Книга
← К списку книгЗагрузка разделов…
активнаАктивные записи участвуют в каталоге и синках. Неактивная книга скрыта, но не удалена из базы.
Книга
СОДЕРЖАНИЕ
„4
Предисловие
Структура пособия
Список сокращенийиусловных обозначений 7
ЧАСТЬ I. ХИМИЯ т-ЭЛЕМЕНТОВ8
Водород 8
Элементы 1А-группы 12
Литий (12). Натрий (18). Калий (29). Рубидий (40). Цезий. Франций (45)
Элементы IIА-группы 51
Бериллий (51). Магний (56). Кальций (59). Стронций (65). Барий. Радий (68)
ЧАСТЬ II. ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ 74
Элементы III А-группы 74
Бор (74). Алюминий (82). Галлий (88). Индий (91). Таллий (94)
Элементы IV А-группы 99
Углерод (99). Кремний (109). Германий (119). Олово (123). Свинец (129)
Элементы VA-группы 137
Азот (137). Фосфор (164). Мышьяк (185). Сурьма (193). Висмут (203)
Элементы VIA-группы 209
Кислород (209). Сера (214). Селей (239). Теллур. Полоний (245)
Элементы VIIА-группы 252
Фтор (252). Хлор (254). Бром (264). Иод. Астат (270)
Элементы VIIIA-группы 279
ЧАСТЬ III. ХИМИЯ <£ И /-ЭЛЕМЕНТОВ 286
Элементы 1Б-группы 286
Медь (286). Серебро (294). Золото (299)
Элементы ПБ-группы 301
Цинк (301). Кадмий (305). Ртуть (309)
Элементы ШБ-группы 314
Скандий (314). Иттрий (317). Лантаноиды (319). Актиноиды (336)
Элементы 1УБ-группы 351
Титан (351). Цирконий (357). Гафний. Резерфордий (361)
Элементы УБ-группы 364
Ванадий (364). Ниобий (371). Тантал. Дубний (373)
Элементы У1Б-группы 376
Хром (376). Молибден (387). Вольфрам (392)
Элементы УПБ-грушгы 395
Марганец (395). Технеций (404). Рений (406)
Элементы УШБ-группы 412
Железо (412). Кобальт (426). Никель (434). Рутений (439). Родий (442).
Палладий (444). Осмий (448). Иридий (450). Платина (454)
Библиографический список 466
Формульный указатель 467
Предметный указатель 475
ПРЕДИСЛОВИЕ
Современная высшая школа в большой мере ориентирована на индивидуальную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на 1 курсе, в частности при изучении общей и неорганической химии.
Индивидуальная работа заключается в домашней проработке конспекта лекций, подготовке лабораторного журнала, решении задач и ответах на контрольные вопросы. И тут незаменимым будет данное пособие как связующее звено между лекционным курсом и лабораторным практикумом.
Настоящее пособие носит информационно-справочный характер, не имеет аналогов в отечественной н зарубежной химической литературе, охватывает все разделы неорганической химии, изучаемые в химических вузах.
В книге представлены физические и химические свойства (уравнения реакций) важнейших соединений элементов от водорода до нильсбория. Детально описаны около 1000 неорганических веществ, составляющих необходимый «Химический багаж» инженера-химика. Отбор веществ проводился по их промышленной важности (исходные вещества для химических процессов, минеральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учебно-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической технологии.
Порядок расположения и алгоритм поиска подробно описаны в разделе «Структура пособия»,
Прн создании этого пособия авторы опирались на свой многолетний научно-педагогический опыт работы в Московской государственной академии тонкой химической технологии им. М. В. Ломоносова на кафедре неорганической химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН Н. Т. Кузнецову н проф. Б. Д. Степину за консультации и внимание к работе, благодарит доц. Л. Ю. Аликберову и Н. С. Рукк, старшего преподавателя Г. П. Логинову и других коллег за поддержку и ряд важных замечаний, а также рецензентов — коллектив кафедры общей и неорганической химии МИСиС (зав. кафедрой проф. Г. М. Курдюмов) и заведующего кафедрой общей и физической химии МИХМ проф. В. С. Первова, взявших на себя нелегкий труд внимательного прочтения рукописи и внесших конструктивные предложения, учет которых заметно улучшил пособие.
Авторы ожидают, что книга окажется полезной преподавателям и студентам кафедр общей и неорганической химии в качестве учебного пособия и справочно-информационной базы данных.
Все замечания и предложения читателей будут приняты с признательностью.
СТРУКТУРА ПОСОБИЯ
Описаны химические свойства неорганических веществ элементов, расположенных по группам Периодической системы, последовательно представлены свойства элементов A-групп (s- и p-элементов), Б-групп (^-элементов) и относящихся к ШБ-группе семейств лантаноидов и актиноидов (/"-элементов). Внутри каждой группы элементы расположены по мере увеличения порядкового номера; так, свойства элементов IA-группы даны в следующем порядке: свойства лития, натрия, калия, рубидия, цезия и франция. Свойства водорода как первого элемента Периодической системы, не относящегося ни к какой группе, представлены отдельно.
Свойства каждого элемента охарактеризованы свойствами веществ, в состав которых входит этот элемент. Многоэлементные вещества отнесены к разделу того элемента, который определяет главные химические свойства всего вещества. Например, химические свойства веществ К2СГ2О7 и КМпО* представлены в разделах, посвященных соединениям хрома и марганца (а не в разделе соединений калия), поскольку в большинстве реакций этих веществ катионы калия К+ участия не принимают, а просто переходят из реагентов в продукты, тогда как дихромат-ион CrjO^'H перманганат-ион МПО4 определяют главное для этих веществ — их сильные окислительные свойства. Водородные соединения элементов находятся в разделах соответствующих элементов, то же относится к оксидам и гидроксидам.
. Разделы, посвященные химии того или иного элемента, включают ряд пронумерованных рубрик, каждая из которых отвечает одному веществу. Для удобства пользования справочным материалом в пособии сделана сквозная нумерация рубрик.
Порядок расположения рубрик внутри раздела следующий:
простое вещество (всегда первая рубрика раздела);
водородные соединения;
оксиды;
гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гщфоксиды);
соли металлов (наиболее распространенные — карбонаты, нитраты, сульфаты, хлориды и др.);
бинарные соединения;
комплексные соединения.
Соли менее известных и малораспространенных кислот находятся в разделах кислотообразующих элементов вслед за соответствующими кислотами. Для нахождения рубрик таких солей следует пользоваться формульным указателем в конце пособия.
Описание вещества начинается с краткой словесной характеристики, вклю- ■ чающей цвет (обычно для агрегатного состояния при комнатной температуре), некоторые качественные физические свойства (твердость, хрупкость, термическая устойчивость, фазовые переходы), особенности строения, устойчивость на вбздухе, растворимость в воде, наличие или отсутствие взаимодействия с
распространенными простыми и сложными веществами, указание на способы получения в лаборатории и в промышленности, встречающиеся в литературе технические, тривиальные и минералогические термины. В конце словесной характеристики приведены основные константы вещества — относительная молекулярная масса Мъ плотность (rf или р), температура плавления (zm), температура кипения (zK*n), коэффициент растворимости в воде (к, или *,).
Способы получения веществ указаны ссылками на другие рубрики, где данное вещество фигурирует в качестве продукта одной или нескольких реакций (в ссылке приводится номер рубрики и, верхним индексом, номер уравнения реакции).
Далее следует пронумерованный набор уравнений химических реакций, отражающих главные химические свойства данного вещества. Порядок расположения уравнений реакций в общем случае следующий:
термическое разложение вещества;
поведение кристаллогидратов, их обезвоживание или разложение;
отношение к воде, а именно: электролитическая диссоциация, протолиз, обратимый или необратимый гидролиз, другие взаимодействия с холодной и горячей водой;
взаимодействие с распространенными кислотами — хлороводородной, серной и азотной (при однотипности реакций с кислотами приведено уравнение реакции только с хлороводородной кислотой);
взаимодействие со щелочами (как правило, приведено уравнение реакции только с гидроксидом натрия);
взаимодействие с водородом, кислородом, другими неметаллами, металлами;
обменные взаимодействия со сложными веществами;
окислительно-восстановительные взаимодействия;
комплексообразование;
электролиз.
В уравнениях химических реакций указаны условия проведения и протекания реакций, когда это важно для понимания химизма н степени обратимости. К таким условиям относятся:
агрегатное состояние реагентов и продуктов, цвет;
состояние раствора (разбавленный, концентрированный, насыщенный, конкретный состав);
продолжительность реакции;
интервал температур, давление, катализатор;
образование осадка или газа;
растворитель.
В формульном указателе представлены вещества рубрик, т. е. основного текста пособия.
СПИСОК СОКРАЩЕНИЙ И УСЛОВНЫХ ОБОЗНАЧЕНИЙ
аморфн. — аморфный безводн. — безводный бел. — белый бур. — бурый бц. — бесцветный вак. — в вакууме влажи. — влажный (г) — газообразное состояние гол. — голубой гор. — горячий дымящ. — дымящий (ж) — жидкое состояние желт. — желтый жида. — жидкий зел. — зеленый
кат. — катализатор
кип. — кипящий, при кипячении комн. — при комнатной температуре конц. — концентрированный кор. — коричневый красн. — красный насыщ. — насыщенный
н. у. — нормальные условия оранж. — оранжевый оч. разб. — очень разбавленный (р) — в растворе разб. — разбавленный роз. — розовый св. — светлосер. — серый СИН. — синий
(т) — твердое состояние т. — темио-
телесн. — телесный фиол. — фиолетовый ХОЛ. — холодный черн. — черный электрич. — электрический ПР — произведение растворимости
(верхний индекс — температура), рПР = - 1g (ПР)
d1 — относительная плотность для твердого и жидкого состояния (верхний индекс— t, отсутст
вие индекса — прн 18-
25 °C) по воде (1 г/см3, 4 °C)
К, — ионное произведение воды
К, — константа кислотности (при 25° С), рК, = -lg(KK)
Кн — ступенчатая константа нестойкости комплекса (при 25° С), рКн = - 1g (Кн)
Ко — константа .. основности (при 25° С), рК0 = - 1g (Ко)
Ку — ступенчатая константа устойчивости комплекса (при 25° С)
Кс — константа равновесия, выраженная через молярные концентрации (при комнатной температуре), рКс = - 1g (Кс)
К, — ионное произведение растворителя (верхний индекс — температура), рК, = - 1g (Ks)
ks — массовый коэффициент растворимости (верхний индекс — температура), г/100 г воды
Мг — относительная молекулярная масса
р — избыточное давление
pH — водородный показатель, pH = -lg[H3O+]
1кип — температура кипения
1пл — температура плавления
<сУбл — температура сублимации (возгонки)
t(a->P) — температура полиморфного перехода
v, — объемный коэффициент растворимости газа (верхний индекс — температура), мл (н. у.)/100 г воды
Р„ — общая константа нестойкости комплекса (при 25° С), рРн = = -lg (Ри)
р — плотность газообразного состояния
т — медленное протекание реакции
Часть I
ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ
ВОДОРОД
Нг — ДИВОДОРОД
Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп 'Н (протий) с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактивного изотопа 3Н (тритий Т, следы). Неметалл. Бесцветный трудносжижаемый газ. Очень мало растворяется в воде, лучше — в органических растворителях. Хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). Сильный восстановитель при повышенных температурах, реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомного водорода Н®, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода Нг или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса. Получение см. 5-14115, |7,2|, 36", 424 , 484е*.
М. = 2,016;</(т) = 0,08667(~26О),4ж) = 0,07108("253>;
р = 0,08988 г/л (н.у.); tro = -259,19° С; ?,„„ = -252,87° С;
Vj = 2,15(O),1,82(2О),1,60(60>.
Н2 <=*2Н®(2000—3500° С).
Н2 + F2 = 2HF(от -250° С до комн.),
Нг + С1г = 2НС1(сжигание, комн. — на свету)
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1® + Н2 = НС1 + Н®, Н® + С12 = НС1 + СГ. Н2 + Е2 = 2НЕ(Е = Br, I; 350-500° С, кат. Pt).
2Н2 + О2 = 2Н2О(550° С, сгорание на воздухе)
Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН® + Н2 = Н2О + Н®, Н° + О2 = = ОН" + о®, о® + н2 = он® + н®.
4.
Н2 + S = H2S ЗН2 + N2 = 2NH3
(150—200° C), (500° C, p, кат. Fe).
5.
2H2 + С (кокс) = СН4
(600° С, p, кат. Pt),
Н2 + 2С (кокс) = С2Н2
(1500—2000° C).
6.
Н2 + 2Na = 2NaH
(300° C),
H2 + Са = СаН2
(500—700° C).
7.
4Н2 + (Fe^e^A = 3Fe + 4H2O
(выше 570° C).
8.
H2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4
(выше 200° C),
’Здесь и далее цифра в строке —номер рубрики, верхний индекс —номер уравнения реакции в этой рубрике.
4Н2 + 2Na2SO4 = Na2S + 4H2O(550—600° С, кат. Fe2O3).
ЗН2 + 2ВС13 = 2В + 6НС1(800—1200° С),
Н2 + 2EuCl3 = 2EuCh + 2НС1(270° С).
4Н2 + СО2 = СН4 + 2Н2О(200° С, кат. Си2О).
Н2 + СаС2 = Са + С2Н2(выше 2200° С).
Н2 + 2С (кокс) + N2 = 2HCN(выше 1800° С).
Н2 + ВаН2 = Ва(Н5)2(до 0° С, д).
2H°(Zn, разб. НС1) + KNO3 = KNO2 + НгО,
8Н°(А1, конц. КОН) + КМОз = NH3t + КОН + 2Н2О(кип.).
2H°(Zn, разб. НС1) + EuCh = 2EuC12 + 2НС1,
2Н°(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Ag4 + Н2О + NaHS.
2H°(Zn, разб. H2SO4) + С2М2 = 2HCN.
D2 — ДИДЕЙТЕРИЙ
Тяжелый водород. Бесцветный трудносжижаемый газ. Природный водород содержит 0,012—0,016% (масс.) D2 (остальное— 'Н2 и следы Т2). В газовой смеси D2 с *Н2 изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень мало растворяется в обычной и тяжелой воде. Изотопный обмен с обычной водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее реакционноспособный. Получение см. 63’4’|7.
Mt = 4,028;4ж) = 0,17<’253); tm = -254,5° С; <„„„ =-249,49° С.
Т2 — ДИТРИТИЙ
Сверхтяжелый водород. Бесцветный газ. Радиоактивен (Р-излучатель), период полураспада 12,34 года. По химическим свойствам аналогичен Н2. Образуется в атмосфере при бомбардировке ядер l4N нейтронами космического излучения, следы его содержатся в природных водах. Получение — бомбардировка лития медленными нейтронами в ядерном реакторе.
Мг = 6,032;' /пл = -252,52° С; ?кип = -248,12° С.
HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД
Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см. б16.
Mt = 3,022; d^ = 0,146Ь257);р = 0,135 г/л (н. у.);
г„л = -256,5° С; гкип = -251,02° С.
Н2О —ВОДА
Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая вода (лед) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная вода - в основном Н2|6О с примесями Н2|8О и Н2|7О, по изотопному составу водорода — в основном ’Н2О с примесью ADO. Жидкая вода подвергается
4.5.6.7.8.9.10.11.12.13.14.4.5.6.7.8.9.10.11.12.13.14.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
автопротолизу (продукты Н3О+ и ОНЭ; катион оксония Н3О+ — самая сильная кислота и гидроксид-ион ОН" — самое сильное основание в водном растворе, а сама вода — самый слабый сопряженный протолит (в протонной теории кислот и оснований). Образует кристаллогидраты со многими веществами. Химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических соединений. Для химических целей природную воду обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода). Специальными методами получают сверхчистую воду. См. также I3.
Мт = 18,02;<!„» = 0,917(0>;^ж) = 0,999841<0>,
0,998203(20),0,997044(25),0,9718О(,о,|О,95835(|ОО);
</(Н2'Ю) = 1,11(20); р = 0,8652 г/л (н. у.),0,5977 г/л
(ро, 100° С);tm = 0,00° С; Z™ = 100,00° С;
^ип(Н21*О) = 100,13° С; К“ = 1,008-10"'4
2Н2О <~тт* 2Н2 + О2(выше 1000° С),
Н2о► Н°, Н2, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО^(радиолиз).
I н*н*
Н2О + Н2О ?=± ОН" + Н3О+ (pH 7). кислота I основание II основание I кислота II
Н2О + НСЮ4 = сю; + Н3О+, Н2О + HCN^=* CN" + НзО+.
4Н2О + NaOH = [Na(H2O)4]+ + ОН", Н2О + NH?<~» NH;+ ОН".
4Н2О + NaClO4 = [Na(H2O)4]+ + CIO;.
4Н2О + Zn(C104)2 = [Zn(H2O)4]2+ + 2C1O;, H2O + [Zn(H2O)4]2+4=? [Zn(H2O)3(OH)]+ + H3O+
4H2O + NaCN = [Na(H2O)4]+ + CN", H2O + CN,—» HCN + OH".
6H2O + M2S3 = 2A1(OH)31 + 3H2ST, 2H2O + SiCh = SiO21 + 4HC1,
6H2O (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)2i + 2NH31,
2H2O + CaC2 =Ca(OH)2 + C2H2t.
H2O + Na2O = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OH)2, 3H2O + La2O3 = 2La(OH)3. H2O + C12O7 = 2HC1O4, H2O + SO3 = H2SO4, 6H2O + Р4Ою = 4H3PO4,
иН2О + Cl2 = С12 иН2О, C127?H2O^Z^ HC1 + HC1O + (и - 1)H2O.
2H2O + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2t.
2H2O + 2M = 2MOH + H21(M = Li, Na, K, Rb, Cs),
2H2O + M = M(OH)2 + H2t(M = Ca, Sr, Ba, Ra).
4H2O (nap) + 3Fe ^Fe^e^JO^ 4H2(no 570° C).
6НгО (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3Hz t.
2H2O + 2CrSO4—^ Hzt + 2Cr(SO4)OH.
H2O + С(кокс)<=? CO + H2(800—1000° C),
H2O + CO,—♦ CO2 + H2(выше 230° С, кат. Fe2O3).
H2O + F2 = 2HF + О0(комн., примесь O3),
H2O + O° = H2O2, H2O + O3 = H2O2 + O2(УФ-облучение).
2H2O (гор.) + 2XeFz —-—► O2 T + 2Xe t + 4HF.
2H2O + 2Co2(SO4)3 = 4CoSO4 + O2t + 2HzSO4,
2HZO + 4KMnO4 —L-> 4MnO2I + 30г T + 4КОН.
2Н2О -^^ 2Н21 (катод) + О21 (анод).
Внейтральном растворе (электролит Na2SO4):
(на катоде) 2Н2О + 2е' = Н21 + 2ОН~,
(на аноде) 2Н2О - 4^" = О2 t + 4Н+ (точнее, Н3О+),
(в растворе) ОН- + Н+ = Н2О.
В к и с л о м растворе (электролит Н2ЗО4):
(на катоде) 2Н+ (точнее, Н3О+) + 2е' = Нг t,
(на аноде) 2НгО - 4е" = Ог t + 4Н+ (точнее, Н3О+). Вщелочном растворе (электролит КОН):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Нг t + 2ОН*,
(на аноде) 4ОН" - 4€" = Ozt + 2Н2О.
ОгО — ОКСИД ДЕЙТЕРИЯ
Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обычная вода НгО. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у НгО. Неограниченно смешивается с обычной водой, изотопный обмен приводит к образованию полутяжелой воды НЕЮ. Растворяющая способность нйже, чем у обыной воды. Химические свойства их одинаковы, но все реакции с участием DzO и в DzO как растворителе протекают медленнее, чем для НгО. Содержится в природных водах (массовое отношение DzO : НгО = 1 : 5500). Получают при многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в остатке электролита).
Л/г = 20,03; d^ = 1,1071(il6\1,1042(2$i;
Гпл = 3,813° С; кип= 101,43° С.
2D2O,=z* D3O+ + OD; рК, = 14,70.
DzO + Н2О<=? 2HDO.
(комн.).(выше 480° С). (80—120°С, E = F, Cl).(комн.).(выше 480° С). (80—120°С, E = F, Cl).2DZO + 2Na = 2NaOD + D21
(комн.).
(выше 480° С). (80—120°С, E = F, Cl).
(комн.).
(выше 480° С). (80—120°С, E = F, Cl).
D2O (nap) + Mg = MgO + D2
DzO + 2C6H5C(O)E = (C6H5CO)2O + 2DE
6. D2O + HSO3F = HDSO4 + DF
(50—70° C).
7. 2D2O + SiCU = SiO2 + 4DC1
(комн.).
D2O + PC15 = PChO + 2DC1, 4D2O + PCls = D3PO4 + 5DC1.
12D2O + 4PBr3 = 12DBr + 3D3PO4 + PD31
(кип.).
4D2O + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr.
8D2O + 2P (красн.) + 512 = 10DI + 2D3PO4
(кип.).
12. 6D2O + AI2S3 = 2A1(OD)31 + 3D2S t
(комн.).
D2O (хол.) + SO3 = D2SO4, 2D2O + SCI2O2 = D2SO4 + 2DC1.
6D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)21 + 2ND31
(кип.).
15. 6D2O + P4O10 = 4D3PO4
(95—100° С).
16. 4D2O + Li[AlH4] = LiOD + Al(OD)s I + 4HD t
(в эфире).
17. 2D2O(X) элд^”” > 2D21 (катод) + O21 (анод)
[см. также 521].
7. т2о — ОКСИД ТРИТИЯ
Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем DzO и НгО. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с Н2О и D2O приводит к образованию НТО и ОТО. Растворяющая способность меньше, чем у D2O и НгО. По химическим свойствам не отличается от ЩО и ОгО, но все реакции протекают медленнее. Следы ТгО содержатся в природных водах и атмосферной влаге. Получение — пропускание Т2 над раскаленным СиО.
М. = 22,03; tm = 4,5° С.
ЭЛЕМЕНТЫ 1А-ГРУППЫ
ЛИТИЙ
U —ЛИТИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий, низкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит- ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91,15, Ю4^, IS’0 '2, 20'.
Mt = 6,941; d = 0,534; tm = 180,5° С; гк„п = 1336,6° С.
2Li + 2Н2О = 2L1OH + Н21.
2Li + 2НС1 (разб.) = 2L1C1 + Н21.
2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO21 + 2Н2О.
3Li + 4HNO3 (разб.) = 3LiNO3 + NO t + 2H2O.
2Li + H2 = 2L1H(500—700° C).
2Li + E2 = 2L1E(комн., E = F, Cl, Вг; выше 200° С, E = I).
4Li + O2 = 2Li2O2Li + S = Li2S6Li + К2(влажн.) = 2Li3N6Li + N2 = 2Li3N2Li + 2C = Li2C24Li + Si = Li4Si2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H22Li + NH3 = Li2NH + H2Li + 4NH3(X) = [Li(NH3)4]° (син.)[Li(NH3)4]° + nNHx«) <=2 [Li(NH3)4]4Li + O2 = 2Li2O2Li + S = Li2S6Li + К2(влажн.) = 2Li3N6Li + N2 = 2Li3N2Li + 2C = Li2C24Li + Si = Li4Si2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H22Li + NH3 = Li2NH + H2Li + 4NH3(X) = [Li(NH3)4]° (син.)[Li(NH3)4]° + nNHx«) <=2 [Li(NH3)4](выше 200° С, примесь Li2O2).(выше 130° C). (комн.), (200—250° C, p).(выше 200° С, вак.).(600—700° С, примесь Li2Si).(220° C), (400° C). [-40° C],+ e nNH3.(выше 200° С, примесь Li2O2).(выше 130° C). (комн.), (200—250° C, p).(выше 200° С, вак.).(600—700° С, примесь Li2Si).(220° C), (400° C). [-40° C],+ e nNH3.
4Li + O2 = 2Li2O
2Li + S = Li2S
6Li + К2(влажн.) = 2Li3N
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C = Li2C2
4Li + Si = Li4Si
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
2Li + NH3 = Li2NH + H2
Li + 4NH3(X) = [Li(NH3)4]° (син.)
[Li(NH3)4]° + nNHx«) <=2 [Li(NH3)4]
4Li + O2 = 2Li2O
2Li + S = Li2S
6Li + К2(влажн.) = 2Li3N
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C = Li2C2
4Li + Si = Li4Si
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
2Li + NH3 = Li2NH + H2
Li + 4NH3(X) = [Li(NH3)4]° (син.)
[Li(NH3)4]° + nNHx«) <=2 [Li(NH3)4]
(выше 200° С, примесь Li2O2).
(выше 130° C). (комн.), (200—250° C, p).
(выше 200° С, вак.).
(600—700° С, примесь Li2Si).
(220° C), (400° C). [-40° C],
+ e nNH3.
(выше 200° С, примесь Li2O2).
(выше 130° C). (комн.), (200—250° C, p).
(выше 200° С, вак.).
(600—700° С, примесь Li2Si).
(220° C), (400° C). [-40° C],
+ e nNH3.
UH — ГИДРИД ЛИТИЯ
Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Получение см. 8, 204.
М, = 7,95;4 = 0,82; г„ = 680° С.
1. 2LiH = 2Li + Н2
(850° С или вак., 450° С).
LiH + Н2О = LiOH + Н21.
LiH + НС1 (разб.) = LiCl + H2 t
(комн.).
4. 2LiH + O2 = 2LiOH
(выше 500° С).
5. LiH + Cl2 = LiCl + HC1
(400—450° С).
6. 2LiH + 2S = Li2S + H2S
(300—350° С).
7. 3LiH + N2 = Li3N +NH3
(500—600° С).
8. 2LiH + 4C (графит) = Li2C2 + C2H2
(400° С).
9. 2LiH + 2SO2 = Li2SO4 + H2S
(200° С).
10. LiH + CO2 = Li(HCOO)
[до 250° С, р].
11. 4LiH + 3SiO2 = 2Li2SiO3 + Si + 2H2
(500° С).
12. LiH+NH3 = LiNH2 + H2
(350° С).
13. LiH + NHW = LiNH21 + H2t
(- 40° С).
14. 4LiH + A1C13 = Li[AlH4] + 3LiCl 4-
(в эфире).
15. 2LiH(x) -3"eKTpo™?> 2Li (катод) + H21
(анод).
10. U2O — ОКСИД ЛИТИЯ
Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Проявляет свойства осндвных оксидов, энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 87, 121, 13*’3, 141.
М, = 29,88; d = 2,013;u = 1453° С; гк„„» 2600° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Li2O + Н2О = 2LiOH.
ЫгО + 2НС1 (разб.) = 2L1C1 + Н2О.
Li2O + H2S = Li2S + H2O(900— 1000° С).
2Li2O + Si = 4Li + SiO2(|000° C>-
Li2O + Mg = 2Li + MgO(выше 800° C).
3Li2O + 2A1 = 6Li + A12O3(выше 1000° C).
Li2O + CO2 = Li2CO3(500—600° C).
2Li2O + SiO2 = Li4SiO4(1000° C),
Li2O + SiO2 = Li2SiO3(1200—1300° C).
11. U2O2 —ПЕРОКСИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 128.
Mr = 45,88; d = 2,363.
1.
2.
3.
2Li2O2 = 2Li2O + O2(200—400° C).
Li2O2 H2O = Li2O2 + H2O(выше 0° C).
Li2O2 + 2НгО (хол.) = 2LiOH + H2O2,
2Li2Oz + 2H2O(rop.) = 4LiOH + O2T.
4.
Li2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2LiCl + H2O2, 2Li2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Li2SO4 + 2H2O + O21.
5.
2Li2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 + O2(выше 200° C),
Li2O2 + CO = Li2CO3(40—70° C).
12. UOH — ГИДРОКСИД лития
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в атмосфере Нг. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства осндвных гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, поглощает СОг из воздуха. Получение см. 8*. 92,4, 10*. 139, 166, 18й.
Mt = 23,95; d = 1,46; t™ = 471 ° C; ks = 12,8(M), 15,3(80).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2LiOH = Li2O + H2O(800—1000° С, в атмосфере H2).
LiOH • H2O = LiOH + H2O(500° С, в атмосфере Нг).
LiOH (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4]+ + ОН".
LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + H2O.
2LiOH (конц.) + CO2 — Li2CO3 4- + H2O(комн.)
4LiOH (разб.) + SiO^x* Li4SiO4(p) + 2H2O(комн.).
2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SO3 + H2O.
2LiOH + H2O + 2H2O2 (rop.) = Li2O2 • H2O2 • 3H2O 4(в этаноле),
Li2Oz ■ H2O2 3H2O = U2O2 + H2O2 + ЗН2О(над P4Ol0, вак ).
2L1OH (ход.) + Ch = LiClO + LiCl + H2O, 6LiOH (гор.) + 3C12 = LiClOi + 5LiCl + 3H2O.
U2CO3 —КАРБОНАТ ЛИТИЯ
Белый, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умеренно растворяется в холодной аоде, меньше — в горячей. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, металлами и неметаллами, их оксидами. Получение см. 10 , 125, 164.
Мг = 73,89;</=2,11; Г„Л = 618°С;
к,= 1,27го, 0,85го.
1.
LizCOz — LhO + СО2
(730—1270° C).
2.
Li2COz + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + СО21 + Н2О.
3.
LizCOs + С (кокс.) = LhO + 2СО
(800° C).
4.
LizCOz + Mg = 2Li + MgO + COz
(500° C).
5.
ЫгСОз<т) + H2O + COz <— ^ 2LiHCOz<p).
6.
2LizCOz + SiO2 = Li4SiO4 + 2COz
(800—1000° C).
7.
Ы2СО3 + 4B(OH)3 — Li2B4O? + CO2 + 6H2O
(600° C).
8.
LizCOz + А12Оз = 2LiAlO2 + COz
(800—900° C).
9.
Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3
(до 600° C).
10.
4ЫгСОз + 2СггОз + ЗОг = 4LizCrO4 + 4COz
(600—700° C).
14. UNO3 — НИТРАТ ЛИТИЯ
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в аоде (гидролиза нет). Окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 84, 173, 194.
М, = 68,95; d = 2,38; tm = 253,0° С;
к, = 74,5го, 194,1го.
4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + О2(475—650° С).
LiNOz • ЗН2О = LiNOz + ЗН2О(200° С, вак.).
LiNOz (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + NO3(pH 7).
LiNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = LiNOz + Н2О.
LiNOz + Pb = LiNOz + РЬО(400° С).
лзРО4 — ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ
Литиофосфат. Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кислотами. Получение см. 187'8.
Mt= 115,79; d = 2,537;1„, = 837°C; ks = O,O3(2o).
Ы3РО4 • 12H2O = Ы3РО4 + 12H2O(120° С, вак).
Ы3РО4 + 2HC1 (конц.) = LiH2PO4 + 2LiCl.
2Ы3РО4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2H PO4 + Li2SO4, Ы3РО4 + 3H2SO4 (конц.) =3LiHSO4 + H3PO4.
2Li3PO4 + ЗСаС12 (конц.) = 6LiCl + Ca3(PO4)2 I
16. LUSO4 — СУЛЬФАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Получение см. 99, 19 .
М,= 109,94; d = 2,221;1„л = 859° С; к, = 34,7(20), З!^.
1.
Li2SO4 • Н2О = Li2SO4 + Н2О
(130—500° C).
2.
Li2SO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + SO^
(pH 7).
3.
Li2SC>4 + H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4.
4.
Li2SO4 (конц.) + Ка2СОз — Li2CO3 -4 +Na2SO4
(кип.).
5.
Li2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ^ + 2LiCl.
6.
Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO41 + 2LiOH.
7.
Li2SO4 + Ba(N2)2 = 2LiN2 + BaSO4 Ф.
8.
Li2SO4 + 4C (кокс) = Li2S + 4CO
(800—900° C).
9.
Li2SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O
(600—700° C).
17. LiF —ФТОРИД ЛИТИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде; растворимость еще более понижается в горячей воде и в присутствии гидрата аммиака или фторида аммония. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует с гидроксидами и оксидами щелочноземельных металлов. Получение см. 86, 185.
Afr = 25,94; d= 2,635;1™ = 845,1° С;
Гкип = 167б₽ С; к, = 0,27(|8),0,135(35).
LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF2)(p).
LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HF T.
LiF + HNO3 (конц.) = LiNO3 + HF t.
(600—700° C).(600—700° C).2LiF + CaO = Li2O + CaF2
(600—700° C).
(600—700° C).
2LiF + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF2 4-.
LiCI — ХЛОРИД ЛИТИЯ
Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 82 6, 9 , 102, 124, 132, 165.
Mr = 42,39; d = 2,068; tra = 610° С; Г™ = 1380° С; к, = 84,5(25), Н2,3(80).
LiCl H2O = LiCl + H2O
LiCl (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + СГ
2LiCl(T) + H2SO4 (конц.) = Li2SO4 + 2НС1 Т
LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HC1
LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF 4 + NH4C1.
LiCl (хол.) + AgNO2 (иасыщ.) = LiNO2 + AgCl 4.
3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO4 4 + 3KC1.
(выше 98° C).
(pH 7).
(кип.). (450—500° C).
8. 3LiCl (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = Li3PO4 4- + H2O + 3NaCl.
9. LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Li(NH3)4]Cl + 4H2O.
2ЫС1(Ж)2Li (катод) + Ch1 (анод).
2LiCl + 2H2O —ктрол--4 2LiOH + H21 (катод) + Ch (анод).
2LiCl(p) -^24 2Li (катод) + Cl21 (анод).
(на Hg-хатоде)
LhS — СУЛЬФИД ЛИТИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Восстановитель; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, неметаллами. Получениесм. 88, 96, 103, 168 ’.
М, = 45,95; d = 1,66; tm = 950° С.
LhS (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + S2”,
S2- + Н2О<^? HS' + ОРГ; рЛ"о = 1,09.
Li2S + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + H2S t.
Li2S + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO21 + S 4 + 2H2O.
Li2S + 4HNO3 (конц.) = 2LiNO3 + 2NO21 + S 4 + 2H2O.
5. Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) =2LiHS.
6. Li2S + 2O2 = Li2SO4
7. 2Li2S + 2H2O (хол.) + O2 = S 4 + 4LiOH.
(выше 300° C).
20. Li3N — НИТРИД ТРИЛИТИЯ
Темно-красный, плавится под избыточным давлением, разлагается при нагревании. Полностью гидролизуется в воде, разлагается кислотами. Получение см. 8’, 97.
М, = 34,83;d=l,28;?„ = 813° С (р).
2Li3N = 6Li + N2(300—500° С, вак.).
Li3N + 4Н2О (хол.) = 3LiOH + NH3 Н2О.
(300° С, примесь Li2NH).(300° С, примесь Li2NH).Li3N + 4HC1 (разб.) = 3LiCl + NH4C1.
(300° С, примесь Li2NH).
(300° С, примесь Li2NH).
Li3N + 3H2 = 3LiH + NH3
LiNH2 —АМИД ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Полностью гидролизуется водой. Реагирует с кислотами. Получение см. 8,9
М, = 22,96; d = 1,178; tra = 374° С.
2LiNH2 = Li2NH + NH3(400—500° С).
LiNH2 + 2H2O (хол.) = LiOH + NH3 H2O.
LiNH2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH4CI.
Li2NH — ИМИД ЛИТИЯ
Бельш, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде. Реагирует с кислотами, водородом. Получение см. 812, 21'.
М,= 28,90;d=\,4%-
3Li2N Н = 2Li3N + N Н3(выше 500° С).
Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NH3 • Н2О.
Li2NH + НС1 (разб.) = LiCl + NH4CI.
Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH(250—350° C).
НАТРИЙ
Na — НАТРИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттенком), легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Темно-красный пар натрия состоит из атомов Na (преобладают) и молекул Na2. В особых условиях образуется фиолетово-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяется в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С азотом реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амальгаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия) реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инертных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых твердых веществ (NaCI, Na2CO3, уголь, железо, А12О3, SiC, ZrO2), образуя серо-черные моноатомные покрытия. Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет. Наиболее распространенный металл в морской воде. Получение см. 2832, 29", 3610 ".
М, = 22,990; d^ = 0,968;
/пл := 97,83° С; /кип
rfw= 0,927(,8);
= 886°C
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 Т.
2Na + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Н2 Т.
2Na + 2NaOH = 2Na2O + Н2
2Na + Н2 = 2NaH
2Na + O2 (воздух) = Na2O2
2Na + O2 = Na2O2
4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH.
2Na + E2 = 2NaE(комн.,
2Na + E = Na2E
2Na + nS = Na2(S„)[
6Na + N2 = 2Na3N
3Na + P (красн.) = Na3P (зел.)
2Na + 2C (графит) = Na2C2
2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHS4- + H2T
Na + 4NHX«) = [Na(NH3)4] (син.) [Na(NH3)4] + nNHx*x=^ [Na(NH3)4]+ +
2Na + 2NHXr, = 2NaNH2 + H2
2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H2O
(600° C).
(250—400° C, p\ (сжигание, примесь Na2O), (250—400° C).
E = F, Cl; 150—250° С, E = Br, I), (выше 130° С, E = S, Se, Те), 40° С, в жидк. NH3, n = 1, 2, 4, 5]. (100° С, электрич. разряд), [200° С, в атмосфере Аг]. (150—200° С), (в бензоле). (- 40° С],
е ■ nNH3.
(350° С).
(250—300° С).
24. NaH —ГИДРИД НАТРИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом. Получение см. 234, 8201.
Mt = 24,00; d = 1,364; tm = 638° С [р).
2NaH = 2Na + Hz
КаН + НгО = КаОН +H2t.
NaH + НС1 (разб.) = NaCl + Н21.
2NaH + O2 = 2NaOH
NaH + Cl2 = NaCl + HC1
2NaH + 2S = Na2S + H2S
2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2
NaH + CO2 = Na(HCOO)
2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S
4NaH + AlCh = Na[AlH4] + 3NaCl 10. 2NaH + (FenFe^ )O4=4NaOH + 3Fe 11. 2NaH + TiCU = Ti + 2NaCl + 2HC1.
12. NaH + NHXr) = NaNH2 + H2
(430—500° С, вак.).
(выше 230° С). (450—500° С), (350-400° С).
(350° С).
[до 200° С, pl.
(200—250° С).
(в эфире).
(350—420° С).
(350° С).
Na2O — ОКСИД НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные оснбвные свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 23х 5, 26* 10, 2815, 29*. 294* ЗОЗ9.
М,= 61,98;^=2,36; /пл = 1132° С (р).
1.
2Na2O = Na2O2 + 2Na
(выше 700° C).
2.
Na2O + H2O = 2NaOH.
3.
Na2O + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2O.
4.
Na2O + CO2 = Na2CO3
(450—550° C).
5.
Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2
(250° C).
6.
Na2O + A12O3 = 2NaAlO2
(1200° C).
7.
2Na2O + O2 = 2Na2O2
(250—350° C, p).
8.
Na2O + NHx*) ——> NaNH2 + NaOH
(- 50° C).
26. Na2O2 — ПЕРОКСИД НАТРИЯ
Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaO2). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Na+)2(O2~). Поглощает СО2 из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно- и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 23 , 251'7, 2831.
М, = 77,98; d = 2,60; /пл = 596° С (р).
2Na2O2 = 2Na2O + О2(400- -675° С, вак.).
Na2O2 + 8Н2О (влага) = Na2O2 • 8Н2О(0° С).
Na2O2 + 2Н2О (хол.) = Н2О2 + 2NaOH, 2Na2O2 + 2Н2О (гор.) = O2t + 4NaOH.
Na2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + Н2О2.
2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О + О2 Т.
Na2O2 + О2 = 2NaO2(450—500° С, р).
2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O(100° С),
2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O(100° С),
3Na2O2 + 2А1 (порошок) = 2NaA102 + 2Na2O(70—120° С).
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, Na2O2 + CO = Na2CO3(комн.).
Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4(400- 500° C).
Na2O2 + 2Na = 2Na2O(130 - 200° С, в атмосфере Ar).
5Na2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5O21 + 2MnSO4 + 8H2O + + 5Na2SO4 + K2SO4.
Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2Nal = I2 4- + 2Na2SO4 + 2H2O.
3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)e] (гор.) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O.
Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O, Na2O2 + 2Ре(ОН)2(суспензия) = 2FeO(OH)4- +2NaOH.
NaO2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (Na+) (О2)■ Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода. Сильный окислитель. Получение см. 2б6, 4069.
М,= 54,99;d=2,21.
1.
2.
NaO2JMC_ Na2O2 М^ Na20 2NaO2 + H2O (хол.) = NaOH + NaHO2(p) + O2t,
3.
4.
2NaHO2(P) ——» 2NaOH + O2T
4NaO2 + 2H2O (гор.) = 4NaOH + 3O2t.
2NaO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCl + H2O2 + O2T.
(комн.).
5.
4NaO2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + 3O2
(комн.).
6.
2NaO2 + CO = Na2CO3 + O2
(100°
С).
7.
4NaO2 + ЗС(графит) = 2Na2CO3 + CO2
(100°
С).
8.
NaO2 + А1(порошок) = NaAlO2
(100°
С).
28. NaOH —ГИДРОКСИД НАТРИЯ
Едкий натр, каустическая сода, каустик. Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзо-эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляет свойства осндвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Реагирует с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами н гидроксидами. Получение см. 23'"6, 252, 298, 36".
Мг = 40,00; d = 2,130;/ПЛ=321°С;
/кип = 1390° С; к, = 108,7(М), 314(8°>.
(100—400° С, вак.).(100—400° С, вак.).NaOH Н2О = NaOH + Н2О
(100—400° С, вак.).
(100—400° С, вак.).
КаОН(разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + ОН.
NaOH + НС1(разб.) = NaCl + Н2О.
2NaOH + Н25О4(разб.) = Na2SO4 + Н2О, NaOH + Н28О4(конц., хол.) = NaHSO4 + Н2О.
NaOH + HNO3(pa36.) = NaNO3 + Н2О.
КаОН(разб.) + Н3РО4(конц.) = NaH2PO4 + Н2О, 2NaOH(pa36.) + Н3РО4(разб.) = Na2HPO4 + 2Н2О, 3NaOH(KOHU.) + Н3РО4(разб.) = Na3PO4 + ЗН2О.
NaOH + НР(разб.) = NaF + H2O, NaOH + 2НР(конц.) = Na(HF2) + H2O.
КаОН(конц.) + HCN = NaCN + H2O.
6NaOH(pa36.) + 4F2= OF2T + 6NaF + O2T + 3H2O.
2КаОН(конц., хол.) + E2 = NaEO + NaE + H2O(E = Cl, Br, I),
6КаОН(конц., гор.) + 3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O.
12NaOH(KOHU„ гор.) + 5C12 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCl + 6H2O.
20NaOH(pa36., гор.) + 7Ch + 12 = 2Na3H2lO64- +14NaCl + 8H2O, 24NaOH(KOHU., хол.) + 7C12 + I2 = 2\а510б4- + 14NaCl + 12H2O.
13.
6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 • Н2О) —^ 6NaBr + N2T + 8Н2О
(комн.).
14.
15.
2NaOH(rop.) + I2 + Н2О2 =2NaI + О2Т + 2Н2О, 2КаОН(хол.) + I2 + H2S(r) - 2NaI + Si + 2Н2О. 2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2
(600° С).
16.
4NaOH + 3Ca= 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2
(600° С).
17.
2(NaOH ■ H2O) + 2A1 = 2NaAlO2 + 3H2
(400—500° С),
18.
19.
2МаОН(конц.) + 6Н2О(гор.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2T.
2КаОН(конц.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2T. NaOH(pa36.) + EO2 = NaHEO,
(Е = С, S),
20.
21.
2КаОН(конц.) + EO2 = Na2EO3 + H2O.
4КаОН(конц.) + SiO2> Na4SiO4 + 2H2O,
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O
(900—1000° С).
(350- 400° С).
22.
23.
2NaOH(xon.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O, 4NaOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O.
2NaOH + A12O3 = 2NaAlO2 + H2O
(900—1100° С),
24.
25.
NaOH + A1(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O 2NaOH(KOHU„ гор.) + 3H2O + A12O3 =.2Na[Al(OH)4], NaOH(KOHu.) + A1(OH)3 = Na[Al(OH)4], 2NaOH(60%-fl) + H2O + ZnO = Na2[Zn(OH)4]
(1000° С).
(90° С),
26.
2NaOH(KOHu.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]
NaOH(KOHu.) + NH4C1(kohu) = NaCl + NH3T + H2O
(комн.).
(кип.).
27.
2NaOH(pa36.) + Feb - 2NaI + Fe(OH)24-(в атмосфере N2),
2NaOH(pa36.) + 2AgNO3 = Ag2O4- + H2O + 2NaNO3.
28. 3NaOH(pa36.) + A1C13 = А1(ОН)3Ф + 3NaCl,
4№ОН(конц.) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl.
2NaOH(pa36.) + ZnCl2 = Zn(OH)24- + 2NaCl, 4№ОН(конц.) + ZnCl2 = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl.
2КаОН(разб„ хол.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OH)24-.
2NaOH + 2H2O + ЗН2О2(конц.) = Na2O2 • 2H2O2 4H2O-1-(0° C),
Na2O2 ■ 2H2O2 ■ 4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O (комн., над конц. H2SO4).
4NaOH(x) элс 4ма(катод) + о2Т(анод) + 2Н2О.
Na2CO3 — КАРБОНАТ НАТРИЯ
Сода (гидрат), сода кальцинированная, или стиральная (безводный). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами. Восстанавливается углеродом. Получение см. 268, 2819, 301'4, 327.
М,= 105,99; d = 2,539;1,446 (10-гидрат);
Znn = 851° С; fc, = 21,8(20>, 45,1(80>.
Na2CO3 = NazO + СО2(выше 1000° С).
NazCO, ■ lOHzO = Na2CO3+ ЮН2О(100—120° С, вак.).
Na2COj(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + COh
CO2" + Н2О^=? НСОз + ОН ; рКо = 3,67.
Na2CO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + СО2Т + Н2О.
Ка2СО3(насыщ.) + Н2О + СО2 = 2NaHCO34-(30—40° С).
Na2CO3 + 2НР(разб.) = 2NaF + Н2О + СО2Т, Na2CO3 + 4НР(конц.) = 2Na(HF2) + СО2Т + Н2О.
3Na2CO3(KOHu.) + 2Н3РО4(разб.) = 2Na3PO4 + ЗН2О + ЗСО2Т (кип.).
Na2CO3 + М(ОН)2(насыщ.) = МСО34- + 2NaOH(М = Са, Sr, Ва).
3Na2CO3 + ЗН2О(гор.) + 2А1С13 = 2А1(ОН)3Ф + ЗСО2Т + 6NaCl.
Na2CO3(KOHU„ гор.) + ЗЕ2 = 5NaE + NaEO3 + ЗСО2Т (Е = Cl, Br, I).
Na2CO3 + 2С(кокс) = 2Na + ЗСО(900— 1000° С).
Na2CO3 + С(кокс) + СаСМ2 = 2NaCN + СаСО3(600—700° С).
Ка2СО3(конц.) + SO2 = Na2SO3 + СО2Т.
NaHCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ НАТРИЯ
Питьевая сода, соль Б^льриха, нахколит. Белый, при слабом нагревании разлагается. Во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной температуре. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 2819, 295, 368.
М, = 84,01; d = 2,24;^ = 9,59<20), 20,2(80>.
2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2О(250— 300° С).
NaHCO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + НСО5, НСО5 + НгО^ГГ? Н2СО3 + ОН"; ptfo = 7,63.
NaHCO3 + НС1(разб.) = NaCI + СО2Т + Н2О.
NaHCO3 + 1ЧаОН(конц.) = Na2CO3 + Н2О.
6NaHCO3(KOHu.) + ЗС12 = NaCKh + 5NaCl + 6CO2T + 3H2O (кип.).
NaHCO3 + SO^r, = NaHSO3 + CO2T.
NaHCO3 + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2T + H2O.
4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)24- + 2Na2SO4 + 3CO2T + H2O (кип.).
NaNO3 —НИТРАТ НАТРИЯ
Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Сильный окислитель при спекании. В ^>аство^>е восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 285'2, 298 ' , 303 4.
М, = 84,99; d = 2,266; t™ =306,5° С; к, = 87,6(20), 149(80).
2NaNO3 = 2NaNO2 + О2(380—500° С; примеси Na2O, NO2).
NaNO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4l++ NO^(pH 7).
NaNO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NaNO2 + H2O(комн.),
NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + NaOH(кип.).
2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4H2O(230—300° C).
8NaNO3 + lONa = N2 + 6Na3NO4(250° С, вак.),
NaNO3 + Na2O= Na3NO4(310—320° C).
NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2(выше 350° C).
3NaNO3 + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2НгО (350—400° C).
Na2SO4 — СУЛЬФАТ НАТРИЯ
Тенардит; глауберова соль, или мирабилит (гидрат). Белый. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 284, ЗЗ5, 36’, 396”.
М, = 142,04; d = 2,66; <пл = 884° С;
1,™ = 1430° С; ks = 19,2(20>, 43,3(80>.
2(Na2SO4 ■ 10Н2О)(ж> = Na2SOj + Ха28О4(насыщ.) + 20Н2О(32,384° С).
Na2SO4(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO^"(pH 7).
Na2SO4<T) + Н28О4(конц.) = 2NaHSO4(P).
Na2SO4 + SO3 = Na2S2O?.
Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O(550—600° С, кат. Fe2O3).
Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2(100—150° C).
Na2SO4 + 2C(kokc) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS + CO2(1000° C).
Na2SO4 + BaX2 = BaSO4J- + 2NaX(X = СГ, OH^.
NaHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного про-
толиза иона HSO4. Кристаллогидрат NaHSO4 ■ Н2О имеет строение Na+H3O+SO4~. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 284, S23, З63, 4245'8'9.
М,= 120,06; d = 2,742, 2,103 (кр.); <ПЛ=186°С;
к, = 28,6(0>, 50(|00>.
2NaHSO4 = Na2S2O7 + Н2О(250—320° С, вак.).
NaHSO4 • Н2О = NaHSO4 + Н2О(до 120° С, вак.),
2(NaHSO4 • Н2О) = Na2S2O7 + ЗН2О(250° С).
№Н8О4(конц.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSO4, HSO4 + Н2О = SO4" + Н3О+(разбавление).
NaHSO4 + КаОЩконц.) = Na2SO4 + H2O.
NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HC1(450—800° C).
NaF — ФТОРИД НАТРИЯ
Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 237, 287, 6, 2373'5.
М, = 41,99; d = 2,558; t™ = 997° С;
к, = 4,28е20’, 4,69(80).
NaF(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + F?
F + НЮ^^Г* HF + ОН? рК0 = 10,82.
NaF + НР(конц.) = Na(HF2),
NaF + лНР(Ж) = NaF ■ nHFJ-,точнее Na[F(HF)„](л = I <■ 4).
2NaF + Н28О4(конц.) = Na2SO4 + 2HFT(кип).
NaF + ЫОН(насыщ.) = NaOH + LiF-i.
2NaF(KOHU.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]4- + 2HF.
3NaF(KOHU.) + A1F3 = Na3[AlF6]4-.
NaF(x) ~^^^»2Na4-(KaTOfl) + Р2Т(анод).
Na(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив в сухом воздухе. Умеренно растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287; 296, 342.
М, = 61,99;<7=2,08;М, = 61,99;<7=2,08;ks = 3,25<20’, 7,5(90’.ks = 3,25<20’, 7,5(90’.
М, = 61,99;<7=2,08;
М, = 61,99;<7=2,08;
ks = 3,25<20’, 7,5(90’.
ks = 3,25<20’, 7,5(90’.
(270—400° C).(кип.).(270—400° C).(кип.).Na(HF2) = NaF + HF
(270—400° C).
(кип.).
(270—400° C).
(кип.).
Na(HF2)(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HF; , HF2<=* HF + F, HF + H20^ F + H3O+, pK, = 3,18.
2Na(HF2) + Н28О4(конц.) = Na2SO4 + 4HFT
Na(HF2) + КаОН(конц.) = 2NaF + H20.
Na(HF2) + Са(ОН)2(насыщ.) = NaOH + H2O + CaF24<.
NaCl — ХЛОРИД НАТРИЯ
Поваренная соль, галит. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей магния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в присутствии НС1, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер. Получение см. 232,7, 283'26, 294, 328.
М,= 58,44;<7=2,165; (m = 800,8° С;
<кип = 1465° С; к, = 35,9(20>, 38,1(8О>.
NaCl ■ 2Н2О4- ^Z-^ №С1(насыщ.) + 2Н2О(до +0,15° С),
NaCl ■ 2Н2О = NaCl + 2Н2О(комн., в сухом воздухе).
NaCl(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + СГ(pH 7).
NaCl(T) + Н28О4(конц.) = NaHSO4 + НС1 Т(до 50° С).
2NaCl(T) + Н28О4(конц.) = Na2SO4 + 2НС1Т(кип.).
NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + НС1(450—800° С).
2NaCl(T) + 4Н28О4(конц.) + PbO2 = C12T + Pb(HSO4)2 + 2NaHSO4 +
+ 2H2O(komh.),
2NaCl(T) + 2Н28О4(конц.) + MnO2 = C12T + MnSO4 + Na2SO4 +
+ 2H2O(100° C).
10NaCl(T) + 8Н28О4(конц„ гор.) + гКМпО^ц = 5C12T + 2MnSO4 +
+ 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
№С1(насыщ.) + AgNO2(Hacwm.) = NaNO2 + AgClJ-, NaCl(pa36.) + AgNO3 = NaNO3 +AgClJ-.
NaCl(нacыщ.) + H2O + NH3 + CO2 = NaHC04 + NH4C1.
NaCl + A1C13 = Na[AlCU](до 300° C).
2NaCl(X> —> 2№(катод) + С12Т(анод).
2NaCl + 2H2O ■■ "'-^"^ Н2Т(катод) + С12Т(анод) + 2NaOH, 2NaCl(P) - Э1^ктролиз > 2Na(K3TOfl) + С12Т(анод).
(на Hg-катоде)v 7
NaBr—БРОМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Восстановитель. Получение см. 237, 28, 38 .
М,= 102,89; d = 3,211; гПл = 755°С; к., = 9О,8(2о>, 118,3(8О>.
NaBr • 2Н2О = NaBr + 2Н2О(выше 51° С, вак.).
NaBr(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Вг'(pH 7).
2NaBr(T) + H2SO4(10—50%, хол.) = Na2SO4 + 2HBr,
2NaBr(T) + ЗН28О4(>50%-я, гор.) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.
2NaBr(rop.) + Cl2 = 2NaCl + Br2T.
5NaBr + ЗН25О4(разб.) + NaBrO3 = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O, 2NaBr + 2Н28О4(конц.) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип.).
NaBr + 3H2O -^^^+ ЗН2Т(катод) + NaBrO3 (аиод).
Nai — ИОДИД НАТРИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Типичный восстановитель. Получение см. 237, 28'27, 5247.
М, = 149,90; d = 3,667; гпл = 661 ° С;ks = 179,3(20), 296(80).
2.2.2NaI = 2Na + I2Nai ■ 2H2O = Nai + 2H2ONal(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Г2NaI = 2Na + I2Nai ■ 2H2O = Nai + 2H2ONal(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Г(выше 1400° C).(выше 68,9° С, вак.).(выше 1400° C).(выше 68,9° С, вак.).8NaI(T) + 9Н28О4(конц.) = 4I24- + H2ST + 4Н2О + 8NaHSO4 2NaI(T) + 4HNO3(kohu.) = 12Ф + 2NO2T + 2Н2О +8NaI(T) + 9Н28О4(конц.) = 4I24- + H2ST + 4Н2О + 8NaHSO4 2NaI(T) + 4HNO3(kohu.) = 12Ф + 2NO2T + 2Н2О +(pH 7). (30—50° C),(pH 7). (30—50° C),+ 2NaNO36NaI + 2Н2О + О2+ 2NaNO36NaI + 2Н2О + О2(кип., примесь НЮз).(кип., примесь НЮз).* 4NaOH + 2Na[I(I)2]* 4NaOH + 2Na[I(I)2]4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212ф + 4NaCl + 2H2O2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + [2lNal(rop.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.Nai + 4NHs(X) = [Na(NH3)4]I J-t^zz* [Na (NH3)4]+ + Г. 2NaI + ЗН28О4(конц.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 12ф + 2H2O.Nai + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5lO6 + 4NaNO2 + 2H2O4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212ф + 4NaCl + 2H2O2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + [2lNal(rop.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.Nai + 4NHs(X) = [Na(NH3)4]I J-t^zz* [Na (NH3)4]+ + Г. 2NaI + ЗН28О4(конц.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 12ф + 2H2O.Nai + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5lO6 + 4NaNO2 + 2H2O(комн., на свету), (комн., на свету).(Е = С1, Вг),(комн., на свету), (комн., на свету).(Е = С1, Вг),(300—330° С).(300—330° С).
2.
2.
2NaI = 2Na + I2
Nai ■ 2H2O = Nai + 2H2O
Nal(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Г
2NaI = 2Na + I2
Nai ■ 2H2O = Nai + 2H2O
Nal(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Г
(выше 1400° C).
(выше 68,9° С, вак.).
(выше 1400° C).
(выше 68,9° С, вак.).
8NaI(T) + 9Н28О4(конц.) = 4I24- + H2ST + 4Н2О + 8NaHSO4 2NaI(T) + 4HNO3(kohu.) = 12Ф + 2NO2T + 2Н2О +
8NaI(T) + 9Н28О4(конц.) = 4I24- + H2ST + 4Н2О + 8NaHSO4 2NaI(T) + 4HNO3(kohu.) = 12Ф + 2NO2T + 2Н2О +
(pH 7). (30—50° C),
(pH 7). (30—50° C),
+ 2NaNO3
6NaI + 2Н2О + О2
+ 2NaNO3
6NaI + 2Н2О + О2
(кип., примесь НЮз).
(кип., примесь НЮз).
* 4NaOH + 2Na[I(I)2]
* 4NaOH + 2Na[I(I)2]
4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212ф + 4NaCl + 2H2O
2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + [2l
Nal(rop.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.
Nai + 4NHs(X) = [Na(NH3)4]I J-t^zz* [Na (NH3)4]+ + Г. 2NaI + ЗН28О4(конц.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 12ф + 2H2O.
Nai + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5lO6 + 4NaNO2 + 2H2O
4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212ф + 4NaCl + 2H2O
2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + [2l
Nal(rop.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.
Nai + 4NHs(X) = [Na(NH3)4]I J-t^zz* [Na (NH3)4]+ + Г. 2NaI + ЗН28О4(конц.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 12ф + 2H2O.
Nai + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5lO6 + 4NaNO2 + 2H2O
(комн., на свету), (комн., на свету).
(Е = С1, Вг),
(комн., на свету), (комн., на свету).
(Е = С1, Вг),
(300—330° С).
(300—330° С).
Mx = 78,05; d = 1,86; tm = 1180° C; ks = 18,6(20>, 49,2(80’.
Na2S ■ 9H2O = Na2S + 9H2O(15—35° С; над конц. H2SO4, P4Ol0).
Na2S(pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S2',
S2~ + H2O^=± HS + OH; pKo = 1,09.
Na2S + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St.
Na2S + ЗН28О4(конц.) = 2NaHSO4 + SO2T + S-L + 2H2O, Na2S + 4НМОз(конц.) = 2NaNOs + 2NO2T + S^ + 2H2O.
Na2S(P) °j"^aOH ^ ^(коллоид), Na2(Sn), Na2SO3S.
Na2S(T) + 2O2 = Na2SO4(выше 400° C).
Na2S + Н28(насыщ.) = 2NaHS.
Na2S(P) + (л - 1)S = Na2(S„)[кип.],
Na2S + 8 = Na2(S2)[600° C],
Na2S + 38 = Na2(S4)[400° C],
Na2S + 48 = Na2(S5)[200° С].
Na2S + СаСОз = Na2CO3 + CaS(1200° C).
Na2S(pa36.) + Na2SO3(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI.
Na2S + 4Н2О2(конц.) = Na2SO4 + 4H2O.
NaHS — ГИДРОСУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается в кипящем растворе. Нейтрализуется щелочами (в отличие от NH4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется кислородом воздуха. Получение см. 23", 397, 4136'|2-22.
М, = 56,06; d = 1,79; ?пл = 350° С; к, = 75,5(20’.
(450—500° C). (комн., n > 3).(кип.).[100—250° С].(450—500° C). (комн., n > 3).(кип.).[100—250° С].NaHS = Na2S + H2S
(450—500° C). (комн., n > 3).
(кип.).
[100—250° С].
(450—500° C). (комн., n > 3).
(кип.).
[100—250° С].
NaHS • лН2О4- <—* NaHS(Hacbim ) + лН2О
NaHS(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + HS;
HS + H2O<=» H2S + OH; pK0 = 7,02.
2NaHS(p) = Na2S + H2ST
NaHS + НС1(разб.) = NaCl + H2ST,
NaHS + 3HNO3(kohu.) = S4- + 2NO2T + NaNO3 + 2H2O.
NaHS + NaOH(KOHU.) = Na2S + H2O.
2«NaHS(T) + (я - 1)O2 = 2H2O + (2n 4)NaOH + 2Na2(S„)
NaHS(Hacb^„ гор.) + NaOH + (n - 1)S = Na2(S„) + H2O.
Na2(S„) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) НАТРИЯ
Смесь Na2(S„) [л = 2, 4, 5] имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого цвета. Все Na2(S„) — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы -
коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску. Окисляются на воздухе. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Получение смеси Na2(S„) см. 23*, 39*. индивидуальных Na2(S„) — 39*.
Na2(S2): М, = 110,11; 2™ = 490° С.
Na2(S4): М, = 174,24; d = 2,08; tm = 286° С.
Na2(S5): Mr = 206,31; <2=2,08; tm = 253° С.
Na2(S„) = Na2S + (л - 1 )S(выше 600° С).
Na2(S„)[pa36.] + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S2',
S2 + H2O<=*H5; + OH; pKo = 7,70 (л = 4); 8,30(л = 5).
Na2(S„) + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2sT + („ - 1 )S4-(комн.),
Na2(S„) + 2HC1(kohu.) = 2NaCl + H2S„(- 15° C).
2Na2(S„) + 2Н2О(хол.) + Ог = л5(коллоид) + 4NaOH(на свету),
2Ма2(8я)(насыщ., гор.) + ЗО2 = 2Na2SOjS + (2л - 4)54-.
Na2(S„) + Н2О + SO2 = Na2SO3S + H2ST + (л - 2)S4-(комн.).
Na2(S„) + SnS2 = N аз[5п S3] + (л - 1 )S4-, ЗNa2(Sя) + AS2S3 = 2Каз[А$54] + (3л - 5)S4-.
Na2(S„) + (л - 1 )Na(Sn(OH)3] + 3(л - 1 )NaOH = «Na2S + (л - 1 )Na2[Sn(OH)6].
NeNlfc —АМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется в воде, реагирует с кислотами. Получение см. 2313, 2412, 2945.
М,= 39,01; <2=1,39; /(1П = 210° С; <кип = 400° С.
6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2(500—600° С).
NaNH2 + 2Н2О(хол.) = NaOH + NH3 ■ H2O, NaNH2 + H2O(rop.) = NaOH + NH3T.
NaNH2 + 2HCl(pa36.) = NaCl + NH4Cl.
2NaNH2 + 2HNO3 = NaN, + NaNO3 + 3H2O(кип.).
NaNH2 + C(kokc) = NaCN + H2(500—600° C).
NaNH2 + NH4C1 = 2NH3 + NaCl(- 40° С, в жидк. NH3).
КАЛИЙ
К — КАЛИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттенком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К (преобладают) и молекул К2. Химически растворяется в жидком аммиаке
(темно-синий раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Нг), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Практически не реагирует с азотом (в отличие от Li и Na). Хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина. С ртутью образует амальгаму. Не сплавляется с Li, Mg, Zn, Cd, Al и Ga. Образует интерметаллиды c Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение см. 441, 4925, 576'7, 76013, 761й
М, = 39,098; dw = 0,8629; dw = 0,83(64);
<пл = 63,51°С; zK„n = 760° С.
2К + 2Н2О = 2КОН + Н2Т.
2К + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2Т.
8К + 6Н28О4(разб.) = 4K2SO4 + SO2 + S4- + 6Н2О(примесь H2S)
21К + 26HNO3(pa36.) = 21KNO3 + NOT + N2OT + N2T + I3H2O.
(450° С). (200—350° С).(сгорание, примесь К2О2),(- 50° С, в жидк. NH3).(комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—200° С; Е = 8, Se, Те). [200° С, в атмосфере Аг], (в бензоле).(65—105° С). [- 50° С],(450° С). (200—350° С).(сгорание, примесь К2О2),(- 50° С, в жидк. NH3).(комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—200° С; Е = 8, Se, Те). [200° С, в атмосфере Аг], (в бензоле).(65—105° С). [- 50° С],2K + 2KOH = 2K2O + H2
(450° С). (200—350° С).
(сгорание, примесь К2О2),
(- 50° С, в жидк. NH3).
(комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—200° С; Е = 8, Se, Те). [200° С, в атмосфере Аг], (в бензоле).
(65—105° С). [- 50° С],
(450° С). (200—350° С).
(сгорание, примесь К2О2),
(- 50° С, в жидк. NH3).
(комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—200° С; Е = 8, Se, Те). [200° С, в атмосфере Аг], (в бензоле).
(65—105° С). [- 50° С],
2K + H2 = 2KH
К + О2(воздух) = KO2
К —^к2О2 4-°2,т> KO2J-
4К + О2 + 2Н2О = 4КОН.
2К + Е2=2КЕ
2К + Е = К2Е
ЗК + Р(красн.) = КзР(зел.)
2К + 2Н28(насыщ.)= 2KHS4- + Н2Т
2К + 2NH3<r)= 2KNH2 + Н2
К + 6NH3(X> = [K(NH3)6] (т.-син.)
[K(NH3)6] + /iNHkx) ^=* [K(NH3)6]+ + е" ■ nNH3.
КН —ГИДРИД КАЛИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 43s.
Мг = 40,11; «7=1,43; Г„л« 400°С(».
(400° С, вак.).(400° С, вак.).(выше 200° С). (400—450° С), [до 150°С,р].(выше 200° С). (400—450° С), [до 150°С,р].2КН = 2К + Н2
(400° С, вак.).
(400° С, вак.).
(выше 200° С). (400—450° С), [до 150°С,р].
(выше 200° С). (400—450° С), [до 150°С,р].
КН + Н2О = КОН + Н2Т.
КН + НС1(разб.) = КС1 + Н2Т.
2КН + О2 = 2КОН
КН + С12 = КС1 + НС1
КН + со2 = К(НСОО)
4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2Н2(500° C).
(300° C).(300° C).KH + NH^r) = KNH2 + H2
(300° C).
(300° C).
45. K2O —ОКСИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 434, 471'12, 49й, 50*. '
М, = 94,20; d = 2,33; znn = 740° С (р).
1.
2К2О = К2О2 + 2К
(350—430° С).
2.
К2О + Н2О = 2КОН.
3.
К2О + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2О.
4.
К2О + СО2 = К2СО3
(400° С).
5.
К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3
(150 -200° С).
6.
К2О + AI2O3 = 2КА1Ог
(1000° С).
7.
К2О + NH3(,) —^ KNH24- + КОН
(- 50° С).
46. К2О2 — ПЕРОКСИД КАЛИЯ
Белый (с примесью КО2 — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (К+)2(О^). Чувствителен к СОг воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 436, 471, 4924.
М,= 110,19;</=2,40; /пл = 545° С (р).
2К2О2 = 2КгО + О2(выше 500° С).
К2О2 + 2Н2О(хол.) = 2КОН + Н2О2, 2К2О2 + 2Н2О(гор.) = 4КОН + О2.
К2О2 + 2НС1(разб„ хол.) = 2КС1 + Н2О2.
2К2О2 + 2Н28О4(разб„ гор.) = 2К28О4 + 2Н2О + О2Т.
К2О2 + О2(воздух) = 2КО2(комн.).
2К20г + 2СОг = 2К2СОз + О2, К2О2 + СО = К2СО3(комн.).
2К2О2 + С(графит) = К2СОз + К2О(100° С).
5К2О2 + 8Нг8О4(разб.) + 2КМпО4= 50зТ + 2MnSO4 + 6Кз8О4 + 8Н2О.
КО2 — НАДПЕРОКСИД КАЛИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Имеет ионное строение (К+) (О2). Реагирует с водой, кислотами, ■ моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный Окислитель. Получение см. 436.
Мг= 71,10;</=2,158;^ = 535° С (р).
(0° С), (комн.).(комн.).(до 0° С, в жидк. CCI2F2). (130—140° С), (100° С).(30° С), (комн.). (50° С).(70° С).(700° С, р\(комн.).(0° С), (комн.).(комн.).(до 0° С, в жидк. CCI2F2). (130—140° С), (100° С).(30° С), (комн.). (50° С).(70° С).(700° С, р\(комн.).М, = 87,10;М, = 87,10;d = 1,99.d = 1,99.
(0° С), (комн.).
(комн.).
(до 0° С, в жидк. CCI2F2). (130—140° С), (100° С).
(30° С), (комн.). (50° С).
(70° С).
(700° С, р\
(комн.).
(0° С), (комн.).
(комн.).
(до 0° С, в жидк. CCI2F2). (130—140° С), (100° С).
(30° С), (комн.). (50° С).
(70° С).
(700° С, р\
(комн.).
М, = 87,10;
М, = 87,10;
d = 1,99.
d = 1,99.
KO2 290^B^ K2O2-^^ KzO.
2KO: + H2O = KOH + KHO2(p) + O2T
2КНОг(р) ——* 2KOH + O2T
4KO2 + 2НгО(гор.) = 4KOH + 3O2t.
2КОг + 2НС1(разб., хол.) = 2KC1 + H2O2 + Ozt.
2КОг + НгБО^безводн.) = K2SO4 + ОзТ + H2O
KO2 + Оз = КО3 + О2
2КО2 + S = K2SO4
2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2
4КОг + ЗС(графит) = 2К2СО3 + СО2
4КО2 + 2СО2(влажн.) = 2К2СО3 + ЗО2
2КО2 + СО = К2СО3 + Оз
2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + О2
КО2 + ЗК = 2К2О
2КОг + 2NH3 ——» 2КОН + N2 + 2Н2О
КОз — ОЗОНИД КАЛИЯ
Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается прн слабом нагревании. Имеет ионное строение (К4) (О3). Хорошо растворяется в жидком аммиаке, частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 47s, 4910.
2КО3 = 2КО2 + О2(20—60° С).
4КОз + 2НгО = 4КОН + 5ОгТ(примесь радикалов ОН0).
4КО3 + 4НС1(разб., хол.) = 4КС1 + 5O2t + 2Н2О, 2КОз + 4НС1(разб., гор.) = 2КС1 + С12Т + 2ОгТ + 2Н2О.
4КОз + НгО(влага) + ЗСО2 = К2СО3 + 2КНСОз + 5Оз(комн.).
6КО3 + 5S = K2SO4 + 2K2S2O7(50° С).
КОз + МНз<ж) NH4O3 + KNH2(-50° С).
КОН —ГИДРОКСИД КАЛИЯ
Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кнпит без разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и СОг. Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431’7, 5010, 577.
А/г = 56.11;</=2,044; /пл = 404° С;
Гкип = 1324° С; /с, = 112,4(2о), 162,5(8О).
КОН . 2Н2О = КОН Н2О + Н2О(33-40° С, вак.),
КОН ■ Н2О = КОН + Н2О(500° С, вак.).
КОН(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ОН".
КОН + НС1(разб.) = КС1 + Н2О, КОН + HNO3(pa36.) = KNO3 + Н2О.
2КОН + Н28О4(разб.) = K2SO4 + 2 Н2О, КОН + Н28О4(конц„ хол.) = КН8О4 + Н2О.
КОН(разб.) + Н3РО4(конц.) = КН2РО4 + Н2О, 2КОН(разб.) + НзРО4(разб.) = К2НРО4 + 2Н2О. ЗКОН(конц) + Н3РО4(разб.) = К3РО4 + ЗН2О.
КОН(разб.) + НР(разб.) = KF + Н2О, КОН(конц.) + 2НР(конц.) = K(HF2) + Н2О.
КОН(конц.) + HCN = KCN + Н2О.
2КОН(конц., хол.) + Е2 = КЕО + KE + Н2О(Е = Cl, Вг, I),
6КОН(конц., гор.) + ЗЕ2 = КЕОз + 5КЕ + ЗН2О.
12КОН(конц., гор.) + 5С12 + Вг2 = 2КВгОз + 10КС1 + 6Н2О.
4КОН + 4Оз = 4КОз + О2 + 2Н2О(до 20° С).
2КОН + 2К = 2К2О + Н2(400-^50° С).
2(КОН ■ 2Н2О) + 2А1 = 2КА1О2 + ЗН2 + 2Н2О(400—500° С),
2КОН(конц.) + 6Н2О(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)4] + ЗН2Т.
2КОН(конц.) + ЕО2 = К2ЕО3 + Н2О(Е = С, S),
КОН + ЕО2 = КНЕОз 1(в этаноле).
6КОН(конц.) + 5SiO2 = K4SiO.i(p) + КгЗцОдФ + ЗН2О.
4КОН + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2Н2О(400° С).
2КОН(разб.) + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + Н2О.
2КОН(хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + Н2О, 4КОН(гор.) + 4NO2 + О2 = 4KNO3 + 2Н2О.
2КОН + А12Оз = 2КА1О2 + Н2О(900—1100° С).
КОН + А1(ОН)3 = КА1О2 + 2Н2О(1000° С).
2КОН(конц., гор.) + ЗН2О + А12О3 = 2К[А1(ОН)4], КОН(конц.) + А1(ОН)3 = К[А1(ОН)4].
КОН(конц.) + NH4C1(kohu.) = КС1 + NH3T + Н2О(кнп.).
2КОН + Fel2 = 2KI + Fe(OH)24-(в атмосфере N2),
2КОН(разб.) + 2AgNO3 = Ag2O4- + Н2О + 2KNO3.
ЗКОН(разб.) + А1С13 = A1(OH)3J- + ЗКС1, 4КОН(конц.) + А1С1з = К[А1(ОН)4] + ЗКС1.
бКОН(конц) + 2H2S + 4SO2 = ЗК28О38 + 5Н2О.
(0° С),
—4^П2М2^КОНЦ.}> К2^2 ' (2—4)ri2U2 ж
(над конц. H2SO4).
iS-2v2 1 (2—4Д12О2> K2U2 + (2—4)112021
25. 4КОН(Ж) -^22^ 4К(катод) + O2t (анод) + 2Н2О.
К2СОз — КАРБОНАТ КАЛИЯ
Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает снльнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 47 ' ' ,49 , 51|'4, 53*.
М^ = 138,20;</= 2,428; zra = 891°C;
к,= 111,0(20), 139,2(8О).
К2СО3 = К2О+ СО2(выше 1200° С).
К2СО3 1,5Н2О = К2СО3+ 1,5Н2О(100—150° С, вак ).
К2СО3(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6Г + СО^, СО32 + Н2О<=* НСОз + ОН"; рКо = 3,67.
К2СО3 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + CO2t + Н2О.
К2СОз(насыщ.) + 2НС1О4(конц., хол.) = 2КС1О44- + Н2О + CO2t.
ЗК2СОз(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2К3РО4 + ЗН2О + ЗСО2Т.
К2СО3 + 2НР(разб.) = 2KF + Н2О + CO2t, К2СО3 + 4НР(конц.) = 2K(HF2) + Н2О + СО2Т.
К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСОз(30—40° С).
К2СО3(разб.)+ Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2Т.
К2СО3 + Са(ОН)2(насыщ.) = СаСО34 + 2КОН.
ЗК2СОз(конц„ гор.) + ЗЕ2 = 5КЕ + КЕО3 + 3CO2t(Е = Cl, Вг, I).
ЗК2СО3 + ЗН2О(гор.) + 2А1С1з = 2А1(ОН)3 4- + ЗСО21 + 6КС1.
ЗКгСОз + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)i + ЗСО2Т(кип.)
К2СОз + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСОз I.
К2СО3 + С(кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСОз(900° С).
К2СОз + C(NH2)2O = 2KOCN + 2Н2О(40 °C)
КНСОз —ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ
Кальцннит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Имеет строение (К+)2(НСОз)2“. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аннону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 4913, 50е.
Мт = 100,11; </ = 2,17; к,= 33,3(2О), 68,Зр0).
(100—400° С).(100—400° С).2КНСО3 = К2СО3 + СО2 + Н2О
(100—400° С).
(100—400° С).
КНСО3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + НСО5, НСОз + Н2О^=? Н2СО3 + ОН"; рКо = 7,63.
КНСОз + НС1(разб.) = КС1 + СО2Т + Н2О.
КНСОз + КОН(коиц) = К2СО3 + Н2О.
6КНСО3(конц.) + ЗС12 = КСЮз + 5КС14- + 6СО2Т + ЗН2О.
КНСОз + SO2 = KHSO3 + CO2t.
4КНСОз + 2CuSO4 = Си2СОз(ОН)21 + 2K2SO4 + 3CO2t + H2O (кип.).
KNO3 — НИТРАТ КАЛИЯ
Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 47*', 493'|7, 3047'8.
Л/г = 101,10; d = 2,109; tm = 334,5° С; ks = 31,6(20), 168,8(80).
2KNO3 = 2KNO2 + О2 (400—520° С). 2. KNO3(pa36.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + NO3 (pH 7). 3. КМО3(насыщ.) + (1-2)HNO3 (конц.) = KNO3 • (1-2)HNO3 4- (комн.). 4. KNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = КМО2 + Н2О,
KNO3 + 8Н°(А1, конц. КОН) = NH3t + 2Н2О + КОН (кнп ). 5. 2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2N2O + 4Н2О (230—300° С). 6. KNO3 + Н28О4(конц.) = HNO3T + KHSO4 (вак). 7. 2КМОз + ЗС(графит) + 8 = N2 + ЗСО2 + K2S (сгорание «черного пороха»). 8. 6KNO3 + 10А1 = 6КА1О2 + 2А1гО3 + 3NZ (400° С). 9. KNO3 + РЬ = КМО2 + РЬО (350—400° С),
KNO3(kohu.) + РЬ(губка) + Н2О = KNO2 + РЬ(ОН)24-.
3KNO3 + 2КОН + Fe = K2FeO4 + 3pNO2 + Н2О (400—420° С).
53. K2SO4 — СУЛЬФАТ КАЛИЯ
Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 477,494, 5413’4, 572, 606, 4271.
М, = 174,26; d = 2,662; /пл = 1074° С;
Гкип > 2000° С; к5 = 1 1,1(20), 21,4(80).
1.
К28О4(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6^ + SO^
(pH 7).
2.
К28О4(Т) + Н28О4(конц.) = 2KHSO4.
3.
K2SO4 + 8О3 = К282О7.
4.
K2SO4 + ВаХ2 = BaSO4l + 2КХ
(Х = СГ,ОН).
5.
K2SO4 + BaS2O6 = K2S2O6 + Ва8О4Ф.
6.
K2SO4 + 4Н2 = K2S+ 4Н2О
(600° С, кат. Ре20з).
7.
K2SO4 + 4С(кокс) = K2S + 4СО
(900° С).
8.
K2SO4 + Са(ОН)2 + 2СО = К(НСОО) + CaSO4
(200° С, р\
2К(НСОО) + О2 = К2СО3 + СО2 + Н2О
(700° С).
KHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Меркаллит. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO4 .Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 49 , 53 , 57 .
А/г= 1.36,17; ^= 2,322; /ПЛ = 218,6°С; ks = 51,4<20), 121,6<ню>.
2KHSO4 = K2SO4 + H2SO4(240° С),
2KHSO4 = K2S2O7 + Н2О(320—340° С).
КН8О4 (конц.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO;,HSO; + Н2О = SO7 + Н3О+ (разбавление водой).
КН8О4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О.
KHSO4 + КС1 = K2SO4 + НС1(450—700° С).
KHSO4 + Н2О2 (конц.) = КН8О3(О2) + Н2О(0° С).
2КН8О4 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O(300° С).
6KHSO4 + М2О3 = M2(SO4)3 + ЗК28О4 + ЗН2О (300—500° С; М = А1, Сг).
2KHSO4 (насыщ.) -—-^-у H2t (катод) + К282Об(О2) (анод) (0—7° С).
KF —ФТОРИД КАЛИЯ
Кароббинт. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аннону). Разлагается кислотами. Получение см. 438, 496, 507, 56*,7.
М, = 58,10;</=2,48; /пл = 857° С;
к, = 94,2<20), 150,1(80).
1.
KF 2Н2О = KF + 2Н2О
(350° С).
2.
KF (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + F".
F + Н2О ?=± HF + ОН ; p/G = 10,82.
3.
KF + HF (конц.) = К(НРг),
KF + лНР(ж) = KF • «HF4-, точнее K[F(HF)„]
(л = 1 4).
4.
2KF + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HFt
(кип.).
5.
KF + LiOH (насыщ.) = КОН + LiFl.
6.
2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]4, + 2HF.
7.
KF + 802<ж) = KSO2F.
8.
электролиз,.
KF(X>> 2K4 (катод) + F2T (анод).
56. K(HF2) —ГИДРОДИФТОРИД КАЛИЯ
Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Крнстал-
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553.
М, = 78 J 0; d = 2,37; гпл = 238,7° С; к,= 39,2<20), 114<80).
K(HF2) = KF + HF(310—400° С).
K(HF2) (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HF2" , HF2<=*HF + F, HF + Н2О ^=* F" +Н3О+; рК, = 3,18.
2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HFT(кип.).
K(HF2) + КОН (конц.) = 2KF + Н2О.
K(HF2) + Са(ОН)2 (насыщ.) = КОН + Н2О + CaFrk
K(HF2) + H2SO4 + 28Оз = 2HSO3F + KHSO4(комн., в олеуме).
K(HF2)(x) -—кт52.-^> H2t (катод) + F2T (анод) + KF.
КО — ХЛОРИД КАЛИЯ
Сильвнн. Белый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть (наравне с NaCI) природных залежей сильвинита. Получение см. 432'8, 493’20, 50, 534.
М, = 74,55; d = 1,984; t„„ = 770° С; /кнп = 1430° С; ^ = 34,4(20), 51,1<80).
КС1 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + СГ(pH 7).
2КС1(Т) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2НС1Т(кип.).
КС1 + KHSO4 = K2SO4 + НС1(450—700° С).
10КС1(т) + 8Н28О4 (конц., гор.) + гКМпО^ = 5С12Т + 2MnSO4 + 6K2SO4 + + 8Н2О.
КС1 (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = КС1О41 + NaCI(10° С).
2КС1(Ж) —^^^> 2К (катод) + С12Т (анод).
2КС1 + 2Н2О —^^^-» Н2Т (катод) + ci2f (анод) + 2КОН,
2КС1(Р) —эл^тролиз > 2К (катод) + Cl2t (анод), (иа Hg-катоде)
КС1 + ЗН2О —зл—ТВВЛИЗ > зн2Т (катод) + КСЮз (анод)[40—60° С].
КВг — БРОМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бромоводородной кислоте. Восстановитель. Получение см. 438, 594, 5121.
Mt = 119,00; d = 2,75; /пл = 734° С; к, = 65,2(20), 94,6(80).
КВг (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Вг(pH 7).
2KBr(T) + H2SO4 (10—50%-я, хол.) = K2SO4 + 2НВг, 2КВг(т) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO4 + Br2t + SO2t + 2Н2О.
2KBr + С12 = 2КС1 + Вг2Т(кип.).
5KBr + 3H2SO4 (разб.) + КВгОз = ЗВг2 + 3K2SO4 + ЗН2О,
2KBr + 2H2SO4 (конц.) + МпО2 = Вг2 + K2SO4 + MnSO4 + 2Н2О (кип.).
КВг + ЗН2О (гор.) -^^^+ 3H2t (катод) + КВгОз (анод).
KI — ИОДИД КАЛИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Типичный восстановитель. Водный раствор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение см. 438, 4921, 5254 5.
М,= 166,00; d= 3,115; гпл = 681°С; к, = 144,5<20), 190,7(80).
KI (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + Г(pH 7).
8К1(Т) + 9H2SO4 (конц.) = 4I24-+ H2St +4H2O + 8KHSO4 (30—50° С). 3.К1 + 2Н2О + О2 ——» 4КОН + hi + K[I(I)2](комн., на свету),
4KI + 4НС1 (разб.) + О2 = 2124- + 4КС1 + 2Н2О(комн., на свету).
2KI + Е2 = 2КЕ + I24-(Е = С1, Вг).
KI + ЗН2О + ЗС12(г) = НЮз + КС1 + 5НС1,
KI (конц.) + 6КОН (конц.) + ЗС12<г> = KIO34- + 6КС1 + ЗН2О.
К1ф) + 12 = К[1(1)2](р) (желт ).
10KI + 8H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5124- + 2MnSO4 + 8Н2О + 6K2SO4, 6KI + 7H2SO4 (разб.) + К2Сг2О7 = Сг2(5О4)з + 312l + 7Н2О + 4K2SO4.
2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = I24- + K2SO4 + 2Н2О,
2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO2 = 2K2SO4 + I24- + 2NOt + 2H2O.
2KI + Fe2(SO4)3 = I24- + 2FeSO4 + K2SO4(в разб. H2SO4).
2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2Cul4- + 2K2SO4 + H2SO4 (в темноте). 11. KI + 3H2O —^^?2i?^ 3H2T (катод) + КЮз (анод).
K2S—СУЛЬФИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный K2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аннону). Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 439, 53 .
М.= 110,26;</=1,74; <ПЯ = 912°С.
K2S 5Н2О = K2S + 5Н2О(150° С).
K2S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6Г + S2",
S2~ + Н2О?=± HS" + ОН ; рКо = 1,09.
3. K2S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2St.
4. K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2t + Si + 2H2O.
5. K2S(p)S (коллоид), K2(S„), K2SO3S.
6. K2S(T) + 2О2 = K2SO4
(выше 500° C).
7. K2S(p) + (л - 1)8 = K2(S„)
[кип.],
K2S + S = K2(S2)
[500° C],
K2S + 28 = K2(S3)
[кип. в этаноле],
K2S + 38 = K2(S4)
[250—300° С],
K2S + 4S = K2(S5)
[175—220° С].
8. K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS.
61. КД8,) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) КАЛИЯ
Смесь K2(S„) (n = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску. Все К2(8Л) — весьма твердые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K2S; раствор имеет желтую окраску. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение смеси К2(8Л) см. 6057, индивидуальных K2(S,) (л = 2 + 5) — 607, K2(S6) - 617.
K2(S2): Mr = 142,33;d =1,973;u = 520° С.
K2(S3): Mr = 174,39;d =2,102;/пл = 292° C.
K2(S4): Mr = 206,46;tm = 159° C.
K2(S5): Mr = 238,53;d =2,128;гпл =211°С.
K2(S6): Mr = 270,59;d = 2,02;tm = 196° C.
1.
K2(S„) = K2S + (n - 1)8
(выше 600° C).
2.
K2(S„) [разб.] + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + S^ , S^ + H2O ?=± HS„ + OH ; pKo = 7,70 (л = 4), 8,30 (л = 5).
3.
K2(S„) + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + H2ST + (л - l)Sl
(комн),
K2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + H2S„
(-15° C).
4.
2K2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = л8 (коллоид) + 4KOH 2К2(8„) [насыщ., гор.] + ЗО2 = 2K2SO3S + (2л - 4)Si.
(на свету),
5.
K2(S„) + Н2О + SO2 = K2SO3S + H2St+ (л-2)84-
(комн.).
6.
K2(S„) + SnS2 = K2[SnS3] + (л - 1)84-, 3K2(S„) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3л - 5)Si.
7.
K2(S5) + 8 = K2(S6)
[120—180° С].
62. KNH2 —АМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На Воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Мало растворяется в
жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см.
4312, 448, 457.
М, = 55,12;М, = 55,12;/Пл = 338° С./Пл = 338° С.
М, = 55,12;
М, = 55,12;
/Пл = 338° С.
/Пл = 338° С.
1.2.1.2.6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 Н2О, KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T.KNH2 + 2НС1 (разб.) = KCI + NH4C1.2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2OKNH2 + С (кокс) = KCN + H2KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 Н2О, KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T.KNH2 + 2НС1 (разб.) = KCI + NH4C1.2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2OKNH2 + С (кокс) = KCN + H2KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI(600—700° С).(600—700° С).(кип.).■(500—600° C).(-40° С, в жидк. NH3).(кип.).■(500—600° C).(-40° С, в жидк. NH3).
1.
2.
1.
2.
6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2
KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 Н2О, KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T.
KNH2 + 2НС1 (разб.) = KCI + NH4C1.
2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O
KNH2 + С (кокс) = KCN + H2
KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI
6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2
KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 Н2О, KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T.
KNH2 + 2НС1 (разб.) = KCI + NH4C1.
2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O
KNH2 + С (кокс) = KCN + H2
KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI
(600—700° С).
(600—700° С).
(кип.).
■(500—600° C).
(-40° С, в жидк. NH3).
(кип.).
■(500—600° C).
(-40° С, в жидк. NH3).
РУБИДИЙ
Rb — РУБИДИЙ
Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкин. Пар рубидия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темносиний раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель. Энергично реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Получение см. 641, 651, 696, 737,8.
Мг = 85,468; dw = 1,532; dw = 1,472<40); z„„ = 39,3° С; /Кип = 696° С.
2Rb + 2Н2О = 2RbOH + Н2Т.
2Rb + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + Н2Т.
8Rb + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2 + S4- + 6H2O (примесь H2S). 4. 21Rb + 26HNO3 (разб., хол.) = 21RbNO3 + NOT + N2Ot + N2T + 13H2O.
2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2(400° C).
2Rb + H2 = 2RbH(300—350° C, p).
Rb + O2 (воздух) = RbO2(сгорание).
4Rb + O2 = 2Rb2O(на холоду),
Rb°—> Rb2O2i °2’ -■» RbO24-(-50° С, в жидк. NH3).
4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH(комн.).
2Rb + E2 = 2RbE(комн.; E = F, Cl, Br, I).
2Rb + S = Rb2S(100—130°C).
2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHSl + H2T(в бензоле).
2Rb + 2NH3<r) = 2RbNH2 + H2(40 60° C).
Rb + 6NHs(x) = [Rb(NH3)6] (т.-син.)[-40° C],
[Rb(NH3)6] + лМН3(ж)4=» Rb(NH3)6]+ + e ■ «NH3.
(выше 300° C).(выше 300° C).4Rb + 3SiO2 = Rb2SiO3 + Si
(выше 300° C).
(выше 300° C).
RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 636.
М, = 86,48; d = 2,59; Гпл » 400° С(р).
1.
2RbH = 2Rb + Н2
(выше 200° C).
2.
RbH + Н2О = RbOH + H2t.
3.
RbH + HC1 (разб.) = RbCl + H2T.
4.
2RbH + O2 = 2RbOH
(выше 200° C).
5.
RbH + Cl2 = RbCl + HC1
(400° C),
2RbH + 2S = Rb2S + H2S
(300—350° C).
6.
RbH + NH3(r) = RbNH2 + H2
(300° C).
65. Rb2O — ОКСИД РУБИДИЯ
Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 635'8, 67', 701.
М, = 186,94; d = 3,72;t„„ = 505° С (р).
2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb(400—550° С).
Rb2O + Н2О = 2RbOH.
Rb2O + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2O.
Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + H2O + 2CO2 = 2RbHCO3 (комн.).
Rb2O + NH3(X) —T—> RbNH24- + RbOH(-50° C).
Rb2O2 — ПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Белый (с примесью RbO2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к О2 н СО2 воздуха. Имеет ионное строение (Rb+)2 (Oj). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 638, 671.
М,= 202,93; </=3,80; /пл = 570° С; /кип = 1010° С (разл ).
2Rb2O2 = 2Rb2O + О2(выше 1010° С).
Rb2O2 + 2Н2О = 2RbOH + Н2О2(0° С),
2Rb2O2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + О2Т.’
Rb2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbCl + Н2О2,
2Rb2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2SO4 + 2H2O + O2T.
RbzOz + O2 (воздух) = 2RbOz(комн.).
2Rb2Oz + 2COz = 2Rb2CO3 + O2, Rb2O2 + CO = Rb2CO3(комн.).
5Rb2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2RbMnO4 = 5O2t + 2MnSO4 + 6Rb2SO4 + 8H2O.
RbO2 — НАДПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Rb+) (О2), Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 637'8, 694.
Мт = И7,47; d = 3,06; г„л = 540° С (р).
1.
RbO2 400-800" с > Rb2o2 _=ыш^!0^. Rbz0
2RbO2 = Rb2O2 + О2
(290° С, вак.).
2.
2RbO2 + Н2О = RbOH + RbHO2(p) + O2t
(0° C),
2RbHO2(p) —2RbOH + O2T
(комн.).
3.
4RbO2 + 2H2O (гор.) = 4RbOH + 3O2t.
4.
2RbO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2RbCl + H2O2 + O2t.
5.
2RbO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2RbHSO4 + O3t + H2O
(комн.).
6.
4RbO2 + 2CO2 (влажн.) = 2Rb2CO3 + 3O2
(комн.),
2RbO2 + CO = Rb2CO3 + O2
(30—40° С).
7.
КЬОг + O3 — RbOs + O2
(комн.).
8.
2RbO2 + 2NH3 —L-> 2RbOH + N2 + 2H2O
(комн.).
68. RbO3 — ОЗОНИД РУБИДИЯ
Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КО3, разлагается при нагревании. Имеет ионное строение (Rb+) (О3). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 677, 694.
Мт- 133.47;</=2,75.
2RbO3 = 2RbO2 + О2(60—90° С).
4RbO3 + 2Н2О = 4RbOH + 5O2t(примесь радикалов ОН0).
4RbO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5O2t + 2Н2О,
2RbO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2RbCl + Cl2t + 2О2Т + 2Н2О.
4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5О2 (комн.).
6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O7(40—50° С).
RbO3 + NH3(x)<=*NH4O3 + RbNH2(-50° С).
RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при сильном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, созда-
ег сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвиых гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном. Получение см. 631’9, 67 ' , 70 , 72 .
М, = 102,48; d = 3,203; t„„ = 382° С; к, = 179(15), 282(47).
1.
RbOH • 2Н2О = RbOH Н2О + Н2О(47—54° С, вак.),
RbOH • Н2О = RbOH + Н2О(300° С, в токе Н2).
2.
RbOH (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2O)6]+ + ОН".
3.
RbOH + НС1 (разб.) = RbCl + Н2О, 2RbOH + H2SO4 (разб.) = Rb2SO4 + Н2О, RbOH + HNO3 (разб.) = RbNO3 + Н2О.
4.
4RbOH(X) + ЗО2 = 4RbO2 + 2Н2О(450° С),
4RbOH + 4О3 = 4RbO3 + О2 + 2Н2О(20° С).
5.
2RbOH (конц.) + СО2 = Rb2CO3 + Н2О.
6.
RbOH(*> -^2^^ 4Rb (катод) + O2t (анод) + 2Н2О.
70. Rb2CO3 — КАРБОНАТ РУБИДИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным давлением СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 676,9, 695.
Мг = 230,94; tm = 873° С (р); к, = 223(2О), 301,1(50).
Rb2CO3 = Rb2O + СО2(выше 900° С, вак.).
Rb2CO3 • 1,5Н2О = Rb2CO3 + 1,5Н2О(выше 190° С).
Rb2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6f + СО^, СО^+ Н2О НСОз + ОН; рХо = 3,67.
Rb2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + CO2t + Н2О.
Rb2CO3 + 2НС1О4 (конц, хол.) = 2RbC104+ + CO2t + Н2О.
20е С
Rb2CO3+Н2О + СО2<===> 2RbHCO3.
170—180° С
Rb2CO3 + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2RbOH + СаСОД.
RbNO3 — НИТРАТ РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 634, 693.
М.= 147,47; d=3,\V t
1. 2RbNO3 = 2RbNO2 + О2
пл = 313° С; /:, = 53,5(2О>, 309w.
(540—880° С).
RbNO3 (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + NO3(pH 7).
RbNO3 (насыщ.) + (1 - 2) HNO3 (конц.) = RbNO3 (1-2) HNO34- (комн ).
RbNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = RbNO2 +H2O(комн.),
RbNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NHjt + 2H2O + RbOH(кип ).
2RbNO3 + (NH4)2SO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O(300—350° C).
RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO(400° C).
Rb2SO4 — СУЛЬФАТ РУБИДИЯ
Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Получение см. 633, 732'3, 746.
Мт = 267,00; d = 3,613; zm = 1066° С; /к„„»1700°С; к, = 48,2<20), 75,0<80).
Rb2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + SO^(pH 7).
Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4.
Rb2SO4 + BaX2 = BaSO4l + 2RbX(X = СГ, ОНЭ-
Rb2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{RbAl(SO4)2 ■ 12H2O} + (квасцы).
RbCl —ХЛОРИД РУБИДИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 63210, 69’, 704, 723.
Мт= 120,92;</=2,76; Z„n = 718°C;
/„„л = 1395° С, к, = 91,1(20), 127,2(80).
RbCl (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2O)6]+ + СГ(pH 7).
2RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = Rb2SO4 + 2НС1Т(кип.).
RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HC1(500—600° C).
10RbCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО^ = 5C12T + 2MnSO4 +
+ 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
2RbCl + H2[SnCU] = Rb2[SnCl«]'l' + 2HC1(в этаноле).
2RbCl + H2[PtCl6] = Rb2[PtCl6]i + 2HC1(в разб. HC1).
2RbCl(X) - ?лсктролиз > 2Rb (катод) + C12T (анод).
2RbCl + 2H2O —злекТолнэ > H2t (катод) + Cl2t (анод) + 2RbOH,
2RbC1»> ^e”)> 2Rb <катОД> + C,2t W
Rb2S — СУЛЬФИД РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном воздухе окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 63м, 645.
1.
Rb2S 4H2O = Rb2S + 4H2O
(200° С, вак ).
2.
Rb2S (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H2O)6]+ + S2',
S2" + H2O<=^ HS' + OH"; pKo = 1,09.
3.
Rb2S + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2St.
4.
Rb2S + 3H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4 + SO2t + Si + 2H2O.
5.
Rb2S(p)S (коллоид), Rb2(S„), Rb2SO3S.
6.
Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO4
(выше 500° С).
7.
Rb2S(p) + (n - l)S = Rb2(S„)
(кип., n = 2, 3, 5).
8.
Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS.
М, = 203,00;
4=2,912; и = 530° С.
ЦЕЗИЙ. ФРАКЦИЙ
Cs — ЦЕЗИЙ
Щелочной металл. Белый (на срезе — светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве CsOH. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом.
Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет. Получение см. 77*, 816, 855.
М, = 132,905; d^ = 1,873;dw = 1,841<29),
t™ = 28,7° С;= 667,6° С.
2Cs + 2Н2О = 2CsOH + Н2Т.
2Cs + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + H2t.
8Cs + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Cs2SO4 + SO2 + Si + 6H2O (примесь H2S), 21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsNO3 + NOt + N2Ot + Nzt + I3H2O.
2Cs + 2CsOH = 2Cs2O + H2t(300—350° C).
2Cs + H2 = 2CsH(300—350° C, p).
Cs + O2 (воздух) = CsO2(сгорание).
4Cs + O2 = 2Cs2O(на холоду),
Cs»Cs2O2i ———► CsO2i(-50° С, в жидк. NH3).
4Cs + O2 + 2H2O = 4CsOH.
t 2Cs + E2 = 2CsE(комн.; E = F, Cl, Br, I).
2Cs + S = Cs2S
2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHSi + H2t
2Cs + 2NHxr) = 2CsNH2 + H2
Cs + 6NHx«) = [Cs(NH3)6] (т.-син.)
[Cs(NH3)6] + лЫН^жн^^ [Cs(NH3)6r + e " «NH3.
14. 4Cs + 3S1O2 = 2Cs2SiO3 + Si
(100—130° C). (в бензоле). (30-45° C).[-40° Cl,(100—130° C). (в бензоле). (30-45° C).[-40° Cl,(выше 300° C).(выше 300° C).CsH — ГИДРИД ЦЕЗИЯ
(100—130° C). (в бензоле). (30-45° C).
[-40° Cl,
(100—130° C). (в бензоле). (30-45° C).
[-40° Cl,
(выше 300° C).
(выше 300° C).
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 75 .
М,= 133,91;</=3,41;tm * 400° С (р).
1.
2CsH = 2Cs + Н2
(выше 200° C).
2.
CsH + Н2О = CsOH + Hit.
3.
CsH + HC1 (разб.) = CsCl + H2t.
4.
2CsH + O2 = 2CsOH
(выше 200° C).
5.
CsH + Cl2 = CsCl + HC1
(400° C),
2CsH + 2S = Cs2S + H2S
(300—350° C).
6.
CsH + КНад = CsNH2 + H2
(350° C).
77. С$2О — ОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791.
Л/г = 281,81; d = 4,68; tra * 490° С (р).
2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs(300—500° С).
Cs2O + Н2О*= 2CsOH.
Cs2O + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2O.
Cs2O + CO2 (влажн.) = Cs2CO3, Cs2O + H2O + 2CO2 = 2CsHCO3 (комн ).
Cs2O + NH3(,) —^ CsNH2+ + CsOH(-50° C).
Cs2O2 — ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Л/г = 297,81;</=4,74;Л/г = 297,81;</=4,74;t™ = 594° С.t™ = 594° С.Белый (с примесью CsO2 — желтый). Термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к О2 воздуха, поглощает влагу и СО2. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 757, 79*.
Л/г = 297,81;</=4,74;
Л/г = 297,81;</=4,74;
t™ = 594° С.
t™ = 594° С.
2Cs2Oi = 2Cs2O + O2(640—980° C).
Cs2O2 + 2H2O = 2CsOH + H2O2(0°C).
2Cs2O2 + 2НгО (гор.) = 4CsOH + O2t.
Cs2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2.
2Cs2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Cs2SO4 + 2H2O +O2t.
Cs2O2 + O2 (воздух) = 2CsO2(коми.).
2Cs2O2 + 2CO2 = 2Cs2CO3 + O2, Cs2O2 + CO = Cs2CO3(комн.).
5Cs2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2CsMnO4 = 5O2t + 2MnSO4 + 6Cs2SO4 + 8H2O.
CsO2 —НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Cs+) (О2). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 814.
М, = 164,90; d = 3,80; /пл = 515° С (р).
1.
CsO2-^^^-+ Cs2O2 ^^‘C > Cs2O.
2.
2CsO2 + H2O = CsOH + СзНОад + O2T
(0° C),
ЗСзНОзд —I—» 2CsOH + O2t
(комн.).
3.
4CsO2 + 2H2O (гор.) = 4CsOH + 3O2t.
4.
2CsO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2 + O2T.
5.
2CsO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2CsHSO4 + O3t + H2O
(комн.).
6.
CsO2 + O3 = CsO3 + O2
(комн.).
7.
2CsO2 + 2NH3 —^ 2CsOH + N2 + 2H2O
(комн.).
8.
4CsO2 + 2CO2 (влажн.) = 2Cs2CO3 + 3O2
(комн.).
2CsO2 + CO = Cs2CO3 + O2
(30—40° С).
80. СвОз — ОЗОНИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный. Более устойчив, чем КОз и RbO3, разлагается при умеренном нагревании. Имеет ионное строение (Cs+) (О3). Энергично реагирует с ■одой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 796, 814
М,= 180,90;</=3,19.
2С$О3 = 2С$О2 + О2(70— 100° С).
4CsO3 + 2Н2О = 4С$ОН + 5О2Т(следы радикалов ОН0).
4CsO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4С$С1 + 5О2Т + 2Н2О,
2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + С12Т + 2O2t + 2Н2О.
4CsO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Cs2CO3 + 2CsHCO3 + 5О2(комн.).
6CsO3 + 5S = Cs2SO4 + 2Cs2S2O7(30—40° С).
CsO3 + 2NH3<xx^? NH4O3 + CsNH2(-50° C).
CsOH — ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, летучий. Хорошо растворим в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет оснбвные свойства (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном. Получение см. 751'8,177 , 82 , 84,85 .
М, = 149,91; d= 3,675 (кр.); ?ПЛ = 346°С;
к, = 385,6<15), ЗОЗ<зо).
CsOH Н2О = CsOH + Н2О(300° С, в токе Н2).
CsOH (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6]+ + ОН .
CsOH + НС1 (разб.) = CsCl + Н2О,
2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO4 + 2Н2О, CsOH + HNO3 (разб.) = CsNO3 + Н2О.
4С$ОН(ж) + ЗО2 = 4CsO2 + 2Н2О(400° С),
4CsOH + 4О3 = 4С$О3 + О2 + 2Н2О(20° С).
2CsOH (конц.) + СО2 = С$2СОз + Н2О.
4CsOH(x) эл-^-Л1^ 4Cs (катод) + O2t (анод) + 2Н2О.
С$2СОз — КАРБОНАТ ЦЕЗИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 774, 815.
Mt = 325,82; I™ = 793° С (р); к, = 308,3(20), 347(40).
Cs2CO3 = Cs2O + СО2(620— 1000° С, вак.).
Cs2CO3 • 3,5Н2О = Cs2CO3 + 3,5Н2О(150—160° С).
Cs2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + COj , СО^+ Н2О<=* НСОз + ОН"; рКо = 3,67.
Cs2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + CO2t + Н2О.
Св2СОз (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц., хол.) = 2CsC104i + СО2Т + Н2О.
20° С
Cs2CO3 + Н2О + СО2<-—> 2CsHCO3.
170—180» С
Cs2CO3 + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2CsOH + СаСОз!.
CsNO3 — НИТРАТ ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с элдо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 753, 813.
М. = 194,91;</= 3,685; /ПЛ = 414°С; fc = 23,0(20), 134(80)
2CsNO3 = 2CsNOz + O2(585—850° C).
CsNO3 (разб.) + 6H2O = [Cs(H2O)6]+ + NO3(pH 7).
CsNO3 (насыщ.) + (1 - 2)HNO3 (конц.) = CsNO3 ■ (1 - 2)HNO3i (комн ).
CsNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = CsNO2 + H2O(комн ),
CsNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H2O + CsOH(кип.).
2CsNO3 + (NH4)2SO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4H2O(350° C).
CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO(400° C).
Cs2SO4 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ
Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Получение см. 75,813, 86*.
М, = 361,87;</ = 4,243;/ПЛ=Ю19°С;
к,= 178,7(20), 210,3<8О).
Cs2SO4 (разб.) + 12НгО = 2[С$(Н2О)б]+ + SO^'(pH 7).
СягЗО^т) + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4.
Cs2SO4 + ВаХ2 = BaSOj + 2CsX(X = СГ, ОНЭ-
Cs2SO4 + A12(SO4)3 + 24Н2О = 2{CsA1(SO4)2 ■ 12Н2О}+ (квасцы).
CsCl —ХЛОРИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 752', 81’, 824, 843.
Mt= 168,36;</= 3,988; /ПЛ = 645°С;
/кип = 1302° С; к, = 186,5<20), 250<8О).
2.2.CsCl (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6f + СГ 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HCit CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1CsCl (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6f + СГ 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HCit CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1(pH 7). (кип.). (550—700° C).(pH 7). (кип.). (550—700° C).10CsC1(t) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = 5Ci2t + 2MnSO4 + K2SO4 +10CsC1(t) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = 5Ci2t + 2MnSO4 + K2SO4 +8.8.+ 5Cs2SO4 + 8H2O.2CsC1 + H2[SnCl6] = Cs2[SnCl6]4- + 2HC13CsCl + 2H[SbCU] = Cs3[Sb2Cl9]i + 2HC12CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]4- + 2HC12CsCl(X) ——-■» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).+ 5Cs2SO4 + 8H2O.2CsC1 + H2[SnCl6] = Cs2[SnCl6]4- + 2HC13CsCl + 2H[SbCU] = Cs3[Sb2Cl9]i + 2HC12CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]4- + 2HC12CsCl(X) ——-■» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).(в конц. НО).(в конц. НС1).(в разб. НС1).(в конц. НО).(в конц. НС1).(в разб. НС1).
2.
2.
CsCl (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6f + СГ 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HCit CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1
CsCl (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6f + СГ 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HCit CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1
(pH 7). (кип.). (550—700° C).
(pH 7). (кип.). (550—700° C).
10CsC1(t) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = 5Ci2t + 2MnSO4 + K2SO4 +
10CsC1(t) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = 5Ci2t + 2MnSO4 + K2SO4 +
8.
8.
+ 5Cs2SO4 + 8H2O.
2CsC1 + H2[SnCl6] = Cs2[SnCl6]4- + 2HC1
3CsCl + 2H[SbCU] = Cs3[Sb2Cl9]i + 2HC1
2CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]4- + 2HC1
2CsCl(X) ——-■» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).
+ 5Cs2SO4 + 8H2O.
2CsC1 + H2[SnCl6] = Cs2[SnCl6]4- + 2HC1
3CsCl + 2H[SbCU] = Cs3[Sb2Cl9]i + 2HC1
2CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]4- + 2HC1
2CsCl(X) ——-■» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).
(в конц. НО).
(в конц. НС1).
(в разб. НС1).
(в конц. НО).
(в конц. НС1).
(в разб. НС1).
9.
Cs2S — СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ
Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 7510, 76s.
М, = 297,88.
Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2ОCs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О(150° С, вак.).
Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О
Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О
Cs2S (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + S2",
S2" + Н2О<=» HS' + ОН"; рКо = 1,09.
Cs2S + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + H2S?.
Cs2S + 3H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4 + Si + SO2t + 2H2O.
Cs2S(p)-^^^-> S (коллоид), Cs2(S,). Cs2SO3S.
Cs2S(T) + 2O2 = Cs2SO4(выше 500° C).
Cs2S(p) + (л - 1)S = Cs2(S,)[кип.].
Cs2S + H2S (насыщ.) = 2CsHS.
Cs2(S„) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2) ЦЕЗИЯ
Смесь Cs2(Se) (л = 2, 3, 5, 6) имеет желто-бурую окраску. Все Cs2(S„) — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы—темно-коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо растворяются в воде, в меиьшей степени (по сравнению с Cs2S) гидролизуются по аниону, раствор окрашен в темно-желтый цвет. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение см. 86s’.
ZM = 460° C.t™ = 217° C.tm = 210° C.t„ = 185° C.ZM = 460° C.t™ = 217° C.tm = 210° C.t„ = 185° C.Cs2(S2): A/r = 329,94;
ZM = 460° C.
t™ = 217° C.
tm = 210° C.
t„ = 185° C.
ZM = 460° C.
t™ = 217° C.
tm = 210° C.
t„ = 185° C.
Cs2(S3): Mt = 362,01;
Cs2(S5): Mt = 426,14;
Cs2(S6): Mt = 458,21;
1.2.1.2.Cs2(S,) = Cs2S + (л - 1 )SCs2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + S2", S2" + H2O<=» HS; + OH"; pKo = 8,30 (л = 5).Cs2(S,) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St + (л - l)SiCs2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + H2S„ 2Cs2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = 2л8 (коллоид) + 4CsOHCs2(S,) = Cs2S + (л - 1 )SCs2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + S2", S2" + H2O<=» HS; + OH"; pKo = 8,30 (л = 5).Cs2(S,) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St + (л - l)SiCs2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + H2S„ 2Cs2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = 2л8 (коллоид) + 4CsOH(выше 600° С).(выше 600° С).(комн.), (-15° С).(комн.), (-15° С).(на свету).(на свету).
1.
2.
1.
2.
Cs2(S,) = Cs2S + (л - 1 )S
Cs2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + S2", S2" + H2O<=» HS; + OH"; pKo = 8,30 (л = 5).
Cs2(S,) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St + (л - l)Si
Cs2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + H2S„ 2Cs2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = 2л8 (коллоид) + 4CsOH
Cs2(S,) = Cs2S + (л - 1 )S
Cs2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + S2", S2" + H2O<=» HS; + OH"; pKo = 8,30 (л = 5).
Cs2(S,) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St + (л - l)Si
Cs2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + H2S„ 2Cs2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = 2л8 (коллоид) + 4CsOH
(выше 600° С).
(выше 600° С).
(комн.), (-15° С).
(комн.), (-15° С).
(на свету).
(на свету).
Fr — ФРАНЦИЙ
Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 223Рг (период полураспада 22 мин). Самый реакционноспо-
собный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Нг- Катион Fr+ в водном растворе бесцветен. В литосфере Земли образуется при радиоактивном распаде урана и актиния. Синтезирован бомбардировкой ядер урана протонами или ядер радия нейтронами. Выделены соединения РгС1С>4 и Fr2[PtCU] методом соосаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Мх = 223,020;d = 2,3 + 2,5;1^ = 21° С; <„„„ = 660° С.
ЭЛЕМЕНТЫ ПА-ГРУППЫ
БЕРИЛЛИЙ
Be —БЕРИЛЛИЙ
Светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и азотной кислотах. Восстановитель, реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметаллами, аммиаком, оксидами металлов. Получение см. 9012, 959'10, 9б9.
М, = 9,012; </=1,85; г™ =1287° С; ?Кип = 2507° С.
1.2.3.4.5.6.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.7.8.9.10.2Ве + ЗН2О — ВеО4. + Ве(ОН)24. + 2HzT(кип.).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
7.
8.
9.
10.
Be + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + Н2Т,
ЗВе + 8HNO3 (разб., гор.) = ЗВе(МОз)2 + 2NOt + 4Н2О.
Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Be(OH)4] + H2t,
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2(400—500° C).
2Be + O2 = 2BeO(900° С, сгорание на воздухе).
Be + E2 = BeE2 (комн., E = F; 250° С, E = Cl; 480° С, E = Br, I). Be + S = BeS (1150°C), 3Be + N2 = Be2N2 (700—900° C), 2Be + С (графит) = Be2C (1700—1900° С, вак.). Be + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2t.
3Be + 2NH3 = Be3N2 + 3H2
Be + C2H2 = BeC2 + H2 Be + MgO = BeO + Mg
(500—700° C).(400—450° C).(1075° C).(500—700° C).(400—450° C).(1075° C).BeO —ОКСИД БЕРИЛЛИЯ
(500—700° C).
(400—450° C).
(1075° C).
(500—700° C).
(400—450° C).
(1075° C).
Бромеллит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе О2 и водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно адсорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами и щелочами, кислотными и оснбвными оксидами. Легко фторируется, восстанавливается магнием и углеродом. Получение см. 91', 92', 93', 94'.
Mr = 25,01; </=3,015; <„л = 2580°С; <кип = 4260° С.
1. ВеО + 2НС1 (конц.) = ВеС12 + Н2О,
ВеО + H2SO4 (конц.) = BeSO4l + Н2О.
2. ВеО + 2NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na2[Be(OH)4],
ВеО + 2NaOH = Na2BeO2 + НгО
(250—300° С).
3. ВеО + 2Na2O = Na4BeO3
(500° С).
4. ВеО + 2HF(r> = BeF2 + Н2О
ВеО + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + Н2О.
(220° С),
5. ВеО + 2NH4(HF2) = (NH4)2[BeF4] + Н2О
(100—200° С).
6. 2ВеО + 2F2 = 2BeF2 + О2
(выше 400° С).
7. 2ВеО + ЗС (графит) = Ве2С + 2СО
(1800—1930° С).
8. ВеО + С (графит) + С12 = ВеС12 + СО
(700—900° С).
9. 2ВеО + CS2 = 2BeS + СО2
(650—700° С).
10. 2ВеО + SiO2 = Be2SiO4 фенакит
(1500—1600° С).
11. ВеО + А12О3 = (ВеА12)О4 хризоберилл
(1400° С).
12. ВеО + Mg = MgO + Be
(700—800° С).
91. Ве(ОН)2 — ГИДРОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бехоит. Белый, аморфный или кристаллический, при нагревании разлагается. В кристаллическом виде малореакционноспособный. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Легко образует фторо- и карбонатокомплексы. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 89 , 945'6, 964'5.
М,= 43,03;</=1,92.
Ве(ОН)2 = ВеО + Н2О(200—800° С).
Ве(ОН)дт) + 4Н2О<=* [Ве(Н2О)4]2+ + 2ОН"; рПР25 = 21,10.
Ве(ОН)2(т) + 4Н2О<=± [Ве(ОН)4]2 + 2Н3О+; рПР25 = 29,68.
Ве(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВеС12 +2Н2О.
Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4], Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О(200—300° С).
2Ве(ОН)2 + СО2 = Be2CO3(OH)2i + Н2О.
Ве(ОН)2 + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н2О, Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2О.
ВеСОэ — КАРБОНАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в холодной воде. Не переводится в раствор действием СО2. Разлагается горячей
водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов щелочных металлов и аммония. Получение см. 95 .
М, = 69,02.
ВеСОз = ВеО + СО2(выше 180° Q.
ВеСОз • 4Н2О = ВеСОз + 4Н2О(100° С, вак.).
2ВеСОз + Н2О (гор.) = Ве2СОз(ОН)21 + СО2Т.
ВеСОз + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + СО2Т + Н2О.
ВеСОз + 4HF (конц.) = Н2[Вер4] + СО2Т + Н2О.
ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Na2[Be(OH)4] + Na2CO3.
ВеСОз(т> + (N Н4)2СОз (конц.) = (NH4)2[Be(CO3)2](p).
Be(NO3)2 — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образованием осадка оснбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 892, 947.
Мт = 133,02; ks = 106,6(М), 177,8(6О).
8Be(NO3)2 = 2[Be4(NO3)6O] + 4NO2 + О2(125° С, вак.),
2Be(NO3)2 = 2ВеО + 4МО2 + О2(выше 1000° С).
24[Be(NO3)2 • 4Н2О] = 6[Be4(NO3)6O] + 8HNO3 + 4NO + ЗО2 + 92Н2О
(100° С).
Be(NO3)2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2NOJ (в разб. НМО3), [Ве(Н2О)4]2+ + Н2О<=* [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + Н3О+; рКк = 5,70, 3[Ве(Н2О)з(ОН)]+<=? [Вез(Н2О)б(ОН)з]3+ + ЗН2О.
Be(NO3)2 + Н2О (хол.) = Be(NO3)OHl + HNO3.
Be(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Ве(ОН)24- + 2NaNO3, Be(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaNO3-
Be(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Be(OH)2l + 2NH4NO3.
3Be(NO3)2 + 2Na2HPO4 (гор.) = Вез(РО4)24- + 4NaNO3 + 2HNO3.
Be(NO3)2 + NH4NO3 + Na3PO4 = Be(NH4)PCU + 2NaNO3.
BeSO4 — СУЛЬФАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не растворяется в концентрированной серной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 901, 954.
Мт = 105,07; d = 2,443; /„ = 540° С; к$ = 39,1(20), 67,2(8О).
BeSO4 = ВеО + SO3(547—600° С).
BeSO4 • 4H2O = BeSO4 + 4H2O(220—400° C).
BeSO4 (разб.) + 4H2O = [Be(H2O)4]2+ + SO^(в разб. H2SO4),
[Be(H2O)4]2+ + H2O<=> [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+; pK, = 5,70, 3[Be(H2O)3(OH)]+4Z^ [Вез(Н2О)6(ОН)з]3+ + 3H2O.
BeSO4 + 2HZO = Be2SO4(OH)zl + H2SO4(кип.).
BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)zl + Na2SO4, BeSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + Na2SO4.
BeSO4 + 2(NHs • HZO) [конц.] = Be(OH)24- + (NH4)2SO4.
BeSO4 + Ba(NO3)2 = Be(NO3)2 + BaSO4l.
BeFZ — ФТОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в кипящей воде и концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фторидами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электролитически. Получение см. 89s, 904'6, 98*.
М. = 47,01; d = 1,986; tm = 803° С; /«ип =1175° С; к, = 84,6(25).
BeF2 Н2О = BeF2 + Н2О(140—160° С, в токе HF).
BeFz (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2F~,
[Ве(Н2О)4]2+ + Н2О4=? [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + НзО+; рК, = 5,70,
[Ве(Н2О)4]2+ + F^z=* [Ве(Н2О)зР]+ + Н2О, IgK, = 6,00.
BeF2 + 2Н2О = Be(OH)2l + 2HFt(кип.).
ВеРдт) + H2SO4 (конц.) = ВеБОЛ + 2HFt.
BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2l + 2NaF, BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaF.
BeF2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Be(OH)2l +2NH4F.
BeF2 + 2MF (конц.) = M2[BeF4](M = H+, К+, NHJ),
BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2[BeF4]4-.
BeF2 + Ма2СОз = ВеСОз^ + 2NaF(комн., насыщение CO2).
BeF2 + Mg = Be + MgF2(700—750° C).
ВеР2(Ж). 3”ектролиз > Be J-(катод) + F2t (анод).
BeCh — ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок оснбвной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Получение см. 89s, 908.
М. = 79,92; d = 1,90; tnn = 415° С; Гта„ = 550° С; к, = 72,8<2О), 77,0(ЗО>.
BeCh • 4H2O = BeCl(OH) + HC1 + 3H2O(выше 176° C).
BeCh + H2O (гор.) = BeCl(OH)l + HC1, ЗВеС12 (конц.) + 6H2O<=* 2[Be(H2O)3Cl]+ + [ВеС14]2(в конц. HC1).
BeCh (разб.) + 4H2O (хол.) = [Be(H2O)4]2+ + 4СГ(в разб. HC1),
[Be(H2O)4]2+ + H2O<=? [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O; pK, = 5,70, 3[Be(H2O)3(OH)]+^=2 [Ве3(Н2О)е(ОН)3]3+ +3H2O.
BeCh + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2l + 2NaCl, BeCh + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaCl.
BeCh + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Be(OH)2l + 2NH4Cl.
BeCh + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2HC1.
BeCh + 4NaF (конц.) = Na2[BeF4]l + 2NaCl.
BeCh + 2LiH = BeH2l + 2L1C11(в эфире).
BeCl^) -2^2^ Bel (катод) + С12Т (анод).
Ве2С — КАРБИД ДИБЕРИЛЛИЯ
Желтовато-красный, очень твердый, при плавлении разлагается. Медленно гидролизуется во влажном воздухе, быстро — в горячей воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом, легко галогенируется. Получение см. 896, 907.
Мх = 30,04;^=1,90; tm = 2150° С (разл.).
Ве2С = 2Ве + С (графит)[выше 2150° С].
Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Ве(ОН)21 + СН4Т.
Ве2С + 4НС1 (разб.) = 2ВеС12 + СН4Т.
Ве2С + 4NaOH (конц.) + 4Н2О = 2Na2[Be(OH)4] + СН4Т.
Ве2С + 2Н2 = 2Ве + СН4(2000° С).
Ве2С + 2О2 = 2ВеО + СО2(600—700° С).
Ве2С + 4Ch = 2ВеС12 + CCL(выше 300° С).
(NH4)2|BeF4| — ТЕТРАФТОРОБЕРИЛЛАТ(И) АММОНИЯ
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 905, 957.
М, = 121,08; tm = 280° С (разл.); к, = 47,5(25).
(NH4)2[BeF4] = NH4[BeF3] + NH4F(280—320° С),
(NH4)2[BeF4] = 2NH4F + BeF2(800—1100° С).
(NH4)2[BeF4] (разб.) = 2NHJ+ [BeF4]2",
[BeF4]' + H20^=* [Ве(Н2О)РзГ + Г; рК„ = 2,26.
(NH4)2[BeF4] + 4НС1 (конц.) = ВеС12 + 2NH4C1 + 4HFT(кип.).
(NH4)2[BeF4] + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2(NH3 • H2O) + 4NaF.
МАГНИЙ
Mg —МАГНИЙ
Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воздухе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 100 , 105", 106*.
Л/г = 24,305;</=1,737; ?пл = 648° С; ?Кип=1095°С.
1. Mg + 2НгО (гор.) = Mg(OH)2l + Н2Т.
2. Mg + 2НС1 (разб.) = MgCh + Н2Т.
3. 4Mg + ЮНМОз (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2OT + 5H2O.
4. Mg + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2NH3t + H2t
5.
Mg + Н2 = MgH2
(175° C, p, кат. Mgl2).
6.
2Mg + О2 = 2MgO
3Mg + N2 = Mg3N2
(600—650° С, сгорание на воздухе), (780—800° С, сгорание на воздухе).
7.
Mg + Cl2 (влажн.) = MgCl2
(комн.).
8.
Mg + H2S = MgS + H2
(500° С).
9.
3Mg + 2NH3 = Mg3M2 + 3H2
(600—850° С).
10.
Mg + 2N2O4 = Mg(NO3)24- + 2NO
(150° С, вак., в этилацетате).
11.
4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO
2Mg + SiO2 = Si + 2MgO
(ниже 800° С, в атмосфере Н2), (1000° С).
100. MgO — ОКСИД МАГНИЯ
Жженая магнезия, периклаз. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде малореакцйонноспособный, не реагирует с водой. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом, кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Получение см. 99* 101', 102*. ЮЗ1'2, I041.
М, = 40,30;М, = 40,30;d = 3,62;d = 3,62;?„л = 2825° С; ZK„„ = 3600° С.?„л = 2825° С; ZK„„ = 3600° С.
М, = 40,30;
М, = 40,30;
d = 3,62;
d = 3,62;
?„л = 2825° С; ZK„„ = 3600° С.
?„л = 2825° С; ZK„„ = 3600° С.
(100—125° С).(выше 2000° С),(100—125° С).(выше 2000° С),
(100—125° С).
(выше 2000° С),
(100—125° С).
(выше 2000° С),
(1300° C).(800—1000° C).(до 20° C).(600—700° C).(1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe).(1300° C).(800—1000° C).(до 20° C).(600—700° C).(1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe).MgO + Ca = CaQ + Mg
(1300° C).
(800—1000° C).
(до 20° C).
(600—700° C).
(1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe).
(1300° C).
(800—1000° C).
(до 20° C).
(600—700° C).
(1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe).
MgO + С (кокс) + Ch = MgCh + CO
MgO + H2O2 (конц.) = MgO2l + H2O
2MgO + CS2 = 2MgS + CO2
MgO + M2O3 = (MgM2)O4 шпинели
Mg(OH)2 — ГИДРОКСИД МАГНИЯ
Брусит. Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами, кислотными оксидами. В жестких условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает СО2 из воздуха. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 991, ЮЗ, 104 , 1054.
М, = 58,32; d = 2,39; рПР25 = 11,17.
Mg(OH)2 = MgO + Н2О(350—480° С).
Mg(OH)2 + 2НС1 (разб.) = MgCh + 2Н2О.
2Mg(OH)2(T) + СО2 = Mg2CO3(OH)2 + Н2О(комн.),
Mg(OH)2 (суспензия) + 2COi = Mg(HCO3)2(p)(комн.).
Mg(OH)2 + 2NaOH (насыщ). - Na2[Mg(OH)4]l(100—110° C).
Mg(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCh + 2NH3t + 2H2O.
MgCO3 — КАРБОНАТ МАГНИЯ
Магнезит. Белый, при умеренном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах, концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СО2 в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCO3)2 (известный только в растворе), который определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор действием карбоната аммония. Получение см. 104*.
М, = 84,31; d = 3,037; ks = 0,18(2О); рПР25 = 5,10.
MgCO3 = MgO + СО2(350—650° С).
2(MgCO3 5Н2О) = М82СОз(ОН)2 + СО2 + 9Н2О(60-80° С).
2MgCO3 + Н2О (гор.) = Mg2CO3(OH)24- + CO2t,
Mg2CO3(OH)2 + СО2 = 2MgCO3 + H2O(180—220° С).
MgCO3 + 2НС1 (разб.) = MgCh + СО2Т + Н2О,
MgCO3 + (NH4)2SO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3t + CO2T + H2O (кип.).
MgCO2 + 2HF (конц., гор.) = MgF2J- + CO2t + Н2О.
MgCO3(T) + Н2О + СО2 «=> Mg(HCO3)2(p).
Mg(NO3)2 — НИТРАТ МАГНИЯ
Магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз
по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует со щелочами. Получение см. 993'10.
Л/г =148,31; d = 1,636 (кр.); ^ = 73,3(2О), 1 Ю,1(80).
2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2+O2(выше 300° С).
Mg(NO3)2 6Н2О = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5Н2О(выше 130° С).
Mg(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + 2NO3
[Mg(H2O)6]2+ + Н2О«=^ [Mg(H2O)5(OH)]+ + Н3О+; рКк = 11,42.
Mg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaNO3.
MgSO4 —СУЛЬФАТ МАГНИЯ
Эпсомит, или английская (горькая) соль (гидрат). Белый, разлагается выше температуры плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами. Вступает в реакции обмена. Обусловливает постоянную жесткость природных вод. Получение см. 94", Ю24.
Л/, = 120,37; </=2,66;г„л=1137°С; Ач = 35,1(20), 54,8е80’.
2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + О2(выше 1200° С).
MgSO4 ■ 7Н2О = MgSO4 + 7Н2О(200—330° С).
MgSO4 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + SO^"(pH < 7, см. ЮЗ3).
MgSO4 + H2SO4 (конц., хол.) = Mg(HSO4)2.
MgSO4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)24< + Na2SO4.
MgSO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Mg(OH)2i + (NH4)2SO4.
MgSO4 + M(C1O4)2 = MSO J + Mg(C104)2(M = Ca, Sr, Ba).
MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO34, + K2SO4 + H2O + CO2*
2MgSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2>l- + 2Na2SO4 + CO2T (кип.)
MgSO4 (насыщ.) + CaCrO4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO4i.
MgSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M2Mg(SO4)2 ■ 6H2O4, шени™ (M = K4,NH;).
MgCh — ХЛОРИД МАГНИЯ
Хлоромагнезит, бишофит (гидрат). Белый, плавится без разложения, перегоняется в токе Нг. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, аммиаком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обмена. Получение см. 992'47, 10025, 101 , Ю24.
М, = 95,21; </=2,32; /„„ = 714°С; Ьн„=1370°С; & = 54,8(2С), 65,8<80’.
MgCl2 6Н2О = MgCl2 + 6Н2О(100—200° С, ток НС1).
MgCl2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + 2СГ(pH < 7, см. ЮЗ3).
MgCl2 + Н2О (пар) = MgO + 2НС1(500° С).
MgCh + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2l + 2NaCl.
MgCh (насыщ.) + 2(NH3 • H20) [конц., гор.] = Mg(OH)2l + 2NH4C1.
MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OH)l.
MgCh + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор.) = CaMg(CO3)2l + 4KC1 + 2CO2T + + 2H2O.
MgCl2 + NH3 • H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4l + 2NaCl + H2O
(E = P, As).
MgCh (насыщ.) + KCl (насыщ.) +6H2O = KMgCh • 6H20l (карналлит).
MgCh + 6NHXr) = [Mg(NH3)6]Cl2.
MgCl^x)Mg (катод) + chi' (анод).
Mg3N2 —ДИНИТРИД ТРИМАГНИЯ
Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами.
Окисляется О2 воздуха при высоких температурах. Получение см. 99 ' .
Мг= 100,93;d=2,71.
Mg3N2 = 3Mg + N2(700—1500° С).
Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OH)2I + 2NH3T(кип.).
Mg3N2 + 8HC1 (разб.) = 3MgCh + 2NH4C1.
2Mg3N2 + 3O2 = 6MgO + 2N2(500—800° C).
Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМАГНИЯ
Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галогенами. Получение см. 99м.
М, = 76,70; d = 1,94; ?пл = 1085° С.
Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)2l + SiH4 Т(примеси Si„H2n+2, л > 1).
Mg2Si + 4НС1 (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2i + 4Н2Т (примесь SiH4), 2Mg2Si + 8НС1 = 4MgCh + Sil + 2H2T + SiH4t(комн., в эфире).
Mg2Si —SiH4, ЗьНгя+г(50—60° С, л > 1, примесь Н2).
-Mg3(PU4)2
Mg2Si + 2Ch = 2MgCh + Sil(30—40° С, в жидк. CC14).
Mg2Si + 4NH4Br = SiH4T + 2MgBr2 + 4NH3(в жидк. NH3).
КАЛЬЦИЙ
Ca —КАЛЬЦИЙ
Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими
неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель, реагирует с водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 109 , 110 , 117
М,= 40,078;</=1,54;?„„ = 842° С; tKm = 1495° С.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.Са + 2Н2О = Са(ОН)21 + Н2Т(комн.),
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
2Са + Н2О (пар) = СаО + СаН2(200—300° С).
Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2Т.
4Са + 10HNO3 (разб.) = 4Ca(NO3)2 + N2OT + 5Н2О, 4Са + ЮНМОз (оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О.
Са + Н2 = СаН2(500—700° С).
2Са + О2 = 2СаОСа + Е2 = СаЕ2 Са + S = CaS2Са + О2 = 2СаОСа + Е2 = СаЕ2 Са + S = CaS(выше 300° С, сжигание на воздухе), (комн., Е = F; 200—400° С, Е = Cl, Br, I).
2Са + О2 = 2СаО
Са + Е2 = СаЕ2 Са + S = CaS
2Са + О2 = 2СаО
Са + Е2 = СаЕ2 Са + S = CaS
(150° С).
(200—450° С, сжигание на воздухе),(200—450° С, сжигание на воздухе),ЗСа + N2 = СазМг
(200—450° С, сжигание на воздухе),
(200—450° С, сжигание на воздухе),
ЗСа + 2Р (красн.) = СазР2
Са + 2С (графит) = СаС2
Са + 6NH3(r) = [Са(МНз)б](е )дт> (желт.)
(350—450° С).(550° С), [комн.],(350—450° С).(550° С), [комн.],6Са + 2NH3(r) = Ca3N2 + ЗСаН2(600—650° С).
(350—450° С).
(550° С), [комн.],
(350—450° С).
(550° С), [комн.],
Ca + 6NHxx>= [Са(МНз)б] (син.)(-40° С, в атмосфере Аг],
Са + 2NH3<X) = Ca(NH2)2i + Н2Т(кат. Pt).
СаН2 — ГИДРИД КАЛЬЦИЯ
Белый, плавится без разложения в атмосфере Н2, при дальнейшем нагревании разлагается. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 1084, 1179.
Мт = 42,09; d = 1,90;?„л * 1000° С.
1.
СаН2 = Са + Н2
(выше 1000° С).
2.
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2Ф + 2Н2Т.
3.
СаН2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2Т.
4.
СаН2 + О2 = СаО + Н2О
(300—400° С).
5.
ЗСаН2 + N2 = Ca3N2 + ЗН2
(выше 1000° С).
6.
2СаН2 + TiO2 = 2СаО + Ti + 2Н2
(750° С).
7.
ЗСаН2 + 2КС10з = 2КС1 + ЗСаО + ЗН2О
(450—550° С).
8.
СаН2 + H2S = CaS + 2Н2
(500—600° С).
ПО. СаО —ОКСИД КАЛЬЦИЯ
Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1085, 1094 ИЗ1.
Mr = 56,08: </=3,35; /ПЛ»2614ОС; <кип = 2850°С.
СаО + Н2О = Са(ОН)2(комн.).
СаО + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2О.
3. СаО + 2HF (разб.) = CaF24, + Н2О.
4. ЗСаО + 2Н3РО4 (разб.) = Са3(РО4)21 + ЗН2О.
5.
СаО + СО2 = СаСОз
(комн.).
6.
СаО + SiO2 = CaSiO3 волластонит
(1100—1200° С).
7.
СаО + Т1О2 = (СаТ1)Оз перовскит.
(900—1100° С).
8.
4СаО + 2Сг20з + ЗО2 = 4СаСгО4 хроматит
(600—700° С).
9.
2СаО + 2С12 = 2СаС12 + О2
(700° С),
СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО
(1900—1950° С).
10.
4СаО + 2А1 = ЗСа + (СаА12)О4
(1200° С).
11.
СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2
(700° С).
111. СаО2 — ПЕРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с холодной водой. Полностью разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Сильный окислитель в реакциях при спекании. Получение см. 11213.
М,- 72,08;</=2,92.
1.
2СаО2 = 2СаО + О2
(250—380° С).
2.
СаО2-8Н2О = СаО2 + 8Н2О
(130° С, вак.).
3.
СаО2 + 2Н2О (гор.) = Са(ОН)21 + Н2О2
(50—60° С),
2СаО2 + 2Н2О = 2Са(ОН)21 + О2Т
(кип.).
4.
СаОг + 2НС1 (конц., хол.) = CaCh + Н2О2.
5.
4СаОг + 2СггОз + О2 = 4СаСгО4
(500° С).
112. Се(ОН)2 — ГИДРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Гашеная известь, портландит. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в воде, (образуется разбавленный щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1081, 109, НО1.
Мт = 74,09; d = 2,08; к, = 0,160(М), 0,092(М).
(520—580° С).(100° С, р\(520—580° С).(100° С, р\Са(ОН)2 = СаО + Н2О
(520—580° С).
(100° С, р\
(520—580° С).
(100° С, р\
Са(ОН)2 ■ (0,5—1)Н2О I <=? Са(ОН)2(т) + (0,5— 1)Н2О(Ж)
Са(ОН)2 (оч. разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2ОН .
Са(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2О, Са(ОН)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4l + 2Н2О.
ЗСа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Ca3(PO4)2i + 6Н2О, Са(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = СаНРО41 + 2Н2О.
Са(ОН)2 + ЕО2 = CaEOji + Н2О(Е = С, S),
Са(ОН)2 (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕОз)2(Р).
Са(ОН)2 + 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н2О.
Са(ОН)2 + 2В(ОН)з = Са(ВО2)21 + 4Н2О(кип.).
Са(ОН)2 + СО = СаСОз + Н2(400° С).
2Са(ОН)2 (суспензия, хол.) + 2С12 = Са(С1О)2 + СаС12 + 2Н2О, Са(ОН)2 (суспензия, гор.) + 6С12 = Са(С10з)2 + 5СаС12 + 6Н2О.
Са(ОН)2 (суспензия) + 2NaC10 (хол.) = Ca(C10)2i + 2NaOH.
ЗСа(ОН)2 + 6Н2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2)2 + 2РН3Т (40—50° С). 13. Са(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = СаО21 + 2Н2О(40 50° С).
СаСОз — КАРБОНАТ КАЛЬЦИЯ
Кальцит (тригональный), арагонит (ромбический). Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СО2. Практически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО2, образуется гидрокарбонат Са(НСОз)2 (известный только в растворе), который определяет временную жесткость природных вод. Получение см. 1105, 1126, 1176.
М, = 100,09; d = 2,93; /пл = 1242° С(р); рПР25 = 8,36.
1.
СаСОз = СаО + СО2
(900—1200° С).
2.
СаСОз + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2Т + Н2О.
3.
СаСОз + 2HF (разб.) - CaF24- + СО2Т + Н2О. комн. х
4.
СаСО^т) + Со2 + Н2иСа(НСОз)2(р).
5.
СаСОз + SiO2 = СаБЮз + СО2
(800° С).
6.
СаСОз + 2NH, = СаСМ2 + ЗН2О
(700—900° С).
7.
СаСОз + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH3 + Н2О + СО2
(кип.).
8.
СаСОз + H2S = CaS + Н2О + СО2
(900° С).
9.
СаСОз + С (кокс) = СаО + 2СО
(800—850° С).
114. Ca(NO3)2 — НИТРАТ КАЛЬЦИЯ
Известковая (норвежская) селитра, нитрокальцит (гидрат). Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворяется в азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1083, 1 183.
М, = 164,09; d = 2,36; ?„л = 561° С (разл.); к, = 129,3(20), 358,7(80).
(450—500° С),(450—500° С),1. Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + О2
(450—500° С),
(450—500° С),
2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + 02(выше 561 ° C).
Ca(NO3)2 • 4H2O = Ca(NO3)2 + 4H2O(60—100° C).
Ca(NO3)2 (разб.) + 6H2O = [Ca(H2O)6]2+ + 2NOJ(pH 7).
Ca(NO3)2 + 4H° (Zn, разб. HC1) = Ca(NO2)2 + 2H2O.
3Ca(MO3)2 + 2Na2HPO4 = Ca3(PO4)2l + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип.).
5Ca(NO3)2 + 3(MH4)2HPO4 + 4(NH3 • H2O) [разб.] = Са5(РО4)3ОНФ +
+ 10NH4NO3 + 3H2O(кип.).
CaSO4 —СУЛЬФАТ КАЛЬЦИЯ
Ангидрит, гипс (дигидрат), бассанит, или жженый гипс (гемигидрат). Белый. Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается. Мало растворяется в воде; растворимость повышается в присутствии NaCl, MgCl2, хлороводородной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Восстанавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость природных вод. Получение см. 1047, 1124, 1 17 .
М, = 136,14, d = 2,96; tm = 1450° С (разл.); к, = 0,206<М), 0,102(80,.
1. 2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2(выше 1450° С).
100—128° С
2.
CaSO4 2Н2О<-^^> CaSO4 • 0,эН2О + 1,5Н2О,
CaSO4 0,5Н2О = CaSO4 + 0,5Н2О
(163—200° C).
3.
CaSO4 + H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2.
4.
CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2
(900° C).
5.
CaSO4 + 4CO = CaS + 4СО2
(600—800° C).
6.
CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = CaCO34- + Na2SO4.
116. СаР2 —ФТОРИД КАЛЬЦИЯ
Флюорит. Белый. Плавится без разложения. Не растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не образует. Химически пассивный, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. 1086, НО3, ИЗ3, 1177.
Мх = 78,07; d=3,18; im=1419°C; рПР25 = 10,40.
СаР2 + Н2О (пар) — СаО + 2HF(выше 800° С),
СаРд*> + Н2О (пар) + SiO2 = CaSiO3 + 2HF(1450° С).
СаР2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFT(130—200° С).
СаРдт) + 2HF (конц.) + 6Н2О (хол.) = Са(НР2)2 • 6Н20ф.
СаС12 — ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ
Гидрофилит, антарктицит (гексагидрат). Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо раство-
ряегся в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 110,113.
М,= 110,98;d=2,51; rm = 782°C;
Гкип = 1960° С;к,= 74,5<20), 147,0(80).
СаС12 6Н2О = СаС12 + 6Н2О(200—260° С).
СаС12 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)бГ + 2СГ(pH 7).
СаС12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1(выше 425° С).
СаС12<т) + H2SO4 (конц.) = CaSO44- + 2НС1Т(кип.).
CaCI2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2J- + 2NaCl.
СаС12 + Na2CO3 = CaCOji + 2NaCl.
CaCl2 + 2NH4F = CaFj + 2NH4C1.
CaCh + K2SO4 = CaSO4 + 2KC1(800° C).
CaCl2 + H2 = CaH2 + 2HC1(600—700° С; кат. Pt, Fe, Ni).
3CaCl2 + 2A1 = ЗСа + 2А1С1з(600—700° C).
CaCl^*)ca (катод) + C12T (анод).
CaS — СУЛЬФИД КАЛЬЦИЯ
Ольдгамит. Белый, при плавлении разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах. Восстановитель. Получение см. 1087, 1098, ИЗ8,1154'5.
М, = 72,14; d=2,59; Гпл « 2450° С (разл ); ^ = 0,02(М).
CaS = Са + S(выше 2450° С).
CaS + 2Н2О = Ca(OH)2l + H2ST(кип.).
CaS + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2ST, CaS + 4HNO3 (конц.) = Са(МО3)2 + SJ- + 2NO2T + 2Н2О.
CaS + СО2 + Н2О = СаСО34- + H2ST.
CaS(r) + H2S (насыщ.) = Са(Н5)др)(комн.).
CaS + 2О2 = CaSO4(700—800° С).
Са3Р2 — ДИФОСФИД ТРИКАЛЬЦИЯ
Красно-коричневый, плавится под избыточным давлением фосфора. Медленно разлагается во влажном воздухе, быстро — при прокаливании. Гидролизуется водой, разлагается разбавленными кислотами. Окисляется фтором, кислородом. Получение см. 108®, 3374.
М,- 182,18;d=2,51; /пл « 1600° С (р).
2Са3Рг = 6Са + 2Р2(выше 1250° С).
Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)2Ф + 2РН3Т(примеси Р2Н4, Н2).
СазР2 + 6НС1 (разб.) = ЗСаС12 + 2РН3Т.
(150° С).(150° С).Са3Р2 + 2Н3РО4 (разб.) = Са3(РО4)2 + 2РН3Т.
(150° С).
(150° С).
Са3Р2 + 4О2 = Са3(РО4)2
СаС2 — АЦЕТИЛЕНИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — карбид кальция — буро-черный из-за примеси угля). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой с выделением ацетилена, реагирует с кислотами. Восстановитель. Получение см. 108 , НО , 214 .
М, = 64,10; d = 2,22; /пл = 2160°С.
СаС2 = Са + 2С (графит)[выше 2200° CJ.
СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2Ф + С2Н2Т.
СаС2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + С2Н2Т.
СаС2 + Н2 = Са + С2Н2(выше 2200° С).
2СаС2 + 5О2 = 2СаО + 4СО2(700—900° С, примесь СаСО3).
СаС2 + 5С12 = СаС12 + 2СС14(выше 250° С).
СаС2 + N2 = Ca(CN)2(300—350° С),
СаС2 + N2 = CaCN2 + С (графит)[ 1000— 1150° С].
2СаС2 + N2 + 2NH3 = 2CaCN2 + С2Н2 + 2Н2(800—900° С).
СТРОНЦИЙ
121.8г —СТРОНЦИЙ
Щелочноземельный металл. Светло-желтый, ковкий. На воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-красный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами при нагревании. Сильный восстановитель; окисляется водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 1227' 1276’7, 1281.
М, = 87,62; d = 2,630; ?пл = 768° С; /кип=1390°С.
Sr + 2Н2О - Sr(OH)24-+ Н2Т(комн.),
2Sr + Н2О (пар) = SrO + SrH2(200—300° С).
Sr + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2.
4Sr + 10HNO3 (разб.) = 4Sr(NO3)2 + N2OT + 5Н2О, 4Sr + I0HNO3 (оч. разб.) = 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Sr + H2 = SrH2(200—500° С).
Sr + O2 = 2SrO(выше 250° С, сжигание на воздухе).
Sr + Cl2 = SrCl2(200—400° C).
3Sr + N2 = Sr3N2(450—500° С, сжигание на воздухе).
Sr + 2C (графит) = SrC2(550° C).
6Sr + 2NHXr) = Sr3N2 + 3SrH2(600—650° C).
[-40° С, в атмосфере Ar], (кат. Pt).[-40° С, в атмосфере Ar], (кат. Pt).
[-40° С, в атмосфере Ar], (кат. Pt).
[-40° С, в атмосфере Ar], (кат. Pt).
Sr + 6NHXM) = [Sr(NH3)6] (син.) Sr + 2NHX«) = Sr(NH2)24- + H2
SrO—ОКСИД СТРОНЦИЯ
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температурах. Реагирует с водой (образует щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1215, 123', 124* , 126*.
Л/г= 103,62; d=5,02; rM = 2650° С; /кип * 3000° С.
SrO + Н2О = Sr(OH)2(комн.).
SrO + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2О.
SrO + 2HF (разб.) = SrF2l + Н2О.
3SrO + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4)2i + ЗН2О.
SrO + СО2 = SrCO3(комн.).
2SrO + О2 = 2SrO2(400° С, р).
4SrO + 2А1 = 3Sr + (SrAl2)O4(1200° С).
Sr(OH)2 — ГИДРОКСИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, образует разбавленный щелочной раствор. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 121', 122*, 1254.
М, = 121,63; d = 3,625; /пл = 460° С; к., = 0,81(20), 8,3<8О).
1.
Sr(OH)2 = SrO + Н2О
(500—850° С).
2.
Sr(OH)2 8Н2О = Sr(OH)2 + 8Н2О
(100° С, вак.).
Sr(OH)2 (оч. разб.) + иН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2ОН"
Sr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + 2Н2О.
Sr(OH)2 + H2SO4 (конц.) = SrSO44- + 2Н2О.
3Sr(OH)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4)2J- + 6Н2О.
(п = 6 + 8).
7.
8.
9.
Sr(OH)2 + ЕО2 = SrEO34- + Н2О
Sr(OH)2 + 2ЕО2 = S^HEOj)^).
Sr(OH)2 + 2HF (конц.) = SrF2l + 2Н2О.
Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H2S(r) = SrSl + 2Н2О.
(Е = С, S),
124. SrCOj — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ
Стронцианит. Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится при избыточном давлении СО2. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО2. Получение см. 1237, 1264.
М, = 147,63; d = 3,70; I™ = 1497° С (р); рПР25 = 9,28.
SrCO3 = SrO + CO2(1100-1200° C).
SrCO3 + 2HC1 (разб.) = SrCh + CO2T + H2O.
SrCO3 + 2HNO3 (конц.) = Sr(MO3)2 + 2H2O + CO2T.
SrCOXl) + COz + H2O (хол.)^=^ Sr(HCO3)2(p).
SrCO^T) + 2NH4Cl (конц.) = SrCl2 + 2NH3t + H2O + CO2T(кип.).
SrCO3 + H2S = SrS + CO2 + H2O(900—1000° С, в токе Hz).
SrCO3 + С (кокс) = SrO + 2СО(800—850° С).
Sr(NO3)z — НИТРАТ СТРОНЦИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. В кислом растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1213, 1243, 1287.
Mr=211,63; d = 2,99; zm = 570° С (разл.); к, = 70,4у0), 98(6О).
Sr(NO3)z = Sr(NO2)2 + О2(450—500° С),
2Sr(NO3)2 = 2SrO + 4NO2 + O2(выше 570° С).
Sr(MO3)2 4Н2О = Sr(NO3)2 + 4Н2О(100° С).
Sr(NO3)2 (разб.) + мН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2NO3(л = 6 ^ 8, pH 7).
Sr(NO3)2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)24- + 2NaNO3 (комн.). 5. Sr(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Sr(NO2)2 + 2H2O.
Sr(NO3)2 + (NH4)2CrO4 = SrCrO44- + 2NH4NO3.
SrSO4 — СУЛЬФАТ СТРОНЦИЯ
Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном давлении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии SrCh). Малореакционноспособный; не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной кислоты), щелочами. Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1235, 1274, 1286.
М, = 183,68; d = 3,96; z„„ = 1500° С (р); к, = 0,013<20), 0,011<95).
2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + О2(выше 1300° С).
SrSO^, + H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4)2(p).
SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2CO + CO2(800—1100° C).
SrSO4 + Na2CO3 (конц.) = SrCO3; + Na2SO4.
SrCh — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 121 , 1234, 1242.
М, = 158,53; d = 3,052; 1ПЛ = 873° С; ks = 53,1(20), 93,1<80).
SrCl2 6Н2О = SrCl2 + 6Н2О(100—250° С).
SrCh (разб.) + иН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2СГ(л = 6 4- 8, pH 7).
SrCl2 + 2Н2О (пар) = Sr(OH)2 + 2НС1(до 500° С).
8гС1ад + H2SO4 (конц.) = SrSOj + 2НС1Т(кип.).
SrCl2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaCl(комн.).
3SrCl2 + 2А1 = 3Sr + 2А1С13(600—700° С).
SrCly*) —^^^* Sr (катод) + С12Т (анод).
SrS — СУЛЬФИД СТРОНЦИЯ
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой, кислотами. Восстановитель. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. 1239, 1246, 1263.
М, = 119,69; d = 3,65; Гпл * 2000° С (разл.).
SrS = Sr + S(выше 2000° С).
SrS + 2Н2О = Sr(OH)24- + H2ST(кип).
SrS + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2$Т,
SrS + 4HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + Sj- + 2NO2T + 2H2O.
SrS(T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)2<P).
SrS + CO2 + H2O = SrCO3i + H2ST.
SrS + 2O2 = SrSO4(700—800° C).
БАРИЙ. РАДИЙ
Ba —БАРИЙ
Щелочноземельный металл. Серебристо-белый, ковкий, пластичный. На воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в желто-зеленый цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, сероводородом, аммиаком. Получение см. 1301, 131 .
М, = 137,327; d = 3,60; Глл = 727° С; гкип * 1860° С.
Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2Т(комн.).
Ba + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2Т.
4Ва + 10HNO3 (разб.) = 4Ba(NO3)2 + N2OT + 5Н2О,
4Ва + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ba(NO3)2 + NH4NO3 + ЗНгО.
Ва + Н2 = ВаН2(150—300° С).
ЗВа + 2О2 = 2ВаО + ВаО2(до 500° С, сгорание на воздухе),
2Ва + 02 = 2ВаО(выше 800° С).
Ва + Е2 = ВаЕ2(100-150° С; Е = F. Cl, Br, 1).
Ba + S = BaS(150° С).
ЗВа + N2 = Ba3N2(200—460° С, сгорание на воздухе).
Ba + 2С (графит) = ВаС2(500° С).
Ba + H2S = BaS + Н2(выше 350° С).
6Ва + 2NHXr) = Ba3N2 + ЗВаН2(600—650° С).
Ba + 6NH3W = [Ba(NH3)6] (син.)[-40° С, в атмосфере Аг],
Ba + 2NHXx) = Ba(NH2)2 + Н2(кат. Pt).
2Ва + ЗСО2 = 2ВаСО3 + С(графит)[комн.].
ВаН2 — ГИДРИД БАРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 129 .
М,= 139,34; d = 4,15;?„л = 675° С (разл.).
1.
ВаН2 = Ва + Н2
(выше 675° С).
2.
ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2Н2Т.
3.
ВаН2 + 2НС1 (разб.) = ВаСЬ + 2Н2Т.
4.
ВаН2 + О2 = ВаО + Н2О
(150 200° С).
5.
ЗВаНг + N2 = BasNz + ЗН2
(400—450° С).
6.
. ЗВаН2 + 2КС10з = 2KCI + ЗВаО + ЗН2О
(350 -400° С).
131. ВаО —ОКСИД БАРИЯ
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет осндвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1295, 132', 1341' , 135'.
М,= 153,33; </=5,72; ;пл« 2020°С.
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2.
ВаО + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2О.
(до 500° С), (комн). (1200° С), (1100—1200° С).(до 500° С), (комн). (1200° С), (1100—1200° С).2ВаО + О2 = 2ВаО2
(до 500° С), (комн). (1200° С), (1100—1200° С).
(до 500° С), (комн). (1200° С), (1100—1200° С).
ВаО + СО2 = ВаСО3
ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ва ЗВаО + 2А1 = 2Ва + (ВаА12)О4
ВаО2 — ПЕРОКСИД БАРИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде. Полностью гидролизуется теплой водой, разлагается кипящей водой, кислотами. В растворе проявляет окислительно-восстановительные свойства. Сильный окислитель в реакциях при сплавлении. Получение см. 1295, 1313, 133*.
Mt = 169,33; d = 4,96; U = 450° C (p); k, = 0,168(2O).
2BaO2 = 2BaO + O2(выше 790° c>-
BaO2 8H2O = BaO2 + 8H2O(100° С, вак ).
ВаОад + 9H2O <=? [Ba(H2O)8]2+ + HO2 + OH",
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2(50—60° C),
2BaO2 + 2H2O = 2Ba(OH)2 + O2t(кип).
BaO2 + 2HC1 (конц., хол.) = ВаС12 + H2O2.
ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSO4l + Fe2(SO4)3 + 2H2O.
BaO2 + Hg^Oj)^, = Ba(MO3)2 + Hgol + O2t.
BaO2 + 2KOH + 2K3[Fe(CN)6l = Ba(OH)2 + 2K4[Fe(CN)6] + O2t.
4BaO2 + 2Cr2O3 + O2 = 4BaCrO4(700—900° C).
BaO2 + O2 =Ba(O2)2(до 100° C, p).
BaO2 + 2O3 = Ba(O3)2+ O2(-80° С, в жидк. CC12F2).
Ba(OH)2 —ГИДРОКСИД БАРИЯ
Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильиощелочной раствор. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1291, 131', 1383.
М. = 171,34; d = 4,5; tm = 408° С; к, = 3,89(2О), 101,4<80).
Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О(780—800° С).
Ва(ОН)2 • 8Н2О = Ва(ОН)2 + 8Н2О(125—130° С, вак.).
Ва(ОН)2 (разб.) + 8Н2О = [Ba(H2O)g]2+ + 2ОН".
Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2О, Ва(ОН)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2Н2О.
Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF2l + 2Н2О.
ЗВа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Ва3(РО4)21 + 6Н2О, Ва(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = ВаНРО41 +2Н2О.
Ва(ОН)2 + ЕО2 = ВаЕО34. + Н2О(Е = С, S),
Ва(ОН)2 + 2ЕО2 = Ва(НЕО3)2.
Ва(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = ВаО24- + 2Н2О(0° С).
Ва(ОН)2 + 2H2S (насыщ.) = Ba(HS)2 + 2Н2О, Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2Н2О.
Ва(ОН)2 + К2СгО4 = ВаСгО41 + 2КОН.
Ва(ОН)2 + MnS2O6 = BaS2O6 + Mn(OH)2l(40—70° С).
Ва(ОН)2 (насыщ.) + 2МН4СЮ3 (конц.) = Ва(С1О3)2 + 2NH3t + Н2О (кип.).
ВаСО3 —КАРБОНАТ БАРИЯ
Витерит. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением СО2. Не растворяется в воде. Частично переводится в
раствор избытком СО2. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см. 1314, 1337, 1375, 138".
Л/г= 197,34; d=4,43; zM = 1555° С (р); рПР25 = 8,31.
ВаСОз = ВаО + СО2(1000—1450° С).
ВаСОз + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + СО2Т + Н2О.
ВаС0з(т) + Н2О (хол.) + СО2<=^ Ва(НСОз)г(р).
ВаСОз + 2HF = BaF2 + СО2 + Н2О(900—1100° С),
ВаСОз + H2S = BaS + СО2 + Н2О(1000° С, в токе Н2).
ВаСОз + С (кокс) = ВаО + 2СО(выше 1000° С).
Ba(NO3)2 — НИТРАТ БАРИЯ
М,= 261,34;М,= 261,34;Баритовая селитра, нитробарит. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщенных растворах хлорида и нитрата кальция, не растворяется в концентрированной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1293, 1387.
М,= 261,34;
М,= 261,34;
d = 3,23; г„л = 594° С (разл.);к, = 9,05<2°\ 26,64<80).
Ba(NO3)2 = Ba(NO2)2 + О2(594—620°С),
2Ba(NO3)2 = 2ВаО + 4NO2 + О2(620—670°С).
Ba(NO3)2 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ +2NO3(pH7).
Ba(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ва(МО2)2 + 2Н2О.
Ba(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4J- + 2HNO3.
ЗВа(МОз)2 + 2Na2HPO4 = Ваз(РО4>24- + 4NaNO3 + 2HNO3(кип.).
BaSO4 — СУЛЬФАТ БАРИЯ
Барит. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малореакционноспособный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1ЗЗ4, 137s.
М, = 233,39; d = 4,50; tm = 1580° С (разл.); рПР25 = 9,74.
