НИ́КЕЛЬ -я; м. [нем. Nickel] Химический элемент (Ni), серебристо-белый тугоплавкий металл с сильным блеском (применяется в промышленности).

◁ Ни́келевый, -ая, -ое. Н. рудник. Н-ая руда. Н-ые сплавы. Н-ое покрытие.

* * *

ни́кель (лат. Niccolum), химический элемент VIII группы периодической системы. Название от немецкого Nickel - имя злого духа, якобы мешавшего горнякам. Серебристо-белый металл; плотность 8,90 г/см³, t_пл 1455°C; ферромагнитен (точка Кюри 358°C). Очень стоек к действию воздуха, воды. Главные минералы - никелин, миллерит, пентландит. Около 80% никеля идёт на никелевые сплавы. Применяют также для производства аккумуляторов, химической аппаратуры, для антикоррозионных покрытий (никелирование), как катализатор многих химических процессов.

* * *

НИКЕЛЬ - НИ́КЕЛЬ (лат. Niссolum), Ni, химический элемент с атомным номером 28, атомная масса 58,69. Химический символ элемента Ni произносится так же, как и название самого элемента. Природный никель состоит из пяти стабильных нуклидов (см. НУКЛИД): ⁵⁸Ni (67,88 % по массе), ⁶⁰Ni (26,23 %), ⁶¹Ni (1,19 %), ⁶²Ni (3,66 %) и ⁶⁴Ni (1,04 %). В периодической системе Д. И. Менделеева никель входит в группу VIIIВ и вместе с железом (см. ЖЕЛЕЗО) и кобальтом (см. КОБАЛЬТ)образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома никеля 3s²p⁶d⁸4s². Образует соединения чаще всего в степени окисления +2 (валентность II), реже - в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1 и +4 (валентности соответственно I и IV).

Радиус нейтрального атома никеля 0,124 нм, радиус иона Ni²⁺ - от 0,069 нм (координационное число 4) до 0,083 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации атома никеля 7,635, 18,15, 35,17, 56,0 и 79 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность никеля 1,91. Стандартный электродݑː٠потенциал Ni⁰/Ni²⁺ -0,23 B.

Простое вещество никель в компактном виде - блестящий серебристо-белый металл.

История открытия

Уже с 17 в. рудокопам Саксонии (Германия) была известна руда, которая по внешнему виду напоминала медные руды, но меди при выплавке не давала. Ее называли купферникель (нем. Kupfer - медь, а Nickel - имя гнома, подсовывавшего горнякам вместо медной руды пустую породу). Как оказалось впоследствии, купферникель - соединения никеля и мышьяка, NiAs. История открытия никеля растянулась почти на полвека. Первым вывод о присутствии в купферникеле нового «полуметалла» (то есть, по тогдашней терминологии, простого вещества, промежуточного по свойствам между металлами и неметаллами) сделал шведский металлург А. Ф. Кронстедт (см. КРОНСТЕДТ Аксель Фредрик) в 1751 году. Однако более двадцати лет это открытие оспаривалось и господствовала точка зрения, что Кронстедт получил не новое простое вещество, а какое-то соединение с серой то ли железа, то ли висмута, то ли кобальта, то ли какого-то другого металла.

Только в 1775 г., через 10 лет после смерти Кронстедта, швед Т. Бергман выполнил исследования, позволявшие заключить, что никель - это простое вещество. Но окончательно никель как элемент утвердился только в начале 19-го века, в 1804 году, после скрупулезных исследований немецкого химика И. Рихтера (см. РИХТЕР Иеремия Вениамин), который для очистки провел 32 перекристаллизации никелевого купороса (сульфата никеля) и в результате восстановления получил чистый металл.

