Текст
                    JU / для v
I / высшей
P.A. Лидин
B.A. 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 докг. 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. Мо- лочко, Л.Л. Андреева; Под ред. РА. Лидина. - М.: Хи- мия, 2000. 480 с.: ил. ISBN 5-7245-1163-0 Пособие по химическим свойствам неорганических соединений 105 элементов Периодической системы. Носит информационно-спра- вочный характер, содержит сведения о 3500 веществах, имеет четко раз- работанную структуру, снабжено указателями, позволяющими легко най- ти нужное соединение или уравнение реакции. Для студентов химических специальностей вузов. Прекрасное допол- нение к традиционным учебникам по химии. Будет полезно преподавате- лям, аспирантам, а также научным и инженерно-техническим работни- кам химической промышленности. 1704000000-004 Л -------------- Без обмвл. ББК 24.12 050(01)-00 ISBN 5-7245-1163-0 © Р. А. Лвдин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева, 2000
СОДЕРЖАНИЕ Предисловие....................................................... 4 Структура пособия................................................. 5 Список сокращений и условных обозначений..................... 7 ЧАСТЬ I. ХИМИЯ «-ЭЛЕМЕНТОВ........................................ 8 Водород......................................................... 8 Элементы 1А-группы............................................ 12 Литий (12). Натрий (18). Калий (29). Рубидий (40). Цезий. Франций (45) Элементы ПА-группы............................................. 51 Бериллий (51). Магний (56). Кальций (59). Стронций (65). Барий. Радий (68) ЧАСТЬ II. ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ.................................... 74 Элементы ША-группы............................................. 74 Бор (74). Алюминий (82). Галлий (88). Индий (91). Таллий (94) Элементы IVA-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). Селен (239). Теллур. Полоний (245) Элементы VIIA-группы.......................................... 252 Фтор (252). Хлор (254). Бром (264). Иод Астат (270) Элементы VIIlA-группы......................................... 279 ЧАСТЬ III. ХИМИЯ d- 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 Vb-груплы............................................ 364 Ванадий (364). Ниобий (371). Тантал. Дубний (373) Элементы VIE-группы........................................... 376 Хром (376). Молибден (387). Вольфрам (392) Элементы УПБ-группы........................................... 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 3
ПРЕДИСЛОВИЕ Современная высшая школа в большой мере ориентирована на индивидуаль- ную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на I 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 связую- щее звено между лекционным курсом и лабораторным практикумом. Настоящее пособие носит информационно-справочный характер, не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе, охватывает все разделы неорганической химии, изучаемые в химических вузах. В книге представлены физические и химические свойства (уравнения реак- ций) важнейших соединений элементов от водорода до нильсбория. Детально описаны около 1000 неорганических веществ, составляющих необходимый «химический багаж» инженера-химика. Отбор веществ проводился по их про- мышленной важности (исходные вещества для химических процессов, мине- ральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учеб- но-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической техно- логии. Порядок расположения и алгоритм поиска подробно описаны в разделе «Структура пособия». При 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 неорганичес- кой химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН Н. Т. Кузнецову и 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 студен- там кафедр общей и неорганической химии в качестве учебного пособия и справочно-информационной базы данных. Все замечания и предложения читателей будут приняты с признательнос- тью. 4
СТРУКТУРА ПОСОБИЯ Описаны химические свойства неорганических веществ элементов, располо- женных по группам Периодической системы, последовательно представлены свойства элементов А-групп ($- и p-элементов), Б-групп (rf-элементов) и отно- сящихся к ШБ-группе семейств лантаноидов и актиноидов (/'-элементов). Внут- ри каждой группы элементы расположены по мере увеличения порядкового номера; так, свойства элементов IA-группы даны в следующем порядке: свой- ства 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 со- став которых входит этот элемент. Многоэлемеитные вещества отнесены к разделу того элемента, который определяет главные химические свойства всего вещества. Например, химические свойства веществ KjCrjO? и КМпО« представ- лены 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 CijO^'h перманганат-ион МпО< определяют главное для этих веществ — их сильные окислительные свойства. Водородные соедине- ния элементов находятся в разделах соответствующих элементов, то же отно- сится 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 гидроксиды); соли металлов (наиболее распространенные — карбонаты, нитраты, суль- фаты, хлориды и др.); бинарные соединения; комплексные соединения. Соли менее известных и малораспространенных кислот находятся в разде- лах кислотообразующих элементов вслед за соответствующими кислотами. Для нахождения рубрик таких солей следует пользоваться формульным указа- телем 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, термичес- кая устойчивость, фазовые переходы), особенности строения, устойчивость на воздухе, растворимость в воде, наличие или отсутствие взаимодействия с 5
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 Мг, плотность (d или р), температура плавления (tm), температура кипения (т«мп), коэффициент растворимости в воде (к, или v,). Способы получении веществ указаны ссылками на другие рубрики, где данное вещество фигурирует в качестве продукта одной или нескольких реак- ций (в ссылке приводится номер рубрики и, верхним индексом, номер уравне- ния реакции). Далее следует пронумерованный набор уравнений химических реакций, отражающих главные химические свойства данного вещества. Порядок распо- ложения 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 уравне- ние реакции только с хлороводородной кислотой); взаимодействие со щелочами (как правило, приведено уравнение реакции только с гидроксидом натрия); взаимодействие с водородом, кислородом, другими неметаллами, метал- лами; обменные взаимодействия со сложными веществами; окислительно-восстановительные взаимодействия; комплексообразование; электролиз. В уравнениях химических реакций указаны условия проведения и протека- ния реакций, когда это важно для понимания химизма и 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. 6
СПИСОК СОКРАЩЕНИЙ И УСЛОВНЫХ ОБОЗНАЧЕНИЙ аморфн. — аморфный безводн. — безводный бел. — белый бур. — бурый бц. — бесцветный вак. — в вакууме влажн. — влажный (г) — газообразное состояние гол. — голубой гор. — горячий дымящ. — дымящий (ж) — жидкое состояние желт. — желтый жидк. — 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. — светло- сер. — серый син. — синий (т) — твердое состояние т. — темно- телесн. — телесный фиол. — фиолетовый хол. — холодный черн. — черный электрич. — электрический ПР — произведение растворимости (верхний индекс — темпера- тура), рПР = - 1g (ПР) d — относительная плотность для твердого и жидкого состояния (верхний индекс— /, отсутст- вие индекса — при 18- 25 °C) по воде (1 г/см3, 4 °C) К, — ионное произведение воды Ак — константа кислотности (при 25° С), рА, = - 1g (Ак) К„ — ступенчатая константа нестой- кости комплекса (при 25° С), рА„ = - 1g (А„) Ка — константа . основности (при 25° С), рАо = - 1g (/Со) Ку — ступенчатая константа устой- чивости комплекса (при 25° С) Кс — константа равновесия, выра- женная через молярные кон- центрации (при комнатной температуре), рАс = - 1g (Ас) А, — ионное произведение раство- рителя (верхний индекс — тем- пература), рА, = - 1g (А,) ks — массовый коэффициент рас- творимости (верхний индекс — температура), г/100 г воды Мг — относительная молекулярная масса р — избыточное давление pH — водородный показатель, pH = - 1g [Н3О+] /кип — температура кипения /пл — температура плавления /субл — температура сублимации (возгонки) /(а->р) — температура полиморфно- го перехода — объемный коэффициент рас- творимости газа (верхний ин- декс — температура), мл (н. у.)/100 г воды рн — общая константа нестойкости комплекса (при 25° С), ррн = = -lg (Рн) р — плотность газообразного со- стояния т — медленное протекание реакции 7
Часть I ХИМИЯ «-ЭЛЕМЕНТОВ ВОДОРОД 1. Н2—ДИВОДОРОД Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп 'Н (протий) с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактив- ного 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 водо- рода Н°, образующегося при термическом разложении молекулярного водоро- да Н2 или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстано- вительного процесса. Получение см. 5- 14' |7,2|, 36”, 424 , 484**. Мг = 2,016; d(T) = 0,08667е2*0; ^ж) = 0,07108('ИЗ); р = 0,08988 г/л (и.у.); tM = -259,19° С; Г™ = -252,87° С; v, = 2,15е0, 1,82<20), 1,60<60). Н2 <=* 2Н° 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. (2000—3500° С). Hi + Fi = 2HF (от -250° С до комн.), Н2 + Ch = 2НС1 (сжигание, комн. — на свету) Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + Ch = НС1 + СГ. Н2 + Е2 = 2НЕ (Е = Вг, I; 350-500° С, кат. Pt). 2Hj + Oj = 2НгО (550° С, сгорание на воздухе) Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = НгО + Н°, Н° + О2 = = ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°. Н2 + S = H2S ЗН2 + N2 = 2NH3 2Н2 + С (кокс) = СН« Н2 + 2С (кокс) = С2Н2 Н2 + 2Na = 2NaH Нг + Са = СаН2 4Н2 + (Ре’^е^Юч = 3Fe + 4Н2О Н2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4 (150—200° С), (500° С, р, кат. Fe). (600° С, р, кат. Pt), (1500—2000° С). (300° С), (500—700° С), (выше 570° С), (выше 200° С), * Здесь и далее цифра в строке — номер рубрики, верхний индекс — номер уравнения реакции в этой рубрике. 8
4Н2 + 2Na2SO4 = Na2S + 4H2O (550—600° С, кат. Fe2O3). 9. ЗН2 + 2ВС1з = 2В + 6НС1 (800— 1200° С), Н2 + 2EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1 (270° С). 10. 4Н2 + СО2 = СН4 + 2НгО (200° С, кат. Си2О). 11. Н2 + СаС2 = Са + С2Н2 (выше 2200° С). 12. Н2 + 2С (кокс) + N2 = 2HCN (выше 1800° С). 13. Н2 + ВаН2 = Ва(Н2)2 (доО°С,р). 14. 2H°(Zn, разб. НС1) + KNO3 = KNO2 + Н2О, 8Н°(А1, конц. КОН) + КЫОз = NH3t + КОН + 2Н2О (кип ). 15. 2H°(Zn, разб. НС1) + EuClj = 2EuCh + 2НС1, 2Н®(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Agi + НгО + NaHS. 16. 2H°(Zn, разб. H2SO4) + C2N2 = 2HCN. 2. D2 — ДИДЕЙТЕРИЙ Тяжелый водород. Бесцветный трудносжижаемый газ. Природный водород содержит 0,012—0,016% (масс.) D2 (остальное—'Н2 н 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. 6Э'4'|7. Мт = 4,028; ^ж) = 0,17(’253); = -254,5° С; Zr„n =-249,49° С. З. 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. М, = 6,032; tm = -252,52° С; tmn = -248,12° С. 4. HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см. 61*. Мг = 3,022; d(T) = 0,146(-257); р = 0,135 г/л (н. у.); tnrr = -256,5° С; = -251,02° С. 5. НгО —ВОДА Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая вода (лвд) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная вода - в основном Н2|6О с примесями Н2'*О и Н2|7О, по изотопному составу водорода — в основном ’Н2О с примесью FIDO. Жидкая вода подвергается 9
автопротолизу (продукты HjO+ и ОНЭ; катион оксоння HjO+ — 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, гидроли- зует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий рас- творитель неорганических соединений. Для химических целей природную воду обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода). Специальными методами получают сверхчистую воду. См. также 1*. Л/г= 18,02; 4>« = 0,917<e>; 4«) = 0,999841(0), 0,998203<ю), 0,997044(25), 0,97180**0, О,95835<|00); </(Н2'Ю) = 1,11(М); р = 0,8652 г/л (н. у), 0,5977 г/л (до, 100° С); tm = 0,00° С; = 100,00е С; t»n(Hji«O)= 100,13° С; К* = 1.00810** * 14 1. 2HjO 2Hi + Oj (выше 1000° С), HjO-----» Н°, Hi, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО£ (радиолиз). 2. Н2О + Н2О ?=± ОН* + Н3О+ (pH 7). кислота I основание II основание I кислота II 3. Н2О + НС1О4 = СЮ; + Н3О+, Н2О + HCN^=? CN* + Н3О+. 4. 4Н2О + NaOH = [Na(H2O)4f + ОН*, Н2О + NHH—» NHJ+ ОН*. 5. 4Н2О + NaClO4 = [Na(H2O)4f + CIO;. 6. 4Н2О + Zn(C104)2 = [Zn(H2O)4]2+ + 2C1O;, H2O + [Zn(H2O)4]2+4L=? [Zn(H2O)3(OH)]+ + НзО+. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 4НЮ + NaCN = [Na(H2O)4]+ + CN*, H0 + CN*t-----» HCN + OH*. 6H2O + Ai2S3 = 2А1(ОН)з 4- + 3H2ST, 2HjO + SiCL» = SiO2 4- + 4HC1, 6H2O (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)2i + 2NH31, 2HjO + CaC2 =Ca(OH)2 + C2H2t. H2O + Na2O = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OH)2, 3H2O + La2O3 = 2La(OH)3. H2O + C12O? = 2HC1O4, H2O + SO3 = H2SO4, 6H2O + Р4Ою = 4H3PO4, лН2О + Cl2 = Cl2nHjO, СЬ-лНЮеЗ^НС! + HC1O + (n - 1)H2O. 2HjO + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2t 2H2O + 2M = 2MOH + H21 2HjO + M = M(OH)2 + H2t 4H2O (nap) + 3Fe =(Fel,Fei',)O4+ 4H2 (M = Li, Na, K, Rb, Cs), (M = Ca, Sr, Ba, Ra). (до 570° C). 10
