Chrom

Eigenschaften
[Ar] 3d5 4s1 24Cr Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Chrom, Cr, 24
Elementkategorie	Übergangsmetalle
Gruppe, Periode, Block	6, 4, d
Aussehen	silbrig metallisch
CAS-Nummer	7440-47-3
EG-Nummer	231-157-5
ECHA-InfoCard	100.028.324
Massenanteil an der Erdhülle	0,019 % (21. Rang)
Atomar
Atommasse	51,9961(6) u
Atomradius (berechnet)	140 (166) pm
Kovalenter Radius	139 pm
Elektronenkonfiguration	[Ar] 3d5 4s1
1. Ionisierungsenergie	6.76651(4) eV ≈ 652.87 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	16.486305(15) eV ≈ 1590.69 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie	30.959(25) eV ≈ 2987.1 kJ/mol
4. Ionisierungsenergie	49.16(5) eV ≈ 4743 kJ/mol
5. Ionisierungsenergie	69.46(4) eV ≈ 6702 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	kubisch raumzentriert
Dichte	7,14 g/cm3 (20 °C)
Mohshärte	8,5
Magnetismus	antiferromagnetisch, paramagnetisch (χm = 3,1 · 10−4)
Schmelzpunkt	2180 K (1907 °C)
Siedepunkt	2755 K (2482 °C)
Molares Volumen	7,23 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	347 kJ·mol−1
Schmelzenthalpie	16,93 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit	5940 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	449 J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit	4,5 eV
Elektrische Leitfähigkeit	7,87 · 106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	94 W·m−1·K−1
Chemisch
Oxidationszustände	+1, +2, +3, +6
Normalpotential	−0,744 V (Cr3+ + 3 e− → Cr) −0,913 V (Cr2+ + 2 e− → Cr)
Elektronegativität	1,66 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP 48Cr {syn.} 21,58 h ε 1,659 48V 49Cr {syn.} 42,3 min ε 2,631 49V 50Cr 4,345 % >1,8 · 1017 a εε 1,037 50Ti 51Cr {syn.} 27,7025 d ε 0,753 51V 52Cr 83,789 % Stabil 53Cr 9,501 % Stabil 54Cr 2,365 % Stabil 55Cr {syn.} 3,497 min β− 2,603 55Mn 56Cr {syn.} 5,94 min β− 1,617 56Mn
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Kernspin γ in rad·T−1·s−1 Er (1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 53Cr 3/2 −1,515 · 107 0,000903 11,3
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine GHS-Piktogramme H- und P-Sätze H: keine H-Sätze P: keine P-Sätze
Toxikologische Daten	13,9–210 mg·l−1 (LC50, Fisch, 96 Stunden) 0,022–100 mg·l−1 (LC50, Krebstiere, 48 Stunden) 0,07 mg·l−1 (EC50, Krebstiere, 48 Stunden) 0,1–17,8 mg·l−1 (EC50, Algen, 72 Stunden)
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Chrom (altgriechisch χρῶμα chrṓma, deutsch ‚Farbe‘) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Cr und der Ordnungszahl 24. Es zählt zu den Übergangsmetallen, im Periodensystem steht es in der 6. Nebengruppe (6. IUPAC-Gruppe) oder Chromgruppe. Die Verbindungen von Chrom haben viele verschiedene Farben und werden oft als Pigmente in Farben und Lacken verwendet.

Geschichte

Louis-Nicolas Vauquelin, Entdecker des Chroms

Lange Zeit wurde diskutiert, ob Chromverbindungen schon im China der Qin-Dynastie technisch eingesetzt wurden. Bei der Erforschung des Mausoleums Qin Shihuangdis wurden Bronzewaffen der Terrakotta-Armee gefunden, in deren Oberflächen Chromspuren gefunden wurden. Eine These hierfür war, dass die Chinesen eine Art Chromatierungs-Verfahren einsetzten, um die Waffen vor Korrosion zu schützen. Diese These wurde inzwischen widerlegt, die Chromspuren waren Verunreinigungen, die aus Lacken stammten, mit denen Holzteile der Waffen überzogen waren.

1766 beschrieb Johann Gottlob Lehmann das heute als Krokoit bekannte Mineral, das erstmals von Michail Wassiljewitsch Lomonossow erwähnt wurde, genauer. Dieses von ihm als Sibirischer roter Bleispat bezeichnete Mineral, das in Beresowsk bei Jekaterinburg gefunden wurde, enthielt Blei, unterschied sich aber von anderen bekannten roten Bleierzen. Unter anderem zeigte das Mineral beim Versetzen mit verschiedenen Säuren unterschiedliche Farben. Er vermutete einen Selen- und Eisengehalt des Minerals. Weitere Untersuchungen wurden von Louis Charles Henri Macquart und Johann Jacob Bindheim angestellt. Dieser vermutete, dass das Mineral unter anderem Molybdän und Nickel enthalte.

