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 proove. Segades krokonteedi 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 ligikaudu 15 miljonit tonni kroomimaaki ja töödeldi 4 miljonit tonni ferrokroomi, mis on 70% kroomi-raua sulam, mille turuväärtus oli 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 kokkupuute eest hapnikuga.
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. Neist 52 Cr on levinuim (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. Sel eesmärgil kasutatakse selle küllastunud lahust. Mõnikord asendatakse see naatriumbikromaadiga, võttes aluseks viimase lahustuvuse. 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 teisedki Cr(VI) ühendid, on kaaliumbikromaat 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
Kroommetalli 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. Vastavalt Maailma Terviseorganisatsiooni soovitustele 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:
- Aatomnumber: 24.
- Aatommass: 51,996.
- Sulamistemperatuur: 1890 °C.
- Keemistemperatuur: 2482 °C.
- Oksüdatsiooniaste: +2, +3, +6.
- Elektronide konfiguratsioon: 3d 5 4s 1.
MÄÄRATLUS
Kroom- perioodilise tabeli kahekümne neljas element. Nimetus - Cr ladinakeelsest sõnast "kroom". Asub neljandas perioodis, VIB grupp. Viitab metallidele. Tuumalaeng on 24.
Kroomi sisaldub maakoores 0,02% (massist). Looduses leidub seda peamiselt kroomi rauamaagi FeO×Cr 2 O 3 kujul.
Kroom on kõva, läikiv metall (joon. 1), sulab 1890 o C juures; selle tihedus on 7,19 g/cm 3 . Toatemperatuuril on kroom vastupidav nii veele kui ka õhule. Lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhape lahustavad kroomi, vabastades vesiniku. Kroom ei lahustu külmas kontsentreeritud lämmastikhappes ja muutub pärast sellega töötlemist passiivseks.
Riis. 1. Chrome. Välimus.
Kroomi aatom- ja molekulmass
MÄÄRATLUS
Aine suhteline molekulmass(M r) on arv, mis näitab, mitu korda on antud molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist ja elemendi suhteline aatommass(A r) - mitu korda on keemilise elemendi aatomite keskmine mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.
Kuna vabas olekus kroom esineb monoatomiliste Cr-molekulide kujul, langevad selle aatom- ja molekulmassi väärtused kokku. Need on võrdsed 51,9962-ga.
Kroomi isotoobid
Teada on, et looduses leidub kroomi nelja stabiilse isotoobi kujul 50 Cr, 52 Cr, 53 Cr ja 54 Cr. Nende massinumbrid on vastavalt 50, 52, 53 ja 54. Kroomi isotoobi 50 Cr aatomi tuum sisaldab kakskümmend neli prootonit ja kakskümmend kuus neutronit ning ülejäänud isotoobid erinevad sellest ainult neutronite arvu poolest.
Seal on kroomi tehisisotoope massinumbritega 42–67, millest kõige stabiilsem on 59 Cr, mille poolestusaeg on 42,3 minutit, samuti üks tuumaisotoop.
Kroomi ioonid
Kroomiaatomi välisenergia tasemel on kuus elektroni, mis on valents:
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 5 4 s 1.
Keemilise vastasmõju tulemusena loovutab kroom oma valentselektronid, s.o. on nende doonor ja muutub positiivselt laetud iooniks:
Cr 0 -2e → Cr 2+ ;
Cr 0 -3e → Cr 3+ ;
Cr 0 -6e → Cr 6+ .
Kroomi molekul ja aatom
Vabas olekus esineb kroom üheaatomiliste Cr-molekulide kujul. Siin on mõned kroomi aatomit ja molekuli iseloomustavad omadused:
Kroomisulamid
Kroommetalli kasutatakse kroomimiseks ja legeerteraste ühe olulisema komponendina. Kroomi lisamine terasesse suurendab selle vastupidavust korrosioonile nii vesikeskkonnas normaaltemperatuuril kui ka gaasides kõrgendatud temperatuuridel. Lisaks on kroomterastel suurenenud kõvadus. Kroom on osa roostevabast happekindlast ja kuumakindlast terasest.