15. 6Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2А1 = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 Т. 16. 2Н2О + 2CrSO<—Н2Т + 2Cr(SO4)OH. 17. Н2О + С(кокс)<=* СО + Н2 < Н2О + СО<=* СО2 + Н2 18. НгО + F2 = 2HF + О0 (800—1000° С), (выше 230° С, кат. Fe2Oj). (комн., примесь Оз), (УФ-облученне). Н2О + О0 = Н2О2, Н2О + Оз = Н2О2 + О2 19. 2Н2О (гор.) + 2XeF2 ——> О2 Т + 2Хе Т + 4HF. 20. 2Н2О + 2Co2(S04)5 = 4CoSO< + O2f + 2H2SO«, 2Н2О + 4КМпОч ——> 4MnO2 i + ЗО21 + 4К.ОН. 21. 2Н2О 2Н2 Т (катод) + О2 Т (анод). Внейтральном растворе (электролит Na2SO4): (на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н21 + 2ОН', (на аноде) 2Н2О - 4е~ = О21 + 4Н+ (точнее, НзО*), (в растворе) ОН' + Н+ = Н2О. В к и с л о м растворе (электролит Н2ЗО4): (на катоде) 2Н+ (точнее, НзО*) + 2е~ = Н21, (на аноде) 2Н2О - 4е~ = О2 Т + 4Н+ (точнее, НзО*). В шел о ч но м растворе (электролит КОН): (на катоде) 2Н2О + 2е' = Н2 Т + 2ОН', (на аноде) 4ОН" - 4е' = О2т + 2Н2О. 6. D2O — ОКСИД ДЕЙТЕРИЯ Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обыч- ная вода Н2О. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у Н2О. Неограниченно смешивается с обычной водой, изотопный обмен приводит к образованию полутяжелой воды HDO. Растворяющая способность ниже, чем у обыной воды. Химические свойства их одинаковы, но все реакции с участием D2O и в D2O как растворителе протекают медленнее, чем для Н2О. Содержится в природных водах (массовое отношение D2O: Н2О = 1 : 5500). Получают прн многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в остатке электролита). Mr = 20,03; 4ж)= 1,1071<П6), 1,1042*25>; Гм = 3,813° С; Гит = 101,43° С. 1. 2. 3. 4. 5. 2D2O<=* DsO+ + OD’; рК, = 14,70. D2O + H2O<r=> 2HDO. 2D2O + 2Na = 2NaOD + D21 D2O (nap) + Mg = MgO + D2 DjO + 2CtHsC(O)E = (C6HsCO)2O + 2DE (комн). (выше 480° С). (80—120° С, E = F, Cl). 11
6. DzO + HSO3F = HDSO4 + DF (50—70° C). 7. 2D2O + SiCl4 = SiO2 + 4DC1 (комн.). 8: DjO + PCls = PChO + 2DC1, 4DzO + PCls = D3PO4 + 5DC1. 9. 12DzO + 4PBr3 = 12DBr + 3D3PO4 + PD31 (кип.). 10. 4DzO + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr. 11. 8DzO + 2P (красн.) + 5I2 = 10DI + 2DsPO4 (кип.). 12. 6DzO + A12S3 = 2A1(OD)31 + 3D2S t (комн.). 13. DiO (хол.) + SO3 = D2SO4, 2D2O + SC12O2 = D2SO4 + 2DC1. 14. 6D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)i I + 2ND31 (кип.). 15. 6DiO + P4Oio — 4D3PO4 (95—100° С). 16. 4D2O + Li[AlH4] = LiOD + A1(OD)31 + 4HD t (в эфире). 17. 2ОгО(Ж) 2D21 (катод) + O21 (анод) [см. также 52']. 7.TjO — ОКСИД ТРИТИЯ Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем DiO и НгО. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с НгО и D2O приводит к образованию НТО и DTO. Растворяющая способность меньше, чем у DzO и НгО. По химическим свойствам ие отличается от НгО и DzO, ио все реакции протекают медленнее. Следы Т2О содержатся в природных водах и атмосферной влаге. Получение—пропускание Tz над раскаленным СиО. М, = 22,03; tm = 4,5° С. ЭЛЕМЕНТЫ 1А-ГРУППЫ ЛИТИЙ 8. U —ЛИТИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий, иизкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит- ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реаги- рует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91’ls, 104"6, 1810,12, 20'. М, = 6,941; d = 0,534; = 180,5° С; rKH„ = 1336,6° С. 1. 2Li + 2HzO = 2LiOH + Hz t. 2. 2Li + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + H21. 3. 2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SOz t + 2HzO. 4. 3Li + 4HNOj (разб.) = 3LiNO3 + NO t + 2H2O. 5. 2Li + H2 = 2LiH (500—700° C). 6. 2Li + Ez = 2LiE (коми., E = F, Cl, Вг; выше 200° С, E = I). 12
7. 4Li + Oz = 2LizO 8. 2Li + S = LizS 9. 6Li + И2(влажн.) = 2LijN 6Li + N2 = 2Li3N 10. 2Li + 2C = LizCz 11. 4Li + Si = Li4Si 12. 2Li + 2NHj = 2LiNHz + Hz 2Li + NHj = LizNH + H2 13. Li + 4NHX«) = [Li(NH3)4]° (син.) (выше 200° С, примесь LizOz). (выше 130° C). (комн), (200—250° C, p). (выше 200° С, вак). (600—700° С, примесь Li2Si). (220° C), (400° C). [-40° С], [Li(NH3)4]° + ^НХж) <=► (Li(NHj)4]+ + e nNHj. 9. LiH — ГИДРИД ЛИТИЯ Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагрева- нии. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Получение см. 8s, 20*. M, = 7,95; d = 0,82; tru, = 680° C. 1. 2LiH = 2Li + Hz 2. LiH + H2O = LiOH + H2 T. 3. LiH + HC1 (разб.) = LiCl + H21 4. 2LiH + Oz = 2LiOH 5. LiH + Cl2 = LiCl + HC1 6. 2LiH + 2S = LizS + H2S 7. 3LiH + N2 = LijN +NH3 8. 2LiH + 4C (графит) = LizCz + C2H2 9. 2LiH + 2SO2 = LizSO4 + H2S 10. LiH + CO2 = Li(HCOO) 11. 4LiH + 3SiO2 — 2Li2SiO3 + Si + 2Hz 12. LiH+NH3 = LiNHz + H2 13. LiH + NHW = LiNHz 4- + H2T 14. 4LiH + AlClj = Li(AlH4] + 3LiCl 1 15. 2LiHw ^anp<>l"o>2Li (катод) + H21 (850° С или вак., 450° С). (комн.). (выше 500° С). (400—450° С). (300—350° С). (500-600° С). (400° С) (200° С). [до 250° С, р] (500° С) (350° С) (- 40° С) (в эфире). (анод). 10. LizO — ОКСИД ЛИТИЯ Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Прояв- ляет свойства основных оксидов, энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 87, 121, 1З1,3, 141. Мг= 29,88; d= 2,013; /„, = 1453° С; t„a • 2600° С. 13
1. Li2O + Н2О = 2LiOH. 2. Li2O + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + НгО. 3. ЫгО + H2S = Li2S + НгО (900—1000° C). 4. 2Li2O + Si = 4Li + SiO2 (1000° C). 5. LiiO + Mg = 2Li + MgO (выше 800° C). 6. 3LizO + 2A1 = 6Li + A12Oj (выше 1000° C). 7. LiiO + CO2 = LiiCOj (500—600° C). 8. 2LhO + SiO2 = Li<SiO4 (1000° C), Li2O + SiO2 = Li2SiOj (1200—1300° C). 11. ШИ —ПЕРОКСИД ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получе- ние см. 12*. М, = 45,88; </= 2,363. 1. 2Li2O2 = 2Li2O + O2 (200—400° С). 2. ЫгО2 HjO = Li2O2 + Н2О (выше 0° С). 3. Li2O2 + 2Н2О (хол.) = 2LiOH + Н2О2, 2Li2O2 + 2Н2О(гор.) = 4LiOH + O2t. 4. Li2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2LiCl + Н2О2, 2Li2O2 + 2H2SC>4 (разб., гор.) = 2Li2SO« + 2НгО + О2 Т. 5. 2Li2O2 + 2СО2 = 21л2СОз + О2 (выше 200° С), Li2O2 + СО = Li2CO3 (40—70° С). 12. UOH — ГИДРОКСИД лития Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в атмосфере Н2. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, погло- щает СО2 из воздуха. Получение см. 81, 92*, 10*. 139, 16s, 18й. А/г = 23,95; </=1,46; tm = 471° С; к,= 12,8t20>, IS,^. 1. 2LiOH = Li2O + Н2О (800—1000° С, в атмосфере Н2). 2. LiOH Н2О = LiOH + Н2О (500° С, в атмосфере Н2). 3. LiOH (разб.) + 4Н2О = [Ц(НгО)«Г + ОН'. 4. LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + Н2О. 5. 2LiOH (конц.) + СО2 = LiiCOj Ф + Н2О (комн.) 6. 4LiOH (разб.) + SiO^xZZZ? Li«SiO4<p) + 2Н2О (комн.). 7. 2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SOj + НгО. 8. 2LiOH + Н2О + 2Н2О2 (гор.) = Li2O2 Н2О2 ЗНгО Ф (в этаноле), 14
Li2O2 • H2O2 3H2O = Li2O2 + Н2О2 + ЗН2О 9. 2LiOH (хол.) + С12 = LiClO + LiCl + Н2О, 6LiOH (гор.) + ЗС12 = LiClOj + 5L1C1 + ЗН2О. (над РдОю, вак). 13. LhCOs — КАРБОНАТ ЛИТИЯ Белый, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умерен- но растворяется в холодной воде, меньше — в горячей. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, металлами и неметаллами, их оксидами. Получение см. 10', 12s, 164. М, = 73,89; d = 2,ll; zm = 618°C; *,= 1,27<И), 0,85(73). 1. Li2COs = Li2O + CO2 2. И2СОз + 2HCI (разб.) = 2LiCl + CO21 + H2O. 3. Li2CO2 + С (кокс.) = Li2O + 2CO 4. Li2CO2 + Mg = 2Li + MgO + CO2 ХОЛ. 5. Li2COj(T) + H2O + CO2 2ЫНСОз<р). 6. 2Li2CO2 + SiO2 = LixSith + 2CO2 7. Li2CO3 + 4B(OH)3 = Li2B4O7 + CO2 + 6H2O 8. Li2CO3 + А120з = 2LiA102 + CO2 9. Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3 10. 4Li2COj + 2Cr2O3 + 3O2 = 4Li2CrO4 + 4CO2 (730—1270° C). (800° C). (500° C). (800—1000° C). (600° C). (800—900° C). (до 600° C). (600—700° C) 14. UNO3 — НИТРАТ ЛИТИЯ Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Окисли- тель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 84, 173, 194. А/г = 68,95; d = 2,38; tm = 253,0° С; А:, = 74,5<20), 194,1(70). 1. 4LiNOj = 2Li2O + 4NO2 + О2 (475—650° С) 2. LiNOs ЗН2О = L1NO3 + ЗН2О (200° С, вак.) 3. LiNO3 (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4J* + NOJ (pH 7) 4. LiNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = LiNO2 + НгО 5. LiNOj + Pb = LiNO2 + PbO (400° C) 15. U3PO4—ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ Литиофосфат. Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кисло- тами. Получение см. 187*. 15
м г = 115,79; d = 2,537; Г™ = 837° С; к,= 0,03(2О). 1. L13PO4 12Н2О = L13PO4 + 12Н2О (120° С, вак ). 2. Li3PO4 + 2НС1 (конц.) = LiH2PO4 + 2LiCl. 3. 2LijPO4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2HPO4 + Li2SO4, Li3PO4 + 3H2SO4 (конц.) =3LiHSO4 + H3PO4. 4. 2U3PO4 + ЗСаС12 (конц.) = 6LiCl + Саз(РО4)2 Ф. 16. LhSCh —СУЛЬФАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Получение см. 99, 196. М, = 109,94; d = 2,221; rra = 859°C; k = 34,7(20), З!^. 1. Li2SO4 Н2О = Li2SO4 + Н2О (130—500° С). 2. Li2SO4 (разб.) + 8Н2О = 2(Ц(Н]О)^* + SOj’ (pH 7). 3. Li2SC>4 + H2SC>4 (конц.) = 2LiHSC>4. 4. Li2SC>4 (конц.) + Na2COj = Li2COj Ф +Na2SO4 (кип.). 5. Li2SO4 + BaCl2 = BaSO41 + 2LiCl. 6. Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO41 + 2LiOH. 7. Li2SO4 + Ba(Nj)2 = 2LiN3 + BaSO4I. 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 ще- лочноземельных металлов. Получение см. 86, 185. М, = 25,94; d = 2,635; tm = 845,1 ° С; tmn = 167б₽ С; к, = 0,27е"0, 0,135(Э5). 1. LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF2)<p). 2. LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSCh + HF t. 3. LiF + HNO3 (конц.) = LiNOs + HF t. 4. 2LiF + CaO = Li2O + CaF2 5. 2LiF + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF2 Ф. (600—700° C). 18. LiCl —ХЛОРИД ЛИТИЯ Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кисло- тами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 82'6, 9 , 102, 124, 132, 165. 16
Mr = 42,39; d = 2,068; tm = 610’ C; tmB = 1380° С; к, = 84,5(25), 112^. 1. LiCl • Н2О = LiCl + НгО (выше 98° C). 2. LiCl (разб.) + 4НгО = [Li(H2O)4]+ + СГ (pH 7). 3. 2LiCl<T) + H2SO4 (конц.) = Li2SO« + 2НС1Т (кип.). 4. LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HC1 (450—500° C). 5. LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF 4 + NH4C1. 6. LiCl (хол.) + AgNO2 (насыщ.) = LiNO2 + AgCl 4. 7. 3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO« 4 + 3KC1. 8. 3LiCl (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = Li3PO4 4 + H2O + 3NaCl. 9. LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Li(NH3)4]Cl + 4H2O. 10. 2LiCl(M) 2Li (катод) + Cl2 T(анод). 11. 2L1C1 + 2H2O 2LiOH + H2 T (катод) + Cl2 (анод). 12. 2LiCl(n) электр^1”> 2Li (катод) + Chi'(анод). (на Hg-катоде) 19. LhS — СУЛЬФИД ЛИТИЯ Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (силь- ный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Восстановитель; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, неметалла- ми. Получение см. 8е, 96, 10э, 168, ’. М, = 45,95; d = 1,66; tm = 950° С. 1. Li2S (разб.) + 8Н2О = 2[Ь(НгО)4]+ + S2', S2’ + Н2О^=* HS’ + ОН'; рКо = 1,09. 2. Li2S + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + H2S t. 3. Li2S + 3H2SO« (конц.) = 2LiHSO4 + SO2 T + S I + 2H2O. 4. 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 нагре- вании. Полностью гидролизуется в воде, разлагается кислотами. Получение см. 8’, 9 . М, = 34,83; d = 1,28; = 813° С (р). 1. 2Li3N = 6Li + N2 (300—500° С, вак.). 2. Li3N + 4Н2О (хол.) = 3LiOH + NH3 Н2О. 17
3. LijN + 4HC1 (разб.) = 3LiCl + NH<C1. 4. LijN + 3H2 = 3LiH + NHj (300° С, примесь Li2NH). 21. L1NH2 —АМИД ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Пол- ностью гидролизуется водой. Реагирует с кислотами. Получение см. 8 , 9 М, = 22,96; d = 1,178; tm = 374° С. 1. 2LiNH2 = Li2NH + NHj (400—500° С). 2. LiNH2 + 2H2O (хол.) = LiOH + NH3 H2O. . 3. LiNH2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH<C1. 22. LhN’H — ИМИД ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде. Реаги- рует с кислотами, водородом. Получение см. 812, 21 Мг = 28,90; <(=1,48. 1. 3Li2NH = 2Li3N + NHj (выше 500° С). 2. Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NHj Н2О. 3. Li2NH + НС1 (разб.) = LiCl + NH4C1. 4. Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH (250—350° C). НАТРИЙ 23. Na —НАТРИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен- ком), легкий, очень мягкий, низкоплавкнй. Темно-красный пар натрия состоит из атомов Na (преобладают) и молекул Na2. В особых условиях образуется фиолетоао-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяет- ся в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособ- ный; на аоздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восста- новитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С азотом реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амаль- гаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия) реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраня- ется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инерт- ных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых твердых веществ (NaCl, Na2COj, уголь, железо, А120з, 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 ". 18
