О́СМИЙ -я; м. Химический элемент (Os), твёрдый металл голубовато-белого цвета (входит как компонент в состав сверхтвёрдых и износостойких сплавов).

* * *

о́смий (лат. Osmium), Os, химический элемент VIII группы периодической системы, относится к платиновым металлам. Название от греч. osmē - запах, по резко пахнущему оксиду OsO₄. Плотность 22,61 г/см³, t_пл 3027°C. Катализатор многих реакций, компонент сверхтвёрдых и износостойких сплавов с иридием.

* * *

ОСМИЙ - О́СМИЙ (лат. Osmium), Os (читается «осмий»), химический элемент с атомным номером 76, атомная масса 190,2.

В природе семь стабильных изотопов ¹⁸⁴Os (0,018%), ¹⁸⁶Os (1,59%), ¹⁸⁷Os (1,64%), ¹⁸⁸Os (13,3%), ¹⁸⁹Os (16,1%), ¹⁹⁰Os (26,4%) и ¹⁹²Os (41,1%). Конфигурация внешнего и предвнешнего электронного слоя 5s²p⁶5d⁶ 6s². Степени окисления +4, +6, +8 (наиболее характерны), +1, +3, +5 (валентности I, III, IV, V, VI, VIII). Принадлежит к платиновым металлам. (см. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ) Расположен в VIII группе периодической системы элементов, в подгруппе железа, в 6-м периоде. Радиус атома 0,135 нм, ионный радиус иона Os⁴⁺ - 0,077 (координационное число 6), Os⁵⁺ - 0,072 (6), Os⁶⁺ - 0,069 (6), Os⁷⁺ - 0.067 (6), Os⁸⁺- 0,053 нм (4). Энергии последовательной ионизации 8,5, 17 и 25 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,1.

Осмий - тяжелый серебристо-белый металл.

История открытия

Открыт в 1804 английским химиком С. Теннантом (см. ТЕННАНТ Смитсон) в черном порошке, остающемся после растворения платины (см. ПЛАТИНА) в царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА). Для осмия характерно образование тетраоксида OsO₄ с резким запахом. Отсюда и название элемента, происходящее от греческого «осме» - запах.

Нахождение в природе

Осмий - очень редкий элемент, содержание в земной коре 5·10^-6% по массе. Встречается в природе в полиметаллических рудах, содержащих также платину (см. ПЛАТИНА) и палладий (см. ПАЛЛАДИЙ (химический элемент)) (сульфидные медно-никелевые и медно-молибденовые руды). Основные минералы - природные сплавы осмия с иридием (невьянскит (см. ОСМИСТЫЙ ИРИДИЙ), сысертскит) и платиной. Встречается в виде соединений с серой (см. СЕРА) и мышьяком (см. МЫШЬЯК) (эрлихманит, осмиевый лаурит, осарситт). В качестве изоморфной примеси входит в состав халькопирита (см. ХАЛЬКОПИРИТ) ,пирротина (см. ПИРРОТИН), пентландита, (см. ПЕНТЛАНДИТ) кубанита, магнетита (см. МАГНЕТИТ). Обычно содержание осмия в рудах не превышает 1·10 ^-3%.

Получение

Процесс выделения и разделения платиновых металлов, приводящий к разделению этих металлов и получению осмия, описан в статье иридий (см. ИРИДИЙ). Другой способ выделения осмия их обогащенного сырья - прокаливание концентрата платиновых металлов на воздухе при температурах порядка 800-900°C. При этом сублимируют пары OsO₄, которые далее поглощают раствором NaOH.

Упариванием раствора выделяют соль - перосмат натрия, который далее восстанавливают водородом при 120°C до осмия:

Na₂[OsO₂(OH)₄] + 3H₂ = 2NaOH + Os + 4H₂O.

Осмий при этом получается в виде губки.

Физические и химические свойства

Осмий - тяжелый серебристо-белый металл (плотность при 20°C 22,65 г/см³). Решетка гесагональная, типа Mg, а = 0,27353 нм, с= 0,43191 нм. Температура плавления 3027°C, кипения 5027°C. При температуре ниже 0,66 К осмий переходит в сверхпроводящее состояние. Металлический осмий парамагнетик (см. ПАРАМАГНЕТИК). В ряду стандартных потенциалов стоит правее водорода (см. ВОДОРОД), с неокисляющими кислотами и водой не реагирует.