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
NÄIDE 2
| Harjutus | 2 g kaaluv kroom(VI)oksiid lahustati 500 g kaaluvas vees. Arvutage kroomhappe H 2 CrO 4 massiosa saadud lahuses. |
| Lahendus | Kirjutame kroom(VI)oksiidist kroomhappe tootmise reaktsioonivõrrandi: CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4. Leiame lahuse massi: m lahus = m(CrO 3) + m (H 2 O) = 2 + 500 = 502 g. n (Cr03) = m (Cr03) / M (Cr03); n (CrO3) = 2/100 = 0,02 mol. Vastavalt reaktsioonivõrrandile n(CrO 3) : n(H 2 CrO 4) = 1:1, mis tähendab n(CrO3) = n(H2CrO4) = 0,02 mol. Siis on kroomhappe mass võrdne (moolmass - 118 g/mol): m (H2CrO4) = n (H2CrO4) × M (H2CrO4); m (H2CrO4) = 0,02 × 118 = 2,36 g. Kroomhappe massiosa lahuses on: ω = m lahustunud ainet / m lahust × 100%; ω (H 2 CrO 4) = m lahustunud ainet (H 2 CrO 4) / m lahust × 100%; ω (H2CrO4) = 2,36 / 502 × 100% = 0,47%. |
| Vastus | Kroomihappe massiosa on 0,47%. |
Kroom (Cr), Mendelejevi perioodilise süsteemi VI rühma keemiline element. See on siirdemetall aatomnumbriga 24 ja aatommassiga 51,996. Kreeka keelest tõlgituna tähendab metalli nimi “värvi”. Metall võlgneb oma nime selle erinevatele ühenditele omaste värvide mitmekesisusele.
Kroomi füüsikalised omadused
Metall on samal ajal piisava kõvaduse ja rabedusega. Mohsi skaalal on kroomi kõvadus hinnatud 5,5. See indikaator tähendab, et kroomil on uraani, iriidiumi, volframi ja berülliumi järel suurim kõvadus kõigist tänapäeval teadaolevatest metallidest. Lihtainet kroomi iseloomustab sinakasvalge värvus.
Metall ei ole haruldane element. Selle kontsentratsioon maakoores ulatub 0,02 massiprotsendini. aktsiad Kroomi ei leidu kunagi puhtal kujul. Seda leidub mineraalides ja maakides, mis on metallide kaevandamise peamine allikas. Kromi (kroomi rauamaak, FeO*Cr 2 O 3) peetakse peamiseks kroomiühendiks. Teine üsna levinud, kuid vähem oluline mineraal on krokoiit PbCrO 4 .
Metalli saab kergesti sulatada temperatuuril 1907 0 C (2180 0 K või 3465 0 F). Temperatuuril 2672 0 C keeb. Metalli aatommass on 51,996 g/mol.
Kroom on oma magnetiliste omaduste tõttu ainulaadne metall. Toatemperatuuril on sellel antiferromagnetiline järjestus, samas kui teistel metallidel on see väga madalatel temperatuuridel. Kui aga kroomi kuumutada üle 37 0 C, muutuvad kroomi füüsikalised omadused. Seega muutuvad elektritakistus ja lineaarpaisumistegur oluliselt, elastsusmoodul saavutab minimaalse väärtuse ja sisehõõrdumine suureneb oluliselt. Seda nähtust seostatakse Néeli punkti läbimisega, kus materjali antiferromagnetilised omadused võivad muutuda paramagnetilisteks. See tähendab, et esimene tase on läbitud ja aine maht on järsult suurenenud.