2BaSO4 — 2ВаО + 2SO2 + О2 (выше 1580° С). BaSO^) + H2SO4 (kohu.)4ZZ^ Ba(HSO4)2(p) (20—50° С). BaSO4 + 2NaOH (конц., хол.)4=* (BaOH)2SO4(p) + Na2SO4 (20—40° C). BaSO4 + 40 (кокс) = BaS + 4CO (1100— 1200° C). BaSO4 + 4CO = BaS + 4CO2 (600—800° C), BaSO4 + 4H: = BaS + 4H2O (900—1000° C).
ВаС12 —ХЛОРИД БАРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте. Не растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1ЗЗ4, 1342, 138 .
М,= 208,23; d = 3,856; tm = 961° С; к$ = 36,2(2О), 52,2(80).
ВаС12 2Н2О = ВаС12 +2Н2О(выше 113° С).
ВаС12 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2СГ(pH 7).
ВаС12 + Н2О (пар) = ВаО + 2НС1(900—950° С).
BaCl^T) + H2SO4 (конц.) = BaSO44- + 2НС1Т(кип.).
ВаС12 + Na2SO4 = Ва8О4Ф + 2NaCl,
ВаС12 + Na2CO3 (конц.) = BaCOji + 2NaCl.
ВаС12 + 6Н2О -^2^ 6H2t (катод) + Ва(С1О3)2 (анод).
BeS — СУЛЬФИД БАРИЯ
М, = 169,39;М, = 169,39;Белый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по аииоиу). Разлагается в кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде кислородом. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. 129710, 1344, 1364,5.
М, = 169,39;
М, = 169,39;
d = 4,36; 1пл * 2000° С (разл.);
ks = 7,86(2О), 49,91(80).
BaS = Ba + 8(выше 2000° С).
BaS (насыщ.) + 14Н2О^=> Ba(HS)2 4H2Oi + Ва(ОН)2 8H2Oi (комн.).
BaS(T) + 2Н2О (пар)'= Ва(ОН)2 + H2S(450° С, в токе СО2).
BaS (разб.) + 2Н2О = Ва(ОН)2 + H2ST(кип).
BaS (разб.) + 8Н2О (хол.) = [Ва(Н2О)8]2+ + S2", S2" + Н2О^==» HS" + ОН"; р^о = 1,09.
BaS + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + H2St.
BaS + 4HNOj (конц.) = Ba(NO})2 + 84- + 2NO2T + 2НгО(кип.).
BaS + O2 = BaSO4(1000— 1050° C).
BaS (насыщ.) + СаС12 (насыщ.) = CaS4- + BaCl2.
BaS + H2S (иасыщ.) = Ba(HS)2.
BaS + H2O + CO2 = BaCO3i + H2ST, 2BaS + H2O + CO2 = BaCO,i + Ba(HS)2.
Ba(HS)2 — ГИДРОСУЛЬФИД БАРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается в кипящей воде, реагирует с разбав- 72
ленными кислотами, нейтрализуется щелочами. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде О2. Получение см. 133 , 138 .
М. = 203,48; к, = 48,8<м), 63,9(М).
Ba(HS)2 = BaS + H2S(выше 450° С).
Ba(HS)2 4Н2О^<=л* Ba(HS)2 (насыщ.) + 4Н2О(20° С),
Ba(HS)2 4Н2О = Ba(HS)2 + 4Н2О(50° С, вак).
Ba(HS)2 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2HS",
HS' + Н2О<=* H2S + ОН; рКо = 7,02.
Ba(HS)2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2H2ST(кип.).
(Ba(HS)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2H2St.
Ba(HS)2 + 6HNO3 (конц.) = Ba(NO3)2 + 2S4 + 4NO2t + 4H2O.
Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = BaS + 2H2O.
Ba(HS)2 + O2 = Ba(OH)2 + 2Si.
Ra —РАДИЙ
Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 226Ra. Реакционноспособен, на воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлором, серой. Миллиграммовые количества радия выделяют при переработке урановых руд в виде RaCh. Получают электролизом раствора RaCh на ртутном катоде.
М, = 226,025; d « 6; ?пл = 969° С; /Кип = 1536° С.
Ra + 2Н2О = Ra(OH)2 + H2t.
Ra + 2НС1 (разб.) = RaCh + H2t.
Ra + H2SO4 (разб.) = RaSO44- + Н2Т.
4Ra + 1 ОНКОз (разб.) = 4Ra(NO3)2 + N2Ot + 5Н2О.
2Ra + O2=2RaO(100° С, сгорание на воздухе).
Ra + С12 = RaCl2(коми.).
3Ra + N2 = Ra3N2(100° С, сгорание иа воздухе).
Ra + S = RaS(150° q.
Ra + 2H2O + Na2CO3 = RaCO$4- + H2T + 2NaOH.
Часть II
ХИМИЯ ^-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТЫ ША-ГРУППЫ
БОР
В —БОР
Неметалл. Серо-чериый (кристаллический) или коричневый (аморфный). Тугоплавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; ие реагирует с водородом, водой, разбавленными кислотами, щелочами в разбавленном растворе. Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогенами, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании. Получение см. 1421, 144, 1503, 151'.
М, = 10,811; d = 2,340; t™ = 2075° С; /„„„ = 3700° С.
2В + ЗН2О (пар) = В2О3 + ЗН2(700—800° С).
В + 3HNO3 (конц., гор.) = В(ОН)31 + ЗМО2Т.
2В (аморфи.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + 3H2t.
4В + 4NaOH + ЗО2 = 4NaBO2 + 2Н2О(350-^100° С).
4В + ЗО2=2В2Оз2В + ЗЕ2 = 2ВЕэ2В + 38 = В28з2В + N2 = 2BNВ + Р (красн.) = ВР4В + С (графит) = В4СИ. 2В + 6НЕ = ВЕ3 + ЗН22В + 3H2S = B2S3 + ЗН22В + 2NH3 = 2BN + ЗН25В + 3NO = В2О3 + 3BN2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит)4В + 3CS2 = 2В28з + ЗС (графит)4В + 3SiO2 = 2В2Оз + 3814В + ЗО2=2В2Оз2В + ЗЕ2 = 2ВЕэ2В + 38 = В28з2В + N2 = 2BNВ + Р (красн.) = ВР4В + С (графит) = В4СИ. 2В + 6НЕ = ВЕ3 + ЗН22В + 3H2S = B2S3 + ЗН22В + 2NH3 = 2BN + ЗН25В + 3NO = В2О3 + 3BN2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит)4В + 3CS2 = 2В28з + ЗС (графит)4В + 3SiO2 = 2В2Оз + 381(700° С, сжигание на воздухе).(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Br, I) (выше 600° С). (900—1000° С). (900—1200° С) (выше 2000° С, примесь В|зС2).(400—500° С; Е = F, С1), (800—900° С), (1000—1200° С). (800° С).[1400° С], [930° С]. (1300—1500° С).(700° С, сжигание на воздухе).(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Br, I) (выше 600° С). (900—1000° С). (900—1200° С) (выше 2000° С, примесь В|зС2).(400—500° С; Е = F, С1), (800—900° С), (1000—1200° С). (800° С).[1400° С], [930° С]. (1300—1500° С).
4В + ЗО2=2В2Оз
2В + ЗЕ2 = 2ВЕэ
2В + 38 = В28з
2В + N2 = 2BN
В + Р (красн.) = ВР
4В + С (графит) = В4С
И. 2В + 6НЕ = ВЕ3 + ЗН2
2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2
2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2
5В + 3NO = В2О3 + 3BN
2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит)
4В + 3CS2 = 2В28з + ЗС (графит)
4В + 3SiO2 = 2В2Оз + 381
4В + ЗО2=2В2Оз
2В + ЗЕ2 = 2ВЕэ
2В + 38 = В28з
2В + N2 = 2BN
В + Р (красн.) = ВР
4В + С (графит) = В4С
И. 2В + 6НЕ = ВЕ3 + ЗН2
2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2
2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2
5В + 3NO = В2О3 + 3BN
2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит)
4В + 3CS2 = 2В28з + ЗС (графит)
4В + 3SiO2 = 2В2Оз + 381
(700° С, сжигание на воздухе).
(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Br, I) (выше 600° С). (900—1000° С). (900—1200° С) (выше 2000° С, примесь В|зС2).
(400—500° С; Е = F, С1), (800—900° С), (1000—1200° С). (800° С).
[1400° С], [930° С]. (1300—1500° С).
(700° С, сжигание на воздухе).
(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Br, I) (выше 600° С). (900—1000° С). (900—1200° С) (выше 2000° С, примесь В|зС2).
(400—500° С; Е = F, С1), (800—900° С), (1000—1200° С). (800° С).
[1400° С], [930° С]. (1300—1500° С).
ВгН6 — ДИБОРАН(6)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой ВяНя+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный; реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см. 1586, 159s, 175s
М, = 27,67;М, = 27,67;?пл =-165,5° С;?пл =-165,5° С;p = 1,234 г/л (н.у.);
М, = 27,67;
М, = 27,67;
?пл =-165,5° С;
?пл =-165,5° С;
G„n = -92,5° С.
ВгНе = 2В + ЗН2(300-550° С).
В2Н6 + 6Н2О = 2B(OH),i + 6Н2Т.
В2Нб + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + 6Н2Т.
В2Н6 + ЗО2 = В2О3 + ЗН2О(сгорание на воздухе).
В2Н6 + 6С12 = 2ВС13 + 6НС1.
2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH4]i + Na[B3H8] + 2Hg,M)(в эфире).
B2H6 + 6НС1 = 2ВС1з + 6Н2.
ЗВ2Н6 + 6NH, = 2B3H6N3 + 12Н2(180—190° С).
В2Н6 + 2L1H = 2Li[BH4](кип., в эфире).
В4Н10 — ТЕТРАБОРАН(Ю)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с обшей формулой В„Нл+б. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе. Медленно разлагается аодой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кислородом, хлором, аммиаком. Получение см. 144*.
М, = 53,32; р = 2,397 г/л (н.у.);tm = -120° С;
?кип = + 18° С (разл.).
В4Н10» В2Нцг>. ВзНад, ВюН|4<ж), (ВН)л(т)(выше 100° С).
В4Н10 + 12Н2О = 4B(OH)3i + 11Н2Т.
В4Н10 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OH)4] + 11 H2t
2В4Н10 + 11О2 = 4В2Оз + ЮН2О(сжигание на воздухе).
2В4Н ю + 17С12 = 8BCI3 + 10НС1.
ЗВ4Н,о + 12NH3 = 4B3H6N3 + 21Н2(200° С, р).
В2Оз — ТРИОКСИД ДИБОРА
Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низкоплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен. Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводородной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см. 1415, 1424, 145', 1478.
Mt = 69,62; d = 1,84 (аморфн.), 2,46; »пл = 450° С;
гкил * 2000° С; к$ = 2,2<М), 9,5W.
В2О3 (аморфн.) + ЗН2О = 2В(ОН)зФ.
2В2О3 (аморфн.) + 2NaOH (разб.) = Na^O? + Н2О(комн.),
В2Оз (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + ЗН2О = 2Na[B(OH)4](комн ).
В20з + 2NaOH = 2NaBO2 + Н2О(400—550° С).
В2О3 (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН2О.
В2Оз + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) = 2BF3T + ЗСаБОл^- +ЗН2О (кип.).
(2000° С; кат. C, Mg). (800—900° C). (750—900° C), (до+10° C).(1000° C).(2000° С; кат. C, Mg). (800—900° C). (750—900° C), (до+10° C).(1000° C).В2О3 + 2NH3 = 2BN + ЗН2О
(2000° С; кат. C, Mg). (800—900° C). (750—900° C), (до+10° C).
(1000° C).
(2000° С; кат. C, Mg). (800—900° C). (750—900° C), (до+10° C).
(1000° C).
В2О3 + 2А1 = AI2O3 + 2В
В2О3 + 6Mg = Mg3B2 + 3MgO
Mg3B2 + H3PO4 (конц.) = В^Нкхж) + Mg3(PO4)2i
B2O3 + ЗС (кокс) + 3C12 = 2BCh + 3CO
В(ОН)з — ТРИГИДРОКСИД БОРА
Сассолин. Белый, разлагается при нагревании, перегоняется с водяным паром, окрашивает пламя горелки в зеленый цвет. Растворяется в воде (растворимость сильно повышается с ростом температуры), образует гидрат, проявляющий слабые кислотные свойства. Реагирует со щелочами, концентрированной фтороводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. I412, 147’, 1501, 1606.
М, = 61,83; d = 1,435;/„„ = 170° С (р);
к, = 4,87<Z0), 23,54(80).
(70—160° С), (235° С).(70—160° С), (235° С).(350—400° С).(выше 850° С).(30—55° С).(350—400° С).(выше 850° С).(30—55° С).В(ОН)з = НВО2 + Н2О
(70—160° С), (235° С).
(70—160° С), (235° С).
(350—400° С).
(выше 850° С).
(30—55° С).
(350—400° С).
(выше 850° С).
(30—55° С).
2В(ОН)з = В2Оз + ЗН2О
В(ОН)3 (разб.) + Н2О = [В(Н2О)(ОН)з1, [В(Н2О)(ОН)з] + Н2О<=» [В(ОН)4Г + НзО+; рКК = 9,24.
4В(ОН)3 + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 7Н2О, В(ОН)з + NaOH (насыщ.) = Na[B(OH)4].
В(ОН)з + NaOH = NaBO2 + 2Н2О
2В(ОН)з + Na2CO3 = 2NaBO2 + СО2 + ЗН2О
В(ОН)з + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН2О.
В(ОН)з + 3HSO3F(x) = 3H2SO4 + BF3T
NaBO2 — МЕТАБОРАТ НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной водой анион BOj переходит в [В(ОН)4]~. Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. 2916, 14I4, 1474, 1601.
М, = 65,80; d = 2,34; /пл = 965° С;
Гк„п = 1434° С; к, = 25,4(20), 31,4<w)).
I NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [В(ОН)4](pH > 7, см. 1603).
4NaBO2 + Н2О (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH.
NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCl + [В(Н2О)(ОН)3].
2NaBO2 + 2H2SO4 (конц.) + 2Н2О = 2NaHSO4 + 2В(ОН)34-.
Na2B4O7 — ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ
Бура, или тинкал (гидрат). Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава).
Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение см. 1442, 1453, 1604.
М.= 201,22; d = 2,367; г„л = 741°С; ^ = 2,5(2О), 24,3(80).
Na2B4O7 10Н2О = Na2B4O7 +10Н2О(выше 380° С).
Na2B4O7 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + В4О7 (точнее, [В4О5(ОН)4]2 ).
В4О2 + 11Н2О<=» 4[В(Н2О)(ОН)з] + 2ОН"; р^о = 7,89.
3. Na2B4O7 + 2НС1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4[В(Н2О)(ОН)з],
Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 5Н2О = 4В(ОНМ + 2NaHSO4
(40—50° C).
4.
Na2B4O7 + 7Н2О + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)4], Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O
(700—750° C).
5.
Na2B4O7 + ЗВ2Оз = 2NaBsOe
(650—700° C).
6.
Na2B4O7 + CoO = 2NaBO2 + Co(BO2)2 (син.)
[750—800° С].
Na2B4O7 + 2NaOH + 4Н2О2 (конц.) + 11Н2О = 2Na2[B2(O22 )2(OH)4] • 6H2Ol
Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 12С2Н5ОН = 4В(С2Н5О)3Т + 2NaHSO4 +
+ 7Н2О(комн.),
2В(С2Н5О)з + 18О2 = В2Оз + 12СО2 + 15Н2О (сгорание на воздухе).
NaBsOe — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава аниона. Реагируете кислотами, щелочами. Получение см. 1475.
М, = 205.04; /пл = 785° С (разл.); к, = 9,24(0), 11,9(2О).
NaBsOe = NaBO2 + 2В20з(выше 785° С).
NaB5O8 ■ 5Н2О = NaBsOe + 5Н2О(350° С).
NaBsOe (разб.) + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [В5О6(ОН)4] .
NaBsOe + НС1 (разб.) + 12Н2О = NaCI + 5[В(Н2О)(ОН)3].
2NaBsOe + 2H2SO4 (конц.) + 14Н2О = 2NaHSO4 + 10B(OH)3i.
NaBsOe + 8Н2О + 4NaOH (конц.) = 5Na[B(OH)4].
BF3 — ТРИФТОРИД БОРА
Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Образует аддукты с органическими растворителями. Реагирует со щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 1416, 144s, 1457, 1571 4.
М, = 67,81;р = 3,209 г/л (н.у.); tnn = -128,36° С;
/кип = -Ю0,3° С; v,= 106<0).
ВР3 + 2Н2О = (Н3О)[В(ОН)Рз|(т)(до 6° С).
ВР3 + Н2О =[В(Н2О)Р3](8—18° С),
[В(Н2О)Р3] + Н2О = [В(ОН)Рз]" + НзО+.
4ВР3 + ЗН2О = ЗН[ВР4] + В(ОН)Д(20—80° С).
16ВР3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na[BF4] + Na^Ch + 7Н2О.
(до 0° C). (M = Na+, NH4), (M = K, Rb, Cs).(до 0° C). (M = Na+, NH4), (M = K, Rb, Cs).BF3 + NH3 = [B(NH3)F3]
(до 0° C). (M = Na+, NH4), (M = K, Rb, Cs).
(до 0° C). (M = Na+, NH4), (M = K, Rb, Cs).
BF3 + MF(p> = MJBFJtp) BF3 + MF<p) = M[BF4]i
BCh — ТРИХЛОРИД БОРА
Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспособный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в другие соединения бора. Получение см. 1416, 1449.
М, = 117,17; dw = 1,434(0), 1,3430,); t№ = -107° С;
{кип = +12,5° С.
ВС1з + ЗН2О = B(OH)3i + ЗНС1.
4ВС13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaCl + 7Н2О, ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl.
2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1(800—1200° С).
2ВС13 + 3F2 = 2BF3 + ЗС12(комн.).
ВС13 + 4NH3 = BN + 3NH4C1(500—1000° С, в токе Н2).
ВС13 + А1Р = ВР + А1С13(950° С).
В13 — ТРИИОДИД БОРА
Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислородом. Получение см. I416, 1585.
М,= 391,52; d=3,35; tm = 49,7° С; ?ки„ = 209,5° С.
2BI3 = 2В + 312(выше 700° С или на свету).
BI3 + ЗН2О = B(OH)3i + 3HI.
8BI3 + 3H2SO4 (конц.) + 12Н2О = 8В(ОН)31 + 12121 + 3H2ST(кип.),
2ВЬ +' 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 2В(ОН)3Ф + 3I21 + 2NOT(кип.).
4BI3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaI + 7Н2О,
BI3 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaI.
2BI3 + 9О2 = В2О3 + 3I2O5(150—175° С).
B2S3 — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА
Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком аммиаке. Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение см. 1417,""' .
Мг= 117,82;Мг= 117,82;d = 1,55;d = 1,55;fm>310°C.fm>310°C.
Мг= 117,82;
Мг= 117,82;
d = 1,55;
d = 1,55;
fm>310°C.
fm>310°C.
B2S3 + 6Н2О = 2В(ОН)4 + 3H2St.
B2S3 + 9H2SO4 (конц.) = 2B(OH)3i + 12SO2 + 6H2O.
B2S3 + 24HNO3 (конц.) = 2В(ОН)31 + 3H2SO4 + 24NO2 + 6H2O (кип).
BN —МОНОНИТРИД БОРА
Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графит) или алмазоподобный (Р-модификация — боразои). Тугоплавкий, термически устойчивый, очень твердый (P-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-модификация); ие реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галогенами. Получение см. 141е'", 144®, 150s.
М, = 24,82; d = 2,29 (а), 3,45 (р);
Z™ (р) = 2800° С (а), 3200° С (Р).
1.
a-BN> P-BN
(выше 1350° C, p, кат. Na).
2.
2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2О3 + 2NH3
(800° C).
3.
a-BN + NaOH (коиц.) + ЗН2О = Na[B(OH)4] + NH3 Т(кип.).
4.
BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4]
(комн.).
5.
4(a-BN) + ЗО2 = 2В2Оз + 2N2
(выше 700° С).
6.
2BN + 3F2 = 2BF3 + N2
(комн).
7.
2(a-BN) + 3C12 = 2BCh + N2
(выше 700° С).
154. B3H6N3 — БОРАЗИН
Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол). Имеет циклическое строение (ВН)з(МН)з. Разлагается на свету. Реагирует с водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом. Получение см. 142е, 1436, 1587.
М, = 80,50; d = 0,824(0); tm = -56° С; /КИП = +55°С.
ВзНвМз = 3BN + ЗН2(300° С или на свету).
B3H6N3 + 9Н2О (гор.) = ЗВ(ОН)3Ф + 3NH}t + 3H2t.
B3H6N3 + 3NaOH (коиц.) + 12Н2О (хол.) = 3Na[B(OH)4] + ЗН2Т + + 3(NH3 Н2О).
4B3H6N3 + 21О2 = 6В2Оз + 12NO + 12Н2О(электрич. разряд).
ВР —МОНОФОСФИД БОРА
Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентрированных серной и азбтной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегретым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. 141 , 1506.
М, = 41,79;/„ = > 2000° С (разл.).
4ВР(Ж)4=> Р4+4В(выше 2000° С).
ВР + ЗН2О (пар) = В(ОН)з + РНз(100° С).
ВР + 4H2SO4 (коиц., гор.) = В(ОН)31 + Н3РО4 + 4SO2T + Н2О.
BP + 8HNO3 (конц., хол.) = (BP)O44- + 8NO2t + 4Н2О, BP + 8HNO3 (конц., гор.) = В(ОН)з1 + Н3РО4 + 8NO2T + Н2О.
ВР + 2(КОН 2Н2О) = КВО2 + КРО3 + 4Н2 + Н2О (500—600° С).
4ВР + 8О2 = 2В2О3 + Р4О10(300—400° С).
H|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) ВОДОРОДА
В свободном виде не выделен. Существует в бесцветном растворе, сильная кислота. При комнатной температуре не реагирует с диоксидом кремния. Разлагается в горячем растворе, нейтрализуется щелочами. Получение см. 144, 145*, 1493.
М, = 87,81; и™ (40%-й р-р) = 130° С (разл.).
H[BF4] (разб.) + Н2О (хол.) = [Вр4р + Н3О+(в разб. HF).
H[BF4]-i^^U [B(H2O)F31 (примеси H[B(OH)2F2], H[B(OH)3F]).
H[BF4] (конц.) + МОН (разб.) = M[BF4] + Н2О(М = Na, К).
Н[ВР4] (коиц.) + NH3 Н2О = NH4[BF4] + Н2О.
Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион [BF4] частично подвергается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см. 1494', 156’.
Mt = 109,79; d = 2,47; ;пл = 384° С; к$ = 108<26 5>.
Na[BF4] = NaF + BF3(выше 450° С).
Na[BF4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [BF4F,
Н2О „н2О ,
[BF4] «=^ [B(H2O)F3] <=^ [B(OH)F3]-.
Li[BH4] + 4H2O = LiOH + B(OH)3i + 4H2t.
(выше 75° С), (выше 250° С), (кип. в гексане), (в эфире). (220° С).(выше 75° С), (выше 250° С), (кип. в гексане), (в эфире). (220° С).Li[BH4] + 3H2O + HC1 (разб.) = LiCl + B(OH)3i + 4H2T, 2Li[BH4] + 2HCl(r) = 2LiCl + B2H6 + H2
(выше 75° С), (выше 250° С), (кип. в гексане), (в эфире). (220° С).
(выше 75° С), (выше 250° С), (кип. в гексане), (в эфире). (220° С).
Li[BH4] + 2O2 = LiBO2 + 2H2O
3Li[BH4] + 8I2 = 3LiI + 3BI3 + 4H2 + 4HI
6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6t + 6LiCi
3Li[BH4] + 3NH4C1 = B3H6N3 + 9H2 + 3LiCl
боразин
Na|BH4| — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холодной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, кислородом. Получение см. 2314, 1426.
Мг = 37,83; d = 1,074; tra = 400° С (разл.);
Ь=20,5(0), 55(2О>.
Na[BH4] = Na + В + 2Н2(выше 450° С).
Na[BH4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [ВН4Г-
Na[BH4] + 4Н2О (гор.) = NaOH + В(ОН)3Ф + 4Н2Т.
Na[BH4] + ЗН2О + НС1 (разб.) = NaCl + B(OH)3i + 4Н2Т, 2Na[BH4] + 2НС1(Г) = 2NaCl + В2Н6 + Н2(выше 100° С).
2Na[BH4] + H2SO4 = В2НбТ + Na2SO4 + 2H2t (-10° С, в хлорбензоле).
Na[BH4] + 2О2 = NaBO2 + 2Н2О(выше 300° С).
1®. NaWOHM —ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТ(П1) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислотами. Получение см. 1413, 1453, 1461, 1474.
М, = 101,83; d = 1,905; ks = 45,7(2О), 58,7<ЗО).
Na[B(OH)4] - NaBO2 + 2Н2О(выше 306° С).
Na[B(OH)4]-2H2O = Na[B(OH)4] + 2Н2О(выше 60° С, над Р4Ою).
Na[B(OH)4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4l+ + [В(ОН)4],
[В(ОН)4] + Н2О <=* [В(Н2О)(ОН)31 + ОН'; рХ0 = 4,76.
Na[B(OH)4] (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH + 7Н2О.
Na[B(OH)4] + НС1 (разб.) = NaCl + [В(Н2О)(ОН)3].
2Na[B(OH)4] + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2В(ОН)3Ф + 2H2O.
[B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР
Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид-
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 1495.
М, = 84,84; d = 1,854; tM = 162° €ф); к, = 36,0(25).
4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4[BF4](выше 125° С).
[B(NH3)F3] + 2 Н2О (хол.) = [B(H2O)F3] + NH3 Н2О.
[B(NH3)F3] + Н2О (гор.) = NH4[B(OH)F3], 4[B(NH3)F3] + ЗН2О = В(ОН)4 + 3H[BF4] + 4NH3T(кип.).
[B(NH3)F3] + НС1 (разб.) + Н2О = NH4Cl + [B(H2O)F3].
16[B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол.) + 9H2O = 12Na[BF4] + Na2B4O7 +
+ 16(NH3 • H2O).
АЛЮМИНИЙ
Al —АЛЮМИНИЙ
Белый легкий пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. 163", 171п.
М, = 26,982; d= 2,702; fm = 660,37° С; ?км„ = 2500° С.
2(А1, Hg) + 6Н2О = 2А1(ОН)34 + ЗН2Т + 2Hgi(комн.)
2А1 + 6НС1 (разб.) = 2А1С13 + 3H2t.
8А1 + 30 HNO3 (разб.) = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O, 8AI + 30 HNO3 (оч. разб.) = 8A1(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O.
2A1 + 2(NaOH • H2O) = 2NaAlO2 + 3H2(400—500° C),
2A1 + 2NaOH (конц.) + 6H2O (гор.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2t.
8AI + 18H2O + 3KNO3 + 5KOH = 8K[Al(OH)4] + 3NH3t(кип).
(сгорание на воздухе). (600° С), (25° С; Е = С1, Вг), (25° С, кат. капля Н2О).(150—200° С). (800—1200° С), (500—800° С, в атмосфере Н2). (1500—1700° С).(450—500° С), (600—1000° С), (выше 600° С), (выше 2000° С).(сгорание на воздухе). (600° С), (25° С; Е = С1, Вг), (25° С, кат. капля Н2О).(150—200° С). (800—1200° С), (500—800° С, в атмосфере Н2). (1500—1700° С).(450—500° С), (600—1000° С), (выше 600° С), (выше 2000° С).4A1 (порошок) + 3O2 = 2A12O3
(сгорание на воздухе). (600° С), (25° С; Е = С1, Вг), (25° С, кат. капля Н2О).
(150—200° С). (800—1200° С), (500—800° С, в атмосфере Н2). (1500—1700° С).
(450—500° С), (600—1000° С), (выше 600° С), (выше 2000° С).
(сгорание на воздухе). (600° С), (25° С; Е = С1, Вг), (25° С, кат. капля Н2О).
(150—200° С). (800—1200° С), (500—800° С, в атмосфере Н2). (1500—1700° С).
(450—500° С), (600—1000° С), (выше 600° С), (выше 2000° С).
2AI + 3F2 = 2AIF3
2A1 (порошок) + 3E2 = 2A1E3
2AI (порошок) + 3I2 = 2A1I3
2AI + 3S = A12S3
2AI (порошок) + N2 = 2A1N
4A1 + P4 = 4AIP
4A1 + ЗС (графит) = Al4C3
2A1 + 6HF(r) = 2AIF3 + 3H2
2A1 + 3H2S = Al2S3 + 3H2
2A1 + 2NH3 = 2A1N + 3H2
8A1 + 3 (Fe"Fe"')O4= 4A12O3 + 9Fe
АкОз —ОКСИД АЛЮМИНИЯ
Корунд, глинозем. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами, щелочами в концентрированном растворе н при спекании. Получение см. 1626, 164*, 1651.
Мг = 101,96; d = 3,97; t„ = 2053° С; t™ > 3000° С.
1.
А120з + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С1з + ЗН2О.
2.
А120з + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Al(OH)4],
А1гОз + 2NaOH = 2NaA102 + НгО
(900—1100° С).
3.
А12Оз + Ма2СОз = 2NaA102 + СО2
(1000—1200° С).
4.
А12Оз + 3K2S2O7 = A12(SO4)3 + 3K2SO4
(400—470° С),
А1гОз + 6KHSO4 = А12(БО4)з + 3K2SO4 + 3H2O
(400—550° С).
5.
A12O3 + 3N2O5= 2A1(NO3)3
(35—40° С).
6.
А120з + MgO f (MgAl2)O4
(1600° С).
7.
AhO3 + 6HF(r) = 2A1F3 + 3H2O
(450—600° С).
8.
2А120з + 9C (кокс) = А14Сз + 6CO
(1800° С).
9.
А120з + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2А1С1з + ЗСО
(800-900° С).
10.
А120з + ЗС (кокс) + Nt = 2A1N + ЗСО
(1600—1800° С).
11.
2А>20з в расплаве NajfAiFsi * 4А1 (катод)+ 3O2t (анод)
[900° С].
164. А1(ОН)з — ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Гиббсит (моноклинный), байерит (тригональный). Белый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании. Получение см. 1684'5, 1717, 17б4,6,8.
М,= 78,00;</=2,42.
А1(ОН)3 = АЮ(ОН) + Н2О(д0 200° С),
2А1(ОН)з = А12Оз + ЗН2О(выше 575° С).
А1(ОН)з<т) + 6Н2О <=± [А1(Н2О)б]3+ + ЗОН', рПР25 = 31,24, А1(ОН)з(Т)+ 4Н2О <=» [А1(Н2О)2(ОН)4р + НзО+; рПР25 = 14,43.
А1(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = AlCh + ЗН2О.
А1(ОН)3 + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4], А1(ОН)з + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О(1000° С).
А1(ОН)3 + 3HF (конц.) + 3NaF = Na3[AlF6]J. + ЗН2О.
AIO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Диаспор (а-модифнкация), бёмит (Р). Белый, при нагревании разлагается. По сравнению с А1(ОН)3 обладает меньшей реакционной способностью. Не реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 1641, 1685, 1717.
М,= 59,99;d = 3,01—3,35.
2А1О(ОН) = А12Оз + Н2О(360—575° С).
А1О(ОН) + ЗНС1 (конц.) = А1С13 + 2Н2О.
АЮ(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OH)4],
А1О(ОН) + NaOH = NaAlO2 + Н2О(1000° С).
Ai(NO3)3 — НИТРАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворяется в азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1623, 163s, 167*.
М, = 212,99;d = 1,89;/пл(кр.) = 66° С (разл.);
/с, = 73,9(20), 132,6<8°’.
4A1(NO3)3 = 2А120з + 12NO2 + 3O2(150—200° С).
A1(NO3)3 9Н2О = A1(NO3)3+ 9Н2О(до 40° С, вак ).
A1(NO3)3 (разб.) + 6Н2О = [Al(H2O)e]3+ + 3NO, (pH < 7, см. 1673).
A1(NO3)3 + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OH)4] + 3NaNO3.
A1(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [конц., хол.] = A1(OH)31 + 3NH4NO3, A1(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [конц., гор.] = АЮ(ОН)! + 3NH4NO3 + H2O.
A1XSO4)3 —СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). В кипящей воде разлагается. Не реагирует с кислотами. Полностью разлагается щелочами в растворе и при спекании, реагирует с гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 163*.
Afr = 342,15; tf = 2,71; tM = 770° С (разл ); к, =36,4(М), 73,1(80).
2A12(SO4)3 = 2А12О3 + 6SO2 + 3O2(770—860° С).
А12(8О4)318Н2О = AI2(SO4)3 + 18Н2О(420° С).
А12(8О4)3 (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[А1(Н2О)6]3' + 380^, [А1(Н2О)б]3+ + Н2О <=* [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рКк = 5,02, 2[А1(Н2О)5(ОН)]2+ <=> [А12(Н2О)8(ОН)2]4+ + 2Н2О; 1g Кс = 2,78.
А12(8О4)3 (оч. разб.) + 6Н2О = 2А1(ОН)31 + 3H2SO4(кип.).
А12(8О4)3 + 6NaOH (разб.) = 2А1(ОН)31 + 3Na2SO4, A12(SO4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4.
A12(SO4)3 + 8NaOH = 2NaAlO2 + 3Na2SO4 + 4H2O (900—1000° C).
Ah(SO4)3 + 6(NHj • H2O) [конц., хол.] = 2А1(ОН)з1 + 3(NH4)2SO4, А12(8О4)з + 6(NH3 ■ H2O) [конц., гор.] = 2A1O(OH)1 + 3(NH4)2SO4 + 2НгО.
A12(SO4)3 + ЗМ(МОз)2 = 3MSCU + 2А1(МО3)з(M = Ba, Pb).
KAI(SO4)2 — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ-КАЛИЯ
Алюмокалиевые квасцы (гидрат). Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону алюминия). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получают совместной кристаллизацией сульфата алюминия и сульфата калия.
М, = 258,20; d = 2,75; 1,757 (кр.); к, = 5,9<20), 71,0<80\
4KA1(SO4)2 = 2K2SO4 + 2А12Оз + 6SO2 + ЗО2(800—900° С).
KA1(SO4)212Н2О = KA1(SC>4)2 + 12Н2О(120° С).
KA1(SO4)2 (разб.) + 12Н2О = [К(Н2О)6]+ + [А1(Н2О)б]’+ +2SO^, [А1(Н2О)б]’+ + Н2О <=* [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рК« = 5,02, 2[А1(Н2О)5(ОН)]2+ <=» [А12(Н2ОМОН)2]4+ + 2Н2О; 1g Кс = 2,78.
КА1(8О4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)31 + 2К28О4, КА1(8О4)2 + 4КОН (конц.) = К[А1(ОН)4] + 2К28О4.
2КА1(8О4)2 + 6(МН3 Н2О)[конц., хол.] = 2А1(ОН)31 + K2SO4 + 3(NH4)2SO4, 2КА1(8О4)2 + 6(NH3 Н2О)[конц„ гор.] = 2AlO(OH)i + K2SO4 + + 3(NH4)2SO4 + 2Н2О.
NaAIO2 — ДИОКСОАЛЮМИНА ЩПк НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильнощелочной среде переходит в Na[Al(OH)4j. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 256, 28'^23, I624, 1632'э, 1761.
М,= 81,97;</= 2,693;/„„=1800° С.
NaA102 + 2НгО (гор.) —-—» NaOH + А1(ОН)з1(аморфн.).
NaAlO2 + 4H2O = Na[Al(H2O)2(OH)4](в разб. NaOH),
МаАЮг + 2НгО = Na[Al(OH)4](в конц. NaOH).
NaAlO2 + 4НС1 (конц.) = NaCI + AICI3 + 2Н2О.
2NaA102 + ЗН2О + СО2 —-—> Na2CO3 + 2А1(ОН)з1 (крист.) [кип.].
2NaAlO2 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)O4(700—800° C).
шпинель
AIF3 — ФТОРИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяется в холодной воде, лучше — в горячей; не растворяется в жидком HF. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Пере-
водится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение см. 1627 ", 1637.
М, = 83,98; d = 2,88; Л, = 0,50<25\ 0,89<75\
A1F3 Н2О = A1F3 + Н2О(150—200° С).
A1F3 + ЗН2О (пар) = А1(ОН)з + 3HF(400° С).
4А1Рз + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3Na[Alp4].
AIF3 + 3(NH3 Н2О) [конц.] = А1(ОН)зФ + 3NH4F.
AIF3 + 3HF (конц.) = Нз[А1Рб], А1Р3 + 3NaF (конц.) = Каз[А1Р6], А1Р3 (насыщ.) + HF(r) + МНз« = NH^AlF^i.
AlCh — ХЛОРИД АЛЮМИНИЯ
Хлоралюмииит (гидрат). Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Мало растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. В горячей воде разлагается. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1622'7, 1639,1643.
Мт = 133,34; d = 2,47; /„ = 192,6° С (р); к,= 45,9(20), 48,6(80).
(179,7° С),(179,7° С),(440—800° С).(440—800° С).(100—200° С), (200—450° С). (pH <7, см. 1673).(100—200° С), (200—450° С). (pH <7, см. 1673).1. 2А1С1з<т) < > А1гС1б(г)
(179,7° С),
(179,7° С),
(440—800° С).
(440—800° С).
(100—200° С), (200—450° С). (pH <7, см. 1673).
(100—200° С), (200—450° С). (pH <7, см. 1673).
А12С1б<г) < * 2А1С1з(г)
2.3.4.5.6.7.8.9.102.3.4.5.6.7.8.9.10А1С1з 6Н2О = А1С1(ОН)2 + 2НС1 + 4Н2О 2(А1С1з 6Н2О) = AI2O3 + 6НС1 + 9Н2О А1С1з (разб.) + 6Н2О (ход.) = [А1(Н2О)«]3+ + ЗСГ А1С1з + ЗН2О (гор.) = А1(ОН)зФ + ЗНС1Т.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
А1С1хт)+ 2НгО (влага воздуха) = А1С1(ОН)г + 2НС1.
А1С1з + 3NaOH (разб.) = А1(ОН)34- + 3NaCl,
AlCh + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl.
AlCh + 3(NH3 H2O) [конц., хол.] = AI(OH)3i + 3NH4C1,
AlCh + 3(NH3 H2O) [конц., гор.) = А1О(ОН)1 + ЗМН4С1 + Н2О.
AlCh + КазРО4 = AIPO4 (аморфн.) + 3NaCl.
AlCh + 3Na[BH4] = А1[ВН4]з + 3NaCl(45—50° С).
AlCh + NH4CI = NH4[A1C14](220—250° С).
11. 2А1С1з(ж) злекттолиз > 2А1 (катод) + ЗС1гТ (анод).
AI2S3 — СУЛЬФИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давлением N2. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из водного раствора. Реагирует с кислотами. Получение см. 1628.
М, = 150,16;^=2,02;?„„ = 1120° С (р).
AI2S3 + 6H2O = 2А1(ОН)з I + 3HiSt(комн.).
A12S3 + 6HC1 (разб.) = 2A1C13 + 3H2ST.
A12S3 + ЗОНМОз (конц., гор.) = 2А1(МО3)з + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O.
2A12S3 + 9O2 = 2А12Оз + 6SO2(700—800° C).
АЦСз — ТРИКАРБИД ТЕТРААЛЮМИНИЯ
Желтый, при прокаливании разлагается. Полностью гидролизуется водой. Разлагается разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом при нагревании. Легко хлорируется. Получение см. 16210, 1638.
М,= 143,96;</=2,36.
AI4C3 = 4А1 + ЗС (графит)[выше 2200° С].
АЦСз + 12Н2О = 4А1(ОН)зФ + ЗСН4Т .
AI4C3 + 12НС1 (разб.) = 4A1CU + ЗСН4Т.
AI4C3 +4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[Al(OH)4] + ЗСН4Т.
AI4C3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4(2200° С).
А14С3 + 6О2 = 2А12Оз + ЗСО2(650—700° С).
Ne3|AIF«] — ГЕКСАФТОРОАЛЮМИНАТ(Ш) НАТРИЯ
Криолит. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Очень плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 34*. 164.
М, = 209,94; d = 2,98; Z „л » 1000° С (разл.); к, = 0,04(М).
Na3[AlF6]x = 3Na++ [AlFd3-(1000° С),
[AlFtl^^ZZ^ [AIF4F + 2F"(выше 1000° С).
2Na3[AlF6] + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + А12(8О4)з + 12HFT.
Na3[AlF6] + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 6NaF.
Na3[AlF6] + 6(NH3 ■ H2O) [конц.] = 3NaOH + A1(OH)31 + 6NH4F.
U|AIH4l — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(Ш) ЛИТИЯ
Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается при нагревании. Реакционноспособный, окисляется О2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 914.
Wr = 37,96;d=0,12.
I. 2Li[AlH4] = 2LiH + 2А1 + ЗН2(125—170° С).
Li[AlH4] + 4Н2О = LiOH + Al(OH)3i + 4H2t.
Li[AlH4] + 4HC1 (разб.) = LiCl + A1C13 + 4H2T.
2Li[AIH4] + 4O2 = Li2O + А12Оз + 4H2O(выше 150° C),
(комн.).(в эфире).(комн.).(в эфире).Li(AlH4] + 4F2 = L1[A1F4] + 4HF
(комн.).
(в эфире).
(комн.).
(в эфире).
3Li[AlH4] + 4BCb = 3L1C1 + 3AlCh + 2B2H6T
Na|AI(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОАЛЮМИНАТ(Ш) НАТРИЯ
В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав аниона усложняется. При кристаллизации выделены Na4[Al(OH)7], Na6[Al6O4(OH)i6] и Na4[Al403(OH)io]. Разлагается при разбавлении раствора водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом алюминия. Получение см. 2817’24'28, 1624, 164^, 1692.
М,= 118,00.
Na[Al(OH)4] = NaAlO2 + 2Н2О(800° С).
6Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Na6[A16O4(OH)i6]l +4Н2О
(40° С, в 50%-м NaOH).
Na[Al(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН2О = Na4[Al(OH)7] ■ ЗН2О4,
(60—65° С).
4Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Na4[Al403(OH)io]i + ЗН2О
(100° С, в 50%-м NaOH).
Na[AI(OH)4] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(ОН)4Г (в конц. NaOH), Na[Al(OH)4] + 6Н2О = [Ма(Н2О)4]+ + [Al(H2O)2(OH)4f (в разб. NaOH).
Na[Al(OH)4] —-—> А1(ОН)3| + NaOH(разбавление водой).
Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб.) = AICI3 + NaCl + 4Н2О.
Na[Al(OH)4] + СО2 = А1(ОН)з1 + NaHCO3.
2Na[Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2А1О(ОН)1 + Na2CO3 + 2NH3t +
+ 4H2O(кип.).
3Na[Ai(OH)4] + A1CI3 (конц.) = 4A1(OH)31 + 3NaCl.
ГАЛЛИЙ
Ga —ГАЛЛИЙ
Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, пластичный металл. В твердом г жидком состояниях образован молекулами Ga2, газ — одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, сильными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см. 178’, 182’.
М, =69,723;М, =69,723;/ = 5,904. 6,0948(30); гпл = 29,78° С;
М, =69,723;
М, =69,723;
/кип = 2403° С.
(350° С).(350° С).1. 2Ga + 6Н2О (гор ) = 2Ga(OH)3l + ЗН2 Т, 2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2
(350° С).
(350° С).
2.3.4.5.6.7.8.9.2.3.4.5.6.7.8.9.2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2T.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Ga + 6HNO3 (коиц.) = Ga(NOj)j + 3NO2T + 3H2O.
2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6H2O = 2Na[Ga(OH)41 + 3H2T,
2Ga + 2(NH3 H2O) [конц., хол.) + 6H2O = 2NH4[Ga(OH)4] + 3H2T.
2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8H2O = 2Na[Ga(OH>4] + 3H2T + 2NaHCO3.
2Ga + O2 = 2GaO?(сгорание на воздухе).
2Ga + 3C12 = 2GaCl3(80 —200° C).
(250- 350° C).(250- 350° C).2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H22Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H22Ga + 3S = Ga2S3(800° C).
(250- 350° C).
(250- 350° C).
2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2
2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2
10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H2(1050—1200° C).
G«2O3 — ОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводиик. Не реагирует с водой. В прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; переводится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 1791, 180', 181', 1836.
М, = 187,44; d = 5,88; tm * 1725° С(р).
Ga2O3 + 6НС1 (конц.) — 2GaCl3 + ЗН2О.
Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Ga(OH)4), Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + Н2О(выше 150° С).
Са2Оз + ЗН2 = 2Ga + ЗН2О(700° С).
Ga2O3 + 3SC12O = 2GaCl3 + 3SO2(200° С),
Ga2O3 + 6NH4C1 = 2GaCl3 + 6NH3 + ЗН2О(250° С).
Оа2О3 + 6NaHSO4 = Ga2(SO4)3 + 3Na2SO4 + ЗН2О(350—400° С).
Ga2O3 + ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2(900— 1000° C).
Ga2O3 + 3H2S = Ga2S3 + 3H2O(600-700° C).
Ga2O3 + 2NH3 = 2GaN + 3H2O(1000— 1200° C).
Ga2O3 + 4Ga = 3Ga2O(500° C).
Ga(OH)3 — ГИДРОКСИД ГАЛЛИЩП1)
Зёнгеит. Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, осаждается из раствора в слабокислотной и слабощелочной среде. Проявляет амфотерные свойства; переводится в раствор кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Получение см. 1771, 1804 5'8, 1814 5, 1825 *, 183\
М,= 120,74.
Ga(OH}3 =GaO(OH) + Н2О(80—400° С),
2Ga(OH)3 = Ga2O3 + ЗН2О(540—600° С).
Ga(OH)XT) + 6Н2О^=? [Ga(H2O)6]’+ + ЗОН ; рПР25 = 35,39, Ga(OH)x.) + 4Н2О4=* [Ga(H2O)2(OH)4] + Н3О+; рПР25 = 10,54.
Ga(0H)3 + ЗНС1 (разб.) = GaCb + ЗН2О.
(выше 150° С).(выше 150° С).Оа(ОН)з + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4], Са(ОН)з + NaOH = NaGaO2 + 2Н2О
(выше 150° С).
(выше 150° С).
Оа(ОН)з + NH3 • Н2О (конц., хол.) = NH4[Ga(OH)4).
Са(МОз)з — НИТРАТ ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1773.
М, = 255,74;^=181(2О).
4Ga(NO3)3 = 2Оа2Оз + 12NO2 + ЗО2(1 10— 200° С).
Ga(NO3)3 • 9Н2О = Ga(NO3)3 + 9Н2О(40— 60° С, вак ).
Ga(NO3)3 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)бГ + 3NO,,
[Оа(Н2О)б]3+ + Н2О<=* [Ga(H2O)5(OH)]2+ + Н3О+; рКк = 2,81.
Ga(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)3l + 3NaNO3, Са(МОз)з + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaNOs.
Ga(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Ga(OH)3l + 3NH4NO3, Ga(NO3)3 + 4(NH3 • H2O) [коиц., хол.) = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4NO3.
Ga(NO3)3 + 3H F (разб.) = GaF3l + 3HNO3.
Ga(NO3)3 + K3PO4 = GaPO4i + 3KNO3.
2Ga(NO3)3 + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OH)3i + 3H2ST + 6NaNO3.
Ga2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образует двойные соли — квасцы. Получение см. 1785.
М, = 427,63; к, = 92(М).
1.1.(520—700° C).(40—360° С, вак.).(pH <7, см. 1803).(520—700° C).(40—360° С, вак.).(pH <7, см. 1803).2Ga2(SO4)3 = 2Ga2O3 + 6SO2 + ЗО2
1.
1.
(520—700° C).
(40—360° С, вак.).
(pH <7, см. 1803).
(520—700° C).
(40—360° С, вак.).
(pH <7, см. 1803).
Ga2(SO4)3 • 18Н2О = Ga2(SO4)3 + 18Н2О
Ga2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Ga(H2O)6]3+ + 3SO2
Оа2(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)3l + 3Na2SO4,
Ga2(SO4)3 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na2SO4.
Ga2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [разб.] = 2Ga(OH)3l + 3(NH4)2SO4,
Ga2(SO4)3 + 8(NH3 • H2O) [конц., хол.] = 2NH4[Ga(OH)4] + 3(NH4)2SO4.
Ga2(SO4)3 + M2SO4 + 24H2O = 2{MGa(SO4)2 • 12H2O] 1
(M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
GaCh —ХЛОРИД ГАЛЛИЩШ)
Белый, низкоплавкий, летучий, в газе димеризуется. Неустойчив во влажном воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реаги-
рует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1772'7, 1781'4, 1793, 1833.
Л/, = 176,08; d = 2,47; t„ = 77,8° С;/,ип = 201,3° С.
GaCh Н2О = Ga(Cl)O + 2НС1(выше 300° С).
GaCh (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Оа(Н2О)б]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1803.
GaCh + 2Н2О (гор.) = GaCl(OH)2i + 2НС1,
GaCh + 2Н2О (пар) = GaO(OH) + ЗНС1(350° С).
GaCh + НС1 (конц.) = Н[ОаС14](комн., в 6 М НС1).
GaCh + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)3i + 3NaCl, GaCh + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl.
GaCh + 3(NH3 H2O) [разб.] = Ga(OH)31 + 3NH4C1,
GaCh + 4(NH3 H2O) [конц., хол.] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4C1.
GaCh + 4LiH = Li[GaH4] + ЗЫС14-(до 10° С, в эфире).
4GaCl3 + 2Ga = 3(Ga+)[GaCl4](до 150° C).
2GaClXp) ^“^-’i 2Gal (катод) + 3C12T (анод).
Ga2S3 — СУЛЬФИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Ярко-желтый, плавится без разложения под избыточным давлением пара серы; при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 1778,9, (787
М, = 235,64; d = 3,747; u = 1125° С^.
Ga2S3 = Ga2S2 + S(950— 1300° C).
Ga2S3 + 6H2O = 2Ga(OH)3i + 3H2St.
Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2ST.
Ga2S3 + 5NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3NaHS.
Ga2S3 + Na2S = 2Na[GaS2](700—800° C).
2Ga2S3 + 9O2 = 2Ga2O3 + 6SO2(500— 750° C).
ИНДИЙ
184.1n—ИНДИЙ
Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изменяется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами. Получение см. 185* 5, 188s.
М. = 114,82; d =7,30;/„ = 156,634° С; ?кип = 2024° С.
(700—970° С).(700—970° С).1. 21п + 6НС1 (разб.) = 2InCh + 3H2t, In + 2НС1(Г) = InCl2(r) + Н2
(700—970° С).
(700—970° С).
2.3.4.5.6.7.2.3.4.5.6.7.In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3)3 + NO t + 2H2O.In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3)3 + NO t + 2H2O.4In + 3O2= 21пгОз2In + 3C12 = 2InCl32In + 3S = 1пг8з2In + CO2 = In2O (черн.) + CO2In + H2S = In2S + Нг4In + 3O2= 21пгОз2In + 3C12 = 2InCl32In + 3S = 1пг8з2In + CO2 = In2O (черн.) + CO2In + H2S = In2S + Нг(800° С, сжигание на воздухе).(800° С, сжигание на воздухе).(120— 150° С).(120— 150° С).(1050—1100° С).(1050—1100° С).(850° С).(850° С).(700—800° С).(700—800° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3)3 + NO t + 2H2O.
In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3)3 + NO t + 2H2O.
4In + 3O2= 21пгОз
2In + 3C12 = 2InCl3
2In + 3S = 1пг8з
2In + CO2 = In2O (черн.) + CO
2In + H2S = In2S + Нг
4In + 3O2= 21пгОз
2In + 3C12 = 2InCl3
2In + 3S = 1пг8з
2In + CO2 = In2O (черн.) + CO
2In + H2S = In2S + Нг
(800° С, сжигание на воздухе).
(800° С, сжигание на воздухе).
(120— 150° С).
(120— 150° С).
(1050—1100° С).
(1050—1100° С).
(850° С).
(850° С).
(700—800° С).
(700—800° С).
п2Оз — ОКСИД ИНДИЯ(Ш)
Светло-желтый (при высокой температуре — корйчневый), малолетучий, плавится под избыточным давлением О2, полупроводник п-типа. В прокаленном виде не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Восстанавливается водородом и углеродом. Получение см. 1843,186 , 187 , 188', 1904.
М, = 277,64; d = 7,179; /пл = 1910° С (d);tK™ * 3300° С.
1п20з<т) <=? 1п20з<г) <=» 1п2О(Г) + О2(1200— 1700° С).
1п2Оз + 6НС1 (разб., гор.) = 21пС1з + ЗН2О.
1п20з + 2NaOH = 2NaInO2 + Н2О(500— 600° С).
1п2О3 + 3Hz = 2In + ЗН2О(700° С).
In2O3 + ЗС (графит) = 2In + ЗСО(800—900° С).
21п2О3 + ЗС (графит) + 6С12 = 41пС13 + ЗСО2(500° С).
1п20з + 2NH3 = InN + ЗН2О(600-630° С).
1п20з + 3H2S = In2S3 + ЗН2О(500— 700° С).
п(ОН)з — ГИДРОКСИД ИНДИЯ(Ш)
Джалиндит. Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Получение см. 18Т*’5, 1885'6, 1893 *
М, = 165,84;d = 4,33;рПР25 = 36,89.
21п(ОН)3 = 1п20з + ЗН2О(340—850° С).
In(OH)3 + 3HNO3 (разб.) = In(NO3)3 + ЗН2О, 21п(ОН)з + 3H2SO4 (разб.) = In2(SO4)3 + 6Н2О.
1п(ОН)3 + NaOH = NaInO2 + 2Н2О(400—550° С).
In(NO3)3 — НИТРАТ ИНДИЯ(Ш)
Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1842, 1862.
Mr = 300,83.
2In(NO3)3 = 21n(NO3)O + 4NO2 + O2(100—160° C),
4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2(230—250° C).
In(NO3)3 5H2O = In(NO3)3 + 5H2O(60° С, вак.).
In(NO3)3 (разб.) + 6H2O= [In(H2O)6]3+ + 3NO3,
[1п(Н2О)б]3+ + H2O^ [In(H2O)5(OH)]2' + H3O+; pKK = 3,58.
In(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)34 + 3NaNO3.
In(NO3)3 + 3(NH3 H2O) [конц.] = In(OH)4 + 3NH4NO3.
In(NO3)3 + ЗКЮз = 1п(Юз)з4 + 3KNO3.
In2(SO4)3 —СУЛЬФАТ ИНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1862.
М, = 517,83;d = 3,438 (кр.); fc = 11Т^.
2In2(SO4)3 = 21п2О3 + 6SO2 + ЗО2(выше 600° С).
1п2(8О4)з • 9Н2О = In2(SO4)3 + 9Н2О(200° С, вак).
In2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[In(H2O)6]3+ + 380^,
[1п(Н2О)6]3^ + Н2О <==» [1п(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рКк = 3,58,
[In(H2O)6]3* +SO2 4=> [In(H2O)4(SO4)]+ + 2Н2О, lg Ху = 3,04.
In2(SO4)s (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2Н[1п(8О4)2].
In2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2In(OH)4 + 3Na2SO4.
In2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [конц.] = 2In(OH)3l + 3(NH4)2SO4.
In2(SO4)3 + 3H2S = InjSjl + 3H2SO4.
21п2(8О4)з + 6H2O ■ элект??0™3> 4in (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4.
InCh —ХЛОРИД ИНДИЯ (III)
Белый, летучий, плавится без разложения под избыточным давлением С12. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 184*'*, 1852’6, 190*.
М. = 221,18; d = 3,46; t™ = 583° С (р);^= 191,1(22), 373,7<8О).
1пС1з • 4Н2О = In(Cl)O + 2НС1 + ЗН2О(56— 200° С).
1пС1з (разб.) + 6Н2О = [1п(Н2О)б]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 1873).
1пС1з + 3NaOH (разб.) = In(OH)34 + 3NaCl.
InCl3 + 3(NH3 • Н2О) [конц.] = 1п(ОН)3 4- + 3NH4C1.
1пС1з + 4NH3(r) = InN + 3NH4C1(600° С, в присутствии NH4F).
InCb + 3HF = InF, 4 + 3HC1, InCb + 3CsCl = Cs3[InCU]4-.
2InCb + 3H2S = In2S3 I + 6HC1.
InCb + 3KCN = In(CN)3 4 + 3KC1.
InCb + K3PO4 = InPO44 + 3KC1.
InCb + 3L1H = InH, 4 + 3L1C1(в эфире).
IniSi — СУЛЬФИД ИНДИЯ(Ш)
Темно-красный или желтый (мелкокристаллический), нелетучий, термически устойчивый, полупроводник. Не растворяется в воде, не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, реагирует с сульфидами щелочных металлов в жестких условиях. Получение см. 1843, 185’, 188’, 189’.
М, = 325,84; d = 4,648; t„ = 1072° С; рПР25 = 83,04.
In2S3 + 6НС1 (конц.) = 2InCb + 3H2St(кип.).
In2S3 + 30HNO1 (конц.) = 2In(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12Н2О (кип). 3. In2S3 + 3NaOH (коиц., гор.) + ЗН2О = 21п(ОН)3 4- + 3NaHS.
2In2S3 4- 9О2 = 2In2O3 + 6SO2(выше 650° С).
In2S3 + 3Na2S (коиц.) = 2Na3[InS3](p)(комн.),
In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[InS2](120—140° С, pY
ТАЛЛИЙ
Tl — ТАЛЛИЙ
Серебристо-белый металл, пластичный, очень мягкий, легкоплавкий. На воздухе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором. Получение см. 1921' 4,
М, = 204,383; d = 11,84; г„ = 303,6° С; t,™ = 1457° С.
2Т1 + H2SO4 (разб., хол.) = ThSOj + H2t.
ЗТ1 4- 4HNO3 (разб., гор.) = 3T1NO3 4- Not 4- 2Н2О, Tl 4- 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3)3 4- 3NO2t 4- 3H2O.
4T1 4- 2O2 = T12O 4- T12O3(400° С, сгорание на воздухе),
4Т1 4- 2Н2О 4- О2 = 4Т1ОН
- 2Т1 4- ЗНгОг (конц.) = Т12О34- 4- ЗН2О.
2TI + С12 = 2Т1С1
2Т1 4- 2НС1 (конц.) 4- ЗС12 = 2Н[Т1С14].
. 2Т1 4-S = T12S
2Т1 4- 3S = Л283
(50—70° С), (комн.), (320° С, в атмосфере Н2), (200—250° С).
ThO — ОКСИД ТАЛЛИЯ(1)
Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме. На воздухе частично окисляется. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами. Восстанавливается водородом и монооксидом углерода, полностью окисляется кислородом при слабом нагревании. Получение см. 1931’7, |94*.2 195i (961
М. = 424,77; d = 9,52; tm = 303° С; tK„n *1100° С.
Л2О(т) = 1110(0 <=» Л + 01(выше 1300° С).
Л2О + Н2О = 2Л0Н.
Л2О + 2НС1 (разб.) = 2ЛС1 4 + Н2О, Л2О + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О.
Л2О + Н2 = Л1 + Н2О(выше500°С),
Л2О + СО = 2Т1 + СО2(250—325°С).
Л2О + О2 = Л2О3(до200°С).
Т12О3 — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Авицениит. Коричнево-черный, малолетучий, плавится без разложения под избыточным давлением О2, прн прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Из растворов солей тал- лия(Ш) осаждается в виде полигидрата. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Сильный окислитель. Получение см. 1913,4, 196*, 1971'3'5, 2004'6
М, = 456,76; d = 10,11; tm = 717° Сф).
Л2О3 = Л 2О + О2(500— 1000° С).
Л2О3 • пН2О = Л2О3 + лН2О(до 300° С, вак).
Л2О3 + 8НС1 (конц.) = 2Н[ЛС12] + 2С12Т + ЗН2О.
Л2О3 + 4Н28О4 (конц.) = 2H(T1(SO4)2] {или T1(HSO4)SO4) 4- + ЗН2О.
Л2О3 + 6HNO3 (конц.) = 2T1(NO3)3 + ЗН2О.
Л2О3 + 2МОН = МЛ02 + Н2О (450—575° С; М = Li, Na, К, Rb).
ЛгО3 + 2Н2 = Л2О + 2Н2О(150—185° С).
Л2О3 + 3F2 = 2ЛР3 + ЗО2(до 550° С).
2Л2О3 + 5S (порошок) = 2Л28 + 3SO2(комн.).
Л2О3 + Н2О2 = 2ЛОН + О2Т + Н2О.
ЛОН — ГИДРОКСИД ТАЛЛИЯ (I)
Светло-желтый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует щелочной раствор. Проявляет сильнооснбвные свойства; реагирует с кислотами, амфотерными гидроксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 191’, 1922, 1984.
Mt = 221,39; d = 7,44;= 125° С (разл.); к, = 34,3°8>, 126,1(90).
1.
2T1OH = T12O + H2O
(выше 125° С).
2.
ТЮН 2H2O = T1OH + 2H2O
(45—60° С, вак.),
2{T1OH 2H2O) = T12O + 5H2O
(140° С).
3.
ПОН (разб.) + иНгО = [T1(H2O)„]+ + ОН".
4.
"ПОН + НС1 (разб.) = ПС14- + Н2О, ПОН + HNO3 (разб.) = TINOs + Н2О.
5.
2Т1ОН (разб.) + Zn(NO3)2 = Zn(OH)2i + 2T1NO3, 2Т1ОН (конц.) + Zn(OH)2 = n2[Zn(OH)4] + 2T1NO3.
6.
Л10Н + Ог = П20з + H2O
2T1OH + 4NaOH + 2C12 = П20з 4 + 4NaCl + 3H2O.
(200° С),
7.
ПОН (разб.) + CO2 = ПНСОз!, 2П0Н + СОг = ПгСО, 4- + Н2О
(в этаноле).
195. T12CO3 — КАРБОНАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при последующем нагревании разлагается. Растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1947.
Mt = 468,77; d = 7,11;/„ = 272° С; к, = 5,23<|8), 27,2<|ОО).
1 Т12СОэ = П2О + СО2(300—360° С).
П2СО3 (разб.) + 2лН2О = 2(Т1(Н2О),]+ + СО32", coj + Н2О <=♦ НСОз + ОН ; рКо = 3,67.
ПгСО3 + 2НС1 (разб.) = 2ПС14- + Н2О + СО2 Т.
ПгСОэ (разб.) + Н2О + СО2 = 2Т1НСОз4-.
HNO3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), растворимость сильно увеличивается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образует. Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1912, 194 .
М. = 266,39; d = 5,556; tm = 206,5° С; к, = 9,55<20), 111<80).
1 • 4T1NO3 = П2Оэ + П2О + 4NO2(250—350° С),
4T1NO3 = 2Т12О + 4NO2 + О2(выше 500° С).
2 T1NO3 (разб.) + лН2О = [Г1(Н2О)„Г + NO,(pH 7).
TINO, + 4HNO3 (конц.) = T1(NO3)3 + 2NO2 + 2Н2О.
TINO, + NaCl = T1C14- + NaNO3.
2T1NO3 + H2S = ThSl + 2HNO3.
3T1NO3 + Na3PO4 = ПзРО44 + 3NaNO3.
2T1NO3 + К2СГО4 = Tl2CrO4i + 2KNO),
2TINO3 + К2СГ2О7 = Л2СГ2О74, + 2KNO3.
5TINO3 + I6HNO3 + 2KMnO4 = 5T1(NO3)3 + 2Мп(МОз)2 + 8H2O + 2KNO3.
Т1(МОз)з — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкисленном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе. Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 191 , 193s, 1963.
М, = 390,40;М, = 390,40;t™ = 102° С (кр.).t™ = 102° С (кр.).
М, = 390,40;
М, = 390,40;
t™ = 102° С (кр.).
t™ = 102° С (кр.).
1.2.1.2.(300° С), (в разб. НМОз),(300° С), (в разб. НМОз),4{Т1(МОз)з ЗН2О} = 2Л20з + 12NO2 + ЗО2 + 12Н2О T1(NO3)3 (коиц.) + 6Н2О = (Т1(Н2О)6]3+ + 3NO3
1.
2.
1.
2.
(300° С), (в разб. НМОз),
(300° С), (в разб. НМОз),
[ТКНгОМ3* + Н2О <=2 [Т1(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+, рК, = 1,24.
2T1(NO3)3 (разб.) + ЗН2О = TI2O3+ + 6HNO3.
T1(NO3)3 + ЗНС1 (конц.) = TICI4- + С12Т + 3HNO3.
2T1(NO3)3 + 6NaOH (разб.) = Л2О3Ф + 6NaNO3 + ЗН2О.
2Т1(ЫОз)з + 3H2S = T12S I + 2Si + 6HNO3.
T1(NO3)3 + H2O + K2SO3 = T1NO3 + K2SO4 + 2HNO3.
TI2SO4 — СУЛЬФАТ ТАЛЛИЖ1)
Белый, летучий (выше температуры плавления), термически устойчивый. Умеренно растворяется в холодной воде (гидролиза нет), лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не образует. Мало растворяется в разбавленной серной кислоте. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 191*, 2013.
М, = 504,83; d = 6,765; tm = 632°C; fc = 4,87(2О>, 14,61(80>.
TI2SO4 (разб.) + 2пН2О = 2[Т1(Н2О)я]+ + SO2(pH 7).
TI2SO4 + 2НС1 (конц.) = 2Т1С14 + H2SO4.
TI2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2T1HSO4(20—40° С).
TI2SO4 + Ва(ОН)2 = 2Т1ОН + BaSCU.
2TI2SO4 + 2НгО ■ э"дпролиз> 4Т1Ф (катод) + ОгТ (анод) + 2H2SO4.
Т1С1 — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(1)
Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с серной кислотой, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом. Получение см. 191s, 1953, 1964, 1974, 1982.
М, = 239,84; d =7,0; t™ = 431° С; fK„„ = 818°C;
к, = 0,32(M), l,60(,o).
2T1C1 <—♦ TlCli-x (фиол.) + 0,5хС12(на свету, комн.).
Т1С1(т) + H2SO« (коиц.) = TlHSO^j + HClt(20— 40° С).
Т1С1 + 5НМОз (конц.) = Т1(МОз)з + 2NO21 + HCI + 2H2O.
2ПС1 + H2 = 2П + 2HC1(650—750° C).
3T1C1 + 6HC1 (конц.) + 8KC1 + КСЮз = ЗКз[Г1С16] + ЗНгО.
Т1С1 (суспензия) + Cl2 = ПСЬ(комн.).
Т1С1з —ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый, разлагается при нагревании. В подкисленном концентрированном растворе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см. 1996.
М, = 310,74;d = 3,03 (кр.); ZM = 155° С (разл.);
к, = 60,3<20).
2Т1С1з = Л(Т1"'СМ + С12(выше 40° С),
ЛС1з = ЛС1 + С12(выше 150° С).
Т1С1з ■ 4Н2О = Т1С1з + 4Н2О(комн., вак., над Н28О4).
TICI3 (конц.) + ЗН2О (хол.). = [Г1(Н2О)эС1з](в разб. НС1),
2ПП(Н2О)зС1з]<=? ГП(Н2О)4СУ+ + (ПСЫ + 2Н2О; рКс = 0,5.
2ПС1, (разб.) + ЗН2О (гор.) = Т12Оз4- + 6НС1.
TICI3 + НС1 (конц.) = НГПСЫ.
2ПС1з + 6NaOH (разб.) = Tl2O3i + 6NaCI + ЗН2О.
2ПС1, + 3H2S = T12S I + 2Sl + 6HC1.
TlCb + 3KCI (конц.) = Кз[Т1С1б], 2Т1С1з + 3CsCl = СбэГПгСЬ).
Т1С1з (коиц.) + 2TI (порошок) = ЗЛС1 4.
T12S — СУЛЬФИД ТАЛЛИЯ(1)
Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см. 1916, 1965.
М, = 440,83; d = 8,39; г™ = 448,9° С;
/кип =1177° С; fc = O,O2(2o).
Tl2S + 2НС1 = 2Т1С14 + H2St.
Л28 + 4HNO3 (коиц., хол.) = 2T1NO3 + 2NO2t + Si + 2Н2О, Л28 + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Tl(NOj)3 + 12NO2t + H2SO4 + 8Н2О.
Л28 + 2О2 = Л28О«(250° С).
ЭЛЕМЕНТЫ IVA-ГРУППЫ
УГЛЕРОД 202. С —ГРАФИТ
Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны также термодинамически метастабильные формы: р-С — алмаз, (С 2) л — карбин, Сео и С?о — фуллерены. Графит — серо-черный, с металлическим блеском, жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически активен (в отличие от алмаза и карбина); реагирует с водородом, кислородом, фтором, серой, металлами. Типичный восстановитель; реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, оксидами металлов. Получение в промышленности — пиролиз каменного угля илн углеводородов.
Л/г=12,011; </=2,27; ГПЛ«38ОО°С; t,„n«4000°C.
1. С + Н2О (napV=* СО + Н2(800—1000° С).
2. С + 2H2SO4 (конц., гор.) = СО2Т + 2SO2T + 2Н2О, С + 4HNO3 (конц., гор.) = СО2Т + 4NO2T + 2Н2О.
3.
С + 2Н2 = СН4 2С + Н2 = С2Н2
(600° С, р, кат. Pt), (1500—2000° С).
4.
С + О2 = СО2(600
2С + О2 = 2СО
— 700° С, сжигание на воздухе), (выше 1000° С).
5.
С + 2F2 = CF4
(выше 900° С).
6.
С + 2S = CS2
(700—800 °C).
7.
2С + N2^=* C2N2
2С + Н2 + N2 = 2HCN
(электрнч. разряд), (выше 1800° С).
8.
С + Si = SiC
(1200—1300° С).
9.
2С + Са = СаСг
(550° С).
10.
С + 2РЬО = 2РЬ + СО2
(600 °C).
И.
2С + Na2SO4 = Na2S + 2СО2 2С + Na2CO3 = 2Na + ЗСО
(600° С), (900—1000° С).
12.
ЗС + 8H2SO4 (конц.) + 2К2СГ2О7 (криц.) = + 8Н2О.
ЗСО2Т + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 +
13.
Г HNO] + H»SO4 + КСЮэ(КМпО4).
оксиды графита
(л = 2-? 2,75; комн.).
14.
2С + пРг = 2CF„ (фторнды графита) 8С + F2 = 2(C;)(F)
[л < 1,12; 450° С], [комн., в атмосфере HF],
15.
16.
(8 + х)С + М = МС«+Л (графитиды)
С(алмаз)>С(графит)
(С2)» (карбин) —-—► 2лС (графит)
[М = К, Rb, Cs; до 150° С], [выше 1200° С], [2300° С].
CO — МОНООКСИД УГЛЕРОДА
Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии NH3, НС1). Химически активен при высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом, хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленности — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + Нг), в лаборатории — разложение муравьиной кислоты НСООН.
М, = 28,01; р= 1,250 г/л (н. у.); /кип = -191,5° С;
v, = 2,32е20), 1,43<ЯО).
(выше 230° С, кат. Fe2O3).[120— 130° С, я (150— 200° С, кат. Ni), (250— 300° С, р, кат. CuO/Cr2O3).(комн., кат. МпОг/СиО), (сжигание на воздухе).(125— 150° С, кат. C/Pt)(350° С, кат. С) (500—800° С, кат. A12OV ThO2),(выше 230° С, кат. Fe2O3).[120— 130° С, я (150— 200° С, кат. Ni), (250— 300° С, р, кат. CuO/Cr2O3).(комн., кат. МпОг/СиО), (сжигание на воздухе).(125— 150° С, кат. C/Pt)(350° С, кат. С) (500—800° С, кат. A12OV ThO2),СО + НгО (пар)*——* СО2 + Нг
(выше 230° С, кат. Fe2O3).
[120— 130° С, я (150— 200° С, кат. Ni), (250— 300° С, р, кат. CuO/Cr2O3).
(комн., кат. МпОг/СиО), (сжигание на воздухе).
(125— 150° С, кат. C/Pt)
(350° С, кат. С) (500—800° С, кат. A12OV ThO2),
(выше 230° С, кат. Fe2O3).
[120— 130° С, я (150— 200° С, кат. Ni), (250— 300° С, р, кат. CuO/Cr2O3).
(комн., кат. МпОг/СиО), (сжигание на воздухе).
(125— 150° С, кат. C/Pt)
(350° С, кат. С) (500—800° С, кат. A12OV ThO2),
СО + NaOH = Na(HCOO)
СО + Нг = СН< + Н2О
СО + 2Нг = СНэОН
2СО + О2 = 2С0г
2СО + О2 = 2СОг
СО + С12 = СС12О
СО + S = CSO
СО + NH3 = HCN + НгО
СО + NH3 • Н2О (гор.) = NH„(HCOO).
5СО +1гО5 = 5СОг + 1г.
(400—500° С).(50—100° С) (100— 200° С, р).(кат. Ag).(кат. HgO).(комн.).(400—500° С).(50—100° С) (100— 200° С, р).(кат. Ag).(кат. HgO).(комн.).СО + Н2О (пар) + СаО = СаСО3 + Нг
(400—500° С).
(50—100° С) (100— 200° С, р).
(кат. Ag).
(кат. HgO).
(комн.).
(400—500° С).
(50—100° С) (100— 200° С, р).
(кат. Ag).
(кат. HgO).
(комн.).
4СО + Ni = [Ni(CO)„]
5СО + Fe= [Fe(CO)$]
CO + PdCl2 +. H2O = Pdl + CO2T + 2HC1.
3CO + H2O + KOH + 2KMnO4 = 2MnO2+ + 3KHCO3
3CO + 4H2O + KOH + K2Cr2O7 = 2Cr(OHM + 3KHCO3
CO + Na2O2 = Na2CO3
CO2 — ДИОКСИД УГЛЕРОДА
Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжатии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый СО2 («сухой лед») при комнатной температуре возгоняется. Плохо растворяется в воде, частично реагирует с ней. Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, водородом, углеродом. Получение см. 11З1, 2, 2024, 2034.
М, = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у.); у, = 87,8(20), 35,9<60).
(выше 2000° С).(выше -21° С).(комн.).(выше 2000° С).(выше -21° С).(комн.).2СО2 = 2СО + О2
(выше 2000° С).
(выше -21° С).
(комн.).
(выше 2000° С).
(выше -21° С).
(комн.).
8СО2 ■ 46Н2О(т) (клатрат) = 8СО2 + 46Н2О
СОад + Н2О = СО2 • Н2О(рН=> Н2СОХр); рК( = 2,49
С02 + NaOH (разб.) = NaHCO3, СО2 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + Н2О.
СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСОзI + Н2О, СО2 + ВаСОад + Н2О = Ва(НСО3)2(р).
СО2 + NH3 Н2О = МН4НСО3.
1010СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О(200° С, кат. Си2О).
10
10
СО2 + С = 2СО(выше 1000° С).
СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 + 5Са = СаС2 + 4СаО(500° С).
2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + О2(комн.).
Н2СОз — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при комнатной температуре в виде гидрата СО2 ■ Н2О, частично изомеризуется в Н2СО3 (молекулы Н2СОз обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота, нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение см. 2043.
М, = 62,02.
(кип.).(кип.).Н2СОз(р) — СО2 + Н2О
(кип.).
(кип.).
Н2СОз (разб.) + Н2О (хол.)^=* НСОз + Н3О+; рКх = 6,37,
НСОз + Н2О<=>СО^ + НзО+; рКх = 10,33.
Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О, Н2СОз + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О.
Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3.
Н2СОз + NH3 • Н2О(конц.) = NH4HCOs + Н2О [примесь (NH4)2CO3J. 6. Н2СОз + Са(ОН)2 = СаСОз 4- + 2Н2О, Н2СО3 + СаСОз<т) = Са(НСО3)2(р).
СС14 —ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА
Тетрахлорметан. Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Термически малоустойчив. Практически не смешивается с водой. Химически пассивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апротонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см. также 987, 1206, 2086.
М, = 153,82; d = 1,594(20); ,m = -22,96° С; ь„„ = 76,75° С.
СС14 = С + 2Ch(450— 600° С).
СС14 + ЗН2О = Н2СОз + 4НС1(комн., кат. Fe).
ССЦ + 6NaOH (конц.) = На2СОз + 4NaCl + ЗН2О(кип.).
2СС14 + О2 = 2СС12О + 2С12(250° С, кат. Ni).
СС14 + 2H2Se = CSe2 + 4НС1(500° С).
СС14 + 2НР(ж) = CC12F2 + 2НС1Т,
3CCU + 3SbFs = 3CC12F2 + 28ЬС1э(в жидк. HF).
СС14 + 4AgF = CF4 + 4AgCl(150—300° C).
3CC14 + 4A1E3 = 3CE4 + 4A1C13(180—250° С; E = Br, 1)
CChO —ОКСИД-ДИХЛОРИД УГЛЕРОДА
Фосген. Бесцветный газ с неприятным запахом, тяжелее воздуха. Полностью гидролизуется во влажном воздухе и в воде, разлагается кислотами и щелочами. Реагирует с гидратом аммиака, оксидами металлов. Апротонный растворитель ковалентных неорганических веществ. Получение см. 2035, 206,208 .
М, = 98,92; ^ж) = 1,436го; tM = -118,8° С; tw„ = +7,56° С.
СС12О + 2Н2О (хол.) = Н2СОз + 2НС1, СС12О + НЮ (пар) = СО2 + 2НС1(комн.).
СС1Ю + НЮ = СО21 + 2НС1(в разб. НС1).
СС1Ю + 4NaOH = Na2CO3 + 2NaCl + 2НЮ
СС12О + 4(NH3 • НЮ) = 2NH4C1 + C(NH2)2O + 4H2O. карбамид
ЗСС1Ю + А12Оз = 2A1C13 + 3CO2(выше 350° C).
СС1Ю + 2NaF = COF2 + 2NaCl(в ацетонитриле).
CS2 — СЕРОУГЛЕРОД
Бесцветная легколетучая жидкость. Мало смешивается с водой, неограниченно смешивается с полярными органическими растворителями. Хорошо растворяет бром, иод, серу, белый фосфор. Реакционноспособный, легко воспламеняется на воздухе. Гидролизуется водяным паром, реагирует с бинарными соединениями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. 2026.
М, = 76,14;d = 1,261<22);t™ = 46,24° С;
к, = 0,179е*0, 0,014(5*°.
CS2 + 2НЮ (пар) = СО2 + 2H2S(150° С, примесь CSO).
CS2 + Ва(ОН)2 = ВаСОз I + BaS + НЮ.
CS2 + 2(NH3 ■ Н2О)+Са(ОН)2 = NH4NCS + CaSi + 4НЮ (110°С,р).
CS2 + 4Н2 = 2H2S + СН4(выше 50° С, кат. Pt/MoS2).
CS2 + Ю2 = СО2 + 2SO2(сгорание на воздухе).
CS2 + ЗС12 = CCU + S2C12(кат. МпС1г/А1С1з).
CS2 + ЗС1Ю = СС12О + 2SC12O, CS2 + 3SO3 = CSO + 4SO2 (комн ), CS2 + 2SnO = CO2 + SnS(220—300° C).
CS2 + PCls = CSC12 + PSCb.
CS2 + K2S (конц.) = K2CS3.
CS2 + CaCN2 = C2N2 + CaS + S(700—850° C).
3CS2 + 4KMnO4 + 2KOH (разб.) = 6Si + 4MnO2 Ф + ЗК2СОз + H2O.
C2N2 — ДИЦИАН
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в холодной воде. По химическим свойствам подобен 12. Сгорает в кислороде, 102
разлагается горячей водой и кислотами, реагирует со щелочами. Получение см. 20810, 210е ’, 5741.
М, = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.); г™ = -21,15° С; v, = 450(20).
1 • C2N2 = 2(* CN) — радикал циаи(выше 1000° С).
C2N2 + 4НгО (гор.) = (NH4)2C2O4.
C2N2 + H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СО t + CO2t + 2NH4HSO4.
C2N2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + H2O(комн.).
C2N2 + 2Ог = 2СОг + N2(сжигание на воздухе).
C2N2 + 2Н° (Zn, разб. H2SO4) = 2HCN.
HCN — ЦИАНОВОДОРОД
Синильная кислота. Бесцветная легкая низкокипящая жидкость; ассоциирована за счет водородных связей (при комнатной температуре степень ассоциации равна 2). Существует в двух таутомерных формах: нормальной (Н—C=N:) и изо-форме (Н—NeC:); при 25° С в равновесной смеси 0,5% изо-формы, при охлаждении количество изо-формы уменьшается. Разлагается при сильном нагревании и иа свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота и бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Неограниченно смешивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется цианоаодородной кислотой. В концентрированном растворе неустойчив и постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор — следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановительные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см. 2027, 2037, 21 23”5, 8396.
Л/, = 27,03; </= 0,699(22); r„„ = -13,3°C; /мп = +25,65° С.
HCN (разб.) + Н2О (хол.)*^ Н3О+ + CN"; рКк = 9,31,
HCN (конц.) + 2H2O4=^NH;+ НСОО".
HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н2О.
HCN + МИз • Н2О (конц.) <=* NH4CN + Н2О(комн ).
HCN(r) + Н2О + H2SO4 (конц.) = СО + NH4HSO4.
HCN + 4Н° (Zn, разб. НС1) = CH3NH2.
4HCN + 5О2 = 4СО2 + 2N2 + 2Н2О(сгорание на воздухе),
4HCN + О2 = 2C2N2 + 2Н2О(150° С, кат. Ag).
HCN(p> + С12^=» (CN)C1 + НС1,
2HCN(o + Cl2 = C2N2 + 2HCI(кат. активный уголь);
HCN + Н2О + Ch = HOCN + 2HC1(кат. А12О3).
2HCN + 5HC1O = 2CO2t + H2O + N2t + 5HC1.
2HCN + NO2 = C2N2 + NO + H2O(комн.).
NeCN — ЦИАНИД НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При хранении концентрированного раствора медленно разлагается. Поглощает СО2 из влажного воздуха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 28 , 2912, 2102.
М,= 49,01; d = 1,596; Z„„ = 563,7° С; ZK„n=1497°C;
к, = 58,2(2О), 82,5(55).
NaCN • 2Н2О = NaCN + 2Н2О(комн., вак., над Р4Ою).
NaCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CN (pH > 7, см. 212').
NaCN (конц.) + 2Н2О = Na(HCOO) + NH3t(кип.).
NaCN(T) + НС1 (конц., хол.) = NaCl + HCNt.
2NaCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNt + Na2SO4(30—40° C).
2NaCN + H2O + CO2 = Na2CO3 + 2HCN(комн.).
2NaCN (разб., гор.) + O2 = 2NaOCN(кат. Ni).
NaCN (разб.) + S = NaNCS(кип ).
NaCN + Na2S4O6 + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4.
NaCN + H2O2 (30%-й) = NaOCN + H2O.
NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO(250° C).
2NaCN + H2O + 5NaClO = 2NaHCO3 + 5NaCl + N2t.
NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCNi + NaNO3, NaCN (конц.) + AgCN(T) = Na[Ag(CN)2](p).
KCN — ЦИАНИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аннону). Кристаллогидратов не образует. При хранении концентрированного раствора медленно разлагается. Реагирует с кислотами. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 497, 50'5, 626.
М, = 65,12; d = 1,52; tm = 634,5° С; к, = 69,9<2О), 99,8<80).
KCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [К(Н2О)6]+ + CN",
CN" + Н2О<=* HCN + ОН"; рА; = 4,69.
KCN + 2Н2О = NH3t + К(НСОО)[кип.].
KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCNt.
2KCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNt + K2SO4(30—40° С).
KCN + Н2О + СО2 = КНСО3 + HCN.
2KCN (разб., хол.) + О2 = 2KOCN(кат Ni)
KCN (разб.) +.5 = KNCS(кип.).
KCN + K2S4O6 + H2O = KNCS + K2SO3S + H2SO4.
KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE(E = Cl, Br, I),
(CN)C1 + KF = (CN)F + KC1(700° C).
KCN + H2O2 (30%-й) = KOCN + H2O.
KCN + PbO = Pb + KOCN(400— 500° C).
KCN + 2KOH (конц.) + 2KMnO4 = KOCN + 2K2MnO4 + H2O.
2KCN + H2O + 5KC1O = 2KHCO3 + 5KC1 + N21.
2KCN (конц.) + AgNOs = K[Ag(CN)2] + KNO3.
8KCN (конц.) + Au2S3 = 2K[Au(CN)4] + 3K2S.
2KCN (разб.) + NiSO4 = Ni(CN)24- + K2SO4, 2KCN (конц.) + Ni(CN)2 = K2 [Ni(CN)4].
6KCN (разб.) + 2FeCl3 = (Fe3+) [Fe(CN)6] (кор.) + 6KC1, 6KCN (конц.) + FeCl3 = K3[Fe(CN)6] + 3KC1.
H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА
Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—C=N. В эфире изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабокислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидрате аммиака. Реагируете водородом, кислородом. Получение см. 2145, 27317.
М, = 42,04; d = 1,0729; t™ = 43° С; z„„„ = 140° С (вак.); к, = 456<20).
3H2CN2 = [NC(NH2)]3(150° С),
меламии
H2CN2 + Н2О ^тг* HCN 2 + НзО+(практически не идет).
H2CN2 + Н2О = C(NH2)2O(в конц. H2SO4, NaON).
карбамид
2H2CN2 (разб.) + Са(ОН)2 <=* Ca(HCN2)2 + 2Н2О.
H2CN2 + 2Нг = С (графит) + 2NH3(400° С).
2H2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2Н2О(300° С).
H2CN2<=z* C(NH)2(в эфире),
карбодиимид
CaCN2 — ЦИАНАМИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — темно-серый из-за примеси угля). Летучий, плавится без разложения под избыточным давлением N2, при прокаливании разлагается. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Полностью разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами. Во влажной почве под влиянием бактерий медленно разлагается с выделением аммиака. Получение см. 110", ИЗ6, 1207 8.
М, = 80,10; d = 2,29; t™ = 1300° С; ks = 2,50<25).
(выше 1150° С).(выше 1150° С).CaCN2 = СаС2 + N2
(выше 1150° С).
(выше 1150° С).
(70° C).(300° C).(70° C).(300° C).(550—650° C).(420—450° C).(550—650° C).(420—450° C).CaCN2 + 6H2O (хол.) = [Ca(HzO)6]2+ + CN^, CN2'+ hzo<=± hcn2 + OH".
(70° C).
(300° C).
(70° C).
(300° C).
(550—650° C).
(420—450° C).
(550—650° C).
(420—450° C).
CaCN2 + 3H2O (гор.) = Ca(OH)2 + C(NHZ)ZO
CaCNz + 3H2O (nap) = CaCO3 + 2NH3
CaCNz + H2SO4 (разб.) = CaSO44- + HZCNZ.
CaCNz + CO2 + H2O « CaCO34- + HZCNZ.
CaCNz + 3H2 = Ca + С (графит) + 2NH3
2CaCNz + ЗО2 = 2CaCO3 + 2NZ
21S.(SCN)Z— БИС(ТИОЦИАН)
Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро полимеризуется в красный (SCN),. Хорошо растворяется в воде (с частичным разложением), быстро разлагается в присутствии растаоренного кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде и тетрахлориде углерода; медленно разлагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает Iz; слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 2176'7, 2186’7, 572®.
М,= 116,17; Гпл = -2°С.
n(SCN)z = 2(SCN)„ (паратиоциан)[выше 20° С].
3(SCN)2 + 4Н2О ——» HCN + 5HNCS + H2SO4,
(SCN)2 + 02 + 2HZO —!-♦ HCN + HNCS + H2SO4(т = 0,5 ч).
(SCN)2 + 16HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2COzt + 2NH4NO3 +
+ 14NOzt + 2H2O.
(SCN);^) + 2Na = 2NaNCS.
(SCN)Z + 3K1 (конц.) = 2KNCS + K[1(I)2].
(SCN)Z + K.NCS (конц.) + 6HZO 4=? [K(H2OM+ + (NCS),.
HNCS — ТИОЦИАНАТ ВОДОРОДА
Родановодород. Бесцветная вязкая сильнополярная жидкость, белое твердое вещество. Существует при очень низких температурах. Имеет строение (Н—N=C=S) с возможной примесью таутомера (Н—S—C^N). При повышении температуры до -90+ -85° С образует белый полимер. Устойчив в разбавленном растворе (тиоцианоаая или, менее точно, роданистоводородиая кислота). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводородом, типичными окислителями. Получение см. 2174'5, 21810.
Л/г = 59,09; Гпл (мономер) = -110° С; (полимер) +(3—5)° С (разл.)
HNCS (разб.) + Н2О = Н3О+ + NCS".
3HNCS (конц.) = HCN + H2C2N2S3 (ксантановый водород, красн.).
HNCS + 2HiO + HC1 (разб.) = CO2t + H2St + NH4C1(кип.).
2HNCS + 2H2O + H2SO4 (разб.) = (NH4)2SO4 + 2CS0 (40— 50° C).
HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + НгО.
HNCS + H2O + H2S(r) = CS2 + NH3 ■ H2O(комн.).
HNCS + ЗНзОг (конц.) * HCN + H2SO4 + 2H2O(комн),
5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 = 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4H2O.
KNCS — ТИОЦИАНАТ КАЛИЯ
Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагревании синеет вследствие разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кислотами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2127, 2183.
М, = 97,18; d = 1,886; tm = 173,2° С;
t„„ = 500° С (с разл.); к, = 21Т00’, 408(61).
KNCS = KCN + S(выше 500° С).
KNCS 0,5Н2О4-4=* KNCS (иасыщ.) +0,5 Н2О(до 6,8° С).
KNCS (разб.) + бНгО = [К(Н2О)б]+ + NCS'(pH 7).
2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCSt + K2SO4(на холоду, вак.).
KNCS (влажн.) + КНЗОод —-—> HNCS + K2SO4(комн., вак.).
2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 + 2Н2О + K2SO4.
(0° С).
2KNCS(p> + I2<=* 2KI + (SCN)2(0° С).
KNCS + 10 КОН (конц.) + 8KMnO4 = KOCN + 8K2MnO4 + K2SO4 + 5Н2О.
KNCS (коиц.) + KNO2 + H2SO4 (разб.) = (NO+)NCS + K2SO4 + Н2О
(0° С).
2KNCS + SnO2 = SnS + 2СО + N2 + K2S(450° C).
2KNCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2 4 + 2KNO3.
KNCS (разб.) + AgNO3 = AgNCS 4- + KNO3, 2KNCS (конц.) + AgNO3 = K[Ag(—SCN)2] + KNO3.
KNCS (разб.) + 5H2O + FeCI3 = [Fe(H2O)5(—NCS)]CI2(KpacH.) + KCI, 6KNCS (коиц.) + FeCl3 = K3[Fe(NCS)6] (красн.) + 3KC1.
NH4NCS — ТИОЦИАНАТ АММОНИЯ
Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокарбамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 27512.
Л/г = 76,12; d = 1,305; tm = 149° С; к, = 17О(2о), 431(70).
NH^CS^Z? CS(NH2)2(140—150° C).
тиокарбамид
NH4NCS (разб., хол.) - NH<+NCS", NHJ+ H2O^=* NH3 H2o + H3O+; pKK = 9,24.
3NH4NCS (конц.) + 2H2O —L-» H2C2N2S3 + 2(NH3 H2O) + NH4CN.
NH4NCS + H2SO4 (разб.) + H2O = CSOt + (NH4)2SO4(30° C).
NH4NCS (конц.) + KOH (конц.) = KNCS + NH3t + H2O(кип ).
2NH4NCS(p) + I2<=* 2NH4I + (SCN)2(0° C).
2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2H2O + (NH4)2SO4(0° C).
NH4NCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2 4 + NH4NO3.
NH4NCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)5(—NCS)]Cl2 + NH4C1, 6NH4NCS (конц.) + FeCl3 = (NH4)3[Fe(NCS)6] + 3NH4C1.
NH4NCS + H3O+ (катионит) = HNCS + NH 4 (катионит) + H2O.
HOCN —ЦИАНАТ ВОДОРОДА
Бесцветная низкокипящая жидкость, немного тяжелее воды. Обладает таутомерией: нормальная форма — цианат-О водорода (Н—О—C^N), изо-форма — цианат-N водорода (Н—№С=О); при 20° С содержит 98% изо-формы. Хорошо растворяется в воде (циановая кислота). Медленно разлагается в разбавленном растворе при нагревании (быстро — в присутствии сильных кислот). Проявляет слабокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение см. 2107.
М, = 43,03; d = 1,140<20); z„„ = —80° С; zK„n = 23,6° С.
HOCN (разб.) + Н2О (хол.)<=? OCN" + Н3О+; рКк = 3,46.
HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3t + CO2t[примесь C(NH2)2O[.
HOCN (разб.) + Н2О + НС1 (разб.) = NH4C1 + CO2t.
HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + H2O.
HOCN + NH3 H2O (конц.) = C(NH2)2O + H2O.
KOCN — ЦИАНАТ, КАЛИЯ
Белый, при наТреванни разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5016, 2126, |0' ", 2178.
М, = 81,12; d = 2,056; к, = 75<25).
4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2(700—900° С).
1. KOCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [К(Н2О)6}+ + OCN",
OCN + Н2О<=* HOCN + ОН'; рК0 = 10,54.
KOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) —-—► KHCO3+NH3t.
KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1(комн.).
KOCN + Н2 = KCN + Н2О(500° С).
KOCN + AgNO3 = AgOCN-l- + KNO3, AgOCN + NH4CI = AgCli + NH4OCN.
4KOCN (коиц.) + ZnCl2 = K2 [Zn(OCN)4] + 2KC1.
NH4OCN — ЦИАНАТ АММОНИЯ
Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Ра’Злагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кислотой, гипохлоритом натрия. Вступает в реакции обмена. Получение см. 220 .
М, = 60,06.
60° с
NH4OCN <=^ C(NH2)2O.
160 190° С. эак. карбамид
NH4OCN (разб., хол.) = NHJ+OCN ,
NH;+ 2Н2О 4=* NH3 Н2О + Н3О+; рКх = 9,24,
OCN' + Н2О 4=* HOCN + ОН’, рК0 = 10,54.
NH4OCN (конц., гор.) <=* C(NH2)2O.
NH4OCN + НС1 (коиц.) = HOCN + NH4CI(комн.).
NH4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3t + Na2CO3(кип.).
NH4OCN + 2HNO2 (конц.) ——► 2N2 Т + CO2t + ЗН2О.
NH4OCN + 3NaClO = N2t + 3NaCl + CO21 + 2H2O(кип ).
NH4OCN + AgNO3 = AgOCNi + NH4NO3, 2AgOCN + I2 = 2AgU + (NCO)2(0° С, в жидк. ССЦ).
бисоксоциан
КРЕМНИЙ
Si —КРЕМНИЙ
Неметалл. Крупнокристаллический — темно-серый, с металлическим блеском, весьма твердый, очень хрупкий, непрозрачный, полупроводник при комнатной температуре. Аморфный (рентгеноаморфный) в виде очень мелких кристаллов — белый (без примесей) или коричневый (с примесями, в основном железа). Плавится с уменьшением объема. Устойчив на воздухе (образование защитной оксидной пленки). В кристаллической форме — малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами (включая и фтороводородную кислоту), водоро-
дом. В аморфной форме — более активный; реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами (частично переводится в раствор даже в слабощелочной среде), поглощает значительные количества различных газов (в том числе Нг). Окисляется кислородом, галогенами, реагирует с галогеново- дородами, аммиаком, сероводородом, сульфидами металлов при нагревании. Чрезвычайно активен в расплавленном состоянии, реагирует со щелочными, щелочноземельными и другими металлами. Сплавляется (но не реагирует) с Be, Al, Ga, In, Sn, Sb, Zn, Ag, Au. Промышленно важен сплав с железом — ферросилиций (12—90% Si). Второй по распространенности (после кислорода) элемент в литосфере Земли. Получение см. 2231, 22613'|4, 2333'4'6, 2377'*.
М, = 28,086; d = 2,33 (крист ); г™ = 1415° С; 1,™* 3250° С.
Si (аморфн.) + 2НгО (пар) = SiO2 + 2Нг(400—500° С).
Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 2H2t.
Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = HjSiFe) + 2Н2Т,
Si + 4HF(r) = SiF4 + 2Н2(40—100° С).
3Si + 18HF (коиц.) + 4HNOj (коиц.) = ЗН2[81Еб] + 4NOt + 8Н2О.
3Si + 18HF (конц.) + 2КС1Оз = 3H2[SiF6] + 2К.С1 + 6Н2О,
Si + 6HF (конц.) + KNO3 = H2[SiF6] + 2KNO2 + 2НгО.
Si + Ог = SiO2(1200- 1300° С).
Si + 2F2 = SiF<(комн., сгорание во фторе).
Si + 2С12 = SiCUSi + 2Br2 = SiBr4Si + 2I2 = SiUSi + 4HI = Sih + 2H2Si + S = SiSSi + 2S = SiS2Si + 2E=SiE23Si + 2N2 = Si3N4Si + С (графит) —-—> SiC 14. Si + M = MSiSi + 2M = M2SiSi + 2С12 = SiCUSi + 2Br2 = SiBr4Si + 2I2 = SiUSi + 4HI = Sih + 2H2Si + S = SiSSi + 2S = SiS2Si + 2E=SiE23Si + 2N2 = Si3N4Si + С (графит) —-—> SiC 14. Si + M = MSiSi + 2M = M2Si(340— 420° С, в токе аргона). (620— 700° С, в токе аргона). (750— 810° С, в токе аргона), (400— 500° С). (650—700° С, р), (250— 600° С). (800° С; Е = Se, Те; в атмосфере Аг).
Si + 2С12 = SiCU
Si + 2Br2 = SiBr4
Si + 2I2 = SiU
Si + 4HI = Sih + 2H2
Si + S = SiS
Si + 2S = SiS2
Si + 2E=SiE2
3Si + 2N2 = Si3N4
Si + С (графит) —-—> SiC 14. Si + M = MSi
Si + 2M = M2Si
Si + 2С12 = SiCU
Si + 2Br2 = SiBr4
Si + 2I2 = SiU
Si + 4HI = Sih + 2H2
Si + S = SiS
Si + 2S = SiS2
Si + 2E=SiE2
3Si + 2N2 = Si3N4
Si + С (графит) —-—> SiC 14. Si + M = MSi
Si + 2M = M2Si
(1200—1500° С), (1200— 1300° С), (при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs), (при сплавлении; М = Mg, Са),
Si ——> MSi, MSi2(при сплавлении; М = Са, Sr, Ва),
2Si + М = MSi2 (при сплавлении; М = La, Th, Ti, Cr, Mo, Mn, Fe). 15. 3Si + 4NH3 = Si3N4 + 6H2(1300—1500° C).
16. Si + 2H2S = SiS2 + 2Нг0 200—1300° C).
SiH4 — МОНОСИЛАН
Родоначальник гомологического ряда кремневодородов Si„H2n+2. Бесцветный газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма реакционноспособный, воспламеняется на воздухе при комнатной температуре в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей
воде. Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение см. 1071'3'5, 224', 22615, 233м.
М, = 32,12; d« = 0,68е*84); р = 1,44 г/л (н. у.);
г™ = -185° С; /кнп =-111,9° С.
SiH4 = Si + 2Н2(400— 1000° С).
SiH4 + 2Н2О (гор.) = SiO2i + 4Н2(кат. разб. H2SO4, NaOH).
SiH4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4H2t.
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O(150° С, сгорание на воздухе).
3SiH4 + 8KMnO4 = 8MnO24- + 3SiO2 4 + 8КОН + 2Н2О.
SinHb+i — ПОЛИСИЛАНЫ
Кремневодороды (и = 2 + 15), структурные аналоги предельных углеводородов (алканов СлНь+г). В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (и = 2) — бесцветный газ, трисилан (п = 3) и тетрасилан (п = 4) — бесцветные жидкости; устойчивость уменьшается с увеличением п. Чувствительны к воздуху, термически неустойчивы. Дисилан Si2Hs очень мало растворяется в холодной воде. Жидкие силаны практически не смешиваются с холодной водой. Энергично разлагаются горячей водой, щелочами. Сильные восстановители. Близки по химическим свойствам (ниже приведены реакции для Si2H6). Получение смеси силанов см. 1073; разделение смеси на отдельные силаны проводят фракционной конденсацией.
Si2H6: М, = 62,22; р = 2,85 г/л (н. у.); /„л = -132°С; /кип =-14,5° С,Si3H8; М. = 92,32; d = O,739(2O); tm = -117,4° С; /кип =+52,9° С,Si4Hl0: М, = 122,42; d = 0,79(0); /„, = -84,3° С; /кип = +107° С.
Si2H6> SiH4, Н2, (SiH2)„ (SiH)„(350—400° С).
Si2He + 4Н2О (гор.) = 2SiO24- + 7H2t(в воде или разб. NaOH).
Si2H6 + 8NaOH (конц.) = 2Na4SiO4 + 7H2t.
2Si2H6 + 7O2 (воздух) = 4SiO2 + 6H2O(сгорание, комн.)
3Si2H6 + 14KMnO4 = 14МпО2Ф + 6SiO21 + 14KOH + 2H2O.
SiO — МОНООКСИД КРЕМНИЯ
Темно-коричневый (почти черный), достаточно твердый, тугоплавкий, рентгеноаморфный, в виде порошка пирофорен. При нагревании в вакууме сублимируется без плавления. В газообразном состоянии (выше 1000° С) — термодинамически устойчивый мономер. В твердом состоянии — метастабильный нестехиометрический полимер (SiOi-x)*, при старении или умеренном длительном нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si* и (SiO2)*. Реагирует с перегретым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем SiO2), щелочами /быстрее, чем SiO2). Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. 226 .
М.= 44,09;</=2,15.
2nSiO —* (SiO2)„ + Si„(400-700°С).
SiO + Н2О (пар) = SiO2 +Н2(500°С).
SiO + 4NaOH (конц.) = Н2 Т + Na4SiO4 + Н2О.
4SiO + О2 = 2Si2O3(350—1000° С).
SiO + СО2 = SiO2 + СО(500°С).
2SiO + SO2 = S + 2SiO2(выше 800° С, примесь SiS2).
SiO -^J^-» SiH4 T, SiF4t, H2 ?(примеси Si«Hb,+2).
2SiO + 4Ch = 2SiCh + O2(800° C).
SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg(1350° C).
SiO: — ДИОКСИД КРЕМНИЯ
Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модификаций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стекло. Характеристика различных форм:
а-кварц (тригон.): d = 2,648; г(-*Р-кварц) = 573° С,
p-кварц (гексагон.): d = 2,533; г(->Р-тридимит) = 870° С; z™ =1550° С,
а-тридимит (ромбич.): d = 2,265; г(-»Р-тридимит) = 163° С.
p-тридимит (гексагон.): </=2,192; г(-»Р-кристобалит) = 1470° С;
z„„= 1680° С,
а-кристобалнт(тетрагон.): d = 2,334; г(->Р-кристобалит) = 470° С,
р-кристобалит(кубич.): d = 2,194; Г™ = 1720° С,
китит(тетрагон.): d = 2,503, коэсит(монокл-): d = 2,911, стишовит(тетрагон.): d = 4,287, меланофлогит(кубич.): d = 2,05; Z(->P- кристобалит) = 800—900° С, волокнистый кремнезем(ромбич.): d= 1,975;
г(->Р-кристобалит) = 1390° С,
лешательерит (аморфн., природное кварцевое стекло): d = 2,203.
В кристаллическом виде — малореакционноспособный, в аморфной форме — более активный. В очень незначительной степени химически растворяется в воде, из раствора осаждается гидрат SiO2 • иН2О. Не реагирует с кислотами (кроме фтороводородной кислоты), гидратом аммиака; из галогенов реагирует только со фтором. Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами в растворе и при сплавлении. Легко фторируется и хлорируется, восстанавливается углеродом и типичными металлами. Распространен в природе в виде кварца (имеет много окрашенных примесями разновидностей). Получение см. 222*'6, 2271, 2284'6, 233, Х 1113
М. = 60,08; Гкип = 2950° С;
к, = (а-кварц) = 0,001(25); (аморфн.) 0,0125(26), 0,017(38), 0,0416(98).
1. SiO2 (аморфи.) ——> SiO2 • иН2О (гидрогель) 1<—
* H4SiO4(p).
2. SiO2 + 6HF (конц.) = Н2[81Рб] + 2Н2О
(до 35° C),
SiO2 + 4HF (г) = SiF« + 2Н2О
3. SiO2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = №48Ю4 + 2Н2О,
(250—400° C).
(900—1000° C).
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + Н2О
4. SiO2 (аморфн.) + 2NazCO3 (конц.) = Na48iO4 + 2COZT.
5. SiOz + М2СО3 = MzSiO3 + СО2
(1150° С, M = Na, K),
2SiOz + MZCO3 = M2Si2O5 + СО2
(1150°C).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na2[SiF6] + 2H2O.
(250—400° C).
8. SiO2 (аморфн.) + 6NH4F (насыщ.) + 2H2O = (NH4)2[SiF6] + 4(NH3 ■ H2O),
SiO2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH4F + 2H2O
(200—250° C).
9. SiO2 + С (кокс) + 2Ch = SiCU + 2CO
(900—1000° C).
10. 3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3
(1200— 1300°C).
11. 3SiO2 + 6C (кокс) + 2N2 = 81^4 + 6CO
(1100—1200° C).
12. SiO2 + Si = 2SiO
(1100—1400° С, вак.),
SiO2 + С (кокс) = SiO + CO(1300° C,
вак.; примеси Si, SiC).
13. SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si(800—900° С, в атмосфере Аг),
SiO2 =: M2_^ Si, Mg2si
(700—900° C).
-MgO, —MgjN2
14. SiO2 + 5C (кокс) + CaO = Si + CaC2 + 3CO
(800—1000° C).
15. 2SiO2 + 2Li[AlH4] = 2SiH4 + Li2O + A12O3
(170—200° C).
,,С (кокс), Fe, FeO
16. S1O2> (Fe, Si),
(1200—1400° C).
-СО ферросилиций
227. SiO2 ■ лН2О — ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ
Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO2 и Н2О. Белые, аморфные (стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяются в воде. Йад осадком в разбавленном растворе существует мономерная слабая ортокремниевая кислота H4S1O4. При поликонденсации медленно образуется смесь дикремниевых кислот (Нб812О?, H2Si20s, HioShO»), затем гидрозоль условного состава (H2SiO3)n (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель SiO2 ■ иН2О (и < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение мономерного состава H2SiO3 не выделено. Не реагируют с кислотами, гидратом аммиака. Переводятся полностью в раствор действием концентрированных, щелочей. По остальным химическим свойствам подобны диоксиду кремния SiO2. Встречаются в природе в виде опала (коллоидный конгломерат SiO2 • иНгО) и силгидрита (ромбич., SiO2 • 0,ЗЗН2О). Получение см. 2303'4, 233*.
SiO2 • nH2O:d = 2,1 + 2,3 (аморфи.); 2,175 (опал).
H4SiO4:Mr = 96,11;к, = 0,00673(M).
H6Si2O7:Mr= 174,21;fa = 9,0167(M).
H2Si2O5:Mr= 138.18;fa = 0,0276(M).
HioSi209:Mr= 210,24;fa = 0,0061(20).
(H2SiO3)«:Mr = 78,10; fa = 0,00781(M) (в расчете на H2SiO3).
SiO2 ■ nH2O = SiO2 + иН2О■(900—1000° С).
SiO2 ■ иН2О (гидрогель)! ^ZZ* H^iO^, (H2SiO3), (гидрозоль);
H4SiO4 + H2O <ZZ^ H3SiOJ + H3O+; pK, = 9,80,
H3SiO4 + H2O ^ZZ* H2SiOj + H3O+; pK,= 11,73;
H2SiOj + H2O ^zz* HSiO4 + H3O+; pKt = 12,00,
HSiO4 + H2O <ZZ^ SiO5 + H3O+; pK« = 13,70;
2H4SiO4 —1-» H6Si2O7 + H2O, HtSi2O7 —H2Si2O$ + 2H2O, H2Si20s + 4H2O —-—► HioSi20«, nHioSi20» ——» 2(H2SiO3)„ (гидрозоль) + ЗиН2О.
SiO2 • иН2О + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + (2 + n)H2O.
Na2SiO3 — МЕТАСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный («жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2 • лН2О). Разлагается в горячей воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. 28м, 2263’5, 230'.
Мг = 122,06; d = 2,4; Г™ = 1089° С; fa = 18,8(М).
Na2SiO3 9Н2О = Na2SiO3 + 9Н2О(100—300° С).
nNa2SiO3 (разб.) + 8иН2О (хол.) = 2«[Na(H2O)4]* + (SiO3")„ , (SiOh,^^'toSi^-?=»«SiOt
HjOitOH-HzOitOHНгОАТОН
(HSiO3)„^=±1/y1H4Si2O^#^=±/1H3S1O;.
Na2SiO3 + (n + 1)H2O (гор.) —-—► 2NaOH + SiO2 ■ лН2О (гидрогель)!.
Na2SiO3 + 2HC1 (разб.) = SiO2! + 2NaCl + H2O.
Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O.
Na2SiO3 + COz = SiO2! + NazCO3.
KzSiOz — МЕТАСИЛИКАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной »<> и (сильный гидролиз по аннону), концентрированный раствор — коллоидими («жидкое стекло», содержит гидрозоль SiOz-nHzO). Разлагается в горя-и п воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение i м 447, 2265.
М,= 154,28; zM = 976° С.
«KzSiOz + 12иН2О (хол.) = 2л[К(Н 2О)6]+ + (SiOj~)„ (pH > 7, см. 22К j 2. KzSiOz + (и + 1)Н2О (гор.) —-—► 2КОН + SiO2 ■ иН2О (гидрогель)!.
KzSiOz + 2НС1 (разб.) = SiO2! + 2КС1 + Н2О.
4K2SiOz + ЗН2О = K2Si4O9! + 6КОН(кип., в разб. KOI I)
KzSiOz + COz = SiOz! + К2СО3.
KzSiOz + 12MoOz + H2SO4 + H2O = H4[SiMoi204o] (желт.) + K2SO4 (кип ) 7. KzSiOz + 12WO3 + 2HC1 (конц.) + H2O = H4[SiW|2O40]! (бел.) + 2KCI
(в эфире)
Na4SiO4 — ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный (содержит гидрозоль SiO2 • иН2О). Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. 222z, 2263,4, 2273.
Mt = 184,04; zM = 1120° С (разл.);к, = 28,3(2О).
Na4SiO4 = Na2SiOz + Na2O(выше 1120° С).
Na4SiO4 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + SiO?,
„81°;-4=± 7znSi2or <=> (SiOi)„
HzO it ОНHzOltOHН2ОИОН
/,H3SiO; 4=^'/^H^ijO?-. 4=*(HSiO3)„.
Na4SiO4 + (и + 2)H2O (гор.) —-—► 4NaOH + (SiO2 • лН2О) [гидрогель]!.
Na4SiO4 + 4HC1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 2Н2О(кип.),
wNa4SiO4—^N^j—* 'iH4SiO4(p) -^^ > (H2SiO3)„ (гидрозоль).
Na4SiO4 + 2COz = SiO2! + 2Na2CO3.
Na4SiO4 (коиц.) + 4NH4C1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 4NH3t + 2H2O
(кип.)
NaSizOs — ПЕНТА0КСИДИСИЛИКАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Химически растворяется в холодной воде (изменение состава аниона), разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получеине см. 2265.
Мг = 182,15;d = 2,496;tM = 874° С.
NazSizOs + ЮН2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + H4Si2O^(см. 2302).
NazSizO) + (2л + 1)H2O (гор.)——» 2NaOH + 2(SiO2 • лН2О) [гидрогель]^. 3. Na2Si2O5 + 2НС1 (разб.) = 2SiO2i + 2NaCl + HzO.
NazSizOi + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4SiO4 + 3HzO.
NazSizO) + CO2 = 2SiO2i + NazCOz.
S1F4 —ТЕТРАФТОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устойчивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью прн комнатной температуре. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щелочами, типичными металлами, аммиаком. Образует фторокомплексы. Получение см. 222х’. 226х 6Л 23613, 237х х*
М, = 104,08; d^ = 1,590("78); р = 4,684 г/л (н.у.);
Гсубл = -95,7° С; rM = -90,2° С (р); /„„„ = -65° С (р).
(выше 800° C).(примесь H2[SiF«]).(комн.).(500° С, M = Na, K), (500—600° С, примесь Mg2Si).(1100—1400° С, вак.).(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).(выше 800° C).(примесь H2[SiF«]).(комн.).(500° С, M = Na, K), (500—600° С, примесь Mg2Si).(1100—1400° С, вак.).(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).SiF4 + 2HzO (пар) = SiO2 + 4HF
(выше 800° C).
(примесь H2[SiF«]).
(комн.).
(500° С, M = Na, K), (500—600° С, примесь Mg2Si).
(1100—1400° С, вак.).
(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).
(выше 800° C).
(примесь H2[SiF«]).
(комн.).
(500° С, M = Na, K), (500—600° С, примесь Mg2Si).
(1100—1400° С, вак.).
(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).
3SiF4 + 2Н2О (гор.) = SiOzi + 2H2[SiF6].
SiF4 + 4HzO (хол.) <=z* H2SiO4+4HF
SiF^ + 2HF(,) <=* H2[SiF6]
SiF4 + 4M = Si + 4^IF SiF4 + 2Mg = Si + 2MgF2
SiF4 + Si < * 28!РдГ)
SiF4 + 2MF = M2[SiFt]
SiCI4 —ТЕТРАХЛОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветная жидкость. Ннзкоплавкнй, легкокнпящий, летучий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Полностью гидролизуется водой. Разлагается щелочами, реагирует с водородом, типичными металлами, оксидами металлов и неметаллов, аммиаком. Получение см. 222е, 2269.
М, = 169,90; d = 1,483(20); tm = -68,8° С;
Гкип = +57,6° С.
SiCl4 + (2 + и)Н2О = SiO2 • иН2О (гидрогель) + 4НС1.
Элементарные акты:
SiCU + НгО»[Si(H 2О)С14] (активированный комплекс), [Si(H2O)Cl4]» SiCl3(OH) + НС1;
SiCb(OH) + H2O»(Si(H2O)Cl3(OH)] (активированный комплекс), [Si(H2O)Cl3(OH)]► SiCh(OH)2 + HC1;
SiCh(OH)2► SiO2 + 2HCl;
2SiCl3(OH)► Cl3Si—О—SiCl3 + H2O,
Si2Cl6O + 3H2O► 2SiO2 + 6HC1.
SiCU + 4NaOH (разб.) = SiO24- + 4NaCl + 2H2O, SiCU + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4NaCl + 4H2O.
SiCU + 2H2 = Si + 4HC1(800° C),
SiCU + 4H2 = SiH4 + 4HC1(1200—1300° С, кат. A1C13).
SiCU + Li[AlH4] = SiH4t + LiCl + AlCh(0° С, в эфире),
SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + A1C13 + 2H2(выше 450° C).
H2, элеюрич. разряд „,-,,
SiCU ^jci* Si„C12«+2(и = 2 + 6).
6. SiCU + 4M = Si (аморфн.) + 4MC1(600—700° С; M = Na, K).
7. SiCU + 2Zn = 2ZnCh + Si(950° C).
8. 2«SiCU + 3wMg = 2(SiCl)J + 3wMgCl2(в эфире).
9. wSiCU + «Si = 2(SiChU (желт.)[1250° С, охлаждение до 100° С].
10. SiCU ^cb"* SiCl"F^
(кип., n = 1 + 3, кат. SbCl5).
11. 3SiCU + 16NH3 = Si3N4 + 12NH4C1
12. 381СЦж) + P4O10 = 4PC13O + 3SiO2.
(выше 400° С, ток Ar).
13. SSiCl^x) + 2A1ZO3 = 3SiO2 + 4A1C13
(40° C).
14. SiCU + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1
(140—150° С, в бензоле).
15. SiCU + 4AgNCO = Si(—NCO)4 + 4AgCl
(10° С, в бензоле).
234. SiS2—ДИСУЛЬФИД КРЕМНИЯ
Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется водой, особенно легко — при кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см. 222"'|6', 226™. '
М, = 92,22; d = 2,02; tm = 1090° С;/кип =1130° С.
nSiS2 = (SiS), + и8(850° С, вак.).
SiS2 + 2HZO = 8Ю24- + 2Н38(кнп. в воде, разб. НС1).
SiS2 + 16HNO3 (конц.) = SiO2J- + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O.
SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiOj + 2Na2S + 2H2O.
SiS2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = SiO2i + 2NH4HS.
(200—300° C).(1200—1450° C). [850° С, вак.]. (M = Na, K).(200—300° C).(1200—1450° C). [850° С, вак.]. (M = Na, K).
(200—300° C).
(1200—1450° C). [850° С, вак.]. (M = Na, K).
(200—300° C).
(1200—1450° C). [850° С, вак.]. (M = Na, K).
SiSz + 30z (воздух) = SiOz + 2SOZ
3SiSz + 4NH3 = S13N4 + 6H2 + 6S
nSiSz + nSi = 2(SiS)„ (желт.)
SiSz + MzS (конц.) = MztSiSz]
SiC—МОНОКАРБИД КРЕМНИЯ
Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеленого до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник n-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой SiO2. Малореакционноспособный и химически стойкий, не реагирует со щелочаМи (в отсутствие кислорода), гидратом аммиака. Разлагается перегретым водяным паром, царской водкой, смесью концентрированных фтороводородной и азотной кислот. Реагирует с галогенами, азотом, типичными металлами, их пероксидами. Получение см. 22213.
М, = 40,10;</=3,217; tro = 2830° С (разл.).
SiC = Si + С (графит)[выше 2830° С].
SiC + 2HzO (пар) = SiOz + СН4(выше 1300° С).
3SiC + 8HNO3 (конц.) = 3SiO2i + 3CO2t + 8NOt + 4Н2О (в конц. НС1), 3SiC + 18HF (конц.) + 8HNO3 (конц.) = 3Hz[SiF6] + 3CO2t + 8NOt + + lOHzO.
SiC + 4NaOH (коиц.) + O2 = Na4SiO4 + С (графит)Ф + 2HzO, SiC + 4NaOH + 2O2 = Na2SiO3 + 2HzO + Na2CO3(выше 350° C).
2SiC + 3O2 = 2SiO2 + 2CO(950—1700° C).
SiC + 2Clz = SiCU + С (графит)[600—1200° С].
6SiC + 7N2 = 2Si3N4 + 3CzNz(1000—1400°C).
2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2(700°C).
SiC + Na2CO3 + 2O2 = Na2SiO3 +2CO2(выше 850°C),
SiC + 4NazO2 = Na2SiO3 + Na2CO3 +2Na2O(700—800°C).
Hz|SiF«| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(|У) ВОДОРОДА
Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде не выделен. Существует в растворе тетрафторида кремния в жидком HF. Устойчив в бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,61), перегоняется без разложения в виде 13,3%-го раствора. Твердые белые кристаллогидраты Hz[SiFe] • 4Н2О [fM = -53° С (с разл.)] и H2[SiFeJ • 2Н2О (Гм * +19° С) имеют ионное строение (HsOz)2[SiF6] и (НзО*)2[81Рб]. Не разлагается разбавленными кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбонатами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см. 2223-5, 2262, 232м- .
М, = 180,12;</=1,111 (13,3%-й р-р), 1,314 (34%-й р-р).
H2[SiF6] ♦=? SiF4 + 2HF(комн., в жидк. HF).
H2[SiFt] + 2НгО <=? [Si(H2O)2F4] + 2HF(pH < 7, см. 4803).
H2[SiF6] = SiF4T + 2HF(в конц. H2SO4).
H2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]4- + 2H2O,
H2[SiF6] + 2(NH3 • H2O) [разб.] = (NH4)2[SiF6] + 2H2O.
H2[SiF6] + МгСОз = M2[SiF6] + CO2t + H2O (M = Li+,NH;, 72Mg2*), H2[SiF6] + M2CO3 = M2[SiF6]4- + CO2t + H2O (M = Na, K, Rb, Cs), H2[S1F6] + МСОз = M[SiF6]4- + CO2T + НгО(M = Ca, Sr, Ba).
Na2|SiF6| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1У) НАТРИЯ
Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с жидким HF. Получение см. 2327, 2364'5.
М, = 188,05; d = 2,68; t™ = 846° С (р); к, = О,6(2о), 1,96(8О).
Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4(570—600° С).
Na2[SiF6]+ H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4t + 2HF?.
Na2[SiFej+ 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4SiO4 + 4H2O.
Na2[SiF6]+ 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2l + 2H2O.
Na2[SiF6]+ 2Na2CO3 (конц.) = 6NaF + SiO2l + 2CO2t(кнп.).
Na2[SiFe]+ 2HF(X> = 2Na(HF2) + SiF4t(кип.).
3Na2[SiF6] + 4A1 = 3Si + 2Na3[AlF6] + 2A1F3(700° C).
Na2[SiFe] ^ктролиз > Sil (катод) + 2F2t (анод) + 2NaF (в жидк. NaF).
ГЕРМАНИЙ
Ge —ГЕРМАНИЙ
Светло-серый хрупкий твердый металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной н азотиой кислотами, переводится в раствор действием пероксида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. 2391, 240'°, 2435.
М, = 72,610; d = 5,350; t™ = 937° С; z,™,. « 2850° С.
Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO2t + 4H2O.
Ge + 4HNO3 (конц.) —^ GeO24- + 4NO2t + 2H2O.
3Ge + 4HNO3 (конц.) + 12HCI (конц.) = ЗСеС14ж4- + 4NOT + 8H2O.
Ge + 2NaOH (разб.) +2H2O2 = МагОеОз + ЗН2О,
Ge + 2NaOH (конц.) + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6].
5.6.7.8.9.5.6.7.8.9.(примеси ОсяНгл+г при л > 1). (выше 700° С).(100° С, сгорание во фторе), Е = О; 350° С, Е = Вг; 560° С, Е = I). (600—860° С), (выше 1000° С). (600—700° С; Е = Se, Те).(примеси ОсяНгл+г при л > 1). (выше 700° С).(100° С, сгорание во фторе), Е = О; 350° С, Е = Вг; 560° С, Е = I). (600—860° С), (выше 1000° С). (600—700° С; Е = Se, Те).Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4?
5.
6.
7.
8.
9.
5.
6.
7.
8.
9.
(примеси ОсяНгл+г при л > 1). (выше 700° С).
(100° С, сгорание во фторе), Е = О; 350° С, Е = Вг; 560° С, Е = I). (600—860° С), (выше 1000° С). (600—700° С; Е = Se, Те).
(примеси ОсяНгл+г при л > 1). (выше 700° С).
(100° С, сгорание во фторе), Е = О; 350° С, Е = Вг; 560° С, Е = I). (600—860° С), (выше 1000° С). (600—700° С; Е = Se, Те).
Ge + O2 = GeO2
Ge + 2F2 = GeF4
Ge + 2E2 = GeE4 (150—200° C
Ge + 2S = GeS2
Ge + S = GeS
Ge + E = GeE
Ge + 2HF* = GeF2 + Н2? (200° С, р\
Ge + H2S = GeS + Н2 (600—800° С). 11. 3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6Н2 (650—700° С). 12. Ge + СО2 = GeO + СО (700—900° С). 13. 3Ge + 2SO2 = 2GeO2 + GeS2 (выше 500° С).
СелНгл+г — ПОЛИГЕРМАНЫ
Германоводороды (и = 1 -г 5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости (л = 2 + 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. Получение см. 238s, 24012, 243*.
GeH4: М, = 76,64; р = 3,420 г/л (н.у.); /пя =-165,8° С; tKm = -88,5° С.
Ое2Н6: М, = 151,27; d(T) = 1,98; u = -109° С; гкип = +30° С.
Ge3He: Л/, = 225,89; dm=2,2; и =-105,6° С; zK„„ =+110,7° С.
Ge4H юг М, = 300,52; Un = +177° С.
Ge5H|2: М, = 375,15; Un = +235° С.
GeH4 = Ge + 2H2(220—350° С).
GeH4 + 2Н2О (гор.) = GeO2l + 4H2t.
GeH4 + 2О2 = GeO2 + 2Н2О(выше 200° С).
GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S.
GeH4 + 4AgNO3 = Ag4GeJ- + 4HNO3.
CeO2 — ОКСИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетрагональная, Р-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные а-модифи- кация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции относятся к p-модификации. Плохо реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат л1ОеО2 • лН2О, весьма реакционноспособный. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, оксидами щелочных и щелочноземельных металлов. Получение см. 2382,6, 2392'3, 2414, 2431,3, 2451'2,6.
М, = 104,61; d = 6,239 (а), 4,703 (р), 3,637 (аморфн.);
Z (а-»Р) = 1033°С; U=H16°C; А, = 0,43(2О), 1,0(|ОО).
mGeOi ■ иНjO = znGeOz + nHzO
(380° C).(380° C).GcO2(t) + H2O НгОеОад,
(380° C).
(380° C).
HGeO3 + H2O 4~=» HGeO3+ H3O+; pK, = 8,73,
HGeOj + HZO <—* GeO2"+ H3O+; pK* = 12,72.
GeOz + 4HC1 (конц.) = GeCl4 + 2HZO(170 180° C,p),
GeOz + 4HCl(r) = GeCU + 2HZO(450—500° C).
GeOz + 2NaOH (15—20%-й, гор.) = NazGeO3 + HZO, GeOz + 2NaOH (>20%-й) + 2HZO = Naz[Ge(OH)6J.
GeOz + 4HF (конц.) = GeF^ + 2HZO.
GeOz + 2HZS = GeSz + 2HZO(760—800° C).
GeOz + 6HF (конц.) + 2MC1 = Mz[GeF6]l + 2HC1 + 2HZO (M = K, 7zBa).
GeOz + N azCO3 = NazGeO3 + COZ(1200° C),
GeOz M2°-1000-''C—> MzGeO3, M6GezO7, M4GeO4 (M = Li, Na, K). 9. GeOz + MO = MGeO3(1200° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
GeOz + 2HZ = Ge + 2HZO(600—650° C),
GeOz + С (кокс) = Ge + COZ(500—600° С, в атмосфере Hz).
GeOz + H(PH2O2) [конц.] + HZO = Ge(OH)zl + HZ(PHO3)[100° С].
GeOz + Na[BH4] + CH3COOH (конц.) + HZO = GeH4T + B(OH)3i +
+ Na(CH3COO).
GeOz (аморфн.)> a-GeOz(350—380° С, p, в воде).
NaZGeO3 — ГЕРМАНАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами, в концентрированных щелочах меняет состав аниона. Получение см. 2384, 2404,8.
М, = 166,59; d = 3,31; U = 1070° С; к, = 23,6(20), 49,2(5О).
NazGeO3 • 7HZO = NazGeO3 + 7HZO
NazGeO3 (разб.) + 8HZO = 2[Na(HzO)4]+ + GeO3", GeOj + HZO ^z=* HGeO3+ OH"; pKo = 1,28.
NazGeO3 + 6HC1 (конц.) = Naz[GeCl6] + 3HZO.
NazGeO3 + 2HNO3 (разб.) » GeO^ + 2NaNO3 + HZO.
NazGeO3 + 3HZO (хол.) = Naz[Ge(OH)6]
(300° C).(300° C).(в конц. NaOH).(в конц. NaOH).GeCh — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(П)
(300° C).
(300° C).
(в конц. NaOH).
(в конц. NaOH).
Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит в желтый полимер (GeClz)H, нелетучий, термически неустойчивый. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см. 2436, 2442.
М,= 143,52.
2GeCh = GeCh + Ge(75—460° C).
GeCh + 2H2O = Ge(OH)2i + 2HC1.
GeCh + НС1(Г) = GeHChx (или H[GeCl3](40° Q.
GeCh + 2HNOj (конц., гор.) = GeOi'L + 2NO2T + 2HC1.
GeCh + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)2i + 2NaCl.
2GeCh + O2 = GeCh + GeCh(60—70° C).
GeCh + H2S(r) = GeSi + 2HC1(в конц. HC1).
GeCh —ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой (при перемешивании), щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2383'7, 2403, 2421,6.
М, = 214,42; d = 1,880<20); U =—49,5° С; гки„ =+83,1 ° С.
GeCh + 2Н2О = GeO2l + 4НС1.
GeCh + 2НС1 (конц.) *=z? Н2[ОеС16].
GeCh + 4NaOH (разб.) = GeOj + 4NaCl + 2H2O.
(в конц. HC1). (700° C).(в конц. HC1). (M = Rb, Cs). (в эфире).(в конц. HC1). (700° C).(в конц. HC1). (M = Rb, Cs). (в эфире).GeCh + 2H2S(r) = GeSj + 4HC1
(в конц. HC1). (700° C).
(в конц. HC1). (M = Rb, Cs). (в эфире).
(в конц. HC1). (700° C).
(в конц. HC1). (M = Rb, Cs). (в эфире).
GeCh + 2H2 = Ge + 4HC1
GeCh + H(PH2O2) + H2O = GeCh + Нг(РНО3) + 2HC1
ОеС14<ж) + 2MC1 = M2[GeCl6]
GeCh + Li[AlH4] = GeH4T + LiCl + AlCh
GeS —СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(П)
Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложения. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реагирует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфидом аммония. Получение см. 2388' ’ , 2427, 24У'5.
М, = 104,68; d = 4,01; fM = 655° С; ПР18 = 3,0 • 1О"35.
GeS(T) + Н2О < ~* (Ое2+)? + HS + ОН(практически не идет).
GeS + 2НС1 (конц.) = GeCh + H2St.
GeS + 2HI (конц.) = Gel2i + H2St(80° С, в жидк. СНС13).
GeS + lOHNOj (конц., гор.) = GeO2i + H2SO4 + 10NO2t + 4H2O.
GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)J + Na2S(кип.).
GeS + 2O2 = GeO2 + SO2(800—1000° C).
GeS + (NH4)2(S„) = (NH4)2[GeS3] + (n - 2)Si.
GeS2 —СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Белый, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Гидролизуется водой. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см. 238s, 2394, 240ff, 2434.
М, = 136,74; d = 2,94; t™ = 825° С.
OeS2 + 2HZO —^ GeO2l + 2H2St(кип.).
GeSz + 16HNO3 (конц.) = GeOzi + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O.
3GeSz + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OH)6] + 2Naz[GeS3]..
GeSz + Hz = GeS + HzS(350—400° C).
GeSz + H(PHzOz) + H2O = GeSi + H2(PHO3) + H2St (в конц. HC1).
GeS2 + 3O2 = GeO2 + 2SO2(1000° C).
GeSz + Na2S (коиц.) = NaJGeSJ,
GeSz -^-* Na2[GeS3], Na6[Ge2S7), Na4[GeS4](400° C).
ОЛОВО
Sn—ОЛОВО
Серебристо-белый очень мягкий металл, тягучий при комнатной температуре (P-модификация, белое олово). Ниже +13,2° С рассыпается в серый порошок (a-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется галогенами, кислородом, халькогенами. Получение см. 247s, 2494, 250*°, 2521*' *7.
М, = 118,710;d = 5,75 (а), 7,31 (Р);
tm = 231,9681 ° С;гкип = 2620° С.
Sn + ЗНС1 (конц.) —х—* H[SnCl3] + H2t,
Sn + 2НС1(Г) = SnCh + Н2(150—250° С).
Sn + 2Hz§0« (конц.) —-—» SnSO4 + SO2t + 2H2O [примесь Sn(SO4)2J.
Sn + 4HNO3 (конц.) = SnOzi + 4NO2t + 2H2O(кип.),
5Sn + 12HNO3 (разб.) ——> 5Sn(NO3)2 + N2t + 6H2O (примесь NO), 4Sn + 10HNO3 (он. разб.) —^ 4Sn(NO3)z + NH4NO3 + 3H2O.
Sn + NaOH (конц., хол.) + 2H2O —x—> Na[Sn(OH)3] + H2t.
Sn + 2NaOH (конц.) + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2t(кип.).
3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H2[SnCl6] + 4NOt + 8H2O.
Sn + O2 = SnO2(200° С, сжигание на воздухе).
Sn + 2E2 = SnE4(до 100° С, E = F; комн., E = Cl, Br),
Sn + I2 = Snl2(кип. в разб. HC1),
Sn + 2h = Snl4(кип. в жидк. CCU).
Sn + E = SnE(900° С; E = S, Se, Те),
Sn + 2S = SnS2(430—440° С, в присутствии NH4C1).
Sn (порошок) + CuSO4<p)= SnSO4 + Cu4>(в разб. H2SO4).
SnO —ОКСИД ОЛОВА(И)
Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании разлагается, при дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчивый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при слабом нагревании. Получение см. 2489, 2491'4, 252*.
М.= 134,71; </=6,25; ?пл=1040°С; г*™ = 1425° С.
2SnO = SnO2 + Sn(x)(400° С).
SnO(T) + 4Н2О ^ [Sn(H2O)3]2t + 2ОН ; рПР25 = 26,80.
SnO + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + Н2О.
(комн.), (400° C). (выше 220° C).(60° C).(1000°C; M = Ca, Sr, Ba).(комн.), (400° C). (выше 220° C).(60° C).(1000°C; M = Ca, Sr, Ba).SnO + NaOH (конц.) + Н2О ^zz> Na[Sn(OH)3]
(комн.), (400° C). (выше 220° C).
(60° C).
(1000°C; M = Ca, Sr, Ba).
(комн.), (400° C). (выше 220° C).
(60° C).
(1000°C; M = Ca, Sr, Ba).
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O
2SnO + O2 (воздух) = 2SnO2
SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + H2O
SnO + MO ='(MSn)O2
SnO2 — ОКСИД ОЛОВАДУ)
Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристаллизуется гидрат SnO2 • лН2О (1 < л 5 2, «-модификация), при стоянии под раствором переходит в химически пассивную p-модификацию (л 51); соединения стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnOj не выделены. Все указаннь^е ниже реакции относятся к a-SnO2 • лН2О. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами и щелочами. Восстанавливается водородом, углеродом, оловом. Получение см. 2463, 2471’5, 2517, 2531’2'5’6.
М, = 150,71; d = 7,00; tm = 1630° С; ?кип = 2500° С.
SnO2 • лН2О = SnO2 + лН2О(600° С).
ЗпОад + 8Н2О <=> [Sn(H2O)e]4+ + 4ОН"; рПР25 = 57,32.
SnO2 + 6НС1 (конц.) = H2[SnCl6] + 2Н2О.
SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) —L-> Sn(SO4)2 + 2Н2О.
SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Sn(OH)6](60—70° С).
SnO2 + 2NaOH = Na2SnOj + H2O(350—400° С).
SnO2 + 2М2О = M4SnO4(500° С; М = Na, К).
SnO2 + 2Hz = Sn + 2HzO(500—600°C),
SnO2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO(800—900°C).
SnO2 + Sn = 2SnO(1000—1100° C).
SnOz + 2KNCS = SnS + 2CO + N2 +K2S(450°C).
SnOz + 2Na2CO3 + 4S = Na2[SnS3] +Na2SO4 + 2CO2(400—500°C).
Sn(OH)2 — ГИДРОКСИД ОЛОВА(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • лН2О, соединение стехиометрического состава не выделено. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель в щелочной среде. Получение см. 2514’6’7, 2525 6.
М.= 152,72.
Sn(OH)2 = SnO + Н2О(60—120° С, в атмосфере Н2).
Sn(OH)2(T) + ЗН2О <=2 [Sn(H2O)3]2+ + 2ОН"; рПРк = 26,26, 8п(ОН)г(Т) + 2Н2О «==2 [Sn(OH)3]' + Н3О+; рПР25 = 14,43.
Sn(OH)2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + 2Н2О.
Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3],
2Na[Sn(OH)3](p) —-—» Sni + Na2[Sn(OH)e](комп ),
Na[Sn(OH)3](p) = NaOH + SnOi + H2O(кип., в атмосфере N2),
2Na[Sn(OH)3](p) 2ЛСК—™3> 2Snl (катод) + O2t (анод) + 2NaOH + 2H2O.
Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 H2O = Na2[Sn(OH)6] + + 2(NH3 H2O).
3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3)3 = 3Na2[Sn(OH)6] + 2Bil + 6NaNO3.
3Sn(OH)2 + 8KOH (конц.) + 8H2O + 2K2CrO4 = 3K2[Sn(OH)6] + + 2K3[Cr(OH)6].
SnSO4 — СУЛЬФАТ ОЛОВА(П)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной воде, при стоянии раствора выпадает осадок. Устойчив в подкисленном растворе. Разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Получение см. 2462'10.
А/г = 214,77;^=18,8(|9).
SnSO4 = SnO + SO3 < > SnO2 + SO2(выше 360° С).
SnSO4 • ЗН2О = SnSO4 + ЗН2О(40° С, вак., над Р4Ою).
SnSO4 (разб.) + Н2О = [Sn(H2O)SO4],
7[Sn(H2O)SO4] + 13Н2О <=> [Sn3(OH)4]2+ + [Sm^HX]2* + 7SO2"+ ЮН30‘.
SnSO4 (разб.) + 2Н2О = Sn(OH)2i + H2SO4(кип).
SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2SO4.
SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2i + Na2SO4,
SnSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + Na2SO4.
SnSO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Sn(OH)2i + (NH4)2SO4.
4SnSO4 + O2 + 4H2O ——» 2SnO2l + Sn2SO4(OH)2i + 3H2SO4.
5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCl6] + 2MnSO4 + K2SO4 + + 2H2SO4 + 8H2O.
2SnSO4 + 2H2O -JiSSIE^^ 2Sni (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
Sn(SO4)2 — СУЛЬФАТ ОЛОВА(1У)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в подкисленной воде, разлагается в кипящей воде. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 2484, 253 .
М, = 310,83;</=4,5(кр.).
Sn(SO4)2 = SnO2 + 2SOi(150—200° С).
Sn(SO4)2 • 2H20i <—? Sn(SO4)2 (насыщ.) +2H2O (комн., в разб. H2SO4), Sn(SO4)2 • 2Н2О = SnSO4(OH)2 + H2SO4(выше 50° С).
Sn(SO4)2 (разб.) + лН2О = [Sn(H2O)„(SO4)]2+ + SO^ (в разб. H2SO4).
Sn(SO4)2 + 2Н2О = SnO2i + 2H2SO4(кип.).
Sn(SO4)2 + 6НС1 (конц.) = H2[SnCl«] + 2H2SO4.
Sn(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = SnO2i + 2Na2SO4 + 2H2O, Sn(SO4)2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 2Na2SO4.
Sn(SO4)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO2l + 2(NH4)2SO4 + 2H2O.
SnCl2 — ХЛОРИД ОЛОВА(П)
Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизуется влагой и окисляется О2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCl2 • 2Н2О имеет строение [Sn(H2O)Cl2] • Н2О («оловянная соль»). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для реакций в растворе берут H[SnCl3] — продукт химического растворения SnCl2 в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. 2461.
М, = 189,62; d = 3,95;/„ = 247° С;
Гк*п = 652° С; к, = 269,8,|5).
SnCl2 ■ 2Н2О = Sn[(H2O)Cl2] + Н2О(80° С),
SnCl2 • 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О(130—135° С, ток сухого НС1).
SnCl2 (конц.) + Н2О = [Sn(H2O)Cl2],
7[Sn(H2O)Cl2] + 13Н2О»[Sn3(OH)4]2+ + [Sn4(OH)6]2+ + 14СГ + ЮН3О+.
SnCh (КОНЦ.) + H2O = SnCl(OH)i + НС1(разбавление).
SnCh + HC1 (конц.) = H[SnCl3].
SnCh + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2i + 2NaCl, SnCh + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + 2NaCl.
SnCh + 2(NHj • H2O) [конц.] = Sn(OH)2i + 2NH4C1.
SnCh + O2 (воздух) + 2H2O (влага) —-—► 2SnCh + 4SnCl(OH).
SnCl2 (конц.) + H2S (насыщ.) = SnSi + 2HCI.
SnCh + Na2CO3 = SnO + 2NaCl + CO2 (750—900° С, в атмосфере N2).
SnCh + 4HC1 (конц.) + Br2 = Н2[8пС1б] + 2HBr (примесь H2[SnBr6]).
5SnCh + 26HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCk] +2MnCh + 2KC1 + 8H2O, 3SnCh + 20HC1 (конц.) + K2Cr2Ch = 3H2[SnCl6] + 2CrCl3 + 7H2O + 2KC1.
SnCh + 2HC1 (конц.) + 2FeCl3 = HitSnCU] + 2FeCh-
SnCh + 4HC1 (конц.) + 2AgNO3 = HjSnCUJ + 2Agl + 2HNO3.
SnCh (конц.) + MCI (конц.) = M[SnCh](M = Na, K).
SnCh + Ch = SnCh(комн.).
SnCh + M = MCh + Sn(200—300° С; M = Mg, Zn),
3SnCl2 + 2A1 = 2A1CI3 + 3Sn(250—300° C).
SnCl^) -”еУ?°1,и-1» Sni (катод) + Cl2t (анод).
SnCh —ХЛОРИД ОЛОВАДУ)
Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротонный растворитель; хорошо растворяет фосфор, серу, нод, трииодид мышьяка, иодид олова(1У). Реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Обычно для реакций в растворе берется в виде H2[SnCh], Получение см. 2467, 2527, |5.
М, = 260,52; </= 2,2262(М); r„ = -33°C; кип =+114,1° С.
SnCh • 5H20i *=* SnCU (насыщ.) + 5Н2О (19—56° С, в конц. НС1), SnCh • 5Н2О = SnO2 + 4НС1 + Н2О(выше 200° С),
SnCU • 5Н2О + 5SChO(*) = SnCh + 5SO2 + 10НС1(кип ).
SnCh + 2H2O = SnOrt + 4HC1(примесь H2[SnCl6]).
SnCh + 2HC1 (конц.) = H2[SnCl6]).
SnCh + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 + 4HClt(кип,).
SnCh + 4NaOH (разб.) = SnOj + 4NaCl + 2H2O, SnCh + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 4NaCl.
SnCh + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO2i + 4NH4C1 + 2H2O.
SnCh + 4HF = SnF4 + 4HC1(130—220° C).
SnCh + 2MC1 (конц.) = M2[SnCl6](M = K+, NHJ).
SnCl^x) + C12O = 2Ch + SnChO.
SnCh • 5H2O + 5N20i(x) =Sn(NO3)4 + 4HC1 + 6HNO3.
SnCh + Li[AlH4] = SnH4t + LiCl + A1C13(-20° С, в эфире).
SnS —СУЛЬФИД ОЛОВА(П)
Герценбергит. Коричневый и темно-серый, мягкий. Возгоняется при нагрева нии в потоке Н2. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Перево дится в раствор действием полисульфида аммония.-Получение см. 246,248 252*. 2551.
М,= 150,78;</*5,1; и = 880°С; рПР25 = 27,52.
SnS + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2ST.
SnS + 10HNO3 (конц.) = SnO2i + 10NO2t + H2SO4 + 4H2O.
SnS + 3NaOH (конц.) ——> Na[Sn(OH)3] + Na2S.
SnS + (NH4)2(Sn) = (NH4)2[SnS3] + (n - 2)Si.
SnS + 2O2 = SnO2 + SO2(700—800° C).
SnS2 — СУЛЬФИД ОЛОВА(1У)
Желтый, мягкий, жирный на ощупь как графит («сусальное золото»). Устойчив на воздухе, при нагревании темнеет и разлагается. Не растворяется в воде. Образует коричневый кристаллогидрат SnS2 • 2Н2О. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте. Переводится в раствор концентрированными щелочами, сульфидами щелочных металлов, гидросульфидом аммония. Получение см. 2469, 256s.
М, = 182,84; d = 4,5; рПР25 = 57,64.
SnS2 = SnS + S(500—600° С).
SnS2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2St + Si.
3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OH)6],
SnS2 + Na2S (разб.) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4[SnS4],
2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 ■ H2O) [конц.] = (NH4)2[SnS3] + + (NH4)4[SnS4] + 3H2O.
SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2(600—800° C).
H2|SnCI6] — ГЕКСАХЛОРОСТАННАТ(1У) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидрата), гигроскопичный. Неустойчив во влажном воздухе и при слабом нагревании. Растворяется в воде, сильная кислота, протекает частичная акватация аниона. Устойчив в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 2483, 25210 ", 2533,
М, = 333,14; d = 1,925 (кр.);z„„ = 19,2° С (кр.).
H2[SnCU] • 6Н2О = SnCl4 • 5Н2О + 2НС1 + Н2О(25—30° С).
H2[SnCl6] + 2Н2О = 2Н3О+ + [SnCl6]2',
[SnCl6]2 + H20 ^=* [Sn(H2O)Cls]" + СГ.
H2[SnCl6] (конц.) + 2NaOH (разб.) = Na2[SnCl6] + 2H2O, Na2[SnCl6] + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 6NaCl.
H2[SnCk] (конц.) + 2(NH3 • H2O) [разб.] = (NH^SnCk] + 2H2O, (NH4)2[SnCl6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO2J- + 6NH4Cl + 2H2O.
H2[SnCl6] + 2H2S(r) = SnS2i + 4HC1.
H2[SnCl6] + Sn ^=* 2H[SnCl3],
Na2|Sn(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, растворимость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов ие образует. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 246*, 2485, 2494 '
Mt = 266,73;к, = 61,3°$' ^50(|00).
Na2[Sn(OH)6] = Na2SnO3 + ЗН2О(140° С),
3Na2SnO3 = 3Na2O + 3SnO2(900° С).
№2[5п(ОН)б] (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]2+ + [Sn(OH)«]2-.
Na2[Sn(OH)6] + 2HC1 (разб.) = SnOj + 2NaCl + 4H2O.
Na2[Sn(OH)6] + CO2 = SnO24- + Na2CO3 + 3H2O.
Na2[Sn(OH)6] + M(NO3)2 = M[Sn(OH)6]-i. + 2NaNO3 (M = Ca, Sr, Ba).
СВИНЕЦ
Pb —СВИНЕЦ
Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный металл. Низкоплавкий, иа воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Малореакционноспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте, разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реагирует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окисляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. 264п ”, 265*°, 266’, 2697Л
М. = 207,2; d = 11,337; г„„ = 327,502° С; гкип = 1745° С.
Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO4)2 + SO2t + 2Н2О(30—50° С),
Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO44- + SO2t + 2H2O(кип.).
ЗРЬ + 8HNO3 (разб., гор.) = ЗРЬ(МО3)2 + 2NOt + 4Н2О.
Pb + 2NaOH (конц.) + 2Н2О —L-> Na2[Pb(OH)4] + H2t.
2Pb + O2 = 2РЬО(выше 600° C).
3Pb + 2O2 = (PbyPb,v)O4(400—500° C).
Pb + E2 = PbE2(200—300° С; E = F, Cl, Br, I),
Pb + 2Рг = PbF4(400—500° С).
Pb + 2HF = PbF2 + H2(160° C).
Pb + E = PbE(800—1200° С; E = S, Se, Те).
. 2Pb (порошок) + 2H:O + 0г —-—* 2Pb(OH)ii, 2Pb + H2O + O2 + CO2* РЬ2СОз(ОН)24-
25». РЮ —ОКСИД СВИНЦА(П)
Красный (низкотемпературная a-модификация, глёт) или желтый (высокотем- пературиая ^-модификация, массикот). Термически устойчивый. Очень плохо реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и монооксидом углерода. Получение см. 2621*, 263*. 2641’ '*, 269*.
М, = 223,20; d = 9,13 (а), 9,45 (3); tm = 886° С; Ьип = 1535° С;
t (а -» Р) = 488° С; к, = 0,279<И) (а), 0,51302’ (Р).
РЬО(Т) + 4Н2О *=Г» [РЬ(Н2О)з12+ +2ОН ; рПР25 = 15,42.
РЬО + 2НС1 (разб.) = PbChl + Н2О, РЬО + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3h + Н2О.
РЬО + Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4],
РЬО + 2NaOH = (Na2Pb)O2 + Н2О(400° С).
2РЬО + СОг + Н2О —т—* РЬ2СО3(ОН)24..
6РЬО + О2 = 2(Pb" Pb,v)O4(445—480° С).
2РЬО + 4СаСОз + О2 = 2(Са2РЬ)О4 (оранж.) + 2СО2(800°С).
2РЬО + Са(СЮ)2 = 2PbO2i + СаС12(в разб. NaOH).
РЬО + ТЮг = (Т1РЬ)Оз (желт.)[выше 400° С).
РЬО + Н2 = РЬ + Н2О(200—350°С),
РЬО + СО = РЬ + СО2(300—400° С).
РЬО + MCN = Pb + MOCN(400—500° С; М = Na, К).
РЬО + Н2О + C(NH2)2O = РЬСОз! + 2NH3t
(180° С, р, в разб. СНзСООН).
РЬО + ЗН2О + 2NaOH —^°лиз> H2t (катод) + Na2[Pb(OH)6],
РЮ2 — ОКСИД СВИНЦА(1У)
Платтнерит. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат /иРЬОз • лНгО. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в рас-
(290—420° С), (600° С).(290—420° С), (600° С).3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.
(290—420° С), (600° С).
(290—420° С), (600° С).
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
твор концентрированными щелочами при кипячении^ Сильный окислитель в кислотной и щелочной среде. Получение см. 259 , 261 , 267 ' , 271 .
М,= 239,20;</= 9,375.
5РЬО2 =(Pb?Pb,v)O4 + 2РЬО 2РЬО2 = 2РЬО + О2
РЬОцт) + 2НгО <—? Pblv + 4ОН", рПР25 = 65,52.
2РЬО2 + lOHCl(r) —Н2[РЬС1«] + PbCU + 4Н2О(0° С),
РЬО2 + 4НС1 (конц., гор.) = PbCl2i + Cht + 2Н2О.
РЬО2 + 2Н28О4 (конц., хол.) = Pb(SO4)2 + 2Н2О, 2РЬО2 + 2Н28О4 (конц., гор.) = 2PbSO4i + O2t + 2Н2О.
ЗРЬО2 =(Pbl2lPblv)O44- + O2t(335—375° С, р, в разб. NaOH),
РЬО2 = 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Pb(OH)6](кип.).
2РЬО2 + 4КО2 = 2К2РЬО3 (желт.) + ЗО2(400—500° С).
PbO2 + 2S = PbS + SO2(400° С),
РЬО2 (влажн.) + 2Н28(Г) —-—► PbS + S + 2Н2О.
РЬО2 (влажн.) + SO2 ——+ PbSO4(комн.).
РЬО2 + Pb + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO4i + 2Н2О.
РЬО2 + 4HNO3 (разб.) + 2KI = Pb(NO3)2 + I2i + 2Н2О + 2KNO3, РЬО2 + 2НМО3 (разб.) + Н2О2 (конц.) = Pb(NO3)2 + О2Т + 2Н2О. 5РЬО2 + 6HNO3 (разб.) + 2Mn(NO3)2 = 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2Н2О,
PbO2 + 8HNO3 (разб.) + 2FeO = Pb(MO3)2 + 2Fe(NO3)3 + 4H2O.
3PbO2 + 2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 +
+ 2H2O.
(P^'Pblv)O4 — ОКСИД СВИНЦА(1У)-ДИСВИНЦА(11)
Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 258*, 259s, 260s, 2636, 271s.
Mr = 685,60; d = 9,07; r„ = 830° C (p).
2(Pb2Pb,v)O4= 6PbO + O2(выше 550° C).
(Pb^PbIV)O4(T)+ 8H2O 4=» 2[Pb(H20h)2+ + Pblv + 4OH ; рПР18 = 50,28.
(Pb^Pblv)O4+ 8HC1 (конц., гор.) = ЗРЬС121 + C12T + 4H2O.
(Pb^PbIV)O4+ 4HNO3 (разб.) = PbO2l + 2Pb(NO3)2 + 2H2O.
(Pb^Pb,v)O4+ 6NaOH (конц.) + 4H2O (гор.) = 2Na2[Pb(OH)4] +
+ Na2[Pb(OH)6J.
(Pb^Pb,v)O4+ 8HNO3 (разб.) +2KI = 3Pb(NO3)2 + I2i + 4H2O + 2KNO3.
(Pb^Pb,v)O4+ 6HNO3 (разб.) +. H2O2 (конц.) = 3Pb(NO3)2 + O2T + 4H2O.
Pb(OH)2 — ГИДРОКСИД СВИНЦА(Н)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Слабый восстановитель. Получение см. 258е, 2646'7, 2665.
Мт = 241,21.
(100—145° С).(100—145° С).РЬ(ОН)2 = РЬО + н2о
(100—145° С).
(100—145° С).
РЬ(ОН)2<т) + ЗН2О <=? [РЬ(Н2О)з]2+ + 2ОН; рПР25 = 15,26, РЬ(ОН)цт) + 2Н2О [РЬ(ОН)зГ + НзО+; рПР25 = 19,92.
Pb(OH)2 + 2НС1 (разб.) = РЬС12+ + 2Н2О,
РЬ(ОН)з (суспензия) + H2SO4 (разб.) = РЬ8О4Ф + 2Н2О, Pb(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3)2 + 2Н2О.
Pb(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4](p), Na2[Pb(OH)4)<p) = PbOi + 2NaOH + H2O(кип.).
2РЬ(ОН)2 (суспензия) + СО2 = РЬ2СОз(ОН)24- +Н2О.
Pb(OH)2 + Н2О2 (конц.) = РЬО2Ф + 2Н2О(в разб. NaOH).
2РЬ(ОН)2 + Са(С1О)2 = 2РЬОД + СаС12 + 2Н2О(в разб. NaOH).
РЬСОз — КАРБОНАТ СВИНЦА(Н)
Церуссит. Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием СО2. Окисляется кислородом. Получение см. 259м, 26415, 2657.
М, = 267,21;</=6,55; рПР25 = 13,44.
РЬСОз = РЬО + СО2(выше 315° С).
2РЬСО3 + Н2О = РЬ2СО3(ОН)2 [или РЬз(СО3)2(ОН)2] + СО2Т (кип.).
РЬСОз + 2НС1 (разб.) = РЬС12Ф + Н2О + CO2t.
2РЬСО3 + 2NaOH (разб.) = РЬ2СО3(ОН)24- + Na2CO3, РЬСОз + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + Na2CO3.
20° с
РЬСОз + Н2О + СО2 <^Q<,c * РЬ(НСО3)2(р).
бРЬСОз + О2 = 2(Pb”Pblv)O4 + 6СО2(350° С).
2РЬСО3 + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2(300—500° С).
РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF24- + Н2О + СО2Т(кип.),
РЬСОз + H2S (насыщ.) = PbSJ- + СО2Т + Н2О(60° С).
Pb(NO3)2 —НИТРАТ СВИНЦА(П)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении раство-
ра разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов большинства металлов). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается цинком. Вступает в реакции обмена. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 2582, 2592.
Л/г = 331,21;</=4,53; к, = 52,2(20),107,4<80).
2Pb(NO3)z = 2РЬО + 4NOz + О2(200—470° С).
РЬ(МО3)2 (разб.) + ЗН2О = [Pb(H2O)3]2+ + 2NO3,
2[РЬ(Н2О)3]2+ + 2Н2О ^ [РЬ2(Н2О)4(ОН)2]2+ + 2Н3О+; рКк = 6,15.
Pb(NO3)2 (конц.) + Н2О = PbNO3(OH)i + HNO3(кип.).
Pb(NO3)2 + 2НС1 (разб.) = РЬС12Ф + 2HNO3.
Pb(MO3)2 + H2SO4 (разб.) = PbSO4i + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)z4' + 2NaNO3, Pb(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaNO3.
Pb(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Pb(OH)2i + 2NH4NO3.
Pb(NO3)z + 2KE = PbEzi + 2KNO3(E = F, Cl, Br, I),
Pb(NO3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KNO3.
Pb(NO3)z + KF + KE = Pb(E)F4- + 2KNO3 (в оч. разб. HNO3, E = Cl, Br). 10. Pb(MO3)2 + 2KEO3 = РЬ(ЕО3)2Ф + 2KNO3(E = Br, I).
Pb(NO3)z + Na2E = PbEi + 2NaNO3(E = S, Se, Те).
Pb(NO3)2 + Na2EO4 = PbEO„i + 2NaNO3(E = S, Se).
Pb(NO3)2 + 2NaN3 = Pb(N3)24- + 2NaNO3.
3Pb(NO3)z + 2Na3EO4 = PbjfEO^J + 6NaNO3(E = P, As).
2Pb(NO3)z (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = Pb2CO3(OH)2i + 2NaNO3 + + 2HNO3,
Pb(NO3)2 (конц.) + Na2CO3 (конц.) = РЬСОзФ + 2NaNO3 (10—12° C).
Pb(NO3)z + K2MO4 = РЬМО4+ + 2KNO3(M = Cr, Mo, W),
2Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2PbCrOj + 2KNO3 + 2HNO3.
Pb(MO3)2 + Zn = Pbl + Zn(NO3)2.
2Pb(NO3)z + 4FeO = 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2(500—600° C).
Pb(NO3)2 + 2H2O -л--ол-3> pbi (катод) + O2T (анод) + 2HNO3.
PbSO4 — СУЛЬФАТ СВИНЦА(П)
Англезит. Белый. При прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Очень плохо растворяется в воде, разбавленной серной кислоте. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах и щелочах. Восстанавливается водородом, цинком. Получение см. 258', 2623, 264s, 269м.
М, = 303,26; d = 6,2 + 6,4; t пл= И 70° С <р\ рПР25 = 7,77.
(выше 1087° С).(выше 1087° С).2PbSO4 = 2РЬО + 2SO2 + О2
(выше 1087° С).
(выше 1087° С).
PbSO4 + 4HC1 (конц.) = H2[PbCl4] + H2SO4.
PbSO4 + H2SO4 (коиц.) = РЬ(Н8О4)ад, Pb(HSO4)2(p) = PbSO4l + H2SO4 ■(разбавление водой).
2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = Pb(NOj)2 + Pb(HSO4)2.
2PbSO4 + 2NaOH (разб.) = Pb2SO4(OH)2l + Na2SO4(кип.),
PbSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + Na2SO4.
PbSO4 + 2KI (разб.) = РЫ2Ф + K2SO4, PbSO4 + K2CrO4 = PbCrOj + K2SO4, PbSO4 + Na2S = PbSi + Na2SO4.
PbSO4 + Na2COj (конц.) = PbCOsi + Na2SO4(10—12° C).
PbSO4 + 4H2 = PbS + 4НгО(500—600° C),
PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2(550—650° C).
PbSO4 + PbS = 2Pb + 2SO2(800—1000° C).
PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = РЬФ (губка) + ZnSO4.
PbCh —ХЛОРИД СВИНЦА(И)
Котуииит. Белый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде, еще меньше — в разбавленных хлороводородной и азотной кислотах. Кристаллогидратов не образует. Разлагается водяным паром, концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 258s, 2591, 2623, 2633.
М, = 278,11;</=5,85; zm = 501°C;
/кип = 950° С; к, = 0,978<20), l.^V
PbCh (иасыщ.) + 2Н2О = [РЬ(Н2О)2С12] *=± [РЬ(Н2О)2С1]+ + СГ, [РЬ(Н2О)2С1]+ + Н2О ^=* [РЬ(Н2О)з]2+ + СГ; рКн = 1,62.