Нахождение в природе

В земной коре содержание никеля составляет около 8·10^-3 % по массе. Возможно, громадные количества никеля - около 17·10¹⁹т - заключены в ядре Земли, которое, по одной из распространенных гипотез, состоит из железоникелевого сплава. Если это так, то Земля примерно на 3 % состоит из никеля, а среди составляющих планету элементов никель занимает пятое место - после железа, кислорода, кремния и магния. Никель содержится в некоторых метеоритах, которые по составу представляют собой сплав никеля и железа (так называемые железоникелевые метеориты). Разумеется, как практический источник никеля такие метеориты значения не имеют. Важнейшие минералы никеля: никелин (см. НИКЕЛИН)(современное название купферникеля) NiAs, пентландит (см. ПЕНТЛАНДИТ)[сульфид никеля и железа состава (Fe,Ni)₉S₈], миллерит (см. МИЛЛЕРИТ)NiS, гарниерит (см. ГАРНИЕРИТ)(Ni, Mg) ₆ Si₄O₁₀ (OH)₂ и другие никельсодержащие силикаты. В морской воде содержание никеля составляет примерно 1·10^-8-5·10^-8 %

Получение

Значительную часть никеля получают из сульфидных медно-никелевых руд. Из обогащенного сырья сначала готовят штейн - сульфидный материал, содержащий, кроме никеля, еще и примеси железа, кобальта, меди и ряда других металлов. Методом флотации (см. ФЛОТАЦИЯ)получают никелевый концентрат. Далее штейн обычно подвергают обработке для отделения примесей железа и меди, а затем обжигают и образовавшийся оксид восстанавливают до металла. Существуют и гидрометаллургические методы получения никеля, в которых для его извлечения из руды используют раствор аммиака (см. АММИАК)или серной кислоты (см. СЕРНАЯ КИСЛОТА). Для дополнительной очистки черновой никель подвергают электрохимическому рафинированию.

Физические и химические свойства

Никель - ковкий и пластичный металл. Он обладает кубической гранецентрированной кристаллической решеткой (параметр а=0,35238 нм). Температура плавления 1455°C, температура кипения около 2900°C, плотность 8,90 кг/дм³. Никель - ферромагнетик (см. ФЕРРОМАГНЕТИК), точка Кюри (см. КЮРИ ТОЧКА) около 358°C

На воздухе компактный никель стабилен, а высокодисперсный никель пирофорен (см. ПИРОФОРНЫЕ МЕТАЛЛЫ). Поверхность никеля покрыта тонкой пленкой оксида NiO, которая прочно предохраняет металл от дальнейшего окисления. С водой и парами воды, содержащимися в воздухе, никель тоже не реагирует. Практически не взаимодействует никель и с такими кислотами, как серная, фосфорная, плавиковая и некоторыми другими.

Металлический никель реагирует с азотной кислотой, причем в результате образуется нитрат никеля(II) Ni(NO₃)₂ и выделяется соответствующий оксид азота, например:

3Ni + 8HNO₃ = 3Ni(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Только при нагревании на воздухе до температуры выше 800°C металлический никель начинает реагировать с кислородом с образованием оксида NiO.

Оксид никеля обладает основными свойствами. Он существует в двух полиморфных модификациях: низкотемпературной (гексагональная решетка) и высокотемпературной (кубическая решетка, устойчива при температуре выше 252°C). Имеются сообщения о синтезе оксидных фаз никеля состава NiO_1,33-2,0.

При нагревании никель реагирует со всеми галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ)с образованием дигалогенидов NiHal₂. Нагревание порошков никеля и серы приводит к образованию сульфида никеля NiS. И растворимые в воде дигалогениды никеля, и нерастворимый в воде сульфид никеля могут быть получены не только «сухим», но и «мокрым» путем, из водных растворов.

С графитом никель образует карбид Ni₃C, c фосфором - фосфиды составов Ni₅P₂, Ni₂P, Ni₃P. Никель реагирует и с другими неметаллами, в том числе (при особых условиях) с азотом. Интересно, что никель способен поглощать большие объемы водорода, причем в результате образуются твердые растворы водорода в никеле.

Известны такие растворимые в воде соли никеля, как сульфат NiSO₄, нитрат Ni(NO₃)₂ и многие другие. Большинство этих солей при кристаллизации из водных растворов образует кристаллогидраты, например, NiSO₄.7Н₂О, Ni(NO₃)₂.6Н₂О. К числу нерастворимых соединений никеля относятся фосфат Ni₃(PO₄)₂ и силикат Ni₂SiO₄.

