Chrom

Isotop	NH	t_1/2	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	2 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

	Spin	γ in rad·T⁻¹·s⁻¹	E_r(¹H)	f_L bei B = 4,7 T in MHz
⁵³Cr	3/2	−1,515 · 10⁷	0,000903	11,3

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung ^[8]

Achtung

H- und P-Sätze

H: 400

P: 273 ^[8]

EU-Gefahrstoffkennzeichnung ^[9]^[10]

Pulver


Leicht- entzündlich	Gesundheits- schädlich
(F)	(Xn)

R- und S-Sätze

R: 11-40 (Pulver)

S: 7-33-36/37-60(Pulver)

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Chrom (altgr. χρῶμα chrṓma ,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 (Gruppe 6) oder Chromgruppe. Die Verbindungen von Chrom haben viele verschiedene Farben und werden oft als Pigmente in Farben und Lacken verwendet.

Geschichte

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Zumindest die ersten zwei Absätze müssten überprüft werden, da sie nicht mit der Quellenlage zur Etymologie und Geschichte von Krokoit übereinstimmen. -- Ra'ike ^Disk. _LKU ^WPMin 23:00, 25. Aug. 2012 (CEST)

Chromsalze wurden bereits im Alten China benutzt, um Bronzeschwerter haltbarer zu machen.

1761 entdeckte Johann Gottlob Lehmann ein orangerotes Bleichromat-Mineral (PbCrO₄) im Ural, das er Rotbleierz nannte. Da er es als eine Blei-Eisen-Selen-Verbindung identifizierte, blieb Chrom noch unentdeckt.

1770 fand Peter Simon Pallas an gleicher Stelle ein rotes Bleimineral, das wegen seiner Rotfärbung Krokoit (vgl. griech. κρόκος krókos „Safran“) genannt wurde. Die Verwendung von Rotbleierz als Farbpigment nahm schnell zu. Ein aus Krokoit gewonnenes strahlendes Gelb, das Chromgelb, wurde als Postgelb zur Modefarbe.

1797 gewann Louis-Nicolas Vauquelin Chrom(III)-oxid Cr₂O₃ aus Krokoit und Salzsäure. 1798 erhielt er verunreinigtes elementares Chrom durch Reduktion von Chrom(III)-oxid mit Holzkohle. Dieses neu isolierte Element erhielt den Namen Chrom (von griech. χρῶμα chrṓma „Farbe“), aufgrund der Vielfarbigkeit seiner Salze in unterschiedlichen Oxidationsstufen. Spuren des neuen Elementes konnte Vauquelin auch in Edelsteinen wie Rubin und Smaragd nachweisen.

Im 19. Jahrhundert wurden Chromverbindungen überwiegend als Farbpigmente und in der Chromgerberei verwandt. Ende des 20. Jahrhunderts werden Chrom und Chromverbindungen hauptsächlich zur Herstellung von korrosions- und hitzebeständigen Legierungen eingesetzt (Verchromen, Chromstahl).

Vorkommen

Zeitliche Entwicklung der Chromförderung

Chrom ist von der International Mineralogical Association (IMA) als Mineral anerkannt (System-Nr. nach Strunz: 1.AE.05 bzw. ehemals I/A.06-10), tritt allerdings in der Natur nur sehr selten in gediegener Form auf. Bisher sind lediglich 10 Fundorte bekannt^[11]. Größtenteils wird Chrom daher nur in gebundener Form vor allem als Mineral Chromit (Chromeisenstein) FeCr₂O₄ mit einem Chromanteil von etwa 46 % im Tagebau oder in geringer Tiefe abgebaut. Einige andere Minerale enthalten zwar mehr Chrom wie beispielsweise Ferchromid (~ 87 %) oder Grimaldiit (~ 61 %), kommen jedoch gegenüber dem Chromit sehr viel seltener vor. Insgesamt sind zur Zeit (Stand: 2010) rund 100 chromhaltige Minerale bekannt^[12]

2003 förderte Südafrika 50 % des Weltbedarfs an Chromit. Andere nennenswerte Förderländer sind Kasachstan (15,2 %), Indien (12,1 %), Simbabwe (3,7 %) und Finnland (3 %). 2006 förderte laut ICDA Südafrika 36 %, Indien 19 %, Kasachstan 17 % und Brasilien, Simbabwe, Türkei und Finnland zusammen 13 %.

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. Metallisches Chrom kommt in Lagerstätten sehr selten vor. In der Udatschnaja-Mine in Russland wird eine diamantenhaltige Kimberlit-„Pipe“ ausgebeutet. In der reduzierenden Matrix bildeten sich Diamanten und metallisches Chrom.

Gewinnung und Darstellung

Chrom-Kristalle durch thermische Zersetzung von Chromiodid raffiniert.

