Хром

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на прегледникот Прејди на пребарувањето
Хром  (24Cr)
Chromium crystals and 1cm3 cube.jpg
Хромиови кристали
Општи својства
Име и симболхром (Cr)
Изгледметалик сребрена
Хромот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)


Cr

Mo
ванадиумхромманган
Атомски број24
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)51.9961(6)[1]
Категорија  преоден метал
Група и блокгрупа 6, d-блок
ПериодаIV периода
Електронска конфигурација[Ar] 3d5 4s1
по обвивка
2, 8, 13, 1
Физички својства
Фазацврста
Точка на топење2.180 K ​(1.907 °C)
Точка на вриење2.944 K ​(2.671 °C)
Густина близу с.т.7,19 г/см3
кога е течен, при т.т.6,3 г/см3
Топлина на топење21 kJ/mol
Топлина на испарување347 kJ/mol
Моларен топлински капацитет23,35 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 1.656 1.807 1.991 2.223 2.530 2.942
Атомски својства
Оксидациони степени6, 5, 4, 3, 2, 1, −1, −2, −4 ​(во зависност од оксидационата состојба, киселински, базичен, или амфотеричен оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 1,66
Енергии на јонизацијаI: 652,9 kJ/mol
II: 1.590,6 kJ/mol
II: 2.987 kJ/mol
(повеќе)
Атомски полупречникемпириски: 128 пм
Ковалентен полупречник139±5 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на хром
Разни податоци
Кристална структурателоцентрична коцкеста (тцк)
Кристалната структура на хромот
Брзина на звукот тенка прачка5.940 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширење4,9 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост93,9 W/(m·K)
Електрична отпорност125 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањеантиферомагнетно (односно: СГБ)[2]
Модул на растегливост279 GPa
Модул на смолкнување115 GPa
Модул на збивливост160 GPa
Поасонов сооднос0,21
Викерсова тврдост1.060 MPa
Бринелова тврдост687–6.500 MPa
CAS-број7440-47-3
Историја
Откриен и првпат издвоенЛуј Никола Воклен (1797, 1798)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на хромот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
50Cr 4,345% >1.3×1018 y (β+β+) 1,167 50Ti
51Cr веш 27,7025 d ε 51V
γ 0,320
52Cr 83,789% 52Cr е стабилен со 28 неутрони
53Cr 9,501% 53Cr е стабилен со 29 неутрони
54Cr 2,365% 54Cr е стабилен со 30 неутрони
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
| наводи | Википодатоци

Хром е хемиски елемент со симбол Cr и атомски број 24. Тоа е првиот елемент во групата 6 . Тоа е старо-сив, сјаен , тврд и кршлив преоден метал . [3] Хромот може да се пофали со висока стапка на употреба како метал кој може да биде високо полиран додека отпорен на оцрнување . Хромот е исто така главниот додаток во нерѓосувачки челик , популарна челична легура поради невообичаено високиот спектрален одраз . Едноставниот полиран хром одразува речиси 70% од видливиот спектар , при што се рефлектираат речиси 90% инфрацрвени светлосни бранови. [4] Името на елементот е изведено од грчкиот збор χρῶμα, chrōma , што значи боја , [5] бидејќи многу соединенија на хром се интензивно обоени.

Ферохромиевата легура е комерцијално произведена од хромит со силикотермични или алуолетермични реакции и хром метали со печење и процеси на истекување проследено со редукција со јаглерод, а потоа и со алуминиум . Хром метал е од висока вредност за неговата висока отпорност на корозија и цврстина . Главен развој во производството на челик беше откривањето дека челикот може да се направи високо отпорен на корозија и промена на бојата со додавање на метален хром за да се формира нерѓосувачки челик . Нерѓосувачкиот челик и хромирањето ( електроплирање со хром) заедно сочинуваат 85% од комерцијалната употреба.

Во Соединетите Американски Држави, тривалентен хром (Cr (III)) јон се смета за суштински нутриент кај луѓето за инсулин , шеќер и липиден метаболизам . [6] Сепак, во 2014 година, Европската агенција за безбедност на храната , постапувајќи за Европската унија, заклучи дека нема доволно докази дека хром треба да се препознае како суштина. [7]

Додека хром металот и Cr (III) јоните не се сметаат за токсични, хексавалентен хром (Cr (VI)) е токсичен и канцероген . Напуштените места за производство на хром често бараат чистење на животната средина .