М, = 22,990; ^т) = 0,968; dM = 0,927<ад); t„ - 97,83° С; /««л = 886° С. 1. 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н21. 2. 2Na + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Н2t. 3. 2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2 (600° С). 4. 2Na + Н2 = 2NaH (250-400° С, р). 5. 2Na + О2 (воздух) = Na2O2 (сжигание, примесь Na2O), 2Na + О2 = Na2O2 (250-400° С). 6. 4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH. 7. 2Na + Е2 = 2NaE (комн., Е = F, Cl; 150—250° С, Е = Br, I). 8. 2Na + Е = Na2E (выше 130° С, Е = S, Se, Те), 2Na + nS = Na2(S„) [- 40° С, в жидк. NH3, л = 1, 2, 4, 5]. 9. 6Na + N2 = 2Na3N (100° С, электрич. разряд), 3Na + Р (красн.) = Na3P (зел.) [200° С, в атмосфере Аг]. 10. 2Na + 2С (графит) = Na2C2 (150—200° С). 11. 2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHSl + Н2? (в бензоле). 12. Na + 4NHX«) = [Na(NH3)4] (син.) [- 40° С], [Na(NH3)4] + nNHx<tn=? [Na(NH3)«]+ + e' nNH3. 13. 2Na + 2NHXr) = 2NaNH2 + H2 (350° C). 14. 2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4) + 3H2O (250—300° C). 24. NaH — ГИДРИД НАТРИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам- миаком, кислородом. Получение см. 234, 8201. Mt = 24,00; d= 1,364; /„, = 638° С (pj. 1. 2NaH = 2Na + H2 2. NaH + H2O = NaOH +Н2Т. 3. NaH + НС1 (разб.) = NaCl + H21. 4. 2NaH + O2 = 2NaOH 5. NaH + Cl2 = NaCl + HC1 2NaH + 2S = Na2S + H2S 6. 2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2 7. NaH + CO2 = Na(HCOO) 8. 2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S 9. 4NaH + A1C13 = Na[AlH4] + 3NaCl 10. 2NaH + (Fe"Fei“ )O«=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, р]. (200—250° С), (в эфире). (350—420° С). (350° С). 19
25. NazO — ОКСИД НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные оснбвные свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кисло- тами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 233’5, 261’|0, 2815, 29’, 294*. 3039. Мг-61,98; </=2,36; ZM = 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 = 2NaA102 (1200° C). 7. 2Na2O + O2 = 2Na2O2 (250—350° C, p). 8. Na2O + NHv«) —J—» 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 Ch. 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. Мг = 77,98; d = 2,60; zM = 596° С (р). 1. 2Na2O2 = 2Na2O + О2 (400—675° С, вак ). 2. Na2O2 + 8Н2О (влага) = Na2O2 • 8Н2О (0° С). 3. Na2O2 + 2Н2О (хол.) = Н2О2 + 2NaOH, 2Na2O2 + 2НгО (гор.) = О2? + 4NaOH. 4. Na2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + Н2О2. 5. 2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О + О2 Т. 6. Na2O2 + O2 = 2NaO2 (450—500° С, р). 7. 2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O (100° С), 2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O (100° С), 3Na2O2 + 2А1 (порошок) = 2NaA102 + 2Na2O (70—120° С). 8. 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, Na2O2 + CO = Na2CO3 (комн.). 9. Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4 (400—500° C). 10. Na2O2 + 2Na = 2Na2O (130—200° С, в атмосфере Ar). 11. 5Na2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5O21 + 2MnSO4 + 8H2O + + 5Na2SO4 + K2SO4. 12. Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2Nal = 121 + 2Na2SO4 + 2H2O. 20
13. 3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)e] (гор.) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O. 14. Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)} + Na2SO4 + 2НгО, Na2O2 + 2Ре(ОН)2(суспензия) = 2FeO(OH)4' +2NaOH. 27. NaO2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (Na*) (Oj). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углеро- да. Сильный окислитель. Получение см. 266, 406’. М, = 54,99; </=2,21. 1. NaO2 Na2O2 400~^у с'> Na2O. 2. 2NaO2 + Н2О (хол.) = NaOH + NaHO^) + O2t, 2NaHO2(P) —2NaOH + O2t (комн). 3. 4NaO2 + 2H2O (гор.) = 4NaOH + 3O2T. 4. 2NaO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCI + H2O2 + O2?. 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, к&устик. 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 оснбвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кисло- тами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Реагируег с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Получе- ние см. 231'6, 252, 298, Зб". Мт = 40,00; </=2,130; <ПЛ = 321°С; („ж, = 1390° С; к, = 108,7<20), 314(80). 1. NaOH Н2О = NaOH + Н2О (100—400° С, вак.) 2. NaOH (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4l+ + ОН’. 3. NaOH + НС1(разб.) = NaCl + Н2О. 4. 2NaOH + Н2БО4(разб.) = Na2SO4 + НгО, NaOH + Н28О4(конц., хол.) = NaHSO4 + Н2О. 5. NaOH + HNOj(pa36.) = NaNOj + H2O. 6. NaOH (разб.) + Н3РО4(конц.) = NaH2PO4 + Н2О, 2NaOH(pa36.) + Н3РО4(разб.) = Na2HPO4 + 2НгО, 3NaOH(koHU.) + Н3РО4(разб.) = Na3PO4 + ЗНгО. 21
7. NaOH + НР(разб.) = NaF + HzO, NaOH + 2HF(kohu) = Na(HFj) + H2O. 8. NaOH(K0HU.) + HCN = NaCN + H2O. 9. 6NaOH(pa36.) + 4Fj= OF2T + 6NaF + O2T + 3H2O. 10. 2КаОН(конц., хол.) + E2 = NaEO + NaE + H2O (E = Cl, Br, I), 6КаОН(конц., гор.) + 3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O. 11. 12NaOH(K0HU., гор.) + 5C12 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCl + 6H2O. 12. 20КаОН(разб., гор.) + 7C12 + I2 = 2Na3H2IO6i +14NaCl + 8H2O, 24МаОН(конц., хол.) + 7C12 + I2 = 2Na3IO6i +14NaCl + 12H2O. 13. 6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 H2O) —*-> 6NaBr + N2? + 8H2O (комн.). 14. 2NaOH(rop.) + I2 + H2O2 =2NaI + O2? + 2H2O, 2NaOH(xon.) + I2 + H2S(r) =; 2NaI + Si + 2H2O. 15. 2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2 (600° С). 16. 4NaOH + 3Ca-= 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2 (600° С). 17. 2(NaOH H2O) + 2A1 = 2NaAlO2 + 3H2 2КаОН(конц.) + 6H2O(rop.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2t. 18. 2КаОН(конц.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2T. (400—500° С), 19. N aOH (разб) + EO2 = NaH EO3 2КаОН(конц.) + EO2 = Na2EO3 + H2O. 20. 4NaOH(K0Hu.) + SiO2—Na4SiO4 + 2H2O, 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (Е = С, S), (900—1000° С). 21. 4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O 22. 2NaOH(xon.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O, 4NaOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O. (350—400° С). 23. 2NaOH + A12O3 = 2NaAlO2 + H2O NaOH + A1(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O 24. 2№ОН(конц., гор.) + 3H2O + A12O3 =.2Na[Al(OH)4], №ОН(конц.) + A1(OH)3 = Na[Al(OH)4], (900—1100° С), (1000° С). 25. 2NaOH(60%-fi) + H2O + ZnO = Na2[Zn(OH)4] 2NaOH(KOHu.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] (90° С), (комн). 26. NaOH(KOHu) + NH4C1(kohu.) = NaCl + NH3? + H2O (кип.). 27. 2NaOH(pa36.) + Fel2 = 2NaI + Fe(OH)2i (в атмосфере N2), 2NaOH(pa36.) + 2AgNO3 = Ag2Oi + H2O + 2NaNO3. 28. 3NaOH(pa36.) + A1C13 = Al(OH)3i + 3NaCl, 4№ОН(конц.) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl. 29. 2NaOH(pa36.) + ZnCl2 = Zn(OH)2i + 2NaCl, 4№ОН(конц.) + ZnCl2 = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl. 30. 2NaOH(pa36„ хол.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OH)2i. 31. 2NaOH + 2H2O + ЗН202(конц.) = Na2O2 • 2H2O2 4H2Oi (0° C), Na2O2 • 2H2O2 4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O (комн., над конц. H2SO4). 32. 4NaOH(«> _.3J!?Tpoillp > 4Ка(катод) + О2?(анод) + 2H2O. 22
29. 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, 281’, 301'4, 327. Мт = 105,99; d = 2,539; 1,446 (10-гидрат); Гпл = 851°С; к, = 21,8(20), 45,1(80). 1. NaiCOs = Na2O + СО2 (выше 1000° С). 2. Na2CO3 • ЮН2О = Na2CO3+ЮН2О (100—120° С. вак ). 3. №2СО3(разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + СО^ , СО^ + Н2О<=? НСОз + ОН‘; рК0 = 3,67. 4. Na2CO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + СО2Т + Н2О. 5. Ка2СО3(насыщ.) + Н2О + СО2 = 2NaHCO3i (30—40° С) 6. Na2CO3 + 2НР(разб.) = 2NaF + Н2О + СО2Т, Na2CO3 + 4НР(конц.) = 2Na(HF2) + СО2Т + Н2О. 7. ЗМа2СО3(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2Na3PO4 + ЗН2О + ЗСО2Т (кип). 8. Na2CO3 + М(ОН)2(насыщ.) = МСО31 + 2NaOH (М = Са, Sr, Ва). 9. 3Na2CO3 + ЗН20(гор.) + 2А1С13 = 2А1(ОН)3Ф + ЗСО2Т + 6NaCL 10. Na2CO3(K0HU„ гор.) + ЗЕ2 = 5NaE + NaEO3 + ЗСО2Т (Е = С1, Вт, I). 11. Na2CO3 + 2С(кокс) = 2Na + ЗСО (900—1000° С). 12. Na2CO3 + С(кокс) + CaCN2 = 2NaCN + СаСО3 (600—700° С). 13. Na2CO3(K0Hu.) + SO2 = Na2SO3 + СО2Т. 30. NaHCOj — ГИДРОКАРБОНАТ НАТРИЯ Питьевая сода, соль Бульриха, нахколит. Белый, при слабом нагревании раз- лагается. Во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной темпе- ратуре. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристал- логидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 281’, 295, 368. Мт = 84,01; d = 2,24; ks = 9,59<20’, 20,2<TO). 1 2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2О (250—300° С). 2. КаНСО3(разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + НСО5, НСО5 + H2O<z^? Н2СО3 + ОН ; рК0 = 7,63. 3. NaHCO3 + НС1(разб.) = NaCl + CO2f + Н2О. 4. NaHCO3 + NaOH(KOHu) = Na^Os + H2O. 5. 6NaHCO3(KOHu.) + 3C12 = NaClO3 + 5NaCl + 6CO2T + 3H2O (кип). 6. NaHCO3 + SO^) = NaHSO3 + CO2f. 23
7. NaHCO3 + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2T + H20. 8. 4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2J- + 2Na2SO< + 3CO2T + H20 (кип). 31. NaNO3 —НИТРАТ НАТРИЯ Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяет- ся в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Сильный окислитель при спекании. В ^раство^ восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 285, \ 2985' , 303 . Мт = 84,99; d = 2,266; tm =306,5° С; к, = 87,6(2О), 149(80). 1. 2. 3. 2NaNO3 = 2NaNO2 + О2 (380—500° С; примеси Na2O, NO2). NaNO3(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]+ + NO3 (pH 7). NaNO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NaNO2 + H2O (комн.), NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + NaOH (кип.). 2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4НгО (230—300° C). 8NaNO3 + lONa = N2 + 6Na3NO4 (250° С, вак.), NaNO3 + Na2O= Na3NO4 (310—320° C). NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2 (выше 350° C). 4. 5. 7. 3NaNO3 + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O (350—400° C). 32. 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, З63, 396,". Мг = 142,04; d = 2,66; tm = 884° С; /кип = 1430° С; к, = 19,2(20), 43,3(80). 1. 2(Na2SO4 • 10Н2О\«) = Na2SO4J- + Na2SO4(nacbnn) + 20Н2О (32,384° С). 2. Na2SO4(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]++ SO4" (pH 7). 3. Na2SO<T) + H2SO4(kohu.) = 2NaHSO<p>. 4. Na2SO4 + SO3 = Na2S2O?. 5. Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O (550—600° С, кат. Fe2O3). 6. Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2 (100—150° C). 7. Na2SO4 + 2C(kokc) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS +CO2 (1000° C). 8. Na2SO4 + BaX2 = BaSO^ + 2NaX (X = СГ, OH"). 33. NaHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного про- 24
толиза иона HSO4. Кристаллогидрат NaHSO4 • Н2О имеет строение Na+H3O+SOj-.Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Полу- чение см. 28*, i23, З63, 4245'8' ’. Мг = 120,06; d = 2,742, 2,103 (кр); I™ = 186° С; к„ - 28,6(0), 50(|ОО). 1. 2NaHSO4 = Na2S2O7 + Н2О (250—320° С, вак ). 2. NaHSO4 Н2О = NaHSO4 + Н2О (до 120° С, вак ), 2(NaHSO4 HjO) = Na2S2O7 + ЗН2О (250° С). 3. NaHSO4(K0HU.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSO4 , HSO4 + Н2О = SO«" + Н3О+ (разбавление). 4. NaHSO4 + КаОН(конц.) = Na2SO4 + H2O. 5. NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCl (450—800° C). 34. NaF —ФТОРИД НАТРИЯ Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристал- логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступа- ет в реакции обмена. Получение см. 237, 287 ", 2373 5. Мг = 41,99; </= 2,558; tm = 997° С; к, = 4,28(2О), 4,69(80). 1. NaF(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4f + F, F + H2O<=± HF + ОН'; рКо = 10,82. 2. NaF + HF(kohu.) = Na(HF2), NaF + hHF(m) = NaF wHFX,точнее Na[F(HF)«] (л = 1 -? 4). 3. 2NaF + H2S04(kohu.) = Na2SO4 + 2HFT (кип). 4. NaF + 1лОН(насыщ.) = NaOH + LiFl. 5. 2NaF(KOHU.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]J- + 2HF. 6. 3NaF(KOHu.) + AlFj = Na}[AlFtj4-. 7. NaF(«> Э”?ТРО11ИЗ> 2№1(катод) + Р2Т(анод). 35. 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 кон- центрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287, 29 , 34 . М, = 61,99; d = 2,08; к, = З.гЗ*20*, 7,5е*”. 25