PbCh + Н2О (пар) = РЬСЦОН) + НС1(50° С),
2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС12 + Н2О(выше 140° С).
PbCh + 2НС1 (конц.) = Н2[РЬС14](р)(комн., примесь Н[РЬС1з]),
Н2[РЬС14](Р) = PbChi + 2НС1(кип.).
PbCh + H2SO4 (конц., гор.) = PbSOj + 2НС1Т.
PbCh + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2i + 2NaCl, PbCh + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaCl.
PbCh + NH3 • H2O (разб.) = РЬС1(ОН)Ф + NH4C1.
PbCh + H2 = Pb + 2HC1(300—350° C).
PbCh + 2KI (разб.) = РЫ2Ф + 2KC1,
PbCh + H2S (иасыщ.) = PbSi + 2HC1,
PbCh + K2CrO4 = РЬСгОД + 2KC1.
2PbCh + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH (разб.) = РЬ2СО3(ОН)2Ф + 4NaCl.
PbCh + 4Na2SO3S (коиц., хол.) = Na6[Pb(SO3S)4] + 2NaCl.
(0° С, в 96%-й H2SO4). (М = K+,NHJ; в конц. НС1).(0° С, в 96%-й H2SO4). (М = K+,NHJ; в конц. НС1).РЬС12 + Ch + 2HC1 (конц.) =■ Н2[РЬС1б](р), Н2[РЬС16](р) = РЬСЬ^ж)^ + 2НС1
(0° С, в 96%-й H2SO4). (М = K+,NHJ; в конц. НС1).
(0° С, в 96%-й H2SO4). (М = K+,NHJ; в конц. НС1).
PbCh + Ch + 2MC1 = М2[РЬС16}
РЬС14 —ХЛОРИД СВИНЦА(1У)
Желтая жидкость, на холоду замерзает. Термически неустойчив, чувствителен к свету. При стоянии постепенно разлагается, устойчив под слоем концентрированной серной кислоты на холоду. Реагирует с водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 266".
М, = 349,01; </=3,18<0); г„л = -70С.
РЬС14 = РЬС12 + С12(30—100° С).
РЬС14 + 2Н2О = РЬО2Ф + 4НС1.
РЬС14 + 2НС1 (коиц.) = Н2[РЬС1б](Р)(комн),
Н2[РЬС16](Р) + 2МС1 = М2[РЬС16]4- + 2НС1(0° С; М = K+,NH^,
Н2[РЬС1б](Р) —-—► PbCh^ + С12Т + 2НС1 (разбавление водой, кип.), Н2[РЬС16](р) -^^» pb; (катод) + С12Т (анод) + 2НС1.
PbCh + 4NaOH (разб.) = РЬО2Ф + 4NaCl + 2Н2О, РЬСЦ + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)6] + 4NaCl.
PbCl^.) + 2МС1 = М2[РЬС16](M = K+,NH;).
РЫ2 — ИОДЦД СВИНЦА(П)
Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влажном состоянии чувствителен к свету и О2 воздуха. Из раствора, содержащего иодоводород, кристаллизуется Н[РЫз] ■ 5Н2О. Плохо растворяется в воде, разбавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 258s, 2648, 2668, 2703.
Л/г= 367,14; ^=6,16; /пл = 402° С; к, = 0,076<25), 0,3<80).
РЫ2—-—» РЬ + 12(на свету).
4РЫ2 + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4PbSOj + 41^ + H2ST + 4Н2О,
ЗРЫ2 + 8HNO3 (30%-я) = 3Pb(NO3)2 + 312Ф + 2NOT + 4Н2О (кип.).
РЫ2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaI.
2РЫ2 (влажн.) + О2 ——> 2РЬО + 2Ь(на свету).
РЫ2 + Na2S = PbSi + 2NaI.
Pbl2 + MI (конц.) = М[РЫз](р)(M = Н, Na, К; примесь М2[РЫ4]),
М[РЫз]<р) = MI + РЬ12Ф(разбавление водой).
PbS — СУЛЬФИД СВИНЦА(П)
Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный. .При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет область гомогенности PbS)+x (0 < х 5 0,005; галенит). Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, кислородом, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см. 2587, 2637.
М. = 239,27; </=7,1 (аморфн.), 7,58; t„ = 1077° С; рПР25 = 28,06.
1.
PbS + 4НС1 (конц.) = Н2[РЬС14] + H2ST.
2.
PbS + 2H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2 + H2ST
(комн),
PbS + 4H2SO4 (конц.) = PbSO4i + 4SO2t + 4H2O
(кип.).
3.
3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO4i + SNOT + 4H2O
(кип).
4.
PbS + 2O2 —PbSO4
(300-400° С),
2PbS + 3O2 = 2PbO = 2SO2
(1200° С).
5.
3PbS + 4O3 = 3PbSO4
(комн.).
6.
PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O
(комн.)
7.
PbS + 2PbO = 3Pb + SO2
(800—900° С).
8.
PbS + H2 = Pb + H2S
(400—600° С).
270. К|РЫз| — ТРИИОДОПЛЮМБА Т(П) КАЛИЯ
Светло-желтый (почти белый). Устойчив в разбавленном растворе в присутствии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 2648 , 2686.
М, = 627,01; </ = 4,21; ?пл = 349° С (разл.).
К[РЫз] —-—> KI + РЬ + 12(выше 349° С).
К[РЫз] • 2Н2О = К[РЫз] + 2Н2О(30—97° С, вак)
К[РЫз] + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + [РЬ1з](в разб. K.I),
К[РЫз](Р) = KI + РЫ2Ф(разбавление водой),
К[РЫз](р) + KI (конц.) К2[РЬ14](р).
8К[РЫз] + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSO44- + 12I24- + 3H2Sf + 12Н2О + + 4K2SO4.
2К[РЫз] + 8HNO3 (30%-я) = 2Pb(NO3)2 + 312Ф + 2NOT + 4Н2О +
+ 2K.NO3(кип.)
К[РЫ3] + 4КОН (конц.) = K2[Pb(OH)4] + 3KI.
К[РЫ3] + K2S = PbSi + 3KI.
NailPHOHkl — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМБАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в растворе в присутствии избытка гидроксид-ионов, разлагается при разбавле-
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. 25912, 2605, 2615.
Л/г = 355,22;</= 3,975.
Na2[Pb(OH)6] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О(300° С, вак.),
2Na2[Pb(OH)6] = 2РЬО + О2 + 4NaOH + 4Н2О(« 700° С).
Na2[Pb(OH)6]<p) = 2NaOH + PbO2l + 2Н2О(разбавление водой),
2Na2[Pb(OH)6](P) —^ 2Na2[Pb(OH)4] + О2Т + 2Н2О.
Na2[Pb(OH)6] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + PbO2i + 4Н2О, Na2[Pb(OH)6] + 6НС1 (конц.) = РЬС12Ф + С12Т + 2NaCl + 6Н2О (кип.).
3Na2[Pb(OH)6] + 2Na3[Cr(OH)6] = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 + 2NaOH + + 8H2O.
Na2[Pb(OH)6] + 2Pb(OH)2 = (Pb^Pb,v)O4l + 2NaOH + 4H2O (кип.).
ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ
АЗОТ
N2 — ДИАЗОТ
Неметалл. Бесцветный газ, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от жидкого кислорода), кипит при более низкой температуре, чем жидкий кислород. В твердом состоянии белый. Составная часть воздуха, содержание N2 равно 78,09% (об.) или 75,51% (масс.) [Л/г (воздух) = 28,966; р (воздух) = = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (хуже, чем кислород), хорошо растворяется в жидком диоксиде серы. В обычных условиях химически пассивный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, галогенами, серой. В незначительной степени реагирует с Н2 и О2 при действии электрического разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной температуре. При нагревании реагирует с Mg, Са, А1 и другими металлами. В особых условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химической активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кислородом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из изотопа l4N (с примесью l5N). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см. 2796, 2838, 294', 304м, 3Q51 \ 7621.
М,= 28,014; </(т) = 0,8792; </(ж) = 0.808-'96;
р = 1,25056 г/л (н.у); z„„ = -210,0° С; zK„„ = -195,802° С;
1. N2<=> 2N°1. N2<=> 2N°2. N2 + 3H24=^ 2NH3N2 + 3H2 = 2NH32. N2 + 3H24=^ 2NH3N2 + 3H2 = 2NH3v, = 2,35<О), 1,54<2О), 0,96<8О).
1. N2<=> 2N°
1. N2<=> 2N°
2. N2 + 3H24=^ 2NH3N2 + 3H2 = 2NH3
2. N2 + 3H24=^ 2NH3N2 + 3H2 = 2NH3
(вак., электрич. разряд).
(комн., электрич. разряд; почти не идет);
(500° С, р, кат. Fe, Pt).
(1000° С).(1000° С).4. N2 + O2<=^ 2NO4. N2 + O2<=^ 2NO(коми., электрич. разряд, почти не идет),(коми., электрич. разряд, почти не идет),7.8.7.8.9.10.9.10.12.12.13.13.N2 + О2 = 2NO 2N^X) + ЗОдж) = N2O3I N2 + 3F2 = 2NF3N2 + 2C (графит) *—? C2N;N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3NN2 + 6Na = 2Na3NN2 + 3Mg = MgjN2N2 + 2A1 (порошок) = 2A1NN2 + 3LiH = Li3N + NH3N2 + CaC2 = Ca(CN)2N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)N2 + О2 = 2NO 2N^X) + ЗОдж) = N2O3I N2 + 3F2 = 2NF3N2 + 2C (графит) *—? C2N;N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3NN2 + 6Na = 2Na3NN2 + 3Mg = MgjN2N2 + 2A1 (порошок) = 2A1NN2 + 3LiH = Li3N + NH3N2 + CaC2 = Ca(CN)2N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)(2000° С, кат. Pt/MnO2). (электрич. разряд), (электрич. разряд), (электрич. разряд).(комн.), (100° С, электрич. разряд), (на воздухе, 780—800° С). (800—1200° С). (500—600° С). (300—350° С), [1000—1150° С).(2000° С, кат. Pt/MnO2). (электрич. разряд), (электрич. разряд), (электрич. разряд).(комн.), (100° С, электрич. разряд), (на воздухе, 780—800° С). (800—1200° С). (500—600° С). (300—350° С), [1000—1150° С).14.14.N2 + 5НС1 (коиц.) + 4[Сг(Н2О)4С12] = N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1, 2N2 + H2SO4 (коиц.) + 4Н2О + 4VSO4 = (N2Hs)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.). N2 + 8НС1 (конц.) + 6ГП(Н2О)б]С13 = 2NH4C1 + 6[Ti(H2O)2Cl4] + 24Н2О.N2 + 5НС1 (коиц.) + 4[Сг(Н2О)4С12] = N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1, 2N2 + H2SO4 (коиц.) + 4Н2О + 4VSO4 = (N2Hs)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.). N2 + 8НС1 (конц.) + 6ГП(Н2О)б]С13 = 2NH4C1 + 6[Ti(H2O)2Cl4] + 24Н2О.
(1000° С).
(1000° С).
4. N2 + O2<=^ 2NO
4. N2 + O2<=^ 2NO
(коми., электрич. разряд, почти не идет),
(коми., электрич. разряд, почти не идет),
7.
8.
7.
8.
9.
10.
9.
10.
12.
12.
13.
13.
N2 + О2 = 2NO 2N^X) + ЗОдж) = N2O3I N2 + 3F2 = 2NF3
N2 + 2C (графит) *—? C2N;
N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3N
N2 + 6Na = 2Na3N
N2 + 3Mg = MgjN2
N2 + 2A1 (порошок) = 2A1N
N2 + 3LiH = Li3N + NH3
N2 + CaC2 = Ca(CN)2
N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)
N2 + О2 = 2NO 2N^X) + ЗОдж) = N2O3I N2 + 3F2 = 2NF3
N2 + 2C (графит) *—? C2N;
N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3N
N2 + 6Na = 2Na3N
N2 + 3Mg = MgjN2
N2 + 2A1 (порошок) = 2A1N
N2 + 3LiH = Li3N + NH3
N2 + CaC2 = Ca(CN)2
N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)
(2000° С, кат. Pt/MnO2). (электрич. разряд), (электрич. разряд), (электрич. разряд).
(комн.), (100° С, электрич. разряд), (на воздухе, 780—800° С). (800—1200° С). (500—600° С). (300—350° С), [1000—1150° С).
(2000° С, кат. Pt/MnO2). (электрич. разряд), (электрич. разряд), (электрич. разряд).
(комн.), (100° С, электрич. разряд), (на воздухе, 780—800° С). (800—1200° С). (500—600° С). (300—350° С), [1000—1150° С).
14.
14.
N2 + 5НС1 (коиц.) + 4[Сг(Н2О)4С12] = N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1, 2N2 + H2SO4 (коиц.) + 4Н2О + 4VSO4 = (N2Hs)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.). N2 + 8НС1 (конц.) + 6ГП(Н2О)б]С13 = 2NH4C1 + 6[Ti(H2O)2Cl4] + 24Н2О.
N2 + 5НС1 (коиц.) + 4[Сг(Н2О)4С12] = N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1, 2N2 + H2SO4 (коиц.) + 4Н2О + 4VSO4 = (N2Hs)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.). N2 + 8НС1 (конц.) + 6ГП(Н2О)б]С13 = 2NH4C1 + 6[Ti(H2O)2Cl4] + 24Н2О.
3. N2 + H2^? N2H 2(г) диимин
NH3 — АММИАК
Бесцветный газ, при комнатной температуре'под избыточным давлением сжижается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо растворяется в воде, образует гидрат NH3 • Н2О, раствор имеет слабощелочную среду. Разбавленные растворы аммиака (3—10%-й NH3) называют нашатырным спиртом, концентрированные растворы (18,5—25%-й NH3)— аммиачной водой. Весьма реакционноспособен, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами, металлами, галогенами, оксидами и галогенидами. Качественная реакция — почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2 (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция. Жидкий аммиак — оснбвный протонный растворитель; хорошо растворяет серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, сульфаты, карбонаты. Получение см. 31 , 2722, 2752, 2834.
М, = 17,03; 4Ж) = 0,6814<~,5); р = 0,7708 г/л (н. у.);
/пл = -77,75° С; /кип = -33,4° С; к, = 87,5<0). 52,6<2О), 15,4(80).
1. 2NH3<=? N2H4 + Н21. 2NH3<=? N2H4 + Н2(комн., УФ-облучение),(комн., УФ-облучение),
1. 2NH3<=? N2H4 + Н2
1. 2NH3<=? N2H4 + Н2
(комн., УФ-облучение),
(комн., УФ-облучение),
(1200—1300° C).(1200—1300° C).2NHH—» N2 + ЗН3
(1200—1300° C).
(1200—1300° C).
NHxo + НгО^^г» NH3 Н2О(Р)4=* NH4 + ОН".
NH3 + HCl(r) =NH4C1(t).
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4, 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.
5.
NH3 + H2S = NH4HS 2NHXX) + H2S = (NH4)2S
(0° С, в эфире), (-40° С).
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
4NHj + 3O2 = 2N2 + 6H2O(сгорание).
Промышленный способ получения азотной кислоты:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О(800° С, кат. Pt/Rh),
2NO + О2 = 2NO2(комн.).
4NO2 + О2 + 2Н2О (разб. HNO3, гор.) = 4HNO3 (конц.).
■ 4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F(130—140° С, в атмосфере N2).
2NH3 + Cl2 = NH2C1 + NH4C1(комн., в атмосфере N2),
8NH3 + ЗС12 = N2 + 6NH4C1(сгорание).
ЗКНхж) + 5<Л=? [S(NH3)3]°(-40° С, примесь S4N4).
16NH3 + 4S + 6С12 = S4N4 + 12NH4C1(30—50° С, в жидк. СС14).
4NH3 + 3OF2 = ЗН2О + 6HF + 2N2(200° С).
NH^n + Н2О + CO2<r) = NH4HCO3(комн., р).
2NH3 + СО2 = NH4(NH2COO)(комн.).
2NH3 + СО2 = С(МН2)2О + Н2О(180—500° С, р\
2NH3 + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + ЗН2О(800—900° С).
NH3 + СО = HCN + Н2О(500—800° С, кат. А12ОзЛЪО2).
2NH3 + (CN)C1 = NH4C1^ + H2CN2(в эфире).
2NH3 + 2Li = 2LiNH2 + H2(220° C),
NH3 + 2Li = Li2NH + H2(400° C).
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2(350°C).
2NH3 + 3Mg = Mg3N2 + 3H2(600—850°C).
2NH3 + 2A1 = 2A1N + 3H2(выше 600° C).
2NH3 + 6MnO2 = 3Mn2O3 + N2 + 3H2O(500—600°C),
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O(500—550°C).
4NH3(X) + Na = [Na(NH3)4]° (син.)[-40° C],
[Na(NH3)4]° + «NHxxhZ^ [Na(NH3)4]+ + e • «NH3.
2NH3<X) + 2Na = 2NaNH2i + H2T(-40° С, кат. Fe).
4NH3(X) + 2NH4C1 + Mg = [Mg(NH3)6]Cl2 + H2T(-40° C).
2NH*,, + Ca = Ca(NH2)2i + H2T(-40° С, кат. Fe),
бКНед + Ca = [Са(КН3)б Юдт) (желт.)[комн.].
8NHXx) + Cal2 = [Ca(NH3)8]I24,(-40° C),
12NHX.) + AuCl = AuCl • 12NH3i(-40° C).
6NHxr) + CuCl2 = [Cu(NH3)«]Cl2(0° С, в этилацетате).
4NH3(r) + H2O + 2Hg2(NO3)2 = (Hg2N)NO3 • Н2ОФ + 2Hgi + 3NH4NO3. бМН*,, + KE^^Z» [K(NH3)6]+ + Б'(E = Cl, Br, I).
nhXx) + нсю4<-=* nh ;+сю;, nhXx) + hcn<^ nh 4 + cn"
2NH3(xh=*NH: + NH2," PR?1 =21,0.
ND) — ТРИДЕЙТЕРИОАММИАК
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен NH3. Получение см. 614.
Л/, = 20,05; ?пл = -74,36° С; г™ = -31,04° С.
NH3 H2O — ГИДРАТ АММИАКА
Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH4OH (такое ионное соединение не существует). Белый, кристаллическая решетка — молекулярная. Известны также твердые гидраты 2NH3 ■ Н2О (Л/г = 52,08; /пл = -78,2° С) и NH3- • 2Н2О (Л/г = 53,06; гпл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака, представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями N ■ • • Н—О. Разбавленные растворы (3— 10%-й NH3, d = 0,982 4- 0,958) называют нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные растворы (18,5—25%-й NH), d = 0,93 + 0,91) — аммиачной водой (выпускаются промышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделяется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстановительные свойства. Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образование бурого (коричневого) осадка с K2[HgI4] (следы NH3 • Н2О дают желтое окрашивание раствора). Получение см. 273,28910.
Л/г = 35,05; tm = -77° С.
NH3 ■ Н2О (разб.)<2^ NHJ+ ОН"; рА0 = 4,76.
NH) • Н2О (конц.) = NH3T + Н2О(кип. или добавление NaOH).
NH3 • Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О(Е = F, Cl, Br, I),
NH) • Н2О + 2HF (конц.) = NH4(HF2) + Н2О.
NH) ■ Н2О + H2SO4 (конц., хол.) = NH4HSO4 + Н2О, 2(NH3 • Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4)2SO4 + Н2О.
NH3 • Н2О + HNO) (разб.) = NH4NO3 + Н2О.
NH3 • Н2О(разб.) + Н3РО4 (коиц.) = NH4(H2PO4) + Н2О, 2(NH) • Н2О) [разб] + НзРО4 (разб.) = (NH4)2HPO4 + 2Н2О.
NH3 • Н2О (разб.) + ЕО2 = NH4HEO3(Е = С, S),
2(NH) • Н2О) [конц.] + ЕО2 = (NH4)2EO3 + Н2О(комн.).
NH3 • Н2О(конц.) + H2S (насыщ.) = NH4HS + Н2О.
NH) ■ Н2О + СН3СООН (конц.) = NH4(CH3COO) + Н2О.
4(NH3 ■ Н2О) + 4S = (NH4)2SO)S + 2NH4HS + Н2О.
NH3 ■ Н2О (гор.) + СО = NH4(HCOO).
2(NH) • Н2О) + CS2 = NH4NCS + H2ST + 2H2O(110° C, pY
3(NH) • H2O) [конц., хол.] + AlCh = А1(ОН)34- + 3NH4C1, 3(NH3 • Н2О) [конц., гор.] + А1С1з = АЮ(ОН)! +3NH4C1 + Н2О.
6(NH3 • Н2О) + (я - 3)Н2О + Fe2(SO4)3 = Fe2O3 ■ nH2Oi + 3(NH4)2SO4.
1.1.(комн.), (30° C), (58° C).(комн.), (30° C), (58° C).(выше 70° C).(комн.).(выше 70° C).(комн.).
1.
1.
(комн.), (30° C), (58° C).
(комн.), (30° C), (58° C).
(выше 70° C).
(комн.).
(выше 70° C).
(комн.).
NH3 ■ H20 + NaClO (разб.) = NH2Clt + NaOH + H2O (до 25° С, вак.), 2(NH3 ■ H2O) + NaClO (кони.) = N2H4 • H2O + NaCl + 3H2O (кип.).
8(NH3 H2O) [конц.] + 3Br2 = N2T + 8H2O + 6NH4Br(40—50° C).
2(NH3 • H2O) [конц.] + 2KMnO4 = 2МпО2Ф + N2T + 2KOH + 4H2O, 2(NH3 ■ H2O) [конц.] + K2Cr2O7(T) = 2Cr(OH)34 + N2T + 2KOH + + н2о(кип)
2(NH3 • H2O) [конц.] + AgCl(T> = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O, 4(NH3 H2O) [конц.] + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O.
4(NH3 ■ H2O) [конц.] + Ba[PtCl4] = [Pt(NH3)4]Cl2 + BaCl2 + 4H2O, 2(NH3 ■ H2O) [конц.] + Ва[Р1С1б] = i#wc-[Pt(NH3)2Cl4] + BaCl2 + 2H2O.
4(NH3 • H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I • H2OJ- + 4KI + 3NH4I + 3H2O.
(NH4)2CO3 — КАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в растворе более устойчив к нагреванию. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), образует сильнощелочной раствор. Кристаллогидратов не имеет. Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 275 , ПТ.
М, = %№; ^=100<|5>.
(NH4)2CO3 ——» NH4(NH2COO) + Н2О
(NH4)2CO3 —NH4HCO3 + NH3
(NH4)2CO3 = CO2 + H2O + 2NH3
(NH4)2CO3 (разб.) =2NHJ +COf,
COY + H2O<=* НСОз + OH"; pA0 = 3,67.
(NH4)2CO3 (насыщ.) = 2NH3T + CO2T + H2O (NH4)2CO3 + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + CO2T + H2O. (NH4)2CO3 (насыщ.) + H2O + CO2 = 2NH4HCO3 (MH4)2CO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • H2O).
(NH4)2CO3 + CaCl2 = CaC04 + 2NH4C1.
3(NH4)2CO3 + Bi2O3 ——> Bi2CO3(OH)4^ + 6NH3T + 2CO2T +
+ H2O(кип.).
(NH4)2CO3 (конц.) + BeCO3 = (NH4)2[Be(CO3)2).
NH4HCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлагается полностью при слабом нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Вступает в реакции обмена Получение см. 27313, 2761'5.
Mr = 79.06; </=1,58; tra = 106° C (p); fc, = 21 .T^.
(36—70° C).(50—60° C).(20°C,p).(кип.).(36—70° C).(50—60° C).(20°C,p).(кип.).NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2
(36—70° C).
(50—60° C).
(20°C,p).
(кип.).
(36—70° C).
(50—60° C).
(20°C,p).
(кип.).
NH4HCO3 (разб.) = NH 4 + HCO 3 ,
HCO 3 + H2O4=* H2CO3.+ OH; pKo = 7,63.
NH4HCO3 (насыщ.) = NH3t + CO2t + H2O
NH4HCO3 + HC1 (разб.) = NH4C1 + CO2t + H2O.
NH4HCO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + NH3 • H2O + H2O.
NH4HCO3 (конц.) + NHXr) = (NH4)2CO3
NH4HCO3 (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = NaHCO34- + NH4CI, NH4HCO3 + BaCl2 = BaCO3i + NH4C1 + HClt
NH4NO3 — НИТРАТ АММОНИЯ
Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый (примесь NH4CI понижает температуру разложения, примеси NH4F н NH4Br — повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 275s, 3056.
Мг = 80,03; d = 1,72; Г™ = 169,6° С; к, = т.О^, 580,0(М).
(190—245° С), (250—300° С), (выше 300° С).(190—245° С), (250—300° С), (выше 300° С).NH4NO3 = N2O + 2Н2О 2NH4NO3 = N2 + 2NO + 4Н2О 2NH4NO3 = 2N2 + О2 + 4Н2О
(190—245° С), (250—300° С), (выше 300° С).
(190—245° С), (250—300° С), (выше 300° С).
NH4NO3 (разб.) = NH 4 + NO 3 , NH J + 2H2O4Z2* NH3 • H2O + H3O+; pK, = 9,24.
NH4NO3 + NaOH (конц.) = NaNO3 + NH3 ■ Н2О.
NH4NO3 + 2Н° (Zn, разб. НС1) = NH4NO2 + Н2О (комн.), NH4NO3 + 8Н° (А1, конц. NaOH) = 2NH3t + ЗН2О (кнп.). 6NH4NO3 + ЗМпО2 —^-* 3Mn(NO3)2 + N2 + 4NH3 + 6Н2О (до 175° С).
(NH4)2SO4 —СУЛЬФАТ АММОНИЯ
Масканьит. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 273,275*, 2803.
Мг = 132,14; d = 1,769; к, = 75,4<20), 94,1<М).
(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3(235—357° С).
(NH4)2SO4 (разб.) =2NH J + SO t(pH < 7, см. 2782).
(NH4)2SO4(t) + H2SO4 (конц.) = 2NH4HSO4.
(NH4)2SO4 + 2NaOH (конц.) = Na2SO4 + 2NH3t + 2H2O(кип.).
(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4i + 2NH4C1.
(NH4)2SO4 + 2KMnO4 = 2MnO24-+ N2t + 4Н2О (кип., в разб. КОН), (NH4)2SO4 + К2Сг2О? = М2 + Сг2О3 + K2SO4 + 4Н2О (250—350° С).
(NH4)2SO4 (насыщ.) + H2SO4н2Т (катод) +
+ (МН4)282О6(О2)[анод](0-10° С).
NH4HSO4 —ГИДРОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Термически устойчивее, чем (NH4)2SO4. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза нона HSO 4 и обратимого гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется гидратом аммиака. Получение см. 2734, 2754, 2793, 42 Г.
Л/г= 115,11;</=1,78; rM = 251° С;
Гкип = 490° С; к, = 100(|8”25).
NH4HSO4 = NH3 + SO3 + Н2О(выше 500° С, примеси 8О2, О2).
2NH4HSO4 = (ЫН^Ю? + Н2О(370—420° С, вак ).
NH4HSO4 (разб.) = NH 4 + HSO 4, HSO i + Н2О = SO 4" + Н3О+,
NH t + 2Н2О<=* МН3 • Н2О + Н3О+; рК, = 9,24.
NH4HSO4 + NH3 ■ Н2О (конц.) = (NH4)2SO4 + Н2О.
2МН4Н8О4(насыщ.)н2? (катод) + (МН4)282О6(О2)[анод]
(0—10° С).
NH4F — ФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Получение см. 2753.
М, = 37,04; d = 1,009; к, = 82,6(20), 1 17,6(80).
2NH4F = NH3 + NH4(HF2)[выше 168° С].
NH4F (рдзб.) = МН4 + F"(pH < 7, см. 2782).
NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HFt.
NH4F + NaOH (конц.) = NH3T + NaF + Н2О(кип.),
2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NH3 ■ H2O) + CaF2i.
NH4F + HF (конц.) = NH4(HF2).
NH4(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет протолиза HF. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрнрован-
ными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака.
Получение см. 2753, 281L5.
М, = 57,04; d = 1,50; tm = 126,2° С; к, = 60,15(М), 292,7(80).
NH4(HF2) = МНз + 2HF(выше 238° С).
NH4(HF2)(разб.) = МН4 + HF2 ,
HF?<=» HF + F"; pKc = 0,6,
HF + H2O4=Z2»4F“ + НзО+; рКк = 3,18.
NH4(HF2) + H2SO4 (конц.) = MH4HSO4 + 2HFT.
NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NH3T + 2NaF + 2H2O(кип.),
NH4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = МНз • H2O + H2O + СаРгФ.
NH4C1 — ХЛОРИД АММОНИЯ
Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированной серной кислотой н щелочами, реагирует с хлором, типичными металлами, оксидами н нитритами металлов. Получение см. 2733, 2753, 290".
М. = 53,49; d = 1,527; tM = 400° С (о); к, = 37,2(20), 65,6(80).
МН4С1 = МНз + НС1(выше 337,8° С).
МН4С1 (разб.) = МН 4 + СГ(pH < 7, см. 2782).
2МН4С1(Т) + H2SO4 (конц.) = (MH4)2SO4 + 2НС1Т(кип.).
МН4С1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + МН3Т + Н2О,
2МН4С1(Т) + Са(ОН)дТ) = 2МН3 + СаС12 + 2Н2О(200° С).
МН4С1 (насыщ.) + ЗС12 = С13МТ + 4НС1(60—70° С).
2МН4С1 (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + H2t + 2МНЭТ.
2NH4C1 + 4CuO = М2 + 4H2O + CuCl2 + 3Cu(300° С),
2NH4C1 + FeO = FeCl2 + 2NH3 + H2O(500—700° C).
МН4С1 (насыщ.) + КМО2 (насыщ.) = M2t + KC1 + 2H2O(кип.).
MH4C1 + Na(Hg)(X> = NaCl + NH4(Hg)i (возможно, МЩе"),
2NH 4(Hg)(T) —-—► 2МНз + H2 + Hg(M)(комн., т * 5 мин).
NH4Br — БРОМИД АММОНИЯ
Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 2753’16.
М, = 97,94; d = 2,429; к, = 74,2(20); 119,3(80).
NH4Br = NH3 + HBr(выше 394° C).
NH4Br (разб.) = NH4 + Br"(pH < 7, cm. 2782).
2NH4Br<T) + H2SO4 (30%-я, гор.) = (NH4)2SO4 + 2HBrT,
2NH4Br<T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2T + 2H2O.
NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3T + H2O,
NH4Br(T) + Ca(OH)2(T) = 2NH3 + CaBr2 + 2H2O(200° C).
2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + H2T + 2NH3T.
NH4Br (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2t +■ KBr + 2H2O(кип.).
NH4I — ИОДИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. При хранении твердый NH4I и его водный раствор желтеют вследствие разложения. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, реагирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. 2753, 276ю.
М, = 144,94; d = 2,514; к, = 172,3(20), 228,8W.
NH4I = NH3 + HI(выше 404,7° С).
NH4I (разб.) =NH« + Г(pH < 7, см. 2782).
8NH4I(t) + 9H2SO4 (конц.) = 41^ + H2ST + 4Н2О + 8NH4HSO4 (30—50° С), 2NH4I(t) + 4HNO3(kohh.) = I2i + 2NO2t + 2Н2О + 2NH4NO3 (кип.).
NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nai + NH3T + H2O.
5NH4I + 2H2O + O2 ——> 4(NH3 • H2O) + I2i + NH4[I(I)2]
(комн., на свету).
NH4l(p) + I2(T) = NH4[l(I)2](p).
10NH4I + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 512l + 2MnSO4 + 8H2O + 5(NH4)2SO4 + + K2SO4.
NH4HS — ГИДРОСУЛЬФИД АММОНИЯ
Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется [средняя соль (NH4)2S не существует в растворе]. Получение см. 2735, 275810
М,= 51,11; </=1,17; Гпл = 120° С (р).
NH4HS = NH3 + H2S(выше 20° С).
NH4HS (разб.) = NH;+ HS ,
HS" + НгО^^» H2S + OH"; p/fo = 7,02.
NH4HS + HC1 (разб.) = NH4C1 + H2ST.
NH4HS + 3HNO3 (конц.) = Si + 2NO2T + NH4NO3 + 2H2O.
NH4HS(p) -^^j > S (коллоид), (NH4)2(S„), (NH4)2SO3S.
NH4HS (насыщ.) + NH3 • H2O (коиц.) + (л - 1)S = (NH4)2(SB) +
+ H2O(доЮ°С).
2NH4HS (гор.) + 4NH4HSO3 (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O.
2NH4HS (насыщ. H2S) + 2CuSO4 = (NH4)1SO4 + H2SO4 + 2CuSi, NH4HS + 7(NH3 • H2O) + 2CuSO4 = CuS4- + [Cu(NH3)4] (OH)2 + + 2(NH4)2SO4 + 5H2O.
3MH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S3 = 2(NH4)3[A$S3] + 3H2O, 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S5 = 2(NH4)3[A$S4] + 3H2O.
(NH^XS,) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) АММОНИЯ
Смесь (NH4)2(SB) [л = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, tnB * * 95° С (р), при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4)2(S„) имеет окраску от желтой до красной. На воздухе раствор мутнеет. Хорошо растворяется в разбавленном растворе аммиака, плохо — в концентрированном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным действием. Получение см. 28656.
(NH4)2(S„) = 2NH3 + H2S + (л - 1 )S(выше 120° С).
(NH4)2(SB) [разб.] = 2NH? + S^ ,
Sj" + H2O<=> HS; + ОН"; pXo = 7,70 (л = 4), pX0 = 8,30 (л = 5).
(NH4)2(S„) + 2HCI (разб.) = 2NH4CI + H2St + (л - l)Si.
2(NH4)2(SB) + 2H2O (хол.) + O2 = л8 (коллоид) + 4(NH3 • H2O) [на свету], 2(NH4)2(SB) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2(NH4)2SO3S + (2л - 4)Si.
(NH4)2(SB) + H2O + SO2 = (NH4)2SO3S + H2ST + (л - 2) Si(коми.).
(NH4)2(S„) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (л - 1)S1, 3(NH4)2(SB) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3л - 5)S1.
N2H4 — ГИДРАЗИН
Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная. Имеет строение H2N—NH2. Разлагается при умеренном нагревании. Неограниченно смешивается с жидким аммиаком, водой. В растворе образует гидрат N2H4 • НгО. Реагирует с кислотами, О2 воздуха, щелочными металлами. Сильный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl, СаС12, NaNO3, NaC104, Mg(C104)2. Получение см. 2731, 2891, 2901'5.
Mt = 32,05; d^ = 1,146; d№ = 1,012<|$>;
^=1.4° С; Гккп = 113,5° С.
3N2H4 = 4NH3 + N2(выше 350° С),
N2H4 = N2 + 2Н2(200—300° С, кат. Pt, Rh, Pd).
N2H4 + H2O = N2H4H2O4=»N2H5 +OH".
2N2H4 + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4, N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4.
N2H4 + HNO3 (разб.) = N 2H5NO3, NzH4 + 2HNO3 (конц.) = N2H6(NO3)2(примеси N2, HN3).
N2H4 + HNO2 (конц.) .= HN3 + 2НгО.
N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2H2O(сгорание.).
3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6H2O(250° C).
N2H4 + 2(NaC10 • 5H2O) = 2NH2Clt + 4(NaOH • H2O) + 4H2O
(до 25° С, вак.).
N2H4 + 2H2OX,) = N2t + 4H2O.
2N2H4 + 2Na = H2t + 2Na(N2H3) [гидразид натрия].
гИгН^жм^ N2H $ + N2H 3; p^ = 24,70.
N2HU H2O —ГИДРАТ ГИДРАЗИНА
Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к О2 воздуха. Неограниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор). Проявляет оснбвиые свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелочной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных металлов). Слабый окислитель. Получение см. 27515, 2882.
Л/г = 50,06; d = 1,032<20); и =-51,7° С; гкнп = 120,1° С.
N2H4 • Н2О = N2H4 + Н2О(100—140° С, в присутствии NaOH, ВаО).
N2H4 • Н2О (разб.)4=? N2H 5 + ОН"; рК0 = 5,77;
N2H 5 + Н2О<=+ N2HV + ОН"; рХо = 15,20.
N2H4 • Н2О (конц.) + 2НС1 (конц.) = НгНбСЬ^ + НгО(комн.),
N2H4 • Н2О + НС1 (разб.) = N2H5CI + Н2О.
2(N2H4 • Н2О) + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4 + 2НгО, N2H4 • Н2О + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4i + Н2О(0° С).
N2H4 Н2О + НХ (разб.) = N2H5X + Н2О(X = N 3 , СЮ 4 ).
N2H4 ■ Н2О + 2О2 (воздух) —N2t + 2Н2О2 + Н2О.
5(N2H4 -Н2О) + 4КЕОз = 5N2t + 2Е2 + 4КОН + 1ЗН2О (Е = Вг, I), 5(N2H4 • Н,О) + 2Е2 —^ N2t + 5Н2О + 4N2H5E (Е = CI, Br, I).
N2H4 • НгО + 2Н2О2 (разб., гор.) = N2T + 5НгО(кат. Na2MoO4),
N2H4 • Н2О + 4КОН (разб.) + 2К282Об(О2) —^ N2t + 4K2SO4 + 5Н2О.
N2H4 • Н2О + 4Cu(OH)2 = 2Cu2O4 + N2t + 7H2O(кип.),
3(N2H4 • H2O) + 4KMnO4 —^ 3N2t + 4MnO2i + 4KOH + 7H2O.
N2H4 • H2O + H,O + 2H° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 ■ H2O), НгН4 • H2O + NaOH + ЗН2О + Na[Sn(OH)3] = 2(NH3 H2O) + + Na2[Sn(OH)t].
N2H5CI — ХЛОРИД ГИДРАЗИНИЯ (1+)
Белый, ннзкоплавкнй, термически неустойчивый. Чувствителен к О: воздуха. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2893.
М. = 68,51; t„ = 89° С; к, = 179<25).
1.
2.
N2H5CI = N2H4 + HC1
N2H5CI (разб). =NjH| + СГ,
N2H; + 2H2O«=? N2H4 • H2O + H3O+; pK, = 8,23.
(* 350° C).
3.
N2H5C1(t) + HC1 (конц.) = N2H6C124-
(комн.),
N2H6CI2 = N2H5CI + HC1
(выше 198° С).
4.
N2H5CI + NaOH (конц.) = N2H4 • H2O + NaCl.
5.
N2H5CI + NH3 = N2H4 + NH4CI
(150—190° С).
6.
N2H5CI + 2O2 (воздух) —'—* N2 + 2H2O2 + HC1.
7.
5N2H5CI + 4KEO3 = 5N2t + 4KC1 + 12H2O + HC1
(Е = Вг, I),
N2H5CI + 2E2 —Nit + 4HE + HC1
(Е = С1, Вг, I).
8.
N2H5CI + ЗН2О2 (конц.) = N2Ot + 5H2O + HC1
(кат. NaiMoO4).
9. N2H5CI + 4FeCl3 —^ N2t + 4FeCh + 5НС1, N2H5CI + 4AgNO3 = 4Ag4- + N2t + 4HNO3 + HC1.
10. 5N2H5CI + 7HC1 (разб.) + 4KMnO4 = 5N2t + 4MnCh + 16H2O + 5KC1.
11. N2H5CI + HC1 (разб.) + 2H°(Zn) = 2NH4C1, N2H5CI + 4HC1 (конц.) + H[SnCl3] = 2NH4C1 + H2[SnCl6].
NH2OH — ГИДРОКСИЛАМИН
Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически неустойчив. Чувствителен к О2 воздуха. При комплексообразовании иногда изомеризуется (М—NH3OH ► М—ONH3). Хорршо растворяется в воде, образует гидрат NH3OH • Н2О (раствор слабощелочной). Частично разлагается в растворе (катализаторы — ноны переходных металлов, ингибитор 8пОг). Проявляет осндвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Жидкий NH3OH хорошо растворяет KI, KCN, NaCl, NaNO3, NaOH. Получение см. 29210.
М,= 33,03; </=.1,204; t™ = 32° С; Г,„„ = 58° С (вак.).
ЗМНгОН = NH3 + N2 + ЗНгО(выше 100° С).
NH2OH + Н2О = NH2OH • Н2О<=* NH3OH+ + ОН'; рК0 = 7,97.
7NH2OH (конц.) = 3(NH3 Н2О) + N2T + N2Ot + ЗН2О(кат. Pt).
NH2OH + НС1 (конц.) = (NH3OH)C1,
NH2OH + НС1О4фазб.) = (NH3OH)C1O4.
NH2OH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4, 2NH2OH+H2SO4 (разб.) = (NH3OH)2SO4.
NH2OH (разб.) + HNO3 (разб.) = (NH3OH)NO3, 4NH2OH + 2HNO3 (20%-я) = 3N2Ot + 7H2O.
NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O, NH2OH (конц.) + NaNO2 + NaOH = Na2N2O2 + 2H2O.
NH2OH + H2S (разб.) = NH3 • H2O + S^.
NH2OH + NaOH (разб.) + O2 —NaNO2 + 2H2O2(комн ).
2NH2OH + 2NO = N2Ot + N2T + 3H2O.
2NH2OH + 2KOH (разб.) + 12 —L-> N2T + 2K.I + 4H2O.
NH2OH + 2H2O + NaOH (разб.) + Na[Sn(OH)3] = NH3 • H2O +
+ Na2[Sn(OH)6].
2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu2Oi + N2T + 5H2O(кип).
NH2OH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 ■ H2O.
2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OH)2i + N2T + 2H2O.
4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH2OH)4]C12, 3NH2OH + LiClO4 = [Li(—ONH3)3]C1O4.
(NH3OH)Ci — ХЛОРИД ГИДРОКСИЛАМИНИЯ
Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированными щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2914,2965.
М, = 69,49; d = 1,67; tm = 159° С (разл.); к, = 83(,7). 194(,00).
4(NH3OH)C1 = 2NH4CI + N2O + ЗН2О + 2НС1(выше 159° С).
(NH3OH)C1 (разб.) = NH3OH++ СГ,
NH3OH+ + 2H2O<=Z* NH2OH • H2O + H3O+; рК, = 6,03.
2(NH3OH)Cl + 2HNO3 (20%-я) = N2Ot + 2HNO2 + 2HC1 + 3H2O.
(NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH • H2O + NaCl.
2(NH3OH)C1 + HC1O (насыш.) = N2T + 3HC1 + 3H2O.
(NH3OH)C1 + H2O + SO2 = NH4CI + H2SO4.
(NH3OH)C1 + 2HI (конц.) = NH4C1 + I2l + H2O.
2(NH3OH)C1 (разб.) + 4FeCl3 = N2Ot + 4FeCl2 + 6HC1 + H2O.
3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = (NH3OH)3PO44, + 3NaCl.
(NH3OH)C1 + Na(C2H5O) = NH2OH + NaClJ, + C2H5OH (0° С, в этаноле), (NH3OH)C1 + 3Na(C2H5O) + C2H5NO3 = Na2N2O3 + NaClJ- +
+ 4C2H5OH(кип.).
HN3 — АЗИДОВОДОРОД
Азонмид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с эфиром. Азид-ион N3 — линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла-
бая кислота; раствор называется азидоводородной кислотой. Водные растворы с массовой долей до 20% взрывобезопасны. При хранении раствор постепенно разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированной азотиой кислотой. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Смесь концентрированных HN3 н НС1 по действию подобна «царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. 2885, 294*'м, 302".
М, = 43,03; </=1,13(2О); tnn=-80°C; t,™ =+35,7° С.
2HN3 = 3N2 + H2(выше 300° С).
HN3 (разб.) + Н2О<=* N 5 + Н3О+; р^ = 4,72.
2HN3 (конц.) + Н2О —х—* М2Т + (NH3OH)N3(комн ).
HN3 (конц.) + ЗНС1 (коиц.) = NH4CI + N2t + С12Т(кат. Pt).
HN3 (конц.) + ЗНС1 (коиц.)<=2 2С1° + N2T + NH4CI,
3HN3 (конц.) + 11НС1 (конц.) + 2Аи = 2Н[АиС14] + 2NH4CI + ЗМ2Т, 2HN3 (конц.) + 8НС1 (конц.) + Pt = H2[PtCl6] + 2NH4C1 + 2N2T.
2HN3 + 4HNO3 (конц.) = 2N2T + N2OT + 4NO2T + 3H2O.
HN3 (конц.) + HNO2 = N2T + N2OT + H2O(кип.).
HN3 + NaOH (разб.) = NaN3 + H2O.
2HN3 + M2CO3 = 2MN3 + CO2t + H2O (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NHJ).
HN3 + NH3 ■ H2O (10%-й) = NH4N3 + H2O.
HN3 + 3HI (конц.) = M2T + NH4[I(I)2].
4HN3 + 2Na = 2NaN3 + NH4N3 + N2T.
NaN3 —АЗИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании выше температуры плавления разлагается без взрыва. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, реагирует с водородом, галогенами, нитритами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена. Получение см. 4246, 2938’.
М, = 65,01; </= 1,846; ?пл«200°С; к, = 40,8(20), 55,3(100).
1.
2NaN3 = 2Na + 3N2
(250—300° С, вак ).
2.
3.
NaN3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + N 3, N 3 + Н2О«=> HN3 + OH"; pKo = 9,28.
NaNj^ + HC1 (20%-я) = NaCl + HN3T
(комн.),
4.
NaN3 + 4HC1 (конц.) = C12T + NH4C1 + NaCl + N2T
NaN3 + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HN3T
(кат. Pt).
(до 10° С, вак.).
5.
NaN3 + H2 = NaNH2 + N2(200° С, примесь NH3, кат. Pt).
6.
2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF
(90° С).
2NaN3 + H2SO4 (разб.) +I2 = 2HI + 3N2T + Na2SO4.
5NaN3 + NaNO3 = 8N2 + 3Na2O(350—400° С, вак.).
NaN3 + H2SO4 (разб.) + NaNO2 = N2t + N2Ot + H2O + Na2SO4 (кип.).
NaN3 + (NO)Cl = NaCl + N2 + N2O(40—50° C).
2NaN3 + Pb(NO3)2 = Pb(N3)2l + 2NaNO3.
NaN3 + AgNO3 = AgN3i + NaNO3.
4NaN3 (коиц.) + CdCl2 = Na2[Cd(N3)4] + 2NaCl.
NaN3 + H3O+ (катионит) = HN3 + Na+ (катионит) + HiO.
N2O — ОКСИД ДИАЗОТА
«Веселящий газ», закись азота. Бесцветный газ, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется клатрат N2O ■ 5,75Н2О. Малореакционноспособный, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 314, 525, 278', 300*.
М, = 44,01; ^Ж) = 1 .ггб^; р = 1,9778 г/л (н. у.);
г™ = -90,9° С; Гкип = -88,6° С; v, = 130,0(О), 62,9(М), 54,4(25).
1.
2.
2N2O = 2N2 + О2(выше 500° С).
N2O + H2SO4(kohu., гор.) = 2NOT + SO2T + Н2О (кип. в атмосфере N2).
N2O + Н2 = N2 + Н2О(150—200° С).
6N2O + Р4 = Р4О6 + 6N2(550—625° С),
2N2O + С (графит) = СО2 + 2N2(450—600° С).
5.
N2O + Mg = N2 + MgO(500° С),
N2O + 2Cu = N2 + Cu2O(500—600° C).
6.
7.
8.
9.
3N2O + 2NH3 = 4N2 +3H2O(250° C).
N2O + H2O + SO2 ——> N2T + H2SO4.
N2O + 8HC1 (конц.) + H2O + 2H[SnCl3] = 2(NH3OH)C1 + 2H2[SnCl6], 5N2O + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 10NOT + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
296.NO —МОНООКСИД АЗОТА
Бесцветный газ, голубая жидкость. В твердом состоянии полностью димеризован (N2O2), в жидком состоянии — частично («25% М2О2), в газе — в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окислителями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO2. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 3034, 3041214 ЗОб5'20 31.
Mr = 30,01;</(ж> = 1 ,269("i52>; p = 1,3402 г/л (н. у.);
/пл = -163,6° C. zK„n =-151,7° С;
( 80° С);( 80° С);у, = 7,38(О), 4,71, 2,7O(ro>.
( 80° С);
( 80° С);
1. 2NO = Nz + О2(выше 700° С, кат. ВаО),
4NO(X) ——» NzO + N2O3.
2.
4NO + H2O —L-> NzO + 2HNO3
(практически не идет).
3.
4NO + 2NaOH(T) ——» 2NaNO2 + NzO + H2O 6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + N2 + 2H2O
(комн.), (350—400° С).
4.
2NO + 2Hz = N2 + 2HZO
(200° С).
5.
2NO + 3H2 + 2HC1 (разб.) = 2(NH3OH)C1 NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 ■ H2O.
(40° С, кат. Pt/C),
6.
2NO + O2 = 2NOz
(комн., очень быстро).
7.
4NO + 4H2SO4 (конц.) + O2 = 4(NO)HSO4 + 2H2O
(комн.).
8.
NO + O3 = NOz + Oz
(комн.).
9.
2NO + E2 = 2(NO)E(на холоду; E = F, Cl, Br).
10.
2NO + С (графит) = N2 + CO2
(400—500° С).
11.
10NO + 4P (красн.) = 5Nz + Р4Ою
(150—200° С).
12.
NO + Na = Na+ + NO' нитрозид
(-50° С, в жидк. NH3).
13.
2NO + 4Cu = N2 + 2Cu2O
(500—600° С).
14.
2NO + 2H2S = N2 + 2HZO + 2S
(300—350° С).
NZO3 — ТРИОКСИД ДИАЗОТА
Синяя жидкость, термически неустойчивая. При комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NOZ и окрашивается в бурый цвет (NOZ), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO+)(NOZ). В газе имеет молекулярное строение ON—NOZ. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. 2725, 296“, 298.
М, = 76,01; d^ = 1,447(2); ^ = -101° С.
NZO3 = NOZ + NO(5—100° С),
N2O3<xx=^ NO2 (раствор в N2O3) + NOt(выше -40° С).
N2O3 + Н2О (хол.) —^ HNOZ [точнее, NO(OH) + N(H)OZ],
3NZO3 + HZO (гор.) = 2HNO3 + 4NOt,
NzOXr) + H2O (nap)^ 2HNO2(r).
N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNOz + HZO.
N2O3 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = 2NH4NO2 + HZO.
2NZO3 + Oz = 2NZO4(-10° C).
N2O3 + 3Cu = Nz + 3CuO(600° C).
N2O3 + 3H2SO4 (безводн.)«=* 2NO+ + 3HSOJ + H3O+.
NOZ —ДИОКСИД АЗОТА
Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — красно- бурая смесь NOZ и его димера (тетраоксида диазота) N2O4. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор — ярко-зеленый), полностью реагирует с ней. Реагирует со щелочами. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию металлов. Весьма реакционноспособна смесь NOZ и NO (см. 296). Получение см. 2641, 2966, 2975.
NOZ: М,- 46,01; р = 2,0527 г/л (н. у.).
N2O4: М,= 92,01; </(т)= 1,536; dw = 1,491(0); ?„л =-11,2° С.
(от-11,2 до +20,7° С), (20,7—135° С). (135—620° С).(от-11,2 до +20,7° С), (20,7—135° С). (135—620° С).1 • 2NOz(x) = N2O4<xx=? NO+ + NO3
(от-11,2 до +20,7° С), (20,7—135° С). (135—620° С).
(от-11,2 до +20,7° С), (20,7—135° С). (135—620° С).
N 204(^4=? 2NOXr)
NO2 = NO + O2
4NOZ(X) + HZO (хол.) = 2HNO3 + NZO3, 3NOZ + HZO (гор.) = 2HNO3 + NOt.
2NOZ + 2NaOH (разб.) = NaNOz + NaNO3 + HZO.
4NOZ + O2 + 2HZO = 4HNO3,
4NO2 + O2 + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2HZO.
6.
NO2 + НС1 (разб.) + 5H°(Zn) = (NH3OH)C1 + Н2О.
7.
2NO2 + 7HZ = 2NH3 + 4Н2О
(кат. Pt, Ni).
8.
2NO2 + F2 = 2(NOZ)F
(комн.).
9.
2NO2(X) + KE = (NO)E + KNO3
(E = Cl, Br).
10.
2NO2 + 2ChO = 2(NO2)C1O + Cl2
(0° C).
11.
12.
13.
2NOZ + Н5Юб = 2HNO3 + HIO3 + HZO.
NOZ + H2O^rop.) + SO2 = H2SO4 + NOt.
2NO2 + 2S = N2 + 2SOZ, 10NO2 + 8P = 5N2 + 2P4Ol0
(130—150° C).
14.
6NO2 + 2CSZ = 3N2t + 2CO2T + 4SO2
(комн.).
15.
2NO2(X) + Na = NOT + NaNO3, NO2 + К = KNO2
(комн.).
16.
6NO2 + Bi = Bi(NO3)3 + 3NO
(70—110° С).
17.
2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO
(500—600° С).
18.
2NO2 + [Ni(CO)4](x) = Ni(NO2)2 + 4COt
(25—30° С).
19.
4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц.) = N2t + 3Fe2(SO4)3 + 2H2O +
20.
+ 2HNO3.
NO2 (дымящ. HNO3) + H2(PHO3) = H3PO4 + NOT
(30—50° С).
21.
2NO2 + 3H2SO4 (безводн.)<=2 NO+ + NO 2 + 3HSO a
+ Н3О+.
299. N2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИАЗОТА
Азотный ангидрид. Белое твердое вещество, бесцветные газ и жидкость. При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за 10 ч. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO2) (NO3)— нитрат нитроила. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. ЗОб”, 5664.
Мт = 108,01;4Т) = 1,642; ZM = 41° С (р).
1.
2N2O5 —L~* 4NO2 + О2
(20—50° C).
2.
N2O5 + Н2О = 2HNO3.
3.
N2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + Н2О.
4.
N2O5 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = 2NH4NO3 + Н2О.
5.
N2Os + Н2О2 (безводн.) = HNO3 + HNO4 [точнее, HNO2 (О
Г)](-80° C).
6.
N2Ox«) + 2NH3 = H2O + 2(NO2)NH2 (амид нитроила).
7.
3N2O5 + А12О3 = 2A1(NO3)3
(35—40° C).
8.
N2O5 + 5Cu = 5CuO + N2
(500° C).
9.
N2Os + HC1O4 (безводн.) = (NOJ)C1O4 + HNO3.
10.
N2Oxxx* NO2 + NO3, N2Oxtx=T N2Oxo
(до 32° C).
300. H2N2O2 — АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к О2 воздуха. Энергично разлагается при механических воздействиях или самопроизвольно при
комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в воде. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 2917, 30212, ЗОЗ12.
М, = 62,03.
H2N2O2 = Н2О + N2O(20—25° С).
H2N2O2 (разб.) + H2O^Z* HN2O?+ НзО+; рК, = 7,70,
HN2O? + H2O<ZZ^ N2O^+ Н3О+; р^к = 11,70.
H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2Н2О.
H2N2O2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) —^ N2H5CI + 2Н2О.
2H2N2O2 + ЗО2 (воздух) ——> 2HNO2 + 2HNO3.
H2N2O2 + ЗН2О + 3I2 = HNO3 + HNO2 + 6HI.
H2N2O2 + HNO2 (конц.) —^ HNO3 + Nit + Н2О.
5H2N2O2 + 12H2SO4 (разб.) + 8КМпО4 = lOHNCh + 8MnSO4 + 4K2SO4 + + 12Н2О.
Na2N2O2 — ГИПОНИТРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Не реагирует с HNCh. Разлагается кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 2917, 3003, 303м.
Мг= 105,99;</=2,466.
4Na2N2O2 = 3N2 + NaNO2 + NaNO3 + 3Na2O(335° C).
Na2N2O2 • иН2О = Na2N2O2 + nH2O(60—120° С, вак., mi 9).
Na2N2O2 (разб.) + 8H2O = 2[Na(HzO)4]+ + N2O^, N2O^ + HjO^^ HN2O7+ OH-; pKo = 2,30.
NazNzOz + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + HZO + NzOt(кип.),
NazNzOz + 2HC1 = HZNZOZ + 2NaCl(0° С, в эфире).
NazNzOz + 2HZO + 4H°(Zn, конц. NaOH) —^ 2NHZOH + 2NaOH.
NazNzOz + 3H2O + 3I2 —I-> NaNO3 + NaNOz + 6HI,
3NazNzOz + 4H2O + 8KMnO4 = 6NaNO3 + 8MnOz + 8KOH (кип.).
Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2CO3 .(250—350° C).
ЫагМгОг + 2AgNOs = Ag2N2O2't (желт.) + 2NaNO3.
HNO2 —АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде известна только в газовой фазе, существует в водном растворе. Имеет две таутомерные формы: NO(OH) и М(Н)Ог (преобладает при комнатной температуре в растворе). Концентрированные растворы — голубые, разбавленные растворы — бесцветные. В форме NO(OH) проявляет сла-
бые кислотные свойства, в форме N(H)O2 кислотой не является. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислородом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 296п, 297 , 3064, 3142, 4247.
М,= 47,01.
2НМОад NO + NO2 + Н2О, ЗНИОад = HNO3 + 2NO + Н2О(выше 100° С).
HNO2 (разб.) + Н2О (хол.) NO" + Н3О*; рК, = 3,29.
HNO2(kohh.) + H3OV=±NO+ + 2H2O(в 60%-й HNO3).
2HNO2NO* + NOT +Н2О(0° С, в 30%-й HNO3),
NO* +NO2 ^=* N2O3.
HNO2 + NaOH (разб.) = NaNO2 + Н2О.
HNO2 + NH3 • H2O (конц., хол.) = NH4NO2 + Н2О.
HNO2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH4C1 + 2Н2О.
2HNO2 + О2 —2HNO3.
2HNO2 + 2HI = I2i + 2NOT + 2H2O(примесь N2O).
HNO2 + H2O2 (конц.)4=± HNO(O^ + H2O(0° C),
HNO2 + H2O2 (конц.) = HNO, + H2O(кип.)
HNO2 (конц.) + N2H4 = HN3 + 2H2O.
hno2 + NH2OH = H2N2O2 + H2O.
3HNO2 + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = N2T + 3Fe2(SO4)3 + 4H2O.
5HNO2 (конц.) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3)2 + 2KNO3 + 3H2O.
NaNO2 — НИТРИТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — окисляется О2 воздуха. На свету частично разлагается и желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 255, 28й, 31е, 367, 3025.
М. = 69,00; d = 2,168; /пл = 2710 С; к, = 82,9(Z0), 135,5<80).
4NaNO2 = 2Na2O + 2NZ + ЗО2(700—900° С).
NaNO2 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]* + NO2(pH > 7, см. 3042).
NaNO2 + НС1 (разб.) = NaCl + HNO2(комн.).
2NaNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOt + NO2t + H2O (кип.).
2NaNO2(T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NO2t + NOt + H2O.
NaNO2 + 6H°(Zn, конц. NaOH) = NH3t + NaOH + H2O(кип.).
2NaNO2 (разб., гор.) + O2 —L-> 2NaNO3.
NaNO2 + F2 = NO2F + NaF(200° C).
2NaNO2 + 6Na = 4Na2O + N2(350—400° C).
2NaNO2 + 2Na = Na4N2O44- (желт.)[-40° С, в жидк. NH3].
2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O24- + 4NaOH(в этаноле).
2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 = Ag2N2O24- + 4NaOH +
+ 2NaNO3(°° c>-
Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCli(в эфире).
5NaNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4.
NaNO2 + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H2O.
2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2NOt + I2i + 2H2O + 2Na2SO4.
NaNO2 + H2SO4 (разб.) + NaN3 = Nit + N2Ot + Na2SO4 + H2O (кип.). 17. 2NaNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + Na2SO4 + 4H2O (кип.).
KNO2 —НИТРИТ КАЛИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 491517, 521’4’9
Мт = 85,10; d = 1,915; ?пл = 440° С; к, = 306,7(М), 376(80).
4KNO2 = 2К2О + 2N2 + ЗО2(900—950° С).
KNO2 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)«]+ + NO2,
NO2 + Н2О*=* HNO2 + ОН'; р^ = 10,71.
KNO2 + НС1 (разб.) = КС1 + HNO2(комн.).
3KNO2(T) + 2НС1 (конц.) = 2КС1 + KNO3 + 2NOt + Н2О(кип.),
KNO2 + 2НС1 (конц.) = (NO)C1 + КС1 + Н2О(комн.).
2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2t + NOt + Н2О.
2KNO2(t) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2t + NOt + H2O.
2KNO2 (разб., гор.) + O2 ——> 2KNO3.
KNO2 + H2O2 (гор.) = KNO3 + H2O(в разб. H2SO4),
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr.
5KNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O, 3KNO2 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4.
KNO2 + 6H°(Zn, конц. KOH) = NH3t + KOH + H2O(кип.).
2KNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + K2SO4 + 4H2O (кип ). 12. 2KNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NOt + I2i + 2H2O + 2K2SO4.
2КМОг(Т) + 2H2SO4 (разб.) + ЗРеЗО^ = 2NOt + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2H2O. 14. 3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2K2CrO4 + 4NO(400—500° C).
KNO2 (конц.) + NH4CIO4 (конц.) = KCIO4i + NH4NO2 (до 15° С).
2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag—ONO, Ag—NO2)i + 2KNO3, KNO2 (конц.) + AgNO2 = K[Ag(—NO2)2].
NH4NO2 —НИТРИТ АММОНИЯ
Белый, неустойчив при хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чувствителен к О2 воздуха, особенно во влажном состоянии. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 2784,297,304 5.
(60—70° С).(60—70° С).М, = 64,04; d = 1,69; к, = 180,1(20), ЗОО(34).
(60—70° С).
(60—70° С).
NH4NO2 = N2 + 2Н2О
NH4NO2 (разб.) = NH^ + NO2,
NHJ+ гигант* NH3 • Н2О + Н3О+; рК, = 9,24,
NO2 + Н2О<=* HNO2 + ОН"; рК0 = 10,71.
-3. NH4NO2 (конц.) = N2t + 2Н2О(кип.).
NH4NO2 + НС1 (разб.) = NH4CI + HNO2(комн.).
NH4NO2 + NaOH (конц.) = NaNO2 + NH3t + Н2О.
2NH4NO2 (разб.) + О2 —L-> 2NH4NO3.
5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NH4NO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4.
2NH4NO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = 2NOt + Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + + 2H2O.
HNO3 — АЗОТНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окрашивается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хорошо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость, d = 1,56(М>). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% HNO3; d = l,41(Z0); ?кип = 120,7° С). Образует гидраты HNO3 • Н2О (точнее, H3NO4 — ортоазот- ная кислота, /Пл =-37,85° С) и HNO3 ЗН2О (гПл = -18,47° С). В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с оснбвными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует c Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. He разрушает диоксид кремния. Смесь концентрированных HNO3 и НС1 («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO3), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF.
Безводная кислота — протонный растворитель. Получение см.: в промышленности — 2737, в лаборатории — 526, 298 , 2992.
(комн., на свету).(комн., на свету).Мг = 63,01; d = 1,503(25); z„„ = -41,60C; ?кйп =+82,6° С (разл.).
(комн., на свету).
(комн., на свету).
4HNO?<* 4NO2 + 2HZO + Oz1
HNO3 + Н2О = NO3 + НзО+.
HNO3 (разб.) + NaOH = NaNO3 + Н2О,
HNO3 (разб.) + NH3 Н2О = NH4NO3 + Н2О.
2HNO3 (2—3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О, 2HNO3 (5%-я) + 8Н" (Mg, разб. H2SO4) = N2Ot + 5Н2О, НМОз(30%-я) + 3H“(Zn, разб. H2SO4) = NO + 2Н2О, НЫОз(60%-я)+ 2H»(Zn, разб. H2SO4) = HNO2+H2O(кат. Pd).
2HNO3 (конц.) + Ag = AgNOs + NO2t + Н2О.
8HNO3 (разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NOt + 4Н2О,
10HNO3 (разб.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O t + 5H2O (примесь Н2),
(примесь NO).(примесь H2).(0— 10° C),(примесь NO).(примесь H2).(0— 10° C),12HNO3 (разб.) + 5Sn ——> 5Sn(NO3)2 + N2t + 6Н2О
(примесь NO).
(примесь H2).
(0— 10° C),
(примесь NO).
(примесь H2).
(0— 10° C),
30HNO3 (оч. разб.) + 8А1 = 8A1(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
12HNO3 (оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NO3)2 + N21 + 6H2O 4HNO3 (разб.) + Fe = Fe(NO3)3 + NOt + 2H2O.
4HNO3 (конц., гор.) + Hg = Hg(NO2)2 + 2NO2t + 2H2O, 8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NO3)2 + 2NOT + 4H2O.
4HNO3 (конц.) + Ge ——> GeO2i + 4NO2t + 2H2O.
6HNO3 (конц.) + S = H2SO4 + 6NO2t + 2H2O(кип.),
5HNO3 (конц.) + P (красн.) = H3PO4 + 5NO2t + H2O(кип.).
10HNO3 (конц., гор.) + 12 = 2НЮз + 10NO2t + 4Н2О.
2HNO3 (разб.) + MgO = Mg(NO3)2 + Н2О.
2HNO3 (разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2Н2О.
4HNO3 (конц.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(NO3)2 + 2NaNO3 + 4HZO,
2HNO3 (разб.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(OH)2i + 2NaNO3 + 2H2O.
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + CO2t + H2O,
2HNO3 (оч. разб.) + CaSOs = Ca(NO3)2 + SO2t + H2O.
HNO3 (конц.) + KF(T) = KNO3 + HFt.
3HNO3 (разб.) + [Ag(NH3)2]OH = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O, 6HNO3 (конц.) + [Ni(NH3)6](NO3)2 = Ni(NO3)2 + 6NH4NO3.
HNO3 (конц.) + H2O2 (конц.)<=± HNO2(O^“) + H2O.
2HNO3 (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2t.
2HNO3 (конц.) + As2O3 + 2H2O = 2H3AsO4 + N2O3t(0° C),
4HNO3 (конц.) + As2O3 + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2t(кип.).
6HNO3 (60%-я) + HI = HIO3 + 6NO2t + 3H2O(кип ),
4HNO3 (конц.) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2NO2t + 2H2O + 2KNO3(комн ).
2HNO3 (разб., хол.) + ЗН(РН2О2) —^ ЗН2(РНО3) + 2NOt + Н2О.
4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3)3 + 2НС1 + NO21 + Н2О (М = Fe, Сг).
2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —-—> Si + 2NO2 + 2Н2О,
4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO21 + Si + 2H2O,
8HNO3 (конц.) + CuS(T) = CuSO4 + 8NO2t + 4H2O(кип.).
HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO4 + (NO2) NH2.
HNO3 (конц.) + 3HC1 (конц.)<=* (NO)C1 + 2C1° + 2H2O(комн.),
2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H2O (100—150° C).
HNO3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Au = H[AuCU] + NOt + 2H2O.
4HNO3 (конц.) + I8HC1 (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCI6] + 4NOt + 8H2O.
4HNO3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF6] + 4NOf + 8H2O,
2HNO3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W —-—> H2[WO2F4] + 2NOt + 2H2O.
2HNO3 (разб.) + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 2NOt + 3Hg2SO4i + 4H2O.
2HNO3 (конц.) + H2SO4 (конц.) +
+ 2H2O —^^-» (NH3OH)2SO4 (катод) + ЗО2Т(анод) [до 15° С], на Hg-катоде
4HNO3 (дымящ.) + Р4Ою = 2N2O$ + 4НРО3 (в атмосфере О2 + О3).
HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF(комн.).
HNO3 (безводн.) + HSO3C1 = (NO2)Clt + H2SO4(0° C).
HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NO2)C1O4+ HC1O4 H2Oi (комн.)
HNO3 (безводн., хол.) + 2HF(X> <—~* H2NO3+ + HF2.
HNO3 (безводн., гор.) + 4HF(X) <* H3O+ + NO; + 2HF2".
HNO3 (безводн.) + 2SO3 <=* NOJ + HS2O7",
HNO3 (безводн.) + 2H2SO4 (безводн.) <* H3O+ + NO2 + 2HSO4.
6HNO3 (безводн.) + 2K4[Fe(CN)6] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2t +
+ 4KNO3 + 2H2O,
3HNO3 (конц.) + K4[Fe(CN)6] = NO2t + HCNt + K2[Fe(H2O)(CN)5] +
+ 2KNO3(кип.).
HNO3 (безводн.) + KNO3 = K+ + [H(NO3)2]".
3HNO3 (безводн.) <=» H2NOJ+ [H(NO3)2f; pAS-5 = 1,70,
H2NOJ«zr± no; + H2O, [H(NO3)2] + H2O <=? H3O+ + 2NO3.
NH2C1 — ХЛОРАМИН
Бесцветная маслянистая жидкость. При низких температурах разлагается, более устойчив в атмосфере NH3. Стабилизируется при введении органических радикалов. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно разлагается. В неводных растворителях относительно устойчив. Полностью разлагается горя-
чей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 273 , 275 , 288 .
М,= 51,48; /пл = -66°С.
3NH2C1 = Nz + NH4CI + 2НС1(выше -40° С).
NHzCl (конц.) + 2HzO <=* NH3 ■ Н2О + НСЮ(до 10° С).
3NH2C1 + ЗН2О = 3NH31 + 2НС1 + НСЮ3(60—80° С).
NH2C1 + 2НС1 (конц.) = NH4CI + Cl2t(комн.).
4NH2C1 + 4NaOH (разб.) —х—* N2t + 2(NH3 • Н2О) + 3NaCl + NaClO + + H2O(T = з + 4,5 ч).
NH2C1 (конц.) + NH3 ■ Н2О (разб.) <=» N2Hs + СГ + Н2О.
2NHZC1 + N2H4 ■ Н2О = N2t + 2NH4C1 + Н2О(кат. CuCh).
2NHZC1 + NaClO (конц.) + 2NaOH (конц.) = Nit + 3NaCl + 3H2O.
NH2C1 + 2H2O + 2KI (разб.) = NH3 • H2O + hi + KOH + KC1.
NF3 — ТРИФТОРИД АЗОТА
Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = Cl, Br, I). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Разлагается кипящей водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании). Получение см. 2726, 2739, 3096.
М, = 71,00; ^ж) = 1,885("|ЗО); р = 3,168 г/л (н. у.);
/пл =-206,78° С; /кип = -129° С.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.2NF3 + ЗН2О (пар) £=? N2O3 + 6HFt(0° С, электрич. разряд.)NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2H2O.2NF3 + 3H2 = N2+ 6HF(электрич. разряд).2NF3 + O2 = 2NOF3(-196° С, электрич. разряд).NF3 + 3S = S(N)F + S2F2(400° С, вак.).4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4(350—375° С).2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2(375° С).NF3 + NH^F = N2 + 4HF(600—700° С).NF3 + EF5 + F2 = (NF4+)[EF6](Е = As, Sb; УФ-облучение).2NF3 + ЗН2О (пар) £=? N2O3 + 6HFt(0° С, электрич. разряд.)NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2H2O.2NF3 + 3H2 = N2+ 6HF(электрич. разряд).2NF3 + O2 = 2NOF3(-196° С, электрич. разряд).NF3 + 3S = S(N)F + S2F2(400° С, вак.).4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4(350—375° С).2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2(375° С).NF3 + NH^F = N2 + 4HF(600—700° С).NF3 + EF5 + F2 = (NF4+)[EF6](Е = As, Sb; УФ-облучение).2NF3 = N2 + 3F2(выше 600° С).3NF3 + 5Н2О —х—» HNO3 + 2NO Т + 9HFI(кип.).2NF3 = N2 + 3F2(выше 600° С).3NF3 + 5Н2О —х—» HNO3 + 2NO Т + 9HFI(кип.).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
2NF3 + ЗН2О (пар) £=? N2O3 + 6HFt
(0° С, электрич. разряд.)
NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2H2O.
2NF3 + 3H2 = N2+ 6HF
(электрич. разряд).
2NF3 + O2 = 2NOF3
(-196° С, электрич. разряд).
NF3 + 3S = S(N)F + S2F2
(400° С, вак.).
4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4
(350—375° С).
2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2
(375° С).
NF3 + NH^F = N2 + 4HF
(600—700° С).
NF3 + EF5 + F2 = (NF4+)[EF6]
(Е = As, Sb; УФ-облучение).
2NF3 + ЗН2О (пар) £=? N2O3 + 6HFt
(0° С, электрич. разряд.)
NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2H2O.
2NF3 + 3H2 = N2+ 6HF
(электрич. разряд).
2NF3 + O2 = 2NOF3
(-196° С, электрич. разряд).
NF3 + 3S = S(N)F + S2F2
(400° С, вак.).
4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4
(350—375° С).
2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2
(375° С).
NF3 + NH^F = N2 + 4HF
(600—700° С).
NF3 + EF5 + F2 = (NF4+)[EF6]
(Е = As, Sb; УФ-облучение).
2NF3 = N2 + 3F2(выше 600° С).
3NF3 + 5Н2О —х—» HNO3 + 2NO Т + 9HFI(кип.).
2NF3 = N2 + 3F2(выше 600° С).
3NF3 + 5Н2О —х—» HNO3 + 2NO Т + 9HFI(кип.).
(NO)F — ФТОРИД НИТРОЗИЛА
Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо растворяется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами,
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диоксидом кремния. Получение см. 296 ,311’
М, = 49,00;= 1,719; dw = 1,326(^60>;
р = 2,335 г/л (и. у.);tm = -132,5° С;гки„ =-59,9° С.
(NO)F + Н2О (хол.) = HNO2 + HF, 3(NO)F + 2Н2О (гор.) = 2NOt + HNO3 + 3HF.
(NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNO2 + NaF + H2O, (NO)F + 2(NH3 • H2O) [разб., хол.] = NH«NO2 + NH«F + H2O.
(NO)F + лНР(ж) £=* (NO)F «HF(« = 3, 6).
(NO)F + O3 = (NO2)F + O2(комн).
(NO)F + F2 = NOF3(комн).
(NO)F + OF2 = O2 + NF3(комн.).
5(NO)F + P (красн.). = PFs + 5NO(комн).
4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO(комн.),
4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2(комн.).
(NO)F + C1F3 = (NO+)[C1F4](-25° C).
(NO)C1 — ХЛОРИД НИТРОЗИЛА
Оранжево-желтый газ, желтовато-красная жидкость. Термически неустойчив, начинает разлагаться при комнатной температуре. Чувствителен к свету. Реагирует с водой, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Сильно корродирует металлы. Получение см. 296’, 298’, 3044.
М, = 65,46;ri,*) = 1,592И); р = 2, 992 г/л (н. у.);
rm = -59,6° С; Г™ = -5,4° С.
2(NO)C1<=* 2NO + C12(25—100° С).
(NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + НС1, 3(NO)C1 + 2Н2О (гор.) = HNO3 + 2NO t + ЗНС1.
(NO)C1 + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCl + H2O, 3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NOt + 3NaCl + 2H2O.
(NO)C1 + O3 = (NO2)C1 + O2(комн.).
4(NO)C1 + Si = SiCU + 4NO.
3(NO)C1 + Fe = FeCl3 + 3NO.
2(NO)C1 + 2HI (разб.) = I2i + 2NC>t + 2HC1.
2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2Ot + 2H2SO4 + 2HC1.
(NO)C1(X) *=* NO+ + СГ.
(NO2)F — ФТОРИД НИТРОИЛА
Бесцветные газ и жидкость, белое твердое вещество. Разлагается при умеренном нагревании. Образует сольваты в жидком HF. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кремнием. Не реагирует с водородом, серой, угдеро-
дом. Сильно корродирует металлы. Абсорбируется ртутью. Получение см. 298е, 3094, 3136.
М, = 65,00; dw = 1,924; ^ж> = 1,492('73);
р = 2,90 г/л (н. у.); 1т = -166,0° С; ?кип =-72,4° С.
2(NO2)F = 2(NO)F + О2(300° С).
(NO2)F + Н2О = НЬЮз + HF.
(NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNOs + NaF + Н2О.
(NO2)F + лНР(Ж) <=? (NO2)F • nHF(л = 3,5; 4; 5,25; 6,67).
4(NO2)F + 3Si = 3S1F« + 4NO + 2SiO2(комн.).
6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeF3i + 6HNO3 + 3H2t, 3(NO2)F + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)F(150—200° C).
(NO2)CI — ХЛОРИД НИТРОИЛА
Бесцветный газ, светло-желтая жидкость, белое твердое вещество. Термически неустойчивый, начинает разлагаться при комнатной температуре. Полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Сильно корродирует металлы. Получение см. 30635, 3104.
М,= 81,46; р = 2,57 г/л (н. у.); Г„Л = -141°С;
Гкип = -14,3° С.
5(МО2)С1(ж) <=? NA + (NO)C1 + N2O4 + 2Cl2t,
(выше 100° C).(комн.).(40—50° C).(выше 100° C).(комн.).(40—50° C).2(NO2)C1 = 2NO2 + Cl2
(выше 100° C).
(комн.).
(40—50° C).
(выше 100° C).
(комн.).
(40—50° C).
(NO2)C1 + H2O = HNO3 + HC1.
(NO2)C1 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaClO + H2O
6(NO2)C1 + 6H2O + 2Fe = 2FeCl3 + 6HNO3 + 3H2t, 3(NO2)C1 + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)C1
NOF3 — ТРИФТОРИД-ОКСИД АЗОТА
Бесцветный газ, разлагается при умеренном нагревании. Не растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными щелочами. Малореакционноспособный; не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 3086, 3095.
М, = 87,00; d =р = 3,88 г/л (н. у.);
Гпл = -160°С; Гкип = -85°С.
NOF3 = (NO)F + F2(300° С).
NOF3 + 2Н2О <=zz* HNO3 + 3HF(практически не идет).
NOF3 + 4NaOH (конц., гор.) = NaNO3 + 3NaF + 2Н2О.
NOF3 + Cl2 = 2C1F + (NO)F(комн.).
NOF3 + 2NO = 3(NO)F(комн.).
(150°C;E = As, Sb).(150°C;E = As, Sb).2NOF3 + 4N0z(x) = 2(N0)F + 4(NO2)F.
(150°C;E = As, Sb).
(150°C;E = As, Sb).
NOF3 + EF5 = (МОРЭДЕРб]
(NO)HSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НИТРОЗИЛА
Ннтрозилсерная кислота. Белое твердое вещество, устойчивое в сухом воздухе. Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляет ртуть. Получение см. 296 ’ , 415s, 424м.
Мг = 127,08; Гщ, = 73,5° С (разл.).
2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NO2(выше 73,5° С)
(NO)HSO4 + Н2О (хол.) = HNO2 + H2SO4, 3(NO)HSO4 + 2Н2О (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO.
2(NO)HSO4 ——> (NO)2S2O7 + Н:О(в гор. конц. H2SO4).
(NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNO2 + Na2SO4 + 2H2O, (NO)HSO4 + 3(NH3 • H2O) [конц., гор.] = N2t + (NH4)2SO4 + 4H2O.
2(NO)HSO4 + 2Hg = 2NOt + Hg2SO4 4 + H2SO4(в конц. H2SO4).
(NO)HSO4 + HCl(r) = (NO)C1T + H2SO4(в безводн. H2SO4).
2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)2S2O7 + H2SO4(в безводн. H2SO4).
(NO)HSO4 + NO ^r* N2O2 (син.) + HSO; (в безводн. H2SO4, p).
ФОСФОР
P —ФОСФОР
Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах.
Белый фосфор состоит нз молекул Р4, метастабильный, при комнатной температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду хрупкий. Плавится и кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водяным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием радикалов РО, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, жидких РС1з, РВгз, NH3, S2C12 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Энергично окисляется кислотами H2SO4 и HNO3, пероксидом водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливается водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов нх солей. Не реагирует с азотом, углеродом.
Красный фосфор состоит из полимерных молекул Р„ разной длины, метастабильный, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе (значительно медленнее, чем белый фосфор). Не растворяется в воде и (в отличие от белого фосфора) в сероуглероде. Химическая активность 164
красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного фосфора. Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа) состава Ре (d = 2,32 4- 2,36; (ВО1Г = 429° С).
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Р„, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Термодинамически устойчивый, высокоплавкий. Химически пассивный по сравнению с белым фосфором. Устойчив на воздухе.
Получение белого фосфора см. 337s, 3531; красный и черный фосфор получают нз белого фосфора в особых условиях.
Р4: М,= 123,896; d=l,82; (пл -44,14° С;
(кип = 287,3° С; *<25)= 3,3 'Ю"6
Р (красн.): М, = 30,974;d=2,34; (пп = 593° С (р).
Р (черн.) :М,= 30,974;d = 2,7;(пл « 1000° С (р).
2Р (красн.) + 8Н2О(Ж) = 2Н3РО4 + 5Н2 (700— 900° С, р; кат. Pt, Си, Ti, Zr).
Р4 + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНОз) + 6SO2,
Р4 + 3H2SeO3 + ЗН2О = 4Н2(РНОз) + 3Sei.
Р(красн.) + 5НМОз (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О(кип.).
Р4 + 8NaOH (конц.) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6H2t(кип.),
Р4 + 3NaOH (конц.) + ЗН2О (хол.) —^ 3Na(PH2O2) + РН3Т.
2Р4 + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2)2 + 2РН3Т(70° С),
Ва(РН2О2)2 + H2SO4 (разб., хол.) = BaSOj + 2Н(РН2О2).
Р4 + 6Н2 = 4РН3(300— 360° С, р).
Р4 + 5О2 = Р4Ою(34—60° С, сгорание на воздухе),
4Р (красн.) + 5О2 = Р4О|0(240—400° С, сгорание на воздухе).
Р4 + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) —4Н2(РНО3)[комн.],
Р4 + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2Н4Р2О6(30—40° С).
Р4 + ЮН2Ог (разб.) + 4NaOH (оч. разб.) = 4NaH2PO4 + 8Н2О (комн.), 2Р (красн.) + 4Н2О2 (разб.) + 2NaOH (10%-й) —^ Na2H2P2O64- + + 4Н2О(30—50° С).
, - _ ,, F2 (в избытке Аг)
Р (красн)(б^* Ррз. PFs(-60° С).
I 1 D С12, КОМИ.С12, КИП.
Р4» РСЬ► PCI5(в жидк. CS2),
X С12,50—60° с С12,90° с
Р (красн.)рС1з:—pCls (сгорание)(сгорание)
Р (красн.) - ^коми- > РВгз -g-rz’ 'О0-150^ > РВГ5.
Р4 + 412 = 2Р214 (оранж.)[комн., вCS2],
2Р (красн.) + 312 = 2Р!3(КНп., вCS2).
Р4 + 7S —P„S7(комн., вCS2),
Р (красн.)Р (красн.)
Р (красн.)
Р (красн.)
8,100—400° С t p^g
(атмосфера СОг) 1
(и = 2, 3,5-7, 9, 10),
15.16.17.18.19.20.21.22.23.24.25.26.27.15.16.17.18.19.20.21.22.23.24.25.26.27.(550° С, р, примесь Р^?). (кип. в гептане, Е = Se, Те).(550° С, р, примесь Р^?). (кип. в гептане, Е = Se, Те).29. 4Р (черн.) 4~~> Р^,29. 4Р (черн.) 4~~> Р^,Р (черн.)> Р (красн.)Р (черн.)> Р (красн.)800—900° С1700-1800 °C► 2Р2(г) > 4Р(Г).800—900° С1700-1800 °C► 2Р2(г) > 4Р(Г).(453° С), [550—560° С, р[.(453° С), [550—560° С, р[.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
(550° С, р, примесь Р^?). (кип. в гептане, Е = Se, Те).
(550° С, р, примесь Р^?). (кип. в гептане, Е = Se, Те).
29. 4Р (черн.) 4~~> Р^,
29. 4Р (черн.) 4~~> Р^,
Р (черн.)> Р (красн.)
Р (черн.)> Р (красн.)
800—900° С1700-1800 °C
► 2Р2(г) > 4Р(Г).
800—900° С1700-1800 °C
► 2Р2(г) > 4Р(Г).
(453° С), [550—560° С, р[.
(453° С), [550—560° С, р[.
4Р (красн.) + 9S —-—> P4S9
Р4 + ЗЕ = Р4Е3
Р (красн.) ——_* NajP, NaiPs(200° С),
2Р (красн.) + ЗСа = СазРз050 450° С).
Р4 + 6НС1 = 2РН3 + 2РС1з(300° с)
6Р4 + 4РЬ + 48НгО (по каплям) = 12PH4I + 16НзРО4(30—40° С).
Р4 + 6N2O = Р40б + 6N2(550- 625° С),
Р4 + 6СО2 = Р4О6 + 6СО(650° С).
Р4 + 4NaC102 + 4NaOH (разб.) = 2Na2H2P2O6 4- + 4NaCl(10—15° С),
12Р (красн.) + ЮКСЮз = ЗР40ю + 10КС1(50° С).
Р4 + 4H2SO4 (разб.) + 4КМпО4 = 4КН2РО4 + 4MnSO4(комн).
6Р (красн.) + 4НгО (гор.) + 8КМпО4 = ЗК2Н2Р2О6 + 8МпОг4- + 2К.ОН.
11Р4 + 96Н2О + 60CuSO4 ——* 24Н3РО4 + 2OCu3P4- + 60H2SO4(0° С),
Р4 + 16Н2О + 10CuSO4 = 4Н3РО4 + lOCui + 10H2SO4(кип).
Р4 + I6H2O + 20AgNO3 = 4НзРО4 + 20Agi + 20НМОз(кип.).
Р4 + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(PfXSO3F)2 + SO2 + 3H2SO4, 8Р (красн.) + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(Р82+)(50зЕ)2 + SO2 + 3H2SO4.
Pw> 4Р (красн.)[250—260° С, кат. I2, Na],
Р^, > 4Р (черн.)[от комн, до 200° С, р],
Р^ > 4Р (черн.)[370—380° С, кат. Hg],
(416° С).(416° С).28. 4Р (красн.) ^2? Р^г)
(416° С).
(416° С).
РНз — ФОСФИН
Монофосфан. Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РНз- 46Н2О. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, пероксидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значительно слабее, чем у аммиака. Получение см. 119м, 3154'6117, 3171'2'4, 3231'|0.
М, = 34,00; р = 1,5294 г/л (н. у.);г„л = -133,8° С;
= -87,42° С.
РНз + 3H2SO4 (конц.) = Н2(РНОз) + 3SO2t + ЗН2О.
РНз + 8HNO3 (конц., гор.) = Н3РО4 + 8NO2t + 4Н2О.
РНз + 2О2 = Н3РО4(150° С).
РНз + 2Н2О + 212=Н(РН2О2) + 4Н1,
РНз + NaOH (разб.) + 2NaC10 = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О.
2РН3 + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = ^Р2О6 I + 12Н2О.
РНз + НС1(Г) = РН4С1(30° С, при полном отсутствии влаги),
РНз + HI (конц.) = PH4I.
4РН3 + Ni —L-+ [Ni(PH3)4](T>(комн., pY
РИД — ИОДИД ФОСФОНИЯ
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легко разлагается при слабом нагревании, мгновенно — большим количеством воды. Реагирует со щелочами. Сильный восстановитель, окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода. Получение см. 31518, 353s.
М,= 161,91; d(T) = 2,86; Г™ =18,5° С;
?кип = 80° С (разл.); гСубл = 62,3° С.
выше 80е С
РНД< -—- — РНз + HI. от -20 до -10® С
РН41 + Н2О = PH3t + Н3О+ + Г.
2РН41 + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНОз) + hl + 7SO2t + 8Н2О, 2PH4I + I8HNO3 (конц., гор.) = 2НзРО4 + I2I + 18NO2t + 10Н2О.
PH4I + NaOH (разб.) = PH3t + Nai + Н2О.
РН41 + 4Н2О2 (конц.) = Н3РО4 + HI + 4Н2О.
Р40б — ГЕКСАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Белый, весьма летучий, при умеренном нагревании разлагается. Неустойчив на свету (вначале желтеет, затем краснеет). Чувствителен к О2 воздуха. Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с холодной водой (горячей водой разлагается), щелочами. Реакционноспособный, реагирует с хлороводородом, галогенами, серой. Получение см. 3151®, 3199.
Л/г = 219,89; d=2,135; Г™ = 23,8° С; Гкип = 175,4° С.
4Р4О6 = ЗР4О8 + 4Р (красн.)(210—250° С, вак ).
Р40б + 5Н2О (хол.) —^-+ 2Н2(РНОз) + Н2(Р2Н2О5), 6Р40б + 24Н2О (гор.) = 8Р (красн.)1 + 15Н3РО4 + РН3Т.
Р4О6 + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О.
Р4О6 + 2О2 = Р4О10(50— 120° С).
Р4О6 + 6Е2 = 4РЕзО + О2(комн.; Е = С1, Вг).
Р4О6 + 9S = P4S6 + 3SO2(выше 150° С).
Р40б + 6НС1(Г) = 2Н2(РНОз) + 2РС13.
Р4О10 —ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидратирующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический Р«Ою возгоняется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаждении жидкости образуется стеклообразный продукт (Р20з>. Проявляет кислотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения. Получение см. 3157'20, 3184.
Мг = 283,89; d = 2,39 (аморфн), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист.);
Гцл = 422° С (р); Гкип = 591°С (р).
,„ Н2О, 0°СН2О, 20° С „ „ _ НгО. кип.
Р4Ою——► НРОз— > Н4Р2О7» Н3РО4.
Р4Ою + 4HNO3 (безводн.) = 4НРО3 + 2N2O5(0° С),
Р4О10 + 4НС1О4 (безводн.) = 4НРОз + 2С12О?(-25° С, атмосфера Оз)
Р4О10 + 12NaOH (разб.) = 4Na3PO4 + 6Н2О.
Р4Ою + 6F2 = 4POF3 + ЗО2(100° С).
Р4О10 + 3HF = POF3 + ЗНРОз(120—170° С).
P4°io НР^Я> > H[PF61, H[PO2F2], H2[PO3F].
Р4О10 + 6NH4F = 2NH4[PO2F2] + 2(NH4)2[PO3F](300° С).
P4Ol0 + ЗНЕ(Г> = РЕзО + ЗНРОз(200° С; Е =С1, Вт).
Р4О10 + 6PCI5 = lOPChO(150—175° С).
ЗР4О10 + 2Р4 = 5Р4О6(50° С)
ЗР4О10 + 22М = ЮМРОз + 4М3Р(300—400° С; М = Li, Na).
Р4О10 + 8Н2О2 (безводн.) = 4Н3РО2(О^)2 +2Н2О(-20° С),
Р4О10 + 4Н2О2 (конц.) + 2Н2О = 4Н3РО3 (О2~)(комн.).
, -359° С „ выше 1100° С л
Р4О|0(Т)> Р4О|0(Г)> 2Р2О5(Г).
Н(РН2О2) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее НзРО2. Белая. Низкоплавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Н2(РНО2). Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в концентрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение см. 315s, 316", 321s.
М,= 66,00; d = 1,493; t„„ = 26,5° С; ks ® 100(|8).
ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНОз) + РНз(50—140° С),
2Н(РН2О2) = НзРО4 + РНз(160—170° С).
Н(РН2О2) + Н2О (хол^» РН2О2 + Н3О+; рК, = 1,10.
Н(РН2О2) + Н2О = Н2(РНО3) + Н2Т(комн., кат. Pd),
8Н(РН2О2) [конц.] = РН3Т + 4Р (красн.) 4- + 2Н2Т + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип ).
Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНО3) + SO2 + Н2О, ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) ——» ЗН2(РНОз) + 2NOT + Н2О.
Н(РН2О2) + NaOH (разб.) = Na(PH2O2) + Н2О, Н(РН2О2) + NH3 Н2О (конц.) = NH4(PH2O2) + Н2О.
ЗН(РН2О2) [конц.] + ЗН2О + 2CuSO4 (разб.) = 2CuHl + ЗН2(РНО3) + + 2H2SO4.
Н(РН2О2) [конц.] + 2AgNO3 + Н2О = 2Agi + Н2(РНО3) + 2HNO3 (50° С).
ЗН(РН2О2) [конц.] + As2O3 = 2Asi + ЗН2(РНО3)[в разб. НС1]
Н(РН2О2) + 4Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + 2Н2О.
Na(PH2O2) — ФОСФИНАТ НАТРИЯ
Гипофосфит натрия. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Мало растворяется в жидком аммиаке. Восстановитель. Получение см. 315 , 3164, 320s, 3226.
М, = 87,98; к, = 83(25), 554(|00).
5Na(PH2O2) = Na4P2O? + NaPO3 + 2РН3 + 2Н2(230—240° С).
Na(PH2O2) Н2О = Na(PH2O2) + Н2О(150— 170° С).
Na(PH2O2) [разб ] + 4Н2О = [Na(HzO)4]+ + РН2О2(pH 7).
2Na(PH2O2) + 3NaOH (разб.) = ЗН2Т + Na2(PHO3) + Na3PO4 (кат. Ni, Pd).
Na(PH2O2) + NaOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О.
Na(PH2O2) + Н3О+ (катионит) = Н(РН2О2) + Na+ (катионит) + Н2О.
Са(РН2О2)2 — ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ
Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение см. 11212.
М,= 170,05;к,= 15,4(25), 12.5*100’.
ЗСа(РН2О2)2 = ЗСа(РНО3) + Н2(РНО3) + 2РН3(200° С).
Са(РН2О2)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2РН2О2(pH 7).
Са(РН2О2)2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4l + 2Н(РН2О2),
2Са(РН2О2)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 4- + Са(Н2РО4)2 4- + 2PH3t (кип.)
Са(РН2О2)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РО4)24- + 4H2t(кип.).
Са(РН2О2)2 + 2Н2О + 4AgNO3 = 4Ag4- + 2Н2(РНО3) + Ca(NO3)2 + 2HNO3.
Са(РН2О2)2 + Na2CO3 (насыщ.) = 2Na(PH2O2) + СаСО3 4-.
Н2(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфористая кислота, ранее Н3РО3. Белая, разлагается при нагревании. На воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в тригндроксид фосфора Р(ОН)3. Слабая кислота, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем Н(РН2О2), слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получение см. 3152’8, 316', 3182'7, 348', 3532.
Мг = 82,00; d = 1,651; t™ = 74° С; ks = 309<0), 694<ЗО).
2Н2(РНОз) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О(100° С, вак ),
4Н2(РНОэ) = ЗН3РО4 + РН3(170—200° С, примесь Р2Н4).
Н2(РНОз) + H2O^Z? Н(РНОз)" + Н3О+, рКк = 2,00,
Н(РНОз)" + Н2О ^±? РНОз + НзО+; р/С = 6,59.
Н2(РНОз) + Н2о (пар) = Н3РО4 + Н2(100—120° С).
Н2(РНОз) + H2SO4 (96%-я, гор.) = Н3РО4 + SO2 + Н2О, Н2(РНОз)+ NO2 (дымящ. НМОз) = Н3РО4 + NOT(30—50° С)
Н2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PHO3) + Н2О, Н2(РНОз) + 2NaOH (конц.) =. Na2(PHO3) + 2Н2О.
2Н2(РНОз)<р) + О2(Г) —-—> 2НзРО4(кип., кат. 12).
Н2(РНОз) + Н2О + С12 —!—> Н3РО4 + 2НС1.
Н2(РНОз) + 2AgNO3 + Н2О —^ 2Agi + Н3РО4 + 2HNO3.
Н2(РНОз) + Hg(NO3)2 + Н2О —^—> Hgi + Н3РО4 + 2HNO3.
Н2(РНОз) + 6Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + ЗН2О.
Na2(PHO3) — ФОСФОНАТ НАТРИЯ
Фосфит натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), в кислотной среде анион неустойчив. Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Образует гетерополисоединения. Получение см. 3154, З183, 323s, 3482.
Мт = 125,96: г™ = 53° С (кр.); к, = 419<0), 456(25).
8Na2(PHO3) 5Н2О = 2РН3 + Na4P2O7 + 4Na3PO4 + 41Н2О (120 —250° С).
Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + PHOj ,
(РНОз)2 + Н2О 4=^ Н(РНОзУ + ОН"; pK0 = 7,41.
Na2(PHO3) + Н2(РНОз) = 2NaH(PHO3)[0° С],
2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О(100° С, в разб. HNO3)
Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = Na3PO4 + 2NaE + 2Н2О (Е = Cl, Br) 5. Na2(PHO3) + 2HgCl2 + 3NaOH (10%-й) = Na3PO4 + Hg2Cl2l + 2NaCl + 2H2O.
Na2(PHO3) + 2AgNO3 = Ag2(PHO3)4- (бел.) + 2NaNO3,
Na2(PHO3) + MCI2 = М(РНОз)4- (бел.) + 2NaCl(М = Са, Sr, Ba).
Na2(PHO3) + 6МоОз + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo6O2l]4- + 2NaNO3 +
+ HNO3(в 10%-й HNO3).
Н4Р2Об — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1\) ВОДОРОДА
Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и разлагается. Имеет строение (НО)2ОР—РО(ОН)2. При хранении изомеризуется в фосфористофосфорную (нзогипофосфорную) кислоту Н3(Р2НОб) со строением (НО)(Н)ОР—О—РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, нейтрализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кисло+ами. Проявляет слабые восстановительные свойства. Получение Н4Р2О« см. 3266, Н3(Р2НОб) — 330 .
Мг= 161,97;Г„„ = 73° С (разл.).
Н4Р2О6—Нз(Р2НО6)(комн.),
Н4Р2О6 = Н2(РНОз) + НРОз(выше 73° С).
Н4Р2Об ■ 2Н2О(т> —'—► Н4Р2Об + 2Н2О(комн., вак., над Р4О10),
Н4Р20б 2Н2О = Н2(РНОз) + Н3РО4 + Н2О(70— 100° С).
Н4Р20б (разб.) + Н2О ^=* Н3Р2О6 + Н3О+; р/С, = 2,19,
Н3Р2О6 + Н2О ^Z± Н2Р2О;; + Н3О+; рА', = 2,81,
Н2Р2О2 + Н2О £=* НР2О^ + Н3О+; рАк =7,26,
НР2О^ + Н2О Р2О^ + Н3О+; рАк = 10,02.
Н4Р2Об (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Н2(РНО3) [кип. в конц. H2SO4, HNO3], 5. Н4Р2О6 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O6i + 2Н2О,
ЬЬРгОб + 4NaOH (конц.) = Na4P2O6 4- + 4Н2О.
5Н4Р20б (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 + 2Н2О = 10Н3РО4 + + 2MnSO4 + K2SO4.
Na4P2O6 — ГЕКСАОКСОДИФОСФА Г(1\) НАТРИЯ
Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается Горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 316s, 3275,6.
Мг = 249,90;d = 1,82 (кр.); Мкр.) = 250° С (разл.);
к,= 1,5(25), 3,1(5О).
4(Na4P2O6 ■ 10Н2О) = РН3 + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + 38Н2О
(выше 250° С).
Na4P20e (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + Р2О*',
Р2О^- + Н2О *=» НР20б- + ОН-; рК0 = 3,98,
НР2О^" + Н2О *=♦ Н2Р2О^+ ОН"; рК0 = 6,74.
Na4P2O6 + 2Н2О (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH,
Na4P2O6 + H20 ——* Na2HPO4 + Na2(PHO3)(кип.).
2Na4P2O6 + H20 + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2Os) +
+ 4NaNO3(кип.).
Na4P2O6 + NaBrO (конц.) = Na4P2O? + NaBr.
Na4P2O6 + 2Pb(CH3COO)2 (конц., гор.) = Pb2P2O6 4, + 4Na(CH3COO), РЬ2Р20б (суспензия) + 2H2S<r) = Н4Р2Об + 2PbS-l<.
Ne2H2P2O6 — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ ДИВОДОРОДА-ДИНАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде, анион Н2Р20б подвергается кислотному протолизу. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 3159' °, 325, З263.
М. = 205,94; d = 1,8; 1™ = 250° С; к, = 4,67<25), 15,0(М).
4Na2H2P2O6 = РН3 + 7NaPO3 + NaOH + 2Н2О(600° С).
Na2H2P2O6 • 6Н2О = Na2H2P2O6 + 6Н2О(100° С).
Na2H2P2O6 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + Н2Р2О^“ ,
Н2Р2О2- + Н2О <=^ НР2О^ + Н3О+; рКк = 7,26.
2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O3) [кип. в конц. HNOJ.
Na2H2P2O6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2O6 4, + 2Н2О.
Na2H2P20e (насыщ.) + Na2CO3 (конц., гор.) = Na4P20e4- + CO2t + Н2О.
Na2H2P2Oe + NaBrO = Na2H2P2O? + NaBr.
328. НРО3 — МЕТАФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном нагревании. Является циклическим олигомером Н„(РО3)„ (п = 3, 4). Очень хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагается кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 3191'2, ЗЗО1.
М, = 79,98; d = 2,2—2,5; /„„ « 40° С.
(« = 3, 4). (кип.). (0° С),(« = 3, 4). (кип.). (0° С),(500—600° С).(500—600° С).(в конц. NaCI).(в конц. NaCI).пНРО3 + пН2О (хол.)<> (РО3)” + пН3О+
(« = 3, 4). (кип.). (0° С),
(« = 3, 4). (кип.). (0° С),
(500—600° С).
(500—600° С).
(в конц. NaCI).
(в конц. NaCI).
НРО3 + Н2О = Н3РО4
НРО3 + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О
NaOH <конц )- 40”с . кг D ГТ кг о ГТ НРО3 > NasPsOio, Na4P2O7;
НРО3 + NaOH = №РО3(полимеры) + Н2О
Л хтттгт NaOH (разб.), 100°С
НРО3 ► Na3P3O9, Na3PO4.
NaPO) — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и плавится. Является полимером Nan(POj)n с п = 1000—10 000 (и возрастает с ростом температуры синтеза) со строением аниона из иеразветвлеииых цепей тетраэдров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические олигомеры Na„(PO3)« (п = 3, 4) или соли NajPjOg, Na4P40i2. Хорошо растворяется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигомеры образуют кристаллогидраты NajPjOg • 6Н2О, Na4P4Oi2 ■ 4НгО. Разлагается горячей водой, щелочами. Получение см. 3283-5, 33012, 33210, 333*, 3441.
NaPOj: М.= 101,96; d = 2,56 * 2,62; (пя = 630—650° С;
к, = 97,32<20), 174,4(80).
КазРзО»: М, = 305,88; d = 2,476 (кр.); к, = 5,17(М).
Na4P40i2: М, = 407,84; d = 2,484 (кр.); к, = 14,5(25), 32,5100.
«NaPO3 (конц.) + 4пН2О (хол.) = п [Na(H2O)4]+ + (РО3)”" (п = 3, 4), ню
(РОз)” * " ^ Н2Р3О10 , Н2Р2О2 , Н2РО4(разбавление).
NaPO3 -^^^-> ЫазНгРзОю, Na2H2P2O7, NaH2PO4.
1NaOH (разб.), 100° С
КаРОз^^> №3РзО«, Na3PO4;
xr NaOH (конц.). 40° C _ _,, „ „
ЫаРОз-Й2О* КазРзОю, Na4P2O7.
4NaPO3 + 2NaOH (50%-й) = Ка6Р4О131 + H2O
(40° С, осаждение ацетоном).
NaPO3 + Na4P2O? = Na5P3Oio(300—500° С).
КаРОз + AgNO3 = AgPO3i (бел.) + КаМОз.
Н3РО4 —ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жидком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксо-, изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 3151'3, З162'3, 3191, 3492, 3501.
М, = 97,99; <ZM= 1,834;^ж) = 1,88(43’;
(„л = 42,35° С; к, = 548<20,.
2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О(150° С),
Н3РО4 = НРОз + Н2О(300° С, вак.).
Н3РО4 • 0,5Н2О(Т)——»НзРО4 + 0,5Н2О(100 ° С, вак.).
Н3РО4 (разб.) + Н20 «=? Н2РО; + Н30+; рК, = 2,14,
Н2РО; + Н20 ^=± HPOt + НзО+; рКк = 7,21,
НРО4" + Н2О <=* РО4 + Н3О+; рКк = 12,34.
Н3РО4 +НСЮ4 (безводн.)^=? P(OH)J + CIO4,
H3PO4 + H2SO4 (безводн.) <z=*P(OH>4+ HSO;.
Н3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О(М = Na, К),
Н3РО4 (разб.) + 2М0Н (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О, Н3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М3РО4 + ЗН2О.
Н3РО4 (конц.) + NH3 ■ Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О, Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2HPO4+ 2Н2О.
2НзРО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4)24' + ЗН2Т.
ЗН3РО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO4i + Fe3(PO4)2l + 4H2t.
Н3РО4 (конц.) + Са(ОН)2 = СаНРО41 + 2Н2О, 2НзРО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Са3(РО4)21 + 6Н2О.
Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3HNO3 (добавление NaHCO3).
8Н3РО4 (конц.) + Р4О10 = 6Н4Р2О7(80—100° С).
НзРО4 (безводн.) + NaCl = NaPO3 + НС1 + Н2О(400— 500° С),
Н3РО4 (конц.) + NaNO3 = NaPO3 (соль Мадрелла) + HNO3 + Н2О
(330° С).
Н3РО4 (конц.) + 12МОз г Нз[РМ|204о](р) (кип., в конц. HNO3, М = Mo, W).
Н3РО4 + Н2Он2Т (катод) + Н3РО3 (О2) (анод) (0° С),
ЗН3РО3(О2')(р) = Н3РО4 + Н4Р2О6(О^)<- Н2О + О2 Т(20—30° С).
331. Na3PO4 — ОРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Частично разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 297, 3305, 3326.
М, = 163,94; d = 2,536; Гпл = 1340° С; к, = 14,5(25), 68,0(80).
(200° С, вак.)(200° С, вак.)Na3PO4 12Н2О = Na3PO4 + 12Н2О
(200° С, вак.)
(200° С, вак.)
Na3PO4 (разб.) + 12Н2О = 3[Ка(Н2О)4Г + РО^ , POJ + Н2О 4=± НРОГ + ОН'; рХо = 1,66.
Na3PO4 + H2SO4 (конц.) <—* NaH2PO4 + Na2SO4.
2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OH)4] + 2Na2HPO4 + 3H2T (кип.).
2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2Na2HPO4 + H2T (кип.)
2Na3PO4 + ЗМС12 = M3(PO4)2i + 6NaCl(M = Ca, Sr, Ba, Ra)
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l (желт.) + 3NaNO3.
Na2HPO4 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниоиу). Реагирует с концентрированной ортофос- форной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 286, 333
Л/г= 141,96; </= 2,066; tm = 40° С (кр ); А:., = 7,66(М), 92,4(80).
2Na2HPO4 = Na4P2O7 + Н2О(120— 300° С).
Na2HPO4 ■ 12Н2О = Na2HPO4 + 12Н2О(95— 100° С).
Na2HPO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + НРО^,
НРО5" + Н2О *3^ Н2РО4 + ОН", рКо = 6,79.
Na2HPO4 (конц.) + 2НС1(г) = НзРО4 + 2NaCll(0—10° С, ток НС1).
Na2HPO4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2NaH2PO4.
Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = Na3PO4 + Н2О.
2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Na5P3Ol0 + 2H2O(350—550° С).
4Na2HPO4 (разб.) + ЗСаС12 = Са3(РО4)21 + 6NaCl + 2NaH2PO4, Na2HPO4 (коиц.) + СаС12 = СаНРО4| + 2NaCl.
2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + NaH2PO4.
Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4 (HPO4)I + NaCl (0° C), NaNH4 (HPO4) = NaPO3 (соль Курроля) + NH3 + H2O (700 -750° С).
Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O(180° С).
NaH2PO4 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щелочами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 315’, 3292.
Л/г = 119,98; d = 1,9096 (кр.); к, = 85.2<20), 207,3(к0).
2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + Н2О(160° С),
NaH2PO4 = NaPO3 (соль Грэма) + Н2О(220—250° С).
NaH2PO4 2Н2О = NaH2PO4 + 2Н2О(100° С, вак ).
NaH2PO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Н2РО4, Н2РО4 + Н2О ^=* НРО^" + Н3О+; рКк = 7,21.
NaH2PO4 + NaOH (разб.) = Na2HPO4 + Н2О, NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2Н2О.
NaH2PO4 (конц.) + NH3 ■ Н2О (конц.) = NaNH4(HPO4)i + Н2О (0° С).
NaH2PO4 + Na4P2O? = Na3P3Oio + Н2О(выше 120° С).
3NaH2PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 2NaNO3 + 2H3PO4.
К3РО4 — ОРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Вступает в реакции обмена. Получение см. 49 , 50 , 335’, 336’.
М, = 212,26; d = 2,564; /пл = 1640° С; к, = 98,5(20), 178,5<60).
К3РО4 • 7Н2О = К3РО4 + 7Н2О(250° С, вак.).
К3РО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2О)6]+ + РО^(pH > 7, см. 3312).
K3PO4 + H2SO4 (конц.) ^=* КН2РО4 + K2SO4.
2КзРО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОН)4] + 2К2НРО4 + 3H2t (кип.), 2К3РО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K2[Zn(OH)4] + 2К2НРО4 + Н2Т.
К3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4^ + ЗКМОз.
К2НРО4— ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводородом, орюо-фосфорной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 495, 336’.
М, = 174,17; d = 2,33 (кр.); ks = 159,8(20), 267,5(6”.
2К2НРО4 = К4Р2О7 + Н2О(250° С).
К2НРО4 ЗН2О = К2НРО4 + ЗН2О(110—125° С, вак.).
К2НРО4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]* + HPOt(pH > 7, см. 3323).
К2НРО4 (конц.) + 2НС1(г) = Н3РО4 + 2КС1(0—10° С).
К2НРО4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4.
К2НРО4 + КОН (конц.) = К3РО4 + Н2О.
2К2НРО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4; + ЗКМОз + КН2РО4.
КН2РО4 — дигидроортЬфосфат калия
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 495, 31521, 3355.
М, = 136,08; d = 2,338; t™ = 252,6° С (разл ); к, = 22,6(2О), 70,4(80).
КН2РО4 = КРОз + Н2О(выше 252,6° С).
КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + Н2РО;(рН<7, см. 333’).
КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О, КН2РО4 + 2КОН (конц.) = КзРО4 + 2Н2О.
КН2РО4 + 2К2НРО4 = К5Р3О10 + 2Н2О(500—600° С).
КН2РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + ЗКМОз + 2Н3РО4.
Саз(РО4)2 — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Витлокит. Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами. Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1 104, 1 125, 1 145, 3383'6, 3393'5'6.
М,= 310,17;</=3,14;/пл=1670°С, рПР25 = 25,00.
Са3(РО4)2 + 6HNO3 (кони.) = 3Ca(NO3)2 + 2Н3РО4.
Са3(РО4)2 + 2H2SO4 (конц.) = Са(Н2РО4)21 + 2CaSO4l.
Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Ca(H2PO4)2-t.
Са3(РО4)2 + 8С (кокс) = Са3Р2 + 8СО(900— 1000° С),
ЗСаз(РО4)2 + 16А1 = ЗСа3Р2 + 8А12О3(500° С).
2Саз(РО4)2 + 10 С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10 СО(1000° С).
СаНРО4 — ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Монетит, брушит (гидрат). Белый, при сильном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде, при кипячении суспензии разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 112s, 3309, 3328.
М, = 136,06;</=2,31; к, = 0,02125), 0,11<60).
2СаНРО4 = Са2Р2О7 + Н2О(выше 900° С).
СаНРО4 2Н2О = СаНРО4 + 2Н2О(109° С),
2{СаНРО4 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О(360— 450° С).
7СаНРО4 + Н2О —^ Са5(РО4)3ОН I + 2Са(Н2РО4)21,
ЗСаНРО4 (суспензия) = Са3(РО4)21 + Н3РО4(кип ).
2СаНРО4 + H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4)2J, + CaSO4l.
СаНРО4 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Н3РО4.
ЗСаНРО4 + 3NaOH = Ca3(PO4)2i + Na3PO4 + ЗН2О.
Са(Н2РО4)2 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде. Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 3372 3, 3383'4.
М, = 234,05; d = 2,22 (кр.);к, = 1,7(30).
Са(Н2РО4)2 = Са(РОз)2 + 2Н2О(150—200° С).
Са(Н2РО4)2 ■ Н2О = Са(Н2РО4)2 + Н2О(109° С).
ЗСа(Н2РО4)2 (суспензия) = Са3(РО4)21 + 4Н3РО4(кип.).
Са(Н2РО4)2 + 2НМО3 (конц.) = Са(МО3)2 + 2Н3РО4.
ЗСа(Н2РО4)2 + 12NaOH = Са3(РО4)21 + 4Na3PO4 + 6Н2О.
ЗСа(Н2РО4)2 + 8NaHCO3 (конц.) = Са3(РО4)21 + 4Na2HPO4 + 8СО2Т + 8Н2О.
Са(Н2РО4)2 (насыщ.) + Na2HPO4 = СаНРО4 4, + 2NaH2PO4.
ЗСа(Н2РО4)2 + 10С (кокс) = Са3(РО4)2 + 10СО + Р4 + 6Н2О (800° С).
340. (NH4)2HPO4 — гидроортофосфат аммония
Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разлагается. Хорошо растворяется в воде. Реагирует с ортофосфорной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 275 , 341 .
М, = 132,06; d = 1,619;к, = 69ua); 106(7a).
(NH4)2HPO4 = NH3 + NH4 (H2PO4)[70° С].
(NH4)2HPO4 (разб.) = 2NHJ + HPO^(pH > 7, см. 3323).
(NH4)2HPO4 (разб.) + НзРО4 (конц.) = 2NH4(H2PO4).
(NH4)2HPO4 + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2(NH3 H2O) + H2O.
(NH4)2HPO4 + NH3 • H2O (конц.) <=? (NH4)3PO4 + H2O.
2(NH4)2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NH4NO3 + MH4(H2PO4).
341. NH4(H2PO4) — ДИГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиоиу, кислотный протолиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 2756, 3306.
Л/, = 115,03; d = 1,803;z™ = 190° С (р);
к, = 35,3<2О), 118,3(liO).
(140° С), (140—170° С), (выше 190° С).(140° С), (140—170° С), (выше 190° С).2NH4(H2PO4) = Н2О + (NH4)2H2P2O7 ЗМН4(Н2РО4) = 2Н2О + (NH4)3H2P3Ol0 3NH4(H2PO4) = ЗМН4РО3 + ЗН2О
(140° С), (140—170° С), (выше 190° С).
(140° С), (140—170° С), (выше 190° С).
NH4(H2PO4) (разб.) =МНд + h2po; NH;+ 2Н2О <=> NH3 Н2О + Н3О+; рЛк = 9,24,
Н2РО4 + Н2О <=> НРО4 + Н3О+; рКк = 7,21.
NH4(H2PO4) + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + NH3 Н2О + 2Н2О.
NH4(H2PO4) + NH3 • Н2О (разб.) = (NH4)2HPO4 + Н2О,
NH4(H2PO4) + 2(NH3 • Н2О) [конц.] <=^ (NH4)3PO4 + 2Н2О.
ЗМН4(Н2РО4) + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + 2Н3РО4.
342. Н4Р2О7 — ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигроскопичная. Плавится без разложения, разлагается при нагревании в вакууме. Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства кислоты, сильной по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Разлагается горячей водой в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 3191, 3301’ ".
М, = 177,97; t„ = 61 ° С; к, = 709(23).
Н4Р2О7 = 2НРОз + Н20(300° С. вак.).
Н4Р2О7 (разб.) + Н2О (хол.) = Н3Р2О7 + Н3О+,
Н3Р2О7 + Н2О 4=± Н2Р2О^ + НзО+; рК, = 1,49,
Н2Р2О^ + Н2О 4=” НР2О’ + Н3О+; рКк = 5,77,
НР2О}" + Н2О 4=^ Р2О4 + Н3О+; рКк= 8,22.
Н4Р2О7 + Н2о = 2Н3РО4(кип., в присутствии НМОз).
Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О, Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О.
H4P2O7 + 2NHXr)=(NH4)2H2P2O7l(0—5° С, в этаноле),
(NH4)2H2P2O7 (суспензия) + 2NHxr) —"—* (NH4)4P2O7 4.
(до 10° С, в этаноле).
Н4Р2О7 (разб.) + 4AgNO3 = Ag4P2O71 (бел.) + 4HNO3.
Н4Р2О7(Т) + Н2О2 (конц.) =Н4Р2О6(О2)+ Н2О,
Н4Р2О6(О2 )+Н2о <=^ НзРО4 + Н3РО3(О2")[0° С, разбавление].
Na4₽2O7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кислотами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 33 21, 3424, 3445.
М, = 265,90; d = 2,373; /пл = 985° С; к, = 5,50,2О>. 54,2(к2).
Na4P2O7 ■ ЮН2О = Na4P2O7 + ЮН2О(100° С, вак.).
Na4P2O7 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + Р2О4".
Р2О$ + Н2О 4=^ НР2О^ + ОН"; рКо = 5,78.
Na4P2O7 + Н2О (гор.) = 2Na2HPO4.
Na4P2O7 + Н2О + 2HNO3 (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3(кип.).
Na4P2O7 (насыщ.) + 2СН3СООН (конц.) = Na2H2P2O7 + 2Na(CH3COO)
[0—10° С].
Na4P2O7 + 2M(NO3)2 = М2Р2О7 4, + 4NaNO3 (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Pb).
Ne2H2P2O7 — ДИГИДРОДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде, анион Н2Р2О7" подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. ЗЗЗ1, 3424, 3435.
М, = 221,94;d = 1,862; к, = 4,6(0>, 23,5(4О).
Na2H2P2O7 —L-* 2NaPO3 (соль Грэма) + Н2О(220— 250° С),
3Na2H2P2O7 ——» 2№3РзОч + ЗН2О(650° С).
Na2H2P2O7 • 6H20l <» Na2H2P2O7 (насыщ.) + 6H2O(комн.),
Na2H2P2O7 • 6Н2О = Na2H2P2O7 + 6Н2О(80° С, вак.).
Na2H2P2O7 (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Н2Р2О^ , Н2Р2О^' + Н2о НР2О^ + Н3О+; рКк = 5,77.
Na2H2P2O7 + Н2О (гор.) = 2NaH2PO4.
Na2H2P2O7 + 2NaOH (разб.) = Na4P2O7 + 2Н2О.
Na5P30io — ДЕКАОКСОТРИФОСФАТ(У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гищюлиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. 329 , 3327.
М, = 367,86; d = 2,52 - 2,59; tm = 692° С (разл.);
к,= 16,3(|О).
(выше 692° С).(120° С).(выше 692° С).(120° С).(кип).(кип).NasPsOio — N&4P2O7 + КаРОз
(выше 692° С).
(120° С).
(выше 692° С).
(120° С).
(кип).
(кип).
NasPsOio- 6Н2О = NasPsOio + 6Н2О
NasPsOio (разб.) + 20Н2О (хол.) = 5[Na(H2O)4]+ + РзО^ , Р3О^ + Н2О ^ НР3О^0 + ОН"; рКо = 5,00, НР3О<0 + Н2О «=? Н2Р3О]0 + ОН'; рКо = 7,00,
Н2Р3О|^ + Н2О ^ Н3Р3О?0 + ОН'; рК0 = 11,00.
NasPsOio (разб.) + Н2О (гор.) = Na4P2O7 + NaH2PO4.
Na5P3O|0 + 2HNO3 (разб.) + 2H2O = 3NaH2PO4 + 2NaNO3
РГз —ТРИФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Медленно гидролизуется водой, реагирует со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 315го, 347, 3486.
Мг = 87,97: р = 4,193 г/л (н. у.); /„ = - 151,5° С;
/кип = - 101,8° С.
PFs — ПЕНТА ФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. 31510, 3499'|0.
М, = 125,96; р = 5,805 г/л (н. у.); tm = - 93,75° С;
/кип = - 84,55° С.
PFs = PF3 + Fi(выше 400° С).
PFs + Н2О(влага) = POF3 + 2HF, PFs + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF.
PFs + 8КаОН(конц.) = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O.
2PFs + SiO2 = 2POF3 + SiF4(400° C).
PF$ + HF = H[PF6](- 20° С, в жидк. SO2).
PFs + MF = М[РРб](при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag).
PFs + 3SbFXx) = (PF4 )[Sb3Fl6].
PCh —- ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, летучая, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается водородом. Получение см. 31511, |7, 3491'4.
М, = 137,33; d = 1,5567(20); t™ = - 90,34° С;
/ки„ = + 75,3° С.
РС1з + ЗН2О = Н2(РНОз) + ЗНС1 (комн., в воде; 0° С, в жидк. СС14) 2. РС1з + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaCl + 2Н2О.
2РС1з + Н2 -=^^^ Р2С14 + 2НС1.
2РС13 + О2 = 2РС13О(50—60° С).
РС1Хж) + С12 = РС1з(комн., р).
РС1Хж) + 3HF = PF3 + ЗНС1(50-60° С),
2РС1Хж> + 3ZnF2 = 2РРз + 3ZnCl2(комн.).
PC13 + S = PSC13(160° С, р, кат. AICI3).
ЗРС1Хж) + КСЮз = ЗРС13О + КС1(комн.).
4РС1Хж) + [Ni(CO)4] = [Ni(PCl3)4] + 4СОТ.
PCls — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА
Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопичный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав Р2С1ю и строение (РС14)[РС1б]‘ Весьма реакционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфором, аммиаком. Получение см. 315* ’, 3485, 3565.
Мт = 208,24;</=2,11; /пл = 166,8° С (р).
160 -300° с
• Pels <7 PCh + Cl2.
до 100®С
PCls + Н2О(влага) = РС13О + 2НС1, РС15 + 4Н2О = НЭРО4 + 5НС1.
PCls + 8МаОН(разб.) = Na3PO4 + 5NaCl + 4Н2О.
6PCI5 + Р4 = ЮРС1з(75—100° С).
РС15 + SO2 = PChO + SC12O(50—60° С),
2РС1з + Са8О3 = 2РС13О + СаС12 + 8С12О(50—60° С).
РС15 + Н28О4(безводн.) = PCI3O + НС1 + Н8О3С1.
ЗРС1$ + 2В(ОН)3 = ЗРС13О + 6НС1 + В2О3(150° С)
РС15 + 6MF = M[PF6] + 5МС1(175—230° С, М = Na+, K+,NHJ).
2PCls + 5CaF2 = 2PF5 + 5CaCl2(300—400° C).
3PC15 + 5AsFx«) = 3PFs + 5AsCl3(комн.).
2PC15 + 2AsF3 = (PCi;)[PF6] Ф + 2AsCl3(0° С, в жидк. AsCh).
PC1$ + NbClw =(PCi;)[NbCl6](210—230° C).
PCls + 8NHX«) = PN(NH2)2 + 5NH4C1(-40°C),
PN(NH2)2 = PN(NH)(фocфaм) + NH3(125° С, вак.).
рс1з(ж) = РС1;+[РС1бГ.
350. РС13О — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокнпящая, термически устойчивая. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, аммиаком. Апротонный растворитель, умеренно растворяет хлориды металлов и аммония. Получение см. 319 , 3484'8, 3495'7.
Mt = 153,33; d = 1,645(20); /пл = 1,25° С,
/кип = 105,8° С.
РС13О + ЗН2О = Н3РО4 + ЗНС1.
PCI3O + 6NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 3NaCl + ЗН2О.
РС13О + 3HF = POF3 + ЗНС1(65° С, кат. SbCls).
PCI3O + 3L1I = PI3O + 3L1C14-(комн., в жидк. CS2).
PChO + 6NHXr) = Р(ЫН2)зОФ + 3NH4C1(- 15° С, в СНС13).
РВгз —ТРИБРОМИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кислородом, бромом. Получение см. 31512, 3521'4.
М = 270,69; rf=2,852<15); /m = -41,5°C; /,ип =+173,3° С.
РВгз + ЗН2О(хол.) = Н2(РНОз) + ЗНВг(в атмосфере N2).
2РВг3 + 1 ONaOH(pa36.) = 2Na2(PHO3) + 6NaBr + 5Н2О.
2РВгз + О2 = 2РВгзО(70—90° С).
PBr3(*) + Вг2 = РВгз(1 °°—150° О-
РВгз — ПЕНТАБРОМИД ФОСФОРА
Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известен красный изомер с ионным строением (РВг4)Вг~. Растворяется в тетрахлориде углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается фосфором. Получение см. 31512, 351 .
М. = 430,49; d = 3,57;7™ « ?КИп = 106° С(разл.).
РВгз = РВгз + Вг2(выше 106° С).
РВгз + Н2О(влага) = РВгзО + 2НВг,
РВгз + 4Н2О = Н3РО„ + 5НВг.
РВгз + 8КаОН(разб.) = Na3PO4 + 5NaBr + 4Н2О.
ЗРВгз + 2Р(красн.) = 5РВгз(в жидк. CS2).
Р1з — ТРИИОДИД ФОСФОРА
Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. 31513.
Мг = 411,69;<7=4,18; <пл = 61,0°С.
2Р13 = Р214 + 12(100—120° С),
2Р13 = 2Р(красн.) + 312(выше 200° С).
Р1з + ЗН2О = Н2(РНОз) + 3HI(в атмосфере N2).
Р1з + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaI + 2Н2О.
2Р1з + О2 = 2Р1зО(фиол.)[40—50° С, кат. Pt].
2Р13 + ЗР4 + 24Н2О(по каплям) = 6РН41 + 8Н3РО4(30-40° С).
Р^з —ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Желто-зеленый, очень твердый, плавится и кипит без разложения, при прокаливании разлагается. Устойчив на воздухе. Не реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой, щелочами, кислородом, серой. Получение см. 315.
М.= 220,09; <7=2,03; 7^=172,5° С; 7,яп = 407,5° С.
P4S3 = 4Р(красн.) + 3S(выше 700° С).
p4S3-^^U НзРО4, Н2(РНО3), Н(РН2О2).
P4S3 + 38HNO3(kohu„ гор.) = 4Н3РО4 + 3H2SO4 + 38NO2 + ЮН2О.
4 рд NaOH(KOHU.)> Na3pO4 Na2(pHO3) Na(pH;[O
- NaiS, - Н2О
P4S3 + ЗОад -^^+ P4O6 4- + 3S1(комн., в бензоле),
P4S3 + 8О2 = Р4О10 + 3SO2(100—300° С).
P4S3 + 2S = P4Ss(комн., на свету, в жидк. CS2, кат. 12),
2Р455<=* P4S3 + P4S?(выше 530° С).
Р^ю —ДЕКАСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Темно-желтый, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2Ss. Гидролизуется водой, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом, аммиаком. Образует тиокомплексы. Получение см. 31514
Л/г = 444,56; </=2,09; tm = 288° С; ?,„„= 514° С (разл.).
Р45ю + 16Н2О = 4Н3РО4 + 10H2S.
Р45ю + 80HNO3(kohu.) = 4Н3РО4 + 10H2SO4 + 80NO2 + 24H2O(кип.).
P4Sio + 24NaOH(KOHU.) = 4Na3PO3S + 6Na2S + 12H2O(70° C),
Na3PO3S + H2O = Na3PO4 + H2ST(кип.).
P4S,o + 16NaOH(KOHU.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O(50° C),
P4Sio+ 10NaOH(KOHu.) + 2NaHS(KOHu ) = 4Na3POS3 + 6H2O (до 10° C).
P4Sio + 6Ка25(насыщ., гор.) = 4Na3[PS4],
P4Sl0 + 15O2 = P4Oio + 10SO2(300° C).
P4S,o + 6PCI5 = 1OPSC13(150—200° C, p).
P4Sio^^—» P3N5(230—600° С, в токе NH3).
P3Ns — ПЕНТАНИТРИД ТРИФОСФОРА
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Реакционнопассивный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты), щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кислородом, хлором, водородом. Получение см. 3558.
М,= 162,96;М,= 162,96;</=2,51.</=2,51.
М,= 162,96;
М,= 162,96;
</=2,51.
</=2,51.
P3NS = 3PN + N2(700—760° С).
P3NS + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH3(выше 180° С,р).
P3NS + 5HNO3(kohh.) + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH4NO3(кип.).
4P3NS + 15О2 = ЗР4Ою + 10N2(600°С).
2P3N5 + 15С12 = 6РС15 + 5N2(100°С).
4P3N5 + 30Н2 = ЗР4 + 20NH3(300°С).
Н|РЕб| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(¥) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустойчив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 319,3475.
М,= 145,97;М,= 145,97;/пл = 32° С (кр.)./пл = 32° С (кр.).H[PF6] 6Н2О = 3HF + POF3 + 5Н2О
М,= 145,97;
М,= 145,97;
/пл = 32° С (кр.).
/пл = 32° С (кр.).
Н[РР6](разб.) + Н2О(хол.) = [PF6p + Н3О+, [PF6F + 2Н2О <=* [PO2F2]~ + 4HF.
2H[PF6] + 5Н2О(гор.) = H[PO2F2] + H2[PO3F] + 9HF
H[PF6] + NaOH(pa36.) = Na[PF6] + H2O, H[PF6] + NH3 Н2О(конц.) = NH4[PF6] + H2O.
(150—200° C).(в конц. HNO3).(150—200° C).(в конц. HNO3).NelPFe] — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У ) НАТРИЯ
(150—200° C).
(в конц. HNO3).
(150—200° C).
(в конц. HNO3).
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Реагирует со щелочами и диоксидом кремния при нагревании. Получение см. 3476, 3498, 3574.
М, = 167,95;<7=2,51.
Na[PF6] = NaF + PF3 + F2(500—600° С).
Na[PF6] • H2O = Na[PF6] + H2O(80° С, вак.),
Na[PF6] • Н2О = NaF + POF3 + 2HF(200° С).
Na[PF6](pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + [PF6f(см. 3572).
Na[PF6] + 2Н2О(гор.) = Na[PO2F2] + 4HF.
2Na[PF6] + 5Н2О(гор.) + 2НМО3(конц.) = H[PO2F2] + 9HF + 2NaNO3.
Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O(350—400° C).
2Na[PF6] + 3SiO2 = 2NaPO3 + 3SiF4(выше 650° C).
МЫШЬЯК
As —МЫШЬЯК
Неметалл. Существует в трех формах. Серый мышьяк a-As— устойчивая форма существования, относительно твердый, хрупкий. Черный мышьяк P-As—аморфный, хрупкий. Желтый мышьяк y-As (состоит из молекул As4) — метастабильный, мягкий (как воск), легко растворим в сероуглероде, по свойствам напоминает белый фосфор (химическая активность выше, чем у a-As и P-As). При нагревании возгоняется, плавится под избыточным давлением. Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами. Переводится в раствор действием концентрированной азотной кислоты, «царской водки», щелочей, типичных окислителей. Реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами. Все соединения мышьяка чрезвычайно ядовиты. Получение см. 36116, 3637, 3684.
М, = 74,922; d = 5.727(a), 4,9(Р), 2,03(у);
/„л = 817° С (р).
2As + ЗН28О4(конц., гор.) = АвгОзФ + 3SOz + ЗН2О.
2As + бНгбгОзфлеум) = 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 38Ог Т
As + 5HNO3(kohu.) = H3ASO4 + 5NO2 + Н2О, As + ЗНСЦконц.) + HNO3(kohu.) = AsCl3 + NOT + 2НгО.
2As + 2NaOH(20%-fi) + 2H2O ——» 2NaAsO2 + 3H2T(кип.).
2As + 6КОН(20%-й, хол.) ——♦ 2КзА$О3 + 3H2T.
2As + ЗО2 = 2As2O3(сгорание на воздухе).
2As + 5F2 = 2AsF5(комн., сгорание во фторе).
2As + 3CG = 2AsC!3(20—30° С, сгорание в хлоре),
2As + 5С12 + 8Н2О —I—> 2H3AsO4 + 10НС1.
2As + ЗЕ2 = 2AsE3(50—80° С, Е = Вг; кип., в жидк. CS2, Е = I).
As ——> As2S3, As2Ss, AS4S4(500—600° С, в атмосфере N2).
As + ЗМ = МзА$(нагревание; М = Li, Na, К),
M3As + ЗН2О = AsH3T + ЗМОН.
2As + ЗМ = M3AS2(нагревание; М = Mg, Са, Си),
2As + М = МА$2(нагревание; М = Са, Zn, Fe).
2As + 3Zn = Zn3As2(400—450° C),
Zn3As2 + ЗНг8О4(разб.) = 3ZnSO4 + 2AsH3T.
As + M = MAs(нагревание; M = Al, Ga, In, La),
MAs + ЗН2О = AsH3T + M(OH)3 4-.
As + 3Na + 3NH4Br = AsH3T + 3NaBr + 3NH3 (- 40° С, в жидк. NH3).
2As + 6NaOH(pa36.) + 5NaClO = 2Na3AsO4 + 5NaCl + ЗН2О, 2As + 6NaOH(pa36.) + 5Н2О2(конц.) = 2Na3AsO4 + 8H2O.
2As + 2BrF5 = 2AsF5 + Br2(100—200° C).
Р-А$(т)> a-As(T)(270° C),
Y-As(t)► a-Ascr)(358° С или медленно на свету).
1 о oz * „X 613—800е С ,*800—1700° С. *। д
Jo. 8(a-As)(T)—> 2AS4(r) ► А$4(г) + 2AS2(.r).
360. А$Нз —АРСИН
Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется в воде и не реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsH3 ■ 46НгО. Хорошо растворяется в сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см. 35912'14, 361" 365’, 3686.
Мг = 77,95; dw = 1,621<-бз); р = 3 5023 г/л (н у );
Г пл = -116,92° С; г,ил = -62,47° С; г, = 20(20).
(до 300° С).(до 300° С).2AsH3 = 2As + ЗН2
(до 300° С).
(до 300° С).
AsH3 + ЗНСЦконц.) = AsCl3 + ЗН2Т.
А$Нз + 2Н28О4(конц., хол.) = AsSO4(OH) + S4- + ЗН2О, AsH3 + 8HNO3(kohu.) = H3ASO4 + 8NO2T + 4H2O.
2AsH3 + ЗО2 = As2O3 + 3H2O(сгорание на воздухе).
AsH3 + 3I2 = Ash + 3H1(комн.).
AsH3 + ЗКаОН(разб.) + 4NaClO = Na3AsO4 + 4NaCl + 3H2O.
AsHj + ЗКаОН(разб.) + 4Н2О2(конц.) = Na3AsO4 + 7H2O.
2AsH3 + 3MSO4(kohu.) + 6NaHCO3 = M3As2i + 3Na2SO4 + 6CO2? + 6H2O
•(M = Cu, Zn).
2AsH3 + 3HgCl2 = Hg3As24-(4epH.) + 6HC1(кип., в разб. HC1).
2AsH3 + 3H2O + 12AgNO3 = As2O3i + 12Agi + I2HNO3.
361. As2O3 — ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низкоплавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификациях: а-АвгОз (моноклинная, клаудетит) и р-А$2Оз (кубическая, в узлах кристаллической решетки находятся молекулы А$4Об1 арсенолит). При быстром охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsO2 (метамышьяковистая) и НзА$Оз (ортомышьяковистая). Проявляет кислотные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окислительно-восстановительными свойствами. Получение см. 3595,3657, 368*, 3713.
Л/г = 197,84; d = 4,15(a), 3,74(Р);
1™ = 314° С (а), 278° С (Р); Гк„п = 461° С ;
*ХР)= 1.85<20), 6,16(80).
As2Oxt) + Н2О(хол.) <=* 2НА$О2(насыщ.),
HAsO2 + Н2О <==» AsO2 + Н3О+; р/С, = 9,22,
НА$О2 + 5Н2О <=? [As(H2O)4(OH)2]+(?) +ОН ; р/Со = 14,30;
HAsO2 + Н2О 4^^? НзА$Оз(идет в малой Степени).
As2Oxt) + ЗН2О(гор.) <* 2НзА$Оз(насыщ.),
НзА$О3 + Н2О <=z* H2AsO3 + НзО+; р/Ск = 9,23,
H2AsO3 + Н2О «=* HAsOj + Н3О+; рКк =12,13,
HAsOf + Н2О ^ AsO^ + Н3О+; рКк = 13,41.
As2O3 + ЗНС1(разб.) <=> Н3А$Оз + AsCl3, AS2O3 + 6НС1(конц.) = 2А$С13 + ЗН2О.
As2O3 + 6НЕ(Г) = 2А$Ез + ЗН2О(140—200° С; Е = F, С1).
AS2O3 + 4НМОз(конц.) + Н2О = 2H3ASO4 + 4NO2(кип.).
As2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + Н2О,
AS2O3 + 6МаОН(конц.) = 2Na3AsO3 + ЗН2О(примесь МагНАвОз).
А$2Оз + Ка2СОз(конц., гор.) = 2NaAsO2 + СО2Т.
As2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO4)3(55—65° C).
AS2O3 + бНЦконц.) = 2Ash4- + 3H2O(комн.).
As2O3 + ЗН28(насыщ.) = As2S34- + ЗН2О(в конц. НС1).
2As2O3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2(300° С).
AS2O3 + 5Н2О + 2Е2 = 2H3AsO4 + 4НЕ(кип.; Е = Cl, Br, I).
5А$2Оз + 6Н28О4(разб.) + 4КМпО4 + 9Н2О = ЮНзА$О4 + 2К28О4 + 4Мп8О4.
As2O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsO4 + 2NaNO2 + 3H2O (400—500° С).
As2O3 + ЗН(РН2О2) = 2А$4- + ЗН2(РНОз)[в разб. НС1],
А$2Оз + 9НС1(конц.) + ЗН[8пС1з] = 2Asi + ЗН2[8пС1б] + ЗН2О.
AS2O3 + ЗС(кокс) = 2As + ЗСО(700° С, примесь СО2),
As2O3 + 3KCN = 2As + 3KOCN(600—650° С).
AS2O3 + 12Н° (Zn, разб. НС1 или конц. NaOH) = 2АяНз Т + ЗН2О.
А$2Оз + 5Н2О -^^+ 2Н2Т (катод) + 2НзА$О4(анод).
As2Os — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном) и кристаллическом состояниях. Реагируег с водой. Гидрат As2Os ■ 1,67Н2О имеет строение (НзАззОю^ Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 363*.
Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); к, = 65,8(20), 75,1(80).
AS2O5 = А$2Оз + О2(выше 315° С).
As2Os + 4Н2О —-—» 2(НзА$О4 0,5Н2О)4- <-т+ 2НзА$О4(насыщ.) + Н2О
(20° С),
As2O5 + ЗН2О = As2O5 • 1,67Н2ОФ + 1,ЗЗН2О<=±> 2Н3А5О4(насыщ.)
[80° С].
AS2O5 + 6КаОН(конц.) = 2МазА$О4 + ЗН2О.
2As2O5 + 5С(кокс) = 4As + 5СО2(400—500° С).
As2Oj + 5Н28(Г) = АвгБзФ + 284- + 5Н2О(30—50° С, в конц. НС1).
НзА$О4 — МЫШЬЯКОВАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в свободном (от воды) виде не выделено. При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая кислота, при выпаривании переходит в полимерную форму (НзАззОю^. Хорошо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щелочами. Очень слабый окислитель. Получение см. 3593'7, 3603, 3615'|2, 3622, 3682.
Mt= 141,94; d = 2,0 ч- 2,5 (кр.); ?пл = 35,5° С (кр.);/с, = 96,1(2О>, 112,7<8О).
2(H3AsO4 • 0,5Н2О)(т) = As2O5 + 4Н2О(250—280° С).
ЗлН3А$О4(конц.) = (H5As3Oio)„ 4-+ 2лН2О(100° С, выпаривание),
НзА$О4(насыщ.) + 2Н2О = Н7А$Об4-(возможно H[As(OH)6])[- 30° С].
НзАзО4(разб.) + Н2О <=? H2AsO4 + Н3О+, рКк = 2,26,
H2AsO;+ Н2О*=> HASO4 + НзО+; рК, = 6,97,
HAsO4" + Н2О AsOj" + НзО+; р/С = 11,52.
H3AsO4 + NaOH(pa36.) = NaH2AsO4 • Н2Оф(на холоду),
H3AsO4 + 2NaOH(pa36.) = Na2HAsO4 + 2Н2О(50—60° С).
2НзА$О4 + 5H2S(r) = As2S54- + 8Н2О(0° С, в конц. НС1).
НзА$О4(конц.) + 3NHxr) + ЗН2О = (NH4)3AsO4 ■ ЗН2О4-(комн.).
H3AsO4 + MgCl2 + 3NHXr) = MgNH4AsO4.j. + 2NH4C1,
4MgNH4AsO4 + 5С(графит) = 4As + 5CO2'+ 4NHs + 4MgO + 2H2O
(700° С, вак).
2H3AsO4(rop.) + 250^ = As2O34- + 2H2SO4 + H2O(кип.).
2НзА$О4(хол.) + 4Н1(конц.) = А$2Оз4- + 2I2 + 5Н2О.
H3AsO4 + 12МоО3 + 3KNO3 = K3[AsMoi204o] 1(желт.) + 3HNO3
(60—70° С).
NaAsO2 — МЕТААРСЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением состава). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 3594, 3616 7.
М,= 129,91;</=1,87; к, = 156(25).
5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2As(300—550° С).
КаА$О2(разб.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + AsO2,
AsO2 + H2O ;=> HAsO2 + OH ; pKo = 4,78;
AsO2 + 2H2O (z:^ H2AsO3+H2O «=* H3AsO3 + OH.
NaAsO2 + H2O(rop.) = NaH2AsO3.
2NaAsO2 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + As2O34- + H2O, NaAsO2 + 4НС1(конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H2O.
NaAsO2 + NaOH(xon) = Na2HAsO3.
2NaAsO2 + О2(воздух) —-—► 2NaAsO3, 2NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + O2 = 2Na2HAsO4(кат. CuSO4).
2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH2O2) = 2А$Ф + 3H2(PHO3) + 2NaCl + H2O, 2NaAsO2 + 14НС1(конц., гор.) + ЗЗпС!^) = 2As4- + 3H2[SnCl6] + 4H2O + + 2NaCl.
NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + NaClO = Na3AsO4 + NaCl + H2O.
NaAsO2 + 2КаОН(разб.) + 2[Ag(NH3)2]OH = 2Agi + Na3AsO4 + 2NH3T +
+ 2H2O(80° C).
2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H2S = As2S3 4- + 2NaCl + 4H2O.
NaAsO2 + H2O + 3AgNO3 = Ag3AsO34- (желт.) + NaNO3 + 2HNO3.
NaAsO2 + H2O + NaOH 1 электРолиз> н2 Т(катод) + Na2HAsO4 (анод).
365. Na3AsO4 —АРСЕНАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 359|5, 361'4, З623, 3641’ ’.'
М, = 207,89; d = 2,835; rm = 86,3° С(кр);к,= 19,105'53, 23,4(ЗО).
Na3AsO4 • 12Н2О = Na3AsO4 + 12Н2О(выше 150° С).
Na3AsO4(pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + AsOh
AsO^ + Н2О HAsO^ + ОН ; рХо = 2,48.
Na3AsO4 + СО2 + Н2О = Na2HAsO4 + NaHCO3.
Ма3А$О4(насыщ.) + 2H3AsO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 • H2O) [на холоду], NaH2AsO4 • Н2О -^-> Na2H2As2O7 т^* Na3H2As3Oio ^^ NaAsO3.
Na3AsO4 + 3AgNO3 = Ag3AsO44- (кор.)+ 3NaNO3, 2Na3AsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO4)2 4-
(M = Ca, Ba, Fe, Co, Ni, Cu, Hg).
Na3AsO4 + MgCl2 + NH4C1 + 6H2O = MgNH4AsO4 ■ 6H2O4-+ 3NaCl.
2Na3AsO4 + 3H2SO4 + 4HI = As2O34'+ 2I24‘ + 5H2O + 3Na2SO4
2NasAsO4 + 21НС1(конц.) + 5H[SnCl3] = 2As4- + 5H2[SnCl6] + 6NaCl + 8H2O.
NasAsO4 + 4Zn + 11 НС1(разб.) = AsH3T + 3NaCl + 4H2O + 4ZnCl2
366. AsF3 — ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная жидкость; низкокипящая, легколетучая, тяжелая. Полностью гидролизуется в воде. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагирует со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. Получение см. 3614’8.
М,= 131,92;rf=2,73(15);t„„ = - 5,94° С;
Un = + 57,8° С.
2AsF3 + ЗН2О = As2O34- + 6HF.
AsF3 + 2HNO3(kohu.) + 2H2O = HsAsO, + 3HF + 2NO2.
AsF3 + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O.
4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3(100—150° C).
А$Рз<ж) + KF = K[AsF4].
А$Рз<ж) + SbF5 =(AsF2+)[SbF6].
(50- 60° С, охлаждение до - 40° С).(50- 60° С, охлаждение до - 40° С).2AsF3 + 2Cl2 = (AsCi;)[ AsF6 ]
(50- 60° С, охлаждение до - 40° С).
(50- 60° С, охлаждение до - 40° С).
367. AsFs — ПЕНТАФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Реакционноактивный; легко гидролизуется в воде, реагирует со щелочами. Проявляет акцепторные свойства по отношению к фторид-иону. Является «сверхкислотой» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 3596'|6.
М. = 169,91; d^ = 2,33* 53); р = 7.71 г/л (н.у.);
/„л = ■ 79,8° С; /.ил = - 52,8° С.
AsFs + Н2О(влага воздуха) = А$ОРз + 2HF.
2AsF5 + 9Н2О = 2(H3AsO4 • 0,5H2O)i + 10HF(0° С),
2AsFs + 6,67Н2О = As2O5 ■ 1,67Н2Оф + 10HF(80° С)’
AsFs + 8№ОН(конц.) = NasAsO» + 5NaF + 4H2O.
AsFs + НР(конц.) + H2O = Н[А$Рб] • H2O i(на холоду),
AsFs(x) + KF = K[AsFs](примесь K2[AsF?]).
AsFs + HF(X) H2F+ + [AsF6r,
AsFs + HFW + C6H5F <=> C6H6F+ + [AsF6]"
AsFs + 2HSO3F(*) <=? H2SO3F+ + [As(SO3F)F5]".
368. AsCh — ТРИХЛОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная легколетучая тяжелая жидкость. Легко гидролизуется во влажном воздухе («дымит»). При смешивании с малым количеством воды (до 18 моль Н2О на 1 моль AsCh) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидролизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кислотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлорид- иона. Апротонный автоионизирующийся растворитель; растворяет иодиды щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 3597, 3613 4, 3644.
Мт = 181,28;</=2,16(20); /пл = - 16,2° С;
?кип = + 131,4° С.
А$С13(конц.) + 8Н2О ^=± (As(H2O)4(OH)2]+(?) + ЗСГ + 2Н3О\ 2А$С13(разб.) + ЗН2О = As2O34- + 6НС1.
AsCl3 + 2HNO3(kohh.) + 2Н2О = H3AsO4 + 2NO2 + 3HC1.
AsCl3 + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaCl + 2H2O.
(850—900° C), (500—600° C).(850—900° C), (500—600° C).2AsCl3 + 3H2 = 2As + 6HC1
(850—900° C), (500—600° C).
(850—900° C), (500—600° C).
2AsCl3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As
2AsCl3 + ЗНСЦконц.) + 3H[SnCl3] = 2Asi + 3H2[SnCl6],
(в эфире).(в эфире).(идет в малой степени).(идет в малой степени).4AsCl3 + 3Li[AlH4] = 4AsH3T + 3LiCl + 3A1C13
(в эфире).
(в эфире).
(идет в малой степени).
(идет в малой степени).
AsCl3W + As2O3 = ЗА$(С1)ОФ.
AsCl^x) + KC1 = K[AsC14], AsC13(x) + SbCU = (AsCl^)[SbCl6].
2А$С1Хж) <=* AsC12 + [AsCh]'
As2S3 — ТРИСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелочных металлов, пёроксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при нагревании. Получение см. 3599, 361 ’°' ", 3721'4.
Л/, = 246,04;</=3,43;/„, = 310°€;
/,„„ = 723° С; рПР18"25 = 25,0 + 29,0.
As2S3 + ЗН2О = As2O3 + 3H2S(200—250° С).
As2S3 + 9Н25О4(конц.) = As2O3i + 12SO2 + 9Н2О,
As2S3 + 28НМО3(конц.) = 2H3AsO4 + 28NO2 + 3H2SO4 + 8Н2О (кип.). 3. As2S3 + 6МаОН(конц.) = Na3AsO3 + Na3[AsS3] + 3H2O.
As2S3 + 6(NH3 ■ Н2О)[конц.] = (NH4)3AsO3 + (NH4)3[AsS3J + 3H2O.
As2S3 + 14H2O2 (конц., гор.) = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 8H2O.
2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2(500° C).
As2S3 + 2S = As2S5(100—120° C,p).
As2S3 + 3Na2S(KOHii.) = 2Na3[AsS3].
As2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[AsS4],
As2S5 — ПЕНТАСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Реакционноспособный, полностью разлагается кипящей водой, концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей, гидрата аммиака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. 3599, 3635, 3724.
Л/, = 310,17.
As2S5 = As2S3 + 2S(90—500° С).
2As2Ss + ЗН2О = Аз2О3Ф + As2S3i + 4Si + 3H2ST(кип.).
As2S3 + 15H2SO4 (конц., гор) = 2H3AsO4 + 20SO2 + 12H2O,
As2S5 + 40НМО3(конц.) = 2H3AsO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O (кип.).
4As2S5 + 24МаОН(конц.) = 3Na3AsO4 + 5Na3[AsS4] + 12H2O,
4As2S5 + 24(NH3 • Н2О)[конц ] = 3(NH4)3AsO4 + 5(NH4)3[AsS4] + 12H2O.
2As2S5 + 13O2 = 2As2O3 + 10SO2(300—400° C).
As2S5 + 20Н2О2(конц„ гор.) = 2НзА5О4 + 5H2SO4 + 12H2O.
As2S5 + ЗМ28(иасыщ.) = 2M3[AsS4](50—60° С; M = Na, К).
As2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3[AsS4] + 3HC1(40—50° C).
As4S4 — ТЕТРАСУЛЬФИД ТЕТРАМЫШЬЯКА
Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный (стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже, чем у As2S3 и As2Ss- Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфидами щелочных металлов в присутствии серы. Получение см. 359 .
Л/, = 427,95; d = 3,25 * 3,56; U = 321°C;
Гкнп = 534° С.
As4S4 + 44HNO3(kohu.) = 4H3AsO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12H2O(кип.).
3As4S4 + 16КаОН(конц.) = 4NaAsO2 + 4As-l- + 4Na3[AsS3] + 8H2O (кип.). 3. As4S4 + 7O2 = 2As2O3 + 4SO2(400—500° C).
4. As4S4 + 6Na2S(KOHu., хол.) + 2S <* 4Na3[AsS3],
As4S4 + 6Na2S(KOHu.) + 6S = 4Na3[AsS4](кип.).
Na3|AsS4J — ТЕТРАТИОАРСЕНАТ(У) НАТРИЯ
Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисляется О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704’7, 3714.
Л/г = 272,16.
2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S(450—500° С).
Na3[AsS4] • 8H2O = Na3[AsS4] + 8H2O(80—120° С, вак., над Р4Ою).
Na3[AsS4j(pa36.) + 12Н2О(хол.) = 3[Na(H2O)4]+ + [AsS^3”,
Na3[AsS4] + 2H2O(rop.) = Na3[A$S2O2] + 2H2S T.
2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S54< + 3H2ST(0° C),
2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S34 + 2Sl + 3H2S(кип.).
Na3[AsS4] + 4МаОН(конц.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O(комн.).
Na3[AsS4](pa36.) + O2 ——> Na3[AsS2O2] + 2S Ф,
Na3[AsS4] + 6O2 = Na3AsO4 + 4SO2(500° C).
СУРЬМА
Sb —СУРЬМА
Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — желтая сурьма, черная сурьма ^d = 5,3), взрывчатая сурьма (содержит SbCl3). Не реагирует с водой,' хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер-
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, углеродом. Простых аквакатиоиов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями, «царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халькогенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. 3741'5 6, 37515 ' , 381». Ю, 15
М, = 121,75;<4Т) = 6,684; d^ = 6,55(м');
/пл = 630,74° С; /„„=1634° С.
28b + 3H2O(hap) = Sb2O3 + ЗН2(600° С).
2Sb + 6Н28О4(коиц, хол.) —^ Sb2(SO4)31 + 3SO2T + 6Н2О.
28b + 1 0HNO3(kohu.) = Sb2O54< + 10NO2t + 5H2O(кип.),
2Sb + 2НКО3(разб.) = Sb2O3l + 2NOT + H2O(кип.).
3Sb + 18НС1(конц.) + 5HNO3 (конц.) = 3H[SbCl6] + 5NOT + 10H2O
(30—40° C).
68b + 6KOH + 5KC1O3 = 6KSbO3 + 5KC1 + 3H2O(400—550° C),
2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 (400—500° C).
(650° С, сгорание на воздухе), (комн., примесь SbCls).(250—400° С, р\ (650—700° С, Е = 8, Se, Те), (сплавление; М = Li, Na, К), (0° С).(650° С), (0° С).(выше - 50° С],[100° С, трение], [400° С].(650° С, сгорание на воздухе), (комн., примесь SbCls).(250—400° С, р\ (650—700° С, Е = 8, Se, Те), (сплавление; М = Li, Na, К), (0° С).(650° С), (0° С).(выше - 50° С],[100° С, трение], [400° С].(1634° С),(1634° С),4Sb + 3O2 = 2Sb2O3
(650° С, сгорание на воздухе), (комн., примесь SbCls).
(250—400° С, р\ (650—700° С, Е = 8, Se, Те), (сплавление; М = Li, Na, К), (0° С).
(650° С), (0° С).
(выше - 50° С],
[100° С, трение], [400° С].
(650° С, сгорание на воздухе), (комн., примесь SbCls).
(250—400° С, р\ (650—700° С, Е = 8, Se, Те), (сплавление; М = Li, Na, К), (0° С).
(650° С), (0° С).
(выше - 50° С],
[100° С, трение], [400° С].
(1634° С),
(1634° С),
28Ь(порошок) + 3C12 = 2SbCl3
28b + 58 = Sb2S5
2Sb + 3E =Sb2E3
Sb + 3M = M3Sb
M3Sb + 3H2O = SbH3T + 3MOH
28b + 3Mg = Mg3Sb2
M3Sb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3t + 3MgCl2
8Ь(желт.)> 8Ь(металлич.) . быстро , 8Ь(взрывч.) ► 8Ь(металлич.)
8Ь(черн.)> 8Ь(металлич.)
Sb4(r) 4—) 28Ьг<г) 4 —? 48Ь(г)Sb4(r) 4—) 28Ьг<г) 4 —? 48Ь(г)8Ь(г)> 8Ь(черн.)8Ь(г)> 8Ь(черн.)48Ь(Ж) 4 .... ^ Sb4(r)
Sb4(r) 4—) 28Ьг<г) 4 —? 48Ь(г)
Sb4(r) 4—) 28Ьг<г) 4 —? 48Ь(г)
8Ь(г)> 8Ь(черн.)
8Ь(г)> 8Ь(черн.)
(1700—2000° С), [быстрое охлаждение].
374. 8ЬН3 — СТИБИН
Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к О2 воздуха (воспламеняется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 3739'|0, 37513, |4, 381’.
Л/г =124,77; </(Ж) = 2,204("|9); р = 4,599 г/л (и.у.);
/пл = -94,2° С; /кип =-18,4° С; v, = 22(|8).
2SbH3 = 28b + ЗН2(150—200° С).
8ЬН3 + 4НС1(конц.) = H[SbCl4] + 3H2t.
2SbH3 + 1 6НМО3(конц.) = Sb2O5l + 16NO2t +11H20.
SbH3 + КаОН(конц.) + 3H2O = Na[Sb(OH)4] + 3H2t.
4SbH3 + ЗО2(воздух) = 4Sb + 6H2O(комн., сгорание),
2SbHXx) + O3 = 28Ь(желт.) + 3H2O(от -90 до -50° С).
3SbH3 + 6С12 —^ 28b + SbCl3 + 9НС1(комн.).
2SbH3 + ЗН2О + 12AgNO3 = Sb2O3l + 12Ag+ + 12HNO3.
375. Sb2O3 — ОКСИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтоватосерый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и li- ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4Oe). Не реагирует с водой, из раствора осаждается гидрат Sb2O3 ■ лН2О. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. 3812'6-8, 3846, 388’.
М, = 291,50; d = 5,19(a), 5,67(0); I™ = 655° С;
Г,„п = 1456° С; t(a> 0) = 460° С.
Sb2O3 • лН2О —х—> 28ЬО(ОН) + (л - 1)Н2О(30° С, вак.),
2SbO(OH) = Sb2O3 + Н2О(300—350° С).
Sb2OXT) + 11Н2О £=♦ 2[8Ь(Н2О)4(ОН)2]+ + 2ОН“; рПР25 = 41,40,
Sb2OXT) + 7Н2О <=* 2[8Ь(ОН)4]" + 2Н3О+; рПР25 = 16,85.
Sb2O3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCU] + ЗН2О,
(60—80° C).(кип.).(0° C).(60—80° C).(кип.).(0° C).Sb2O3 + 6НС1(Г) = 2SbCl3 + ЗН2О
(60—80° C).
(кип.).
(0° C).
(60—80° C).
(кип.).
(0° C).
Sb2O3 + 4Н28О4(конц., гор.) = 2Н[8Ь(8О4)2](Р) + ЗН2О.
Sb2O3 + 4НМО3(конц.) —^—> Sb2O5I + 4NO2T + 2H2O
Sb2O3 + 6НМО3(безводн.) = 2Sb(NO3)3 + 3H2O
NaOH(pai6.) „
Sb2Os(T) < H * Na2Sb4O7(p>, Na2Sb60io<p).
Sb2O3 + 2NaOH(20%-fl) + 3H2O = 2Na[Sb(OH)4},
Na[Sb(OH)4] + 2NaOH ^=* Na3[Sb(OH)6J.
Sb2O3 + 2NaOH(50%-fi) + 5H2O = 2(Na[Sb(OH)4] ■ Н2О)Ф.
2Sb2O3 + O2 = 2(Sb‘“Sbv)O4(410—450° C).
2Sb2O3 + 6C12 = 4SbCl3 + 3O2(1000° C).
Sb2O3 + 6HF(kohu.) = 2SbF3 + 3H2O.
Sb2O3 + 12H°(Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3t + 3H2O.
4Sb2O3 + 6Na[BH4] + ЗН25О4(разб.) + 6НгО = 8SbH3t + 6B(OH)34- + 3Na2SO4.
Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + 3H2O(500—600° C),
2Sb2O3 ■
+• 6C(kokc) = 4Sb + 6CO
(800—1000° C).
16.
Sb2O3 +
3KCN = 2Sb + 3KOCN
(650° C).
17.
2Sb2O3
+ 6S = 2Sb2S3 + 3O2
(550° C).