При добавлении щелочи к раствору соли никеля(II) выпадает зеленый осадок гидроксида никеля:

Ni(NO₃)₂ + 2NaOH = Ni(OH)₂ + 2NaNO₃

Ni(OH)₂ обладает слабоосновными свойствами. Если на суспензию Ni(OH)₂ в щелочной среде воздействовать сильным окислителем, например, бромом, то возникает гидроксид никеля(III):

2Ni(OH)₂ + 2NaOH + Br₂ = 2Ni(OH)₃ + 2NaBr

Для никеля характерно образование комплексов. Так, катион Ni²⁺ с аммиаком образует гексаамминовый комплекс [Ni(NH₃)₆]²⁺ и диакватетраамминовый комплекс [Ni(NH₃)₄(Н₂О)₂]²⁺. Эти комплексы с анионами образуют синие или фиолетовые соединения.

При действии фтора F₂ на смесь NiCl₂ и КСl возникают комплексные соединения, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 - (K₃[NiF₆]) и +4 - (K₂[NiF₆]).

Порошок никеля реагирует с оксидом углерода(II) СО, причем образуется легко летучий тетракарбонил Ni(CO)₄, который находит большое практическое применение при нанесении никелевых покрытий, приготовлении высокочистого дисперсного никеля и т. д.

Характерна реакция ионов Ni²⁺ с диметилглиоксимом, приводящая к образованию розово-красного диметилглиоксимата никеля. Эту реакцию используют при количественном определении никеля, а продукт реакции - как пигмент косметических материалов и для других целей.

Применение

Основная доля выплавляемого никеля расходуется на приготовление различных сплавов. Так, добавление никеля в стали позволяет повысить химическую стойкость сплава, и все нержавеющие стали обязательно содержат никель. Кроме того, сплавы никеля характеризуются высокой вязкостью и используются при изготовлении прочной брони. Сплав железа и никеля, содержащий 36-38% никеля, обладает удивительно низким коэффициентом термического расширения (это - так называемый сплав инвар), и его применяют при изготовлении ответственных деталей различных приборов.

При изготовлении сердечников электромагнитов широкое применение находят сплавы под общим названием пермаллои (см. ПЕРМАЛЛОЙ). Эти сплавы, кроме железа, содержат от 40 до 80 % никеля. Общеизвестны применяемые в различных нагревателях нихромовые спирали, которые состоят из хрома (10-30 %) и никеля. Из никелевых сплавов чеканятся монеты. Общее число различных сплавов никеля, находящих практическое применение, достигает нескольких тысяч.

Высокая коррозионная стойкость никелевых покрытий позволяет использовать тонкие никелевые слои для защиты различных металлов от коррозии путем их никелирования. Одновременно никелирование придает изделиям красивый внешний вид. В этом случае для проведения электролиза используют водный раствор двойного сульфата аммония и никеля (NH₄)₂Ni(SO₄)₂.

Никель широко используют при изготовлении различной химической аппаратуры, в кораблестроении, в электротехнике, при изготовлении щелочных аккумуляторов, для многих других целей.

Специально приготовленный дисперсный никель (так называемый никель Ренея) находит широкое применение как катализатор самых разных химических реакций. Оксиды никеля используют при производстве ферритных материалов и как пигмент для стекла, глазурей и керамики; оксиды и некоторые соли служат катализаторами различных процессов.

Билогическая роль

Никель относится к числу микроэлементов (см. МИКРОЭЛЕМЕНТЫ), необходимых для нормального развития живых организмов. Однако о его роли в живых организмах известно немного. Известно, что никель принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений. В организме животных он накапливается в ороговевших тканях, особенно в перьях. Повышенное содержание никеля в почвах приводят к эндемическим заболеваниям - у растений появляются уродливые формы, у животных - заболевания глаз, связанные с накоплением никеля в роговице. Токсическая доза (для крыс) - 50 мг. Особенно вредны летучие соединения никеля, в частности, его тетракарбонил Ni(CO)₄. ПДК соединений никеля в воздухе составляет от 0,0002 до 0,001 мг/м³ (для различных соединений).