Химическая активность осмия зависит от его состояния. Компактный осмий начинает окисляться на воздухе при температурах выше 400°C, а тонкий порошок осмия медленно окисляется до OsO₄ уже при комнатной температуре.

Компактный осмий не растворяется в горячей соляной кислоте и кипящей царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА), а мелко раздробленный осмий окисляется в азотной кислоте и кипящей серной кислоте до высшего оксида:

Os + 8HNO₃ = OsO₄ + 4H₂O + 8NO₂

При нагревании осмий реагирует со фтором (см. ФТОР), хлором (см. ХЛОР), кислородом (см. КИСЛОРОД), серой (см. СЕРА), другими халькогенами (см. ХАЛЬКОГЕНЫ) и неметаллами.

Os + 3F₂ = OsF₆ (при 250-300°C),

Os + Cl₂ = OsCl₄ (при 650-700°C).

При сплавлении в присутствии окислителей осмий реагирует со щелочами. При этом образуются осматы (VI) - соли неустойчивой осмиевой кислоты H₂OsO₄:

2Os + 4NaOH + 3O₂ = 2Na₂OsO₄ + 2H₂O

Для осмия наиболее характерно образование оксидов OsO₄ и OsO₂. В газовой фазе существуют оксиды OsO и OsO₃.

Тетраоксид осмия OsO₄ проявляет кислотные свойства и является сильным окислителем.

OsO₄ + NaOH = Na₂[OsO₄(OH)₂].

Диоксид осмия OsO₂ получают аккуратным обезвоживанием в атмосфере азота Os(OH)₄. При этом образуется черная модификация OsO₂. Она реакционноспособнее коричневой модификации OsO₂, получаемой электровосстановлением щелочного раствора OsO₄ или реакцией осмия с OsO₄:

Os + OsO₄ = 2OsO₂.

Гидроксид осмия(IV) Os(OH)₄ (OsO₂·2H₂O) получают восстановлением солей осмия (VI) - осматов этиловым спиртом.

Для степеней окисления осмия 0 и +2 наиболее характерно образование осмийорганических соединений со связью Os-C или карбонилов:

Os + 5CO = Os(CO)₅.

3Os(CO)₅ = Os₃(CO)₁₂ + 3CO

Os₃(CO)₁₂ + 6Na = 3Na₂Os(CO)₄.

Применение

Осмий - компонент сверхтвердых и износостойких сплавов с иридием (детали особо точных приборов, прецизионно малые контакты), с иридием и рутением (перья для авторучек), с вольфрамом и молибденом (катоды термоионных диодов), компонент композиционного материала (электрические контакты). OsO₄ используется для окраски биологических препаратов.

Физиологическое действие

Соединения осмия, особенно легколетучие, сильно ядовиты. Тетраоксид OsO₄ раздражает слизистые, поражает органы дыхания. ПДК в воздухе 0,002 мг/м³.

Составить слова из слова осмий

РТУТЬ -и; ж. Химический элемент (Hg), жидкий тяжёлый металл серебристо-белого цвета (широко применяется в химии и электротехнике). Живой, как ртуть. (очень подвижный).

◊ Гремучая ртуть Взрывчатое вещество в виде белого или серого порошка.

* * *

ртуть (лат. Hydrargyrum), химический элемент II группы периодической системы. Серебристый жидкий металл (отсюда латинское название; от греческого hýdōr - вода и árgyros - серебро). Плотность при 20°C 13,546 г/см³ (тяжелее всех известных жидкостей), t_пл -38,87°C, t_кип 356,58°C. Пары ртути при высокой температуре и при электрическом разряде излучают голубовато-зелёный свет, богатый ультрафиолетовыми лучами. Химически стойка. Основной минерал - киноварь HgS; встречается также ртуть самородная. Используется при изготовлении термометров, манометров, газоразрядных приборов, в производстве хлора и гидроксида натрия (как катод). Сплавы ртути с металлами - амальгамы. Ртуть и многие её соединения ядовиты.

* * *

РТУТЬ - РТУ́ТЬ (лат. Hydrargyrum), Hg (читается «гидраргирум»), химический элемент с атомным номером 80, атомная масса 200,59.