1. Na(HF2) = NaF + HF 2. Na(HF2)(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]+ + HF2 , HF2-<=> HF + Г, HF + H2O«T=> Г + H3O+, рЛ\ = 3,18. 3. 2Na(HF2) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 4HFt 4. Na(HF2) + NaOHfroHii.) = 2NaF + H2O. 5. Na(HF2) + Са(ОН)2(насыщ.) = NaOH + H2O + CaF2i. (270—400° C). (кип.). 36. NaCl —ХЛОРИД НАТРИЯ Поваренная соль, галнт. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей маг- ния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидро- лиза 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. Получе- ние см. 232'7, 283 29*, 32’. Мг = 58,44; d = 2,165; tm = 800,8° С; t.m = 1465° С; к, = 35,9(2О), 38,1<80). 1. NaCl 2Н2О1 <=» NaCl(Hacwm ) + 2Н2О (до+0,15° С), NaCl • 2Н2О = NaCl + 2Н2О (комн., в сухом воздухе). 2. NaCl(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + СГ (pH 7). 3. NaCl(T) + Н2ЗО4(конц.) = NaHSO4 + НС1 T (до 50° С). 2NaCl(T) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 2HClt (кип.). 4. NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HC1 (450—800° C). 5. 2NaCl(T) + 4H2SO4(kohu.) + PbO2 = C12T + Pb(HSO4)2 + 2NaHSO4 + + 2H2O (коми.), 2NaCl(T) + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = Cl2t + MnSO4 + Na2SO4 + + 2H2O (100° C). 6. 10NaCl(T) + 8H2SO4(kohu„ гор.) + 2KMnO«T) = 5Cl2t + 2MnSO4 + + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O. 7. NaCl(Hacbiiu) + AgNO2(Hacbiui.) = NaNO2 + AgCli, NaCl(pa36.) + AgNOj = NaNOj +AgCll. 8. NaCl(Hacbiiu.) + H2O + NH3 + CO2 = NaHCO3l + NH4C1. 9. NaCl + A1C13 = Na[AlCl4] (до 300° C). 10. 2NaCl(M) —ектроли:1> 2Na(KaTOja) + С12Т(анод). 11. 2NaCl + 2H2O _злек^олн]> н2Т(катод) + С12Т(анод) + 2NaOH, 2NaCl(p> - 1”1Пролиз > 2Na(KaTOfl) + С12Т(анод). (на Hg-катоде) ' 26
37. NaBr —БРОМИД НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Восстановитель. Получение см. 237, 2815, 386. Л/г= 102,89; </=3,211; rw = 755°C; к, = 90,8<20), 1 18,3(80>. 1. NaBr 2Н2О = NaBr + 2Н2О (выше 51° С, вак). 2. NaBr(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4[+ + Вг~ (pH 7). 3. 2NaBr(T) + H2SO4(10—50%, хол.) = Na2SO4 + 2HBr, 2NaBr(T) + 3H2SO4(>50%-a, гор.) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O. 4. 2NaBr(rop.) + Cl2 = 2NaCl + Br2T. 5. 5NaBr + ЗН2ЗО4(разб.) + NaBrO3 = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O, 2NaBr + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип). 6. NaBr + 3H2O ЗН2Т(катод) + NaBrO3 (анод). 38. Nal —ИОДИД НАТРИЯ Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложе- ния, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Типичный восстановитель. Получение см. 237, 2814'27, 5247. Л/г = 149,90; d = 3,667; tM = 661 ° С; к, = 179,3(Ю), 296(80). 1. 2NaI = 2Na + 12 (выше 1400° С). 2. Nal 2Н2О = Nal + 2Н2О (выше 68,9° С, вак.). 3. Nal(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]++ Г (pH 7) 4. 8NaI(T) + 9H2SO4(kohu.) = 4121 + H2St + 4Н2О + 8NaHSO4 (30—50° С), 2NaI(T) + 4HNO}(kohu.) = I2I + 2NO2T + 2H2O + + 2NaNO3 (кип., примесь HIO3). 5. 6NaI + 2H2O + O2 —-—> 4NaOH + 2Na[I(I)2] (комн., на свету), 4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212i + 4NaCl + 2H2O (комн., на свету). 6. 2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + I21 (E = Cl, Br), Nal(rop) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1. 7. Nal + 4NHj(«) = [Na(NH3)4]i;<=> [Na (NH3)4]+ + Г. 8. 2NaI + 3H2SO4(kohu.) + MnO2 = 2NaHSO4 + I2l + 2H2O. 9. Nal + 4NaOH + 4NaNO3 = NasIOt + 4NaNO2 + 2H2O (300—330° C). 10. Nal + 3H2O - зп?строли1> ЗН2Т(катод) + На1О3(анод). 39. Na2S — СУЛЬФИД НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош- кообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноактивный; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 23*. 32s, 413е. 27
Mr = 78,05; d = 1,86; t™ = 1180° C; k, = 18,6(2O), 49,2(8O>. 1. Na2S 9HjO = Na2S + 9НгО (15—35° С; над конц. H2SO4, P4Oio). 2. Na2S(pa36.) + 8H2O = WiiOtf + S2\ S2' + H2O^=? HS' + OH'; pXo = 1,09. 3. Na2S + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St 4. Na2S + ЗН28О4(конц.) = 2NaHSO4 + SO2T + S-l + 2H2O, Na2S + 4HNO3(kohh.) = 2NaNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O. 5. Na2S(p) °2 x » 8(коллоид), Na2(S«), Na2SO3S. 6. Na2S(T) + 2O2 = Na2SO4 (выше 400° C). 7. Na2S + Н28(насыщ.) = 2NaHS. 8. Na2S(p) + (л - 1 )S = Na2(S,) [кнп.], Na2S + S = Na2(S2) [600° C], Na2S + 3S = Na2(S4) [400° C], Na2S + 4S = Na2(Ss) [200° С]. 9. Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS (1200°C). 10. Na2S(pa36.) + Na2SO3(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI. 11. Na2S + 4Н2О2(конц.) = Na2SO4 + 4H2O. 40. NaHS — ГИДРОСУЛЬФИД НАТРИЯ Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальней- шем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аннону). Разлагается в кипящем растворе. Нейтрализуется щелочами (в отличие от NH4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется кислородом воздуха. Получение см. 23", 397, 4 1 36'|2'22. Мг = 56,06; d = 1,79; = 350° С; к, = 75,5(2О). 1. NaHS = Na2S + H2S 2. NaHS • лН2О-1 < > №Н8(насыщ.) + лН2О 3. NaHS(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [НартгОМ* + HS', HS + Н2О<=> H2S + ОН'; рКо = 7,02. 4. 2NaHS(p) = Na2S + H2St 5. NaHS + НСЦразб.) = NaCl + H2ST, NaHS + 3HNO3(kohu.) = Si + 2NO2t + NaNO3 + 2H2O. 6. NaHS + NaOH(KOHU.) = Na2S + H2O. 7. 2ziNaHS(T) + (л - 1 )O2 = 2H2O + (2л - 4)NaOH + 2Na2(S„) 8. NaHS(Hacuiu., гор.) + NaOH + (n - 1 )S = Na2(S„) + H2O. (450—500° C). (комн., n > 3). (кип.). [100—250° С]. 41. N»2<Sn) — 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 — 28
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. Окисля- ются на воздухе. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Полу- чение смеси Na2(Sa) см. 238, 398, индивидуальных Na2(S„) — 398. Na2(S2): Mr = 110,11; = 490° C. Na2(S4): Mr =174,24; d =2,08; »пл = 286°С. Na2(S5): M, = 206,31; d = 2,08; /M = 253OC. 1. Na2(S„) = Na2S + (n - 1 )S (выше 600° C) 2. Na2(S«)(pa36.] + 8H2O = 2[Na(H2O)4f + S2', S2' + H2O^Z=*HS' + OH'; pAo = 7,70 (n = 4); 8,30(л = 5). 3. Na2(S.) + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St + (л - 1 )Si (комн), Na2(S«) + 2НС1(конц.) = 2NaCl + H2S„ (- 15° C). 4. 2Na2(S„) + 2Н2О(хол.) + O2 = л5(коллоид) + 4NaOH (на свету), 2Na2(Sa)(Hacbiiu., гор.) + 3O2 = 2Na2SO3S + (2л - 4)Si. 5. Na2(S«) + H2O + SO2 = Na2SO3S + H2ST + (л - 2)Si (комн.). 6. Na2(S«) + SnS2 = Na2[SnS3] + (л - 1 )S4-, 3Na2(S.) + As2Sj = 2Na3[AsS4] + (3л - 5)Si. 7. Na2(S.) + (л - 1 )Na[Sn(OH)3] + 3(л - 1 )NaOH = «Na2S + (л - 1 )Na2(Sn(OH)6J. 42. N»NH2 —АМИД НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагрева- нии 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. Мг = 39,01; </=1,39; /ш1 = 210°С; /„„ = 400° С. 1. 6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2 (500—600° С). 2. NaNH2 + 2Н2О(хол.) = NaOH + NH3 НгО, NaNH2 + H2O(rop.) = NaOH + NH3t. 3. NaNH2 + 2НС1(разб.) = NaCl + NH4C1. 4. 2NaNH2 + 2HNO3 = NaN3 + NaNO3 + 3H2O (кип). 5. NaNH2 + C(kokc) = NaCN + H2 (500—600° C). 6. NaNH2 + NH4C1 = 2NH3 + NaCl (- 40° С, в жидк. NH3). КАЛИЙ 43. К — КАЛИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен- ком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К (преобладают) и молекул К2. Химически растворяется в жидком аммиаке 29
(темно-снний раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционно- способный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Hi), 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 ннтерметаллиды c Na, П, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение см. 44', 4925, 576 7, 76013, 761й. М, = 39,098; </(т) = 0,8629; = 0,83<и>; /пл = 63,51° С; /,ип = 760° С. 1. 2К + 2HiO = 2КОН + Hit 2. 2К + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2Т. 3. 8К + 6HiSO4(pa36.) = 4K.2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О (примесь H2S) 21К + 26HNO3(pa36.) = 21KNO3 + NOt + N2OT + N2T + 13H2O. 4. 2K + 2KOH = 2K.1O + Hi 5. 2K + Hi = 2KH 6. К + О2(воздух) = K.O1 К —K2O21 KO2I 7. 4K + O2 + 2HiO = 4KOH. 8. 2K + Ei = 2KE 9. 2K + E = K.1E 10. 3K + Р(красн.) = К3Р(зел.) 11. 2K + 2Н18(насыщ.)= 2KHSI + Н2Т 12. 2К + 2NHXr) = 2KNH1 + Hi 13. К + 6NHj<m) = [K(NHj)e] (т.-син.) [K(NHj)e] + nNHx«) <=? [K(NHj)eJ (450° C). (200—350° C). (сгорание, примесь KiOi), (- 50° С, в жидк. NH3). (комн.; E = F, Cl, Br, I). (100—200° С; E = S, Se, Те). [200° С, в атмосфере Аг], (в бензоле). (65—105° С). [- 50° С], + е -nNHj. 44. КН —ГИДРИД КАЛИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным даалением Hi плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам- миаком, кислородом, хлором. Получение см. 435. Мг = 40,11; d= 1,43; /пл05 400° С (р). 1. 2КН = 2К + Hi 2. КН + HiO = КОН + Hit. 3. КН + НС1(разб.) = КС1 + Hit. 4. 2КН + О2 = 2КОН 5. КН + Ch = КС1 + НС1 6. КН + COi = К(НСОО) (400° С, вак ). (выше 200° С). (400—450° С), [до 150° С,р]. 30
7. 4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2Н2 (500° C). 8. KH + NHXr) = KNH2 + H2 (300° C). 45. K2O — ОКСИД КАЛИЯ Белый, термически устойчивый. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислот- ными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Подучение см. 434, 471' и, 49", 501. М, = 94,20; d = 2,33; tm = 740° С (р). 1. 2К2О = К2О2 + 2К 2. К2О + Н2О = 2КОН. 3. К2О + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2О. 4. К2О + СО2 = К2СО3 5. К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3 6. К2О + А12О3 = 2КА1О2 7. К2О + N НХЖ) —KN Н21 + КОН (350—430° С). (400° С). (150—200° С). (1000° С). (- 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^О*'). Чувствителен к СО2 воздуха. Полностью разлагается водой, кисло- тами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восста- новительные свойства. Получение см. 43е, 471, 49м. Мг- 110,19; </=2,40; zM = 545° С (р). 1. 2К2О2 = 2К2О + О2 (выше 500° С). 2. К2О2 + 2Н2О(хол.) = 2КОН + Н2О2, 2К2О2 + 2Н20(гор.) = 4КОН + О2. 3. К2О2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2. 4. 2К2О2 + 2Н25О4(разб., гор.) = 2K2SO4 + 2Н2О + O2t. 5. К2О2 + О2(воздух) = 2КО2 (комн.). 6. 2К2О2 + 2СО2 = 2К2СО3 + О2, К2О2 + СО = К2СО3 (комн.). 7. 2К2О2 + С(графит) = К2СО3 + К2О (100° С). 8. 5К2О2 + 8Н2БО4(разб.) + 2KMnO4= 5О2Т + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8Н2О. 47. КО2 — ИАДПЕРОКСИД КАЛИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Имеет ионное строение (К4) (Oj). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 43е. А/г = 71,10; </=2,158; = 535° С (р). 31
1. ко2 » KzCh s^-> KiO. 2. 2KO? + HjO = KOH + КНОад» + O2t гкноад —2koh + o2t 3. 4KO2 + 2Н2О(гор.) = 4K0H + 3O2t. 4. 2KO2 + 2НС1(разб., хол.) = 2KC1 + НД + O2t. 5. 2KOj + Н28О4(безводн.) = K2SO4 + ОзТ + HjO 6. KO2 + Оз = КОз + О2 7. 2КО2 + S = K2SO4 2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2 8. 4КО2 + ЗС(графит) = 2К2СОз + СО2 9. 4КО2 + 2СО2(влажн.) = 2К2СОз + ЗО2 10. 2КО2 + СО = КзСОз + Оз 11. 2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + О2 12. КО2 + ЗК= 2КзО 13. 2КОз + 2NHs —*-> 2КОН + N2 + 2НзО (0° С). (комн.). (комн.). (до 0° С, в жидк. CC12F2). (130—140° С), (100° С). (30° С), (комн.). (50° С). (70° С). (700° С, р). (комн.). 48. КОз —ОЗОНИД КАЛИЯ Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании. Имеет ионное строение (K*)(Oj). Хорошо растворяется в жидком аммиаке, частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 47*, 4910. М, = 87,10; </=1,99. 1. 2КОз = 2КО2 + О2 (20—60° С). 2. 4КОз + 2Н2О = 4КОН + 5О2Т (примесь радикалов ОН0). 3. 4КОз + 4НС1(разб., хол.) = 4КС1 + 5O2t + 2Н2О, 2КОз + 4НС1(разб., гор.) = 2КС1 + С12Т + 20зТ + 2НзО. 4. 4КОз + НзО(влага) + ЗСО2 = КзСОз + 2КНСОз + 5О2 (комн.). 5. 6КОз + 5S = K2SO4 + 2K3S3O7 (50° С). 6. КОз + NHx») NH4O3 + KNH2 (-50° С). 49. КОН —ГИДРОКСИД КАЛИЯ Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелоч- ную среду. Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и СО2. Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431’7 5010, 577. М,= 56,11; </=2,044; Г™ = 404° С; 32
<И1П = 1324° C; ks = 112,4(2O), 162,5^. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. KOH • 2HjO = KOH • HjO + H2O (33—40° С, вак ), KOH • H2O = KOH + H2O (500° С, вак ). КОНфазб.) + 6H2O = [К(НгО)в]+ + ОН'. КОН + НСЦразб.) = КС1 + Н2О, КОН + НИОзфазб.) = KNO3 + Н2О. 2КОН + НгБОДразб.) = K2SO4 + 2 Н2О, КОН + Нг8О4(конц., хол.) = KHSO4 + Н2О. КОНфазб.) + Н3РО4(конц.) = КН2РО4 + Н2О, 2КОНфазб.) + НзРОДразб.) = К2НРО4 + 2НгО. ЗКОН(конц.) + НзРО4фазб.) = KjPO4 + ЗН2О. КОНфазб.) + НРфазб.) = KF + Н2О, КОН(конц.) + 2HF(kohu.) = K(HF2) + Н2О. КОН(конц.) + HCN = KCN + НгО. 2КОН(конц„ хол.) + Е2 = КЕО + KE + Н2О (Е = Cl, Br, I), 6КОН(конц„ гор.) + ЗЕ2 = КЕОз + 5КЕ + ЗН2О. 12КОН(конц., гор.) + 5С12 + Вг2 = 2КВгОз + 10КС1 + 6Н2О. 4КОН + 4О3 = 4КОз + О2 + 2Н2О (до 20° С). 2КОН + 2К = 2К2О + Н2 (400-450° С). 2(КОН • 2НгО) + 2А1 = 2КАЮ2 + ЗН2 + 2НгО (400—500° С), 2КОН(конц.) + 6НгО(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)«] + 3H2t. 2КОН(конц.) + ЕО2 = К2ЕОз + НгО (Е = С, S), КОН + ЕОг = КНЕО3 i (в этаноле). 6КОН(конц.) + 5SiO2 = KxSiO^) + K2Si4O94 + ЗН2О. 4КОН + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2НгО (400° С). 2КОНфазб.) + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + НгО. 2КОН(хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + Н2О, 4KOH(rop.) + 4NO2 + О2 = 4KNO3 + 2НгО. 2КОН + А12Оз = 2КА1Ог + НгО (900—1100° С). КОН + А1(ОН)з = КАЮг + 2НгО (1000° С). 2КОН(конц., гор.) + ЗН2О + AI2O3 = 2К[АЦОН)*], КОН(конц) + А1(ОН)з = К[А1(ОН)4]. КОН (конц ) + NH4C1(kohU.) = КС1 + NH3t + НгО (кип). 2КОН + Feb = 2KI + Fe(OH)24- (в атмосфере N2), 2КОНфазб.) + 2AgNO3 = Ag2Oi + НгО + 2KNO3. ЗКОНфазб.) + А1С1з = А1(ОН)з1 + ЗКС1, 4КОН(конц.) + А1С1з = К[А1(ОН)4] + ЗКС1. 6КОН(конц.) + 2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5НгО. КОН + (2—4)НгОг(конц.) » К2О2 • (2—4)НгО2 4- (0° С), 25. ^4. V'Wl 9 Л.2^2 т 4КОН(Ж) ► 4К(катод) + О2Т (анод) + 2Н2О. (над конц. Н2эо4). 33