Составить слова из слова никель

САМА́РИЙ -я; м. Химический элемент (Sm), металл, относящийся к лантаноидам (в виде сплавов применяется в электротехнике).

* * *

сама́рий (лат. Samarium), химический элемент III группы периодической системы; относится к лантаноидам. Металл, плотность 7,536 г/см³, t_пл 1072°C. Название от минерала самарскита, в котором впервые обнаружен. Компонент магнитных сплавов с кобальтом; прокат (в виде ленты) - электроды для стартёров ламп дневного света.

* * *

САМАРИЙ - САМА́РИЙ (лат. samarium), Sm, читается «самарий», химический элемент с атомным номером 62, атомная масса 150,36. Природный самарий состоит из шести стабильных изотопов: ¹⁴⁴Sm (3,09% по массе), ¹⁴⁸Sm (11,27%), ¹⁴⁹Sm (13,82%), ¹⁵⁰Sm (7,47%), ¹⁵²Sm (26,63%), ¹⁵⁴Sm (22,53%), -радиоактивный ¹⁴⁷Sm (15,07%, Т_1/2 = 1,3·10¹¹ лет). Конфигурация трех внешних электронных слоев 4s²p⁶d¹⁰f⁶5s²p⁶ 6s ². Степени окисления +4, +3, +2 (валентность IV, III, II).

Лантаноид (см. ЛАНТАНОИДЫ). Расположен в группе IIIB, в 6 периоде периодической системы элементов.

Радиус атома 0,181 нм, радиус иона Sm³⁺ - 0,110 нм (координационное число 6), иона Sm ²⁺- 0,141 нм (8). Энергии последовательной ионизации 5,63, 11,07, 23,4, 41,4 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,07.

История открытия

В 19 веке в Ильменских горах, близ города Златоуста (см. ЗЛАТОУСТ) был найден минерал, названный самарскитом. В 1878 французский химик Делафонтен выделил из него неодим (см. НЕОДИМ) и празеодим (см. ПРАЗЕОДИМ). В 1879 Лекок де Буабодран выделил из самарскита новый элемент самарий.

Нахождение в природе

Самарий - рассеянный элемент, содержание в земной коре 7·10^-4% по массе. Входит в состав минералов: бастнезит (см. БАСТНЕЗИТ), монацит (см. МОНАЦИТ), лопарит (см. ЛОПАРИТ), самарскит, гадолинит.

Получение

При выделении из минералов концентрируется с европием, гадолинием, тербием. Дальнейшее разделение проводят ионообменной сорбцией и экстракцией. Из полученного раствора самарий осаждают в виде карбоната или оксалата. Прокаливание этих солей позволяет получить оксид Sm₂O₃.

Для получения металлического самария оксид Sm₂O₃подвергают восстанавливают металлотермически с использованием лантана (см. ЛАНТАН) или миш-металла (см. МИШ-МЕТАЛЛ). Возможно также карботермическое восстановление Sm₂O₃ до металла при температуре около 1600°C.

Физические и химические свойства

Самарий - серебристо-желтый металл.

От комнатной до 917°C устойчива a-модификация с тригональной решеткой, а = 0,8996 нм, угол = 23,21^о. От 917°C до температуры плавления (1072°C) устойчива b-модификация с кубической решеткой типа a-Fe. Температура кипения 1788°C, плотность a-Sm 7,536 кг/дм³.

В сухом воздухе химически устойчив, во влажном медленно окисляется. При нагревании на воздухе окисляется с образованием оксида Sm₂O₃.

При нагревании самарий реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ), азотом (см. АЗОТ), водородом (см. ВОДОРОД), серой (см. СЕРА) и другими неметаллами. Оксид Sm₂О₃ обладает слабоосновными свойствами, ему отвечает основание Sm(ОН)₃ средней силы. К растворимым в воде солям самария относятся хлорид, нитрат, ацетат и сульфат, к плохо растворимым - оксалат, фторид, карбонат и фосфат.

В растворе ионы Sm³⁺ под действием сильных восстановителей превращаются в ионы Sm²⁺. При действии водорода или металлического самария на SmCl₃ или SmF₃ образуются дигалогениды SmCl₂ или SmF₂.

