Hrom

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Hrom
[Ar] 3d54s1 24Cr
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Hrom, Cr, 24
Serija Prijelazni metali
Grupa, Perioda, Blok 6, 4, d
Izgled srebrenasti metal
Zastupljenost 0,019[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 51,9961 u
Atomski radijus (izračunat) 140 (166) pm
Kovalentni radijus 127 pm
Van der Waalsov radijus - pm
Elektronska konfiguracija [Ar] 3d54s1
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 13, 1
Izlazni rad 4,5[2] eV
1. energija ionizacije 652,9 kJ/mol
2. energija ionizacije 1590,9 kJ/mol
3. energija ionizacije 2987 kJ/mol
4. energija ionizacije 4743 kJ/mol
5. energija ionizacije 6702 kJ/mol
6. energija ionizacije 8744,9 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Mohsova skala tvrdoće 8,5
Kristalna struktura kubična prostorno centrirana
Gustoća 7140[3] kg/m3
Magnetizam paramagnetičan (\chi_{m} = 3,1 · 10−4)[4]
Tačka topljenja 2180 K (1907 °C)
Tačka ključanja 2755[5] K (2482 °C)
Molarni volumen 7,23 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja 347[5] kJ/mol
Toplota topljenja 16,9 kJ/mol
Pritisak pare 990 Pa kod 2130 K
Brzina zvuka 5940 m/s kod 293,15 K
Specifična toplota 449[1] J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 7,74 · 106 S/m
Toplotna provodljivost 93,7 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje 6, 3, 2
Elektrodni potencijal −0,744 V (Cr3+ + 3 e → Cr)[6]
Elektronegativnost 1,66 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
48Cr

sin

21,58 h ε 1,659 48V
49Cr

sin

42,3 min ε 2,631 49V
50Cr

4,345 %

1,3 · 1018 god +β+) 1,167 50Ti
51Cr

sin

27,7025 d ε 0,753 51V
52Cr

83,789 %

Stabilan
53Cr

9,501 %

Stabilan
54Cr

2,365 %

Stabilan
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja
Prah

Lahko zapaljivo

F
Lahko zapaljivo

Štetno

Xn
Štetno
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 11-40 (prah)
S: 7-33-36/37-60 (prah)
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Hrom (lat. chromium, iz grčkog χρῶμα, chrṓma, boja) je hemijski element sa simbolom Cr i atomskim brojem 24. Spada u prijelazne metale, u periodnom sistemu elemenata nalazi se u VIB grupi, zvanoj grupa hroma. Spojevi hroma imaju izrazito živopisne, različite boje, te se često koriste kao pigmenti u umjetnim bojama i lakovima.

Historija[uredi | uredi izvor]

Louis-Nicolas Vauquelin, naučnik koji je prvi dobio elementarni hrom

Soli hroma su se koristile još u za vrijeme cara Ćin Š’ huanga u drevnoj Kini, da bi se poboljšao kvalitet i postojanost bronzanih mačeva. Godine 1761. njemački geolog Johann Gottlob Lehmann otkrio je narandžasto-crveni mineral na Uralu koji se sastojao iz olovo hromata (PbCrO4) a nazvao ga je crvena olovna ruda. Pošto ga je identificirao kao spoj olova, željeza i selena, hrom je ostao neotkriven. Peter Simon Pallas je 1770. godine primijetio u istom području crveni olovni mineral, kojeg je zbog njegove crvene boje nazvao krokoit (grč. κρόκος krókos - šafran). Vrlo brzo porasla je upotreba crvene olovne rude kao pigmenta. Sjajna žuta boja, koja se dobijala iz krokoita, hrom žuta, kasnije je postala boja i simbol poštanske službe u gotovo cijeloj Evropi (poštanska žuta).

Godine 1797. Louis-Nicolas Vauquelin je dobio hrom(III) oksid Cr2O3 iz krokoita i hlorovodonične kiseline. Godinu kasnije, izdvojio je elementarni hrom, djelimično čist, putem redukcije iz hrom(III) oksida i drvenog uglja. Ovaj novoizolirani element dobio je ime hrom (izvedeno iz grčkog χρῶμα chrṓma - boja), zbog raznolikosti boja njegovih soli u različitim oksidacijskim stanjima. Tragove novog elementa Vauquelin je uspio dokazati čak i u dragom kamenju poput rubina i smaragda.