1797 entdeckte schließlich Louis-Nicolas Vauquelin, dass im späteren Krokoit ein bislang unbekanntes Element enthalten sein muss. Er ließ Krokoit mit Kaliumcarbonat reagieren und konnte einen Niederschlag, der das Blei enthielt, von einer gelben Lösung trennen. Eine weitere von Vauquelin genutzte Methode war es, das Mineral mit Salzsäure reagieren zu lassen, so dass unlösliches Blei(II)-chlorid ausfiel. In der Lösung verbliebene Salzsäure wurde mit Silberoxid entfernt. Er untersuchte die Lösung (Chromsäure) und konnte daraus verschiedene Chromate wie Natriumchromat oder Bariumchromat gewinnen. Als er diese erhitzte, bildete sich grünes Chrom(III)-oxid. Die Chromsäure war der schon bekannten Molybdänsäure ähnlich, es zeigten sich jedoch bei weiterer Untersuchung auch Unterschiede. So färbte sich Molybdänsäure mit Zinn und Salzsäure sofort blau und später braun, während Chromsäure zunächst gelblichbraun und schließlich grün wurde.

Vauquelin gelang es auch, ein unreines metallisches Chrom durch Reduktion von Chromsäure bzw. des daraus entstandenen Chromoxides mit Holzkohle herzustellen. Er beschrieb ein graues, sprödes Metall und einige weitere Eigenschaften. Auf Grund der verschiedenen Farben seiner Verbindungen nannte Vauquelin das Metall nach einem Vorschlag von René Just Haüy nach dem griechischen Wort χρῶμα, chrōma, Farbe, Chrom. Vauquelin entdeckte auch, dass Chrom das farbgebende Element in den Edelsteinen Rubin und Smaragd ist.

Gleichzeitig mit Vauquelin beschäftigte sich auch Martin Heinrich Klaproth mit der Untersuchung von Krokoit. Ihm standen jedoch nur geringe Mengen Materials zur Verfügung und er konnte seine Experimente erst nach Vauquelin abschließen, so dass dieser als Entdecker des Chroms gilt.

Verwendet wurden Chromverbindungen zunächst vor allem als Pigmente in der Malerei. Als erstes Chrompigment wurde zwischen 1804 und 1809 das Chromgelb eingeführt. Eines der ersten bekannten Bilder, in dem Chromgelb nachgewiesen wurde, wurde 1810 von Thomas Lawrence gemalt. Bald darauf folgten auch Chromgrün, Chromorange und Chromrot. 1821 stellte Pierre Berthier die Eisen-Chrom-Legierung her und stellte fest, dass chromhaltige Stähle härter und korrosionsbeständiger sind als Eisen.

1854 stellte Robert Bunsen metallisches Chrom elektrolytisch aus einer Chrom(III)-chlorid-Lösung her. 1893 konnte Henri Moissan im von ihm erfundenen elektrischen Ofen Chromoxid mit Kohle bei hohen Temperaturen reduzieren. Das erhaltene Chrom enthielt allerdings noch 8,6 % Kohlenstoff. Hans Goldschmidt entwickelte schließlich 1898 die aluminothermische Reduktion von Chrom(III)-oxid.

Vorkommen

Chromit (schwarz)

Chrom ist auf der Erde ein häufiges Element, in der kontinentalen Erdkruste kommt es mit einem Gehalt von etwa 100 ppm vor, ähnlich häufig sind Vanadium und Rubidium. Chrom kommt neben der Erdkruste auch im Erdmantel und Erdkern vor, so enthält der Erdkern 0,84 % Chrom. Zwar besitzt das Element unter den meisten Bedingungen lithophile Eigenschaften, es wird jedoch vermutet, dass es unter sehr hohem Druck und Temperatur stärker siderophil (eisenliebend) wird und daher bei der Entstehung der Erde es teilweise in den Kern abgesunken ist.

Auf die fraktionierte Kristallisation von Magma reagiert Chrom sehr stark und wird in die ersten kristallisierenden Gesteine und Minerale eingebaut. Darum enthalten viele Basalte und ultramafische Gesteine hohe Chromgehalte, während Granit meist nur geringe Mengen des Elementes enthält. Unter den gesteinsbildenden Mineralen enthalten vor allem Spinelle und Pyroxene viel Chrom. Auf diese Weise bildet sich auch das häufigste Chrommineral Chromit Fe²⁺Cr₂O₄, das zu den Spinellen gehört, ein überwiegend aus Chromit bestehendes Gestein ist Chromitit. Weitere, häufig stark chromhaltige Minerale sind Chlorite, Granate, Epidot sowie Eisenoxide wie Goethit und Hämatit. Da Chromit sehr stabil ist, kann es sich bei der Verwitterung von chromhaltigen Gesteinen anreichern. So enthält etwa Saprolith höhere Chromgehalte als das Ursprungsgestein Basalt.