Kroomi struktuur on kehakeskne võre, mille tõttu on metallile iseloomulik rabe-plastilise perioodi temperatuur. Selle metalli puhul on aga suur tähtsus puhtusastmel, seetõttu jääb väärtus vahemikku -50 0 C - +350 0 C. Nagu praktika näitab, ei ole kristalliseerunud metall elastsus, vaid pehme. lõõmutamine ja vormimine muudavad selle tempermalmist.
Kroomi keemilised omadused
Aatomil on järgmine väline konfiguratsioon: 3d 5 4s 1. Reeglina on kroomil ühendites järgmised oksüdatsiooniastmed: +2, +3, +6, mille hulgas on Cr 3+ suurim stabiilsus. Lisaks on ka teisi ühendeid, milles kroomil on täiesti erinev oksüdatsiooniaste, nimelt : +1, +4, +5.
Metall ei ole eriti keemiliselt reageeriv. Kui kroom puutub kokku normaalsetes tingimustes, on metall niiskuse ja hapniku suhtes vastupidav. See omadus ei kehti aga kroomi ja fluori ühendi CrF 3 kohta, mis kokkupuutel temperatuuril üle 600 0 C interakteerub veeauruga, moodustades reaktsiooni tulemusena Cr 2 O 3, samuti lämmastikuga. , süsinik ja väävel.
Kui kroommetalli kuumutatakse, reageerib see halogeenide, väävli, räni, boori, süsiniku ja mõnede muude elementidega, mille tulemuseks on järgmised kroomi keemilised reaktsioonid:
Cr + 2F 2 = CrF 4 (koos CrF 5 seguga)
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
2Cr + 3S = Cr 2S 3
Kromaate võib saada kroomi kuumutamisel sula soodaga õhus, leelismetallide nitraatide või kloraatidega:
2Cr + 2Na 2CO 3 + 3O 2 = 2Na 2CrO 4 + 2CO 2.
Kroom ei ole mürgine, mida ei saa öelda mõne selle ühendi kohta. Teatavasti võib selle metalli tolm kehasse sattudes kopse ärritada, see ei imendu läbi naha. Kuid kuna seda ei esine puhtal kujul, on selle sisenemine inimkehasse võimatu.
Kolmevalentne kroom satub keskkonda kroomimaagi kaevandamise ja töötlemise käigus. Kroom viiakse inimkehasse tõenäoliselt toidulisandina, mida kasutatakse kehakaalu langetamise programmides. Kroom, mille valents on +3, on aktiivne osaleja glükoosi sünteesis. Teadlased on leidnud, et kroomi liigne tarbimine ei põhjusta inimkehale erilist kahju, kuna see ei imendu, kuid see võib kehas koguneda.
Kuuevalentset metalli sisaldavad ühendid on äärmiselt mürgised. Nende inimkehasse sattumise tõenäosus ilmneb kromaatide tootmisel, esemete kroomimisel ja mõnel keevitustööl. Sellise kroomi allaneelamine kehasse on tõsiste tagajärgedega, kuna ühendid, milles esineb kuuevalentne element, on tugevad oksüdeerivad ained. Seetõttu võivad need põhjustada verejooksu maos ja sooltes, mõnikord koos soole perforatsiooniga. Selliste ühendite kokkupuutel nahaga tekivad tugevad keemilised reaktsioonid põletuste, põletiku ja haavandite kujul.
Sõltuvalt väljundis saadava kroomi kvaliteedist on metalli tootmiseks mitu meetodit: kroomoksiidi kontsentreeritud vesilahuste elektrolüüs, sulfaatide elektrolüüs ja redutseerimine ränioksiidiga. Viimane meetod pole aga eriti populaarne, kuna see toodab kroomi suure hulga lisanditega. Pealegi pole see majanduslikult tasuv.