Физички својства[уреди | уреди извор]

Атомски[уреди | уреди извор]

Хром е четвртиот преоден метал што се наоѓа на периодниот систем и има електронска конфигурација на [ Ar ] 3d 5 4s 1 . Тоа е, исто така, првиот елемент во периодниот систем, чија основна електронска конфигурација го нарушува принципот Ауфбау . Ова се случува повторно подоцна во периодниот систем со други елементи и нивните електронски конфигурации, како што се бакар , ниобиум и молибден . [8] Ова се случува бидејќи електроните во истата орбитала се одвратуваат едни со други поради нивните слични обвиненија. Во претходните елементи, енергетскиот трошок за промовирање на електрони до следното повисоко ниво на енергија е премногу голем за да се компензира за ослободеното од меѓуэлектронското одбивање. Меѓутоа, во 3d транзициските метали, енергетскиот јаз помеѓу подповршината 3d и следната повисока 4s е многу мал, и бидејќи 3d подслојот е покомпактен од подслоевите 4s, меѓуелектронското одбивање е помало помеѓу 4s електрони отколку помеѓу 3d електрони. Ова го намалува енергетскиот трошок за промоција и ја зголемува енергијата што ја ослободува, така што промоцијата станува енергетски изводлива, а еден или дури два електрони секогаш се промовираат во потсек 4-ти. (Слични промоции се случуваат за секој атом на преоден метал освен еден, паладиум . ) [9]

Хромот е првиот елемент во 3d серијата каде што 3d електроните започнуваат да тонат во инертно јадро ; тие на тој начин придонесуваат помалку за металното врзување , а оттаму точките на топење и вриење и енталпијата на атомизација на хром се пониски од оние на претходниот елемент, ванадиум . Хром (VI) е силно оксидирачко средство за разлика од молибден (VI) и волфрам (VI) оксиди. [10]

Масовно[уреди | уреди извор]

Примерок од чист метален хром

Хромот е многу тежок , и е трет најтежок елемент зад јаглеродот ( дијамант ) и бор . Неговата цврстина на Мос е 8,5, што значи дека може да гребе примероци од кварц и топаз , но може да биде изгребан од корунд . Хром е многу отпорен на оцрнување , што го прави корисен како метал што го задржува својот најоддалечен слој од корозија , за разлика од другите метали како што се бакар , магнезиум и алуминиум .

Хромот има точка на топење од 1907 °C (3465 °F), што е релативно ниско во споредба со повеќето транзициони метали. Сепак, тој сè уште ја има втората највисока точка на топење од сите елементи на Период 4 , со што ванадиум е на врвот со разлика 3 °C (5 °F) на температура од 1910 °C (3470 °F). Точката на вриење на 2671 °C (4840 °F), сепак, е релативно помал, со трета најниска точка на вриење надвор од Периодот 4 преодни метали сам [б 1] зад манган и цинк . Електричната отпорност на олово на 20 °C е 125 ом - метри .

Хромот има невообичаено висока зрачна рефлексија во споредба со онаа на другите транзициски метали. Во 425 μm , се покажа дека хром има релативно максимум одраз на околу 72% рефлексија, пред да влезе во намалување на рефлексивноста, достигнувајќи минимум 62% рефлектанса на 750 μm пред повторно да се издигне и да се рефлектира приближно 90% од 4000 μm инфрацрвени бранови . [4] . Кога хром е формиран во легура од не'рѓосувачки челик и полиран , зрачената рефлексија се намалува со вклучување на дополнителни метали, но сепак е прилично висока во споредба со другите легури. Помеѓу 40% и 60% од видливиот спектар се рефлектира од полиран нерѓосувачки челик. [4] Објаснувањето за тоа зошто хром покажува толку висок одѕив на рефлектираните фотонски бранови воопшто, особено 90% од инфрацрвените бранови што се рефлектираат, може да се припишат на магнетните својства на хром. [11] Хром има уникатни магнетни својства во смисла дека хром е единствената елементарна цврстина која покажува антиферромагнетско наредување на собна температура (и подолу). Над 38 °C, неговото магнетно нарачување се менува на парамагнетно . . Антиферромагнетните својства, кои предизвикуваат хромовите атоми привремено да се јонизираат и поврзуваат со себе, се присутни затоа што магнетните својства на телото-центрични кубици се диспропорционални на периодичноста на решетката . Ова се должи на фактот дека магнетните моменти на аглите на коцката и центрите на коцка не се еднакви, но се уште се антипаралелни. [11] Оттука, фреквентно-зависната релативна диелектричност на хром, која произлегува од Максвеловите равенки во врска со неговата антиферромагнитност , го остава хромот со највисоки инфрацрвени и видливи светлосни рефлектирања на познатите хемиски елементи. [12]