18.
2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2
(600—700° C).
19.
Sb2O3 +
8НС1(коиц.) + 2C12 = 2H[SbCl6] + 3H2O.
20.
6Sb2O3
+ 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbF6]4, + 10Br2 + 9O2
(350° C).
376. Sb2Os — ОКСИД СУРЬМ Ы(У)
Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается. Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2O3 • лН2О (л 5 3,5; d = 3,78), гидрат немного лучше переходит в раствор. Не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 3733, 3822, 388 .
М, = 323,50; d = 7,86; к., = 0,3° *”25).
2Sb2O5—^ 2(SbmSbv)O4 + O2(300—450° С).
Sb2O5 • лН2О = Sb2O5 + лН2О(до 275° С).
Sb2O5 • лН2О(суспензия) <=► 2[Sb(H2O)(OH)5] + (л - 7)Н2О, [Sb(H2O)(OH)5] + Н2О ^=* [8Ь(ОН)бГ + Н3О+; рК, = 4,40.
3Sb2O5 + 5Н2О <=* 3Sb2O5 ■ 5Н2О(кип., в разб. НС1).
Sb2O5 + 12НС1(конц.) = 2Н[5ЬС16] + 5Н2О.
КОНфазб.)
Sb2O5<T) < h^q * K2Sb4Oii(p), KeSbaOi^p), KjSbjOi^p).
Sb2O5 +2МаОН(конц.) + 5H2O= 2Na[Sb(OH)6] I,
Sb2O5 +2NaOH = 2NaSbO3 + H2O(500°C).
Sb2O5 +10HF = 2SbF5 + 5H2O(150—170°C).
Sb2O5 +3N2O5 = 2Sb(NO3)3O(40—50°C).
Sb2O5 +5H2 = 2Sb + 5H2O(550—600°C).
377. (SblnSbv)O4 — ТЕТРАОКСИД СУРЬМЫ(У)-СУРЬМЫ(1П)
Сервантит. Белый, при нагревании желтеет, при прокаливании разлагается. Возможно, имеет строение (SbO+)SbO3. Не реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует со щелочами при сплавлении. Восстанавливается водородом, углеродом, сурьмой. Получение см. 37510, 3761, 3846.
Л/г = 307,50;</=5,82.
(выше 930° С).(выше 930° С).1. 2(Sb‘“Sbv)O4 ——♦ 2Sb2O3 + О2
(выше 930° С).
(выше 930° С).
(SbmSbv)O4 + 9НС1(конц., гор.) —-—> SbCl3<+ Н[5ЬС1б] + 4Н2О.
2(Sb,uSbv)O4 + 4H2SO4(kohli., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + Sb2O5l + 3H2O.
(SbmSbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na2(SbO+)SbO4]
(500° C).
(Sb'"Sbv)O4 + 4H2 = 2Sb + 4H2O(530—580° C).
3(Sb"'Sbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3(1000° C).
(SbmSbv)O4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO(900—1000° C).
Sb2(SO4)3 — СУЛЬФАТ СУРЬМЫ(Ш)
Белый, не растворяется в холодной воде, при стоянии гидролизуется. Химически растворяется в концентрированной серной кислоте, на холоду из раствора кристаллизуется гидрат Sb2(SO4)3 ■ Н2О. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3732, 3815.
Л/, = 531,69;</=3,63.
Sb2(SO4)3 ■ Н2О —L-* Sb2(SO4)3 + Н2О(20—30° С, над Р4Ою).
Sb2(SO4)3 + Н2О(хол.) ——» Sb2(SO4)2Ol(6ea.) + H2SO4,
Sb2(SO4)3 + ЗН2О = Sb2O3l + 3H2SO4(КИП.).
Sb2(SO4)3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + 3H2SO4.
Sb2(SO4)3 + Н28О4(коиц:, гор.) = 2H[Sb(SO4)2],
Sb2(SO4)3 + К28О4(конц.) = 2K[Sb(SO4)2]4<(0° С, в конц. H2SO4).
Sb2(SO4)3 + 8МаОН(конц.) = 2Na[Sb(OH)4] + 3Na2SO4.
SbF3 — ФТОРИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение см.37512, 380'.
Л/г = 178,74; d = 4,379; /пл = 287° С; /,„„ = 319° С;к, = 444,7(2О), 563,6(ЗО).
SbF3(pa36.) + 6Н2О(хол.) = [Sb(H2O)4(OH)2]+ + F + 2HF, HF + Н2О <=* F + Н3О+; рХ, = 3,18.
SbF3 + Н2О(гор.) = Sb(O)F+ + 2HF.
2SbF3 + 4НМО3(коиц.) + Н2О = S^Osi + 4NO2 + 6HF(кип.).
SbF3 + 4NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF.
SbF3 + F2 = SbFs(320—350° C)..
2SbF3 + 3H2S = Sb2S3J- + 6HF(в разб. HF).
sbFj КР(насыщ.)> K[Sbp4] K4[Sb4p|6] K2[SbF5], K[Sb4F|3].
380. SbFs —ФТОРИД СУРЬМЫ(У)
Бесцветная густая жидкость, содержит ассоциированные молекулы за счет мостиковых атомов фтора. Испаряется в сухом воздухе без разложения, во влажном воздухе на холоду образует гидрат SbFs • 2Н2О. При сильном нагревании разлагается. Энергично реагирует с водой, Щелочами, концентрированной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкислота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 3768, 3795, 3825.
М, = 216,74; d = 2,993(22); tm = 8,3° С;
?кип= 149,5° С. '
(выше 400° C).(кип.).(0° C).(M = Na, K).(250—300° C).(примесь [SbFe]^).(выше 400° C).(кип.).(0° C).(M = Na, K).(250—300° C).(примесь [SbFe]^).SbFs = SbF3 + F2
(выше 400° C).
(кип.).
(0° C).
(M = Na, K).
(250—300° C).
(примесь [SbFe]^).
(выше 400° C).
(кип.).
(0° C).
(M = Na, K).
(250—300° C).
(примесь [SbFe]^).
SbFs + Н2О(хол.) = SbOFjl + 2HF, 2SbF5 + 5H2O = Sb2O54, + 10HF
SbFs + 6КаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]l + 5NaF.
SbFs + НР(конц.) = H[SbFe] • H2Oi
SbFs(X) + MF = M[SbF6]4-
2SbFs + SiO2 = SiF4 + 2SbOF3
SbFs + 2HFW ^=* H2F+ + [SbFef
SbFs + HF(X) + C6HsF ^ C6H6F+ + [SbF6f.
SbFs + 2HSO3F(X) ^=* H2SO3F+ + [Sb(SO3F)Fs]"
SbCb —ХЛОРИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, низкоплавкий (жидкость — «сурьмяное масло»), летучий, чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в малом количестве воды (раствор прозрачный), при разбавлении гидролизуется. Реагируете кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водородом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3737, 3746, 3753'1 *, 3847.
Мт = 228,11; </=3,14; t„„ = 72,3° С;
= 221 ° С; ks = 920(25), 191 Т<50).
5ЬС13(конц.) + Н2О = Sb(Cl)O4-+ 2НС1(разбавление).
4SbCl3 + 5Н2О = Sb4Cl2Osl + 10НС1(50° С, в разб. НС1),
2SbCl3 + ЗН2О = S2O34 + 6НС1(кип., в разб. НС1).
SbCl3 + НС1(> 15%-я) + Н2О = H[SbCl4] + Н2О = Н3О+ + [SbCUF.
[SbCUF + 8Н2О <=♦ [Sb(H2O)4(OH)2]+ + 4СГ + 2Н3О+ (в разб. НС1).
2SbCl3 + ЗНС1(> 20%-я)H3[Sb2Cl9],
SbCl3 + ЗНС1(36%-я) = H3[SbCl6].
2SbCl3 + ЗН25О4(конц„ хол.) = Sb2(SO4)3I + 6НС1,
2SbCl3 + 4HNO3(kohu.) + H2O = Sb2O3i + 4NO2 + 6HC1(кип.).
6. 2SbCh + 6NaOH(pa36.) = Sb2O3J- + 6NaCl + 3H2O, SbCh + 4NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaO.
7.
2SbCh + 6(NH3 • Н2О)[конц.] = Sb2o4 + 6NH4C1 + 3H2O
(кип.).
8.
2SbCh + ЗКа2СО3(конц.) = Sb2O3l + 6NaCl + 3CO2T
(кип.).
9.
2SbCh + 3H2 = 2Sb + 6HC1
4SbCh + 3Li[BH4] = 4SbH3T + 3LiCl + 3BC13
(730—750° С), (-70° С, в эфире).
10.
2SbCh + 3Fe = 2Sbi + 3FeCl2
(в конц. НО).
И.
SbCh + Cl2 = SbCls
(74—80° С).
12.
2SbCh + 3H2S = Sb2S4 + 6HC1
(в разб. НО).
13.
SbCh + 3AgNO3 = Sb(NO3)3 + 3AgC14<
(в ацетоне).
14.
SbCh + 2МС1(конц.) = M2[SbCh](M
2SbCh + 3CsCl = Cs3[Sb2Cl9]i
= Na, К, Rb, Cs), (в конц. НО).
15.
2SbCh -^^E^i!!!^ 2Sb (взрывч.)! [катод] + ЗС12Т[анод]
(0° С, в конц. НО).
382. SbCls —ХЛОРИД СУРЬМЫ(У)
Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»), В вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное строение (SbClJ)O". Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 381".
М, = 299,02; d = 2,346(20);/„„ = 2,8° С;
?кип = 140° С (разл.).
SbCls = SbCh + С12(выше 140° С).
SbCls + Н2О(хол.) = 2НС1 + 5ЬС13О1(желт.), 2SbCls + 5Н2О = Sb2O51 + ЮНО(кип.).
SbCls + НС1(конц.) = Н[5ЬС1б].
SbCls + 6МаОН(конц.) = Na[Sb(OH)e]4- + 5NaO.
SbCls<x> + 5HF<r) = SbFs + 5HC1(комн.).
3SbCls<x) + 25Ь(порошок) = 5SbO3.
SbOs<x) + MCI = M[SbO6](M = Na, K).
Sb(Cl)O — ОКСИД-ХЛОРИД СУРЬМЫ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 381'.
Mt = 173,20.
5Sb(Cl)O = Sb4Cl2O5 + SbCh(170—250° С),
6Sb(Cl)O = 2Sb2O3 + 2SbCl3(выше 320° С).
2Sb(Cl)O + H2O = Sb2O4 + 2HC1(кип.).
4Sb(Cl)O + H2O = Sb4Cl2O5J. + 2HC1(50° С, в разб. HC1).
«алгаротов порошок»
Sb(Cl)O + ЗНСЦконц.) = H[SbCl4] + H2O.
2Sb(Cl)O + 4НМО3(конц.) = Sb2O5l + 4NO2 + 2HCI + H2O(кип.).
Sb(Cl)O + 2NaOH(KOHU-) + H2O ——> Na[Sb(OH)4] + NaCl.
Sb2S3 — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(Ш)
Стибнит. Серый кристаллический или оранжево-красный аморфный. Плавится, кипит и перегоняется без разложения. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не растворяется в воде, из холодного раствора выпадает аморфный осадок, из кипящего — кристаллический. Разлагается кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Образует тиокомплексы. Получение см. 373*, 381|2.
Mt = 339,70; d = 4,63, 4,15(аморфн.); /п» = 550,5° С;
/кип = 1160° С.
Sb2SXT) + IЗН2О <=» 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 3HS" + Н3О+; рПР25 = 89,66.
Sb2S3 + 12НС1(конц„ гор.) = 2H3[SbCl6] + 3H2ST.
Sb2S3 + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + 3S4- + 3SO2t + 6H2O.
Sb2S3 + 28НМО3(конц.) = Sb2O5i + 3H2SO4 + 28NO2 T + 11H2O (кип.).
Sb2S3 + 4КаОН(конц., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4],
2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2(340° C),
Sb2S3 + 5O2 = (Sb'"Sbv)O4 + 3SO2(550—600° C).
2Sb2S3 + 9C12 ——♦ 4SbCl3 + 3S2C12(250° C).
Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb(600— 1300° C).
Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OH)6] + 2Cu2S ф + CuSl
(кип.).
Sb2S3 + 3N32S(kohu.) = 2Na3[SbS3).
Sb2S3 + 3Na2S(KOHU.) + 2S = 2Na3[SbS4],
Sb2S3 + 8NaOH(lO%-fl) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O (кип.).
Sb2S3 —-—> (AgSb)S2(cep.), Ag3[SbS3](KpacH.)[500—600° С].
Sb2S5 — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(У)
Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чувствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SbinSb jS4 и S. Не растворяется в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами. Образует тиокомплексы. Получение см. 3738, 3903 4
Л/, = 403,83;</=4,12.
Sb2S5 = Sb2S3 + 2S(120—170° С).
Sb2S5 + 6НС1(конц., гор.) = 2SbCl3 + 2Si + 3H2St,
8Ь285(суспензия) - Sb2S3J- + 2Sl(кип., в разб. НО).
Sb2S5 + 40НМО3(конц.) = Sb2O5J- + 5H2SO4 + 40NO2 + 15H2O(кип.).
48b2S5 + 18NaOH(KOHu„ гор.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OH)6]l.
2Sb2S5 + 15O2 = 28b2O5 + 10SO2(100—200° C).
Sb2Ss + 3Na2S(Konu.) = 2Na3[SbS4).
H|SbCkl — ГЕКСАХЛОРОСТИБАТ(У) ВОДОРОДА
Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат Н[8ЬС1б] Н2О имеет строение (Н3О+)[8ЬС1б]~. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 3734, 3755 ”, З823.
Мт = 335,48; /Пл = 44° С(4,5-гидрат).
Н[5ЬС1б] • 4,5Н2О(т) = H[SbCle] • Н2О + 3,5Н2О (комн., над конц. H2SO4), Н[8ЬС1б] • Н2О = SbCIs + НО + Н2О(70—80° С, примесь SbCl3O).
Н[8ЬС16](разб.) + Н2О(хол.) = 8ЬС13О 4- + ЗНС1,
2Н[8ЬС16] + 5Н2О = Sb2O54- + 12НС1Т(кип).
Н[8ЬС1б](разб.) + Н2О = Н3О+ + [SbCle](в конц. НО).
2Н[8ЬС1б] + 12NaOH(pa36.) = Sb2O54< + 12NaCl + 7Н2О(кип.),
Н[8ЬС16] + 7МаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]4' + 6NaCl + Н2О.
2H[SbCl6] + 12(NH3 ■ Н2О)[конц.] = Sb2O5i + 12NH4C1 + 7Н2О.
NafSbFsl — ГЕКСАФТОРОСТИБАКV) НАТРИЯ
Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением). Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, разлагается щелочами. Получение см. 375 , 380 .
Мт = 258,73; d =3,38; („л >350° С; к, = 128,6(20).
Na[SbF6](pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [SbFef, [SbF6F + Н2О <=» [SbOF4)“ + 2HF.
2Na[SbF6] + H2O <=♦ Na2[Sb2OFl0] + 2HF(в разб. HF),
Na[8bF6](KOHu.) + ЗНР(конц.) = H3[SbF8] + NaFi(0° С).
Na[SbF6] + NaOH(pa36.) = Na[8b(OH)F5] + NaF, Na[SbF6] + 6МаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]4- + 6NaF.
K|Sb(OH)6j — ГЕКСАГИДРОКСОСТИБАЦУ) КАЛИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде' концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Очень слабый окислитель. Получение см. 384 .
Л/, = 262,89; ks = 0,4(|8), 1,1(80).
K[8b(OH)6] = K8bO3 + ЗН2О(680° С).
К[8Ь(ОН)б](разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + [БЬ(ОН)б] (в разб. КОН).
K[Sb(OH)6](T) + Н2О(гор.) ^ [8Ь(Н2О)(ОН)5](р) + КОН.
2К[8Ь(ОН)б](суспензия) —-—► Sb2Os 4- + 2КОН + 5Н2О(кип.).
К[8Ь(ОН)6] + 6НС1(коиц.) = К[8ЬС16] + 6Н2О.
2К[8Ь(ОН)б] + 2НМОз(разб.) = Sb2O54- + 2KNO3 + 7Н2О(кип.).
2К[8Ь(ОН)6] + 6Н1(конц.) = 8Ь2О34- + 212Ф + 9Н2О(кип).
К[8Ь(ОН)6] + 4К28(насыщ.) = К3[8Ь84]4- + 6КОН '(0° С).
Na3|SbS3| — ТРИТИОСТИБАТ(П1) НАТРИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Получение см. 3845'10
М, = 286,92;?„л * 600° С; к, « 23О(2о).
Na3[SbS3] ■ 9Н2О = Na3[SbS3] + 9Н2О(150° С).
Na3[SbS3](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS3]3".
2Na3[SbS3] + 6НС1(разб.) = Sb2S34- + 3H2ST + 6NaCl.
Na3[SbS3] + 4ХаОН(конц., гор.) = Na[8b(OH)4] + 3Na2S.
Хаз[8Ь83](влажн.)—> N а3[8Ь8лОз-л](и =1,2).
(кип. в конц. Na2S).(кип. в конц. Na2S).Na3[SbS3] + 8 = Na3[SbS4]
(кип. в конц. Na2S).
(кип. в конц. Na2S).
Na3[SbS4| — ТЕТРАТИОСТИБАТ(У) НАТРИЯ
Соль Шлиппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде. Разлагается кислотами, щелочами. Получение см. 38411, 3854'6, 3896.
Мт = 318,98; d = 1,839(кр.); /пл = 87° С(кр.);к,= 13,3(О), 66,3(|00).
Na3[SbS4] • 9Н2О = Na3[SbS4] + 9Н2О(108—180° С),
Na3[SbS4] ■ 9Н2О = Na[8b(OH)6] + Na2S + 3H2S + ЗН2О (выше 230° С).
Na3[SbS4](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS4]3~.
2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., хол.) = 8Ь2854- + 6NaCl + 3H2ST, 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., гор.) = Sb2S34- + 284- + 6NaCl + 3H2S t.
2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S54- + 3H2St.
Na3[SbS4] + 6\аОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]4- + 4Na2S.
ВИСМУТ
Bi —ВИСМУТ
Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый, хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состояние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксидной пленкой). Малореакционноспособиый; не реагирует с аодой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрированных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 4054'5, 4318.
М, = 208,980; dm = 9,790; d^ = 10,27<272);
/пл = 271,44° С; Гкип = 1564° С.
1. 2Bi + 6Н28О4(40%-я) —^—> Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2О.
2. Bi + 4HNO3(pa36.) = Bi(NO3)3 + NOT + 2H2O.
3. Bi + ЗНС1(конц.) + HNO3(kohu.) = BiCl3 + NOT + 2H2O(кип.).
4.
4Bi + ЗО2 — 2Bi2O3
(500—1000° С, сгорание на воздухе).
5.
2Bi + 5F2 = 2BiF5
(600—700° С),
2Bi + 3E2 = 2BiE3
(200° С; Е = С1, Вг, I).
6.
2Bi + 3E = Bi2E3
(300—400° С, р; Е = 8, Se, Те).
7.
2Bi + 3Mg = Mg3Bi2
'(300—400° С),
Mg3Bi2 + 6НС1(конц.) = 3MgCl2 +
2BiH3T(0° С).
8.
Bi + 3N2O4 = Bi(NO3)3 + 3NO
(70—110° С).
9. 4Bi + 4H2O +3O2 + 2CO2 —^ 2Bi2CO3(OH)4 4-.
10. 2Bi + ЗHgCl2(нacыщ.) = 2BiCl3 + 3Hg4-.
Bi2O3 — ОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. При прокаливании сублимируется, термически устойчив. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается водородом и углеродом, окисляется пероксидами щелочных металлов, галогенами. Получение см. 3914, 3971, 4053.
М, = 465,96; d = 8,90; tm = 825° С; Гк„„ = 1890° С.
Bi2OXT) + ЗН2О <=> 2Bi,n + 6ОН"; рПР25 = 78,30.
Bi2O3 + 6НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + ЗН2О.
Bi2O3 + ЗН28О4(40%-я) = Bi2(SO4)3 + ЗН2О.
(комн.).(комн.).Bi2O3 + 2НР(конц.) = 2Bi(O)F4- + Н2О
(комн.).
(комн.).
Bi2O3 + 3(NH4)2CO3 —^ Bi2CO3(OH)4 4- + 6NH31 + 2CO21 + H20 (кип.).
Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O(240—270° C),
Bi2O3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO(800—900° C).
Bi2O3 + 6МОН(40%-й) + 2E2 = 2MBiO34- + 4ME + 3H2O
(кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br).
2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3(450—600° C),
2Bi2O3 + 6Na2d2 = 4Na3BiO4 + O2 (350—600° С, примесь NasBiOs), Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O(400—500° C).
Bi2O3 + 2H2O 2T?^ 2H2t (катод) + Bi2O51(анод) [в конц. КОН].
BhOs — ОКСИД ВИСМУТА(У)
Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кислород. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2Os лН2О. Разлагается кислотами, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992.
М, = 497,96;<7=5,10.
2Bi2O5 = 2(Bin,Biv)O4 + О2(выше 350° С).
Bi2O5 лН2О = Bi2Os + «Н2О(120° С, в атмосфере О2).
Bi20s • лН2О(суспензия) —-—> 2Bi(OH)34- + О2Т + (л - 3)Н2О (комн.). 4. Bi2O5 + 10НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + 2С12Т + 5Н2О,
Bi20s + ЗН28О4(конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + О2Т + ЗН2О.
Bi20s + 2NaOH(KOHU., хол.) = 2NaBiO34- + Н2О.
5Bi2O5 + 30HNO3(kohu.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMnO4 + 9H2O + + 4H2SO4.
(Bin,Biv)O4 — ТЕТРАОКСИД ВИСМУТЛ(У )-ВИСМУТЛ(111)
Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 3931, 3992.
Л/г = 481,96;<7=5,6; <пл = 305° С.
2(Bi"‘Biv)O4 = 2Bi2O3 + О2(500—550° С).
(Bi,nBiv)O4 + 8НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + С12Т + 4Н2О.
2(Bi'"Biv)O4 + 6Н28О4(конц„ гор.) = 2Bi2(SO4)3 + О2Т + 6Н2О.
5(Bi'"Biv)O4 + 30HNO3(kohu.) + 2MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 2HMnO4 + + 12H2O + 2H2SO4.
Bi(OH)3 — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель и окислитель. Получение см. 3933, 3976, 3985.
М, = 260,00; d = 4,36; рПР25 = 35,52.
Bi(OH)3 = BiO(OH) + H2O(100° С).
Bi(OH)3 + ЗНСЦконц., гор.) = BiCl3 + ЗН2О,
2Bi(OH)3 + ЗН28О4(40%-я) = Bi2(SO4)3 + 6Н2О, Bi(OH)3 + 3HNO3(kohu) = Bi(NO3)3 + 3H2O.
6Bi(OH)3 + 6НСЮ4(конц.) = [Bi6(0H)i2](C104)6 + 6H2O.
Bi(OH)3 + HF(kohu ) = Bi(O)F 4- + 2H2O.
Bi(OH)3 + ЗХаОН(конц.) + E2 = NaBiO34- + 2NaE + 3H2O (E = Cl, Br), Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + K2S2O6(O2) = KBiO3 4- + 2K2SO4 + 3H2O (кип ).
Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + 2KMnO4 = KBiO34- + 2K2MnO4 + 3H2O.
2Bi(OH)3 + 3№ОН(конц.) + 3Na[Sn(OH)3] = 2Bii + 3Na2[Sn(OH)6J.
ВЮ(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА
Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 3951.
Мг = 241,99; гпл = 415°С.
2BiO(OH) = Bi2O3 + Н2О(500—600° С).
BiO(OH)w + Н2О ^Z=? Bi1" + ЗОН ; рПР|8 = 9,40.
BiO(OH) + ЗНС1(конц., гор.) = BiCh + 2Н2О, 2ВЮ(ОН) + ЗН28О4(конц.) = Bi2(SO4)3 + 4Н2О.
ВЮ(ОН) + ЗХаОН(конц.) + С12 = NaBiO34- + 2NaCl + 2Н2О.
2BiO(OH) + ЗНаОН(конц) + 3Na[Sn(OH)3] + 2H2O = 2B14- + 3Na2[Sn(OH)6].
Bi(NO3)3 — НИТРАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой, твердый продукт гидролиза с условной формулой BiNO3(OH)2 в зависимости от условий имеет различный состав (5— 10)В12Оз • (4-9)М2О3 ■ (7-9)Н2О («жемчужные белила»), Кристаллогидрат Bi(NO3)3 5Н2О имеет строение [Bi(H2O)3(NO3)3] • 2Н2О. Растворяется без образования осадка в разбавленной азотной кислоте и 10%-м растворе сахарозы. Реагирует со щелочами. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 3912 ”, 3952
М, = 394,99; d = 2,83(кр.); ?пл = 75.5° С(кр ).
2Bi(NO3)3 = 2Bi(NO3)O {точнее, [Bi6O6](NO3)6} + 4NO2 + О2 (200° С), 4Bi(NO3)3 = 2Bi2O3 + 12NO2 + 3O2(700° C).
Bi(NO3)3 ■ 5H2O 4- <* В1(МО3)3(насыщ.) + 5H2O (комн., в разб. HNO3),
Bi(NO3)3 • 5H2O —^ Bi(NO3)2OH + HNO3 + 4H2O (комн., над KOH), Bi(NO3)3 • 5H2O = BiNO3(OH)2 + 2HNO3 + 3H2O(80—110° C),
Bi(NO3)3 ■ 5H2O = Bi(NO3)O + 2HNO3 + 4H2O(150° С, вак ).
6Bi(NO3)3(pa36.) + 24H2O (хол.) = [Bi6(OH)i2]6+ + 12H3O+ + 12NO3
(в разб. HNO3).
Bi(NO3)3 + 2H2O = BiNO3(OH)24- + 2HNO3(кип.).
Bi(NO3)3 + 4НС1(конц„ хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3.
Bi(NO3)3 + ЗКаОНфазб.) = Bi(OH)34- + 3NaNO3.
2Bi(NO3)3 + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2
(600° C), Bi(NO3)3 + NaClO + 4ХаОН(конц.) = NaBiO3 4- + 3NaNO3 + NaCl + 2H2O (кип.).
Bi(NO3)3 + ЗКР(разб ) = BiF34- + 3KNO3(в разб. HNO3),
Bi(NO3)3 + NaCl + H2O = В1(С1)ОФ + NaNO3 + 2HNO3.
2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S34- + 6HNO3.
Bi(NO3)3 + H3EO4 = BiEO4J- + 3HNO3(E = P, As).
2Bi(NO3)3 + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OH)4 I + 2CO2T + 6NaNO3.
Bi2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при нагревании иа воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением. Гидролизуется водой с образованием осадка. Химически растворяется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 391', З923, 4034, 4052.
М, = 706,15;</=5,08;t„„ = 710° С (р).
Bi2(SO4)3 = Bi2(SO4)O2 + 2SO3(выше 400° С).
Bi2(SO4)3 + 2Н2О = 2BiSO4(OH)4' + H2SO4.
Bi2(SO4)3 + 8НС1(конц„ хол.) = 2H[BiCU] + 3H2SO4.
Bi2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4 (возможно, H[Bi(SO4)2]). 5. Bi2(SO4)3 + 6NaOH = 2Bi(OH)34- + 3Na2SO4.
NaBiO3 — ВИСМУТАТ НАТРИЯ
Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый Na3BiO4, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927'в, 3955, 3977.
Л/г = 279,97.
NaBiO3 + 6НС1(конц., хол.) = Na[BiCU] + С12Т + ЗН2О.
2NaBiO3 + 2НКО3(разб„ хол.) = (л - 1)Н2О = В12О5 • лН2О4- + 2NaNO3, 4NaBiO3 + 4HNO3(kohu.) = 2(Bi,nBiv)O4 + 4NaNO3 + O2T + 2H2O (кип.).
NaBiO3 + 2NaOH(40%-fl) —^ Na3BiOj + H2O(кип.).
10NaBiO3 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = 5Bi2(SO4)3 + 4HMnO4 + 14H2O + 5Na2SO4, 6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4)2 = 3Bi2(SO4)3 + 2K2Cr2O7 + 3Na2SO4 + 4H2O.
400. BiFs — ФТОРИД ВИСМУТА(Ш)
Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат BiFs • Н2О. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированной серной кислотой, окисляется фтором. Образует фторокомплексы. Получение см. 3978, 4037.
М. = 265,97; </=5,32; Г™ = 727° С; ?,ип = 900° С.
BiF3 + Н2О(гор.) = Bi(O)F; + 2HF.
2BiF3 + ЗН28О4(конц., гор.) = Bi2(SO4)s + 6HF Т.
BiF3 + F2 = BiF5(460- 550° С).
BiF3 + МР(конц.) = M[BiF4](M = K+,NH4).
BiFs — ФТОРИД ВИСМУТ A(V)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реагирует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и фторагент. Образует фторокомплексы. Получение см. 3915, 4003.
М, = 303,97; d = 5,4; <пл = 151 ° С; ?кип = 230° С.
BiFs = BiFs + F2(725—800° С).
3BiFs + ЗН2О(хол.) = 3BiF34- + О3Т + 6HF,
3BiFs + 6Н2О(гор.) = 3Bi(O)Fi + O31 + 12HF.
BiFs + 2НС1(конц„ гор.) + H2O = Bi(O)F4- + C12T + 4HF.
BiFs + 6ХаОН(коиц.) = NaBiO34- + 5NaF + 3H2O.
2BiFs + С(графит) = CF4 + 2BiF3(170° C).
BiFsw + KF = K[BiF6].
BiCis — ХЛОРИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидролизуется водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3915, 3922, 3952.
М, = 315,34; </=4,75; ГПЛ = 232°С; /КИП = 441°С.
Bids ■ Н2ОФ <* В1С13(насыщ.) + Н2О(комн., в разб. НС1).
BiCis + Н2О = BiCl(OH)2i + 2НС1(кип. в разб. НС1),
BiCl(OH)2 = Bi(Cl)O + Н2О(260—280° С).
Bids + НС1(20%-я, хол.) = H[BiCl4](p),
2H[BiCl4](p) + НС1(20%-я, хол.) ^=± Hs[Bi2C19](p),
H[BiCl4](p) + ЗНС1(36%-я, хол.) = Hs[BiCl6](p), H[BiCl4j(p) = BiCh + НС1(кип. в конц. НС1).
2В1С1з(т) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)s + 6НС1Т(кип.).
BiCl3 + 2КаОН(конц.) = Bi(Cl)04- + 2NaCl + H20.
(250—350° C).(200—300° C).(250—350° C).(200—300° C).2BiCl3 + 02 = 2Bi(Cl)0 + 2Ch
(250—350° C).
(200—300° C).
(250—350° C).
(200—300° C).
BiCl3 + N02 = Bi(Cl)O + NO + Cl2
BiCl3 + ЗН1(разб.) = Bil34- + 3HC1.
BiCl3-^-> K2[Bi2Cl8], K2[BiCl5], K3[BiCl6](250—300° C).
Bi(CI)O — ОКСИД-ХЛОРИД ВИСМУТА
Бисмоклит. Белый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается BiCl(OH)2. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается углеродом в присутствии карбоната натрия. Получение см. 3978, 4022'6.
М, = 260,43; d = 7,72;/„„ = 232,5° С.
3Bi(Cl)O = Bi2O3 + BiCl3(575—600° С).
Bi(Cl)O(T) + Н2О = BiCl(OH)24-, В1С1(ОН)2(суспензия) <=► Bi1" + СГ + 2ОН"; рПР25 = 35,47.
Bi(Cl)O + ЗНСЦконц., хол.) —±-> H[BiCl4] + Н2О.
2Bi(Cl)O + ЗН28О4(конц.) = Bi2(SO4)3 + 2Н2О + 2НС1Т(кип.).
6Bi(Cl)O + 6НС1О4(конц.) + 6Н2О = [Bi6(0H)l2](C104)6 4- + 6НС1 (0° С).
2Bi(Cl)O + 2ХаОН(конц„ гор.) = Bi2O3 + 2NaCl + Н2О.
Bi(Cl)O + 3HF(r) = BiF3 + H2O + HC1(300° C).
4Bi(Cl)O + ЗС(кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl (300—400° C).
Bil3 — ИОДИД ВИСМУТА(Ш)
Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается. Не растворяется в холодной воде. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. 3915, 4028.
М, = 589,69; d = 5,778; tm = 407,7° С;/к„п = 542° С(разл.); рПР18 = 18,09.
Bil3 = Bil + 12(выше 542° С).
Bil3 + Н2О(гор.) = Bi(I)O4- + 2HI.
ВП3 + НЦконц., хол.) = Н[ВП4].
8BiI3 + 15Н28О4(конц„ гор.) = 4Bi2(SO4)3 + 1212Ф + 3H2S Т + 12Н2О.
2BiI3 + 12HNO3(kohu., гор.) = 2Bi(NO3)3 + 31^ + 6NO2T + 6H2O.
ВПад + 2NaOH(KOHu.) <=» Bi(I)O4- + 2NaI + H2O.
(в разб. Hl), (желт.), (разбавление водой).(в разб. Hl), (желт.), (разбавление водой).Bil^j) + 3I2 < * Bi[I(I)2]3(P)
(в разб. Hl), (желт.), (разбавление водой).
(в разб. Hl), (желт.), (разбавление водой).
Bil3 + КЦконц.) = K[BiI4] K[BiI4](p) = Ki + Bil31
405. M2S3 — СУЛЬФИД ВИСМУТА(Ш)
Висмутин. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается. Не растворяется в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медленно реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Получение см. 3916, 3979.
Л/г = 514,16; </ = 6,38; z„ = 685° С(разл.); рПР25 = 104,05.
В1г5з = 2BiS + S(выше 685° С).
81283 + I2H2SO4 (конц., гор.) —-—» Bi2(SO4)3 + I2SO2T + 12НгО (кип.). 8(283 + 24НМОз(конц., гор.) = В1г(8О4)з + 24NO2 + 12НгО.
2В128з + 9О2 = 2В120з + 6SO2(выше 400° С).
Bi2S3 + ЗЕе = 2Bi + 3FeS(1000° С).
4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2 (700—800° C). 6. Bi2S3 + 3(NH4)2CO3 + 2H2O - T ■ > Bi2CO3(OH)4 4- + 6NH3T + 2CO2T +
+ 3H2ST(кип.).
Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2](600—800° C).
ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ
КИСЛОРОД
O2 — ДИКИСЛОРОД
Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии - светло-голубой, в твердом синий. Жидкий Ог кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная часть воздуха; содержание Ог 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [Мг (воздух) = 28,966; р (воздух) = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем N2). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционноактивен как окислитель атомный кислород О° (в большей степени, чем Оз), образующийся при термическом разложении многих соединений или получаемый искусственно из молекулярного кислорода Оз непосредственно в зоне реакции. Природный кислород содержит изотоп |6О (с примесями |7О, '*0). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, электролиз -воды (521) и расплава щелочи (2832); в лаборатории — см. 263"8, 521, 132f, 26014, 4081'|4, 497\ 501', 5951, 78914, 7981'7.
М, = 31,998; d^= 1,288("2,9); </(ж) = 1,14(",3,;
р = 1,42895 г/л (н.у.); znn =-218,7° С; 1,„п = -182,962° С;
v, = 4,89<О), 3,10<2о), 1,78<Ж)).
1. 02 <=» 20"1. 02 <=» 20"(электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000° С),
1. 02 <=» 20"
1. 02 <=» 20"
О2 + 0° <^* Оз.
2.7.8.9.10.11.12.13.14.15.16.17.18.19.20.2.7.8.9.10.11.12.13.14.15.16.17.18.19.20.О2 + 2Н2 = 2Н2О(550° С, сгорание Н2 в О2)элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 =О2 + 2Н2 = 2Н2О(550° С, сгорание Н2 в О2)элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 =О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)J- + 2Н2О, О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з4'-О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)J- + 2Н2О, О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з4'-О2 + Н28О4(разб.) + Pb = PbSOj + Н2О2,О2 + 4Н2О + 2TiCl3 + 2НС1 = Н2О2 + 2Н2ГПС14(ОН)2],О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н2[8пС16] + 2Н2О.1102 + 4Fe(S2) = 2Ре20з + 88О2(обжиг на воздухе).О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)io (Ц-0^)] (МО3)4] + ЮН2О.О2 + HemFe = [HemFe«0 = 0](HemFe — гем-группа гемоглобина крови).О2 + Н28О4(разб.) + Pb = PbSOj + Н2О2,О2 + 4Н2О + 2TiCl3 + 2НС1 = Н2О2 + 2Н2ГПС14(ОН)2],О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н2[8пС16] + 2Н2О.1102 + 4Fe(S2) = 2Ре20з + 88О2(обжиг на воздухе).О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)io (Ц-0^)] (МО3)4] + ЮН2О.О2 + HemFe = [HemFe«0 = 0](HemFe — гем-группа гемоглобина крови).O2 + PtF6=(O;)[PtF6],O2 + E + 3F2=(O;)[EF6](150—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt. Au).O2 + PtF6=(O;)[PtF6],O2 + E + 3F2=(O;)[EF6](150—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt. Au).
2.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
2.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
О2 + 2Н2 = 2Н2О(550° С, сгорание Н2 в О2)
элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 =
О2 + 2Н2 = 2Н2О(550° С, сгорание Н2 в О2)
элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 =
О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)J- + 2Н2О, О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з4'-
О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)J- + 2Н2О, О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з4'-
О2 + Н28О4(разб.) + Pb = PbSOj + Н2О2,
О2 + 4Н2О + 2TiCl3 + 2НС1 = Н2О2 + 2Н2ГПС14(ОН)2],
О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н2[8пС16] + 2Н2О.
1102 + 4Fe(S2) = 2Ре20з + 88О2(обжиг на воздухе).
О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)io (Ц-0^)] (МО3)4] + ЮН2О.
О2 + HemFe = [HemFe«0 = 0]
(HemFe — гем-группа гемоглобина крови).
О2 + Н28О4(разб.) + Pb = PbSOj + Н2О2,
О2 + 4Н2О + 2TiCl3 + 2НС1 = Н2О2 + 2Н2ГПС14(ОН)2],
О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н2[8пС16] + 2Н2О.
1102 + 4Fe(S2) = 2Ре20з + 88О2(обжиг на воздухе).
О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)io (Ц-0^)] (МО3)4] + ЮН2О.
О2 + HemFe = [HemFe«0 = 0]
(HemFe — гем-группа гемоглобина крови).
O2 + PtF6=(O;)[PtF6],
O2 + E + 3F2=(O;)[EF6]
(150—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt. Au).
O2 + PtF6=(O;)[PtF6],
O2 + E + 3F2=(O;)[EF6]
(150—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt. Au).
О2 —^ НО2, Н2О2, Н20з, Н2О4
= ОН0 + О°, о" + н2 = он" + н°. О2 + 2H°(Zn, разб. НС1) = Н2О2. о2 + f2 = O2F2
О2 + М2<=? 2NO О2 + 8 = so2 5О2 + 4Р(красн.) = Р4Ою О2 + С(графит) = СО2 О2 + 2С(графит) = 2СО О2(воздух) + 4Li = 2Li2O О2 + 2Na = Na2O2 О2 + Na2O2 = 2NaO2 О2(воздух) + К = КО2 О2(воздух) + М = МО2 О2 + 2Mg = 2MgO ЗО2 + 4А1 = 2А120з 2Са + О2 = 2СаО 2О2 + ЗВа = 2ВаО + ВаО2 О2 + 2Ва = 2ВаО О2 + 2ВаО = 2ВаО2 О2 + ВаО2 = Ва(О2 )2 О2 + 2Zn = 2ZnO О2 + 4Cu = 2Cu2O
(-196° С, электрич. разряд).
(-183° С, электрич. разряд), (электрич. разряд), (сгорание на воздухе), (сгорание на воздухе). (600—700° С, сжигание на воздухе), (выше 1000° С), (выше 200° С, примесь Li2O2). (сжигание на воздухе, примесь Na2O), (400° С, рУ (примесь К2О2), (М = Rb, Cs). (сгорание на воздухе), (сгорание на воздухе), (выше 300° С), (сгорание на воздухе), (выше 800° С), (до 500° С), (до 100° С, рУ (сгорание на воздухе), (160- 250° С).
Оз —ОЗОН
Светло-синий газ, в жидком состоянии — темно-голубой, в твердом — темно- фиолетовый (до черного). Может оставаться в состоянии переохлажденной жидкости до -250° С. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значительно сильнее, чем О2, но слабее, чем О®); реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Au). Образуется в атмосфере при УФ-облучении из Ог (4061) или в специальном приборе — озонаторе. См. также 4092.
М, = 47,997; dw = 1,73('|И); d(x) = 1,46е"2’;
р = 2,144 г/л (н.у.); tm = -192,7° С; U„ =-111.9° С;
У, = 49,4(0), 45,4(|8).
1.2.3.4.5.6.7.8.9.101112 13.1.2.3.4.5.6.7.8.9.101112 13.2О3 = ЗО22О3 = ЗО2Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Оз + НгО + 2KI = hl + ОгТ + 2КОН,Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Оз + НгО + 2KI = hl + ОгТ + 2КОН,ЗОз + KI = КЮз + ЗО2Т2О3 + 2Ag = (AgIAgI,I)O2 + 20г Оз + H2S(r) = SO2 + Н2О, 40з + 3H2S(p) = 3H2SO4.4Оз + 3PbS = 3PbSO4Оз + Mn(NO3)2 + Н2О = MnO2l + O2t + 2HNO3.ЗОз + KI = КЮз + ЗО2Т2О3 + 2Ag = (AgIAgI,I)O2 + 20г Оз + H2S(r) = SO2 + Н2О, 40з + 3H2S(p) = 3H2SO4.4Оз + 3PbS = 3PbSO4Оз + Mn(NO3)2 + Н2О = MnO2l + O2t + 2HNO3.(УФ-облучение),(кат. NO, Ог, Pt, CuO, СС1Рз при УФ-облучении). (250° С, кат. МпОг),(УФ-облучение),(кат. NO, Ог, Pt, CuO, СС1Рз при УФ-облучении). (250° С, кат. МпОг),
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
11
12 13.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
11
12 13.
2О3 = ЗО2
2О3 = ЗО2
Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Оз + НгО + 2KI = hl + ОгТ + 2КОН,
Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Оз + НгО + 2KI = hl + ОгТ + 2КОН,
ЗОз + KI = КЮз + ЗО2Т
2О3 + 2Ag = (AgIAgI,I)O2 + 20г Оз + H2S(r) = SO2 + Н2О, 40з + 3H2S(p) = 3H2SO4.
4Оз + 3PbS = 3PbSO4
Оз + Mn(NO3)2 + Н2О = MnO2l + O2t + 2HNO3.
ЗОз + KI = КЮз + ЗО2Т
2О3 + 2Ag = (AgIAgI,I)O2 + 20г Оз + H2S(r) = SO2 + Н2О, 40з + 3H2S(p) = 3H2SO4.
4Оз + 3PbS = 3PbSO4
Оз + Mn(NO3)2 + Н2О = MnO2l + O2t + 2HNO3.
(УФ-облучение),
(кат. NO, Ог, Pt, CuO, СС1Рз при УФ-облучении). (250° С, кат. МпОг),
(УФ-облучение),
(кат. NO, Ог, Pt, CuO, СС1Рз при УФ-облучении). (250° С, кат. МпОг),
Оз <=^ О2 + 0°
Оз + 0° = 201
20з(р> —-—► 30г<р) Оз + НгОг = 20г + НгО. 2О3 + 2Н° = 2Н0г + Ог Оз + МгОг = МОз + МОг Оз + МОг = МОз + Ог Оз + МОН = МОз + ОН0 4О3 + 4М0Н = 4МОз + О2 + 2Н2О Оз + 4NHXM) + Li = [Li(NH3)4]O3
(коми.).
(-196° С; примеси H2O2, НгОз, Н2О4). (М = К, Rb, Cs; в жидк. СС12Р2), (комн.).
(М = К, Rb, Cs; в жидк. NH3), (комн.). (-40° С).
(в гор. конц. КОН).
(комн.).
(комн.).
Н2О2 —ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, НзРО4, Na4P2O?. Перегоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет КО, Na2SO4, K2SO4, хуже — NaCl, NaNO3. Неограниченно смешивается с водой, образуя слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют 30%-й раствор (пергидроль). Гидрат Н2О2 • 2НгО имеет ионное строение НзО*[Н2О2(ОН)]-. Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окислительная функция преобладает. Получение см. 1324, 4392, 4403 5; современный
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.И.12.13.14.15.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.И.12.13.14.15.(выше -50° С).(выше -50° С).(в этаноле).(в конц. КОН).(в этаноле).(в конц. КОН).(в разб. KOH),(в разб. H2SO4).(в разб. KOH),(в разб. H2SO4).16. ЗНгО2(ж) <? 2НО2 + 2Н2О16. ЗНгО2(ж) <? 2НО2 + 2Н2О(комн., кат. Т1Ш, Fe", Celv).(комн., кат. Т1Ш, Fe", Celv).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
15.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
15.
(выше -50° С).
(выше -50° С).
(в этаноле).
(в конц. КОН).
(в этаноле).
(в конц. КОН).
(в разб. KOH),
(в разб. H2SO4).
(в разб. KOH),
(в разб. H2SO4).
16. ЗНгО2(ж) <? 2НО2 + 2Н2О
16. ЗНгО2(ж) <? 2НО2 + 2Н2О
(комн., кат. Т1Ш, Fe", Celv).
(комн., кат. Т1Ш, Fe", Celv).
промышленный способ синтеза безводного Н2О2 — автоокисление 2-этилант- рагидрохинона кислородом воздуха.
А/г = 34,01; d(T) = 1,71 ('20);dw = 1,448(20);
tnn = -0,43° С; ZKHn = +150° С(разл.).
2Н2О2 = 2НгО + Ог (выше 150° С или комн., кат. NaOH, МпО2, Pt, Си).
Н2О2 ■ 2Н2О(т) = Н2О2 + 2Н2О
Н2О2(разб.) + Н2О <=* НО; + Н3О+; р/С = 11,62.
Н2О2(разб.) + NaOH(pa36.) = NaHO2 + Н2О,
НгОгОсонц.) + Ва(ОН)2 = ВаОг^ + 2НгО.
2Н2О2(гор.) + Н2О + 2L1OH = Ы2О2 • Н2О2 • ЗН2О 1
Н2О2 + H2SO4 + 2KI = I2i + 2Н2О + K2SO4.
Н2О2 + 2KI = I2i + 2КОН,
ЗН2О2 + KI = КЮз + ЗН2О
Н2О2 + H2SO4 + 2FeSO4 —^ Ре2(8О4)з + 2Н2О,
Н2О2 + KNO2 —КМОз + Н2О(в разб. H2SO4).
4Н2О2 + PbS (черн.) = PbSO4 (бел.) + 4Н2О, Н2О2 + Na2SO2 = Na2SO4 + Н2О.
Н2О2 + NaOH + Na[Sn(OH)3] = Na2[Sn(OH)6],
ЗН2О2 + 2Na3[Cr(OH)6] = 2Na2CrO4 + 8H2O + 2NaOH.
H2O2 (конц.) + Мп(ОН)г = MnO2i + 2H2O.
2Н2О2(ж) + N2H4 = N2T + 4H2O.
H2O2 + Оз = 2O2T + H2O,
H2O2 + С12(насыщ.) = O2T + 2HC1.■
H2O2 + Ag2O = 2Agi + O2T + H2O,
H2O2 + 2Hg(NO3)2 = O2T + Hg2(NO3)2 + 2HNO3.
2H2O2 + Ca(ClO)2 = CaCl2 + 2H2O + 2O2T,
5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5O2t + 8H2O + K2SO4.
H2O2 + TiSO4(OH)2 + K2SO4 = K2[Ti(SO4)2(O^)] + 2HzO желто-оранж.
H2O2 + TiSO4(OH)2 + 2H2O = [ri(H2O)4(O^)]SO4 желт..
OF2 — ДИФТОРИД КИСЛОРОДА
Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворяется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реагирует со щелочами, аммиаком, гидразином. Получение см. 4794.
М,= 54,00; р = 2,421 г/л (н.у.); Z™ = -223,8° С;
ZK„n = -144,8°C; г. = 6,8<0\ 40<|8).
2OF2 = O2 + 2FZ(выше 200° С).
4OF2 + 4H2O —^ 2O3 + O2 + SHF(комн.),
OF2 + H2O(nap) = O2 + 2HF(выше 250° C).
OF2 + 4HE = H2O + 2E2 + 2HF(до 0° С; E = Cl, Br, 1).
OF2 + 2NaOH(pa36., гор.) = O2T + 2NaF + H2O.
OF2 + 2H2 = H2O + 2HF(комн.).
3OF2 + 4NH3 = 3H2O + 6HF + 2N2(200° C).
2OF2 + F2 + N2H4 = 2NF3 + 2H2O(150° C).
2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2(выше 25° C).
OF2 + 2C1F3 = CIOF3 + C1F5(комн.).
4OF2 + 2EF5 =2(O2)[EF6] + 3F2
(E = P, As, Sb, Bi, Nb, Ta, Ru, Rh, Pt, Au).
410. O2F2 — ДИФТОРИД ДИКИСЛОРОДА
Темно-красная жидкость, коричневый газ. Термически неустойчивый, разлагается при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 4065.
М, = 69,99; d = 1,45е’58’; /пл = -163° С;
/кип = -57° С(разл,).
O2F2 = О2 + F2(выше-57° С).
O2F2 + Н2О = 2HF + 30°(от-100 до 0° С).
O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2(до 0° С; Е = Cl, Вг, I).
2O2F2 + 4NaOH(pa36.) = 4NaF + 2Н2О + ЗО2Т(комн.).
О2Р2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF(комн.).
O2F2 + Хе = XeF2 + О2(-60° С).
7. O2F2 + C1F = C1O2F3
(-78° C).
8. 2О2РдЖ) + 2EF5 =2 (О£)[ЕЕ6] + F2
(E = P, As, Sb, Bi).
411. (Oi)[PtF6] — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) ДИОКСИГЕНИЛА
Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень сильный окислитель. Получение см. 40620, 40910.
М,= 341,07; /пл = 219° С(р).
2(Oj)[PtF6]= 2PtF5 + F2 + 2О2(«100° С).
2(OJ)[PtF6] + 4Н2О = PtO2i + H2[PtF6] + ЗО2 Т + 6HF.
2(O2)[PtF6] + 2Н2О = 2H2[PtF6] + ЗО2Т(в конц. HF).
2(O2)[PtF6]+ 16NaOH(KOHU„ гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + ЗО2Т + 12NaF + 2Н2О-
(50—70° C). (комн.), (комн.).(50—70° C). (комн.), (комн.).(O2)[PtF6]+5Н2 = Pt + 6HF + 2Н2О
(50—70° C). (комн.), (комн.).
(50—70° C). (комн.), (комн.).
2(O2)[PtF6]+ Хе = (Xe2+)[PtF6]2+ 2O2
2(O2)[PtF6] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5
СЕРА
S —СЕРА
Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях (ромбическая a-сера, моноклинная P-сера) и в аморфной форме (пластическая сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических молекул Sg. Плохо растворяется в этаноле, хорошо — в сероуглероде и жидком аммиаке (красный раствор). Не реагирует с жидкой водой, иодом. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, подвергается дисмутации в растворах щелочей и гидрата аммиака. Реагирует с металлами, водородом, кислородом, галогенами. Получение в промышленности — из природных месторождений самородной серы, см. также 4139' "' ”, 4154’2L 22, 42415'|6.
М, = 32,066; d = 2.07(a), 1,96(Р); г™ = 119,3° С;
Гкип = 444,674° С; r(a» 0) = 95,5° С.
38 + 2Н2О(пар) = 2H2S + SO2(выше 400° С).
S + 2Н28О4(конц.) = 3SO2 + 2Н2О(кип.),
S + 6HNO)(kohu.) = H2SO4 + 6NO2 + 2Н2О(кип.).
4S + 6КаОН(конц.) = Na2SO3S + 2Na2S + 3H2O (кип., примесь Na2SO3), 4S + 4(NH3 • H2O [конц., гор.] = (NH4)2SO3S + 2NH4HS + Н2О.
S + H2 = H2S(150—200° С).
8 + О2 = SO2(280—360° С, сгорание на воздухе, примесь 8О3).
S + 3F2 = SF6(комн.).
7.
S + С12 = SC12
(до 20° C),
2S + С12 = S2C12
(125—130° C),
2S + 2С12 + О2 = 2SC12O(1 SO-
-200° С, кат. активный уголь).
8.
28 + Br2 = S2Br2
.(100° С, р).
9.
28 + С(графит) = CS2
(700—800° С).
10.
8 + 2C12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl
(200—300° С, р\
И.
8 + 2HI(r) = I2 + H2S
(500° С).
12.
38 + 28С12О2(Ж) = SC12 + S2C12 + 2SO2
(кат. А1С13).
13.
8 + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4
(350—400° С).
14.
38(Ж) + 2AgF = Ag2S + S2F2 [изомер (-SF)2],
38 + NF3 = S(N)F + S2F2 [изомер S(S)F2]
(400° С, вак.).
15.
8 + 2Na = Na2S
(выше 130° С),
38 + 2A1 = A12S3
(150—200° С).
16.
(n — 1)8 + Na2S(P) = Na2(S„)
[кип.],
8 + Na2SO3(KOHU.) = Na2SO3S
(кип.).
38 + SO2 = 28 2O [точнее, 8(8)0] (выше 100° С, вак., электрнч. разряд),
2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)O](150—200° С, вак.).
10S + 12AgI + 16NHXx) = S4N4 + 6Ag2S4 + 12NH4I.
8S + 6SO3 + Н28О4(безвоДн.) =(88+)(Н8зОю)2 4- + SO21 (на холоду).
S ^^ > (S?6+)[EF6]2,(S823[EF6]2,(S^XEF6]2(E = As, Sb).
550* C650* C „900* C „1500—2700*„
Sg(r)» 5б(г)> S4(r) > S2(r) ► S(r).
413. H2S — СЕРОВОДОРОД
Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфанов Нг8л (п = 1 + + 8). Бесцветный газ, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде, слабая кислота. Насыщенный (* 0,1 М) раствор называют «сероводородной водой», при стоянии на воздухе мутнеет (ингибитор — сахароза). Нейтрализуется щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислотами- окислителями, галогенами, кислородом, типичными окислителями, диоксидом серы. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1183'4, 1384'6 ", 1394'5, 1721’2, 4124 ", 41514, 424™, 8362.
Мт = 34,08; р = 1,539 г/л (н.у.); г„л = - 85,54° С;
z,„n = - 60,35° С; к, = 0,71(0), 0,39(20), 0,14<80);
г, = 467(0), 258,2<20), 91,7<80);К, = ("7а) = 110"33.
(400—1700° С).(выше 0° С).(400—1700° С).(выше 0° С).H2S = H2 + S
(400—1700° С).
(выше 0° С).
(400—1700° С).
(выше 0° С).
8H2S ■ 46Н2О(Т) (клатрат) = 8H2S + 46Н2О
H2S + H2O<Z=» HS" + Н3О+; рКк = 6,98,
HS" + Н2О <=? S2" + Н3О+; рКк = 12,91.
H2S + Нг8О4(конц.) = Si + SO2T + 2НгО(комн.),
Н28 + ЗН2$О4(конц.)= 4SO2T + 4НгО(кип.).
Н28(насыщ.) + 2НМОз(конц., хол.) = S4 + 2NO2 Т + 2НгО, H2S + 8НМОз(конц.) = H2SO4 + 8NO2t + 4НгО(кип.).
H2S + NaOH(pa36.) = NaHS + Н2О, H2S + 2NaOH(KOHU.) = Na2S + 2H2O.
Н28(насыщ.) + NH3 • H2O = NH4HS + H2O.
H2S + 2МНз<ж) = (NH4)2S(-40°C).
2Н28(насыщ.) + 02 = 284- + 2НгО(на свету),
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2НгО(250—300° С, сгорание на воздухе).
H2S + 4С12 + 4Н2О = H2SO4 + 8НС1.
11.
Н28(насыщ.) + Ег = S4- + 2НЕ
(E = Вг, I).
12.
2HzS + 2Na = 2NaHS + Н2
(150° С).
13.
H2S + Sn = SnS + Н2'
(400—450° С).
14.
H2S + ZnO = ZnS + H2O
(800—1000° С).
Н28(насыщ.) + Na2CO3 = NaHS + NaHCOj.
Н28(насыщ.) + 2AgNO) = Ag2S 4- + 2HNO3, Н28(насыщ.) + MC12 = MSi + 2HC1(M = Pb, Cu, Cd, Hg).
ЗН28(насыщ.) + 2KMnO4 = 2MnO2l + 3S4-+ 2H2O + 2KOH, ЗН28(насыщ.) + 4H2SO4 (разб.) + К2Сг2О7 = 3Si + Cr2(SO4)3 + 7H2O + + K2SO4.
H2S + SO2 = H2S2O2(- 70° C),
2H2S(r) + 8Ог(г) = 38 + 2H2O(комн., кат. H2O).
H2S(r) S°W, H2° > 8(коллоид), H2S„O6.
2H2S + бКаОН(конц) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O.
Процесс удлинения цепи
2Н28(ж) + 8„С12 = Н28л+2+2НС1
Примеры: 2Нз8 + SCh = H2S3 + 2НС1,
2Н28 + S2CI2 = H2S4 + 2НС1,
2Н28 + S3CI2 = Н2$5 + 2НС1,
2Н28 + S5CI2 = H2S7 + 2НС1.
H2S + М(С2Н5О) = MHSi + С2Н5ОН(М = Li, Na, К; в эфире).
HiS + 8Оз = H2SO3S(до -5° С, в эфире),
H2S + HSO3CI = H2SO3S + НС1(до- 80° С).
H2S + SbF^) + HF = (H3S+)[SbF6].
2Н28(ж)<=* H3S++ HS'.
414. H2S„ — ПОЛИСУЛЬФАНЫ
Смесь Нг8л (л = 2 + 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость (d * 1,7(20)). Смесь Нг8л практически не растворяет воду и сама мало растворяется в воде (расслаивание). Все Нг8„ имеют цепное строение HS(SB-2)SH. Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НО). Реагируют с кислотами- окислителями, разлагаются щелочами. Низшие Нг8л хорошо растворяют серу (без образования высших Нз8л). Получение смеси Н2$л см. 413, чистых Нг8л(л = = 2+4) — 4142, высших Н2$„ — 41321, 4148.
H2S2: М, = 66,15; d = 1,334<20); tm = -89,6° С;
/кип = +70,7° С;
Н283: М,= 98,21; d= 1,491(20); 1„л = -54° С;
/кил = +69° С (вак.);
H2S4 : М, = 130,28; d = 1,582(20); /пл = -85° С;
H2S5: Мг= 162,35; d= 1,644(20); /пл =-50° С;
Н286 : М,= 194,41;d = 1,688(20,;
d = l,721(20);d = l,747<20).d = l,721(20);d = l,747<20).H2S7: мт = 226,48;
d = l,721(20);
d = l,747<20).
d = l,721(20);
d = l,747<20).
H2S8: Мт = 258,54;
H2S„(K) —^ H2S + H^.
Крекинг: H2S„ = H2S„_„, + mS(при нагревании).
Примеры.H2S„ =Н28л+ (л - 4)S(75°С),
H2S„ =H2S2+ (л - 2)8(110°С),
H2S„ =H2S3+ (л - 3)8(125°C),
2H2S3 = H2S2 + H2S + 38(выше 140° C).
Н28Я(Р) —L-> H2St + (л - l)Si.
H2S„ + НаОН(разб.) = NaHS + (n - 1) Si + H2O.
2H2S„W + О2(воздух) = 2nSi + 2H2O, 2H2S„ + O2 = 2nSO2 + 2H2O(сжигание на воздухе).
H2S„ + Н28О4(конц.) = «Si + SO2 + 2H2O(komh.).
H2S„ + 2HNO3(kohu.) = nSi + 2NO2 + 2H2O(комн.).
Процесс удлинения цепи: 2Н25лгж; + 8лС1дЖ) = 2Н283л + 2НС1.
Примеры: 2H2S2 + SC12 = H2S5 + 2НС1, 2H2S2 + S2C12 = H2S6 + 2HC1, 2H2S2 + S3C12 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H2S8 + 2HC1.
H2S„ —^—* H2S„O3 [точнее, HO3S(S„_2)SH](л = 3 + 7),
сульфанмоносульфоновые кислоты
H2S„O3 —> H2S„O6(-78° С, в эфире).
H2S„H2S„O6(в эфире).
415. SO2 —ДИОКСИД СЕРЫ
Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде; медленно создает слабо кислотную среду, но не образует определенного соединения. Химически активный; в растворе медленно окисляется. Типичный восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии — неводный растворитель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см. 4125, 4134’, 4165, 42414' 16~18, 8374.
Мт = 64,06;d* = 1,462н °;р = 2,9269 г/л (н.у.);
tnn = -75,46° С;Гкип = -10,1° С;к, = 22,8<0,| 11,3(20), 2,1<90).
SO2 = 8 + О2(2500° С).
6SO2 ■ 46Н2О = 68О2(насыщ.) + 46Н2О(выше 12° С)..
8О2(разб.) + «Н2О = 8О2 ■ «Н2О (сернистая кислота),
8О2 ■ пН2О + Н2О«=? HSO3+ Н3О+ + (л - 1)Н2О; рКк = 1,78,
HSO3 + Н2О 4=? SO2" + Н3О+; рКк = 7,20.
3SO2 + 2Н2О(ж) = 2Н28О4(разб.)+ Si(150° С, р).
SO2 + HNO3(kohu.) = (NO+)HSO4(0—5° С),
SO2 + 2НМОз(конц., гор.) = H2SO4 + 2NO21.
SO2 + 2NaOH(KOHU.) = Na2SO3 + H2O, SO2 + NaOH(pa36.) = NaHSO3.
SO2 + NH3 • Н2О(разб.) = NH4HSO3, SO2 + 2(NH3 • Н2О)[конц.] = (NH4)2SO3 + H2O.
2SO2 + Са(ОН)2(насыш) = Са(Н8О3)г(р)(комн.),
SO2 + Са(ОН)2(суспензия) = CaSO3i+ H2O(кип.).
SO2 + H2O + Na2SO3 = 2NaHSO3,
SO2 + Ма28О3(насыщ.) = Na2S2O5(в этаноле, в атмосфере Н2).
SO2 +Na2CO3(KOHu.) = Na2SO3 + CO2 T(комн.),
2SO2 + №2СО3(конц.) = Na2S2O5 + CO2T(40—60° C).
2SO2 + O2 = 2SO3(400—500° С; кат. Pt, V2O5, Fe2O3),
2SO2 + 2H2O + O2 —2H2SO4.
S°2 ^S^U SO< Точнее,SO2(O2)], S2O7 [точнее, S2O5(OhL
SO2 + O3 = SO3 + O2(комн.).
SO2 + 6Н°(РЬчернь) = H2S + 2H2O.
SO2 + F2 = SO2F2(комн., кат. Pt).
SO2 + 3F2= SF6 + O2(650° C).
SO2 + 2H2O + I2 = H2SO4 + 2HI.
SO2 + Cl2 = SC12O2(на свету, кат. камфора).
SO2 + H2SO4(kohu.) + 2КС1О3(насыш.) = 2KHSOJ + 2C1O2 T,
3SO2 +. 3H2O + KIO3 = 3H2SO4 + KI.
SO2 + 3S = 2S2O(выше 100° С, вак., электрич. разряд).
2SO2 + SeO2 = Se + 2SO3,
SO2 + H2O(rop.) + NO2 = H2SO4 + NOT.
SO2 + C(kokc) = S + CO2(400—600° C).
SO2 + H2S = H2S2O2(-70° C),
SO2(r> + 2H2S(r; = 3S + 2H2O(комн., кат. H2O).
4SO2 + 6НаОН(конц.) + 2H2S = 3Na2SO3S + 5H2O,
SO2 + H2O + Na2(Sn) = Na2SO3S + H2ST + (n - 2)S(комн.).
2SO2 + 2H2O + S2C12 = H2S4O6 + 2HC1(0° C).
280^, + 2(Na, Hg) = Na2S2O4 + 2Hgi(до 10° C),
2SO2 + M = MS2O4(M = Zn, Co; 60° С, в смеси этанола и воды).
2SO2 + Со + 2NaHCO3 = (Co2+)SO2i + Nd2SO3 + 2CO2T + H2O
(40—50° С, в этаноле).
XI. 5SO2 + 2Н2О + 2КМпО4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 (в разб. H2SO4), SO2 + РЬО2(суспензия) = PbSO4i.
28. 2SO2 + (NH3OH)2SO4 = 2HSO3NH2i + H2SO4(в олеуме).
29. 28О2(насыш) + BaO2 = BaS2Oe
(0° C),
38ОдГ) + 2(MnO2 ■ иН2О)[суспензия] = MnS2Oe + MnSO4 + 2nH2O, ЗБОдг) + Fe2O3 • иН2О(суспензия) = FeS2Oe + FeSO34- + nH2O.
30. 3SO2 + 2К28О38(насыщ.) = 2K2S3O64 + Si(-10° C).
31. SO2 + PCI5 = PC13O + SC12O
(50—60° C),
SO2 + CCU = CC12O + SC12O 32. SO2 + Br2 + PC13 = PC13O + SBr2O
(150° C,p, кат. A1C13). (0° C),
3SO2 + Br2 + BrF3 = 3S(Br)O2F
33. ЗОдж) + MF = M(SO2F)
(12°C,p). [M = Na, K, Rb, Cs],
SO^x) + HF(X) ^"-r"-, * Н80гРж.
, 34. 8О2(ж) + [Fe2(CO)9] = [Fe2(CO)8(—SO2)] + COt.
35. 380^)^=? SjOj' + SO^
416. Na2SO3 — СУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при нагревании на воздухе разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями. Сильный восстановитель; во влажном состоянии и в растворе окисляется О2 воздуха. Слабый окислитель. Получение см. 281’, 29|Э, 4171'6
М, = 126,04; d = 2,633; ?пл = 911 ° С (р);
к, = 26,1(20), 29,О^0’.
4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4(600—700° С).
Na2SO3 ■ 7Н2О = Na2SO3 + 7Н2О(150° С).
Na2SO3(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO3"
SO2 + Н2О HSO3 + ОН; рК0 = 6,80.
Na2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + SO2T + Н2О.
Na2SO3 + 2Н28О4(конц., хол.) = 2NaHSO4 + SO2T + Н2О, Na2SO3 + 2НМО3(конц., гор.) = Na2SO4 + 2NO2T + Н2О.
2Na2SO3(pa36.) + О2 = 2Na2SO4.
Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O(E = Cl, Br, I),
Na2SO3(pa36.) + Na2S(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI. '
Na2SO3(KOHu.) + S = Na2SO3S(кип.).
Na2SO3(pa36.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3, №28О3(насыщ.) + SO2 = Na2S2Os.
Na2SO3 + H2O + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Agi + 2HNO3, Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4.
5Na2SO3 + 3H2SO4(pa36.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4, 3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO2 4 + 2KOH, Na2SO3 + 2КОН(конц.) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O.
3Na2SO3 + 4Н28О4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4. 13. 2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + 16HC1 = SnS2i + 5H2[SnCl6] + 4NaCi + 6H2O.
417. NaHSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSO3). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- телями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 2819, 306, 4169.
М, = 104,06; d = 1,48; к, = 57,5<20).
2NaHSO3 = Na2SO3 + SO2 + Н2О (выше 25° С).
NaHSO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSO3 ,
HSO3<=> S(H)O3, HSO3 + H2O <=^ SO^ + H3O+; pK, = 7,20.
2NaHSO3(Hacb^.) = Na2S2O3 + H2O(в атмосфере SO2).
NaHSO3 + НС1(разб.) = NaCl + SO2T + H2O.
NaHSO3 + Н28О4(конц., хол.) = NaHSO4 + SO2T + H2O.
NaHSO3 + NaOH(KOHu.) = Na2SO3 + H2O.
4NaHSO3 + О2(воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O.
4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O(кип.).
10NaHSO3 + Н28О4(разб.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O + + 2K2SO4.
4NaHSO3 —Ыа282О4(катод) + О2Т(анод) + 2H2O (на холоду).
K2SO3 — СУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет SO2. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 4913, 4191'6
М, = 158,26; к, = 107,0<м), 111,5<80).
1.
4K2SO3 = K2S + 3K2SO4
(600° C).
2.
K2SO3 • H2O = K2SO3 + н2о
(« 200° C).
3.
К2$О3(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + 8О3,
SO^ + Н2О <=* HSO3+ ОН"; рКо = 6,80.
4.
K2SO3 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + SO2t + Н2О.
5.
K2SO3 + 2H2SO4(kohu„ хол.) = 2KHSO4 + SO2T + Н2О,
K2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = K2SO4 + 2NO21 + H2O.
6.
2К28О3(разб.) + О2(воздух) = 2K2SO4.
7.
K2SO3 + 2КОН(конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O
(E = Cl, Br, I).
8.
K2SO3(pa36.) + K2S(pa36.) + I2 = K2SO3S + 2KI.
9.
K2SO3(kohu.) + S = K2SO3S
(кип.).
K2SO3 + H2O + SO2 = 2KHSO3,
K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S2O5(в этаноле, в атмосфере Нг).
3K2SO3 + Н2О + 2КМпО4 = 3K2SO4 + 2МпО2 + 2КОН,
3K2SO3 + 4Н28О4(разб.) + К2СГ2О7 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4Н2О.
KHSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSO3).Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителя- ми, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 4913, 509, 516, 41810.
М,= 120,17.
2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О(190° С).
КН8О3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO3 ,
НБОз ^ S(H)Oj,
HSO3 + Н2О <~? SOf + Н3О+; рКк = 7,20.
2КН8О3(насыщ.) = K2S2O5 + Н2О(в атмосфере SO2).
KHSO3 + НС1(разб.) = КС1 + SO2T + Н2О.
KHSO3 + Н28О4(конц., хол.) = KHSO4 + SO2t + Н2О.
KHSO3 + КОН(конц.) = K2SO3 + Н2О.
4KHSO3 + О2(воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2Н2О.
4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + ЗН2О(кип.).
I0KHSO3 + Н28О4(разб.) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6Н2О.
(NH4)2SO3 — СУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет диоксид серы. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 2757, 42115, 4442.
М,= 116,14; d = 1,41(кр);= 28,0<о).
1.2.3.4.5.1.2.3.4.5.4(NH4)2SO3 = 3(NH4)2SO4 + 2NH3 + H2S (120—170° С). (NH4)2SO3 • H2O = (NH4)2SO3 + H2O (20° С, вак.), (NH4)2SO3 ■ H2O = NH4HSO3 + NH3 + H2O (60° C). (NH4)2SO3(pa36.) = 2NH1+ SO2,
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
SO^+ H2O <=* HSO3 + OH"; pKo = 6,80.
(NH4)2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NH4C1 + SO2T + H2O.
(NH4)2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2T + H2O,
(NH4)2SO3 + 2НМО3(конц., гор.) = (NH4)2SO4 + 2NO2T + H2O.
2(NH4)2SO3(pa36.) + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4(кат. CoCl3).
(MH4)2SO3 + 2(NH3 • Н2О)[конц.] + E2 = (NH4)2SO4 + 2NH4E + H20
(E = Cl, Вг, I).
(NH4)2SO3 + H20 + SO2 = 2NH4HSO3.
3(NH4)2SO3 + H20 + 2KMnO4 = 3(NH4)2SO4 + 2MnO24- + 2K0H.
3(NH4)2SO3 + 4Н28О4(разб.) + K2Cr2O7 = K2SO4 + 3(NH4)2SO4+ Cr2(SO4)3 + + 4H2O.
421. NHdlSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабокислотную среду За счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- телями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 2757, 4202’8.
Mr = 99,11; d = 2,03; A, = 71,8(0), 84,T^.
1. 2NH4HSO3 = (MH4)2SO3 + so2 + HZO(70° С, вак.),
16NH4HSO3 = 6(NH4)2SO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + 10H2O(150° C).
2. NH4HSO3(pa36.) = NH4+HSO3 ,HSOJ <=> S(H)O3 ,
HSO3 + HZO <==* SO^ + H3O+; p^K = 7,20.
3. NH4HSO3 + НС1(разб.) = NH4C1 + SOzt + H2O.
4. NH4HSO3 + Н28О4(конц., хол.) = NH4HSO4 + SO2T + H2O.
5. NH4HSO3 + NH3 • Н2О(конц.) = (NH^2SO3 + H2O.
6. 4NH4HSO3 + О2(воздух) = 2(NH4)2SO4 + 2SO2 + 2H2O.
7. 4NH4HSO3(rop.) + 2NH4HS(r6p.) = 3(MH4)2SO3S + 3H2O.
8. 10NH4HSO3 + Н2$О4(разб.) + 4KMnO4 = 5(NH4)2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O +
+ 2K2SO4.
422. KSO2F — ФТОРСУЛЬФИТ КАЛИЯ
Фторсульфинат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком SO2. Кристаллогидратов не образует. Разлагается водой, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получение см. 557.
М,= 122,16.
KSO2F = KF + SO2(170—180° С).
KSOZF + 6Н2О = [К(Н2О)6Г + SOZF",
SO2F" + Н2О 4^* HSO2F + ОН*(на холоду),
SO2F" + (л + 1)Н2О SOZ ■ лН2О + HF + ОН"(комн.).
KSO2F + НС1(разб.) + лН2О = SO2 • лН2О + HF + КС1.
KSO2F + 2НМО3(конц.) = KHSO4 + 2NOZ T + HF.
KSO2F(p) + F2 = SO2F2T + KF,
2KSO2F + Е2(насыщ.) + 2H2O = SO2F2 T + 2KE + H2SO4 + 2HE
(E = Cl, Br).
SO3 — ТРИОКСИД СЕРЫ
Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, при плавлении образует бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температурах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера S3O9, цепного слоистого и сетчатого полимеров (80з)«; ниже 25° С тример переходит в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней, образуя H2S20t; техническая смесь H2SO4, H2S2O? и избыточного растворенного 80з называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение см. 415м-|3, 426*'8, 831*.
М, = 80,06; d№ = 1,97; d^ = 1,923(|7);
(„л =16,8° С; (ки„ = 44,7° С.
(400—700° С), (800—1100° С).(конц., безводн.), (примеси Н28зОю, Н284О|з).(35—45° С), (М = Li+, K+,NH4+). (комн., в олеуме), (комн., в олеуме).(400—700° С), (800—1100° С).(конц., безводн.), (примеси Н28зОю, Н284О|з).(35—45° С), (М = Li+, K+,NH4+). (комн., в олеуме), (комн., в олеуме).280,4=* 28О2 + О2
(400—700° С), (800—1100° С).
(конц., безводн.), (примеси Н28зОю, Н284О|з).
(35—45° С), (М = Li+, K+,NH4+). (комн., в олеуме), (комн., в олеуме).
(400—700° С), (800—1100° С).
(конц., безводн.), (примеси Н28зОю, Н284О|з).
(35—45° С), (М = Li+, K+,NH4+). (комн., в олеуме), (комн., в олеуме).
28О3 = 28О2 + О2
80з + Н2О(хол.) = Н28О4(разб.), 80з + Н2О(разб. H2SO4) = H2SO4 SO3 + Н28О4(безводн.) = Н282О?
80з + 2NaOH(pa36.) = Na2SO4 + Н2О.
80з + HF = HSO3F
80з<ж) + MF = MSO3F
80з + НС1(Г) = HSO3CI
28О3 + H2SO4 + CaF2 = 2HSO3F + CaSO4i
Нг8О4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаждается до 0° С (d(*) = 1,859(0>). При нагревании частично разлетается (выделяется 80з), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3%); при более высоки^ температурах разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты H2SO4 • Н2О и H2SO4 ■ 2Н2О имеют ионное строение H3O+HSO4 и (Нз<У)28О4' соответственно. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В концентрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Со, Fe, Mg, Nb) пассивируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в разбавленном растворе. Безводная H2SO4 — неводный растворитель для сульфатов металлов; хорошо растворяет Н282О? и 80з (техническая смесь — олеум). Получение см. 41511’20, 423\ 4261'2, 4331.
М, = 98,08; d = 1,834<20);(„л = 10,4° С;
(«ил = 296 + 340° С (разл.).
1.
1,09Н28О4(безводн.) = [Н28О4 + 0,09Н20] + 0,0980ЭТ азеотроп
Н28О4(безводн.) = Н2О + 80з
(296—340° С),
(450° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
H2SO4 2H20i <=> H2SO4 + 2Н2О
H2SO4 H2Oi <=» H2SO4 + Н2О
Н28О4(конц.) + Н^О = H2SO4 Н2ОHSO4 + Н3О+,
HSO; + HZO <=? SO?’ + НзО+; p/G = 1,95.
Н28О4(разб.) + 4HZO = SO? 2HZO + 2Н3О+.
Н28О4(конц., хол.) + NaOH = NaHSO4 + Н2О, Н28О4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2HZO.
Н28О4(конц., хол.) + МНз • Н2О = NH4HSO4 + Н2О, Н28О4(разб., гор.) + 2(NH3 Н2О) = (NH4)2SO4 + 2HZO.
Н28О4(разб.) + СаО = Са8О44- + Н2О,
Н28О4(разб.) + Са(ОН)2 = CaSOj + 2Н2О, H2SO4+ Ba(NOz)z = 2HNOZ + BaSO4i
(- 39,5° С).
(до 8,48° С).
8.
Н28О4(конц.) + NaCl(T) = NaHSO4 + HC1T
Н28О4(конц.) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2HC1T
(30—50° С), (кип.).
9.
10.
Н28О4(конц.) + Na2SO4 = 2NaHSO4
Н28О4(разб., гор.) + Ка2СОз = Na2SO4 + CO2T + HZO,
Н28О4(разб., хол.) + СаСОз = CaSO4i + CO2T + H2O.
(40° С).
Н28О4(конц.) + НР(конц.) <—* Н8О3Р + Н2О.
(0° C).(примеси S, SO2).(0° C).(примеси S, SO2).H2SO4(kohu.) + Н2О2 (конц.) = Н28Оз(Ог) + Н2О
(0° C).
(примеси S, SO2).
(0° C).
(примеси S, SO2).
Н28О4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2t,
5Н28О4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + HZST + 4HZO
2Н28О4(конц.) + Си = CuSO4 + SO2t + 2H2O, 2Н28О4(конц.) + 2Ag = Ag2SO44- + SO2T + 2HZO, 2Н28О4(конц., гор.) + 2Hg = Hg2SO4i + SO2T + 2HZO.
2Н28О4(конц„ хол.) + 4HZ <* 8(коллонд) + 80г(р) + 6H2O.
Н28О4(конц.) + H2S = Si + SO2T + 2HZO, 2H2SO4(kohu.) + 8 = 3SOzt + 2HZO(кип.).
2Н28О4(конц., гор.) + С(графит) = 2SOZT + COzt + 2HZO.
ЗН28О4(конц.) + 2KBr(T) = SO2T + Br2 + 2HZO + 2KHSO4
(40—60° С, примесь 8), 5Н28О4(конц.) + 8К1(т) = H2ST + 4Izi + 4H2O + 4K2SO4
(кип., примеси S, SO2).
H2SO4 (конц.) + HCOOH = COT + H2SO4 ■ H2O, 6Н28О4(конц.) + СбН|20б = бС(графит) + 6(H2SO4 H'2O)
[0—5° С, примеси СО, СО2, 8О2].
2Н28О4(конц., хол.)н2Т (катод) + Н282Об(О2) [анод].
Н28О4(конц.) + F2 = 2HF + SO4 [точнее, SO2(O^)J(0° Q
Н28О4(безводн.) + SOj = H2S2O7(комн ).
Н28О4(безводн.) + 2SOj + I2 = 2(Г)Н8О4 + SO2(в олеуме).
2Н28О4(безводн.) + NO + NO2 = 2(NO+)HSO4J- + H2O(комн.).
Н28О4(безводн.) + PC15 = HSO3CI + PCI3O + HC1.
26. 2Н28О4(безводн.) + ЬМОэ(безводн) <> НзО+ + NO2 +2HSO4,
Н28О4(безводн.) + НС1О4(безводн.) <—^ H3SO4 4-СЮ4.
27. 2Н28О4(безводн.) ^=* H3SO; + HSO;; p^° = 3,70,
2Н28О4(безводн.) <=* H3O+ + HS2O7;p^° = 4,16.
D2SO4 — СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2SO4. Получение см. 613.
М, = 100,09;d = 1,8572(ад; /пл = 14,35° С.
H2S2O7 — ДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Проявляет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. 424.
М, = 178,14; d = 1,9;/пл = 35,22° С.
1.
H2S2O7 = H2SO4 + SO3t
(80—100° C).
2.
H2S2O7 + Н2О(гор.) = 2Н28О4.
3.
H2S2O7 + 4КаОН(разб„ гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О.
4.
H2S2O7 + 8Оэ + 12 = 2(Г)Н8О4 + 8О2
(в олеуме).
5.
2H2S2O7 + 2Cu = CuSO4 + SO2T + 2H2SO4
(200° C).
6.
H2S2O7 + HCl(r) = HSO3CI + H2SO4
(0° С, в олеуме).
7.
H2S2O7 + C(NH2)2O = 2HSO3NH2 + CO2T
(до 80° С, в олеуме).
8.
2H2S2O7 + Р4ОЮ = 4HPO3 + 4SO3t
(55° С).
427. K2S2O7 — ДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней (анион S2O7" полностью переходит в нон 80^ ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается щелочами, присоединяет 80з. Сульфатирующий реагент. Получение см. 533, 54*. 440‘.
Мт = 254,3 2; d = 2,27; гпл « 300° С.
K2S2O7 = K2SO4 + 80з(выше 440° С; примеси 8О2, О2).
К282О7(разб.) + H20 = K2SO4 + H2SO4.
К282О7(конц.) + Н2О(хол.) = 2KHSO4.
K2S2O7 + 2КОН(разб.) = 2K2SO4 + H20.
K2S2O7 + S03 = K2S3O|0(до 50° C).
3K2S2O7 + M2O3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4(400—500° С; M = Al, Cr).
HSO3F — ФТОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Смешивается с безводной серной кислотой. В отсутствие влаги не реагирует с большинством металлов, диоксидом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фторидов тяжелых металлов. Получение см. 4234'6.
М,= 100,07; d = 1,740(|8); и = - 87° С; /КИП = +163°С.
2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF(выше 900° С).
HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF. •
HSO3F + ЗХаОН(разб.)= Na2SO4 + NaF + 2H2O.
HSO3F(«) + NaCl = NaSO3F + HC1.
HSO3F + KC1O4 = C1O3F + KHSO4(50—85° C).
2HSO3F(«)4=^ H2SO3F+ + SO3F .
HSO3CI —ХЛОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, неустойчивая во влажном воздухе и выше температуры плавления. Разлагается водой, щелочами. Реагирует с жидким HF, пероксидом водорода. Получение см. 42425, 4266, 4552,3.
Мг = 116,52; d = 1,79(2О); /пл = -80,5° С; Un = +152° С (разл.).
2HSO3C1 = H2SO4 + SC12O2(80—100°С, вак.),
HSO3C1 = SO3 + НС1(выше 152° С).
HSO3C1 + Н2О = H2SO4 + НС1.
HSO3C1 + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCl + 2H2O.
HSO3C1 + HF№ = HSO3F + HC1T(0° C).
2HSO3C1(«) + H2O2 (безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HC1(0° C):
HSO3NH2 — АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполярного (цвиттер-) HOHa SO3NH3.npH плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме. Медленно реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется щелочами. Получение см. 41528, 426т.
М, = 97,09; d = 2,126; /пл = 207° С (разл.); ks = 14,7(0), 47(80).
(выше 207° С).(выше 207° С).HSO3NH2 = SO3 + NH3
(выше 207° С).
(выше 207° С).
HSOjNH2 (разб.) + Н20 (хол.) = SO3NH2 + НзО+.
2HSO3NH2 + 2Н2О (гор.) —^ (NH4)2SO4 + H2SO4 (в разб. H2SO4).
HSO3NH2 + HNO3 (конц.) = NzOt + H2SO4 + Н2О(50—60° С).
HSO3NH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + Н2О.
431. Na2S2O4 —ТЕТРАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Неустойчив на воздухе, особенно кристаллогидрат. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным разложением). Разлагается горя .ей водой, реагирует с сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислородом воздуха. Получение см. 2830, 415й, 41710
М, = 174,11;А,= 24,1(2О).
2NazSzO4 = NazSOsS + NazSzOj(выше 52° С).
Na2S2O4 • 2HZO = Na2S2O44- + 2HZO(40—50° С, в этаноле).
Na2S2O4 (разб.) + 8H2O = 2[Na(HzO)4]+ + S2O2 ,
S2O2' + H2O^=> HS2O« + OH'; p/Co = 11,55,
S2O^' + H2O<=* HSO3 + HSO5 [точнее, SO(OH) и S(H)O2], 2S2O^'<zz^ S20j' + SO3S2, S20j + 2пН2О4=? 2(SO2 nH2O).
2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSO3 + NazSO3S.
Na2S2O4 (разб.) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2S2O4(на холоду),
2Na2S2O4 + H2O + HC1 (разб.) = 3NaHSO3 + Si + NaCl(комн.).
Na2S2O4 + 6HNO3 (конц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6NOZT + 2HZO.
2Na2S2O4 (влажн.) + O2 = 2Na2S20j(комн.),
2Na2S2O4<p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3.
Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2T + 2Agi + 2NaNO3.
Na2S2O5 — ПЕНТАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается, при хранении на воздухе окисляется. Хорошо растворяется в холодной воде, создает в растворе кислотную среду за счет частичного перехода аниона S2O2b ион HSO3» подвергающийся обратимому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами. Восстановитель. Получение см. 4169, 417Э, 431L7.
М, = 190,11; d = 1,48; к, = 65,3(2О), 88.7(КО).
Na2S2O5 = NazSO3 + SO2(65—150° С).
Na2S2O5 • 7Н2ОФ<=? Na2S2O5 (насыщ.) + 7Н2О(до 5,5° С).
Na2S20j (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + S2O2'»
S2Oj + Н2О<=^ 2HSO^z=^ 28(Н)Оз .
HSO3 + Н2О<=> SOf + Н3ОТ; p/G = 1,20.
Na2S2O5 + H20 = 2NaHSO3(выше 80° С).
Na2S2O5 + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + 2SO2T + H2O.
Na2S20s + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO4 + 2SO2T + H2O, Na2S20s + 4HNO3 (конц., гор.) = Na2SO4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O.
Na2S2O3 + 2NaOH (конц.) = 2Na2SO3 + H2O. -
2N32S20xt) + O2 (воздух.) = 2Na2SO4 + 2SO2(komh.).
433. H2S2O6 — ДИТИОНОВАЯ КИСЛОТА
Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот Н28„Об (и = 2 -г 10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном растворе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная кислота, нейтрализуется щелочами. Более устойчива к действию окислителей и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. 4354.
М,= 162,14.
(выше 50° С).(выше 50° С).Н2820б(р) — H2SO4 + SO2T
(выше 50° С).
(выше 50° С).
H2S2O6 (разб.) + Н2О (хол.) = Н82Оё + Н3О+, HS2O; + Н2о«=г? S2O2 + Н3О+; рКк = 3.40.
Н2820б + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S2O6 + 2Н2О.
434. Кг82Об — ДИТИОНАТ КАЛИЯ
Родоначальник гомологического ряда тионатов калия К28„Об (п = 2 6). Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окислителей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. 5014, S35, 4355.
М, = 238,32; d = 2,277; к, = 6,64(20), 63,3(|ОО).
(258—300° С).(258—300° С).(кип., в разб. H2SO4).(кип., в разб. H2SO4).К2820б = K2SO4 + 8О2
(258—300° С).
(258—300° С).
(кип., в разб. H2SO4).
(кип., в разб. H2SO4).
К282О6 (разб.) +12Н2О = 2[К(Н2О)6Г + S2O2 , ' s2o^"+н2о<=? нз20б+ он"; рк° = 1 °'60-
К2320б(р) = SO2T + K2SO4
435. Ва82Об — ДИТИОНАТ БАРИЯ
Белый, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с кислотами, вступает в реакции обмена. Получение см. 133".
М, = 297,45; d = 4,536(кр.); к, = 8,5(О), 18,7(М), 24,8(ЗО).
(выше 140° С).(выше 140° С).Ва820б — BaSO4 + SO2
(выше 140° С).
(выше 140° С).
Ва820б • 2Н2О = BaS2O6 + 2Н2О(120° С).
BaS2O6 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)«]2+ + 82О|',
S2O2' + H20<=* HS2O6 + ОН'; p/Co = 10,60.
BaSzOe + H2SO4 (разб.) = BaSO44- + H2S2O6 .(комн),
ВаЗгОб = SO2T + ВаЗО44(кип., в разб. H2SO4).
BaS2O6 + М2Х = M2S2O6 + BaXl(М = Na, К, X =CO^,SO2').
436. НгЗлОб — ПОЛИТИОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение НОзЗ(3„.2)ЗОзН (п = 3^ 18). В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты H2S4O6 и особенно H2S5O6, при слабом нагревании разлагаются. В этанольном растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и восстановителями (активность выше, чем у НгЗгОв). Получение смеси НгЗпОб (жидкость Ваккенродера) см. 413” и 414*, отдельных НгЗлОб — 4375.
H2S„O6(p) ——> (л - 2)34- + ЗО2 + Н2ЗО4(выше 20° С).
Н23„Об (разб.) + НгО (хол.) = HS„O6 + НзО+,
нз„о6 + h2o<=± з„о2- + н3о\
НгЗлОб + 2NaOH = Na2S„O6 + 2НгО(0° С. в этаноле).
H2S„Oe + 4NaOH (разб., хол.) = (л - 2)S1 + Na2SO3 + ЗН2О + Na2SO4.
НгЗ„Об (конц.) + 3<=^ Н23„+|Об.
НгЗлОб + НгО + 30г = НгЗ„.|Об + H2SO3S(0° С, в эфире).
НгЗлОб + (6л - 10)HNO3 (конц., гор.) = лНгЗО4 + (6л - 10)NO2 + (2л - 4)НгО
437. КгЗлОА — ПОЛИТИОНАТЫ КАЛИЯ
Сульфандисульфонаты калия. В свободном виде выделены при л = 3 4- 6, в растворе существуют гомологи с л > 6. Белые, при умеренном нагревании разлагаются, термически наиболее стоек K2S4O6 (до 500° С). Хорошо растворяются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образуют, кроме K2S5O6 • 1,5НгО. В кислом растворе более устойчив КгЗбОб, в щелочном растворе — КгЗзОб- Реагируют с концентрированными кислотами. Получение см. 4439~'2.
ks= 18,4(20).ks = 23,2(ZO).к, = 24,8(2О).ks= 18,4(20).ks = 23,2(ZO).к, = 24,8(2О).(нагревание).(нагревание).К2ЗзО6: М, = 270,39; d = 2,33;
ks= 18,4(20).
ks = 23,2(ZO).
к, = 24,8(2О).
ks= 18,4(20).
ks = 23,2(ZO).
к, = 24,8(2О).
(нагревание).
(нагревание).
К2340б: М, = 302,45; d = 2,29;
К2350б: М, = 334,52; d = 2.11 (кр.);
К2ЗбОб: М, = 366,59.
К23„Об = K2SO4 + SO2 + (л - 2)3
К23„Об (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6Г + S„O^', S„Oi' + НгО^ГГ? HS„O6 + ОН .
КгЗлОед = SO2T + K2SO4 + (и - 2)8-1-(кип., в разб. H2SO4).
K2S„O6 + (6л - 10)HNO3 (конц., гор.) = K2SO4 + (л - 1)H2SO4 +
+ (6л - 10)NO2t + (2л - 4)HZO.'
Кг8лОб (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц.) = 2KCIO4J-+ Нг8лОб(0° С).
К28„Об(р) -^^^ K2SO3, K2SO3S, K.2S, K2SO4(кип.).
438. H2SO3(O2) — ПЕРОКСОСЕРНАЯ КИСЛОТА
Мононадсерная кислота, кислота Каро. Белая, низкоплавкая. Медленно разлагается при комнатной температуре, быстро — выше температуры плавления. Устойчива в разбавленном растворе на холоду, сильная одноосновная кислота. Разлагается водой при комнатной температуре (медленно) и при нагревании (быстро), нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 4392 ’, 4406.
Мг= 114,08; Г„л = 45° С.
Н28О3(О2)—H2SO4 + O0(комн ),
2Н28Оз(О2) = 2Н28О4 + О2(выше 47° С).
Н28О3(О2) + Н2О = Н8Оз(ОгГ + Н3О+(0° С).
Н28О3(О2) + Н2О (гор.) = H2SO4 + Н2О2.
Н28Оз(О2) + 2НС1 (конц.) = С12Т + H2SO4 + Н2О.
Нг8Оз(О2) + NaOH = NaHSO3(O2) + Н2О(0° С, в этаноле),
2Н28О3(О2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4НгО + О2Т.
3H2SO3(O2) + 8(NH3 ■ Н2О) [конц.] = 3(NH4)2SO4 + N2t + 11Н2О.
H2SO3(O2) + 2КЕ = Ez + K2SO4 + Н2О(Е = Вг, I),
5Н28О3(О2) + ЗН2О + 2Мп8О4 = 2НМпО4 + 7H2SO4.
Н28О3(О2) + Н8О3С1 = Н282Об(О2) + HCI.
Н2$2Об(О2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше температуры плавления. Устойчива в концентрированном растворе, разлагается в разбавленном растворе (быстро — в щелочной среде). Сильный окислитель; реагирует (полностью, но медленно) с гидратом аммиака, иодидом калия. Получение см. 424ю, 438й, 4406.
Л/г =194,14; Г™ = 65° С (разл.).
2Н 282Об(О2) = 2Н 2SO4 + 28О3 + О2(выше 65° С).
Н282Об(О2) (разб.) + Н2О = Н28О3(О2) + Н28О4(0° С),
Н282Об(О2) (разб.) + 2Н2О = 2Н28О4 + Н2О2(20—25° С).
2Н282Об(О2) [конц.] + 4NaOH = Na2S2O6(O2) + NaHSO3(O2) + NaHSO4 + + 3H2O(0° С),
2Н282Об(О2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2SO4 + 6Н2О + O2t.
3H2S2O6(O2) + 14(NH3 ■ H20) = 6(NH4)2SO4 + N2t + 14H2O.
H2S2O6(O2) + 2AgNO3 + 2H2O = (A^Ag"1^ + 2H2SO4 + 2HNO3.
H2S2O6(O2) + 2KI = hi + K2SO4 + H2SO4.
5H2S2O6(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4 (кат. AgNO3).
H2S2O6(O2) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2M0(0H)i + 2Na2SO4 + 4H2O
(M = Fe, Co, Ni).
H2S2Oe(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SO3(O2)[на холоду].
Кг82Об(О2) — ПЕРОКСОДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложением, полностью разлагается горячей водой. Кристаллогидратов не образует. Типичный сильный окислитель. Получение см. 548, 47917.
Мг = 270,32; d = 2,477; к, = 4,7(2О), 11,0<40).
1. 2К282О6(О2) = 2К282О7 + О2(65—100° С).
2. 2К282Об(О2) + 2Н2О (влага воздуха)> 4КН8О4 + О2 (примесь О3).
3. К282О6(О2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + 82О6(О2)2',
S2O6(O2)2 + 2Н2О<=^ HSO3(O2) + SO2 + Н3СУ(0° С),
82Об(О2)2* + 4Н2О4* 2SOj~+ Н2О2 + 2Н3О+(комн.).
4. 2К282О6(О2) + 2Н2О (гор.) = 2К28О4 + 2Н28О4 + О2Т(кат. МпО2).
5. К282Об(О2) + 2Н2О = K2SO4 + H2SO4 + Н2О2(комн., в разб. H2SO4).
6. K2S2O6(O2) + Н2О = H2SO3(O2) + K2SO4(0° С, в разб. H2SO4),
K2S2O6(O2) + 2Н28О4 (конц.) = Н282Об(О2) [конц.] + 2КН8О4(0° С).
7. 2К282Об(О2) + 4КОН (гор.) = 4К28О4 + О2Т + 2Н2О(кат. МпО2).
8. К282Об(О2)(Т) + 280^ = K2S4Oi2(O2)[над олеумом].
9. K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2SO4(в разб. H2SO4).
10. К282Об(О2) + 2HI = hi + K2SO4 + H2SO4(комн.),
5K2S2O6(O2) + 12КОН + h = 10K2SO4 + 2KIO3 + 6H2O(кип).
11. К282О6(О2) + 2Н2О + MnSO4 = MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4.
3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 2KHCrO4 + 7H2SO4 + 2K2SO4.
K2S2O6(O2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 = NaBiO3i + K2SO4 + Na2SO4 +
+ 3H2O(кип.).
K2S2O6(O2) + 2KOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)i + 2K2SO4 + 2H2O
(M = Fe, Co, Ni).
HSOiS — ТИОСЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких температурах. Термически неустойчива. Быстро (но не мгновенно) разлагается в воде (сильная кислота), мгновенно — в присутствии серной кислоты, медленно и не полностью — в эфирном растворе при комнатной температуре. Реагирует со щелочами, галогенами. Получение см. 41323, 4426.
М,= 114,15.
(выше -78° С).(в разб. H2SO4).(Е = С1, Вг), (комн., в эфире).(выше -78° С).(в разб. H2SO4).(Е = С1, Вг), (комн., в эфире).2H2SO3S = H2S + H2S3O6
(выше -78° С).
(в разб. H2SO4).
(Е = С1, Вг), (комн., в эфире).
(выше -78° С).
(в разб. H2SO4).
(Е = С1, Вг), (комн., в эфире).
H2SO3S (разб.) + Н20 = HSO3S" + Н30+, HSO3S" + НгО^^ SO3S2" + НзО+; рК, = 1,72.
Н280з8(Р) = Н2О + Si + SO2
H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2Н2О.
H2SO3S + 4Е2 + 5Н2О = 2H2SO4 + 8НЕ
2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2HI.
Н280з8<=> H2S + SO3
442. Na2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ НАТРИЯ
Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 395'|0, 414’5, 4167 8.
М, = 158,11; d= 1,667, 1,715 (кр); & = 7О,1(2о), 229(80).
Na2SO3S = Na2SO3 +S(220—300° С),
4Na2SOsS = 3Na2SO4 + №2(85) [до 600° С, примесь других Na2(S„)].
Ха280з8 • 5Н2О = Na2SO3S + 5Н2О(100—110° С).
Na2SO3S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO3S2", SO3S2" + НгО^Т^ HSO3S" + ОН"; рКо = 12,28.
Na2SO3S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2T + Si + Н2О.
Na2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2NaCl(кип.).
Na2SO3S + 2HCl(r) = Н28Оз8(ж) + 2NaCl(-80° С).
Na2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = Na2SO4 + Si + 2NO2T + H2O.
Na2SO3S(T) + H2O (влага) + Ch(r)= Na2SO4 + 2HC1 + S.
№г80з8 + 5НгО + 4Ег (насыщ.) = Na2SO4 + H2SO4 + SHE (E = Cl, Br).
2Na2SO3S (разб.) + I2 = Na2S40e + 2NaI,
Na2SO3S + lONaOH (конц.) + 4Ь = 2Na2SO4 + 8NaI + 5H2O.
2Na2SO3S + 6P2 = 4NaF + 2SOF2 + 2SO2F2(-80° С, примесь SF6).
3(Na2SO3S • 5H2O) + O2 = 3Na2SO4 + 2S + H2S + 14H2O(60—120° C),
2Na2SO3S + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2S(120—150° C).
5Na2SO3S + 8NaIO3 + H2O = 9Na2SO4 + H2SO4 + 4hi.
3Na2SOsS + 4H2O2 (конц.) = 2Na2S3Oei + 2NaOH + 3H2O (в этаноле).
2Na2SO3S + H2S2O6(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6.
2Ха280з8 (конц.) + AgE = NastAgtSOsSh] + NaE(E = Cl, Br, I).
2Na2SO3S + 2H2O электролиз> н2Т (катод) + рЧа2820б + 2Si] (анод) + + 2NaOH.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.2K2SO3S + Ог (воздух) = 2K2SO4 + 2S(120—150° С).K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ(Е = С1, Вг).5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I2i.2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = 2K2S3O6i + Si(-10° С).2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI.2K2SO3S + SCh = K2S5O6 + 2КС1(0° С, в конц. НС1).2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1(0° С, в конц. НС1).2K2SO3S + Ог (воздух) = 2K2SO4 + 2S(120—150° С).K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ(Е = С1, Вг).5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I2i.2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = 2K2S3O6i + Si(-10° С).2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI.2K2SO3S + SCh = K2S5O6 + 2КС1(0° С, в конц. НС1).2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1(0° С, в конц. НС1).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
2K2SO3S + Ог (воздух) = 2K2SO4 + 2S
(120—150° С).
K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ
(Е = С1, Вг).
5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I2i.
2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = 2K2S3O6i + Si
(-10° С).
2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI.
2K2SO3S + SCh = K2S5O6 + 2КС1
(0° С, в конц. НС1).
2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1
(0° С, в конц. НС1).
2K2SO3S + Ог (воздух) = 2K2SO4 + 2S
(120—150° С).
K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ
(Е = С1, Вг).
5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I2i.
2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = 2K2S3O6i + Si
(-10° С).
2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI.
2K2SO3S + SCh = K2S5O6 + 2КС1
(0° С, в конц. НС1).
2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1
(0° С, в конц. НС1).
443. K2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. 49 3, 614'5, 4 1 88’9, 4 1 98.
М, = 190,33; d = 2,23; к, = 155,4(2О), 312(9О).
4K2SO3S = 3K2SO4 + K2(S5)(выше 430° С).
K2SO3S • 1,67Н2О = K2SO3S + 1,67Н2О(180—200° С).
K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + SO3S2",
SO3S2" + Н2О<=> HSO3S" + ОН"; рК0 = 12,28.
K2SO3S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + SO2T + Si + Н2О(комн),
K2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2КС1(кип.).
K2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = K2SO4 + Si + 2NO2T + Н2О.
444. (NH4)2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном растворе. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. 27510, 2865 7.
М,= 148,21; </=1,68; к, = 103,3(|оо).
(NH4)2SO3S> (NH4)2SO4, NH3, H2S(150° С, примеси SO2, S).
(NH4)2SO3S (разб.) —^—> (NH4)2SO3 + Si.
(NH4)2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2T + Si + H2O, (NH4)2SO3S + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2ST + 2NH<C1 (кип.).
(NH4)2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = (NH4)2SO4 + Si + 2МОгТ + H2O.
(NH4)2SO3S + 5H2O + 4E2 = 2H2SO4 + 2NH4E + 6HE(E = Cl, Br),
2(NH4)2SO3S (разб.) + I2 = (NH4)2S4O6 + 2NH4I.
2(NH4)2SO3S(p) + 3SO2 = (NH4)2SsO6 + (МН4)г840б(комн.).
445. S2F2 —ДИФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением (—SP)2 (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)p2 (устойчивая форма). Выше 15° С неустойчивая форма переходит в устойчивую. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелоча-
ми, кислородом. Получение неустойчивой формы см. 412м, устойчивой формы — 412м, 450*.
М, = 102,13; dw = 1,5<"|00); р = 4,3 г/л (н. у.);
(—SF)2: гпл = -133° С; г™ = +15° С;
S(S)F2: Г„л = -164,6° С; Г™ =-10,6° С.
2S2F2 = SF4 + 3S(выше 180° С).
2S2F2 + 2Н2О =\SO2 + 3S + 4HF(комн.).
S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2Н2О, S2F2 + lOHNOs (конц., гор.) = 2H2SO4 + ЮМО2 + 2HF + 2Н2О.
2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O.
2S2F2 + 5O2 = SOF4 + 3SO3(200° С. p, кат. NO2).
SF4 — ТЕТРАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Термически устойчив. Растворяется в апротонных органических растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами. Получение см. 412То-|3, 445', 4498.
М, = 108,06; d = 1,9191НЗ); tro = -121,0° С;
Гкип = -37° С.
3SF4 = 2SF6 + S(600—650° С).
SF^; + Н2О (влага воздуха) = 2HF + SOF2.
SF4 + 2Н2О = SO2 + 4HF.
SF4 + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = H2SO4 + 2NO2t + 4HFT(кип.).
SF4 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 4NaF + 3H2O.
2SF4 + O2 = 2SOF4(200° С, p, кат. NO2).
SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCl(150—175° C, p).
SF^j + BF3 = (SF3+)[BF4), SF^ + CsF = Cs[SF5].
SF4 + 2HFW электролиз> H2T (катод) + SF6T (анод).
S2F10 — ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в меньшей степени, чем SFe); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавленными щелочами. Разлагается кипящей водой и концентрированными щелочами, реагирует с хлором. Получение см. 4534.
М.= 254,11; d=2,08(2O); Гпл =-60° С; ГКИп =+29° С.
82Рк>(Г) = 2(-SF5)(r) (радикал)[выше 70° С].
S2F|o + 6Н2О ——» SO2T + H2SO4 + 10HF(кип ).
S2F|0 + 14NaOH (конц.) = Na2SO3 + Na2SO4 + lONaF + 7H2O (кип.).
S2Fio + Cl2 = 2S(C1)F5(200° C).
448. SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. В твердом состоянии легколетучий. При нагревании разлагается. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Химически пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Окисляет иодоводород, сероводород и активные металлы. Получение см. 4 1 26, 4 1 515, 446’.
М, = 146,05; dw = 1,88Н9); р = 6,976 г/л (н. у.);
= -50,7° С (р); ?су6л = -63,8° С; v, = 1,47(0), 0,55<25).
1.
SF6 = S + 3F2
(выше 800° C).
2.
SFe + 4H2O (nap) = H2SO4 + 6HF
(выше 300° C, p).
3.
SF6 + 8HI(r) = H2S + 4I2 + 6HF
(200° C).
4.
SF6 + 3H2S = 6HF + 4S
(400° C).
5.
SFe + 8Na = 6NaF + Na2S
(270- 420° C).
449. SCh —ДИХЛОРИД СЕРЫ
Родоначальник гомологического ряда соединений S„Ch(« = 1-8-8). Темнокрасная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизируется добавкой РС1з. Реакционноактивный; реагирует с водой, кислотами- окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Получение см. 4127 l 2, 4506.
М, = 102,97; d = 1,621(20); ?ПЛ = -121°С; fK„„ =+59,6° С.
2SCh = S2CI2 + Cl2(выше 70° С).
SCh + 2Н2О = 2НС1 + H2SO2 [точнее, S(OH)2 + S(H)O(OH)]
(0° С. в эфире), 2SCh + 2Н2О = 4НС1 + Si + SO2
(комн.; примеси H2SO3S, H2SnO6, H2SO4).
SC12 + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2T + 2НС1, SCh + H2SO4 (конц., гор.) = 280г + 2НС1.
2SCh + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + ЗН2О.
2SChx + Ог = 2SChO(примесь S2CI2O5).
2SCh(x) + 4SO3 = 3SO2 + SChO + S2CI2O5.
SCh(x) + Ch(x) = SCU-
3SCh + 4NaF = SF4 + S2CI2 + 4NaCl(68 -72° С, в ацетонитриле).
Процесс удлинения цепи(см. также 4132')
2SCh + Нг8л = Sn+Ch + 2НС1(от -20 до -6° С, в жидк. CCU).
Примеры: 2SCh + H2S = S3CI2 + 2НС1,
2SCh + H2S2 = S4Ch + 2НС1, 2SCh + H2S3 = S5Ch + 2НС1, 2SCh + H2S4 = S6Ch + 2HC1.
(-5° С, в петролейном эфире). (0° С, в конц. НС1).(-5° С, в петролейном эфире). (0° С, в конц. НС1).SCh + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1
(-5° С, в петролейном эфире). (0° С, в конц. НС1).
(-5° С, в петролейном эфире). (0° С, в конц. НС1).
SCh + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2K.C1
450. S2CI2 — ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ
Второй член гомологического ряда соединений S„Ch (« = 1 + 8). Бесцветная или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии оранжево-желтый, имеет строение (—SC1)2 с примесью изомера S(S)Ch- Плавится и кипит без разложения. Весьма реакционноспособный; разлагается водой, кислотами, щелочами; реагирует с жидким аммиаком, водородом, серой, сероводородом. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Неводный растворитель для иода, хлоридов металлов. Получение см. 412712, 449* '*,
М, = 135,04; d = 1,678(О); 1,688(2О); ?пл = -77° С;
?кип — +138° С.
(выше 300° С).(выше 300° С).S2Ch = 2S + Ch
(выше 300° С).
(выше 300° С).
S2Ch + 2Н2О = H2S2O2 + 2НС1(0° С),
2S2Ch + 2Н2О = 4НС1 + 3Si + SO2 (комн., примеси H2SO3S, H2S„O6, H2S), S2Ch + 2Н2О = H2S + SO2 + 2НС1(кип.).
S2Ch + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2НС1 + 2Н2О,
S2Ch + lOHNOs (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2 + 2НС1 + 2Н2О.
2S2Ch + 6NaOH (разб., хол.) = 3Si + Na2SO3 + 4NaCl + ЗН2О, S2CI2 + 6NaOH (конц., гор.) = №28 + Na2SO3 + 2NaCl + 3H2O.
2S2Ch + 502 = 2SO2 + 2SO3 + 2Ch(300—500° C).
S2Cl2(x) + Cl2(r) = 2SCh(до 20° С, кат. FeCh).
S2Ch + 8H2O + 5Ch = 2H2SO4 + 12HC1.
S2Ch + 2KF = 2KC1 + S2F2 [точнее, изомер S(S)F2](140—1454 C).
S2Ch + 2H2O + 2SO2 = H2S4O6 + 2HC1(0° C).
S2ChW + SO3 = SO2 + S + SChO.
2S2Ch + 2ZnS = 2ZnCh + 6S(150—200° C).
3S2Ch + Na2SO4 = 2SCI2O2 + 2NaCl + 5S(до 300° C).
S2CI2 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KC1(0° С, в конц. HC1).
6S2CI2 + 4LiNs = 3S4N4 + 4L1C1 + 4Ch(комн., в бензоле).
6S2CI2 + 16МНз<ж) = S4N4 + SS-l^ + I2NH4CI[примесь S(C1)N].
Процессы удлинения цепи(см. также 41321).
S2C12(x) + (л - 2)S = S„C12(л = 3,4);
282С12(ж) + Н28„(ж) = S„+4Ch + 2НС1(« = 5 4-19).
Примеры: 2S2CI2 + H2S = S5CI2 + 2НС1, 2S2C12 + H2S2 = S6C12 + 2НС1, 2S2C12 + H2S3 = S7CI2 + 2НС1, 2S2C12 + H2S4 = S«Ch + 2НС1;
«S2Cl2(x) + («- 2)H2 = 2S„Ch + 2(n - 2)HC1(« > 20).
(150° C).(150° C).S2C12 + Н2 = 2НС1 + 2S
(150° C).
(150° C).
БгС^ж) + SbCl3 = (S2C1+) [SbCU], S2Cl2(x) + HgCh = (HgCl+) [S2C13],
2S2C12(m)4=* S2C1+ + [S2C13]'
S„Ch — ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ
Оранжево-красная жидкость (смесь S„C12). В свободном виде выделены SnCl2 с л = 3 4- 8; в смеси существуют S»C12 с л < 100 (при л = 20 4- 24 — очень вязкие жидкости, при л > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По химическим свойствам аналогичны S2C12. Низшие S„C12 — исходные вещества в процессе удлинения цепи. Получение см. 449s, 45016.
S3C12;Mt=167,10;d =1,7441(20),
S4C12:М, =199,17;d =1,7774(20),
S5C12;М,=231,24;d=1,8018(2О),
S6C12:Л/г =263,30;d=1,8219(20),
S7C12: М, = 295,37;d = 1,84(2О),
S8C12: М, = 327,43;d = 1,85(2О).
S„C12 = S2C12 + (л - 2)S(выше 20° С).
Процесс удлинения цепи(см. также 41321)
2S„Ch + H2S„ = S3„C12 + 2НС1.
SCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ
Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реагирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 4497.
М, = 173,88; /пл = (-30) + (-20)° С.
SCU = SC12 + С12(выше-15° С).
SCU + Н2О (влага воздуха) = SC12O + 2НС1.
SC14 + 2Н2О = 4НС1 + SO2.
SC14 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H2SO4 + 2NO2T + 4HC1.'
SCU + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + 3H2O.
SCl^) + SbCU = (SCI?) [SbCU].
S(CI)F5 — ПЕНТАФТОРИД-ХЛОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения. Реагирует с водой (медлен-. но), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. 4467, 4474.
М, = 162,51; d= 1,541(-60); /пл =-64° С; /кип = 19° С.
S(C1)F5 • 17H20i (клатрат)*^ S(C1)FW + 17H2O(на холоду).
S(C1)F5 + 4H2O —^ HC1 + SHF + H2SO4.
S(C1)F5 + 8NaOH (разб.) = NaCl + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O.
2S(C1)F5 + H2 = S2F|0 + 2HC1(комн., свет ртутной лампы).
SC12O — ОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ
Тионилхлорид. Бесцветная жидкость, выше температуры кипения разлагается. Перегоняется в вакууме при комнатной температуре. Полностью обезвоживает гидратированные хлориды металлов. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами, металлами, жидким HF. Неводный растворитель для неполярных веществ. Получение см. 4127, 4495,6.
М, = 118,97; d = 1,638(М);t„„ = -104,5° С; tK„n =+75,6° С.
1. 4SC12O = 2SO2 + ЗС12 + S2Ch(85—440° С).
2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2, 3SC12O + 5Н2О = 6НС1 + 2H2SO4 (разб.) + Si(кип).
3. SC12O + 2tiNO3 (конц.) + Н2О = H2SO4 + 2НС1 + 2NO2T.
4. SC12O + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO3 + 2H2O.
5.
SC12O + 2НВг(Г) = SBr2O + 2HC1
(0° C).
6.
2SC12O + 4HI(r) = SO2 + S + HC1 + 2I2
(комн.).
7.
SCl2O(x) + 2HF(X) = SOF2T + 2HC1T
(кат. SbCls).
8.
SC12O —H2S* > S8O
(-40° С, в жидк. CS2).
9.
lOSChO + P4Sio = 1OS2C12 + P4Oio.
10.
3SC12O + 6A1 = A12S3 + A12O3 + 2A1C13
(400—600° C).
11. 6SCl2O,x) + FeCl3 • 6H2O = 6SO2 + FeCh + 12HC1.
455. SC12O2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ
Сульфурилхлорид. Бесцветная легкоподвижная жидкость, кипит без разложения. При стоянии желтеет из-за частичного разложения. Гидролизуется водой. Химически активный; реагирует с серной кислотой, щелочами, оксидами металлов, серой, фтором, фторидами металлов, аммиаком. Неводный растворитель для хлоридов металлов (в том числе тяжелых) и SO3. Получение см. 41517, 429', 45012.
М, = 134,97; d = 1,667(2О); гпл = -54,1° С; txm = +69,5° С.
SC12O2 = SO2 + Cl2(160—300° С).
SC12O2 + Н2О —-—> HSO3C1 + НС1(комн.),
SC12O2 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO4(кип.)
SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1.
SC12O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO4 + 2H2O.
5С12О2(ж) + 2CaO = CaSO4 + CaCl2.
2SC12O2(x) + 3S = SC12 + S2CI2 + 2SO2
SCI2O2 + F2 = SO2F2 + Cl2
SCI2O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl
SCI2O2 + 2NH3 = S(NH2)2O2 + 2HC1 сульфамид
(кат. А1С1з). (комн.) (60—150° С, р, в сульфолане), (комн., в СНС1з).(кат. А1С1з). (комн.) (60—150° С, р, в сульфолане), (комн., в СНС1з).S4N4 — ТЕТРАНИТРИД ТЕТРАСЕРЫ
(кат. А1С1з). (комн.) (60—150° С, р, в сульфолане), (комн., в СНС1з).
(кат. А1С1з). (комн.) (60—150° С, р, в сульфолане), (комн., в СНС1з).
Оранжево-желтый, при очень низких температурах — светло-желтый (почти белый), при повышенных температурах — красный. Имеет строение неплоского цикла. Устойчив на воздухе, при нагревании в вакууме возгоняется. Плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Не реагирует с холодной водой. Химически активный; разлагается горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами; реагирует с серой, сильнымй восстановителями. Получение см. 41218, 45014'|5.
М, = 184,29; d = 2,22; tm = 178° С; r,„„ = 185° С.
S4N4 = 2S2N2(80° С, кат. AgF2).
nS4N4 = 4(SN)e(124—139° С),
S4N4 = 4S + 2N2(выше 200° С).
S4N4 + 6Н2О (гор.) = 4NH3t + Si + 3SO2t (примеси H2S„O6, H2SO3S).
S4N4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6Н2О = 4NH4C1 + Si + 3SO2T, S4N4 + 8HNO3 (конц., гор.) + 4H2O = 4SO2T + 4NO2T + 4NH4NO3.
S4N4 + 6NaOH (разб.) + H2O = 4(NH3 H2O) + Si + 3Na2SO3.
S4N4 + 4S = 2S4N2(110° C, p, в жидк. CS2).
S4N4 + 24HI = 4H2S + 10I2i + 4NH4I(примесь S).
S4N4 + К = K(S4N4)[на холоду, в тетрагидрофуране].
СЕЛЕН
Se —СЕЛЕН
Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: устойчивая — серый (металлический) a-Se и неустойчивая — красный p-Se; известен также аморфный Se (окраска серая или красная), в особых условиях получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый. Красный P-Se состоит из молекул See. Аморфный Se немного растворяется в сероуглероде. Не реагирует с жидкой водой, хлороводородом, иодом. Реагирует с серной кислотой (кроме P-Se), азотной кислотой, щелочами, водородом, галогенами, металлами. Получение см. 46010,", 4624,6~8, 4635 8, 464".
Mt = 78,96; d = 4.79(a), 4,46(Р), 4,28 (аморфн.);
6^ = 217° С; Г,™ = 685,3° С
Se (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SeO2 + 2Н2(150° С)
2.
8Se + 4H2SO4 (конц., хол.) =(Seg JS3O10 (зел.) + SO2T + 4Н2О, Se + 2H2SO4 (конц.) = SeO2i + 2SO2T + 2Н2О(кип.)
3.
3(a-Se) + 4НМОз (разб., гор.) + Н2О = 3H2SeO2 + 4NOT, P-Se + 4HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 4NO2T + Н2О.
4.
5.
3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Na2Sc + 3H2O(кип.)
Se + 2H°(Mg, разб. HC1) = H2Se(комн ).
Se + H2 = H2Se(350-- 450° C).
6.
7.
8.
Se + O2 = SeO2 (250° С, кат. NO2).
2Se + 5F2 = SeFe + SeF4 ■ (комн.) 2Se (суспензия) + Cl2 = Se2Cl2 (в жидк. CC14), Se + 2C12 = SeCl4 (комн.)
9.
3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBr4i(комн., в жидк. CS2).
Se (порошок) + 3H2O + 2!2 = Н25еОз + 4H1(25 30° С).
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
Se + 2М = M2Se(-40° С, в жидк. NH3; М = Na, К).
3Se + 2А1 = Al2Se3(600 650° С).
Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2SeO4 + 4Н2О.
Se + 3KNO3 + 2КОН = K2SeO4 + 3KNO2 + Н2О(350 -400° С).
3Se + 4C1F3 = 3SeF4 + 2С12[20° С, примесь Se(Cl)F5]
5Se + 6BrF5 = 5SeF6 + 3Br2(100° C).
Se + 3F2 + NaClO =(SeF5+)C10 + NaF(комн.).
Se (коллоид) + Na2(S„) = Na2[SeS2] + (n - 2)Si(на свету).
Se + Na2SO2 (конц., гор.) = Na2SO3Se (селеносульфат натрия).
5(a-Se) + 3H2O + 4Н10з = 5H2SeO3 + 212i(20- 30° C).
5(P-Se) + 4Н10з(т) = 5SeO2 + 2I2 + 2H2O(200° C).
20.
Se + H2O + 2H2SeO4 ► ЗН}5еОз(комн.),
Se + 2H2SeO4 (конц.) = 3SeO24- + 2H2O(выше 100° C).
lib's. HF,,,
21.
Se —EFi > (Se4*)[EF6]2,(Se8*)[EF612(E As, Sb).
22.
c /x ?2° C„ c130° c„
Se (аморфн.) > p-Se(T>► a-Se^,
с»до 850° C v rcc 1 900 -1000° C v Q>15OO°C
Ses(r)> [Sc6(rj 1 Sc^rj]> Se2(r> > Se(r>-
458. H2Se — СЕЛЕНОВОДОРОД
Бесцветный газ. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Медленно разлагается в разбавленном растворе. Реагирует с кислотами-окислителями. Нейтрализуется щелочами. Восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 4575, 4594.
М, = 80,98; р = 3,6643 г/л (н. у.); tm = 65,72° С;
Гкип -41,5° С; V, = ХП№, ГКР\
(до 300° С).(до 300° С).1. H2Se=H2 + Se
(до 300° С).
(до 300° С).
H2Se (разб.) + H2O«=Z> HSe’ + Н3О+; рХ, = 3,81, HSe’ + H2O<=Z> Se2" + Н3О+; рКк = 11,00.
3.
H2Se<p) ——» Н2 + Sei
(комн., примесь H2Se»).
4.
H2Se + 6HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 6NO2T + ЗН2О.
5.
H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + Н2О,
H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H2O.
6.
2H2Se(p) + O2 (воздух)> 2H2O + 2Sel
(комн.),
2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O
(сгорание на воздухе).
7.
H2Se (насыщ.) + S —-—► H2S + Sei
(комн.).
8.
H2Se(r) + 2Na = Na2Se + H2
(100° С).
9.
H2Se + PbO = PbSe + H2O
(выше 300° С).
10.
2H2Se + 2CuSO4 = Cu2Sel + Sei + 2H2SO4
(примесь CuSe).
459. Na^e — СЕЛЕНИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при кипячении. Образует кристаллогидраты Na2Se • лН2О (л = 4, 5, 9, 10, 16). Не растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 45710, 4585'8, 4631''°.
М. = 124,94; d = 2,5;t„„ * 875° С.
Na2Se + Н2О (влага) = 2NaOH + H2Se (комн., в отсутствие О2, СО2).
Na2Se (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Se2" (в атмосфере N2), Se2" + H2O<=Z> HSe" + ОН"; рКо = 3,00.
Na2Se + Н2О —-—> Na2(Se„), Se, NaOH, Н2(кип.).
Na2Se + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2SeT.
Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2T + 4H2O.
Na2Se<p) + (л - l)Se = Na2(Se„)[кип., л = 2 -к 6].
Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe.
2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Sel + 4NaOH[примесь Na2(Se„)].
460. SeO2 — ДИОКСИД СЕЛЕНА
Селенолит. Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеО2). В газообразном состоянии зеленовато-желтый. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует е^пероксидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. 457 ' ,6, ’’20, 461| 5 ’, 462,4655.
М, = 110,96; d = 3,954; гсу6л. = 315° С;
?пл = 340° С (р); к, = 264(22), 471,65).
SeO2 + H2O = Н28еОз(комн.)
SeO2 + 2NaOH (разб.) = Na2Se€>3 + Н2О, SeO2 + М(ОН)2 = MSeCh + 2Н2О (при нагревании; М = Pb, Ni, Си).
SeO2 + 2НР(Ж) = H2[SeO2F2].
SeO2 + 2НС1<г) = H2[SeCl2O2]T(комн.).
SeO2 + 2НС1(г) = SeChO(в конц. H2SO4, примеси SeCl2, CI2).
SeO2 + 2SChO = SeCl4 + 2SO2(75—90° C).
5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4H2O + 2KBrO3 = 5H2SeO4 + Br2 + 2KNO3.
SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4(кип. в атмосфере O2),
SeO2 + Na2O2 = Na2SeO4(аыше 350° C).
SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2(50—75° C).
SeO2 + 2H2S(r) = Se + 2H2O + 2S, SeO2 + 2SO2(r> = Se + 2SO3.
SeO2 + N2H4 • H2O (rop.) = Sei + N2T + 3H2O.
2SeO2(rx^^? 2SeO(r> + O2(выше 1000° C).
461. 8еОз — ТРИОКСИД СЕЛЕНА
Белый в твердом, жидком и газообразном состоянии. При слабом нагревании сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жидком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный окислитель. Получение см. 461', 4658.
М, = 126,96; ^(ж) = 2,75*'|9), Z™ = 118,5° С; z^. > 100° С.
1.
4SeO3 = 2(SeO2+)SeO4(T) + О2
28еОз = 2SeO2 + О2
(175° С, вак.), (выше 185° С).
2.
3.
8еОз + Н2О = H2SeO4.
8еОз + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + Н2О.
4.
8еОз + 2НС1 (конц.) = Н28еОз + С12Т
(0° С).
5.
6.
SeO3 + 2НС1(Г) = SeO2 + С12 + Н2О SeO3 + HF(X) = HSeO3F.
(комн.)
7.
8.
2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2
SeOs + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O7.
(90—120° С).
462. НгЗеОз —СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе, быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из раствора. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4573’19'20, 4584, 4601, 4614, 464110.
М,= 128,97;М,= 128,97;d = 3,004;d = 3,004;tm = 66,5° С.tm = 66,5° С.
М,= 128,97;
М,= 128,97;
d = 3,004;
d = 3,004;
tm = 66,5° С.
tm = 66,5° С.
H2SeO3 = SeO2 + H2O(выше 70° С или над P4O10).
H2SeO3 (конц.) + Н2О< » HSeOj+ Н3О+,
2 HSeO3<^ Se2O| + Н2О.
H2SeO3 (разб.) + HjO^zzz* HSeO3 + Н3О+; рКк = 2,61, HSeO3 + Н2О^=* SeO3~ + Н3О+; рКк = 8,32.
H2SeO3 + 4НС1 (конц.) = Sei + 2Ch + ЗН2О.
H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + Н2О, H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2H2O, H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OH)6].
H2SeO3 + 4HI = Sei + 2I2i + 3H2O.
H2SeO3 + 2H2S = Sei + 2Si + 3H2O.
H2SeO3 + N2H4 ■ H2O = Se (коллоид) + N2? + 4H2O (кип. в темноте).
He2SeO3 + E2 + H2O = H2SeO4 + 2HE(E = Cl, Br),
H2SeO3 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 + H2O.
5H2SeO3 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2SeO4 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4.
H2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3i + 2HNO3.
H2SeO3 + HCIO4 (безводн.) = Se(OH)3 (или H3SeO3) + CIO4.
H2SeO3 + H2O 2!^^ н2?(катод) + H2SeO4 (анод).
463. Na2SeO3 — СЕЛЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается в горячей воде, сильных кислотах, реагирует с галогенами, углеродом, водородом. Восстановитель более слабый и окислитель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. 4602, 4625, 4651.
Mt = 172,94;I™ = 710° С (разл.); к, = 60(37), 85(89’.
2Na2SeO3 = 2Na2Se + ЗО2(выше 710° С, примесь Na2Se2O5).
Na2SeO3 • 5Н2О = Na2SeO3 + 5Н2О(40° С, вак.).
Na2SeO3 (конц.) + Н2О < * Na2Se2Os + 2NaOH.
Na2SeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeOl", SeOF + Н2О4=? HSeO3 + ОН"; рКо = 5,68.
Na2SeO3 + 6НС1 (конц.) = 2NaCl + Sei + 2С12 ? + ЗН2О.
Na2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3i + 2NaNO3.
Na2SeO3 + H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + H2O, Na2SeO3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + 2NaCl + H2O.
Na2SeO3 + 2H[SnCl3] + 8HC1 (разб.) = Sei + 2H2[SnCl6] + 2NaCl + 3H2O
Na2SeO3 + KNO3 = Na2SeO4 + KMO2(350— 400° C),
2Na2SeO3 + O2 (воздух) = 2Na2SeO4(700—725° C).
(550— 650° С), (600— 700° С).(550— 650° С), (600— 700° С).Na2SeO3 + 3H2 = Na2Se + 3H2O
(550— 650° С), (600— 700° С).
(550— 650° С), (600— 700° С).
2Na2SeO3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + ЗСО2
Na2SeO3 + Н2О — -°-3 > Н2? (катод) + Na2SeO4 (анод).
H2SeO4 — СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА
Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к переохлаждению (до + 13^ С, d^ = 2,60<15)). Перегоняется в вакууме без разложения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавленном растворе — сильная кислота. Гидрат H2SeO4 • Н2О имеет ионное строение Н3О+ HSeO4. Нейтрализуется щелочами. Более сильный окислитель, чем серная кислота (даже в умеренно разбавленном растворе), но реагирует медленно. С концентрированной хлороводородной кислотой образует смесь, подобную по окислительной способности «царской водке». Получение см. 4608, 4612, 4629, |3.
М, = 144,97; d = 2,95; tro = 62,4° С; к, = 566,6(20), 2757(50’.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.H2SeO4 ——» SeO3 + Н2ОH2SeO4 ——» SeO3 + Н2О2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О22H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2(комн., над Р4Ою),(комн., над Р4Ою),(до 70° С, вак.),(до 70° С, вак.),2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О(160—200° С).H2SeO4 ■ Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О(140° С, вак.).H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 • Н2О <* HSeO4 + Н3О+,2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О(160—200° С).H2SeO4 ■ Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О(140° С, вак.).H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 • Н2О <* HSeO4 + Н3О+,HSeO4 + Н2О <=> SeO4 + Н3О+; рК, = 1,66.H2SeO4 (разб.) + 2Н2О = SeO^ + 2Н3О+.H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + СО2Т + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О H2SeO4 + ВаС12 = 2НС1 + BaSeO4i.2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O 2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4i + H2SeO3 + H2O,HSeO4 + Н2О <=> SeO4 + Н3О+; рК, = 1,66.H2SeO4 (разб.) + 2Н2О = SeO^ + 2Н3О+.H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + СО2Т + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О H2SeO4 + ВаС12 = 2НС1 + BaSeO4i.2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O 2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4i + H2SeO3 + H2O,(M = Na, K).(70— 80° C), (120— 150°C).(до 0° C).(M = Na, K).(70— 80° C), (120— 150°C).(до 0° C).11.12.13.11.12.13.6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O(200° C).2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4i + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.). 2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5C1 = 2Se (коллоид) + 3N2? + 3HC1 + 8H2O, H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sei + 4H2O.H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O.6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O(200° C).2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4i + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.). 2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5C1 = 2Se (коллоид) + 3N2? + 3HC1 + 8H2O, H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sei + 4H2O.H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O.H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) (* H2SeO3 + 20° +' H2O,H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) (* H2SeO3 + 20° +' H2O,
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
H2SeO4 ——» SeO3 + Н2О
H2SeO4 ——» SeO3 + Н2О
2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2
2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2
(комн., над Р4Ою),
(комн., над Р4Ою),
(до 70° С, вак.),
(до 70° С, вак.),
2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О(160—200° С).
H2SeO4 ■ Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О(140° С, вак.).
H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 • Н2О <* HSeO4 + Н3О+,
2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О(160—200° С).
H2SeO4 ■ Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О(140° С, вак.).
H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 • Н2О <* HSeO4 + Н3О+,
HSeO4 + Н2О <=> SeO4 + Н3О+; рК, = 1,66.
H2SeO4 (разб.) + 2Н2О = SeO^ + 2Н3О+.
H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.
H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + СО2Т + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О H2SeO4 + ВаС12 = 2НС1 + BaSeO4i.
2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O 2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4i + H2SeO3 + H2O,
HSeO4 + Н2О <=> SeO4 + Н3О+; рК, = 1,66.
H2SeO4 (разб.) + 2Н2О = SeO^ + 2Н3О+.
H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.
H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + СО2Т + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О H2SeO4 + ВаС12 = 2НС1 + BaSeO4i.
2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O 2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4i + H2SeO3 + H2O,
(M = Na, K).
(70— 80° C), (120— 150°C).
(до 0° C).
(M = Na, K).
(70— 80° C), (120— 150°C).
(до 0° C).
11.
12.
13.
11.
12.
13.
6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O(200° C).
2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,
4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4i + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.). 2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5C1 = 2Se (коллоид) + 3N2? + 3HC1 + 8H2O, H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.
H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sei + 4H2O.
H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O.
6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O(200° C).
2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,
4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4i + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.). 2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5C1 = 2Se (коллоид) + 3N2? + 3HC1 + 8H2O, H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.
H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sei + 4H2O.
H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O.
H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) (* H2SeO3 + 20° +' H2O,
H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) (* H2SeO3 + 20° +' H2O,
(кип).(кип).H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2? + 2H2O
(кип).
(кип).
3H2SeO4 (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeO3 + 2H[AuCU] + 6H2O (кип.), 2H3SeO4 (конц.) + 6НС1 (конц.) + Pt = 2SeC>2 + Нг[Р1С1б] + 4НгО (кип.).
Na2SeO4 — СЕЛЕНАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, водородом, углеродом. Получение см. 45712, 4637'9' ", АбА5'6'9.
М, = 188,9А; d = 3,21; /пл = 730° С (р); к, = 57,2(25’, 7А,8(75).
2Na2SeO4 = 2Na2SeO3 + О2(500° С).
Na2SeO4 • 10Н2О = Na2SeO4 + 10Н2О(200° С, вак).
Na2SeO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeO4.
A. Na2SeO4 (конц.) + H3SeO4 (конц.) = 2NaHSeO4.
Na2SeO4 + АНО (конц.) = SeC>2 + С12Т + 2NaCl + 2H3O(кип.).
Na2SeO4 + АН2 = Na2Se + АН2О(600-700° С),
Na2SeO4 + АС (кокс) = Na2Se + АСО(750- 900° С).
Na2SeO4 + ВаС12 = 2NaCl + BaSeO4i.
Na2SeO4 + SO3 = Na2SO4 + SeO3(110°C).
SeCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА
Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается. Реагирует с водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов. Получение см. 4578, А606.
М, = 220,77;^=3,80; /пл = 305° С (р);/су6л>19б°С.
SeC14<r) = SeCh(r) + Ch(200 -300° С, примесь Se),
SeC14<r) = Se + 2Ch(выше 350° С, примесь SeCl2).
SeCU + H2O (влага воздуха) = SeCl2O + 2НС1.
SeCl4 + 3H2O = H2SeO3 + AHCI.
A. SeCU + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + ANaCl + 3H2O.
SeCU + SeO2 = 2SeCl2O■(66° С, вак., в конц. H2SO4).
SeCU + AHCI (конц.) + 2T1NO3 = Sei + 2H[T1CU] + 2HNO3.
SeCU<r) + AIC13 = (SeCi;)[ A1C14 ].
SeCU + 2HCl(r) = H2[SeCl6]P(0° С, в конц. HC1),
SeCU + 2MC1 = M2[SeCl6] (0° С, в конц. HC1; M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ
Те —ТЕЛЛУР
Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состоянии состоит из молекул Те2 и имеет желтую окраску. Не реагирует с водой,
хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотами- окислителями и щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами, металлами. Получение см. 4705'6, 4737' ", 476 .
М, = 127,60; d = 6,00 + 6,25; t„ = 449,8° С; ZK„n = 990° С.
Те + 2Н2О (пар) = ТеО2 + 2Н2(100—160° С)
4Те + 4H2SO4 (конц.) =(Те4+)5зО|о (красн.) + SO2 + 4Н2О.
2Те + 8HNO3 (конц.) = 2ТеО24 (красн.) + 8NO2t + 4Н2О(кип.)
2Na2Te + ЗН2О(кип.).(0° С), (выше 450° С). (100— 120° С), (200° С). (100° С).(0° С), (комн.). (-40° С, в жидк. МНз; М = Na, К), (выше 500° С, в атмосфере Аг), (выше 600° С, в атмосфере СО2). (кип. в разб. H2SO4), = Na2H4TeO6 4 + 2Н2О.ЗС12.2Na2Te + ЗН2О(кип.).(0° С), (выше 450° С). (100— 120° С), (200° С). (100° С).(0° С), (комн.). (-40° С, в жидк. МНз; М = Na, К), (выше 500° С, в атмосфере Аг), (выше 600° С, в атмосфере СО2). (кип. в разб. H2SO4), = Na2H4TeO6 4 + 2Н2О.ЗС12.ЗТе + 6NaOH (конц.) = ма2ТеОз
2Na2Te + ЗН2О(кип.).
(0° С), (выше 450° С). (100— 120° С), (200° С). (100° С).
(0° С), (комн.). (-40° С, в жидк. МНз; М = Na, К), (выше 500° С, в атмосфере Аг), (выше 600° С, в атмосфере СО2). (кип. в разб. H2SO4), = Na2H4TeO6 4 + 2Н2О.
ЗС12.
2Na2Te + ЗН2О(кип.).
(0° С), (выше 450° С). (100— 120° С), (200° С). (100° С).
(0° С), (комн.). (-40° С, в жидк. МНз; М = Na, К), (выше 500° С, в атмосфере Аг), (выше 600° С, в атмосфере СО2). (кип. в разб. H2SO4), = Na2H4TeO6 4 + 2Н2О.
ЗС12.
Те + 2Н° (А1, разб. НС1) = Н2Те
Те + О2 =ТеО2
Те + 3F2= TeFe
Те + 2TeF6 = 3TeF4
Те + 2С12 = ТеС14
Те + 2Вг2 —-—» ТеВг4
Те + 212 (влажн.) = Те14
Те + 2М = М2Те
ЗТе + 2А1 = А12Те3
Те + 2SC12O = TeCh + SO2 + S
Те + 3H2O2 (конц.) = Н6ТеОб
Те + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (ко„ц.
5Те + бНСЮз + 12Н2О = 5Н6ТеО6 +
Те + 2KNO1 = ТеО2 + KNO2(400—430° С).
5Те + 6ВгР5 = 5ТеР6 + ЗВг2(20° С).
Те + ЗГ2 + H2SO4 (безводн.) =(TePs+)HSO4 + HF(40—50° С).
Те + 3F2 + 2MF = МгГГеРв](75° С; М = Rb, Cs).
Те (коллоид) + Na2(Sn) = Na2[TeS3] + (л— 3)S4.
4Те + 3EFS =<Te^)[EF6]2 + EF3(в жидк. HF; Е = As, Sb).
2Te + 2H2O (разб. H2SO4) 2^2^ 2H2Te T (катод) + О2 ? (анод)
[0° С].
2Те(ж) = Тевд(1000— 1200° С),
(выше 1400° С).(выше 1400° С).Теод *—? 2Тв(г)
(выше 1400° С).
(выше 1400° С).
468. Н2Те — ТЕЛЛУРОВОДОРОД
Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. При растворении в воде (насыщенный раствор — децимолярный) быстро разлагается; слабая кислота. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами. Очень сильный восстановитель; легко окисляется О2 воздуха в газообразном состоянии и растворе. Получение см. 4675,22, 4694.
М, = 129,62; р = 5,81 г/л (н. у.); ZM = -51 ° С; ZK„„ = -1,8° С; г, = 100(0>.
Н2Те(Х)> Н2, Те, Н2Тея(на свету),
Н2Те<г) = Н2 + Те(выше 20° С).
Н2Теф) —-—> Н2 + Tei(комн., примесь Н2Те,).
Н2Те (разб.) + Н2О ^=> НТе + Н3О+; рКк = 2,64, НТе' + Н2О ^=> Те2" + Н3О+; рКк = 12,17.
Н2Те + 6HNO3 (конц.) = TeO2i + 6NO2 Т + 4Н2О.
Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2Н2О.
2Н2Те + О2 (воздух) = 2НгО + 2Те(комн.),
2Н2Те + ЗО2 = 2Н2О + 2ТеО2(сгорание на воздухе).
Н2Те + Н2О2 (разб.) = Tei + 2Н2О.
469. Na2Te — ТЕЛЛУРИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону) и в жидком аммиаке. Полностью разлагается в кипящей воде. Разлагается сильными кислотами, присоединяет теллур. Получение см. 467", 4685.
М, = 173,58; d = 2,90; t™ = 1035° С.
Na2Te ■ 9Н2О i <* Na2Te (насыщ.) + 9Н2О (комн., в атмосфере Н2).
Na2Te (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Те2,
Те2" + Н2О <=? НТе" + ОН"; р£о = 1,83.
Na2Te -----° > Na2(Te„), Те, NaOH, Н2(кип.).
Na2Te + 2HCI (разб.) = 2NaCl + Н2ТеТ(на холоду).
2Na2Te + 2Н2О + О2 (воздух) = 2Tei + 4NaOH [примесь Na2(Te,)J.
Na2Te + (л—1)Те = Na2(Te,)(кип., л < 7).
Na2Te + 2AgNO3 = Ag2Tei + 2NaNO3.
470. TeO2 — ДИОКСИД ТЕЛЛУРА
Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, малолетучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4671'3'|6, 4733, 4741.
М,= 159,60;</=5,67;1™ = 733° С; tK„„=1257°C.
ТеОад + 2Н2О <=* Telv + 4ОН ; рПР18-25 = 53,52.
2ТеО2 + 2НС1 (конц.) = Те2С12О3 + Н2О,
2ТеО2 + H2SO4 (конц., хол.) = Te2(SO4)O3 + Н2О.
ТеО2 + 2МОН (конц.) = М2ТеОз + Н2О(М = Na, К).
ТеО2 + М2О = М2ТеО3(при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs).
ТеО2 + N2H4 • Н2О = Tei + N2? + 3H2O.
ТеО2 + С (кокс) = Те + СО2(600—700° С),
ТеО2 + 2Н2 = Те + 2Н2О(1000° С).
5ТеО2 + 2КМпО4 + 6HNO3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + 2KNO3 + 2Mn(NO3)2.
ТеО2 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Ыа2Н/ГеОбк, ЗТеО2 + 4КОН (конц.) + 4Н2О + 2КО2 = ЗК2Н JeO6k
2ТеО2(Г)^=* 2ТеО(Г) + О2(выше 1000° С).
ТеО3 — ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА
Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, концентрированными щелочами, HF. Слабый окислитель. Получение см. 4741.
М, = 175,60; d = 6,21, 5,075 (аморфн.); к, = 0,05(|8>.
2ТеО3 = 2ТеО2 + О2(выше 400° С).
ТеО3 (аморфн.) + ЗН2О (гор.) —-—> НбТеО6.
ТеО3 + 2НС1 (конц.) = Н2ТеО3к + С12?(кип).
ТеО3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н2О = Na2H4 ТеОбк.
ТеО3 + 3Ag2O = Ag6TeO6(200° С).
ТеО3 + 5НР(Ж) = Н[ГеОР5](Т) + 2Н2О(комн.),
ТеО3 + 4НР(Ж) + MF = МГГеОР5] + 2Н2О
(комн., М = Li+, Na+, К+, Rb+, Cs+,NH4).
Н2ТеО3 — ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат ТеО2 ■ иН2О, при старении переходит в Н2ТеО3 ■ Н2О. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4713, 4733 4, 4754.
М, = 177,61;</=3,05; к, = 5,3 • 10'5.
Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О(выше 40° С).
Н2ТеО3 + 4НС1 (конц.) = Тек + 2С12? + ЗН2О.
2Н2ТеО3 + HNO3 (конц., хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О.
Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Н2О.
Н2ТеО3 + М2Н4 Н2О = Те (коллоид) + М2? + 4Н2О(30—40° С),
Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = Тек + 2H2SO4.
5Н2ТеО3 + 6HNO3 + 7Н2О + 2KMnO4 = 5Н6ТеО6 + 2Mn(NO3)2+ 2KNO3, Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Na2H4TeO6k + Н2О.
Н2ТеО3 + M(NO3)2 = MTeO3k + 2HNO3(М = Са, Sr, Ba, Pb).
473. Na2TeO3 — ТЕЛЛУРИТ НАТРИЯ
Белый, устойчив на воздухе и при нагревании в инертной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, диоксидом углерода в растворе. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4703'4, 4724.
Л/г = 221,58.
Na2TeO3 фазб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + TeOf ,
ТеО3 + Н2О 4=? НТеОз + ОН; рК0 = 3,30.
2Na2TeO3 (конц.) + Н2О ^z* Na2Te2Os + 2NaOH.
Na2TeO3 + 2HNO3 фазб.) = H2TeO3i + 2NaNO3(0° C),
' Na2TeO3 + 2HNO3 фазб., гор.) = ТеО2Ф + 2NaNO3 + H2O.
Na2TeO3 фазб., хол.) + 2СО2 + 2Н2О = H2TeO3i + 2NaHCO3.
2Na2TeO3 + О2 = 2Na2TeO4(450° С).
2Na2TeO3 + 4Na2O2 = 2Na6TeO6 + O2(700° C),
Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 = Na2H4TeO6 4 + 2NaOH
* (в конц. NaOH).
Na2TeO3 + 2Na[Sn(OH)3] + 3H2O = Tei + 2Na2[Sn(OH)6] (в конц. NaOH). 8. Na2TeO3 + Cl2 + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6 i + 2NaCl.
3Na2TeO3 + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3Na2H4TeO6i + 2K.OH, 3Na2TeO3 + 7H2O + K2Cr2O7 = 3Na2H4 TeO6i + Cr(OH)3 i + 2KOH.
Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2(350— 400° C).
Na2TeO3 + H2O 2^!^ Tei (катод) + O2T (анод) + 2NaOH.
НбТеОб — ОРТОТЕЛЛУРОВАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной формулой Н2ТеО4). Хорошо растворяется в воде (слабая кислота); не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Лишь частично нейтрализуется щелочами. Образует гетерополикислоты. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 467Г4, |5, 4707, 4712, 4763'4.
М, = 229,64; d = 3,07; г„л = 136° С ф); к, = 5О,О5(30’, 1О6,4(80’.
НбТеОб = Н2ТеО4 + 2Н2О(140° С, ру
НбТеОб = ТеО3 + ЗН2О(220—320° С),
2Н6ТеОб = 2ТеО2 + О2 + ЗН2О(400— 600° С).
НбТеОб • 4Н2О(т) = Н6ТеО6 + 4Н2О(выше 10° С).
НбТеОб фазб.) + Н2О *==» Н5ТеО; + Н3О+; рК, = 7,72,
Н5ТеОё + Н2О <=? H4TeOj- + Н3О+; рК, = 10,96,
Н4ТеО^+ Н2ОH3TeOg"+ Н3О+; рКк = 15,00.
НбТеОб + 2НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12? + ЗН2О.
НбТеОб (конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4TeOei + 2Н2О(кип.).
Н6ТеОб(Т) + 6NaOH(T) = Na6TeO6 + 6Н2О(290—300° С).
НбТеОб (конц.) + 2КОН (конц.) = К2Н4ТеОе + 2Н2О(кип.)
2НбТеОб (разб.) + 3(N2H4 • Н2О) = 2Те (коллоид) + ЗМ2Т + 15Н2О
(40—50° С), Н6ТеОб (разб.) + 3H[SnCh] + 9НС1 (конц.) = Tei + 3H2[SnCl6] + 6Н2О.
НбТеОб (конц.) + 6МО3 = Нб[ТеМбО24](кип.; М = Mo, W).
NaeTeOe — ОРТОТЕЛЛУРАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Разлагается во влажной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (с изменением состава аниона), гидролизуется по аниону. Не образуется при нейтрализации кислоты НбТеОб гидроксидом натрия в растворе. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 4736, 4745.
А/г = 361.53.
NaeTeOe • 2Н2О = NaeTeOe + 2Н2О(комн., вак , над Р4Ою).
NaeTeOe + 4НгО (влага) —-—► Na2H4TeOe + 4NaOH.
NaeTeOe (разб.) + 27Н2О = 6[Na(H2O)4]+ + Н3ТеО^ + ЗОН ,
Н3ТеО| + Н2О «=? Н4ТеО^ + ОН ; рКо = -1,00(см. 4763).
NaeTeOe + 8НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12? + 6NaCl + ЗН2О.
NaeTeOe + 4Н2О = Na2H4TeO6i + 4NaOH(в конц. NaOH).
NaeTeOe + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н2О = Tei + 3Na2[Sn(OH)6] + 3NaOH (комн.).
K2H4TeOe — ТЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз ло аниону). Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 4708, 4746
Мт = 305,82.
К.2Н4ТеОе = К.2ТеО4 + 2Н2О(275- 330° С),
2К2Н4ТеО6 = 2К2ТеО3 + О2 + 4Н2О(500—600° С).
К.2Н4ТеОе • ЗН2О —-—> К2Н4ТеОв + ЗН2О(комн., вак.).
К2Н4ТеО6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)е]+ + Н4ТеО^" ,
Н4ТеО| + Н2О <=> Н5ТеОб+ ОН ; рКо = 3,04,
Н5ТеОё + Н2О <=> НеТеОе + ОН ; рКо = 6,28.
К2Н4ТеО6 + 2HNO3 (разб., гор.) = Н6ТеО6 + 2KNO3.
2К2Н4ТеО6 + 3(N2H4 • Н20) = 2Tei + 3N2 T +4KOH + 11H2O (60—90° С), К2Н4ТеОб + 3K[Sn(OHh] + 2НгО + КОН (конц., хол.) = Tei + ЗК2[8п(ОН)б].
TeCU — ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА
Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-красный. Термически устойчивый. Реагируете водой, щелочами, хлоридами металлов. Получение см. 4678'13.
М, = 269,41;d=3,26; гпл = 224°С;/,„„ = 380° С.
TeCU + Н2О (влага воздуха) = TeCI2O + 2НС1.
TeCU + 2Н2О = ТеО2 i + 4НС1.
TeCU + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCl + ЗН2О.
TeCl^x) + AlClj = (ТеС1;)[А1С14].
TeCU + 2MCI (конц.) = M2[TeCl6ji(M = K+, Rb+, Cs+, Tl+, NH;).
TeCU + H2S(X) = TeCl2 + 2HC1 + S(-77° C).
478. Po —ПОЛОНИЙ
Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долгоживущий изотоп “’Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду урана возникает изотоп 2|<’Ро (период полураспада 138, 38 дня). Не реагирует с водой, гидратом аммиака, азотом. Не образует катионов в растворе. Проявляет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами. Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка висмута нейтронами на циклотроне.
М,= 208,982;4=9,32; /пл = 254° С; /КИП = 962°С.
Po + 6НС1 (конц.) = H2[PoCUl + 2Н/Г
Po + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4)2 + 2SO2? + 4Н2О, Po + 8HNO3 (конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2? + 4Н2О.
Po + 2(NaOH ■ Н2О) = Na2PoO3 + 2Н2 + Н2О(450° С).
Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = Н2РоТ(0° С).
с _о2, 250е С v „
Ро » PoOitr.
Ро + Е2 = РоЕ2(150—200° С; Е = С1, Вг),
Ро + 2Е2 = РоЕ4(300—350° С).
Ро + 2H2SO4 (конц.) + 4HI = Pol4i + 2SO2T + 4Н2О.
Ро + М = МРо(325—350° С; М = Pb, Hg).
Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2? + 2Н2О.
ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4].
Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = PoO(OH)2i + 4NaCl + H2O.
Po + 5HC1 (разб.) + N2H5C1 = H2[PoCU] + 2NH4C1,
Po + 5HC1 (разб.) + 2H2O2 = H[Po(H2O)Cl5] + 3H2O.
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ
ФТОР
479. Г2 — ДИФТОР
Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворяется в жидком HF. Сильнейший окислитель; при обычных условиях энергично реагирует с металлами, неметаллами (кроме Не, Ne, Аг), водой, кислотами, щелочами, аммиаком. Образует многочисленные соединения с другими галогенами. Получение см. 34,558, 567.
М, = 37,996; d^ = 1,103('189>; р = 1,696 г/л (н. у.);
?пл =-219, 699° С; ;кип = -188,2° С.
1.
F2<=* 2F°
(выше 800° С или электрич. разряд).
2.
F2 + Н2О (лед) = HOF + HF
(до 0° С).
3.
F2 + H2O = 2HF + O° F2 + nO0 = O„F2
(комн., примесь О3), (л = 1 8).
4.
4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2T + 6NaF
+ ЗН2О + о2Т.
5.
2F2 + 4HC1O4 = 4C1O3F + O2T + 2H2O[примесь C1O3(OF)],
F2 + HNO3 (безводн.) =(NO2 )OF+ HF(комн.).
6.
F2 + H2 = 2HF
(от -250° С до комн., в темноте).
7.
F2 + O2 = O2F2
(-183° С, электрич. разряд).
8.
5F2 + E2 = 2EF5
(Е = С1 и Вг, 200° С; Е = 1, комн.)
9.
3F2 + S = SF6
(комн.).
10.
3F2 + N2 = 2NF3
5F2 + 2P (красн.) = 2PF3
(электрич. разряд), (комн.).
11.
F2 + Xe = XeF2
(400° С, р\
12.
13.
F2 + 2Na = 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3 F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2.
(комн).
14.
F2 + 8NHXr) = N2 + 6NH4F
(сгорание NH3 в F2, 130—140° С).
15.
2F2 + SiO2 = Sip4 + O2
(комн.).
16.
2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2
(комн.).
17.
F2 + 2KHSO4 = K2S2O6(O2) + 2HF
(комн.; примеси KSO3F, KHSO3(O2)].
480. НЕ — ФТОРОВОДОРОД
Бесцветные жидкость и газ. Термически устойчивый, частично разлагается только при очень высоких температурах. Неограниченно растворяется в воде, слабая кислота; 40%-й раствор называют плавиковой кислотой, разбавленные растворы — фтороводородной кислотой. Гидраты HF • Н2О и 2HF • Н2О имеют ионное строение H3O+F" и Н3О+ HF2. Нейтрализуется щелочами. Жидкий фтороводород — типичный неводный протонный растворитель. Получение см. 351, 561, 1162, 1742, 4796.
М,= 20,01;М,= 20,01;dw = 0,99(|3);dw = 0,99(|3);
М,= 20,01;
М,= 20,01;
dw = 0,99(|3);
dw = 0,99(|3);
!ш, = -83,36° С;
р = 1,693 г/л (н. у.);
= +19,52° С.
(выше 3500° С).(до -34,5° С), (до -78° С).(выше 3500° С).(до -34,5° С), (до -78° С).HF*=? Н° + F°
(выше 3500° С).
(до -34,5° С), (до -78° С).
(выше 3500° С).
(до -34,5° С), (до -78° С).
HF • H2O4-<=z* HF,*) + H2O 2HF • Н2О1<=? 2HF(X) + Н2О
HF (разб.) + Н2О ^^ Г + НзО+;рКк = 3,18, 2HF + Н2О HF£ + Н3О+; р/С = 2,58, F + HF (конц.) *=? HF2; 1g Кс = 0,6.
HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + Н2О, HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + Н2О.
4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2Н2О, 6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2Н2О.
HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + Н2О2.
НЕ(Ж) + 2С1Оз = C1O2F + НСЮ».
2НЕ(Ж) + EF5 = (H2F+)[EF6](Е = As, Sb),
НР(ж) + EF5 + СбН5Е<=± C6H6F+ + [EF6]'-
HF(X) + HC1O4 (безводн.) = СЮзЕТ + H2O, НЕ(ж) + H2SO4 (безводн.) <=* HSO3F + Н2О.
2НЕ,ж) + HNO3 (безводн.)<=? H2NOJ + HF2, 4НЕ(Ж) + HNO3 (безводн.) <=* Н3О+ + NOJ + 2HF2.
3HF(X) ^=± H2F+ + HF2; рК“ = 11,70.
НЕл(ж) ^ (HF)m(r)(л = 1 + 4, щ = 2,6 + 8),
(HF)m(r) = wHF(r)(выше 90° С).
HF(r) + 8Оз = HSO3F(35—45° С).
481. DF —ФТОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветные жидкость и газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде.
По химическим свойствам аналогичен HF. Получение см. 65,6, 4255.
М, = 21,01;?пл=-83,6°С;М, = 21,01;?пл=-83,6°С;= +18,36° С.= +18,36° С.
М, = 21,01;?пл=-83,6°С;
М, = 21,01;?пл=-83,6°С;
= +18,36° С.
= +18,36° С.
482. НОЕ —ФТОРООКСИГЕНАТ(0) ВОДОРОДА
Бесцветные жидкость и газ (выше 0° С). Весьма летучий, термически неустойчивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 4792.
М, = 36,01;
/пл = "117° С.
(выше 20° C).(выше 20° C).2HOF = 2HF + 02
(выше 20° C).
(выше 20° C).
HOF + Н2О = HF + H2O2.
HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaHOz + H2O.
HOF + 3KI (конц.) = K[l(l)2] + KOH + KF.
ХЛОР
483. Ch—ДИХЛОР
Галоген. Желто-зеленый газ, термически устойчивый. При насыщении хлором охлажденной воды образуется твердый клатрат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется в тетрахлориде углерода, жидких SiCU и TiCU. Плохо растворяется в насыщенном растворе NaCl. Не реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 365'10'", 574, 4841|—1 .
М, = 70,906; dw = 1,9H02,; d^ = 1,557("35); р = 3,214 г/л (н. у.);
tm = -101,03° С; Г™ = -34,1° С; к, = 229,9(м), 68,3(8О).
(выше 1500° С).(выше 1500° С).Ch<=? 2С1
(выше 1500° С).
(выше 1500° С).
8С12 46Н2О 1<=? 8С12 (насыщ.) + 46Н2О(0—9,6° С).
Ch(r) + лН2О <* Ch • лН2О; Кс = 0,062(комн.),
С12 пН2О(Р) ^ НС1 + НС1О + (и— 1)Н2О; рК< = 3,38.
2Ch + 2Н2О —-—> 4НС1 + О2(на свету или кип.).
Ch + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaClO + Н2О.
3Ch + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O(кип.).
Ch + H2 = 2HC1(сжигание Нг в Ch или комн., на свету).
Элементарные акты: Ch = 20°, С1° + Нг = НС! + Н°, Н° + Ch = НО + С1° 8. Ch —OF, C1F3, CIFs(200—400° С).
Ch + Е2 = 2ЕС1(0° С, Е = Вг; комн.. Е = I).
Ch (влажн.) + 2Na = 2NaCl(коми.),
3Ch + 2М = 2МС1з(комн., М = Sb; выше 250° С, М = Fe)
3Ch + 2Р (красн.) = 2РС1з(сжигание Р в Ch).
Ch (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + hl,
ЗС12 (конц.) + Nai (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NaIO3.
Ch + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2Н2О + Ог?.
2Ch + 2Н2О (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1(500—600° С),
2Ch + 2С (кокс) * ТЮг = TiCU + 2СО(900° С).
Ch + 2AgC!O3 (насыщ.). = 2AgCli + О2Т + 2С1О2Т.
Ch + 2(NaClO2 ЗН2О) = 2NaCl + 2С1Ог Т + 6Н2О(коми.).
3Ch + NH4CI (насыщ.) = CI3NT + 4НС1(60—70° С).
Ch + КО (конц.) К[С1(С1)2].
(0 ■ -5° C), (0° C).(0 ■ -5° C), (0° C).2Cl2 + Н2О + HgO = HgChl + 2НС1О 2С1г(Г) + HgO = HgCl2 + C12O
(0 ■ -5° C), (0° C).
(0 ■ -5° C), (0° C).
484. HC1 — ХЛОРОВОДОРОД
Бесцветный газ, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 35—36%-й раствор называют соляной кислотой, 20—24%-й и 7—10%-й растворы — концентрированной и разбавленной хлороводородной кислотой. Реагирует с концентрированной азотной кислотой («царская водка»); нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счет СГ1) и окислитель (за счет Н1)- Получение см. З63,4, 4834’7'|8'|9, 4957.
М, = 36,46; </(ж)= 1,187е*6’; р = 1,6391 г/л (н. у.); /пл =-114,0° С;/кип = -85,08° С; *, = 72,0(20'. 56,1 <A0,.
1.2.3.4.1.2.3.4.2НС1 = 2Н + 2С1НС! • Н2О(1) = НС1(г) + Н2ОНС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 20° + 2Н2О2НС1 = 2Н + 2С1НС! • Н2О(1) = НС1(г) + Н2ОНС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 20° + 2Н2О(выше 1500° С) (-15° С).(выше 1500° С) (-15° С).(комн.),(комн.),
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
2НС1 = 2Н + 2С1
НС! • Н2О(1) = НС1(г) + Н2О
НС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.
ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 20° + 2Н2О
2НС1 = 2Н + 2С1
НС! • Н2О(1) = НС1(г) + Н2О
НС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.
ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 20° + 2Н2О
(выше 1500° С) (-15° С).
(выше 1500° С) (-15° С).
(комн.),
(комн.),
6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 2NOT + ЗС12Т + 4Н2О (100 -150° С).
НС! (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О.
НС1 (разб.) + NH3 • Н2О = NH4C1 + Н2О,
8.9.8.9.(комн), (до 600° С, кат. СиС12), (комн.). (М = Fe, Zn). (600—700° С),(комн), (до 600° С, кат. СиС12), (комн.). (М = Fe, Zn). (600—700° С),НС1(г> + NHi<r) = NH4C1(T) 4НС1 + О2 = 2Н2О + С12 2НС1 + F2 = 2HF + С12 2НС1 (разб.) + М = МС12 + Н2Т 2НС1,г) + Си = СиС12 + Н2
8.
9.
8.
9.
(комн), (до 600° С, кат. СиС12), (комн.). (М = Fe, Zn). (600—700° С),
(комн), (до 600° С, кат. СиС12), (комн.). (М = Fe, Zn). (600—700° С),
4НС1 (конц.) + 2Си + О2 = 2СиС12 + 2Н2О.
2НС1 (разб.) + СаСОз = СаС12 + СО2Т + Н2О.
4НС1 (конц.) + МпО2 = МпС12 + 2Н2О + С12Т, 4НС1 (конц.) + РЬО2 = РЬС121 + С12 Т + 2Н2О.
16НС1 (конц.) + 2КМпО4 = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1.
14НС1 (конц.) + К2Сг2О7 = 2СгС13 + ЗС12Т + 7Н2О + 2КС1 (60--80° С).
4НС1 (конц.) + Са(СЮ)2 = 2С12Т + СаС12 + 2Н2О, 6НС1 (конц.) + КСЮз = ЗС12Т + КС! + ЗН2О.
2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2С1О2 + С12(-110° С),
2(НС1 • Н2О)(Т) + 2С1ОРз(ж) = 6HF + 2С1О2 + С12(-40° С).
2НС1(р) -—ект^-из > Н2Т (катод) + С12Н (анод).
485. DC1 — ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен НС1. Получение см. 65 7 8, 4254.
М, = 37,47; /ПЛ = -Ц4,7°С; ?кип =-84,75° С; к,(в D2O) = 59(ад
486. Cl 2О — ОКСИД ДИХЛОРА
Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагается на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 4831*.
Мг = 86,91; р = 3,89 г/л (н. у.); ГПЛ = -М6°С;
/Кип = +2,2° С; у, = 99(М>.
4С12О = ЗС12 + 2СЮ2(выше 20° С или на свету).
С12О ■ Н2О = С12О(Ж) + Н2О(выше 36° С).
С12О + Н2О —I—> 2НСЮ(комн.).
С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaC!O + Н2О.
ЗС12О + ЗН2О + 6AgNOj = 4AgCll + 2AgC!O3 + 6HNO3.
487. С1О2 — ДИОКСИД ХЛОРА
Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустойчив. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно реагирует (на свету). Растворяется в тетрахлориде углерода, безводных серной и уксусной кислотах. Разлагается в горячей воде, концентрированной хлороводородной кислоте, щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 483'5, 4977.
Мг = 67,45; р =3,214 г/л (н. у.); /Пл = -59.5°С:/кип = +11,0° С; ^ = 6,03(4>.
1.2.3.4.5.6.7.8.1.2.3.4.5.6.7.8.(на свету), (40—70° С), (выше 0° С).(на свету),(на свету), (40—70° С), (выше 0° С).(на свету),6СЮ2 = 4СЮз + С12
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
(на свету), (40—70° С), (выше 0° С).
(на свету),
(на свету), (40—70° С), (выше 0° С).
(на свету),
2СЮ2 = С12 + 2О2
СЮ2 ■ 6Н2О(Т) = СЮ2 + 6Н2О
2СЮ2 + Н2О (хол.) = НСЮ2 + НСЮз
6СЮ2 + ЗН2О (гор.) = НС1 + 5НСЮз.
2СЮ2 + 8НС1 (кони.) = 5С12 + 4Н2О.
СЮ2 + 2NaOH (хол.) = NaC!O2 + NaC!O3 + Н2О, 8СЮ2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCl + 5NaClO4 + 4Н2О. 2СЮ2 + Na2CO3 = NaC!O2 + NaC!O3 + СО2 Т. 2С1О2 + 10HI (конц.) = 2НС1 + 512Ф + 4Н2О.
2СЮ2 + Н2О2 = 2НСЮ2 + О2Т(0 °C), 2С1О2 + Na2O2 = 2NaClO2 + О2, 2СЮ2 + Н2О2 + 2NaOH (разб.) = 2NaClO2 + О2Т + 2Н2О.
( 50° С),( 10° С).( 50° С),( 10° С).2С1О2 + Р2 = 2CIO2F СЮ2 + Оз = СЮз + О2
( 50° С),
( 10° С).
( 50° С),
( 10° С).
4СЮ2 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОН)2 = 4NaClO2 + СаСО31 + ЗН2О.
2С1О2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2НС1 + 4Н2О.
488. СЮз—ТРИОКСИД ХЛОРА
Темно-красная жидкость; тяжелая, летучая, маслообразная. Смешивается с тетрахлоридом углерода. Разлагается водой, реагирует со щелочами, жидким HF. Получение см. 4879.
М, = 166,90; d = 2,02(4); ;Лл = 3,5° С.
(комн.).(комн.).4СЮз —^ 2С1О2 + С12 + 4О2
(комн.).
(комн.).
2СЮз + Н2О = НСЮз + НСЮ».
2СЮ3 + 2NaOH (разб.) = NaC103 + NaC104 + Н2О.
2СЮ3 + HF,*, = C1O2F + НСЮ4.
2СЮз<т) =(СЮ2)С1О4(т),
2СЮз<ж)<=? С120б<ж) <=* C1OJ+C1O;.
489. С12О7 — ГЕПТАОКСИД ДИХЛОРА
Бесцветная тяжелая маслянистая летучая жидкость. Наиболее устойчивый из оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро). Окислитель. Получение см. 4999.
Мх = 182,90;</=1,86(0>;t„„=-90°C; tK„„ =+83° С.
(120° С).(120° С).2С12О7 = 2С12 + 7О2
(120° С).
(120° С).
С12О7 + Н2О —1—> 2НС1О4.
С12О7 + 2NaOH (разб.) =2NaClO4 + Н2О.
5С12О7(ж) + 7l2 = 7I20s + 5С12.
490. НСЮ — ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 20—25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме, разлагается на свету. Экстрагируется из воды в эфир. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 4833' IS, 486, 506.
М, = 52,46.
1. НСЮ<=* НС1+О01. НСЮ<=* НС1+О02НС1О<=? Н2О + 2С1° + О°2НС1О<=? Н2О + 2С1° + О°НСЮ + 2О°<=* НСЮзНСЮ + 2О°<=* НСЮзЗНС1О = НСЮз + 2НС1ЗНС1О = НСЮз + 2НС1(на свету или выше 30° С), (на свету), (на свету), (60— 80° С).(на свету или выше 30° С), (на свету), (на свету), (60— 80° С).
1. НСЮ<=* НС1+О0
1. НСЮ<=* НС1+О0
2НС1О<=? Н2О + 2С1° + О°
2НС1О<=? Н2О + 2С1° + О°
НСЮ + 2О°<=* НСЮз
НСЮ + 2О°<=* НСЮз
ЗНС1О = НСЮз + 2НС1
ЗНС1О = НСЮз + 2НС1
(на свету или выше 30° С), (на свету), (на свету), (60— 80° С).
(на свету или выше 30° С), (на свету), (на свету), (60— 80° С).
(комн., в темноте).(комн., в темноте).
(комн., в темноте).
(комн., в темноте).
нею + НС1 (КОНЦ.) = С12? +Н2О.
НС1О + NaOH (разб.) = NaClO + НЮ, нею + NH3 • ню (конц.) = NH<C1O +НЮ.
НСЮ + 2HI = НО + I21 + НЮ.
НСЮ + ню2 = ню + О2т + НС1.
4НСЮ + MnS = MnSO< + 4НС1.
NaClO —ГИПОХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аннону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окислитель. Получение см. 2810, 486*, 4927.
М, = 74,44; d = 1,097; tm = 24,5° С (кр); А, = 53,4<Ю), 129,9<*>.
3NaClO = NaC103 + 2NaCl(30— 50° С),
2NaC10 = 2NaCl + О2(выше 70° С).
NaClO • 5НЮ = NaClO + 5НЮ(комн., вак., над конц. НгБОД
NaClO (разб.) + 4НЮ (хол.) = [Na(H2O)<]+ + СЮ",
СЮ + НЮ НСЮ + ОН"; рХо = 6,45.
3NaC10 (разб., гор.) —^—» NaC103 + 2NaCl,
2NaCIO (конц.) = 2NaCl + О2?(кип).
NaClO + 2НС1 (конц.) = С12 Т + NaCl + НЮ-
5NaC10 + 2NaOH + I2 = 5NaCl + 2NaIO3 + НЮ-
Ся(СЮ)2 — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется хСа(СЮ)2 х хуСа(ОН)2 ?Н2О (белильная, или хлорная, известь). Реакционноактивный; полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 11210'".
М, = 142,98; d = 2,35; ks = 27,9°, 33,3(ад.
Са(СЮ)2 = СаС12 + О2(180° С).
Са(СЮ)2 • ЗНЮ = Са(СЮ)2 + ЗНЮ(до 50° С),
2{Са(СЮ)2 ■ ЗНЮ} = 2Са(ОН)2 + 2С12 + О2 + 4НЮ(85—90° С).
Са(СЮ)2 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Са(Н2О)б]2++2СЮ" (pH > 7, см. 491 \
ЗСа(СЮ)2 (конц., гор.) = 2СаС12 + Са(С1О3)2.
Са(СЮ)ад + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2С12Т + 2НЮ-
Са(С1О)2 + H2SO4 (конц., гор.) = CaSO4l + 2НС1Т + О2Т.
Са(СЮ)2 + СО2 + НЮ = СаСО31 + 2НСЮ(коми.),
Са(СЮ)2 + Na2CO3 = СаСО31 + 2NaClO.
НСЮ2 — ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцветен). Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительновосстановительные свойства. Получение см. 487*, 5042.
М, = 68,46.
4НС1О2 ——> НС1 + НСЮз + 2СЮ2 + Н2О(комн., на свету).
5НСЮ2 = 4СЮ2 + НС1 + 2HjO(40° С).
НСЮ2 (разб.) + НЮ <=^ С1О2 + Н3О+; рК, = 1,97.
НСЮ2 + ЗНС1 (конц.) = 2С12Т + 2Н2О, НСЮ2 + 4HI (коиц.) = НС1 + 212Ф + 2Н2О.
НСЮ2 + NaOH (разб., хол.) = NaCIO2 + HjO
НСЮ2 + НСЮ = НС1 + НСЮз.
5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5НСЮ3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О.
NeCIO2 — ХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Растворяется в холодной воде, очень мало гидролизуется по аниону. Реагирует с горячей водой, сильными кислотами. Слабый восстановитель, сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. 4875'6' *'|в, 493$.
М,= 90,44; к, = 64(|7), 122(60).
3NaC102 = 2NaClO3 + NaCl(180—200° С).
NaClO2 • ЗНЮ = NaClO2 + ЗН2О(37,4° С).
NaClO2 (разб.) + 4HjO (хол.) = р4а(НгО)4]+ + С1О2,
С1О2 + НЮ <=? НСЮ2 + ОН"; рК„ = 12,03.
NaClO2 (конц.) = NaCl + О2(кип.).
NaCIO2 + 4НС1 (коиц.) = 2С12Т + NaCl + 2НЮ.
4NaClO2 + 2H2SO4 (разб.) = 2Na2SO4 + НС1 + НСЮз + 2СЮ2Т + Н2О.
2NaC102 + С12 = 2СЮ2 + 2NaCl(100—120° С).
NaClO2 + S = NaCl + SO2(200—250° С).
5NaClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5NaC103 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗНЮ
НСЮз — ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная массовая доля 40%, сильная кислота. При слабом нагревании разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 4873, 4984, 5052.
М, = 84,46; d = 1,11 (20%-й раствор); 1,28 (40%-й раствор).
бНСЮз (конц.) = 4СЮ2 + С12О7 + ЗН2О(40—60° С),
ЗНСЮз (конц.) = НСЮ4 + С12Т + 2О2Т + Н2О(кип.).
НСЮз (разб.) + Н20 = CIO3+Н3О+.
НСЮз (конц.) + 5НС1 (конц.) = 3Cl2t + ЗН2О(кип.).
НСЮз (разб.) + 6HI (разб.) = НС1 + 3I2i + ЗН2О, 6НС10з (конц.) + 5HI (конц.) = ЗС12Т + 5Н10з + ЗН2О.
НСЮз + NaOH (разб.) = NaClOs + Н2О,
НСЮз + NH3 • Н2О (разб.) = МН4С1Оз + Н2О.
НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н2О.
НСЮз + 6Н° (Al) = HCI + ЗН2О.
2НСЮ3 (конц.) + 12 = С12Т + 2Н10з.
НСЮз + 3SO2 + ЗН2О = HCI + 3H2SO4, НСЮз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + HCI + ЗН2О.
2НСЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + 3CO2t.
UCIO3 — ХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из всех неорганических солей. В растворе гидролизу не подвергается. Сильный окислитель при спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Получение см. 129.
М, = 90,39;</=1,12;/ПЛ=129°С; А, = 313,5<|8).
4ЫС1Оз = ЗЫСЮ4 + L1C1(270° С),
2ЫСЮз = 2L1C1 + ЗО2(400° С или 250° С, кат. МпО2).
Ь1С10з • 0,5Н2О = LiClOj + 0,5Н2О(90° С).
ЫСЮ3(разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + ClOj(pH 7).
ЫСЮз(т) + 6НС1 (конц.) = LiCl + ЗС12Т + ЗН2О.
ЗЫСЮ3(т) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2СЮ2 + НСЮ4 + Н2О.
ЫСЮз + Н2О электролиз> н2Т (катод) + UC1O4 (анод).
КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ.
Бертолетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 49*, 578, 4985.
Mr = 122,55; d = 2,32; t™ = 357° С; к, = 7,3(20), 37,6(80).
4КСЮ3 = ЗКСЮ4 + КС1(400° С),
2КСЮз = 2КС1 + ЗО2(150— 300° С, кат. МпО2).
КСЮз (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6Г + СЮ,(pH 7).
КСЮз(т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН2О.
ЗКСЮхт) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2СЮ2 Т + КСЮ4 + Н2О.
2КСЮз + Е2 = 2КЕОз + С12Т(Е = Br, I; в гор. разб. HNO3).
2КСЮ3 + 3S = 2КС1 + 3SO2(выше 130° С),
ЮКСЮз + 12Р (красн.) = 10КС1 + ЗР4О10(выше 250° С).
2КС1Оз (насыщ.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2СЮ2Т.
КСЮз + Н2О э--ктр?-из> Н2Т (катод) + КСЮ4 (анод).
Ва(С1Оз)2 — ХЛОРАТ БАРИЯ
Белый. При нагревании кристаллогидрат плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза иет), концентрированной азотной кислоте. Окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см. 13312, 1376.
Mt = 304,23; d = 3,18 (кр.); 1пл(кр.) = 414° С (разл.);
к, = 33,81(2О), 84,84<80,.
Ва(С10з)2 • Н2О = Ва(С1О3)2 + Н2О(120° С, вак.),
4{Ва(С10з)2 • Н2О) = ЗВа(СЮ4)2 + ВаС12 + 4НгО(до 250° С),
Ва(С10з)2 ■ Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О(выше 414° С).
Ва(С10з)2 + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2С1О;(pH 7).
Ва(СЮэ)2 + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н2О.
Ва(С1О3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO44- + 2НС1О3.
Ва(С1Оз)2 + 2К10з = Ва(Юз)24- + 2КСЮз.
НСЮ4 —ХЛОРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная гигроскопичная легкоподвижная жидкость. Разлагается при умеренном нагревании или при стоянии, чувствительна к примесям. Неограниченно смешивается с водой, сильная кислота. Концентрированные растворы маслообразны. Перегоняется в вакууме (72%-й раствор, ГКИп = 111° С). Гидрат HCIO4 • Н2О обладает ионным строением (НзО+)(С1О4). Нейтрализуется щелочами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентрированном растворе при нагревании. Получение см. 4892, 4951, 5013.
М,= 100,46; d = 1,664(2О); ?„л = -101°С; г„ип = +120,5° С.
ЗНСЮ4 (безводн.) ——> CI2O7 + НС1О4 • Н2О 4-(0—20° С).
НСЮ4 • Н2О(Т) = НСЮ4 (безвод.) + Н2О(выше 50° С).
НСЮ4 (разб.) + Н2О = С1О4 + Н3О+
НС1О4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О.
НСЮ4 (конц., хол.) + КОН (насыщ.) = КС1О44- + Н2О,
НСЮ4 (разб.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4CIO4 + Н2О.
4НС1О4 + 2F2 = 4С1ОзР Т + О2Т + 2Н2О, 2НС1О4 (конц.) + 4Н2О + 12 = 2Н5Ю6 + С12 Т.
НС1О4 (конц.) + MCI (конц.) = МСЮ4 4- + НС1(М = К, Rb, Cs).
НСЮ4 (разб.) + 8[Г1(Н2О)6]С1з = 9НС1 + 8[Г1(Н2О)4(ОН)2]С12 + 4Н2О.
2НС1О4 (безводн.) + HNOj (безводн.) =(NOJ)C1O4+ НС1О4 ■ H2(U
(комн.).
4НС1О4 (безводн.) + РЮю =2С1гО7 + 4НРОз (-25° С, в атмосфере Оз),
НС1О4 (безводн.) + НзРО^жм—* P(OH)J + С1О4.
4НС1О4 (безводн.) + 7С (графит) = 7СО2Т + 2Cl2t + 2НгО.
НСЮ4 (безводн.) + HF(X) = C1O3FT + НЮ.
НС1О4(безводн.) + H2SO4 (безводн.) <=* СЮ; + H3SO;.
UCK)4 —ПЕРХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, гидролиза нет. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 4961'6.
М, = 106,39; d = 2,428; tm = 236,7° С; ^ = 56,12<а”, 123,0<80).
LiClO4 = LiCl + 2О2(400—500°С).
1лС1О4 • ЗН2О = LiClO4 -КЗНЮ(90—150°С).
LiClO4 фазб.) + 4Н2О = (Li(H2O)4]+ + СЮ;фН7).
LiClO4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO(450°С).
КСЮ4 — ПЕРХЛОРАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (в отличие от МаСЮ4), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 50s, ST, 497 *'8, 4996.
М, = 138,55; d = 2,524; 1ПЛ = 525° С; fo = 1,68<20), 13,4<80).
КС1О4 = КС1 + 2О2(550—620° С).
КСЮ4 фазб.) + 6НЮ = ОЦНЮМ* + СЮ;фН 7).
2КС1О4 + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HC104t(160° С, вак.).
ЗКС1О4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А1гОз(600—700° С).
КСЮ^) + 8[Ti(H2O)<,]Cl3 = КС1 + 8HCI + 8(Ti(H2O)4 (ОН)2]С12 + 4Н2О, КСЮ-кт) + 8TiCl3 = КС1 + 6Т1СЦ + 2ТЮ2(400— 450° С).
Mg(ClO4)2 — ПЕРХЛОРАТ МАГНИЯ
Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, жидким аммиаком. Получение см. 1047.
М,= 223,20; </=2.21; /М = 246°С; к, = 99,2(20)1109,2<*,.
4Mg(ClO4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2С12 + 15O2(382—500° C).
Mg(CK)4)z ■ 6Н2О = Mg(ClO4h + 6HzO(до 100° С, вак),
2{Mg(dO4)2 6Н2О} = 2Mg(OH)2 + 2d2 + 7O2 + ЮН2Р (180— 190° C).
Mg(ClO4>2 фазб.) + 6H2O = [MgCHiOM2* + 2dO4;
[MgCHzO^]^ + H2O^=? [Mg(H2O)5(OH)r + H3O'; pK, = 11,42.
Mg(ClO4)2 + 2NaOH фазб.) = Mg(OH)2l + 2NaClO4.
Mg(dO4)2 + Ba(dO4)2 + 6NaOH (насыщ.) = Ba2[Mg(OH)«] I + 6NaClO4 (кип.).
C1F —МОНОФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диоксидом кремния. Получение см. 483*, 504*.
М, = 54,45; ^=1,6("|00); z™ =-155,6° С; zKH„ = -100,1° С.
1.
за? = ар3 + а2
(комн.).
2.
C1F + НгО (хол.) = HF + HdO, 4C1F + 2НгО (гор.) = 4HF + 2d2T + О2 t.
3.
ар + 2NaOH фазб., хол.) = NaF + NadO + Н2О.
4.
аг + р2 = арз
(200° C).
5.
2dF + ао2Р = сюрз + агО
(0° C).
6.
4dF + SiO2 = SiP4 + 2С1г + О2
(комн.).
7.
2C1F(X) + ЕР5 = (С12Р+МЕРб1
(E = As, Sb),
dF + MF = M[dF2](175°
С, p; M = K, Rb, Cs).
8.
3C1F(X) ^=* C12F* [точнее, d(dF)4 + [ClF2f.
504. ОРз— ТРИФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, зелеиовато-желтая жидкость (димер ChF»). Неограниченно смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 483е, 503L4.
М, = 184,89; 4^ = 1,866ое); z„ = -76,31° С; 1„п = +11,76° С.
2CIF3 = Ci2 + 3FZ(выше 300° С).
dF3 + 2НгО (хол.) = 3HF + HdO2,
3ciF3 + 6Н2О (гор.) = 9hf + на + 2Hdo3.
3dF, + 12NaOH фазб.) = 9NaF + NaCl + 2NadO3 + 6Н2О.
aF3 + F2 = aF5(350° С, р),
арэ + а2 = зар(18о°с,р).
2С1Рз + ОР2 = аОРз + ОРз(комн.),
6dF3 + 2NadO3 = ЗСЮзР + 2Nad + ЗС1Р5(комн.).
4dF3 + 3SiO2 = 3SiF„ + 2d2 + ЗО2(комн.).
4dF3 + 6NiO = 6NiF2 + 2d2 + ЗО2(100° С),
2C1F3 + 3Ag = 3AgF2 + Ch(120° C, p1).
ClFXx) + MF = M[C1F4](M = K+, Rb+, Cs+, NO+).
ClFXx) + EF5 = (C1F2+)[EF6J(E = P, As, Sb, Bi).
2ClFXx) = ChF«(x) ^ C1F2+ + [ClF4f.
ClFs —ПЕНТАФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нагревании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов н неметаллов. Получение см. 4838, 5044’5.
Mt = 130,44; 4Ж)= 1,93н0); гпл = -103°С; <Кип = -14°С.
1.
2C1F5 = Ch + 5F2
(выше 250° C).
2.
ClFs + ЗН2О = 5HF + НС1О3.
3.
ClFs + 6NaOH фазб.) = 5NaF + NaClO3 + 3H2O.
4.
4ClFs + 5SiO2 = 5SiF4 + 2Ch + 5O2
(комн).
5.
2ClFs + 2PtF6 = (C1F6* )[PtF6) + (ClF„+)[PtF6).
6.
ClFs + KrF2 + AsFs = (ClF^fAsFeJ + Kr.
7.
2ClFs(x)^=? C1F;+[C1F6F.
506. C13N — НИТРИД ТРИХЛОРА
Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. 48316.
М,= 120,37; d=l,653(20); r™=-27°C; ZK„„ = +71°C.
2C13N = N2 + 3C12(90° C).
C13N + 4H2O (хол.) = NH3 • H2O + 3HC1O,
4C13N + 6H2O (гор.) = 4NH3T + 6Ch + 3O2t
2C13N + 6NaOH фазб., хол.) + 2H2O = 2(NH3 • H2O) + 6NaClO,
2C13N + 6NaOH фазб., гор.) = 2NH3T + 6NaCl + 3O2T
БРОМ
Br2 — ДИБРОМ
Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричневый газ. В жидком состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образуется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутствии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуг-
леродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 374'5, 582,4, 5084'8'9, 510\ 51Р'4, 51234
М, = 159,808;^«> = 3,12(М); lM = -7,25° С;
/кип = +59,82° С; к, = 3,58<М), 3,45(40).
1.
6Вг2 • 46Н2О4- < * 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О
(0—6° С).
2.
Вг2(ж) "^ лНгО <"" ^ Вгз • иНгОф); Кс = 0,21
(20—40° С),
3.
Вг2 • лН2О(р) <=► НВг + НВгО + (л 1 )Н2О; рКс 2Вг2(р) + 2Н2О = 4НВг + О2Т
= 8,14.
(на свету или кип.).
4.
Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + Н2О
(0—5° С),
5.
ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO, + ЗН2О(50—80° С),
3Br2 + 3Na2CO, (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO, + ЗСО2Т.
3Br2 + 8(NH, ■ Н2О)[разб.] = 6NH4Br + N2t + 8Н2О(40—50° С),
6.
3Br2 + 10NHx«) = Br,N ■ 6NH,+ + 3NH4Br Br2 + H2 = 2HBr
(-75° С).
(350° С, кат. Pt).
7.
Br2 + F2 = 2BrF
(до 0° С),
8.
Br2 + 3F2 = 2BrF, Br2 + 5F2 = 2BrF, Br2 + Cl2 = 2BrCl
(-40° С, в жидк. CC1,F), (200° С). (0° С),
9.
Br2 + 5Ch + 6H2O (гор.) = 2НВЮ, + 10HC1.
Br2 + I2 = 2IBr
(45° С, в атмосфере N2).
10.
3Br2 + 2P (крася.) + 6H2O = 2H2(PHO,) + 6HBr
(100—150° С),
11.
12.
13.
14.
3Br2 + S + 4H2O = H2SO4 + 6HBr. Вгад + H2S (насыщ.) = 2HBr + S-L.
Br2 + 2NaI = 2NaBr + 12Ф.
4Br2 + 4H2O + BaS = BaSO4l + 8HBr, Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4.
2Br2 + H2O + HgO = 2HBrO + HgBr2+
(0—5° С).
15.
16.
17.
18.
19.
3Br2 + 5AgBrO, + 3H2O = 5AgBr4- + 6HBrO,.
Br2 + Na2SO, + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O, 4Br2 + Na2SO,S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O.
Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO,.
Br2 + Cl2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrCh].
Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2J.
Br2 + 40, = ВггО^ (желт.) + 4O2t(-50° С, в жндк. CC1,F),
20.
Br2O4 » Br2O, Br,Og? (бел.), Br2, O2
Br2O4 » Br2O, (желт.), Br2, O2
7Br2 + BrF, + 5EF, =5(Br3+)[EFe] (кор.)
(-40° С, вак.), (-4° С, вак.). [-196° С; Е = As, Sb],
21.
ВГ2(г)4=? 2Br°
(выше 1200° С).
НВг — БРОМОВОДОРОД
Бесцветный термически устойчивый газ. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисляется в кислороде. Проявляет окислительио-восстаиовительиые свойства. Получение см. 3513522, 507le•"'l,.
Мг = 80,91; р = 3,6445 г/л (и.у ); г„ = -86,91° С;
= -66,77° С; к, = 198,IO*20’. 130<l00,.
2НВг <=♦ Н2 + Вг2(выше 1000° С).
НВг • НАт) = НВг(Г) + НгО(выше -29° С).
НВг (разб.) + Н2О = Вг" + НзО\
2НВг (конц.) + H2SO« (конц.) = Br2 + SO2 + 2НгО.
НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + НгО, НВг + NH3 ■ НгО (разб.) = NH4Br + НгО.
2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H2T.
4НВг (конц.) + O2 —-—* 2Br2 + 2НгО.
2HBr + Cl2 = 2НС1 + Br2,
5НВг (коиц.) + НВгОз = ЗВг2 + ЗНгО.
4НВг (конц.) + МпО2 = МпВг2 + Вг2 + 2НгО,
2НВг (конц.) + НгО2 (конц.) = Вг2 + 2НгО,
14Н Вг (конц.) + КгСггОгш = 2CrBr3 + ЗВг2 + 7НгО + 2КВг (60—80° С).
509. НВгО — БРОМНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 30% (желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме. Подвергается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 5072' 5152.
М, = 96,91.
(комн.).(на свету или выше 30° С), (иа свету; кат. Pt, Fe),(комн.).(на свету или выше 30° С), (иа свету; кат. Pt, Fe),5НВгО —^ НВгО, + 2Вг2 + 2Н2О
(комн.).
(на свету или выше 30° С), (иа свету; кат. Pt, Fe),
(комн.).
(на свету или выше 30° С), (иа свету; кат. Pt, Fe),
НВгО<=? НВг + О0
2НВгО<=^ Н2О + 2Вг° + О°
(на свету).(60—80° С).(на свету).(60—80° С).НВгО + 20° <=? НВгОз
(на свету).
(60—80° С).
(на свету).
(60—80° С).
ЗНВгО = НВгОз + 2НВг
НВгО (разб.) + НгО <=+ ВгО* + Н3О+; рК, = 8,69.
НВгО + NaOH (разб.) = NaBrO + НгО.
НВгО (конц.) + НВг (коиц.) = Вг2 + НгО, НВгО (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + 12А + НгО.
НВгО + НгО2 = Н2О + О2Т + НВг.
НВгОз — БРОМНОВАТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная масс, доля 50%, сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель; реагирует с диоксидом серы, атомным водородом, серой, углеродом, иодом, бромо- и иодоводородом. Получение см. 5078 '4, 5172■
М,= 128,91.
4НВгОз = 2Вг2 + 5О2 + 2Н2О(кип).
НВгОз (разб.) + Н2О = ВгО, + Н3О+.
НВгОз + NaOH (разб.) = NaBrOs + Н2О,
НВгОз + NH3 ■ Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О.
НВгОз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О.
НВгОз (разб.) + 6HI (разб.) = НВг + 311^ + 3HzO.
2НВгОз (конц.) + 12 = Вг2 + 2Н10з, бНВгОз (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5Н10з + ЗН2О.
НВгОз + 6Н°(А1) = НВг + ЗН2О.
НВгОз + 3SO2 + ЗН2О = НВг +. 3H2SO4,
2НВгОз + Н2О + S = НВг + H2SO4(кнп.),
2НВгО3 (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + ЗСО2Т.
НВгОз + HzO + XeF2 = HBrO4 + 2HF + Xet.
NaBrOs — БРОМАТ НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель, слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом натрия. Получение см. 28", 376, 5074.
М, = 150,89; d = 3,339; Z„„ = 384° С (разл ); fc = 36,4(2О), 75,7(801.
2NaBrO3 = 2NaBr + ЗО2(выше 384° С).
NaBrOs + 4Н2О = [Na(H2O)4f + BrOj(pH 7).
NaBrOs + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O.
2NaBrOs<p) + I2 (суспензия) = 2NalO3 + Br2.
2NaBrO3 + ЗС (графит) = 2NaBr + 3CO2(450- 550° C).
NaBrOs + 2NHs = NaBr + N2 + 3H2O(350—400° C).
NaBrOs + F2 = 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O, NaBrO^) + H3O+ (катионит) = HBrO4 + Na+ (катионит) + H2O.
NaBrOs + НгО + XeF2 = NaBrO4 + XeT + 2HF.
NaBrOs + H2OH2t (катод) + NaBrO4 (анод).
KBrOs — БРОМАТ КАЛИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель,
очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом калия. Получение см. 499, 58s, 497s, 5141.
М, = 167,00; d = 3,27; tm = 434° С (разл.); к, = 6,87(а”, 34,28<80).
1.
2КВгО3 = 2КВг + ЗО2
(выше 434° С).
2.
3.
4.
КВгОз + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + BrOj
КВгОз + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗН2О.
2КВгОз(р) + 12 (суспензия) = 2К1О3 + Вг2.
(pH 7).
5.
2КВгОз + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2
(400—500° С),
6.
7.
КВгОз + 2NH3 = КВг + М2 + ЗН2О
КВгОз + F2 + 2КОН (разб.) = КВгО4 + 2KF + Н2О.
КВгОз + Н2О + XeF2 = КВгО4 + Хе + 2HF. 2КВгО3 + ВаС12 = Ва(ВгО3)21 + 2КС1, КВгОз + AgNO3 = AgBrO3i + KNO3.
(450° С).
8. КВгОз + Н2О -^1Е£^ н2Г (катод) + КВгО4 (анод).
513. НВгО4 — БРОМНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная массовая доля 83%, устойчива в растворе при массовой доле менее 55%. Почти не перегоняется в вакууме. Сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Медленно реагирует как окислитель. Получение см. 5109, 51г, 5144.
Мт= 144,91.
(комн.).(на холоду).(комн.).(на холоду).1. 2НВгО4 (конц.) —-—> 2НВгОз + О2
(комн.).
(на холоду).
(комн.).
(на холоду).
НВгО4 • 2Н2О+<=* НВгО4 (конц.) + 2Н2О
НВгО4 (разб.) + Н2О = ВгО; + Н3О+.
HBrO4.+ NaOH (разб.) = NaBrO4 + Н2О, НВгО4 + NH3 ■ Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О.
2НВгО4 (конц.) + 4Н2О + 12 —^ 2Н5Ю6 + Вг2.
514. КВгО4 — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий окислитель. Получение см. 5126 8.
М,= 183,00;*, = 4,4(25).
2КВгО4 = 2КВгО3 + О2(до 275° С),
КВгО4 = КВг + 2О2(выше 390° С).
КВгО4 (разб.) + 6Н2О = [K(H2O)6f + ВгО;(pH 7).
2КВгО4 (насыщ.) + 12 (суспензия) —-—> 2К1О4 + Вг2,
КВгО4 (насыщ.) + HI (конц.) —-—» KIO4 + HBr.
КВгО<цр) + НзО+ (катионит) = НВЮ4 + К+ (катионит) + НгО.
BrF — МОНОФТОРИД БРОМА
Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077.
Л/г = 98,90;<„„ = -33° С; tm„ = +20° С (разл.).
(выше 20° С).(выше 20° С).3BrF = ВгРз + Вг2
(выше 20° С).
(выше 20° С).
BrF + Н2О (хол.) = HF + НВгО, ЗНВгО ^=+ 2НВг + НВгОз.
BrF + 2Н,О (гор.) = 4HF + 2Вг, + ОгТ.
BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + Н2О, 3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrOs + ЗН2О.
4BrF + SiO2 = SiF4 + 2Br2 + O2(комн.).
BrF3 — ТРИФТОРИД БРОМА
Светло-желтая (в толстом слое — красная) жидкость. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноактивный; энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, металлами, оксидами и фторидами металлов и неметаллов. Окислитель. Неводный растворитель. Получение см. 5077, 5151.
Мг = 136,90; d = 2,843(9); г™ = 8,8° С; z«„n = 125,75° С.
ЗВгРз + 6Н2О = 9HF + НВг + 2НВгО3.
3BrF3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6H2O.
BrF, + F2 = BrFs(200° С).
BrF, + ЗЗЮг = 3SiF4 + 2Br2 + 3O2(комн.).
BrFj(«) + MF = M[BrF4](M = K, Rb, Cs, Ag).
BrFXx) + CIF, = (ClFpfBrFJ.
4BrF, + 2Au = 2(Au5[BrF6] + Br2(40° C).
BrF,,,) + EFS =(BrF2+)[EF6](E = P, As, Sb, Bi).
2BrF3,T) = (BrFzHBrF^) <=* 2BrF„x) 4=? BrF£ + [BrF^.
BrFs — ПЕНТАФТОРИД БРОМА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноспособный; энергично гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 5077, 5163.
Мт = 174,89; d = 2,57(0); tm = -60,5° С; Гкип = +40,76° С.
(выше 460° С). (0° С),(выше 460° С). (0° С),2BrF5 = Br2 + 5F2
(выше 460° С). (0° С),
(выше 460° С). (0° С),
BrFs + 2Н2О = BrO2F + 4HF
(комн.).(комн.).(M = К, Rb, Cs). (E = As, Sb). (50—100° C).(комн.).(комн.).(M = К, Rb, Cs). (E = As, Sb). (50—100° C).BrF5 + ЗН2О = SHF + НВгОз
(комн.).
(комн.).
(M = К, Rb, Cs). (E = As, Sb). (50—100° C).
(комн.).
(комн.).
(M = К, Rb, Cs). (E = As, Sb). (50—100° C).
BrFs + 6NaOH фазб.) = 5NaF + NaBrOj + 3H2O.
4BrFs + 5SiO2 = 5SiF4 + 2Br2 + 5O2
BrFs(M) + MF = M[BrF6]
BrFxx) + EF5 =(BrF4+)[EF6]
BrF5 + (KrF+)[AsFs] = (BrF6+)[AsF6] + Kr
2BrFx«> <=* BrF/ + [BrFtf.
BrCl — МОНОХЛОРИД БРОМА
Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада на С12 и Вг2 при 20° С составляет =40%). Более устойчив в холодных растворах хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразования). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. Получение см. 5078.
М, = 115,36; tm = -54° С; 1КИ„ = +5,5° С фазл.).
(выше 5,5° С).(выше 5,5° С).2ВгС1(г) <—* Вгдж) + С12(Г)
(выше 5,5° С).
(выше 5,5° С).
BrCl + Н2О = НС1 + НВгО, ЗНВгО<=? 2НВг + НВгОз.
ЗВгС1 + бМаОН фазб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBrO3 + ЗНгО.
BrCl + MCI <=± M[BrCl2](M = K, Cs).
ИОД. АСТАТ
519.12 —ДИИОД
Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо растворяется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с С12 ц Вг2) подвергается дисмутации. Хорошо растворяется в органических растворителях (с фиолетовым или коричневым окрашиванием), в водных растворах иодидов металлов (за счет комплексообразования, «иодная вода»), жидком SO2. Слабый восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, сероводородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 38-^8 592—4.7—9, 483 , 521'6, 5244, 5253 5, 5608.
Мг= 253,808; с/= 4,93;rm=H3,5°C;
Г,„„ = 184,35° С; к, = 0,029(ад, 0,22(8О). •
1 • 1г<т) + Н2О <=► HI + НЮ; р/С = 15,59,
12 + НЮ = 12 ■ НЮ (или 12 • 1ОН)(р).
312 + ЮНМОз фазб.) = 6HIO3 + ЮМОТ + 2Н2О(кип),
12 + ЮНМОз (кони., гор.) = 2НЮз + 10MO2t + 4Н2О.
3.
3h + 2HNOj (конц.) + 6НС1 (конц.) = 61С1 + 2NOt + 4Н2О (60—80° С).
4.
lz + 2NaOH (разб.) = Nai + NalO + Н2О(0° С),
3NalO<p) = 2Nal + NalO)(комн.).
5.
3h + 6NaOH (гор.) = 5NaI + NaIO3 + 3HzO.
6.
3h + 4(NH3 НгО) = l3Ni + 3NH41 + 4H2O.
7.
I2 + H2 = 2HI(500° С, кат. Pt).
8.
I2 (суспензия) + 3Fi = 21F3I (-45° С, в жидк. CCUF), h + 5F2 = 21F5 (комн.), I2 (суспензия) + IF3 = 31F4- (-40° С, в жидк. CC13F).
9.
12 + E2 = 2IE(коми., Ё = Cl; 45° С, E = Br),
I2 + 3C12 = IzCU(-78° C).
10.
h + 5E2 + 6НгО (гор.) = 2Н1О3 + ЮНЕ(Е = Cl, Br).
11.
2h + 9O2 = I(IO})} + 9OZ(50 - 60° C),
I2 + 50} + H2O = 2H1O} + 5O2(коми.).
12.
5h + 2P (красн.) + 8H2O = 2H}PO4 + ЮЖ(150—200° С).
13.
I2 + 2Na = 2Nal(выше 100° C),
312 + 2A1 = 2A1I}(комн., кат. H2O).
14.
h + KI (коиц.) = КЩОзЬр,-
15.
I2 + 2НЕОз = 2Ж0з + Е2(Е = С1, Вг),
I2 + 2НЕО4 (коиц.) + 4НгО = 2Н51О6 + Е2.
16.
712 + 5С12О7(ж> = 71105 + 5С12.
17.
2Ь (суспензия) + Н2О + HgO = 2HIO + Hgl2i(б 2° С).
18.
h + 7KrF2 = 2IF7 + 7Кг(комн),
I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O,
I2 + 5HzO2 (конц., гор.) = 2ЖОз + 4НгО.
19.
12 (суспензия) + H2S (иасыщ.) = 2HI + S4-,
I2 + SO2 + 2HjO = 2HI + H2SO4,
I2 + 2Na2SO3S(p> = 2Nal + Na2S4Oe.
20.
h + H(PHzO2) + H2O = Н2(РНОз) + 2HI.
21.
12 + 3F2 + 2MF = 2M[IF4](M = K, Rb, Cs).
22.
h + Cl2 + 2MC1 (коиц.) = 2M[IC12](кип., M = К, Rb, Cs),
I2 + Br2 + 2МВг (конц.) = 2M[IBr2](M = K, Cs).
23.
212 + 3I2O5 + I0H2SO4 (конц.) = 10(IO+)HSO4 (желт.)4- + 5НгО.
24.
31г(ж)I3 + fI(IhF.
1дГ) <^z? 21е(выше 900° С).
520. Hl — ИОДОВОДОРОД
Бесцветный газ, при умеренном нагревании частично разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 57—70%-й раствор называют концентрированной ио доводородной кислотой. Растворяется в холодном этаноле (слабый электролит). В растворе окисляется иа воздухе (для стабилизации добавляют красный фосфор). Реагирует с концентрированной серной кислотой,
1.2.7.8.9.10.11.12.13.14.1.2.7.8.9.10.11.12.13.14.(выше 200° С).(выше -37° С).(выше 200° С).(выше -37° С).(комн., в темноте), (на свету, кат. Си). (500° С).(комн., в темноте), (на свету, кат. Си). (500° С).
1.
2.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
1.
2.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
(выше 200° С).
(выше -37° С).
(выше 200° С).
(выше -37° С).
(комн., в темноте), (на свету, кат. Си). (500° С).
(комн., в темноте), (на свету, кат. Си). (500° С).
щелочами. Переводит в раствор серебро и ртуть. Типичный восстановитель (за счет Г1). Получение см. 3532, 5197’ 2'|9.
М,= 127,91;М,= 127,91;р = 5,7891 г/л (н.у.); 1ПП = -50,9° С;
М,= 127,91;
М,= 127,91;
/кип = -35,4° С; к, = 234(|0).
2Н1<=» H2+h
HI ■ 4Н2О(т) = Н1(ж) + 4Н2О
HI (разб.) + Н2О =Г + НзО+.
14HI (конц.) + 2H2SO< (коиц.) = 7I2 + H2S + Si + 8Н2О.
HI (разб.) + NaOH (разб.) = Nai + Н2О.
6Н1(р) + О2 (воздух) <=> 2Н[1(1)2] + 2Н2О
4Н1(р) + О2 (воздух) = 2Ь^ + 2Н2О
2Н1(Г) + S = I2 + H1S
4HI (конц.) + 2Ag = 2H[AgI2] + Н2Т, 4HI (конц.) + Hg = H2[HgI4] + H2t.
2Н1 + С12 (разб.) = I2 + 2HC1(комн.),
HI + 3C12 (насыщ.) + 3H2O (гор.) = НЮз + 6НС1.
2HI + HEO = НЕ + I21 + Н2О(Е = С1, Вг).
6HI (разб.) + НЕОз (разб.) = НЕ + 312Ф + ЗН2О(Е = С1, Вг),
5HI (конц.) + бНЕОз (конц.) = 5НЮз + ЗЕ2 + ЗН2О.
5HI (конц.) + НЮз = 312Ф + ЗН2О(комн.).
2HI + NO2 = I2i + NOT + Н2О.
2HI (разб.) + Ее2(5О4)з — 2FeSO4 + I2i + H2SO4, 14HI (конц.) + К2Сг2О7(т) = 2CrI3 + I2i + 7H2O + 2K[I(I)2], 4HI (конц.) + MnO2 = Mnl2 + I24- + 2H2O.
521.12O5 — ПЕНТАОКСИД ДИИОДА
Белый, темнеет на свету из-за частичного разложения, очень гигроскопичный. Наиболее устойчивый из оксидов всех галогенов. Растворяется в жидком HF. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образует сильнокислотный раствор), щелочами. Легко фторируется, количественно восстанавливается монооксидом углерода. Получение см. 51916, 5231, 5305.
М, = 333,80; d = 4,799; tm » 300° С (разл.); к, = 253,4(20), 360,8(80).
212О5 = 212 + 5О2(300—500° С).
12О5 + Н2О= 2Н10з.
12О5 + 2H2SO4 (безводн.) = 2 (Ю; )HSO4 + Н2О.
I2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaIO3 + Н2О.
2I20s + 2F2 = 4IO2F + О2(0° С, в жидк. HF),
2I20s + 2F2 = 4IO2F + О2(110° С; примеси IFs, IOF3).
l2Os + 5СО = 5СОг + 12(комн.).
I2O5 + 10НС1 (конц.) + 2KC1 = 2K[ICU] + 2Cl2t + 5H2O.
522. НЮ — ИОДНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашенном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом. Очень неустойчива. Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание ЮН - - гидроксид иода(1); основные свойства в растворе преобладают. Разлагается щелочами. Получение см. 51917. 5322, 5342.
М,= 143,91.
(комн.).(комн.).(в разб. HClCh).(в разб. HClCh).5HIO—^ НЮз + 2121 + 2Н2О
(комн.).
(комн.).
(в разб. HClCh).
(в разб. HClCh).
НЮ + НЮ^^ 10 + Н30+; рКк= 10,64, ЮН + Н2О <=* Г • Н2О? + ОН ; р/^ = 9,52.
НЮ + 12 - Ь ■ НЮ (или 12 ■ ЮН)(р), h ЮН<=» Ij+OH“
НЮ + Н3О+ <=* Н2О + Г • Н2О?
ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2Nal + №Юз + ЗН2О.
523. НЮз — ЙОДНОВАТАЯ КИСЛОТА
Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, сероуглероде. Нейтрализуется щелочами. Окислитель; реагирует с концентрированными хлороводородной и иодоводородной кислотами. Окисляется электролитически. Получение см. 5192 |0''*, 5212, 5265'6, 5302.
М,= 175,91; d = 4,629; tn„ = 110° С (разл.);
А, = 286("). 309,4(20), 472.2<*'”.
(110—120° С).(240—250° С).(комн.).(60—80° С), (комн.).(110—120° С).(240—250° С).(комн.).(60—80° С), (комн.).ЗНЮз = Н13Ок+ Н2О
(110—120° С).
(240—250° С).
(комн.).
(60—80° С), (комн.).
(110—120° С).
(240—250° С).
(комн.).
(60—80° С), (комн.).
2НЮз = hOs + Н2О
НЮз(разб.) + Н2О = Ю3 + НзО’
2НЮз (конц.) + 10HCI (конц., хол.) = 12Ф + 5С12Т + 6Н2О, НЮз + 5HI (конц.) = 3I2i + ЗНЮ
НЮз + NaOH (разб.) = NalCh + Н2О.
2НЮз(т) + H2SO4 (конц.) — (1O+)2SO4 + О2 + 2Н2О
2Н10з (разб.) + (IO+)2SO4 - 2(Ю+)Юз 4-(желт.) + H2SO4
2НЮз + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + hi + Н2О,
2НЮз + 5H2SO4 + 10FeSO4 = 5Ре2(5О4)з + hi + 6Н2О
НЮз + ЗН2О —лект—лиз.> Н2Т (катод) + Н5Юб(анод).
524. ХаЮз — ИОДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. 2810. 38In, 5194'5'|8, 5214.
М, = 197,89; d = 4,277; tm = 422° C; k, = 9,5<25), 26,6(8O).
2NaIO3 = 2NaI + 3O2(выше 500° C),
NalOj • H2O = NalOj + H2O(80—100° С, вак).
NaIO3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + IO3(pH 7).
2NaIOXT) + 12HC1 (конц.) = hl + 5C12T + 2NaCl + 6H2O.
NaIO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I2I + 3H2O + 3Na2SO4.
NaIO3 + 3H2O2 = Nai + 3O2T + 3H2O(в разб. HNO3).
NaIO3 + H^O + 2Fe = Nai + 2FeO(OH)l(кип., иа воздухе).
NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = Na5IO6l + 2NaCl + 3H2O(кип.),
NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O6(O2) = Na3H2IO6l + K2SO4 + Na2SO4 + + H2O(кип.).
NaIO3 (конц.) + MNO3 (конц.) = MIO3I + NaNO3 (M = K, Rb, Cs, Ag).
NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2OH2T (катод) +
+ Na3H2IOsl (анод).
NaIO3 + H2O —н2Т (катод) + NaIO4 (анод) (в разб. HNO3).
K1O3 — ИОДАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза иет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт К1О3 ■ Н1О3. Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. 595 ", 44010, 4975, 529'.
Л/г = 214,00; d = 3,93; t™ = 560° (разл.); ^ = 8,1 (20), 24,5(80,.
2K.IO3 = 2K.I + ЗО2(560—650° С).
КЮ3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Ю3(pH 7).
2K.IO3 + 12НС1 (конц.) = hi + 5С12Т + 6Н2О + 2К.С1.
КЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 5K.I = 3121 + ЗН2О + 3K2SO4.
KIO3 + ЗН2О2 = KI + ЗО2Т + ЗН2О(в разб. HNO3).
2KIO3 + 6КОН (конц.) + 2С12 = К4Н2120ю + 4КС1 + 2Н2О, K4H2I2Ol0 + 2HNO3 (разб.) = 2KIO4I + 2KNO3 + 2Н2О.
КЮ3 + 2КОН (коиц.) + K2S2O6(O2) = KIO4I + 2K2SO4 + Н2О.
К1О3 + Н2О электролиз > н2Т (катод) + К1О44- (анод) [в разб. HNO3],
Н5Юб — ОРТОИОДНАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. При нагревании в вакууме переходит, в частности, в метаиодную кислоту Н1О4. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется разбавленными щелочами не полностью. Проявляет окислительные свойства. Получение см. 5!915, 5237, 5272, 528s, 5312.
Мг = 227,94; zra = 122° С (разл.).
(80° С, вак), (100° С, вак.), (117° С, вак ), (выше 122° С).(80° С, вак), (100° С, вак.), (117° С, вак ), (выше 122° С).(комн.).(комн.).2Н510б = H4I2O, + 3H2O
(80° С, вак), (100° С, вак.), (117° С, вак ), (выше 122° С).
(80° С, вак), (100° С, вак.), (117° С, вак ), (выше 122° С).
(комн.).
(комн.).
Н5Юб = HIO4 + 2HZO
4Н51Об=2(Ю^)Ю4 + О2 + 10H2O
2Н5Юб = I2O5 + 5Н2О + 02
Н5Ю6 (разб.) + Н2О4=> Н4Юб + Н30+; рК, = 1,55, Н4Ю6 + Н20 4=» Н3ю£" + Н3О+; рКк = 8,27, Н3Ю^ + Н20 4=^ Н21О^ + Н30+, рКх = 14,98.
Н5Ю6 (разб.) + 3NaOH (разб.) = Na3H2IO64- + ЗН2О.
Н5Ю6 + 2NO2 = НЮ3 + 2HNO3 + Н20.
5Н5Ю6 + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 5HIO3 + 2H2SO4 + 7Н2О.
Н510б(т) + H2SO4 (95%) = [I(OH)6]HSO4
527. Na3H2IO6 — ДИГИДРООРТОПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами. Окислитель. Получение см. 28|2, 386, 5248, |0, 5263.
М, = 293,88; U = 200° С (разл.); к, = 0,15(25).
2Na3H2IO6 = 2NaIO3 + 4NaOH + О2(200—250° С).
Na3H2IO6 + 2HNO3 (конц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3(0—10° С),
Na3H2IO6 + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2H2O(комн.),
Na3H2IO6 + 3HNO3 (конц.) = H5IO6 + 3NaNO3(60—70° C).
1Ча3Н210б (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = NasIOeJ- + 2H2O.
5Na3H2IO6 + 3H2SO4 (конц.) + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 5Na2SO4 +
+ 7H2O(80° C).
2Na3H2IO6 + 3Ba(NO3)2 = Ba3(H2IO6)2 + 6NaNO3(в разб. HNO3).
Na3H2IO6 + 3AgNO3 = Ag3IO5l + 2NaNO3 + HNO3 + H2O.
528. NalO4 — МЕТАПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Окислитель. Получение см. 52410, 5272.
М, = 213,89; d = 3,865; tm = 300° С (разл.); к, = 10,2(2O,, 38,8(50’.
(300—325° С). (110° С, вак.), (175° С). (0—10° С).(комн.),(300—325° С). (110° С, вак.), (175° С). (0—10° С).(комн.),2NaIO4 = 2NaIO3 + О2
(300—325° С). (110° С, вак.), (175° С). (0—10° С).
(комн.),
(300—325° С). (110° С, вак.), (175° С). (0—10° С).
(комн.),
NaIO4 • ЗН2О = NaIO4 + ЗН2О
2{NaIO4 • ЗН2О} = 2NaIO3 + О2 + 6Н2О
NaIO4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH4IO6 ■ Н2О1
NaIO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Ю4 , 1О4 + ЗН2О 4=? Н3Ю^+ Н3О+; pKt = 9,73
ю; + 2H2O <=? H4IO;; Kc = 0,035(0—10° C).
NaIO4 + HNO3 (конц.) + 2H2O = HsIOe + NaNO3(кип.).
NaIO4 + 2NaOH (разб.) = Na3H2IO6l.
5NaIO4 + 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4
(в разб. HNO3).
NaIO4 (насыщ.) + MNO3 (коиц.) = MIO41 + NaNO3 (M = K, Rb, Cs).
NalO4 + 2Na2O = Na5IO6(350—500° C).
KIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов ие образует. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. 5143, 525^~8.
М, = 230,00; </=3,618; <„л = 582° С (р); ^ = 0,42(М), 4,44(80).
2КЮ4 = 2КЮ3 + О2(290° С).
KIO4 + HNO3 (коиц.) + 2Н2О = НзЮб + КМО3(кип.).
2KIO4(i) + 2КОН (конц.) = К4Н212Ою(р).
5КЮ4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 4KIO3 + 2H2SO4 (в разб. HNO3).
IFs — ПЕНТАФТОРИД ИОДА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Реакционноактивный; гидролизуется водой; реагирует со щелочами, фтором, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 517’, 5198, 5311 4.
Мг = 221,89; </= 3,231<|5), zm = 9,421° С; z,„„ = 104,48°С.
(выше 400° C).(выше 400° C).(270—300° C).(150—175° C).(M = K, Rb, Cs), (E = As, Sb).(270—300° C).(150—175° C).(M = K, Rb, Cs), (E = As, Sb).2IF5 = I2 + 5F2
(выше 400° C).
(выше 400° C).
(270—300° C).
(150—175° C).
(M = K, Rb, Cs), (E = As, Sb).
(270—300° C).
(150—175° C).
(M = K, Rb, Cs), (E = As, Sb).
IFs + ЗН2О = 5HF + Н1О3.
IFs + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaIO3 + ЗН2О.
IFs + F2 = IF?
4IFs + 5SiO2 = 5SiF4 + 2I2O5
3IFs<X) +4(O2)[AuF6] = 3(IF;)[AuF6] + 4O2t + AuF3.
IFsw + MF = M[IF6]
IFsW + EFs =(IF;)[EF6]
2IF5W IF4+ + [IF6] .
531. IF? — ГЕПТАФТОРИД ИОДА
Бесцветные жидкость и газ. В твердом состоянии легко сублимируется при нормальном давлении. Гидролизуется водой. Реакционноспособный; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами неметаллов. Получение см. 5 1 9'8, 5304.
М, = 259,89; d^ = 2,8(6'4); tm = 6,4° С (р).
(350° C), (530° C).(350° C), (530° C).(комн.).(E = As, Sb).(комн.).(E = As, Sb).if7 = if5 + f2
(350° C), (530° C).
(350° C), (530° C).
(комн.).
(E = As, Sb).
(комн.).
(E = As, Sb).
2IF7 = h + 7F2
IF7 + 6H2O = H5IO6 + 7HF.
IF7 + lONaOH (разб.) = Na3H2IO6 + 7NaF + 4H2O.
2IF7 + SiO2 = SiF4 + 2IOF5
IF7W+EF5 = (IF6+)[EF6]
532. IC1 — МОНОХЛОРИД ИОДА
Темно-красный, иизкоплавкий, при кипении разлагается. Имеет ионное строение 1+[1С12]“. Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Получение см. 5193’9, 533*.
М,= 162,36; d = 3,1822; 1^ = 27,19° С; tKm = 97,4° С (разл ).
2IC1 = 12 + С12(выше 97,4° С).
IC1 + Н2О (хол.) = НС1 + НЮ,
5IC1 + ЗН2О (гор.) = 5НС1 + НЮз + 2121.
IC1 + НС1 (КОНЦ.) = Н[1С12].
1С1 + 2H2SO4 (конц.) = НЮз + НС1 + 2SO2 + Н2О(кип ).
3IC1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О.
1С1(Ж) + MCI = M[IC12](М = К, Rb, Cs).
121С1(Ж) <=* 313С1^ (точнее, [1(1С1)2]+} + 3[1С12]",
61С1(Ж><=* I2Cl6 + 2h.
hCk — ГЕКСАХЛОРИД ДИИОДА
Оранжево-желтый, летучий, при кипении разлагается. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Сильный окислитель. Получение см. 5199.5327.
Л/г = 466,53; </= 3,203; 1т = 101° С (pY ?,„„ = 64° С (разл.).
I2C16 = 2IC1 + 2С12(64—77° С).
12С16 + ЗН2О (хол.) = 4НС1 + Н[1С12] + НЮз(в разб. НС1),
512С1б + 18Н2О (гор.) = 30НС1 + 6Н10з + 2121.
I2CU + 2НС1 (конц.) + 8Н2О = 2{H[ICU] 4H2O)i(0° С).
312С16 + 24NaOH (конц., гор.) = 18NaCl + 2NaI + 4NaIO3 + 12Н2О.
3I2C16 + 4S + 16Н2О = 4H2SO4 + 6HI + 18НС1.
12С1б(ж) + 2МС1 = 2М[1С!4](М = Na. К).
12С1б<ж) ^=* 1С^ + [1С14Г
IBr — МОНОБРОМИД ИОДА
Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень распада составляет ®8%), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагиру-
ет с водой, концентрированными кислотами, щелочами, бромидами щелочных металлов. Получение см. 5199.
М,= 206,81; </=4,416; /пл = 40,5°С; t,„n = 116° С (разл.).
21Вг(ж> h(T) + Вгхж)(выше 40,5° С),
21Вг(г) = 12(ж> + Вгад(выше 116° С).
IBr + Н2О (хол.) = HBr + НЮ,
51Вг + ЗН2О (гор.) = 5НВг + НЮз + Zhi.
2IBr + 5H2SO4 (конц.) = 2НЮз + Br2 + 550г + 4Н2О(кип.).
31Вг + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + NaIO3 + ЗНгО.
1Вг(ж) + МВт = M[IBr2](M = К, Cs).
31Вг(ж><=? hBr+ [точнее, I(IBr)+] + [IBr2]“.
kN — НИТРИД ТРИИОДА
Йодистый азот. Красно-коричневый (в виде аддукта с аммиаком), разлагается со взрывом. Не растворяется в этаноле. Полностью разлагается горячей водой, кислотами-окислителями, щелочами. Получение см. 5196.
Мг = 394,72.
UN ■ лМНз'!' + иНгО <> I3N (насыщ.) + и(КНз Н2О)[комн.],
2(hN • иМНз) = 312 + N2 +«NH3(выше 20° С или при трении).
5I3N + 9Н2О (гор.) = 3NH4IO3 + 6I2i + 2NH3T.
2hN + 13H2SO4 (конц.) = 6HIO3 + (MH4)2SO4 + 12SO2T + 6Н2О.
I3N + 3NaOH (разб.) + Н2О = NH3 • Н2О + 2NaI + NaIO3.
At — АСТАТ
Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп zl0At (период полураспада 8,1 ч). Не растворяется в воде и не реагирует с ней. Растворяется в тетрахлориде углерода. Реагирует с кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. Получение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядер- ном ускорителе.
М, = 209,987: и = 244° С; <,„„ = 309° С.
At + Н° (Zn, конц. НС1) = HAtT, 2At + 2Н2О + SO2 = 2HAt + H2SO4.
2At + 3NaOH + Na[Sn(OH)3] = 2NaAt + Na2[Sn(OH)6], NaAt + 2AgNO3 + Nai = [Agl + AgAt}l + 2NaNO3.
соосаждение
(до 200° C), (выше 150° C).(до 200° C), (выше 150° C).2At + Вгуж) = 2AtBr(T), 2At + I2 = 2AtI 2At + 2CsI + I2 = 2Cs[AtI2]
(до 200° C), (выше 150° C).
(до 200° C), (выше 150° C).
3At + HNO3 (разб.) + H20 = ЗНАЮ + NOT,
6At + 4H2SO4 + К2СГ2О7 = 6НАЮ + Сг2(5О#)з + H2O + K2SO4, HAtO + NaOH (разб.) = NaAtO + H2O.
2At + E2(p) + 2H2O = 2НАЮ (или AtOH) + 2HE
(E = Cl, Br; примесь AtCh),
2АЮН + 2ТЮН + 2H2S (насыщ.) = {T12S + At2S}l + 4H2O,
2AtCl3 + 2BiCl3 + 6H2S (насыщ.) = (Bi2S3 + At2S3}4- + 12 HC1
соосаждение(в конц HC1)
2At + 5NaCIO + H2O = 2HAtO3 + 5NaCl,
2At + 5К252Об(О2) + 6H2O = 2HAtO3 + 5K2SO4 + 5H2SO4(кип.),
HAtO3 + 2AgNO3 + КЮз = {AgIO3 + AgAtO3}l + KNO3 + HNO3.
соосаждение
2At + 8H2O + 7XeF2 = 2H AtO4 + 7XeT + 14H F,
' HAtO4 + NaIO4 + 2K.OH = {KIO4 + KAtO»}! + NaOH + H2O.соосаждение
2At(T) 4. _? At,(x) <* At,(r).
ЭЛЕМЕНТЫ VIIIA-ГРУППЫ
He — ГЕЛИЙ
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый, затвердевает только под избыточным давлением. В природе находится в виде изотопа 4Не (с примесью изотопа 3Не). Содержание Не в воздухе 5 • 10^% (об.). Обладает сильной способностью проникать через стекло и металлическую фольгу. Плохо растворяется в воде, лучше — в бензоле, этаноле, толуоле. Химически инертный: не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными), не образует (в отличие от других благородных газов) клатратов с водой и органическими растворителями. Возникает при радиоактивном распаде нуклида 23*U. Получают из природных гелионосных горючих газов (фракционная дистилляция при глубоком охлаждении).
М, = 4,003; dw = 0,145р270); р = 0,17847 г/л (ну.);
zn„ =-271,15° С (р); /«„„ =-268,935° С; к, = 0,978<0), О,861(2О).
Ne — НЕОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый. Содержание Ne в воздухе 0,0015% (об.). Практически не растворяется в воде, плохо растворяется в этаноле. Образует клатрат 8Ne • 46НгО. Химически инертный, не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
М, = 20,180; d^ = 1,205ь246); р = 0,90035 г/л (н.у.);
Z„„ = -248,6° С; zK„„ = -246,048° С; v, = 1,23(0), 1,16(25), 0,98Р4).
Аг —АРГОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Самый распространенный в природе элемент VHIA-группы. Бесцветный. В природе преобладает наиболее тяжелый изотоп ^Аг (с примесями 36Аг, 38Аг). Образуется при захвате орбитального электрона ядром нуклида 40 К в литосфере Земли. Содержание Аг в воздухе 0,932% (об.), 1,28% (масс.). Плохо растворяется в воде (растворимость понижается в присутствии сильных электролитов), лучше — в органических растворителях. Образует клатрат 8Аг • 46Н2О и сольваты Аг ■ 4C6HsOH, Аг • 2L (L = = НС1, HBr, H2S). Не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
М, = 39,948; d№ = 1,623("|90); dw = 1,401("186); р = 1,7837 г/л (н.у.);
tm = -189,34° С; Гкип = -185,86° С; у, = 5,24(0), 3,36(20), 1,81(80).
Кг — КРИПТОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Кг в воздухе 1,1 ■ 10“*% (об.). Очень плохо растворяется в воде, этаноле. Образует клатрат 8Кг • 46НгО и сольват 2,14Кг • 12C6HsOH. Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами. Обладает некоторой реакционной способностью (по сравнению с Не, Ne, Аг), реагирует с атомным фтором (образуется КгР2). Сообщено о получении неустойчивого КгР», КгОз • Н2О и ВаКгО». Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
Л/г = 83,80; </(т) = 3,100("273); </(ж) = 2,412н54); р = 3,745 г/л (н.у.);
tm = -157,37° С; /кип = -153,35° С; у, = 11,0(0), 5,4(25), 4,67<50).
KrF2 —ДИФТОРИД КРИПТОНА
Белый, легко возгоняется в вакууме. При комнатной температуре — термически неустойчивый газ. Растворяется в жидких HF и BrFs. Высокореакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель, реагирует с ксеноном. Фторирует практически все вещества, переводя их во фториды элементов в высших степенях окисления. Получение — взаимодействие криптона со фтором (-78° С, электрический разряд).
Л/г= 121,80; d = 3,300;?„л =-77° С (?).
КгР2 —Кг + 2F0(-40° С),
Krp2 = Kr + F2(комн.).
2KrF2 + 2Н2О = 2KrT + 4HF + О21\
2KrF2 + 4NaOH (разб.) = 2Krf + 4NaF + O2t + 2Н2О.
3KrP2 + Хе = ХеР6 + ЗКг(комн.).
7KrF2 + 2Au = 2(KrF+)[AuF5] + 5Kr.
KrF2 + ClF3 = Kr + CIF5,
KtF2 + CIFs + AsFs =(С1Р6+)[А$Рб] + Kr.
3KtF2 + 2EF5 = (KrF+)[EF6] + (Kr2F3+) [EF6)
(комн.; E = As, Sb, Ru, Rh, Pt), KrF2 + 2EF5 = (KrF+)[EzF) ,](-20° С; E = Sb, Nb, Ta).
Хе —КСЕНОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Хе в воздухе 8 • 10"*% (об.). Плохо растворяется в воде, лучше — в органических растворителях. Образует сольват 4Хе ■ ЗС6НзОН. Не реагирует с кислотами, щелочами. Реакционная способность выше, чем у Кг, реагирует с сильными окислителями. Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
М, = 131,29; 4Т) = 2,700< ,40); dw = 2,987(-|09); р = 5,851 г/л (н. у.);
/„„ = -! 11,85° С; /кнп =-108,12° С; v, = 24,2(О), 9,7(25), 7,12(80).
8Хе • 46НгО(Т) (клатрат) = 8Хе + 46Н2О(выше -3,35° С).
Xe + Fz = XeFz(комн., УФ-облучение или 300—500° С, р).
Хе + 2Fz = XeF4(400° С, р; примеси XeF2, XeFs),
Хе + 3Fz = XeFb(300° С, р, примесь XeF4).
Хе + С12 = ХеС12(от-230° С до комн., электрич. разряд).
Хе + 3KrFz = ХеРб + ЗКт(комн.).
Хе + О2Р2 = ХеО2Р2(комн.).
Хе + EFe = (Xe')[EF6](комн.; Е = Ru, Rh),
ЗХе + (XeF+)[SbF6] + SbF^) = 2(Xe^)[SbF6].
Хе + PtFe = (Xe1) [PtFe](25—60° С, в атмосфере SFe),
2Хе + 4PtF6 = (Хе") [PtF6]2 + (Хе") [Pt2Fl0] + F2(165° С).
Хе + 2(О2) [PtFe] = (Хе") [PtF6]2 + 2О2(комн.).
ХеОз —ТРИОКСИД КСЕНОНА
Белый, легколетучий. Устойчив при комнатной температуре, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Проявляет кислотные свойства; частично реагирует с водой, полностью — со щелочами. Окислитель; реагирует с оксидом марганца(1У), ртутью, сульфатом железа(П). Окисляется озоном. Получение см. 5441’2'4'5, 5454, 5472, 5482.
М. = 179,29;^ = 36(20).
2ХеОз = 2Хе + ЗО2(70° С).
ХеОз + 2Н2О«=> Н2ХеО4 + Н2О<=» НХеО4 + Н3О+.
2ХеО3 + ЗМОН (хол.) = МНХеО4 + МгХеО4 + Н2О (М = Na, К, Rb, Cs).
2ХеО3 + 4NaOH (гор.) = NaAeOel + ХеТ + О2Т + 2Н2О.
ХеОз + ЗВа(ОН)2 (конц.) = Ва3ХеО64- + ЗН2О.
ХеОз + 4МОН + Оз = M^eOei + О2Т + 2Н2О(М = Li, Na).
ХеОз + 4МОН + Оз = М4ХеО6 + О2Т + 2Н2О(М = К, Rb, Cs).
ХеОз + 2MnOz + Н2О = 2НМпО4 + ХеТ.
ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 3Hg2SO4i + ХеТ + ЗН2О, ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + ХеТ + ЗН2О.
ХеО3(р) + MF = M[XeO3F]i(М = К, Rb, Cs).
ХеО4 — ТЕТРАОКСИД КСЕНОНА
Светло-желтый, летучий. При комнатной температуре — бесцветный, термически неустойчивый газ. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образуется слабокислый раствор), нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 5453.
М,= 195,29; /пл --35,8° С.
(до 0° С), (выше 20° С).(0° С),(до 0° С), (выше 20° С).(0° С),ХеО4 —*—► Хе + 2О2
(до 0° С), (выше 20° С).
(0° С),
(до 0° С), (выше 20° С).
(0° С),
2ХеО4 = 2ХеОз + О2
ХеО4 + 2Н2О = Н4ХеОб(р)
Н4ХеОб + Н2О<=> Н3ХеО6 + Н3О+; рХк = 2,00,
Н3ХеО6 + Н2О<=> Н2ХеО§ + Н3О+; рК„ = 6,00,
Н2ХеОб + H2O<z=> НХеО^ + Н3О; рХк = 11,00;
Н4ХеОб = ХеОз + О2 + 2Н2О(комн.).
ХеО4 + 2NaOH (разб.) = Na2H2XeO6,
ХеО4 + 3NaOH (конц.) = Na3HXeO6 + Н2О.
ХеО4 + 2Н2О + Н1О3 = ХеО3 + Н51О6.
5ХеО4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5ХеО3 + 2H2SO4.
ХеО4 + NaOH (разб.) + 2Со(ОН)2 = 2СоО(ОН)1 + NaHXeO4 + Н2О.
545. Na4XeO6 — ГЕКСАОКСОКСЕНОНАТ(УП!) НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При стоянии раствора выделяется О2. Разлагается в концентрированной серной кислоте. Сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. 5436.
М, = 319,24; vi = 0,8(20).
Na4XeO6 = 2Na2O + Хе + 2О2(360° С)
Na4XeO6 ■ иН2О = Na4XeO6 + иН2О(100° С, вак., п = 6, 8).
Na4XeO6 (оч. разб.) + 16Н2О = 4[Na(H2O)4f +ХеО£",
ХеО^ + Н2О = НХеО’ + ОН",
НХеО^ + НгО*^ Н2ХеО^ + ОН"; рКо = 3,00, 2Н2ХеО^(р) ——>2 НХеО4+ О2Т + 2ОН .
2Na4XeO6 + 8НС1 (разб.) = О2Т + 2ХеО3 + 8NaCl + 4Н2О.
Na4XeO6 + 4H2SO4 (конц.) = ХеО4Т + 4NaHSO4 + 2Н2О(-5° С).
546. XeFz — ДИФТОРИД КСЕНОНА
Белый, дегко возгоняется в вакууме. Умеренно растворяется в жидком HF (неэлектролит), а также в жидких ВтРз, ВтРз и SOZ. Хорошо растворяется в холодной воде. Реакционноспособный; реагирует с горячей водой (медленно), щелочами (быстро), фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель. Получение см. 5422, 5474.
Мг = 169,29; d = 4,32; t™ = 129,03° С; к, = 2,54(О), 4,2(25).
2XeF2 = Хе + XeF4(выше 100° С, вак.),
XeF2 = Хе + Р2(600° С).
2ХеР2 + 2Н2О (гор.) ——» 2Хе? + О2Т + 4HF.
2XeFz + 2NaOH (разб., хол.) = 2ХеТ + О2Т + 4NaF + 2Н2О.
XeF2 + 2AgF = 2AgFz + Хе, ХеР2 + 2CoF2 = 2CoF3 + Хе.
ХеР2 + 2НС1(Г) = Cl2 + Xe + 2HF(комн.),
XeP2 + НВгОз + H2O = HBrO4 + 2HF + XeT.
4XeF2 + H2S = 4Xe + SF6 + 2HF.
2XeFz + CC14 = 2XeCl2 + CF4(комн., УФ-облучение),
2XeF2 + 3HC1O4 = Xe(ClO4)2 + Xe(ClO4)P + 3HF(иа холоду).
2XeFz + SiCl^x) = SiP4 + 2C1ZT + 2XeT.
3XeP2 + 2EF5 = (XeF+) [EF6] +(Xe2F33 [EF6] (E = As, Sb, V, Nb, Ta, Pt).
4XeFz + 3CO + 2SbF5(x) =2(Xe^) [SbF6] + 3COP2.
547. XeF4 — ТЕТРАФТОРИД КСЕНОНА
Белый, гигроскопичный, легко возгоняется в вакууме. Наиболее устойчивый фторид благородных газов. Умеренно растворяется в жидком HF (неэлектролит). Реагирует с водой, щелочами, фтором. Сильный окислитель; реагирует с металлами, диоксидом кремния, водородом, иодидом калия, фторидом сурь- мы(У). Получение см. 542 ,5461, 5481.
М, = 207,28; /M = 117,10° С.
1.
XeF4 + Н2О (влага воздуха) = ХеОР2 + 2HF(-80° С),
3XeF4 + 2Н2О (влага воздуха) = 2XeOF4 + Хе + 4HF(комн).
2.
XeF4 + 4Н2О = Хе(ОН)4 + 4HF(на холоду),
ЗХеР4 + 6Н2О = 2ХеО3 + XeT + 12HF(20—40° С).
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2XeF4 + lONaOH (разб.) = XeT + Na2H2XeO6 + 8NaF + 4HZO.
ХеР4 + Хе = 2XeF2(400° С).
ХеР4 + 2HZ = Хе + 4HF(70—130° С).
ХеР4 + F2 = ХеРб(300° С, p, кат. NiFz).
XeF4 + 2SF4 = Хе + 28Еб(комн.).
3XeF4 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4 + Xe.
XeF4 + Pt = XeT + PtF4(в жидк. HF).
ХеР4 + 2Hg = 2HgF2 + Хе, XeP4 + 2Ag + 2H2O = (A^A^'^Oz + 4HF+ XeT.
XeF4 + 4KI = 4KF + 2I2i + XeT.
2XeF4 + 3SbFXx) = (XeF3+)[SbFe] + (XeF3+)[Sb2Fn],
548. XeF6 — ГЕКСАФТОРИД КСЕНОНА
Белый (в жидком и4 газообразном состояниях — светло-желтый), легко возгоняется в вакууме. Растворяется в жидких HF (слабый электролит) и ВгР3. Реакциониоактивный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель. Получение см. 5423’5' 5476.
М, = 245,28; б/=3,41; Гпл = 49,48° С; /Кип = 75,65° С (разл).
ХеР6 = ХеР4 + Р2(выше 76° С)
ХеРб + Н2О (пар) = ХеОР4 + 2HF(коми., примесь ХеО2Р2),
ХеР6 + ЗН2О (гор.) = ХеОз + 6HF.
4ХеРб + 36NaOH (конц., гор.) = ЗЫа^еОб^ + XeT + 24NaF + 18Н2О.
ХеРб + ЗН2 = Хе + 6HF.
ХеРб + 3Hg = 3HgP2 + Хе.
2ХеРб<ж) + SiO2 = 2XeOF4 + SiP4.
ХеРб<ж) + 2MF = М2[ХеР8]
(М = Na+, К+, Rb+, Cs+, NO+; примесь М[ХеР?]).
ЗХеРб + 2ЕР5 = (XeF5+)[EF6] + (Xe2F,+,) [ЕР6]
(Е = Р, As, Sb, V, Nb, Та, U, Ru, Rh, Pd, Pt, Au).
XeF6 + 2НР(жИ=> XeF5+ + HF2 +НР<=> H2F+ + [XeF7]‘.
лХеРб<т) = (XeFs^F^TX^^ (XeF6)„(x)(л = 4, 6),
2Xep6<xx=zT XeF5+ + [ХеР?]".
(Xe+) (PtF6J — ГЕКСАФТОРОПЛАГИНAT(V) KCEHOHA(I)
Красный с оранжевым оттенком, возгоняется в вакууме. При умеренном нагревании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 5428, 90610.
Мх = 440,36.
4(Хе+) [PtF6] = (Хе2+) [PtP6)2 + (Хе2+) [Pt2Fl0] + Хе + ХеР2 (165° С).
2(Хе+) [PtF6] + 4Н2О = PtO2l + H2[PtP6] + О2Т + 2ХеТ + 6HF.
2(Хе+) [PtF6] + 2Н2О = 2H2[PtF6] + О2Т + 2ХеТ(в конц. HF).
2(Хе+) [PtF6] + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + О2Т + 2ХеТ + + 12NaF + 2H2O.
(Хе+) [PtF6] + ЗН2 = Pt + 6HF + Хе(комн ).
Rn —РАДОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 222Rn (период полураспада 3,824 дня). Плохо растворяется в воде, хорошо — в органических растворителях. Образует клатрат 8Rn • 46Н2О. Реакционная способность выше, чем у ксенона, химические свойства изучены мало из-за высокой радиоактивности (вызывает разогревание реакционной смеси и разложение продуктов реакций). Окисляется при действии сильных окислителей; реагирует со фтором (продукт — твердая смесь фторидов RnF„, л 5 2), жидкими BrFj и BrF5 (предполагаемый продукт — RnFz), твердым (OJ)[SbF6] при 25° С (продукт—РпР+[8ЬРбП- Возникает в природе при радиоактивном распаде нуклидов 232Th, 235U, 238U, 2l8At, 226Ra.
M,= 222,018; d^ = 4,40<^y; p = 9,73 г/л (н. у.); rM = -71,0°C;
Г,нп = -61,9° C; v, = 51,0(0), 22,4(25), 13,0(50).
ЧАСТЬ III
ХИМИЯ d- и /-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТЫ 1Б-ГРУППЫ
МЕДЬ
Си— МЕДЬ
Красный мягкий ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и СО2, при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой, разбавленной хлороводородной кислотой. Переводится в раствор кислотами-неокислителя- ми или гидратом аммиака в присутствии О2, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотиой кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Реагирует при нагревании с галогеиоводородами. Получение см. 5537, 55711, 55913, 5617'".
М, = 63,546; d = 8,920; tm = 1084,5° С; Гкнп = 2540° С.
Си + H2SO4 (конц., хол.) = СиО + SO2 + Н2О,
Си + 2H2SO4 (конц., гор.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2О(примесь Cu2S).
2Си + 2H2SO4 (безводн.) = Cu2SO4i + 2Н2О + SO2t(200° С).
2Си + 2H2SO4 (разб.) + О2 (воздух) —-—> 2CuSO4 + 2Н2О.
Си + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2T + 2Н2О,
ЗСи + 8НМО3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NOT + 4Н2О.
ЗСи + 2HNO3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = ЗСиС12 + 2NOT + 4Н2О
(30—50° С).
2Си + 4НС1 (разб.) + О2 = 2СиС12 + 2Н2О.
2Си + Н2О + СО2 + О2 = Си2СО3(ОН)21.
2Си + 4СН3СООН (коиц.) + О2 = [Си2(Н2О)2(СН3СОО)4] (т.-зел. кластер).
Си _^iL2!5^2^L^ [Cu(NH3)2]OH (бел.)<=^ [Си(МН3)4](ОН)2 (син ).
4Си + О2 = 2Си2О(выше 200° С, при недостатке кислорода),
2Cu + О2 = 2СиО(400—500° С, при избытке кислорода).
Cu + CuO = Cu2O(1000—1200° С).
Си + С12 (влажн.) = СиС12(комн.),
Си (порошок) + Вг2 = СиВг2(в эфире).
2Си + Е = Си2Е(300—400° С; Е = S, Se).
Си (порошок) + S (порошок) = CuS(комн., в жидк. CS2).
2Си + 2НС1(Г) = 2СиС1 + Н2(500—600° С).
15.16.17.18.15.16.17.18.(в эфире).(в эфире).(600—800° С).(500—600° С). (500 -600° С),(600—800° С).(500—600° С). (500 -600° С),2Cu (суспензия) + 4НВг(Г) = 2H(CuBr2] + Н2?
15.
16.
17.
18.
15.
16.
17.
18.
(в эфире).
(в эфире).
(600—800° С).
(500—600° С). (500 -600° С),
(600—800° С).
(500—600° С). (500 -600° С),
(80° С, в этилацетате).(80° С, в этилацетате).6Cu + SO2 = Cu2S + 2СиО 4Си + 2NO = 2СиО + N2 4Си + 2МО2 = 4СиО + М2
(80° С, в этилацетате).
(80° С, в этилацетате).
Си + 2N2O4 = Cu(NO3)2 + 2NO
2Си + 4KCN (конц.) + 2Н2О = 2K[Cu(CN)2] + 2КОН + H2t
6Си + 12НС1 (конц.) + КСЮз = 6Н[СиС12] + КС1 + ЗН2О.
Си2О — ОКСИД МЕДИ(1)
Куприт. Темно-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы). Плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Во влажном состоянии медленно окисляется О2 воздуха. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, щелочами. Переводится в раствор гидратом аммиака, солями аммония. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, активными металлами. Получение см. 551|0'", 55713, 5605, 5616.
Л/, = 143,09;</=6,1;/„=1240° С.
2Cu2O = 4Си + О2(1800° С).
Си2О(Т) + Н2О<=> 2Cu^ + 2ОН"; рПР25 = 14,92.
2Си2О + 4Н2О + О2 —4Си(ОН)21.
Cu2O + 2НЕ (разб.) = 2CuEl + Н2О(Е = Cl, Br, I),
Cu2O + 4НС1 (конц.) = 2Н[СиС12] + Н2О, 2Cu2O + 8НС1 (разб.) + О2 = 4СиС12 + 4Н2О.
Cu2O + H2SO4 (разб.) = CuSO4 + Cu4- + Н2О.
Cu2O + 6HNO3 (конц.) = 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + ЗН2О.
Cu2O(T) + 2NaOH (конц.) + Н2О<=> 2Na[Cu(OH)2J.
Cu2O + 4(NH3 • H2O) [конц ] = 2[Cu(NH3)z]OH + ЗН2О.
Cu2O + 2(NH4)ZSO4 (конц.) + 3H2O = 2[Cu(H2O) (NH3)]2SO4 + H2SO4.
2Cu2O + O2 = 4CuO(500°C).
Cu2O + H2 = 2Cu + H2O(выше 250°C).
Cu2O + CO = 2Cu + CO2(250—300°C).
3Cu2O + 2A1 = 6Cu + A12O3(1000°C).
3Cu2O + 2NHxo = 2Cu3N (зел.) + 3H2O(250°C).
2Cu2O + 3S = 2Cu2S + SO2(выше 600° C).
5Cu2O + 13H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O.
CuO —ОКСИД МВДИ(П)
Тенорит. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. В прокаленном виде химически пассивный. Не реагирует с водой, разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства (преобладание оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, кон-
центрированными щелочами, оксидами щелочных металлов при высокой температуре. Медленно реагирует с гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, углеродом, активными металлами. Получение см. 551 , 554 ' , 555 ’ , 556'.
М, = 79,55; d = 6,315; <пл = 1148° С (р).
4CuO = 2Си2О + О2(1026—1100° С).
СиО(т) + 5Н2О<=? [Cu(H2O)4]2+ + 2ОН"; рПР25 = 20,32.
CuO + 2НС1 (разб.) = СиС12 + Н2О.
СиО + 2NaOH(30—40%-й) + Н2О = Na2[Cu(OH)4](кип.).
CuO + Na2O = Na2CuO2(800— 1000° С).
CuO + 4(NH3 • H2O) [конц.] —^ [Cu(NH3)4](OH)2 + ЗН2О.
CuO + Н2 = Си + Н2О(150—250° С).
СиО + СО = Си + СО2(250—450°С),
СиО + С (кокс) = Си + СО(1200° С).
ЗСиО + 2А1 = ЗСи + А12О3(1000—1100° С).
ЗСиО + 2NH3(r) = ЗСи + М2 + ЗН2О(500—550°С).
Си(ОН)2 — ГИДРОКСИД МВДИ(П)
Ярко-голубой кристаллический или светло-голубой аморфный (осажденный из водного раствора). Термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Проявляет амфотерные свойства (преобладание оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 5564'5, 5574'5, 5596, 5634.
М, = 97,56; d = 3,368 (аморфн); рПР25 = 19,25.
Си(ОН)2 (суспензия) = СиО + Н2О(40—80° С),
Cu(QH)2 = СиО + Н2О(200° С).
Си(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СиС12 + 2Н2О.
,. NaOH (40—50%-Й)„
Си(ОН)2 (влажн.) > Си(ОН)2 (коллоид),
Na2[Cu(OH)4] (фиол ),
Na2[Cu(OH)4](p) = СиОФ + Н2О + 2NaOH(кип.),
Na2[Cu(OH)4](T) = Na2CuO2 + 2Н2О(выше 200° С)
Cu(OH)2 + 4(МН3 • Н2О) [конц.] = [Си(МН3)4] (ОН)2 + 4Н2О.
2Си(ОН)2 (суспензия) + СО2 = Cu2CO3(OH)2i + Н2О.
Си(ОН)2 (суспензия) + H2S (насыщ.) = CuSi + 2Н2О.
2Cu(OH)2 + 2(NH2OH Н2О) = Cu2Ol + N2T + 7Н2О(кип.),
4Cu(OH)2 + N2H4 • Н2О = 2Cu2O4- + N2T + 7Н2О(кип ).
2Cu(OH)2 + NaAsO2 (конц., гор.) + 2NaOH = Cu2O4- + NasAsO4 + 3H2O.
2Cu(OH)2 + K2S2O6(O2) + 2KOH = Cu2O3l + 2K2SO4 + 3H2O.
2Cu(OH)z + NaEO + 2NaOH (конц.) + H2O = 2Na[Cu(OH)4] + NaE
(E = Cl, Br).
Cu2CO3(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-КАРБОНАТ ДИМЕДИ
Светло-зеленый, при слабом нагревании разлагается без плавления. При осаждении из раствора имеет переменный состав (1—2)СиСОз Си(ОН)2 (минерал малахит). Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой, кислотами; реагируете цианидом калия, солями аммония. Переводится в среднюю соль действием СО2 под избыточным давлением. Получение см. 5517,554,557 .
М, = 221,11;4 = 4,05.
Cu2CO3(OH)2 = 2СиО + СО2 + Н2О(180—200° С).
Си2СО3(ОН)2(т) + 8Н2О (хол.)^^ 2[Cu(H2O)4]2+ + СО^ + 2ОН“, рПР25 = 33,1 1.
Си2СО3(ОН)2 (суспензия) = 2СиОФ + СО2Т + Н2О(кип).
Cu2CO3(OH)2 + 4НС1 (разб.) = 2СиС12 + СО2Т + ЗН2О.
Cu2CO3(OH)2 + 4NH4C1 (конц.) = 2CuC122 + СО2Т + ЗН2О + 4NH3t (кип).
Cu2CO3(OH)2 + 8(МН3- Н2О) [конц ] = [Си(МН3)4]СО3 + [Си(МН3)4](ОН)2 + + 8Н2О.
Cu2CO3(OH)2 + 8KCN (конц.) = 2K2[Cu(CN)4] + К2СО3 + 2КОН.
Cu2CO3(OH)2 + 4СО2 + 4КОН (разб.) = 2К2[Си(СО3)2] (син.) + ЗН2О.
Си2СОз(ОН)2 + С02 = 2СиСОз(бел.) + Н2О(180° С, рУ
CiKNO3)2 — НИТРАТ МВДИ(П)
Белый с зеленоватым оттенком, летучий, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 55 Г18.
М, = 187,55; d = 2,07 (кр ); zM = 226° С (р); к, = 124,7(20), 207,7(80).
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2(выше 170° С).
Си(МО3)2 • 6Н2О (син.) = Си(МО3)2 + 6Н2О(до 100° С, вак ).
Си(МО3)2 (разб.) + 4Н2О = [Си(Н2О)4]2+ + 2МОз(pH < 7, см. 5573).
Cu(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2l + 2NaNO3.
Cu(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cu(OH)2l + 2NH4NO3,
Cu(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) [конц ] = [Cu(NH3)4] (NO3)2 (син.) + 4H2O.
3Cu(MO3)2 + 2Na3PO4 + 3H2O = Cu3(PO4)2 • 3H2Ol (син.) + 6NaNO3.
CuSO4 —СУЛЬФАТ МВДИ(П)
Халькокианит. Белый, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, при сильном нагревании разлагается. Кристаллогидрат CuSO4 • 5Н2О (халькантит, медный купорос) имеет строение [Cu(H2O)4]SO4 ■ Н2О. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом, активными металлами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 551 *, 5622~*, 5631.
М, = 159,6I, d = 3,603; tm » 200° С; к, = 20,5(М), 55,5(8О).
2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + О2(653—720° С, примесь SO3).
CuSO4 5Н2О (гол.) —'^ -> CuSO4 4Н2О (гол.)» CuSO4 х
X Н2О (бел.)CuSO4.
CuSO4 (разб.) + 4Н2О = [Cu(H2O)4]2+ + SO4 , [Cu(H2O)4]2+ + Н2О4=» Cu(H2O)3(OH)]+ + Н3О+; рК. = 7,34.
CuSO4 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2 (гель) + Na2SO4, CuSO4 (разб.) + 2NaOH(T) = Cu(OH)2l + Na2SO4.
CuSO4 + 2(NH3 H2O) [разб., хол] = Cu(OH)2l + (NH4)2SO4.
2CuSO4 + 2(NH3 H2O) [разб., гор ] = Cu2SO4(OH)2l + (MH4)2SO4.
CuSO4 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Cu(MH3)4]SO4 + 4H2O.
CuSO4 + SNHxo = [Cu(NH3)5]SO4(комн),
[Cu(NH3)5]SO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + NH3(90° C).
2CuSO4 + 4NaHCO3 = Cu2CO3(OH)2l + 2Na2SO4 + 3CO2T + НгО (60 °C). 10. CuSO4 + H2S (насыщ.) = CuSl + H2SO4.
CuSQ4 + M = Cui + MSO4(M = Fe, Zn),
CuSO^p, + H2 = Cui + H2SO4(180° C, p).
2CuSO4 + 2NaE + SO2 + 2H2O = 2CuEl + 2H2SO4 + Na2SO4
(E = СГ, Br , I", NCS). 13. 2CuSO4 + 2H2O + Na2SO3 = Cu2Ol + Na2SO4 + 2H2SO4(кип ).
CuSO4 + Cu + 2NaCl = 2CuCll + Na2SO4(70° С, в разб. HC1).
CuSO^p, —^—^ [Cul2?] —^^^_+ Cull(комн ).
2CuSO4 (разб.) + 3H2O + 3H(PH2O2) = 2CuHl + 3H2(PHO3) + 2H2SO4.
4CuSO4 + M2H4 H2O + 12(NH3 • H2O) (конц.) = 2[Cu(NH3)2]2SO4 + Nzt + + 13H2O + 2(NH4):SO4.
CuSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Cu(CN)4J + K2SO4.
2CuSO4 + 2H2O 2Cul (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
558. CuCI —ХЛОРИД МЕДИ(1)
Нантокит. Белый, при умеренном нагревании синеет, плавится и кипит без разложения. Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированными кислотами. Переводится в раствор гидратом аммиака, цианидом калия. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 551|4, 5571214, 55912.
М = 99,00;^=4,14;/„л = 430° С; /КИп=12)2°С.
CuC1(tx=? Счф, + СГ; рПР25 = 6,66,
2С4) + 4Н2О^=> Cu(t> + [Cu(H2O)4]2*; lg^ = 7,0.
2CuCl (суспензия) = Cui + CuCh(кип.).
CuCl + HCI (конц., гор.) = H[CuCl2],
H[CuCl2](p) = CuCli + HCI(разбавление водой).
4CuCl + O2 + 2H2O —-—► 4CuCI(OH)i (зел.)[комн.],
4CuCl + 4HC1 (разб.) + O2 = 4CuCh + 2HZO(95° C).
CuCl + 3HNO3 (конц., гор.) = Cu(NO3)2 + HCI + NO2T + H2O.
CuCl + 2(NH3 H2O) (конц.) = [Cu(NH3)2]C1 + 2HZO.
2CuCl + С2Н2 + 2(NH3- H2O) [разб] = CuzCzi (красн.) + 2NH4C1 + 2HZO.
CuCl + HF = CuF (краси.) + HCI(выше 1000° C).
CuCl + NaCl (конц.) = Na[CuClz],
CuC1(t) + KCN (разб.) = CuCNi + KC1, CuCl + 2KCN (конц.) = K[Cu(CM)2] + KC1.
5CuCl(,x=^ Cu2C12(r) + CujCIxd(1212° C).
CuCh —ХЛОРИД МЕДИ(П)
Эриохальцит (дигидрат). Желто-бурый, при умеренном нагревании плавится без разложения, при дальнейшем нагревании кипит и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворяется в этаноле, метаноле, эфире. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 5515, 5533, 5542.
М, = 134,45; d = 3,386; t™ = 596° С;
/кип = 993° С (разл.); к, = 72,7(2О), 96,1(80).
2CuCh = 2CuCl + С12(выше 993° С).
CuCh (2 + л)Н2О (син.) э”н°л > CuCh • 2Н2О (зел.) —^l50" > CuCh-
CuCh (разб.) + 4Н2О = [Си(Н2О)4]2+ (гол.) + 2СГ (pH < 7, см. 5573).
CuCh (конц.) + 2Н2О = [Cu(H2O)2Ch],
2[Cu(H2O)2Ch)^=* [Cu(H2O)3Cl]+ + [Си(Н2О)С13] .
CuCh + 4НС1 (коиц.) + 2Н2О = H2[CuCl4] (оранж.) + H2[Cu(H2O)2Cl4] (зел.), CuCh • 2Н2О + НС1(г> + Н2О (влага) = Н[СиС13] ЗН2О (красн ).
CuCh + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2i + 2NaCl [комн., примесь CuCl(OH)], CuCh + 2NaOH (разб.) = CuOl + H2O + 2NaCl(кип ).
CuCh + N H3 • H2O (разб.) = CuCl(OH)i + N H4C1[примесь Cu(OH)2],
CuCh + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Cu(MH3)4]Cl2 + 4H2O(комн ),
CuCh + 5(NH3 H2O) [конц.] = [Cu(H2O) (MH3)5]C12 + 4H2O(0° C).
CuCl2 + 4NHxo = [Cu(NH3)4]C12(комн.),
[CuCNH^JCh l35_™C-> [CutNHjhClJ ^> CuCh-
CuCh + 6NHW = [Си(КНз)б]С12(0° С, в этилацетате).
CuCh + F2 = CuF2 + Ch(400° C).
CuCh + Cu ——» 2CuCli(в разб. HCl),
2CuCh + Na2SO5 + 2NaOH (разб.) = 2СиС1Ф + Na2SO4 + 2NaCl + H2O.
3CuCl2 + 2AI = 2A1C13 + ЗСиФ,
CuCh + M = MCh + СиФ(M = Fe, Zn).
CuCh + H2S (насыщ.) = CuSl + 2HC1.
2CuCh + 3MCI (конц.) = М[СиС1з] + M2[CuCl4] (M = K+, Cs+,NH;).
CuCh(p) электролиз > cu^ (катод) + С12Т (анод).
Cui — ИОДИД МЕДИ(1)
Маршит. Белый, при нагревании темнеет, плавится без разложения. Чувствителен к свету. Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными щелочами. Переводится в раствор действием концентрированной иодоводородной кислоты, тиосульфата натрия, иодида и цианида калия. Получение см. 5524, 55712.
Мт = 190,45; d = 5,620; г™ = 605° С; рПР25 = 1 1,96.
2CuI —-—> 2Cu + 12(на свету).
Cui + MI (конц.) = M[CuI2](М = Н, К).
4CuI + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4CuSO4 + ЗЬ^ + H2ST + 4Н2О.
2CuI + 8HNO3 (конц.) = I2J- + 2Cu(NO3)2 + 4NO2T + 4Н2О.
2CuI + 2КОН (конц., гор.) = Cu2O+ + 2KI + Н2О.
Cui + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN2)] + KI.
Cui + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Cu(SO3S)2] + Nai.
2CuI + 4H2SO4 (конц.) + 2MnO2 = 2CuSO4 + 2MnSO4 + I2J- + 4H2O
(60—80° C).
Cu2S — СУЛЬФИД МЕДИ(1)
Халькозин. Черно-синий. Имеет область гомогенности Cu2..vS (0,06 < х < 0,20); для нестехиометрического соединения Cui.94S /пл = 1130° С. Не растворяется в воде. Не реагирует с хлороводородной кислотой, сульфидами щелочных металлов. Окисляется концентрированными кислотами-окислителями, кислородом; медленно переводится в раствор действием гидрата аммиака, цианида калия. Получение см. 55113'|6, 5621'5.
М,= 159,16;</=5,8; рПР25 = 47,64.
Cu2S = Cu2-vS + xCu(1000— 1130° С).
Cu2S + 2H2O = 2Cu + SO2 + 2H2(выше 600° C).
3. CuzS + 6H2SO4 (конц., гор.) —-—> 2CuSO4 + 5SOzT + 6Н2О.
4. CuzS + 8HNO3 (конц., хол.) —-—► 2Cu(NO})2 + S4- + 4NOz + 4Н2О, CuzS + 12HNOj (конц., гор.) = Cu(NOs)z + CUSO4 + lONOzT + 6HzO.
5.
Cu2S + 4(КНз ■ H2O) (конц.)► [Cu(NH3)2]2S + 4H2O.
6.
8Cu2S + 15O2 = 6Cu2O + 4CuSO4 + 4SO2
(500—600° C),
2Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2
(1200—1300° C).
7.
Cu2S + 2Cu2O = 6Cu + SO2
(1200—1300° C).
8.
Cu2S + Ch = 2CuCl + S
(300—400° C).
9.
CuzS + СиС1г(разб.) = 2CuCll + CuSi
(кип.).
10.
Cu2S + 2Fe2(SO4)3(p) = 2CuSO4 + 4FeSO4 + Si
(80° C).
II.
Cu2S + 2FeS + S = гО^Си1^
(800—1000° C),
2(FeCu)Sz + 50z + 2SiOz = 2Cu + 2FeSiO3 + 4S0z
(1000° C).
12.
Cu2S + 4KCN (конц.) = 2K[Cu(CN)2] + K2S.
562. CuS — СУЛЬФИД МЕДИ(П)
Ковеллин. Черный, при слабом нагревании плавится и разлагается. Во влажном состоянии медленно окисляется Oz воздуха. Не растворяется в воде. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, сульфидами щелочных металлов. Разлагается в концентрированных кислотах-окислителях, реагирует с цианидом калия. Восстанавливается водородом. Получение см. 551|3, 55710, 55914.
Л/г = 95,61; <7=4,68; ?пл = 200° С (разл.); рПР25 = 35,85.
2CuS = Cu2S + S(200—450° С).
CuS + 4H2SO4 (конц., гор.) = CUSO4 + 4S0zT + 4НгО(примесь S).
CuS + 8HNO3 (конц., гор.) = CuSO4 + 8NOzT + 4HzO.
CuS (влажн.) + 2Ог —-—> CuSO4,
2CuS + ЗО2 = 2CuO + 2S0z(300—500° С, примесь CUSO4).
2CuS + Н2 = Cu2S + H2S(600—700° С).
CuS + 4KCN (конц.) = K2[Cu(CN)4] + K2S.
CuS + Ch = CuCh + S(300—400° C),
CuS + 2РеС1з(р) = CuCh + 2FeCh + Si(кип.).
|Cu(NH3)4|SO4 — СУЛЬФАТ ТЕТРААММИНМЕДИ(П)
Синий (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в малом количестве воды, в разбавленном растворе устойчив только в присутствии гидрата аммиака. Разлагается горячей водой, кислотами. Восстанавливается гидразином. Получение см. 557.
М,= 227,73; d = 1,81 (кр.);fc=16,9(22).
(280—300° С).(280—300° С).[Cu(NH3)4]SO4 • Н2О = CuSO4 + 4NH3 + Н2О
(280—300° С).
(280—300° С).
[Cu(NH3)4]SO4 (разб.) + 2H2O = [Cu(HzO)z(NHj)4]2+ + SO^
(в разб. NH3 ■ Н2О),
[Cu(HzO)z(NH3)4)2+ + NH3 H2O«=» Cu(HzO) (NH3)5)2+ + 2H2O
(на холоду), [Cu(H2O)2(NH3)4]2+ + 2HzO = [Cu(HzOW2+ + 4NH3t(80—100° C).
[Cu(NH3)4)SO4 + 2HzSO4 (разб). = CuSO4 + 2(NH4)2SO4.
[Cu(NH3)41SO4 * 2NaOH(20%-fi, гор.) = Cu(OH)2i + Na2SO4 + 4N H3T.
4{Cu(NH3)4)SO4 + N2H4 HzO + 3H2O = 2(Cu(NH3)2)zSO4 + N2? +
+ 2(NH4)zSO4 + 4(NH3 H2O).
СЕРЕБРО
Ag —СЕРЕБРО
Белый тяжелый пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Со ртутью образует амальгаму. Чернеет в присутствии влажного H2S. Встречается в природе в самородном виде. Получение см. 566115, 56811’""11, 5712'3, 573s, 574’5.
М, = 107,868; d = 10,494; tm = 961,93° С; /,„„ = 2170° С.
Ag + 2НС1(гИ=? 2AgCl + Н2(200° С).
2Ag + 2H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SO44- + SO2T + 2Н2О.
3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NOT + 2Н2О.
2Ag + H2S (влажный) = Ag2S + H2, 4Ag +• 2H2S + O2 (воздух) = 2Ag2S + 2H2O,
5.
4Ag + 2SO2 + 2О2 = 2Ag2SO4
(выше 450° C).
6.
2Ag + 2О3 = (Ag1Ag,llK>z (черн.) + 2Oz
(комн.).
7.
Ag + F2 = AgF2 (сии.)
[выше 300° С],
Ag + AgF (насыщ.) = Ag2F(e~)
[50—90° С),
2Ag + 2HF (конц.) + H2O2 = 2AgF + 2H2O
(60—80° С).
8. 2Ag+E2 = 2AgE(E = Cl, Вг, I; 150—200° C),
2Ag + E = Ag2E(выше 200° С; E = S, Se, Те).
9. 4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K[Ag(CN)2J + 4KOH(комн.),
2Ag + 4KCN (конц.) + H2O2 = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH.
Ag2O — ОКСИД СЕРЕБРА(1)
Темно-коричневый, при нагревании разлагается. Реагирует с водой, образует слабощелочной раствор. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Суспензия в воде поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 5663, 5706.
Mr = 231,74;
</ = 7,14.
2AgzO = 4Ag + O2(160—300° C).
Ag2Ol- + H2O( * 2AgOH (насыщ.) = 2Ag+ + 2OH; рПР25 = 7,70.
Ag2O + 2HCI (разб.) = 2AgCl+ + H2O, Ag2O + 2HNO3 (разб.) = 2AgNO3 + H2O.
Ag2O + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O.
Ag2O + H2O + 4KCN = 2K[Ag(CN)z] + 2KOH.
Ag2O (суспензия) + CO2 = Ag2CO34.
Ag2O + H2 = 2Ag + H2O .(150° C),
Ag2O + H2O2 (конц.) = 2Ag4- + H2O + O2t.
Ag2O + H2O + 4KNCS (конц.) = 2K[Ag(—SCN)2] + 2KOH.
AgNO3 — НИТРАТ CEPEBPA(I)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в этаноле, метаноле, эфире, пиридине, ацетонитриле. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. С альдегидами в водном растворе аммиака образует «серебряное зеркало». Получение см. 5643, 5653, 571*.
М, = 169,87; d = 4,35; ?„ = 209,7° С; к, = 227,9<20), 635,3(80).
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + О2(300—500° С).
AgNO3 (разб.) = Ag+ + NO3(pH 7).
2AgNO3 + 2KOH (разб.) = Ag2Oi + H2O + 2KNO3, AgNO3 + KOH = AgOHi + KNO34-(в этаноле, -50° C).
AgNO3 + KE (разб.) = AgEl + KNO3(E = Cl, Br, I),
4AgNO3 + 2C12 = 4AgCll + 2N2O5 + O2t(0° С, в жидк. CC14).
2AgNO3 + H2S = Ag2S± + 2HNO3.
2AgNO3 + Na2CO3 (разб.) = Ag2CO3l + 2NaNO3, 2AgNO3 + Na2SO4 (конц.) = Ag2SO4i + 2NaNO3, 3AgNO3 + Na3PO4 = Ag3PO4i + 3NaNO3.
2AgNO3 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Ag2Ol + 2NH4NO3 + H2O, AgNO3 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = [Ag(NH3)2]NO3 + 2H2O.
2AgNO3 + Na2SO3S (разб.) = Ag2SO3Si + 2NaNO3, AgNO3 + 2Na2SO3S (коиц.) = Na^Ag^O^] + NaNO3.
AgNO3 + KCN (разб.) = AgCNl + KNO3, AgNO3 + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KNO3.
AgNO3 + KNCS (разб.) = AgNCS-L + KNO3, AgNO3 + 2KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + KNO3.
2AgNO3 + 2KNO2 (разб.) = (Ag—ONO, Ag—NO2)I + 2KNO3, AgNO3 + 2KNO2 (конц.) = K[Ag(—NO2)2] + KNO3.
2AgNO3 + Na2SO3 (разб.) = Ag2SO3l + 2NaNO3,
AgNOj + 2Na2SO3 (конц.) = Naj[Ag(—803)2] + NaNOs.
4AgNO3 (гор.) + 3H2O + ЗЕ = 2Ag2El + H2EO3 + 4HNO3 (E = Se, Те).
2AgNO5 + 4KOH = К282Об(О2) = (Ag'Ag1"^-]' + 2KNO3 + 2K2SO4 + 2H2O, 2AgNOs (конц.) + H2O + 20з = Ag2Os(?)J- + 2НМОз + 20гТ.
2AgNO3 + 3(NH3 ■ H2O) + HC(H)O = 2Agl + NH4(HCOO) + 2NH4NO3 + + 2H2O.
AgF — ФТОРИД CEPEBPA(I)
Белый, плавится без разложения. Растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции комплексообразования. Фторирующий агент. Получение см. 5647.
Л/г= 126,87; </=5,85; /пл = 435° С; ^ = 172(20), 216(50).
AgF • 2НгО = AgF (насыщ.) + 2НгО(выше 30° С).
2. AgF (разб.) = Ag+ + F, F' + Н2О<==? HF + ОН"; рКо = 10,82.
3.
2AgF + H3SO4 (конц*) = Ag2SO44- + 2HFT
(кип.).
4.
2AgF + 2KOH (разб.) = 2KF + Ag2O+ + H2O.
5.
AgF + NH3 ■ H2O = [Ag(NH3)F]i + H2O.
6.
AgF + F2 + KF = K[AgF4] (желт.)
[100—150° С],
2AgF + F2 + 4KF = 2K2[AgF4] (кор.)
[выше 200° С].
568. AgCI — ХЛОРИД СЕРЕБРА(1)
Хлораргирит. Белый, пластичный, плавится (расплав — желто-коричневый) и кипит без разложения. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не разлагается сильными кислотами. Реагирует с концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 5648, 5664.
М, = 143,32; d = 5,56; tm = 455° С; ?,„n = 1550° С; рПР25 = 9,74.
2AgCl = 2Ag + Ch(комн., на свету).
4AgCl + 4КОН = 4КС1 + 4Ag + О2 + 2Н2О(выше 450° С).
2AgCl + (NH4)2CO3 (конц., гор.) + Н2О = 2[Ag(H2O) (NH})]CI + СО2Т.
■ AgCI + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = [Ag(NH3)2Cl + 2Н2О.
AgCI + 2Na2SOjS (конц.) = Na3[Ag(SOsS)2] + NaCl.
AgCI + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KCl,
2AgCl + 5KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4] + KCl.
2AgCl + 2F2 = 2 AgF 2 + Ch(комн.).
2AgCl + №28 (конц.) = Ag2Sl + 2NaCl.
4AgCl + 2Na2CO3 = 4Ag + 4NaCl + 2CO2 + O2(850- 900° C).
4AgCI + 2BaO = 2BaCh + 4Ag + O2(выше 324° C).
2AgCl + H2O2 + 2KOH (разб.) = 2KC1 + 2Agl + O2t + 2H2O.
AgBr —БРОМИД СЕРЕБРА(1)
Бромаргирит. Светло-желтый; плавится без разложения, в жидком состоянии неустойчив. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 5648, 5664, 5726.
М, = 187,77; </=6,47; <„ = 432° С; рПР25 = 12,30.
2AgBr(T) = 2Ag(T) + Вгдж)(комн., на свету),
2AgBr(x) = 2Ag(T) + Веко(700° С).
2AgBr + H2SO4 (конц.) = Ag2SO4+ + 2HBr Т(кип.).
AgBr + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = [Ag(NH3)2]Br + 2Н2О.
AgBr + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + NaBr.
AgBr + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KBr.
Agl — ИОДИД CEPEBPA(I)
Иодаргирит. Желтый, плавится с разложением. Не растворяется в воде, хорошо растворяется в жидком аммиаке. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 5648, 5664, 5733.
Мт = 234,77; d = 5,67; ?пл = 554° С (разл.); рПР25 = 15,64.
2AgI(T) = 2Ag(T) + 12(т)(комн., на свету),
2AgI(x) = 2Ag(T) + 12(г)(выше 554° С).
Agl + nNHx*) = [Ag(NH3)n]I(-40° С, и > 3).
Agl + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + Nai.
Agl + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KI.
Agl + (n—l)KI (конц.) = K„-i[AgIn](n = 2^4).
2AgI + KOH = Ag2O + KI + HI(выше 150° C).
571. Ag2S — СУЛЬФИД CEPEBPA(I)
Аргентит. Серо-черный, плавится без разложения. Наименее растворимая в воде соль серебра(1). Не реагирует с кислотами на холоду. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами при нагревании. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 5645'8, 5665, 5688, 5744.
Л/, = 247,80; </=7,23; ?пл = 845° С; рПР25 = 49,14.
Ag2S + 10HNO3 (конц., гор.) = 2AgNO3 + H2SO4 + 8NO2T + 4Н2О.
Ag2S + О2 = 2Ag + SO2(500—600° С).
Ag2S + 2Н° (Al, конц. NaOH) + ОН = 2Agi + Н2О + HS".
Ag2SM + 4KCN (конц.) 4=* 2K[Ag(CN)2] + K2S,
2Ag2S + 8KCN (конц.) + 2O2 + H2O = 4K[Ag(CN)2] + K2SO3S + 2KOH.
Sil. AgNCS — ТИОЦИАНАТ СЕРЕБРАЦ)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 56610.
М,= 165,95; рПР15= 11,80.
2AgNCS = 2Ag + Nz + 2С (графит) + 2S(выше 170° С).
2AgNCS + 3H2SO4 (конц.) + 2Н2О = 2CSO + 2NH4HSO4 + AgiSO^.
2AgNCS(T) + 2КОН (конц.) <=? 2KNCS * Ag2Oi + Н2О.
AgNCS + 2(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Ag(NH3)2]NCS + 2Н2О.
2AgNCS + 4KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4],
2AgNCS + Вг2(хол.) = 2AgBrJ- + (—SCN)z(в жидк. CS2).
|Ag(NH3)2|OH — ГИДРОКСИД ДИАММИНСЕРЕБРАД)
В свободном виде не выделен. Бесцветен в растворе, устойчив при избытке гидрата аммиака. Нейтрализуется и разлагается кислотами. С альдегидами образует «серебряное зеркало». Получение см. 5654.
М,= 158,94.
[Ag(NH3)2]OH (разб.) = [Ag(NH3)2]+ + ОН .
[Ag(NH3)2]+ + 2Н2О £=± [Ag(H2O)(NH3)]+ + NH3 Н2О; рКн = 3,84.
[Ag(NH3)2]OH + ЗНС1 (разб.) = AgCli + 2NH4CI + Н2О, [Ag(NH3)2]OH + 3HNO3 (разб.) = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O.
[Ag(NH3)2]OH + KI (разб.) + 2H2O = AgU + KOH + 2(NH3 • H2O).
3[Ag(NH3)2]OH (конц.) + 2H2O —L-► Ag3Nl + 5(NH3 ■ H2O).
2[Ag(NH3)2]OH + HC(H)O + 2H2O = 2Ag4 + NH4(HCOO) + 3(NH3 • H2O).
K|Ag(CN)2| — ДИЦИАНОАРГЕНТАТ(1) КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами, реагирует с сульфидами щелочных металлов. Восстанавливается цинком. Получение см. 564,568*.
М, = 199,00, d = 2,36; к, = 25(Ю), 100<80).
2K[Ag(CN)2] = 2KCN + 2Ag + C2N2(250—420° С).
K[Ag(CN)2] (разб.) + 6Н2О = [K(H2O)e]* + [Ag(CN)2]".
2K[Ag(CN)2] + 2H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SOj + K2SO4 + 4HCNt, K[Ag(CN)2] + 2HNO3 (конц., гор.) = AgNO3 + KNO3 + 2HCNt.
2K[Ag(CN)2] + K2S (конц.) = AgjSl + 4KCN.
2K[Ag(CN)2](p) + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2Agi.
золото
Au —ЗОЛОТО
Желтый металл, более мягкий, чем медь и серебро; ковкий, тяжелый, высокоплавкий. Устойчив в сухом и влажном воздухе. В особых условиях образуется коллоидное золото. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-не- окислителями, концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор действием «царской водки», смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. При нагревании реагирует с галогенами, селеновой кислотой. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона. Со ртутью образует амальгаму. В природе встречается в самородном виде. Получение см. 5761'5, 579s, 5806'|0.
М, = 196,967; d= 19,29; /пл = 1064,43° С; Zt„„ = 2947° С.
Au + НЫОз(конц.) + 4НС1 (конц.) = H[AuCU] + NOT + 2Н2О.
2Au + бНгБеО^ж) = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6Н2О(200° С).
2Аи + 3F2 = 2AuF3(300 —400° С).
2Au + ЗС12 = 2АиС13(до 150° С),
2Au + С12 = 2АиС1(150—250° С).
2Аи + 2Вгг(ж) = АиВгз + АиВг(20—35° С).
2Аи + 12=2Аи1(120—393° С, р).
2Аи + ЗС12 + 2Н2О ——> 2Н[АиС13(ОН)].
Au + ЗЕ2 + 2НЕ (конц.) = 2Н[АиЕ4](Е = Cl, Вг, 1).
4Аи + 8MCN (конц.) + О2 + 2Н2О = 4M[Au(CN)2] + 4МОН (М = Na, К).
Au + K[Ag(CN)2] = K[Au(CN)2) + Agl.
Au + NaNOs = NaAuO2 + NO(350—400° C).
2Au + 5KrF2 = 2AuF5 + 5Kr{комн., примесь (KrF+)[AuF6)}
Аи2Оз — ОКСИД ЗОЛОТА(Ш)
Коричнево-черный, термически неустойчивый, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде гидрата Аи2Оз пН2О (п » 1а 3). Проявляет амфотерные свойства: реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода. Получение см. 5785, 5804.
Л/г = 441,93;</=10,61; рПР25 = 45,07.
2Au2O3 = 4Au + ЗО2(160—290° С).
Аи20з • пН2О = 2AuO(OH) + (п—1) Н2О(60—80° С, вак., над Р4Ою),
Аи2О3 • nH2O = Аи2О3 + пН2О(100—120° С).
Аи2О3 + 8НС1(конц.) = 2H[AuCh] + ЗН2О.
Au2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Au(OH)4],
(выше 260° С), (100° С).(выше 260° С), (100° С).Аи20з + ЗН2 = 2Au + ЗН2О Аи20з + ЗСО = 2Аи + ЗСО2
(выше 260° С), (100° С).
(выше 260° С), (100° С).
AuCI —ХЛОРИД ЗОЛОТА(1)
Светло-желтый, термически неустойчивый, плавится с разложением. Не растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой; реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 5754, 5781, 580 .
М, = 232,42; d = 7,4; <пл = 289° С (разл.); рПР25 = 1 1,75.
2AuCl = 2Au + С12(выше 289° С).
ЗАиС1 + Н2О (гор.) = H[AuCl3(OH)] + 2Аи4.
AuCI + МС1(конц.) = M[AuC12](М = Н, Na, К).
2AuCl + 3NaOH (конц., гор.) = Na[Au(OH)2)]? + AuOH (золь, син.) + NaCl. 5. AuCI + 2(NH3 Н2О)[конц] = [Au(NH3)2]C1 + 2Н2О.
AuCh — ХЛОРИД ЗОЛОТА(Ш)
Темно-красный, летучий (Au2Ch), при нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением С12. При обработке водой переходит в раствор с изменением состава. Реагирует с кислотами, щелочами. Обычно для реакций в водном растворе берется в виде Н[АиС14]. Окислитель. Получение см. 5754, 5802.
Л/г = 303,33; </=4,67; ?пл = 288° С (р); ks = 68('8 25).
AuCh = AuCI + С12(150— 185°С)
AuCh • 2Н2О = AuCh + 2Н2О(выше 30° С).
AuCh + 2Н2О = [AuCh(OH)]" + Н3О+
AuCh + НО (конц.) = Н[АиС14].
2АиС13 + 6NaOH (разб.) = Аи20з+ + 6NaCl + ЗН2О.
2АиС13 + 3F2 ——> 2AuF3 + ЗС12(200° С).
2АиС1з + 3H2S(r) = Au2S34- + 6НС1(в эфире).
2АиС13 + ЗН2О2 (конц.) = 2Аи (коллоид) + 3O2f + 6НС1.
AuCh + 3FeSO4 = Au + Fe2(SO4)3 + FeCh(200° С).
AuCh + 4Na2SO3S (конц.) = Na3[Au(SO3S)2] + 3NaCl + Na2S40e.
K|Au(CN)2| —ДИЦИАНОАУРАТ(1) КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе и на свету. Хорошо растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Не реагирует на холоду с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. При нагревании разлагается концентрированными кислотами, реагируете сероводородом. Восстанавливается цинком, окисляется галогенами. Получение см. 5755, |0.
М, = 288,10; d = 3,45; к, = 14(|* "25), 200(80).
2K[Au(CN)2] = 2KCN + 2Au + C2N2(250-^)00° C).
K[Au(CN)2] + 6H2O = [K(H2O)6]+ + [Au(CN)2]*.
K[Au(CN)2] + HC1 (конц.) = AuCNi (желт.) + HCN + KC1 (50° C). 4. 2K[Au(CN)2] (конц.) + H2S(r) + 2HC1 (разб.) = Au2S4 + 2KC1 + 4HCN.
2K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2AuJ-.
H|AuCU| — ТЕТРАХЛОРОАУРАТ(Ш) ВОДОРОДА
Светло-желтый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в малом количестве воды, концентрированной хлороводородной кислоте. При разбавлении раствора изменяет состав. Разлагается щелочами. Реагирует с гидратом аммиака, типичными восстановителями. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 5751'8, 5763, 5784.
М, = 339,79; d = 3,90; 2,44 (кр.); ?„л (кр.) = 196° С (р).
H[AuC14] = AuCl + НС1 + Cl2(156—205° С).
H[AuCU] • 4Н2О = H[AuC14] + 4Н2О(100° С, в токе Cl2),
Н[АиС14] ■ 4Н2О = AuCb + НС1 + 4Н2О(120° С, в токе SC12O).
H[AuCl4j (конц.) + Н2О = Н[АиС1з(ОН)] + НО(разбавление).
2H[AuC14] + 8NaOH (разб.) = Au2Oj + 8NaCl + 5Н2О (70— 80° С). 5. H[AuC14] + 5(NH3 • Н2О) [конц.] = Au(NH2)2Cl 1 + 3NH4C1 + 5H2O.
2H[AuC14] + 3H2S(r) = 2АиФ + 3S4 + 8HC1(кип).
H[AuC14] + CsCl = Cs[AuC14] 4- + HC1.
H[AuC14] + 3KI = Auli + I2J- + HO + 3KC1(комн).
H[AuCU] + SO2 + 2H2O = H[AuC12] + H2SO4 + 2HC1(0° C).
2H[AuC14] + 3H[SnCh] + НО (конц.) = 2АиФ + 3H2 [SnCl6].
4H[AuC14] (гор.) + 3N2H5C1 (конц.) = 4Au (коллоид) + 3N2 T + 19HC1
(кип.), 2H[AuC14] + 11KOH + 3HC(H)O = 2Au (коллоид) + ЗК(НСОО) + 8KC1 + + 8H2O.
H[AuC14] + 4MCN (конц.) = M[Au(CN)4] + 3MC1 + НО (M = H, K).
ЭЛЕМЕНТЫ ПБ-ГРУППЫ
ЦИНК
Zn —ЦИНК
Белый с голубоватым оттенком, мягкий, хрупкий (из-за примесей) металл. Во влажном воздухе покрывается устойчивой гидроксидно-карбонатной пленкой. В воде пассивируется. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, нитратами металлов в щелочной среде. Получение см. 582|0, 58412, 5866.
Л/г = 65,39; d= 7,133; <Пл = 419,5°С; <Кип = 906,2° С.
Zn + H2O (пар) = ZnO + Н2(600—800° С).
Zn + 2НС1 (разб.) = ZnCl2 + Н2Т.
Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + Н2Т, 4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O(примеси S, SO2).
Zn + 4HNO2 (конц., гор.) = Zn(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O,
4Zn + ЮННОз (разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + N2OT + 5H2O, 4Zn + ЮНМОз(оч. разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Zn + H3PO4 (конц., гор.) = ZnHPO4'L + H2T.
Zn + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2T, Zn + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4] (OH)2 + H2T + 2H2O, 2Zn + 8(NH3 • H2O) [конц ] + O2 = [Zn(NH3)4](OH)2 + 6H2O.
Zn + 4NH4CI (kohu., гор.) = [Zn(NH3)4]C!2 + 2HCI t + H2T, Zn + 2HC1 (конц.) + 2NH4CI(T) = (NH4)2 [ZnCU] + H2t
2Zn + 2H2O + O2 —-—» 2Zn(OH)24'(комн ),
2Zn + H2O + O2 + CO2 ——> Zn2CO3(OH)2 4-(комн ).
2Zn + O2 = 2ZnO(выше 225° С, сгорание на воздухе).
Zn + E2 = ZnE2(выше 60° С, E = F; 60° С, в воде; E = Cl, Br, I).
Zn + E = ZnE(выше 130° С, E = S; 800—900° С, вак.; E = Se, Те).
3Zn + 2E = Zn3E2(400—650° С; E = P, As).
3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO(600 —700° C).
Zn + CO2 = ZnO + CO(800— 950° C).
3Zn + 2NH3(r) = Zn3N2 + 3H2(500—600° C).
Zn (порошок) + CdSO4 = ZnSO4 + CdJ-.
4Zn + 7NaOH (конц.) + 6H2O + NaNOs = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3T (кип.).
Zn + 4NaCN + 2H2O = Na2[Zn(CN)4] + 2NaOH + H2t(кип.),
Zn + 2Na[M(CN)2] = Na2 [Zn(CN)4] + 2Mi(M = Ag, Au).
Zn + 2MCI3 = ZnCI2 + 2MC12(500° С; M = Sm, Eu, Yb).
(350° C).(350° C).Zn + ZnCl2(X) <r=* Zn2+ + 2СГ
(350° C).
(350° C).
ZnO — ОКСИД ЦИНКА(П)
Цинкит. Белый (иногда с желтоватым оттенком). Термически устойчивый, при сильном прокаливании возгоняется и разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой, не восстанавливается водородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, кислотными и оснбвными оксидами. Восстанавливается коксом. Получение см. 581L9, *4, 583*, 584', 5865.
Л/г = 81,39;</=5,606; tm = 1975° С (рУ
ZnO(T) + 5Н2О <Z=* [Zn(H2O)4]2+ + 2ОН? рПР25 = 16,66.
ZnO + 2HCI (разб.) = ZnCl2 + Н2О,
3.
ZnO + NaOH (40%-й) + H2O = Na[Zn(OH)3] ZnO + 2NaOH (60%-й) + H2O = Na2[Zn(OH)4]
(кип.), (90° C)
4.
2biO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
(500— 600° C).
5.
ZnO + 4(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O.
6.
2Ь1О (суспензия) + SO2 = ZnSO34.
7.
ZnO + SiO2 = ZnSiO3
(1200—1400° C),
2ZnO + SiO2 = 2^n2SiO4
(900—1000° C).
8.
2biO + Fe2O3 = (Fe2Zn)O4
(800—1000° C).
9.
ZnO + H2S = ZnS + H2O
(450—550° C).
10.
ZnO + С (кокс) = Zn + CO
(1100—1200° C).
11.
ZnO + 4NaCN (конц.) + H2O = Na2[Zn(CN)4] + 2NaOH
(кип.).
12.
2ZnO(T) <* 2ZnO(r) 4 * 2Zn(r) + O2
(1300—1700° C).
583. Zn(OH)2 —ГИДРОКСИД ЦИНКА(11)
Белый, аморфный или кристаллический. Практически ие растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 5818, 5845 6, 5854 5, 587^5.
Мт = 99,40;</=3,03.
Zn(OH)2 = ZnO+ Н2О(100— 250° С),
Zn(OH)2 • лН2О = Zn(OH)2 + лН2О(40— 50° С, аак ).
Zn(OH)ito + 4Н2О ^=* [Zn(H2O)4]2* + 2ОН; рПР25 = 15,52,
Zn(OH)j<T) + 4Н2О £=* [Zn(OH)4]2- + 2НзО+; рПР25 = 14,51.
Zn(OH)2 + 2НС1 (разб.) = ZnCl2 + 2Н2О.
Zn(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4].
Zn(OH)2 + 4(NH3 • H2O) [коиц.] = [Zn(NH3)4] (ОН)2 + 4Н2О.
Zn(OH)2 + бЫНад = [Zn(NH3)6](OH)2(^0° С).
Zn(OH)2(T) + 2NH4CI (коиц.) ^z* [Zn(H2O)2(NH3)2]C!2.
2Zn(OH)2 (суспензия) + CO2 = Zn2CO3(OH)24 + H2O.
584. Z11SO4 — СУЛЬФАТ ЦИНКА(П)
Циикозит, госларит (гидрат). Белый, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5813, 5862'4.
М. = 1 б 1,45; d = 3,74; к, = 54,1<20), 67,2<80).
(500—600° C), (740—1000° C). (250- 280° C).(500—600° C), (740—1000° C). (250- 280° C).2ZnSO4 = Zn2(SO4)O + SO3 2ZnSO4 = 22^10 + 2SO2 + O2
(500—600° C), (740—1000° C). (250- 280° C).
(500—600° C), (740—1000° C). (250- 280° C).
ZnSO4 • 7H2O = ZnSO4 + 7H2O
ZnSO4 (разб.) + 4HZO = [Zn(H2C»4]2+ + SO^ , [Zn(HzO)4]2+ + H2O <=2 [Zn(H2O)3(OH)]+ + H3O+, pKx = 7,69.
ZnSO4 + H2SO4 (конц., хол.) = Zn(HSO4)2.
ZnSO4 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)zi + NazSO4, ZnSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + NazSO4.
ZnSO4 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Zn(OH)2 J- + (NH4)2SO4, ZnSO4 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4] SO4 + 4HZO.
2ZnSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Zn2CO3 (OH)24 + 2Na2SO4 + CO2T, ZnSO4<p) + 2KHCO3 = ZnCO3 4 + K2SO4 + H2O + co2
(до 10° С, в атмосфере COZ).
ZnSO4 + H2E + 2Na(CH3COO) = ZnE^ + 2CH3COOH + Na2SO4
(50—60° С; E = S, Se), ZnSO4 + H2E = ZnE (коллоид) + H2SO4.
ZnSO4 + Na2S = Na2SO4 + ZnS4-, ZnSO4 + BaS = BaSO4 4 + ZnS^.
3ZnSO4 + 2Н3Ю4 (конц.) = Zn3(PO4)24- + 3H2SO4(кип.).
ZnSO4 + 2KCN (разб.) = Zn(CN)2+ + K2SO4, ZnSO4 + 4KCN (конц.) = Kz[Zn(CN)4] + K2SO4.
2ZnSO4 + 2HZO2Z14 (катод) + O2T (анод) + 2HZSO4.
ZnCh — ХЛОРИД ЦИНКА(П)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 5811''°, 5822, 586*.
Mt = 136,30;d = 2,907; t™ = 293° С; /хип = 733° С;
к, = 367(20), 549(80).
ZnCI2 • 1,5Н2О ——> ZnCl2 + 1,5Н2О(25—30° С, вак.).
ZnCI2(pa36.) + 4Н2О = [Zn(H2O)4]2+ + 2СГ(pH < 7, см. 5843).
гпС12(коиц.) + 2Н2О = [Zn(HzO)2Cl2],
[Zn(H2O)zCl2] + Н2О 4=? [ZnCl2(OH)]" + Н3О+.
ZnCl2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)rL + 2NaCI, ZnCl2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCI.
ZnCl2 + 2(NH3 • HZO) [разб.] = Zn(OH)z4, + 2NH4C1, ZnCI2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4] Cl2.
ZnCl2 + 6NH3<X) = [Zn(NH3)6]Clz(-40° C).
3ZnCl2 + 4NazHPO4 = Zn3(PO4)rt + 6NaCI + 2NaH2PO4
ZnCI2(x) + 2MCI = M2 [ZnCI4](M = Na, K),
ZnCl2 + MCI (конц.) + H2O = M[Zn(H2O)Cl3].]
ZnC12<p) -^^^ /П4- (катод) + ChT (анод).
ZnCl2(») + Zn<=±Zn^ + 2Cr(350° С).
ZnS — СУЛЬФИД ЦИНКА(Н)
Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический — кубическая a-модификация (сфалерит) и гексагональная [3-модификация (вюрцит). Чувствителен к УФ-облучению. В аморфном виде более реакционноспособный. Пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительной обработке сероводородной водой. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с сильными кислотами, во влажном состоянии медленно окисляется Ог воздуха. Получение см. 581", 5829, 5848.
М, = 97,46; d = 4,14 (а), 3,98(Р), 2,9—3,1 (аморфн.);
t™ = 1650 + 1775° С (рУ t(a -> 0) > 980° С; /субл >1185° С; рПР25 = 24,92 (а), 23,10 (0).
ZnS + 2HCI (конц.) = ZnCh + H2ST.
ZnS + 4H2SO4 (конц., гор.) = ZnSO4 + 4SO2T + 4Н2О(примесь S).
ZnS + 8HNO3 (конц.) = ZnSO4 + 8NO2t + 4НгО(кип).
ZnS (влажн.) + 2Ог —-—► ZnSO4.
2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 2SOZ(800— 1000° С).
ZnS + 2ZnO = 3Zn + SO2(850—880° С, в токе N2).
Na2|Zn(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОЦИНКАТ(11) НАТРИЯ
Белый, при слабом нагревании разлагается. В растворе образуется только в сильнощелочной среде, устойчив в 15%-м метанольном растворе гидроксида натрия. Разлагается при разбавлении раствора водой, при обработке кислотами, СО2. Получение см. 5823, 5834, 5854.
М, = 179,40.
Na2[Zn(OH)4] = ZnO + 2NaOH + Н2О(выше 100° С).
Na2[Zn(OH)4] 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2НгО(до 87° С, вак ).
Na2[Zn(OH)4](P) = 2NaOH + Zn(OH)24-(разбавление водой).
Na2[Zn(OH)4] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Zn(OH)2i + 2Н2О,
Na2[Zn(OH)4] + 4НС1 (конц.) = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O.
Na2[Zn(OH)4] + CO2 = Na2CO3 + Zn(OH)2^ + H2O.
КАДМИЙ
Cd —КАДМИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, низкоплавкий, мягкий, ковкий. Во влажном воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Не реагирует со щелочами. Восстановитель; реагируете водяным паром, сильными кислотами,
кислородом, галогенами, халькогенами и другими неметаллами, сероводородом, нитратом аммония. Вытесняет благородные металлы из их солей в растворе. Получение см. 58910, 591-91", 5929.
М,= 112,411; </= 8,642; /„„ = 321,108° С; /„„„ = 766,5° С.
Cd + Н2О (nap) = CdO + Н2(выше 350° С).
Cd + 2НС1 (разб.) —^—> CdCl2 + Н2Т.
Cd + 4HNO3 (конц.) = Cd(NO3)2 + 2NO2T + 2HZO.
2Cd + O2 = 2CdO(325—350° С, сжигание на воздухе),
Cd (порошок) + 2H2O + O2 —-—► 2Cd(OH)z(в разб. NaOH).
Cd + E2 = CdE2(E = F, 200° С; E = Cl и Br, 450—500° C).
Cd + I2 (суспензия) = Cdl2(кип.).
Cd + E = CdE(выше 350° С; E = S, Se, Те).
3Cd + 2P (красн.) = Cd3P2(600—680° С; примеси CdP2, CdP4),
3Cd + 2As = Cd3Asz(650— 700° С, в атмосфере H2; примесь CdAsz).
Cd + H2E = CdE + H2(800° С; E = S, Se),
3Cd + SO2 = CdS + 2CdO(600—700° C).
2Cd + 4NH4NO3 (конц., гор.) = Cd(NO3)2 + [Cd(H2O)2 (NH3)4](NO2)2.
Cd + CuSO^) = CdSO4 + Cii
Cd + гРеС^р, = CdCl2 + 2FeCl2.
2Cd + 8(NH3 ■ H2O) [конц ] + O2 = 2[Cd(HzO)z(NH3)4] (OH)2 + 2HZO.
2Cd + 8NaCN (конц.) + 2H2O + O2 = 2Na2 [Cd(CN)4] + 4NaOH.
589. CdO — ОКСИД КАДМИЯ(Н)
Монтепонит. Коричневый (от темно-желтого до почти черного), при сильном нагревании возгоняется и разлагается. Не реагирует с водой, не переводится в раствор щелочами и гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 5884, 5901, 591', 5934.
Л/, = 128,41;</=8,15.
2CdO = 2Cd + О2(900— 1500° С).
CdO + 2НС1 (разб.) = CdCl2 + Н2О.
CdO + 2КОН = K2CdO2 (желт.) + Н2О(450—500° С),
CdO + Н2О = Cd(OH)24(в гор. конц. NaOH).
CdO (порошок) + СО2 = CdCO3(120— 140° С).
2CdO (суспензия) + SiO2 = Cd2SiO4(400° С, р).
2CdO + 3S = 2CdS + SO2(490— 510° С).
2CdO + 2C1Z = 2CdC!z + O2(500—600° С, в токе Cl2).
CdO + 4NaCN (коиц.) + H2O = Na2[Cd(CN)4] + 2NaOH.
CdO + H2 = Cd + HZO(300° C),
2CdO + С (кокс) = 2Cd + CO2(500—700° C).
2060(0 4=» 2CdO(r)4=> 2Cd(r) + O2(900—1500° C).
Cd(OH)2 — ГИДРОКСИД КАДМИЯ(И)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с кислотами, щелочами (прн сплавлении). Переводится в раствор действием гидрата аммиака и цианида калия за счет комплексообразования. Получение См. 5884, 5893, 5914 5, 59 26'7.
Мг= 146,43;</=4,79; рПР25 = 14,37.
Cd(OH)2 = CdO + Н2О(170 —300° С).
Cd(OH)2 + 2НС1 (разб.) = CdCl2 + 2Н2О.
Cd(OH)z + 4NaOH (конц.) <7 * Na4[Cd(OH)e] (практически не идет), Cd(OH)2 + 2NaOH (насыщ.) т > Na2[Cd(OH)4] 4-(кип.).
Cd(OH)2 + 2КОН = K2CdO2 (желт.) + 2Н2О(выше 450° С).
Cd(OH)2 + 4(NH3 Н2О) [конц.] = [Cd(HzO)2 (NH3)4](OH)Z + 2HZO.
Cd(OH)2 + 6NH3(X)=[Cd(NH3)6](OH)2M0° С).
Cd(OH)2 + 2HCN(p, = Cd(CN)2^ + 2HZO,
Cd(OH)2 + 4KCN (конц.) = Kz[Cd(CN)4] + 2KOH.
CdSO4 — СУЛЬФАТ КАДМИЯ(Н)
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается щелочами, реагирует с гидратом аммиака, жидким аммиаком. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 588", 5932’4.
М, = 208,47; </ = 4,691; /пл = 1135° С (разл.); *, = 76,4<20), 67,2<8О).
6CdSO4 = 2Cd3(SO4)2O + 2SOZ + О2(1135° С),
2CdSO4 + 2CdO = 2SO2 + O2(1300° C).
CdSO4 • 2,67H2O = CdSO4 + 2,67H2O(до 200° C).
CdSO4 (разб.) + 6H2O = [Cd(HzO)6]2+ + SO^ ,
[Cd(H2O)6]2+ + H2O4=> [Cd(H2O)5(OH)]+ + H3O+; pKK = 7,62.
CdSO4 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)24< + Na2SO4.
CdSO4 + 2(NH3 H2O) [разб.] = Cd(OH)2 J- + (NH4)2SO4, CdSO4 + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Cd(H2O)2 (NH3)4]SO4 + 2H2O.
CdSO4 + 6NHXx) = [Cd(NH3)6]SO4(-40° C).
2CdSO4 (разб.) + 2NazCO3 (разб.) + H2O = Cd2CO3(OH)2 Ф + 2Na2SO4 + + co2T,
CdSO4 (конц.) + Na2CO3 (конц., гор.) = CdCO3^ + Na2SO4
(в атмосфере CO2).
CdSO4 + NazE = CdE i + Na2SO4(E = S, Se, Те),
CdSO4 + H2S (насыщ.) = CdS4- + H2SO4.
CdSO4 + Zn (порошок) = ZnSO4 + Cd^.
CdSO4 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)24, + K2SO4,
CdSO4 + 4KCN (КОНЦ.) = K2[Cd(CN)4] + K2SO4.
2CdSO4 + 2H2O ^^^ 2Cd+ (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4.
592. CdCh — ХЛОРИД КАДМИЯ(П)
Белый, аморфный или кристаллический, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5882'5, 5892,7.
/,<„„ = 964° С;/,<„„ = 964° С;Л/, = 183,32; d = 4,047; /пл = 568,5° С;ks = 113,4<2О>, Ю4,4<80).
/,<„„ = 964° С;
/,<„„ = 964° С;
CdCl2 ■ 2,5Н2О = CdCh + 2,5Н2О(120—170° С).
CdCh (разб.) + 6Н2О = [Cd(H2O)6]2++ 2СГ(pH < 7, см. 5913).
2CdCh (конц.) + 6Н2О = [Cd(H2O)e]2+ + [CdCU]2\
2[Cd(H2O)e)2+ <=* [Cd2(H2O)l0(OH)]3+ + H3O+.
CdCl2(T) + 2HC1 (конц.) = H2[CdCl4](p),
CdCh + 4MC1 (конц.) = M4[CdCl6]^(M = K+, Rb\ Cs+,NH;).
CdCl2(T> + H2SO4 (конц.) = CdSO4 + 2HC1T(кип.)
CdCh + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2J< + 2NaCl.
CdCh + 2(NH3 H2O) [разб ] = Cd(OH)4 + 2NH4C1, CdCh + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Cd(H2O)2 (NH3)4]C12 + 2H2O.
CdCh + 2NH3(r) = [Cd(NH3)2Cl2](комн.).
CdCh —^ф (катод) + Cl2 T (анод)[в расплаве КС!].
2CdCl2(x) <Г=* CdCl+ + [CdCh]"(600° C).
CdCl2(X) + Cd + 2A1C13<=> Cd2+ + 2[A1C14](600° C).
593. CdS — СУЛЬФИД КАДМИЯ(И)
Гринокит. Желтый, в компактном виде — оранжево-красный. Возгоняется в инертной атмосфере, плавится с частичным разложением. Легко пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительном воздействии сероводородной воды. Не растворяется в воде, не реагирует с сульфидами щелочных металлов, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами, окисляется кислородом воздуха при нагревании. Получение см. 5887' 9, 5896, 5918.
М,= 144,48; </=4,82; /пл« 1480° C(pY рПР25 = 27,19.
CdS + 2НС1 (конц.) = CdCh + H2ST.
CdS + H2SO4 (разб., гор.) = CdSO4 + H2ST.
CdS + 10HNO3 (конц., гор.) = Cd(NO3)2 + 8NO2t + H2SO4 + 4H2O, 3CdS + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Cd(NO3)2 + 3S4< + 2NOt + 4H2O.
(800° C), (400 -500° C).(800° C), (400 -500° C).2CdS + 3O2 = 2CdO + 2SOZ CdS + 2SO2 = CdSO4 + S
(800° C), (400 -500° C).
(800° C), (400 -500° C).
РТУТЬ
594. Hg—РТУТЬ
Серебристо-белый металл, жидкий при комнатной температуре; в твердом состоянии ковкий. Не окисляется в сухом воздухе, покрывается серой оксидной пленкой во влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор иодоводородной кислотой за счет комплексообразования. Слабый восстановитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, халькогенами. Со многими металлами (Na, К, Са, Ba, Си, Ag, Au, Zn, Cd, Pb и др.) образует амальгамы (жидкие или твердые) — интерметаллические соединения или сплавы. В природе встречается в самородном виде. Получение см. 5951, 59610, 5971, 598* 3 6, 59913, 6026 7.
Мт = 200,59; d = 13,5461(20); /„л =-38,862° С; ZK„„ =+356,66° С.
1. 2Hg + 2H2SO4 (конц., гор.) = Hg2SO44- + SO2 Т + 2Н2О (примесь HgSO4), Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2T + Н2О (кип. в присугствии HNO3).
2. 6Hg + 8HNO3 (разб., хол.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO Т + 4Н2О, Hg + 4HNO3 (конц., гор.) = Hg(NOj)2 = 2NO2T + 2Н2О.
3. 3Hg + 2HNO3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = 3HgCl2 + 2NOT + 4Н2О
(50—70° C).
4. 2Hg + 4НС1 (разб.) + О2 = 2HgClz + 2Н2О.
5. Hg + 4HI (конц.) = H2[HgI4] + Н2Т.
6. 2Hg+O2 = 2HgO
(250 -350° C).
7. Hg + Cl2 = HgCl2
(70—120° C),
Hg + HgCl2 = Hg2Cl2
(250—300° C).
8. Hg + Br2 (насыщ.) = HgBr2^
(комн.),
Hg + HgBr2 = Hg2Br2
(250- -300° C).
9. 3Hg + 2IZ = Hgl2 + Hg2I2 J-
(в этаноле).
10. Hg + S = HgS
(выше 130° С),
Hg + E = HgE
(550—600° С; E = Se, Те).
11. 2Hg + 4N2O4(x) = 2Hg(NO3)2 + 4NO.
595. HgO — ОКСИД РТУТИ(П)
Монтроидит. Ярко-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы). Темнеет на свету и при слабом нагревании. Термически неустойчивый. Не реагирует с водой. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Получение см. 5946, 5971,3 5, 5994, 6025, 6035.
Л/г = 216,59;</=11,14.
2HgO = 2Hg + О2(450 500° С)
HgO(T) + Н20 <1^ Hg£, + 2OH ; рПР25 = 25,48.
HgO(T) + Hg(X) + 3H2O 4Z^ [Hg2(H2O)2]2+ + 2OH(почти не идет).
HgO + 2HC1 (разб.) = HgCl2 + H2O, HgO + 2HNO3 (разб.) = Hg(NO3)2 + H2O.
2HgO + NH3 • H2O (конц.) = (Hg2N)OH • 2H2O 4- (желт.)
[комн., в темноте], (Hg2N)OH ■ 2HZO = (Hg2N)OH • H2O (кор.) + H2O(110° C).
HgO (суспензия) + 2C12 = HgCl24 + C12O(0° С, в жидк. CCU).
HgO + H2O + 2NaE = HgE2 + 2NaOH(E = Cl, Br).
596. Hg2(NO3)2 — ДИНИТРАТ ДИРТУТИ
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой с образованием осадка основной соли (растворяется в присутствии азотной кислоты). Легко подвергается дисмутации в растворе (для предотвращения в раствор вносят небольшое количество ртути). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется О2 воздуха. Получение см. 5942, 59714.
М,= 525,19;</=7,79.
Hg2(NO3)2 = 2HgO + 2NO2(70— 150° С).
Hg2(NO3)2 • 2Н2О = Hg2(NO3)2 + 2Н2О(30—40° С, вак.).
Hg2(NO3)2 (конц.) + Н2О = Hg2NO3(OH)4 + HNO3(разбавление).
Hg2(NO3)2 (разб.) + 2Н2О = [Hg2(H2O)2]2+ + 2NO, (в разб. HNO3), [Hg2(H2O)2]2+ <Z=* Hg£) + Hg(X) г + 2H2O; pKc = 2,22.
Hg2(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = Hg2Cl24 + 2HNO3.
Hg2(NO3)2 + 4HNO3 (конц., гор.) = 2Hg(NO3)2 + 2NO2t + 2H2O.
Hg2(NO3)2 + 2NaOH (разб., гор.) = Hgoi + Hg(X)4 + 2NaNO3 + H2O.
2Hg2(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)NO3 • Н2ОФ + 2Hg<x)4 + 3NH4NO3 +
+ 3H2O(кип.).
2Hg2(NO3)2 + 4HNO3 (разб.) + O2 = 4Hg(NO3)2 + 2H2O.
Ю. Hg2(NO3)2 + Cu = 2Hg(x)4 + Cu(NO3)2.
Hg2(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgS4 + Hg(X) 4. + 2HNO3.
Hg2(NO3)2 + 2KE = Hg2E2+ + 2KNO3 (в разб. HNO3, E = F, Cl, Br, I). 13. 3Hg2(NO3)2 + 4Na2PO4 = (Hg2)3(PO4)2J, + 6NaNO3 + 2NaH2PO4.
Hg2(NO3)2 + 2KHCO3 = Hg2CO3J, + 2KNO3 + H2O + CO2T (на холоду).
Hg(NO3)2 — НИТРАТ РТУТИ(П)
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Гидролизуется водой с образованием осадка оксида (растворяется в присутствии азотной кислоты). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, ртутью, этанолом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5942 ", 5954, 5966'9, 6004.
М, = 324,60; d = 4,30 (кр.); /пл = 79° С.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.И.12.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.И.12.2Hg(NO3)2 = 2HgO + 4NO2 + O2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2
(до 360° C), (выше 400° C).(до 360° C), (выше 400° C).Hg(MO3)2 ■ 0,5H2O = Hg(NO3)2 + 0,5H2O
(до 360° C), (выше 400° C).
(до 360° C), (выше 400° C).
(20—30° С, вак.. над конц. H2SO4).
Hg(NO3)2 (конц.) + H2O = HgO^ + 2HNO3(разбавление).
Hg(NO3)2 (разб.) = Hg£) + 2NO3(в разб. HNO3).
Hg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = HgO4< + 2NaNO3 + H2O.
2Hg(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)NO3 • H2O J- (т.-желт.) + 3NH4NO3 +
+ 3H2O(кип).
Hg(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgS4- + 2HNO3.
3Hg(NO3)2 + 2Na2HEO4 = Hg3(EO4)24< + 4NaNO3 + 2HNO3 (E = P, As).
Hg(NO3)2 + 2NaEO3 (конц.) = Hg(EO3)2 + 2NaNO3(E = Br, 1)
Hg(NO3)2 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + 2KNO3,
Hg(NO3)2 + 4KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4] + 2KNO3.
Hg(NO3)2 + 2KNCS (разб.) = Hg(—SCN)2i + 2KNO3,
2Hg( -SCN)2 = 2HgS + CS2 + C3N4(150° C).
Hg(NO3)2 + 4KNCS (конц.) = K2[Hg(—SCN)4] + 2KNO3, Hg(NO3)2(T) + 4HNCS = H2[Hg(-SCN)4]i (желт.) + 2HNO3.
Hg(NO3)2 + 3C2H5OH = Hg(CNO)2+ + 2CH3C(H)O + 5H2O (в разб. HNO3). Фульминат
ртути(П)
Hg(NO3)2 + Hg(X)4=r* Hg2(NO3)2(в разб. HNO3).
Hg2Ch — ДИХЛОРИД ДИРТУТИ
Каломель. Белый, легколетучий. Чувствителен к свету (темнеет). Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Разлагаегся разбавленными кислотами. Не реагирует со щелочами. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами. Реагирует с гидратом аммиака. Получение см. 594, 5965 l2. 5991’12'|3.
М, = 472,09;</=7,150; /пл = 543°С/рЛ
Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg(400° С).
Hg2Cl2(T) + 2Н2О 4=* [Hg2(H2O)2]2+ + 2С1 ; рПР25 = 17,82.
Hg2Cl2 ——> HgCl2 + Н&жЛ(в разб. НС1, NH4C1).
Hg2Cl2 + 2H2SO4 (конц.. гор.) = HgCl2 + HgSO4i + SO2T + 2H2O, Hg2Cl2 + 4HNO3 (конц., гор.) = HgCl2 + Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O.
Hg2Cl2 + 2(NH3 ■ H2O) = Hg(NH2)C14- + Hg(x)4< + MH4C1 + 2H2O.
HgCh — ХЛОРИД РТУТИ(П)
Сулема. Белый, низкоплавкий, низкокипящий, летуч с водяным паром. Умеренно растворяется в воде, диссоциирует в незначительной степени. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с концентрированной серной кислотой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Получение см. 5943'4'7, 5954,6, 5981'3'4, 6022.
Л/г = 271,50; </=5,44; ?„л = 280° С; /,ип = 301,8° С;к, = 6,59(20), 24,2(80>.
4HgC12(T) + 2НгО (влага) —-—► 2Hg3Ch + 4НС1 + О3(на свету).
HgCh (разб.) + лН2О <=± [Hg(H2O)„Cl]+ + СГ; рК„ = 6,40,
[Hg(H2O)„Cl]+ + Н2О <=? [Hg(H2O)„.iCl(OH)] + Н3О+.
2HgCh + ЗНС1 (конц.) = H[HgCl3] + H2[HgCl4],
HgCh + 2NaOH (разб.) = HgO 4- + 2NaCl + H2O.
HgCh + 2(NH3 ■ H2O) = Hg(NH2)C14- + NH4C1 + 2H2O(komh.).
2HgCh + 4(NH3 ■ H2O) = (Hg2N)Cl H2Oi + 3NH4C1 + 3H2O (кип.). 7. HgCh + 2NHW = [Hg(NH3)2Cl2](-40° C).
HgCh + F2 = HgF2 + Ch(400- 450° C).
HgCh (насыщ.) + 2KI (разб.) = Hgl2i + 2KC1,
HgCh (насыщ.) + 4KI (конц.) = K2[HgI4] + 2KC1.
HgCh (разб.) + H3S (насыщ.) = HgSi + 2HC1.
HgCh + 2HCN(P) = Hg(CN)2 + 2HC1,
HgCh + 4KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4] + 2KC1.
2HgCh + 2H2O + SO2 = Hg2Ch4 + 2HC1 + H2SO4.
2HgCh + H[SnCl3] (разб.) + HC1 (конц.) = Hg2Cl2 4 + H2[SnCl6], HgCh + H[SnCl3] (конц.) + HC1 (конц.) = Hg^)! + H2[SnCl6J.
Н8С1дЖ) + 2NaCl = NaztHgCh].
2HgClw^=? HgCl+ + [HgChf.
Hg2l2 — ДИИОДИД ДИРТУТИ
Желтый, летучий, низкоплавкий; в жидком состоянии — черный. Очень чувствителен к свету. Термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах, реагирует с иодидом калия в водном растворе. Получение см. 5949, 59612.
Л/г = 654,99; d = 7,70; /пл = 290° С; /субл = 140° С.
Hg2h = Hgl2 + Hg(на свету).
Hg2l2(T) + 2Н2О <=* [Hg2(H2O)2]2+ + 2Г; рПР25 = 28,27.
Hg2h + 4H3SO4 (конц., гор.) = 2HgSO4l + I21 + 2SO3t + 4Н2О.
Hg2l2 + 6HNO3 (конц.) = 2Hg(NO3>2 + 2HI + 2NO21 + 2H2O.
Hg2I2 + 2KI (конц.) = K2[HgI4] + Hg(X)4-.
Hgl2 — ИОДИД РТУТИ(П)
Кокцинит. Красный (устойчивая a-модификация) и желтый (неустойчивая p-модификация). Низкоплавкий. На свету желтая модификация постепенно переходит в красную. Не растворяется в воде. Реагирует с концентрированной серной кислотой, гидратом аммиака. Не реагирует со щелочами. Получение см. 5949, 599е, 600', 6033.
Л/г = 454,40; d=6.283 (a); 6,271 (р); Z(a-» р) = 131° С;t™ = 256° С; рПР25 = 28,55.
Hgl2 + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4l + hl + SO2t + 2Н2О (примеси H2S, S). 2. 2HgI2 + 4(NH3 Н2О) = (Hg2N)li (кор.) + 3NH4I + 4Н2О(кип.).
2Hgh + 3HI (конц.) = H[HgI3] + H2[HgI4],
Hgl2 + 2KI (конц.) = K2[HgI4],
Hgh + 2KI (влажн.) = K2[HgI4]l(34—56° С, в ацетоне).
2HgI2(x)4=> HgI+ + [HgI3r.
HgS — СУЛЬФИД РТУТИ(И)
Красный (a-модификация, киноварь) или черный (p-модификация, метациннабарит). При умеренном нагревании темнеет и возгоняется, плавится только под избыточным давлением, термически устойчивый. При осаждении из раствора образуется черная модификация. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах, при нагревании окисляется О2 воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 59410, 5977, ”, 59910.
М. = 232,66;<Z=8,10(a); 7,65 (Р);Z(a -> Р) = 344° С;
гсубл = 580° С; t™ = 820° С (р);рПР25 = 44,85.
HgS(T) + Hg(X) + 2Н2О <=? [Hg2(H2O)2]2+ + S2; рПР25 = 42,96.
HgS + 2НС1 (конц.) ——> HgC12 + H2St(кип ),
HgS + 4HI (конц.) = H2[HgI4] + H2St.
3HgS + 4H2SO4 (конц.) = 4SO2t + 4H2O + HgSO4 2HgS 1.
HgS + 10HNO3 (конц.) ——> Hg(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2T + 4H2O (кип.), 3HgS + 8HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 3HgCl2 + 3H2SO4 + 8NOt + 4H2O.
2HgS +- 3O2 = 2SO2 + 2HgO(200—350° C).
HgS + Fe = Hg + FeS(350— 450° C).
4HgS + 4CaO = 4Hg + 3CaS + CaSO4(400—500° C)
HgS + M2S (конц.) = M2[HgS2](M = Na, K).
K2|Hgl4| — ТЕТРАИОДОМЕРКУРАТ(П) КАЛИЯ
Светло-желтый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при сильном разбавлении раствора разлагается с образованием осадка. Не реагирует с разбавленными щелочами. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами, реагирует с гидратом аммиака. Получение см. 599®, 6014.
М, = 786,40.
K2[HgI4] = 2KI + Hgh(400° С).
K2[HgI4] 2Н2О = K2[HgI4] + 2Н2О(100° С, вак ).
K2[HgI4](p; = Hgl24- + 2KI(разбавление водой)
K2[HgI4] + 4H2SO4 (конц.) = HgSO4i + 2I24- + 2SO2 + 4H2O + K2SO4.
K2[HgI4] + 2KOH (конц., гор.) = HgOJ- + 4KI + H2O.
2K2[HgI4] + 4(NH3 ■ H2O) = (Hg2N)I • Н2ОФ + 4KI + 3NH4I + 3H2O.
ЭЛЕМЕНТЫ ШБ-ГРУППЫ
СКАНДИЙ
Sc — СКАНДИЙ
Серебристо-белый с желтым оттенком (в виде порошка — серый), мягкий металл. Парамагнитен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании — с кислородом, хлором, серой, азотом. Получение см. 609*.
Мт = 44,956; d = 3,02; гпл = 1541° С; zK„„» 2850° С.
2Sc + 6Н2О (гор.) = 2Sc(OH)34- + ЗН2Т.
2Sc + 6НС1 (разб.) = 2ScCl3 + ЗН2Т.
8Sc + ЗОНМОз (оч. разб.) = 8Sc(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
2Sc + nH2 = 2ScH„(2 < п < 3, 450° С).
4Sc + ЗО2 = 2Sc2O3■ (200—250° С, сгорание на воздухе),
4Sc + 6Н2О + ЗО2 = 4Sc(OH)3.
2Sc + ЗС12 = 2ScCl3(400° С),
2Sc + 3S = Sc2S3(600— 800° С),
2Sc + N2 = 2ScN(500— 900° C).
Sc + 6NO2 = Sc(NO3)3 + 3NO(до 120° C).
Sc2O3 — ОКСИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, щелочами. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с концентрированными кислотами, оксидами щелочных металлов
при спекании. Поглощает СОг и влагу из воздуха. Получение см. 6045, 606', 607', 608'.
М,= 137,91; </= 3,864; ?пл« 2450°С.
1.
Sc2O3 + Н2О(Ж) = 2ScO(OH)
(250—300° C, pY
2.
SC2O3 + 6HC1 (конц.) = 2ScCl3 + 3H2O
(кип.)
3.
SC2O3 + №гО = 2NaScO2
(1150—1200° C).
4.
Sc2O3 + 2СОг + H2O = 2ScCO3(OH)
(комн.).
5.
Sc2O3 + 3H2S = SC2S3 + ЗН2О
(1000—1150° C).
6.
SC2O3 + ЗС (кокс) + 3C12 = 2ScCl3 + 3CO
(800—900° C).
606. Sc(OH)3 — ГИДРОКСИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 60415, 607 , 6085’6, 6094'5.
М,= 95,98;</=2,65; рПР25
= 27,06.
Sc(OH)3 = ScO(OH) + Н2О 2Sc(OH)3 = SC2O3 + ЗН2О
Sc(OH)3 + 3HC1 (разб.) = ScCl3 + 3H2O.
Sc(OH)3 + 3NaOH (конц., гор.) = Na3[Sc(OH)6], Sc(OH)3 + NaOH = Na[Sc(OH)4]
Sc(OH)3 + NaOH = NaScO2 + 2H2O
Sc(OH)3 + CO2 = ScCO3(OH) + H2O
(250—280° C), (выше 460° C).
(120—180° C), (300—500° C).
(комн.).
607. Sc(NO3)3— НИТРАТ СКАНДИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами. Получение см. 6043'7, 6057.
М, = 230,97; к, = 77,4(25’.
1. 48с(МОз)з = 2SC2O3 + 12NO2 + 30г(выше 300° С).
2.
Sc(NO3)3 4H2O = Sc(NO3)2OH 3H2O + HNO3 4{Sc(NOj)3 • 4H2O) = 2Sc2O3 + 12NO2 + ЗО2 + I6H2O
(105—145° C), (выше 220° C).
3.
Sc(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + 3NO3
(pH < 7, см. 6083).
4.
Sc(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)34- + 3NaNO3,
Sc(NO3)3 + 3NaOH = ScO(OH)i + Н2О + 3NaNO3(кип.).
5. Sc(NO3)3 + 3(NH3 ■ H2O) [разб., хол.] = Sc(OH)34- + 3NH4NO3.
6. Sc(NO3)3 + 2K.2CO3 (разб.) + H2O = ScCO3(OH) 1 + ЗКМОз + KHCO3.
Sc2(SO4)3 — СУЛЬФАТ СКАНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 6104.
М, = 378,10; d = 2,579; к., = 64,6<|2>, 32,2(25).
8с2(8О4)з = Sc2O3 + SO3 + 2SO2 + О2(выше 600° С).
Sc2(SO4)3 • 5Н2О = 8с2(8О4)з + 5Н2О(250—400° С).
28с2(8О4)3 (разб.) + 6Н2О = [Sc(H2O)6]3+ + 3[8с(8О4)2]", [Sc(H2O)6]3+ + Н2О ^=* [Sc(H2O)5(OH)]2+ + НзО+; рКк = 4,61.
28с2(8О4)з + 2Н2О (пар) = 4ScSO4(OH) + 2SO2 + О2 (520—550° С).
8с2(8О4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 28с(ОН)34- + 3Na2SO4.
Sc2(SO4)3 + 6(NH3 ■ H2O) [разб.] = 2Sc(OH)3-l- + 3(MH4)2SO4.
ScCh — ХЛОРИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, летучий, расплывается на воздухе, плавится под избыточным давлением Ch. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), плохо — в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Получение см. 6052’6, 6062, 6102.
М, = 151,32; d = 2,39; t™ = 967° С (р); h„n = 975° С; к., = 70,2(25>.
ScCl3 ■ 6Н2О = 8с(С1)О + 2НС1 + 5Н2О(250° С).
ScCl3 + Н2О = ScCh(OH) + НС1(кип.).
8сС13 (разб.) + 6Н2О = [Sc(H2O)6]3+ + ЗСГ(pH < 7, см.6083).
ScCl3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)3i + 3NaCl.
ScCl3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Sc(OH)3 4- + 3NH4C1.
ScCh + 3HF (конц.) = ScF3l + 3HC1.
ScCl3 + 3KC1 = Кз[8сС16](770—820° C).
28сС1з<ж) ——2Sc4 (катод) + 3C12T (анод).
Sc2S3 — СУЛЬФИД СКАНДИЯ(П1)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6046, 60S5.
А/, = 186,11;</=2,80;?„„=1700°С.
8с28з + 6Н2О (гор.) = 28с(ОН)34 + ЗН2$Т.
8с28з + 6НС1 (разб.) = 28сС1з + 3H2S t.
8с28з + ЗОНМОз (конц.) = 2Sc(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12Н2О.
38с28з +15Q2= 28с20з + 8с2(8О4)з + 6SO2(350—425° С).
ИТТРИЙ
611. Y —ИТТРИЙ
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, при нагревании — с кислородом, хлором, серой, азотом, аммиаком. Получение см. 616 ’
М, = 88,906; d = 4,45; гпл = 1528 ° С; zK„„ = 3320° С.
1.2..3.4.5.6.7.8.1.2..3.4.5.6.7.8.2Y + 6Н2О = 2Y(OH)31 + 3H2t(кип.).
1.
2..
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1.
2..
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2Y + 6HCI (разб.) = 2YC13 + 3H2t.
8Y + 30HNO3 (оч. разб.) = 8Y(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
2Y + nH2=2YH„(2 < д < 3, выше 315° С).
4Y + ЗО2 = 2У20з(425—760° С, сгорание на воздухе),
4Y + 6Н2О + ЗО2 = 4Y(OH)3.
2Y + ЗС12 = 2YCh(100—200° С),
(600 - 700° С), (выше 750° С), (450--600° С).(до 140° С).(600 - 700° С), (выше 750° С), (450--600° С).(до 140° С).2Y + 3S = Y2S3
(600 - 700° С), (выше 750° С), (450--600° С).
(до 140° С).
(600 - 700° С), (выше 750° С), (450--600° С).
(до 140° С).
2Y + N2 = 2YN
2Y + 2МНз = 2YN + ЗН2
Y + 6NO2 = Y(NO3)3 + 3NO
612. ¥2Оз — ОКСИД ИГГРИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, щелочами. Проявляег основные свойства, реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. 6115, 6131, 6141, 6151.
М, = 225,81; d = 4,85; z„„ = 2430° С; zK„„ « 4300° С.
1.
Y2O3 + ЗН2О(Ж) = 2Y(OH)3
Y2O3 + Н2О(Ж) = 2YO(OH)
(ниже 350° C, pY
(выше 350° C, pY
2.
Y2O3 + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + ЗН2О.
3.
Y2O3 + Н2О + 2СО2 = 2YCO3(OH)
(комн.).
4.
Y2O3 + 6HF = 2YF3 + ЗН2О
(400 - 500° C),
Y2O3 + 3H2S = Y2S3 + 3H2O
(1050— 1200°C).
5.
Y2O3 + 3C (кокс) + 3C12 = 2YC13 + 3CO
(750-850° C).
613. Y(OH)3 —ГИДРОКСИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый с желтоватым оттенком, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реагируег со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства, реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 611' 5, 6121, 6144"5, 6155'6.
Л/г= 139,93; рПР25 = 24,50.
2Y(OH)3 = Y2O3 + ЗН2О(выше 200° С),
У(ОН)хт) = УО(ОН)(т) + Н2О(Ж)(выше 700° С, р, кони. NaOH).
У(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = YC13 + ЗН2О, 2У(ОН)3 + 3H2SO4 (разб.) = У2(8О4)з + 6Н2О.
2Y(OH)3 (суспензия) + ЗСО2 = Y2(CO3)3 4-+ ЗН2О(комн.).
Y(NO3>3 — НИТРАТ ИТТРИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при назревании. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 6113'8.
Л/г = 274,92; d = 2,682 (кр.); к, = 9б,7(22 5).
■ 4Y(NO3)3 = 2У20з + 12NO2 + ЗО2(выше 420° С).
2{ Y(NO3)3 5Н2О} = 2Y(NO3)O + 4NO2 + О2 + 10Н2О (до 280° С). 3. Y(NO3)3 (разб.) + 8Н2О = [Y(H2O)#]3+ + 3NO3(pH < 7, см. 6153).
Y(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)34 + 3NaNO3,
Y(NO3)3 + 3NaOH = YO(OH)i + H2O + 3NaNO3(кип.).
Y(NO3)3 + 3(NH3 H2O) [разб.] = Y(OH)34- + 3NH4NO3.
Y(NO3); + Na3PO4 = YPO4l + 3NaNO3.
Y(NO3)3 + 2К2СОз (разб.) + H2O = YCO3(OH)4- + 3KNO3 + KHCO3.
615. Y2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ИТТРИЯ(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо растворяется в горячей воде, серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 6132.
М, = 466,00; d = 2,52; к, = 7,47*|6>, 1,99(95>.
1.
2Y2(SO4)3 = 2Y2O3 + 6SO2 + ЗО2
(900- 1100° C).
2.
3.
Y2(SO4)3 8Н2О = Y2(SO4)3 + 8Н2О
Y2(SO4)3 (разб.) + 16Н2О = 2[Y(H2O)8]3+ + 380^, [Y(H2O)«]3+ + Н2О<=» [Y(H2O)7(OH)]2+ + Н3О+; рКк = 9,08
(120—400° C).
4.
5.
6.
2Y2(SO4)3 + 2Н2О (пар) = 4YSO4(OH) + 2SO2 + О2 Y2(SO4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Y(OH)3i + 3Na2SO4.
Y2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб.] = 2Y(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
(550—600° C).
616. YCh — ХЛОРИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо — в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 6112 6, 6 1 22 5, 61 32.
Л/, = 195,27;</=2,8; ?ПЛ = 721°С;/КИП=1482°С;
fc = 75,l(20>, 78.1(НО>.
1.
2.
YCh 6Н2О = Y(C1)O + 5Н2О + 2НС1
YCI3 (разб.) + 8Н2О = [Y(H2O)8]3+ + ЗСГ
(150— 270° C). (pH < 7, см. 6153).
3.
YC13 + 2Н2О = YC1(OH)2I + 2НС1
(кип.).
4.
YCh + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)3I + 3NaCl.
5.
YCh + 3(МНз Н2О) (разб.) = Y(OH)3I + 3NH4CI.
6.
YCh + 3HF (конц.) = YF3i + 3HC1.
7.
YCh + 3Li = Y + 3L1C1
(250—300° C).
8.
2YC13<x) -^!^ 2Yl (катод) + 2C121 (анод).
617. Y2S3 — СУЛЬФИД ИГГРИЯ(Ш)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде - полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6116, 6124.
М, = 274,01; d = 3,87; /„„ = 1925° С.
Y2S3 + 6Н2О (гор.) = 2¥(ОН)з1 + 3H2S Т.
Y2S3 + 6HCI (разб.) = 2YCh + 3H2St.
Y2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2Y(NO3)3 + 24NO3 + 3H2SO4 + 12Н2О.
2Y2S3 + 9О2 = 2Y2O3 + 6SO2(выше 650° С).
ЛАНТАНОИДЫ
618. La —ЛАНТАН
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный пирофорный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок- сидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами; при нагревании окисляется кислородом, азотом, хлором, серой. Получение см. 6238 9.
М,= 138,906; </=6,162; <„л = 920° С; /кнп = 3450° С.
2La + 6Н2О (гор.) = 2La(OH)3l + ЗН2Т.
2La + 6НС1 (разб.) = 2LaCh + ЗН2Т.
8La + ЗОНМОз (оч. разб.) = 8La(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
2La + лНг = 2LaHn(2 < п < 3, выше 250° С).
4La + ЗО2 = 2ЬагОз(450° С, сжигание на воздухе).
4La + 2Н2О + ЗО2 = 4LaO(OH).
2La + ЗСЬ = 2LaCh(выше 100° С),
2La + N2=2LaN2La + 3S = La2S32La + 2NH3 = 2LaN + 3H22La + 3H2S = La2S3 + 3H2La + 6MO2 = La(NO3)3 + 3NO2La + M2O3 = La2O3 + 2M2La + N2=2LaN2La + 3S = La2S32La + 2NH3 = 2LaN + 3H22La + 3H2S = La2S3 + 3H2La + 6MO2 = La(NO3)3 + 3NO2La + M2O3 = La2O3 + 2M(750° С, сжигание на воздухе), (600— 800° С).(550° С).(600—650° С).(до 150° С).(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb).(750° С, сжигание на воздухе), (600— 800° С).(550° С).(600—650° С).(до 150° С).(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb).
2La + N2=2LaN
2La + 3S = La2S3
2La + 2NH3 = 2LaN + 3H2
2La + 3H2S = La2S3 + 3H2
La + 6MO2 = La(NO3)3 + 3NO
2La + M2O3 = La2O3 + 2M
2La + N2=2LaN
2La + 3S = La2S3
2La + 2NH3 = 2LaN + 3H2
2La + 3H2S = La2S3 + 3H2
La + 6MO2 = La(NO3)3 + 3NO
2La + M2O3 = La2O3 + 2M
(750° С, сжигание на воздухе), (600— 800° С).
(550° С).
(600—650° С).
(до 150° С).
(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb).
(750° С, сжигание на воздухе), (600— 800° С).
(550° С).
(600—650° С).
(до 150° С).
(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb).
619. La2O3 — ОКСИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Реакционноспособный; реагирует с водой. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. 6185,620 ,621’, 6221,6244.
М, = 325,81; </=6,51; ^ = 2280° С; t™ * 4200° С.
1.
La2O3 + ЗН2О = 2La(OH)3i.
2.
La2O3 + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + ЗН2О.
3.
La2O3 + Н2О + 2СО2 = 2LaCO3(OH)
(комн.).
4.
La2O3 + 6HF = 2LaF3 + ЗН2О
(400—500° С).
5.
La2O3 + 3H2S + ЗС (кокс) = La2S3 + ЗСО + ЗН2
(1000° С).
6.
La2O3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2LaCl3 + ЗСО
(800—900° С).
620. La(OH)3 — ГИДРОКСИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 618', 6214'5, 6225, 6234'5.
Mt = 189,93; рПР25 = 22,44.
2La(OH)3 = La2O3 + ЗН2О(300— 1100° С).
Еа(ОН)з(Т) = LaO(OH)(T> + H2O<*>(выше 700° С, р, в конц. NaOH).
La(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = LaCl3 + ЗН2О.
2La(OH)3 (суспензия) + ЗСО2 = La2(CO3)3l + ЗН2О.
621. La(NO3)3 — НИТРАТ ЛАНТАНА(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 6183 |0.
М,= 324,92; А, = 113,4<25\
4La(NO3)3 = 2La2O3 + 12NO2 + ЗО2(780° С).
La(NO3)3 ■ 6Н2О = La(NO3)3 + 6Н2О(комн., вак., над H2SO4),
2{La(NO3)3 ■ 6Н2О} = 2La(NO3)O + 4NO2 + О2 + 12Н2О(600—780° С).
La(NO3)3 (разб.) + 8H2O - [La(H2O)«]3+ + 3NOj, [La(H2O)#]3+ + H20 *=» [La(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; pKK = 10,70.
Ьа(МОз)з + 3NaOH (разб., хол.) = Ьа(ОН)з1 + 3NaNO3, La(NO3)3 + 3NaOH = LaO(OH)l + 3NaNO3 + H2O(кип.).
La(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = La(OH)3i + 3NH4NO3.
2Ьа(МОз)з (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = Ьа2(8О4)з1 + 6HNO3.
La(NO3)3 + Na3PO4 = LaPOj + 3NaNO3.
La(NO3)3 + 2Na2CO3 (разб.) + H2O = LaCO3(OH)l + 3NaNO3 + NaHCO3.
622. La2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ЛАНТАНА(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в воде (особенно в горячей), разбавленной серной кислоте. Реагирует с водяным паром, концентрированной серной кислотой, щелочами. Получение см. 6216, 6236.
Л/г = 566,00;</=3,60; fc, = 2,14(25), 0,96(75).
1.
2La2(SO4)3 = 2La2O3 + 6SO2 + ЗО2
(1150—1200° С).
2.
La2(SO4)3 • 9Н2О = La2(SO4)3 + 9Н2О
(600° С).
3.
2La2(SO4)3 + 2Н2О (пар) = 4LaSO4(OH) + 28О2 + О2
(500—650° С).
4.
Ьа2(8О4)з<т) + 3H2SO4 (конц.) = 2Ьа(Н8О4)з(Р)
(20—45° С).
5.
Ьа2(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 2La(OH)3i + 3Na2SO4.
623. LaCh — ХЛОРИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой, концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступаете реакции обмена. Получение см. 6182 7, 6192'6, 6203.
Л/г = 245,27;</= 3,842; tm = 862° С; гкип = 1710° С;
^, = 97,2(25>, 170,3<92).
LaCh 7Н2О = La(Cl)O + 2НС1 + 6Н2О(91—400° С)
LaCh (разб.) + 8Н2О = [La(H2O)8]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6213).
LaCl3 + 2Н2О = LaCl(OH)2i + 2НС1(кип.).
LaCl3 + 3NaOH (разб., хол.) = La(OH)3l + 3NaCl.
LaCh + 3(NH3 H2O) [разб.] = La(OH)3l + 3NH4C1.
2ЬаС1з (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = Ьа2(8О4)з1 + 6НС1.
LaCl3 + 3HF (конц.) = LaF3l + ЗНС1.
2LaCh + ЗСа = 2La + ЗСаС12(750—850° С).
2ЬаС1з(ж) _J^25?5IBE2_JL> 2La (катод) + ЗС12Т (анод).
624. Ья28з — СУЛЬФИД ЛАНТАНА(Ш)
Красновато-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителя- ми; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6187,9, 6195.
Л/г = 374,01; </=4,911; /пл = 2150°С; рПР25 = 26,28.
La2S3 + 6Н2О (гор.) = 2Ьа(ОН)3Ф + 3H2St.
La2S3 + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + 3H2St.
La2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2La(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O.
2La2S3 + 9O2 = 2La2O3 + 6SO2(выше 700° C).
625. Се —ЦЕРИЙ
Серебристо-белый (ввиде порошка — серый), тяжелый пластичный парамагнитный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, водородом, кислородом, галогенами. Получение см. 6275, 631*’9.
М, = 140,115; </= 6,668; Г„л = 804° С; /„„„== 3450° С.
2Се + 6Н2О (гор.) = 2Се(ОН)3Ф + 3H2t.
2Се + 6НС1 (разб.) = 2СеС13 + 3H2t.
Се + 4HNO3 (разб.) = Ce(NO3)3 + NOt + 2Н2О.
2Се + иН2 = 2СеН„(2 < л 5 3, 400—500° С).
Се + О2 = СеО2(160—180° С, сжигание на воздухе).
2Се +ЗС12 = 2СеС13(200°С).
2Се +3S = Ce2S3(400—600°С).
2Се +N2 = 2CeN(450—500°С).
Се + 2С (графит) = СеС2(1000°С).
626. Се2Оз — ОКСИД ЦЕРИЯ(Ш)
Желтый, тяжелый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, поглощает влагу и СО2 из воздуха. Реагирует с кипящей водой. Проявляет оснбвные свойства: переводится в раствор кислотами. Окисляется кислородом. Получение см. 6275'6, 628', 6296.
М, = 328,23;</ = 6,86; tm = 2180° С.
Се2О3 + ЗН2О = 2Се(ОН)3Ф(кип.).
Се2О3 + 6НС1 (разб.) = 2СеС13 + ЗН2О(комн.).
Се2О3 + 2СО2 + Н2О = 2СеСО3(ОН)(комн.).
2Се2О3 + О2 = 4СеО2(400° С).
627. СеО2 — ОКСИД ЦЕРИЯ(1У)
Церианит. Светло-желтый, тугоплавкий, нелетучий, термически устойчивый. Не реагирует с водой; осаждается в виде кристаллогидрата СеО2 • лН2О из щелочного раствора. В прокаленном виде химически пассивный. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с серной и азотной кислотами, щелочами при спекании. Окислитель; восстанавливается водородом, углеродом, металлами. Получение см. 625s, 6264, 6291, 6301’3'5.
М,= 172,11; d = 7,132; Г™ = 2700° С (р); рПР25 = 22,04.
1.
2СеО2 + 8НС1 (конц.) = 2СеС1з + С12 + 4Н2О
2СеО2 + 6НС1 (разб.) + Н2О2 = 2СеС1э + O2t + 4Н2О
(кип.), (комн.).
2.
СеО2 + 2H2SO4 (конц.) = Ce(SO4)2 + 2Н2О 4СеО2 + 6H2SO4 (разб.) = 2Се2(8О4)зФ + О2 + 6Н2О
(кип.), (кип.).
3.
СеО2 + ЗНМОз (конц.) = Ce(NO3)3OH + Н2О
(кип.).
4.
СеО2 + 2NaOH = Na2CeO3 + Н2О
(850—900° С).
5.
2СеО2 + Н2 = Се20з-+ Н2О СеО2 + 2Н2 = Се + 2Н2О
(1250—1400° С), (1380° С, кат. Ni).
6.
2СеО2 + С (графит) = Се20з + СО
2СеО2 + Са = Се20з + СаО
(900—1250° С), (900—950° С).
628. Се(ОН)з —ГИДРОКСИД ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, аморфный (обладаетадсорбционной способностью) или кристаллический. При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с кислотами. Восстановитель; окисляется кислородом. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 6251, 6261, 6295, 6314.
М, = 191,14; рПР25 = 21,19.
2Се(ОН)з = Се2О3 + ЗН2О(400—500° С),
Се(ОН)з<т) = СеО(ОН)(т) + Н2О(Ж)(750° С, д).
СЬ(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = СеС1з + ЗН2О.
Се(ОН)3 + СО2 = СеСОз(ОН) + Н2О(комн.).
4Се(ОН)з (суспензия) + О2 = 4СеО2Ф + 6Н2О(кип.).
4Се(ОН)з + Са(СЮ)2 = 4СеО2Ф + СаС12 + 6Н2О.
629. Ce(NO3)3 — НИТРАТ ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Разлагается щелочами. Слабый восстановитель. Получение см. 6253, 6306.
Мг = 326,13; к, = 75,6<25), 282,8(50).
(700—750° С), (комн., над Р4Ою),(700—750° С), (комн., над Р4Ою),1. 2Ce(NO3)3 = 2СеО2 + 6NO2 + О2
(700—750° С), (комн., над Р4Ою),
(700—750° С), (комн., над Р4Ою),
2. Ce(NO3)3 • 6Н2О = Ce(NO3)3 + 6Н2О
2{Ce(NO3)3 • 6H2O} = 2Ce(NO3)O + 4NO2 + 02 + 12H2O (200—250° C). 3. Ce(NO3)3 + 8H2O = [Ce(H2O)8]3+ + 3NO3,
[Ce(H2O)8]3+ + H2O «=? [Ce(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; pKK = 9,00.
2Ce(NO3)3 + 3H2SO4 = Ce2(SO4)3i + 6HNO3.
Ce(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Се(ОН)3Ф + 3NaNO3.
2Ce(NO3)3 + 3H2 = Ce2O3 + 6NO2 + 3H2O(600—700° C).
2Ce(NO3)3 + ЗМ2СО3 (разб.) = Ce2(CO3)3i + 6MNO3 (M = Na+, K'.NHJ). 8. 2Ce(NO3)3 + К282Об(О2) + 2H2O = 2Ce(NO3)3OH + K2SO4 + H2SO4.
630. Ce(NO3)3OH — ГИДРОКСИД-ТРИНИТРАТ ЦЕРИЯ
Красный (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной холодной воде, полностью гидролизуется по катиону (без образования осадка). Разлагается кипящей водой, щелочами, концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный окислитель в водном растворе. Получение см. 6273.
Мг= 343,13.
4{Ce(NO3)3OH • ЗН2О} = 4СеО2 + 12МО2 + ЗО2 + 14Н2О (200—550° С).
6Ce(NO3)3OH (разб.) + 12Н2О (хол.) = [Себ(ОН)|2],2+ (желт.) + 6Н3О+ +
+ 18NO3(в разб. HNO3).
Ce(NO3)3OH (разб.) + Н2О = CeO2i + 3HNO3(кип.).
2Ce(NO3)3OH + 8НС1 (конц.) = 2СеС13 + Cl2t + 6HNO3 + 2Н2О
Ce(NO3)3OH + 3NaOH (разб.) = CeO2l + 3NaNO3 + 2Н2О.
Ce(NO3)3OH + 3HNO3 + FeSO4 = Ce(NO3)3 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + H2O, 2Ce(NO3)3OH + H2O2 = 2Ce(NO3)3 + O2 + 2H2O(в разб. HNO3).
CeCh — ХЛОРИД ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, щелочами. Получение см. 6252'6, 6262, 6282.
М, = 246,47; </=3,97; /пл = 822° С; /,ип = 1650° С.
СеС13 7Н2О = Се(С1)О + 2НС1 + 6Н2О(250° С),
СеС13 • 7Н2О = СеС13 + 7Н2О(400° С, присутствии NH4CI).
СеС13 (разб ) + 8Н2О (хол.) = [Се(Н2О)8]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 6293).
CeCh + 2Н2О = СеС1(ОН)21 + 2НС1(кип.).
CeCh + 3NaOH (разб.) = Ce(OH)3l + 3NaCl.
СеС13 + 3HF (разб.) = CeF3i + ЗНС1.
2СеС13 + 3H2S = Ce2S3 + 6НС1(720—750°С).
2СеС13 + 4F2 = 2CeF4 + ЗС12(400°С).
2СеС13 + ЗСа = ЗСаС12 + 2Се(550—650°С)
2СеС1з(ж)2Се (катод) + ЗС12Т (анод).
Pr — ПРАЗЕОДИМ
Белый с желтым оттенком пластичный металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, реагирует с кислотами. Ион Рг3+ имеет желто-зеленую окраску. Получение см. 633 , 6377'8.
Л/г= 140,908; d = 6,710; /Пл = 931°С; f,„n = 3510°C.
2Рг + 6Н2О (гор.) = 2Рг(ОН)3Ф + 3H2t.
2Pr + 6НС1 (разб.) = 2РгС1з + ЗН2Т.
Pr + 6HNO3 (конц.) = Pr(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О.
12Pr + 1102 = 2РгбОц(350° С, сгорание на воздухе).
2Рг + ЗС12 = 2РгС1з(300° С).
2Рг + 38 = Pr2S3 (т.-бур.), Рг + 28 = PrS2 (бур.)[500—800° С].
Рг2Оз — ОКСИД ПРАЗЕОДИМА(Ш)
Желто-зеленый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается водородом, кальцием; окисляется кислородом. Получение см. 6343.
М,= 329,81; </=6,97; t„„ > 2000° С; Гкип * 4300° С.
Рг20з + ЗН2О (гор.) = 2Рг(ОН)з4.
Рг2О3 + 6НС1 (разб.) = 2РгС1з + ЗН2О.
Рг2Оз + Н2 = 2РгО (черн.) + Н2О(1400° С, кат. ТНО2).
ЗРг2Оз + О2 = Рг6О|1(300° С, р).
Рг2Оз + 3H2S = Pr2S3 + ЗН2О(1300—1350° С).
Рг2Оз + 6NH4C1 = 2РгС1з + 6NH3 + ЗН2О(300° С).
Рг20з + ЗСа = 2Рг + ЗСаО(1000- 1100° С).
PreOi । — УНДЕКАОКСИД ГЕКСАПРАЗЕОДИМА
Черно-коричневый, термически устойчивый. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается разбавленными кислотами, реагирует с сильными окислителями. Получение см. 6324, 6334, 636'.
М,= 1021,44.
Рг6О11 + 6НС1 (разб.) = 2РгС1з + 4PrO2i + ЗН2О.
Рг6О| । + 11H2SO4 (конц.) = Pr2(SO4)3 + 4Рг(8О4)2Ф + 11Н2О (кип.).
Рг6О11 + 2Н2 = ЗРг20з + 2Н2О(500—700° С).
2Pr60i । + О2 = 1 2РгО2(300—400° С, р, кат. У2О3).
ЗРг60ц + NaClO3 = 18РгО2 + NaCl(до 250° С).
PrsOii + 12N20s + О3 = 6Pr(NO3)4(70° С, в нитрометане).
PrO2 — ОКСИД ПРАЗЕОДИМ,\(IV)
Черно-коричневый, при умеренном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Получение см. 634 '
М,= 172,91;</=6,82.
1 2РгО2 = 2Pr6Oi । + О2(выше 400° С).
PrO2 + 2H2SO4 (конц.) = Pr(SO4)2; + 2Н2О.
РгО2 + 2NaOH = Na2PrO3 + Н2О(850—900° С).
Pr2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ПРАЗЕОДИМА(Ш)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 634 .
Мг = 570,00; d = 3,726; к, = 12,6<2О), 3,5<80).
6Pr2(SO4)3 = 2Рг6О11 + 18SO2 + 7О2(выше 850° С).
Pr2(SO4)3 8Н2О = Рг2(8О4)з + 8Н2О(600—650° С).
Pr2(SO4)3 (разб.) + 16НгО = 2[Рг(Н2О)8]3+ + 380^",
[Рг(Н2О)8]3+ + Н2О <=♦ [Рг(Н2О)7(ОН)]2+ + Н3О+; рХ, = 8,02.
Рг2(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 2Рг(ОН)31 + 3Na2SO4.
Рг2(8О4)э + 6(NH3 • Н2О) [конц.] = 2Pr(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
PrCb — ХЛОРИД ПРАЗЕОДИМА(Ш)
Зеленовато-голубой (кристаллогидрат — зеленый), плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается кальцием и электролитически. Получение см. 6322’5, 6332 6, 6341.
М, = 247,27; d = 4,02; tM = 786° С;гки„ = 1630° С; к, = 98,4(25), 141,6(8О).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
РгОз - 7Н2О = Рг(С1)О + 2НС1 + 5Н2О(100—350° С).
РгС13 (разб.) + 8Н2О = [Рг(Н2О)8]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6363).
PrCb + 3NaOH (разб.) = Pr(OH)3l + 3NaCl.
PrCb + 3(NH} - Н2О) [конц.] = Pr(OH)3i + 3NH4C1.
PrCl3 + 3NaF (конц., гор.) = РгР3Ф (желт.) + 3NaCl.
2РгС13 + 4KrF2 = 2PrF4 (бел.) + ЗС12 + 4Кг(20° С).
2РгС13 + ЗСа = 2Рг + ЗСаС12(750—850° С).
8. 2РгС1х<) -^^^5^» 2Рг4- (катод) + 302Т (анод).
Nd —НЕОДИМ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок- сидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Nd3+ имеет фиолетово-розовую окраску. Соединения неодима по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Nd2O3 кальцием, электролиз раствора NdCl3.
Л/, = 144,24; </=7,01; г™ =1024° С; /кип = 3080° С.
2Nd + 6Н2О (гор.) = 2Nd(OH)34 + 3H2t.
2Nd + 6НС1 (разб.) = 2NdCl3 + ЗН2Т.
Nd + 6HNO3 (конц.) = Nd(NO3)3 + 3NO2t + 3H2O.
4Nd + 3O2 = 2Nd2O3(300° С, сгорание на воздухе).
4Nd + 6H2O + 3O2 = 4Nd(OH)3.
2Nd + 3C12 = 2NdCl3(300° C).
2Nd + 3S = Nd2S3 (т. зел.)[500—800° С].
Pm — ПРОМЕТИЙ
Серебристо-белый пластичный металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп |45Рт. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором. Ион Рт3+ имеет ярко-розовую окраску. Миллиграммовые количества прометия образуются при делении ядер 235U в ядерном реакторе. Выделен в виде РтС13. Получение — восстановление PmCh кальцием при нагревании.
Л/,= 144,913; </=7,26; rM=H70°C; /кип«3000°С.
2Рт + 6Н2О (гор.) = 2Pm(OH)3i + ЗН2Т.
2Pm + 6НС1 (разб.) = 2РтС13 + ЗН2Т.
Pm + 6HNO3 (конц.) = Pm(NO3)3 + 3NO2t + ЗН2О.
4Pm + ЗО2 = 2Pm2O3 (фиол.)[300° С, сгорание на воздухе].
4Рт + 6Н2О + ЗО2 = 4Рт(ОН)3.
2Рт + ЗС12 = 2РтС13 (желт.)[250—300° С].
Sm — САМАРИЙ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, фтором, хлором, серой. Ион Sm2+ имеет оранжево-красную окраску, ион Sm3+ — светло-желтую. Получение см. 6416, 643 .
М, = 150,36; d=1A1; Г„л = 1072°С; гКИп«1800°С.
28m + 6H2O = 2Sm(OH)3i + 3H2t(комн.).
28m + 6HC1 (разб.) = 2SmCl3 + 3H2t.
Sm + 6HNO3 (конц.) = Sm(NO3)3 + 3NO2t + 3H2O.
48m + 3O2 = 2Sm2O3(300° С, сгорание на воздухе),
48m + 6H2O + 3O2 = 4Sm(OH)3.
2Sm + 3Ch = 2SmCh(300° C).
2Sm + 38 = Sm2S3 (желто-роз.)[500—800° С].
Sm2O3 — ОКСИД САМАРИЯ(Ш)
Светло-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с горячей водой, кислотами, кислотными оксидами. Восстанавливается лантаном. Получение см. 6404, 6421.
Мт = 348,72; d = 8,347; t „л= 2270° С.
1.
Sm2O3 + ЗН2О (гор.) = 2Sm(OH)3i.
2.
Sm2O3 + 6НС1 (разб.) = 2SmCl3 + ЗН2О.
3.
8т20з + 3H2SO4 (конц.) = Sm2(SO4)3 + ЗН2О
(кип.).
4.
Sm2O3 + 6HF (конц.) = 28тЕ3Ф + ЗН2О, 8т20з + 3H2S = 8т28з + ЗН2О
(1200—1300° С).
5.
28т2О3 + ЗСС14 = 48тС13 + ЗСО2
(500—700° С).
6.
Sm2O3 + 2La = La2O3 + 2Sm
(1100—1200° С).
642. Sm2(SO4)3 — СУЛЬФАТ САМАРИЯ(Ш)
Светло-желтый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом. Получение см. 641.
Мг = 588,91; d = 2,93 (кр.); к, = 2,67(2О), 1,99<40).
2Sm2(SO4)3 = 2Sm2O3 + 6SO2 + ЗО2(выше 900° С).
Sm2(SO4)3 8Н2О = Sm2(SO4)3 + 8Н2О(450° С).
Sm2(SO4)3 (разб.) + 16Н2О = 2[Sm(H2O)8]3+ + 3S0f,
[8т(Н2О)нГ* + Н2О 4=* [Sm(H2O)7(OH)]2+ + Н3О+; рКк = 7,81.
8т2(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 28т(ОН)3Ф + 3Na2SO4, 8т2(8О4)з + 6(NH3 ■ Н2О) (конц.) = 2Sm(OH)3l + 3(NH4)2SO4.
8т2(8О4)з + 2Н° (Zn, разб. НС1) = 2SmSO4l * H2SO4.
SmCI2 — ХЛОРИД САМАРИЯ(П)
Красно-коричневый, плавится без разложения, при сильном нагревании разлагается. Растворяется в холодной воде (гидролиза нет) и концентрированной
хлороводородной кислоте (в отсутствие кислорода). Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, растворенным в воде О2, разбавленными кислотами. Получение см. 6441'5.
Мг = 221,27; d = 4,56; гпл = 859° С; Гк„„ = 1950° С.
3SmCl2 = 2SmCl3 + Sm(выше 1000° С, вак.).
6SmCl2 + 6Н2О (гор.) = 25т(ОН)3Ф + 4SmCl3 + 3H2t.
SmCl2 (разб.) + иН2О (хол.) = [Sm(H2O)„]2+ + 2СГ, 4[Sm(H2O)„]2+ + О2 = 3[Sm(H2O)#]3+ + ОН" + Sm(OH)3i + (4n - 26)Н2О.
2SmCl2 + 2НС1 (разб.) = 2SmCl3 + H2t.
SmCh — ХЛОРИД САМАРИЯ(Ш)
Желтый (в виде кристаллогидрата — желто-зеленый), плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, самарием и электролитически. Получение см. 6402 6, 6412'5, 6431'4.
М,= 256,72; </=4,46; г„л = 678° С; ^ = 93,4(20), 99,9<5О).
2SmCl3 = 2SmCh + Cl2(1300° С).
SmCh • 6Н2О = SmCh + 6Н2О (выше 110° С, в присутствии NH4C1).
SmCh (разб.) + 8Н2О = [Sm(H2O)8]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6423).
SmCh + 3NaOH (разб.) = Sm(OH)34- + 3NaCl,
SmCh + 3(NH3 ■ H2O) (конц.) = Sm(OH)3i + 3NH4C1.
2SmCl3 + H2 = 2SmCh + 2HC1(400° C),
2SmCh + Sm = 3SmCl2(800° С, атмосфера Ar).
SmCl3 + 3NaF (конц.) = SmF3l + 3NaCl.
2SmCl3<p) + 2Na2SO4<P) ---Tp°™3 > 28т8О4Ф (катод) + 3C12T (анод) + 4NaCl.
Eu — ЕВРОПИЙ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок- сидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, реагирует с ней в щелочной среде. Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Еи2+ имеет светло-желтую окраску (почти бесцветен), ион Еи3+ — светло-розовую (почти бесцветен). Получение см. 6477.
М,= 151,965; </= 5,244; Гпл = 826° С; Гкип = 1440° С.
Ей + 2Н2О = Еи(ОН)г(р) + Н2Т (комн., в атмосфере Н2, конц. NaOH). 2. 2Eu + 6Н2О (гор.) = 2Eu(OH)3i + 3H2t.
2Eu + 6НС1 (разб.) = 2EuCl3 + ЗН2Т.
Eu + 6HNO3 (конц.) = Eu(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
4Eu + 3O2 = 2Eu2O3(300° С, сгорание на воздухе),
4Eu + 6Н2О + ЗО2 = 4Еи(ОН)}.
2Eu + ЗС12 = 2EuCl3 (300° С).
[500° С], [600—1100° С].[500° С], [600—1100° С].2Eu + 38 = Еи28з (бел.)
[500° С], [600—1100° С].
[500° С], [600—1100° С].
Eu + Еи28з = 3EuS (кор.-фиол.)
ЕиО — ОКСИД ЕВРОПИЯ(П)
Темно-красный (в виде порошка — коричневый), тугоплавкий, летучий (в вакууме). Проявляет оснбвиые свойства: реагирует с холодной водой, кислотами- неокислителями. Окисляется горячей водой, азотной кислотой. Получение см. 6475.
Мт = 167,96; d = 8,2; t™ = 1700° С.
EuO + Н2О (хол.) = Еи(ОН)2(р).
2EuO + 6Н2О (гор.) = 2Еи(ОН)зФ + 3H2t.
EuO + ЗНС1 (разб., хол.) = ЕиС12 + Н2О.
EuO + 4HNOs (конц., гор.) = Еи(МОз)з + NO2? + 2Н2О.
ЕизОз — ОКСИД ЕВРОПИЯ(Ш)
Светло-розовый (почти белый), тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается углеродом, европием, лантаном, атомным водородом. Получение см. 6455, 6481.
М. = 351,93; d = 6,55; tM > 2200° С.
Еи20з + ЗН2О (гор.) = 2Еи(ОН)зФ.
Еи20з + 6НС1 (разб.) = 2ЕиС13 + ЗН2О.
Еи2Оз + 3H2SO4 (конц.) = Еи2(8О4)з + ЗН2О(кип.).
Еи20з + 3H2S = Еи28з + ЗН2О(500° С).
Еи2Оз + С (графит) = 2ЕиО + СО(1300° С),
Еи20з + Ей = ЗЕиО(выше 1220° С, в атмосфере Аг).
Еи2Оз (суспензия) + Н2О + 2Н° (А1, конц. NaOH) = 2Eu(OH)2(p>.
Еи2Оз + 2La = La2O3 + 2Eu(1200° С).
648. Eu2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ЕВРОПИЯ(Ш)
Белый (кристаллогидрат — светло-розовый), при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом. Получение см. 6473.
М. = 592,12; d = 4,95; ^ = 2,1<20), 1,54<40).
2Eu2(SO4)3 = 2Eu2O3 +6SO2 + ЗО2(1600° С).
(375° С).(375° С).Еи2(8О4)з ■ 8Н2О — Еи2(8О4)з +8Н2О
(375° С).
(375° С).
Eu2(SO4)3 (разб.) + 16H2O = 2[Eu(H2O)8]3+ + 3S0f, (Eu(H2O)8]3+ + H20 <=? [Eu(H2O)7(OH)]2+ + H30+; рЛ; = 7,78.
Eu2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Eu(OH)3l + 3Na2SO4, Eu2(SO4)3 + 6(NH3 • H20) [конц.] = 2Еи(ОН)3Ф + 3(NH4)2SO4.
Eu2(SO4)s + 2H° (Zn, разб. HC1) = 2EuSO4l + H2SO4(комн.).
EuCh — ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(П)
Белый, плавится без разложения, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет) и концентрированной хлороводородной кислоте (в отсутствие кислорода). Мягкий восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Медленно окисляется растворенным в воде О2. Получение см. 6463, 6506,7.
М.= 222,87; </=4,88; rM = 854° С; гк„п = 2060° С.
3EuCh = 2EuCh + Ей(выше 1000° С, вак.).
EuCh • 2Н2О ——> EuCh + 2Н2О(300° С, в токе НО).
6EuCh + 6Н2О (гор.) = 2Еи(ОН)3Ф + 4EuCh + 3H2t.
EuC12 (разб.) + лН2О (хол.) = [Еи(Н2О)„]2+ + 2СГ, 4[Eu(H2O)„]2+ + О2 = 3[Еи(Н2О)8]3+ + ОН" + Еи(ОН)34- + (4л - 26)Н2О.
2EuCh + 2НС1 (разб., гор.) = 2EuCh + H2t.
EuCh + 2NaF (конц., гор.) = EuF2i + 2NaCl, EuCh + Na2S (насыщ., хол.) = EuSi + 2NaCl.
EuCh + Na2COs (конц.) = EuCOji + 2NaCl.
EuCh —ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(Ш)
Светло-желтый (кристаллогидрат — белый), при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом и электролитически. Получение см. 6453'6, 6472, 6495.
Мг = 258,32; d = 4,89; г„л = 626° С (разл.).
2EuCl3 = 2EuCh + Ch(700— 1400° С).
EuCh • 6Н2О = EuCh + 6Н2О(400° С, в присутствии МН4С1).
EuCh (разб.) + 8Н2О = [Еи(Н2О)8]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6483).
EuCh + 3NaOH (разб.) = Еи(ОН)зФ + 3NaCl, EuCh + 3(МНз • Н2О) (конц.) = Еи(ОН)3Ф + ЗМН4С1.
EuCh + 3NaF = EuFjl + 3NaCl.
2EuCh + H2 = 2EuCh + 2HC1(270° C),
ЕиС1з<р) + H° (Zn, разб. HC1) = EuCh + HC1(комн.).
2ЕиС1з<р)2EuCh (катод) + Cht (анод),
2ЕиС1з<р) + гМазБО^р, _^Т2^ 2EuSO4l (катод) + Cht (анод) + 4NaCl.
Gd — ГАДОЛИНИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлрром, серой. Ион Gd3+ бесцветен. Соединения гадолиния по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Gd2O3 кальцием, электролиз раствора GdCl3.
Мг =157,25; </= 7,886; /ПЛ=1312°С; !,„„ = 3272° С.
2Gd + 6Н2О (гор.) = 2Gd(OH)3l + ЗН2Т.
2Gd + 6НС1 (разб.) = 2GdCl3 + 3H2t.
Gd + 6HNO3 (конц.) = Gd(NO3)3 + 3NO2? + 3H2O.
4Gd + 3O2 = 2Gd2O3(300°C, сгорание на воздухе),
4Gd + 6H2O + 3O2 = 4Gd(OH)3.
2Gd + 3C12 = 2GdCl3(300° C).
2Gd + 35 = Gd2S3 (желт.)[500—800° С].
Tb —ТЕРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель: реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион ТЬ3+ имеет светло-розовую окраску (почти бесцветен). Соединения тербия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление ТЬгО3 кальцием, электролиз раствора ТЬС13.
Мг = 158,925; d = 8,234; г„л = 1356° С; /кип = 3073° С.
2ТЬ + 6Н2О (гор.) = 2Tb(OH)3i + ЗН2Т.
2Tb + 6НС1 (рвзб.) = 2ТЬС13 + ЗН2Т.
Tb + 6HNO3 (конц.) = Tb(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4.
8Tb + 7О2 = 2ТЬ4О7
Tb4O? + Н2 = 2ТЬ2О3 + Н2О
(350° С, сжигание на воздухе), (400- 500° С).
5.
2ТЬ + ЗС12 = 2ТЬС13
(300° С).
6.
2Tb + 3S = Tb2S3 (т.-желт.)
[500—800° С].
653. Dy — ДИСПРОЗИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Dy3+ имеет светло-желтую окраску с зеленоватым оттенком. Соединения диспрозия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Dy2O3 кальцием, электролиз раствора DyCl3.
М, = 162,50; d = 8,559; tM = 1409° C; Z,„n = 2587° С.
2Dy + 6H2O (гор.) = 2Dy(OH)34- + 3H2t.
2Dy + 6HC1 (разб.) = 2DyCh + 3H2T.
Dy + 6HNO3 (коиц.) = Ву(МОз)з + 3NO2T + ЗН2О.
4Dy + ЗО2 = 2Ву2Оз(300° С, сгорание на воздухе)
4Dy + 6Н2О + ЗО2 = 4Dy(OH)3.
2Dy + ЗС12 = 2DyCh(300° Q.
2Dy + 35 = Dy2S3 (желт.)[500—800° С].
654. Ho — ГОЛЬМИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Но3+ имеет желтую окраску. Соединения гольмия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Но2Оз кальцием, электролиз раствора H0CI3.
М, = 164,930; d = 8,799; t„„ = 1470° С; 1кип = 2707° С.
2Но + 6Н2О (гор.) = 2Но(ОН)з4- + ЗН2?.
2Но + 6НС1 (разб.) = 2НоС13 + 3H2t.
Но + 6HNO3 (конц.) = Ho(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О.
4Но + ЗО2 = 2Но2Оз(300° С, сжигание на воздухе),
4Но + 6Н2О + ЗО2 = 4Но(ОН)э.
2Но + ЗС12 = 2НоС1з(300° С).
2Но + 35 = Но25з (кор.)[500—800° С].
655. Ег ЭРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Ег3+ имеет ярко-розовую окраску. Соединения эрбия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Ег2О3 кальцием, электролиз раствора ЕгС13.
Мг = 167,26; d = 9,062; tm = 1522° С; ZK„„ = 2857° С.
2Ег + 6Н2О (гор.) = 2Ег(ОН)34- + ЗН2?.
2Ег + 6НС1 (разб.) = 2ЕгС13 + ЗН2?.
Ег + 6HNO3 (конц.) = Er(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О.
4Ег + ЗО2 = 2Ег2Оз(300° С, сгорание на воздухе),
4Ег + 6Н2О + ЗО2 = 4Ег(ОН)э.
2Ег + ЗС12 = 2ЕгС1з(300° С).
2Ег + 35 = Ег25з (желто-кор.)[500—800° С].
656. Tm —ТУЛИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Тт3+ имеет светло-зеленую окраску. Соединения тулия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Тт2Оз лантаном.
М, = 1.68,934, d = 9,332; I™ = 1545° С; k„n = 1947° С.
2Тт + 6Н2О (гор.) = 2Тт(ОН)34- + ЗН2?.
2Tm + 6НС1 (разб.) = 2ТтС13 + ЗН2?.
Тт + бНМОз (конц.) = Тт(МОз)з + ЗМО2Т + ЗН2О.
4Тт + ЗО2 = 2Тт20з(300° С, сгорание на воздухе).
4Тт + 6Н2О + ЗО2 = 4Тт(ОН)3.
2Тт + ЗС12 = 2ТтС1з(300° С).
2Тт + 38 = Тт28з (кор.)[500—800° С).
657. Yb —ИТТЕРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Ybz+ имеет желто-зеленую окраску, ион Yb3+ бесцветен. Получение см. 6584.
М,= 173,04; d = 6,760; ?„„ = 824° С; rK„„ = 1211° С.
2Yb + 6Н2О (гор.) = 2Yb(OH)3i + 3H2t.
2Yb + 6НС1 (разб.) = 2YbCl3 + ЗН2Т.
Yb + 6HNO3 (конц.) = Yb(NO3)3 + 3NO2? + 3H2O.
4Yb + 3O2 = 2Yb2Os(400° С, сгорание на воздухе),
4Yb + 6H2O + 3O2 = 4Yb(OH)3.
2Yb + 3C12 = 2YbCl3(300° C).
2Yb + 38 = Yb2S3 (желт.)[500—800° С].
658. Yb2O3 — ОКСИД ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет осндвные свойства: реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается лантаном. Получение см. 6574, 659'.
М, = 394,08; </ = 9,175; Znjl = 2430° С; Z,„„«4300°C.
Yb2O3 + ЗН2О (гор.) = 2Yb(OH)3i.
Yb2O3 + ЗНС1 (разб.) = 2YbCl3 + ЗН2О.
(кип).(кип).(1100—1200° С).(1100—1200° С).Yb2O3 + 3H2SO4 (конц.) = Yb2(SO4)3 + ЗН2О
(кип).
(кип).
(1100—1200° С).
(1100—1200° С).
¥Ь20з + 2La = 2Yb + La2O3 '
Yb2(SO4)3 —СУЛЬФАТ ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом. Получение см. 6583.
Мт = 634,27; d = 3,793; к, = 38,4<20), 6,92w.
2Yb2(SO4)3 = 2Yb2O3 + 6SO2 + 3O2(900° C).
Yb2(SO4)3 • 8H2O = Yb2(SO4)3 + 8H2O(600° C).
Yb2(SO4>3 (разб.) + 16H 2O = 2[Yb(H2O)s]’+ + 350^, [Yb(H2O)el3+ + H2O <=♦ [Yb(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; pK, = 7,37.
Yb2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Yb(OH)3i + 3Na2SO4, Yb2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = 2Yb(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
Yb2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = 2YbSO4i + H2SO4.
YbCh — ХЛОРИД ИТТЕРБИЯ(П)
Белый (в виде кристаллогидрата — желто-зеленый), плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Получение см. 6611-6’7.
М,= 243,95; </=5,08; и = 702° С; zK„„ = 2033° С.
3YbC.l2 = 2 YbCh + Yb(выше 1000° С, вак.).
¥ЬС12 ■ 2Н2О = YbCh + 2Н2О(300° С, в токе НС1).
6YbCh + 6Н2О (гор.) = 2Yb(OH)3i + 4YbCl3 + 3H2t.
YbCl2 (разб.) + лН2О (хол.) = [Yb(H2O)„]2+ + 2СГ.
2YbCh + 2НС1 (разб.) = 2YbCh + H2t.
YbCh —ХЛОРИД ИТТЕРБИЯ(1П)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом и электролитически. Получение см. 6572 5, 6582, 6601'5.
Мт = 279,40; d = 5,75(кр.);?пл = 865° С.
2YbCh = 2YbCl2 + С12(1300—1400° С)
YbCh 6Н2О = YbCh + 6Н2О(180° С, в присутствии NH4CI).
YbCh (разб.) +8Н2О = [Yb(H2O)8]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6593).
YbCh + 3NaOH (разб.) = Yb(OH)34- + 3NaCl,
YbCb + 3(NH3 • H2O) [конц.] = Yb(OH)4 + 3NH4C1.
YbCh + 3NaF (конц.) = YbF4 + 3NaCl.
2YbCl3 + H2 = 2YbCh + 2HC1(560° C).
2YbClxp) злсктролиз> 2YbCl2 (катод) + C12T (анод).
гУЬС^р) + 2Na2SO4<p) зл“—°™^* 2УЬ5О44<катод) + Cl2? (анод) + 4NaCl.
Lu —ЛЮТЕЦИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно- гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Lu3+ бесцветен. Соединения лютеция по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Lu2O3 кальцием, электролиз раствора LuCl3.
М,= 174,967; </= 9,835; t™ = 1663° С; zKh„=3412°C.
2Lu + 6Н2О (гор.) = 2Lu(OH)3l + 3H2t.
2Lu + 6НС1 (разб.) = 2LuCl3 + ЗН2Т,
Lu + 6HNO3 (коиц.) = Lu(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O.
4Lu + 3O2 = 2Lu2O3(400° С, сгорание на воздухе),
4Lu + 6H2O + 3O2 = 4Lu(OH)3.
2Lu + 3C12 = 2LuCl3(300° C).
2Lu + 3S = Lu2S3 (св.-желт.)[500—800° С].
АКТИНОИДЫ
Ac — АКТИНИЙ
Серебристо-белый тяжелый мягкий радиоактивный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами. Миллиграммовые количества актиния (наиболее долгоживущий изотоп 227Ас) синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядер- ных реакторах. Его выделяют в виде AcF3. Получение — термическое восстановление AcF3 литием.
М, = 227,028; d = 10,07; t™ = 1050° С; G„n = 3300° С.
2Ас + 6Н2О = 2Ас(ОН)4 + ЗН2?.
2Ас + 6НС1 (разб.) = 2АсС13 + ЗН2?.
8Ас + 30HNO3 (разб.) = 8Ac(NO3)3 + ЗМ2ОТ + 15Н2О.
4Ас + ЗО2 = 2Ас2О3(сжигание на воздухе).
2Ас + 3F2 = 2AcF3(1300—1350° С).
Ас2О3 — ОКСИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Проявляет осндвные свойства: реагирует с кислотами. Получение см. 6634, 6651, 666*.
Л/г = 502,05;</=9,19;г™» 2500° С.
Ас2Оз + 6НС1 (разб.) = 2АсС1з + ЗНгО.
Ас2Оз + 6HF = 2AcF3 + ЗН2О(700° С).
Ас2Оз + 3H2S = Ас28з (черн.) + ЗН2О(1400° С).
Ас(ОН)з — ГИДРОКСИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбв- иые свойства: реагирует с кислотами. Получение см. 6631, 6664, 667 .
Л/г = 278,05; рПР18 = 18,68.
2Ас(ОН)э = Ас2Оз + ЗН2О(1100° С).
Ас(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = АсС13 + ЗН2О.
Ас(ОН)э + ЗМН4С1 = АсС1э + ЗМНз + ЗН2О(до 400—450° С).
Ac(NO3)3 — НИТРАТ АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Вступает в реакции обмена. Получение см. 6633.
Л/г = 413,04.
4Ас(МОз)з = 2Ас2Оз + 12МО2 + ЗО2(600—800° С).
Ас(МОз)з • лН2О = Ac(NO3)3 + лН2О(комн., вак., над H2SO4).
Ас(МОэ)з (разб.) + лН2О = [Ас(Н2О)„]3+ + ЗМО3, [Ас(Н2О)л]3+ + Н2О<=* [Ас(Н2О)„-!(ОН)]2+ + НЭО+.
Ас(МОэ)з + 3NaOH (разб.) = Ac(OH)ji + 3NaNO3.
2Ас(МОз)з + 6H2O + 3Na2S = 2Ac(OH)3i + 3H2St + 6NaNO3.
AcCh — ХЛОРИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании возгоняется. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в концентрированных кислотах. Получение см. 6632, 664', 665 .
Л/г = 333,39;</=4,81.
АсС1з ■ лН2О —-—► АсС1з + лН2О (300° С, в присутствии NH4CI).
АсС1э (разб.) + лН2О = [Ас(Н2О)л]3+ + ЗСГ(pH < 7, см. 6663).
2АсС1з(Т) + 3H2SO4 (конц.) = Ас2(5О4)з + 6НС1?(кип.).
АсС1э + 3NaOH (разб.) = Ас(ОН)34- + 3NaCl.
Th —ТОРИЙ
Белый пластичный пирофорный металл. Радиоактивен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, серной, азотной и фтороводородной кислотах; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восста-
новитель; реагирует с водяным паром, горячей концентрированной хлороводородной кислотой, «царской водкой», неметаллами. Получение см. 669 , 6727 ’
М, = 232,038; d = 11,72; ;пл = 1750° С; zKHn» 4200° С.
Th + 4Н2О (пар) = Th(OH)4 + 2Н2(150—280° С).
Th + 4НС1 (конц., гор.) = ThCU + 2Н2Т(в присутствии HF).
3Th + 4HNO3 (конц.) + 12НС1 (конц.) = 3ThCl4 + 4NO? + 8Н2О.
2Th + лН2 = 2ThH„(выше 200° С, 2 S л S 3,75).
Th + О2 = ThO2(250° С, сгорание на воздухе).
Th + 2Е2 = ThE4(Е = F, комн.; Е = С1, 450—500° С).
Th + 2S = ThS2(500—600° С).
3Th + 2N2 = Th3N4(1200—1300° С).
ThO2 — ОКСИД ТОРИЯ(1У)
Торианит. Белый, тяжелый, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами (кроме концентрированных серной и азотной кислот), щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается кальцием при нагревании. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 6685, 670,6711.
М = 264,04; </=9,7; 1т * 3350° С; ;кип * 4400° С.
ThO2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = [Th(HSO4)(SO4)]HSO4 + 2Н2О, [Th(HSO4)(SO4)]HSO4<p) = Th(SO4)24- + H2SO4 (0° С, разбавление водой).
ThO2 + 4HNO3 (конц.) = Т11(МОз)4 + 2Н2О(в присутствии HF).
ThO2 + 4HF = ThF4 + 2Н2О(400—500°С).
ThO2 + 2С12 + 2СО = ThCl4 + 2СО2(400—500°С).
ThO2 + 2H2S = ThS2 + 2Н2О(1300—1500°С).
ThO2 + SiO2 = ThSiO4(1400°С).
ThO2 + 2Ca = Th + 2CaO(950° С, в атмосфере Ar).
ThO2 + 4KHSO4 = Th(SO4)2 + 2K2SO4 + 2H2O(350—400° C).
Th(OH)4 — ГИДРОКСИД ТОРИЯ(1У)
Белый, аморфный, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет осндвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 668', 6715, 6724.
М, = 300,07; рПР25 = 43,11.
Th(OH)4 = ThO2 -I- 2Н2О(выше 470° С).
Th(OH)4 + 4НС1 (разб.) = ThCl4 + 4Н2О.
Th(OH)4 + 4HF (конц.) = ThF4i + 4Н2О.
Th(OH)4 (суспензия) + СО2 = ТЬ(СОз)О4- + 2Н2О.
Th(NO3)4 — НИТРАТ ТОРИЯ(1У)
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 6692.
Мг = 480,05; d = 2,80 (кр.); к, = 190,7<20).
Th(NO3)4 = ThO2 + 4NO2 + О2(выше 400° С).
2{Th(NO3)4 • 5Н2О) = 2Th(NO3)2O + 4NO2 + О2 + ЮН2О(185—270° С),
2{Th(NO3)4 ■ 5Н2О) + 5N2O5 = 2Th(NO3)4 + 10HNO3(150—160° С).
Th(NO3)4 (разб.) + nH2O = [Th(H2O)„]4+ + 4NO3,
ГГЬ(Н2О)„14+ + Н2О ♦=♦ fTh(H2O)B-i(OH)]3+ + Н3О+; рК, = 2,36,
ГП1(Н2О)*-|(ОН)]3+ + Н2О ^z± [Th(H2O)„-2(OH)2]2+ + Н3О+; рК, = 3,30.
Th(NO3)4 + 2НгО = Th(NO3)2(OH)2i + 2HNO3(кип.).
Th(NO3)4 + 4NaOH (разб.) = Th(OH)4i + 4NaNO3.
ThCU — ХЛОРИД ТОРИЯ(1У)
Белый, в вакууме летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 6682- 316, 6694.
М, = 373,85; </ = 4,60; z„ = 770°C; zKHn = 922°C; *,= 125(О).
ThCU 8Н2О = ThCl2O + 2НС1 + 7НгО(200—300° С),
ThCU 8Н2О = ThO2 + 4НС1 + 6Н2О(650—750° С).
ThCU (разб.) + лН2О (хол.) = [Th(H2O)„]4++ 4СГ (pH < 7, см. 671Т
ThCU + Н2О = ThCl2Oi + 2НС1(кип).
ThCU + 4NaOH (разб.) = Th(OH)44- + 4NaCl.
ThCU + 2KC1 = K2[ThCU](700—800° C).
ThCU + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH = Th(CO3)O4- + 4NaCl + H2O.
ThCU + 4Na = Th + 4NaCl(500° C).
ThC14<x) ЗЛСКТР°ЛИЗ) -р^ф (катод) + 2Cl2t (анод).
Pa — ПРОТАКТИНИЙ
Светло-серый блестящий ковкий металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 231Ра. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, концентрированных хлороводородной и азотной кислотах; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель; реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой, неметаллами, аммиаком. Образуется при естественном радиоактивном распаде ядер 235U. Получение см. 676,6791.
М, = 231,036; d = 15,37; Z™ = 1580° С; z,„n * 4500° С.
(250—300° C).(350° С, сгорание на воздухе).(200—250° С).(800° С).(250—300° C).(350° С, сгорание на воздухе).(200—250° С).(800° С).Pa + 4HC1 (разб.) = PaCU + 2H2t.
(250—300° C).
(350° С, сгорание на воздухе).
(200—250° С).
(800° С).
(250—300° C).
(350° С, сгорание на воздухе).
(200—250° С).
(800° С).
2Pa + 3H2 = 2PaH3
4Pa + 5O2 = 2Pa2O5
2Pa + 5F2 = 2PaFs
Pa + 2NH3 = PaN2 + 3H2
Ра2О5 — ОКСИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Белый, тяжелый, разлагается при очень сильном нагревании. В прокаленном виде малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной и фтороводородной кислотами. Восстанавливается водородом. Получение см. 673’, 675*.
М,= 542,07;</=9,0.
2Ра2О5 = 4РаО2 + О2(1550° С).
Ра2О5+ 6H2SO4 (конц., гор.) = 2Нз[Ра(5О4)зО] + ЗН2О.
Pa2Os+ 12HF (конц., хол.) = 2H[PaFs] +5Н2О,
Ра2О5+ 10HF (конц.) = 2PaF5i + 5Н2О(110° С).
Ра2О5+ Н2 = 2РаО2 + Н2О(1500—1550° С),
Ра2О5+ 8HF + Н2 = 2PaF4 + 5H2Q(350—500°С).
Ра2О5+ 5СС12О = 2РаС15 + 5СО2(300—550°С).
Ра(ОН)5 — ГИДРОКСИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Белый, аморфный, разлагается при нагревании. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства, реагирует с сильными кислотами. Получение см. 6773'5, 6784, 6792.
М, = 316,07;</=13,43.
(до 475° С).(до 475° С).2Ра(ОН)5 = Ра2О5 + 5Н2О
(до 475° С).
(до 475° С).
Ра(ОН)5 + ЗНС1 (разб.) = РаС13О + 4Н2О.
Ра(ОН)5 + 3H2SO4 (конц.) = H3[Pa(SO4)3O] + 4Н2О.
Ра(ОН)5 + ЗНМОз (конц.) = Ра(МОз)зО4- + 4Н2О.
РаГ4 — ФТОРИД ПРОТАКТИНИЯДУ)
Красновато-коричневый, нелетучий, плавится без разложения. Не растворяется в воде, азотной кислоте, «царской водке», гидрате аммиака. Реагирует со щелочами. Окисляется фтором, восстанавливается барием. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 6744.
М, = 307,03; ?„л = 1030° С; ?кип = 1630° С.
PaF4 + 4NaOH (конц.) = РаО24- + 4NaF + 2Н2О.
2PaF4 + F2 = 2PaFs(700° С).
PaF4 + 2Ва = Ра + 2BaF2
PaF4 + MF = M[PaFs]
(1400° С).
(700—1000° С; M = Li, Na, К).
PaFs — ФТОРИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Белый, легколетучий, чрезвычайно гигроскопичный. Мало растворяется в холодной воде (с разложением). Не реагирует с азотной кислотой. Полностью гидролизуется в кипящей воде; реагирует с гидратом аммиака, концентрированной фтороводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 6734, 6743, 6762.
М, = 326,03.
1.
2{PaF5 • 2Н2О) = Pa2OF8 + 2HF + Н2О
(160° C).
2.
2PaFs(T) + 4Н2О (хол.) <—? [Ра(ОН)4]+ + [PaF6] + 4HF.
3.
PaFs + 5Н2О = Pa(OH)s4- + 5HF
(кип.).
4.
PaF$ + HF (конц.) = H[PaF6],
5.
PaFs (насыщ.) + 5(NH3 ■ H2O) = Pa(OH)54- + 5NH4F.
6.
PaFs + 2KF (насыщ.) = K2[PaF7]4-, PaFs + 3MF = M3[PaF8](1000°
С; M = Li, Na),
PaFs + 4CsF = Cs4[PaF9]
(700—750° C).
678. РаС14 — ХЛОРИД ПРОТАКТИНИЯ(1У)
Желто-зеленый, летучий, плавится без разложения. Умеренно растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону). Реагирует с кипящей водой, сильными кислотами. Сильный восстановитель; окисляется растворенным в воде О2, «царской водкой». Получение см. 6731, 6794.
Мг = 372,85; </=4,68; <„„ = 680° С; <кип = 850° С.
РаС14 + 4Н2О (хол.) = [Ра(Н2О)2(ОН)2]2+ + 2Н3О+ + 4СГ, [Ра(Н2О)2(ОН)2]2+ + 2СГ ^=» [РаС12(ОН)2] (коллоид) + 2Н2О.
РаС14 + Н2О = PaCl2Oi + 2НС1(кип.).
4РаС14 + 2Н2О + О2 = 4РаС13О + 4НС1(комн.).
4РаС14 + О2 +16(NH3 ■ Н2О) + 2Н2О = 4Ра(ОН)54- + 16NH4C1 (комн.).
РаС14 + 2НС1 (коиц.) = Н2[РаС1б](комн.).
ЗРаС14 + HNO3 (кони.) + 6НС1 (кони.) = ЗН[РаС16] + NOT + 2Н2О.
РаС14 + 2(NH4)2CO3 (разб.) = Ра(СО3)21 + 4NH4C1.
PaCIs — ХЛОРИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Светло-желтый, низкоплавкий, легколетучий. При сильном нагревании разлагается. Реагирует с водой, сильными кислотами. Очень слабый окислитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 6745.
М,= 408,30; /пл = 301°С; zK„„ = 420°C.
2PaCls = 2Ра + 5С12(1000° С, вак.).
PaCls + 5Н2О = Ра(ОН)51 + 5НС1.
PaCls + 3HNO3 (конц.) + Н2О = Ра(КО3)зО1 + 5НС1.
2PaCls + Н2 = 2PaCU + 2НС1(600—800° С),
ЗРаС15 + А1 = ЗРаС14 + А1С13(400—450° С).
PaCls + 2НС1 (конц.) + [Сг(Н2О)4С12] = Н2[РаС16] + [Сг(Н2О)4С12]С1, PaCls + 2НС1 (разб.) + |Т1(Н2О)б]С1з = Н2[РаС16] + H2[TiCU(OH)2] + 4Н2О.
PaCls + MCI = М[РаС16](300—400° С; М = К, Rb, Cs).
U —УРАН
Белый металл (в виде порошка — темный); относительно твердый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий, высококипящий. Радиоактивный; природный уран представляет собой смесь изотопов 238U (преобладает, период полураспада 4,468 • 109 лет), B5U и 2i4U. На воздухе медленно покрывается сине-серой оксидной пленкой. Пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Восстановитель; медленно реагирует с горячей водой, быстро — с кислотами, пероксидом водорода в щелочной среде. При нагревании окисляется водородом, кислородом, азотом, галогенами, серой. Получение см. 6871'6, 6887,9.
М, = 238,029; d = 19,04; Г„л = 1134° С; ГКнп * 4200° С.
U + 2Н2О —L-> UO2J- + 2H2t(150—200° С, р, примесь UH3).
U + 4НС1 (конц.) = UC14 + 2Н2Т(примесь ОС13).
4U + 14HNO3 (разб.) = 4UO2(NO3)2 + 3N20f + 7Н2О.
U + 2Н2О2 (конц.) = U(OH)4i(в конц. NaOH).
2U + ЗН 2 = 2UH3(100—250° С).
3U + 4О2 = (UyU VI )О8(150—500° С, сгорание на воздухе).
U + 2Е2 = UE4(Е = F, комн.; Е = С1, 40—60° С).
U —§-> US3, US2, U2S3, U3S5 (т.-cep.)[500—800° CJ.
UO2 — ОКСИД VPAHA(IV)
Уранинит. Коричневый с черным оттенком, высокоплавкий, летучий при нагревании. Имеет область гомогенности UO2+A (-0,03 <х < 0,2), расширяющуюся при росте температуры. Малореакционноспособный в обычных условиях; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с концентрированной серной кислотой. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом, галогенами. Получение см. 6801, 6831'3, 686'.
М, = 270,03; d = 10,96; Гпл = 2850° С.
3UO2 + 2Н2О (пар) = (U^U VI)O8+ 2Н2(500—550° С).
UO2 + 2H2SO4 (конц.) —U(SO4)2 + 2Н2О.
U02 + 4HNO3 (конц.) = иО2(МОз)2 + 2NO2T + 2Н2О.
3UO2 + 02 = (U^UV,)O,(600—750° С).
UO2 + 3F2 = UF6 + O2(выше 500° C).
UO2 + Cl2 = (UO2)C12(500° C).
UO3 — ОКСИД УРАНА(У1)
Желто-оранжевый, кристаллический или аморфный, при умеренном нагревании разлагается. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с водой, кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием карбонатов щелочных металлов. Получение см. 6835, 684*, 6855.
М, = 286,03; d = 8,34; 6,80 (аморфн.).
6003=2(0^0^)08 + 02(450—500° С).
ООз + Н2О = ОО2(ОН)24-(кип.).
ООз + 2НС1 (разб.) = (ОО2)С12 + Н2О,
ООз + H2SO4 (конц., fop.) = (ООз)5О4 + Н2О,
ООз + 2НМОз (разб.) = OO2(NO3)2 + Н2О.
2ООз + 2NaOH (конц., гор.) = Na2O2O?4- (желт.) + Н2О,
ООз + 2NaOH = Na2UO4 + Н2О(400° С).
2ООз + 6F2 = 2OF6 + ЗО2(выше 500° С).
4ОО3 + 1ОССЬ = 4ОС15 + 1 ОССИО + О2(100— 160° С).
ООз + М2СО3 = М2ОО4 (желт.) + СО2 (800° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs), ООз + 3Na2CO3 (конц.) + Н2О = Ка4[О(СОз)зО2] + 2NaOH.
(U?UV1X>8 — ОКСИД УРАНА(У1)-ДИУРАНА(У)
Настуран. Темно-зеленый (почти черный), тяжелый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, разбавленной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами, реагирует со фтором. Восстанавливается водородом, сероводородом. Получение см. 6806, 681 ’, 6851.
Л/г = 842,08;</=8,39.
(U2VUV,)O8 = 3UO2 + О2(900—1500°С, вак.).
(Uj'U^JOg + 4Н25О4 (конц., гор.) = U(SO4)2 + 2(UO2)SO4 + 4Н2О, (U^UV1)O8 + 8HNO3 (конц., гор.) = U(NO3)4 + 2UO2(NO3)2 + 4Н2О.
(U2 UVI)O8 + 2Н2 = 3UO2 + 2Н2О(500—900° С).
3 (U2vUvl)Oe + 2OH2S = 9US2 (черн.) + 20H2O + 2SO2(выше 1150° С).
г^и^ о2 = 6UO3(500—550° С, PY
(U2vUv,)O8+9F2 = 3UF6 + 4O2(выше 500° С).
СОг(ОН)2 — ГИДРОКСИД УРАНИЛА
Урановая кислота. Темно-красный кристаллический или желтый аморфный (осажденный). При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реагн-
рует с разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 6822, 6852, 6902.
Л/г = 304,04; d = 5,926.
2UO2(OH)2 = U2O5(OH)2 (или H2U2O7) + Н2О(160° С),
UO2(OH)2 = иОз + 2Н2О(350—400° С).
UO2(OH)24 Н2О = UO2(OH)2 + Н2О(100° С).
UO2(OH)2(t) + 6Н2О <=* [U(H2O)6O2]2+ + 2ОН'; рПР25 = 14,70.
UO2(OH)2 + 2НС1 (разб.) = (UO2)C12 + 2Н2О.
2UO2(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2U2O7i + ЗН2О.
2UO2(OH)2 + 2(NH3 • Н2О) [коиц ] = (NH4)2U2O74- + ЗН2О.
UO2(NO3)2 — НИТРАТ УРАНИЛА
Желтый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), концентрированной азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, карбонатами щелочных металлов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 6803.
Л/г = 394,04; d = 2,807 (кр);
/пл = 59,5° С (кр.); к, = 119,3(20), 203(80).
6UO2(NO3)2 =2 (U^UVI)O8^ 12UO2 + 4O2(350—750° C).
UO2(NO3)2 • 6H2O (желто-зел.) = UO2(NO3)2 + 6H2O (170—180° C), UO2(NO3)2 • 6H2O = UO2(OH)24- + 2HNO3 + 4H2O (50—60° С, в этаноле).
UO2(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [U(H2O)6O2]2+ + 2NO3,
[U(H2O)6O2]2+ + Н2О <=» [U(H2O)5O2(OH)]+ + Н3О+; p/t, = 5,16.
2UO2(NO3)2 + 6NaOH (конц.) = Na2U2O74- + 4NaNO3 + ЗН2О.
2UO2(NO3)2 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = (МН4)2и2О74- + 4NH4NO3 + 3H2O, (NH4)2U2O7 = 2UO3 + 2NH3 + H2O(250—280° C).
UO2(NO3)2 + 2NH4HS (гор.) = (UO2)S4- + 2NH4NO3 + H2St
UO2(NO3)2 + Na2CO3 (разб.) = (UO2)CO3i + 2NaNO3.
U(SO4)2 —СУЛЬФАТ УРАНА(1У)
Белый, при высокой температуре разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной холодной воде (сильный гидролиз по катиону), растворимость уменьшается с ростом температуры. Разлагается кипящей водой, щелочами. Сильный восстановитель; окисляется иодом. Получение см. 6812, 6832,7.
Л/, = 430,15; d = 3,60 (кр.); к, = 10,9(24), 6,7(63).
U(SO4)2 = UO2 (кор.) + 2SO2 + О2(выше 750° С).
U(SO4)2 • 4Н2О (св.-зел.) = U(SO4)2 + 4Н2О(300° С).
U(SO4)2 (разб.) + 8H2O = [U(H2O)8]4+ (зел.) + 280^ " (в оч. разб. H2SO4), [U(H2O)8]4+ + Н20 ^z=* [U(H2O)7(OH)]3+ (бур.) + H30+; рКк = 1,52.
U(SO4)2 + ЗН2О = U(SO4)O • 2Н2О4- + H2SO4(кип.).
U(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = U(OH)4i + 2Na2SO4.
U(SO4)2 + 4HF (конц.) = UFj + 2H2SO4.
U(SO4)2 + 2H2O + I2 = (UO2)SO4 + 2HI + H2SO4(30—50° C).
UF3 — ФТОРИД УРАНА(Ш)
Красно-фиолетовый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается кипящей водой. Восстанавливается кальцием, окисляется кислородом. Получение см. 6886.
М, = 295,02; d = 8,965; t™ = 1495° С; U„„ = 2300° С.
4UF3 = 3UF4 + U(1200° С, вак.).
2UF3 + 8Н2О = 2U(OH)J + H2t + 6HFT(кип).
4UF3 + 6Н2О + О2 = 4(UOF2 • H2O)i +4HFt(кип ).
4UF3 + 4HF (разб.) tO2 = 4UF4i + 2H2O(30—50° C).
4UF3 + 12NaOH (конц.) + 2H2O + O2 = 4U(OH)4i + 12NaF.
2UF3 + 3Ca = 2U + 3CaF2(400° C).
UF4 — ФТОРИД VPAHA(IV)
Зеленый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде и разбавленных щелочах, лучше — в азотной кислоте. Разлагается концентрированными щелочами. Восстанавливается водородом, активными металлами. Окисляется фтором, кислородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 6807, 6866.
М, = 314,02; </=6,72; г™ =1036° С; <,„„=1730° С; /сг = 0,01<25):
UF4 2,5H2O = UF4 Н2О+1,5Н2О(100° С),
UF4 • 2,5Н2О = UF4 + 2,5Н2О(300—450° С, в атмосфере HF).
3UF4 (насыщ.) = UF; + [UF5f + UF4 <"=» 211^ + [UF6]2".
UF4 + 4NaOH (конц.) = U(OH)J + 4NaF.
2UF4 + O2 = (UO2)F2 + UF6(350—500° C).
UF4 + F2 = UF6(450° C),
2UF4 + F2 = 2UFs(до 250° C).
2UF4 + H2 = 2UF3 + 2HF(1000° C).
UF4 + 2M = U + 2MF2(выше 400° С; M = Mg, Ca).
UF4 -^-> M[UF5], M2[UF6], M4[UF8]
(в конц. HF; M = Li\ Na+, K+, Rb+, Cs+,NH;,T1+, Ag+).
UF4 - .элсктролиз > у (Катод) + 2F2 (анод)[в расплаве KF],
UFs —ФТОРИД VPAHA(V)
Светло-желтый (почти белый, а-модификация) или светло-серый (Р-модифика ция). При нагревании возгоняется и подвергается дисмутации. Реакционноспо собный; разлагается водой, щелочами. Стабилизируется в растворе за счел комплексообразования. Получение см. 6885, 6904'5.
Л/г = 333,02; d = 5,81 (а), 6,45 (Р);
г™ = 348° С (р); /кип = 530° С; г (а> р) = 125° С.
2UF$ = UF4 + UF6(выше 150° С, вак ).
2UF5 + 2Н2О (гор.) = UFj + (UO2)F2 + 4HF.
2UF$ + lONaOH (разб.) = U(OH)4i + UO2(OH)2J- + lONaF + 2H2O.
UFs + MF = M[UFsl
(в конц. HF; M = H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH^TF)
UFs M[UF6], M2[UF7], M3[UF8],
(150—350° С; M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, ТГ, Ag+,NH4).
UFs —ФТОРИД VPAHA(VI)
Белый, легколетучий, термически устойчивый при нагревании и в сухом воздухе. Энергично гидролизуется водой, разлагается щелочами. Сильный окислитель; восстанавливается водородом, бромоводородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 6825, 6836, 6884'5.
Л/, = 352,02; d = 5,060; Гпл = 64° С (р); гсу6л = 56,4° С.
UFs + 2Н2О = (UO2)F2 + 4HF.
UFs + 6NaOH (разб.) = UO2(OH)2i + 6NaF + 2H2O.
UFs + H2 = UF4 + 2HF(500—600° С).
UFs + 2НВг (конц.) = UF41 + Br2 + 2HF.
UFs + UF4 = 2UF5(100—150° C).
UFs —^ M[UF7], M2[UF8], M3[UF,] (250—350° С; M = Na, K, Rb, Cs).
Np —НЕПТУНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, пластичный, радиоактивный. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и азотной кислотах. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, хлороводородной кислотой, разбавленными серной и азотной кислотами. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Катион Np3+ имеет темно-красную окраску, катион Np4+ — желто-зеленую. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 237Np) бомбардировкой нейтронами урана в ядерном реакторе. Выделен в виде NpF3 и NpF4. Получение — восстановление кальцием или барием этих фторидов при нагревании.
М, = 23Л,Ш; d=2QAi\ гпл = 637° С; zK„n« 4100° С.
2Np + 6Н2О (гор.) = 2Np(OH)34- (красн.) + ЗНгТ, Np + 2Н2О (гор.) + Ог = Np(OH)4i (серо-зел).
2Np + 6НС1 (разб.) = 2NpCl3 + ЗН2Т, Np + 4НС1 (разб.) + О2 = NpCh + 2Н2О.
2Np + ЮНКОз (разб.) = 2Np(NO3)4 + N2Of + 5Н2О,
4Np + 4HNO3 (разб.) + 5О2 ——► 4(NpO2)NO3 + 2Н2О.
2Np + ЗН2 = 2NpH3 (черн.)[выше 50° С, примесь NpH2],
NpH3 + NH3 = NpN (черн.) + ЗН2(750—775° С).
,О2 (сжигание)МО2, 450° Сухт VKzx , х
^р » КрОг(зел.)► (Np^Np ‘)О8 (кор.) >
-NO Оз, Н2О, 150е С кт zz^ux / х ► NpO2(OH)2 (кор.).
, xt F2. 200° С- .,.F2.500° Сг z х Кгр2. 20°с
Np » NpFз(фиoл.) ► NpF4(3en.) »
XT Г? / X ^"2* 560600е С ж г ГГ zX
► NpFs (роз.)► NpFe (оранж.).
- Kr Ch, 400е С хг Z X NpOj. 500е С кт , х
Np » NpCU (кор.) —» NpChO (кор.),
2NpCI4 + Н2 = 2NpCl3 + 2НС1(450° С).
о Х1 5.400° С хг о . х 500° С, вак. х, - ,.900° С, вак.
Np —:» NpS3 (черн.) :► Np3S5 (сер.) >
х, е , х Np. 1600° С XI с z X
> Np2S3 (сер.) —> NpS (черн.).
8Np + 5LiC104 = 4Np2O5 (кор.) + 5LiCl(260—300° С).
5Np + 28HNO3 (разб.) + бКМпОа = 5NpO2(NO3)2 (роз.) + 6Mn(NO3)2 +
+ MH2O + 6KNO3, Np + 2HNO3 (разб.) + КВгОз = NpO2(NO3)2 + KBr + Н2О. 11. 2Np + 14КОН (разб.) + 7K2S2O6(O2) [гор.] = 2NpO3(OH) (черн.) +
+ MK2SO4 + 6Н2О(кат. Ag2O).
Ри —ПЛУТОНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный (наиболее устойчивый изотоп 244Ри). Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированной серной кислоте, азотной кислоте. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, хлороводородной кислотой, разбавленной серной кислотой. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Катион Ри3+ имеет сине-фиолетовую окраску, катион Ри4+ - желто-коричневую. Синтезирован бомбардировкой нейтронами урана в ядерном реакторе. Выделен в виде PuF3 и PuF4. Получение — восстановление кальцием или литием этих фторидов при нагревании.
М, = 244,064; d = 19,86; (пл = 640° С; /КИп « 3350° С.
2Pu + 6H2O (гор.) = 2Pu(OH)34- (гол.) + 3H2t, Pu + 2H2O (гор.) + O2 = Pu(OH)4i (зел.).
(в конц. HCI).(в конц. HCI).2Pu + 6HC1 (разб.) = 2PuCb + 3H2T.
(в конц. HCI).
(в конц. HCI).
Pu + 2C12 = PuCl4
2Pu + 3H2SO4 (разб.) —Pu2(SO4)3 + 3H2t.
Pu + 4HNO3 (разб., гор.) + O2 —-—> Pu(NO3)4 + 2H2O, Pu + 2HNO3 (разб.) + O3 = PuO2(NO3)2 + H2O.
,_ O2 (сжигание) _ _ .. Pu. 1500°C _ „ ,.
Pu ► РиО2(желт.) ■► Pu2O3 (черн.)►
7.
Оз- Нг^-с-> РцО3 • лН2О1 (красн.).
2Pu + ЗН2 = 2РиН3 (черн.)
2Pu + N2 = 2PuN (черн.)
[150—200°
[1000°
С], С].
8.
„ Fj. 150° С„ г ,,. Fj, 300—400° С v
Pu > PuF3 (фиол.) >
9.
> PuF4 (желт.) —— ™ S—> PuFe (бел.). 2Pu + ЗС12 = 2PuCl3 (зел.)
[450°
С].
_S. 400—600° cn / x 1200° c
10. Pu » PuS2 (черн.)>
_ „ ..1400° C n c / x 1800° C
► Pu2S3 (cep.) ► PU5S7 (cep.) >
_ ~ .. Pu, 1600° С n c z x
> Pu3S4 (cep.) ►PuS (желт ).
Am — АМЕРИЦИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Ион Ат3+ в разбавленном растворе имеет розовую окраску, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп "3Ат) бомбардировкой нейтронами плутония в ядерном реакторе. Выделен в виде AmF3. Получение — восстановление AmF3 барием при нагревании.
Л/г = 243,061; <7=11,7; гпл = 1292° С; Г,™ = 2880° С.
2Ат + 6Н2О (гор.) = 2Am(OH)3i + 3H2t.
2Ат + 6НС1 (разб.) = 2АтСЬ + 3H2t,
8Ат + 30HNO3 (разб.) = 8Am(NO3)3 + 3N20t + 15Н2О.
Ат + HNO3 + 3HF = AmF3l + NOT + 2Н2О.
2Ат + лН2 = 2АтН„ (50—60° С, п = 2,7 ± 0,3).
Ат + О2 = АтО> (черн.)[сжигание на воздухе],
2АтО2 + Н2 = Ат2О3 (желт.) + Н2О(600° С).
2Ат + 3F2 = 2AmF3 (роз.)[до 200° С],
Am + 2F2 = AmF< (оранж.)[выше 400° С].
Am + 2Н2О + 2NaC10 = Am(OH)4l (черн.) + 2NaCl (в конц. NaOH), Am + 2H2O2 (конц.) = AmfOH)^(в разб. NHj Н2О).
2Am + 2HNO3 + 4H2O + 5K2S2O6(O2) [хол.] = 2(AmO2)NO3 (желт.) + + 5K2SO4 + 5H2SO4.
Am + 2HNO3 + ЗО3 = AmO2(NO3)2 + 3O2t + H2O.
Cm — КЮРИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноактивный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Ион Ст3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 247Ст) бомбардировкой нейтронами плутония или америция в ядерном реакторе. Выделен в виде СтРз. Получение — восстановление CmF3 барием при нагревании.
М,= 247,070; <7=13,51; /ПЛ=1345°С; гк„п« 3200° С.
2Ст + 6Н2О (гор.) = 2Ст(ОН)з1 + ЗН2Т.
2Ст + 6НС1 (разб.) = 2СтС1з + ЗН2Т,
Ст + 4НМОз (разб.) = Ст(КО3)з + NOt + 2НгО.
2Ст + (2 + х)Н2 = 2СтН2«(200—250° С).
4Ст + ЗО2 = 2СтгОз (зел.)[сгорание на воздухе],
ЗСт + 2Оз = ЗСтОг (черн.)[650° С].
Ст + HNO3 + 3HF = CmFjl + NOt + 2Н2О.
Ст + 4HNO3 + 2K2S2O6(O2) = Cm(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4.
Bk — БЕРКЛИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Ион Вк3+ в разбавленном растворе имеет зеленую окраску, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 247Вк) бомбардировкой а-частицами кюрия на ускорителе. Выделен в виде ВкРз. Получение — восстановление ВкРз литием при нагревании.
М, = 247,070; d = 14,8; tm » 1050° С; /К„„ » 2630° С.
2Вк + 6Н2О (гор.) = 2Bk(OH)3i + ЗН2Т.
2Вк + 6НС1 (разб.) = 2ВкС13 + 3H2t.
Bk + 4HNO3 (разб.) = Вк(МОз)з + NOt + 2Н2О.
Bk + О2 = ВкОг (желт.)[сгорание на воздухе],
2ВкО2 + Н2 = Вк2О3 (зел.) + Н2О(600° С).
Bk + HNO3 + 3HF = BkF34-+ NOT + 2Н2О.
Bk + 4HNO3 + 2NaBrO = Bk(NO3)4 + 2NaBr + 2H2O.
Cf — КАЛИФОРНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, разбавленными кислотами. Ион Cf3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 25lCf) бомбардировкой кюрия нейтронами в ядерном реакторе. Выделен в виде Cf2Oj Получение — восстановление Cf2O3 литием при нагревании.
М, = 251,080; гпл = 900° С; гКИп = 1227° С.
2Cf + 6Н2О = 2Cf(OH)3J- + ЗН2Т.
2Cf + 6НС1 (разб.) = 2CfCl3 + ЗН2Т,
Cf + 4HNO3 (разб.) = Cf(NO3)3 + NOt + 2Н2О.
4Cf + ЗО2 = 2Cf20j(сжигание на воздухе),
Cf+O2 = CfO2(300° С, р).
Cf + 4НВг (конц.) + Zn = CfBr2 (желт.) + ZnBr2 + 2H2t.
Cf + 4HNO3 + 2K2S2O6(O2) = Cf(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4.
Es —ЭЙНШТЕЙНИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 252Е$ (период полураспада 472 дня). Химический аналог Но. В растворе присутствует в виде иона Es3+, который при действии атомного водорода восстанавливается до иона Es2+. Другие химические свойства не изучены. В микрограммовых количествах Es синтезируют при бомбардировке U, Cf или Вк ядрами дейтерия, гелия или азота на ускорителе. Выделен в форме фторида EsF3. Получение — высокотемпературное восстановление EsF3 литием.
М, = 252,083; Г™ = 860° С.
Fm —ФЕРМИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 257Fm (период полураспада 100,5 дня). Химический аналог Ег. В растворе присутствует в виде иона Fm3+, который восстанавливается до иона Fm2+ при действии атомного водорода. Другие химические свойства не изучены. В микрограммовых количествах Fm синтезирован при бомбардировке Th, U или Ри ядрами Ne, О или С на ускорителе, а также при облучении Cf потоком нейтронов в ядерном реакторе.
М, = 257,095.
Md — МЕНДЕЛЕВИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 258Md (период полураспада 55 дней). Химический аналог Тт. В растворе присутствует в виде иона Md3+, который при действии сильных восстановителей последовательно переходит в ноны Md2+ и Md*. Другие химические свойства не изучены. В мнкро-
количествах Md синтезирован бомбардировкой U или Ри ядрами Ne на ускорителе.
М, = 258,099.
No —НОБЕЛИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 25,No (период полураспада 58 мин). Химический аналог Yb, устойчивые степени окисления (+11) и (+Ш). Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах No синтезирован при бомбардировке U, Ри или Ст ядрами Ne, С или О на ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК окончательно утвердила приведенные выше символ и название элемента 102.
Л/, = 259,101.
Lr — ЛОУРЕНСИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 260Lr (период полураспада 3 мин). Химический аналог Lu, характерная степень окисления (+111). Образует летучий хлорид LrCh. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Lr синтезируют при бомбардировке U, Am, Ст, Вк или Cf ядрами В, С, О или N на ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК окончательно утвердила приведенные выше символ и название элемента 103.
Л/, = 260,105.
ЭЛЕМЕНТЫ 1УБ-ГРУППЫ
ТИТАН
Ti — ТИТАН
Белый, пластичный (хрупкий — с примесями TIN, ТЮ2, TiC), обладает высокой коррозионной стойкостью. В обычных условиях устойчив на воздухе (не тускнеет), при нагревании покрывается оксидно-нитридной пленкой. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Пассивируется в воде, разбавленных серной и азотной кислотах. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с водяным паром, хлороводородной и фтороводородной кислотами, концентрированной серной и азотной кислотами, концентрированными щелочами, галогенами, халькогенами, фосфором, углеродом, кремнием. При умеренном нагревании энергично поглощает водород. Промышленно важен сплав с железом — ферротитан (18—45% Ti). Получение см. 703", 710", 7111.
Л/, = 47,88; d = 4,51; гпл = 1668° С; t™ = 3260° С.
Ti + 2Н2О (пар) = ТЮ2 + 2Н2(выше 800° С).
2Ti + 6НС1 (конц., гор.) = 2TiCl3 + 3H2t.
2Ti + 6H2SO4 (конц., гор.) = Ti2(SO4>3 + 3SO2t + 6Н2О.
Ti (порошок) + 4HNOj (конц., гор.) = ТЮ(ОН)гФ + 4МОгТ + НгО.
3Ti + 18HF (конц.) + 4НМОз (конц., гор.) = ЗН2[TiF6] + 4NOT + 8Н2О.
Ti + 6HF (конц., гор.) = НзГПРб] + 2Н2Т.
Ti (порошок) + 2NaOH (конц.) + НгО —-—► Na2TiO3?4. + 2НгТ (кип., р\
Н2, до 400° с ,
8. Ti <====* TiH2.
-Н2. 450-1000 °C
9.
Ti + О2 — Т1О2
(600—800° C).
10.
Ti + 2Е2 = TiE4
(E = F, 150° С; E = Cl, выше 300° C).
11.
Ti —-> TiE2, TiE3, TiE4
(100—600° С; E= Br, I).
12.
Ti > TiE, TiE2, TiE3, Ti2E3
(400—600° С; E = S, Se, Те).
13.
2Ti + N2 = 2TiN
(выше 800° С),
Ti + P (красн.) = TiP
(950—1000° С).
14.
Ti + С (графит) = TiC
(1800—2400° С),
Ti + 2Si = TiSi2
(900—1350° С).
703. TiO2 — ОКСИД THTAHA(IV)
Белый, желтеет при нагревании, термически устойчивый. Существует в трех полиморфных модификациях: а-ромбическая (брукит), Р-тетрагональная (анатаз) и у-тетрагональная (рутил). Из раствора осаждается гидрат ТЮг • пН2О. Растворяется в расплавах NasfAlFs], N82840? и РЬЕг. Химически стоек (особенно прокаленный); не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается горячей концентрированной серной кислотой, фтороводородной кислотой, горячими концентрированными щелочами. При высоких температурах реагирует с карбонатами и оксидами металлов. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, титаном. Получение см. 7021'9, 704', 706'.
М, = 79,88; d = 4,14(a), 3,90(Р), 4,85(у);
?(а->у) = 650° С; Z(P—>у) = 915° С; ?„л = 1870° С.
1. 6TiO2 = 2Ti3O5 + О2(1800—2200° С, вак.).
2. ТЮ2 • «Н2О - ТЮ(ОН)2 + (л - 1)НгО (комн., вак., над силикагелем).
3. Т1О2(т) + 6Н2О<=? ГГ1(Н2О)4(ОН)2]2+ + 2ОН“; рПР18 = 29,00.
4. TiO2 + 2H2SO4(96%) —^ Ti(SO4)2 + 2Н2О(180—200° С).
5. TiO2 + 6HF (конц.) = Н2ГПЕ6] + 2Н2О.
6.
2TiO2 + Н2 = Ti2O3 + Н2О
TiO2 + Н2 = TiO + Н2О
(1000° С, в присутствии TiCU), (1750° C).
7.
2TiO2 + CO = Ti2O3 + CO2
(800° C).
8.
3TiO2 + Ti = 2Т12Оз (фиол.) TiO2 + Ti = 2TiO (желт.)
[900—1000° C], [1400—1500° С].
TiO2 + 2C (кокс) + 2C12 = TiCU + 2CO(600- 800° C).
TiO2 MzC°3 > M2TiO3, M2Ti2O5, M4TiO4 (900—1000° С; M = Na, K), -CO2'
TiO2 + MCO3 = (MTi)O3 + CO2 (800—1100° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba), TiO2 + MO = (TiM)O3(1200- 1300° С, M = Pb, Mn, Fe, Co).
2TiO2 + 7C (кокс) + Fe2O3 = 2(Ti, Fe) + 7CO(1600—1700° C).
ферротитан
ТЮадчГГ^ TiO2+ + О2.
TiO(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ТИТАНА
Белый, рентгеноаморфный, при прокаливании разлагается. Из холодного раствора осаждается гидрат TiO2 ■ лН2О, после высушивания образуется TiO(OH)2. Свежеосажденный ТЮ2 ■ пН2О химически активен и легко пептизируется. При продолжительном кипячении водной суспензии образуется Т1О(ОН)2 вследствие оляцйи (образование мостиковых связей [Ti—(ОН)—Ti]) и оксоляции (образование связей [Ti О—Ti]), это «старение» осадка снижает химическую активность. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода (качественное обнаружение). Получение см. 7065-7, 71015
М, = 97,89.
TiO(OH)2 = TiO2 + Н2О(600—700° С).
TiO(OH)2 + H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)OJ- + 2Н2О(кип., вак.).
TiO(OH)2 + 2NaOH(40%-fi)<Z=^ Na2TiO3? + 2Н2О (почти нс идет).
TiO(OH)2 + 2HNO3 (конц.) = Ti(NO3)2(OH)2(p) + Н2О.
TiO(OH)2 + Н2О2 + (л - 2)Н2О = TiO(O^) • пН2Оф (желт.) [1 < п < 2,4].
TiO(OH)2 + Н2О2 (конц.) + 2HNO3 (разб.) + Н2О =
= [Ti(H2O)4('O^)](NO3)2 (желт.), TiO(OH)2 + 4КОН (разб.) + 4Н2О2 (конц.) = K4[Ti(O|~)4] (красн.) + 7Н2О.
Ti2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ТИТАНА(Ш)
Зеленый, при прокаливании разлагается. Очень плохо растворяется "в воде, концентрированной серной кислоте (кристаллизуется безводный продукт). Переводится в раствор действием разбавленной серной кислоты, при охлаждении раствора кристаллизуется фиолетовый сольват 3Ti2(SO4)3 • H2SO4 ■ 25Н2О. Мало реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 70 23, 706 .
М, = 383,95.
Ti2(SO4)3 = 2TiO2 + 2SO3 + SO2(500—600° С).
3Ti2(SO4)3 ■ H2SO4 • 25H2O (суспензия) = 3Ti2(SO4)34- + H2SO4 + 25H2O
(190° С, в конц. H2SO4).
Т12(8О4)з (суспензия) = 2Ti(SO4)O-l- + SO2T (выше 220° С, в конц. H2SO4) 4. Ti2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Ti(H2O)6]3+ (фиол.) + 3SO?' (в разб. H2SO4).
Ti2(SO4)xT) + 6NaOH (разб.)^=* 2Т1(ОН)з4- (фиол.) + 3Na2SO4.
Ti2(SO4)3 + 2H°(Zn, разб. H2SO4) —- 4 2TiSO4<p)? + H2SO4.
2Ti2(SO4)3 + O2 + 6H2O —^-* 4TiSO4(OH)2 + 2H2SO4
(в разб. H2SO4, кат. Pt), 5Ti2(SO4)3 + K2H2O + 2KMnO4 = 10TiSO4(OH)2 + 2MnSO4 + K2SO4 + + 2H2SO4(в разб. H2SO4).
Ti2(SO4)3 + M2SO4 (насыщ.) + 24H2O = 2{MTi(SO4)2 ■ 12H2O}4- (красн.)
[0° С, в разб. H2SO4, М = Rb, Cs].
Ti(SO4)O — ОКСИД-СУЛЬФАТ ТИТАНА
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в холодной подкисленной воде с образованием прозрачного раствора. Плохо растворяется в концентрированной серной кислоте. Кристаллогидрат Ti(SO4)O ■ 2Н2О имеет строение TiSO4(OH)2 • Н2О. Разлагается горячей водой, щелочами, гидратом аммиака, растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов. Восстанавливается железом и цинком в кислотной среде. Получение см. 7042, 70S3, 71I3.'
М, = 159,94; t™ = 580° С (разл.); к,* 7408-20).
Ti(SO4)O = TiO2 + SO3(выше 580° С).
Ti(SO4)O • 2Н2О4-4=» Ti(SO4)O (насыщ.) + 2Н2О (в 70%-й H2SO4).
Ti(SO4)O + Н2О (влага воздуха) = TiSO4(OH)2.
Ti(SO4)O (разб.) + 5Н2О (хол.) = [Г1(Н2О)4(ОН)2]2+ + SO^ (в разб. H2SO4).
Ti(SO4)O + 2Н2О (гор.) = TiO(OH)24< + H2SO4.
Ti(SO4)O + 2NaOH (разб.) = TiO(OH)24- + Na2SO4,
Ti(SO4)O + 2(NH3 • H2O) [конц.] = TiO(OH)2i + (NH4)2SO4-
Ti(SO4)O + Na2CO3 (конц.) + H2O (гор.) = TiO(OH)24- + CO2t + Na2SO4.
2Ti(SO4)O + H2SO4 (разб.) + 2Н» (Fe, Zn) = Ti2(SO4)3 + 2НгО.
4Ti(SO4)O + 2H2SO4 (разб.) _2222Е2^ 2Ti2(SO4)3 (катод) + O2t (анод) + + 2H2O.
T1F4 — ФТОРИД THTAHA(IV)
Белый, возгоняется при слабом нагревании. Энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается цинком. Образует фторокомплексы. Получение см. 702'°
М, = 123,87; d = 2,798; /пл * 400° С (р);, Гсубл = 285,5° С.
TiF4 + ЗН2О (гор.) = TiO(OH)24- + 4HF.
TiF4 + Н2О (пар) = Ti(O)F2 + 2HF(100—120° С).
TiF4 + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)24- + 4NaF + H20.
TiF4 + 2HF (конц.) = Н2ГПР6],
H2[TiF6] (разб.) + 2H2O<=? H2[Ti(OH)2F4] + 2HF.
TiF4 + 2MF (конц.) = M2[TiF6hL (бел.) (M = Na+, K+, Rb+, Cs+, ТГ.МЩ). 6. 2TiF4 + Zn + 6MF = 2M3[TiF6]4- + ZnF2(в конц. HF; M = Na, K).
TiCh — ХЛОРИД ТИТАНА(Н)
Черный, термически неустойчивый, чрезвычайно чувствителен к влаге н О2 воздуха. Плохо растворяется в воде на холоду, реагирует с водой уже при комнатной температуре. Разлагается кислотами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 7091'8, 7109.
М,= 118,79; d=3,\3; /„л = 1035° С (/>).
2TiCh = TiCU + Ti (выше 475° С, вак ).
TiCl^, + 6H2O<ZZ? [Т1(Н2О)б]2+ + 2СГ(0° С),
2TiCh+12H2O —^ 2[Т1(Н2О)5(ОН)]С12 + Н2Т(комн.).
2TiCh + 2НС1 (разб.) = 2TiCl3 + Н2Т.
TiCh + 2NaOH (конц.) = Ti(OH)24- + 2NaCl (0° С, в атмосфере Н2), 2Ti(OH)2 (суспензия) + О2 (воздух) —^^-> 2TiO(OH)24- (комн ).
TiCl2 + О2 = TiO2 + С12 (комн.).
TiCh + 2Na(C5Hs) = [Ti(C5H5)2] (зел.) + 2NaC14-,(кип. в бензоле).
TiCh — ХЛОРИД ТИТАНА(Ш)
Темно-фиолетовый, при умеренном нагревании сублимируется, при сильном нагревании разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в воде (гидролиз по катиону), меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте. Светло-фиолетовый кристаллогидрат TiCl3 • 6Н2О является аквакомплексом [Т1(Н2О)б]С13, имеет неустойчивый зеленый изомер [Ti(H2O)4Cl2]Cl ■ 2Н2О. Разлагается щелочами. Сильный восстановитель; окисляется кислородом, диоксидом серы. Очень слабый окислитель; восстанавливается атомным водородом, титаном при высокой температуре. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 7022, 7083, 7107-*’14.
М, = 154,24; d = 2,64; /пл = 730° С (р).
2TiCl3 = TiCU + TiCh(440—700° С).
TiCl3 • 6H2OJ- «ZZ? TiCl3 (насыщ.) + 6H2O(0° С, в конц. HC1).
TiCh (разб). + 6H2O = ГП(Н2О)б]3+ + ЗСГ,
[Ti(H2O)e]3+ + H2O,<=Z? [Ti(H2O)5(OH)]2+ + H3O+; pKK = 2,25.
TiCl3 + 3NaOH (разб.) = Ti(OH)34- + 3NaCl(в атмосфере N2),
2Ti(OH)3 (суспензия) + O2 ——» 2TiO(OH)24- + H2O2.
4TiCh + 4HC1 (конц.) + O2 + 6H2O = 4[Ti(H2O)2Ch](кат. Pt),
5TiCl3 + 8НС1 (конц.) + KMnO4 + 6Н2О = 5[Ti(H2O)2Ch] + КС1 + MnCl2.
4TiCl3 + 4HC1 (конц.) + SO2 + 6H2O = 4[Ti(H2O)2Ch] + Si,
2TiCl3 + (NH3OH)C1 + 2HC1 (конц.) + 4H2O = 2(Ti(H2O)2Ch] + NH4C1.
TiCh + 6H2O + H°(Zn, разб. HCI) —^ [Ti(H2O)6]Cl2 + HCI.
2TiCl3 + Ti = 3TiCl2(800—900° C).
TiCh (конц.) + 2KC1 (конц.) + H2O = К2[Г1(Н2О)С15].
TiCl3 + 6КХ = K3[TiX6] + 3KCli (в ацетонитриле; X = CN", NCS"). синие
710. TiCh — ХЛОРИД ТИТАНА(1 V)
Бесцветная низкокипящая жидкость. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Хорошо смешивается с тетрахлоридом углерода, концентрированной хлороводородной кислотой, жидкими SiCh и GeCh. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака, типичными восстановителями. Вступаете реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 70210, 7039, 709'.
Мт= 189,69; d = 1,726<20); 7пл = -24,1°С; t,„„ = +136,4° С.
TiCh + 2Н2О (хол.) = TiCl2(OH)2i + 2НС1, TiCl2(OH)2 + Н2О = TiO(OH)2i + 2НС1Т(кип.).
TiCh + 2Н2О (пар) = TiO2 + 4НС1(900—950° С).
TiCh + 2Н2О = [Ti(H2O)2Cl4](в конц. НС1),
[Ti(H2O)2Cl4] (разб.) + 2H2Ch=> [TiCh(OH)2]2- + 2Н3О+.
TiChoK) + 2НС1(Г)<=> Н2[Г1С16].
TiCh + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 4NaCl + Н2О, TiCh + 4(NH3 H2O) [конц.] = TiO(OH)2i + 4NH4C1 + H2O.
TiCh + O2 = TiO2 + 2C12(1000—1200°C).
2TiCh + H2 = 2TiCl3+ 2HC1(500°C).
3TiCh + Ti = 4TiCl3(500°C),
TiCh + Ti = 2TiCh(800—900°C).
TiCh + H°(Zn, конц. HCI) = TiCh + HCI.
TiCh + 4H1 = Til4 + 4HC1(250° C).
TiCh + 2Mg = 2MgCh + Ti(800—850° С, в атмосфере Ar),
TiCh + 4NaH = 4NaCl + Ti + 2H2(400—500° C).
TiCh + 2MC1 = M2[TiCl6] (300—350° С, p, M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
TiCh + 6KNCS = K2[Ti(NCS)6] + 4KC14-(в ацетонитриле).
2TiCh ^ZE^ 2TiCh (катод) + Cl2t (анод)[в конц. НС1].
Tih — ИОДИД THTAHA(IV)
Красно-коричневый, низкоплавкий, легкокипящий. При сильном нагревании 356
разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами. Образует иодокомплексы. Получение см. 70211, 710™.
М, = 555,50; d = 4,40; t™ = 155° С; /к„„ = 379,5° С.
Tih = Ti + 2h(550- 1100° С).
Tih + ЗН2О = TiO(OH)2l + 4HI(кип.).
3Til4 + 5H2SO4 (конц.) = 3Ti(SO4)Oi + 6124- + 2Si + 5Н2О
(примеси H2S, SO2).
Til4 + 4NaOH (разб). = TiO(OH)2l + 4NaI + H2O.
Til4 + 2KI = K2[ril6] (красн.)[200° С].
ЦИРКОНИЙ
Zr —ЦИРКОНИЙ
Белый, довольно пластичный (хрупкий в присутствии примесей ZrO2, ZrN, ZrC, ZrH2), тугоплавкий, высококипящий. На воздухе не тускнеет. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Устойчив к коррозии в химически агрессивных средах. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами (даже в расплаве), гидратом аммиака. Простых аквакатионов не образует. Переводится в раствор действием концентрированной серной кислоты, фтороводородной кислоты, «царской водки». Реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом при нагревании. Слабый восстановитель. Поглощает заметные количества Н2 и О2. Промышленно важен сплав с железом — ферро- цирконий (40% Zr). Получение см. 7137, 7176, 7191.
Л/г = 91,224; <7=6,50; гпл = 1855° С; /кип = 4340° С.
Zr + 2Н2О (пар) = ZrO2 + 2Н2(выше 300° С, примесь ZrH2).
Zr + 4H2SO4 (конц.) ——♦ H2[Zr(SO4)2O] + 2SO2T + 3H2O.
Zr + 4HF (конц.) + H2O = H2[ZrOF4] + 2H2t.
3Zr + 6HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 + 4NOf + 2H2O.
100- 350° С „
Zr + Н2 <-? ZrH2 (сер., точнее ZrH2-x)[0,1<х<0,7].
выше 400° С
Zr + О2 = ZrO2(200—700° С).
Zr (порошок) + 2Е2 = ZrE4(200—400° С; Е = F, С1).
Zr (порошок) + 2Вг2 = ZrBr4 (бел.)[380° С]
Zr + 2I2 = Zrl4(300—500° С, pY
„ S. 600- 650° С „ „800° С„
Zr ► ZrS3 (оранж.)> ZrS2 (кор.).
2Zr + N2 = 2ZrN (желт.)“S[700 - 800° С].
ZrO2 — ОКСИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Бадделеит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • лН2О. Химически стой-
кий (особенно в прокаленном виде); ие реагирует с хлороводородной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной серной кислотой, переводится в раствор концентрированной фтороводородной кислотой. При высокой температуре галогенируется, реагирует с гидроксидами типичных металлов. Восстанавливается углеродом. Получение см. 712Ь6, 714', 715*, 7181,2'4.
М, = 123,22; d = 5,89; /пл = 2700° С; /,нп * 4300° С.
ZrO2 иН2О = ZrO(OH)2 + (и - 1)Н2О(140° С).
ZrO^ + 2H2O<Z=? ZrIV + 4ОН"; рПР25 = 63,86.
ZrO2 + 2H2SO4(60%) —т—* Zr(SO4)2i +’2Н2О.
ZrO2 + 4HF (конц.) = H2[ZrOF4] + Н2О.
ZrO2 + С (графит) + 2Е2 = ZrE4 + СО2(500—700° С; Е = С1, Вг).
ZrO2 + 2МОН = M2ZrO3 + Н2О.(1000—1100° С; М = Na, К).
ZrO2 + 2С (кокс) + Fe = (Zr, Fe) + 2СО(1400— 1600° С),
ферроцир-
коний
714. ZrO(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ЦИРКОНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • «Н2О, который при слабом нагревании переходит в ZrO(OH)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами. Получение см. 7 1 3*, 7174, 7 1 86,7.
Мг= 141,24;</=3,25.
ZrO(OH)2 = ZrO2 + Н2О(300—600° С).
ZrO(OH)2(T) + НгО*^ Zr,v + 4ОН"; рПР25 = 30,98.
ZrO(OH)2 + 2НС1 (разб.) = ZrCl2O(p) + 2Н2О.
4 ZrO(OH)2 + 2Н28О4(60%-я) = Zr(SO4)24- + ЗН2О.
ZrO(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Zr(NO3)2O(P) + 2Н2О.
ZrO(OH)2 + NaOH(30%-fl) + 4Н2О<^ Na[Zr(H2O)3(OH)5],
ZrO(OH)2 + 2NaOH(40%-fl) + HjO^ZT? Na2[Zr(OH)6],
715. ZrSiO4 — ОРТОСИЛИКАТ ЦИРКОНИЯ(1У)
Циркон. Белый, при прокаливании разлагается. По-видимому, является двойным оксидом (ZrSi)O4. Не растворяется в воде. Химически стойкий, не разлагается сильными кислотами, частично разлагается в концентрированной фтороводородной кислоте, щелочах. При высокой температуре реагирует с гидроксидами и оксидами типичных металлов. Получение см. 718я.
М,= 183,31;</=4,169.
ZrSiO4 = ZrO2 + SiO2(1540— 1900° C).
4ZrSiO4(T) + 24H2O<=? [Zr4(H2O)16(OH)8lR++4H2SiO^; рПР25 = 29,08.
ZrSiO4 + 10HF (конц.)^^ H2[ZrOF4] + H2[SiF6] + 3H2O.
ZrSiO4 + 5NaOH (конц.) + ЗН2О*=» Na[Zr(H2O)3(OH)5] + Na4SiO4
(400° C, pY
ZrSiO4 + 4NaOH = Na2ZrO3 + Na2SiO3 + 2H2O(580—650° C).
ZrSiCU + 2CaO = (CaZr)O3 + CaSiO3(выше 1100° C).
ZrSiCU + 4C (кокс) + 4C12 = ZrCU + SiCU + 4CO(850— 1000° C).
ZrF4 — ФТОРИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Белый, при сильном нагревании возгоняется. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидрат ZrF4 • ЗН2О имеет строение [Zr2(H2O)6F6]F2. Разлагает- ■ ся горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. Получение см. 712'.
М, = 167,22; d = 4,6; гсу6л > 600° С;
tnn = 910° С (р); к., = 1 ,5й5’, 1,39<5O,.
ZrF4 • ЗН2О = ZrF4 + ЗН2О(80—100° С, вак ).
2ZrF4 (разб.) + 8Н2О = [Zr2(H2O)2(OH)4F6]2 + 2Н3О+ + 2HF (комн ), ZrF4 + ЗН2О = ZrOF2 • 2Н2О4- + 2HF(выше 50° С).
ZrF4 + 2H2SO4 (конц., гор.) + Н2О = H2[Zr(SO4)2O] + 4HFT.
ZrF4 +Н2О = H2[ZrOF4f(в конц. HF).
ZrF4 + 3MF (конц.) = M3[ZrF3](M = Na+,NHi),
злпо р365 ° С500-600 С
(NH4)3[ZrF7] L > (NH4)2[ZrF6] > NH4[ZrF5] > ZrF4.
H4F-NH4F-NH3. -HF
ZrCU — ХЛОРИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Белый, весьма летучий, плавится только под избыточным давлением. Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами, цирконием. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 7127, 7135, 7157, 7181.
М, = 233,04; ^=2,80; г™ = 437-438° С (»; гсу6л = 331°С.
ZrCU> ZrCl3, ZrCl2, ZrCl■ (выше 1700° С).
-Ch
ZrCU (разб.) + H2O (хол.) = ZrCl2O(p) + 2НС1.
3ZrCU + 6H2O = [Zr3Cl3(OH)6|Cl3 + 6HC1(в конц. НС1)
ZrCU + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)2i + 4NaCl + H2O,
ZrCU + 4(NH3 ■ H2O) [конц.] = ZrO(OH)24- + 4NH4C1 + H2O.
ZrCU + O2 = ZrO2 + 2C12(600° C).
ZrCU + 4Na = Zr + 4NaCl(500° С, вак ),
(700° C) [460—500° C, p],(700° C) [460—500° C, p],ZrCU + 2Mg = Zr + 2MgCh
(700° C) [460—500° C, p],
(700° C) [460—500° C, p],
3ZrCU + Zr = 4ZrCh (зел.)
Zr. 350° CZr. 625—800° C _ „. ..
ZrCU > ZrCh (черн.) ► ZrCl (черн).
ZrCU + ChO = ZrChO-l- + 2Ch(комн., в жидк. CCU)
ZrCU + 2KC1 = K2[ZrCU](500° C, p).
10. 2ZrC14<MM=? ZrCli + [ZrCl5r*=» ZrCl2+ + [ZrCU]2".
718. ZrChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД ЦИРКОНИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, значительно меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат ZrCl2O ■ 8Н2О имеет строение [Zr4(H2O)16(OH)8]CU ■ 12Н2О. Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7143, 7172'9.
Мг= 178,13; df = 1,91 (кр.);
Гпл = 115° С (разл); к, = 51,8<2О), 85<60).
2ZrCl2O = ZrCU + ZrO2(выше 250° С).
ZrChO 8Н2О = ZrChO+ 8Н2О(115—150° С),
ZrCl2O • 8Н2О = ZrO2 + 2НС1 + 7Н2О(выше 300° С).
4ZrCl2O (разб.) + 20Н2О (ход.) = [гп(Н2О)16(ОН)8]8+ + 8СГ, 2ZrCl2O + 6Н2О (гор.) = Zr2Cl2O3 • 5H2Ol + 2НС1.
ZrChO + Н2О (пар) = ZrO2 + 2НС1(выше 300° С).
3ZrCl2O + ЗН2О = [гг3С13(ОН)б]С1з(в конц. НС1).
ZrChO + 2NaOH (разб.) = ZrO(OH)2J- + 2NaCl, ZrChO + 2(NH3 ■ H2O) [конц.] = ZrO(OH)24- + 2NH4CI.
ZrChO + Na2S + 2H2O = ZrO(OH)2i + H2ST + 2NaCl, ZrChO + Na2CO3 + H2O = ZrO(OH)24- + CO2t + 2NaCl.
ZrChO + Na4SiO4 + 2HC1 (разб.) = ZrSiO44- + 4NaCl + H2O.
Zrh — ИОДИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Желто-оранжевый, при умеренном нагревании летучий, при прокаливании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами, щелочами, аммиаком при высокой температуре. Получение см. 7129.
М,= 598,84: rf=4,76; г™ = 500° С tpY ГсУбл = 418°С.
1.
Zrl4 = Zr + 2h
(1300—1400° C).
2.
Zrl4 + H2O = ZrI2O>L + 2HI.
3.
Zrh + 4H2SO4 (конц.) = H2[Zr(SO4)2O] + 2I24- + 2SO2 + 3H2O.
4.
Zrh + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)2l + 4NaI + H2O.
5.
2ZrI4 + 2NH3 = 2ZrN + 3H2 + 4I2
(1000° C).
ГАФНИЙ. РЕЗЕРФОРДИЙ
Hf — ГАФНИЙ
Белый, достаточно тяжелый, более твердый, чем цирконий; тугоплавкий, вы- сококипящий. На воздухе не тускнеет. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Устойчив к коррозии в химически агрессивных средах. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами (даже в расплаве), гидратом аммиака. Переводится в раствор концентрированными серной и фтороводородной кислотами, «царской водкой». Окисляется кислородом при высокой температуре (медленнее, чем цирконий), реагирует с галогенами, серой, азотом. Получение см. 7246, 726*.
Мг= 178,49; d = 13,29; 1„„ = 2230° С; /ки„« 4620° С.
Hf + 2Н2О (пар) = НЮ4 + 2Н2(300° С, примесь HfH2).
Hf + 4H2SO4 (конц.) = Н 2[Hf(SO4)2O] + 2SO2T + ЗН2О.
3Hf + 6НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = [НЬСЬ(ОН)б]С13 + 4NOT + 2H2O.
Hf + 4HF (конц.) + H2O = H2[HfOP4] + 2Н2Т.
100 --350°С
Hf + Н2 < -—? HfH2 (сер.).
выше 400° С
Hf+O2=HfO2(700° С).
Hf (порошок) + 2Е2 = НГЕ4(200 400° С; Е = F, С1).
Hf + 2Вг2 = HfBr4 (бел.)[320—350° С].
НГ+212 = НП4(300—500° С, р).
5.600 -650° С..800° С.
Hf► HfS3 (оранж.) > HfS2 (кор.).
2Hf + М2 = 2HfN (кор.)[700 -800° С].
HfO2 —ОКСИД ГАФНИЯДУ)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Из раст вора осаждается желтый гидрат НГО2 • пН2О, при нагревании переходит в HfO(OH)2. Химически стойкий, особенно в прокаленном виде. Не реагирует с хлороводородной и азотной кислотами, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной серной кислотой, переводится в раствор действием концентрированной фтороводородной кислоты. При высокой температуре галогенируется, реагирует с гидроксидами типичных металлов. Восстанавливается углеродом. Получение см. 720е6. 7221, 7245, 725124.
Мг= 210,49; <7=9.68: /пл = 2790° С: zK„„ » 5400° С.
НЮ2 «Н2О = НЮ(ОН)2 + (л - 1)Н2О(140—200° С).
НГО2(Т) + 2Н2О^=* HP + 4ОН"; рПР25 = 63,94.
НЮ2 + 2Н25О4(60%-я) —Hf(SO4)2l + 2Н2О.
HfOz + 4HF (конц.) = Нг[НЮР4] + НгО.
НЮг + С (графит) + 2Е7 = HfE4 + СОг(выше 500° С; Е = С1, Вг),
НЮг + 4HF = HfF4 + 2Н2О,(500—550° С).
НЮ2 + 2МОН = МгНГО3 + Н2О(1000—1100° С; М = Na, К).
НЮ(ОН)г —ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ГАФНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается желтый гидрат НЮ2 иН2О, при нагревании переходит в НЮ(ОН)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами. Получение см. 721', 7244, 7256'7, 726*
М, = 228,50.
НЮ(ОН)2 = НЮ2 + Н2О(600— 1000° С).
НЮ(ОН)кт) + П2О<=» Hl4* + 4ОН ; рПР25 = 28,90.
НЮ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = HfCl2O(p) + 2Н2О.
НЮ(ОН)2 + 2Нг8О4 (60%-я) = Hf(SO4)zJ- + ЗН2О, НЮ(ОН)2 + 2HNO3 (разб.) = Hf(NO3)2O(p) + 2НгО.
НЮ(ОН)г + NaOH (30%-й) + 4Н2О<=* Na[Hf(HzO)3(OH)5],
HfO(OH)2 + 2NaOH (40%-й) + Н2О<=? Na2[Hf(OH)6].
HfF4 — ФТОРИД ГАФНИЯ(1У)
Белый, при нагревании возгоняется. Не растворяется в холодной воде. Кристаллогидрат HfF4 • ЗН2О имеет строение [Н(г(НгО)бРб]р2. Разлагается горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. Получение см. 7207, 7215, 7249.
Л/г = 254,48; d =7,13; ■ t^ > 970° С;/пл » 1020° С (ру рПР25 = 24,52.
HfF4 ■ ЗН2О = HfF4 + ЗН2О(80—100° С, вак.).
HfF4 + ЗН2О = НЮР2 2Н2ОФ + 2HF(выше 70° С).
HfF4 + 2H2SO4 (конц., гор.) + Н2О = H2[Hf(SO4)zO] + 4HFt.
HfF4 + Н2О = Н2[НЮР4](в конц. HF).
HfF4 + 3MF (конц.) = Мз[Н(Г7](М = Na+,NHJ),
240° С350 °C500-600 ° С
(NH4)3[HfF7] L > (NH4)2[HfF6] > NH4[HfF5] >HfF4.
"NH4F-NH4F-NHj. -HF
HfF4 + 4LiF = Li4[HfF8](900° C),
HfF4 + 2MF = M2[HfF6](700—900° С; M = K, Rb, Cs).
HfCl4 —- ХЛОРИД ГАФНИЯ(1У)
Белый, весьма летучий, плавится под избыточным давлением. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом
аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами, гафнием. Образует хлорокомплексы. Получение см. 7207, 721 , 725 .
М. = 320,30; 1„л = 435° С (р); /су6л = 315° С.
HfCU> HfCU, HfCl2, HfCl(выше 1700° С).
-Ch
HfCU (разб.) + H2O (хол.) = HfCl2O<p) + 2НС1.
3HfCU + 6H2O = [НГ3С1з(ОН)б]С1з + 6HC1(в конц. НС1).
HfCU + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)2i + 4NaCl + H2O, HfCU + 4(NH3 H2O) [конц.] = HfO(OH)24- + 4NH4C1 + H2O.
HfCU + O2 = HfO2 + 2C12(500° C).
HfCU + 4Na = Hf + 4NaCl(450—500° С, вак.),
HfCU + 2Mg = Hf + 2MgCl2(650—700° C).
3HfCU + Hf = 3HfCl3 (зел.)[500° С, p].
35O, rHf, 625-800 °C
HfCUHfCl2 (черн.)> HfCl (черн).
HfCU + 4НР(Ж) = HfT4 + 4HC1.
HfCU + 4N20s = HffNCUU'l + 4(NO2)C1(комн., в жидк. CCU).
HfCU + C12O = HfCl2O4- + 2C12(комн., в жидк. CCU).
HfCU + 2KC1 = K2[HfCI6](500° C,p).
гНГСЦжн^* HfC13 + [HfCl5]\Z=* НГС1Г + [HfCl6]2\
HfChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД ГАФНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, хуже — в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат HfCl2O • • 8Н2О имеет строение [Hf4(H2O)i6(OH)8]CU • 12Н2О. Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 7223, 7242'".
М, = 265,40.
2HfCl2O - HfCU + HfO2(выше 300° С).
HfCl2O 8Н2О = HfCl2O + 8Н2О(выше 65° С).
4HfCI2O (разб.) + 20Н2О (хол.) = [Hf4(H2O)ie(OH)8]8+ + 8СГ,
2HfCl2O + 6Н2О (гор.) = Hf2Cl2O3 5H2Ol + 2НС1.
HfCl2O + Н2О (пар) = HfO2 + 2НС1(выше 300° С).
3HfCl2O + ЗН2О = [НГзС1з(ОН)6]С1з(в конц. НС1).
HfCl2O + 2NaOH (разб.) = HfO(OH)2J- + 2NaCl, HfCl2O + 2(NH3 • H2O) (конц.) = HfO(OH)2J. + 2NH4C1.
HfCl2O + Na2S + 2H2O = HfO(OH)2i + H2St + 2NaCl, HfCl2O + Na2CO3 + H2O = НЮ(ОН)2Ф + CO2t + 2NaCl.
НЛ4 — ИОДИД ГАФНИЯ(1¥)
Желто-оранжевый (крупные кристаллы — коричневые), при нагревании летуч, при прокаливании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами, щелочами, аммиаком при высокой температуре. Получение см. 7209.
Л/г = 686,11; d =5,60; /пл = 449—455° С (р); /субл = 392° С.
НП4 = НГ+212(1100° С).
НП4 + Н2О = НП2ОФ + 2Н1.
НП4 + 4H2SO4 (конц.) = H2[Hf(SO4)2O] + 2lJ + 2SO2T + ЗН2О.
НП4 + 4NaOH (разб.) = НЮ(ОН)2Ф + 4NaI + Н2О.
2НП4 + 2NH3 = 2HfN + ЗН2 + 412(900—1000° С).
Rf—РЕЗЕРФОРДИЙ
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 26lRf (период полураспада 65 с). Химический аналог Hf; устойчивая степень окисления (+IV). Реагирует с хлором при 300—350° С с образованием RfCU. Летучесть RICH и НГСЦ одинакова. Проявляет, как и Hf, высокую способность к образованию в растворе анионных комплексов. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Rf синтезирован при бомбардировке Pu, Cm, Вк или Cf ядрами Ne, С, N или О на ускорителе. До 1997 г. имел название и символ курчатовий Ku.
МТ- 261,109.
ЭЛЕМЕНТЫ УБ-ГРУППЫ
ВАНАДИЙ
V — ВАНАДИЙ
Светло-серый металл; ковкий (в присутствии VN и VC — очень твердый н хрупкий), тугоплавкий. Не тускнеет во влажном воздухе. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. В растворе катион V2+ имеет фиолетовую окраску, ¥3+ - сине-зеленую, VO2+— синюю и VOp красную. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», фтороводородной кислотой, водородом, кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, аммиаком. Промышленно важен сплав с железом - феррованадий (35- 80% V). Получение см. 72910, 736*. 7401.
М, = 50,942; <7=5,96-6,12; /,,л=1920°С; /кип = 3450° С
V + 3H2SO4(kohu., гор.) = (VO)SO4 + 2SO2 + ЗН2О.
V + 6HNO3(kohu„ гор.) = (VO2)NO3 + 5NO2 + ЗН2О.
3V + 12НС1(конц.) + 4HNO3(kohh.) = ЗУС14(Ж| 4- + 4NOT + 8Н2О.
2V + 1 2НГ(конц„ гор.) = 2H3[VF6] + 3H2T.
5. 4V + 4NaOH + 5O2 = 4NaVO3 + 2H2O
(500—650° C),
4V + 12NaOH + 5O2 = 4Na3VO4 + 6H2O
(750—900° C).
до 500°C
2V + H2 <——> 2VH (cep.),
выше 900° C
4V(nopoiuoK) + 5O2 = 2V20s
(400-500° C).
8. 2 V + 5F2 = 2VF5
(300° C, p),
У(порошок) + 2C12 = VCi4
(200—350° С, ток Cl2).
9. V —^—> УВг2(кор.), УВгз(черн.)
[400—600° C],
V —-—> a-VI2 (черн ), p-VI2(KpaCH.), У13(черн.)
[300—500° С].
10. V(nopoiuoK) ——> VS, VS2, V2S3,V(S2 )2
(400—1000° C).
11. 2V + N2 = 2VN
(900- 1350° C),
V + VN = V2N
(1100—1400° C).
Р(красн.)
12. V> VP, VP2, V2P, V3P
(500 -550° C).
С(графит)
V» VC, V2C
2V + 2NH3 = 2VN + 3H2
(1300° C).
(900—1350° C).
729. V2O5 — ОКСИД ВАНАДИЯ(У)
Навахонт и алаит (гидраты). Оранжевый аморфный порошок или красно-коричневые кристаллы. Перегоняется с водяным паром. При нагревании плавится и разлагается. Очень мало реагирует с водой. Из раствора осаждается желтый гидрат V20s ■ лН2О (n = 1, 2, 3). В особых условиях образует коллоидный раствор. Проявляет амфотерные свойства (кислотные свойства преобладают): реагирует с кислотами, щелочами. Реагирует с типичными восстановителями в водной среде, восстанавливается водородом, кальцием и углеродом при высокой температуре. Получение см. 7287, 7301'7, 732кз.
М, = 181,88; d = 3,357; /„„ = 690° С; /кн„ = 1800° С (р); к, = О.О/25-100*.
]. 2V2O5 = 4VO2 + О2(700—1250° С, примесь V6O,3).
5V20s<t) + 7Н2О <: * H2V10O28 + 4НзО+(идет в малой степени).
V2O5 + 2Н2О(пар) = H4V2O7(r)(100° С).
V2O5 + бНСЦконц.) = 2(VO)C12 + С12Т + ЗН2О(кип.).
2V2O5 + 4H2SO4(kohu.) —-—► 4(VO)SO4 + 4Н2О + О2Т(кип.),
V2O5 + 2HNO3(kohu.) = 2(VO2)NO3 + Н2О.
6,- У2О5 + 6МОН(10%-й) = 2МзУО4 + ЗН2О(М = Na, К),
V2O5 + 2(NH3 ■ Н2О)[конц] = 2NH4VO3 + H2O.
V2Os + №2СО3(конц.) = 2NaVO3 + CO2t(кип.).
V2O5 + 2H2 = V2O3 + 2H2O(400 -500° C).
V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO(950° C).
VzOs + FezCh + 8С(кокс) = 2(V, Fe) + 8CO(1000° C).
феррованадий
VzOs + ЗС(кокс) + 6Clz = 2VCBO + 3CChO(300-350° C).
VzOs + ЗНг8О4(разб.) + S = У2(8О4)з1 + SOzt + 3HzO(кип.)
VzOs + 10НС1(разб.) ^^—> 2УС1з(катод) + 2СЬТ(анод) + 5HzO.
(VO)SO4 - СУЛЬФАТ ВАНАДИЛА
Синий, термически неустойчивый. В виде кристаллогидрата хорошо (но медленно) растворяется в воде, после кипячения в концентрированной серной кислоте становится зеленым и практически нерастворимым в воде. Ион VO2+ в растворе имеет строение [V(HzO)sO]2+. Разлагается концентрированной азотной кислотой, щелочами. Восстанавливается цинком в кислотной среде, окисляется перманганатом калия. Получение см. 728', 7295, 7327.
Л/,= 163,00; </=2,21(кр); fo = 112,75<22).
2(VO)SO4 = VzOs + SOz + 8Оз(520-530° С).
(VO)SO4 • ЗНгО(гол ) = (VO)SO4 + ЗН2О(260-280° С).
(VO)SO4 + 5HzO = [У(НгО)зОРДсин.) + SO^ ",
[V(HzO)sO]2+ + HzO «^ [V(H2O)4O(OH)]++ НзО+; рКк = 2,65.
(VO)SO4 + 2HNO3(kohu.) = (VO2)NO3 + NOz + HzSO4.
(VO)SO4 + 2NaOH(pa36.) = VO(OH)zi + Na2SO4.
(VO)SO4 + 4НС1(разб.) + H°(Zn) —> VCh + HzSO4 + HC1 + HzO.
10(VO)SO4(kohu.) + 2KMnO4 + 7HzO = 5V20sl + 2MnSO4 + 7HzSO4 +
+ KzSO4эл из(кип., в разб. HzSO4).
(VO)SO4[HzSO4(kohh.)] .q’t^”^H[V(SO4)2], У8О4(катод).
NaVOs - МЕТАВАНАДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде, бесцветный ион VO3 в растворе тримерен (V3O$ "), раствор быстро желтеет из-за разложения. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Вступает в реакции обмена. Получение см. 728s, 7297, 732s, 7333.
М,= 121,93; d = 2,79(кр.); ?Пл = 630° С; ks = 21,K2S), 38,8<75).
NaVOs 2HzO = NaVOs + 2H2O(300-400° C).
3NaVOs(pa36.) + 12HzO = 3[Na(H2O)4]+ +- V3O^ ",
5V3O^" + ЗН2О ^-CIpo > HV10O^ (желт.) + 5HVO^ *.
10NaVOs(pa36.) + 2Н28О4(разб.) = NasVioOzs + 2Na2SO4 + 2HzO, 2NaVOs(KOHU.) + 2H2SO4(kohu.) = VzOsJ- + 2NaHSO4 + HzO.
2NaVO3 + NaOH(pa36.) = NasHVzO?, МаУОз(насыщ) + 2NaOH(KOnu.) = №зУО4Ф + HzO.
NaVOs + NH4C1(kohu.) = NH4VO3I + NaCl.
NaVOs + 2Н2О2(конц.) +НМОз(конц.) = Нз[УО2(О2")2] (желт.) + NaNOs + + Н2О.
NH4VO3 — МЕТАВАНАДАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, раствор быстро желтеет. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, гидросульфитом аммония. Получение см. 7296, 7315.
М. = 116,98; d = 2,326; к, = 0,52(15), 1,6(50).
2NH4VO3 = V2O5 + 2NH3 + Н2О
(50—150° С, вак.; 500—550° С, на воздухе).
ЗМН4¥Оз(разб.) = 3NH; + V3O3 ,
5V3O^ + ЗН2О —^^ HV10O^a (желт.) +5 HVO^ .
2NH4VO3 + 2НС1(разб.) = V2O5i + 2NH4C1 + Н2О,
2NH4VO3 + 2НС1(конц.) + (л - 1)Н2О = V2O5 • лН2О (коллоид) + 2NH4CI.
NH4VO3 + ЗМаОН(конц) = Na3VO4 + NH3t + 2Н2ООсип).
2NH4VO3 + М2СОз (конц.) = 2М¥Оз + 2NH31 + CO2t + Н2О
‘(кип.; М = Na, К).
2NH4VO3 + 2Н2 = V2O3 + 2NH3 + ЗН2О(700—750° С).
4NH4VO3 + 2NH4HSO3 + 5H2SO4(pa36.) = 4(VO)SO4 + 3(NH4)2SO4 + 6Н2О
(кип.).
NH4VO3 + 2NH4HS + 2H2S = (NH4)3[VS4] (фиол.) + 3H2O
"(в разб. NH3 • Н2О).
I2NH4VO3 + Н3РО4(конц.) + 5НС1(разб.) = (NH4HPV12O36] + 5NH4C1 + + 4Н2О.
Na3VO4 — ОРТОВАНАДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Восстанавливается цинком в кислотной среде, реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 7285, 7296, 7314, 7324.
М,= 183,91; /щ, = 866° С; /с, = 22,1 Tt25>.
Na3VO4 • ЮН2О = Na3VO4 + ЮН2О(выше 300° С).
Na3VO4(pa36.) + 12Н2О (хол.) = 3[Na(H2O)4F + VO34 ,
VO4 + Н2О <=» HVO^ + ОН"; рХо = 2,87,
HVOF + Н2О /=? H2VO; + ОН"; рКо = 5,05;
2HVO2"*=» HV2OF + OH .
Na3VO4 + Н2О = NaVO3 + 2NaOH(кип).
10Na3VO4(pa36.) + 12H2SO4(pa36.) = КабУюОг^оранж.) + 12Na2SO4 + 12H2O, 2Ма3¥О4(конц.) + 6H2SO4(kohu.) = V2O5 i + 6NaHSO4 + 3H2O.
2Ма3УО4(насыщ.) + 2НСЮ4(4 М) = NaWAi + 2NaC104 + Н20(0° С).
2Na3VO4 + 6H2SO4 + Zn —^ 2(VO)SO4 + 3Na2SO4 + ZnSO4 + 6H2O.
Na3VO4 + 4Н2О2(конц.) = Na3[V(O|")4] (сине-фиол.) + 4H2O.
2Na3VO4 + 6H2O зпектр.°.лиз > 2V(OH)3i (катод) + О2Т(анод) + 6NaOH
(в атмосфере N 2).
VFs— ФТОРИД ВАНАДИЯ(У)
Белое твердое вещество, бесцветная вязкая жидкость. Легкоплавкий, низкоки- пящий. Энергично реагирует с водой, шеломами. Образует фторокомплексы. Получение см. 7288.
М,- 145,93; ^> = 2,177; /ПЛ=19,5°С; fK„n = 47,9° С.
VFs + Н2О(влага) = VOF3(жeлт.) + 2HF.
2VFS + 5Н2О = V2O5i + 10HF.
VFs + 2Н2О = H[V(OH)2F4]? + HF(0° С, в конц. HF).
2VFs + 1 ONaOH(pa36.) = V2O5i + 1 ONaF + 5H2O.
VFs(x) + MF = M[VF6](M = K, Ag).
VFs<x) <=» VF; + [VF6]-.
VC12 — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(Й)
Светло-зеленый (крупные кристаллы — черные), менее гигроскопичен, чем VC13 и VC14. Термически устойчивый. Хорошо растворяется в ледяной воде, разлагается в кислотной среде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щелочами. Очень сильный восстановитель. Образует хлорокомплексы. Получение см. 7361'7' ", 7378.
Л/г = 121,85; d = 3,09; tm « 1350° С.
VC12 + 6Н2О = [У(Н2О)б]2+(фиол.) + 2СГ(0° С, в атмосфере N2),
[V(H2O)6]2+ + Н2О 4=* [V(H2O)5OH]+ + Н3О+; рКк = 6,46.
2VCh + 2НС1(разб.) —I—» 2VC13 + H2t(20—80° С).
VC12 + Н2ЗО4(конц.) = (VO)C12 + SO2t + Н2О,
VC12 + ЗНМО3(конц.) = (VO2)C1 + 3NO2t + H2O + HC1.
VC12 + 2NaOH(pa36.) = У(ОН)2Ф(кор.) + 2NaCl (0° С, в атмосфере N2).
VC12 + H2O + 2AgNO3 = (VO)C12 + 2Agi + 2HNO3.
VC12 + MCI = M[VCh](при сплавлении; M = K\ TF.NHj),
VC12 + 2MC1 = M2[VC14](при сплавлении; M = К, Cs)
VC13 — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(Ш)
Фиолетовый, нелетучий. Плохо растворяется в воде, лучше — в подкисленной воде. Зеленый кристаллогидрат VCh • 6Н2О имеет строение [V(H2O)4C12]C1 ■ • 2Н2О. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, гидратом ам-
миака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Образует хлорокомплексы. Получение см. 72913, 7371'7'9
М, = 157,30;t/=2,87.
2 VCh = VCh + VCU(400 -500° С, в токе N2),
2 VCh = 2VCh + Ch(500—800° С, в атмосфере N2).
VCh • 6Н2О(зел.)Ф< * УС1з(насыщ.) + 6Н2О (0° С, в атмосфере НС1).
VCh + 6Н2О = [V(H2O)6]3+ + ЗСГ(в 4 М НСЮ4),
[У(Н2О)6]3+(разб.) + НгО ^ [V(H2O)5(OH)p+ (кор.) + НзО+; рК« = 2,92, 2[V(H2O)5(OH)]2+ <=» [У2(Н2О)|0О]4+(кор.) + Н2О.
VCh + 4Н2О = rV(H2O)4Cl2]+ + СГ(в конц. НС1).
2VCh + Н28О4(конц.) = 2(VO)C12 + SO2 + 2НС1, УС1з + 2НМО3(конц„ гор.) = (VO2)C1 + 2NO2 + 2НС1.
VCh + ЗКаОН(разб) = V(OH)3l + 3NaCl,
VC13 + 3(NH3 ■ Н2О)[конц ] ——♦ VO(OH)i + 3NH4C1 + H2O (кип.).
7.
VCh + H°(Zn, разб. НС1) —^ VCh + НС1, 2VCh + Н2 = 2VCh + 2НС1
(400° C),
2VCh + ЗН2 = 2V + 6НС1
(выше 900° C).
8.
VCh ——> K[VCU], Кз[УС16], К2[У2С19]
(800° C).
9.
2VCh + 12СО + 4Mg = Mg[V(CO)6]2l + 3MgCl2
(135° C,p, в пиридине),
Mg[V(CO)6]2 + 2HC1 = [V(CO)6] + MgCl2 + H2t
(комн., в эфире).
10.
VCh + 3Na(C5H5) = [VtCsHsh] + 3NaCl + C5H^
(кип. в диоксане).
И.
2VCh -J]^?^^]!!!» 2УС12(катод) + C12T(анод)
(в разб. НС1).
737. VCh — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(1У)
Темно-красная жидкость, вязкая, тяжелая, летучая. Разлагается при нагревании, на свету, во влажном воздухе («дымит»), В особых условиях получен твердый коричневый димер V2Ch со строением УСЦ [VCh]” рпл = 260° С). Не смешивается с ледяной водой. Реагирует с горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами, фтороводородом. Восстанавливается водородом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 72837361, 7394
М, = 192,75; d = 1,83(М>; г™ = -20,5° С; zK„„ = 153° С (разл.).
2VC14 = 2УС1з + С12(153—170° С).
VCh + Н2О(влага) = (УО)С12 + 2НС1.
VCh + 8Н2О(гор.) = [У(Н2О)5О]2+(син.) + 4СГ + 2Н3О+.
VCU + 2НС1(конц.) = Н2[УС1б](Р)(кор.).
VCh + HNO3(kohu.) + Н2О = (УО2)С1 + NO2 + ЗНС1.
VCk + 4NaOH(pa36.) = VO(OH)2i + 4NaCl + H20.
VCk + H°(Zn, конц. HC1) ——> VC13 + HC1.
VCU + H2 = VC12 + 2HC1(500—600° C).
3VCU + V = 4VC13(320400° C).
VCU + 2MC1 = М2[УС1б](красн.)[400° С; M = K, Rb, Cs],
vc^ vci; + [vcis].
738. VCI3O — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ВАНАДИЯ
Желтая (с оранжевым оттенком) жидкость, тяжелая, летучая. Разлагается во влажном воздухе. Реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, цинком. Соединение VCls неизвестно. Получение см. 729", 7391.
М, = 173,30; d = 1,839(2О>; гпл = - 77° С; /,„„ = +126,7° С.
2УС13О + ЗН2О(хол.) = V2O5i + 6НС1, 2УС1зО(суспензия) = 2(VO)C12 + Cl2t(кип.).
VC13O + Н2О = (VO2)C1 + 2НС1(в конц. HNO3).
2VC13O + 6NaOH(pa36.) = V2O5 4- + 6NaCl + ЗН2О.
2VC13O + 8(NH3 • Н2О)[конц ] = 2NH4VO3i + 6NH4CI + 4H2O.
VChO + H2 = V(C1)O + 2HC1(500° С).
2VC13O + Zn = 2(VO)C12 + ZnCl2(400° C, pY
739. (VO2)C1 — ХЛОРИД ДИОКСОВАНАДИЯ(У)
Оранжево-красный, очень гигроскопичный. Ион VO2 устойчив только в сильнокислотной среде. Реакционноспособный; разлагается водой и щелочами, реагирует с пероксидом водорода. Сильный окислитель. Получение см. 7382.
М, = 118,39; d =2,29.
1.2.1.2.(150° C).(в 1 M НСЮ4). (в разб. HC1), (разбавление),(150° C).(в 1 M НСЮ4). (в разб. HC1), (разбавление),(кип).(кип).3(VO2)C1 = V2O5 + УС1зО
1.
2.
1.
2.
(150° C).
(в 1 M НСЮ4). (в разб. HC1), (разбавление),
(150° C).
(в 1 M НСЮ4). (в разб. HC1), (разбавление),
(кип).
(кип).
(VO2)C1 + ПН2О = [V(H2O)„O2]+ + сг
10(VO2)Cl + 8H2O = H6Vu>02« + 10HC1
H6Vio028 + 4H2O = H2V10O248 + 4Н3СУ
H2v10o;8- + H2O <=> HV,0O^8 + НзО'.
HV10O28 + H2o < * V10O28 (оранж.) + НзО+.
2(VO2)C1 + 8НС1(конц., хол.) = 2VC14<x)i + C12T + 4H2O, 2(VO2)C1 + 4НС1(конц.) = 2(VO)C12 + Cl21 + 2Н2О 2(VO2)C1 + 2МаОН(разб.) = V2O5i + 2NaCl + H2O.
(VO2)C1 + НС1(разб.) + H°(Zn) —^—* (VO)C12 + H2O.
2(VO2)C1 + 4НС1(разб.) + 2KI = 2(VO)C12 + I2i + 2H2O + 2K.C1.
2(VO2)C1 + 2НС1(разб.) + H2S = 2(VO)C12 + Si + 2H2O,
2(VO2)C1 + 2НС1(разб.) + SO2 = 2(VO)C12 + H2SO4.
2(VO2)C1 + 2(NH3OH)C1 = 2(VO)C12 + N2t + 4H2O (в разб. HC1).
(VO2)C1 + H2O2 + („ - 1)H2O = [V(H2O)„O(O^]C1 (красно-кор.)
[в разб. НС1].
|V(CO)6| — ГЕКСАКАРБОНИЛВАНАДИЙ
Черный с синевато-зеленым оттенком, летучий, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Растворяется в эфире (образуется оранжевый неустойчивый раствор). Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, реагирует с водородом, щелочными металлами, иодом. Получение см. 7369.
М,= 219,00.
[У(СО)б] = V + 6СО(60—70° С, в атмосфере М2).
[¥(СО)6] + ЗН28О4(конц., гор.) = (VO)SO4 + 2SO2 + ЗН2О + 6COt.
4[У(СО)б] + 17О2 = 2V2O5 + 24СО2(150 -200° С).
2[У(СО)б] + 3I2 = 2VI3 + 12COt(кип., в эфире).
2[V(CO)6] + Н2 «=» 2[V(CO)6H](0° С, р, в эфире).
[У(СО)6] + М = М[У(СО)б] (комн., в тетрагидрофуране; М = Na, К).
НИОБИЙ
Nb — НИОБИЙ
Светло-серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии NbH), тугоплавкий, высококипящий, коррозионно-стойкий. При нагревании на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой (быстрее — в присутствии азотной кислоты), щелочами при кипячении. Окисляется кислородом, галогенами. Реагирует с водородом. Промышленно важен сплав с железом — феррониобий (14—66% Nb, может содержать до 9% Та). Получение см. 74210, 7446, 7455,6
М,= 92,906; d = 8,560; tm = 2470° С; /Кип = 4927° С.
2Nb + 12НР(конц.) ——> 2H[NbF6] + 5H2t.
3Nb + 18НР(конц.) + 5HNO3(kohh.) = 3H[NbF6] + 5NO + ЮН2О.
2Nb(nopomOK) + 2№ОН(конц.) + 4H2O = 2(NaNb)O3i + 5H2t (кип.).
4Nb + 4NaOH + 5O2 = 4(NaNb)O3 + 2H2O(450—600° C),
4Nb + 12NaOH + 5O2 = 4Na3NbO4 + 6H2O(500—700° C).
20—400® C
5‘ 2Nb + H2^=^2NbH,
Nb + H2 = NbH2(350° C, pY
(выше 500° C).(выше 500° C).6. 4Nb + 5O2 = 2Nb2O5
(выше 500° C).
(выше 500° C).
7. 2Nb + 5E2 = 2NbEs7. 2Nb + 5E2 = 2NbEs(20 100° С, E = F; 100 -200° С, E = Cl).
7. 2Nb + 5E2 = 2NbEs
7. 2Nb + 5E2 = 2NbEs
Nb2Os — ОКСИД НИОБИЯ(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится химически пассивным. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Nb2Os ■ «Н2О, более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами, реагирует с карбонатами щелочных металлов при спекании. Восстанавливается водородом (в отличие от Та2О3). Легко хлорируется. Получение см. 7416, 7432, 744 .
Мг = 265,81; d = 4,47 5,29. 4,3(кр.);. I™ = 1490—1500° С.
Nb2O5 ■ Q;-> №О„(т.-син.)[800—1000° С, вак.; 2,4 < п < 2,5].
Nb2Os • «Н2О = Nb2Os + «Н2О(выше 500° С).
Nb2Os(T) + ЗН2О <=> 2NbO3 + 2Н3О+; рПР25 = 20,14.
Nb2O5 + 12НЕ(конц.) = H2[NbF7] + H2[NbOF5] + 4Н2О.
Nb2O5 + 6НР(25%-я, хол.) + 4K(HF2)(T) = 2K2[NbF7] + 5Н2О.
NaOH(KOHU.)
Nb2°5M * н^б) 7[Nb4Ol2(OH)4]8-.
Nb2O5 + M2CO3 = 2(MNb)O3 + CO2(800° С, вак.; M = Li, Na).
Nb2O5 + H2 = 2NbO2(cHH.) + H2O(800—1000° C).
Nb2Os + 5C(kokc) + 5C12= 2NbCl5 + SCO(600—900° C).
2Nb2Os —^^^-> 4МЬ4<(катод) + 5О2Т(анод)[в расплаве KF],
NbFs — ФТОРИД НИОБИЯ(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Реагирует с водой, разлагается разбавленными кислотами, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. 7417, 7443.
М, = 187,90; d = 3,293; г„л = 79,5° С; ?кип = 234,5° С.
NbF5 + Н2О(влага) = NbOF3 + 2HF, NbFs + ЗН2О(хол.) = [NbOFs]2" + 2Н3О+.
2NbF5 + 5Н2О = Nb2O54< + 10HF(кип. или в разб. H2SO4).
NbFs + 2КОН(разб.) = K2[NbOF5] + Н2О.
NbFs + 2HF(kohu.) = H2[NbF7],
NbFs + 2КР(конц.) = K2[NbF7](в 25%-й HF).
NbCls — ХЛОРИД НИОБИЯ(У)
Светло-желтый (почти белый), при нагревании становится темно-желтым. Легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воз-
духа. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кислородом. Восстанавливается натрием. Образует хлорокомплексы. Получение см. 7417, 7429.
М,= 270,17; d = 2,75; /пл = 204,7° С; ZK„„ = 247.4° С.
NbCls + Н2О(влага) = МЬС13О(бел.) + 2НС1, 2NbCl5 + 5Н2О = Nb20s4, + 10НС1.
NbCls + 6НаОН(конц.) = (NaNb)O3+ + 5NaCl + 3H2O.
NbCls + 5НГ(ж) = NbF5 + 5HC1T(кип.).
2NbCl5 + O2 = 2NbCl3O + 2C12(150° C).
4NbCl5 + Nb = 5NbCl4(300° C, py
NbCb + 5Na = Nb + 5NaCl(450° C).
NbCls,*) + MCI = M[NbCl6](M = Na+, K+, Rb+, Cs+,NH;).
K2|NbF7| — ГЕПТАФТОРОНИОБАТ(У) КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Умеренно растворяется в воде (изменение состава аниона), хорошо — в разбавленной фтороводородной кислоте. Из концентрированной фтороводородной кислоты осаждается K2[NbF7], из раствора на холоду — продукт гидролиза по аниону K2[NbOFs]. Разлагается серной кислотой. Восстанавливается натрием. Получение см. 7425.
Мт = 304,09; к, = 8<|8), 8,3(25).
K2[NbF7] + Н2О = K2[NbOF5] + 2HF.
K2[NbF7] + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + [NbF7]2"(в 10%-й HF).
K2[NbF7] + НР(40%-я) = K[NbF6] + K(HF2).
2K2[NbF7] + 2H2SO4 (разб.) + 5H2O = Nb2O54< + 2K2SO4 +14HF.
K2[NbF7] + 5Na = Nb + 2KF + 5NaF(1100°C).
2K2[NbF7] _2^!£i2E2^1> 2№Ф(катод) + 5Р2Т(анод) + 4KF (в расплаве KF).
ТАНТАЛ. ДУБНИЙ
Та —ТАНТАЛ
Серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии ТаН), тугоплавкий, высококипящий, коррозионно-стойкий. При нагревании на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Медленно реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой (быстрее — в присутствии азотной кислоты), концентрированными щелочами при кипячении. Окисляется кислородом, галогенами. Реагирует с водородом. Входит в состав промышленно важного сплава ниобия с железом (содержит до 9% Та). Получение см. 7494, 7507'8.
М, = 180,948; d = 16,60; tm = 3010° С; ZK„n = 5425° С.
2Та + 16НР(конц.) —L-> 2Н3[ТаР8] + 5Н2Т.
ЗТа + 21 НР(конц.) + 5НМО3(конц.) = 3H2[TaF7] + 5NOT + 10Н2О.
2Та + 2КаОН(конц.) + 4Н2О —х—* 2(NaTa)O3J- + 5Н2Т(кип.).
4Та + 2NaOH + 5О2 = 4(NaTa)O3 + 2Н2О(500° С),
4Та + 12NaOH + 5О2 = 4Na3TaO4 + 6Н2О(500—600° С).
20—400°€
2Та + Н22ТаН.
500^-1000° С
4Та + 5О2 = 2Та2О5(выше 600° С).
2Та + 5Е2 = 2ТдЕ5(20—100° С, Е = F; 170—250° С, Е = С1).
Ta2Os — ОКСИД ТАНТАЛА(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится химически пассивным. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Ta2Os • лН2О, более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами, аммиаком при нагревании. Восстанавливается углеродом, но не восстанавливается водородом (в отличие от Nb2Os). Легко хлорируется. Получение см. 7466, 7491, 750 .
М, = 441,89; d = 8,235; tm = 1890° С.
1.
TazOs • /1Н2О — ТагОз 4* /1Н2О
(выше 600° C).
2.
Та2О5 + 14НР(конц.) = 2H2[TaF7] + 5H2O.
Ta2O5 + 6HF(kohu., хол.) + 4K(HF2)(T) = 2K2[TaF7]; + 5H2O.
NaOH(xoHU.)
Ta2°xr)< НС1(разб) [Ta6Ol9] .
5.
Ta2O5 + 2NaOH = 2(NaTa)O3 + H2O
(500°
С).
6.
Ta2O5 + 5C(kokc) + 10Cl2 = 2TaCl5 + 5CC12O 2Ta2O5 + 1OC12 = 4TaCl5 + 5O2
(300—350°
(выше 1000°
С), С).
7. Та2О5 + 10НС1 = 2ТаС15 + 5H2O
748. TaFs — ФТОРИД ТАНТАЛА(У)
(выше 1000°
С).
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Плохо растворяется в концентрированных азотной и серной кислотах. Реагирует с водой, разлагается разбавленными кислотами, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. 7467, 7493.
М,= 275,94; </=4,74; t™ = 96,8° С; ZK„„ = 229,5° С.
TaF5 + ЗН2О = [ТаОР5]2" + 2Н3О+.
2TaF5 + 5Н2О = Ta2O5i + 10HF(в разб. H2SO4).
TaFs + 2КОН(разб.) = K2[TaOF5] + Н2О.
TaFs + ЗНР(конц.) = H3(TaF8].
ТаР5 + ЗКР(разб.) + H2O = K3[TaOF6] + 2HF(в разб. HF),
TaFs + 2КР(конц.) = К2[ТаР7](в конц. HF).
TaCIs — ХЛОРИД ТАНТАЛА(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящнй, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается типичными металлами, танталом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 7467, 7476'7.
Л/г = 358,21; ^ = 3,68; („л = 216,2° С; /к„„ = 239° С.
2ТаС15 + 5Н2О = Та2О5Ф + 10НС1.
Tads + 6NaOH(Konu.) = (NaTa)O3«L+ 5NaCl + 3H2O.
TaCIs + 5HFW = TaF5 + 5HC1T(кип.).
4ТаС15 + Та = 5ТаСЦ(кор.)[280—290° С],
ЗТаС15 + А1 = А1С13 + ЗТаСЦ(200—400° С),
2ТаС15 + 5Mg = 2Та + 5MgCl2(750° С).
ТаС^ж) + MCI = М[ТаС16](М = Na+, К+, Rb+, Cs+,NHJ).
K2|TaF?| — ГЕПТАФТОРОТАНТАЛАТ(У) КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Очень плохо растворяется в воде (изменение состава аниона), еще хуже — в разбавленном растворе фторида калия. Перекристаллизуется из концентрированной фтороводородной кислоты. Разлагается кипящей водой с образованием осадка К4Та4ОбР|2 (соль Мариньяка, эквимолярная смесь К2[Тар7], K2[TaOFs] и Ta2Os). Реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается натрием. Получение см. 747 , 7485.
Л/, = 392,13; /„л = 775° С; к, = 0,5(15).
К2[ГаР7](т) + 14Н2О 4=» [ТаОР6]3" + 2[К(Н2О)6Г + Н3О+ + HF.
4К2[ТаР7] + 6Н2О = К4Та4О6Р|2Ф + 4KF + 12HF(кип.).
2К2[ТаР7] + 2Н28О4(разб.) + 5Н2О = Ta2O5J< + 2K2SO4 + 14HF.
2К2[ТаР7] + ЮКОН = Ta2O5J< + 14KF + 5Н2О.
К2[ТаР7] + НР(45%-я) = К[ТаР6] + К(НР2).
К2[Тар7](Г) + КР(конц.) ^=? К3[Тар8](р),
К3[Тар8](Р) + Н2О 4=^7* К3[ТаОРб] + 2HF(разбавление).
К2[ТаР7] + 5Na = Та + 5NaF + 2KF(1100° С).
2К2[Тар7] —^2^^> 2ТаФ(катод) + 5Р2Т(анод) + 4KF (в расплаве КF).
Db — ДУБНИЙ
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп262ВЬ(период полураспада 34 с). Химический аналог Та, характерная степень окисления (+ V).
Летучесть DbEs и TaEs (Е = Cl, Вт) одинакова. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Db синтезирован при бомбардировке Ат или Cf ядрами Ne или N на ускорителе. До 1997 г. имел название и символ нильсборий Ns. Элементы 106-109, следующие за дубни- ем, с 1997 г. имеют названия и символы: 106 - сиборгий Sg, 107 - борий Bh, 108 - хассий Hs, 109 - мейтнерий Mt.
Mt = 262,114.
ЭЛЕМЕНТЫ VIE-ГРУППЫ
ХРОМ
Сг — ХРОМ
Серый металл; очень твердый, ковкий (технический продукт — хрупкий), тугоплавкий. На воздухе покрыт очень тонкой оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте, “царской водке”. Реагирует с разбавленными хлороводородной и серной кислотами, расплавами КС10з и KNOj. Медленно окисляется кислородом воздуха при нагревании, быстро - галогенами. Реагирует с серой, азотом. Промышленно важен став с железом - феррохром (60-85% Сг). Получение см. 7537, 7557, 758й, 76614,771 >.
М, = 51,996; d = 7,140; /пл = 1890° С; ?к„л = 2680° С.
1.
2.
2Сг + ЗН2О(пар)= СггОз + ЗН2(600—700° С).
Сг + 2НС1(разб.) + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12] + Н2Т,
Сг + 2НС1 = СгС12 + Н2(1150- 1200° С).
3.
Сг + Н28О4(разб.) = CrSO4 + Н2Т.
4.
5.
4Сг(порошок) + ЗО2 —-—» 2Сг2Оз(600° С).
2Cr(Hg) + О2 —х—> 2СгО(черн.)[30- 50° С],
ЗСгО = Сг2О3 + Сг(выше 700° С).
6.
7.
8.
9.
Сг + 2F2 = CrF4(350— 500° С, примесь CrFs).
ЗСг + 8F2 = 2CrFs + СгРб(400° С, р, охлаждение до - 150° С).
2Сг(порошок) + ЗЕ2 = 2СгЕ3(1100—1200° С; Е = С1, Вг).
2Сг + 312 = 2Сг13(черн.)[до 475° С],
Сг + ]2 = Сг12(красн.)[700° С].
10.
11.
12.
Сг -Al_> CrS, Cr2S3(1000° С).
Сг + N2 = 2СгЫ(черн.)[800—900° С].
2Cr + КСЮз = Cr2O3 + КС1(500—700° С),
2Cr + 3KNO3 = Cr2O3 + 3KNO2(400—550° С).
753. СггОз — ОКСИД ХРОМА(Ш)
Эсколаит. Темно-зеленый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами в раство-
ре, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства при высокой температуре; реагирует со щелочами, дисульфатом калия. Восстанавливается типичными металлами в жестких условиях, реагирует с сильными окислителями. Получение см. 7521'’ *, 7571, 761", 7621, 7682’
М, = 151,99; d = 5,21; г™ = 2340° С; U„ » 3000° С.
1 ■ Сг2О3(т) + 15Н2О ^=* 2[Сг(Н2О)6]’+ +6ОН"; рПР25 = 73,57.
2. Сг2Оз + 2МОН = 2МСгО2 + Н2О(400—500° С; М = Li, Na).
3.
СггОз + FeO = (СггРе) О4
(1600° С).
4.
Сг2О3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
(400—450° С).
5.
2Сг2Оз + Ог = 4СгО2 (чери.)
[400° С, р].
6.
Сг2Оз + ЗС (графит) + ЗС12 = 2СгС1з + ЗСО
(800° С).
7.
Сг2О3 + 2А1 = 2Сг + А12Оз
(800° С),
Сг2Оз + ЗСа = 2Сг + ЗСаО
(700—800° С).
8.
5Сг2О3 + 3H2SO4 (разб.) + 2Н2О + 6NaBrO3 =
ЗНгСггО?^) + ЗВг2 + 3Na2SO4
(кип.).
9. Сг2О3 + КСЮз + 2К2СО3 = 2К2СгО4 + КС1 + 2СО2 (500—700° С), Сг2О3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2 (400—600° C).
СгОз — ОКСИД XPOMA(VI)
Хромовый ангидрид. Темно-красный, гигроскопичный, летучий, низкоплавкий. Термически неустойчивый; при нагревании разлагается с образованием СгО2,б7 [или СгзО«, строение (Cr2v Crvl)O8], CrO2,62s [или СгеОг), строение (Сг3+)2(Сг2О7)3], СгО25 (или Cr2Os), СгО2.4 [или Сг5О|2, строение (Сг’+)2(СгО4)з], СгО2 и Сг2Оз. Проявляет кислотные свойства; химически растворяется в воде. В концентрированном растворе образуются изополихромовые кислоты Н2Сг„Озл+1 (л = 3, 4) и сильная дихромовая кислота Н2Сг2О7, в разбавленном растворе — сильная хромовая кислота Н2СгО4. Реагирует со щелочами и гидратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. 761.
М. = 99,99; d = 2,70; I™ = 195° С; к, = 167(20), 190(80).
220° С280° С370° С
СЮз —Ог* СГ°2'67 ' -02 * 1<>О2.625 + СгО2.5 + СЮ24] —^—>
500е С
> СгО2 (черн.) ———> Сг2Оз.
г) H2CrO4(p) + Н2О = НСГО4 + Н3о+,
НСгО; + Н2О <* СЮ4" (желт.) + НзО+; рКк = 6,50.
СгОз + 2НС1 (конц.) = СгС12О2(Ж)4- + Н2О(0° С, в конц. H2SO4).
СгОз + 2МОН (разб.) = M2CrO4 + Н2О(М = Na, К).
2СгОз + 2(NH3 ■ Н2О) [разб ] = (NH4)2Cr2O7 + Н2О,
СгОз + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = (NH4)2CrO4 + Н2О.
2СЮ3 + 5F2 = 2CrF5 + ЗО2(выше 300° С).
2СгО3(р) + 3H2S(P) = 2Cr(OH)3i + 3S1.
(Сг2Ге)О4 — ТЕТРАОКСИД ЖЕЛЕЗА-ДИХРОМА
Хромит. Двойной оксид, содержит Сг1П и Fe11. Коричнево-черный, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными сильными кислотами, щелочами. Восстанавливается углеродом, окисляется кислородом при высокой температуре. Получение см. 7533.
Мг = 223,84; d = 4,97; /пл = 2200° С; рПР25 = 95,47.
(Cr2Fe)O4 + 8НС1 (конц.) = 2СгС13 + FeCl2 + 4Н2О.
(Cr2Fe)O4 + 4H2SO4 (конц.) = Сг2(8О4)з + FeSO4 + 4Н2О.
(Cr2Fe)O4 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + Fe(NO3)3+ NO2 Т + 5Н2О.
(Cr2Fe)O4 + 6NaOH (конц.) + 4Н2О —-—> 2Na3[Cr(OH)6] + Fe(OH)2 4
(в атмосфере N2).
4(Cr2Fe)O4 + 24NaOH (конц.) + 14H2O + О2 (воздух) = 8Na3[Cr(OH)6] + + 4FeO(OH)J<.
4(Cr2Fe)O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Ре2Оз + 8CO2
(1000- 1200° C).
(Cr2Fe)O4 + 4C (кокс) = [Fe + 2Cr] (феррохром) + 4CO (1100 - 1200° C).
Cr(OH)2 — ГИДРОКСИД XPOMA(II)
Желтый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Кристаллогидрат Сг(ОН)2 • 4Н2О имеет внутрикомплексное строение [Сг(Н2О)4(ОН)2]. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляег оснбвные свойства, реагирует с кислотами. В виде суспензии легко окисляется растворенным в воде кислородом. Получение см. 7655.
И = 86,01; рПР25= 17,17.
2{Сг(ОН)2 4Н2О) =2СгО(ОН) + Н2 + 8Н2О(выше 150= С).
Cr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = СгС12 + 2Н2О.
4Сг(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Сг(ОН)з4<.
2Сг(ОН)2 + 4СН3СООН (конц.) = [Сг2(Н2О)2(СН3СОО)4] + (т.-красн.) + 2Н2О.
Сг(ОН)з — ГИДРОКСИД ХРОМА(Ш)
Серо-зеленый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается серо-голубой аморфный гидрат Сг(ОН)з ■ пН2О, легко образующий коллоидный раствор при пептизации хлоридом хрома(Ш); при стоянии под раствором теряет реакционную способность ("стареет"). Проявляет амфотерные свойства: реагирует с кислотами, щелочами. Почти не растворяется в гидрате аммиака. Получение см. 7548, 7585'6, 7596,7, 76610' ". 769 , 7702'3.
М,= 103,02;d=2,9.
Сг(ОН)3 = СгО(ОН) [зел ] + Н2О(100° С, на воздухе),
2Сг(ОН)3 = Сг2О3 + ЗН2О(430-1000° С),
Сг(ОН)3 ■ лН2О = Сг(ОН)3 + „Н2О(100° С, вак.).
Сг(ОН)з<т) + 6Н2О <=> [Сг(Н2О)6]3+ + ЗОН"; рПР25 = 30,13, Сг(ОН)з<т) + 6Н2О <=? [Сг(ОН)б]3 + ЗН3О+; рПР25 = 16,00.
Сг(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = СгС13 + ЗН2О, 2Сг(ОН)3 + 3H2SO4 (разб.) = Cr2(SO4)3 + 6Н2О, Сг(ОН)з + 3HNO3 (разб.) = Cr(NO3)3 + ЗН2О.
Сг(ОН)3 + 3HF (коиц.) = CrF34- + ЗН2О.
Сг(ОН)з + 3NaOH (конц.) = №з[Сг(ОН)б], Сг(ОН)3 + МОН = МСгО2 (зел.) + 2Н2О(300- 400° С; М = Li, Na).
2Сг(ОН)з + 4NaOH (кону.) + ЗН2О2 (конц.) = 2Na2CrO4 + 8Н2О.
Cr2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ХРОМА(Ш)
Светло-розовый, при нагревании разлагается. Кристаллогидрат Сг2(8О4)з ■ • 18Н2О со строением [Сг(Н2О)б]2(8О4)з ■ 6Н2О хорошо растворяется в воде, кристаллогидрат Сг2(8О4)з ■ 6Н2О со строением Н2[Сг2(Н2О)4 (5О4)з(ОН)2] - значительно хуже, безводная соль очень плохо растворяется в воде. В растворе протекает сильный гидролиз по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, жидким аммиаком. Слабый восстановитель, слабый окислитель. Образует двойные сульфаты — хромовые квасцы. Получение см. 7534, 7573, 7684.
Л/, = 392,18; d = 3,012, 1.7 (кр.); /пл = 80° С (кр); к„ = 64(25).
2Сг2(8О4)з = 2Сг2Оз + 6SO2 + ЗО2(выше 700° С, примесь 8Оз).
Cr2(SO4)3 • 18Н2О (фиол.) = Cr2(SO4)3 ■ 6Н2О (зел.) + 12Н2О (80° С), Cr2(SO4)3 • 18Н2О = Cr2(SO4)3 + 18Н2О(115 325° С. вак.).
Cr2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Cr(H2O)6]3+ + 3SO^"(комн.),
[Сг(Н2О)6]3+ + Н2О <=> [Сг(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; р/С, = 3,95, 2[Сг(Н2О)5(ОН)]2+ <=► [Сг2(Н2О)10(ОН)2]4+.
Сг2(8О4)з (конц.) + 6Н2О —-—> Н2[Сг2(Н2О)4(8О4)з(ОН)2](кип.).
Cr2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Сг(ОНМ + 3Na2SO4,
Cr2(SO4)3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4.
Cr2(SO4)3 + 6(NH3 ■ H2O) [разб.] = 2Cr(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
Сг2(8О4)з + 12МНз(Ж) = [Сг(МНз)б]2(8О4)з(-40° C).
Cr2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4.
Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3K2S2O6(O2) = K2Cr2O7 + 4KHSO4 + 5H2SO4
(в конц. H2SO4), Сг2(8О4)з + lONaOH (конц.) + 3H2O2 (конц.) = 2Na2CrO4 + 8H2O + 3Na2SO4.
Cr2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (конц.) + 24H2O = 2{MCr(SO4)2 • 12Н2О]Ф (фиол.) [0° С; M = Na+, K+, Rb+, Cs+, T1+,NHJ ].
2Cr2(SO4)3 + 2H2O -^^^+ 4CrSO4 (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
(0° C), 2Сг2(8О4)з + 6H2O эле-тролиз > 4СгФ (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4.
KCr(SO4)2 — СУЛЬФАТ ХРОМА(Ш)-КАЛИЯ
Красный, при нагревании разлагается. Темно-фиолетовый кристаллогидрат KCr(SO4)2 • 12Н2О (хромокалиевые квасцы) имеет строение [К(Н2О)б][Сг(Н2О)6] (SO4)2. Кристаллогидрат хорошо растворяется в воде, безводная соль — очень плохо. В растворе протекает сильный гидролиз по катиону хрома(Ш). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 75810.
М, = 283,22; d = 1,842 (кр.); ?пл = 89° С (кр.); к, = 12,51(25>.
4KCr(SO4)2 = 2Сг2О3 + 6SO2 + ЗО2 + 2K2SO4(700- 900° С).
KCr(SO4)2 • 12Н2О = KCr(SO4)2 + 12Н2О(350 400° С).
KCr(SO4)2 (разб.) + 12Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Сг(Н2О)6]3+ + 2S0f
(pH < 7, см. 7583).
2KCr(SO4)2 (конц.) + 6Н2О —х—* H2[Cr2(H2O)4 (SO4)3(OH)2] + K2SO4
(кип.).
2KCr(SO4)2 + 12Н2О + 6НС1(Г) = 2[Сг(Н2О)6] С134< + K2SO4 + 3H2SO4 ■
(0—10° С).
KCr(SO4)2 + ЗКОН (разб.) = Сг(ОН)3Ф + 2K2SO4, KCr(SO4)2 + 6КОН (конц.) = Кз[Сг(ОН)б] + 2K2SO4.
2KCr(SO4)2 + 6(NН3 • Н2О) [разб.] = 2Cr(OH)3J< + K2SO4 + 3(NH4)2SO4.
2KCr(SO4)2 + 2H° (Zn, разб.Н28О4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4.
2KCr(SO4)2 + ЮКОН (конц.) + ЗН2О2(конц.) = 2K2CrO4 + 8H2O + 4K2SO4.
760. K2CrO4 —ХРОМАТ КАЛИЯ
Тарапакаит. Желтый, при нагревании краснеет и плавится. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами. Значительно
более слабый окислитель в водном растворе по сравнению с К2СГ2О7. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7539, 7544, 761L 6
М, = 194,19; d = 2,732; /пл = 968,3° С; к, = 63,0(20), 75,1(80).
К2СгО4 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + СЮ^ , СЮ^ + Н2О^=* НСгО4 + ОН"; рКо = 7,50.
2К2СЮ4 + 2НС1 (разб.) = K2Cr2O7 + 2КС1 + Н2О, К2СЮ4 + 2НС1 (< 20%-я) = К[Сг(С1)О3] + КС1 + Н2О.
2K.2CrO.KT) + 16НС1 (36%-я, гор.) = 2СгС13 + ЗС12 Т + 8Н2О + 4КС1.
2К2СгО4 + H2SO4 (разб.) = К2СГ2О7 + К38О4 + Н2О.
2К2СЮ4 (конц.) + Н2О + 2СО2 = К2Сг2О7 + 2КНСО3(комн., р\
K2CrO4 + 2AgNO3 = Ag2CrOj + 2KNO3, K2CrO4 + Hg2(NO3)2 =Hg2CrO44- + 2KNO3.
K2CrO4 + M(NO3)2 = MCrO4l + 2KNO3(M = Ba, Pb, Hg).
2K2CrO4 + 2H2O (гор.) + 3H2S(r) = 2Cr(OH)3 + + 3S4- + 4KOH,
2K2CrO4 + 8H2O + 3K2S = 2К3[Сг(ОН)б] + 3S4< + 4KOH (в конц. KOH).
2K2CrO4 + 5KOH (конц.) + 8H2O + 3K[Sn(OH)3] = 2K3[Cr(OH)6] + + 3K2[Sn(OH)6].
K2CrO4 + 4H2SO4 (безводн.) + 2KC1 = CrCl2O2 + 4KHSO4 + 2H2O
(30— 50° C).
761. К2СГ2О7 — ДИХРОМАТ КАЛИЯ
Калиевый хромпик, лопецит. Оранжево-красный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; анион частично переходит в ион НСгО4>который подвергается кислотному протолизу. Устойчив в кислотной среде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, разлагается щелочами. Сильный окислитель в растворе и при спекании, реагирует с типичными восстановителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 7604.
Л/г = 294,18; d= 2,684; /ПЛ = 397,5°С; к,= 12,48(2О), 73.01 (80,.
4К2Сг2О7 = 4К2СгО4 + 2Сг2О3 + ЗО2(500—600° С).
К2СГ2О7 + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + Сг2О2" ,
Сг2О2" + Н2О *т=* 2НСЮ4; рКс = 2,2,
НСгО4 + Н2О4=> СгО4 + Н3О+; рКк = 6,50.
К2СГ2О7 (конц.) _К2сю4 '* к2Сг3О|0, К2Сг4О|3 (т.-красн.) [кип.].
К2Сг2О7(т) +14 НЕ (конц.) = 2CrE3 + ЗЕ2 + 7Н2О + 2КЕ (Е = Cl, Br, I). 5. К2СГ2О7 + 2H2SO4 (96'/о-я) = 2KHSO4 + 2СгО3 + + Н2О (75—90° С). 6. К2Сг2О7 + 2КОН (конц.) =.2К2СЮ4 + Н2О.
K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6KI = Cr2(SO4)3 + 312Ф + 4K2SO4 + 7H2O, K2Cr2O7(T) + 7H2SO4 (конц.) + 6KBr = Cr2(SO4)3 + 3Br2 + K2SO4 + 7H2O (кип.).
K2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3Si + 7H2O + K2SO4, K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 2Cr(OH)3i + 3Si + 2KOH, K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3Sl + 2KOH (в конц. KOH).
K2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 3SO2 = Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O, K2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3KMO2 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 4H2O + K2SO4. K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.
K2Cr2O7 + 8HCI (разб.) + 3C2H5OH = 2CrCl3 + ЗСН3С(Н)О + 7H2O + 2KC1 ■(кип.).
11. 8K2Cr2O7 + Cl2H22Oi! = 8Cr2O3 + 8K2CO3 + 4CO2 + 11H2O (120—450° C). 12. 3K2Cr2O7 + 21H2SO4 (разб.) + 8A1 = 6CrSO4 + 4A12($O4)3 + 21H2O + 3K2SO4,
K2Cr2O7 + 4А1 - 2Cr + 2KA1O2 + A12O3
(800—900° C).
13. K2Cr2O7 + 3H2 = Cr2O3 + 2KOH + 2H2O
(500° C).
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4
(800— !000°C).
K2Cr2O7 + 2C (кокс) = Cr2O3 + K2CO3 + CO
(800° C).
14. K2Cr2O7 + 2AgNO3 = Ag2Cr2O7i + 2KNO3.
K2Cr2O7 (насыщ.) Cr°3 > K2Cr3Oio, K2Cr4Ol3.
K2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 4H2O2 (конц.) = 2[Сг(Н2О)О(О2")2](р> (син.) + + 3H2O + K2SO4,
[Cr(H2O)O(Oh2](p) + U) = [Cr(L)O(O^2] (син.) + Н2О(Ж) (L - эфир).
(NH4)2Cr2O7 — ДИХРОМАТ АММОНИЯ
Оранжевый, при Hai-ревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), анион частично изменяет состав до НС1О4 и подвергается кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель в растворе. Получение см. 7545.
М,= 252,06; </=2,15; ks = 35,6<2О), 115<к<>>.
(МН4)2Сг2О7 = Сг2О3 + М2 + 4Н2О(168—185° С).
(NH4)2Cr2O7 (разб.) = 2NHJ+ Сг2О^ ,
Сг2О2" + Н2о <==» гНСгО^рК. = 2.2.
НСгО; + Н2О <=► СгО2 + Н3О+; рХк = 6,50:
NH4 + 2Н2О 4==^ NH3 ■ Н2О + Н3О+; рКк = 9,24.
(NH4)2Cr2O7(T) + 14 НЕ (конц., гор.) = 2CrE3 + ЗЕ2 + 7Н2О + 2NH4E
' (Е = С1, Br, 1).
(NH4)2Cr2O7 + 2NaOH (конц.) = Na2CrO4 + (NH4)2CrO4 + Н2О.
(NH4)2Cr2O7 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = 2(NH4)2CrO4 + Н2О.
(NH4)2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6K1 = Cr2(SO4)3 + 3I2i + 3K2SO4 + 7H2O + + (NH4)2SO4.
CrF4 —ФТОРИД XPOMA(IV)
Коричневый аморфный или темно-зеленый кристаллический, в газообразном состоянии — синий. Легкоплавкий, низкокипящий. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. 7526, 76615.
М, = 127,99; d = 2,89; t™ » 200° С; г™• 400° С.
3CrF4 + 10Н2О = 2Cr(OH)3l + H2CrO4 + 12HFt(кип).
2CrF4 + 8НС1 (конц., гор.) = 2СгС13 + Cl2t + 8HF.
3CrF4 + 20NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6] + Na2CrO4 + 12NaF + 4H2O.
CrF4 + SiO2 —L~* CrO2 + SiF4(350—400° C).
CrF4 + 2MF = М2[СгРб] (роз.)[в жидк. BrF3; М = К, Rb, Cs],
CrF5 — ФТОРИД XPOMA(V)
Красный, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, летучий. Разлагается водой, щелочами. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы. Образует фторокомплексы. Получение см. 7527, 7546.
М, = 146,99; U = 30°C.
3CrF5 + 11Н2О = Cr(OH)3l + 2Н2СгО4 + 15HF.
СгР5 + 5НС1 (конц.) = СгС13 + Cl2t + 5HF.
ЗСгР5 + 22NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 2Na2CrO4 + 15NaF + 8Н2О.
CrFs + 2SbFs(x) = (Crp;) [Sb2P 1 i](X) (кор.),
CrFs + CsF = С$[СгРб](в жидк. BrF3).
CrCh — ХЛОРИД XPOMA(II)
Белый, возгоняется при нагревании в вакууме, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, при стоянии из раствора выделяется водород. Темноголубой кристаллогидрат СгС12 • 4Н2О имеет строение [Сг(Н2О)4С12]; аналогичное строение имеет СгС12 в растворе. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный восстановитель, легко окисляется растворенным в воде кислородом. Получение см. 7522, 7562, 76613 14
Л/г =122,90; d = 2,75 -=- 2,90; Z„„ = 824° С; zK«n=1330°C.
СгС12 • 4Н2О = CrCh + 4Н2О(113° С).
СгС12 + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12](0° С),
[Сг(Н2О)4С12] + Н2О4=? [Сг(Н2О)5С1]+ + сг,
[Сг(Н2О)5С1]+ + Н2О ^=2 [Cr(H2O)4Cl(OH)J + НзО+.
2СгС12+ЮН2О—^ 2[Cr(H2O)4 ChJOH + Н2Т(комн.).
2СгС12 + 4H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + SO2T + 2Н2О+4НС1Т(кип.),
СгС12 + 4НМО3 (конц.) = Cr(NO3)3 + NO2T + 2НС1Т+Н2О(кип.).
СгС12 + 2NaOH (разб.) = Cr(OH)2l + 2NaCl(в атмосфере Н2).
СгС12 + 2(МНз • Н2О) [разб.] = Сг(ОН)2 Ф + 2NH4C1 (в атмосфере Н2).
4СгС12 + 18Н2О + О2 = 4[Сг(Н2О)4С12] ОН.
СгС12 + 2KF (насыщ.) = CrF2i + 2К.С1.
2CrCh + 10(NH3 • Н2О) [конц.] + 2МН4С1(Т) = 2[Сг(МН3)б]С1з>1- + Н2Т +
+ ЮН2О(осаждение этанолом).
2СгС12 + H[SnCl3] —1—» 2СгС13 + Sni + НС1(в разб. НС1).
2СгС12 (конц.) + 2Н2О + 4Na(CH3COO) = [Сг2(Н2О)2(СН3СОО)4]Ф + 4NaCl.
(т.-красн.)
СгОз — ХЛОРИД ХРОМА(Ш)
(кип.).(300° С), (50 -55D С), (200—220° С)(кип.).(300° С), (50 -55D С), (200—220° С)Фиолетово-красный тугоплавкий, разлагается при прокаливании. Сублимируется при нагревании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии СгС12), гидролизуется по катиону. Для кристаллогидрата СгОз • 6Н2О существуют изомеры: серо-голубой [Сг(Н2О)б]С1з, светло-зеленый [Сг(Н2О)5С1]С12 • Н2О и темно-зеленый [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О; зеленые изомеры нерастворимы в концентрированной хлороводородной кислоте. Из суспензии СгС1з • 6Н2О в эфире выделен коричневый кристаллогидрат СгОз • ЗН2О со строением [Сг(Н2О)зС1з]. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, в растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, кальцием, хромом. Слабый восстановитель, в растворе окисляется хлорноватой кислотой, перманганатом калия, галогенами, при высокой температуре — фтором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 752 , 7536, 757, 759.
(кип.).
(300° С), (50 -55D С), (200—220° С)
(кип.).
(300° С), (50 -55D С), (200—220° С)
1. 2СгС1з = 2СгС12 + С12
(1300° С).
2. [Сг(Н2О)б]С1з i*^^ СгОз (насыщ.) + 6Н2О
(0° С),
СгС1з: М, = 158,36; d = 2,76; Г™ = 1150° С (р); к, = 34,9(25). [Сг(Н2О)6]С1з: Мт = 266,45; d = 1,76; /пл = 95° С; к, = 77(25). [Cr(H2O)5Cl]Ci2: М, = 248,43; d = 1,76.
[Сг(Н2О)4С12]С1: М, = 230,42; d = 1,585; /„л = 83° С; к, = 50,6(25).
[Сг(Н2О)зС1з]: А/, = 212,40.
[Сг(Н2О)4С12]С1 • 2H2Oi <=> СгС13 (насыщ.) + 6Н2О
2{[Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О) = Cr2O3 + 6НС1 + 9Н2О(650° С),
[Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О —к-> [Сг(Н2О)4С12]С1 + 2Н2О
(комн., вак., над конц. H2SO4).
CrCh (разб.) + 6Н2О = [Сг(Н2О)6]3+ + ЗСГ(0— 10° С, pH < 7; см. 7583),
_ ci 3050° С- С1 . 50—80° С
[Сг(Н2О)6]3+ 7= I- [Сг(Н2О)5С1]2+ < н^== > [Сг(Н2О)4С12] .
(серо-гол.)2(св.-зел.)(т.-зел.)
2СгС13 (конц.) + 12Н2О —^ [Сг(Н2О)6]С1з + [Сг(Н2О)4С12]С1 (комн.), [Сг(Н2О)6]С1з (конц.) = [Сг(Н2О)5С1]С12 + Н2О (30—50° С, в разб. НС1), [Сг(Н2О)6]С1з (конц.) = [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2H2Ol (50— 80° С, в конц. НС1).
СгС1з 6Н2О = [Сг(Н2О)зС1з] + ЗН2О(Х)Ф(комн., в эфире),
[Сг(Н2О)3С1з] + Н2О = [Сг(Н2О)4С12]С1(кип.).
2СгС13 + ЗН2О (пар) = 6НС1 + Сг2О3(350— 450° С).
СгС13 + 3NaOH (разб.) = Cr(OH)3l + 3NaCl,
СгОз + 6NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 3NaCl.
CrCl3 + 3(NH3 • Н2О) [разб.] = Сг(ОН)31 + ЗМН4С1.
2СгС13 + ЗН2О + 3Na2CO3 = 2Cr(OH)3l + ЗСО2Т + 6NaCl.
4CrCl3 + ЗО2 = 2Сг2О3 + 6С12(800— 1000° С).
СгС1з + Н° (Zn, разб. НС1) + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12] + НС1,
2СгС13 + Н2 = 2СгС12 + 2НС1(420—500° С).
2СгС13 + Сг = ЗСгС12(250° С, в жидк. А1С13),
2СгС1з + ЗСа = 2Сг + ЗСаС12(900—1000° С, в атмосфере Аг).
2СгС13 + 4F2 = 2CrF4 + ЗС12(350—500° С).
2СгС13 + 3H2S = Cr2S3 + 6НС1(600— 650° С).
СгС13 + 6NH3(X) = [Cr(NH3)6]Cl3(-50° С, кат. NaNH2),
СгС13 + 5NH3<X) = [Cr(NH3)5Cl]Cl2(-33,4° С, кип.).
2СгС13 + 16NaOH (конц.) + ЗС12 = 2Na2CrO4 + 12NaCl + 8Н2О.
2СгС13 + НСЮз (конц.) + 4Н2О = H2Cr2O7(p) + 7НС1Т(кип.),
10СгС1з + 6КМпО4 (конц.) + 9H2SO4 (разб.) = 5H2Cr2O7(P) + 6MnSO4 + + 3K2SO4 + 30НС1Т(кип.).
СгС13 + 3KCN = Cr(CN)3 + ЗКС1,
СгС13 + 6KCN = K3[Cr(CN)6] (желт.) + ЗК.С1.
CrCh + 6СО + А1 (порошок) = [Сг(СО)б]4' + А1С1з (140° С, р, в бензоле).
СгС1з + 3Na(CsH5) = [Cr(CsH5)2] + 3NaCl + С5Н“ (кип. в диоксане).
2СгС1з(Р) —™?™> 2СгС12 (катод) + С12Т (анод).
СгС12О2—ДИОКСИД-ДИХЛОРИД ХРОМА
Темно-красная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с жидким PCI3O, тетрахлоридом углерода. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 7543, 76010
Л/г= 154,90; </=1,91(25); Z™ = -96,5° C; ZK„n = +H7°C.
СгОгОг + 2HzO (по каплям) = НгСгО4(оранж.) + 2НС1,
Н2С1О4 + Н2О = НСгО4 (оранж.) + НзО+(разбавление),
НС1 + Н2О = СГ + Из (У;
НСгО;+СГ+НзО+<=? [Сг(С1)ОзГ (оранж.) + 2Н2О.
СгС12О2 + 4NaOH (разб.) = Na2CrO4 + 2NaCl + 2Н2О.
СгС12О2 + 4(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2CrO4 + 2NH4C1 + 2Н2О.
O2S3 — СУЛЬФИД ХРОМА(Ш)
Черный, плавится под избыточным давлением пара серы, при прокаливании разлагается, на воздухе окисляется. Не растворяется в воде. Прокаленный продукт не гидролизуется водой (в отличие от AI2S3). Не осаждается из раствора вследствие полного гидролиза ионов Сг3+ и S2" при их совместном присутствии (как ионы А13+ и S2"). Разлагается водяным паром, кислотами, щелочами, частично — гидратом аммиака. Получение см. 752 °, 766 .
М,= 200,19; d=3,77; z™ » 1000° С (р).
Cr2S3 = CrS (черн.) + 2S(1350° С, вак ).
Cr2S3 + ЗН2О (пар) = Сг2Оз + 3H2S(400— 450° С).
Cr2S3 + 6НС1 (конц.) = 2СгС13 + 3H2ST.
Cr2S3 + 6H2SO4 (конц.) = Сг2(8О4)з + 3S>k + 3SO2 + 6Н2О,
Cr2S3 + ЗОНМОз (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O.
Cr2S3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3 [Cr(OH)6] + 3Na2S + 6H2O.
Сг28з<т) + 3(NH3 • H2O) [разб.] + 3H2O <=* 2Сг(ОН)з1 + 3MH4HS.
Cr2S3 + 3O2 = Cr2O3 + 3SO2(800—900° C).
|Сг(МНз)б|С1з — ХЛОРИД ГЕКСААММИНХРОМА(Ш)
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается. Чувствителен к свету. Умеренно растворяется в холодной воде, в разбавленном растворе протекает аквата- ция. Устойчив в сернокислотной и азотнокислотной средах. Разлагается кипящей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 765е, 76612
М,= 260,54;z/=l,59.
[Сг(МН3)б]С1з = СгС1з + 6NH3(выше 600° С).
[Сг(МНз)б]С1з(конц.) = [Сг(МНз)6]3+ (оранж.) + ЗСГ(комн).
[Сг(МНз)б]С1з + ЗН2О = Cr(OH)3i + ЗМНзТ + ЗМН4С1(кип).
[Сг(МНз)б]С1з (насыщ.) + НС1 (конц., гор.) = [Cr(NH3)5Cl]Cl21 + NH4C1.
[Сг(МН3)б]С13 (конц.) + ЗНМОз (конц.) = [Cr(NH3)6] (NO3M + ЗНС1 (0° С).
[Сг(КН3)б]С1з + 3NaOH (разб.) = Сг(ОН)31 + 3NaCl + 6NH3T (кип.).
Na3|Cr(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОХРОМАТ(1П) НАТРИЯ
Зеленый, термически неустойчивый. В растворе устойчив в сильнощелочной среде. Разлагается горячей водой, кислотами. Более сильный восстановитель и более слабый окислитель, чем Сг2(5О4)з и Сг(МОз)з. Не восстанавливается атомрым водородом. Получение см. 7575, 7585.
Мг = 223,01.
Na3[Cr(OH)6] = CrO(OH) + 3NaOH + Н2О(200° С),
Na3[Cr(OH)6] = NaCrO2 + 2NaOH + 2Н2О(400° С).
Na3[Cr(OH)6] + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [Сг(ОН)6]3 (в 10%-м NaOH), Na3[Cr(OH)6] (конц.) ——* Cr(OH)3l + 3NaOH
(разбавление водой или кип.).
Na3[Cr(OH)6] + ЗНС1 (разб.) = Сг(ОН)31 + 3NaCl + ЗН2О, Na3[Cr(OH)6] + 6НС1 (конц.) = СгС13 + 3NaCl + 6Н2О.
2Na3[Cr(OH)6] + 3NaClO (конц.) = 2Na2CrO4 + 3NaCl + 2NaOH + 5H2O
2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O, 2Na3[Cr(OH)6] + NaBrOs (конц.) = 2Na2CrO4 + NaBr + 2NaOH + 5H2O.
2Na3[Cr(OH)6](p) + 3Na2O2= 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O(кип.),
2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) + 3PbO2 = 2Na2CrO4 + 3Na2[Pb(OH)4] + + 2H2O.
|Сг(СО)б| — ГЕКСАКАРБОНИЛХРОМ
Белый, летучий, термически неустойчивый. Чувствителен к свету. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой. Окисляется хлором, кислородом. Восстанавливается натрием. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 76621.
М, = 220,06; d = 1,77; /пл = 154,5° С (р).
[Cr(CO)e] = Cr + 6СО(120- 200° С).
[Cr(CO)e] + 18НМО3 (конц.) = Сг(МО3)з + 15NO2T + 6СО2Т + 9Н2О.
4[Сг(СО)6] + 15О2 = 2Сг2О3 + 24СО2(300° С).
2[Сг(СО)6] + ЗС12 —^2СгС1з+12СО(комн.).
[Сг(СО)б] + 2Na = №2[Сг(СО)з] (желт.) + СОТ ( -40° С, в жидк. МНз). 6. 2[Сг(СО)6] + 4N2O5 = 2Cr(NO3)3 + 12СОТ + 2NOT (в жидк. ССЦ).
[Сг(СО)6] + СбНцж) = [Сг(СбН6)2 ] (кор.) + 6СОТ(кип.).
МОЛИБДЕН
Мо —МОЛИБДЕН
Светло-серый металл; достаточно твердый, пластичный. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с
водяным паром, концентрированными серной и азотной кислотами (особенно хорошо — в смеси с фтороводородной кислотой), при сплавлении — со щелочами на воздухе, кислородом, галогенами, серой, моно- и диоксидом углерода, сероводородом. Промышленно важен сплав с железом — ферромолибден (> 55% Мо). Получение см. 77410, 7776, 778к6, 779к ’.'
Мг = 95,94; d = 10,23; zn„ = 2620°C; zK„„ = 4630° С.
Мо + 2Н 2О (пар) = МоО2 + 2Н 2(700—800° С).
Mow + 4H2SO4 (конц.) <> H4[Mo(SO4)O4](P) + 3SO2 + 2Н2О.
Mo + 2НМО3 (30%-я, гор.) = МоО31 + 2NOT + Н2О.
Mo + 4HF (конц.) + 2HNO3 (конц., гор.) = H2[MoO2F4] + 2NOT + 2Н2О.
2Мо + 4NaOH + ЗО2 (воздух) = 2Na2MoO4 + 2Н2О(400— 500° С).
Mo + 2NaOH + 3NaNO3 = Na2MoO4 + 3NaNO2 + H2O (350—400° С), Mo + 2КОН + КС1О3 = К2МоО4 + КС1 + Н2О(400° С).
Mo + 3F2 = MoF6(20— 50° С),
2Мо (порошок) + 5С12 = 2МоС15(40— 100° С).
2Мо + ЗО2 = 2МоО3(600— 700° С, примесь МоО2).
Мо + 2S = MoS2(600—700° С),
Mo + 2H2S = MoS2 + 2Н2(выше 800° С).
Мо + 2СО2 = МоО2 + 2СО(1200° С),
Mo + 6СО = [Мо(СО)6](200° С, р\
773. МоО2 — ОКСИД МОЛИБДЕНА(1У)
Коричнево-фиолетовый, летучий при прокаливании, разлагается при высокой температуре. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается в виде МоО(ОН)2. Разлагается концентрированной азотной кислотой, частично реагирует с концентрированными щелочами. Окисляется хлором, восстанавливается водородом. Легко хлорируется и сульфидируется. Получение см. 772k |0, 77410, 778к3.
М, = 127,94; d = 6,47; рПР18 = 50,0.
1.
ЗМоО2 = Мо + 2МоО3
(1800° С).
2.
МоО2 + 2HNO3 (конц.) = МоО3Ф + 2NO2T + Н2О
(кип.).
3.
МоО2(Т) + 2NaOH (конц.) < * Na2MoOxP> (гол.) + Н2О.
4.
МоО2 + 2Н2 = Мо + 2Н2О
(700° С).
5.
МоО2 + 2С12 = МоС12О2
(350° С).
6.
МоО2 + 2ССЦ=МоСЦ + 2CCLO
(250° С).
7.
МоО2 + 2H2S = MoS2 + 2Н2О
(400° С).
774. МоО3 — ОКСИД МОЛИБДЕНА(У1)
Молибдит. Белый (крупные кристаллы — светло-зеленые), при нагревании обратимо желтеет, перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой. Из
холодного раствора осаждается желтый гидрат МоОз • 2Н2О (менее точно Н2МОО4 Н2О), из горячего раствора — белый гидрат МоОз • Н2О (менее точно Н2МОО4 — молибденовая кислота); они легко обезвоживаются концентрированной азотной кислотой, чувствительны к свету (синеют вследствие частичного восстановления Movl до Mov). Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор концентрированными кислотами (кроме азотной). В растворе восстанавливается атомным водородом, при нагревании водородом, калием. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 7723'8, 7732, 7751'4, 7784'7, 7792.
МоО3: М, = 143,94; d = 4,692; t„„ = 795° С;
?,„п = 1155° С; А, = 0,138(2О), 2,101w.
МоОз • Н2О: М, = 161,95; d = 3,112; к, = 0,29|25>; 0,5(ко>.
МоОз ■ 2Н2О: М, = 179,97; </=3,124; к, = 0,14( 18)
7МоОз(Т) + 7Н2О <* Н2Мо7О24 + 4НзО+(идет в малой степени).
8(МоО3 ■ 2Н 20)^4=* Н4Мо,О26 + 14Н2О(в разб. HNO3),
Н4МО8О26 + Н2О <* Н3Мо8О26 + НзО+; рКк = 1,84,
Н3Мо8О^ + Н2О<=? Н2Мо8О^+ Н3О+; р/С, = 5,01.
МоОз 2Н2О = МоОз Н2о+Н2О
(70- -115° С или над конц. H2SO4, вак.),
МоОз ■ Н2О = МоОз + Н2О(150- 450° С).
МоОз • 2НгО + HNO3 (дымящ.) = МоОз 4- + НМОз (разб.) + 2Н2О.
МоОз + 4НС1 (конц.) = Н2[МоС14О2] + Н2О,
МоОз + H2SO4 (конц.) + Н2О = H4[Mo(SO4)O4] (Р>.
2МоО3 + 12HF (конц.) = Н2[МоР8] + Н2[МоО2р4] + 4Н2О.
МоОз + 2NaOH (конц.) = Ма2МоО4 + Н2О.
МоОз + 2МОН = М2МОО4 + Н2О(500- 600° С; М = Li, Na, К).
7МоОз + 6(МН3- Н2О)[разб ] = (МН4)б МО7О24 +ЗН2О(0° С),
МоОз + 2(МНз ■ Н2О) [конц.] = (МН4)2МоО4<Р) + Н2О(комн.).
МоОз + ЗН2 = Мо + ЗН2О(650-1000° С),
МоОз + Н2 = МоО2 + Н2О(450- -470° С).
МоОз + иК(Ж) —-—> КпМоОз(красн., п = 0,26; гол., п = 0,30)
«молибденоваябронза»
„„ H°(Zn. разб. НО)
МоОз —-— [Мо4О10(ОН)2 + Мо2О4(ОН)2],
«молибденовая синь» (коллонд)
Мо5О?(ОН)8 (красн.), МоО(ОН)2(зел.).
2МоО3 + 16KCN + 7НС1 (конц.) + N2H5C1 = 2К4[Мо(СМ)8] (желт.) + + N2T + 6Н2О + 8КС1.
5K4[Mo(CN)8] + 8HC1 (разб.) + KMnO4 = 5K3[Mo(CN)8] (желт.) + + MnCl2 + 6KC1 + 4H2O.
12MoOj + НзРО4 (конц.) = H3[PMoi204o] (желт.) [кип., в конц. НМОз].
775. (NH4)6Mo7O24—24-ОКСОГЕПТАМОЛИБДАТ(У1) АММОНИЯ
Парамолибдат аммония. Белый, термически неустойчивый. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, реагирует с водородом, иодоводородом, сероводородом и другими сильными восстановителями. Молибдат аммония (МН4)2МоО4 устойчив в растворе в присутствии избытка гидрата аммиака. Получение см. 7749.
М, = 1163,79; d = 2,498 (кр.); к, = 280(2О), 470(м"9о).
4(NH4)eMo7O24 = 7(NH4)2Mo4O|3 + 10NH3 + 5Н2О(150—180°С),
(NH4)6Mo7O24 = 6NH3 + 7МоОз + ЗН2О(350—450° С).
(NH4)8Mo7O24 4Н2О = (NH4)6Mo7O24 + 4Н2О(90—100° С, вак.).
(ЫН4)бМо7О24 (разб.) = 6NH4+ Мо7О24(pH * 7).
мн; + 2Н2О <=> МНз • Н2О + Н3О+; рК, = 9,24,
Мо7О|; + Н2О <=* НМо7О^4 + ОН ; р^о = 9,24.
(МН4)бМо7О24 + 6HNO3 (конц.) = 7МоОз i +6МН4МОз + ЗН2О (кип.).
(МН4)бМо7О24 + 14МаОН (конц.) = 7Na2MoO4 + 6(МНз • Н2О) + 4Н2О.
(МН4)бМо7О24 + 8(МН3 • Н2О) [конц.] = 7(NH4)2MoO4<P) + 4Н2О
(50 -80° С).
R. НС1 (разб.)
(МН4)бМо7О24(р) _—* [МО4О10 (ОН)2 + МогО4(ОН)2]
"NH4L«молибденовая синь» (коллоид)
(R - восстановители: SO2, H2S, KI, N2HsC1, SnCl2, H°, Mo, сахароза).
(МН4)бМо7О24 + 3H2O + 7Н2 = 7МоО(ОН)21 + 6(МНз ■ Н2О)
[50° С, кат. Pd-чернь].
12(МН4)бМо7О24 + 58НМОз (конц.) + 7МН4(Н2РО4) =
= 7(МН4)з [PMouOw] 4- + 58NH4NO3 + 36Н2О.
МоЕб —ФТОРИД МОЛИБДЕНА(У1)
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в жидком HF. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, водородом, кремнием. Образует фторокомплексы. Получение см. 7727, 7794.
М, = 209,93: d = 2,543(|9); zM = 17,58° С; гКип = 33,88° С.
2MoF6 + ЗН2О (влага) = MoOF4 + MoO2F2 + 6HF, MoFe + ЗН2О = МоОз'!' + 6HF.
MoF6 + 8NaOH (разб.) = Na2MoO4 + 6NaF + 4Н2О.
2МоРб + Н2 = 2MoF5 + 2HF(150—200° С, примесь — зел. MoF4).
4MoF6 + Si + 6HF(x) = 4H[MoF6] + H2[SiF6].
MoF6 + 2H2O + 2KF (конц.) = K2[MoO2F4]l + 4HF(0° C).
MoFe + ЗЙгО + 3NH4F (конц.) = (NH4)3[MoO3F3] I + 6HF(0° C).
MoCIs —ХЛОРИД МОЛИБДЕНА(У)
Черно-синий, чрезвычайно гигроскопичный, при нагревании сублимируется и разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, окисляется кислородом при нагревании. Получение см. 7727.
М, = 273,21; rf = 2,927; /ПЛ=194°С; ?К„„ = 268°С.
MoCIs = МоС13 + С12(300—350° С).
MoCIs + Н2О (влага) = МоС13О + 2НС1,
2МоС15 + 5Н2О = H2[MoClsO] (зел.) + 5НС1 + МоО(ОН)31 (кор.).
MoCIs + HNO3 (конц.) + 2Н2О = МоО31 + NO2T + 5НС1Т(кип.).
MoCIs + 5NaOH (разб.) = MoO(OH)3l + 5NaCl + Н2О.
2МоС15<ж) + О2 = 2МоС14О (зел.) + С12(200° С).
2МоС13 + 5Н2 = 2Мо + ЮНО(900° С).
ЗМоСЬ + 6СО + 5А1 = 3[Мо(СО)6] + 5А1С13(100° С, р, в эфире).
MoS2 — СУЛЬФИД МОЛИБДЕНА(1У)
Молибденит. Серо-голубой кристаллический или черный порошок; очень мягкий, жирный на ощупь (как графит), летучий при нагревании, тугоплавкий. Не растворяется в воде. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, «царской водкой», кислородом, водородом. Получение см. 7729, 7737.
М,= 160,07; d = 4,68 + 5,06; /пл^2100°С.
MoS2 = Mo + 2S(1100° С, вак ).
MoS2 + 2Н2О (пар) = МоО2 + 2H2S(500° С).
MoS2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = МоО21 + 2Sl + 2SO2 + 2Н2О.
MoS2 + 18HNO3 (конц.) = MoO3-L + 18NO2 + 2H2SO4 + 7H2O (кип.).
3MoS2 + 18HNO3 (конц.) + 12HC1 (конц.) = ЗН2[МоС14О2] + 18NOt + + 6H2SO4 + 6Н2О.
MoS2 + 2HZ = Mo + 2H2S(800° С).
2MoS2 + 7O2 = 2MoO3 + 4SO2(400—600° С).
2MoS2 + 6Na2CO3 + 9O2 = 2Na2MoO4 + 4Na2SO4 + 6CO2 (600— 800° C).
779.1Мо(СО)б| — ГЕКСАКАРБОНИЛМОЛИБДЕН
Белый, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии устойчив на воздухе, в этанольном растворе разлагается О2 воздуха. Перегоняется с водя-
ным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами. Реагирует с натрием, галогенами. Получение см. 77210, 7777.
Л/г = 264,00; d = 1,96; /пл = 148° С; /кип = 155° С (разл.).
[Мо(СО)6] = Мо + 6СО(выше 155° С).
[Мо(СО)6] + 18НМО3 (конц.) = МоО3Ф + 6СО21 + 18NO2 + 9Н2О (кип.).
[Мо(СО)б] + ЗО2 (воздух) = Moi + 6СО2(в этаноле).
[Мо(СО)6] + 9F2 = MoF6 + 6СОР2(50—70° С).
ВОЛЬФРАМ
W — ВОЛЬФРАМ
Светло-серый металл: очень твердый, пластичный (технический продукт — хрупкий). Наиболее тугоплавкий из всех металлов. Устойчив на воздухе. Малореакционноспособный: не реагирует с водой, разбавленными и концентрированными кислотами (кроме смеси азотной и фтороводородной кислот), щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Окисляется кислородом, галогенами; реагирует с серой, углеродом, сероводородом, моно- и диоксидом углерода. Промышленно важен сплав с железом — ферровольфрам (65—80% W). Получение см. 781й, 7851'3.
Л/, = 183,85; </=19,35; /пл = 3387° С; <кип» 6000° С.
W + 2Н2О (пар) = WO2 + 2Н2(выше 600° С).
W + 4HF (конц.) + 2HNO3 (конц., гор.) —^H2[WO2F4] + 2NOT + 2Н2О
(примесь H2[WFs]).
2W + ЗО2 = 2WO3(выше 500° С).
2W + 4NaOH + ЗО2 = 2Na2WO4 + 2Н2О(500—600° С),
W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 +H2O(400—500° С).
W + 3F2 = WFs(20— 150° С, сгорание во фторе),
W + 3C12 = WCU(500— 800° С, в токе хлора).
W + 2E = WE2(800° С, p; E = S, Se).
w —C (графит) > wc, W2C(1430—1630° С, в атмосфере H2).
W + 2H2S = WS2 + 2H2(выше 400° C).
W + 2CO2 = WO2 + 2CO(1200° C).
W + 6CO = [W(CO)6](200— 300° C, p).
781. WO3 — ОКСИД ВОЛЬФРАМА(У1)
Светло-желтый, при нагревании становится оранжевым. Летучий при прокаливании. Очень плохо реагирует с водой, при стоянии на свету водная суспензия синеет. Из раствора осаждаются малорастворимые гидраты; желтый WO3 • 2Н2О (менее точно H2WO4 ■ Н2О), при кипячении в кислотной среде —
белый WO3 ■ Н2О (менее точно H2WO4 — вольфрамовая кислота, тунгстит). Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с концентрированными щелочами, гидратом аммиака, при высокой температуре — с оксидами металлов. Переводится в раствор галогеноводородными кислотами. В растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, вольфрамом, углеродом. Легко фторируется и хлорируется. Образует гетерополисоединения. Получение см. 7803, 7821'3.
А/г = 231,85;</=7,16 + 7,27;/ПЛ=1473°С;
/кип» 1800° С; fo = 0,002(l8).
WO3 2Н2О = WO3 Н2О + Н2О(70—100° С),
WO3 H2O = WO3 + H2O(180—350° С).
6WO3(T) + 6Н2О <* H3W6O2t + ЗН3О+(идет в малой степени).
WO3 2Н2О = WO3 • H2Oi + Н2О(кип. в разб. НС1),
WO3 ■ Н2О + ЗНС1 (КОНЦ.) = H[WC13O2] + 2Н2О.
WO3 + 2МОН (конц.) —I—> M2WO4 + Н2О (кип.; М = Li, Na, К).
WO3 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] —х—> (NH4)2WO4<p) + Н2О (60—70° С), 12(NH4)2WO4 + 14НС1 (оч. разб.) = (NH4)l0H2Wl2O42 + 14NH4C1 + 6Н2О.
WO3 + 4HF (конц.) = H2[WO2F4] + Н2О.
WO3 + МО = MWO4 (600— 800° С; М = Mg, Са, Pb, Мп, Fe, Си, Zn, Cd).
WO3 + ЗН2 = W + ЗН2О(1000—1200° С).
w()3 H°(Zn, конц. НС1)> ^шО29(ОН) + W3o8 (OH)]i, W2O5(OH)i (кор.), «вольфрамовая синь»
2WO3 + 6F2 = 2WF6 + ЗО2(300—450° С),
WO3 + ЗСС14 = WC16 + ЗСС12О(450° С, р).
WO3 + 4С (кокс) = WC + ЗСО(900—1000° С, в атмосфере СН4).
WO, + л№(ж) = Na„WO3
«вольфрамоваябронза»
(син.-фиол., л = 0,3; красн., л = 0,6; желт., л = 0,9).
12WO3 + Н3РО4 (конц.) = H3[PW|204o](P) (бц.) [кип., в конц. HNO3].
782. (NH4)ioH2Wi2О42 — 42-ОКСОДОДЕКАВОЛЬФРАМАТ(У1) ДИВОДОРОДА-ДЕКААММОНИЯ
Паравольфрамат аммония. Белый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, разбавленной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вольфрамат аммония (NH4)2WO4 устойчив только в аммиачном растворе. Получение см. 7815.
(400—500° С).(400—500° С).М, = 3060,56; к, = 1,08(|7), З.б^.
(400—500° С).
(400—500° С).
(NH4)i0H2WI2O42 = IONH3 + I2WO3 + 6Н2О
(NH4)ioH2WI2042 • 4Н2О = (NH4)ioH2Wi2042 + 4H2O(40° С, вак.).
(NH4)ioH2Wi2042 + ЮНС1 (конц.) = 12WO3i + 1ONH4C1 + 6H2O (кип.). 4. (NH4)ioH2W,2042 + 24NaOH (конц.) = 12Na2WO4 + 10(NH3 • H2O) + 8H2O.
(NH4)ioH2W|2042 + 14(NH3 • НгО) [конц.] = 12(NH4)2WO4(p) + 8H2O.
was — ХЛОРИД ВОЛЬФРАМА(У1)
Черно-фиолетовый, весьма гигроскопичный. При нагревании плавится, кипит и разлагается. Чувствителен к действию влаги воздуха («дымит»). Неустойчив на свету. Реакционноспособный; гидролизуется водой (медленно — на холоду, быстро — при кипячении), реагирует со щелочами. Восстанавливается водородом, типичными металлами. Получение см. 7805, 781|0.
Л/г = 396,57; </=3,52; <Пл = 275° С; Г,ип = 347° С.
2WCls = 2WCU + С12(выше 350° С).
2WCls + ЗН2О (влага) = WCUO (оранж.) + WCl2O2 (желт.) + 6НС1,
WCls + ЗН2О = WO3+ + 6НС1(кип.).
WCls + 8NaOH (конц.) = Na2WO4 + 6NaCl + 4Н2О.
WCls + 6СО + 2А1 = [W(CO)s]i + 2A1C13(200° С, p, в эфире).
WC — МОНОКАРБИД ВОЛЬФРАМА
Серо-синий, очень твердый (почти как алмаз), тяжелый, термически устойчивый. Химически пассивный: устойчив на воздухе, не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой, «царской водкой». Реагирует с кислородом, хлором. Промышленно важен сплав с кобальтом — победит (® 90% WC). Получение см. 7807, 781", 785'.
Л/, = 195,86; d = 15,63; <„л = 2780° С (разл.).
WC = W + С (графит)[выше 2780° С].
WC + ЮНМО3 (конц.) —т—> WO4 + СО2? + 10NO2 ? + 5Н2О (кип.), WC + 4НС1 (конц.) + 10HNO3 (конц.) = H2[WC14O2] + 10NO2 ? + 6Н2О + + СО2Т(кип.).
2WC + 8NaOH + 5О2 = 2Na2WO4 + 2Na2CO3 + 4Н2О (500—550° С).
WC + 2О2 = WO3 + СО(800— 1200° С).
WC + ЗС12 = WCls + С (графит)[до 400° С].
|W(CO)s| — ГЕКСАКАРБОНИЛВОЛЬФРАМ
Белый, низкоплавкий, летучий в вакууме, разлагается при нагревании. В сухом виде устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой, реагирует с кислородом. Получение см. 78010, 7834.
Л/г = 351,91; </=2,65; /ПЛ=169°С; /«„„=175° С.
■ 1. [W(CO)6] = w + 6CO(выше 375° С).
[W(CO)6] = WC + 4CO + CO2(« 1030° C).
[W(CO)6)] + J8HNO3 (конц.) = WO3J- +6CO2 T + I8NO2T + 9H2O (кип.).
[W(CO)s] + 3O2 (воздух) = Wi + 6CO2T(кип. в этаноле).
2[W(CO)6] + 28NaOH + 9O2 = 2Na2WO4 + 12Na2CO3 + 14H2O
(400—500° C).
ЭЛЕМЕНТЫ УПБ-ГРУППЫ
МАРГАНЕЦ
Мп — МАРГАНЕЦ
Серебристо-белый или светло-серый металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде очень мелкого порошка пирофорен. В холодной воде пассивируется. Реагирует с водяным паром, кислотами, галогенами, кислородом, серой. Поглощает водород, но не реагирует с ним. Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец (>70% Мп). Получение см. 788", 78913, 793”, 801'.
М, = 54,938; d = 7,44; /пл = 1245° С; /„„„ = 2080° С.
Мп (порошок) + 2НгО (пар) = Мп(ОН)г + Нг(150° С)
Мп (порошок) + 2НС1 (разб.) = MnCh + Н2Т,
Мп (порошок) + H2SO4 (разб.) = MnSO4 + H2t.
Мп + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2T + 2НгО(70—80° С)
3 Мп + 8HNO3 (разб., гор.) = ЗМп(КОз)2 + 2NOT + 4Н2О.
Мп (порошок) + 2Н2О + 2NH4C1 (конц.) = МпО2 + 2(МН3 • Н2О) + Н2Т.
(до 450° С), (до 800° С),(выше 800° С).(выше 100° С), [600° С, охлаждение до 60° С]. (200° С; Е = Cl. Br. I).(до 1580° С).(до 450° С), (до 800° С),(выше 800° С).(выше 100° С), [600° С, охлаждение до 60° С]. (200° С; Е = Cl. Br. I).(до 1580° С).Мп + Ог = МпОз
(до 450° С), (до 800° С),
(выше 800° С).
(выше 100° С), [600° С, охлаждение до 60° С]. (200° С; Е = Cl. Br. I).
(до 1580° С).
(до 450° С), (до 800° С),
(выше 800° С).
(выше 100° С), [600° С, охлаждение до 60° С]. (200° С; Е = Cl. Br. I).
(до 1580° С).
4Мп + ЗОг = 2МпгО3
Мп —^~* [МпО + (МпнМп2П)О4| «окалина».гаусманнит
ЗМп + 4F2 = МпРз + 2MnF3
Мп + 2F2 = MnF4 (гол.)
Мп + Ег= МпЕг
Мп + S = MnS
МпО — ОКСИД МАРГАНЦА(И)
Зеленовато-серый, термически устойчивый. Имеет область гомогенности МпО|+х (О < х < 0,13; манганозит). Практически не реагирует с водой и щелочами. Хорошо растворяется в расплаве КО. Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами, диоксидом кремния. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и алюминием при нагревании. Получение см. 7889'|0, 789”, 791'.
Mr = 70,94;</=5,18;/пл=1780°С.
MnO(r) + 7Н2О<=* [Мп(Н2О)б]2+ + 2OH ; рПР25 = 9,82.
MnO + 2HC1 (разб.) = MnCl2 + H2O.
(300—500° C).[1100° C], [1100—1200° С].(1400° C),(300—500° C).[1100° C], [1100—1200° С].(1400° C),(800° C).(800° C).2MnO + O2 —L-» 2MnO2
(300—500° C).
[1100° C], [1100—1200° С].
(1400° C),
(300—500° C).
[1100° C], [1100—1200° С].
(1400° C),
(800° C).
(800° C).
MnO + SiO2 = МпЗЮз (роз.)
2MnO + SiO2 = Mn2SiO4 (красн.)
MnO + H2 = Mn + H2O
ЗМпО + 2A1 = 3Mn + A12O3
788. Мп2Оз — ОКСИД МАРГАНЦА(Ш)
Биксбиит. Бурый, термически устойчивый, разлагается при очень сильном нагревании. Возможно, что в определенных условиях содержит примеси Мп и Mn,v. Не реагирует с водой. Реагирует с кислотами, окисляется кислородом, восстанавливается водородом, монооксидом углерода и алюминием при нагревании. Получение см. 7865, 7891'|7, 7921.
Мг= 157,87;</=4,90.
1.
6Мп2О3 = 4(МппМп2 *)О< + О2
(940—1090° С).
2.
Мп2О3 • лН2О = 2МпО(ОН) + (л - 1)Н2О
(100° С).
3.
Мп2Оз<т) + ЗН2О^=> 2Мп,п + 6ОН"; рПР25 = 83,92.
4.
Мп2Оз + 6НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + С12Т + ЗН2О.
5.
Мп2Оз + 3H2SO4 (50%-я, хол.) = Мп2(8О4)з + ЗН2О.
6.
Мп2Оз + 2НМОз (разб.) = Mn(NO3)2 + МпО2Ф + Н2О
(кип.).
7.
2Мп2Оз + О2 > 4МпО2
(300° С).
8.
2(Мп2О3 ■ лН2О) + 2лН2О + О2 —^ 4(МпО2 ■ лН2О)Ф.
9.
ЗМп2Оз + Н2 = 2(Мп,,Мп‘,,)О4 + Н2О
(до 230° С),
Мп2О3 + Н2 = 2МпО + Н2О
(300—800° С).
10.
Мп2О3 + СО = 2МпО + СО2
(600—800° С).
11.
Мп20з + 2А1 = А12Оз + 2Мп
(800° С).
789. МпО2 — ОКСИД МАРГАНЦАДУ)
Черный с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Нестехиометрическое соединение MnO2-.v (недостаток кислорода). Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат МпО2 • лН2О. Переводится в раствор действием концентрированных кислот. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. В природе — самое распространенное соединение марганца (пиролюзит). Получение см. 7865, 7873, 7887, 79819, 7996'9, 8005.
М, = 86,94; d = 5,026.
(530—585° С).(530—585° С).1. 4МпО2 = 2Мп2Оз + О2
(530—585° С).
(530—585° С).
MnO2 ■ лН2О = MnO2 + лН2О(200—250° С, вак.).
МпО2(т) + 2Н2О<=^ Mn,v + 4ОН-, рПР18 = 56,0.
MnO2 + 4НС1 (конц.) = MnCU + 2Н2О(0° С, примесь МпС13),
MnCl-Kp) = МпС12 + С12?(комн.).
2МпО2 + 8НС1 = 2МпС1з + С12Т + 4Н2О(-63° С, в этаноле),
2МпС1з = 2МпС12 + С12Т(выше -40° С, в этаноле).
4МпО2 + 6H2SO4 (конц.) = 2Mn2(SO4)3 + O2t + 6Н2О(до 110° С),
2МпО2 + 2H2SO4 (конц.) —-—► 2MnSO4 + О2? + 2Н2О(кнп.).
2МпО2 + 3NaOH (конц.)<=2 МпО(ОН)Ф + Na3MnO4 + Н2О(0° С).
4МпО2 + 12NaOH + О2 = 4Na3MnO4 + 6Н2О(800° С).
MnO2 + KNO3 + 2КОН = K2MnO4 + KNO2 + Н2О(350—450° С),
ЗМпО2 + КСЮз + ЗК2СО3 = 3K2MnO4 + КС1 + ЗСО2(400° С).
МпО2 + 4СаО = (Са4Мп)О6(800° С, в атмосфере О2).
МпО2 + 25Оад = MnS2Os(до 10° С, примесь MnSO4),
MnO2 + SO2 = MnSO4(450° С).
MnO2 + Н2 = MnO + Н2О(170—800° С).
МпО2 + С (кокс) = Мп + СО2(600—700° С),
МпО2 + СО = МпО + СО2(комн., кат. СиО).
МпО2 + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = MnSO4 + О2Т + 2Н2О (основная реакция — каталитическая: 2Н2О2 = 2Н2О + О2?).
МпО2 + H2SO4 (разб., гор.) + КМО2 = MnSO4 + KNO3 + Н2О.
МпО2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2Н2О.
6МпО2 + 2NH3 = ЗМп2Оз + М2 + ЗН2О(500 -600° С).
Мп2О7 — ОКСИД МАРГАНЦА(УП)
Марганцовый ангидрид. Темная маслянистая жидкость (в отраженном свете — зеленая, в проходящем свете — красная), черное твердое вещество. Весьма гигроскопичен, летуч в вакууме. Термически чрезвычайно неустойчив (разлагается в обычных условиях со взрывом даже при перемешивании или помещении в вакуум). Устойчив в твердом состоянии при низких температурах в атмосфере аргона. Смешивается и реагирует с концентрированной серной кислотой (раствор — темно-зеленый). Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 7984.
М, = 221,87; d = 2,396(20); /пл = 5,9° С.
Мп2О? = Мп2О3 + 2О2(выше 55° С),
2Мп2О? —-—► 4МпО2 + ЗО2
(0° С, влажный воздух; примеси Оз, НМпО4).
Мп2О? • 2Н2О4ч* Мп2О? (насыщ.) + 2Н2О (до -4° С. в конц. H2SO4). 3. Мп2О? + Н2О(хол.) = 2НМпО4(Р).
Mn2O? + 2NaOH (разб., хол.) = 2NaMnO4 + Н2О.
Mn2O7 + 2H2SO4 (98%-я) = 2(MnO^HSO4 + Н2О.(О—10° С),
Mn2O7 + 3H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + 2O2t + 3H2O(70—75° C).
Mn2O7 + 3CCU = 2MnO2i + 3CC12O + 3Cl2t (10° С, примесь CO2).
Mn(OH)2 — ГИДРОКСИД МАРГАНЦА(П)Г
Белый, иногда с розовым оттенком (пирохроит), при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. В виде осадка под раствором быстро темнеет из-за окисления растворенным кислородом. В обычных условиях проявляет оснбв- ные свойства: реагирует с кислотами, хлоридом аммония в растворе. В очень жестких условиях реагирует со щелочами, переводится (частично) в раствор действием гидрата аммиака. Проявляет восстановительные свойства. Получение см. 786', 7934'5, 7995.
М, = 88,95; d = 3,258; рПР25 = 12,80.
Мп(ОН)2 = МпО + Н2О(220—800° С, в атмосфере N2).
Mn(OH)2 + 2НС1 (разб.) = МпС12 + 2Н2О.
Mn(OH)2 + 2NaOH(> 50%-й) = Na2[Mn(OH)4]i (кип. в атмосфере М2), Mn(OH)2 + 2NaOH(T) —^-> Na2[Mn(OH)4] (130° С, в атмосфере М2).
Mn(OH)2(T) + 6(NH3 • Н2О) [KOHuJt^ [Mn(MH3)6](OH)2 + 6Н2О.
Mn(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = MnCl2 + 2NH3? + 2Н2О.
2Мп(ОН)2 + О2 = 2МпО2 + 2Н2О(300° С),
4Мп(ОН)2 (суспензия) + О2 (воздух) = 4МпО(ОН)Ф + 2Н2О.
Мп(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = MnO2i + 2Н2О (побочное выделение О2). 8. 2Мп(ОН)2 + Са(С1О)2 = 2MnO2i + СаС12 + 2Н2О.
9. Мп(ОН)2 + Вгдр) = MnO2i + 2НВг.
МпО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД МАРГАНЦА
Манганит. Бурый (почти черный), при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Мп2О3 • лН2О, при высушивании переходите МпО(ОН). Разлагается концентрированными кислотами. Окисляется кислородом (медленно — при комнатной температуре, быстро — при нагревании). Восстанавливается водородом. Получение см. 7897, 7936, 7943'6, 7999.
Л/г = 87,94;</=4,14.
2МпО(ОН) = Мп2О3 + Н2О(250° С, вак.).
МпО(ОН)(т) + Н2О<=? Мпш + ЗОН ; рПР18 = 36,0.
2MnO(OH) + 6НС1 (конц., гор.) = 2MnCh + С12? + 4Н2О.
2MnO(OH) + 3H2SO4 (50%-я, хол.) = Mn2(SO4)3 + 4Н2О.
2MnO(OH) + 2НМО3 (разб.) = Mn(NO3)2 + MnO2i + 2Н2О(кип.).
MnO(OH) + Н2О + 3NaOH (50%-й) = Na3[Mn(OH)6]i(180° С, р\
4MnO(OH) + O2 = 4MnO2 + 2H2O(300° С),
4МпО(ОН) + О2 + (4л - 2)Н2О —L-> 4(МпО2 ■ лНГ2О).
2МпО(ОН) + Н2 = 2МпО + 2Н2О(500—700° С).
MnSO4 — СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(П)
Белый (в виде кристаллогидратов — красновато-розовый), при прокаливании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7862'3, 789", 8004.
М = 151,00; d = 3,25; tm = 700° С; к, = 62,9<20), 45,6(80).
3MnSO4 = (МппМп^п)О4 + 2SO3 + SO2(850—1155° С).
MnSO4 • 5Н2О = MnSO4 + 5Н2О(250° С. вак ).
MnSO4 (разб.) + 6Н2О = [Мп(Н2О)б]2+ + 80^ ,
[Мп(Н2О)6]2+ + Н2О<=^ [Мп(Н2О)5(ОН)]+ + Н3О+; рКе = 10,59.
MnSO4 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)24- + Na2SO4(в атмосфере N2).
MnSO4 + 2(МНз • Н2О) [конц.] = Мп(ОН)2Ф + (NH4)2SO4 (в атмосфере М2).
2MnSO4 + 4(NH3 • Н2О) + Н2О2 = 2MnO(OH)i + 2(NH4)2SO4 + 2Н2О
(кип., побочное выделение О2).
3MnSO4 + 2Н2О (гор.) + 2КМпО4 = 5МпО2Ф + 2H2SO4 + K2SO4, 3MnSO4 + 8H2SO4 (конц.) + 2КМпО4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
(50—60° С).
2MnSO4 + ЗН2О + 5Н3РОз(О2) [конц.] = 2НМпО4 + 5Н3РО4 + 2H2SO4, 2Мп8О4 + I6HNO3 (разб.) + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 2Na2SO4 + + NaNO3 + 7Н2О.
MnSO4 + 2Н2О + K2S2O6(O)2 = MnO2i + K2SO4 + 2H2SO4,
2MnSO4 + 8H2O + 5K2S2O6(O2) —L-> 2KMnO4 + 4K2SO4 + 8H2SO4
(кат. AgNOs).
2MnSO4 + 8HNO3 (конц.) + 5PbO2 = 2HMnO4 + 4Pb(NO3)2 + 2H2O + + Pb(HSO4)2.
MnSO4 + 2NaOH (разб.) + NaClO = МпО2Ф + NaCl + Na2SO4 + H2O.
2MnSO4 (разб.) + 2Na2CO3 + H2O = Mn2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + CO2T
2MnSO4 + 2H2O _э21ектролиз > 2МпФ (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
(до 40° С), 2MnSO4 + H2SO4 (40%-я) -^52^ H2? (катод) + Mn2(SO4)3 (анод).
Мп2(8О4)з — СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(Ш)
Темно-зеленый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте, из раствора на холоду кристаллизуется коричнево-
красный гидрат Мпг(5О4)з • H2SO4 • 6Н2О со строением (НзО+) [Мп(8О4)г] ■ • 2НгО. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см. 7885, 7896, 7924, 7931э, 7984.
Л/, = 398,06; d = 3,24.
2Мп2(8О4)з = 4MnSO4 + 2SO3 + О2(выше 300° С).
2{Mn2(SO4)3 • H2SO4 • 6Н2О} = 4Мп8О4 + 4Н28О4 + О2 + ЮН2О
(160—300° С).
Мпг(8О4)з (разб.) + 2НгО —-—► MnSO4 + MnChi + 2H2SO4 (комн.), Мп2(8О4)з (разб.) + 4Н2О = 2МпО(ОН)Ф + ЗН28О4(кип.).
2Мп2(8О4)з + 2НгО = 4Мп8О4 + Ог? + 2Нг8О4 (кип. в конц. H2SO4).
Мп2(8О4)з + 2НС1 (конц.) = 2Мп8О4 + С12Т + Н28О4.
Мп2(8О4)з + 6NaOH (конц.) = 2MnO(OH)i + 3Na2SO4 + 2Н2О, Мпг(8О4)з + 6(КНз • Н2О) [конц.] = 2МпО(ОН)Ф + 3(NH4)2SO4 + 2НгО.
Na3MnO4 — ТЕТРАОКСОМАН ГАНАТ(У) НАТРИЯ
Темно-зеленый, на воздухе чувствителен к влаге и СОг, термически устойчив. Не растворяется в концентрированных щелочах. Ярко-голубой кристаллогидрат Na3MnO4 • 12НгО всегда содержит адсорбированную щелочь. В растворе устойчив только при низких температурах, разлагается горячей водой. Окисляется хлором, восстанавливается хлороводородом. Получение см. 7898.
Л/г = 187,90; d = 2,61; гпл = 1250° С; к, = 0,059(0) (в 28%-м NaOH).
Na3MnO4 ■ I2H2O4-<Z=^ Na3MnO4 (насыщ.) + 12H2O
(0° С, в конц. NaOH).
2№зМпО4 + 2Н2О (гор.) = Na2MnO4 + МпОг^ + 4NaOH.
2Na3MnO4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + ЗС12Т + 8Н2О + 6NaCl.
3Na3MnO4 (суспензия) + 4СОг = NaMnO4 + 2МпОг4- + 4Na2CO3. '
№зМпО4 (суспензия) + Ch = NaMnO4 + 2NaCl.
ХазМпО4 + NaMnO4 = 2Na2MnO4(комн., в конц. NaOH).
К2МПО4 — МАНГАНАТ КАЛИЯ
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. Устойчив в сильнощелочном растворе. Кристаллогидратов не образует. Проявляет окислительно-восстановительные свойства; разлагается водой (быстро — в кислотной среде). Окисляется хлором, пероксодисульфатом калия. Получение см. 7899, 79g5-11 .'з.'з
Л/г = 197,13; d = 2,80; /пл = 600° С (р\
ks = 22,47(20) (в 10%-м КОН), 0,315(20) (в 40%-м КОН).
ЗК2МпО4 = 2К3МпО4 + МпО2 + О2(190—500° С).
K2MnO4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + М11О4" (зел.) (в 10%-м КОН) ЗК2МпО4(разб.) + 2Н2О ——* 2КМпО4 + МпОгФ + 4КОН.
3K2MnO4 + 4НС1 (разб.) = 2КМпО4 + МпО2Ф + 4КС1 + 2Н2О. K2MnO4 + 8НС1 (конц.) = МпС12 + 2С12? + 2КС1 + 4Н2О.
3K2MnO4 + 2СО2 = 2КМпО4 + МпО2Ф + 2К2СО3.
гКгМпО^р) + С12 = 2КМпО4 + 2КС1,
К2МпО4 + С2Н5ОН (гор.) —^ МпО2Ф + СН3С(Н)О + 2КОН.
2К2МпО4 + 2Н2Он2? (катод) + 2КМпО4 (анод) + 2КОН.
НМпО4 — МАРГАНЦОВАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в виде фиолетового водного раствора (максимальная массовая доля 0,2); сильная кислота. На холоду кристаллизуется гидрат НМпО4 • 2Н2О с ионным строением(Н5О2)МпО4.Нейтрализуется щелочами, разбавленным гидратом аммиака. Разлагается в горячей воде, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный окислитель. Получение см. 7903, 7938.
М,= 119,94.
4НМпО4 (20%-я) ——> 4МпО2++ ЗО2? + 2Н2О(комн.).
НМпО4 (разб.) + Н2О = НзО+ + МпО4 .
2НМпО4 + 14НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О.
HMnO4 + NaOH (разб.) = NaMnO4 + Н2О(на холоду).
HMnO4 + NH3 • Н2О (разб.) = NH4MnO4 + Н2О(на холоду),
2НМпО4 + 2(КНз • Н2О) [конц.] = 2МпО2Ф + М2Т + 6Н2О (комн.).
798. КМпО4 — ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ
Красно-фиолетовый (почти черный), при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (раствор окрашивается в интенсивный фиолетовый цвет), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в растворе (медленно), при действии концентрированных кислот, щелочей и гидрата аммиака при нагревании. Сильный окислитель в растворе и при спекании; в сильнокислотной среде восстанавливается, как правило, до Мп11, в нейтральной среде — - до Mnlv, в сильнощелочной среде — до Mnvl. Реагирует с типичными восстановителями, этанолом, водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7939, 7962”5'7.
М, = 158,03; d = 2,703; к, = 6,36(20), 25(65).
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2(200—240° С),
ЗКМпО4 = К3МпО4 + 2МпО2 + 2О2(500—700° С).
КМпО4 + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + МпО4(pH 7),
4КМпО4 + 2Н2О ——» 4МпО2Ф + ЗО2Т + 4КОН.
2KMnO4 + 16НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1, 2КМпО4 + 16НС1 (конц.) + 2КС1 (конц.) = 2К2[МпС16]Ф + ЗС12Т + 8Н2О
(0° С, в эфире), КМпОад + 8НС1 (конц.) + КС1 (насыщ.) = К.2[МпС15]+ + 2С12Т + 4Н2О.
4КМпО4 + 6Н25О4(60%-я) = 4MnSO4 + 2K2SO4 + 5О2Т + 6Н2О
(примесь Оз), 2КМпОкТ) + 2H2SO4 (98%-я) = 2KHSO4 + Мп2О7 + Н2О
(комн., побочное образование МпО2), 2КМпОкТ) + 4H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + K2SO4 + 4Н2О + 2О2Т
(70—75° С).
4КМпО4 (насыщ.) + 4КОН (15%-й) = 4К2МпО4 + О2Т + 2Н2О (кип.), 4КМпО4 (конц.) + 4Ва(ОН)2(Т) = 4ВаМпО44- +-О2Т + 2Н2О + 4КОН (кип ).
2КМпО4 + 2(МН3 • Н2О) [конц.] = 2MnO2+ + N2T + 2КОН + 4Н2О.
2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5Н2О2 = 2MnSO4 + 5О2Т +8Н2О + K2SO4, 2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5KNO2 = 2MnSO4 + 5KNO3 + ЗН2О + K2SO4.
2KMnO4 + 8H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + + 8H2O.
2KMnO4 + 2H2O (гор.) + 3MnSO4 = 5MnO2i + K2SO4 + 2H2SO4, 2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O (50—60° C).
2KMnO<P) + 3H2 —x—* 2MnO2i + 2KOH + 2H2O (кат. AgNO3), 2KMnO<i(p) + 3H2S = 2MnO2i + 3S4- + 2KOH + 2H2O.
2KMnO4 (разб.) + 8H2SO4 (разб.) + 10KI = 512Ф + 2MnSO4 + 8H2O + 6K2SO4, 8KMnO4 (конц.) + 8KOH (конц.) + KI<T) = 8K2MnO4 + KIO44- + 4H2O, 2KMnO4 (конц.) + 2KOH (конц.) + К1Оад = 2K2MnO4 + KlO4i + H2O.
2KMnO4 + 3H2SO4 (разб.) + 5K2SO3 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O, 2KMnO4 + H2O + 3K2SO3 (конц.) = 2MnO2i + 3K2SO4 + 2KOH.
2KMnO4 + 2KOH (конц.) + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O (комн.), KMnO4 + 2KOH (конц.) + K2SOXt) = K3MnO4 + K2SO4 + H2O (0° C).
2KMnO4 + ЗКОН (конц.) + K2(PHO3) = 2K2MnO4 + K3PO4 + 2H2O, 4KMnO4 (конц.) + 6KOH (конц.) + K(PH2O2) = 4K2MnO4 + K3PO4 + 4H2O.
2KMnO4 + 2КОН (конц.) + KCN = 2K2MnO4 + KOCN + Н2О, 8КМпО4 + ЮКОН (конц.) + KNCS = 8K2MnO4 + KOCN + K2SO4 + 5Н2О.
2КМпО4 + 2BrF3 = K2[MnF6] + MnO2 + ЗО2 + Br2(100— 150° С).
KMnO4 + 2HSO3F(X) = MnO3F + KSO3F + H2SO4(0° C)
KMnO4 + MNO3 = MMnOj + KNO3(M = Rb, Cs, Ag).
2KMnO4 + 3C2H5OH = 2MnO2i + ЗСН3С(Н)О + 2KOH + 2H2O
(20—30° C).
MnCh — ХЛОРИД МАРГАНЦА(П)
Скаккит. Темно-розовый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Кристаллогидраты МпС12 • 4Н2О и МпС12 • 2Н2О
имеют строение [Мп(Н2О)4С12] и [Мп(Н2О)2С12]. Не реагирует с водородом. Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Окисляется кислородом, озоном, фтором, хлором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 7862*7, 789,7912'5.
М, = 125,84; d = 2,977; tm = 650° С;ТК„П=1231°С; Л, = 73,920, 112,7м.
MnCh • 4Н2О = MnCh + 4Н2О(до 198° С, вак.),
МпС12 ■ 4Н2О = MnCl(OH) + ЗН2О + НС1(230° С).
MnCh (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Мп(Н2О)6]2+ + 2СГ (pH < 7, см. 7933)
ЗМпС12 + 4Н2О (пар) = 6НС1 + (Mn'^n^Ch + Н2(500° С).
МпОад + H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + 2HCIT.
MnCh + 2NaOH (20%-й) = Мп(ОН)2Ф + 2NaCl(в атмосфере N2),
MnCh + NH3 • Н2О (разб.) = MnCl(OH)i + NH4C1.
4МпС12 + ЗО2 = 2Мп2О3 + 4С12(600—700° С),
МпС12 + Н2О + Оз = МпО2Ф + 2НС1 + О2Т(комн.).
МпС12 + NH4HS (насыщ.) + лН2О = MnS • лН2О4- (телесн.) + NH4CI + НС1 (кип.), MnS • лН2О (суспензия) ——> a-MnS-L (зел.)[кип. в атмосфере NJ.
МпС12 + 2Na(CH3COO) + H2S —^ P-MnSi (бур.) + 2NaCl + + 2СН3СООН.
4МпС12 + Са(С1О)2 + 4Са(ОН)2 = 4MnO(OH)i + 5СаС12 + 2Н2О (кип.), MnCh + (NH4)2S2O6(O2) + 2Н2О = MnO2i + (NH4)2SO4 + H2SO4 + 2НС1.
2MnCh + Cl^o + 4МС1 = 2М2[МпС1$] (красн.) [0° С; М = Na, К, NH4].
МпС12 2Е^^ М[МпС1з], М2[МпС14], М4МпС16] (М = Na, К).
МпС12 + 2КС1 + 3F2 = K2[MnF6] + 2Ch(375-400° С),
MnCh + МС12 + 3F2 = M[MnF6] + 2Ch (500—550° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
2MnCh + 10CO = [Мп2(СО)ю] + 2Ch{p, кат. А1(С4Н9)з].
MnCh + 6KCN (конц.) = K4[Mn(CN)e] (фиол.) + 2KC1 (в атмосфере N2).
MnCh + 2Na(CsHs) = [Mn(CsHs)2] + 2NaCl(кип. в диоксане).
MnS— СУЛЬФИД МАРГАНЦА(И)
Зеленый (устойчивая a-модификация) или красновато-бурый (метастабильная P-модификация), крупные кристаллы — коричнево-черные (алабандин). Термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат MnS • лН2О светло-розового (телесного) цвета. Разлагается кислотами, окисляется кислородом. Получение см. 786е, 7997'8.
М, = 87,00;</=3,99;/(Р-мх) 200—300° С;
/пл = 1615° С; рПР25 = 12,96 (a-MnS).
MnS ■ nH2O —x—* a-MnS + nH2O(120—175° С).
MnS(T) + H2O<=> Mn(HS)OH(p,(в разб. NaOH).
MnS + 2HC1 (разб.) = MnCl2 + H2St.
MnS + 4H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + 4SO2T + 4H2O, MnS + 8HNO3 (конц., гор.) = MnSO4 + 8NO2T + 4H2O.
2MnS + 4O2 (воздух) = 2MnO2 + 2SO2(300—400° C).
|Mn2(CO)io] — ДЕКАКАРБОНИЛДИМАРГАНЕЦ
Желтый, летучий, перегоняется с водяным паром, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе, чувствителен к свету. Является кластером [(CO)sMn— Мп(СО)5]. Нерастворим в воде. Реагирует с концентрированными кислотами- окислителями, восстанавливается щелочными металлами, водородом. Получение см. 799 ”.
М. = 389,98; d = 1,75; tm = 154° С (р).
[Мп2(СО)ю] = 2Мп + 10СО(выше 110° С).
[Мп2(СО)10] + 4H2SO4 (конц.) = 2MnSO4 + 2SO2T + 4Н2О + ЮСОТ, [Мп2(СО)|0] + 8HNO3 (конц.) = 2Mn(NO3)2 + 4NO2T + ЮСОТ + 4Н2О.
[Mn2(CO)io] + 2М = 2M[Mn(CO)s](в диоксане; М = Li, Na, К).
[Мп2(СО)ю] + 2(Na, Hg) + 2Н2О = 2[MnH(CO)5](x)i + 2NaOH + 2Hgi, [Mn2(CO)l0] + H2 = 2[МпН(СО)5](200° С, р),
[МпН(СО)5] + Н2О<=> [Мп(СО)5]" + НзО+; рКк * 7,0.
[Мп2(СО)ю] + [Ке2(СО)ю] = 2[(CO)5Re— Мп(СО)5](150—160° С).
ТЕХНЕЦИЙ
Тс — ТЕХНЕЦИЙ
Серебрнсто-белый с серым оттенком, тугоплавкий, высококипящий. На воздухе тускнеет. Радиоактивен, наиболее долгоживущие изотопы 98Тс и "Тс; первым из элементов был синтезирован искусственно при бомбардировке молибдена ядрами дейтерия или рутения нейтронами. Химическая активность значительно ниже, чем у марганца. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, пероксидом водорода. Реагирует с азотиой кислотой, «царской водкой», кислородом, галогенами. Продукт деления 235U в ядерных реакторах. Получение см. 8031, 8054'9.
М.= 97,907; </=11,49; /„„ « 2250° С; /,„„»4600°С.
Тс + 7HNO3 (конц., гор.) = НТсО4 + 7NO2T + ЗН2О.
ЗТс + 18НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = ЗН2[ГсС16]-+ 4NOT + 8Н2О.
4Тс + 7О2 = 2Тс2О7(450—500° С, примесь ТсО3?).
2Тс + 5F2 = 2TcF5(200° С),
Тс + 3F2 = TcF65. Тс + 2C12 = TcCUТс + 3F2 = TcF65. Тс + 2C12 = TcCU(400° C).
Тс + 3F2 = TcF6
5. Тс + 2C12 = TcCU
Тс + 3F2 = TcF6
5. Тс + 2C12 = TcCU
(400° С, примесь TcCle).
TcO2 — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(1У)
Коричнево-черный, летучий при сильном нагревании, термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат ТсО2 ■ лН2О, при высушивании в контролируемых условиях переходит в Тс(ОН)4. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода, кислородом. Частично переводится в раствор концентрированными щелочами (продукты реакции неизвестны). Получение см. 8041, 80S1, 8071.
М,= 129,91;<7=6,9.
ТсО2 = Тс + О2(выше 1100° С).
ТсО2 иН2О = Тс(ОН)4 + (и - 2)Н2О(100° С, вак.),
ТсО2 • лН2О = ТсО2 + иН2О(400° С, в токе N2).
ТсО2 + 6НС1 (конц.) = Н2[ГсС16] + 2Н2О.
ТсО2 + 3HNO) (конц., гор.) = НТсО4 + 3NO2T + Н2О.
2ТсО2 + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = 2NaTcO4 + 4Н2О.
4ТсО2 + ЗО2 = 2Тс2О7(200° С).
Тс2О7 — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(УП)
Светло-желтый, летучий, при нагревании разлагается. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, образует сильную технециевую кислоту НТСО4; концентрированный раствор — темно-красный, разбавленный раствор — бесцветный. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Получение см. 8023, 8036.
Л/г = 307,81;<7=3,5;г„л=119,5°С; гкип = 310,6° С (р).
2Тс2О7 = 4ТсО2 + ЗО2(260° С).
Тс2О7 + ЗН2О = 2НТсО4 + 2Н2О = 2Н3О+ + 2ТсО4, 2НТсО4 = Тс2О7 + Н2О(160° С).
Тс2О7 + 2NaOH (разб.) = 2NaTcO4 + Н2О,
Тс2О7 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = 2NH4TcO4 + Н2О.
2Тс2О7 +158 = 4Тс82 + 78О2(1000° С, р\
Тс2О7 + 7СС14 = 2ТсС14 + 7СС12О + ЗС12(400° С).
Тс2О7 + 6K.I + 14НС1 (конц.) = 2К2[ТсС1б]4' + 312Ф + 2КС1 + 7Н2О
(30—50° С).
NH4TCO4 — ПЕРТЕХНЕТАТ АММОНИЯ
Белый с розовым оттенком, при прокаливании разлагается. При хранении окрашивается в зеленовато-голубой цвет вследствие радиоактивности. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образу-
ет. Разлагается концентрированной хлороводородной кислотой. Восстанавливается водородом. Слабый окислитель в растворе. Получение см. 8043.
М,= 179,94.
2NH4TcO4 = 2ТсО2 + 4Н2О + М2(700—800° С).
NH4TcO4 (разб.) = NHJ + ТсО4,
МЩ + 2Н2О<=* NH3 Н2О + Н3О+; рКк = 9,24.
2NH4TcO4 + 20НС1 (конц.) = 2Н2[ГсС16] + ЗС12 + 8Н2О + 2NH4C1 (кип.).
2NH4TcO4 + 4Н2 = 2Тс + 8Н2О + N2(300—700° С, примесь NH3).
2NH4TcO4 + 3Zn + 20НС1 (конц.) = 2Н2[ТсС1б] + 3ZnCI2 + 2NH4C1 + 8Н2О.
2NH4TcO4 + 17СО = [Тс2(СО)io] + 7СО2 + 2NH3 + Н2О (240—250° С, р).
NH4TcO4 + 16С2Н5ОН + 18К = К2[ГсН9]Ф + 16К(С2Н5О) + NH3T + 4Н2О
(60—70° С).
2NH4TcO4 + 2НС1 (разб.) + 7H2S(r) = Tc2S7i + 2NH4C1 + 8Н2О.
4NH4TcO4 + 2H2SO4 (разб.) -25551?2^ 4Тсг (катод) + 7O2t (анод) + + 2(NH4)2SO4 + 2НгО.
ТсЕе — ФТОРИД ТЕХНЕЦИЯ(У1)
Ярко-желтое твердое вещество, желтая жидкость. Весьма чувствителен к влаге воздуха. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами. Получение см. 8024.
М, = 211,90; </=3,02; U = 37,4° С; U„ = 55,3° С.
3TcF6 + 10Н2О = ТсО2Ф + 2НТсО4 + 18HF.
3TcF6 + 20NaOH (разб.) = TcO2i + 2NaTcO4 + 18NaF + 10Н2О.
ТсС14 — ХЛОРИД ТЕХНЕЦИЯ(1У)
Темно-красный, возгоняется при нагревании в токе хлора. Гидролизуется водой с образованием осадка, реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 8025, 8045.
М, = 239,72; d = 3,3; /субл > 300° С.
ТсС14 + 2Н2О = ТсО2Ф + 4НС1.
ТсС14 + 2НС1 (конц.) = Н2[ТсС1б].
ТсС14 + 4NaOH (конц.) = Тс(ОН)44- + 4NaCl(кип ).
ТсС14 + 2NH4C1 (конц.) = (КН4)2[ГсС16]Ф(в конц. НС1).
РЕНИЙ
Re —РЕНИЙ
Светло-серый, весьма твердый, тяжелый, тугоплавкий, высококипящий. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, гидратом аммиака, водородом, иодом, азотом, углеродом, хлороводородной и фтороводородной кислотами. Перево-
дится в раствор концентрированными кислотами-окислителями и пероксидом водорода, реагирует с кислородом, галогенами, серой. Получение см. 8115, 8144, 821'.
М,= 186,207; d = 20,53; tm = 3190°C; /КИп * 5900° С.
2Re + 7H2SO4 (конц.) ——> 2HReO4 + 7SO2T + 6Н2О(кип.),
Re + 7HNO3 (30%-я) = HReO4 + 7NO2 + 3H2O.
2Re + 7H2O2 (конц.) = 2HReO4 + 6H2O.
4Re (порошок) + 2H2O + 7O2 —-—» 4HReC>4.
4Re + 4NaOH (конц.) + 7O2 —x—* 4NaReO4 + 2H2O.
4Re + 7O2 = 2Re2O7(400° C).
Re + 3F2 = ReF6(125° С, p, примесь ReF7),
2Re + 7F2 = 2ReF7(600—700° C).
2Re + 5C12 = 2ReCls(400° С, в токе Cl2).
Re + 2E = ReE2(400—800° С, p; E = S, Se).
ReO2 — ОКСИД РЕНИЯ(1У)
Серо-черный, нелетучий, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается коричневый гидрат ReO2 • иН2О, при высушивании переходит в Re(OH)4. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода, щелочами. Окисляется кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом. Получение см. 8116, 814', 8192.
М, = 218,21;<7=11,4.
1.
7ReO2 = 2Re2O7 + 3Re
(850° С, вак.)
2.
ReO2 ■ nH2O = Re(OH)4 + (и - 2)H2O
(120° С, вак.),
ReO2 • nH2O = ReO2 + nH2O
(500° С, вак ).
3.
ReO2 + 6НС1 (конц.) = H2[ReCl6] + 2Н2О.
4.
ReO2 + 3HNO3 (конц.) = HReO4 + 3NO2 + H2O.
5. ReO2 + 2NaOH = Na2ReOj (кор.) + Н2О(350—400° С, в атмосфере N2).
(325—375° С).(400—700° С).(400° С).(325—375° С).(400—700° С).(400° С).4ReO2 (суспензия) + 2Н2О + ЗО2 —-—> 4HReO4, 4ReO2 + 4NaOH + ЗО2 (воздух) = 4NaReO4 + 2Н2О
(325—375° С).
(400—700° С).
(400° С).
(325—375° С).
(400—700° С).
(400° С).
2ReO2 + ЗН2О2 (конц.) = 2HReO4 + 2Н2О.
2ReO2 + 4Н2О + ЗС12 = 2HReO4 + 6HCL
ReO2 + 2Н2 = Re + 2Н2О
2ReO2 + 5О2 = 2Re2O7
ReO2 + 2МОН + MNO3 = M2ReO4 (зел.) + MNO2 + H2O
(300—400° С; М = Na, К).
ReO3 — ОКСИД РЕНИЯ(У1)
Темно-красный, нелетучий, при нагревании плавится, затем разлагается. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной
азотной кислотой. Окисляется кислородом. Восстанавливается водородом.
Получение см. 8116.
М, = 234,20; d = 7,43; Г™ = 160° С.
ЗИеОз = ВеОг + RejO?(300° С, вак ),
SReOs = 4ReO2 + 2ВегО7 + Ог(выше 400° С).
ReOs + HNO3 (конц.) = HReO4 + NO2.
3ReO3 + 4NaOH = 2NaReO4 + Na2ReO3 + 2H2O(350—400° C).
4ReO3 + O2 = 2Re2O7(160—400° C).
ReO3 + 3H2 = Re + 3H2O(450—800° C).
Re2O7 — ОКСИД РЕНИЯ(¥П)
Светло-желтый, летучий, при нагревании темнеет и разлагается. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, рением, монооксидом углерода. Получение см. 8085, 809110, 8 1 22, 82I4.
М, = 484,41; <7=6,14; ?„.-, = 301,5° С; гкип = 358,5° С.
2Re2O7 = 4ReO2 + ЗО2(600° С).
Re7O7 + Н2О (гор.) = 2HReO4.
Re7O7 + 6НВг (конц.) = 2ВеОг4- + ЗВг7 + ЗНгО(кип).
Re7O7 + 2NaOH (разб.) = 2NaReO4 + Н7О,
Re7O7 + 2(NH3 • H2O) [конц., гор.] = 2NH4ReO4 + Н2О.
Re2O7 + 7H2 = 2Re + 7H2O(выше 500° C).
3Re7O7 + Re = 7ReOs(250—300° С, в атмосфере N 2).
2Re2O7 + 3Re = 7ReO2(500—650° C).
Re2O7 + 17CO = [Re2(CO)io] + 7CO2(250° C, py
HReO4 — РЕНИЕВАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Устойчива в бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,7), сильная кислота. При выпаривании раствора образуется светло-желтая «твердая рениевая кислота» Н4ВегО9, термически неустойчивая. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Очень слабый окислитель. Получение см. 8081"3, 8094'6”8, 8112, 8136. 8161.
HReO4:Mt = 251,21.
H4Re2O9:М, = 520,44; d = 4,87.
HReO4 (разб.) + H2O = НзО+ + ReO4.
2HReO4 (конц.) + Н2О—-—> H4Re2O9<T) (35° С, вак., выпаривание), 2H4Re2O9 = 2HReO4 + Re2O7 + ЗН2О(65—160° С).
HReO4 + МОН (разб.) = MReO4 + Н2О(М = Na, К, 72 Ва),
HReO4 + NH3 • Н2О (конц.) = NH4ReO4 + Н2О.
2HReO4 + 21НС1 (конц.) + 7H[SnCl3] = 2Rei + 7H2[SnCl6] + 8Н2О
KReO4 — ПЕРРЕНАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, еще хуже — в растворах щелочей и хлоридов щелочных металлов. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Реагирует со щелочами при спекании, сероводородом, монооксидом углерода, водородом. Получение см. 8123, 8 1 46.
М, = 189,30;d = 4,887; г„л = 553° С;
г,ип = 1367° С; к, = 1,20<25), 7,47(75).
KReO4 + 2КОН = K3ReO5 (красн.) + Н2О[400—550° С].
2KReO4 + 7Н2 = 2Re + 2КОН + 6Н2О(800° С).
2KReO4 + 8НС1 (конц.) + 4Н2 = K2[Re2Cl8] (красн.) + 8Н2О
(290—325° С, р).
2KReO4 + 7H2S(r| + 2НС1 (разб.) = Re2S7l + 2КС1 + 8Н2О
(в атмосфере N 2).
2KReO4 + 17СО = [Re2(CO),0] + К2СО3 + 6СО2(250—270° С, р\
KReO4 + Н3О+ (катионит) = HReO4 + К+ (катионит) + Н2О.
NH4ReO4 — ПЕРРЕНАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), растворимость уменьшается в присутствии NH4C1. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Очень слабый окислитель; восстанавливается водородом, фосфиновой кислотой. Получение см. 8114, 8123.
М, = 268,24; d = 3,970;= 6,23<20>, 32,34(8О).
2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O(365—400° С, вак.).
NH4ReO4 (разб.) = NH4+ReO^
NH; + 2Н2О4=* NH3 • Н2О + Н3О+; рКк = 9,24.
NH4ReO4 + 6НС1 (конц.) —I—> NH4[ReCl4O] + С12Т + ЗН2О.
2N H4ReO4 + 4Н2 = 2Re + N2 + 8Н2О(400— 1000° С).
2NH4ReO4 + 2NH4C1 + 10НС1 (конц.) + ЗН(РН2О2) (конц.) =
= 2(NH4)2[ReCl6]4- + ЗН2(РНО3) + 5Н2О.
NH4ReO4 + MNO3 (конц.) = MReO44-+ NH4NO3 (М = К, Rb, Cs, Tl, Ag) 7. NH4ReO4 + 18Na + 13C2H5OH = Na2[ReH9]4- + 13Na(C2H5O) + 3NaOH +
+ NH3 H2O.
ReF, — ФТОРИД РЕНИЯ(У1)
Желтое твердое вещество, темно-желтая жидкость, бесцветный газ. Низкоплавкий, легкокипящий, чувствителен к влаге воздуха. Реакционноспособный; реа-
гирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, диоксидом кремния. Восстанавливается водородом. Окисляется кислородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 8086.
М, = 300,20; d = 3,58; tm = 18,6° С; txm = 33,7° С.
3ReF6 + 10Н2О = 2HReO4 + ReO2i + 18HF.
ReF6 + HNO3 (конц.) + 3H2O = HReO4 + 6HF + NO2.
3ReF6 + 20NaOH (разб.) = 2NaReO4 + ReO2i + 18NaF + 10H2O.
4ReF6 + 14H2O + O2 = 4HReO4 + 24HF.
ReF6 + H2 = ReF4 + 2HF(200° C).
3ReFe + 3S1O2 = 2ReO3F + ReF4 + 3S1F4(до 300° C).
ReFe<x) + 2MF = M2[ReF8] (роз.)[M = K, Rb, Cs],
ReF7 — ФТОРИД PEHHfl(Vll)
Желтый, летучий, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Реакционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния. Восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 8086.
М. = 319,19; d=3,6S№; tm = 48,3°C; /„„„ = 73,3° С.
ReF7 + 4Н2О = HReO4 + 7HF.
ReF7 + 8NaOH (разб.) = NaReO4 + 7NaF + 4H2O.
2ReF7 + 3H2 = 2ReF4 + 6HF(200° C).
2ReF7(x) + 3S1O2 = 2ReO3F + 3S1F4(50—70° C).
ReF7(x) + MF = M[ReFg] (желт.)[M = K+, NO+,NO^J.
ReCl3 — ХЛОРИД РЕНИЯ(Ш)
Красно-фиолетовый (в газообразном состоянии — зеленый), при нагревании разлагается. Является кластером [Re3Ch]. Хорошо растворяется в холодной воде, гидролизуется с образованием осадка. При стоянии во влажном воздухе образует гидрат ReCl3 • 2Н2О. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель в растворе. Образует хлорокомплексы. Получение см. 8181, 8191
М. = 292,57; Гпл = 257° С; ZKH„ = 327° С.
2ReCl3 = 2Re + ЗС12(360—600° С, вак ).
3ReCl3 (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Re3Cl»] • 2Н2О<р).
2ReCl3 + (3 + л)Н2О —-—> Re2O3 • пН2О1- + 6НС1 (в атмосфере Н2).
3ReCl3 + ЗНС1 (конц.) = H3[Re3Cl,2].
2ReCl3 + 6NaOH (разб.) = Re2O3l + 6NaCl + 3H2O.
2ReCl3 + 3H2 = 2Re + 6HC1(250—300° С).
3ReCl3 + 3MC1 (конц.) = М3[ЛезС1,2]Ф(в конц. HCI; М = Rb, Cs).
818. ReCU —ХЛОРИД РЕНИЯ(1У)
Черный с зеленым оттенком или коричневый. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге. Гидролизуется водой с образованием осадка. Реагирует с кислотами, щелочами, водородом. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 8196.
М, = 328,02; d = 4,28 + 4,50.
2ReCU - ReCU + ReCis(300° С, в токе N2).
ReCU + (2 + и)Н2О = ReO2 nH2Oi + 4HC1.
ReCU + 2HC1 (конц.) = H2[ReCU] (зел.).
ReCU + 6NaOH (конц.) = №2РеОз1 + 4NaCl + 3H2O(кип.).
ReCU + 2H2 = Re + 4HC1(250—300° C).
ReCU + 2MC1 (конц.) = M2[ReCl6]i
(в конц. HC1; M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
ReCU + 6KCN (конц.) = K2[Re(CN)6] (красн.) + 4KC1.
ReCk — ХЛОРИД РЕНИЯ(У)
Коричнево-серый с зеленым оттенком, чувствителен к влаге воздуха («дымит»), Перегоняется без разложения в потоке хлора или в вакууме. Реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом. Восстанавливается водородом. Получение см. 8087.
Л/г = 363,47; d =3,98; г„„ = 278°С; /к„„ = 330° С (разл.).
ReCis = ReCU + С12(выше 330° С, в атмосфере N2),
2ReCls = 2Re + 5С12(выше 600° С).
3ReCls + (8 + 2л)Н2О (гор.) = HReO4 + 2(ReO2 «H2O)i + 15НС1.
3ReCls + 4Н2О = HReCU + 2H2[ReC16] + ЗНС1(в 10%-й НС1).
2ReCls + 4НС1 (конц.) = 2H2[ReCl6] + С12Т.
3ReCls + 16NaOH (разб.) = NaReO4 + 2ReO2l + 15NaCl + 8H2O (кип.).
2ReCls + H2 = 2ReCU + 2HC1(70° C),
2ReCls + 5H2 = 2Re + 10HC1(250—300° C).
Na2|ReH9| — НОНАГИДРИДОРЕНАТ(УП) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к влаге и кислороду воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде, анион устойчив в щелочной среде. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, пероксидом водорода. Получение см. 8147.
М,= 241,26.
2Na2[ReH9] = 4NaH + 2Re + 7H2(245° С).
Na2[ReH9] + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + [ReH»]2 (в разб. NaOH).
Na2[ReH9] + 5Н2О (пар) —^ NaReCU + NaOH + 9Н2.
2Na2[ReH9] + 4HC1 (разб.) = 4NaCl + 2Rel -H 1H 2T.
4Na2[ReH9] + 22HNO3 (разб.) = 4NaReO4 + 9NH4NO3 + 4NaNO3 + 11H2O (кип.).
Na2[ReH9] + 9H2O2 (конц.) = NaReO4 + NaOH + 13H2O(кип.).
4Na2[ReH9](p) + 1 Ю2 (воздух) ——» 4Rel + 8NaOH + 14H2O.
IReXCO)io| — ДЕКАКАРБОНИЛДИРЕНИЙ
Белый, нелетучий, низкоплавкий, разлагается при нагревании. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, кислородом. Получение см. 8117, 813°.
М = 652,51; d = 2,79;/„ = 177° С.
[Re2(CO)io] = 2Re + 1 ОСО(250—420° С).
[Re2(CO)i0j + 34HNO3 (коиц.) = 2HReO4 + 34NO2 + ЮСО2Т + 16Н2О.
2[Re2(CO)i0] + 4NaOH (конц.) + 7О2 = 4NaReO4 + 20СОТ + 2Н2О.
2[Re2(CO)io] + 17О2 = 2Re2O7 + 20СО2(400° С).
[Re2(CO)w] + [Мп2(СО)ю] = 2[(CO)5Re Mn(CO)5](150—160° С).
ЭЛЕМЕНТЫ УШБ-ГРУППЫ
ЖЕЛЕЗО
Ее — ЖЕЛЕЗО
Серый мягкий ковкий металл; при обычном давлении существует в трех полиморфных модификациях (а, у, 8); порошок пирофорен. Медленно окисляется во влажном воздухе (процесс ржавления). Не реагирует с водой, гидратом аммиака; пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах, разбавленных щелочах. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметаллами, монооксидом углерода. Вытесняет благородные металлы из их солей в растворе. Катион Ре2+ — бесцветный, катион Fe — бесцветный (в сильнокислотной среде) или желтый (в разбавленном растворе). Техническое железо (чугун, сталь) содержит С (частично в виде Fe3C), Мп, Si, S, Р и другие примеси. Второй (после алюминия) по распространенности в природе металл. Получение см. 82411’12, 8348'17, 844 .
М, = 55,847; d = 7.864(a), 7,590(у), 7,409(8);
Z(a^y) = 917° С; z(y^8) = 1394° С; ?ПЛ=1539°С; ?,ип» 3200°С.
3Fe + 4Н2О (пар) = (FeIIFe,2")O4 + 4Н2(800° С, примесь FeO).
Fe + 2НС1 (разб.) = FeCl2 + H2t(без доступа воздуха),
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2t(в атмосфере СО2).
Fe + 4HNO3 (разб., гор.) = Fe(NO3)3 + NOT + 2Н2О,
5Fe + 12НМОз (оч. разб.) = 5Fe(NO3)2 + Nit + 6H2O
(О—10° С; примеси N2O, NH4NO3).
Fe + 2NaOH (50%-й) + 2Н2О = Na2[Fe(OH)4] + H2t (кип. в атмосфере N2).
Ржавление железа:
2Fe + 2Н2О (влага) + О2 (воздух) —-—> 2Ре(ОН)г;
2Fe + 2Н2О (влага) + О2 (воздух) + 4СО2 —-—► 2Ре(НСОз)г, Fe(HCO3)2 (влажн.) т * Fe(OH)2 + 2СО2(30° С);
4Fe(OH)2 + О2 (воздух) + (2л - 4)НгО —-—► 2(РегОз ■ лНгО), (Fe2O3 • пН2О) —^ 2FeO(OH) + (л - 1)Н2О;
Fe(OH)2 + Fe2O3 • лН2О —^ (F^Fe^ + (л + 1)Н2О.
3Fe (порошок) + 2Ог = (FeHF4u)O4 (150—600° С, сгорание на воздухе).
4Fe + 20NaOH (50%-й) + ЗО2 + 6Н2О = 4Na5[Fe(OH)8]l (20—25° С), 2Fe + 14NaOH (50%-й) + ЗВг2 + 2Н2О = 2Na4[Fe(H2O)(OH)7]l + 6NaBr
(50—60° С).
8.
2Fe + ЗЕ2 = 2РеЕз(выше 300°
С, E = F; 200—250° С, E = Cl).
9.
2Fe + ЗВг2 (насыщ.) = 2РеВгз Fe + Вг2 = FeBr2
(кип.), (600—700° C).
10.
3Fe + 412 —(Fe'^e^Jh Fe + Ij = Feb
(комн., растирание), (500° С).
11.
Fe + Е = FeE
(600—950° С; E = S, Se, Те).
12.
Р (красн.)
Fe —> РезР, РегР, РеР, РеРг
(600—700° С).
13.
Fe + N2 + 3Li = (L13pe)N2
(600° С).
14.
6Fe + P4 + 8O2 (воздух) = 2Рез(РО4)г
(1000° С).
15.
Fe—> FeSiO3, Fe2SiO4 фаялит
(1100—1300° С).
16.
Fe + 2HE = FeE2 + H2
(800—900° С; Е = F, С1, Вг).
(350—550° C).(комн.).(900° C).(700° С, вак.).(180—220° C, p\(400—420° C).(350—550° C).(комн.).(900° C).(700° С, вак.).(180—220° C, p\(400—420° C).Fe —» Fe2+XN (0 < x < 0,5), Fe3N, Fe4N -H2
(350—550° C).
(комн.).
(900° C).
(700° С, вак.).
(180—220° C, p\
(400—420° C).
(350—550° C).
(комн.).
(900° C).
(700° С, вак.).
(180—220° C, p\
(400—420° C).
2Fe + 3SQ2 (влажн.) —-—► FeSOs + FeSChS
Fe + Fe2O3 = 3FeO
18Fe + C6H6 = 6Fe3C + 3H2
Fe + 5CO = [Fe(CO)5]
Fe + CuSO4(p) = FeSO4 + Cui.
Fe + 2KOH + 3KNO3 = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O
Fe + 2KOH (конц.) + 2H2O злектролиз> зн2Т (катод) + K2FeO4 (анод.)
823. FeO — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(Н)
Черный, при умеренном нагревании разлагается, но при дальнейшем нагрева-
нии продуктов разложения образуется вновь. После прокаливания химически неактивен. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fei.vO (0,05 < х < 0,11; вюстит). В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают); реагирует с кислотами, гидроксидом натрия (при сплавлении). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 82219, 8241213, 825' *, 8261
М,= 71,85;</=5,75;/ПЛ=1368°С.
4FeO = (Fe“Fe^)O4 + Fe
FeO(T) + 7H2O4=^ [Fe(H2O)6]2+ + 2OH ; рПР25 = 14,37.
FeO + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + H2O, FeO + 4НМОз (кони.) = Fe(NO3)3 + MO2T + 2H2O.
FeO + 4NaOH = Na4FeOs (красн.) + 2H2O
4FeO + 2лН2О + O2 —^ 2(Fe2O3 ■ nH2O), 6FeO + O2 = 2(Fe" Fe^')O4
FeO + H2S = FeS + H2O
FeO + H2 = Fe + H2O
FeO + С (кокс) = Fe + CO
(560—700° C).(560—700° C).(400—500° C).(300 500° C).(500° C).(350° C).(выше 1000° C)(400—500° C).(300 500° C).(500° C).(350° C).(выше 1000° C)824. Fe2O3 — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
(560—700° C).
(560—700° C).
(400—500° C).
(300 500° C).
(500° C).
(350° C).
(выше 1000° C)
(400—500° C).
(300 500° C).
(500° C).
(350° C).
(выше 1000° C)
Красно-коричневый (тригональная модификация, гематит) или гемно-корич- невый (кубическая модификация состава Fe2,6?O4; М, = 213,11; d = 4,88; более реакционноспособная). Термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом. Получение см. 8256, 827', 83 Н, 8374.
M, = 159,69; d = 5,26; ;пл = 1562° C (p).
6Fe2O3 = 4(Fe“ Fe^')O4 + O2(1200— 1390° C).
2.2.3.4.5.3.4.5.Ре2Оз + 6НС1 (разб.)Ре2Оз + 6НС1 (разб.)+ 2FcCl3 + 3H2O.+ 2FcCl3 + 3H2O.Fe2O3 + 6HCI(r) = 2FeCI3 + 3H2OFe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + 3H2O.Fe2O3 + 6HCI(r) = 2FeCI3 + 3H2OFe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + 3H2O.(500° С, в атмосфере С12).(500° С, в атмосфере С12).Fe2O3 + 6HNO3 (разб.)Fe2O3 + 6HNO3 (разб.)* 2Fe(NO3)3 + ЗН2О.* 2Fe(NO3)3 + ЗН2О.6.7.89.К).6.7.89.К).Ре2Оз + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн.) + H2O Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2Ре2Оз + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн.) + H2O Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2Ре2Оз + 5Na2OРе2Оз + 5Na2O■> 2NasFeO4■> 2NasFeO42Ре2Оз + 8Na2O + O2 - 4Na4FeO4 Fe2O3 + MO = (M"Fe^)O42Ре2Оз + 8Na2O + O2 - 4Na4FeO4 Fe2O3 + MO = (M"Fe^)O4(600° C,/?). (800—900° C).(450 - 500° C).(450° C).(600° C,/?). (800—900° C).(450 - 500° C).(450° C).(прокаливание; М = Mg, Си, Ti, Мп, Fe, Ni, Zn, Cd).(прокаливание; М = Mg, Си, Ti, Мп, Fe, Ni, Zn, Cd).Fe2O3(T) + 13Н2О<=? 2[Fe(H2O)5(OH)]2t + 4OH ; рПР25 = 59,39.
2.
2.
3.
4.
5.
3.
4.
5.
Ре2Оз + 6НС1 (разб.)
Ре2Оз + 6НС1 (разб.)
+ 2FcCl3 + 3H2O.
+ 2FcCl3 + 3H2O.
Fe2O3 + 6HCI(r) = 2FeCI3 + 3H2O
Fe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + 3H2O.
Fe2O3 + 6HCI(r) = 2FeCI3 + 3H2O
Fe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + 3H2O.
(500° С, в атмосфере С12).
(500° С, в атмосфере С12).
Fe2O3 + 6HNO3 (разб.)
Fe2O3 + 6HNO3 (разб.)
* 2Fe(NO3)3 + ЗН2О.
* 2Fe(NO3)3 + ЗН2О.
6.
7.
8
9.
К).
6.
7.
8
9.
К).
Ре2Оз + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн.) + H2O Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Ре2Оз + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн.) + H2O Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Ре2Оз + 5Na2O
Ре2Оз + 5Na2O
■> 2NasFeO4
■> 2NasFeO4
2Ре2Оз + 8Na2O + O2 - 4Na4FeO4 Fe2O3 + MO = (M"Fe^)O4
2Ре2Оз + 8Na2O + O2 - 4Na4FeO4 Fe2O3 + MO = (M"Fe^)O4
(600° C,/?). (800—900° C).
(450 - 500° C).
(450° C).
(600° C,/?). (800—900° C).
(450 - 500° C).
(450° C).
(прокаливание; М = Mg, Си, Ti, Мп, Fe, Ni, Zn, Cd).
(прокаливание; М = Mg, Си, Ti, Мп, Fe, Ni, Zn, Cd).
И.
ЗРе2О3 + Н2 = 2(Ре"ре^)О4 + Н2О
Ре2О3 + ЗН2 = 2Fe + ЗН2О
(400° С), (1050—1100° С).
12.
ЗРе2О3 + СО = 2(РепР4н)О4 + СО4
(400° С),
РегОз + СО = 2FeO + СО2
(500—600° С),
Ре2О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2
(700° С).
13.
РегОз + Ре = ЗРеО
(900° С).
825. (Fe'Wx^ — ОКСИД ДИЖЕЛЕЗА(111>ЖЕЛЕЗА(11)
Магиетит. Двойной оксид. Черный, очень твердый, термически устойчивый. В прокаленном виде химически иеактивеи. Не реагирует с водой. Из раствора кристаллизуется реакционноспособный гидрат (репРе2П)О4 ■ 2НгО. Во влажном состоянии легко окисляется Ог воздуха. Реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом. Получение см. 8221'5"6, 82411, 8276.
А/г = 231,54; </=5,11; ?„ = 1538° С (разл.); рПР25 = 70,24.
2(FenF^H)O4 = 6РеО + О2(выше 1538° С).
(Fe'^e^ 2Н2О = (Fe'^e»1^ + 2Н2О(300—400° С).
(Ре“Ре^)О4 + 8НС1 (разб.) = РеС12 + 2РеС1з + 4Н2О.
(FenF4H)O4 + 10HNO3 (коиц.) = ЗРе(МО3)з + NO2t + 5Н2О.
(Ре1,РеУ*)О4 + 14NaOH = Na4peO3 + 2Na3FeO4 + 7Н2О (400—500° С).
4(Ре"Ре^)О4 + О2 (воздух) = 6Ре2О3(450—600° С).
(Ре'^'А + 4Н2 = ЗРе + 4Н2О(1000° С),
(РепРе^)О4 + 4СО = ЗРе + 4СО2(700° С).
(РепРе*п)О4 + Ре = 4РеО(900— 1000° С).
826. Fe(OH)2 — ГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА(И)
Белый (иногда с зеленоватым оттенком, амакинит), термически неустойчивый. Легко окисляется иа воздухе, особенно быстро — во влажном состоянии. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (осндвные свойства преобладают), реагируют с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Переводится в раствор хлоридом аммония. Типичный восстановитель. Получение см. 8225, 8305, 834515.
Л/г = 89,86;</=3,4; рПР25 = 15,10.
Ре(ОН)2 = РеО + Н2О[150—200° С; примеси Ре, (Ре11 Ре^п)О4].
Ре(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = РеС12 + 2Н2О.
Ре(ОН)2 + 2NaOH (> 50%-й) = Na2[Fe(OH)4ll (сиие-зел.)
[кип. в атмосфере N2].
Ре(ОН)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = FeCh + 2NH3t + 2Н2О.
4Ре(ОН)г (суспензия) + Ог (воздух) = 4РеО(ОН)Ф + 2НгО(кип.).
2Fe(OH)z (суспензия) + H2O2 (разб.) + (л - 3)НгО = РегОз • лНгОФ.
Fe(OH)2 + NaNOz (коиц.) = FeO(OH)l + NOt + NaOH(60° С).
Ее2О3 лН26 —ПОЛИГИДРАТ ОКСИДА ЖЕЛЕЗА(Ш)
Лимонит. Бурый аморфный (осажденный), при выдерживании под щелочным раствором переходит в FeO(OH); соединение стехиометрического состава Ре(ОН)з не выделено. При нагревании обезвоживается. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 8225, 8316’", 832', 8335, 8358’9.
Л/г = 213,74 (для л = 3); d = 3,00 + 3,12; рПР25 = 49,92 (для л = 3).
Fe2O3 ■ лН2О = 2FeO(OH) + (л - 1 )Н2О(200—250° С),
РегОз • лН2О = РегОз + лН2О(500—700° С).
Ре2О3 • лН2О + 6HCI (разб.) = 2РеС13 + (л + 3)Н2О.
Ре2Оз • лН2О NaOH <конц ) > Ре2Оз(примесь Na3[Fe(OH)6](p).
РегОз ■ лН2О (суспензия) + 8NaOH(T> = 2Na4[Fe(H2O)(OH)?] (бел.) +
+ (л-5)Н2О(70° С).
РегОз • лНгО(Т) + 10NaOH(T) = 2Nas[Fe(OH)8] + (л - 3)Н2О
(75° С, в токе N2).
Ре2О3 • лН2О + Ре(ОН)2 = (Ре11Ре'")О4 + (л + 1)Н2О(600—1000° С).
РегОз • лН2О + ЗН2 = 2Ре + (л + 3)Н2О(500—600° С).
РегОз • лН2О + ЗЕг + 1 ОКОН (конц.) = 2К2РеО4 + 6КЕ + (л + 5)Н2О (45—55° С; Е = С1, Вг).
828, FeO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА
Гётит. Светло-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства: реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 8225, 8265'7, 8271, 8315, 83519.
Л/, = 88,85;</=4,37; рПР25 = 41,66.
2РеО(ОН) = РегОз + Н2О(500—700° С, на воздухе).
FeO(OH) + ЗНС1 (разб.) = РеС13 + 2Н2О.
FeO(OH) NaOH (конц ) > ре2о3 (примесь №з[Ре(ОН)6](р)).
2РеО(ОН) + Ре(ОН)2 = (Р^'Ре^О, + 2НгО(600—1000° С).
2РеО(ОН) + ЗН2 = 2Ре + 4Н2О(500—600° С).
FeSO4 — СУЛЬФАТ ЖЕЛЕЗА(П)
Белый (кристаллогидрат — светло-зеленый; мелантерит, железный купорос). При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Быстро окисляется в растворе Ог воздуха (медленнее — в присутствии серной кислоты), раствор желтеет и мутнеет. Окисляется концентрированной азотной кислотой. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Присоединяет монооксид азота. Для реакций обычно берут в виде Fe(NH4)2(SO4h- Получение см. 8222’22, 8365.
Мг=151,91;</=3,14;^ = 26,6(20), 43,7(80).
2FeSO4 = Pe2(SO4)O + SO3(300° С),
4FeSO4 = 2Ре2Оз + 4SO2 + О2(700° С, примесь 5Оз).
FeSO4 • 7Н2О = PeSO4 + 7Н2О(до 250° С, в атмосфере Н2).
PeSO4 (разб.) + 6Н2О = [Ре(Н2О)6]2+ + SO<,
[Fe(H2O)6]2+ + Н2О<=* [Ре(Н2О)5(ОН)]+ + Н3О+; рКк = 6,74.
2FeSO4 + H2SO4 (конц.) + 2НМОз (конц.) = Ре2(5О4)з + 2NO2t + 2Н2О
(95—100° С).
FeSO4 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2l + Na2SO4(в атмосфере М2),
PeSO4 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = Pe(OH)2l + (NH4)2SO4.
4FeSO4 + О2 (воздух) + 2Н2О —L-> 4FeSO4(OH)i.
FeSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6Н2О = M2Fe(SO4)2 • 6Н2О1
(0° С; М =; К+, Rb+, Cs+,NHJ ).
2FeSO4 (конц.) + CuSO4 = Cut + Fe2(SO4)3.
10FeSO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5Ре2(5О4)з + 2MnSO4 + 8H2O +
+ K2SO4,
6PeSO4 + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = ЗРе2(5О4)з + Сг2(5О4)з + 7H2O + + K2SO4.
2FeSO4 + H2SO4 (разб.) + H2O2 (конц.) = Ре2(5О4)з + 2H2O,
6PeSO4 (конц.) + 4H2SO4 (конц.) + 2КМОз = ЗРе2(5О4)з + 2NO1 + 4Н2О +
+ K2SO4(кип.).
PeSO4 + NO + 5Н2О —т—> [ Fe(NO+)(H2O)5]SO4 (бур.)[комн.].
Fe(NH4)2(SO4)2 — СУЛЬФАТ ДИАММОНИЯ-ЖЕЛЕЗА(И)
Соль Мбра. Белый, при нагревании разлагается. Менее чувствителен к действию О2 воздуха в растворе (в отличие от FeSO4). Хорошо растворяется в воде, подвергается гидролизу по катиону железа(П). Реагирует с азотной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Получение см. 8298.
Мг = 284,05; d = 1,864 (кр.); к, = 26,4(20), 52(70).
2Fe(NH4)2(SO4)2 = Pe2(SO4)O + SO3 + 2NH4HSO4 + 2NH3(300° С).
Fe(N H4)2(SO4)2 6H 2O = Fe(N H4)2(SO4)2 + 6H 2O(100° C).
Fe(NH4)2(SO4)2 (разб.) + 6H2O = [Fe(H2O)6]2+ + 2МЩ + 2SO^ (pH < 7, см. 8293).
2Fe(NH4)2(SO4)2 + H2SO4 (разб.) + 2HNO3 (конц.) = Ре2(8О4)з +
+ 2(NH4)2SO4 + 2NO2T + 2Н2О(кип.).
Fe(NH4)2(SO4)2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2l + (NH4)2SO4 + Na2SO4
(в атмосфере N2), Fe(NH4)2(SO4)2 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = Fe(OH)2l + 2(NH4)2SO4.
10Fe(NH4)2(SO4)2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5Fe2(SO4)3 + + 10(NH4)2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O, 6Fe(NH4)2(SO4)2 + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Pe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + + 6(NH4)2SO4 + K2SO4 + 7H2O.
Fe2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ЖЕЛЕЗА(Ш)
Белый (иногда светло-желтый), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону). Не растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается горячей водой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 8245, 8334, 8364, 8373.
М, = 399,88; d = 3,097; к, = 440(|8~25).
Fe2(SO4)3 = Ре2О3 + 3SO3(500—700° С),
2Fe2(SO4)3 = 2Ре2О3 + 6SO2 + ЗО2(900— 1000° С).
Fe2(SO4)3 9Н2О = Pe2(SO4)3 + 9Н2О(70—175° С).
Fe2(SO4)3 + 12Н2О = 2[Ре(Н2О)6]3+ + 3 SOf(в 50%-й H2SO4),
[Ре(Н2О)6]3+ + Н2О<=* [Ре(Н2О)5(ОН)]2+ (желт.) + Н3О+; рКк = 2,17, [Ре(Н2О)3(ОН)]2+ + Н2О<=* [Ре(Н2О)4(ОН)2]+ (желт.) + Н3О+; рКК = 3,26;
2[Ре(Н2О)б]3+ + 2Н2О<=* [Ре2(Н2О)в(ОН)2]4+ (желт.) + 2Н3О+; рКс = 2,91.
Fe2(SO4)3 + 2Н2О = 2FeSO4(OH)4- + H2SO4(150° С, р).
Pe2(SO4)3 + 2NaOH (разб.) = 2FeSO4(OH)l + Na2SO4,
Pe2(SO4)3 + 6NaOH (15—20%-й) = 2FeO(OH)l + 3Na2SO4 + 2H2O (кип.).
Pe2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) + (л - 3)H2O = Pe2O3 • лН2О1 + 3(NH4)2SO4.
Pe2(SO4)3 + PeSO4 + 8NaOH (разб.) = (РепРе^п)О41 + 4Na2SO4 + 4H2O
(кип.).
Pe2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (коиц.) + 24H2O = 2{MFe(SO4)2 ■ 12H2O}4
(0° С; M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
Pe2(SO4)3 + 2NaH2PO4 = Na2SO4 + 2H2SO4 + 2FePO4.
Fe2(SO4)3 + H[SnCl3] + 3HC1 (конц.) = 2FeSO4 + H2[SnCl6] + H2SO4, Pe2(SO4)3 + 3H°(Fe, разб. H2SO4) = 2FeSO4 + H2SO4.
NaFeO2 — ДИОКСОФЕРР AT(111) НАТРИЯ
Зеленый с коричневым оттенком, плавится без разложения. Реагирует с водой, кислотами, оксидом и пероксидом натрия. Окисляется кислородом, галогенами в щелочной среде. Получение см. 8246,7.
Л/г = 110,84; d = 4,05; /„ = 1350° С.
2NaFeO2 + (л + 1)Н2О (хол.) —-—> Ре20з • пН2О1 + 2NaOH.
NaFeO2 + Н2О = РеО(ОН)Ф + NaOH(кип.).
NaFeO2 + 4НС1 (разб.) = РеС1з + NaCl + 2Н2О.
NaFeO2 + 2Na2O—-—> Na5peO4(500° С, в атмосфере N2),
4NaFeO2 + 6Na2O + O2 (воздух) = 4Na4FeO4(400° C).
2NaFeO2 + 3Na2O2 = 2Na2FeO4 + 2Na2O (500° С, в расплаве NaOH).
2NaFeO2 + 3E2 + 8NaOH (конц.) = 2Na2FeO4 + 6NaE + 4H2O
(50—60° С; E = Cl, Br).
K2FeO4 — ФЕРРАТ КАЛИЯ
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде в присутствии щелочей. Сильный окислитель; реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 82223' м, 8278.
М,= 198,04.
2К2РеО4 = КзРеО4 + КРеО2 + О2(500—700° С, примесь Ре2Оз).
K2FeO4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + FeOf(в разб. КОН).
4K2FeO4 + 6Н2О = 4FeO(OH)l + 8КОН + 3O2t(кип.).
4K2FeO4 + ЮН25О4(разб.) = 2Fe2(SO4)3 + 3O21 + 4K2SO4 + 10H2O.
4K2FeO4 + 4KOH = 4K3FeO4 + O2 + 2H2O(400—450° C).
2K2FeO4 + 2(NH3 • Н2О)[конц ] = 2FeO(OH)l + N2t + 4KOH + 2H2O
(кип.).
4K2FeO4(p) + 3Cr(OH)2 = 4РеО(ОН)Ф + 3K2CrO4 + 2KOH(кип.).
K2FeO4 + H2O + BaCl2 = BaFeO4 ■ Н2О1(красн.) + 2KC1.
FeCh — ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(Н)
Лавренсит. Белый (кристаллогидрат — зеленый), плавится и кипит без разложения. Летуч в потоке НС1 при нагревании, в газе — димер Fe2Cl4. На воздухе желтеет вследствие окисления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону) и хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при стоянии раствора окисляется растворенным в воде О2. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 8222,16 8 23з 826г.» 835й'|8.
Л/г =126,75; </=3,162; ?пл = 674° С; <Кип=Ю23°С; к, = 68,5(20), 9О,7(8о).
FeCl2 • 4Н2О = FeCl2 + 4Н2О(220° С, в атмосфере N2).
РеС12(разб.) + 6Н2О(хол.) = [Ре(Н2О)б]2++ 2СТ(pH < 7, см. 829’)
FeCh + Н2О = FeCl(OH)l + НС1(кип.)
FeChm + НгЗО^конц., гор.) = FeSCh + 2НС1Т,
FeCh + 4НМО3(конц.) = Fe(NO3)3 + NO2T + 2HC1T + H2O(кип).
FeCh + 2NaOH(pa36.) = Fe(OH)2l + 2NaCl(в атмосфере N2),
FeCh + 2(NH3 ■ Н2О)[конц.] = Fe(OH)2i + 2NH4CI (80° С, в атмосфере N2)
4FeCh + 3O2 = 2Fe2O3 + 4Ch(450—480° C)
4FeCh + 6H2O + Ch = 4FeO(OH)4-+ 8HC1T(кип.)
FeCh + H2 = Fe + 2HC1 .(выше 500° C)
2FeCl2(p) + Ch = 2FeCl3.
FeCh + Na2S = FeSi + 2NaCl.
РеС12(насыщ.) + (NH4)2CO3 (насыщ.) = FeCOsi + 2NH4CI
сидерит (010„ c в атмосфере CO2)
5FeCh + 8НС1(разб.) + KMnO4 = 5FeCl3 + MnCl2 + 4H2O + KC1, 6FeCh + 14НС1(разб.) + K2Cr2O7 = 6FeCl3 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KC1.
FeCl2 + 2Na(C3H5) = [Fe(CsHs)2] + 2NaCl i(в этаноле)
FeCh —мскнасыит)^ M[FeCl3], М2[РеС14]
(M = Na\ K+, Rb\ Cs+,NH; ,ТГ)
3FeCh + 6KCN(pa36.) = 6KC1 + (Fe2+)2[Fe(CN)6] 4- (в атмосфере N2). FeCh + 6KCN(kohu.) = K4[Fe(CN)6] + 2KC1.
FeCh + K3[Fe(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]i + 2KC1.
FeCl2(p) электролиз > реФ(катод) + ChT (анод)[90° С, в разб. НО]
FeCh — ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
Молизит. Черно-корнчневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый и отраженном свете). При нагревании плавится (красная жидкость), кипит и разлагается; в жидкости и паре - - димер Fe2CU. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по катиону) и в хлороводородной кислоте. Кристаллогид рат FeCl3 ■ 6Н2О имеет строение [Fe(H2O)4Cl2]Cl ■ 2Н2О. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 822к, 8243'4. 8272, 834^.
М,= 162,21; d= 2,898; ;пл = 307,5° С(/>);
/кип = 316° С(разл.);к, = 91,9(2О), 526(80).
2FcCl3 <> 2FeCh + Ch(500° С)
FeCl3 • 6Н2О (желто-кор.) = [Fe(H2O)4Cl2]Cl + 2Н2О(37° С).
2{FeCl3 ■ 6Н2О} = Fe2O3 + 6НС1 + 9Н2О(выше 250° С)
2РеС13(конц.) + 4Н2О(хол.) = [Ре(Н2О)4С12Г(*елт.) + [FeCh]"
РеС13(разб.) + 4Н2О(хол.) = [Fe(H2O)4Chf + Cl .
[Fe(H2O)4Cl2]+ + Н2О <=> [Ре(Н2О)5С1]2',(желт.) + СГ; рК„ = 0,30,
[Ре(Н2О)5С1]2+ + H2O <=? [Pe(H2O)6]3+ + CF; pK„ = 1,48;
[Fe(H2O)5Cl]2+ + H2O ^Z^ [Pe(H2O)4Cl(OH)]+ + H3O+; pKK = 3,05.
FeCh + 2H2O(rop.) = FeCl(OH)2l + 2HC1,
2FeCl3 + 3H2O(nap) = Fe2O3 + 6HCl(350—500° C).
FeCh + НС1(конц.) + H2O = H[FeCU] + H2O = [FeCl4]" + H3O+,
[FeCUr + 2H2O <=? [Fe(H2O)2Cl4]-;
[Fe(H2O)2Cl4]~ + H2O ^=* [Ре(Н2О)3С13](желт.) + СГ; lgK„ = 1,63.
2FeCl3(T) + ЗН25О4(конц., гор.) = Fe2(SO4)3 + 6HC1T.
2FeCl3 + 6NaOH(pa36., гор.) + (n - 3)H2O = Fe2O3 • nH2Ol + 6NaCl,
2FeCl3 + 3BaCl2 + 12NaOH (29—33%-й) = Ba3[Fe(OH)6]21 + 12NaCl
(кип.), FeCh + 2BaCl2 + 7NaQH(50%-fi) = Ba2[Fe(OH)7]l + 7NaCl(кип.).
2FeCl3 + 6(NH3 • Н2О[конц.] + (и - 3)H2O = Fe2O3 ■ nH2Ol + 6NH4C1.
4FeCl3 + ЗО2(воздух) = 2Fe2O3 + 3C12(350—500° C).
FeCh ——» K[FeCl4], K2[FeC15](350° С, в атмосфере Cl2),
2FeCl3 + 3CsCl = Cs3[Fe2C19](400° С, в атмосфере Cl2).
РеС13(безводн.) + FeCh • 6H2O = 6Fe(Cl)O + 12HC1(250—300° C).
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2F + 2KC1(на холоду — примесь Fel3?),
2FeCl3 + 3Na2S = 2FeSl + Si + 6NaCl (на холоду — примесь Fe2S3?).
2FeCl3 + H2 = 2FeCl2 + 2HC1(250—300° C),
2FeCl3 + Fe = 3FeCl21(кип. в тетрагидрофуране).
FeCh + Al = Fe + A1C13(200° C),
2FeCl3 + 3M = 2Fe + 3MC12(300—400° С; M = Mg, Zn).
2FeCl3 + 2H2O + SO2 = 2FeCh + H2SO4 + 2HC1,
2FeCl3 + 2H2S = Fe(S2) + FeCh + 4HC1(600° C).
2FeCl3 + НС1(конц.) + H[SnCh] = 2FeCl2 + HJSnCU].
2FeCl3 + 6KCN(pa36.)= (Fe3+)[Fe(CN)6] + 6KC1,
FeCh + 6KCN(kohu.) = K3[Fe(CN)6] + 3KC1.
FeCh + K4[Fe(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]l + 3KC1.
FeCh + пКМС5(разб.) + mH2O = [Fe(H2O)m(NCS)4]Cl3-n(KpacH.) + nKCl
(m + n = 6, n = 1+3).
FeCh + nKNCS(KOHn.) + mH2O = K„_3[Fe(H2O)m(NCS)„] (красн.) + 3KC1
(m + n = 6, n = 3 + 6), a) K3[Fe(NCS)6] + 4КР(конц.) = К[РеР4](р)(бц.) + 6KNCS;
K3[Fe(NCS)6] + 2H3PO4 = Н3[Ре(РО4)2](р)(бц.) + 3KNCS + 3HNCS.
836. FeS — СУЛЬФИД ЖЕЛЕЗА(И)
Темно-серый с зеленым оттенком (почти черный), термически устойчивый, разлагается при прокаливании. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fej-vS (0,1 <х <0,2; пирротин). Чувствителен к О2 воздуха во влажном
состоянии. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Получение см. 822м, 83410, 83513.
Л/г = 87,91; </=4,62; Г„л=1195°С; рПР25= 16,47.
FeS = Fe + S(выше 700° С, вак.).
FeS + 2НС1(разб.) = FeCh + H2St (в присутствии Fe, примесь Нг).
FeS + 2СНзСООН(конц.) = Fe(CH3COO)2 + H2S t.
2FeS + Н28О4(конц.) + 18HNOj(kohu.) = Fe2(SO4)3 + 18NO2 T + 10H2O.
Ре5(влажн.) + 2О2(воздух) —-—► FeSO4 (примеси S, Fe2O3 • лН2О).
РеЗ(суспензия) + H2O <* Fe(HS)OH<P)(в разб. KOH).
2FeS + S + K2S = 2К[Ре52](красн.)[950—1000° С].
2FeS + S + Cu2S = 2(Fe",Cu')S2(800— 1000° C),
халькопирит
2(Fe"'Cu')S2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2(1000° C).
837. Fe(S2) — ДИСУЛЬФИД(2~) ЖЕЛЕЗА(И)
Светло-желтый (а-ромбическая модификация) или темно-желтый (Р-кубичес- кая модификация). Термически устойчивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами-окислителями. Окисляется при прокаливании на воздухе. В промышленности используют минералы марказит (а) н пирит (Р). Получение см. 83516.
М, = 119,98; d = 4.9(a), 5.02(Р); Гпл = 743° С; Да> Р) > 365° С.
Fe(S2) = FeS + S(выше 1170° С, вак.).
Fe(S2)(T) + 6Н2О <=* [Fe(H2O)6]2+ +8^;рПР25 = 26,27(Р).
2Fe(S2) + 14H2SO4(kohu.) = Fe2(SO4)3 + 15SO2 T +.14H2O(кип.),
Fe(S2) + 18НМО3(конц.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2t + 7H2O (кип).
4Fe(S2) + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3(800° C).
Fe3C — КАРБИД ТРИЖЕЛЕЗА
Цементит. Серый, относительно твердый, термически устойчивый. Компонент сплавов железа с углеродом (техническое железо). Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами, реагирует с кислородом. Получение см. 822м ■
Л/г = 179,55; d = 7,66; tm = 1650° С(разл.).
Fe3C = 3Fe + С(графит)[выше 1650° С].
Fe3C + бНСЦконц.) = 3FeCl2 + С(графит)4, + ЗН2Т.
Fe3C + 22НМО3(конц.) = 3Fe(NO3)3 + CO2t + 13NO2 + 11H2O.
Fe3C + 3O2 = (Fe"Fe2')O4 + CO2(600—700° C),
4Fe3C + (Fe"Fe^)O4 = 15Fe + 4CO(1000— 1100° C).
K<[Fe(CN)6| — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(П) КАЛИЯ
Белый (кристаллогидрат — светло-желтый, «желтая кровяная соль»), при нагревании разлагается. Устойчив иа воздухе. Хорошо растворяется в воде. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель; окисляется концентрированной азотной кислотой, перманганатом калия, хлором. Вступает в реакции обмена. Реактив на катион Fe3+ (образуется синий осадок так называемой берлинской лазури, или турнбулевой сини). Получение см. 83415, 8405-*.
Л/г = 368,35; d = 1,85(кр ); ^ = 70° С(кр.); к, = 28,0<м), 67,0(80).
3K4[Fe(CN)6] = 12KCN + Fe3C + 5С(графит) + 3N2(650° С).
K4[Fe(CN)6] ЗН2О = K4[Fe(CN)6] + ЗН2О(70— 120° С).
K4[Fe(CN)6](pa36.) + 24Н2О = 4[К(Н2О)6]+ + [Fe(CN)6]4",
[Fe(CN)6]4- + Н2О ^ [Fe(H2O)(CN)5]^ + CN"; р/<-„ = 18,30.
K4[Fe(CN)«] + 4НС1(конц.) = H4[Fe(CN)6]4- + 4КС1 (комн., в эфире).
K4[Fe(CN)6] + 6H2SO4 (конц.) + 6Н2О = 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 +
+ 6COt(кип.).
K4[Fe(CN)6] + 3HNO5(kohu.) = NO2T + HCNt + K2[Fe(H2O)(CN)5] +
+ 2KNO3(кип.),
2K4[Fe(CN)6] + 6HNO3 (безводн.) = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2t +
+ 4KNO3 + 2H2O .(0—10° C).
2K4[Fe(CN)6] + 4H2SO4 + 4KNO2 = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2NOt + C2N2 T + + 4K2SO4 + 4H2O, a) K2[Fe(NO^(CN)5] + CuSO4(kohu.) = Cu[Fe(NO+)(CN)5]^ + K2SO4;
2Cu[Fe(NO+)(CN)5] + 4NaHCO3 (конц.) = 2Na2[Fe(NO+)(CN)5] +
+ Си2СОз(ОН)2Ф + 3CO2t + H2O.
K4[Fe(CN)e] + 2FeSO4 = (Fe2+)2[Fe(CN)6]l (бел.) + 2K2SO4.
К4[Ее(СМ)е](насыщ.) + РеС13(разб.) = 3KC1 + K(Fe3+)[Fe(CN)6]^, 3K4[Fe(CN)6] + 2Fc2(SO4)3(kohu.) = (Fe3+)4[Fe(CN)6]3 Ф(син.) + 6K2SO4.
2K4[Fe(CN)6] + E2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KE(в разб. HE; E = Cl, Br),
5K4[Fe(CN)6] + 8НС1(разб.) + KMnO4 = 5K3[Fe(CN)6] + MnCl2 + 6KC1 + + 4H2O.
K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 = Cu2[Fe(CN)6]4-(Kop.) + 2K2SO4, K4[Fe(CN)6] + 4AgNO3 = А^[Ее(СН)6]Ф(бел.) + 4KNO3.
840. K3|Fe(CN)6| — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(Ш) КАЛИЯ
Соль Гмелина, «красная кровяная соль». Темно-красные кристаллы или темножелтый порошок, при умеренном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, подвергается акватации и гидролизу по аниону CN". На свету увеличивается степень гидролиза и ускоряется переход в K4[Fe(CN)6]. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Окислитель. Вступает в реакции обмена.
Реактив на катион Ре2+ (образуется синий осадок так называемой берлинской лазури, или турнбулевой сини). Получение см. 83518, 83910.
Мт = 329,25; d = 1,894; к, = 46,0(20), 81,8(80).
6K3[Fe(CN)6] = 18K.CN + 2Fe3C + N2 + 8C2N2(350—400° С).
K3[Fe(CN)6](pa36.) + 18H2O = 3[K(H2O)6]+ + [Fe(CN)6]3’,
[Fe(CN)s]^ + H2O <=» [Fe(H2O)(CN)5]” + CN'; pA"„ = 1,0,
CN' + H2O <Z2Z? HCN + OH; pKo = 4,69.
K3[Fe(CN)6] + H2O = K2[Fe(H2O)(CN)5] + KCN(кип.).
K3[Fe(CN)6] + НС1(разб.) + H2O = HCNT + K2[Fe(H2O)(CN)5] + KC1
(кип.), К3[Ре(СН)6](насыщ.) + ЗНС1(конц.) = H3[Fe(CN)6](Kop.) + 3KC1
(0° С, осаждение эфиром).
4K3[Fe(CN)6] + 4КОН(конц.) = 4K4[Fe(CN)6] + 2Н2О + О2Т (кип). 6. 2K3[Fe(CN)6] + 2К.1 = 2K4[Fe(CN)6] + 12 Ф.
2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Н2О2(конц.) = 2K4[Fe(CN)6] + O2t + 2Н2О, 2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Pb(OH)2 = 2K4[Fe(CN)6] + РЬО2Ф + 2Н2О.
3K3[Fe(CN)6] + 5КОН(разб.) + Cr(OH)3 = 3K4[Fe(CN)6] + К2СгО4 + 4Н2О.
К3[Ре(СН)б](насыщ.) + РеС12(разб.) = 2КС1 + K(Fe3+)[Fe(CN)6]l, K3[Fe(CN)6] + FeCl3(pa36.) = (Fe3+)[Fe(CN)6](P) (кор.) + 3K.C1.
4K3[Fe(CN)6] + 3FeSO4(KOHU.) = (Fe3+)4[Fe(CN)6]3^ (син.) + 3K2SO4 + 6KCN.
2K3[Fe(CN)6] + 3CuSO4 = Cu3[Fe(CN)6]2l (зел.) + 3K2SO4, K3[Fe(CN)6] + 3AgNO3 = Ag3[Fe(CN)6](opaнж.) + 3KNO3.
K(Fe3+)|Fe(CN)6| — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(П) ЖЕЛЕЗА(Ш^КАЛИЯ
Берлинская лазурь, или турнбулева синь. Синий, при нагревании разлагается. В строении комплексного аниона — короткие связи Fe" — CN', в кристаллической решетке образуются также длинные связи Fe1" — NC". Не растворяется в воде. В избытке чистой воды образуется коллоидный раствор («растворимая» берлинская лазурь). При стоянии под раствором избытка реагентов медленно, а при добавлении NaCl — быстро переходит в соль (Fe3+)4[Fe(CN)6]3, не образующую коллоидного раствора («нерастворимая» берлинская лазурь, пруссе- новская лазурь). Не реагирует с разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Переводится в раствор щавелевой кислотой (продукты неизвестны, раствор — синий), разлагается щелочами. Получение см. 839 , 8409.
Мт^ 306,90;рПР|8«20,0.
12K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 3(Fe3+)4[Fe(CN)6]3 + 3K4[Fe(CN)6](200° С),
6K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 6K.CN + 15N2 + 4Fe3C + 26С(графит) [выше 560° С].
3. K(Fe3+)[Fe(CN)6] + ЗКОНфазб.) = FeO(OH)4- + H2O + K4[Fe(CN)6], 4. 5K(Fe3+)[Fe(CN)6] + 9KC1 + 8НС1(конц.) + KMnO4 = 5K3[Fe(CN)6] +
+ SFeCh + MnCl2 + 4H2O.
Na2|Fe(NO+XCN)5| — ПЕНТАЦИАНОНИТРОЗИЛИЙФЕРРАТ(Н) НАТРИЯ
Нитропруссид натрия. Темно-красный, плавится без разложения под избыточным давлением NO, термически неустойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде, на свету постепенно разлагается. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Реактив на ион S2" (красно-фиолетовая окраска) и ион SOj' (розовая окраска), продукты этих реакций неизвестны. Получение см. 8397.
Мг = 261,92; </=1,72; /„ = 687° Сф); к, = 40(,6).
Na2[Fe(NO+)(CN)5] = 6NO + 6C2N2 + 12NaCN + 2Fe3C + N2 (400° C).
Na2[Fe(NO+)(CN)5] • 2H2O = Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 2H2O
(50—100° С, в токе NO).
Na2[Fe(NO+)(CN)5](pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4] ++ [Fe(NO+)(CN)5]2”
(в темноте),
Na2[Fe(NO+)(CN)5] + H2O —^ Na2[Fe(H2O)(CN)5] + NOT (на свету).
2Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 10Н28О4(конц.) + ЮН2О = 2Na2SO4 + Fe2(SO4)3 + + 2NOT + 5(NH4)2SO4 + 10COT(кип.).
4Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 17O2 = 8NaCN + 4NO2 + 12CO2 + 6N2 + 2Fe2O3
(700—900° C).
|Fe(C5H5)2| — БИС(ЦИКЛОПЕНТАДИЕНИЛ)ЖЕЛЕЗО
Ферроцен. Желто-оранжевый, низкоплавкий, низкокипящий. Летучий, перегоняется с водяным паром, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Не растворяется в холодной воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается горячей водой. Окисляется азотной кислотой, галогенами, кислородом при прокаливании. Восстанавливается водородом. Получение см. 83413.
М, = 186,04; /пл = 173-176° С; /„„„ = 249° С.
[Fe(CsHs)2] = Fe + 2СН4 + 8С(графит) + Н2(выше 470° С).
[Fe(CsH5)2] + Н2О(гор.) = Fe(OH)2i + 2С5Н6.
3[Fe(C5H5)2] + 4HNO3 (разб.) = 3[Fe(C5H5)2]NO3 (гол.) + NOT + 2Н2О.
4[Fe(C5H5)2] + 53О'2 = 2Fe2O3 + 40СО2 + 20Н2О(700-800° С).
2[Fe(C5H5)2] + 1ЗЕ2 = 2FeE3 + 4С5Н5Е5(комн.; Е = С1, Вг).
[Fe(C5H5)2] + 5Н2 = Fe + 2С5Ню(350° С, р, кат. Ni).
|Fe(CO)5| — ПЕНТАКАРБОНИЛЖЕЛЕЗО
Светло-желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Не смешивается с холодной водой; смешивается с жидким аммиаком. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, кислородом, монооксидом азота. Восстановитель. Получение см. 82221.
М, = 195,90; d = 1AST^; tm = - 20° С; tKm = +103° С.
[Fe(CO)5] = Fe + SCO(160—200° C).
6[Fe(CO)s] + 12H2O = 6FeO(OH)l + 9H2t + 30COT(кип.).
[Fe(CO)5] + 2Н1(конц.) = Feh + H2T + SCOT.
[Fe(CO)5] + H2SO4 = FeSO4 + H2t + SCOT(в эфире).
[Fe(CO)3] + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NOT + 2H2O + SCOt(в эфире).
4[Fe(CO)5] + 13O2 = 2Fe2O3 + 20CO2(500° C).
2[Fe(CO)5] = [Fe2(CO)»] 4- + COt
(комн., в конц. CH3COOH, УФ-облучение), 3[Fe(CO)s] = [Fe3(CO)i2]4- + 3COt[в этаноле, кат. Na(C2HsO)].
[Fe(CO)5] + ЗНаОН(конц) = Na[Fe(CO)4H] + Na2CO3 + H2O
(комн., в метаноле), 6Na[Fe(CO)4H] + 9H2SO4 (< 50%-я) + 6МпО2 = 2[Ре3(СО)|2]Ф + 6MnSO4 + + 3Na2SO4 + 12Н2О.
[Fe(CO)s](X) + Ва(ОН)2 = ВаСО3Ф + [Fe(CO)4H2](- 15° С),
[Fe(CO)4H2] + Н2О *=* [Fe(CO)4H]" + Н3О+; рКк» 4,0 (в атмосфере Н2).
[Fe(CO)5] + 2Na = Na2[Fe(CO)4]^(6en.) + COt (- 40° С, в жидк. NH3). 11. [Fe(CO)5] + 4NO = [Fe(NO)4] (черн.) + SCO(44—45° С, pY
2[Fe(CO)5] + 1 ЗН2О2(конц.) = 2FeO(OH)4- + 10СО2 Т + 12Н2О (кип.).
КОБАЛЬТ
Со —КОБАЛЬТ
Темно-серый порошкообразный (почти черный) или желтовато-серый (с синим оттенком) компактный металл; относительно твердый, ковкий, пластичный, высокоплавкий. При нагревании на воздухе покрывается оксидной пленкой. В виде порошка пирофорен. Пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах. Не реагирует с водой, фтороводородной кислотой, щелочами в растворе, гидратом аммиака, азотом. Реагирует с разбавленными кислотами, щелочами при сплавлении, неметаллами, аммиаком, монооксидом углерода. Заметно поглощает Н2 при комнатной температуре. В водном растворе катион Со2+ окрашен в розовый цвет. Получение см. 8467, 8475, 8509, 859'.
М, = 58,933; d = 8,84; t™ = 1494° С; <«„„ = 2960° С.
Со + 2НС1(разб„ гор.) —-—► СоС12 + Н2Т,
Со + Н28О4(разб„ гор.) —-—► CoSO4 + H2t.
ЗСо + 8НМО3(разб., гор.) = 3Co(NO3)2 + 2NOt + 4Н2О.
4Со + 4NaOH + ЗО2 = 4КаСоО2(красн.) + 2Н2О(600—1000° С).
2Со + О2(воздух) = 2СоО(до 300° С),
ЗСо + 2О2(воздух) = (Со"Со^")О4(500° С).
Со + Е2 = СоЕ2(200—300° С, Е = F; 100° С, Е = Cl),
Со + Е2 = СоЕ2(зел.)[20—50° d; Е = Вг, I].
Со —^ CoS, Co(S2), (Co"Co^)S4, Co9S8(650° С).
co -^^ -» Co2P, CoP, СоР3(серо-черн.)[650—700° С].
8.8.Co2N.Co2N.[комн., в этилацетате].[комн., в этилацетате].„ NH3, 250—300- C „ XI NH3, 380—500- C
8.
8.
Co2N.
Co2N.
[комн., в этилацетате].
[комн., в этилацетате].
C° —► C03N —►
Co + 2N2O4 = 2NO + Со(КОз)2(красн.)4-
„ CO. до 220-С , _ _ Co. 500-800-С
Co т^► Co2C ► СозС.
_ CO, 130° С, p50" С. бензол _.
Co -—» [Co2(CO)8] t^q► [Со4(СО)|2](черн.).
Co + НаНСОз(конц ) + H2O -^^^ Hzt (катод) + СоСО3Ф(анод) + + NaOH.
846. СоО — ОКСИД КОБАЛЬТA(II)
Темно-зеленый (почти черный). Термически устойчивый. На воздухе поглощает О2. Имеет небольшую область гомогенности Coi-vO. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. 845“, 847', 848', 8501, 8595.
М, = 74,93; d = 6,47;(„ = 1810° С.
СоО(Т) + 7Н2О <=* [Со(Н2О)6]2+ + 2ОН ; рПР25 = 14,37.
СоО + 2НС1(разб.) = СоС12 + Н2О.
СоО + 2№ОН(конц.) + Н2О —-—> Na2[Co(OH)4]4<(cHH.)[кип.].
бСоО + О2(воздух) = 2(СопСо2')О4(390—700° С).
4СоО + О2 + 24(NH3 • Н2О)[конц ] = 4[Со(КН3)б](ОН)3(желт.) + 18Н2О.
СоО + 2HF = CoF2 + Н2О(300—400° С).
СоО + Н2 = Со + Н2О(120-500° С).
2СоО + 2SiO2 = Co2SiO4 (фиол.)[13001450° С].
СоО + А12Оз = (СоА12)О4(син.)[1100° С. в расплаве КС1].
847. (Со"С<4")О4 —ОКСИД ДИКОБАЛЬТА(1П)-КОБАЛЬТА(11)
Серо-черный, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака; в виде крупных кристаллов почти не реагирует с хлороводородной и азотной кислотами. В виде порошка разлагается концентрированными кислотами. Окисляется кислородом при спекании со щелочами и окси-
дами металлов на воздухе. Восстанавливается водородом. Получение см. 84>' 8464, 849'.
М, = 240,80; d = 6,073;рПР25 = 99,15.
2(Со"Со5,|)О4 = бСоО + О2(905—925° С)
(Со"Со^")О4 + 8НС1(конц.) —^ ЗСоС12 + С12Т + 4Н2О,
2(СопСо^)О4 + 6Н28О4(конц.) = 6CoSO4 + O2t + 6Н2О(кип.)
4(Со"Со$")О4 + 12NaOH + О2 = 12NaCoO2 (красн.) + 6Н2О (400° С) 4. 4(Co"CoJ")O4 + О2 + 6ZnO = 6(Co“'Zn)O4(3en.)[800° С|
(СоиСо^)О4 + 4Н2 = ЗСо + 4Н2О.(120—500° С)
848. Со(ОН)2 — ГИДРОКСИД КОБАЛЬТА(П)
Темно-фиолетовый кристаллический или синий аморфный (свежеосажденнып с примесями оснбвных солей), при стоянии под раствором солей кобальта(11) становится розово-красным. Во влажном состоянии поглощает из воздуха О и СО2. Не растворяется в воде. В органической среде осаждается синий гидра , Со(ОН)2 • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными те лочами. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Восстановител,. Получение см. 8504, 853 , 8554, 8575,
М,= 92,95; d = 3,597; рПР25 = 14,80.
Со(ОН)2 = СоО + Н2О(168—170°С, вак.)
Со(ОН)2 + 2НС1(разб.) = СоС12 + 2Н2О.
Со(ОН)2 + СоС12(разб.) = СоС1(ОН)Ф(зел), Со(ОН)2 + СоС12(10%-й) = Со2С1(ОН)31(роз.).
Со(ОН)2 + 2NaOH (50%-й) —^ Na2[Co(OH)4]l(фиoл.).
Со(ОН)2 + 6(NH3 • Н2О)[конц] = [Со(КН3)б](ОН)2(желт.) + 6Н2О.
4Со(ОН)2 + О2 = 4СоО(ОН) + 2Н2О(100° С, /;)
2Со(ОН);(влажн.) + СО2 ——» Со2СО3(ОН)2 + Н2О.
2Со(ОН); + Н2О2(конц.) = 2СоО(ОН)1 + 2Н2О(кип.)
2Со(ОН): + Е2 + 2NaOH(pa36.) = 2CoO(OH)i + 2NaE + 2Н2О
(Е = Cl, Br)
2Со(ОН): + ХаС1О(насыщ.) = NaCI + Н2О + 2СоО(ОН)Ф.
Со(ОН)2 + 2А1(ОН)3 = (СоА12)О4(син.) + 4Н2О(600—800° С)
СоО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД КОБАЛЬТА
Темно-коричневый аморфный (осажденный) или черный кристаллический (ie- терогенит). При прокаливании разлагается. Из раствора осаждается гидра, Со2О3 «Н2О, при кипячении суспензии или при нагревании переходит в СоО(ОН). Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами. Легко разлага
ется концентрированной хлороводородной кислотой, труднее — другими кислотами. Прн нагревании переводится в раствор действием гидрата аммиака. Окислитель. Получение см. 8486'8—10, 853°, 8565.■
М, = 91,94; d = 4,29(аморфн.); 4,72—4,90.
12СоО(ОН) = 4(Со"Со^)О4 + О2 + 6Н2О(600° С).
СоО(ОН)(т) + 7Н2О <==* [Со(Н2О)6]3+ + ЗОН ; рПР25 = 42,60.
2СоО(ОН) + 6НС1(конц.) = 2СоС12 + Cl2t + 4Н2О.
4СоО(ОН) + 4Н28О4(конц., гор.) = 4CoSO4 + O2t + 6Н2О.
4СоО(ОН) + 8HNO3(kohu.) = 4Co(NO3)2 + O2t + 6Н2О (75—85° С).
СоО(ОН) + 6(NH3 • Н2О)[конц., гор.] ——» [Со(КН3)6](ОН)3(желт.) + + 5Н2О.