| Oksüdatsiooni olek | Oksiid | Hüdroksiid | Iseloom | Valdavad vormid lahustes | Märkmed |
| +2 | CrO (must) | Cr(OH)2 (kollane) | Põhiline | Cr2+ (sinised soolad) | Väga tugev redutseerija |
| Cr2O3 (roheline) | Cr(OH)3 (hallroheline) | Amfoteerne |
Cr3+ (rohelised või lillad soolad) |
||
| +4 | CrO2 | ei eksisteeri | Mittesoola moodustav | - |
Harva kohatud, ebaiseloomulik |
| +6 | CrO3 (punane) |
H2CrO4 |
Hape |
CrO42- (kromaadid, kollane) |
Üleminek sõltub keskkonna pH-st. Tugev oksüdeerija, hügroskoopne, väga mürgine. |
Kroom on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi 4. perioodi 6. rühma külgmise alamrühma element, mille aatomnumber on 24. Seda tähistatakse sümboliga Cr (lat. Chromium). Lihtaine kroom on sinakasvalget värvi kõvametall.
Kroomi keemilised omadused
Normaaltingimustes reageerib kroom ainult fluoriga. Kõrgel temperatuuril (üle 600°C) interakteerub hapniku, halogeenide, lämmastiku, räni, boori, väävli, fosforiga.
4Cr + 3O 2 – t° →2Cr2O3
2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3
2Cr + N 2 – t° → 2CrN
2Cr + 3S – t° → Cr 2S 3
Kuumutamisel reageerib see veeauruga:
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2
Kroom lahustub lahjendatud tugevates hapetes (HCl, H2SO4)
Õhu puudumisel tekivad Cr 2+ soolad, õhus aga Cr 3+ soolad.
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2
Kaitsva oksiidkile olemasolu metalli pinnal selgitab selle passiivsust hapete - oksüdeerijate - kontsentreeritud lahuste suhtes.
Kroomiühendid
Kroom(II)oksiid ja kroom(II)hüdroksiid on oma olemuselt aluselised.
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Kroom(II)ühendid on tugevad redutseerijad; muutuvad atmosfäärihapniku mõjul kroom(III) ühenditeks.
2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3
Kroomoksiid (III) Cr 2 O 3 on roheline vees lahustumatu pulber. Võib saada kroom(III)hüdroksiidi või kaalium- ja ammooniumdikromaatide kaltsineerimisel:
2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O
4K 2Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (vulkaani reaktsioon)
Amfoteerne oksiid. Kui Cr 2 O 3 sulatatakse leeliste, sooda ja happesooladega, saadakse kroomiühendid oksüdatsiooniastmega (+3):
Cr 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaCrO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
Leelise ja oksüdeeriva aine seguga sulatamisel saadakse kroomiühendid oksüdatsiooniastmes (+6):
Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O
Kroom(III)hüdroksiid C r (OH) 3. Amfoteerne hüdroksiid. Hallikasroheline, kuumutamisel laguneb, kaotab vett ja moodustab rohelise metahüdroksiid CrO(OH). Ei lahustu vees. Sadeneb lahusest halli-sinise ja sinakasrohelise hüdraadina. Reageerib hapete ja leelistega, ei suhtle ammoniaakhüdraadiga.
Sellel on amfoteersed omadused - see lahustub nii hapetes kui ka leelistes:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZH + = Cr 3+ + 3H 2 O
Cr(OH)3 + KOH → K, Cr(OH)3 + ZON - (konts.) = [Cr(OH)6] 3-
Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (roheline) + 2H 2 O (300-400 °C, M = Li, Na)
Cr(OH)3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3
2Cr(OH)3 + 4NaOH (konts.) + ZN2O2 (konts.) = 2Na2CrO4 + 8H20
Kviitung: sadestamine ammoniaakhüdraadiga kroom(III)soolade lahusest:
Cr3+ + 3(NH3H2O) = KOOSr(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (leelise liias - sade lahustub)
Kroom (III) soolad on lilla või tumerohelise värvusega. Nende keemilised omadused meenutavad värvituid alumiiniumsoolasid.