U 19. vijeku spojevi hroma su pretežno korišteni kao pigmenti boja i za mineralno štavljenje. Krajem 20. vijeka hrom i spojevi hroma su gotovo u potpunosti korišteni za pravljenje legura otpornih na koroziju i visoku temperaturu (hromiranje i hromov čelik)

Zastupljenost[uredi | uredi izvor]

Svjetska proizvodnja hroma po godinama

Međunarodna mineraloška organizacija (IMA) je priznala hrom kao mineral (sistematika po Strunzu: 1.AE.05 odnosno po starijoj oznaci I/A.06-10), međutim u prirodi se on vrlo rijetko javlja kao samorodan. Do danas je poznato samo 10 mjesta gdje se može pronaći samorodni hrom.[7] Zbog toga se najveći dio hroma može naći isključivo u obliku spojeva kao dio minerala hromita (željezno-hromova ruda) FeCr2O4 u kojem se udio hroma kreće oko 46% u površinskim kopovima, te nešto manje u jamskim kopovima. Osim njega, postoje i minerali koji sadrže mnogo više hroma poput ferhromida (oko 87% hroma) i grimaldiita (oko 61% hroma), ali se ti minerali javljaju mnogo rjeđe i u manjim količinama u odnosu na hromit. Po podacima iz 2010. godine, bila su poznata 103 minerala koji sadrže hrom.[8]

Po podacima iz 2003. godine, Južnoafrička Republika je proizvodila oko 50% ukupne svjetske proizvodnje hroma. Osim nje, značajni proizvođači hroma su Kazahstan (15,2% svjetske proizvodnje), Indija (12,1%), Zimbabve (3,7%) i Finska (3%). Po podacima ICDA iz 2006. godine, Južnoafrička Republika je proizvela 36% svjetske proizvodnje hroma, Indija 19%, Kazahstan 17%, a Brazil, Zimbabve, Turska i Finska zajedno 13%. Tokom Drugog svjetskog rata Turska je bila najvažniji izvoznik hroma za nacističku Njemačku.[9]

Godine 2000. u svijetu je iskopano oko 15 miliona tona rude hromita namijenjenog tržištu. Od te količine se dobilo oko 4 miliona tona ferohroma čija je tržišna vrijednost procijenjena na oko 2,5 milijarde američkih dolara. Metalni hrom se vrlo rijeko može naći na nalazištima. U rudniku Udačnaja u Rusiji pronađena je rudna žila kimberlita koji sadrži, između ostalog, dijamante. U njegovoj reduciranoj matrici stvaraju se dijamanti i zaostaje metalni hrom.

Dobijanje[uredi | uredi izvor]

Kristali hroma rafinirani termičkim raspadom hrom jodida

Iskopana ruda hroma se najprije oslobodi grubih nečistoća, zemlje i kamenja. U drugom koraku slijedi proces oksidiranja pri temperaturi od oko 1200 °C do hromata:

\mathrm{4 \ FeCr_2O_4 + 8 \ Na_2CO_3 + 7 \ O_2 \longrightarrow}  \mathrm{8 \ Na_2CrO_4 + 2 \ Fe_2O_3 + 8 \ CO_2 \ }

Natrij hromat se ekstrahira pomoću vrele vode te se sa sumpornom kiselinom prevodi u dihromat:

\mathrm{2 \ Na_2CrO_4 + H_2SO_4 \longrightarrow}  \mathrm{Na_2Cr_2O_7 + Na_2SO_4 + H_2O \ }

Natrij dihromat se kristalizira pri hlađenju iz rastvora kao dihidrat. Putem naknadne redukcije sa ugljem dobija se hrom(III) oksid:

\mathrm{Na_2Cr_2O_7 \cdot 2 \ H_2O + 2 \ C \longrightarrow}  \mathrm{Cr_2O_3 + Na_2CO_3 + 2 \ H_2O + CO \ }

Na kraju procesa slijedi aluminotermijska redukcija hrom(III) oksida do metalnog hroma:

\mathrm{Cr_2O_3 + 2 \ Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 \ Cr \ }
Čisti komad hroma, dobijen aluminotermijskom redukcijom

Hrom se ne može dobiti iz oksidirane rude redukcijom sa ugljem, jer takvom reakcijom nastaje hrom karbid. Čisti hrom se zbog toga dobija elektrolitičkim izdvajanjem iona Cr3+ iz rastvora sumporne kiseline. Odgovarajući rastvori se dobijaju rastvaranjem hrom(III) oksida ili ferohroma u sumpornoj kiselini. Ferohrom kao polazni materijal u proizvodnji hroma se dobija uz prethodno odstranjivanje željeza. Hrom visoke čistoće se može dobiti daljnjim koracima čišćenja u takozvanom van Arkel de-Boer procesu. Ferohrom se dobija putem redukcije hromita u lučnoj peći na temperaturi od oko 2800 °C.