4СоО(ОН) + 6F2 = 4CoF3 + ЗО2 + 2Н2О(250—300° С).
4СоО(ОН) + 8М2О + О2 = 4М4СоО4 + 2Н2О (600—700° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs, 72 Ba).
COSO4 —СУЛЬФАТ КОБАЛЬТА(П)
Красный (кристаллогидрат — розовый, биберит), при нагревании разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в воде (с ростом температуры растворимость сначала увеличивается, затем падает), гидролизуется по катиону. Плохо растворяется в концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель. Получение см. 8451, 8494, 8543.
М. = 155,00; d = 3,71; к, = 36,3(20), 60,0<43), 49,3(80>.
2CoSO4 = 2СоО + 2SO2 + О2(600—700° С, примесь SO3).
COSO4 7Н2О = COSO4 + 7Н2О(41 -420° С).
Со5О4(разб.) + 6Н2О = [Со(Н2О)6]2+ - SO^,
[Со(Н2О)6]2+ + Н2О <=> [Со(Н2О)5(ОН)]+ + Н3О+; рКк = 8,90.
2Со5О4(разб.) + 2ЫаОН(разб.) = Na2SO4 + Co2SO4(OH)2 Ф(син ), Со5О4(разб.) + 2NaOH(10%-fi) = Co(OH)2i + Na2SO4.
COSO4 + 6(NH3 • Н2О)[конц.] = [Co(NH3)6]SO4(жeлт.) + 6H2O.
2CoSO4 + 2N H4HS = 2CoS+ + (NH4)2SC>4 + H2SO4.
2CoSO4 + 4A1(OH)3 = 2(СоА12)О4(син.) + 2SO2 + O2 + 6H2O (800° C)
2CoSO4 + H2SO4 (4 M) ^!2Z^ H2 Т(катод) + Co2(SO4)3^ (анод)
[0° C],
2CoSO4 + 2H2O --ктр^из > 2Со1(катод) + О2Т(анод) + 2H2SO4.
CoF2 — ФТОРИД КОБАЛЬТА(П)
Розовато-красный, плавится и кнпит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде. Из раствора кристаллизуется гидрат CoF2 ■ 4Н2О, из фторово-
дородной кислоты — CoF2 • 5HF • 6Н2О Разлагается кипящей водой, концентрированными кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Образует фторокомплексы. Получение см. 845s, 8466, 8521.
М, = 96,93; d = 4,43; г„л = 1127° С; г™ * 1740° С; к, = 1,5<25).
1.
CoF2 •
4H2O = CoF2 + 4H2O
(300° С, в токе N2).
2.
3.
4.
5.
CoF2 + Н2О —^-> Co(OH)F^ + HF t
CoF2 + Н2О(пар) = CoO + 2HF
CoF2(T) + Н28О4(конц., гор.) = CoSO< + 2HFt.
CoF2 + 4NaOH(40%-ft) = Na2[Co(OH)4]4- + 2NaF.
CoF2 + 6(NH3 ■ Н2О)[конц.] = [Co(NH3)6]F2 + 6H2O.
(кип.), (700° С).
6.
2CoF2
+ F2 — 2CoF3
(75—200° С).
7.
CoF2 -
-^^^ M[CoF3], M2[CcF4], M4[CoF6]
(М = Na, К)
8. 2CoF2 + 2HF(kohu.) + 7Н2О _^Т^ н2Ф(катод) +
+ 2(CoF3 • 3,5Н2О) 1(анод)[0—10° С]
CoF3 — ФТОРИД КОБАЛЬТА(Ш)
Светло-коричневый, термически неустойчивый, во влажном воздухе темнее! . Из фтороводородной кислоты кристаллизуется зеленый гидрат CoF3 • 3,5Н2О со строением [Co(H2O)3F3] ■ 0,5Н2О. Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный окислитель; окисляет н фторирует многие неметаллы. Получение см. 8497, 8516'8.
М,= 115,93;</=3,88.
2CoF3 = 2CoF2 + F2(350—700° С)
C0F3 + 2Н2О(хол.) —^ СоО(ОН)Ф + 3HF,
4C0F3 + ЮН2О = 4Со(ОН)2Ф + O2t 4- 12HFt(кип.).
2CoF3 + 6НС1(конц.) = 2СоС12 + С12А + 6HF.
C0F3 + ЗНаОНфазб., хол.) = СоО(ОН)Ф + 3NaF + Н2О.
C0F3 + 6(NH3 • Н2О)[конц.] = [Co(NH3)e]F31 + 6Н2О.
2CoF3 + 4N2Os = 2Со(МО3)3(зел.) + 2NF3 + О2 (от - 70 до + 40° Ci.
853. СоС12 — ХЛОРИД КОБАЛЬТА(П)
Голубой (кристаллогидрат — розовый), летучий при умеренном нагревании в атмосфере НС1, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Окисляется О2 воздуха.. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 845 '5, 8482, 8493.
М, = 129,84; d = 3,367; t™ = 740° С;
<„„„= 1049°С;к,= 52,9<20), 97,6<8О).
CoCh ■ 6H2O = CoCh + 6H2O(160—170° С, в токе сухого HC1).
СоСЬфазб.) + 6Н2О = [Со(НгО)б]2+ + 2СГ(pH < 7, см. 850^,
[Со(Н2О)б]2++==^ [Со(Н2О)4С12Ксин.) +=* [Со(Н2О)2С12](син.).
П2О, VM2U
CoCh • 6Н2О + 4L = CoCh • 4L (син.) + 6Н2О (L = этанол, ацетон).
СоОгфазб.) + НаОНфазб.) = NaCl + СоС1(ОН)Ф (зел. или син.), СоСЬфазб.) + 2NaOH( 10%-й) = Co(OH)2l + 2NaCl.
СоС12<т) + 6МНз(г)—-—> [Со(МНз)е]С12(комн.),
CoCh + 6(NH3 ■ Н2О)[конц.] = [Co(NH3)6]Ch + 6Н2О(комн).
4СоС12 + 16(NH3 Н2О)[конц.] + О2 = 4СоО(ОН)Ф + 8NH3t + 8NH4CI +
+ ЮН2О(кип.),
4СоС12(конц.) + 4NH4C1(T) + 20(NH3 ■ Н2О) [конц.] + О2 =
= 4[Co(NH3)6]Cl3l + 22НгО(комн.).
СоС1г(конц.) + H2S(r) = CoS^ + 2НС1(в присутствии СН3СООН).
2СоС12 + 6МС1 + 6F2 = 2М3[СоРе](гол.) + 5Ch
(200° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs).
соси ^‘Ф?^ м[СоС13], м2[СоС14](м = кь+, тг.мн;),
CoCh + 3CsCl = С$3[СоС15](син.)[600—700° С].
CoCh + 4NH4NCS = (NH4)2[Co(NCS)4](chh.) + 2NH4C1 (в ацетоне). 11. C0CI2 + 7NaNO2 + 2СН3СООН = Na3[Co(NO2)6] + 2NaCl +
+ 2Na(CH3COO) + NOt + H2O(50—60° C).
CoCh + 2Na(CsHs) = [Со(С5Н5)2](фиол.) + 2ЫаС1Ф (кип. в диоксане).
CoCh(p)СоФ(катод) + Cht (анод).
CoS — СУЛЬФИД КОБАЛЬТА(Н)
Серый кристаллический или черный аморфный (осажденный), термически устойчивый, при прокаливании плавится и разлагается. Имеет область гомогенности CoSi+a<0,04S х 2 0,13; джайпурит). В виде порошка пирофорен. В свежеосажденном виде чувствителен к влаге и Ог воздуха, легко образует коллоидный раствор; при стоянии под раствором становится малореакционноспособным («стареет»). Не растворяется в воде. Разлагается кислотами, окисляется О2 при нагревании. Получение см. 845е, 8506, 8537.
М, = 91,00; </ = 5,45; ГПЛ=1118°С; рПР25 = 19,75.
CoS = Со + S(выше 1160° С).
Со8(аморфн.) + 2НС1фазб.) = CoCh + HhSt,
Со8(аморфн.) + 2СН3СООНфазб.) = Со(СН3СОО)2 + H2St.
CoS + 8HNO3(kohu„ гор.) = COSO4 + 8NO2 + 4Н2О.
4CoS + 2НгО(влага) + О2 (воздух) —-—> 4CoS(OH) I (примесь C0S04).
6C0S +10О2 = 2(Со"СоУ')О4 + 6SO2(680° С).
[Со(МН3)б|С12 — ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЬТА(П)
Светло-красный, термически неустойчивый. Во влажном состоянии постепенно окисляется на воздухе. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака. Устойчив в растворе только в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кислотами, щелочами. Окисляется пероксидом водорода, восстанавливается водородом. Получение см. 8535.
М, = 232,03; d = 1,479.
[Co(NH3)6]Clz = (Co(NH3)2C12](chh.) + 4NH3(65—67° С, вак.),
[Co(NH3)6]C12 = СоС12 + 6NH3(выше 150° С).
[Co(NH3)6]Clz(pa36.) = [Co(NH3j6]2+ + 2СГ(в разб. NH3 ■ HZO),
[Co(NH3)6]2+ + 12HZO <=> [Со(Н2О)б]2+ + 6(NH3 • H2O); p0H « 4 + 5.
[Co(NH3)6]Clz + 6НС1(разб.) = CoCl2 + 6NH4C1.
[Co(NH3)6]Clz + 2NaOH(pa36.) + 6HZO = Co(OH)z4- + 2NaCl + 6(NH3 ■ HZO).
4[Co(NH3)6]Clz + 2HZO + Oz —L-+ 4[Co(NH3)6]Clz(OH)
(кат. активный уголь).
2[Co(NH3)6]Clz + 2Н2О2(конц.) = [Co2(NH3)l0(O^)]C14+2(NH3 ■ H2O).
|Co(NH3)6|Cb — ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЬТА(Ш)
Красно-коричневый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде, концентрированном гидрате аммиака. Кристаллогидратов не образует. Устойчив к действию концентрированной серной кислоты. Разлагается кипящей водой, щелочами. Восстанавливается аодородом. Получение см. 853s.
М,= 267,48; d = 1,7016; ks = 6,95(М), 12,О4(5о).
6[Co(NH3)6]Cl5 = 6СоС12 + 6МН4С1 + М2 + 28NH3(выше 420° С).
(Со(МН3)6]С13(разб.) = [Co(NH3)6]3+ + ЗСГ.
4[Со(МН3)б]С1з + ЮН2О = 4Со(ОН)24- + О2Т + 12NH4C1 + 12NH3 Т
[кип., примесь СоО(ОН)].
[Со(МН3)6]С13(насыщ.) + ЗНМО3(разб.) = [Co(NH3)6](NO3)3 + ЗНС1.
[Со(МН3)6]С15 + ЗМаОН(конц„ хол.) + 5Н2О = СоО(ОН)4- + 3NaCl +
+ 6(NH3 ■ Н2О).
Na3|CoNO;)»| — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТАТ(Ш) НАТРИЯ
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах и концентрированных щелочах. Получение см. 853".
М, = 403,93.
4Na3[Co(NO2)6] • 0,5H2O = 12NaNO2 + CoO + 4NO + 8NOZ + 2HZO (200—250° C).
Na3[Co(NO2)6] (разб.) + 12H2O (хол.) = 3[Na(HzO)4]+ + [Co(NO2)6]^.
3Na3[Co(NO2)6] + 2H2O = 9NaNO2 + 3CoNO3(OH)4< + 5NOT + HNO3 (кип.).
3Na3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (разб.) = 9NaNO2 + 3Co(NO3)2 + 5NOT + H2O (кип.).
Na3[Co(NOz)6] + 2NaOH (конц.) = Co(OH)4 + 4NaNO2 + NaNO3 + NOT (кип.).
Na3[Co(NO2)6](p) + 3MNO3 = M3[Co(NO2)6]4- + 3NaNO3 (M = K+, Cs+, Tl+, Ag+,NH4 ),
K3|Co(NOz)6| — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТАТ(Ш) КАЛИЯ
Соль Фишера. Желтый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат К3[Со(МО2)б] • ■ 1,5Н2О. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, концентрированных кислотах и щелочах. Получение см. 8576.
М, = 452,26; d = 2,64; к, = 0,9(I7).
4K3[Co(NO2)6] = 12KNO2 + 4CoO + 4NO + 8NO2(выше 200° C).
3K3[Co(NO2)6] + 2H2O = 5NOt + 9KNO2 + 3CoNO3(OH)4< + HNO3 (кип.).
3K3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (конц.) = 5NOt + 9KNO2 + 3Co(NO3)2 + H2O
(кип.).
K3[Co(NO2)6] + 2KOH (конц.) = Co(OH)24- + 4KNOZ + KNO3 + NOT
(кип.).
|Co2(CO)8] — ОКТАКАРБОНИЛДИКОБАЛЬТ
Оранжевый (порошок) или красный (крупные кристаллы), летучий, при нагревании плавится и разлагается. Чувствителен к свету. Не реагирует с холодной водой. Разлагается кипящей водой, концентрированными кислотами. Восстанавливается водородом, натрием. Получение см. 845м.
Л/г = 341,95;d=l,73; ;ПЛ = 51°С.
2[Со2(СО)8] = [Со4(СО)|2] + 4СО(60° С),
[Со2(СО)8] —т—* 2Со + 8СО(80—90° С, на свету).
[Со2(СО)8] + 4H2SO4 (конц.) = 2CoSO4 + 2SO2 + SCOT + 4Н2О, [Co2(CO)8j + 8HNO3 (конц.) = 2Co(NO3)2 + 4NOZ + SCOT + 4H2O.
[Co2(CO)8] + H2 = 2[Со(СО)4Н](Ж) (желт.)[0° С, p, в толуоле],
[Со(СО)4Н] + Н2О = [Со(СО)4]" + Н3О+(10° С).
[Со2(СО)8] + 2(Na, Hg) = 2Na[Co(CO)4] + 2Hg(X)(в диоксане).
[Со2(СО)8] + 5О2 = 2СоО + 8СО2(250—300° С).
НИКЕЛЬ
Ni —НИКЕЛЬ
Белый металл; относительно твердый, тягучий, поддается ковке. В виде черного порошка пирофорен. Менее реакционноактивен, чем железо и кобальт; во влажном воздухе устойчив. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака, азотом; пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Катион Ni2+ в растворе имеет ярко-зеленую окраску. Реагирует с разбавленными кислотами, кислородом, галогенами, халькогенами, аммиаком, монооксидом углерода. Переводится в раствор карбонатом аммония. Поглощает заметное количество Н2. При обработке фтором компактный металл покрывается очень устойчивой пленкой NiF2. Получение см. 8615, 8658, 8677'|7, 871*.
М, = 58,69; d = 8,91; ZM = 1455° С, /кип • 2900° С.
Ni + 2НС1 (разб.) —т—* NiCh + H2t.
3Ni + 8HNO3 (разб.) = 3Ni(NO3)2 + 2NOt + 4HZO.
2Ni + O2 = 2NiO(500—1000° C).
Ni + E2 = NiE2(выше 700° С, E = F; 300-600° С, E = Cl),
Ni + Br2 = NiBr2(комн., в эфире).
Ni + E = NiE (черн.)[900° С; E = S, Se, Те].
Ni + E = NiE (красн.)[700—900° С; E = As (никелин), Sb].
6Ni + 2NH3 = 2Ni3N + 3H2(445° C).
3Ni + 2CO —T—* NijC (черн.) + CO2(270° C).
Ni (порошок) + 4CO = [Ni(CO)4](50—100° C).
Ni + 2(NH3 • H2O) [10%-й] + H2O + (NH4)2CO3 (конц.) =
= [Ni(H2O)2(NH3)4](OH)2 + CO2T(кип).
NiO —ОКСИД НИКЕЛЯД!)
Бунзенит. Желтый, при нагревании в инертной атмосфере становится коричневым, при нагревании на воздухе — темно-зеленым. Термически устойчивый, в прокаленном виде не реагирует с кислотами, водой. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают); реагирует с кислотами, при спекании — со щелочами и оксидами типичных металлов. Переводится в раствор действием концентрированного гидрата аммиака. Получение см. 8603, 8621, 8641’2, 865*. '
М, = 74,69;d=6,67;Zra=1955°C.
NiO(T) + 7Н2О ^ [Ni(H2O)6]2+ + 2ОН"; рПР25 = 15,77.
NiO + 2НС1 (разб.) = NiCl2 + Н2О,
NiO + H2SO4 (разб.) = NiSO4 + Н2О,
NiO + 2HNO3 (разб.) = Ni(NO3)z + Н2О.
NiO + 2NaOH = Na2NiO2 (зел.) + Н2О(400° С),
NiO + BaO = (BaNi)O2 (черн.)[1200° С].
NiO + 6(NH3 • H2O) [коиц.] ——» [Ni(NH3)e](OH)2 (син.) + 5HZO.
NiO + H2 = Ni + H2O(200—400° С),
NiO + С (кокс) = Ni + СО(300—400° С).
2NiO + SiOz = Ni2SiO4(1200° С).
Ni(OH)z — ГИДРОКСИД НИКЕЛЯ(П)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Ni(OH)z • «НгО, при выдерживании над концентрированной серной кислотой переходит в Ni(OH)2 ■ 0,67HzO. Проявляет амфотерные свойства (оснбвиые свойства преобладают): реагирует с разбавленными кислотами, щелочами при спекании. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Слабый восстановитель. Получение см. 8644, 8654, 8714.
Мт = 92,70; d = 3,65; рПР25 = 13,80.
Ni(OH)2 = NiO + Н2О(230—360° С).
Ni(OH)2 + 2НС1 (разб.) = NiCh + 2HZO.
Ni(OH)2(T) + 2NaOH(T) = Naz[Ni(OH)4](140° C).
Ni(OH)z + 6(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6](OH)z (син.) + 6H2O.
Ni(OH)z + 4(NH3 ■ HZO) + 2NH4C1 (конц.) = [Ni(NH3)6]C12 + 6HZO.
2Ni(OH)z + Ch + 2KOH (коиц.) = 2NiO(OH)i + 2KC1 + 2HZO, 6Ni(OH)z + KBrO3 (насыщ.) = 6NiO(OH)i + KBr + 3HZO(кип.).
Ni(OH)z + К282О6(О2) + 2KOH (конц.) + (л - 2)HZO =
= NiOz ■ лНгОФ (черн.) + 2KZSO4,
4(NiOz ■ лНгО) [суспензия] —-—» 4NiO(OH)i + OZT + (4л - 2)HZO
(кип.).
2Ni(OH)z (суспензия) ЭЛСКТР?ЛИЗ > Hzt (катод) + 2NiO(OH)4- (анод).
NiO(OH) —МЕТАГИДРОКСИД НИКЕЛЯ
Черный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается серо-чериый гидрат NizO3 «HzO, при стоянии под раствором «стареет», при слабом нагревании переходит в черный (N^Nij'^fOH^ (безводный оксид NizO3 не выделен). Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 862^*, 8642'6'7, 8656.
Мт = 91,70;d=4,15; рПР18 = 37,0.
4NiO(OH) = 4NiO + 2HZO + О2(250—350° С).
2NiO(OH) + HZO —-—» NizO(OH)4i(комн., «старение»).
2NiO(OH) + 6HC1 (конц.) = C12T + 2NiClz + 4HZO.
4NiO(OH) + 4H2SO4 (разб.) = Ozt + 4NiSO4 + 6H2O.
2NiO(OH) + 3HZSO4 (разб.) + 2KI = I2i + 2NiSO4 + K2SO4 + 4HZO.
Ni(NO3)z —НИТРАТ НИКЕЛЯ(П)
Светло-зеленый, йелетучий, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сильными окислителями. Получение см. 8602, 8612, 8674.
Л/г= 182,70; d = 2,05 (кр.);
г„л = 56,7° С (кр.); к, = 94,2(20), 172(70).
2Ni(NO3)z = 2NiO + 4NO2 + О2(выше 500° С),
Ni(NO3)2 = Ni(NO2)2 + Oz(150° С, вак.).
4{Ni(NO3)2 • 6Н2О) = 4NiO(OH) + 8NO2 + О2 + 22Н2О(100—140° С),
2{Ni(NO3)z • 6Н2О} = 2N1O + 4NO2 + О2 + 12Н2О(выше 300° С).
Ni(NO3)2 + 6Н2О = [Ni(H2O)6]z+ + 2NO3.(pH < 7, см, 8653).
Ni(NO3)2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2l + 2NaNO3.
Ni(NO3)2 + NH3 • H2O (разб.) = Ni(NO3)OH4- + МН4МО3, Ni(NO3)z + 6(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6](NO3)z (син.) + 6HZO.
2Ni(NO3)2 + NaClO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)4- + NaCI + 4NaNO3 + + H2O, 2Ni(NO3)2 + 6NaOH (конц.) + Br2 = 2N1O(OH)4- + 4NaNO3 + 2NaBr + 2H2O.
2Ni(NO3)2 + 4H2O —^P0™3» H2T (катод) + 2NiO(OH)4< (анод) + 4HNO3 (комн.).
NiSO4 — СУЛЬФАТ НИКЕЛЯ(И)
Светло-желтый (кристаллогидрат — зеленый, моренозит), при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сильными окислителями. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 8612, 8673, 8682.
Mr = 154,75; d = 3,68; к, = 38,4(20), 66,7(80).
2NiSO4 = 2N1O + 2SO2 + О2(выше 700° С).
NiSO4 • 7Н2О = NiSO4 + 7Н2О(280° С).
NiSO4 (разб.) + 6Н2О = [Ni(HzO)6]2+ + SO2 ,
[Ni(H2O)6]2+ + Н2О <=> [Ni(H2O)5(OH)]+ + Н3О+, рК, = 10,92.
2NiSO4 (конц.) + 2NaOH (разб.) = Ni2SO4(OH)24- + Na2SO4, NiSO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2i + Na2SO4.
NiSO4 + 4(NH3 • H2O) [10%-й] = [Ni(HzO)2(NH3)4]SO4 + 2H2O, NiSO4 + 6(NH3 ■ HZO) [конц.] = [Ni(NH3)6]SO4 + 6H2O.
2NiSO4 + NaClO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)4- + NaCI + 2Na2SO4 + H2O.
NiSO4 + 2KCN (разб.) = Ni(CN)24< + K2SO4, Ni(CN)2 + 2KCN (конц.) + H2O = K2[Ni(CN)4] • H2O4- (на холоду).
2NiSO4 + 2H2O электролиз > 2N14- (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
866. NiF2 — ФТОРИД НИКЕЛЯ(П)
Желтовато-зеленый, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Плохо растворяется в воде, растворимость не зависит от температуры. Из фтороводородной кислоты кристаллизуется сине-зеленый гидрат NiF2 ■ 5HF- • 6Н2О. Не реагирует с кислотами даже при нагревании. Разлагается щелочами, гидратом аммиака, восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Полученйе см. 8604, 8679.
Мг = 96,69; d = 4,63;?„„ = 1160° С (р);
?су6л > 1000° С; к, = 2,56(2О), 2,58(90).
NiF2 • 4Н2О (зел.) = NiF2 + 4Н2О(150—350° С).
NiF2 + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)24< + 2NaF + Н2О.
NiF2 + 6(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]F2 + 6Н2О.
NiF2 + Н2 = Ni + 2HF(600° С).
NiF2 + MF (конц.) = (MNi)F3i(M = Li, Na, К, Rb, Cs),
2NiF2 + 3K(HFZ) = (KNi)F3 + K2[NiF4] + 3HF(800° С, вак.),
2(MNi)F3 + F2 + 4MF = 2M3[NiF6] (фиол.) [600° С; M = Li, Na, К].
867. NiCh — ХЛОРИД НИКЕЛЯ(П)
Желто-коричневые кристаллы или желтый порошок, летучий при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Зеленый кристаллогидрат NiCh • 6Н2О имеет строение [Ni(H2O)4Cl2] ■ 2Н2О. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 8601'4, 8622, 8691’3.
М, = 129,60; d = 3,55; ?субл = 973° С;
?пл = 1009° С (р); к, = 64,О(2о), 86,2<75).
1.2.1.2.7.8.7.8.NiCh • 6Н2О = NiCh + 6Н2О(175—250° С).
1.
2.
1.
2.
7.
8.
7.
8.
NiCh (разб.) + 6Н2О = [Ni(H2O)6]2+ + 2СГ(pH < 7, см. 8653).
NiChco + H2SO4 (конц.) = NiSO4 + 2НС1Т(кип.).
3NiCl2(T) + 8HNO3 (30%-я) = 3Ni(NO3)2 + ЗС12Т + 2NOt + 4H2O (кип ). NiCh (конц.) + NaOH (разб.) = NiCl(OH)4- + NaCI, NiCh (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)24- + 2NaCl.
NiCh + NH3 • H2O (разб.) = NiCl(OH)i + NH4C1,
NiCh + 6(NH3 ■ H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]Ch + 6H2O,
(комн..). (400—500° C). (выше 700° C). (150—400° C),(комн..). (400—500° C). (выше 700° C). (150—400° C),NiCh + 6NH3<r) —[Ni(NH3)6]Cl2
(комн..). (400—500° C). (выше 700° C). (150—400° C),
(комн..). (400—500° C). (выше 700° C). (150—400° C),
NiCh + H2 = Ni + 2HC1
2NiCh + O2 = 2NiO + 2Ch
NiCh + F2 = NiF2 + Ch
NiCh + 2KF (разб.) = NiF2i + 2KC1.
NiCh + H2S (иасыщ.) = NiSi + 2HC1, NiCh + NH4HS = NiSi + NH4CI + HC1.
NiCh —--> (MNi)Cl3, M2[NiCl4]
(при нагревании; M = Na+, K+,NH4 ), NiCh + 3CsCI = Cs3[NiCl5]'(700° C).
2NiCh (разб.) + H2O + 2Na2CO3 (разб.) = Ni2CO3(OH)4 + 4NaCl + CO2T
■(комн.).
NiCh (конц.) + NaHCO3 (коиц.) = NiCO34- + NaCl + HC1
(250° C, p, в атмосфере CO2).
NiCh (безводн.) + 2еп(Ж> = [Ni(en)2]Cl2 (син.)
[en — этилендиамин NH2CH2CH2NH2).
NiCh + 2H2L = [Ni(HL)2]i (красн.) + 2HC1
(в разб. CH3COOH, NH3 ■ Н2О; H2L — диметилглиоксим C4H8O2N2). 16. NiCh + 2Na(C5Hs) = [Ni(C5H5)2] (зел.) + 2NaCl (40° С, в жидк. CSH6).
NiCh(P) электролиз > Njj, (катод) + С12Т (аиод).
NiS — СУЛЬФИД НИКЕЛЯ(П)
Миллерит. Черный, термически устойчивый. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом. Разлагается кислотами. При осаждении из уксуснокислого раствора или при стоянии осадка под раствором образуется еще менее реакционноспособная модификация. Получение см. 8605, 867|2.
Мг = 90,76; d = 5,3 + 5,65; t„ = 797° С; рПР25 = 21,03.
NiS + 2НС1 (конц.) = NiCh + H2ST(кип.).
NiS + 8HNO3 (конц.) = NiSO4 + 8NO2 + 4H2O.
2NiS + 2H2O (влага) —L-> (NiOH)2S + H2S.
2NiS + 3O2 = 2NiO + 2SO2(600—800° C).
NiS + S = Ni(S2) (cep.)[450° С].
2NiS + 2CO = 2Ni + CO2 + CS2(300—400° C, pY
|NKNH3)e|CI2 — ХЛОРИД ГЕКСАА.ММИННИКЕЛЯ(П)
Голубовато-фиолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, катион устойчив в аммиачной среде. Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Получение см. 862s, 8676.
М, = 231,78; d = 1,468.
[Ni(NH3)6]Ch = NiCh + 6NH3(176,5—450° С).
[Ni(NH3)6]Ch(p) = [Ni(NH3)6]2+ + 2Cr(комн., в разб. NH3 ■ H2O),
(Ni(NH3)e]2+ + 4H2O <=► [Ni(H2O)2(NH3)4]2+ + 2(NH3 • H2O); pK„ = 1,27.
[Ni^H^JCl^p) = NiCh + 6NH3T(кип.).
[Ni(NH3)61Cl2 + 6HC1 (конц.) = NiCh + 6NH4C1.
[Ni(NH3)6]Cl2 + 2NaOH (конц.) + 6H2O = Ni(OH)2i + 6(NH3 H2O) + 2NaCl.
K2|NKCN)4| — ТЕТРАЦИАНОНИККОЛАТ(1!) КАЛИЯ
Оранжево-красный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами, сильными восстановителями. Получение см. 8657.
М, = 240,96; d = 1,875 (кр.).
K2[Ni(CN)4] = 2KCN + Ni + С2М2(выше 500° С).
K2[Ni(CN)4] • Н2О = K2[Ni(CN)4] + Н2О(100° С).
K2[Ni(CN)4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)вГ + [Ni(CN)4]2" (желт.).
K2[Ni(CN)4](p) = 2KCN + Ni(CN)4 (фиол.)[кип.].
K2[Ni(CN)4] + 2НС1 (разб.) = Ni(CN)2i + 2КС1 + 2HCN.
K2[Ni(CN)4] + KCN (конц.) <* K3[Ni(CN)s](P) (красн.).
4K2[Ni(CN)4] + N2H4 Н2О + 4КОН (конц.) = 4K3[Ni(CN)4] (красн.) + N2T + + 5Н2О.
2K2[Ni(CN)4] + 2Н° (Zn) + 2КОН (конц.) = K4[Ni2(CN)6] + 2KCN + 2Н2О.
K2[Ni(CN)4]^ > K4[Ni2(CN)6] —^^-> K4[Ni(CN)4]
(св.-краси.)(желт.)
[-75° С, в жидк. NH3].
|Ni(CO)4| — ТЕТРАКАРБОНИЛНИКЕЛЬ.
Бесцветная жидкость. Низкокипящий, термически неустойчивый, в газообразном состоянии на воздухе взрывоопасен. Мало смешивается с водой. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Энергично разлагается концентрированными серной и азотной кислотами; реагирует с кислородом. Получение см. 860’.
М, = 170,73; d = 1,78("55), 1,32(+ZO); (ПЛ=19,3°С; ?,„„ =+42,3° С.
[Ni(CO)4] = Ni + 4СО(180—200° С).
[Ni(CO)4] + 2H2SO4 (конц.) = NiSO4 + SO2 + 4COt + 2H2O.
[Ni(CO)4] + 12HNO3 (конц.) = Ni(NO3)2 + 10NO2 + 4CO2t + 6H2O.
2[Ni(CO)4] + 2H2O (влага) + 5O2 (воздух) —-—» 2Ni(OH)2 + 8CO2, 2[Ni(CO)4] + 5O2 = 2NiO + 8CO2(300—400° C).
РУТЕНИЙ
Ru —РУТЕНИЙ
Белый с серым оттенком металл семейства платины; очень твердый, хрупкий (растирается в порошок), тугоплавкий, высококипящий. Благородный металл:
не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, «царской водкой». Простых катионов в растворе не образует. Реагирует с концентрированными кислотами (в присутствии кислорода), сильными окислителями (при спекании), кислородом, галогенами, серой. Поглощает значительное количество Нг. В природе встречается в самородном виде, наиболее редкий среди платиновых металлов. Получение см. 8731'5, 8761.
ЛЛ= 101,07; d = 12,30; Znn = 2607°C; ?ки„« 4900° С.
Ru + 6НС1 (конц.) + О2 = H2[RuC16] + 2Н2О(125° С, р).
5Ru + 4H2SCU (разб., гор.) + 8КВгО3 = 5RuO4<p) + 4Br2 + 4K2SO4 + 4Н2О.
Ru + 2Н2О + ЗС12 = H2[RuCUO2] + 2НС1(комн.),
4Ru + 7С12 + 2пН2О = 2{RuCl3 • RuCU • пН2О}+ (кип. в конц. НС1).
Ru + О2 = RuO2(400° С),
2Ru + ЗО2 = RuO2 + RuO4(выше 700° С).
2Ru + 5F2 = 2RuFs(300—400° С),
Ru + 3F2 = RuFs(750° С, в токе F2, резкое охлаждение).
2Ru + 3C12 = 2RuCl3(330° С, в присутствии CO).
Ru + 2S = Ru(S2)[450° С].
лаурит
8. 2Ru + 4КОН + ЗО2 = 2K2RuO4 + 2Н2О
(500—600° С),
Ru + 2КОН + 3KNO3 = K2RuO4 + ЗКМО2 + Н2О
(400—500° С),
Ru + К2СОз + КС1О3 = K2RuO4 + КС1 + СО2
(400—600° С).
873. RuO2 — ОКСИД РУТЕНИЖ1У)
Сине-черный, нелетучий (в отличие от RuO4), при прокаливании плавится и разлагается. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат RuO2 • «Н2О. Переводится в раствор хлороводородной кислотой, насыщенной хлором. Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается водородом. Получение см. 8 724, 874 h5 6, 8753, 8764
Mr = 133,07; d = 6,97; гпя = 955° С (разл.); рПР18 = 49,0.
RuO2<=> Ru + О2(955—1250° С),
2RuO2 = Ru + RuO4(выше 1300° С).
3RuO2 + 12НС1 (конц., насыщ. С12) = [RuCU + 2RuCh](P) + Cl2t + 6Н2О. 700—1400° с
RU°2 + °2 * 400-500” С > RuO4<r>-
2RuO2 + 3Na2O2 = 2Na3RuO4 + O2(700- 800° C).
RuO2 + 2H2 = Ru + 2H2O(300° C).
874. RuO4 — ОКСИД РУТЕНИЯ(УШ)
Желто-оранжевый, летучий уже при комнатной температуре, низкоплавкий, термически неустойчивый. Умеренно растворяется в воде (гидратируется и
проявляет свойства слабой кислоты). Реагирует с кислотами, щелочами, пероксидом водорода. Сильный окислитель. Получение см. 8722'4, 873*'3, 875s" .
М, = 165,07; d = 3,29; tm = 25,4° С; к, = 1,71(0), 2,03<м).
RuO4 = RuO2 + O2(100—108° С).
RuO-kt) + nH2O = RuO4 • пН2О(р),
RuO4 «Н2О + Н2О [RuO4(OH)r(?) + Н3О+; рК, = 11.0.
RuO4 + 6НС1 (разб.) = H2[RuC14O21 + С12Т + 2Н2О, 4RuO4 + 32НС1 (конц.) = 9С12Т + 2(RuCl3 ■ RuCl4)i + 16Н2О.
4RuO4 + 4КОН (конц.) = 4KRuO4i (черн.) + O2t + 2Н2О(комн.),
2RuO4 + 4КОН (конц.) = 2K2RuO4 (оранж.) + О2Т + 2Н2О(кип.).
RuO4 + 2Н2О2 (разб.) = RuO2i + 2О2Т + 2Н2О.
K2RuO4 —ТЕТРАОКСОРУТЕНАТ(У!) КАЛИЯ
Зеленый с красным оттенком, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, анион устойчив только в щелочной среде. Реагирует с кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 8728,8744, 8765.
М, = 243,26.
K2RuO4 Н2О = K2RuO4 + Н2О(200° С).
K2RuO4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + RuO^ (оранж.)[в разб. КОН].
3K2RuO4 + 4НС1 (разб.) = 2KRuO4 (зел.) + RuO4 + 4КС1 + 2Н2О.
2K2RuO4 + 12НС1 (конц.) = 2K2[RuC16] (желт.) + О2Т + 6Н2О (кип.).
2K2RuO4 (конц.) + Cl^p) = 2KRuO4i + 2КС1, 2KRuO4 + С12 (иасыщ.) = 2RuO4<P) + 2КС1.
2K2RuO4 + Н2О + КСЮ = 2KRuO4J< + КС1 + 2КОН(комн.),
K2RuO4 + КСЮ (насыщ.) + Н2О = RuO^p, + КС1 + 2КОН(кип.).-
5K2RuO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = SRuO^p, + 2MnSO4 + 6K2SO4 + + 8Н2О.
RuCh —ХЛОРИД РУТЕНИЯ(Ш)
Черно-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Из хлороводородной кислоты кристаллизуется синий гидрат RuCh • Н2О. Реагирует с горячей водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Так называемый водорастворимый RuCh содержит RuCh и RuC14. Получение см. 8726, 8732.
Л/г =207,43;d=3,ll.
2RuCl3 = 2Ru + ЗС12(500—850° С).
RuCh + 5Н2О (гор.) = [Ru(H2O)3C1(OH)2](P) (красн.) + 2НС1.
RuCh + ЗНС1 (конц.) = H3[RuCl6].
2RuCh + 2О2 = 2RuO2 + ЗС12(600—700° С).
2RuCI3 + 8KOH (разб.) + 2KMnO4 = 2K2RuO4 + 2MnO2l + 6KCI + 4H2O
4RuCl3 + 2H2S (насыщ.) + 2НгО = Ru(S2)i + 2RuCl2i + RuOyt + 8HG1.
RuClj + 2MC1 (конц.) + H2O = M2[Ru(H2O)C15](M = K, Rb, Cs).
2RuCl3 + 12(NH3 • H2O) [конц.] + Zn = 2[Ru(NH3)6]C12 + ZnCl2 + 12H2O,
[Ru(NH3MC12 + 2H2O <=± [Ru(H2OXNH3)5]C12 + NH3 ■ H2O, [Ru(H2O)(NH3)s]C12 + N2 4=? [Ru(N2)(NH3)5]C12 + НгО.
РОДИЙ
Rh —РОДИЙ
Серебристо-белый металл семейства платины, более твердый, чем палладий и платина; трудно поддается обработке. Тугоплавкий, высококипящий. В особых условиях получают коллоидный родий и родиевую чернь (тонкодисперсный родий, весьма реакционноспособный). Благородный металл: в компактном виде не реагирует с водой, кислотами, «царской водкой», щелочами, гидратом аммиака. Родиевая чернь реагирует с концентрированной серной кислотой, «царской водкой», хлором в щелочной среде, хлороводородной кислотой — в присутствии кислорода. Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия. Реагирует с кислородом, галогенами. Встречается в природе в самородном состоянии (в сплавах на основе платины). Получение см. 8781'5, 87Q7,f. |2. |3 88о1,5
М = 102,906; d = 12,41; глл = 1963° С; /,„„« 3700° С.
4Rh (чернь) + 24НС1 (конц.) + ЗО2 = 4H3[RhCU] + 6Н2О (150° С, р).
2Rh (чернь) + 6H2SO4 (конц., гор.) = Rh2(SO4)3 (желт.) + 3SO2T + 6Н2О.
Rh (чернь) + 6НС1 (конц.) + HNO3 (конц.) = H3[RhC16] + NOT + 2Н2О.
4Rh + ЗО2 —L-> 2Rh2O3(600—800° С).
2Rh (чернь) + ЗО3 = Rh2O3 + ЗО2(комн.).
2Rh + 5F2 = 2RhF5(400° С),
Rh + 3F2 = RhF6(700—750° C).
2Rh + 3Ci2 = 2RhCl3(400—600° C, p).
2Rh (чернь) + 1 ONaOH (разб.) + 5C12 = Rh2O34 + O2T +1 ONaCl + 5H2O.
2Rh + 3CI2 + 6NaCl = 2Na3[RhCl6](300° C).
2Rh + 12KHSO4 = 2K3[Rh(SO4)3] + 3SO2 + 6H2O + 3K2SO4 (700° C).
Rh2O3 — ОКСИД РОДИЯ(Ш)
Серо-черный, термически устойчивый, при прокаливании в вакууме разлагается. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается светло-желтый гидрат Rh2O3 • 7Н2О (или Rh(OH)3 • 2Н2О) — более реакционноспособный, реагирует с кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 8774'7, 8792'5'9, 8804.
Л/г = 253,81;Л/г = 253,81;</=8,20.</=8,20.
Л/г = 253,81;
Л/г = 253,81;
</=8,20.
</=8,20.
2Rh2O3 = 4Rh + 3O2(выше 1100° С, вак.).
Rh2O3 • 7Н2О = Rh2O3 + 7Н2О(выше 200° С).
Rh2O3 • 7Н2О(Т) + 8Н2О ^=* 2[Rh(H2O)e]’+ + 6ОН"; рПР18 = 47,70.
RhiO3 + 6НС1 (конц.) = H3[RhCl6] + ЗН2О..
Rh2O3 + ЗН2 = 2Rh + ЗН2О(400° С).
Rh2O3 • 7Н2О + Na[Sn(OH)3] + NaOH (конц.) = 2Rh(OH)2! (син.) + + Na2[Sn(OH)«] + 4Н2О.
Rh2O3 + 4NaOH (конц.) + 3NaClO = 2Na2RhO4(p)? + 3NaCl + 2H2O.
RhCh —ХЛОРИД РОДИЯ(Ш)
Коричнево-красный, сублимируется в потоке хлора при 900° С. После прокаливания не растворяется в воде, гидрат RhCh • лН2О растворяется лучше (ниже приведены свойства гидрата). Не диссоциирует в воде, свежеприготовленный раствор не дает осадка при добавлении AgNO3. Не реагирует с серной и азотной кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом. Получение см. 8776, 8803.
М = 209,27; </=3,11.
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.13.1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.11.12.13.2RhCh = 2Rh + ЗС122RhCh = 2Rh + ЗС12(выше 964° С),(выше 964° С),RhCl3 • лН2О = RhCl3 + лН2ОRhCl3 • лН2О = RhCl3 + лН2О(до 80° С, вак.; возможно, л = 4),(до 80° С, вак.; возможно, л = 4),2(RhCl3 • лН2О) = Rh2O3 + 6НС1 + (2л - 3)Н2О(выше 180° С).RhCl3 + ЗН2О = [ДЬ(Н2О)зСЫ (кор.).RhCl3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[R НСЦ] + ЗНгО = ЗН3О+ + [RhCl6]3~ (роз).2RhCh + 6NaOH (разб.) = Rh2O3i + 6NaCl + ЗН2О.RhCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [ДЬ^Нз)б]С13! + 6H2O (в этаноле).2(RhCl3 • лН2О) = Rh2O3 + 6НС1 + (2л - 3)Н2О(выше 180° С).RhCl3 + ЗН2О = [ДЬ(Н2О)зСЫ (кор.).RhCl3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[R НСЦ] + ЗНгО = ЗН3О+ + [RhCl6]3~ (роз).2RhCh + 6NaOH (разб.) = Rh2O3i + 6NaCl + ЗН2О.RhCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [ДЬ^Нз)б]С13! + 6H2O (в этаноле).RhCh + ЗМС1 (конц.) = Мз[ДЬС1б]! (в этаноле; М = Na+, K+,NH4),RhCh + ЗМС1 (конц.) = Мз[ДЬС1б]! (в этаноле; М = Na+, K+,NH4),2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH4C1 + ЗС12 2RhCl3 + ЗН2 = 2Rh + 6НС1 4RhCh + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12 2RhQl3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12RhCl3 + 3HF (разб.) = RhF3! + 3HC1.2RhCh + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1 4RhCl3 + 3(N2H4 ■ H2O) + 12(NH3 H2( + 12NH4C1+ 15H2O.2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH4C1 + ЗС12 2RhCl3 + ЗН2 = 2Rh + 6НС1 4RhCh + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12 2RhQl3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12RhCl3 + 3HF (разб.) = RhF3! + 3HC1.2RhCh + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1 4RhCl3 + 3(N2H4 ■ H2O) + 12(NH3 H2( + 12NH4C1+ 15H2O.(600° C).(400° С, в токе CO2).(750—800° C).(600° C),(350° C).= 4Rh (коллоид) + 3N2t +(600° C).(400° С, в токе CO2).(750—800° C).(600° C),(350° C).= 4Rh (коллоид) + 3N2t +4RhCl3 + 6HC(H)O + 9К2СОз = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 +4RhCl3 + 6HC(H)O + 9К2СОз = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 ++ 9CO2T + 3H2O+ 9CO2T + 3H2O(кип.).(кип.).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
2RhCh = 2Rh + ЗС12
2RhCh = 2Rh + ЗС12
(выше 964° С),
(выше 964° С),
RhCl3 • лН2О = RhCl3 + лН2О
RhCl3 • лН2О = RhCl3 + лН2О
(до 80° С, вак.; возможно, л = 4),
(до 80° С, вак.; возможно, л = 4),
2(RhCl3 • лН2О) = Rh2O3 + 6НС1 + (2л - 3)Н2О(выше 180° С).
RhCl3 + ЗН2О = [ДЬ(Н2О)зСЫ (кор.).
RhCl3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[R НСЦ] + ЗНгО = ЗН3О+ + [RhCl6]3~ (роз).
2RhCh + 6NaOH (разб.) = Rh2O3i + 6NaCl + ЗН2О.
RhCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [ДЬ^Нз)б]С13! + 6H2O (в этаноле).
2(RhCl3 • лН2О) = Rh2O3 + 6НС1 + (2л - 3)Н2О(выше 180° С).
RhCl3 + ЗН2О = [ДЬ(Н2О)зСЫ (кор.).
RhCl3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[R НСЦ] + ЗНгО = ЗН3О+ + [RhCl6]3~ (роз).
2RhCh + 6NaOH (разб.) = Rh2O3i + 6NaCl + ЗН2О.
RhCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [ДЬ^Нз)б]С13! + 6H2O (в этаноле).
RhCh + ЗМС1 (конц.) = Мз[ДЬС1б]! (в этаноле; М = Na+, K+,NH4),
RhCh + ЗМС1 (конц.) = Мз[ДЬС1б]! (в этаноле; М = Na+, K+,NH4),
2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH4C1 + ЗС12 2RhCl3 + ЗН2 = 2Rh + 6НС1 4RhCh + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12 2RhQl3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12
RhCl3 + 3HF (разб.) = RhF3! + 3HC1.
2RhCh + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1 4RhCl3 + 3(N2H4 ■ H2O) + 12(NH3 H2( + 12NH4C1+ 15H2O.
2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH4C1 + ЗС12 2RhCl3 + ЗН2 = 2Rh + 6НС1 4RhCh + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12 2RhQl3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12
RhCl3 + 3HF (разб.) = RhF3! + 3HC1.
2RhCh + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1 4RhCl3 + 3(N2H4 ■ H2O) + 12(NH3 H2( + 12NH4C1+ 15H2O.
(600° C).
(400° С, в токе CO2).
(750—800° C).
(600° C),
(350° C).
= 4Rh (коллоид) + 3N2t +
(600° C).
(400° С, в токе CO2).
(750—800° C).
(600° C),
(350° C).
= 4Rh (коллоид) + 3N2t +
4RhCl3 + 6HC(H)O + 9К2СОз = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 +
4RhCl3 + 6HC(H)O + 9К2СОз = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 +
+ 9CO2T + 3H2O
+ 9CO2T + 3H2O
(кип.).
(кип.).
Na3|RhC16| — ГЕКСАХЛОРОРОДАТ(Ш) НАТРИЯ
Розовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион подвергается акватации. Образует темно-красный кристаллогидрат
Na3[RhC16] • 12НгО. Реагирует со щелочами, восстанавливается водородом. Получение см. 877s, 8797.
М, = 384,59.
2Na3[RhCl6] = 2Rh + 6NaCl + ЗС12(выше 550° С)
Na3[RhCU] (конц.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [RhCle]3" (роз.), [RhCle]3" -k Н2О <» [Rh(H2O)Cls]2~ (красн.) + СГ(разбавление).
Na3[RhC16) (конц;) + 3HCl(r) = H3[RhCl6] + 3NaCl(0—5° C),
H3[RhCl6] + nH2O -^^-> H3[RhCl6] • лН2О1 -™£- > RhCl3 • nH2O.
2Na3[RhCl6] + 6NaOH (конц.) + 2H2O = Rh2O3 • 5H2Oi + 12NaCl.
2Na3[RhCl6] + 3H2 = 2Rh + 6NaCl + 6HC1(400—500° C).
2Na3[RhCl6] + 8H2O злектролиз> 3н2Т (катод) + 2H2RhO4? (фиол.) [анод] + + 6NaCl + 6НС1(в разб. НСЮ4)
2Na3[RhCl6] + 6NaOH (разб.) ^22222^ н2Т (катод) + 2RhO2l (анод) + + 2Н2О + !2NaCl.
ПАЛЛАДИЙ
Pd ПАЛЛАДИЙ
Светло-серый металл семейства платины; относительно мягкий, ковкий. Наименее плотный, самый низкоплавкий и наиболее реакционноспособный из всех платиновых металлов. В особых условиях образует коллоидный палладий и палладиевую чернь (тонкодисперсный палладий). Катион Pd2+ в растворе имеет коричневую окраску. Благородный металл: не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, серой Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия. Поглощает максимальное (среди металлов) количество Нг, причем окклюдированный водород находится в атомном состоянии; насыщенный водородом металл загорается на воздухе. В природе находится в самородном виде (сплавы на основе платины). Получение см. 8859, 8867'8, 888l s.
М = 106,42; d = 12,02; t™ = 1554° С; zK„„ = 2940° С.
Pd + 2НС1 (конц.) + 2С12 = H2[PdCl6](p) (черн.)[60—80° С],
H2[PdC16](P) = H2[PdCl4] (конц.) [кор.] + С12Т (упаривание в конц. НС1), H2[PdC16](p) = PdChi + CI2 + 2НС1(разбавление водой).
Pd + 2H2SO4 (конц.) = PdSO4l + SO2T + 2Н2О(80° С).
Pd + 4HNO3 (конц.) = Pd(NO3)24- + 2NO2T +'2H2O(80° С)
3Pd + 18НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 4NOt + 8H2O, 3Pd + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl4] + 2NOt + 4H2O (ки^ '
5.
2Pd (чернь) + О2 = 2PdO
(до 730° C).
6.
2Pd + 3F2 = 2PdF3
(400—500° C).
7.
Pd + Cl2 = PdCh
(500—550° C).
8.
Pd* PdS (син.), Pd(S2) (черн.)
[400—500° С].
9.
Pd (чернь) + 2KC1 (конц.) + Cl2 = K2[PdCl4]
(80° C).
10.
Pd + 4KHSO4 = PdSO4 + SO2 + 2K2SO4 + 2H2O
(250—400° C).
11. Pd + 4HC1 (конц.) злектролиз> н2Т (катод) + H2[PdCl4] (анод).
PdO —ОКСИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Палладинит. Черный, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, в особых условиях образует коричневый коллоидный раствор. В прокаленном виде — малореакционноспособный. Не реагирует с «царской водкой». Реагирует с концентрированной бромоводородной кислотой, оксидами типичных металлов при спекании. Легко восстанавливается водородом. Получение см. 8815, 883', 884', 88513, 8863.
И =122,42;</=8,70.
2PdO = 2Pd + О2(780—800° С).
PdO(T) + 5Н2О 4=2 [Pd(H2O)4]2+ + 2ОН"; рПР25 = 32,92.
PdO + 4НВг (конц.) = H2[PdBr4] + Н2О.
PdO + Н2 = Pd + Н2О(комн.).
PdO + К2О = K2PdO2(600° С, в атмосфере Аг).
PdO (коллоид) + 4НС1 (конц.) = H2[PdCl4] + Н2О.
2PdO (коллоид) + N2H4 Н2О = 2Pd (коллоид) + N/F + ЗН2О.
883. Pd(OH)2 — ГИДРОКСИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Бурый аморфный, при сильном нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Легко восстанавливается водородом, гидратом гидразина; окисляется «царской водкой». Получение см. 8842,5, 8856, 8861, 8883 6.
М, = 140,43; рПР25 = 28,92.
Pd(OH)2 = PdO + Н2О(выше 500° С).
Pd(OH)2 + 2НС1 (разб.) = PdCl2! + 2Н2О.
3Pd(OH)2 + 18НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 2NOt + 10Н2О.
Pd(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Pd(OH)4] (желт.).
Pd(OH)2 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4](OH)2 + 4Н2О.
Pd(OH)2 + Н2 = Pd + 2Н2О(комн.).
2Pd(OH)2 + N2H4 ■ Н2О = 2Pd (чернь)! + N2t + 5Н2О(кип ).
884. Pd(NO3)2 — НИТРАТ ПАЛЛАДИЯ(П)
Желто-коричневый, полимер {Pd(NO3)2}*. Термически неустойчивый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой; хорошо растворяется в подкисленной воде, плохо — в концентрированной азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 8813.
М, = 230,43.
2Pd(NO3)2 = 2PdO + 4NO2 + О2(выше 350° С).
Pd(NO3)2 + Н2О = PdNO3(OH)! + HNO3(комн.),
Pd(NO3)2 + 2Н2О = Pd(OH)2! + 2HNO3(кип).
Pd(NO3)2 + 4Н2О = [Pd(H2O)4]2+ + 2NO3(в разб. HNO3).
Pd(NO3)2 + 4НС1 (конц.) = H2[PdCl4] + 2HNO3.
Pd(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2! + 2NaNO3.
Pd(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4](NO3)2 + 4H2O.
885. PdCh — ХЛОРИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Фиолетово-коричневый, летучий при нагревании, плавится под избыточным давлением Ch- Умеренно растворяется в холодной воде, практически не диссоциирует; кристаллогидрат PdCh • 2НгО растворяется лучше, чем безводная соль. Гидролизуется горячей водой, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, муравьиной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Для проведения реакций обычно берется в виде раствора H2[PdCl4]. Получение см. 88117, 8832.
М, = 177,33; d = 4,08; г™ = 680° С (р).
PdCl2 = Pd + Ch(590—740° С).
PdCh • 2НгО (красно-кор.) = PdCh + 2НгО(150° С, вак).
PdCh (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Pd(H2O)2Ch].
PdCh + 2Н2О (гор.) = Pd(OH)2! + 2НС1.
3PdCh + 12НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 2NOt + 4Н2О.
PdCh + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2! + 2NaCl.
PdCh + 2NH4C1 (разб.) = 4u<-[Pd(NH3)2Ch] 1+ 2HC1.
PdCh + 2(NH3 • H2O) [разб.] = щраис-[Рб(КНз)2С12]! + 2H2O.
PdCh (суспензия) + H2 = Pd! + 2HC1(комн.),
PdCh + HCOOH =Pd (чернь)! + 2HC1 + CO2T(50—70° C).
PdCh + 2MC1 (конц.) = M2[PdCl4](p)(M = H, Na).
PdCh + H2S (насыш.) = PdS! (черн.) + 2HC1.
PdCh + H2O + CO = Pd! + 2HC1 + CO2T(комн.).
PdCh + NaNO3 = PdO + NaNO2 + Ch(270—370° C).
K2|PdCl4| — ТЕТРАХЛОРОПАЛЛ АДАТ(П) КАЛИЯ
Желто-коричневый, плавится без разложения, термически устойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов ие образует. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается кипящей водой, «царской водкой», щелочами, гидратом аммиака. Проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 881’, 8871'3.
Mt = 326,43; </=2,67; Г™ = 525° С; рПР18 = 4,80.
K2[PdCl4] + 2Н2О = Pd(OH)2i + 2КС1 + 2НС1Т(кип.).
3K2[PdCl4] + 6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3K2[PdCl6]i + 2NOt + 4Н2О. 3. K2[PdCU] + 2КОН (разб.) = PdO (коллоид) + 4KCI + Н2О.
2K2[PdCl4] + 4(NH3 • Н2О) [разб.] = [Pd(NH3)4][PdnCl4]l + 4KCI + 4Н2О
K2[PdCl4] + 2NH4C1 (разб.) = 4MPd(NH3)2Cl2]i + 2КС1 + 2НС1.
K2[PdCU] (суспензия) + Ch = KJPdCleH(в присутствии КО).
2K2[PdCl4] + N2H4 • Н2О + 4(NH3 ■ Н2О) [разб.] = 2Pd (коллоид) + N2T +
+ 4КС1 + 5Н2О + 4NH4C1.
KJPdCU] + К(НСОО) = Рб(чернь)! + ЗКС1 + СО2Т + НО (кип.).
K2|PdCl6| — ГЕКСАХЛОРОПАЛЛАДАТ(1У) КАЛИЯ
Красно-коричиевый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, концентрированной хлороводородной кислоте, щелочах, гидрате аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 8862,6.
М, = 397,33; d = 2,74; рПР25 = 5,22.
K2[PdO6] = K2[PdO4] + Ch(380° С).
K2[PdO6] + 2Н2О = Pd(OH)2i + O2t + 2KO + 2HC1T(кип.).
K2[PdO6] = K2[PdO4]+ + ChT(в гор. конц. HC1).
K2[PdCl6] + 4KOH (разб.) = PdO2l + 6KC1 + 2H2O(кип.).
3K2[PdCU] + 8(NH3 • H2O) [разб.] = 3{i/KC-[Pd(NH3)2Ch]}i + N2T + 6KC1 + + 6NH4C1.
|Pd(NH3)2Ch| — ДИХЛОРОДИАММИНПАЛЛАДИЙ
Существует в виде устойчивого оранжевого шроис-изомера и неустойчивого желто-коричневого <#нс-изомера. Имеет координационный олигомер [Pd(NH3)4][PdnCl4], Термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется «царской водкой», хлором; восстанавливается водородом. Получение см. 8857 8, 8864, 8875.
М, = 211,39; d = 2,5; к, = 0,304(,6).
3[Pd(NH3)2Ch] = 3Pd + 4NH4C1 + 2НС1 + М2(выше 210° С).
t/HC-[Pd(NH3)2Ch] (суспензия) —-—► mpaHC-[Pd(NH3)2Ch] (комн.).
[Pd(NH3)2Cl2] + 2HzO = Pd(OH)2i + 2NH4C1(кип., pY
[Pd(NH3)2CI2] + 2HC1 (конц.) = (NH4)2[PdCl4]i(80° C).
3[Pd(NH3)2C12] + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3(NH4)2[PdCl6]'l' +
+ 2NOt + 4H2O.
[Pd(NH3)2Ci2] + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2i + 2NaCl + 2NH3T (кип ).
[Pd(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4]Cl2 + 2H2O.
[Pd(NH3)2Cl2] + H2 = Pd + 2NH4C1(900° C).
mpaHC-[Pd(NH3)2Cl2] + Ch = mpaHc-tPdfNHahCU](комн).
ОСМИЙ
Os —ОСМИЙ
Светло-голубой с серым оттенком металл семейства платины; самый тяжелый из металлов, очень твердый, хрупкий (растирается в порошок), тугоплавкий, высококипящий. Благородный металл: не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. На воздухе легко окисляется до максимальной степени окисления (+VIII). Простых катионов в растворе не образует. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, сильными окислителями, галогенами, серой. Поглощает заметное количество Нг. В природе встречается в самородном виде (сплавы с золотом, иридием, платиной). Получение см. 8905 6, 8915, 8925, 8936.
М, = 190,2; d = 22,61; tm = 3027° С; гк„„ » 5000° С.
Os + 6НС1 (конц.) + О2 —^ H2[OsCl6] + 2Н2О.
Os + 8HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 8NO2 + 2Н2О.
Os + 4H2Q2 (конц.) = [О8(НгО)2О4] + 2НгО(кип ).
Os + ЗКСЮ + 2КОН (конц., гор.) + Н2О = K2[OsO2(OH)4] + ЗКС1.
Os + 2(КОН • Н2О) + КСЮз = K2[OsO2(OH)4] + КС1 + Н2О(150° С),
Os + 2(КОН • Н2О) + ЗКМОз = K2[OsO2(OH)4] + ЗКМОг + Н2О(150° С),
2Os + 4(КОН ■ Н2О) + ЗО2 = 2K2[OsO2(OH)4] + 2Н2О(150° С).
Os + 2Ог = OsO4(400° С, сгорание на воздухе),
Os + OsO4 = 2OsO2(150° С).
Os + 3F2 = OsFe(250° С, сгорание во фторе).
2Os + 7Рг = 2OsF? (желт.)[500—600° С, р, охлаждение до -150° С].
2Os + 10HF = 2OsF5 + 5Н2(100°С).
2Os + ЗС12 = 2О$С1Э(100—500° С),
Os + 2Ch = OsCl4(650—700°С).
Os + 2S = Os(S2)(450°С).
Os + 2КС1 + 2Ch = K2[OsCl6] (красн.)[500—600° С].
OsO4 — ОКСИД ОСМИЯ(УШ)
Светло-желтый (почти белый), летучий, легкоплавкий (в жидком состоянии маслянистый), низкокипящий (в газообразном состоянии мономерен). Весьма реакционноспособный: реагирует с водой (образуется почти нейтральный раствор), концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель; восстанавливается водородом, реагирует с типичными восстановителями. Получение см. 8896, 893*.
М, = 254,20; d = 4,906; /пл = 40.6° С;
Гкип = 131,2° С; к,= 5,3(О), 6,44(20), 7,47(25).
OsO4 + 2Н2О = [Os(H2O)2O4],
OsO4 + 10НС1 (конц.) = H2[OsCU] + 2С12Т + 4Н2О.
OsO4 + 2МОН (конц.) =М2 [mpa»c-OsO4(OH)2] (кор.) [М = К, Cs, V2 Ва].
OsO4 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = (MH4)2[OsO4(OH)2) (красн.)[комн.],
OsO4 + NH3 Н2О (разб.) = H[Os(N)O3] + 2Н2О(кип.).
OsO4 + 4Н2 = Os + 4Н2О(250° С).
OsO4 + 4FeCl2 + 8HCI (конц.) + 2NH4Ci = (NH4)2[OsCl6]l (красн.) +
+ 4FeCl3 + 4Н2О,
(NH4)2[OsCI6] + 2Н2 = Os + 2NH4C1 + 4HC1(300^100° С).
OsO4 + KNO2 (разб.) + 2KOH + H2O = K2[OsO2(OH)4] + KNO3.
OsCh — ХЛОРИД ОСМИЯ(Ш)
Коричнево-черный, летучий, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, диссоциирует в незначительной степени, гидролизуется по катиону. Из разбавленной хлороводородной кислоты кристаллизуется темно-зеленый гидрат OsCl3 • ЗН2О. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, щелочами, монооксидом углерода. Легко восстанавливается до металла. Получение см. 88910, 8926.
М, = 296,56.
2OsCl3 = OsCl2 + OsCU(500—560° С, вак.).
OsCl3 (разб.) + 4Н2О £=? [Os(H2O)4Cl2]+ + СГ,
[Os(H2O)4Ci2]+ + Н2О <=> [Os(H2O)3Cl2(OH)l + Н3О*
OsCi3 + 5HNO3 (конц.) + Н2О = [Os(H2O)2O4] + 5NO2T + ЗНС1 (кип ).
2OsCi3 + 6NaOH (разб.) + (л - 3)Н2О = Os2O3 • лН2О1 + 6NaCl.
2OsCi3 + 3SO2 (иасыщ) + 6Н2О = 2Osl + 3H2SO4 + 6НС1,
OsCl3 + 3FeCl2 = Osi + 3FeCl3(в разб. HC1).
OsCU —ХЛОРИД ОСМИЯ(1У )
Коричневый с черным оттенком, летучий, термически устойчивый, плавится без разложения. Гидролизуется водой; реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 88910, 891*.
Mr = 332,01; zM = 323° С.
OsCU + 4H2O —^ Os(OH)4l + 4HC1.
OsC14<t) + 2HC1 (конц.) <~7Z? H2[OsCU] (оранж).
OsCU + 4HNOj (конц., гор.) = [Os(H2O)2O4] + 4NO2T.
OsCU + 4NaOH (разб.) = Os(OH)4l + 4NaCl.
OsCU + 2H2 = Os + 4HC1(250° C)
2OsC14<p) —■е^ролиз > 2О$С1з<р) (катод) + C12T (анод) [в разб. НС1]
K^OsOXOHM — ТетРАГИДРОКСОДИОКСООСМАТ(М) КАЛИЯ
Красно-фиолетовый, прн нагревании разлагается. Ранее формулу изображали как K2OsO4 • 2Н2О (безводный осмат калия не выделен). Хорошо растворяется в холодной воде, устойчив в щелочном растворе. Разлагается'кипящей водой, кислотами. Восстанавливается сероводородом, цианидом калия, водородом Окисляется в О2 воздуха. Получение см. 8894- 5, 8907.
И = 368,42.
2K2[OsO2(OH)4] = OsO2 + OsO4 + 4КОН + 2Н2О(140—200° С)
K2[OsO2(OH)4] + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)б]+ + [OsO2(OH)4]2' (роз.)
[в разб. КОН|
2K2[OsO2(OH)4](p) = Os(OH)4i + K2[OsO4(OH)2] + 2КОН(кип)
2K2[OsO2(OH)4] + 2H2SO4 (разб.) = Os(OH)4l + [Os(H2O)2O4] + 2K2SO4 +
+ 2H2O.
K2[OsO2(OH)4] + 4HNO3 (коиц.) = [Os(H2O)2O4] + 2NO2 + 2KNO3 + 2H2O
K2[OsO2(OH)4] + 3H2 = Os + 2KOH + 4H2O(200° C)
2K2[OsO2(OH)4] + O2 + 2H2O ——* 2[Os(H2O)2O4] + 4KOH (комп ) 8. K2[OsO2(OH)4] + 5H2S (насыщ.) = Os(S2)l + Si + 2KHS + 6H2O.
ИРИДИЙ
Ir —ИРИДИЙ
Серебристо-белый металл семейства платины; очень твердый, хрупкий, весьма тугоплавкий, высококипящий. В особых условиях получен коллоидный ири дий. Благородный металл: не реагирует с водой, кислотами, «царской водкой» щелочами, гидратом аммиака. Катион 1г3+ в растворе окрашен в желтый цво Переводится в раствор концентрированной хлороводородной кислотой в при сутствии О2. Реагирует с сильными окислителями (при сплавлении), кислоро дом, галогенами, серой. Встречается в природе в самородном виде (сплавы < осмием и платиной). Получение см. 8957, 8971'7 8, 899 , 9001'6, 9011'6
И =192,22; d= 22,421; rM = 2443° С; rK«n = 4380° С.
к + 6HC1 (конц.) + О2 = Н2[кС16] + 2Н2О(125° С, р).
к (порошок) + О2 = кО2(до 600° С).
к + 3F2 = IrF6(до 240° С),
2к + 5F2 = 2kF5(350—380° С).
2к + ЗС12 = 21гС1з(600—620° С, в присутствии СО, на свету).
к —~> к28з, kS2(до 650° С).
к + 2ВаО2 = 1гО2 + 2ВаО(до 800° С).
2к + 6KHSO4 = 2К3[к(8О4)з] + ЗН2(300—400° С, примесь 8О2).
к + Na2CO3 + 2NaNO3 = Na2IrO3 + 2NaNO2 + CO2 (выше 350° С).
г2Оз — ОКСИД ИРИДИЯ(Ш)
Сине-черный, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Из раствора кристаллизуется темно-зеленый гидрат к2Оз • лН2О. Реагирует с кислотами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. 896' 5 6, 8996 7.
М, = 432,44.
2к2Оз = 3IrO2 + к(400—500° С).
к2Оэ • лН2О = к2О3 + лН2О(300° С).
к2Оз<т) + 15Н2О £=2 2[к(Н2О)6]3+ + 6ОН"; рПР18 = 47,70.
к2О3 + 6НС1 (конц.) —1—♦ Нз[кС16] + ЗН2О.
к2Оз + 3H2SO4 (разб.) = к2(8О4)з + ЗН2О(в атмосфере N2).
к2О3 + 2НМО3 (конц.) = 21гО2Ф + 2NO2T + Н2О(кип.).
к2Оз + ЗН2 = 2к + ЗН2О(400—550° С).
2к2Оз + О2 = 41гО2(600° С).
Ir2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ИРИДИЯ(Ш)
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в подкисленной воде. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. В слабощелочной среде постепенно окисляется О2 воздуха. Получение см 895s, 8994.
М, = 672,63.
к2(8О4)з ■ лН2О = к2Оз + 38О3 + лН2О(300—400° С).
к2(8О4)з + 12Н2О = 2[к(Н2О)6]3+ + 3 SO7(в разб. H2SO4).
Ir2(SO4)3 (конц.) + 3H2SO4 (>80%-я) = 2Н3[к(8О4)э].
к2(8О4)з + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = 21гО2Ф + 2NO2T + 3H2SO4 (кип ).
k2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = k2O3l + 3Na2SO4 + ЗН2О,
21г2(8О4)з + 12NaOH (разб.) +О2 (воздух) ——+ 41гО2Ф + 6Na2SO4 + + 6Н2О.
1г2(8О4)з + 6(NH2 • Н2О) [конц.] = кгОз'!’ + 3(NH4)2SO4 + ЗН2О.
гС1з — ХЛОРИД ИРИДИЯ(Ш)
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. После прокаливания не растворя ется в воде, гидрат IrCU • «Н2О растворим лучше, мало диссоциирует (ниже приведены свойства гидрата). Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом (в слабокислотной среде). Окисляется хлором и пероксидом водорода, восстанавливается водородом. Получение см. 8944.
М, = 298,58; d = 5,30 (кр.).
., до 773° С , _. ..773—798° С , — ,. выше 798° С ,
1гС1з> 1гС12 (кор.)> IrCl (красн.)► 1г
1гС1з + ЗН2О = [1г(Н2О)3С1з].
1гС1з + ЗМС1 (конц.) = Мз[1гС16](М = Н, Na).
2IrCh + 4МС1 (конц.) + С12 = 2М2[1гС16].
1гС1з + HNO3 (конц.) + Н2О = 1гО21 + NO2T + ЗНС1Т(кип.).
21гС1з + 6NaOH (разб.) = 1г2О3Ф + 6NaCl + ЗН2О.
21гС1з + 6(NH3 ■ Н2О) [конц.] = 1г2О3Ф + 6NH4C1 + ЗН2О.
21гС1з + ЗН2 = 21г + 6НС1(400° С).
41гС13 + 3(N2H4 • Н2О) + 12(NH3 • Н2О) = 41г (коллоид) + 3N2T +
+ 12NH4CI + 15Н2О.
4IrCb + ЗО2 = 21г2Оз + 6С12(500—600° С).
21гС1з + С12 = 21гСЦ(400° С, р).
21гС1з + 2Н2О + Н2О2 (конц.) = 2IrO2l + 6НС1Т(кип.).
898. IrCU —ХЛОРИД ИРИДИЯ(1У)
Коричневый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации и обмену лигандами. Из разбавленной хлороводородной кислоты кристаллизуется гидрат IrCU • лН2О. Разлагается горячей водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 89710, 9001.
Mt = 334,03.
(выше 700° С).(М = Н, Na).(350—450° С).(выше 700° С).(М = Н, Na).(350—450° С).IrCU = Ir + 2С12
(выше 700° С).
(М = Н, Na).
(350—450° С).
(выше 700° С).
(М = Н, Na).
(350—450° С).
1гС14 (конц.) + 2Н2О (хол.) = [1г(Н2О)2С14].
[Ir(H2O)2CU] + Н2О <=» [1г(Н2О)зС1з]+ + СГ.
IrCU + 2Н2О (гор.) = 1гО2Ф + 4НС1.
IrCU + 2МС1 (конц.) = М2[1гС1б]
IrCU + 4NaOH (разб.) = 1гО2Ф + 4NaCl + 2Н2О.
IrCU + 2Н2 = Ir + 4НС1
899. Na3|IrCl6| — ГЕКСАХЛОРОИРИДАТ(Ш) НАТРИЯ
Темно-зеленый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, анион подвергается акватации. Реагирует с концентрированными серной и азотной
кислотами, щелочами, гидратом аммиака, хлором. В слабощелочной среде окисляется О2 воздуха. Восстанавливается водородом. Получение см. 8973.
Л/г = 473,91; к$ = 21,35<|5).
2Na3[IrCk] = 2Ir + 6NaCl + ЗС12(800— 1000° С).
Na3[IrCl6] • 12Н2О = Na3[IrCk] + 12Н2О(50° С, вак.).
Na3[IrCk] (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [IrCk]3"(в разб. НС1),
[IrCk]3" + Н2О [1г(Н2О)С15]2" + СГ.
2Na3[IrCk] + 6H2SO4 (<40%-я) = Ir2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 12НС1Т (кип.).
Na3[IrCk] + 4HNO3 (конц.) + H2O = 1гО2Ф + МО2Т + 3NaNO3 + 6НС1Т
(кип.).
2Na3[IrCk] + 6NaOH (разб.) = 1г2О3Ф + 12NaCl + ЗН2О
(в атмосфере СО2),
4Na3prCl6] + 12NaOH (разб.) + О2 (воздух) —^ 41гО2Ф + 24NaCl + 6Н2О.
2Na3[IrCl6] + 6(NH3 ■ Н2О) [конц.) = Ir2O3i + 6NaCl + 6NH4C1 + ЗН2О.
2Na3[IrCk] + ЗН2 = 21г + 6NaCl + 6НС1(400—450° С).
2Na3[IrCl6] + Cl2 = 2Na2[IrCk] + 2NaCl(400—500° С).
Na3[IrCk] + ЗМС1 (насыщ.) = M3[IrCk]4- + 3NaCl (10° С; M = K+,NH4).
H2|Ir€k] — ГЕКСАХЯОРОИРИДАТ(1¥) ВОДОРОДА
Черно-красный кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Термически неустойчивый. Кристаллизуется из хлороводородной кислоты, имеет строение (H3O+)2[IrCk)2' • 4Н2О. Хорошо растворяется в холодной воде, анион подвергается акватации и обмену лигандами. Реагирует со щелочами. Восстанавливается кипящей водой, водородом. Получение см. 8941, 8973, 8984.
М, = 406,95.
1.1.(200—300° С), (выше 700° С).[в разб. НО].(200—300° С), (выше 700° С).[в разб. НО].Н2[1гС16] • 6Н2О = IrCU + 2НС1 + 6Н2О
1.
1.
(200—300° С), (выше 700° С).
[в разб. НО].
(200—300° С), (выше 700° С).
[в разб. НО].
Н2[1гС16] • 6Н2О = Ir + 2С12 + 2НС1 + 6Н2О
H2[IrCk] + 2Н2О (хол.) = 2Н3О+ + [IrCk]2" (красн.)
Н2[1гСк] +- 2Н2О = [1г(Н2О)2С14] (желт.) + 2НС1, [1г(Н2О)2С14] + Н2О <=♦ [1г(Н2О)3С13]+ (желт.) + СГ.
4Н2[1гС16] + 2Н2О = 4H3[IrCk] + О2Т(кип. в разб. НО),
H3[IrCk] + HNO3 (конц.) = H2[IrCk] + NO2 + Н2О,
2H3[IrCl6] + С12 (насыщ.) = 2H2[IrCk] + 2НС1,
2H3[IrCk] + Н2О2 (конц.) = 2H2[IrCk] + 2Н2О.
H2[IrCk] + 6NaOH (разб.) = 1гО2Ф + 6NaCl + 4Н2О,
4H2[IrCk] + 24NaOH (конц.) = 21г2О34- + О2Т + 16Н2О + 24NaCl (кип.).
H2[IrCk] + 2Н2 = Ir + 6НС1(300—500° С).
(м = k+,nh;.(м = k+,nh;.H2[IrCk] + 2МС1 (насыщ.) = M2[IrCk]4- + 2НС1
(м = k+,nh;.
(м = k+,nh;.
(NH4)2|IrCk[ — ГЕКСАХЛОРОИРИДАТ(1¥) АММОНИЯ
Иридиевый нашатырь. Черно-красный, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде, лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом. Получение см. 900 .
М, = 441,02; d = 2,856; к, = 1,09(25); 4,38(80).
3(NH4)2[IrCl6] = 3Ir + 2N2 + 2NH4C1 + 16НС1(200—500° С).
(NH4)2[IrCl6](p) = 2NH;+[IrC16]2"(в разб. НС1).
(NH4)2[IrCl6] + 2Н2О = 2NHJ+ [Ir(H2O)2Cl4] + 2СГ, [Ir(H2O)2Cl4] + H2O <=> [1г(Н2О)зС1зГ + СГ.
4> (NH4)2[IrCl6J + 4NaOH (разб.) = 1гО2Ф + 4NaCl + 2NH4C1 + 2Н2О.
(NH4)2[IrCl6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 1гО2Ф + 6NH4C1 + 2H2O.
(NH4)2[IrCk] + 2H2 = Ir + 2NH4C1 + 4HC1(200—350° C).
ПЛАТИНА
Pt —ПЛАТИНА
Серовато-белый металл; относительно мягкий, очень тягучий, ковкий, тугоплавкий. В особых условиях образует губчатую платину (с сильно развитой поверхностью), платиновую чернь (тонкодисперсный порошок) и коллоидную платину. Благородный металл; занимает последнее (самое электроположительное) место в электрохимическом ряду напряжений. Легко сплавляется с платиновыми металлами (кроме рутения и осмия), а также с Fe, Со, Ni, Си, Аи и другими, с трудом сплавляется с Sb, Bi, Sn, Pb, Ag. Химически весьма пассивный: не реагирует с водой, кислотами (за исключением «царской водки»), щелочами, гидратом аммиака, монооксидом углерода. Переводится вдодный раствор хлороводородной кислотой, насыщенной С12. При нагревании окисляется кислородом, галогенами, серой, при комнатной температуре — тетрафторидом ксенона. Губчатая платина и платиновая чернь активно поглощают значительное количество Н2, Не, О2. В природе встречается в самородном виде (в сплавах с Ru, Rh, Pd, Os, Ir). Получение см. 907 3, 91 78"10, 9191’7.
Mr= 195,08; d = 21,45;?ПЛ=1772°С; /,нП « 3800° С.
Pt + 2HE (конц., гор.) + 2Е2 = Н2[Р1Еб](кип.; Е = С1, Вг).
3Pt + 18НЕ (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PtE6] + 4NOT + 8Н2О
(кип.; Е = О, Вг).
2Pt (чернь) + О2 = 2PtO(до 510° С),
Pt + О2 = PtO2(400—500° С, pY
Pt + 2F2 = PtF4(450° С),
Pt + 3F2 = PtFe(550—600° С, резкое охлаждение).
Pt + O2 + 3F2 = (OJ)[PtF6](450° C).
Pt + 2C12 = PtCl4 2Pt + 3C12 = (Pt"Ptlv)C16 Pt + Cl2 = PtCl2
Pt + S = PtS куперит
Pt + 2S = PtS2
Pt + XeF4 = PtF4 + XeT
(275—300° С, в токе Cl2), (до 400° C, pY (500° С, в токе С12). (200° С),
(650° С).
(в жидк. HF).
Pt + 6НС1 (конц.) злектролиз> 2Н2Т (катод) + H2[PtCl6] (анод).
РЮ2 иН2О — ГИДРАТЫ ОКСИДА ПЛАТИНЫ(1У)
Темно-коричневый (л = 1), коричневый (п = 2), желтый (п = 3), светло-желтый (и = 4). Практически не растворяются в воде. Реакционная способность возрастает с увеличением и; PtO2 • Н2О не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами и гидратом аммиака, PtO2 • 4Н2О (или [Pt(H2O)2(OH)4]) легко реагирует с ними. Из раствора кристаллизуется PtO2 • 4Н2О, при нагревании и стоянии под раствором «стареет», ступенчато теряет воду и переходит в другие PtO2 • дН2О (л 5 3). Ниже приведены реакции с участием PtO2 • 4Н2О. Получение см. 9084, 9224.
PtO2 Н2О:
PtO2 2Н2О:
М, = 245,09;
М, = 263,11;
Грия = 120° С.
/разл = 200° С.
PtO2 ЗН2О:
М, = 281,12;
Гразл = 300° С.
PtO2 • 4Н2О:
М, = 299,14;
Гразл = 420° С.
PtO2 4Н2О = Pt + О2 + 4Н2О
РЮ2 4Н2О = РЮ2 ЗН2О + Н2О
PtO2 ЗН2О = PtO2 • 2Н2О + Н2О
PtO2 2Н2О = PtO2 Н2О + Н2О
(420° С).
(комн., над конц. H2SO4), (30—40° С, над конц. H2SO4), (100° С, на воздухе).
3. PtO2 4Н2О (суспензия) «2
22^ [Pt(H2O)2(OH)4](p)
(комн.),
[Pt(H2O)2(OH)4] + Н2О «222? [Pt(H2O)(OH)5J- + НзО\ [Pt(H2O)(OH)5]” + Н2о «==? [Pt(OH)6]2” + НзО+.
4. PtO2 4Н2О + 6НС1 (конц.) = H2[PtCl6] + 6Н2О.
5. PtO2 4Н2О + 2NaOH (конц.) = Na2[Pt(OH)6] + 2Н2О.
PtF4 — ФТОРИД ПЛАТИНЫ(1¥)
Коричневый, летучий при нагревании. Разлагается водой, реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами. Окисляется дифторидом ксенона. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 9024' 9061 * 9, 9075.
М, = 271,07.
1.
PtF4 + (л + 2)Н2О (гор.)► PtO2 • лН2О1 + 4HF.
2.
PtF4 + 2HF (конц.) = Н2[Р1Рб].
3.
PtF4 + 4NaOH (конц., хол.) = PtO24- + 4NaF + 2Н2О, PtF4 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 4NaF.
4.
2PtF4 + 7XeF2 =2(XeF5+)[PtF6] + 5Xe(комн.)
5.
PtF4 + 2H2 = Pt + 4HF(150—200° C)
905. PtFs — ФТОРИД ПЛАТИНЫ(У)
Темно-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Разлагается водой, кислотами, щелочами. Химически растворяется во фторидах галогенов. Сильный окислитель. Образует фторокомплексы. Получение см. 4111'6, 9077.
М, = 290,07; ?пл = 80° С.
2PtF5 = PtF6 + PtF4(выше 130° С).
4PtF5 + 6H2O = 2PtO2J. + 2Н2 [PtF6] + О2Т + 8HF(кип.).
4PtF5 + 4HF (кони.) + 2Н2О = 4H2[PtF6] + О2Т.
4PtF5 + 28NaOH (конц., гор.) = 4Na2[Pt(OH)6] + О2Т +20NaF + 2Н2О.
2PtF5+5H2 = 2Pt+10HF(70—120° С).
PtF5 + KF = K[PtF6](80—90° С).
7.
PtF5 + EF3w = (EF2+)[PtF6]
(E = Cl, Br).
8.
PtF5 + IF5<X)=(IF4+)[PtF6]l.
2PtF5 + 4OF2 =2(O;)[PtF6] + 3F2
(комн.).
9.
2PtF5 + 3XeF2(X) = (XeF+)[PtF6] +(Xe2F;)[PtF6],
2PtF5 + ЗХеЕцж) =(XeF5l)[PtF6] + (Xe2F,<I)[PtF6].
906. PtF6 — ФТОРИД ПЛАТИНЬЦУ!)
Темно-красный, легкоплавкий, низкокипящий, термически неустойчивый. В жидком состоянии — бурый, в газообразном состоянии — коричневый. Чувствителен к свету. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и фторирующий агент. Получение см. 9024, 9051.
М, = 309,07; d = 3,82б(64); ?„Л = 61,3°С; Г™,. = 69,1° С.
PtF6 = PtF4 + F2(90—200° С).
2PtF6 + 4Н2О = PtO2 Ф + H2[PtF6] + О2Т + 6HF(кип ).
2PtF6 + 2Н2О = 2Н2 [PtF6] + О2Т(в конц. НЕ)
2PtF« + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + О2 Т + 12NaF + 2Н2О.
PtF6 + ЗН2 = Pt + 6HF(20—50° С).
PtFs + О2 =(O£)[PtF6r(комн).
2PtF6 + ЗВгЕад = 2(BrF2*)[PtF6] + BrF5.
2Р1Рб(Ж) + SiO2 = 2PtF4 + О2Т + SiF4.
3PtF6(,) + U = 3PtF4+UF6.
PtFe + Хе = (Xe+) [PtFsf(25—60° С, в атмосфере SF6),
4PtF6 + 2Xe = (Xe2+) [PtF6]2 + (Xe2+) [Pt2Fl0] + F2(165° C).
PtCl2 — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(П)
Коричневый или серо-зеленый, при сильном нагревании плавится и разлагается. В кристаллической решетке — кластеры [PuClu]. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с серной и азотной кислотами. Реагирует с горячей хлороводородной кислотой. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Обычно для реакций берется в виде раствора H2[PtCl4J. Получение см. 9026, 9091, 915*.
М, = 265,99; d = 6,05; tm = 581° С (разл.).
(581—583° С, примесь PtCl). (M = H, Na, K). (150—200° C). (300— 400° C, p). (350° C), (200— 250° C). (200—250° C).(581—583° С, примесь PtCl). (M = H, Na, K). (150—200° C). (300— 400° C, p). (350° C), (200— 250° C). (200—250° C).PtCl2 = Pt + Cl2
(581—583° С, примесь PtCl). (M = H, Na, K). (150—200° C). (300— 400° C, p). (350° C), (200— 250° C). (200—250° C).
(581—583° С, примесь PtCl). (M = H, Na, K). (150—200° C). (300— 400° C, p). (350° C), (200— 250° C). (200—250° C).
PtCl2 + 2МС1 (конц., гор.) = M2[PtCU]
PtCl2 + Н2 = Pt + 2НС1
PtCl2 + О2 = PtO2 + Cl2
2PtCl2 + 5F2 = 2PtF5 + 2C12
2PtCl2 + 4HF = 4HC1 + Pt + PtF4
PtCl2 + Cl2 = PtCU
PtCU — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(1 V)
Красновато-коричневый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде, подвергается акватации и проявляет кислотные свойства. Реагирует с горячей водой, кислотами. Вступает в реакции комплексообразования. Окислитель. Обычно для реакций берется в виде раствора Н2[Р1С1б]. Получение см. 9026, 9171, 9181.
Л/г = 336,89; d = 4,303; ?пл = 370° С (разл.); к, = 142,1<25). 367(ЙО).
(370- 380° С).(100° С).(370- 380° С).(100° С).2PtCl4 = (Pt"Pt,v) С16 + С12
(370- 380° С).
(100° С).
(370- 380° С).
(100° С).
PtCU 10Н2О = [Pt(H2O)2CU] + 8Н2О
PtCU (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Pt(H2O)2CU], [Pt(H2O)2CU] + Н2О<=? [Pt(H2O)CU(OH]“ + Н3О+,
[Pt(H2O)CU(OH)]‘ + Н2О«=? [PtCU(OH)2]2” + Н3О+.
PtCU + (л + 2)Н2О (гор.) —^—> PtO2 • лН2О + 4НС1.
PtCU + 2НС1 (конц.) = H2[PtCle].
PtCU + 2Н2 = Pt + 4НС1(250—300° С),
PtCU + 2НСООН ——> Pt4- + 2СО2Т + 4НС1(комн ).
PtCU + Pt (чернь) = 2PtCl2(300° С).
PtCU + 2МС1 (конц.) = M2[PtCl6]4-(М = Na+, К+, Rb+, Cs+,NHJ).
909. (Pt'WVle — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(1У>ПЛАТИНЫ(П)
Темно-зеленый, сублимируется при нагревании в потоке С12, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется в Н2О2. Получение см. 9026, 9081.
М. = 602,88; d = 5,256.
(Pt"Ptlv)Cle = 2PtCh + Ch(435° С).
(PtuPtlv)Cl6 + 4НС1 (конц.) = Н2[Р1СЦ] + HtfPtCUJ.
(Pt"Pt,v)Cl6 + 6NaOH (конц., хол.) = Pt(OH)2i + PtO2i + 6NaCl + 2H2O.
(PtnPtlv)Cl6 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 4uc-[Pt(NH3)2C14] + + 6H2O.
(PtnPtlv)Cl6 + 8(NH3 • H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) =
= mpaHC-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + mpaHC-IPt^H^ChlCh + 8H2O.
910. |Pt(NH3)41Ch — ХЛОРИД ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(П)
Хлорид I основания Рёйзе. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (акватация катиона отсутствует), гидрате аммиака. Реагируег с кислотами, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 9165, 9235, 9246.
М, = 334,11; d = 2,74 (кр.); к, = 20( ,0).
[Pt(NH3)4]Cl2 = транс- [Pt(NH3)2Cl2] + 2NH3(230- -250° С)
[Pt(NH3)4]Cl2 ■ Н2О = [Pt(NH3)4]Cl2 + Н2О(110° С).
[Pt(NH3)4]Cl2 (разб.) = [Pt(N Н3)4]2+ + 2СГ.
[Pt(NH3)4]Cl2 + 2НС1 (конц., гор.) = w/?aHC-[Pt(NH3)2CI2] 4- + 2NH4CI.
[Pt(NH3)4]Cl2 + 2NaOH (разб.) + 4Н2О = Pt(OH)24' + 2NaCl + 4(NH3 H2O)
[Pt(NH3)4JC12 + 2H°(Zn) + 2HC1 (разб.) = Pt4- + 4NH4CI (20—60° C)
[Pt(NH3)4]Cl2 + Cl2 + 2(NH3 • H2O) [конц ] = [Pt(NH3)e]Cl4 + 2HZO.
[Pt(NH3)4]Cl2 + H2O2 (конц.) = [Pt(NH3)4Cl2] (OH)Z(p) (бц ).
[Pt(NH3)4]Cl2 + K2 [PtCU] = [Pt(NH3)4] [PtnCl4]4- + 2KC1.
[Pt(NH3)4||PtllCl4| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П)
ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(П)
Соль МАгнуса. Темно-зеленый, при нагревании изомеризуется в транс- [Pt(NH3)zClz]. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака при нагревании. Получение см. 9109.
■Мт = 600,10.
[Pt(NH3)4][PtnC14] = г^/^с-ГР^Н^^(290° С).
[Pt(NH3)4][Pt"Cl4] = ^aHC-[Pt(NH3)4Clz] Cl2 + Pt^ (в разб. гор. НС1) 3. [Pt(NH3)4][Pt"C14] + 4HNO3 (конц., гор.) = 2PtO24- + 4NO2 Т + 4NH4C1.
[Pt(NH3)4][PtnCl4] + 4NaOH (разб.) + 4H2O = 2Pt(OH)2l + 4NaCl + + 4(NH3 • H2O).
[Pt(NH3)4][Pt"Cl4] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2[Pt(NH3)4]Cl2 + 4H2O (70° C).
K[Pt(C2H4)Cl3| — ТРИХЛОРООТИЛЕН)ПЛАТИНАТ(П) КАЛИЯ
Соль Цёйзе. Желтый, термически неустойчивый. В анионе лиганд С2Н4 координирован атомом Pt11 по двойной связи С=С. Хорошо растворяется в воде (анион устойчив к акватации). Не реагирует с хлороводородной кислотой. Разлагается щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Восстанавливается водородом. Получение см. 91 б13.
М, = 368,59; d = 2,88 (кр.).
K[Pt(C2H4)Cl3] = PtCl2 + КС1 + С2Н4(выше 220° С).
K[Pt(C2H4)Cl3] Н2О = K[Pt(C2H4)Cl3] + Н2О(75—100° С).
K[Pt(C2H4)Cl3] (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]++ [Pt(C2H4)Cl3]".
K[Pt(C2H4)Cl3] + 2КОН (разб., хол.) = Pt(OH)24- + С2Н4Т + ЗКС1.
K[Pt(C2H4)Cl3] + 4(NH3 • Н2О) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2l + С2Н4Т + КС1 + + 4Н2О.
K[Pt(C2H4)Cl3] + 2Н2 = Pt + С2Нб + КС1 + 2НС1(150—200° С).
H2|Pt(CN)4| — ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАТ(П) ВОДОРОДА
Красный кристаллогидрат, в-безводном состоянии не получен. Хорошо растворяется в воде (анион устойчив к акватации). Не реагирует с хлороводородной кислотой. Разлагается в сернокислотной среде. Сильная кислота, реагирует со щелочами. Получение см. 9145.
Л/г = 301,17; tn„ = 100° С (кр., разл.).
H2[Pt(CN)4] • 5Н2О = 2HCN + Pt + C2N2 + 5Н2О(выше 100° С).
H2[Pt(CN)4] + 2Н2О = 2Н3О+ + [Pt(CN)4]2 .
H2[Pt(CN)4] = Pt(CN)21 + 2HCN(в разб. H2SO4).
H2[Pt(CN)4] + 2NaOH (разб.) = Na2[Pt(CN)4] + 2H2O.
K2[Pt(CN)4| — ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАТ(П) КАЛИЯ
Светло-желтый с синеватым оттенком, кристаллы обладают плеохроизмом (желтые или голубые в зависимости от ориентации). При прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (анион устойчив в акватации). Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается серной кислотой. Вступаете реакции обмена. Получение см. 91612.
М, = 377,35; d = 2,455; к, = 33,8(2О>, 139(60).
K2[Pt(CN)4] = 2KCN + Pt + C2N2(400—600° С).
K2[Pt(CN)4] ЗН2О = K2[Pt(CN)4] + ЗН2О(100° С).
K2[Pt(CN)4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [Pt(CN)4]2".
K2[Pt(CN)4] + H2SO4 (разб., гор.) = K2SO4 + Pt(CN)2l + 2HCN.
K2[Pt(CM)4] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(CN)4]4- + 2KNO3.
H2|PtCU| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П) ВОДОРОДА
В свободном виде не выделен. Существует в виде темного красно-коричневого раствора при наличии избытка НС1. Термически неустойчивый, разлагается при выпаривании раствора, при длительном стоянии протекает дисмутация. Разлагается щелочами, карбонатами щелочных металлов, сероводородом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 907 , 917*.
Мг = 338,91.
H2[PtCl4](P) = PtCl2 + 2НС1Т(выпаривание воды),
2H2[PtCl4](p) —I—> H2[PtCl6] + Pt^ + 2НС1(комн ).
H2[PtCl4] (разб.) + 2Н2О = 2Н3О+ + [PtCU]2”(в разб. НС1).
H2[PtCl4] + 4NaOH (разб.) = Pt(OH)2i + 4NaCl + 2Н2О(кип ).
H2[PtCl4] + 6(NH3 Н2О) [10%-й] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2NH4C1 + 6Н2О.
H2[PtCl4] + Na2CO3 (конц.) = Pt(OH)24- + 2NaCl + 2HC1T + CO2 T (кип ).
H2[PtCl4](p) + H2S(r) = PtS4- + 4HC1.
H2[PtCl4] + 2H° (Zn, разб. HC1) = Pt4< + 4HC1, H2[PtCl4] + H[SnCl3] = Pt4- + H2[SnCU] + HC1.
2H2[PtCl4] + N2H4 • H2O + 8(NH3 • H2O) [разб.] = 2Pt4< + 8NH4C1 +
+ 9H2O + N2T.
H2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = H2[PtCU], 5H2[PtCl4] + 16HC1 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2[PtCU] + 2MnCl2 + 8H2O + + 2KC1.
H2[PtCl4] + 2(NH3 ■ H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) = ^wc-[Pt(MH3)2Cl4] 1 + + 4H2O.
K2(PtCl4| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П) КАЛИЯ
Темно-красный, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде (растворимость повышается с ростом температуры), лучше •- в хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Не разлагается кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 9072, 9188’.
М, = 415,09; d = 3,38; к, = 0,93(,6), 5,3<|00).
K2[PtCl4] = 2КС1 + PtCh(475° С).
K2[PtCl4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [PtCl4]2”(16—100° С).
K2[PtCl4] + 2КОН (разб.) = Pt(OH)24- + 4КС1(ватмосфере N2).
K2[PtCl4] + 2(NH3 Н2О) [5%-й] = цис- [Pt(NH3)2Cl2]4< + 2КС1 + 2Н2О (0° С).
K2[PtCl4] + 4(NH3 Н2О) (> 10%-й) = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2КС1 + 4Н2О.
K2[PtCl4] + H2S(r) = PtS! + 2HC1 + 2KC1.
K2[PtCl4] + H2 = Pt + 2KC1 + 2HC1(200° C).
K2[PtCl4] + H[SnCl3] + HC1 (конц.) = Pt! + H2[SnCl6] + 2KC1.
K2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = K2[PtCI6]^.
5K2[PtCl4] + 16HC1 (разб.) + 2KMnO4 = 5K2[PtCl6] + 2MnCh + 8H2O + 2KC1.
K2[PtCl4] + 2(NH3- H2O) [конц ] + H2O2 (конц.) = j/wc-[Pt(NH3)2Cl4] 4- + + 2KOH + 2H2O.
K2[PtCl4] (насыщ.) + 4KCN (конц.) = K2[Pt(CN)4] ! + 4KC1(0° C).
K2[PtCU] + C2H4 = K[Pt(C2H4)Cl3]! + KC1(0° С, в конц. HC1).
917. H2|PtCk| — ГЕКСАХЛОРОПЛАТИНАТ(1¥) ВОДОРОДА
Оранжево-желтый гидрат (в безводном состоянии не выделен), при нагревании разлагается. На воздухе подвергается выветриванию. Хорошо растворяется в воде (при кипячении раствора протекает акватация аниона), хлороводородной кислоте. Сильная кислота, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 9021'2 ’, 9034, 9085, 915’ ’.
М, = 409,81; d = 2,431 (гексагидрат);
?пл = 60° С (гексагидрат); ks = 140(lli).
H2[PtCl6] • 6Н2О = PtCl4 + 2НС1 + 6Н2О(275—300° С, в токе С12).
H2[PtCl6] (разб.) + 2Н2О = 2Н3О+ + [PtCl6]2"(комн ),
H2[PtCl6] + ЗН2О = 2Н3О+ + [Pt(H2O) С15]" + сг(кип.).
H2[PtCl6] + 2NaOH (5%-й) = Na2[PtCl6] + 2Н2О,
H2[PtCl6] + 8NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 6NaCl + 2Н2О.
H2[PtCl6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = j/wc-[Pt(NH3)2Cl4] I + 2NH4C1 + 4H2O
H2[PtCl6] + 2MC1 = M2[PtCl6]! + 2HC1(M = K+, Rb+, Cs+,NH} ).
H2[PtCl6] + H2C2O4 (насыщ.) —K-> H2[PtCl4] + 2CO2T + 2HC1(0° C),
2H2[PtCl6] (конц.) + N2H6C12(t) = 2H2[PtCl4] + 6HC1 + N2T(70° C).
H2[PtCl6] + 4H° (Zn) = Pt^ + 6HC1, H2[PtCl6] + 2H[SnCl3] = Pt! + 2H2[SnCl6](в конц. HC1).
H2[PtCl6] (разб.) + N2H4 • H2O + 6(NH3 • H2O) [разб.] = Pt (коллоид) + + N2T + 6NH4C1 + 7H2O.
H2[PtCl6] + 2HCOOH + 3Na2CO3 = Pt (чернь)! + 6NaCl + 5CO2T + 3H2O (кип.).
H2[PtCl6](p) -2^252^ pt! (катод) + 2C12T (анод) + 2HC1 (70—80° C).
918. K2|PtCl6[ — ГЕКСАХЛОРОПЛАТИНАТ(1¥) КАЛИЯ
Светло-желтый (с примесью соответствующей соли иридия, рутения или палладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый). При нагревании разлагается. Очень плохо растворяется в холодной воде, в горячей воде анион
подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированном растворе хлорида калия. Не реагирует с кислотами. Переводится в раствор гидроксидом калия при нагревании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 90S8, 9169, 9 1 75, 9223.
М, = 485,99; d = 3,499; к, = 0,774<20), 3,71<80).
K2[PtCl6] = 2КС1 + PtCU(250° С).
K2[PtCl6] (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + [PtCl6]2".
K2[PtCl6] 4ЧЗН2О = 2[К(Н2О)6]++ [Р1(Н2О)С15Г+СГ(80—100° С).
[Pt(H2O)Cl5r + Н2о <=» [PtCl5(OH)]2 + НзО+.
K2[PtCl6] + 4КОН (конц., хол.) = PtO2J- + 6КС1 +’2Н2О, K2[PtCle] + 6КОН (конц., гор.) = K2[Pt(OH)e] + 6КС1.
K2[PtCl6] + 2(NH3 Н2О) [конц.] = i/uc-[Pt(NH3)2Cl4] 4- + 2КС1 + 2Н2О.
K2[PtCl6] + 2H2S (насыщ.) = PtS2i + 4НС1 + 2КС1.
K2[PtCl6] + 2H2 = Pt + 2KC1 + 4HC1(200—250° C).
K2[PtCle] (суспензия) + Pt (чернь) + 2KC1 = 2K2[PtCl4].
2K2[PtCle] (суспензия) + N2H6C12(t) = 2K2[PtCU]J-+ 6HC1 + N2T (кип.) 10. K2[PtCl6] + 5KNO2 + H2O = K2[Pt(NO2)4] 4 + KNO3 + 4KC1 + 2HC1
(50° C)
K2[PtCls] (насыщ.) + 6KCN (конц.) = K2[Pt(CN)6]4 + 6KC1(0° C).
K2[PtCl6] + 6KNCS (конц.) = K2[Pt(-SCN)6] (красн.) + 6KC1.
(NH4)2|PtCk| — ГЕКСАХЛОРОПЛАТИНАТ(1У) АММОНИЯ
Платиновый нашатырь. Светло-желтый (с примесью соответствующей соли иридия, рутения или палладия - ■ красноватый, соли родия — желто-зеленый). При нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде, в горячей воде анион подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированном растворе хлорида аммония. Нс реагирует с кислотами. Переводится в раствор гидроксидом натрия при нагревании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 90S8, 917s.
М, = 443,88; d = 3,065; к, = 0,50(20), 2,16(8О).
(NH4)2[PtCl6] = Pt (губка) + 2NH4C1 + 2С12(215—350° С),
3(NH4)2[PtCl6] = 3Pt (губка) + 2NH4C1 + 16НС1 + 2N2(350—600° С).
(NH4)2[PtCI6](p)=2NH: + [PtCl6]2-(20° С).
(NH4)2[PtC16] + Н2О =2NH4+[Р1(Н2О)С13Г + СГ(80—100° С),
[Pt(H2O)Cl5]" + Н2О <=> [PtCl5(OH)]2" + н3о+.
(NH4)2[PtC16] + 4NaOH (конц., хол.) = РЮ24 + 2NH4C1 + 4NaCl + 2Н2О, (MH4)2[PtCl6] + 6NaOH (конц., гор.) = (NH4)2[Pt(OH)6] + 6NaCl.
(MH4)2[PtCl6] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = цис- [Pt(NH3)2Cl4]4- + 2NH4C1 + 2H2O.
(NH4)2[PtCl6] + 2H2S (насыщ.) = PtS2J- + 4HC1 + 2NH4C1.
(NH4)2[PtCl6] + 2HC00H —^ PtJ- + 2CO2T + 2NH4C1 + 4HC1 (комн).
2(NH4)2[PtCl6] (суспензия) + N2H6C12 = 2(NH4)2 [PtCU] + N2T + 6HC1
(кип.).
K|PtF6J — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) КАЛИЯ
Желто-коричневый, при прокаливании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 9056.
М, = 348,17.
2K[PtF6] = 2PtF4 + F2 + 2KF(750° С).
4K[PtF6] + 6Н2О = 2PtO24- + 2K2[PtF6] + O2T + 12HF.
2K[PtF6]+ 4HC1 (конц.) = 2H2[PtF6] + Cl2t + 2KC1.
4K[PtF6] + 20 KOH (конц., хол.) = 4PtO2i + O2T +24KF + 10H2O.
6K[PtF6] + 20(NHj • H2O) [коиц.] = 6{i#uc- [Pt(NH3)2F4]}l + N2T + 6KF + + 6NH4F + 20H2O.
2K[PtF6] + 5H2 = 2Pt + 2KF + 10HF(150— 200° C)
K2[Pt(NO2)4| — ТЕТРАНИТРОПЛАТИНАТ(11) КАЛИЯ
Белый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При нагревании разлагается. Умеренно растаоряется в холодной воде. Не реагирует с хлороводородной кислотой. Реагирует с серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется пероксидом водорода. Получение см. 91810.
М, = 457,30; к, = 3,8<15).
K2[Pt(NO2)4] ■ 2Н2О = 2KNO2 + Pt + 2NO2 + 4Н2О(выше 150° С).
K2[Pt(NO2)4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [Pt(NO2)4]2".
2K2[Pt(NO2)4] + 4H2SO4 (разб.) = K2[Pt2(H2O)2(SO4)4] + 2NOt + 4HNO2 +
+ 2KNO2(до 10° C).
K2[Pt(NO2)4] + 2KOH (разб.) = Pt(OH)2J- + 4KNO2 (в атмосфере CO2).
K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 H2O) [разб.] = цис- [Pt(NH3)2(NO2)2] I + 2KNO2 + + 2FT2O.
K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 • H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) =
= i#uc-[Pt(NH3)2(NO2)4] 1 + 2KOH + 2H2O.
Кг|Р((ОН)б] — ГЕКСАГИДРОКСОПЛАТИНАТ(1У) КАЛИЯ
Желто-зеленый, при нагревании разлагается. Хорошо растаоряется в воде, анион особенно устойчив в щелочной и аммиачной средах. Кристаллогидратов не образует. Реагщ)ует с кислотами. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 918 .
М,= 375,32;^=5,18.
K2[Pt(OH)6] = 2K0H + Pt + 02 + 2H2O(160—450° C).
K2[Pt(OH)6] + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Pt(OH)6]2‘(в разб. KOH).
K2[Pt(OH)6] + 6HC1 (конц., гор.) = K2[PtCl6] + 6H2O.
K2[Pt(OH)6] + 2CH3COOH (конц.) + (n — 4)H2O = PtO2 • nH2O J- + + 2K(CH3COO).
K2[Pt(OH)6] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(OH)6]4- (св.-желт.) + 2KNO3.
flya«<4Pt(NH3)2Cl2| — траяс-ДИХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Хлорид II основания Рёйзе. Светло-желтый, при нагревании разлагается. При кипячении водной суспензии подвергается частичной акватации. Очень плохо растворяется в воде, при комнатной температуре растворимость ниже, чем у t/wc-изомера. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с хлороводородной и серной кислотами. Разлагается концентрированной азотной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 9101’4, 91 Г, 9241Э, 9256.
М, = 300,05; к, = 0,036(25), О,7(|00).
wpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] = Pt + 2NH3 + Cl2(340° С).
wpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + Н2О *=z> [Pt(H2O)(NH3)2Cl]Cl(кип ).
m/7a/<c-[Pt(NH3)2Cl2] + 2HNO3 (конц.) = PtO21 + 2NO2T + 2NH4C1.
wpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2NaOH (конц., хол.) + 2H2O = Pt(OH)2l +
+ 2(NH3 ■ H2O) + 2NaCl.
mpoHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2H2O.
m/7OHC-[Pt(NH3)2Cl2] + С1дГ) = wpaHC-[Pt(NH3)2O4]J-(кип.).
924. n«c-[Pt(NH3)2Cl2| -цис-ДИХЛОРОДИАММИН ПЛАТИНА
Соль Пейронё . Темно-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристаллы. При нагревании в твердом состоянии или при кипячении водной суспензии медленно переходит в транс-изомер. Очень мало растворяется в воде, растворимость несколько выше, чем у транс-изомера. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой, концентрированной серной кислотой (образуется зеленый раствор неизвестного состава), щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 9164.
М. = 300,05; ks = 0,26<25), 3,0<|ОО).
i/«c-[Pt(NH3)2Cl2] —^ транс- [Pt(NH3)2Cl2](270—275° С).
^c-[Pt(NH3)2Cl2] + Н2О ^z? [Pt(H2O)(NH3)2Cl]Cl.
i/«c-[Pt(NH3)2Cl2] (суспензия) —-—> znpaHC-[Pt(NH3)2Cl2]
(выше 100° С, кат. Pt).
i^c-[Pt(NH3)2Cl2] + 2НС1 (разб.) = H[Pt(NH3)Cl3] + NH4C1(кип.).
i/«c-[Pt(NH3)2Cl2] + 2NaOH (коиц., хол.) = 2H2O = Pt(OH)2l +
+ 2(NH3 ■ H2O) + 2NaCl.
i/«c-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(NH3 ■ H2O) [коиц.] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2H2O.
i/«c-[Pt(NH3)2CI2] + Cl2 = i/«c-[Pt(NH3)2CI4] 4-(кип.).
flyawc-|Pt(NH3)2Cl4| — транс-ТЕТРАХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Соль ЖерАра. Ярко-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристаллы. При нагревании разлагается. Очень плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Хорошо растворяется в хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами при кипячении, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 9236.
М. =370,95; d = 3,508;^ = 0,14(0), 3,0(|оо).
mpawc-[Pt(NH3)2Cl4] = PtCU + 2NH3(280— 340° С).
mp<wc-[Pt(NH3)2Cl4] + 2Н2О + 2HNO3 (конц.) = PtO2 4- + 2NH4NO3 +
+ 4HC1T(кип.).
mpawc-[Pt(NH3)2Cl4] + 6NaOH (коиц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 2NH31 + + 4NaCl.
wpaHC-[Pt(NH3)2Cl4] + 3(NH3 • H2O) [коиц.] = [Pt(NH3)5Cl]Cl3 4- + 3H2O.
m«c4Pt(NH3)2Cl4| — цис-ТЕТРАХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Соль Клёве. Ярко-желтый, при слабом нагревании становится темно-зеленым, подвергается изомеризации. Очень плохо растворяется в воде, лучше — в разбавленном растворе аммиака; хорошо растворяется в хлороводородной кислоте при нагревании. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 91 г, 9247.
М. = 370,95; d = 3,42; к, = 0,33<0), 1,54(||Ю).
i/«c-[Pt(NH3)2CI4]—^ транс- [Pt(NH3)2Cl4](240° С).
i/«c-[Pt(NH3)2CI4] + 2Н2О + 2HNO3 (конц.) = PtO24- + 2NH4NO3 + 4HClt
(кип.).
i/«c-[Pt(NH3)2CI4] + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 2NH3t + 4NaCl.
i/«c-[Pt(NH3)2CI4](T) + NH3 • H2O (конц., хол.) ^? i/«c-[Pt(NH3)3CI3]Cl +
+ H2O.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Руководство по неорганическому синтезу/Под ред. Г. Брауэра; Пер. с нем. Т. 1—6. М.; Мир, 1985—1986.
Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1,2. М.: Химия, 1973.
Реми Г. Курс неорганической химии/ Пер. с нем. Т. I, II. М.: Мир, 1972-1974.'■
Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie. Berlin, 1924 (продолжающееся издание).
Турова Н. Я. Справочные таблицы по неорганической химии. Л.: Химия, 1977.
Химический энциклопедический словарь/Под ред. И. Л. Кнунянца. М.: Советская энциклопедия, 1983.
Коттон Ф„ Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. М.: Мир, 1979.
Анорганикум/Под ред. Л. Кольдица; Пер. с нем. Т. 1,2. М.: Мир, 1984.
Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. М.: Химия, 1987.
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л., Цветков А. А. Основы номенклатуры неорганических веществ. М.: Химия, 1983.
Кан Р., Дермер О. Введение в химическую номенклатуру/Под ред. В. М. Потапова и Р. А. Лидина; Пер. с англ. М.: Химия, 1983.
Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная спо- собность/Под ред. Б. Д. Степииа и Р. А. Лидина; Пер. с англ. М.: Химия, 1987.
Химическая энциклопедия/Под ред. И. Л. Кнунянца. Т. 1—4. М.: Советская энциклопедия, 1988— 1995.
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Задачи по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1990.
Лидин Р. А., Аликберова Л. Ю., Логинова Г. П. Неорганическая химия в вопросах. М.: Химия, 1991.
Химия. Справочное издание/Под ред. В. Шрётера: Пер. с ием. М.: Химия, 1989.
Номенклатурные правила ИЮПАК по химии/Пер. с англ. Т. 1,3, 6. М.: ВИНИТИ, 1979—1988.
Степин Б. Д., Аликберова Л. Ю. Книга по химии для домашнего чтения. М.: Химия, 1994.
Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1994.
Степин Б. Д. Применение Международной системы единиц физических величин в химии. М.: Высшая школа, 1990.
Лидин Р.А. Справочник по общей и неорганической химии. М.: Просвещение - Учебная литература, 1997.
Химия: справочник школьника и студента: Пер. с нем./К. Зоммер и др.; Под ред. Р.А. Лидина. М.: Дрофа, 1999.
ФОРМУЛЬНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ
(Химические формулы расположены в порядке латинского алфавита. Рядом с формулами указаны порядковые номера рубрик. Приведены формулы веществ, простых и комплексных анионов. Формулы распространенных анионов: Вг~, С4", СОГ, СГ, F“, Н", Г, N3", NO3, О2-, О^', ОН", РО4, S2", SO?" не представлены из-за многочисленности их соединений.)
Ас 663АсС1з 667Ас(НОз)з 666АсгОз 664Ас(ОН)з 665Ag 564AgBr 569 [Ag(CN)2r 574AgCl 568AgF 567Agl 570AgNCS 572 [Ag(NH3)21OH 573AgNO3 566Ag2O 565Ag2S571AI 162АЦСз 173AlCh 171AIF3 170 [AlFe]3" 174 [А1Н4Г 175Al(NO3h 166АЮ2 169AI2O3 163A1(OH)3 164 [A1(OH)4F 176 A1O(OH) 165AI2S3 172Ah(SO4)3 167Am 693Ar 539As 359AsCh 368AsF3 366AsFs 367Ас 663АсС1з 667Ас(НОз)з 666АсгОз 664Ас(ОН)з 665Ag 564AgBr 569 [Ag(CN)2r 574AgCl 568AgF 567Agl 570AgNCS 572 [Ag(NH3)21OH 573AgNO3 566Ag2O 565Ag2S571AI 162АЦСз 173AlCh 171AIF3 170 [AlFe]3" 174 [А1Н4Г 175Al(NO3h 166АЮ2 169AI2O3 163A1(OH)3 164 [A1(OH)4F 176 A1O(OH) 165AI2S3 172Ah(SO4)3 167Am 693Ar 539As 359AsCh 368AsF3 366AsFs 367
Ас 663
АсС1з 667
Ас(НОз)з 666
АсгОз 664
Ас(ОН)з 665
Ag 564
AgBr 569 [Ag(CN)2r 574
AgCl 568
AgF 567
Agl 570
AgNCS 572 [Ag(NH3)21OH 573
AgNO3 566
Ag2O 565
Ag2S571
AI 162
АЦСз 173
AlCh 171
AIF3 170 [AlFe]3" 174 [А1Н4Г 175
Al(NO3h 166
АЮ2 169
AI2O3 163
A1(OH)3 164 [A1(OH)4F 176 A1O(OH) 165
AI2S3 172
Ah(SO4)3 167
Am 693
Ar 539
As 359
AsCh 368
AsF3 366
AsFs 367
Ас 663
АсС1з 667
Ас(НОз)з 666
АсгОз 664
Ас(ОН)з 665
Ag 564
AgBr 569 [Ag(CN)2r 574
AgCl 568
AgF 567
Agl 570
AgNCS 572 [Ag(NH3)21OH 573
AgNO3 566
Ag2O 565
Ag2S571
AI 162
АЦСз 173
AlCh 171
AIF3 170 [AlFe]3" 174 [А1Н4Г 175
Al(NO3h 166
АЮ2 169
AI2O3 163
A1(OH)3 164 [A1(OH)4F 176 A1O(OH) 165
AI2S3 172
Ah(SO4)3 167
Am 693
Ar 539
As 359
AsCh 368
AsF3 366
AsFs 367
AsH3 360
А$Оз 364
AsOt 363, 365
AS2O3 361
AS2O5 362 [ASS4]3" 372
AS2S3 369 AS2S5 370
As4S4 371
At 536
Au 575
[Au(CN)2] " 579
AuCl 577
AuCh 578 [AuChr 580 АигОз 576
В 141
ВС1з 150
BF3 149 [ВР4Г 156, 157 [ВН4Г 158, 159
B2H6 142
B4H10 143
B3H6N3 154
Bh 151
BN 153 [В(ННз)Рз] 161
BO2 146 B2O3 144
В4ОЗ- 147
BsOs 148 B(OH)3 145 [В(ОН)4Г 160
BP 155 B2S3 152
Ba 129
ВаСОз 134 BaCl2 137
Ва(СЮз)2 498 BaH2 130
Ba(HS)2 139 Ba(NO3)2 135 BaO 131
BaO2 132 Ba(OH)2 133 BaS 138
BaSO4 136 Ва5гОб 435
Be 89
ВегС 97 ВеСОз 92
BeCh 96 BeF2 95 [BeF4]2' 98 Be(NO3)2 93 BeO90 Be(OH)2 91 BeSO4 94
Bi 391 (BilnBiv)O4 394 B1CI3 402 Bi(Cl)O 403 BiF3400 BiFs401
Bih 404 Bi(NO3)3 397
B1O3 399 Bi2O3 392 B12O5 393 Bi(OH)3 395 BiO(OH) 396 Bi2S3 405 Bi2(SO4)3 398
Bh 751
CdSO4 591
Bk 695
Ce 625
CeCh 631
Се(МОз)з 629
Br2 507
Се(МОз)зОН 630
BrCl 518
CeO2 627
BrF 515
СегОз 626
BrF3 516
Се(ОН)з 628
BrFs 517
BrO 509
Cf 696
ВгОз 510—512
Ch 483
BrO4 513, 514
C1F 503
C1F3 504
C 202
CIFs 505
df 120
ChN 506
CIO" 490—492
CC14 206
CC12O 207
C1O2 487
CM" 210- 212
СЮ2 493, 494
CN?' 213, 214
СЮз 488
C2N2 209
СЮ3 495-498
CO 203
C1O4 499—502
CO2 204
ChO 486
CS2 208
CI2O7 489
Ca 108
Cm 694
CaC2 120
CaCN2 214
Co 845
СаСОз 113
[Co2(CO)s] 859
CaCh 117
C0CI2 853
Ca(ClO)2 492
(CoMCo2“)O4 847
CaF2 116
CoF2 851
CaH2 109
C0F3 852
CaHPO4 338
[Со(МНз)б]С12 855
Ca(H2PO4)2 339
[Co(NH3)6]Cl3 856
Ca(NO3)2 H4
[Co(NO2)6]3' 857. 858
CaO 110
CoO 846
CaO2 111
Co(OH)2 848
Ca(OH)2 H2
CoO(OH) 849
Ca3P2 119
CoS 854
Ca(PH2O2)2 322
Ca3(PO4)2 337
CoSO4 850
CaS 118
Cr 752
CaSO4 115
[Сг(СО)б] 771
CrCh 765
Cd 588
CrCh 766
CdCl2 592
CrCl2O2 767
CdO 589
CrF4763
Cd(OH)2 590
CrFs 764
CdS 593
(Cr2Fe)O4 755
[Сг(МНз)б]С1з 769
СЮз 754
СюГ 760
Сг2Оз 753
Сг2О?" 761, 762
Сг(ОН)2 756
Сг(ОН)з 757 (Сг(ОН)б]3" 770
Cr2S3 768
Cr2(SO4)3 758
Cs 75
С$2СОз 82
CsCl 85
CsH 76
CsNO3 83
CsO2 79
С$Оз 80
Cs2O 77
Cs2O2 78
CsOH 81
Cs2S 86
Cs2(S„) 87
Cs2SO4 84
Cu 551
Cu2CO3(OH)2 555
CuCl 558
CuCh 559
Cui 560
[Cu(NH3)4]SO4 563
Си(МОз)2 556
CuO 553
Cu2O 552
Cu(OH)2 554
CuS 562
Cu2S 561
CuSO4 557
D2 2
DC1 485
OF 481
D2O 6
D2SO4 425
Db 751
Dy 653
Er 655
Es 697
Eu 645
EuCh 649
GeOi" 241
GeS 244
Н4Р2О6 325
Н4Р2О7 342
EuCh 650
GeS2 245
H2[Pt(CM)4] 913
EuO 646
H2[PtCl4] 915
Еи2Оз 647
H2 1
H2[PtCl6] 917
Eu2(SO4)3 648
H3AsO4 363
HReO4812
P2 479
H[AuCh] 580
HS" 40, 139, 286
H[BF4] 156
H2S413
Fe 822
Fe3C 838
[Fe(C5H5)2] 843
HBr 508
H2S„ 414
HBrO 509
НВгОз 510
HBrO4 513
Н5Оз417, 419. 421
HSO4 33, 54, 280, 314
[Fe(CN)6]3 840
HCN 210
H2SO4 424
[Fe(CN)6]^ 839, 841
H2CM2 213
H2S2O6 433
[Fe(CO)s] 844
FeCh 834
НСОз 30. 51, 277
H2S2O7 426
H2S„O6 436
FeCh 835
Н2СОз 205
HSO3CI 429
(FenFe2n)O4 825
Fe(NH4)2(SO4)2 830 [Fe(NO+)(CN)5]2~ 842
FeO 823
HC1 484 HC1O 490 HC1O2 493
HC1O3 495
HC1O4 499
HSO3F 428
HSO3MH2 430
H2SO3(O2) 438
Н282Об(О2) 439
Н28Оз5 441
FeO2 832
HD 4
H[SbCl6] 386
FeO4" 833
HF 480
H2Se 458
Fe2O3 824
HR 35, 56, 282
H2SeO3 462
Fe2O3 nH2O 827
Hl 520
H2SeO4 464
Fe(OH)2 826
H1O 522
H2[SiF6] 236
FeO(OH) 828
Н1Оз 523
H2[SnCl6] 256
FeS 836
H2iot 527
H2Te 468
Fe(S2) 837
H5lOe 526
Н2ТеОз 472
FeSO4 829
H2[IrCl6] 900
Н4ТеОб‘ 476
Fe2(SO4)3 831
HMnO4 797
Н6ТеОб 474
Fm 698
HN3 293
HNCS 216
H2WI2O^ 782
Fr 88
HNO2 302
HNO3 306
He 537
Ga 177
H2N2O2 300
Hf720
GaCh 182
H2O 5
HfCl4 724
Оа(МОз)з 180
H2O2 408
HfChO 725
Оа2Оз 178
HOON 219
HfF4 723
Ga(OH)3 179
HOF 482
НП4 726
Ga2S3 183
H[PF6] 357
НЮ2 721
Оа2(8О4)з 181
H(PH2O2) 320
Н2(РНОз) 323
НЮ(ОН)2 722
Gd651
НРОз 328
Hg 594
HPOi 332. 335. 338, 340
HgCh 599
Ge 238
H2PO4 333, 336. 339, 341
Hg2Cl2 598
GeCh 242
Hgl2 601
GeCh 243
Н2Р2О6 327
[Hgl4]2- 603
ОелНзл+з 239
Н2Р2О^ 344
Hg2l2 600
GeO2 240
НзРО4 330
Hg(NO3)2 597
Hg2(MO3)2 596
K3[Co(NO2)6] 858
K2SO3418
HgO 595
K2CrO4 760
K2SO4 53
HgS 602
K2Cr2O7 761
K2S2O6 434
KCr(SO4)2 759
K2S2O7 427
Ho 654
KF 55
K2S„Of 437
Hs 751
K3[Fe(CN)6] 840
KSO2F 422
K4[Fe(CN)6] 839
K2S2OA(O2) 440
h 519
KFe[Fe*'(CN)6] 841
K2SO3S 443
IBr 534
K2FeO4 833
K[Sb(OH)6] 388
1C1 532
KH 44
K2SiO3 229
hCl6 533
КНСОэ 51
K2[TaF7] 750
IFs 530
K(HF2) 56
1F7 531
KH2PO4 336
Kr 540
13N 535
K2HPO4 335
KrF2 541
IO" 522
KHSO3 419
Ku 111
Юз 523—525
KHSO4 54
К2Н4ТеОб 476
La 618
1O< 528, 529
K2(Hgh) 603
LaCh 623
lOt 526. 527
KI 59
La(NO3)3 621
l2Os 521
K1O3 525
ЬагО3619
KIO4 529
La(OH)3 620
In 184
KMnO4 798
La2S3 624
InCh 189
K2MnO4 796
La2(SO4)3 622
In(NO3)3 187
KNCS 217
ln2O3 185
KNH2 62
Li 8
ln(OH)3 186
KNO2 304
Li[AlH4] 175
ln2S3 190
KNO3 52
Li[BH4] 158
ln2(SO4)3 188
K2[NbF7] 745
ЦгСО3 13
K2[Ni(CN)4] 870
LiCl 18
Ir 894
KO2 47
LiClO3 496
1гС1з 897
КОз 48
LiClO4 500
IrCh 898
K2O 45
LiF 17
[IrCle]2 900, 901
K2O2 46
LiH 9
[IrCk]3 899
KOCN 220
Li3N 20
lr2O3 895
KOH 49
LiNH2 21
lr2(SO4)3 896
K2[OsO2(OH)4] 893
Li2NH 22
K3PO4 334
LiNO3 14
K[Pbl3] 270
Li2O 10
K2[PdCl4] 886
Li2O2 11
К 43
K2[PdClA] 887
LiOH 12
K[Ag(CN)2] 574
К[Р1(С2Н4)С1з] 912
Li3PO4 15
KA1(SO4)2 168
K2[Pt(CN)4] 914
Li2S 19
K[Au(CN)2] 579
K2[PtCl4] 916
Li2SO4 16
KBr 58
K2[PtClA]918
KBrO3 512
K[PtFA] 920
Lr 701
КВЮ4 514
K2[Pt(MO2]4] 921
KCN 212
K2[Pt(OH)61 922
1>U
K2CO3 50
KReO4813
Md 699
KCI 57
K2RuO4 875
KC1O3 497
K2S60
Mg 99
KC1O4 501
K2(S„) 61
MgCO3 102
MgCl2 105 Mg(ClO4)2 502 MyN2 106 Mg(NO3)2 103 MgO 100 Mg(OH)2 101 MgSO4 104Mg2Si 107Mn 786 [Мп2(СО)ю] 801 MnCl2 799 MnO 787MnO2 789MnO4 797, 798 MnOt 796MnOt 795 МпЮз 788 MnzO? 790 Mn(OH)2 791 MnO(OH) 792 MnS 800MnSO4 793 Mn2(SO4)3 794Mo 772 [Мо(СО)б] 779 MoCls 777 MoF6 776 MoO2 773 МоОз 774 МотО^ 775MoS2 778Mt 751N2 272N3 293, 294NCS" 216—218, 572 ND3 274NF3 308 NH^22NH2 21,42, 62 NH3 273NH3 НгО 275 NzH4 288N2H4 1120 289 (NH4)2[BeF4] 98 NH4Br 284MgCl2 105 Mg(ClO4)2 502 MyN2 106 Mg(NO3)2 103 MgO 100 Mg(OH)2 101 MgSO4 104Mg2Si 107Mn 786 [Мп2(СО)ю] 801 MnCl2 799 MnO 787MnO2 789MnO4 797, 798 MnOt 796MnOt 795 МпЮз 788 MnzO? 790 Mn(OH)2 791 MnO(OH) 792 MnS 800MnSO4 793 Mn2(SO4)3 794Mo 772 [Мо(СО)б] 779 MoCls 777 MoF6 776 MoO2 773 МоОз 774 МотО^ 775MoS2 778Mt 751N2 272N3 293, 294NCS" 216—218, 572 ND3 274NF3 308 NH^22NH2 21,42, 62 NH3 273NH3 НгО 275 NzH4 288N2H4 1120 289 (NH4)2[BeF4] 98 NH4Br 284
MgCl2 105 Mg(ClO4)2 502 MyN2 106 Mg(NO3)2 103 MgO 100 Mg(OH)2 101 MgSO4 104
Mg2Si 107
Mn 786 [Мп2(СО)ю] 801 MnCl2 799 MnO 787
MnO2 789
MnO4 797, 798 MnOt 796
MnOt 795 МпЮз 788 MnzO? 790 Mn(OH)2 791 MnO(OH) 792 MnS 800
MnSO4 793 Mn2(SO4)3 794
Mo 772 [Мо(СО)б] 779 MoCls 777 MoF6 776 MoO2 773 МоОз 774 МотО^ 775
MoS2 778
Mt 751
N2 272
N3 293, 294
NCS" 216—218, 572 ND3 274
NF3 308 NH^22
NH2 21,42, 62 NH3 273
NH3 НгО 275 NzH4 288
N2H4 1120 289 (NH4)2[BeF4] 98 NH4Br 284
MgCl2 105 Mg(ClO4)2 502 MyN2 106 Mg(NO3)2 103 MgO 100 Mg(OH)2 101 MgSO4 104
Mg2Si 107
Mn 786 [Мп2(СО)ю] 801 MnCl2 799 MnO 787
MnO2 789
MnO4 797, 798 MnOt 796
MnOt 795 МпЮз 788 MnzO? 790 Mn(OH)2 791 MnO(OH) 792 MnS 800
MnSO4 793 Mn2(SO4)3 794
Mo 772 [Мо(СО)б] 779 MoCls 777 MoF6 776 MoO2 773 МоОз 774 МотО^ 775
MoS2 778
Mt 751
N2 272
N3 293, 294
NCS" 216—218, 572 ND3 274
NF3 308 NH^22
NH2 21,42, 62 NH3 273
NH3 НгО 275 NzH4 288
N2H4 1120 289 (NH4)2[BeF4] 98 NH4Br 284
(NH4)2CO3 276 NH^l 307 NH4C1 283 N2H5CI 290 (NH4)2CrzO7 762 NH4F 281 NH4HCO3 277 NH4(HF2) 282 NHU(H2PO4) 341 (NH4)2HPO4 340 NH4HS 286 NH4HSO3 421 NH4HSO4 280 (NH4)10H2Wl2O42 782 NH4I 285 (NH4)2[IrC16] 901 (NH4)eMo7O24 7 75 NH4NCS 218 NH4NO2 305 NH4NO3 278 NH4OCN 221 NH2OH 291 (NH3OH)C1 292 (NH4)2(PtC16] 919 NH4ReO4 814 (NH4)XS„) 287 (NH4)2SO3 420 (М14)28О4 279 (NH4)2SO3S 444 NH4TCO4 805 NH4VO3 732 NO 296
NO2 298
NO2 302—305 ИгО 295
Nrf 300, 301
МЮз 297 N2Os299 (NO)C1 310 (NO2)C1 312 (NO)F 309 NOF3313 (NO2)F 311 (NO)HSO4314
Na 23
Na3[AIF6] 174 NaAlO2 169 Na[Al(OH)4] 176
NaAsO2 364
Na3AsO4 365
Na3[AsS4] 372
Na(BF4] 157
Na[BH4] 159
NaBO2 146
NaBsOe 148
Na2B4O? 147
Na[B(OH)4] 160
NaBiO3 399
NaBr 37
NaBrO3 511
NaCN 211
Na2CO3 29
NaCl 36
NaClO 491
NaClO2 494
Na3[Co(NO2)6] 857
Na3[Cr(OH)6] 770
NaF 34
Na2[Fe(NO+XCN)5] 842
NaFeO2 832
Na2GeO3 241
NaH 24
NaHCO3 30
Na(HF2) 35
Na3H2lOe 527
NaH2PO4 333
Na2HPO4 332
На2Н2РгО6 327
НагНгРгО? 344
NaHS 40
NaHSO3 417
NaHSO4 33
Nai 38
NalO3 524
NalO4 528
Na3[IiC16] 899
Na3MnO4 795
NaN3 294
NaNH2 42
NaNO2 303
NaNO3 31
Na2N2O2 301
NaO2 27
Na2O25
Na2O2 26
NaOH 28
Na(PF6] 358
Na(PH2O2) 321
Na^PHOi) 324
NaPO3 329
Na3PO4 331
Na4P2O6 326
Na4P2O7 343
КазРзОю 345
Na2[Pb(OH)6] 271
Na2[ReH9] 820
Na3[RhCl6] 880
NiO(OH) 863
NiS 868 N1SO4 865
No 700
Np 691
Na2S 39
Na2(S„) 41
Ns 751
Na2SO3 416
O2 406
Na2SO4 32
Oi 27, 47, 67, 79
Na2S2O4 431
Оз 407
Na2S2O5 432
Na2SO3S 442
Na[SbF6] 387
Na3[SbS3] 389
Na3[SbS4] 390
Na2Se 459
Na2SeO3 463
Na2SeO4 465
Na2[SiF6] 237
NагЗЮз 228
Na2Si2O5 231
Na4SiO4 230
Na2[Sn(OH)6] 257
Na2Te 469
Na2TeO3 473
NaeTeOe 475
NaVO3 731
Na3VO4 733
Na4XeO6 545
Na2[Zn(OH)4] 587
Оз 48, 68, 80
OCN~ 219—221
OF 482
OF2 409
O2F2 410 (O^)[PtF6] 411
Os 889
OsCh 891
OsCh 892
OsO4 890 [OsO2(OH)4]2" 893
P315
P3" 119, 155
РВгз 351
PBrs 352
PCh 348
PCI5 349
PChO 350
Nb 741
PF3 346
NbCls 744
PFs 347
NbFs 743
[PF6]' 357, 358
[NbF7]2" 745
РНз316
Nb2Os 742
PH4I 317
Nd 638
РНОГ 323, 324
PH2O2 320—322
Ne 538
Ph 353
Ni 860
P3N5 356
[Ni(CN)4]2" 870
РОз 328, 329
[Ni(CO)4] 871
NiCh 867
P2O^ 325—327
N1F2 866
Р2О^ 342—344
[Ni(NH3)6]Cl2 869
РзО?6 345
Ni(NO3)2 864
P4O6318
NiO 861
Р4Ою 319
Ni(OH)2 862
P4S3 354
P4S10 355
Pa 673
PaCk 678
Pads 679
Pap4 676
PaFs 677 РагОз 674 Pa(OH)5 675
Pb 258
РЬСОз 263
PbCh 266
PbCU 267 Pbh 268 [РЫзГ 270 Pb(NO3)2 264 PbO 259
PbO2 260
Pb(OH)2 262 [Pb(OH)6]2' 271 (Pb^Pblv)O4 261 PbS 269 PbSO4 265
Pd 881
PdCh 885 [PdCk]2' 886 [PdCl6]2" 887 [Pd(NH3)2Cl2] 888 Pd(NO3)2 884 PdO 882
Pd(OH)2 883
Pm 639
Po 478
Pr 632
PrCh 637
PrO2 635
РГ2О3 633
Pr6Oii 634 Pr2(SO4)3 636
Pt 902 [Р1(С2Н4)С1зГ 912 [Pt(CN)4]2” 913, 914 PtCl2 907
PtCU 908 [PtCl4]2” 911, 915, 916
[Р1С1б]2 917 919
Ru 872
Sb2Os375
PtF4 904
RuCh 876
Sb2O5 376
PtFs 905
RuO2 873
[Sb(OH)s] 388
PtFs 906
RuO4 874
[SbSs]3 389
[PtFs]" 411, 549. 920
RuO4 875
ISbS4]3" 390
[Pt(NHs)2Cl2] 923. 924
Sb2Ss 384
[Pt(NHs)2Ck] 925. 926
S 412
Sb2S5 385
[Pt(NHs)4]Cl2910
[Pt(NHs)4][PtnCk] 911
[Pt(NO2)4]2 921
S^ 41. 61, 87. 287, 414, 837
(SCN)2 215
Sb2(SO4)s 378
(Sb'’'SbV)O4 377
PtO2 nH2O 903
SCI 2 449
Sc 604
[РЦОНк]2' 922
(PthPtlV)C16 909
SCk 452
S2C12 450
S„C12 451
ScCh 609
Sc(NOs)s 607
Sc2O3 605
Pu 692
S(C1)Fs 453
Sc(OH)s 606
SChO 454
Sc2Ss 610
Ra 140
Rb 63
SC12O2 455
SF4 446
Sc2(SO4)s 608
SFs 448
Se 457
Rb2COs 70
S2F2 445
Se2 458, 459
RbCl 73
S2Fio 447
SeCk 466
RbH 64
S4N4 456
SeO2 460
RbNOs 71
SO2 415
SeOs 461
RbO2 67
RbOs 68
SOi 431
SeOs" 462, 463
Rb2O 65
SO3 423
SeO2 464, 465
Rb2O2 66
SO2" 416 421
Sg 751
RbOH 69
S2O4 431
Si 222
Rb2S 74
Rb2SO4 72
S2Os" 432
SiC 235
SiCk 233
Re 808
S2O^ 433 435
SiF4 232
[Re2(CO)io] 821
S2O2 426, 427
[SiFs]2 236. 237
ReCh 817
S„o£" 436. 437
SiH4 223
ReCk 818
SO3CI" 429
SkH^+s 224
ReCis 819
5О2Г 422
SiO 225
ReFs815
SOsF 428
SiO2 226
ReF? 816
SOsNH2 430
SiO2 «H2O 227
[ReH»]2" 820
ReO2 809
ReO3 810
ReO4 812—814
Re2O7 811
5Оз(О2)2" 438
S2Os(O2)2 439. 440
SO3S2 441—444
Sb 373
Sioi" 228. 229
SiOt 230, 715
Si2oi" 231
SiS2 234
Rf 727
SbCh381
Sm 640
SbCls 382
SmCl2 643
Rh 877
RhCh 879 [RhCls]3" 880
[SbCls]" 386
Sb(Cl)O 383
SbFs 379
SmCh 644
Sm2Os 641
Sm2(SO4)s 642
Rh2Os 878
SbF5 380
Sn 246
[SbFs]" 387
SnCl2 252
Rn 550
SbHs 374
SnCk 253
[SnCk]2" 256 SnO 247
SnOz 248 Sn(OH)2 249 [Sn(OH)612" 257 SnS 254
SnSz255 SnSO4 250 Sn(SO4)2 251
Sr 121
SrCO3 124
SrClz 127 Sr(NO3)z 125 SrO 122 Sr(OH)2 123 SrS 128
SrSO4 126
T23 T2O7
Ta 746
TaCIs 749 TaFs 748 (TaF?]2" 750 TazOs 747
Tb652
Тс 802 ТсС14 807 TcFe 806 ТсОг 803
ТсО4 805
ТсгО? 804
Те 467
Те2- 468, 469 ТеС14 477 ТеОг 470
TeOi" 472, 473
ТеОз 471
ТеО^ 474 — 476
Th 668
ThCl4 672 Th(NO3)4 671 ThOz 669
Th(OH)4 670
V2O5 729
(VOzKI 739
Ti 702
(VO)SO4 730
TiCh 708
TiCh 709
W780
TiCU 710
WC784
TiF4 707
[W(COkl 785
T1I4 711
WCk 783
TO2 703
WO3 781
TiO(OH)2 704
W12O^ 782
Tia(SO4)3 705
Ti(SO4)O 706
Xe 542
XeF2546
TI 191
XeF4 547
П2СО3 195
XcF6548
TOI 199
ХеОз 543
TiCh 200
XcO4544
TINO3 196
ХеОб545
Т1(КОз)з 197
(Xe+)(PtF6] 549
TI2O 192
П2О3 193
Y 611
TOH 194
YCI36I6
ThS201
Y(NO3)36I4
n2SO4 198
Y2O36I2
Y(OH)3613
Tm 656
Y2S36I7
Yz(SO4)3 615
U 680
UF3 687
Yb 657
UF4 688
YbCl2660
UFs 689
YbCh 661
UF6690
УЬгОз 658
UO2 681
Ybz(SO4)3 659
UO3 682
Zn581
UO2(NO3)2 685
ZnC12 585
UOz(OH)z 684
ZnO 582
U(SO4)z 686
Zn(OH)z 583
(UXu^Kb 683
[Zn(OH)4]2 587
ZnS 586
V728
ZnSO4 584
[V(CO)6] 740
VCh 735
Zr712
VCh 736
ZrCl4717
VC14 737
ZrClzO718
VChO 738
ZrF4 716
VFs734
Zrl4719
ZrOz713
VO3 731, 732
ZtO(OH)2 714
VO4 733
ZrSiO47l5
ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ
(указаны порядковые номера рубрик)
Азид 294
Бромид
Гидроксид
Азидоводород 293
аммония 284
актиния 665
Азот 272
иода 534
алюминия 164
Актиний 663
калия 58
бария 133
Алюминат, гидриде- 175
натрия 37
бериллия 91
Алюминат, гидроксо- 176
серебра 569
бора 145
Алюминат, оксо- 169
фосфора 351—2
висмута 395
Алюминат, фторо- 174
Бромоводород 508
галлия 179
Алюминий 162
гафния 722
Америций 693
Ваиадат, мета- 731—2
железа 826
Амид
Ваиадат. орто- 733
индия 186
калия 62
Ванадий 728
иттрия 613
лития 21
карбонил- 740
кадмия 590
натрия 42
Висмут 391
калия 49
Аммиак 273
Висмутат 399
кальция 112
дейтерио- 274
Вода 5
кобальта 848
Аргеитат, циано- 574
Водород 1
лантана 620
Аргон 539
дейтерио-4
лития 12
Арсенат 365
Вольфрам 780
магния 101
Арсенат, тио- 372
карбонил- 785
марганца 791—2
Арсенит, мета- 364
Вольфрамат, оксо- 782
меди 554
Арсин 360
натрия 28
Астат 536
никеля 862
Аурат, хлоро- 580
Гадолиний 651
олова 249
Аурат. циано- 579
Галлий 177
палладия 883
Ацетиленид 120
Гафний 720
протактиния 675
Гелий 537
рубидия 69
Барий 129
Герман 239
свинца 262
Бериллат, фторо- 98
Германат 241
скандия 606
Бериллий 89
Германий 238
стронция 123
Берклий 695
Гидразин 288
таллия 194
Бор 141
Гидрат
титана 704
фтороаммин- 161
аммиака 275
тория 670
Боразии 154
гидразина 289
уранила 684
Бораи 142—3
оксида железа 827
хрома 756—7
Борат, гидридо- 158- 9
оксида кремния 227
цезия 81
Борат, гидроксо- 160
оксида платины 903
церия 628. 630
Борат, мета- 146
Гидрид
пинка 583
Борат, оксопента- 148
бария 130
циркония 714
Борат, тетра- 147
калия 44
Гидроксид, мега-
Борат, фторо- 156—7
кальция 109
алюминия 165
Борий 751
лития 9
висмута 396
Бром 507
натрия 24
железа 828
Бромат 511 2
рубидия 64
кобальта 849
Бромат, пер- 514
цезия 76
никеля 863
Гидроксиламин 291 Гольмий 654 Графит 202
Дейтерий 2 Диспрозий 653 Дубний 751
Европий 645
Железо 822
карбонил- 844
циклопентадиенил- 843
Золото 575
Имид 22
Нидий 184
Иод 519 И о дат 524 5 Иодат. метапер- 528—9 Иодат. ортопер- 527 Иодид
аммония 285 бора 151 висмута 404 гафния 726 калия 59 меди 560 натрия 38 ртути 600--1 свинца 268 серебра 570 титана 711 фосфония 317 фосфора 353 циркония 719
Иодоводород 520 Иридат. хлоро- 899—901 Иридий 894 Иттербий 657 Иттрий 611
Кадмий 588 Калий 43 Калифорний 696 Кальций 108 Карбид алюминия 173 бериллия 97 вольфрама 784 железа 838 кремния 235
Карбонат аммония 276 бария 134 бериллия 92 калия 50 кальция 113 литня 13 магния 102 меди 555 натрия 29 рубидия 70 свинца 263 стронция 124 таллия 195 цезия 82
Карбонат, гидроаммония Т11 калия 51 натрия 30
Кислород 406 Кислота азотистая 302 азотная 306 азотноватистая 300 бромная 513 бромноватая 510 бромноватистая 509 иодная, ортопер- 526 йодноватая 523 иодноватисгая 522 марганцовая 797 мышьяковая 363 рениевая 812 селенистая 462 селеновая 464 серная 424 серная, ди- 426 серная, пероксо- 438—9 серная, тио- 441 сульфоновая, амино- 430 сульфоновая, фтор- 428 сульфоновая, хлор- 429 теллуристая 472 теллуровая, орто- 474 тионовая, ди- 433 тионовая, поли- 436 угольная 205 фосфиновая 320 фосфоновая 323 фосфорная, ди- 342 фосфорная, мета- 328
Кислота
фосфорная, орто- 330 хлористая 493 хлорная 499 хлорноватая 495 хлорноватистая 490
Кобальт 845
аммнн- 855—6
карбонил- 859
Кобальтат, нитро- 857 8
Кремний 222
Криптон 540
Ксенон 542
Ксеноиат, оксо- 545
Курчатовий 727
Кюрий 694
Лантан 618
Литий 8
Лоуренсий 701
Лютеций 662
Магний 99
Манганат 795—6
Манганат, пер- 798
Марганец 786
карбонил-801
Медь 551
аммин- 563
Мейтнерий 751 Менделевий 699 Меркурат, иодо- 603 Молибдат, оксо- 775 Молибден 772
карбонил- 779
Мышьяк 359
Натрий 23
Неодим 638
Неон 538
Нептуний 691
Никель 860
аммин- 869
карбонил-871
Никколат, циано- 870
Нильсборий 751
Ниобат, фторо- 745
Ниобий 741
Нитрат
актиния 666
алюминия 166 аммония 278
Нитрат
Оксид
Оксид
бария 135
бора 144
таллия 192—3
бериллия 93
ванадия 729, 738
тантала 747
висмута 397
висмута 392—4, 403
теллура 470— 1
галлия 180
вольфрама 781
технеция 803—4
иидия 187
галлия 178
титана 703—4, 706
иттрия 614
гафиия 721—2, 725
тория 669
калия 52
германия 240
трития 7
кальция 114
дейтерия 6
углерода 203—4, 207
лаитана 621
европия 646—7
урана 681—3
лития 14
железа 755, 823—5
фосфора 318—9, 350
магния 103
золота 576
хлора 486—9
меди 556
иидия 185
хрома 753—5, 767
натрия 31
иода 521
цезия 77
никеля 864
иридия 895
церия 626—7
палладия 884
иттербия 658
циика 582
ртути 596—7
иттрия 612
циркония 713—4, 718
рубидия 71
кадмия 589
Оксид, иадпер-
свинца 264
калия 45
калия 47
серебра 566
кальция 110
натрия 27
скандия 607
кобальта 846—7
рубидия 67
стронция 125
кремния 225 -6
цезия 79
таллия 196—7
ксеиоиа 543—4
Оксид, пер
тория 671
лантана 619
бария 132
уранила 685
лития 10
водорода 408
цезия 83
магния 100
калия 46
церия 629—30 Нитрид
бора 153
иода 535
марганца 787—90, 792 меди 552—3 молибдена 773—4 мышьяка 361—2
кальция 111 лития 11 натрия 26 рубидия 66
лития 20
натрия 25
цезия 78
магния 106 серы 456
никеля 861 ниобия 742 олова 247- -8 осмия 890
Олово 246
Осмат, гидроксо- 893
фосфора 356
Осмий 889
хлора 506
Нитрит 303—5
палладия 882
Палладат, хлоро- 886—7
Нитрит, гипо- 301
празеодима 633—5
Палладий 881
Нобелий 700
протактиния 674
хлороаммин- 888
рения 809— 11
Платина 902
Озон 407
родия 878
аммин- 910—1
Озоиид
ртути 595
хлороаммин- 923—6
калия 48
рубидия 65
Платинат, гидроксо- 922
рубидия 68
рутения 873—4
Платинат, нитро- 921
цезия 80
самария 641
Платинат, фторо
Оксигенат, фторо- 482
свинца 259—61
калия 920
Оксид
селена 460—1
ксенона 549
азота 295--9, 313
серебра 565
оксигенила 411
актиния 664
серы 415, 423, 454- 5
Платинат, хлоро- 911
алюминия 163
скандия 605
915-9
бария 131
стронция 122
Платинат, циаио- 913—4
бериллия 90
сурьмы 375—7, 383
Платинат, этилен- 912
Плутоний 692
Сульфат
Сульфид
Плюмбат, гидроксо- 271
алюминия 1678
бария 138
Плюмбат, иодо- 270
аммония 279, 830
бора 152
Полоний 478
бария 136
висмута 405
Празеодим 632
бериллия 94
галлия 183
Прометий 639
ванадила 730
германия 244—5
Протактиний 673
висмута 398
железа 836
Радий 140
Радон 550
галлия 181
индия 190
дейтерия 425 европия 648
иттрия 617
кадмия 593
Резерфордий 727
железа 829—31
калия 60
Реиат, гидриде- 820
индия 188
кальция 118
Ренат, пер- 813—4
иридия 896
кобальта 854
Рений 808
карбонил- 821
иттербия 659 иттрия 615
кремния 234
лантана 624
Родат, хлоро- 880
кадмия 591
лития 19
Родий 877
Ртуть 594
калия 53, 168, 759 кальция 115
марганца 800 меди 561—2
Рубидий 63
кобальта 850
молибдена 778
Рутенат, оксо- 875
лаитана 622
мышьяка 369—71
Рутений 872
лития 16
натрия 39
Самарий 640
магния 104
никеля 868
Свинец 258
марганца 793—4
олова 254—5
Селен 457
меди 557
ртути 602
Селенат 465
натрия 32
рубидия 74
Селенид 459
никеля 865
свинца 269
Селенит 463
олова 250—1
серебра 571
Селеноводород 458
празеодима 636
скандия 610
Сера 412
рубидия 72
стронция 128
Серебро 564
самария 642
сурьмы 384—5
аммин- 573
свинца 265
таллия 201
Сероводород 413
' скандия 608
углерода 208
Сиборгий 751
стронция 126
фосфора 354—5
Силан 223—4
сурьмы 378
хрома 768
Силикат, мета- 228—9
таллия 198
цезия 86
Силикат, оксоди- 231
титана 705- 6
цинка 586
Силикат, орто
урана 686
Сульфид, гидро
натрия 230
хрома 758—9
аммония 286
циркония 715
цезия 84
бария 139
Силикат, фторо- 236—7
цинка 584
натрия 40
Силицид 107
Сульфат, гидро-
Сульфид, ди- 837
Скандий 604
аммоиия 280
Сульфид, поли
Станнат, гидроксо- 257
калия 54
аммония 287
Станнат, хлоро- 256
натрия 33
калия 61
Стибат, гидроксо- 388
нитрозила 314
натрия 41
Стибат, тио- 389—90
Сульфат, ди- 427
цезия 87
Стибат, фторо- 387
Сульфат, оксоди- 431—2
Сульфит 416, 418, 420
Стибат, хлоро- 386
Сульфат, пероксоди- 440
Сульфит, гидро- 417.
Стибин 374
Сульфат, тио- 442—4
421
Стронций 121
Сульфид
Сульфит, фтор- 422
Сульфаи, поли- 414
алюминия 172
Сурьма 373
Таллий 191
Тантал 746
Танталат, фторо- 750
Теллур 467
Теллурат, гидроорто- 476
Теллурат, орто- 475
Теллурид 469
Теллурит 473
Теллуроводород 468
Тербий 652
Техиетат, пер- 805
Технеций 802
Тиоиат, ди- 434—5
Тионат, поли- 437
Титан 702
Торий 668
Тритий 3
Тулий 656
ФторидХлорид
азота 308, 313актиния 667
алюминия 170алюминия 171
аммония 281аммония 283
бериллия 95бария 137
бора 149бериллия 96
брома 515—7бора 150
ванадия 734брома 518
висмута 400—1ванадия 735—8
гафння 723ванадия, оксо- 739
дейтерия 481висмута 402—3
иода 530—1вольфрама 783
калия 55галлия 182
кальция 116гафиия 724—5
кислорода 409—10германия 242—3
кобальта 851—2гидразииия 290
кремния 232гидроксиламиния 292
криптона 541дейтерия 485
ксенона 546—8европия 649 50
Углерод 202
Урай 680
лития 17железа 834—5
молибдена 776золота 577 8
Фермий 698
Феррат, иитрозилий- 842
Феррат, оксо- 832—3
Феррат, циано- 839—42
Фосфат, гидроди- 344
Фосфат, гидроорто- аммоиия 340—1 калия 335—6 кальция 338—9 натрия 332—3
Фосфат, ди- 343
Фосфат, мета- 329
Фосфат, оксоди- 325- 7
Фосфат, оксотри- 345
Фосфат, ортокалия 334 кальция 337 лития 15 натрия 331
Фосфат, фторо- 357—8
Фосфид бора 155 кальция 119
Фосфин 316
Фосфинат 321—2
Фосфонат 324
Фосфор 315
Франций 88
Фтор 479
мышьяка 366— 7индия 189
натрия 34иода 532-3
никеля 866ИРИДИЯ 897”3
ниобия 743иттербия 660--1
нитрозила 309ИТГРИЯ 6'6„
иитроила 311кадмия 592
платины 904-6калия57117
протактиния 676-7кальция 1'7
рения 815-6кобальта 853
серебра 567кремния 233
серы 445-8, 453лантана 623
„олЛИТИЯ 8
сурьмы 379—80 тантала 748магаия 1057по
технеция 806марганца 799
титана 707Меди 558~9
урана 687-90молибдена 777
фосфора 346- 7мышьяка 368
хлора 503-5иатРия 367
аникеля 867
хрома 763—4_
циркония 716НИ ИЯ
Фторид, гидроди-нитрозила 310
аммония 282нитроила 312
калия 56олова 252-3
натрия 35осмия 891ОО2
Фтороводород 480ПаЛЛаДИЯоп 0
Хассий 751.платины 907-9
Хлор 483празеодима 637
Хлорамин 307протактиния 678 -9
Хлорат 496—8реиия 817—9
Хлорат, пер- 500—2родия 879
Хлорид ртути 598—9 рубидия 73 рутения 876 самария 643—4 свинца 266—7 селена 466 серебра 568 серы 449—55 скандия 609 стронция 127 сурьмы 381—3 таллия 199, 200 тантала 749 теллура 477 технеция 807 титана 708—10 тория 672 углерода 206—7
Хлорид фосфора 348—50 хрома 765—7 цезия 85 церия 631 цинка 585 циркония 717—8
Хлорит 494
Хлорит, гипо- 491—2 Хлороводород 484 Хром 752 аммии- 769 карбонил- 771
Хромат 760
Хромат, гидроксо- 770 Хромат, ди- 761—2
Цезий 75 Церий 625
Циан 209
тио- 215 Цианамид- 213—4 Цианат 219—21 Циаиат, тио
аммония 218
водорода 216 калия 217 серебра 572
Цианид 211—2 Циановодород 210
Циик 581
Цинкат, гидроксо- 587 Цирконий 712
Эйнштейний 697 Эрбий 655
Учебное издание
Ростислав Александрович ЛИДИН Вадим Александрович МОЛОЧКО Лариса Леонидовна АНДРЕЕВА
ХИМИЧЕСКИЕ
СВОЙСТВА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Редактор Г. И. Белан
Художественный редактор Н. В. Носов
Технический редактор В. В. Лебедева
Корректор Л. В. Лазуткина
ИБ № 3131
Подписано в печать 06.12.99. Формат 60 х 84 1/16. Бум. газетная. Гарнитура
Пресс-Роман. Печать офсетная. Усл. печ. л. 27,90. Усл. кр.-отт. 27,90. Уч.-изд. л. 27,43
Тираж 3800 экз. Заказ 4136. С 04. Изд. № 4236. ЛР 010172 от 17.01.97
Орден “Знак Почета" издательство “Химия”, 107076, Москва, Стромынка 21, корп. 2
Отпечатано в Производственно-издательском комбинате ВИНИТИ.
140010, г. Люберцы, Московская обл., Октябрьский пр-т. 403
Тел. 554-21-86
10. Nai + ЗН2ОЗН2Т(катод) + NaIO3(aHO4).
39. NaS — СУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош
1. MgO + Н2О (пар) = Mg(OH)2
3. 2MgO + Н2О + СО2 = Mg2CO3(OH)2
3. Na[BF4] + 3H2O = B(OH)3F + NaF + 3HFt(кип).
5. Na[BF4] -^qj^^ Na[B(OH)F3], Na[B(OH)2F2], Na[B(OH)3F].
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком аммиаке. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой, кислотами. Получение см. 1429.
М. = 21,78;^ = 0,67.
1. 2Li[BH4] = 2LiH + 2В + ЗН2(выше 278° С).
15. 2NO + 2SOz—х—» N2+2SO3(комн., р),
2NO + Н2О (гор.) + SO2 = N2Ot + H2SO4.
16. 2NO + Na2S2O4 + 2NaOH (разб.) = N2Ot + 2NazSO3 + H2O.
17. 2NO + 4H2SO4 (разб.) + 6CrSO4 = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3.
18. 2NO + 14HC1 (конц.) + 4H[SnCI3] = NH4CI + (NH3OH)C1 + 4H2[SnCl6] + + H2O.
19. 2NO + H2O + 3HC1O = 2HNO3 + 3HC1, 2NO + 3H2SO4 (конц.) + 2CrO3 = 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + 2H2O.
21. NO + CuCl2 = (NO+)[CuCl2](комн., в бутаноле-1).
22. Реакции смеси NO и NO2:
a) NO + NO2 = N2O3
б) NO + NOz + Н2О (пар)<=> 2HNO2(r), NO + NOz + Н2О = 2HNOz(P);
в) NO + NOz + 2H2SO4 (безводн.) = 2(NO)HSO4l + H2O(комн.);
г) NO + NOz + 2NaOH (хол.) = 2NaNOz + Н2О,
NO + NOz + Na2CO3 = 2NaNOz + CO2(450 ■ ■ 500° C);
д) NO + NO2 + 2HC1O4 (конц.) = 2(NO)C1O4 + H2O.
2. PF3 + 5МаОН(конц.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O.
3. 2PF3 + O2 = 2POF3(50—60° C).
4. PF3 + Cl2 = PC12F3(40—50° C),
2РС12Рз(ж)(рСц)[рр6]t,
2PC12F3 + 7КОН(конц„ хол.) = K[PF6]I + K2HPO4 + 4KC1 + 3H2O.
5. 4PF3 + Ni = [Ni(PF3)4](x)(30—50° C, p\
6. Hg2Cl2 + H[SnCl3] + HC1 (конц.) = 2Hg(x)i + H2[SnCl6).
а) ЗН2Сг4О|3(р) + Н2О = 4Н2СгзО|0(р) (красн.)[разбавление],
2H2Cr3Oio(p) + Н2О = ЗН2Сг2О7(р) (оранж);
[Сг(Н2О)5С1]С12 • Н2О = [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О
Р.А. Лидин
В.А. Молочко
Л.Л. Андреева
Химические свойства неорганических веществ
Под редакцией проф. Р.А. ЛИДИНА
Издание третье, исправленное
Рекомендовано Министерством образования Российской Федерации в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлению “Химия ” и специальности “Неорганическая химия "
МОСКВА “ХИМИЯ" 2000
ББК 24.12 Л55
УДК 546.04(075.8)
Федеральная программа книгоиздания России
Рецензенты:
кафедра общей и неорганической химии МИСиС и докт. хим. наук проф. В.С. Первое
Лидин Р.А. и др.
Л55 Химические свойства неорганических веществ: Учеб, пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева; Под ред. Р.А. Лидина. - М.: Химия, 2000. 480 с.: ил.
ISBN 5-7245-1163-0
Пособие по химическим свойствам неорганических соединений 105 элементов Периодической системы. Носит информационно-справочный характер, содержит сведения о 3500 веществах, имеет четко разработанную структуру, снабжено указателями, позволяющими легко найти нужное соединение или уравнение реакции.
Для студентов химических специальностей вузов. Прекрасное дополнение к традиционным учебникам по химии. Будет полезно преподавателям, аспирантам, а также научным и инженерно-техническим работникам химической промышленности.
1704000000-004
Л——Без обьявл.ББК 24.12
ISBN 5-7245-1163-0ISBN 5-7245-1163-0050(01)-00
ISBN 5-7245-1163-0
ISBN 5-7245-1163-0
© Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева, 2000