ПЛУТО́НИЙ -я; м. Химический элемент (Pu), радиоактивный серебристо-белый металл, относящийся к актиноидам (получается искусственным путём; используется в ядерной энергетике как сырьё для получения ядерного топлива). Оружейный п. (использующийся в атомном оружии).

◁ Плуто́ниевый, -ая, -ое. П-ая бомба. П-ая пушка (с направленным пучком радиоактивности).

* * *

плуто́ний (лат. Plutonium), химический элемент III группы периодической системы, относится к актиноидам. Радиоактивен; наиболее устойчивый изотоп ²⁴⁴Pu (период полураспада 8,05·10⁷ лет). Название от планеты Плутон. Серебристо-белый металл; плотность 19,8 г/см³, t_пл 640°C. В ничтожных количествах содержится в урановых рудах. Получаемый в ядерных реакторах изотоп ²³⁹Pu (наряду с ураном) - важнейшее ядерное горючее.

* * *

ПЛУТОНИЙ - ПЛУТО́НИЙ (лат. Plutonium, от названия планеты Плутон), Pu (читается «плутоний»), радиоактивный искусственно полученный химический элемент, атомный номер 94. Стабильных нуклидов не имеет. Относится к актиноидам, расположен в IIIB группе, в 7 периоде периодической системы. Электронная конфигурация трех внешних слоев невозбужденного атома 5s²p⁶d¹⁰f⁶6s²p⁶7s². В соединениях проявляет степени окисления +3 , +4 (наиболее устойчива), +5, +6 и +7 (валентности III, IV, V, VI и VII).

Радиус нейтрального атома Pu 0,160 нм, ионов Pu³⁺ 0,0974 нм, Pu⁴⁺ 0,0896 нм, Pu ⁵⁺ 0,087 нм, Pu ⁶⁺0,081 нм. Энергия ионизации нейтрального атома 5,71 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,2.

История открытия

Впервые Pu получили в 1940 американские исследователи Г. Сиборг (см. СИБОРГ Гленн Теодор) , Э. М. Макмилан (см. МАКМИЛЛАН Эдвин Маттисон) , Дж. Кеннеди и А. Валь облучением ²³⁸U разогнанными на ускорителе ядрами дейтерия (см. ДЕЙТЕРИЙ):

²³⁸₉₂U + ²₁H = ²³⁸₉₃Np + 2¹n.

Образующийся ²³⁸Np за счет быстрого b-превращения (Т_1/2 2,117 сут) дает ²³⁸Pu (a-радиоактивен, Т_1/2 87,74 года). Из опасения создания ядерного оружия в годы Вޑސ٠мировой войны сведения о получении плутония были опубликовали только в 1946. В 1942 американские физики получили ²³⁹Pu облучением нейтронами ²³⁸U. К настоящему времени получены 15 изотопов Pu с массовыми числами 232-246. Наиболее устойчивы ²⁴⁴Pu (a-распад, Т_1/2 = 8,26.10⁷ лет) и ²⁴²Pu (a-распад, Т_1/2 = 3,76.10⁵ лет).

Нахождение в природе

В природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах (²³⁹Pu), он образуется из урана под действием нейтронов, источником которых является спонтанное деление ядер U и космическое излучение.

Получение

В настоящее время плутоний (его радионуклид ²³⁹Pu в смеси с небольшой примесью ²⁴⁰Pu) получают из продуктов облучения урана в ядерных реакторах. При отделении плутония от урана и нептуния используют различия в устойчивости степеней окисления +4, +5 и +6 для Pu (наиболее устойчив в растворе в степени окисления +4), Np (наиболее устойчив в растворе в степени окисления +5) и U (наиболее устойчив в растворе в степени окисления +6). Мировое производство плутония составляет несколько десятков тонн в год.

Для получения металлического плутония тетрафторид PuF₄ или трихлорид плутония PuCl₃ восстанавливают магнием или кальцием при нагревании:

PuF₄ + 2Са = 2СаF₂ + Pu

Физические и химические свойства

Плутоний - хрупкий серебристый металл.

До температуры плавления, 640°C, существует в шести полиморфных модификациях: a, b, g, d, d" (иногда обозначается h) и e. Каждое полиморфное превращение сопровождается перестройкой атомов плутония в кристаллической решетке и изменением плотности (кроме превращения модификаций d d"). При 320-480°C плутоний не расширяется, как другие металлы, а сжимается.