Unter speziellen Bedingungen kann das vorherrschende dreiwertige Chrom durch Sauerstoff zum sechswertigen Chromat (CrO₄²⁻) oxidiert werden. An dieser Reaktion sind wahrscheinlich Manganerze wie Braunstein und Manganit beteiligt, auch eine biologische Oxidation durch Bakterien wird diskutiert. Die direkte aerobische Oxidation durch gelösten Sauerstoff läuft in wässriger Umgebung nur sehr langsam ab. Auch eine Reduktion von Chromat zu dreiwertigem Chrom ist möglich, verantwortlich hierfür könnten Eisen(II)-haltige Minerale, Sulfide, organisches Material oder Bakterien sein. Chromat ist im Gegensatz zum dreiwertigen Chrom sehr gut in Wasser löslich, wodurch sich das Element in der Natur verteilen kann. In Gebieten mit vielen Chromerzen sind auch die Chromatgehalte in Böden und Grundwasser erhöht. Hohe Chromatmengen gelangen auch durch menschlichen Einfluss, etwa durch die Stahl-, Leder- und Textilindustrie in die Umwelt. Besonders mit Chromat verschmutzt sind Gewässer und Böden am Columbia River in Washington (Vereinigte Staaten) da Natriumchromat als Korrosionsschutz bei der Plutoniumherstellung in der Hanford Site genutzt wurde.

Krokoit

Das weitaus häufigste Chrom-Mineral ist Chromit Fe²⁺Cr₂O₄, auch Magnesiochromit, ebenfalls ein Spinell, der Magnesium anstatt Eisen enthält, ist relativ häufig. Weiterhin finden sich das Silikat Uwarowit (Ca₃Cr₂[SiO₄]₃) und das Sulfid Daubréelith (FeCr₂S₄) an relativ vielen Orten. Neben diesen und weiteren Mineralen mit dreiwertigem Chrom sind auch verschiedene, durchweg seltene, Chromat-Minerale bekannt. Beispiele hierfür sind Krokoit (Pb[CrO₄]), Fornacit (Pb₂Cu[OH|CrO₄|AsO₄]) oder Chromatit (Ca[CrO₄]). Insgesamt sind (Stand Mai 2026) 105 chromhaltige Minerale bekannt.

Chrom kommt sehr selten gediegen in der Natur vor und ist als eigenständiges Mineral von der International Mineralogical Association anerkannt. Dabei bildet es sphärulitische, bis zu 20 μm große Körner. Eine Probe natürlichen Chroms bestand zu 98 % aus Chrom, dazu kamen geringe Mengen Zink, Kupfer und Eisen. Als Typlokalität des Minerals gilt entweder ein unbekannter Ort im Kreis Danba in der chinesischen Provinz Sichuan oder das Anduo-Chromvorkommen im Kreis Amdo im Autonomen Gebiet Tibet. Weitere Fundorte liegen unter anderem in Babrujsk in Belarus, dem Kishon bei Haifa in Israel, Mashishing in Südafrika sowie mehreren Orten in Russland und China. Auch auf dem Meeresboden im Japanischen Meer und im Pazifik in der Nähe der Senkaku-Inseln sowie im Mare Crisium auf dem Mond wurde gedigenes Chrom gefunden. Weiterhin bildet Chrom zwei natürlich vorkommende [Legierung]en mit Eisen, die je nach vorwiegend vorkommendem Element als Ferchromid bzw. Chromferid bezeichnet werden.

Chromitvorkommen werden in vier Typen eingeteilt. In stratiformen Lagerstätten bildet Chromit massive Bänder, die schichtfömig aufgebaut sind. Zu den stratiformen Lagerstätten zählt das größte Chromitvorkommen der Welt, der Bushveld-Komplex in Südafrika, der über 80 % der bekannten Chromressourcen auf der Erde enthält. Stratiforme Chromitlagerstätten enthalten häufig auch große Mengen an Platinmetallen. Podiforme Vorkommen bilden sich in der ozeanischen Kruste, sind meist kleiner, linsenförmig und finden sich in Ophiolithen. Ein ungewöhnlich großes podiformes Vorkommen befindet sich in Kempirsai in Kasachstan. Weiterhin gibt es noch Seifenlagerstätten und lateritische Vorkommen, bei denen sich durch Verwitterung ein an Chromit angereicherter Limonit gebildet hat. Die größten Reserven an Chromit liegen neben Südafrika und Kasachstan in Indien, der Türkei und Finnland. In Kemi in Finnland befindet sich das wichtigste Vorkommen und die einzige produzierende Chromit-Mine in der Europäischen Union. Die Mine hat bestätigte Chromit-Reserven von 50 Megatonnen und einen durchschnittlichen Chromitgehalt von 26 %