Пасивација[уреди | уреди извор]

Хром металот останат во воздухот се пасивира со оксидација, формирајќи тенок, заштитен, површински слој. Овој слој е шпинел структура, со дебелина на неколку молекули. Тој е многу густ и го спречува дифузирањето на кислородот во основниот метал. Ова е различно од сунѓерестиот оксид кој се формира на железо и јаглероден челик, преку кој елементарен кислород продолжува да мигрира, достигнувајќи го основниот материјал за да предизвика понатамошно рѓосување . [13] Пасивацијата може да се зголеми со краток контакт со оксидирачки киселини како азотна киселина . Пасивираниот хром е стабилен против киселините. Пасивацијата може да се отстрани со силно средство за редукција кое го уништува заштитниот оксиден слој на металот. Хром металот третирани на овој начин лесно се раствора во слаби киселини. [14]

Хром, за разлика од таков метал како железо и никел, не страда од водороден распуст . Меѓутоа, таа страда од азотно оружје , реагира со азот од воздух и формира кршливи нитриди при високи температури неопходни за работа на металните делови. [15]

Изотопи[уреди | уреди извор]

Природниот хром е составен од три стабилни изотопи ; 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr, со 52 Cr најобемно (83,789% природно изобилство ). 19 радиоизотопи се карактеризираат, при што најстабилните се 50 Кр со полуживот (повеќе од) 1,8 ×1017 години и 51 КР со полуживот од 27,7 дена. Сите преостанати радиоактивни изотопи имаат полу-живот што е помалку од 24 часа, а мнозинството е помалку од 1 минута. Хром, исто така, има два метастабилни нуклеарни изомери . [16]

53 Cr е радиогенски производ на распаѓање од 53 Mn (полуживот = 3.74 милиони години). [17] Хромитните изотопи обично се соединуваат (и се дополнуваат) со изотопи од манган . Оваа околност е корисна во геологијата на изотопите . Содржините на изотоп од манган-хром ги зајакнуваат доказите од 26 Al и 107 Pd во врска со раната историја на сончевиот систем . Варијациите на 53 Cr / 52 Cr и Mn / Cr коефициентите од неколку метеорити укажуваат на првичниот сооднос од 53 Mn / 55 Mn, кој сугерира дека Mn-Cr изотопниот состав мора да произлезе од распаѓањето на 53 Mn во диференцираните планети тела. Оттука 53 Cr обезбедува дополнителни докази за нуклеосинтетски процеси непосредно пред соединување на сончевиот систем. [18]

Изотопите на хром се движат во атомска маса од 43   u ( 43 Cr) до 67   u ( 67 Cr). Примарниот режим на распаѓање пред најзастапен стабилен изотоп, 52 Cr, е апсење на електрони и примарен режим по бета распаѓање . [16] 53 Cr е поставен како прокси за атмосферска концентрација на кислород. [19]

Хемија и соединенија[уреди | уреди извор]

Хемиски својства[уреди | уреди извор]

Дијаграмот Pourbaix за хром во чиста вода, перхлорна киселина или натриум хидроксид [20] [21]

Хром е член на група 6 , од транзициските метали . Хром (0) има електронска конфигурација на [Ar] 3d 5 4s 1 , поради долната енергија на високиот спин конфигурација . Хромот покажува широк спектар на оксидациски состојби , но хромот се јонизира во катјон со позитивен 3 полнеж кој служи како најстабилна јонска состојба на хром. [22] 3 и 6 состојбите се јавуваат најчесто во рамките на хромните соединенија; полнежи од +1, +4 и +5 за хром се ретки, но понекогаш постојат. [23]