Устойчивая при температурах до 122°C a-модификация имеет моноклинную решетку, с а = 0,6183 нм, в = 0,4822 нм и с = 0,1,096 нм, угол 101,79°. Плотность Pu при 20°C 19,86 кг/дм³. Температура кипения 3352°C.

Компактный плутоний медленно окисляется на воздухе, порошок загорается при нагревании до 300°C. Медленно взаимодействует с водой. Легко растворяется в соляной, фосфорной и хлорной кислотах, пассивируется концентрированными серной, уксусной и азотной кислотами. В щелочах не растворяется.

При прокаливании на воздухе соединений плутония (кроме фторида) образуется диоксид PuO₂. Восстановление водородом при нагревании или нагревание диоксида в вакууме дает Pu₂O₃. Получены оксиды плутония переменных составов PuO₂-Pu₂O₃.

Плутоний реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ). С фтором образует фториды PuF₆, PuF₄, PuF₃. Для остальных галогенов получены тригалогениды составов PuX₃. Получены также оксигалогениды составов PuOX и соединения Pu с S,P, Si и другими неметаллами.

В кислых водных растворах Pu существует в виде катионов Pu³⁺(цвет в растворе сине-фиолетовый), Pu⁴⁺(цвет желто-коричневый), PuО₂^+?, плутоноил-ион (цвет светло-розовый), PuО₂²⁺, плутонил-ион (цвет розово-оранжевый). Для ионов Pu⁴⁺ и PuО₂⁺ в растворах характерны реакции диспропорционирования:

3Pu⁴⁺ + 2Н₂О = 2Pu³⁺ + PuО₂²⁺ +4Н⁺

2PuО₂⁺ + 4Н⁺ = Pu⁴⁺ + PuО₂²⁺ + Н₂О

Плутоний в степени окисления +7 впервые получили в 1967 советские химики Н. Н.Крот и А. Д.Гельман окислением PuО₂²⁺ озоном в щелочной среде.

Плутоний в степени окисления +4 в растворах образует устойчивые комплексы с разными лигандами (см. ЛИГАНДЫ) (с ацетилацетонатом, цитратом, ацетатом).

При действии щелочей на растворы, содержащие Pu⁴⁺, выпадает осадок гидроксида плутония Pu(OH)₄·xH₂O, обладающий основными свойствами. При действии щелочей на растворы солей, содержащих PuO₂⁺, выпадает амфотерный гидроксид PuO₂OH. Ему отвечают соли - плутониты, например, Na₂Pu₂O₆.

При добавлении щелочи к раствору соли Pu(VI) образуются соли плутониевых кислот плутонаты типа Na₂PuO₄ и полиплутонаты.

Стандартный окислительный потенциал пары Pu(IV)/Pu(III) +0,982 B, пары Pu(V)/Pu(IV) +1,170 B, пары Pu(VI)/Pu(IV) +1,043 B, пары Pu(VI)/Pu(III) +1,023 B.

Применение

²³⁹Pu используют в качестве ядерного горючего в ядерных реакторах, при изготовлении плутониевых бомб. Критическая масса ²³⁹Pu в виде металла составляет 5,6 килограмм. Изотоп ²³⁹Pu является исходным веществом для получения в ядерных реакторах трансплутониевых элементов (америция (см. АМЕРИЦИЙ), кюрия (см. КЮРИЙ)).

²³⁸Pu используют в малогабаритных ядерных источниках электрического тока, используемых в космических исследованиях и стимуляторах сердечной деятельности.

Физиологическое действие

Плутоний и его соединения высокотоксичны. Для ²³⁹Pu ПДК в воздухе рабочих помещений 3,3·10^-2 Бк/м³, в воде открытых водоемов 8,14·10^-4 Бк/л.

Составить слова из слова плутоний

ТА́ЛЛИЙ -я; м. [от греч. thallos - молодая зелёная ветвь, побег] Химический элемент (Тl), серебристо-белый с сероватым оттенком металл, мягкий и легкоплавкий (применяется как компонент сплавов, для амальгам).

◁ Та́ллиевый, -ая, -ое.

* * *

та́ллий (лат. Thallium), химический элемент III группы периодической системы. Название от греческого thallós - зелёная ветка (по ярко-зелёной линии спектра). Серебристо-белый металл с сероватым оттенком, мягкий и легкоплавкий; плотность 11,849 г/см³, t_пл 303,6°C. На воздухе легко окисляется. В природе рассеян, добывают из сульфидных руд. Компонент сплавов, главным образом с оловом и свинцом (кислотоупорные, подшипниковые и др.). Амальгама таллия - жидкость для низкотемпературных термометров. Соединения таллия (TlCl, TlBr, TlI) - оптические материалы для ИК-техники.

* * *

ТАЛЛИЙ - ТА́ЛЛИЙ (лат. Tallium, от греческого «таллос» - зеленая ветвь), Tl (читается «таллий»), химический элемент с атомным номером 81, атомная масса 204,383. Природный таллий состоит из двух стабильных изотопов: ²⁰⁵Tl (содержание 70,5% по массе) и ²⁰³Tl (29,5%). В ничтожных количествах встречаются радиоактивные изотопы таллия: ²⁰⁸Tl (Т_1/2 3,1 мин, исторический символ ThC), ²¹⁰Tl (Т_1/2 1,32 мин, исторический символ RaC) и ²⁰⁶Tl (Т_1/2 4,19 мин, исторический символ RaЕ) и ²⁰⁷Tl (Т_1/2 4,78 мин, исторический символ АсC).

Рaсположен в IIIA группе в 6 периоде периодической системы. Конфигурация внешней электронной оболочки 6s²p¹. Степени окисления +1 (наиболее характерна) и +3 (валентности I, III).

Радиус атома 0,171 нм. Радиус иона Tl⁺ 0,164 нм (координационное число 6), 0,173 (8), 0,184 нм (12); иона Tl ³⁺0,089 нм (4), 0,103 нм (6), 0,112 нм (8). Энергии последовательной ионизации 6,108, 20,428, 29,83 и 50,8 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,8.

История открытия

Таллий был открыт спектральным методом в 1861 английским ученым У. Круксом (см. КРУКС Уильям) в шламах свинцовых камер сернокислотного завода города Гарц. Название элемент получил по характерным зеленым линиям своего спектра и зеленой окраске пламени.

Нахождение в природе

Содержание таллия в земной коре 3·10^-4% по массе. Рассеянный элемент. Содержится a обманках (см. ОБМАНКИ) и колчеданах (см. КОЛЧЕДАНЫ) цинка (см. ЦИНК (химический элемент)), меди (см. МЕДЬ) и железа (см. ЖЕЛЕЗО), в калийных солях и слюдах (см. СЛЮДЫ). Таллий - тяжелый металл, одновременно относится к щелочным металлам.

Собственных минералов таллия известно около 30, например: aрсеносульфид таллия TlAsS₂ (лорандит), крукезит TlCu₇Se₄, авиценнит Tl₂O₃ Содержится в калиевых минералах (слюде, полевых шпатах (см. ПОЛЕВЫЕ ШПАТЫ)), сульфидных рудах: галените (см. ГАЛЕНИТ), сфалерите (см. СФАЛЕРИТ) (до 0,1%), маркезите, (до 0,5%), киновари (см. КИНОВАРЬ). Как примесь присутствует в природных оксидах марганца (см. МАРГАНЕЦ (химический элемент)) и железа (см. ЖЕЛЕЗО).

Получение

Основное сырье для получения таллия - пыль, образующаяся при обжиге колчедана или обманок, содержащих таллий. Пыль промывают горячей водой и осаждают таллий цинком:

Tl₂SO₄+Zn=ZnSO₄+2Tl.

или соляной кислотой:

Tl₂SO₄+2NaCl=2TlCl+Na₂SO₄.

Для очистки таллий снова переводят в сульфат и после повторного (или многократного) осаждения в виде хлорида металл выделяют электролитически из сернокислого раствора.

Технический таллий очищают от примеси свинца (см. СВИНЕЦ) растворением металла в азотной кислоте с последующим осаждением свинца сероводородом (см. СЕРОВОДОРОД).

Физические и химические свойства

Тaллий - белый металл с голубоватым оттенком. Существует в трех модификациях. Низкотемпературная модификация Tl II с гексагональной решеткой, a=0,34566 нм, c=0,55248 нм. Выше 234°C существует высокотемпературная модификация Tl I, с объемной центрированной кубической решеткой типа a-Fe, а=0,3882 нм. При 3,67 ГПа и 25°C - Tl III-модификация с кубической гранецентрированной решеткой, а=0,4778 нм.

Температура плавления 303°C, кипения 1475°C. Плотность 11,849 г/см³. Таллий диамагнитен. При температуре 2,39К он переходит в сверхпроводящее состояние.

Стандартный электродный потенциал пары Tl³⁺/Tl⁰ +0,72 B, пары Tl^+/Tl⁰ -0,34 B.

На воздухе таллий покрывается черной пленкой оксидов Tl₂O и Tl₂O₃. С водой, не содержащей кислорода (см. КИСЛОРОД), таллий не реагирует. В присутствии кислорода образуется гидроксид TlOH:

4Tl+2H₂O+O₂=4TlOH.

Озон окисляет таллий до Tl₂O₃.

С этанолом (см. ЭТИЛОВЫЙ СПИРТ) таллий взаимодействует, образуя алкоголят:

2Tl+2C₂H₅OH=2C₂H₅OTl+H₂,

если реакцию вести в струе воздуха, образуются вода и алкоголят.

В соляной кислоте (см. СОЛЯНАЯ КИСЛОТА) таллий пассивируется, так как образуется нерастворимый хлорид TlCl. Таллий взаимодействует с азотной (см. АЗОТНАЯ КИСЛОТА) и серной (см. СЕРНАЯ КИСЛОТА) кислотами.

Со щелочами без окислителей не взаимодействует.

При комнатной температуре реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ). С фосфором (см. ФОСФОР), мышьяком (см. МЫШЬЯК), серой (см. СЕРА) реагирует при нагревании. С водородом (см. ВОДОРОД), азотом (см. АЗОТ), аммонием (см. АММОНИЙ (в химии)), углеродом (см. УГЛЕРОД), кремнием (см. КРЕМНИЙ), бором (см. БОР (химический элемент)) и сухим оксидом углерода (см. УГЛЕРОДА ОКСИД) таллий не взаимодействует.

Соединения таллия (I) по своему химическому поведению напоминают соединения калия, серебра (см. СЕРЕБРО) и свинца. Соединения Tl (III) - сильные окислители, неустойчивы к нагреванию и подвергаются гидролизу. Их получают, окисляя соединения Tl (I) сильными окислителями (персульфатом калия K₂S₂O₈, броматом калия KBrO₃ или бромной водой).

Получены тригалогениды таллия со F₂, Cl₂ и Br₂. TlI₃ является полииодидом Tl (I) и содержит трииодид-ион I₃^-.

Оксид таллия(III) образуется при осторожном термическом разложении нитрата Tl(NO₃)₃:

2Tl(NO₃)=Tl₂O₃+NO₂+NO

Выше 500°C на воздухе Tl₂O₃ переходит в Tl₂O.

Оксид таллия (I) получают обезвоживанием гидроксида таллия (I):

2TlOH=Tl₂O+H₂O.

Этот оксид проявляет свойства оксидов щелочных металлов.

Большинство соединений Tl(I) обладают светочувствительностью.

В конце 20 века синтезированы сложные слоистые оксиды TlBa₂Ca_n-1Cu_nO_2n+3, обладающие высокотемпературной сверхпроводимостью (температура перехода 100К).

Применение

Тaллий используют при изготовлении подшипников и кислотоустойчивых сплавов (на основе свинца и олова). Амальгаму таллия применяют в термометрах для измерения низких температур. Сульфиды, селениды и теллуриды таллия используются a полупроводниковой технике. Соединения таллия применяются в фотографии.

Физиологическое действие

Таллий и его соединения высокотоксичны вследствие того, что катион Tl⁺ образует прочные соединения с серосодержащими лигандами:

Tl⁺+R-SH=R-S-TI+Н⁺

Поэтому соединения Tl⁺ подавляют активность ферментов, содержащих тиогруппы SH.

Вследствие близости радиусов K⁺ и Tl⁺ эти ионы обладают сходными свойствами и способны замещать друг друга в ферментах. Попадание в организм даже очень незначительных количеств соединений Tl⁺ вызывает выпадение волос, поражение нервной системы, почек, желудка.

ПДК в воде 0,0001 мг/л, для соединений таллия в воздухе рабочих помещений 0,01 мг/м³, в атмосферном воздухе 0.004 мг/м³. В качестве противоядия используют серосодержащую aминокислоту цистеин HS-CH₂CH(NH₂)COOH.

Составить слова из слова таллий

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