Природная ртуть состоит из смеси семи стабильных нуклидов: ¹⁹⁶Hg (содержание 0,146% по массе), ¹⁹⁸Hg (10,02%), ¹⁹⁹Hg (16,84%), ²⁰⁰Hg (23,13%), ²⁰¹Hg (13,22%), ²⁰²Hg (29,80%) и ²⁰⁴Hg (6,85%). Радиус атома ртути 0,155 нм. Радиус иона Hg⁺ - 0,111 нм (координационное число 3), 0,133 нм (координационное число 6), иона Hg²⁺ - 0,083 нм (координационное число 2), 0,110 нм (координационное число 4), 0,116 нм (координационное число 6) или 0,128 нм (координационное число 8). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома ртути равны 10,438, 18,756 и 34,2 эВ. Расположена во IIВ группе, 6 периода периодической системы. Конфигурация внешнего и предвнешнего электронных слоев 5s²p⁶d¹⁰6s ². В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,9.

История открытия

Ртуть известна человечеству с древнейших времен. Обжиг киновари (см. КИНОВАРЬ) HgS, приводящий к получению жидкой ртути, использовали еще в 5 в. до н. э. в Междуречье (см. МЕСОПОТАМИЯ). Использование киновари и жидкой ртути описано в древних документах Китая, Ближнего Востока. Первое подробное описание получения ртути из киновари описано Теофрастом (см. ТЕОФРАСТ) около 300 лет до н. э.

В древности ртуть использовали для добычи золота (см. ЗОЛОТО (химический элемент)) из золотых руд. Этот способ основан на ее способности растворять многие металлы, образуя жидкие или легкоплавкие амальгамы (см. АМАЛЬГАМА). При прокаливании амальгамы золота летучая ртуть испаряется, золото остается. Во второй половине 15 в в Мексике применяли амальгамирование для извлечения из руды серебра (см. СЕРЕБРО).

Алхимики считали ртуть составной частью всех металлов, полагая, что изменением ее содержания можно осуществить превращение ртути в золото. Только в 20 в. физики установили, что в процессе ядерной реакции атомы ртути действительно превращаются в атомы золота. Но такой способ чрезвычайно дорог.

Жидкая ртуть - очень подвижная жидкость. Алхимики называли ртуть «меркурием» по имени римского бога Меркурия, славившегося своей быстротой в перемещении. В английском, французском, испанском и итальянском языках для ртути используется название «mercury». Современное латинское название происходит от греческих слов «хюдор» - вода и «аргирос» - серебро, т. е. «жидкое серебро».

Ртутные препараты использовали в медицине в средние века (ятрохимия (см. ЯТРОХИМИЯ)).

Нахождение в природе

Редкий рассеянный элемент. Содержание ртути в земной коре 7,0·10^-6% по массе. В природе ртуть встречается в свободном состоянии. Образует более 30 минералов. Основной рудный минерал киноварь. Минералы ртути в виде изоморфных примесей встречаются в кварце, халцедоне, карбонатах, слюдах, свинцово-цинковых рудах. Желтая модификация HgO встречается в природе в виде минерала монтроидита. В обменных процессах литосферы, гидросферы, атмосферы участвует большое количество ртути. Содержание ртути в рудах от 0,05 до 6-7%.

Получение

Первоначально ртуть получали из киновари (см. КИНОВАРЬ), помещая ее куски в вязанки хвороста и обжигая киноварь в кострах.

В настоящее время ртуть получают окислительно-восстановительным обжигом руд или концентратов при 700-800^оС в печах кипящего слоя, трубчатых или муфельных. Условно процесс может быть выражен:

HgS + O₂ = Hg + SO₂

Выход ртути при таком способе составляет около 80%. Более эффективен способ получения ртути путем нагревания руды с Fe (см. ЖЕЛЕЗО) и CaO:

HgS + Fe = Hg^- + FeS,

4HgS + 4CaO = 4Hg^- + 3CaS + CaSO₄.

Особо чистую ртуть получают электрохимическим рафинированием на ртутном электроде. При этом содержание примесей составляет от 1·10^-6 до 1·10^-7%.

Физические и химические свойства

Ртуть - серебристо-белый металл, в парах бесцветный. Единственный жидкий при комнатной температуре металл. Температура плавления -38,87°C, кипения 356,58°C. Плотность жидкой ртути при 20°C 13,5457 г/см³ , твердой ртути при -38,9°C - 14,193 г/см³.