50. КгСОз — КАРБОНАТ КАЛИЯ Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз- лагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 47 ’ ' , 49 , 511'4, 53е. М^= 138,20; d = 2,428; /« = 891° С; к,= 111,0<20), 139,2<Ю). 1. К2СО3 = К2О+ СО2 (выше 1200° С). 2. К2СО3 1,5Н2О = К2СО3+ 1,5Н2О (100—150° С, вак ). 3. КгСО3(разб.) + 12НгО = 2[К(НгО)б]+ + COj", COf- + НгО<=* НСО3 + ОН’; рКо = 3,67. 4. К2СОз + 2НС1(разб.) = 2КС1 + СО2Т + НгО. 5. К2СО3(насыщ.) + 2НСЮ«(конц., хол.) = 2КС1ОЛ + Н2О + СО2Т. 6. ЗК2СО3(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2К3РО4 + ЗН2О + ЗСО2Т. 7. КгСО3 + 2НР(разб.) = 2KF + Н2О + СО2Т, К2СО3 + 4НБ(конц.) = 2K(HF0 + НгО + СО2Т. 8. К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСОз (30—40° С). 9. К2СО3(разб.)+ Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2Т. 10. К2СО3 + Са(ОН)2(насыщ.) = СаСО34 + 2КОН. 11. ЗК2СО3(конц„ гор.) + ЗЕг = 5КЕ + КЕО3 + 3CO2t (Е = Cl, Br, I). 12. ЗК2СО3 + ЗНгО(гор ) + 2А1С13 = 2А1(ОН)31 + ЗСО2 Т + 6КС1. 13. ЗК2СО3 + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)4 + ЗСОгТ (кип.) 14. К2СО3 + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСО3 4. 15. К2СО3 + С(кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСО3 (900° С). 16. КгСОз + C(NH2)2O = 2KOCN + 2Н2О (40 °C). 51. КНСОз — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Имеет строение (K+)2(HCO3)!j-. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагает- ся кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получе- ние см. 49”, 508. Мг = 100,11; d = 2,17; ks = 33,3(20), 68,3е70’. 1. 2КНСО3 = К2СОз + СО2 + Н2О 2. КНСО3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б)+ + НСОз, НСОз + H2O£=> НгСОз + ОН ; рХо = 7,63. 3. КНСОз + НСЦразб.) = КС1 + СО2Т + Н2О. (100—400° С). 34
4. КНСОз + КОН(конц.) = КгСОз + НгО. 5. 6КНСОз(конц.) + ЗС12 = КСЮэ + 5КС14 + 6СО2Т + ЗН2О. 6. КНСОз + SO2 = KHSO3 + СО2Т. 7. 4КНСОз + 2CuSO4 = Си2СОз(ОН)2Ф + 2K2SO4 + 3CO2t + НгО (кип). 52. KNO3 —НИТРАТ КАЛИЯ Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальней- шем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образу- ет. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 47", 493’|7, 3047'*. М, = 101,10; </=2,109; tm = 334,5° С; к, = 31,6(20), 168,в0*0. 1. 2KNOj = 2KNO2 + О2 (400—520° С). 2. КЫОзфазб.) + 6Н2О = [К(НгО)б]+ + NO5 (pH 7). 3. КЫОз(насыщ.) + (l-2)HNOs (конц.) = KNO3 • (1-2)HNO2 4- (комн.). 4. KNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = KNO2 + Н2О, КЫОз + 8Н°(А1, конц. КОН) = ЫНзТ + 2Н2О + КОН (кип ). 5. 2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2N2O + 4НгО (230—300° С). 6. KNO3 + H2SO4(kohu.) = HNO3T + KHSO4 (вак.) 7. 2KNO3 + ЗС(графит) + S = N2 + ЗСО2 + K2S (сгорание «черного пороха»). 8. 6KNO3 + 10А1 = 6КА1О2 + 2А1гОз + 3N2 (400° С). 9. KNO3 + Pb = KNO2 + РЬО (350-400° С), КЫОз(конц) + РЬ(губка) + Н2О = KNO2 + Pb(OH)2i. 10. ЗКЫОз + 2КОН + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (400- ^120° С). 53. Кг8О4 —СУЛЬФАТ КАЛИЯ Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидро- лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восста- навливается водородом, углеродом. Получение см. 477,494,54,л 4, 572,60®, 427’. М, = 174,26; d = 2,662; tm = 1074° С; Ьип > 2000° С; к, = 11,1(20>, 21 I К28О4(разб.) + 12Н2О = 2[К(НяО)в]* + SOt (pH 7) 2. K2SO<T) + Н28О4(конц.) = 2KHSO4. 3. K2SO4 + SO3 = K2S2O7. 4. K2SO4 + BaX2 = BaSO44 + 2KX (X = СГ, OH ). 5. K2SO4 + BaS2O« = K2S2O6 + BaSO4i. 6. K2SO4 + 4H2 = K2S+ 4H2O (600° С, кат. Fe2O3). 7. K2SO4 + 4С(кокс) = K2S + 4CO (900° C). 8. K2SO4 + Ca(OH)2 + 2CO = K(HCOO) + CaSO4 (200°C,/>) 2K(HCOO) + O2 = К2СОз + CO2 + H2O (700° C). 35
54. 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. Нейтрализу- ется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 49,53 , 57 . М,= 136,17; </= 2,322; ZM = 218,6° С; ks = 51,4(2О), 121,6(,00). 1. 2KHSO< = K.2SO4 + H2SO4 (240° С), 2KHSO4 = K2S2O7 + Н2О (320—340° С). 2. KHSO4 (конц.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + HSO;,HSO;-+ Н2О = SOf + НзО+ (разбавление водой). 3. KHSO4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О. 4. KHSO4 + КС1 = K2SO4 + НС1 (450—700° С). 5. KHSO4 + Н2О2 (конц.) = KHSO3(O2) + Н2О (0°С). 6. 2KHSO4 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O (300° С). 7. 6KHSO4 + М2О3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 + ЗН2О (300—500° С; М = А1, Сг). 8. 2KHSO4 (насыщ.) элег1ролиз> н2Т (катод) + КгБгОвфг) (анод) (0—7° С). 55. KF —ФТОРИД КАЛИЯ Кароббиит. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Получение см. 438, 496, 507, 561'7. Мт = 58,10; d = 2,48; = 857° С; к, = 94,2(а>), 150,l<t,o). 1. KF 2Н2О = KF + 2НгО 2. KF (разб.) + 6Н2О = [K(H2O)d+ + F. F + H2O 4f=± HF + OH"; pXo = 10,82. 3. KF + HF (конц.) = K(HFj), KF + nHF(M) = KF ziHFJ-, точнее K[F(HF)„] 4. 2KF + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HFt 5. KF + LiOH (насыщ.) = KOH + LiFl. 6. 2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]J. + 2HF. 7. KF + SO2(m) = KSO2F. (350° C). (n = 1 * 4). (кип.). Q V E ЭЛСКТрОЛИЗ 1 — ▲ z 8. KF(M) -------------> 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 час- тично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристал- 36
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтра- лизуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553. Мг = 78,10; d = 2,37; tm = 238,7° С; к, = 39,2(W), 114(М). 1. K(HF2) = KF + HF (310—400° С). 2. K(HF2) (разб.) + 6HzO = [К(Н2ОМ+ + HF£ , HF2 HF + F", HF + H2O <=? F + H3O+, pK« = 3,18. 3. 2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HFT (кип). 4. K(HF2) + KOH (конц.) = 2KF + H2O. 5. K(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = KOH + H2O + CaF2i 6. K(HF2) + H2SO< + 2SOj = 2HSO3F + KHSO4 (комн., в олеуме). 7. K(HF2)(M) э"ектРолиэ> н2Т(катод) + F2T(анод) + KF. 57. КС1 — ХЛОРИД КАЛИЯ Сильвин. Белый, плавится и кнпит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый вос- становитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть (наравне с NaCl) природных залежей сильвинита. Получение см. 432’, 493'20, 50; 53*. Мг = 74,55; d = 1,984; t„ = 770° С; t„„ = 1430° С; ks = 34,4W, 51,1(80). 1. KC1 (разб.) + бНгО = [К(Н2О)бГ + СГ (pH 7). 2. 2KC1<T) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HC1T (кип). 3. KC1 + KHSO4 = K2SO4 + HC1 (450—700° C). 4. 10KCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО^ = 5С1/Г + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O. 5. KC1 (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = KClO4i + NaCl (10° C). 6. 2КС1(ж) - ?CT?olM3-> 2K (катод) + C12T (анод). 7. 2KC1 + 2H2O -ЗЕЖУ-» h2T (катод) + C12T (анод) + 2KOH, 2KCl(₽) ~(н7Й^Х)> 2К<кат0Д> + cbt (анод). 8. KC1 + 3H2O —3H2T (катод) + KC1O3 (анод) [40—60° С]. 58. КВт — БРОМИД КАЛИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бро- моводородной кислоте. Восстановитель. Получение см. 43е, 594, 5121. Mr =119,00; rf=2,75; tm = 734° С; к, = 65,2<“\ 94,6<ео). 1 КВг (разб.) + 6Н2О = [К^гОМ* + Вг* (pH 7).
2. 2KBr(T) + H2SO4 (10—50%-я, хол.) = K2SO4 + 2НВг, 2КВг(Т) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO« + Br2t + SO2T + 2Н2О. 3. 2КВг + С12 = 2КС1 + Br2t (кип.). 4. 5KBr + 3H2SO4 (разб.) + КВгОз = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗНгО, 2КВг + 2H2SO4 (конц.) + МлО2 = Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2Н2О (кип.). 5. КВг + ЗН2О (гор.) элопто-” > 3H2t (катод) + КВгОз (анод). 59. KI —ИОДИД КАЛИЯ Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Типичный восстановитель. Водный рас- твор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение см. 43*, 4921, 5254,5. М, = 166,00; d = 3,115; г™ = 681° С; к, = 144,5<20), 190,7(’0). 1. К1 (разб.) + 6Н2О = [К(НгО)в]+ + Г (pH 7). 2. 8К1<т) + 9H2SO4 (конц.) = 412Ф + H2St +4H2O + 8KHSO4 (30—50° С). 3. KI + 2НгО + О2 —-—> 4КОН + I2I + К[1(1)2] (комн., на свету), 4KI + 4НС1 (разб.) + О2 = 212Ф + 4КС1 + 2Н2О (комн., на свету). 4. 2KI + Е2 = 2КЕ + 124 (Е = С1, Вг). 5. KI + ЗН2О + ЗС1ДО = НЮз + КС1 + 5НС1, KI (конц.) + 6КОН (конц.) + ЗОад = KIO3I + 6КС1 + ЗН2О. 6. KI(P) +12 = К[1(1)2](р) (желт.). 7. 1 OKI + 8H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5I2I + 2MnSO4 + 8Н2О + 6K2SO4, 6KI + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O? = Cr2(SO4)3 + 3I24- + 7Н2О + 4K2SO4. 8. 2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = I21 + K2SO4 + 2Н2О, 2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO2 = 2K2SO4 + 12I + 2NOT + 2H2O. 9. 2KI + Fe2(SO4)3 = hi + 2FeSO4 + K2SO4 (в разб. H2SO4). 10. 2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2Cul4- + 2K2SO4 + H2SO4 (в темноте). 11. KI + 3H2O электР°ЛИ]> зн2Т (катод) + КЮз (анод). 60. KiS- СУЛЬФИД КАЛИЯ Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош- кообразный K2S пирофорен в сухом аоздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 439, 53 . Мг =110,26; rf=l,74; U = 912°C. 1. K2S 5H2O = K2S + 5H2O 2. K2S (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)e]+ + S2', s2 + H2O?=± HS" + OH ; pKo = 1,09. (150° C). 38
3. K2S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2St. 4. K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2t + Si + 2H2O. 5- K2S(p) 02 S (коллоид), K2(S«), K2SO3S. 6. K2SW + 2О2 = K2SO4 (выше 500° C). 7. KjStp, + (л - 1)S = K2(S.) [кип.], K2S + S = K2(S2) (500° Cl, K2S + 2S = K-XSj) [кип. в этаноле], K2S + 3S = K2(S4) [250—300° С], K2S + 4S = Кг(85) [175—220° С]. 8. K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS. «1. KXS«) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) КАЛИЯ Смесь К X S,) (л = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску. Все K2(S.) — весьма твер- дые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Терми- ческая 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 K2(S,) см. 60s'7, индивидуальных K2(S,) (л = 2 + 5) — 607, К2(ЗД — 617. K2(S2): Mr = 142,33; d = 1,973; = 520° C. K2(S3): Mr = 174,39; </=2,102; = 292° C. K2(S4): Mr = 206,46; tm = 159° C. K2(S5): Mr = 238,53; </=2,128; гпл = 211°С. K2(S»). Mr = 270,59; </ = 2,02; zM= 196° C. 1. K2(S,) = K2S + (л - 1)S (выше 600° C). 2. K2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[К(Н2О)бГ + S*' , S*- + H2O HS„ + OH"; pX0 = 7,70 (л = 4), 8,30 (л = 5). 3. K2(S.) + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + H2St + (л - 1)S1 (комн.), K2(S,) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + H2S, (-15° C). 4. 2K2(S,) + 2НгО (хол.) + O2 = hS (коллоид) + 4KOH 2K2(S.) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2K2SO3S + (2л - 4)S1. (на свету), 5. K2(S.) + НгО + SO2 = K2SO3S + H2ST + (л - 2)Sl (комн.). 6. K2(S.) + SnS2 = K2[SnS3] + (л - 1 )S1. 3K2(S,) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3h-5)S4. 7. K2(Ss) + S = 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 а 39
жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см. 4312, 44", 457. Mr = 55,12; tm = 338° C. 1. 6KNH2 = 6K + 4NHj + N2 (600—700° C). 2. 3. 4. KNH2 + 2H2O (хол.) = KOH + NH3 H2O, KNH2 + H2O (гор.) = KOH + NHjT. KNH2 + 2HCI (разб.) = KCI + NH4CL 2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O (кип.). 5. KNH2 + С (кокс) = KCN + H2 (500—600° C). 6. KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI (-40° С, в жидк. NH3). РУБИДИЙ 63. Rb —РУБИДИЙ Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окра- шен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темно- синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; силь- нейший восстановитель. Энергично реагирует с СИ воздуха, водой (идет вос- пламенение 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. М, = 85,468; </(т) = 1,532; 4ж) = I АТ^\ tm = 39,3° С; Нил = 696° С. 1. 2Rb + 2Н2О = 2RbOH + Н2Т. 2. 2Rb + 2HCI (разб.) = 2RbCI + Н2Т. 3. 8Rb + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О (примесь H2S). 4. 21 Rb + 26HNOj (разб., хол.) = 21 RbNOj + NOT + N2OT + N2T +13H2O. 5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2 (400° C). 6. 2Rb + H2 = 2RbH 7. Rb + O2 (воздух) = RbO2 8. 4Rb + O2 = 2Rb2O Rb - > Rb2O2l —-T> RbO2l 9. 4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH 10. 2Rb + E2= 2RbE II. 2Rb + S = Rb2S 12. 2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHSl + H2T 13. 2Rb + 2NHXr) = 2RbNH2 + H2 14. Rb + 6NHy>) = [Rb(NH3)6] (т.-син.) (300—350° C, p). (сгорание), (на холоду), (-50° С, в жидк. NH3). (комн.), (комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—130° С), (в бензоле). (40—60° С). [-40° С],
[Rb(NH3)6] + nNHx«M=* Rb(NH3)*]+ + e nNH3. 15. 4Rb + 3SiO2 = RbjSiOj + Si (выше 300° C). 64. RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам- миаком, кислородом, хлором. Получение см. 63*. М, = 86,48; d = 2,59; « 400° С(р). 1. 2RbH = 2Rb + Н2 (выше 200° C). 2. RbH + Н2О = RbOH + Н2Т. 3. RbH + НС1 (разб.) = RbCl + Н2Т. 4. 2RbH + О2 = 2RbOH (выше 200° C). 5. RbH + Cl2 = RbCl + HC1 (400° C), 2RbH + 2S = Rb2S + H2S (300—350° C). 6. RbH + NHXr> = 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 возду- хе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиа- ком. Получение см. 63 , 671, 701. Мг = 186,94; d = 3,72; tm = 505° С (р). 1. 2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb v (400—550° С) 2. Rb2O + H2O = 2RbOH. 3. Rb2O + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + НгО. 4. Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + HiO + 2CO2 = 2RbHCO3 (комн ). 5. Rb2O + NHW —RbNHrl + RbOH (-50° C) 66. Rb2O2 —ПЕРОКСИД РУБИДИЯ Белый (с примесью RbO2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к О2 и СО2 воздуха. Имеет ионное строение (Rb+)2 (Oj~). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 638, 671. Мг = 202,93; </=3,80; tm = 570° С; гкнп = 1010° С (разл.). 1. 2Rb2O2 = 2Rb2O + О2 (выше 1010° С). 2. Rb2O2 + 2Н2О = 2RbOH + Н2О2 (0° С), 2Rb2O2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + О2Т. 3. Rb2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbCl + Н2О2, 41
2Rb2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2SO4 + 2Н2О + O2t. 4. Rb2O2 + O2 (воздух) = 2RbO2 (комн.). 5. 2Rb2O2 + 2CO2 = 2Rb2CO3 + O2, Rb2O2 + CO = Rb2CO3 (комн.). 6. 5Rb2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2RbMnO4 = 5O2T + 2MnSO4 + 6Rb2SO4 + 8H2O. 67. RbO2 — НАДПЕРОКСИД РУБИДИЯ Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Rb+) (Oj), Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 63 694. Л/г = И 7,47; d = 3,06; tm = 540° С (р). 1. RbO2 400^00°g > Rb2O2 -» Rb2O, 2RbO2 = Rb2O2 + O2 (290° С, вак.). 2. 2RbO2 + H2O = RbOH + RbHO^) + 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. RbOj + O3 — RbOs + O2 (комн.). 8. 2RbO2 + 2NH3 —2RbOH + N2 + 2H1O (комн.). 68. RbOs — ОЗОНИД РУБИДИЯ Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КО3, разлагается при нагревании. Имеет ионное строение (Rb+) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 677, 694. Л/г = 133,47; </=2,75. 1. 2RbO3 = 2RbO2 + О2 (60—90° С). 2. 4RbO3 + 2Н2О = 4RbOH + 5О2Т (примесь радикалов ОН0). 3. 4RbO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5О2Т + 2Н2О, 2RbO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2RbCl + С12Т + 2O2f + 2Н2О. 4. 4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5О2 (комн). 5. 6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O2 (40—50° С). 6. RbO3 + NH3(M)4=*NH4O3 + RbNH2 (-50° С). 69. RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при силь- ном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, созда- 42
ет сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (отно- сится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксида- ми, кислородом, озоном. Получение см. 631'6 7 * 9, 672'3, 70,72 . М, = 102,48; d = 3,203; t„ = 382° С; к, = 179(IS), 282<47). 1. RbOH 2Н2О = RbOH Н2О + Н2О RbOH H2O = RbOH + H2O C (47—54° С, вак ), Ю0° С, в токе Н2). 2. RbOH (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)e]+ + OH'. 3. RbOH + HC1 (разб.) = RbCl + H2O, 2RbOH + H2SO4 (разб.) = Rb2SO4 + H2O, RbOH + HNO3 (разб.) = RbNOj + H2O. 4. 4RbOH(X) + 3O2 = 4RbO2 + 2H2O (450° С), 4RbOH + 4O3 = 4RbO3 + O2 + 2H2O (20° С). 5. 2RbOH (конц.) + CO2 = Rb2CO3 + H2O. 6. RbOH(X) an-?np<?u*S 4Rb (катод) + O2T (анод) + 2НгО. 70. RbjCOj —КАРБОНАТ РУБИДИЯ Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным дав- лением СОг. Чувствителен к влаге н СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разла- гается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 67<9, 69s. Мг = 230,94; tm = 873° С (р); к, = 223(Я>), 301,1(50). 1. RbzCOs = RbjO + COi (выше 900° С, вак.). 2. RbjCOj 1,5НгО = RbiCOj + 1,5HjO (выше 190° С). 3. Rb2CO3 (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H2OM+ + CO|-, СО3-+ Н2О ?=± НСОз + ОН'; рКо = 3,67. 4. RbiCOa + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + CO2t + Н2О. 5. RbzCOj + 2НСЮ< (конц., хол.) = 2RbClO4l + СО2Т + Н2О. 6. Rb2CO3 + Н2О + ’ 2RbHCO3. 170—180* С 7. ЯЬгСОз + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2RbOH + СаСО31. 71. RbNO3 — НИТРАТ РУБИДИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Крис- таллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 63*. 693. М,= 147,47; d=3,H; tluI = 313°C; к, = 53,5°°*, 309е80’. 1. 2RbNO3 = 2RbNOj + О3 (540—880° С). 43
2. RbNO3 (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + NO3 (pH 7). 3. RbNOj (насыщ.) + (1 - 2) HNOs (конц.) = RbNO3 (1-2) HNOji (комн.). 4. RbNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = RbNOj +H2O (комн ), RbNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NHjT + 2H2O + RbOH (кип.). 5. 2RbNO3 + (NH4)2SO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O (300—350° C). 6. RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO (400° C). 72. 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, 73хз, 74*. Mt = 267,00; d = 3,613; Гм = 1066° С; t„„-1700°C; к, = 48,2<20), 75,0<80). 1. Rb2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + SOj" (pH 7). 2. Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4. 3. Rb2SO4 + BaX2 = BaSO4i + 2RbX (X = СГ, OH ). 4. Rb2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{RbAl(SO4)2 • 12H2O}i (квасцы). 73. RbCl — ХЛОРИД РУБИДИЯ Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро- лиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидра- тов не образует. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получе- ние см. 63х'0, 693, 704, 723. Мг = 120,92; d = 2,76; tm = 718° С; tmn= 1395°C, fc = 91,l<20), 127,2<8O). 1. RbCl (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + СГ (pH 7). 2. 2RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = Rb2SO4 + 2HC1T (кип.). 3. RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HC1 (500—600° C). 4. 10RbCl<T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО^т) = 5Cl2t + 2MnSO4 + + 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O. 5. 2RbCl + H2[SnCl«] = Rb^SnCUJJ’ + 2HC1 (в этаноле). 6. 2RbCl + H2[PtCl6] = RbJPtCkjl + 2HC1 (в разб. HC1). 7. 2RbCl(X) элеггропиз_> 2Rb (катод) + CI2T (анод). 8. 2RbCl + 2H2O элеж'гролиз> НД (катод) + С1д (анод) + 2RbOH, 2RbC,'₽’ 2Rb (KaT0-‘> + 74. RbiS — СУЛЬФИД РУБИДИЯ Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош- кообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде 44
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном воздухе окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель. По- лучение см. 6311, 64s. Mr = 203,00; d = 2,912; tm = 530° С. 1. Rb2S 4H2O = Rb2S + 4H2O (200° С, вак ). 2. Rb2S (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H1O)6]> + S2’, S2* + H2O^TZ? HS + OH*; pKo = 1,09. 3. Rb2S + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2ST. 4. Rb2S + 3H2SO« (конц.) = 2RbHSO« + SO2T + Si + 2НзО. 5. Rb2S(p) S (коллоид), Rb2(S«), Rb2SOjS. 6. Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO« (выше 500° C). 7. Rb2S(₽) + (и - 1)S = Rb2(S„) (кип., n = 2, 3, 5). 8. Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS. ЦЕЗИЙ. ФРАЦЦИЙ 75. Ct—ЦЕЗИЙ Щелочной металл. Белый (на срезе — светло-желтый), мягкий, весьма низко- плавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве С$ОН. Чрезвычайно реак- ционноспособный, сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воз- духа, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбав- ленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафино- вого или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет. Получение см. 771, 81е, 85* Мг = 132,905; = 1,873; = 1,841(W); tm = 28,7° С; tmn = 667,6° С. 1. 2Cs + 2Н2О = 2CsOH + H2t. 2. 2Cs + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2T. 3. 8Cs + 6H2SO« (разб., хол.) = 4Cs2SO* + SO2 + Si + 6H2O (примесь H2S), 21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsN0a + NOT + N2OT + N2T + 13НгО. 4. 2Cs + 2CsOH = 2Cs2O + H2T (300—350° C). 5. 2Cs + H2 = 2CsH (300—350° C, p). 6. Cs + O2 (воздух) = CsO2 (сгорание). 7. 4Cs + O2 = 2Cs2O (на холоду), Cs » СвгОгА —0%t» CsO2l (-50° С, в жидк. NHs). 8. 4Cs + O2 + 2HzO = 4CsOH. 9. 2Cs + E2 = 2CsE (коми.; E = F, Cl, Br, I). 45
10. 2Cs + S = Cs2S 11. 2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHS4' + H2T 12. 2Cs + 2NHXr> = 2CsNH2 + H2 13. Cs + 6NHX«) = [Cs(NH3)*] (т.-син.) [Cs(NH3)6] + лМНХжи=* [Cs(NH3)6]+ + e nNHj. 14. 4Cs + 3SiO2 = 2Cs2S1Oj + Si (100—130° C). (в бензоле). (30—45° C). [-40° C], (выше 300° C). 76. CsH — ГИДРИД ЦЕЗИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам- миаком, кислородом, хлором. Получение см. 75 . Мг= 133,91; 4=3,41; •> 400° С (р). 1. 2CsH = 2Cs + Н2 (выше 200° С). 2. CsH + Н2О = CsOH + Н2Т. 3. CsH + НС1 (разб.) = CsCl + Н2Т. 4. 2CsH + О2 = 2CsOH (выше 200° С). 5. CsH + Cl2 = CsCl + HC1 (400° С), 2CsH + 2S = Cs2S + H2S (300—350° С). 6. CsH + NHXr) = CsNH2 + H2 (350° С). 77. СагО — ОКСИД ЦЕЗИЯ Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устой- чив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагиру- ет с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791. Mr = 281,81; 4=4,68; « 490° С (р). 1. 2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs (300—500° С). 2. Cs2O + Н2О = 2CsOH. 3. Cs2O + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + НгО. 4. Cs2O + CO2 (влажн.) = Cs2COj, Cs2O + H2O + 2CO2 = 2CsHCOj (комн.). 5. Cs2O + NHXl| ——» CsNH4 + CsOH (-50° С). 78. СагОг — ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ 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, 791. Мг = 297,81; 4 = 4,74; = 594° С. 46
1. 2Cs2O2 = 2СзгО + 02 (640—980° С). 2. CsjOj + 2НгО = 2CsOH + НгО2 (0° С). 2СазО2 + 2Н1О (гор.) = 4CsOH + O2t. 3. СазОг + 2НС1 (разб., хол.) = 2CsCl + НгО2. 4. 2Cs2O2 + 2H2SO« (разб., гор.) = 2Cs2SO« + 2НзО +O2t. 5. СзгО2 + О2 (воздух) = 2CsO2 (комн). 6. 2С8гО2 + 2СО2 = 2С5гСОз + О2, СзгОг + СО = СазСОз (комн ). 7. 5СазО2 + 8H2SO< (разб.) + 2CsMnO« = 5O2t + 2MnSO« + 6Cs2SO« + 8H2O 79. СЮ2 —НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Cs+) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 81*. М, = 164,90; <Z=3,80; = 515° С (р). 1. CsO2-^*^_> CS2O2-^M^ СззО. “Ml -Vi 2. 2CsO2 + НзО = CsOH + СзНОад + O2T (0° C), гСаНОад ——> 2CsOH + O2T (комн.). 3. 4CsO2 + 2НзО (гор.) = 4CsOH + 3O2t. 4. 2CsO2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2CsCl + НгО2 + O2t. 5. 2CsO2 + 2H2SO< (безводн.) = 2CsHSO< + O3T + НзО (комн.). 6. CsO2 + Оз = CsOs + O2 (комн). 7. 2CsO2 + 2NH3 —x—+ 2CsOH + N2 + 2НзО (комн.). 8. 4CsO2 + 2CO2 (влажн.) = 2СагСОз + 3O2 (комн.). 2CsO2 + CO = СззСОз + O2 (30—40° С). 80. СЮз —ОЗОНИД ЦЕЗИЯ Оранжево-красный. Более устойчив, чем КОз и RbOs, разлагается при умерен- ном нагревании. Имеет ионное строение (Cs*) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 796, 81*. М, = 180,90; </=3,19. 1. 2С$Оз = 2CsO2 + О2 (70—100° С) 2. 4С$Оз + 2Н2О = 4С&ОН + 5О2Т (следы радикалов ОН0). 3. 4СзОз + 4НС1 (разб., хол.) = 4CsCl + 5O2t + 2Н2О, 2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + С12Т + 2O2t + 2НзО. 4. 4CsO3 + НгО (влага) + ЗСО2 = CsjCOj + 2CsHCO3 + 5О2 (комн.) 5. 6СаОз + 5S = Cs2SO« + 2Сз28зО7 (30—40° С). 6. CsOj + 2NHXmm=* NH4O3 + CsNH2 (-50° С). 47
81. 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,в,* 772, 82 , 84,85 . Mt = 149,91; d = 3,675 (кр.); tm = 346° С; к, = 385,6<15), 303<М). 1. CsOH Н2О = CsOH + НгО (300° С, в токе Н2). 2. CsOH (разб.) + 6Н2О = [Сз(НгО)«]++ ОН’. . 3. CsOH + НС1 (разб.) = CsCl + НгО, 2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO« + 2НгО, CsOH + HNO3 (разб.) = CsNOj + НгО. 4. 4CsOH(m) + ЗО2 = 4CsO2 + 2Н2О (400° С), 4CsOH + 4О3 = 4CsO3 + Ог + 2Н2О (20° С). 5. 2CsOH (конц.) + СО2 = Сз2СОз + Н2О. 6. 4CsOH(M> злег1ролиз> 4QS (катод) + O2f (анод) + 2Н2О. 82. СагСОз —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. 77*, 8 Is. М, = 325,82; tm = 793° С (р); к, = 308,3(М), 347<40). 1. Cs2CO3 = Cs2O + СО2 (620— 1000° С, вак.). 2. Cs2CO33,5H2O = Cs2CO3 + 3,5Н2О (150—160° С). 3. СэгСОз (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)«]+ + С О^’, СО| + Н2О<=» НСОз + ОН’; рЯ0 = 3,67. 4. СвгСОз + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + СО2Т + Н2О. 5. Сз2СОз (насыщ.) + 2НС1О4 (конц., хол.) = 2CsC104i + СО2Т + Н2О. 6. Cs2CO3 + Н2О + СО2< ”*С —> 2CsHCO3. 170—180е С 7. СэгСОз + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2CsOH + СаСОз-i. 83. CsNO3 — НИТРАТ ЦЕЗИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогид- ратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанав- ливается только атомным водородом. Получение см. 751, 813. М, = 194,91; d = 3,685; = 414° С; к, = 23,О(М), 134(8О). 48
1. 2CsNO3 = 2CsNO2 + О2 (585—850° С). 2. CsNOj (разб.) + 6НгО = [Cs(H2O>6]+ + NOj (pH 7). 3. CsNOj (насыщ.) + (1 - 2)HNO3 (конц.) = CsNO3 (I - 2)HNO3I (комн ). 4. CsNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = CsNO2 + НгО (комн), CsNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H2O + CsOH (кип ). 5. 2CsNO3 + (NH4)2SO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4НгО (350° C). 6. CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO (400° C). 84. Cs2SO4 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро- лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Полу- чение см. 75s, 81 3, 86*. А/г = 361,87; </=4,243; /м=1019°С; к,- 178,7е"*, 21О.З*80’. 1. Cs2SO4 (разб.) + 12НгО = 2[Сз(Н2О)б]+ + SO^“ (pH 7). 2. СзгбО^т) + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4. 3. Cs2SO4 + ВаХ2 = BaSO4l + 2CsX (X = СГ, ОН) 4. Cs2SO4 + A12(SO4)3 + 24НгО = 2{CsA1(SO4)2 12H2O}i (квасцы). 85. CsCl — ХЛОРИД ЦЕЗИЯ Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в аоде (гидро- лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обме- на. Получение см. 752'9, 813, 824, 843. М, = 168,36; d = 3,988; = 645° С; t„n = 1302° С; к, = 186,5(М), 250°Ю). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. CsCl (разб.) + 6Н2О = [Сз(НгО)бГ + СГ (pH 7). 2CsC1(t> + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2НС1Т (кип). CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1 (550—700° C). IOCsCI<T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + IKMnO^,) = 5C12T + 2MnSO4 + K2SO4 + + 5Cs2SO4 + 8HjO. 2CsCl + H2[SnCl«) = CsJSnCk)! + 2HC1 (в конц. HC1). 3CsCl + 2H(SbCI4] = Cs^SbjCI,]! + 2HCI (в конц. HC1). 2CsCI + H2[PtCl6] = CsJPtCkU + 2HC1 (в разб. HCI). 2CsCI(m) —^^олиз» 2Cs (катод) + Cl2t (анод). 2CsCl + 2НгО -Э^°ЛИ]> н2Т (катод) + Cl2t (анод) + 2CsOH, ygZ*2Cs (кагод)+сьТ (анод) 49
86. CsiS — 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, присо- единяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение Мг = 297,88. (150° С, вак.). Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О 2. Cs2S (разб.) 4- 12Н1О = 2[Cs(H2O)*]+ + S2", S2" 4- HS" 4- ОН"; рХо = 1,09. 3. Cs2S 4- 2НС1 (разб.) = 2CsCl 4- H2St. 4. Cs2S 4- 3H2SO4 (конц.) = 2CsHSO< 4- S4- 4- SO2t 4- 2H2O. 5. Cs2S(p) °* * > S (коллоид), Cs2(S„), CsjSOjS. 6. Cs2S(T) 4- 2O2 = Cs2SO4 (выше 500° C). [кип.]. Cs2S(p) 4- (n - 1)S — Cs2(S») 8. Cs2S 4- H2S (насыщ.) = 2CsHS. 87. CsXS.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) ЦЕЗИЯ Смесь Cs2(S») (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 меньшей 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’7. Cs2(S2): Cs2(S3): Cs2(Sj): Cs2(S6): MT = 329,94; MT = 362,01; Mr = 426,14; MT = 458,21; tm = 460° C. z™ = 217° C. = 210° C. t„ = 185° C. 1. 2. Cs2(S„) — Cs2S 4- (л - 1)S Cs2(S„) [разб.] 4- 12H2O = 2[Cs(H2O)e]+ 4- S2" , S2" 4- H2O<=> HS; 4- OH"; pXo = 8,30 (л - 5). Cs2(S„) 4- 2HC1 (разб.) = 2CsCl 4- H2St 4- (л - l)Si Cs2(S„) 4- 2HC1 (конц.) = 2CsCl 4- H2S„ 2Cs2(S„) 4- 2H2O (хол.) 4- O2 = 2л8 (коллоид) 4- 4CsOH (выше 600° С). (комн.), (-15° С). (на свету). 88. Fr —ФРАНЦИЙ Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее дол- гоживущий изотоп 223Fr (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 Н2. 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 FrCICh и Fr2[PtCl«) методом соосаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs. Мг = 223,020; 4 =2,3+ 2,5; zM = 21°C; = 660° С. ЭЛЕМЕНТЫ ПА-ГРУППЫ БЕРИЛЛИЙ 89. Be —БЕРИЛЛИЙ Светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе по- крывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро- ванных серной и азотной кислотах. Восстановитель, реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметал- лами, аммиаком, оксидами металлов. Получение см. 9011, 95’10, 96’. Mr = 9,012; 4=1,85; U= 1287°C; rrHn = 2507° С. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 2Ве + ЗН2О = ВеО4 + Ве(ОН)24- + 2Н2Т Be + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + Н2Т, ЗВе + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Be(NO3)2 + 2NOT + 4НгО. Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na^OHM + Н2Т, Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2 2Ве + О2 = 2ВеО Be + Е2 = ВеЕ2 Ве + S = BeS ЗВе + N2 = Be2N2 2Ве + С (графит) = ВегС Be + 4HF (конц.) = Н^ВеРч] + Н2Т. ЗВе + 2NH3 = BejN2 + ЗН2 Be + С2Н2 = ВеС2 + Н2 Be + MgO = ВеО + Mg (кип.). (400—500° С). (900° С, сгорание на воздухе), (коми., Е = F; 250° С, Е = С1; 480° С, Е = Вг, I). (1150° С), (700—900° С), (1700—1900° С, вак.). (500—700° С). (400—450° С). (1075° С). 90. ВеО —ОКСИД БЕРИЛЛИЯ Бромеллит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе О2 и водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно ад- сорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кон- центрированными кислотами и щелочами, кислотными н оснбвнымн оксида- ми. Легко фторируется, восстанавливается магнием н углеродом. Получение см.91',92',93,94т. 51
Mr =25,01; rf=3,015; г„л = 2580°С; /кип = 4260° С. 1. BeO + 2HC1 (конц.) = BeCl2 + H2O, BeO + H2SO4 (конц.) = BeSO4i + H2O. 2. BeO + 2NaOH (конц., гор.) + H2O = Na2[Be(OH)4], BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2О (250—300° C). 3. BeO + 2Na2O = Na4BeO3 (500° C). 4. BeO + 2HF(r) = BeF2 + H2O (220° C), BeO + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2O. 5. BeO + 2NH4(HF2) = (NH4)2[BeF4J + H2O (100—200° C). 6. 2BeO + 2F2 = 2BeF2 + O2 (выше 400° C). 7. 2BeO + ЗС (графит) = Be2C + 2CO (1800—1930° C). 8. BeO + С (графит) + Cl2 = BeCl2 + CO (700—900° C). 9. 2BeO + CS2 = 2BeS + CO2 (650—700° C). 10. 2BeO + SiO2 = Be2SiO4 (1500—1600° C). фенакит 11. BeO + А12Оз = (BeAl2)O4 (1400° C). хризоберилл 12. BeO + Mg = MgO + Be (700—800° C). 91. Be(OH)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. Получе- ние см. 89’, 9456, 964 5. Мг = 43,03; d- 1,92. 1. Ве(ОН)2 = BeO + Н2О (200—800° С). 2. Ве(ОН)2(Т) + 4H2O<Z=^ [Ве(Н2О)4]2+ + 2ОН’; рПР25 = 21,10. BeCOHht) + 4H2O+z=» [Ве(ОН)4]2‘ + 2Н3О+; рПР25 = 29,68. 3. Ве(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВеС12 +2Н2О. 4. Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4], Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О (200—300° С). 5. 2Ве(ОН)2 + СО2 = Be2CO3(OH)2i + Н2О. 6. Ве(ОН)2 + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н2О, Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2О. 92. ВеСОз — КАРБОНАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в холодной воде. Не переводится в раствор действием СО2. Разлагается горячей 52
водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов щелочных металлов и аммония. Получение см. 95 . Мг = 69,02. 1. ВеСОз = ВеО + СО2 (выше 180° С). 2. ВеСОз 4HiO = ВеСОз+ 4HjO (100° С, вак ). 3. 2ВеСОз + Н2О (гор.) = Ве2СОз(ОН)2Ф + CO2t. 4. ВеСОз + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + CO2t + Н2О. 5. ВеСОз + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + CO2t + Н2О. 6. ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Маз[Ве(ОН)ч] + Ыа2СОз. 7. ВеСОХт) + (NH4)2CO3 (конц.) = (НН«)2[Ве(СОз)2](р). 93. Be(NO3)2 — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образова- нием осадка оснбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гид- ролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 892, 947. М{ = 133,02; к, = 106,6<2О), 177,8(40). 1. 8Be(NO3)2 = 2[Be4(NO3)eO] + 4NO2 + О2 (125° С, вак.), 2Be(NO3)2 = 2ВеО + 4NO2 + О2 (выше 1000° С). 2. 24[Ве(ЬЮз)2 • 4Н2О) = 6[Ва,(МОз)бО] + 8HNO3 + 4NO + ЗО2 + 92НгО (100° С). 3. Ве(МОз)2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2NO3 (в разб. НЫОз), [Ве(Н2О)4]2* + [Ве(Н2О)з(ОН))+ + Н3О+; рКК = 5,70, 3[Ве(Н2О)з(ОН))+<=* [Вез(Н2О)б(ОН)з)3+ + ЗН2О. 4. Be(NO3)2 + Н2О (хол.) = Be(NO3)OH4. + HNO3. 5. Be(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Ве(ОН)2Ф + 2NaNO3, Be(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2(Be(OH)«] + 2NaNO3. 6. Ве(МОз)2 + 2(NH3 • H2O) [конц.) = Be(OH)2i + 2NH4NO3. 7. 3Be(NO3)2 + 2Na2HPO4 (гор.) = Ве3(РО4)2Ф + 4NaNO3 + 2HNO3. 8. Be(NO3)2 + NH4NO3 + Na3PO« = BefNH4)POj + 2NaNO3. 94. BeSO4 —СУЛЬФАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не раство- ряется в концентрированной серной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 901, 95*. М, = 105,07; d = 2,443; tm = 540° С; к, = 39,1<20), 61,/№\ I. BeSO4 = ВеО + SO3 (547—6000 q. 53
2. BeSO4 4H2O = BeSO4 + 4HjO (220—400° C). 3. BeSO4 (разб.) + 4H2O = [ВДНЮМ* + SO4~ <в Раз6- H2SO<)- [Be(H2O)4]2+ + [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + H3O+; рК* = 5,70, 3[Ве(Н2О)з(ОН)Г<=? [Bc3(HjO)6(OH)3]3+ + ЗН2О. 4. BeSO4 + 2Н2О = Be2SO4(OH)J + H2SO4 (кип). 5. BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J. + Na2SO4, BeSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + Na2SO4. 6. BeSO4 + 2(NH3 H2O) [коиц.] = Be(OH)2J- + (NH4)2SO4. 7. BeSO4 + Ba(NO3)2 = Ве(ЬЮз)2 + BaSO4i. 95. BeF2 — ФТОРИД БЕРИЛЛИЯ Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо рас- творяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в кипящей воде и концент- рированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фто- ридами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электро- литически. Получение см. 89s, 904’*, 981. Мг = 47,01; d = 1,986; tm = 803° С; z«„n = 1175° С; к, = 84,6(25>. 1. BeF2 H2O = BeF2+H2O (140—160° С, в токе HF). 2. BeF2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2F, [Ве(Н2О)4]2+ + Н2О<=» [Ве(Н2О)з(ОН)Г + Н3О+; рКк = 5,70, [Ве(Н1ОМг* + F'«=? [Ве(Н2О)зРГ + Н2О; lgXy = 6,00. 3. BeF2 + 2Н2О = Be(OH)2i + 2HFT (кип.). 4. ВеРад + H2SO4 (конц.) = BeSO4J- + 2HFt. 5. BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J. + 2NaF, BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaF. 6. BeF2 + 2(NH3 H2O) (коиц.) = Be(OH)2J- +2NH4F. 7. BeF2 + 2MF (конц.) = M2[BeF4] (M = H+, K+, NHJ), BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2[BeF4]i. 8. BeF2 + Na2CO3 = BeCOsJ- + 2NaF (коми., насыщение CO2). 9. BeF2 + Mg = Be + MgF2 (700—750° C). 10. BeFx»). злеТгроли:| > веф (катод) + F2T (анод). 96. BeCh —ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо раство- ряется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок осндвной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Получение см. 895, 90*. Mr = 79,92; d = 1,90; tm = 415° С; G„n = 550° С; k, = 72,8<2О), 77,0<зо>. 54
1. BeCh • 4H2O = ВеС1(0Н) + HC1 + 3H2O (выше 176° С). 2. BeCh + H20 (гор.) = BeCl(OH)i + HC1, 3BeCh (конц.) + 6H2O«=r* 2[Ве(Н2О)зС1]+ + [BeCh]2’ (в конц. HC1). 3. BeCh (разб.) + 4HjO (хол.) = (ВеСНгОД** + 4СГ (в разб. HC1), [Be(H2O)4]2+ + H2O^=± [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + HjO; pK, - 5,70, 3[Be(H2O)3(OH)]#^ [BerfHjOMOHh]2* +3H2O. 4. BeCh + 2NaOH (разб.) = Be(OH)24 + 2NaCl, BeCh + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaCl. 5. BeCh + 2(NHj • H2O) [конц.] = Be(OH)2i + 2NH«CI. 6. BeCh + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2HCI. 7. BeCh + 4NaF (конц.) = Наг[ВеР4]4 + 2NaCl. 8. BeCh + 2LiH = BeH2i + 2LiCU (в эфире). 9. ВеС1г(ж) Ве4 (катод) + Cl2t (анод). 97. ВегС — 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. 89е, 90’. Mt = 30,04; </=1,90; tm = 2150° С (разл.). 1. ВегС = 2Ве + С (графит) [выше 2150° С]. 2. Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Ве(ОН)21 + СН4Т. 3. Ве2С + 4HCI (разб.) = 2ВеС12 + CH4t. 4. ВегС + 4NaOH (конц.) + 4Н2О = 2Na2[Be(OH)4] + СН4Т. 5. Ве2С + 2Н2 = 2Ве + СН4 (2000° С). 6. Ве2С + 2О2 = 2ВеО + СО2 (600—700° С). 7. Ве2С + 4Ch - 2BeCh + CCU (выше 300° С). 98. (NH4h[B«F4| — ТЕТРАФТОРОБЕРИЛЛАТ(11) АММОНИЯ Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя- ется в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислота- ми и щелочами. Получение см. 903, 957. М, = 121,08; tm = 280° С (разл.); к, = 47,S™. 1- (NH^BeFJ = NH4BeF3] + NH4F (280—320° С), (NH4)2[BeF4] = 2NH4F + BeF2 (800—1100° C). 2. (NH4)2[BeF4] (разб.) = 2NHJ+ [BeF4]2‘, 55
[BeF4]1 2 3 4“ + H2O4=? [Ве(Н2О)РзГ + F; рК« = 2,26. 3. (NH4)2[BeF4] + 4НС1 (конц.) = ВеС12 + 2NH4C1 + 4HFT (кип). 4. (NH4)2[BeF4] + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2(NH3 H2O) + 4NaF. МАГНИЙ 99. Mg —МАГНИЙ Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воз- духе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро- ванных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота- ми, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 100 , 105", 1061. М, = 24,305; d = 1,737; /m = 648° С; /«»„ = 1095° С. 1. Mg + 2Н2О (гор.) = Mg(OH)24- + H2t. 2. Mg + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + H2t. 3. 4Mg + lOHNOj (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2Ot + 5H2O. 4. Mg + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2NH3t + H2t. 5. Mg + Н2 = MgH2 (175° С, p, кат. Mgh). 6. 2Mg + O2 = 2MgO 3Mg + N2 = Mg3N2 (600—650° С, сгорание на воздухе), (780—800° С, сгорание на воздухе). 7. Mg + Ch (влажн.) = MgCh (комн.). 8. Mg + H2S = MgS + H2 (500° С). 9. 3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + 3H2 (600—850° С). 10. Mg + 2NjO4 = Mg(NO3)2i + 2NO (150° С, вак., в этилацетате). 11. 4Mg + SiO2 = Mg3Si + 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 малореакционноспособный, не реагирует с водой. Проявля- ет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом, кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО3 из воздуха. Получение см. 996, 101', 102', ЮЗ1,2, 104'. М, = 40,30; d = 3,62; /пл = 2825° С; /кип — 3600° с. 1. MgO + Н2О (пар) = Mg(OH)2 2. MgO + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + Н2О. 3. 2MgO + Н2О + СО2 = Mg2CO3(OH)2. 4. MgO + С (кокс) = Mg + СО (100—125° С). (выше 2000° С), 56
