëdrische coördinatiesfeer in zijn complexen; dat wil zeggen, het bevindt zich in het midden van een octaëder waar de hoekpunten worden gepositioneerd door de liganden (zes in totaal).
Cr (IV) en Cr (V)
De verbindingen waaraan Cr 5+ deelneemt, zijn zeer klein, vanwege de elektronische instabiliteit van het genoemde atoom, naast het feit dat het gemakkelijk wordt geoxideerd tot Cr 6+ , veel stabieler omdat het iso-elektronisch is met betrekking tot argon-edelgas.
Cr (V) -verbindingen kunnen echter onder bepaalde omstandigheden worden gesynthetiseerd, zoals onder hoge druk. Evenzo hebben ze de neiging om te ontleden bij gematigde temperaturen, wat hun mogelijke toepassingen onmogelijk maakt omdat ze geen thermische weerstand hebben. Sommigen van hen zijn: CrF 5 en K 3 (O 2 2- is het peroxide-anion).
Aan de andere kant is Cr 4+ relatief stabieler en kan het zijn gehalogeneerde verbindingen synthetiseren: CrF 4 , CrCl 4 en CrBr 4 . Ze zijn echter ook vatbaar voor ontleding door redoxreacties om chroomatomen te produceren met betere oxidatiegetallen (zoals +3 of +6).
Cr (VI): het chromaat-dichromaat-paar
2 2- + 2H + (Geel) => 2- + H 2 O (Oranje)
De bovenstaande vergelijking komt overeen met de zure dimerisatie van twee chromaationen om dichromaat te produceren. De variatie in pH veroorzaakt een verandering in de interacties rond het metalen centrum van Cr 6+ , ook zichtbaar in de kleur van de oplossing (van geel naar oranje of omgekeerd). Dichromaat bestaat uit een O 3 Cr-O-CrO 3- brug .
Cr (VI) -verbindingen hebben de kenmerken dat ze schadelijk en zelfs kankerverwekkend zijn voor het menselijk lichaam en dieren.
Hoe? Studies tonen aan dat CrO 4 2- ionen celmembranen passeren door de werking van sulfaattransporterende eiwitten (beide ionen zijn in feite vergelijkbaar in grootte).
Reductiemiddelen in cellen verminderen Cr (VI) tot Cr (III), dat zich ophoopt door onomkeerbare coördinatie met specifieke plaatsen op macromoleculen (zoals DNA).
Als de cel eenmaal is verontreinigd met een teveel aan chroom, kan deze niet weggaan vanwege het ontbreken van een mechanisme dat het terug door de membranen transporteert.
Chromium gebruikt
Als kleurstof of pigmenten
Chroom heeft een breed scala aan toepassingen, van kleurstof voor verschillende soorten stoffen tot beschermer die metalen onderdelen verfraait in wat bekend staat als verchromen, dat kan worden gemaakt met puur metaal of met Cr (III) -verbindingen of Cr (VI).
Chroomfluoride (CrF 3 ) wordt bijvoorbeeld gebruikt als kleurstof voor wollen stoffen; chroomsulfaat (Cr 2 (SO 4 ) 3 ), wordt gebruikt om email, keramiek, verf, inkt, lak te kleuren, en wordt ook gebruikt om metalen te verchromen; en chroomoxide (Cr 2 O 3 ) vindt ook toepassing waar zijn aantrekkelijke groene kleur vereist is.
Daarom kan elk chroommineraal met intense kleuren bestemd zijn om een structuur te kleuren, maar daarna komt het feit naar voren of deze verbindingen al dan niet gevaarlijk zijn voor het milieu of voor de gezondheid van individuen.
De giftige eigenschappen ervan worden zelfs gebruikt om hout en andere oppervlakken te beschermen tegen aantasting door insecten.
In chroom of metallurgie
Aan het staal worden ook kleine hoeveelheden chroom toegevoegd om het tegen oxidatie te versterken en de glans te verbeteren. Dit komt door het feit dat het in staat is grijsachtige carbiden (Cr 3 C 2 ) te vormen die zeer resistent zijn bij reactie met zuurstof in de lucht.
Omdat chroom kan worden gepolijst tot glanzende oppervlakken, krijgt chroom vervolgens zilveren dessins en kleuren als een goedkoper alternatief voor deze doeleinden.
Voedingswaarde
Sommigen debatteren of chroom kan worden beschouwd als een essentieel element, dat wil zeggen onmisbaar in de dagelijkse voeding. Het is in zeer kleine concentraties in sommige voedingsmiddelen aanwezig, zoals groene bladeren en tomaten.
Evenzo zijn er eiwitsupplementen die de insulineactiviteit reguleren en de spiergroei bevorderen, zoals het geval is bij chroompolynicotinaat.
Waar is het gelegen?
Bron: Pixabay
Chroom komt voor in een grote verscheidenheid aan mineralen en edelstenen, zoals robijnen en smaragden. Het belangrijkste mineraal waaruit chroom wordt gewonnen, is chromiet (MCr 2 O 4 ), waarbij M elk ander metaal kan zijn waarmee chroomoxide is geassocieerd. Deze mijnen zijn in overvloed aanwezig in Zuid-Afrika, India, Turkije, Finland, Brazilië en andere landen.
Elke bron heeft een of meer chromietvarianten. Op deze manier ontstaat voor elke M (Fe, Mg, Mn, Zn, etc.) een ander chroommineraal.
Om het metaal te extraheren, is het nodig om het mineraal te reduceren, dat wil zeggen om het centrum van chroommetaal elektronen te laten winnen door de werking van een reductiemiddel. Dit doe je met carbon of aluminium:
FeCr 2 O 4 + 4C => Fe + 2Cr + 4CO
Ook wordt chromiet (PbCrO 4 ) gevonden.
Over het algemeen vormt het in elk mineraal waar het Cr 3+ -ion Al 3+ kan vervangen , beide met enigszins vergelijkbare ionenstralen, een onzuiverheid die resulteert in een andere natuurlijke bron van dit verbazingwekkende, maar schadelijke metaal.
Referenties
- Tenenbaum E. Chromium. Genomen uit: chemistry.pomona.edu
- Wikipedia. (2018). Chroom. Ontleend aan: en.wikipedia.org
- Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (6 april 2018). Wat is het verschil tussen Chrome en Chromium? Ontleend aan: thoughtco.com
- NV Mandich. (negentienvijfennegentig). Chemie van chroom. . Genomen uit: citeseerx.ist.psu.edu
- Chemie LibreTexts. Chemie van chroom. Genomen uit: chem.libretexts.org
- Saul 1. Shupack. (1991). De chemie van chroom en enkele resulterende analytische problemen. Beoordeeld van: ncbi.nlm.nih.gov
- Advameg, Inc. (2018). Chroom. Genomen uit: chemistryexplained.com