Primary oxidation states[уреди | уреди извор]

Оксидациони
состојба[note 1][23]
−2 Na2[Cr(CO)5]
−1 Na2[Cr2(CO)10]
0 Cr(C6H6)2
+1 K3[Cr(CN)5NO]
+2 CrCl2
+3 CrCl3
+4 K2CrF6
+5 K3CrO8
+6 K2CrO4

Хром (III)[уреди | уреди извор]

Безводен хром (III) хлорид (CrCl 3)

Познати се голем број соединенија на хром (III), како што се хром (III) нитрат , хром (III) ацетат и хром (III) оксид . [24] Хром (III) може да се добие со растворање на елементарен хром во киселини како хлороводородна киселина или сулфурна киселина , но може да се формира и преку редукција на хром (VI) со цитохром c7 . [25] Cr3+ јон има сличен радиус (63   pm ) до Al3+ (радиус 50  pm), и тие можат да се заменат едни со други во некои соединенија, како што се хром алум и алуминиум . Кога износот на траги од Cr3+ го заменува Al3+ во корунд (алуминиум оксид, Al 2 O 3 ), розово сафир или црвениот рубин се формира, во зависност од количината на хром.

Хром (III) има тенденција да формира октаедрични комплекси. Коммерцијално достапен хром (III) хлорид хидрат е темно зелениот комплекс [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] Cl. Тесно поврзани соединенија се бледо зелена [CrCl (H 2 O) 5] Cl 2 и виолетова [Cr (H 2 O) 6] Cl 3. Ако нема вода во зелена боја хром (III) хлорид се раствора во вода, зелениот раствор се менува во виолетов за време додека хлорид во внатрешната координацијона сфера се заменува со вода. Овој вид на реакција е забележан и со растворите на хром алум и други соли на хром (III) растворливи во вода.

Хром (III) хидроксид (Cr (OH) 3) е атмосферско , се раствара во киселински остатоци за да се формира [Cr (H 2 O) 6] 3+, а во базни раствори за да се формира [Cr(OH)6]3− [Cr(OH)6]3− . Се дехидрира со загревање за да се формира зелениот хром (III) оксид (Cr 2 O 3 ), стабилен оксид со кристална структура идентична на корунда . [14]

Хром (VI)[уреди | уреди извор]

Соединението на хром (VI) се оксиданти при ниска или неутрална pH вредност. Хроматски анјони ( CrO2−
4
</br> CrO2−
4
) и дихромат (Cr 2 O 7 2- ) анјони се главни јони во оваа оксидациона состојба. Тие постојат во рамнотежа, определена со pH:

2 [ CrO4] 2- + 2 H + ⇌ [Cr 2 O 7] 2- + H 2 O

Хром (VI) халиди се исто така познат и вклучуваат хексафлуорид CrF6 и chromyl хлорид (CrO2Cl2 ). [14]

Хром (VI) оксид

Натриум хроматот се произведува индустриски со оксидативно печење на хромитната руда со калциум или натриум карбонат . Промената на рамнотежата е видлива со промена од жолто (хромат) до портокалово (дихромат), како на пример кога се додава киселина во неутрален раствор на калиум хромат . При уште пониски вредности на pH, можна е понатамошна кондензација на посложени оксианиони на хром.

И хроматните и дихроматните анјони се силни оксидирачки реагенси при ниска вредност на pH: [14]

Cr2O2−
7
+ 14 H3O+ + 6 e - → 2 Cr3+ + 21 H2O0 = 1,33   V)

Меѓутоа, тие се само умерено оксидирачки со висока pH вредност: [14]

CrO2−
4
+ 4 H2O + 3e -Cr(OH)3 + 5 OH0 = -0.13   V)

Соединението на хром (VI) во растворот може да се детектира со додавање на кисел раствор на водород пероксид . Формиран е нестабилен темно син хром (VI) пероксид (CrO5), кој може да се стабилизира како етер адукт CrO5·OR2.[14]

Хромната киселина ја има хипотетичката формула H2CrO4. Тоа е нејасно опишана хемикалија, покрај тоа што се познати други многу добро дефинирани хромати и дихромати. Темно црвениот хром (VI) оксид CrO3 , киселински анхидрид на хромна киселина, се продава индустриски како "хромова киселина". [14] Може да се произведува со мешање на сулфурна киселина со дихромат и е силен оксидирачки агенс.