Твердая ртуть - бесцветные кристаллы октаэдрической формы, существующая в двух кристаллических модификациях. «Высокотемпературная» модификация обладает ромбоэдрической решеткой a-Hg, параметры ее элементарной ячейки (при 78 К) а= 0,29925 нм, угол b = 70,74^о. Низкотемпературная модификация b-Hg обладает тетрагональной решеткой (ниже 79К).

С использованием ртути голландский физик и химик Х.Камерлинг-Оннес (см. КАМЕРЛИНГ-ОННЕС Хейке) в 1911 впервые наблюдал явление сверхпроводимости (см. СВЕРХПРОВОДИМОСТЬ). Температура перехода a-Hg в сверхпроводящее состояние 4,153К, b-Hg - 3,949К. При более высоких температурах ртуть ведет себя как диамагнетик (см. ДИАМАГНЕТИК). Жидкая ртуть не смачивает стекло и практически не растворяется в воде (в 100 г воды при 25°C растворяется 6·10^-6 г ртути).

Стандартный электродный потенциал пары Hg²⁺₂/Hg⁰ = +0.789 B, пары Hg²⁺/Hg⁰ = +0.854B, пары Hg²⁺/Hg²⁺₂= +0.920B. В неокисляющих кислотах ртуть не растворяется с выделением водорода (см. ВОДОРОД). (см. КИСЛОРОД)

Кислород (см. КИСЛОРОД) и сухой воздух при обычных условиях ртуть не окисляют. Влажный воздух и кислород при ультрафиолетовом облучении или электронной бомбардировке окисляют ртуть с поверхности с образованием оксидов.

Ртуть окисляется кислородом воздуха при температуре выше 300°C, образуя оксид ртути HgO красного цвета:

2Hg + O₂ = 2HgO.

Выше 340°C этот оксид разлагается на простые вещества.

При комнатной температуре ртуть окисляется озоном (см. ОЗОН).

Ртуть не реагирует при нормальных условиях с молекулярным водородом, но с атомарным водородом образует газообразный гидрид HgH. Ртуть не взаимодействует с азотом, фосфором, мышьяком, углеродом, кремнием, бором, германием.

С разбавленными кислотами ртуть не реагирует, но растворяется в царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА) и в азотной кислоте. Причем, в случае с кислотой продукт реакции зависит от концентрации кислоты и соотношения ртути и кислоты. При избытке ртути, на холоду, протекает реакция:

6Hg + 8HNO_{3 разбавл.} = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

При избытке кислоты:

3Hg + 8HNO₃ = 3Hg(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

С галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) ртуть активно взаимодействует с образованием галогенидов (см. ГАЛОГЕНИДЫ). При реакциях ртути с серой (см. СЕРА), селеном (см. СЕЛЕН) и теллуром (см. ТЕЛЛУР) возникают халькогениды (см. ХАЛЬКОГЕНИДЫ) HgS, HgSe, HgTe. Эти халькогениды праrтически не растворимы в воде. Например, значение ПР HgS = 2·10^-52. Сульфид ртути растворяется только в кипящей HCl, царской водке (при этом образуется комплекс [HgCl₄]^2-) и в концентрированных растворах сульфидов щелочных металлов:

HgS + K₂S = K₂[HgS₂].

Сплавы ртути с металлами называют амальгамами (см. АМАЛЬГАМА). Стойкие к амальгамированию металлы - железо (см. ЖЕЛЕЗО), ванадий (см. ВАНАДИЙ), молибден (см. МОЛИБДЕН), вольфрам (см. ВОЛЬФРАМ), ниобий (см. НИОБИЙ) и тантал (см. ТАНТАЛ (химический элемент)). Со многими металлами ртуть образует интерметаллические соединения меркуриды.

Ртуть образует два оксида: оксид ртути(II) HgO и неустойчивый на свету и при нагревании оксид ртути(I) Hg₂O (черные кристаллы).

HgO образует две модификации - желтую и красную, отличающиеся размерами кристаллов. Красная модификация образуется при добавлении к раствору соли Hg²⁺ щелочи:

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = HgOЇ + 2NaNO₃ + H₂O.

Желтая форма химически более активна, при нагревании краснеет. Красная форма при нагревании чернеет, но приобретает прежний цвет при охлаждении.

При добавлении щелочи к раствору соли ртути(I) образуется оксид ртути (I) Hg₂O:

Hg₂(NO₃)₂ + 2NaOH = Hg₂O + H₂O + 2NaNO₃.

На свету Hg₂O распадается на ртуть и HgO, давая осадок черного цвета.

Для соединений ртути(II) характерно образование устойчивых комплексных соединений (см. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ):

2KI + HgI₂ = K₂[HgI₄],

2KCN + Hg(CN)₂ = K₂[Hg(CN)₄].

Соли ртути(I) содержат группировку Hg₂²⁺ со связью -Hg-Hg-. Получают эти соединения, восстанавливая соли ртути(II) ртутью:

HgSO₄ + Hg + 2NaCl = Hg₂Cl₂ + Na₂SO₄,

HgCl₂ + Hg = Hg₂Cl₂.

В зависимости от условий, соединения ртути(I) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂,

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄. (см. ПЕРОКСИДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ)

Пероксид (см. ПЕРОКСИДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ) HgO₂ - кристаллы; неустойчив, взрывается при нагревании и ударе.

Применение

Ртуть используют для изготовления катодов при электрохимическом получении едких щелочей и хлора, а также для полярографов, в диффузионных насосах, барометрах и манометрах; для определения чистоты фтора и его концентрации в газах. Парами ртути наполняют колбы газоразрядных ламп (ртутных и люминесцентных) и источников УФ излучения. Ртуть применяют при нанесении золотых покрытий и при добычи золота из руды. (см. РТУТИ ХЛОРИДЫ)

Сулема (см. РТУТИ ХЛОРИДЫ) - важнейший антисептик, применяют при разбавлениях 1:1000. Оксид ртути (II), киноварь HgS применяются для лечения глазных и кожных и венерических заболеваний. Киноварь также используют для приготовления чернил и красок. В древности из киновари готовили румяна. Каломель (см. КАЛОМЕЛЬ) используется в ветеринарии в качестве слабительного средства.

Физиологическое действие

Ртуть и ее соединения высокотоксичны. Пары и соединения ртути накапливаясь в организме человека, сорбируются легкими, попадают в кровь, нарушают обмен веществ и поражают нервную систему. Признаки ртутного отравления проявляются уже при содержании ртути в концентрации 0.0002-0.0003 мг/л. Пары ртути фитотоксичны, ускоряют старение растений.

При работе с ртутью и ее соединениями следует предотвращать ее попадание в организм через дыхательные пути и кожу. Хранят в закрытых сосудах.

Составить слова из слова ртуть

ТИТАН (химический элемент) - ТИТА́Н (лат. Titanium, по имени исполинов греческой мифологии - титанов), Ti (читается «титан»), химический элемент с атомным номером 22, атомная масса 47,88. Расположен в группе IVB, в 4 периоде периодической системы элементов. Природный титан состоит из пяти стабильных изотопов с массовыми числами 46 (7,95%), 47 (7,75%), 48 (73,45%), 49 (5,51%) и 50 (5,34%). Конфигурация внешнего и предвнешнего электронных слоев 3s²p⁶d²4s². Степени окисления +4, +3, +2 (валентность IV,III, II). Радиус атома 0,149 нм, радиус иона Ti⁴⁺ 0,065 нм (координационное число 6) и 0,088 нм (8) и 0,098 нм (8), радиус иона Ti³⁺ 0,081 нм (6) и радиус иона Ti²⁺0,100 нм (6). Энергии последовательной ионизации 6,820, 13,58, 27,48, 43,25 и 99,3 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,5. Сродство к электрону 0,39 эВ.

Открытие TiO ₂ сделали одновременно и независимо друг от друга англичанин У. Грегор (1789), который обнаружил TiO₂в минерале ильмените (см. ИЛЬМЕНИТ), и берлинский химик Клапрот (см. КЛАПРОТ Мартин Генрих) (1795-1797) - в минерале рутил (см. РУТИЛ). Название для элемента предложил Клапрот. Первый образец металлического титана получил в 1825 Й. Я. Берцелиус (см. БЕРЦЕЛИУС Йенс Якоб). Из-за высокой химической активности титана и сложности его очистки чистый образец Ti получили голландцы А. ван Аркель и И. де Бур в 1925 термическим разложением паров иодида титана TiI₄.

