Chrom

Chrom blev opdaget i Frankrig i 1797 af kemikeren LN Vauquelin , som isolerede et nyt ildfast metal med en blanding af carbider . Han kalcinerede grøn chromoxid Cr 2 O 3 med kul, og selve oxidet blev opnået ved nedbrydning af "sibirisk rødt bly" - et mineral af krokoit PbCrO 4 udvundet i Mellem-Ural, i Berezovsky-guldforekomsten og først nævnt i værk af M. V. Lomonosov "De første grundlag for metallurgi" (1763) som rød blymalm.

Den moderne metode til at opnå rent chrom blev opfundet i 1894; den adskiller sig kun fra Vauquelin-metoden i typen af reduktionsmiddel.

I 1920'erne blev der udviklet en proces til elektrolytisk belægning af jern med krom.

Oprindelse og forekomst i naturen

Chrom dukkede op i universet på grund af eksplosioner af hvide dværge og eksplosioner af massive stjerner.

Krom er et ret almindeligt grundstof i jordskorpen - 0,03 vægtprocent [3] [4] .

Den vigtigste chromforbindelse er chromit ( chromit ) FeO Cr 2 O 3 . Det næstvigtigste mineral er krokoit PbCrO 4 .

Indskud

De største forekomster af krom er i Sydafrika (1. plads i verden), Kasakhstan , Rusland , Zimbabwe , Madagaskar . Der er også indskud i Tyrkiet , Indien , Armenien [5] , Brasilien , Filippinerne [6] .

De vigtigste forekomster af chrommalme i Den Russiske Føderation er kendt i Ural (Donskoye og Saranovskoye) (kilde?).

De udforskede reserver i Kasakhstan er på over 350 millioner tons (2. plads i verden) [6] . Verdensproduktionen i 2012 var omkring 9 millioner tons chrom.

Geokemi og mineralogi

Det gennemsnitlige indhold af krom i forskellige magmatiske bjergarter varierer meget. I ultrabasiske bjergarter ( peridotitter ) når det 2 kg/t, i basiske bjergarter (basalt osv.) - 200 g/t, og i granitter titusindvis af g/t. Clark af chrom i jordskorpen 83 g/t. Det er et typisk litofilt element, og næsten det hele er indeholdt i mineraler af kromspineltypen. Chrom udgør sammen med jern, titanium, nikkel, vanadium og mangan én geokemisk familie.

Der er tre vigtigste chrommineraler: magnochromit (Mg, Fe)Cr 2 O 4 , chrompicotite (Mg, Fe) (Cr, Al) 2 O 4 og aluminochromit (Fe, Mg) (Cr, Al) 2 O 4 . De kan ikke skelnes i udseende og omtales unøjagtigt som "chromitter". Deres sammensætning er variabel:

Cr2O3 18-62 % , _
FeO 1-18 %,
MgO 5-16 %,
Al 2 O 3 0,2 - 0,4 (op til 33 %),
Fe 2 O 3 2 - 30 %,
urenheder TiO 2 op til 2 %,
V 2 O 5 op til 0,2 %,
ZnO op til 5 %,
MnO op til 1%; Co , Ni osv. er også til stede .

Faktisk er chromit, det vil sige FeCr 2 O 4 , relativt sjælden. Foruden forskellige chromitter indgår chrom i en række andre mineraler - chromglimmer (fuxit), chromchlorit, chromvesuvian, chromdiopsid, chromturmalin, chromgranat (uvarovite) osv., som ofte ledsager malme, men gør det. ikke i sig selv har industriel betydning. Under eksogene forhold migrerer krom, ligesom jern, i form af suspensioner og kan ophobes i ler. Kromater er den mest mobile form.

Fysiske egenskaber

I sin frie form er det et blåligt-hvidt metal med et kubisk kropscentreret gitter , a = 0,28845 nm. Under en temperatur på 38 ° C er det en antiferromagnet, over den går den over i en paramagnetisk tilstand ( Néel-punkt ).

Krom har en Mohs-hårdhed på 8,5 [ 7] Rent chrom er et sprødt metal og vil splintres, når det slås med en hammer. Det er også det hårdeste af de rene metaller. Meget ren krom kan bearbejdes ret godt.

Isotoper

Chromisotoper kendes med massetal fra 42 til 67 (antal protoner 24, neutroner fra 18 til 43) og 2 nukleare isomerer .