Други состојби на оксидација[уреди | уреди извор]

Хром (V) и хром (IV)[уреди | уреди извор]

Оксидационата состојба +5 е реализирана само во неколку соединенија, но се интермедијари во многу реакции кои вклучуваат оксидации со хромат. Единственото бинарно соединение е испарливиот хром (V) флуорид (CrF5). Ова црвено цврсто тело има точка на топење од 30 °C и точка на вриење од 117 °C. Може да се подготви со третирање на хром метал со флуор на 400 °C и притисок од 200 бари. Пероксохромат (V) е уште еден пример за оксидациската состојба +5. Калиум пероксохромат (K 3 [Cr (O 2 ) 4 ]) се прави со реакција на калиум хромат со хидроген пероксид на ниски температури. Ова црвено-кафено соединение е стабилно на собна температура, но се распаѓа спонтано на 150-170 °C. [26]

Соединенијата на хром (IV) (во состојбата со оксидација +4) се малку почести од оние на хром (V). На tetrahalides, CrF4 , CrCl4 , и CrBr4, може да се произведува со третирање на трихалидес (CrX3 ) со соодветниот халоген при покачени температури. Таквите соединенија се подложни на реакции на диспропорционирање и не се стабилни во вода.

Хром (II)[уреди | уреди извор]

Многу соединенија на хром (II) се познати, како што е водостојниот хром (II) хлорид CrCl2 што може да се направи со намалување на хром (III) хлорид со цинк. Резултирачкиот светло-син раствор создаден од растворање на хром (II) хлорид е стабилен само при неутрална pH вредност . [14] Некои други значајни хром (II) соединенија се хром (II) оксид CrO и хром (II) сулфат CrSO4. Познати се и многу хромозни карбоксилати, од кои најпознат е црвениот хром (II) ацетат (Cr2(O2CCH3)4) кој има четвртна врска. [27]

Хром (I)[уреди | уреди извор]

Повеќето соединенија на хром (I) се добиваат само со оксидација на електронско-богати, октаедрични хром (0) комплекси. Други хром (I) комплекси содржат циклопентадиенилни лиганди. Потврдена е со дифракција на Х-зраци Cr-Cr quintuple врска (должина 183.51(4) pm). [28] Екстремно обемните моноделентни лиганди го стабилизираат ова соединение со заштитен врзан врв од понатамошни реакции.

Соединение на хром определено експериментално за да содржи Cr-Cr quintuple врска

Хром (0)[уреди | уреди извор]

Моментално се познати многу соединенија на хром (0); сепак, повеќето од овие соединенија се деривати на соединенијата хром хексакарбонил или бис (бензен) хром . [29]

Појава[уреди | уреди извор]

Хром е 13-тиот најбитен елемент во Земјината кора со просечна концентрација од 100 ppm. [30] Хромните соединенија се наоѓаат во животната средина од ерозијата на карпите што содржат хром и може да се прераспределат со вулкански ерупции. Типични концентрации на хром во животната средина се: атмосферата <10   ng m -3 ; почвата <500   mg kg -1 ; вегетацијата <0,5   mg kg -1 ; слатка вода <10   μg L- 1 ; морската вода <1   μg L- 1 ; седимент <80   mg kg -1 . [31]

Хром е миниран како хромит (FeCr2O4) руда. [32] Околу две петтини од хромните руди и концентрати во светот се произведуваат во Јужна Африка, околу една третина во Казахстан , [33] додека Индија , Русија и Турција се исто така значителни продуценти. Неврзаните хромитни насади се обилни, но географски концентрирани во Казахстан и Јужна Африка . [34]

Иако се ретки, постојат депозити на мајчин хром. [35] [36] На Udachnaya цевка во Русија произведува примероци од мајчин метал. Овој рудник е кимберлитска цевка, богата со дијаманти , и редуцирачката околина помогнала да се произведат елементарен хром и дијаманти . [37]

Односот помеѓу Cr (III) и Cr (VI) силно зависи од рН и оксидативните својства на локацијата. Во повеќето случаи, Cr (III) е доминантен вид, [20] но во некои области, подземните води можат да содржат до 39 μg/литар вкупен хром од кој 30 μg/литар е Cr (VI). [38]

Поврзано[уреди | уреди извор]

Белешки[уреди | уреди извор]

  1. Најчестите оксидациони состојби се задебелени, во десната колона се претставени соединенијата за секоја оксидациона состојба.