Gewinnung und Darstellung

Zeitliche Entwicklung der Chromförderung

Chrom-Kristalle durch thermische Zersetzung von Chromiodid raffiniert

Das geförderte Chromiterz wird vom tauben Gestein befreit. Im zweiten Schritt folgt ein oxidierender Aufschluss bei ca. 1200 °C zum Chromat:

$\mathrm {4\ FeCr_{2}O_{4}+8\ Na_{2}CO_{3}+7\ O_{2}\longrightarrow }$  $\mathrm {8\ Na_{2}CrO_{4}+2\ Fe_{2}O_{3}+8\ CO_{2}\ }$

Das Natriumchromat wird mit heißem Wasser extrahiert und mit Schwefelsäure ins Dichromat überführt:

$\mathrm {2\ Na_{2}CrO_{4}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow }$  $\mathrm {Na_{2}Cr_{2}O_{7}+Na_{2}SO_{4}+H_{2}O\ }$

Das Natriumdichromat kristallisiert beim Abkühlen als Dihydrat aus der Lösung. Durch eine nachfolgende Reduktion mit Kohle erhält man Chrom(III)-oxid:

$\mathrm {Na_{2}Cr_{2}O_{7}\cdot 2\ H_{2}O+2\ C\longrightarrow }$  $\mathrm {Cr_{2}O_{3}+Na_{2}CO_{3}+2\ H_{2}O+CO\ }$

Im Anschluss folgt die aluminothermische Reduktion des Chrom(III)-oxids zu Chrom:

$\mathrm {Cr_{2}O_{3}+2\ Al\longrightarrow Al_{2}O_{3}+2\ Cr\ }$

Reines, aluminothermisch gewonnenes Chromstück

Chrom kann nicht durch Reduktion mit Kohle aus den oxidischen Erzen gewonnen werden, da hierbei Chromcarbid entsteht. Reineres Chrom wird durch elektrolytische Abscheidung des Cr³⁺-Ions aus schwefelsaurer Lösung dargestellt. Entsprechende Lösungen werden durch Auflösen von Chrom(III)-oxid oder Ferrochrom in Schwefelsäure hergestellt. Ferrochrom als Ausgangsstoff erfordert allerdings eine vorherige Abtrennung des Eisens.

Extrem reines Chrom wird durch weitere Reinigungsschritte nach dem Van-Arkel-de-Boer-Verfahren erzeugt.

Ferrochrom wird durch Reduktion von Chromit im Lichtbogenofen bei 2800 °C erzeugt.

$\mathrm {FeCr_{2}O_{4}+4\ C\longrightarrow Fe+2\ Cr+4\ CO}$

Die Türkei war im Zweiten Weltkrieg der wichtigste Lieferant von Chrom für das Dritte Reich.

Im Jahr 2000 wurden ungefähr 15 Millionen Tonnen marktfähiges Chromiterz gefördert. Hieraus ließen sich 4 Millionen Tonnen Ferrochrom mit einem Marktwert von 2,5 Milliarden Dollar gewinnen. In der Udatschnaja-Mine in Russland wird eine diamantenhaltige Kimberlit-„Pipe“ ausgebeutet. In der reduzierenden Matrix bildeten sich Diamanten und metallisches Chrom.

Land	2019	2020	Reserven
	(in tausend Tonnen)
Finnland Finnland	2.415	2.290	13.000
Indien Indien	4.139	2.500	100.000
Kasachstan Kasachstan	6.700	7.000	230.000
Sudafrika Südafrika	16.395	13.200	200.000
Turkei Türkei	10.000	8.000	26.000
Vereinigte Staaten Vereinigte Staaten			620
Andere Länder	5.110	3.980	n.bek.
Gesamt	44.800	37.000	570.000

Eigenschaften

Oxidationszustände von Chrom
−2	Na2[Cr(CO)5]
−1	Na2[Cr2(CO)10]
0	Cr(C6H6)2
+1	K3[Cr(CN)5NO]
+2	CrCl2, CrO
+3	CrCl3, Cr2O3
+4	CrF4, CrO2, K2CrF6
+5	CrF5, K3CrO8
+6	CrF6, CrO3, K2CrO4

Chrom, raffiniert. Zu sehen sind ferner Mikrokristalle des sehr leicht bei der hohen Schmelztemperatur von 1907 °C verdampfenden Chromes, die sich während des Schmelzvorganges wieder abscheiden.