\mathrm{FeCr_2O_4 + 4 \ C \longrightarrow Fe + 2 \ Cr + 4 \ CO}

Osobine[uredi | uredi izvor]

Hrom

Hrom je srebreno bijeli metal, otporan na koroziju te u prisustvu zraka ne tamni. U elementarnom stanju je mehak, lahko se oblikuje i kuje. On je antiferomagnetičan sa Néelovom temperaturom od 311 K.[10] Hrom se otapa u hlorovodoničnoj i sumpornoj kiselini nakon određenog vremena te iz nje istiskuje vodonik, nakon što se sa njegove površine otopi zaštitni sloj. Ne otapa se u zlatotopki niti u dušičnoj kiselini. Najčešća oksidacijska stanja hroma su +2, +3 i +6, među kojima je +3 najstabilnije.

Cr(II) je nestabilan sa konfiguracijom d4. Kod ove konfiguracije javlja se Jahn-Tellerov efekat. Iz tog razloga su kompleksi sa Cr(II) često koordinirani kvadratno ili razbijeno oktaedarski. Rastvori Cr2+ iona su stabilni samo kada se dobijaju iz najčišćeg hroma dobijenog putem elektrolize. Spojevi Cr(II) su snažna redukcijska sredstva.[11]

Cr3+ je najstabilniji oblik hroma. To se objašnjavao putem teorije kristalnog polja, po kojoj su pri d3 konfiguraciji sve t2g orbitale zaposjednute samo jednim neuparenim elektronom. Ovakva konfiguracija je energetski posebno povoljna i zbog toga i stabilna.[11]

Cr(VI) kao hromat (CrO42−) odnosno dihromat (Cr2O72−) koristi se kao snažno oksidacijsko sredstvo. Međutim, Cr(VI) je izuzetno otrovan i kancerogen. U vodenim rastvorima između oba iona postoji hemijska ravnoteža, ali ona zavisi od pH vrijednosti. Ukoliko se razblaženi rastvor žutog hroma zakiseli, dobijaju se dodati ioni H+, te se po Le Chatelierovom principu ravnoteža pomijera na stranu dihromata, a rastvor dobije narandžastu boju.

\mathrm{2 \ CrO_4^{2-} + 2 \ H^+ \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-} + H_2O}

Spojevi[uredi | uredi izvor]

Hrom oksid zelena (Cr2O3) se koristi kao email boja i za bojenje stakla (zelene boce). Naziva se još i kelnska zelena. Nju treba razlikovati od otrovne hrom zelene. Hrom žuta (olovo(II) hromat) služila je ranije kao sjajni žuti pigment (poštanska žuta). Zbog velike otrovnosti, danas je ona gotovo u potpunosti zamijenjena organskim pigmentima. U analitici se koristi za jodometrijsko određivanje olova.

Hrom žuta, koja je primjenu našla kao umjetnička boja, je po hemijskom sastavu olovo sulfat ili olovo hromat u zavisnosti od načinu proizvodnje (2 PbSO4 · PbCrO4). Pigment je otkrio Louis-Nicolas Vauquelin 1809. godine, a od 1820. se komercijalno proizvodi. Hrom žuta ima izrazito veliku pokrivnu moć, njena stabilnost boje zavisi od nijanse i tona. U tehnici uljanih slika u slikarstvu danas se gotovo ne upotrebljava. Međutim, poznato je da je Vincent van Gogh koristio hrom žutu u svojim djelima, između ostalih i za poznatu sliku Suncokreti, naslikanu u tehnici ulje na platnu. Ova slika danas ne izgleda identično kako je prvobitno naslikana jer je došlo do gubljenja originalnih nijansi žute.[12][13]

Međutim, danas je hrom žuta jedna od najvažnijih boja koje se upotrebljavaju za analizu falsifikata starih slika.

Hrom dioksid (hrom(IV) oksid, CrO2) je crni feromagnetni prah koji se koristi za izradu magnetnih traka sa boljim odnosom signal-šum od konvencionalnih magnetnih traka na bazi željezo(II,III) oksida, jer hrom dioksid posjeduje višu koercitivnost.

Hromna kiselina sa hipotetskom hemijskom strukturom H2CrO4 postoji isključivo u razrijeđenom vodenom rastvoru. Ona je izuzetno otrovna. Kao anion, ona postoji u nekim hromatima i dihromatima.