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. Standard Atomic Weights 2013.Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Fawcett, Eric. Spin-density-wave antiferromagnetism in chromium. „Reviews of Modern Physics“ том  60: 209. doi:10.1103/RevModPhys.60.209. Bibcode1988RvMP...60..209F. 
  3. Brandes, EA; Greenaway, HT; Stone, HEN (1956 г). Ductility in Chromium. „Nature“ том  178 (4533): 587. doi:10.1038/178587a0. Bibcode1956Natur.178..587B. 
  4. 4,0 4,1 4,2 Coblentz, WW; Stair, R. "Reflecting power of beryllium, chromium, and several other metals" (PDF). National Institute of Standards and Technology. NIST Publications. конс. 11 October 2018. 
  5. χρῶμα , Хенри Џорџ Лидел, Роберт Скот, грчко-англиски лексикон , на Персеј
  6. "Chromium". Office of Dietary Supplements, US National Institutes of Health. 2016. конс. 26 June 2016. 
  7. "Scientific Opinion on Dietary Reference Values for chromium". European Food Safety Authority. 18 September 2014. конс. 20 March 2018. 
  8. "The Nature of X-Ray Photoelectron Spectra". CasaXPS. Casa Software Ltd. 2005. 
  9. Schwarz, W. H. Eugen (април 2010 г). The Full Story of the Electron Configurations of the Transition Elements. „Journal of Chemical Education“ том  87 (4): 444–8. doi:10.1021/ed8001286. http://www.quimica.ufpr.br/edulsa/cq115/artigos/The_full_story_of_the_electron_configurations_of_the_transition_elements.pdf. посет. 9 ноември 2018 г. 
  10. Гринвуд и Ерншоу, стр. 1004-5
  11. 11,0 11,1 Lind, Michael Acton (1972). "The infrared reflectivity of chromium and chromium-aluminium alloys". Iowa State University Digital Repository. Iowa State University. конс. 4 November 2018. 
  12. Bos, Laurence William (1969). "Optical properties of chromium-manganese alloys". Iowa State University Digital Repository. Iowa State University. конс. 4 November 2018. 
  13. Wallwork, GR (1976 г). The oxidation of alloys. „Reports on Progress in Physics“ том  39 (5): 401–485. doi:10.1088/0034-4885/39/5/001. Bibcode1976RPPh...39..401W. 
  14. 14,0 14,1 14,2 14,3 14,4 14,5 14,6 14,7 Holleman, Arnold F; Wiber, Egon; Wiberg, Nils (1985). „Chromium“ (на German). Lehrbuch der Anorganischen Chemie (91–100 издание). Walter de Gruyter. стр. 1081–1095. ISBN 978-3-11-007511-3. 
  15. National Research Council (U.S.). Committee on Coatings (1970). High-temperature oxidation-resistant coatings: coatings for protection from oxidation of superalloys, refractory metals, and graphite. National Academy of Sciences. ISBN 978-0-309-01769-5. https://books.google.com/?id=CGMrAAAAYAAJ. 
  16. 16,0 16,1 Georges, Audi; Bersillon, O; Blachot, J; Wapstra, AH (2003 г). The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties. „Nuclear Physics A“ том  729 (1): 3–128. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. http://hal.in2p3.fr/in2p3-00014184. 
  17. "Live Chart of Nuclides". International Atomic Energy Agency - Nuclear Data Section. конс. 18 October 2018. 
  18. Birck, JL; Rotaru, M; Allegre, C (1999 г). 53Mn-53Cr evolution of the early solar system. „Geochimica et Cosmochimica Acta“ том  63 (23–24): 4111–4117. doi:10.1016/S0016-7037(99)00312-9. Bibcode1999GeCoA..63.4111B. 
  19. Frei, Robert; Gaucher, Claudio; Poulton, Simon W; Canfield, Don E (2009 г). Fluctuations in Precambrian atmospheric oxygenation recorded by chromium isotopes. „Nature“ том  461 (7261): 250–253. doi:10.1038/nature08266. PMID 19741707. 