Chrom ist ein silberweißes, korrosions- und anlaufbeständiges hartes Metall, das im Urzustand zäh, form- und schmiedbar ist. Es ist antiferromagnetisch mit einer Néel-Temperatur von 311 K (etwa 38 °C). Chrom löst sich in Salzsäure und Schwefelsäure nach einiger Zeit unter Wasserstoffentwicklung, wenn die schützende Oxidschicht abgelöst wurde. Häufige Oxidationsstufen des Chroms sind +2, +3 und +6, wobei +3 die beständigste ist.

Cr(II) ist mit d⁴-Konfiguration instabil. Bei dieser Konfiguration tritt der Jahn-Teller-Effekt auf. Dadurch sind Cr(II)-Komplexe oft verzerrt oktaedrisch oder quadratisch koordiniert. Cr²⁺-Lösungen sind nur dann stabil, wenn sie aus reinstem Chrom (z. B. Elektrolytchrom) gewonnen werden. Cr(II)-Verbindungen sind starke Reduktionsmittel.

Cr(III) bzw. Cr³⁺ ist die stabilste Form. Dies wird durch die Kristallfeldtheorie erklärt, nach der bei einer d³-Konfiguration alle t_2g-Orbitale (Oktaederfeldaufspaltung) mit einem einzelnen, ungepaarten Elektron besetzt sind. Diese Konfiguration ist energetisch besonders günstig und daher stabil.

Cr(VI) als Chromat (CrO₄²⁻) bzw. Dichromat (Cr₂O₇²⁻) wird als starkes Oxidationsmittel eingesetzt. Es ist giftig und karzinogen. In wässrigen Lösungen liegt zwischen den beiden Ionen ein chemisches Gleichgewicht vor, das pH-abhängig ist. Säuert man eine verdünnte gelbe Chromat-Lösung an, gibt man also H₃O⁺-Ionen dazu, so verschiebt sich nach dem Prinzip von Le Chatelier das Gleichgewicht in Richtung des Dichromates, die Lösung färbt sich orange.

${\ce {2CrO4^2- + 2H3O+ <=> Cr2O7^2- + 3H2O}}$

Kristallstruktur

Chrom kristallisiert im kubisch raumzentrierten Gitter (Wolfram-Typ) in der Raumgruppe Im3m (Raumgruppen-Nr. 229)Vorlage:Raumgruppe/229 und dem Gitterparameter a = 289,5 pm sowie zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle.

Isotope

Chrom hat vier stabile Isotope: ⁵⁰Cr, ⁵²Cr, ⁵³Cr und ⁵⁴Cr. Für ⁵⁰Cr lässt sich errechnen, dass es durch den extrem seltenen doppelten Elektroneneinfang zerfallen kann. Diese Umwandlung ist aber bislang nicht nachgewiesen worden.

Nachweise

Grünes Chrom(III)-chlorid: Im Alkalischen Bad wird das zur Ammoniumsulfidgruppe gehörende dreiwertige, grüne Chrom zum gelben Chromat oxidiert (Redoxreaktion).

Chrom(VI)-peroxid: Chrom-Bestimmung

Chrom(III)-salze ergeben im Kationentrenngang bei der Nachweisreaktion mit dem „alkalischen Bad“ (NaOH in konz. Wasserstoffperoxidlösung) gelbe Chromatlösungen, die im Sauren zu orangem Dichromat reagieren:

$\mathrm {3\ H_{2}O_{2}+2\ Cr^{3+}+10\ OH^{-}\longrightarrow }$  $\mathrm {2\ CrO_{4}^{2-}(gelb)+8\ H_{2}O\ }$

(Achtung: Chromate und Dichromate sind krebserregend, siehe unten.)

Ein charakteristischer Nachweis für Chrom ist die Bildung von blauem Chrom(VI)-peroxid, CrO(O₂)₂ (Oft auch als CrO₅ beschrieben). Hierzu wird verdünnte Salpetersäure mit Wasserstoffperoxid vermischt und mit Diethylether überschichtet. Dann bringt man die zu prüfende Lösung vorsichtig unter die Etherschicht, ohne die Flüssigkeiten zu mischen. Bei Anwesenheit von Chrom bildet sich an der Grenzfläche ein blauer Ring aus Chrom(VI)-peroxid. (Der Ether dient als Stabilisator, da sich das Chromperoxid sonst nach kurzer Zeit unter Sauerstoffentwicklung wieder zersetzt.)