Anhidrid hromne kiseline, vrlo otrovni hrom(VI) oksid CrO3 se ponekad naziva i hrom trioksid.

Narandžasto obojeni i vrlo otrovni kalij dihromat K2Cr2O7 je snažno oksidacijsko sredstvo. U rastvoru sumporne kiseline može vrlo lahko pretvoriti primarne alkohole u odgovarajuće aldehide, što se može iskoristiti za dokazivanje alkohola u dahu (alko-testovi). U laboratorijskoj oblasti on se koristi u obliku hrom sumporne kiseline za čišćenje laboratorijskog stakla i aparata. U kontaktu sa ionima hlora nastaje isparljivi hromil hlorid CrO2Cl2 koji je i kancerogen. Kalij dihromat se pored toga koristi kao sredstvo za titraciju kao i za fiksiranje boja u industrijskoj proizvodnji. Kalij dihromat, kao i također vrlo otrovni amonij dihromat (NH4)2Cr2O7, su supstance osjetljive na svjetlost u ranim oblicima fotografije u obliku slojeva hromove želatine.

Hromit (ruda željeza i hroma) FeCr2O4 se koristi za pravljenje kalupa za pečenje cigli (opeka).

Ostali spojevi hroma su: hrom(III) hlorid, hrom(III) jodid, hrom(III) fluorid, hrom(III) sulfat, kalij hrom(III) sulfat, hrom(III) nitrat, hrom(III) hidroksid, hrom(II) hlorid, hrom(IV) fluorid, hrom(V) fluorid kao i razni drugi hromati.

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Hrom koji se nalazi u prirodi sastavljen je iz tri stabilna izotopa: 52Cr, 53Cr i 54Cr, među kojima je 52Cr najviše zastupljen (83,789% od prirodnog hroma). Osim njih, otkriveno je ukupno 19 radioaktivnih izotopa, među kojima je najstabilniji izotop 50Cr sa vremenom poluraspada od više od 1,8 × 1017 godina, te izotop 51Cr sa vremenom poluraspada od 27,7 dana. Svi ostali radioizotopi imaju vremena poluraspada kraća od 24 sata, a većina njih ima vremena poluraspada kraća od 1 minute. Hrom ima također i 2 nuklearna izomera.[14]

Izotop 53Cr je radiogenski proizvod raspada izotopa 53Mn. Izotopski sadržaj hroma se obično kombiniraju sa izotopskim sadržajem mangana, a našli su primjenu u izotopskoj geologiji. Odnosi izotopa mangana i hroma su korelaciji sa izotopima 26Al i 107Pd te pružaju dokaze o ranoj historiji Sunčevog sistema. Varijacije u odnosima izotopa 53Cr/52Cr i Mn/Cr dobijenih iz uzoraka nekoliko meteorita daju određene pretpostavke o početnom odnosu 53Mn/55Mn te sugeriraju da Mn-Cr sastav izotopa mora rezultirati iz in-situ raspada izotopa 53Mn na diferenciranim planetarnim tijelima. Na taj način izotop 53Cr daje dodatne dokaze za procese nukleosinteze neposredno prije koalescencije Sunčevog sistema.[15]

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Hrom i spojevi hroma se koriste u razne svrhe, u kojima se traži otpornost materijala:

  • kao dodatak legurama: za izradu nehrđajućih čelika, da bi se poboljšala otpornost čelika na visoku temperaturu te za pravljenje NE-legura. Gotovo je nezamisliva industrija kugličnih ležaja bez hroma.
  • tvrdo hromiranje: u procesu galvanotehnike neposredno na čelične, gusane, bakarne i druge predmente nanosi se sloj debljine do 1 mm radi njihove zaštite od trenja i habanja. Hrom se može nanositi i na aluminij kao međusloj. Takvi dijelovi se često koriste u aluminijskim cilindrima u industriji motora.
Hromirana felga od lahkih metala: omiljena je naročito kod osoba koje se bave preuređenjem automobila (tuning)
  • dekorativno hromiranje: galvansko nanošenje sloja hroma tanjeg od 1 μm koji služi u estetske svrhe, a pored njega se nanosi i zaštitni međusloj od nikla ili nikl-bakra protiv korozije. Vrlo često se hromiraju i dijelovi načinjeni od vještačkih materijala. Zamjena za dekorativno hromiranje je proces ahrolita.
  • pasiviziranje galvanskih slojeva cinka
  • kao katalizator koji služe za ubrzavanje ili inicijaliziranje hemijskih reakcija
  • štavljenje hromom, jedan od najvažnijih procesa u preradi kože