Содержание в земной коре 0,57% по массе. В свободном виде не встречается. Известно более 100 минералов. Важнейшие из них: рутил TiO₂, ильменит (см. ИЛЬМЕНИТ) FeTiO₃, титаномагнетит (см. ТИТАНОМАГНЕТИТ) FeTiO₃ + Fe₃O₄, перовскит (см. ПЕРОВСКИТ) CaTiO₃и титанит (сфен) (см. ТИТАНИТ) CaTiOSiO₄. Различают коренные руды титана - ильментит-титано-магнетитовые и россыпные - рутил-ильменит-циркониевые.

Получение

Концентрат титановых руд подвергают сернокислотной или пирометаллургической переработке. Продукт сернокислотной обработки - порошок диоксида титана TiO₂. Пирометаллургическим методом руду спекают с коксом и обрабатывают хлором, получая пары тетрахлорида титана TiCl₄:

TiO₂+ 2C + 2Cl₂ =TiCl₄ + 2CO

Образующиеся пары TiCl₄при 850°C восстанавливают Mg (см. МАГНИЙ):

TiCl₄+ 2Mg = 2MgCl₂+ Ti

Полученную титановую «губку» переплавляют и очищают. Ильменитовые концентраты восстанавливают в электродуговых печах с последующим хлорированием возникающих титановых шлаков. Рaфинируют титан иодидным способом или электролизом, выделяя Ti из TiCl₄. Для получения титановых слитков применяют дуговую, электроннолучевую или плазменную переработку.

Физические и химические свойства

Титан - серебристо-белый металл. Существует в двух модификациях. Ниже 883°C устойчива гексагональная a-модификация, a = 0,2951 нм, c = 0,4697 нм. Плотность 4,505 кг/дм³. Выше 883°C устойчива b-модификация с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,3269 нм. Плотность (при 900°C) 4,32кг/дм³. Температура плавления 1671°C, кипения 3260°C. Тi пластичен, сваривается в инертной атмосфере.

При обычной температуре покрывается защитной пленкой оксида TiO₂, благодаря этому коррозионностоек. Стандартный электродный потенциал пары Ti^o/Ti³⁺ -1,63 B, Ti³⁺/Ti⁴⁺ - 0,20 В. Ti устойчив к разбавленным растворам многих кислот и щелочей. Легко реагирует с плавиковой кислотой (см. ФТОРИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА), HF, образуя комплексный анион [TiCl₆]^2-.

При нагревании на воздухе до 1200°C Ti загорается с образованием оксидных фаз переменного состава TiO_x. Из растворов солей титана осаждается гидроксид TiO(OH)₂·xH₂O, осторожным прокаливанием которого получают оксид TiO₂. Гидроксид TiO(OH)₂·xH₂O и диоксид TiO₂ амфотерны (см. АМФОТЕРНОСТЬ). TiO₂ взаимодействует с серной кислотой при длительном кипячении. При сплавлении с содой Na₂CO₃ или поташом K₂CO₃ оксид TiO₂ образует титанат:

TiO₂+K₂CO₃=K₂TiO₃+CO₂

При нагревании Ti взаимодействует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ). Тетрахлорид титана TiCl₄ при обычных условиях - желтоватая сильно дымящая на воздухе жидкость, что объясняется сильным гидролизом TiCl₄ содержащимися в воздухе парами воды и образованием мельчайших капелек HCl и взвеси гидроксида титана. Восстановлением TiCl₄водородом (см. ВОДОРОД), Al (см. АЛЮМИНИЙ), Si (см. КРЕМНИЙ) (другими сильными восстановителями) получен трихлорид и дихлорид титана (TiCl₃, TiCl₂) - твердые вещества с сильно-восстановительными свойствами. Ti взаимодействует с бромом (см. БРОМ) и иодом (см. ИОД).

С N₂ выше 400°C титан образует нитрид TiN_x(x=0,58-1,00). При взаимодействии титана с C (см. УГЛЕРОД) образуется карбид титана TiC_x (x=0,49-1,00). При нагревании Ti поглощает H₂ с образованием соединения переменного состава TiH_х (х=1,0). При нагревании эти гидриды разлагаются с выделением H₂. Тi образует сплавы со многими металлами.

Большая часть производимого Ti используется для изготовления сплавов с алюминием, ванадием, молибденом, марганцем, хромом и другими металлами, коррозионно-стойких покрытий. Диоксид TiO₂ применяется при изготовлении титановых белил. Гидрид и дисульфид TiS₂,титана находят применение при создании источников тока.

Составить слова из слова титан (химический элемент)