Reaktion:

  ${\ce {Cr2O7^2- +4H2O2 + 2H3O+ -> 2CrO(O2)2 +7H2O}}$

Zersetzung:

  ${\ce {4CrO(O2)2 + 12H3O+ -> 4Cr^3+ +7O2 + 18H2O}}$

Auch bei den Vorproben tritt beim Schmelzen der Salzperle mit Phosphorsalz NaNH₄HPO₄ oder Borax (Dinatriumtetraborat) Na₂B₄O₇ eine charakteristische Färbung mit Schwermetallsalzen auf (mit Cr³⁺ grün). Bei der Oxidationsschmelze mit Soda und Salpeter hingegen wird Chrom(III) zu Chromat oxidiert (Gelbfärbung). Quantitativ kann Chrom(VI) mittels Iodometrie erfasst werden, wobei die grüne Farbe des entstehenden Chrom(III)-aquakomplexes die visuelle Erkennung des Äquivalenzpunktes erschwert. Spuren von Chromverbindungen können durch Methoden der Atomspektrometrie bestimmt werden. Dabei sind als Nachweisgrenze 2 µg/l für die Flammen-AAS und 0,02 µg/l für die Graphitrohr-AAS angegeben worden. In der Polarografie ergibt Dichromat in 1 M Kaliumchloridlösung mehrere Stufen bei −0,28, −0,96, −1,50 und −1,70 V (gegen SCE). Dreiwertiges Chrom (als Hexaminkomplex) ergibt in einem 1 M Ammoniak-Ammoniumchlorid-Puffer eine Stufe bei −1,42 V.

Verwendung

Chrom und Chromverbindungen werden für die verschiedensten Anwendungen eingesetzt, in denen seine Beständigkeit genutzt wird:

• Legierungselement: Verwendung in der Metallurgie in korrosions- und hitzebeständigen nichtrostenden Stählen sowie NE-Legierungen
• Verchromen: als Glanzchrom galvanisches Aufbringen einer < 1 μm dicken Cr-Schicht als Dekor mit einer korrosionsschützenden Zwischenschicht aus Nickel oder Nickel-Kupfer. Sehr oft werden auch Kunststoffteile verchromt. Seit dem 21. September 2017 ist für die Verwendung von Chrom(VI) eine Autorisierung der EU notwendig, wenn weiterhin mit Chrom(VI)-Elektrolyten verchromt werden soll. Ein Ersatz für die Dekorverchromung ist das Achrolyte-Verfahren.
• Hartverchromung: galvanisches Aufbringen einer bis zu 1 mm dicken Verschleißschutzschicht direkt auf Stahl, Gusseisen, Kupfer. Auch Aluminium kann nach dem Aufbringen einer Zwischenschicht verchromt werden (hartverchromte Aluminiumzylinder im Motorenbau).

Eine verchromte Leichtmetallfelge: besonders in der Tuning-Szene sehr beliebt.

• Passivierung von galvanischen Zinkschichten (Chromatierung)
• Katalysator: um chemische Reaktionen zu ermöglichen oder zu beschleunigen
• Chromgerbung: das wichtigste Verfahren zur Herstellung von Leder

Sicherheitshinweise und biologische Bedeutung

Die Rolle von Chrom(III) (Cr³⁺-Ionen) im menschlichen Körper wird zurzeit kontrovers diskutiert. Es gibt Hinweise darauf, dass Chrom(III) eine Bedeutung im Kohlenhydrat- und Fettstoffwechsel von Säugetieren haben könnte. Diesen Hinweisen wird zurzeit nachgegangen. Frühere Hinweise, dass das beliebte Nahrungsergänzungsmittel Chrom(III)-picolinat einen günstigen Einfluss auf den Körperaufbau hat, konnten in späteren Studien nicht bestätigt werden. In einer Studie mit Hamsterzellen konnte gezeigt werden, dass Chrom(III)-picolinat mutagen ist und Krebs auslösen kann.

Die aktuell zur Verfügung stehenden Daten weisen darauf hin, dass es extrem unwahrscheinlich ist, eine Chromunterversorgung zu erleiden. Einen toxischen Effekt lösen auch höhere Dosen Chrom(III) nur schwer aus, da das Löslichkeitsprodukt von Chrom(III)-hydroxid extrem niedrig ist (6,7 · 10⁻³¹). Es wird deshalb im menschlichen Darm vermutlich nur sehr schwer aufgenommen. In den USA wurde die empfohlene Aufnahmemenge Chrom(III) bei 50–200 µg/Tag auf 35 µg/Tag bei erwachsenen Männern und auf 25 µg/Tag bei erwachsenen Frauen heruntergesetzt.