  20. 20,0 20,1 Kotaś, J; Stasicka, Z (2000 г). Chromium occurrence in the environment and methods of its speciation. „Environmental Pollution“ том  107 (3): 263–283. doi:10.1016/S0269-7491(99)00168-2. PMID 15092973. 
  21. Puigdomenech, Ignasi Hydra/Medusa Chemical Equilibrium Database and Plotting Software Грешка во шаблонот „Семарх“: Проверете ја вредноста |url=. Празно. (2004) KTH Royal Institute of Technology
  22. Clark, Jim. "Oxidation states (oxidation numbers)". Chemguide. конс. 3 October 2018. 
  23. 23,0 23,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd издание). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  24. "Chromium(III) compounds". National Pollutant Inventory. Commonwealth of Australia. конс. 8 November 2018. 
  25. Assfalg, M; Banci, L; Bertini, I; Bruschi, M; Michel, C; Giudici-Orticoni, M; Turano, P (31 јули 2002 г). NMR structural characterization of the reduction of chromium(VI) to chromium(III) by cytochrome c7. „Protein Data Bank“ (1LM2). doi:10.2210/pdb1LM2/pdb. https://www.rcsb.org/structure/1lm2. посет. 8 ноември 2018 г. 
  26. Haxhillazi, Gentiana (2003). "Preparation, Structure and Vibrational Spectroscopy of Tetraperoxo Complexes of CrV+, VV+, NbV+ and TaV+". PhD thesis, University of Siegen. 
  27. Cotton, FA; Walton, RA (1993). Multiple Bonds Between Metal Atoms. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-855649-7. 
  28. Nguyen, T; Sutton, AD; Brynda, M; Fettinger, JC; Long, GJ; Power, PP (2005 г). Synthesis of a stable compound with fivefold bonding between two chromium(I) centers. „Science“ том  310 (5749): 844–847. doi:10.1126/science.1116789. PMID 16179432. 
  29. National Center for Biotechnology Information. "Chromium carbonyl". PubChem. National Institute for Health. конс. 1 October 2018. 
  30. Emsley, John (2001). „Chromium“. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. стр. 495–498. ISBN 978-0-19-850340-8. 
  31. John Rieuwerts (14 July 2017). The Elements of Environmental Pollution. Taylor & Francis. ISBN 978-1-135-12679-7. https://books.google.com/books?id=XHAGCAAAQBAJ. 
  32. National Research Council (U.S.). Committee on Biologic Effects of Atmospheric Pollutants (1974). = ZZsrAAAAYAAJ Chromium. National Academy of Sciences. стр. 155. ISBN 978-0-309-02217-0. https://books.google.com/?id = ZZsrAAAAYAAJ. 
  33. Champion, Marc (11 Jan 2018). "How a Trump SoHo Partner Ended Up With Toxic Mining Riches From Kazakhstan". Bloomberg L.P. конс. 21 Jan 2018. 
  34. Papp, John F. "Mineral Yearbook 2015: Chromium" (PDF). United States Geological Survey. конс. 3 June 2015. 
  35. Fleischer, Michael (1982 г). New Mineral Names. „American Mineralogist“ том  67: 854–860. http://www.minsocam.org/ammin/AM67/AM67_854.pdf. 
  36. Хром (со податоци за локација), Mindat
  37. Хром од цевката Ударная-Восточная, Далдын, Далдын-Алакит кимберлито поле, Саха республика (Јакутија), Источно-Сибирски регион, Русија , Минд
  38. Gonzalez, AR; Ndung'u, K; Flegal, AR (2005 г). Natural Occurrence of Hexavalent Chromium in the Aromas Red Sands Aquifer, California. „Environmental Science and Technology“ том  39 (15): 5505–5511. doi:10.1021/es048835n. PMID 16124280. Bibcode2005EnST...39.5505G. 

Литература[уреди | уреди извор]

  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd издание). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 

Надворешни врски[уреди | уреди извор]

Шаблон:Chromium compounds


Грешка во наводот: Има ознаки <ref> за група именувана како „б“, но нема соодветна ознака <references group="б"/>, или пак недостасува завршно </ref>.