Cr(III) ühenditel võivad olla nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused:
Zn + 2Cr + 3 Cl 3 → 2Cr + 2 Cl 2 + ZnCl 2
2Cr +3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6O4
Kuuevalentsed kroomiühendid
Kroom(VI)oksiid CrO 3 - helepunased kristallid, vees lahustuvad.
Saadakse kaaliumkromaadist (või dikromaadist) ja H2SO4-st (konts.).
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
CrO 3 on happeline oksiid, leelistega moodustab see kollaseid kromaate CrO 4 2-:
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
Happelises keskkonnas muutuvad kromaadid oranžideks dikromaatideks Cr 2 O 7 2-:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Leeliselises keskkonnas kulgeb see reaktsioon vastupidises suunas:
K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH → 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
Kaaliumdikromaat on happelises keskkonnas oksüdeeriv aine:
K 2Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O
K 2Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Kaaliumkromaat K 2 Kr O 4 . Oksosool. Kollane, mittehügroskoopne. Sulab lagunemata, termiliselt stabiilne. Vees väga hästi lahustuv ( kollane lahuse värvus vastab CrO 4 2- ioonile), hüdrolüüsib aniooni kergelt. Happelises keskkonnas muutub see K 2 Cr 2 O 7 -ks. Oksüdeeriv aine (nõrgem kui K 2 Cr 2 O 7). Osaleb ioonivahetusreaktsioonides.
Kvalitatiivne reaktsioon CrO 4 2- ioonil - baariumkromaadi kollase sademe sadestumine, mis laguneb tugevalt happelises keskkonnas. Seda kasutatakse peitsina kangaste värvimisel, naha parkimisainena, selektiivse oksüdeeriva ainena ja analüütilise keemia reagendina.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30%) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 (t) +16HCl (kontsentratsioon, horisont) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 8H 2 O + 4KCl
2K 2CrO4 +2H 2O+3H 2S=2Cr(OH)3 ↓+3S↓+4KOH
2K 2 CrO 4 + 8H 2 O + 3K 2 S = 2K [Cr(OH) 6] + 3S↓ + 4KOH
2K 2 CrO 4 + 2AgNO 3 =KNO 3 + Ag 2 CrO 4 (punane) ↓
Kvalitatiivne reaktsioon:
K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓
2BaCrO 4 (t) + 2HCl (laiendatud) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O
Kviitung: kromiidi paagutamine kaaliumkloriidiga õhus:
4 (Cr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)
Kaaliumdikromaat K 2 Kr 2 O 7 . Oksosool. Tehniline nimetus kroomitud tipp. Oranžikaspunane, mittehügroskoopne. Sulab lagunemata ja laguneb edasisel kuumutamisel. Vees väga hästi lahustuv ( oranž Lahuse värvus vastab Cr 2 O 7 2- ioonile. Aluselises keskkonnas moodustab see K 2 CrO 4. Tüüpiline oksüdeerija lahuses ja sulamise ajal. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides.
Kvalitatiivsed reaktsioonid- eeterliku lahuse sinine värvus H 2 O 2 juuresolekul, vesilahuse sinine värvus aatomi vesiniku toimel.