Im Jahr 2014 entfernte die Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit Chrom aus der Liste der essentiellen Mineralien. Die Behörde kam zu dem Ergebnis, dass die Einnahme von Chrom keinen nutzbringenden Einfluss auf die menschliche Gesundheit hat.

Chrom(VI)-Verbindungen sind äußerst giftig. Sie sind mutagen und schädigen die DNA. Sie gelangen über die Atemwege in den Körper und schädigen das Lungengewebe. Menschen, die chronisch solchen Verbindungen ausgesetzt sind, haben ein erhöhtes Risiko für Lungenkrebs. Die giftige Wirkung steigt dabei mit der Unlöslichkeit des Salzes. Seit 1998 dürfen in Deutschland Verfahren zur Behandlung von Bedarfsgegenständen aus Leder, das bei bestimmungsgemäßem Gebrauch wie bei Uhrenarmbändern nicht nur vorübergehend den menschlichen Körper berührt, nicht mehr eingesetzt werden, sofern im Erzeugnis Chrom(VI) nachweisbar ist. Für die Europäische Union schränken seit 2004 die RoHS-Richtlinien die Verwendung von Cr(VI)-Verbindungen in Elektro- und Elektronikgeräten zunehmend ein. Seit Mai 2015 dürfen in der EU Ledererzeugnisse, die mit der Haut in Berührung kommen, nicht mehr in Verkehr gebracht werden, wenn der Gehalt an Chrom(VI)-Verbindungen 3 mg/kg übersteigt. Bereits vorher war die Verwendung und das Inverkehrbringen von Zement oder Zementgemischen verboten, in denen nach Verfestigung mehr als 2 mg lösliche Chrom(VI)-Verbindungen je kg sind und bei denen eine Gefahr von Hautkontakten besteht.

Verbindungen

Chromoxidgrün-Pigment besteht aus Chrom(III)-oxid

Blei(II)-chromat

Kaliumdichromat

Chromoxidgrün: Chrom(III)-oxid Cr₂O₃, wird als Emaillefarbe und zum Glasfärben (grüne Flaschen) verwendet (auch Kölner Brückengrün). Dieses ist nicht mit dem giftigen Chromgrün zu verwechseln.

Chromgelb

Blei(II)-chromat PbCrO₄, diente früher als brillant gelbes Farbpigment („Postgelb“). Auf Grund seiner Toxizität wird es heute fast vollständig durch organische Farbpigmente ersetzt. In der Analytik wird es zur iodometrischen Bestimmung von Blei genutzt.

Das Chromgelb, das als Künstlerfarbe Anwendung findet, ist je nach Herstellung ein Bleisulfat/Bleichromat (etwa 2 PbSO₄ · PbCrO₄). Das Pigment wurde 1809 von Louis-Nicolas Vauquelin entdeckt und seit 1820 kommerziell in Deutschland hergestellt. Chromgelb hat ein hohes Deckvermögen, seine Lichtstabilität hängt von dem Gelbton ab. Chromgelb wird kaum in der Ölmalerei verwendet. Vincent van Gogh allerdings verwendete Chromgelb u. a. in den berühmten Sonnenblumenbildern, die in Öl auf Leinwand ausgeführt sind. Diese leiden jedoch heute teilweise unter einer Verfärbung der Gelbtöne.

Der Kunsttechnologe Christoph Krekel von der Kunstakademie Stuttgart zu der Verwendung des Pigments Chromgelb: „Die Maler haben sich auf das Chromgelb gestürzt, weil es ein sehr brillantes Gelb ist – es hat eine große Farbintensität, das heißt, man konnte mit Hilfe dieses neuen gelben Farbtons eine sehr viel leuchtstärkere Malerei herstellen“.

Chromgelb ist auch eine wichtige Farbe bei der Fälschungsanalyse „alter“ Gemälde.

Chromdioxid

Chrom(IV)-oxid CrO₂, ist ein schwarzes ferromagnetisches Pulver zur Herstellung von Magnetbändern mit einem besseren Signal-Rausch-Verhältnis als konventionelle Eisenoxid-Magnetbänder, da Chromdioxid eine höhere Koerzitivität besitzt.

Chromsäure

mit der hypothetischen Struktur H₂CrO₄ existiert nur in verdünnter wässriger Lösung. Sie ist sehr giftig. Als Anion existiert sie in einigen Chromaten und Dichromaten.

Das Anhydrid der Chromsäure, das sehr giftige Chrom(VI)-oxid CrO₃, wird als Chromtrioxid bezeichnet.