Das geförderte Chromiterz wird vom tauben Gestein befreit. Im zweiten Schritt erfolgt 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 erfolgt 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}

Eigenschaften

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.^[13] Chrom löst sich in Salzsäure und Schwefelsäure nach einiger Zeit unter Wasserstoffentwicklung auf, 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.^[14]

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.^[15]

Chrom(VI)-oxid

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 H⁺-Ionen dazu, so verschiebt sich nach dem Prinzip von Le Chatelier das Gleichgewicht in Richtung des Dichromates, die Lösung färbt sich orange.

\mathrm {2\ CrO_{4}^{2-}+2\ H^{+}\rightleftharpoons Cr_{2}O_{7}^{2-}+H_{2}O}

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“ (Ätznatron 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:

\mathrm {Cr_{2}O_{7}^{2-}+4\ H_{2}O_{2}+2\ H^{+}\longrightarrow }

\mathrm {2\ CrO(O_{2})_{2}+5\ H_{2}O\ }

Zersetzung:

\mathrm {4\ CrO(O_{2})_{2}+12\ H^{+}\longrightarrow }

\mathrm {4\ Cr^{3+}+6\ H_{2}O+7\ O_{2}\ }

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.^[16] 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.^[17]

Sicherheitshinweise und biologische Bedeutung

Die Rolle von Cr(III) (Cr³⁺-Ionen) im menschlichen Körper wird zurzeit kontrovers diskutiert. Es gibt Hinweise darauf, dass Cr(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 Cr(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 Cr(III) nur schwer aus, da das Löslichkeitsprodukt von Cr(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 Cr(III) von 50–200 µg/Tag auf 35 µg/Tag bei erwachsenen Männern und auf 25 µg/Tag bei erwachsenen Frauen heruntergesetzt.

Cr(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.^[18] Die RoHS-Richtlinie schränkt die Verwendung von Cr(VI)-Verbindungen in Europa stark ein.

Verwendung

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

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.

Dekorverchromung: 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. Ein Ersatz für die Dekorverchromung ist das Achrolyte-Verfahren.
Passivierung von galvanischen Zinkschichten (Chromatierung)
Legierungselement: in korrosions- und hitzebeständigen nichtrostenden Stählen und NE-Legierungen
Katalysator: um chemische Reaktionen zu ermöglichen oder zu beschleunigen
Chromgerbung: das wichtigste Verfahren zur Herstellung von Leder

Verbindungen

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.^[19]^[20]

Der Kunsttechnologe Prof. 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 Laborbereich 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 z.B. Ethylendiamin. Komplexe vom Typ [CrX₆]^3- existieren mit den Liganden Fluoridion, Chloridion, Thiocyanation und Cyanidion. 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)-sulfatlösung 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.^[21]

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Chromium) entnommen.
↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.
↑ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, 1988, S. 1291, ISBN 3-527-26169-9.
↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
↑ ^6,0 ^6,1 Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
↑ ^7,0 ^7,1 Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 1566, ISBN 978-3-11-017770-1.
↑ ^8,0 ^8,1 Datenblatt Chromium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 22. März 2011.
↑ Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
↑ Datenblatt Chrom (Pulver) bei AlfaAesar, abgerufen am 7. Februar 2010 (JavaScript erforderlich). (in kompakter Form: nur Xn, R:40, S:36/37).
↑ mindat - Localities for Chromium (englisch)
↑ Webmineral - Mineral Species sorted by the element Cr (Chromium ) (englisch)
↑ Eric G. R. Fawcett: Spin-density-wave antiferromagnetism in chromium. In: Reviews of Modern Physics. 60, 1976, S. 209. Bibcode: 1988RvMP...60..209F. doi:10.1103/RevModPhys.60.209.
↑ E. Riedel, C. Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3110225662, S. 814.
↑ E. Riedel, C. Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3110225662, S. 812.
↑ K. Cammann (Hrsg.), Instrumentelle Analytische Chemie, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg-Berlin, 2001, S. 4–47.
↑ J. Heyrovský, J. Kůta, Grundlagen der Polarographie, Akademie-Verlag, Berlin, 1965, S. 509.
↑ Emanuel Rubin, David Strayer: Enviromental and Nutrional Pathology. In: Raphael Rubin, David Strayer: Rubin's Pathology, Philadelphia, 2008, S. 268.
↑ Spiegel Online: UV-Licht lässt Van-Gogh-Gemälde verblassen. 15. Februar 2011
↑ 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.
↑ Cotton/Wilkinson: Anorganische Chemie, Verlag Chemie Weinheim 1967, S. 768 -779

Literatur

A. Pollack: Zwanzig Jahre Verchromung, in: Chemiker-Zeitung 1943, 67, S. 279–280.
R. Schliebs: Die technische Chemie des Chroms, in: Chemie in unserer Zeit 1980, 14, 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 2004, 63, 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.