Применение

Основное применение металлического самария производство постоянных магнитов в виде сплавов с Co составов SmCo₅ и SmCo₁₇. Самарий находит применение также при производстве некоторых люминофоров, керамических конденсаторов, катализаторов, синтетических гранатов.

Составить слова из слова самарий

ХРОМ -а; м. [от греч. chrōma - цвет, краска]

1. Химический элемент (Сr), твёрдый металл серо-стального цвета (используется при изготовлении твёрдых сплавов и для покрытия металлических изделий).

2. Мягкая тонкая кожа, выдубленная солями этого металла. Сапоги из хрома.

3. Род жёлтой краски, получаемой из хроматов.

◁ Хро́мовый (см.).

* * *

хром (лат. Chromium), химический элемент VI группы периодической системы. Назван от греч. chrōma - цвет, краска (из-за яркой окраски соединений). Голубовато-серебристый металл; плотность 7,19 г/см³, t_пл 1890°C. На воздухе не окисляется. Главные минералы - хромшпинелиды. Хром - обязательный компонент нержавеющих, кислотоупорных, жаростойких сталей и большого числа других сплавов (нихромы, хромали, стеллит). Применяется для хромирования. Соединения хрома - окислители, неорганические пигменты, дубители.

* * *

ХРОМ - ХРОМ (лат. chromium, от греческого хрома - цвет, окраска, для соединений хрома характерна широкая цветовая палитра), Cr (читается «хром»), химический элемент с атомным номером 24, атомная масса 51,9961. Расположен в группе VIB в 4 периоде периодической системы элементов.

Природный хром состоит из смеси четырех стабильных нуклидов: ⁵⁰Cr (содержание в смеси 4,35%), ⁵²Cr (83,79%), ⁵³Cr (9,50%) и ⁵⁴Cr (2,36%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s²р⁶d⁵4s¹. Степени окисления от 0 до +6 , наиболее характерны +3 (самая устойчивая) и +6 (валентности III и VI).

Радиус нейтрального атома 0,127 нм, радиус ионов (координационное число 6): Cr²⁺ 0,073 нм, Cr³⁺ 0,0615 нм, Cr⁴⁺ 0,055 нм, Cr⁵⁺ 0,049 нм и Cr⁶⁺0,044 нм. Энергии последовательной ионизации 6,766, 16,49, 30,96, 49,1, 69,3 и 90,6 эВ. Сродство к электрону 1,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,66.

История открытия

В 1766 в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO₄. Современное название - крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен (см. ВОКЛЕН Луи Никола) выделил из него новый тугоплавкий металл (скорее всего Воклен получил карбид хрома).

Нахождение в природе

Содержание в земной коре 0,035 % по массе. В морской воде содержание хрома 2·10^-5 мг/л. В свободном виде хром практически не встречается. Входит в состав более 40 различных минералов (хромит FeCr₂O₄, волконскоит, уваровит, вокеленит и др.). Некоторые метеориты содержат сульфидные соединения хрома.

Получение

Промышленным сырьем при производстве хрома и сплавов на его основе служит хромит. Восстановительной плвкой хромита с коксом (восстановителем), железной рудой и другими компонентами получают феррохром с содержанием хрома до 80% (по массе).

Для получения чистого металлического хрома хромит с содой и известняком обжигают в печах:

2Cr₂O₃ + 2Na₂CO₃+ 3O₂ = 4Na₂CrO₄ + 4CO₂

Образующийся хромат натрия Na₂CrO₄ выщелачивают водой, раствор фильтруют, упаривают и обрабатывают кислотой. При этом хромат Na₂CrO₄ переходит в дихромат Na₂Cr₂O₇:

2Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Полученный дихромат восстанавливают серой:

Na₂Cr₂O₇ + 3S = Na₂S + Cr₂O₃ + 2SO₂,

Образующийся чистый оксид хрома(III) Cr₂O₃ подвергают алюминотермии:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr.

Также используют кремний:

2Cr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

Для получения хрома высокой чистоты, технический хром электрохимически очищают от примесей.

Физические и химические свойства

В свободном виде - голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм. При температуре 39°C переходит из парамагнитного состояния в антиферромагнитное (точка Нееля). Температура плавления 1890°C, температура кипения 2680°C. Плотность 7,19 кг/дм³.

Устойчив на воздухе. При 300°C сгорает с образованием зеленого оксида хрома (III) Cr₂O₃, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

Непрокаленный оксид хрома (III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr₂O₃ + 6НСl = 2CrСl₃ + 3Н₂О

При термическом разложении карбонила хрома Cr(OH)₆ получают красный основной оксид хрома(II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OН)₂ со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO₃ в гидротермальных условиях получают диоксид хрома(IV) CrO₂, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO₃. Типично кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовая H₂CrO₄, дихромовая H₂Cr₂O₇ и другие.

Известны галогениды, соответствующие разным степеням окисления хрома. Синтезированы дигалогениды хрома CrF₂, CrCl₂, CrBr₂ и СrI₂ и тригалогениды CrF₃, CrCl₃, CrBr₃ и СrI₃. Однако, в отличие от аналогичных соединений алюминия и железа, трихлорид CrCl₃ и трибромид CrBr₃ хрома нелетучи.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ существует только в парах. Известен гексафторид хрома CrF₆.

Получены и охарактеризованы оксигалогениды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂.

Синтезированы соединения хрома с бором (бориды Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₂, CrB₄ и Cr₅B₃), с углеродом (карбиды Cr₂₃C₆, Cr₇C₃ и Cr₃C₂), c кремнием (силициды Cr₃Si, Cr₅Si₃ и CrSi) и азотом (нитриды CrN и Cr₂N).

В растворах наиболее устойчивы соединения хрома(III). В этой степени окисления хрому соответствуют как катионная форма, так и анионные формы, например, существующий в щелочной среде анион [Cr(OH)₆]^3-.

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄+ 2NaOH + 8H₂O

Cr (VI) отвечает ряд существующих только в водных растворах кислот: хромовая H₂CrO₄, дихромовая H₂Cr₂O₇, трихромовая H₃Cr₃O₁₀ и другие, которые образуют соли - хроматы, дихроматы, трихроматы и т. д.

В зависимости от кислотности среды анионы этих кислот легко превращаются друг в друга. Например, при подкислении желтого раствора хромата калия K₂CrO₄ образуется оранжевый дихромат калия K₂Cr₂O₇:

2K₂CrO₄ + 2НСl = K₂Cr₂O₇ + 2КСl + Н₂О

Но если к оранжевому раствору K₂Cr₂O₇ прилить раствор щелочи, как окраска вновь переходит в желтую т. к. снова образуется хромат калия K₂CrO₄:

K₂Cr₂O₇ + 2КОН = 2K₂CrO₄ + Н₂О

При добавлении к желтому раствору, содержащему хромат-ионы, раствора соли бария выпадает желтый осадок хромата бария BаCrO₄:

Bа²⁺ + CrO₄^2- = BаCrO₄

Соединения хрома(III)- сильные окислители, например:

K₂Cr₂O₇ + 14 НСl = 2CrCl₃+ 2KCl + 3Cl₂ + 7H₂O

Применение

Использование хрома основано на его жаропрочности, твердости и устойчивости к коррозии. Применяют для получения сплавов: нержавеющей стали, нихрома и др. Большое количество хрома идет на декоративные коррозионно-стойкие покрытия. Соединения хрома - огнеупорные материалы. Оксид хрома (III) - пигмент зеленой краски, также входит в состав абразивных материалов (паст ГОИ). Изменение окраски при восстановлении соединений хрома(VI) применяют для проведения экспресс-анализа на содержание алкоголя в выдыхаемом воздухе.

Катион Cr³⁺ входит в состав хромкалиевых KCr(SO₄)₂·12H₂O квасцов, использующихся при выделке кожи.

Физиологическое действие

Хром - один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хромма в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

Металлический хром практически нетоксичен, но металлическая пыль хрома раздражает ткани легких. Соединения хрома(III) вызывают дерматиты. Соединения хрома(VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим. ПДК хрома(VI) в атмосферном воздухе 0,0015 мг/м³.

Составить слова из слова хром