Seda kasutatakse naha parkimisainena, peitsina kangaste värvimisel, pürotehniliste kompositsioonide komponendina, analüütilise keemia reagendina, metalli korrosiooni inhibiitorina, segus H 2 SO 4-ga (konts.) - keemiliste nõude pesemiseks.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2 (500–600 o C)
K 2 Cr 2 O 7 (t) +14HCl (konts.) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O + 2KCl (keevad)
K 2 Cr 2 O 7 (t) + 2H 2 SO 4 (96%) ⇌2KHSO 4 + 2CrO 3 + H 2 O ("kroomisegu")
K 2 Cr 2 O 7 + KOH (konts.) = H 2 O + 2K 2 CrO 4
Cr2O72- +14H + +6I - =2Cr3+ +3I2↓+7H2O
Cr2O72- +2H + +3SO2 (g) = 2Cr3+ +3SO42- +H2O
Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr2 (OH) 3 ↓
Cr 2 O 7 2- (konts.) +2Ag + (lahjend.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (punane) ↓
Cr 2 O 7 2- (lahjend.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (punane) ↓
K 2Cr 2 O 7 (t) + 6HCl + 8H 0 (Zn) = 2CrCl 2 (syn) + 7H 2 O + 2 KCl
Kviitung: K 2 CrO 4 töötlemine väävelhappega:
2K2CrO4 + H2S04 (30%) = K 2Kr 2 O 7 + K2SO4 + H2O
Chrome'i ajalugu
Esimest korda mainitakse kroomi kui iseseisvat elementi M.V. Lomonosov 1763. aastal, pärast metalli avastamist Berezovski kullamaagi leiukohas. Autor helistas talle punane pliimaak. Ilmselt on kroomiühenditel mitmesuguseid värve, mistõttu anti elementidele nimi kroom – kreeka keelest χρῶμα – värv, värv.
Kroom on keemiliste elementide perioodilisuse tabeli D.I perioodi IV rühma VI sekundaarse alarühma element. Mendelejevi aatomnumber on 24 ja aatommass 51,966. Aktsepteeritud nimetus on Cr (ladina keelest Kroom).
Looduses olemine
Kroom on maapõues levinud, kuulsaimad ühendid on kromiit ja krokoiit. Kroomimaardlad asuvad Lõuna-Aafrikas, Türgis, Zimbabwes, Armeenias, Indias ja Venemaal Kesk-Uuralites.
Kroom on kõvametall (sageli nimetatakse seda mustmetall), on valge-sinise värvusega ja ühe kõrgeima kõvadusega.
Kroomi päevane vajadus
Kroomi vajalik päevane annus lastele on olenevalt vanusest 11-35 mcg, raseduse ajal on vaja saada 50-70 mcg kroomi päevas, vajadus suureneb 100-120 mcg-ni. Täiskasvanud terved mehed peaksid saama 60-80 mcg kroomi päevas aktiivse spordi või muu kehalise tegevuse ajal, päevane annus on 120-200 mcg.
Inimkeha peamised kroomi tarnijad on ja, millele järgneb vormiriietus ja, ja, täisteraleib, on kroomi mereandides, juustudes ning puuviljades ja marjades, kaunviljades ja mõnes teraviljas - ja.
Kroomipuuduse tunnused
Kroomipuuduse tunnused inimkehas on järgmised:
- unetus ja väsimus,
- peavalu ja ärevus,
- "halva" kolesterooli taseme tõus,
- värisemine ja jäsemete tundlikkuse vähenemine,
- kurnatus ja juuste väljalangemine.
Kroomi ülejäägi tunnused
Kroomi liigset sisaldust organismis iseloomustavad allergilised reaktsioonid ja põletikulised protsessid, haavandid limaskestadel, närvisüsteemi häired ning häired maksa ja neerude töös.
Kroom mängib olulist rolli inimese elus, osaleb lipiidide ja süsiniku ainevahetuses, soodustab “halva” kolesterooli eliminatsiooni ning vastutab rasvade ladestumise töötlemise eest, säilitades seeläbi normaalse kehakaalu. Kroomi võime asendada joodi mängib kilpnäärme jaoks üliolulist rolli, samuti on kroom asendamatu osteoporoosi ennetamiseks, luukoe tugevdamiseks. Kroom stimuleerib kudede regeneratsiooniprotsesse ja säilitab geenides pärilikku teavet.
Kroom on leidnud oma peamise kasutuse metallurgiatööstuses, kus seda kasutatakse sulamite kõvaduse ja korrosioonikindluse suurendamiseks, kroomimise protsessis, samuti kasutatakse seda kosmosetööstuses.