Naturlig krom består af fire stabile isotoper ( 50 Cr ( isotopisk overflod 4,345%), 52 Cr (83,789%), 53 Cr (9,501%), 54 Cr (2,365%)).

Blandt kunstige isotoper er den længstlevende isotop 51 Cr ( halveringstid 27 dage). Restens halveringstid overstiger ikke en dag.

Kemiske egenskaber

Karakteristiske oxidationstilstande

Chrom er karakteriseret ved oxidationstilstande +2, +3 og +6 (se tabel), samt betinget +5. Næsten alle kromforbindelser er farvede [8] .

Oxidationstilstand	Oxid	Hydroxid	Karakter	Dominerende former i løsninger	Noter
+2	CrO (sort)	Cr(OH) 2 (gul)	Grundlæggende	Cr 2+ (blå salte)	Meget stærkt reduktionsmiddel
+3	Cr 2 O 3 (grøn)	Cr(OH) 3 (grå-grøn)	amfoterisk	Cr 3+ (grønne eller lilla salte) [Cr(OH) 4 ] − (grøn)
+4	CrO2 _	eksisterer ikke	Ikke-saltdannende	—	Sjælden, ualmindelig
+6	CrO 3 (rød)	H2CrO4 _ _ _ H2Cr2O7 _ _ _ _ _	Syre	CrO 4 2− (kromater, gul) Cr 2 O 7 2− (dichromater, orange)	Overgangen afhænger af mediets pH. Det stærkeste oxidationsmiddel, hygroskopisk, meget giftigt.

Simpel sag

Krom i form af et simpelt stof er et metal med en blå farvetone. Det er stabilt i luft på grund af passivering , af samme grund reagerer det ikke med svovlsyre og salpetersyre.

Ved opvarmning til 2000 ° C brænder metallisk chrom ud med dannelse af grønt chrom (III) oxid Cr 2 O 3 , som har amfotere egenskaber .

Syntetiserede forbindelser af chrom med bor ( borider Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4 , CrB 2 , CrB 4 og Cr 5 B 3 ), med kulstof ( carbider Cr 23 C 6 , Cr 7 C 3 og Cr 3 C 2 ) med silicium ( silicider Cr3Si , Cr5Si3 og CrSi ) og nitrogen ( nitrider CrN og Cr2N ) .

Cr(+2) forbindelser

Oxidationstilstanden +2 svarer til det basiske oxid CrO (sort). Cr 2+ salte (blå opløsninger) opnås ved at reducere Cr 3+ salte eller dichromater med zink i et surt miljø ("brint på tidspunktet for isolering"):

{\mathsf {2Cr^{{3+}}{\xrightarrow[ {Zn,HCl}]{[H]}}2Cr^{{2+}}}}

Alle disse salte af Cr 2+ er stærke reduktionsmidler, i det omfang de fortrænger brint fra vand ved henstand [9] . Ilt i luften, især i et surt miljø, oxiderer Cr 2+ , hvorved den blå opløsning hurtigt bliver grøn.

Brunt eller gult hydroxid Cr(OH) 2 udfældes, når alkalier tilsættes til opløsninger af chrom(II)-salte.

Chromdihalogenider CrF 2 , CrCl 2 , CrBr 2 og CrI 2 blev syntetiseret

Cr(+3) forbindelser

+3-oxidationstilstanden svarer til det amfotere oxid Cr 2 O 3 og hydroxid Cr (OH) 3 (begge grønne). Dette er den mest stabile oxidationstilstand for chrom. Chromforbindelser i denne oxidationstilstand har en farve fra snavset lilla (i vandige opløsninger findes Cr 3+ ionen i form af akvakomplekser [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ ) til grøn ( anioner er til stede i koordinationen sfære ).

Cr 3+ er tilbøjelig til at danne dobbeltsulfater af formen M I Cr (SO 4 ) 2 12H 2 O ( alun )

Chrom(III)hydroxid opnås ved at virke med ammoniak på opløsninger af chrom(III)salte:

{\mathsf {Cr^{{3+}}+3NH_{3}+3H_{2}O\højrepil Cr(OH)_{3}\pil ned +3NH_{4}^{+}}}

Alkaliopløsninger kan bruges, men i deres overskud dannes et opløseligt hydroxokompleks:

{\mathsf {Cr^{{3+}}+3OH^{-}\højrepil Cr(OH)_{3}\pil ned }}

{\mathsf {Cr(OH)_{3}+3OH^{-}\højrepil [Cr(OH)_{6}]^{{3-))))

Ved at fusionere Cr 2 O 3 med alkalier opnås chromitter :

{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH\rightarrow 2NaCrO_{2}+H_{2}O))

Ukalcineret chrom(III)oxid opløses i alkaliske opløsninger og i syrer :

{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O))

Når chrom(III)-forbindelser oxideres i et alkalisk medium, dannes chrom(VI)-forbindelser:

{\mathsf {2Na_{3}[Cr(OH)_{6}]+3H_{2}O_{2}\højrepil 2Na_{2}CrO_{4}+2NaOH+8H_{2}O))

Det samme sker, når chrom(III)oxid smeltes sammen med alkali og oxidationsmidler eller med alkali i luften (smelten bliver gul i dette tilfælde):

{\mathsf {2Cr_{2}O_{3}+8NaOH+3O_{2}\højrepil 4Na_{2}CrO_{4}+4H_{2}O))

Chromforbindelser (+4)

Ved omhyggelig nedbrydning af chromoxid (VI) CrO 3 under hydrotermiske forhold opnås chromoxid (IV) CrO 2 , som er en ferromagnet og har metallisk ledningsevne.

Blandt chromtetrahalogenider er CrF 4 stabil , chromtetrachlorid CrCl 4 findes kun i damp.

Chromforbindelser (+6)

Oxidationstilstanden +6 svarer til surt chromoxid (VI) CrO 3 og en række syrer, mellem hvilke der er ligevægt. De enkleste af dem er krom H 2 CrO 4 og to-krom H 2 Cr 2 O 7 . De danner to serier af salte: henholdsvis gule chromater og orange dichromater .

Chromoxid (VI) CrO 3 dannes ved vekselvirkning af koncentreret svovlsyre med opløsninger af dichromater. Et typisk syreoxid, når det interagerer med vand, danner stærke ustabile chromsyrer: chromsyre H 2 CrO 4 , dichrom H 2 Cr 2 O 7 og andre isopolsyrer med den generelle formel H 2 Cr n O 3n+1 . En stigning i polymerisationsgraden sker med et fald i pH, det vil sige en stigning i surhedsgrad:

{\mathsf {2CrO_{4}^{{2-}}+2H^{+}\højrepil Cr_{2}O_{7}^{{2-}}+H_{2}O}}

Men hvis en alkaliopløsning tilsættes til en orange opløsning af K 2 Cr 2 O 7 , hvordan bliver farven så gul igen, da der igen dannes kromat K 2 CrO 4 :

{\mathsf {Cr_{2}O_{7}^{{2-}}+2OH^{-}\højrepil 2CrO_{4}^{{2-}}+H_{2}O}}

Det når ikke en høj grad af polymerisation, som forekommer i wolfram og molybdæn , da polychromsyre nedbrydes til chrom (VI) oxid og vand:

{\mathsf {H_{2}Cr_{n}O_{{3n+1}}\højrepil H_{2}O+nCrO_{3}}}

Opløseligheden af kromater svarer nogenlunde til opløseligheden af sulfater. Især udfældes gult bariumchromat BaCrO 4 , når bariumsalte tilsættes til både kromat- og dichromatopløsninger:

{\mathsf {Ba^{{2+}}+CrO_{4}^{{2-}}\rightarrow BaCrO_{4}\downarrow }}

{\mathsf {2Ba^{{2+}}+Cr_{2}O_{7}^{{2-}}+H_{2}O\højrepil 2BaCrO_{4}\downarrow +2H^{+}}}

Dannelsen af et blodrødt, dårligt opløseligt sølvchromat bruges til at påvise sølv i legeringer ved hjælp af assaysyre .

Chrompentafluorid CrF 5 og ustabil chromhexafluorid CrF 6 er kendt . Flygtige chromoxyhalogenider CrO 2 F 2 og CrO 2 Cl 2 ( chromylchlorid ) er også blevet opnået.

Chrom(VI)-forbindelser er stærke oxidationsmidler , for eksempel:

{\mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HCl\højrepil 2CrCl_{3}+2KCl+3Cl_{2}\uparrow +7H_{2}O))

Tilsætning af hydrogenperoxid, svovlsyre og et organisk opløsningsmiddel (ether) til dichromater fører til dannelsen af blåt chrom(VI) monoperoxid CrO 5 (CrO(O 2 ) 2 ), som ekstraheres ind i det organiske lag; denne reaktion bruges som en analytisk reaktion.

Chromforbindelser (+5)

Lav stabilitet, en af chromforbindelserne er bariumchromat (5) Ba 3 (CrO 4 ) 2 som kan opnås ved sintring af bariumhydroxid og bariumchromat ved 800°.

Henter

Chrom forekommer i naturen hovedsageligt i form af jernchromit Fe(CrO 2 ) 2 (jernchromit). Ferrochrom opnås fra det ved reduktion i elektriske ovne med koks (kulstof):

{\mathsf {Fe(CrO_{2})_{2}+4C\rightarrow Fe+2Cr+4CO\uparrow }}

Ferrochrom bruges til fremstilling af legeret stål.

For at opnå rent chrom udføres reaktionen som følger:

1) jernchromit er legeret med natriumcarbonat (soda) i luft:

{\mathsf {4Fe(CrO_{2})_{2}+8Na_{2}CO_{3}+7O_{2}\højrepil 8Na_{2}CrO_{4}+2Fe_{2}O_{3 }+8CO_{2}\uparrow }}

2) opløs natriumchromat og adskille det fra jernoxid;

3) overfør chromat til dichromat , syrning af opløsningen og krystallisering af dichromat:

{\displaystyle {\mathsf {CrO_{4}^{2-}+2H^{+}\rightarrow Cr_{2}O_{7}^{2-))))

4) rent chromoxid opnås ved reduktion af natriumdichromat med trækul:

{\mathsf {Na_{2}Cr_{2}O_{7}+2C\rightarrow Cr_{2}O_{3}+Na_{2}CO_{3}+CO\uparrow ))

5) ved hjælp af aluminothermi opnås metallisk chrom:

{\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2Al\rightarrow Al_{2}O_{3}+2Cr+130kcal))

6) ved hjælp af elektrolyse opnås elektrolytisk chrom fra en opløsning af chromsyreanhydrid i vand indeholdende tilsætning af svovlsyre . Samtidig foregår der 3 processer på katoderne:

reduktion af hexavalent chrom til trivalent chrom med dets overgang til opløsning;
udledning af hydrogenioner med frigivelse af gasformigt brint;
udledning af ioner indeholdende hexavalent chrom , med aflejring af metallisk chrom;

{\mathsf {Cr_{2}O_{7}^{{2-}}+14H^{+}+12e^{-}\højrepil 2Cr+7H_{2}O}}

Ansøgning

Chrom er en vigtig bestanddel i mange legerede stål (især rustfrit stål ), såvel som i en række andre legeringer. Tilsætningen af krom øger legeringernes hårdhed og korrosionsbestandighed betydeligt. Bruges også i kromvanadiumstållegeringer.

Den bruges som slidstærk og smuk galvanisering ( forkromning ).

Chrom bruges til produktion af chrom-30 og chrom-90 legeringer, der anvendes til produktion af kraftige plasmabrænderdyser og i rumfartsindustrien.

Biologisk rolle og fysiologisk virkning

Chrom er et af de biogene elementer , det er en del af vævet hos planter og dyr. Hos dyr er chrom involveret i metabolismen af lipider , proteiner (en del af trypsin -enzymet ), kulhydrater . Et fald i indholdet af chrom i fødevarer og i blodet fører til et fald i væksthastigheden, en stigning i kolesterol i blodet.

I sin rene form er krom ret giftigt [10] , krommetalstøv irriterer lungevævet . Chrom(III)-forbindelser forårsager dermatitis .

Chromforbindelser i +6 oxidationstilstand er særligt giftige. Stort set al chrommalm forarbejdes gennem omdannelse til natriumdichromat . Cirka 136.000 tons hexavalent chrom blev produceret i 1985 [11] . Andre kilder til hexavalent chrom er chromtrioxid og forskellige salte- chromater og dichromater . Hexavalent krom anvendes til fremstilling af rustfrit stål, tekstilmalinger, træbeskyttelsesmidler, forkromning mv.

Hexavalent krom er kræftfremkaldende (ved indånding) [12] . På mange arbejdspladser udsættes medarbejdere for hexavalent krom, såsom forkromning eller svejsning i rustfrit stål [12] .

I Den Europæiske Union er brugen af hexavalent chrom betydeligt begrænset af RoHS -direktivet .

Hexavalent chrom transporteres ind i humane celler via sulfattransportmekanismen på grund af dets lighed med sulfater i struktur og ladning. Trivalent chrom, som er mere almindeligt, transporteres ikke ind i celler.

Inde i cellen reduceres Cr(VI) til metastabilt pentavalent chrom (Cr(V)), derefter til trivalent chrom (Cr(III)). Trivalent chrom, når det er knyttet til proteiner, skaber haptener , som udløser immunresponset. Efter deres udseende forsvinder følsomheden over for krom ikke. I dette tilfælde kan selv kontakt med tekstiler farvet med kromfarvestoffer eller læder behandlet med krom forårsage hudirritation. C- vitamin og andre midler reagerer med kromater og danner Cr(III) inde i cellen [13] .

Hexavalente kromprodukter er genotoksiske kræftfremkaldende stoffer. Kronisk indånding af hexavalente kromforbindelser øger risikoen for nasopharyngeale sygdomme, risikoen for lungekræft . ( Lungerne er særligt sårbare på grund af det store antal små kapillærer). Tilsyneladende er mekanismen for genotoksicitet udløst af penta- og trivalent chrom.

I USA er den maksimalt tilladte koncentration af hexavalent chrom i luften 5 µg/m³ (0,005 mg/m³) [14] [15] . I Rusland er den maksimalt tilladte koncentration af chrom (VI) væsentligt lavere - 1,5 µg/m³ (0,0015 mg/m³) [16] .

En af de generelt accepterede metoder til at undgå hexavalent chrom er overgangen fra forkromningsteknologier til termisk og vakuumaflejring .

Baseret på en sand historie handler Erin Brockovich , instrueret af Steven Soderbergh , om en massiv hexavalent kromforureningssag, der har efterladt mange mennesker med alvorlige sygdomme [17] .

Se også

Khromtau

Noter

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Grundstoffernes atomvægte 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Bd. 85 , nr. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Redaktionel: Zefirov N. S. (chefredaktør). Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Great Russian Encyclopedia, 1999. - T. 5. - S. 308.
↑ Drozdov, A. A. Uorganisk kemi: i 3 bind / A. A. Drozdov, et al. - 2004. - V. 2: Kemi af overgangsmetaller.
↑ Greenwood, N.N., . Grundstoffernes kemi: [ eng. ] / NN, Greenwood, A. Earnshaw. - 1984.
↑ artikel "Mineralressourcer" . Encyclopedia " Round the World ". Hentet 22. september 2010. Arkiveret fra originalen 21. august 2011. (ubestemt)
↑ 1 2 KROM | Online Encyclopedia Around the World .
↑ Cookery A.S. Hårdhed af mineraler. - Videnskabsakademiet i den ukrainske SSR, 1963. - S. 197-208. — 304 s.
↑ Remy G. Kursus i uorganisk kemi. T. 2. M., Mir, 1966. S. 142-180.
↑ Nekrasov B.V. Kursus i generel kemi. M:, GNKhTI, 1952, S. 334
↑ Chrome / V.V. Bochkarev, A.V. Roshchin, E.K. Ordzhonikidze, V.A. Pekkel // Big Medical Encyclopedia : i 30 bind / kap. udg. B.V. Petrovsky . - 3. udg. - M .: Soviet Encyclopedia , 1986. - T. 27: Chloracon - Sundhedsøkonomi. — 576 s. : syg.
↑ Gerd Anger, Jost Halstenberg, Klaus Hochgeschwender, Christoph Scherhag, Ulrich Korallus, Herbert Knopf, Peter Schmidt, Manfred Ohlinger, "Chromium Compounds" i Ullmanns Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005.
↑ 1 2 IARC Monographs on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans: [ eng. ] / WHO ; Internationalt Agentur for Kræftforskning . - Lyon: IARC, 1990. - Vol. 49: Krom, nikkel og svejsning . - [1]+677+[9]s. — ISBN 92-832-1249-5 . - ISBN 978-92-832-1249-2 . — ISSN 0250-9555 .
Der er tilstrækkelig evidens hos mennesker for kræftfremkaldende egenskaber af chrom[VI]-forbindelser, som man støder på i chromatproduktionen, chromatpigmentproduktionen og forkromningsindustrien.
↑ Salnikow, K. Genetiske og epigenetiske mekanismer i metalkarcinogenese og kokarcinogenese: nikkel, arsen og krom: [ eng. ] / K. Salnikow, A. Zhitkovich // Chemical Research in Toxicology: tidsskrift. - 2008. - Bd. 21. - S. 28-44. - doi : 10.1021/tx700198a . — PMID 17970581 . — PMC 2602826 .
↑ OSHA: Small Entity Compliance Guide for the Hexavalent Chromium Standards
↑ David Blowes. Sporing af hexavalent Cr i grundvand // Videnskab . - 2002. - Bd. 295 . - S. 2024-2025 . - doi : 10.1126/science.1070031 . — PMID 11896259 .
↑ MPC for luft i befolkede områder
↑ Erin Brockovichs officielle hjemmeside, filmside

Litteratur

Sally A. H. Chromium = Chrom / Pr. fra engelsk. V. A. Alekseeva; Ed. cand. tech. Videnskaber V. A. Bogolyubov. - M . : Metallurgizdat, 1958. - 292 s. - 2700 eksemplarer.
Sally A. G. , Brandz E. A. Chrom = Chrom / Pr. fra engelsk. V. A. Alekseeva; Ed. prof., Dr. tech. Videnskaber V. A. Bogolyubov . - 2. udg. - M . : Metallurgi, 1971. - 360 s.
Pliner Yu. L. , Ignatenko G. F. , Lappo S. I. Chromium metallurgy . - M .: Metallurgi , 1965. - 184 s.

Links

Ordbøger og encyklopædier

Fantastisk norsk
Stor russer
Brockhaus og Efron
canadisk
jorden rundt
Lille Brockhaus og Efron
Britannica (11.)
Britannica (online)
Brockhaus
Treccani
Universalis

I bibliografiske kataloger
BNF : 12104829h GND : 4147944-0 J9U : 987007286324805171 LCCN : sh85025350 NDL : 00567040 NKC : ph119207

Periodisk system af kemiske elementer af D. I. Mendeleev

Han

Som

jeg

Om eftermiddagen

D y

Vedr

På

jfr

ingen

alkalimetaller	jordalkalimetaller	Lanthanider	Aktinider	overgangsmetaller
letmetaller _	Halvmetaller	ikke-metaller	Halogener	ædelgasser

Elektrokemisk aktivitet serie af metaller
Eu , Sm , Li , Cs , Rb , K , Ra , Ba , Sr , Ca , Na , Ac , La , Ce , Pr , Nd , Pm , Gd , Tb , Mg , Y , Dy , Am , Ho , Er , Tm , Lu , Sc , Pu , Th , Np , U , Hf , Be , Al , Ti , Zr , Yb , Mn , V , Nb , Pa , Cr , Zn , Ga , Fe , Cd , In , Tl , Co , Ni , Te , Mo , Sn , Pb , H2 , W , Sb , Bi , Ge , Re , Cu , Tc , Te , Rh , Po , Hg , Ag , Pd , Os , Ir , Pt , Au _

møntmetaller
Metaller	Aluminium (Al) Jern (Fe) Guld (Au) Kobber (Cu) Nikkel (Ni) Niobium (Nb) Tin (Sn) Palladium (Pd) Platin (Pt) Sølv (AG) Bly (Pb) Tantal (Ta) Chrome (Cr) Zink (Zn)
Legeringer	Akmonital Aluminium bronze (CuAl) Bronze (CuSn) dukat guld Kolyvan kobber (CuAuAg) Messing (CuZn) Kobber nikkel (CuNi) Melchior (CuNiFeMn) Neusilber, Neusilber (CuZnNi) Rustfrit stål (FeCrNi) Nikkelbronze (CuSnNi) Nikkel-jern legering (NiFe) Nikkel-zink legering (NiZn) Potin Nordligt guld (CuAlZnSn) Stål (Fe) Sterling (AgCu) Tompac (CuZn) Kromstål (FeCr) Støbejern (Fe) Electrum, Electron, Electrum (AuAg)
Møntgrupper	Bimetallisk milliard bronze Kobber jern Gylden Palladium Platin Sølv Zink Aluminium
Metal grupper	Møntgruppe (kobberundergruppe) ædelmetaller Platin Group
se også	Papir penge polymer penge penge papir Læder rubler Frimærker-penge mønt Notgeld porcelænsmønter Ædelmetal symboler