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Uloga hroma Cr(III) (iona Cr3+) u čovjekovom organizmu je donekle kontroverzna i predmet je naučnih rasprava. Postoje određeni dokazi da hrom(III) može imati određeni značaj u razmjeni ugljikohidrata i masti kod sisara. Međutim ove naznake se danas ponovno proučavaju. Ranije indicije, koje su pokazivale da omiljeni dodatak prehrani u vidu hrom(III) pikolinata ima blagotvoran uticaj na ljudski organizam, kasnije studije nisu to potvrdile. U jednoj studiji na ćelijama hrčka uočeno je da je hrom(III) pikolinat mutagen i da može izazvati rak.

Trenutni podaci koji su na raspolaganju naučnicima pokazuju, da je gotovo nemoguće da neka osoba trpi zbog nedostatka hroma u ishrani. Čak ni veće doze hroma(III) vrlo teško mogu izazvati toksičnost, a proizvod rastvaranja hrom(III) hidroksida je ekstremno nizak (6,7 · 10−31). Smatra se da je to iz razloga jer se on vrlo teško apsorbira iz ljudskih crijeva. U SAD je smanjena preporučena dnevna količina unosa hroma u organizam sa 50–200 µg na 35 µg za odrasle muškarce te na 25 µg za odrasle žene.

Spojevi hroma(VI) su izuzetno otrovni. Oni se smatraju mutagenim i oštećuju DNK. Oni putem disajnih organa dospijevaju u tijelo i oštećuju plućno tkivo. Osobe, koje su bile hronično izložene ovim spojevima, imaju povećan rizik za nastanak raka pluća. Otrovni uticaj pri tome raste sa nerastvorljivošću soli hroma(VI).[16] Direktive Evropske unije značajno ograničavaju upotrebu hroma(VI) u Evropskoj uniji.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3
  2. ^ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, tom 6: Festkörper, 2. izd., Walter de Gruyter, 2005, str. 361. ISBN 978-3-11-017485-4
  3. ^ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. izd., 1988, str. 1291, ISBN 3-527-26169-9
  4. ^ Weast, Robert C. (ur.): CRC Handbook of Chemistry and Physics., CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. str E-129 do E-145. ISBN 0-8493-0470-9
  5. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337 doi:10.1021/je1011086
  6. ^ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. izd., de Gruyter, Berlin 2007, str. 1566, ISBN 978-3-11-017770-1
  7. ^ mindat - Localities for Chromium
  8. ^ Webmineral - Mineral Species sorted by the element Cr (Chromium)
  9. ^ Jean Ziegler, "Die Schweiz, das Gold und die Toten", str. 46, 1. izd. 1997, C. Bertelsmann Verlag, München, ISBN 978-3570001127
  10. ^ Fawcett, Eric G. R. (1976). "Spin-density-wave antiferromagnetism in chromium". Reviews of Modern Physics 60: 209. doi:10.1103/RevModPhys.60.209
  11. ^ a b E. Riedel, C. Janiak (2011). Anorganische Chemie, 8. izd., str. 812 - 814, de Gruyter. ISBN 3110225662
  12. ^ Spiegel Online: UV-Licht lässt Van-Gogh-Gemälde verblassen. 15. februar 2011
  13. ^ Letizia Monico, Geert Van der Snickt, Koen Janssens, Wout De Nolf, Costanza Miliani, Joris Dik, Marie Radepont, Ella Hendriks, Muriel Geldof and Marine Cotte: Degradation Process of Lead Chromate in Paintings by Vincent van Gogh Studied by Means of Synchrotron X-ray Spectromicroscopy and Related Methods. 2. Original Paint Layer Samples. Analytical Chemistry 2011 83 (4), 1224-1231. doi:10.1021/ac1025122
  14. ^ Georges, Audi et.al. (2003). "The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties". Nuclear Physics A 729: 3–128. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001
  15. ^ Birck, J. L et.al.. (1999). "53Mn-53Cr evolution of the early solar system". Geochimica et Cosmochimica Acta 63 (23–24): 4111–4117. doi:10.1016/S0016-7037(99)00312-9
  16. ^ Emanuel Rubin, David Strayer: Environmental and Nutrional Pathology. u: Raphael Rubin, David Strayer: Rubin's Pathology, Philadelphia, 2008, str. 268.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: