Вопрос 51. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция, изоморфное замещение. Токсичность соединений беррилия.

Кальций — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита, а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция. Кальций участвует в работе ионных каналов, осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса, в процессах свертывания крови и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы (витамин D). Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям — рахиту, кальцинозу и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (800-1500 мг кальция в сутки). Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

3Ca3(PO4)2 •Са(OH)2 — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.

_______________________________________________________________________________

Изморфизм (от др.-греч. ἴσος — «равный, одинаковый, подобный» и μορφή — «форма») - этот термин был впервые введен в химической науке Э. Митчерлихом в 1819 г. Первоначально он означал внешнее сходство кристаллической формы у веществ, родственных по химическому составу. Современное определение понятия изоморфизма может быть выражено следующим образом: изоморфизм — свойство элементов замещать друг друга в структуре минерала. Изоморфизм возможен при одинаковых координационных числах атомов, а в ковалентных соединениях при тождественной конфигурации связей. Степень совершенства (при данных температуре и давлении) изоморфизма определяется близостью межатомных расстояний, состоянием химической связи и строением электронной оболочки атомов.

При изоморфизме ионы (атомы) одного элемента замещают в кристаллической постройке минерала ионы (атомы) другого элемента.

В более сложных случаях замещение происходит не между отдельными ионами (атомами), а между группами, комплексами ионов. Изоморфные замещения могут происходить как между ионами с одинаковой валентностью, так и между разновалентными ионами. В соответствии с этим выделяют изовалентный и гетеровалентный изоморфизм. При изовалентном изоморфизме в структуре минерала замещаются ионы равной валентности. При гетеровалентном изоморфизме в кристаллической решетке замещаются ионы разной валентности. При этом важным условием является выравнивание электростатического баланса соединения, которое может происходить следующими путями: 1. Помимо гетеровалентного замещения двух элементов происходит еще дополнительное изоморфное замещение других двух элементов. Оба эти замещения дают суммарный эффект, при котором баланс электрических зарядов не меняется. 2. Выравнивание электрического баланса изоморфной смеси может осуществляться также за счет замещения неодинакового числа ионов, как это происходит в слюдах. 3. В том случае, когда решетка кристалла обладает вакантными местами, компенсация зарядов при гетеровалентном изоморфизме осуществляется дополнительными ионами. В итоге один ион большей валентности замещается двумя ионами, сумма валентностей которых равна валентности первого иона. Этот вид гетеровалентного изоморфизма широко распространен в роговых обманках.

____________________________________________________________________________________

Бериллий и его соединения очень ядовиты. При острых отравлениях наблюдаются бронхит, пневмония, воспаление слизистой оболочки глаз, экзема, при хронических — склероз легких, бериллиоз (см. Пневмосклероз, Пневмокониозы), перерождение печени и других органов. Определение бериллия проводят люминесцентным и спектрографическим методами.

Бериллий и его соединения (особенно растворимые в воде) обладают ярко выраженными токсическими свойствами. Из нерастворимых соединений наиболее токсична окись бериллия. (ВеО). Бериллий и его соединения проникают в организм в основном через легкие.

Отравления. Растворимые соединения бериллия могут вызывать поражения кожи типа экзем и дерматитов, слизистых оболочек верхних дыхательных путей и глаз, а также легких.

Симптомы острого отравления: затруднение дыхания, першение в горле, загрудинные боли, кашель с небольшим количеством мокроты, свистящее дыхание, возможно развитие пневмонии.

Первая помощь — вывести пострадавшего на свежий воздух. В дальнейшем симптоматическое лечение, направленное на борьбу с поражением легких. В некоторых случаях острое отравление приводит к хроническому заболеванию легких — бериллиозу (см. Пневмокониозы).

Профилактика. Работа с бериллием и его соединениями должна производиться в специальных изолированных помещениях, приспособленных для ежедневной влажной уборки, а операции с ним герметизированы и механизированы. ПДК бериллия и его соединений в воздухе 0,001 мг/м3. Все работающие должны быть обеспечены полным комплектом спецодежды, включая нательное белье, головные уборы, обувь и респираторы типа «Лепесток» (см. Респиратор). Личная одежда работающих должна храниться отдельно от спецодежды. Необходимо следить за целостью кожного покрова рук. Все рабочие должны подвергаться периодическому медицинскому осмотру 1 раз в 6 мес. с обязательной рентгенографией грудной клетки.

Степень токсичности соединения бериллия во многом зависит от физического состояния вещества, его растворимости, дисперсности. С повышением дисперсности аэрозолей бериллия токсичность его возрастает. Большое значение имеет и индивидуальная чувствительность человека к бериллию: одни заболевают сразу после непродолжительного контакта с ним, другие продолжают работать длительное время без признаков поражения. [3]

Степень токсичности соединения бериллия во многом зависит от физического состояния вещества, его растворимости, дисперсности. С повышением дисперсности аэрозолей бериллия токсичность его возрастает. Большое значение имеет и индивидуальная чувствительность человека к бериллию: одни лица заболевают сразу после непродолжительного контакта с ним, другие продолжают работать длительное время без признаков поражения. Наиболее чувствительны к кожным поражениям лица с легкораздражимой кожей. [4]

Должна обеспечиваться минимальная токсичность соединений для исследователей. Это требование определяет концентрацию используемых радиоизотопов. [5]

52. Хим основы применения соединений в медицине и фармации. Литий , кальций, натрий, магний, калий, барий

Литий.(Li)

Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (лития карбонат, лития оксибат, литонит и др.) используются при лечении маниакально-депрессивных психозов. В последние годы появились сведения об эффективности препаратов лития при лечении новообразований, сахарного диабета и алкоголизма.

Натрий( Na)

Нитрит натрия также используется в медицине и ветеринарии как сосудорасширяющее, бронхолитическое (расширяет бронхи), снимает спазмы кишечника, используется как слабительное, а также как антидот при отравлении цианидами.

Проводятся исследования по применению его при серповидной анемии, сердечными приступами и ишемией сердца, аневризмами головного мозга и лёгочной гипертензии у детей.[5][6] Применяется как антицианид.

E250 может вызвать серьёзное отравление с летальным исходом.

бромид натрия NаВг — используется в медицине и в фотографии;

— сульфит натрия Na2SO4 и тиосульфат натрия Na2SO3 — в медицине и фотографии и т.д.

хлорид натрия NаСl (поваренная соль) — в технике, медицине, в пищевой

промышленности, для производства соды, едкого натра и др.;

Калий (К)

Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.

Перманганат калия — сильный окислитель, используется как антисептическое средство в медицине и для лабораторного получения кислорода.

Магний ( Mg)

Магний является жизненно-важным элементом, который находится во всех тканях организма и необходим для нормального функционирования клеток. Участвует в большинстве реакций обмена веществ, в регуляции передачи нервных импульсов и в сокращении мышц, оказывает спазмолитическое и антиагрегантное действие. Оксид и соли магния традиционно применяется в медицине в кардиологии, неврологии и гастроэнтерологии (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния. Наиболее интересным природным ресурсом магния является минерал бишофит). Оказалось, что магниевые эффекты бишофита в первую очередь проявляются при транскутанном (через кожном) применении в лечении патологии опорно-двигательного аппарата. Бишофитотерапия использует биологические эффекты природного магния в лечении и реабилитации широкого круга заболеваний, в первую очередь — позвоночника и суставов, последствий травм, нервной и сердечно-сосудистой систем.

Кальций ( Са)

Хлористый кальций в медицине нашел свое применение как противовоспалительное и дисенсебилизирующее средство.

Фармакологическое действие хлористого кальция:

Кальций сам по себе является макроэлементом, участвующим в формировании тканей костей, процессе свертывании крови, он необходим для нормальной деятельности сердца и также участвует в процессах передачи импульсов по нервам. Хлористый кальций при введении вызывает возбуждение симпатической нервной системы, усиливает выделение надпочечниками адреналина, а также оказывает умеренное диуретическое действие.

При взаимодействии хлористого кальция с магниевыми солями, щавелевой и фтористой кислотами образуются нерастворимые соединения, позволяющие использовать хлористый кальций в медицине в качестве антидота.

Показания к применению хлористого кальция:

Хлористый кальций в медицине применяется как дополнительное средство для лечения аллергий (крапивницы, сенной лихорадки, сывороточной болезни, ангионевротического отека), а также аллергических реакций на медикаменты.

Применяется также в качестве гемостатического средства при различных кровотечениях: легочных, маточных, кишечных, желудочных, носовых.

При отравлениях хлористый кальций в сочетании с магниевыми солями, щавелевой и фтористой кислотами используется в качестве противоядия.

Бор(В)

Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей

53 Вопрос. Д-элементы. Общая характеристика. Общая характеристика д-элементов ( переходных элементов.) характерные особенности д-элементов: перемещение степени окисления, образование комплексов. Общие заканомерности КО и ОВ свойств соединений д-элементов при переходе от низших степеней окисления к высшим на примере соединений хрома.

Начиная с четвертого периода, в длиннопериодном варианте периодической системы появляются сначала только d-элементы (4 и 5-й периоды), а затем d- и f-элементы (6 и 7-й периоды). Эти элементы называются переходными, т.к. в длинных периодах через них осуществляется переход от s- к р-элементам. В короткопериодном варианте периодической системы f-элементы вынесены за ее пределы и находятся отдельно.

8.1 Общая характеристика d - элементов

Химия d-элементов во многом отличается от химии s- и р-элементов и имеет много общего. Рассмотрим некоторые общие закономерности, характеризующие свойства d-элементов.

Отличительной особенностью d-элементов является то, что в их атомах два (иногда один) валентных электрона находятся на внешнем ns-подуровне, а остальные - на предвнешнем (n-1)d-подуровне. Этот подуровень появляется в атомах после заполнения 4s-подуровня и на нем может размещаться от одного до десяти электронов. Поэтому первый d-элемент (Sc) появляется только в четвертом периоде после кальция (4s2) и в каждом периоде находится только 10 (декада) d-элементов. При этом у первых пяти элементов каждой декады электроны заполняют орбитали по одному и число неспаренных электронов на d-подуровне возрастает от одного до пяти. У последующих элементов идет "подселение" электронов к имеющимся и число неспаренных электронов уменьшается. Таким образом, у первых элементов декад (Sc,Y, La) имеется по одному неспаренному электрону, у пятых (Mn, Tc, Re) - по пять, а у последних (Zn, Cd, Hg) неспаренных электронов нет. Это является причиной того, что цинк, кадмий и ртуть во многом отличаются от остальных d-элементов.

Рис. 47 d- Элементы

Все d-элементы являются металлами, т.к. внешние s-электроны слабо удерживаются атомами. Однако энергия межатомных связей в кристаллических решетках этих металлов обусловлена не только делокализованными s-электронами, но и дополнительными ковалентными связями между неспаренными электронами d-орбиталей. Поэтому d-металлы (кроме цинка, кадмия и ртути) прочны и тугоплавки, особенно находящиеся в средней части декад (Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re).

Восстановительная способность металла зависит от многих факторов: строения изолированного атома, числа отдаваемых при окислении электронов, энергии, затрачиваемой на отрыв каждого электрона (энергия ионизации), энергии, затрачиваемой на разрыв межатомных связей (энергия кристаллической решетки), энергии, выделяющейся при гидратации образующихся катионов. Среди d-металлов имеются как очень сильные восстановители (скандий, иттрий, лантан), так и очень слабые (благородные металлы).

При образовании соединений в химических связях используются s-электроны и все или часть d-электронов. Поэтому для d-элементов свойственны переменная валентность, разнообразие и широкие пределы изменения основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений. В отличие от главных подгрупп, устойчивость соединений в более высоких степенях окисления в побочных подгруппах возрастает. Например, для хрома наиболее устойчивы соединения в степени окисления +3, для молибдена - в степени окисления +4, а для вольфрама - в степени окисления +6. Для одного и того же элемента более высокие степени окисления наблюдаются в соединениях с наиболее электроотрицательными и небольшими по размеру атомов элементами кислородом и фтором; например, стабильны V2O5, Re2O7, ReF7, но не существуют VCl5 и ReCl7.

С увеличением степени окисления элемента в его однотипных соединениях изменяется характер связи от ионной ко все более ковалентной. Поэтому, например, низшие оксиды и гидроксиды являются основными, а высшие - кислотными, низшие галогениды - ионные растворимые соли, а высшие - молекулярные, легколетучие гидролизующиеся вещества. С увеличением степени окисления возрастает окислительная и уменьшается восстановительная активность соединений.

Для d-элементов свойственно образование соединений переменного состава. К таким соединениям относится большинство оксидов. Так, если кальций или алюминий образуют с кислородом только по одному соединению СаО и Al2O3, то титан - множество: Ti2O, Ti5O4, TiO, Ti2O3, Ti5O9, Ti10O19, TiO2. При этом с увеличением содержания кислорода связь меняется от металлической до ковалентно-полярной или почти ковалентной. К соединениям переменного состава относятся также гидриды, сульфиды, карбиды и другие бинарные соединения d-элементов.

Весьма характерно для d-элементов образование многочисленных и прочных комплексных соединений. В комплексных соединениях d-элементы образуют связи с лигандами по донорно-акцепторному механизму в качестве акцептора электронных пар. Некоторые d-элементы, кроме комплексных, образуют более сложные кластерные соединения,в которых содержатся сложные ионы с ковалентными связями Э—Э. Например, соединение Cr2Cl12 содержит кластер (Cr2Cl9)3- и его формула (Cr2Cl9)Cl3.

Велика роль d-элементов и их соединений в каталитических процессах. Такие d-элементы, как платина, палладий, никель, железо ускоряют многие реакции с участием неорганических и органических веществ. Высокую каталитическую активность d-элементов связывают с их другими особенностями.

Некоторые d-элементы встречаются в природе в свободном (самородном) виде - золото, платина, серебро, ртуть, но большинство - в соединениях, следовательно, в окисленном состоянии. Минералы и горные породы, пригодные для получения металлов, называются рудами. Металлы находятся в рудах в виде оксидов, сульфидов, карбонатов, силикатов, фосфатов. Богатые руды с высоким содержанием того или иного элемента исчерпаны и в настоящее время приходится извлекать металлы из бедных руд, содержащих много пустой породы (песка, глины и др.). Поэтому руды предварительно обогащают, т.е. отделяют минералы от пустой породы. Обогащение руд проводят, в основном, нехимическими методами (магнитная сепарация, флотация, гравитационное обогащение), используя различие физических свойств минерала и пустой породы.

Железные, марганцевые и другие руды, содержащие оксиды металлов, восстанавливают сразу после обогащения. Для дальнейшей переработки других минералов после обогащения проводят вскрытие. Вскрытие - химический процесс, с помощью которого добываемый элемент переводят в растворимую или другую удобную для дальнейшей переработки форму. Для вскрытия "упорных" (химически инертных) минералов их спекают со щелочами в присутствии окислителей, обрабатывают кислотами и комплексообразующими веществами, хлорируют или фторируют, обжигают в кислороде и т.д. После вскрытия и последующих операций металлы поступают на восстановление в виде оксидов, хлоридов или фторидов.

Для восстановления металлов используют углерод или СО, водород и водородсодержащие газы и активные металлы (алюминий, магний, кальций, натрий). Выбор восстановителя определяется термодинамикой (возможностью протекания) процесса и его экономической обоснованностью. Например, углерод может быть потенциальным восстановителем практически всех оксидов, но для оксидов активных металлов температура восстановления так высока, что проведение процесса технически затруднено и экономически неоправдано. Углерод (в виде кокса) и СО используют при получении железа, марганца, никеля, кобальта, меди, цинка, кадмия, висмута, олова, свинца и некоторых других металлов. Водород используется при восстановлении вольфрама, молибдена, рения и др. При получении титана, циркония, гафния, хрома, ванадия, скандия, иттрия, лантана используют металлотермию.

Все перечисленные методы получения металлов называются пирометаллургическими, т.к. восстановление проводится при высокой температуре. Они имеют ряд недостатков: вредные условия труда, жесткие требования по термостойкости к аппаратуре и т.д. Поэтому все большее распространение получают гидрометаллургические методы, при которых все стадии извлечения металлов из руд проводятся с использованием растворов кислот, щелочей, солей.

Современной технике требуются металлы высокой чистоты. Для их получения разработаны специальные методы.

Перегонка в вакууме. Этот метод основан на различии летучестей очищаемого металла и имеющихся в нем примесей. Очищаемый металл плавится в вакууме при непрерывной откачке воздуха. Примеси, если они более летучи, выделяются из металла и осаждаются в холодной части установки. В том случае, когда основной металл летуч, то он перегоняется в холодную часть установки, а примеси остаются.

Терморазложение летучих соединений. Этот метод основан на образовании газообразного соединения металла с последующим его разложением при высоких температурах. Например, при взаимодействии титана с иодом газообразное соединение TiI4 образуется в одной части реактора при 200° С, а разлагается в другой части при 1300° С. Очистка происходит потому, что с примесями иод не взаимодействует. Этот метод называют методом транспортных реакций, т.к. в процессе очистки металла происходит его перенос из одной части реактора в другую.

Электролитическое рафинирование. Этот метод основан на том, что при определенных условиях при электролизе может происходить анодное растворение (окисление) металла. Например, при электролизе раствора сульфата никеля с никелевым анодом металл анода окисляется, т.к. потенциал никеля (-0,28 В) намного ниже потенциалов окисления воды (1,23 В) и сульфат-ионов (2,01 В). На катоде происходит противоположный процесс - восстановление никеля. Таким образом, происходит перенос никеля с анода на катод. Анод изготавливают из пластин технического никеля, подлежащего очистке. На катоде идет выделение чистого металла. Примеси более активных металлов (Zn, Fe, Mg) также окисляются на аноде, но не выделяются на катоде, т.е. накапливаются в электролите. Примеси менее активных металлов на аноде не растворяются, а осаждаются на дно электролизера, образуя анодный шлам, который в дальнейшем перерабатывается с целью извлечения наиболее ценных металлов.

57 вопрос. Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность, способность к комплексообразованию.

Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):

Феррохром применяют для производства легированных сталей.

обы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;

разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;

разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;

Физические 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).

Хром имеет твердость по шкале Мооса 5.[4] Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.

Химические свойства

Характерные степени окисления

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. (см. табл.) Практически все соединения хрома окрашены

Простое вещество

Устойчив на воздухе за счёт пассивирования. По этой же причине не реагирует с серной и азотной кислотами. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами.

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).

Виды соединений хрома.

1.Оксиды

Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического значения не имеет.

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Образуется при нагревании некоторых соединений хрома (VI), например:

4CrO3 2Cr2O3 + 3О2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

4Cr + 3O2 2Cr2O3

Оксид хрома (III) используется для восстановления металлического хрома невысокой чистоты с помощью алюминия (алюминотермия) или кремния (силикотермия):

Cr2O3 +2Al = Al2O3 +2Cr

2Cr2O3 + 3Si = 3SiO3 + 4Cr

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые кристаллы.

Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на насыщенный водный раствор бихромата калия:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома.

При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4

CrO3 + H2O = H2CrO4

Кислотный оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

2.Гидроксиды

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в

кислотах (ведет себя как основание),так и в щелочах (ведет себя как кислота):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3.

Нерастворим в воде.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

3.Кислоты

Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3, образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

Подкисление раствора или увеличение в нем CrO3 приводит к кислотам общей формулы nCrO3 H2O

при n=2, 3, 4 это, соответственно, ди, три, тетрохромовые кислоты.

Самая сильная из них - дихромовая, то есть H2Cr2O7. Хромовые кислоты и их соли- сильные окислители и ядовиты.

4.Соли

Различают два вида солей: хромиты и хроматы.

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-1730 0 С.

Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

Хроматы - соли хромовых кислот.

Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O