Das orangefarbene, sehr giftige Kaliumdichromat K₂Cr₂O₇ ist ein kräftiges Oxidationsmittel: In schwefelsaurer Lösung werden primäre Alkohole leicht in die betreffenden Aldehyde umgewandelt, was man zum halbquantitativen Nachweis von Alkohol in der Atemluft nutzen kann. Im Laborbetrieb wurde es in Form von Chromschwefelsäure zur Reinigung von Glasgeräten verwendet. Beim Kontakt mit Chloridionen wird jedoch das flüchtige, krebserregende Chromylchlorid CrO₂Cl₂ gebildet (Abzug!). Kaliumdichromat wird außerdem als Titrationsmittel verwendet sowie als Fixiermittel in industriellen Färbebädern. Kaliumdichromat und das ebenfalls sehr giftige Ammoniumdichromat (NH₄)₂Cr₂O₇ sind die lichtempfindliche Substanz in Chromgelatineschichten der frühen Fotografie (siehe Edeldruckverfahren).

Chromit

(Chromeisenstein; siehe oben) FeCr₂O₄ wird zur Herstellung von Formen für das Brennen von Ziegelsteinen verwendet.

Weitere Chromverbindungen sind Chrom(III)-chlorid, Chrom(III)-iodid, Chrom(III)-fluorid, Chrom(III)-sulfat, Kaliumchrom(III)-sulfat, Chrom(III)-nitrat, Chrom(III)-hydroxid, Chrom(II)-chlorid, Chrom(IV)-fluorid, Chrom(V)-fluorid sowie unterschiedliche Chromate.

Komplexverbindungen

Es ist eine Vielzahl von Komplexverbindungen des Chroms bekannt, insbesondere vom Chrom(III). Hierbei nehmen die Amminkomplexe eine bedeutende Stellung ein. Zwischen dem Hexaamminchrom(III)-ion [Cr(NH₃)₆]³⁺ und dem reinen Aquakomplex [Cr(H₂O)₆]³⁺ gibt es mehrere Übergänge vom Aquapentaamminchrom(III)- bis zum Tetraaquadiamminchrom(III)-ion. Daneben existieren eine Reihe von gemischten Amminkomplexen mit organischen Liganden, wie Ethylendiamin. Komplexe vom Typ [CrX₆]³⁻ existieren mit den Liganden Fluoride, Chloride, Thiocyanate und Cyanide. Auch hier gibt es mehrere gemischte Formen. Ein Beispiel ist das Reinecke-Salz NH₄[Cr(SCN)₄(NH₃)₂], das in der analytischen Chemie zum Fällen von Kationen eine Rolle spielt. Gemischte Aquachlorokomplexe treten in Chrom(III)-chloridlösungen auf und haben den Begriff Hydratationsisomerie geprägt. Aquasulfatokomplexe können sich in Chrom(III)-sulfatlösungen bilden. Mehrkernige Komplexe bilden sich bevorzugt über Oxo- bzw. Hydroxobrücken, z. B. [(NH₃)₅Cr(OH)Cr(NH₃)₅]⁵⁺. Komplexe mit anderen Oxidationsstufen des Chroms sind zum Teil unbeständig. Verbindungen von Chrom(II) sind starke Reduktionsmittel. Hier sind beispielsweise Amminkomplexe, wie das [Cr(NH₃)₆]²⁺, Komplexe mit Hydrazin, Ethylendiamin, Bipyridine und dem Thiocyanation bekannt. Peroxokomplexe werden von Chrom in höheren Oxidationsstufen gebildet, wie das Kaliumperoxochromat, das durch Reaktion von Kaliumdichromatlösung mit Wasserstoffperoxid entsteht.

Literatur

• A. Pollack: Zwanzig Jahre Verchromung. In: Chemiker-Zeitung. 67, 1943, S. 279–280.
• R. Schliebs: Die technische Chemie des Chroms. In: Chemie in unserer Zeit. 14, 1980, S. 13–17, doi:10.1002/ciuz.19800140103.
• J. B. Vincent: Recent advances in the nutritional biochemistry of trivalent chromium. In: Proceedings of the Nutrition Society. 63, 2004, S. 41–47.
• Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
• Nikolai P. Lyakišev, Mikhail I. Gasik: Metallurgy of chromium. Allerton Press, New York 1998, ISBN 0-89864-083-0.

Weblinks

Commons: Chrom – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: Chrom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Chrom – Lern- und Lehrmaterialien

• Mineralienatlas:Chrom (Wiki)
• Axel Ludwig: Chrom(III) und Chrom(VI) in einer mit Gerbereischlamm belasteten Ackerfläche bei Weinheim Heidelberg, 1996, mit weiteren Infos zu Chrom PDF, 697 KiB)

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