MgO + Ca = CaO + Mg 5. MgO + С (кокс) + Ch = MgCh + CO 6. MgO + H2O2 (конц.) = MgO2i + H2O 7. 2MgO + CS2 = 2MgS + CO2 8. MgO + M2O3 = (MgM2)O4 шпинели (1300° C). (800—1000° C). (до 20° C). (600—700° C). (1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe). 101. 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 СОг из воздуха. Перево- дится в раствор солями аммония. Получение см. 99', ЮЗ4, 104s, 105*. Мс = 58,32; d = 2,39; рПР25 = 11,17. 1. Mg(OH)2 = MgO + Н2О (350—480° С). 2. Mg(OH)2 + 2НС1 (разб.) = MgCh + 2НгО. 3. 2Mg(OH)2<T) + СО2 = Mg2COj(OH)2 + Н2О (комн), Mg(OH)2 (суспензия) + 2СО? = Mg(HCOj)2<p) (комн). 4. Mg(OH)2+2NaOH (насыщ). = Na2fMg(OH)4]i (100—110° С). 5. Mg(OH)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCh + 2NH3T + 2НгО. 102. MgCOj —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 СОз в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCOs)2 (известный только в растворе), который определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор дей- ствием карбоната аммония. Получение см. 104*. Мт = 84,31; d = 3,037; к, = 0,18<Ю); рПР25 = 5,10. 1 MgCOs = MgO + СО2 (350—650° С) 2. 2(MgCO3 5Н2О) = Mg2CO3(OH)2 + СО2 + 9НгО (60—80° С). 3. 2MgCO3 + Н2О (гор.) = Mg2CO3(OH)2i + СО2Т, Mg2CO3(OH)2 + СО2 = 2MgCO3 + Н2О (180—220° С). 4. MgCO3 + 2НС1 (разб.) = MgCh + CO2t + Н2О, MgCO3 + (NH4)2SO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3T + CO2t + H2O (кип.). 5. MgCOs + 2HF (конц., гор.) = MgF2i + CO2T + H2O. 6. MgCOxn + HjO + COj <==* Mg(HCO3)2(p). 103. Mg(NO3)2 — НИТРАТ МАГНИЯ Магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз 57
по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует со щелочами. Получение см. 993'10. Мг = 148,31; </=1,636 (кр); к, = 73,3<20), 110,1<80>. 1. 2Mg(NO3)3 = 2MgO + 4NOj + Oj (выше 300° С). 2. Mg(NO3)2 6Н2О = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5H2O (выше 130° C). 3. Mg(NO3)2 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)e]2+ + 2NOJ [Mg(H2O)«]2+ + [Mg(H2O)3(OH)]+ + H3O+; pKK = 11,42. 4. Mg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaNO3. 104. 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. Всту- пает в реакции обмена. Обусловливает постоянную жесткость природных вод. Получение см. 94", 1024. Mr = 120,37; d = 2,66; r™ =1137° С; к, = 35,1<20), 54,8<80>. 1. 2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + О2 (выше 1200° С). 2. MgSO4 • 7Н2О = MgSO4 + 7Н2О (200—330° С). 3. MgSO4 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + so}" (pH < 7, см. 1 ОЗ3). 4. MgSO4 + H3SO4 (конц., хол.) = Mg(HSO4)3. 5. MgSO4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + Na2SO4. 6. MgSO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Mg(OH)24 + (NH4)2SO4. 7. MgSO4 + M(C1O4)2 = MSO4i + Mg(C104)2 (M = Ca, Sr, Ba). 8. MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO3l + K2SO4 + H2O + CO2t 2MgSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + CO2T (кип.) 9. MgSO4 (насыщ.) + CaCrO4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO44-. 10. MgSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M3Mg(SO4)2 • 6Н2ОФ шени™ (M = K+,NHI). 105. MgCh — ХЛОРИД МАГНИЯ Хлоромагнезит, бишофит (гидрат). Белый, плавится без разложения, перегоня- ется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, амми- аком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обме- на. Получение см. 9924'7, 1002'5, 101 , 1024. М, = 95,21; </=2,32; J™ = 714° С; = 1370° С; к, = 54,8<20), 65,8<80). 1. MgCh 6Н2О = MgCl2 + 6Н2О (100—200° С, ток НС1). 2. MgCh (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + 2СГ (pH < 7, см. ЮЗ3). 3. MgCh + Н2О (пар) = MgO + 2НС1 (500° С). 58
4. MgCl2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)24- + 2NaCl. 5. MgClj (насыщ.) + 2(NH3 • H20) [конц., гор ] = Mg(OH)2i + 2NH4C1. 6. MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OH)i. 7. MgCl2 + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор.) = CaMg(CO3)24 + 4KC1 + 2CO2T + 2H2O. 8. MgCI2 + NHj • H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4i + 2NaCI + H2O (E = P, As) 9. MgCh (насыщ.) + KC1 (насыщ.) +6H2O = KMgCl3 6H2Oi (карналлит). 10. MgCl2 + 6NHXr) = [Mg(NH3)6]Cl2. 11. MgCl^M) » Mg (катод) + C12T (анод). 106. MgjN2 — ДИНИТРИД ТРИМ АГНИЯ Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами. Окисляется О2 воздуха при высоких температурах. Получение см. 99 Л/г =100,93; </=2,71. 1. MgjN2 = 3Mg + N2 (700 -1500° С). 2. Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OH)2 4- + 2NH3T (кип ) 3. Mg3N2 + 8НС1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4C1. 4. 2Mg3N2 + 3O2 = 6MgO + 2N2 (500—800° Cl. 107. Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМАГНИЯ Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галоге- нами. Получение см. 991’. Mt = 76,70; d = 1,94; zn„ = 1085° С. 1. Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)2l + SiH4 T (примеси SinH2„i2, п > 1) 2. Mg2Si + 4НС1 (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2j. + 4Н2Т (примесь SiH4) 2Mg2Si + 8НС1 = 4MgCI2 + Si-4 + 2H2T + SiH4T (комн., в эфире) 3. Mg2Si —-^(рсл)/ > * SiH4, Si.H^+j (50—60° C, n > 1, примесь H2) 4. Mg2Si + 2Ch = 2MgCl2 + Sil (30—40° С, в жидк. CC14) 5. Mg2Si + 4NH4Br = SiH4T + 2MgBr2 + 4NH3 (в жидк. NH3) КАЛЬЦИЙ 108. Ca —КАЛЬЦИЙ Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твер- дый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окра- шивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособ- ный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими 59
неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель, реагирует с водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 109 , НО , 117 ' Mt = 40,078; d = 1,54; tm = 842° С; = 1495° С. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. Са + 2Н2О = Са(ОН)24 + Н2Т 2Са + Н2О (пар) = СаО + СаН2 Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2Т. 4Са + lOHNOj (разб.) = 4Ca(NO})2 + N2OT + 5НгО, 4Са + lOHNOj (оч. разб.) = 4Ca(NOj)2 + NH«NOj + ЗН2О. Са + Н2 = СаН2 2Са + О2 = 2СаО Са + Е2 = СаЕ2 Са + S = CaS ЗСа + Ы2 = CajN2 ЗСа + 2Р (красн.) = Са2Р2 Са + 2С (графит) = СаС2 Са + 6NHXr) = [Ca(NH3)<,](e)2(T) (желт.) 6Са + 2NHxo = CajN2 + ЗСаН2 Са + 6NHX» = [Ca(NHj)t] (сии.) Ca + 2NHX>)= Ca(NH2)2l + Н2Т (комн.), (200—300° С). (500—700° С). (выше 300° С, сжигание на воздухе), (комн., Е = F; 200—400° С, Е = Cl, Br, I). (150° С). (200—450° С, сжигание на воздухе), (350—450° С). (550° С), [комн.], (600—650° С). [-40° С, в атмосфере Аг], (кат. Pt). 109. СаН2 — ГИДРИД КАЛЬЦИЯ Белый, плавится без разложения в атмосфере Н2, при дальнейшем нагревании разлагается. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Окисля- ется на воздухе. Получение см. 1084, 117”. Мг = 42,09; d = 1,90; t™,« 1000° С. 1. СаН2 — Са + Н2 (выше 1000° С). 2. СаН2 + 2Н2О= Ca(OH)2i+ 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 + 2КС1Оз = 2КС1 + ЗСаО + ЗН2О (450—550° С). 8. СаН2 + H2S = CaS + 2Н2 (500—600° С). ПО. СаО —ОКСИД КАЛЬЦИЯ Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термичес- ки устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагиру- ет с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1085, 1094, ИЗ1. 60
Mr = 56,08; rf=3,35; Г™ « 2614° С; /к„п = 2850° C. 1. СаО + Н2О = Са(ОН)г (комн). 2. СаО + 2НС1 (разб.) = CaCh + Н2О. 3. СаО + 2HF (разб.) = CaF24< + Н2О. 4. ЗСаО + 2Н3РО4 (разб.) = Саз^М + ЗН2О. 5. СаО + СО2 = СаСОз (комн.). 6. СаО + SiO2 = CaSiCh (1100—1200° С). волластонит 7. СаО + ТЮ2 = (СаТ1)Оз (900—1100° С). перовскит. 8. 4СаО + 2СггОз + 30г = 4СаСгО4 (600—700° С). хроматит 9. 2СаО + 2Ch = 2СаС12 + О2 (700° С), СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО (1900—1950° С) 10. 4СаО + 2А1 = ЗСа + (СаА1г)О4 (1200° С). И. СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2 (700° С). 111. СаОг —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. Мг = 72,08; d = 2,92. 1. 2СаОг = 2СаО + Ог (250—380° С) 2. СаО28Н2О= СаО2 + 8Н2О (130° С, вак.) 3. СаО2 + 2Н2О (гор.) = Са(ОН)24- + НгО2 (50—60° С), 2СаО2 + 2Н2О = 2Ca(OH)2'l’ + O2t (кип.) 4. СаОг + 2НС1 (конц., хол.) = СаС1г + Н2О2. 5. 4СаОг + 2СггОз + Ог = 4СаСгО4 (500° С). 112. Са(ОН)2 — ГИДРОКСИД КАЛЬЦИЯ Гашеная известь, портландит. Белый, при нагревании разлагается без плавле- ния. Плохо растворяется в воде, (образуется разбавленный щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 1081, 109, НО1. Mr = 74,09; d = 2,08; к, = 0,16О(20’, 0,092(вО). 1. Са(ОН)2 = СаО + Н2О (520—580° С). 2. Са(ОН)2 (0,5— 1)Н2О J, <=> Са(ОН)2(т) + (0.5— 1)Н2О(Ж) (100° С, р). 3. Са(ОН)2 (оч. разб.) + 6Н2О = (Са(Н2О)6]2+ + 2ОН‘. 4. Са(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2О, Са(ОН)г + H2SO4 (конц.) = СаБОД + 2НгО. 61
5. ЗСа(ОН)2 + 2НзРО4 (разб.) = Са^РСкМ + 6Н2О, Са(ОН)2 + НЭРО4 (конц.) = СаНРОД + 2Н2О. 6. Са(ОН)2 + ЕО2 = СаЕО31 + Н2О (Е = С, S), Са(ОН)2 (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕОз)ад. 7. Са(ОН)2 + 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н2О. 8. Са(ОН)2 + 2В(ОН)3 = Са(ВО2)21 + 4Н2О (кип). 9. Са(ОН)2 + СО = СаСОз + Н2 (400° С). 10. 2Са(ОН)2 (суспензия, хол.) + 2С12 = Са(С1О)2 + СаС12 + 2Н2О, Са(ОН)2 (суспензия, гор.) + 6С12 = Са(С10з)2 + 5СаС12 + 6Н2О. 11. Са(ОН)2 (суспензия) + 2NaC10 (хол.) = Са(СЮ)21 + 2NaOH. 12. ЗСа(ОН)2 + 6Н2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2)2 + 2РН3Т (40—50° С). 13. Са(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = СаО21 + 2Н2О (40—50° С). ИЗ. СаСОз — КАРБОНАТ КАЛЬЦИЯ Кальцит (тригональный), арагонит (ромбический). Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СО2. Прак- тически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кисло- тами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО2, образуется гидрокарбонат Са(НСОз)2 (известный только в растворе), кото- рый определяет временную жесткость природных вод. Получение см. 110s, 112е, 117е. Мг = 100,09; d = 2,93; г™ = 1242° С(р); рПР25 = 8,36. I. СаСОз = СаО + СО2 (900— 1200° С). 2. СаСОз + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2Т + Н2О. 3. СаСОз + 2HF (разб.) ~ CaF2l + CO2T + Н2О. 4. СаСОз<т) + СО2 + Н2О < кип > Са(НСОз)г(р). 5. СаСОз + SiO2 = CaSiOs + СО2 (800° С). 6. СаСОз + 2NH3 = CaCN2 + 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). П4. Ca(NO3h — НИТРАТ КАЛЬЦИЯ Известковая (норвежская) селитра, нитрокальцит (гидрат). Белый, при плавле- нии разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворяется в азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается только атомным водо- родом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1083, 1183. Мт = 164,09; d = 2,36; z™ = 561 ° С(разл.); к, = 129,3(го), 358,7(80). I. Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + О2 (450—500° С), 62
2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + 02 (выше 561 ° C). 2. Ca(NO3)2 • 4HjO = Ca(NO3)2 + 4H2O (60—100° C). 3. Ca(NO3)2 (разб.) + 6H2O = (Ca(H2O)«]2+ + 2NOj (pH 7). 4. Ca(NO3)2 + 4H° (Zn, разб. HC1) = Ca(NO2)2 + 2H2O. 5. 3Ca(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Ca3(PO4)2i + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип). 6. 5Ca(NO3)2 + 3(NH4)2HPO4 + 4(NH3 H2O) [разб] = Са5(РО4)3ОНФ + + 10NH4NO3 + 3H2O (кип). 115. CbSO4 —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, MgCh, хлороводород- ной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Вос- станавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость природных вод. Получение см. 1047, 1124, 1 17. Мг = 136,14, d = 2,96; tm = 1450° С (разл.); к, = 0,206<20), 0,102(М). 1. 2. 2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2 100—128* С CaSO4 -2H2O4—— > CaSO4 0,5Н2О + 1,5Н2О, CaSO4 0,5Н2О = CaSO4 + 0,5Н2О (выше 1450° С). (163—200° С). 3. CaSO4 + H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2. 4. CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2 (900° С). 5. CaSO4 + 4CO = CaS + 4CO2 (600—800° С). 6. CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = СаСО34 + Na2SO4. 116. СвР2 —ФТОРИД КАЛЬЦИЯ Флюорит. Белый. Плавится без разложения. Не растворяется в воде (раствори- мость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не обра- зует. Химически пассивный, ие реагирует с разбавленными кислотами, щело- чами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. 1086, НО3, ИЗ3, 1177. Мг = 78,07; </=3,18; Ли = 1419° С; рПР35= 10,40. 1. CaF2 + Н2О (пар) = CaO + 2HF (выше 800° С), СаРцж) + Н2О (пар) + SiO2 = CaSiO3 + 2HF (1450° С). 2. CaFj + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFT (130—200° С). 3. CaF^r) + 2HF (конц.) + 6Н2О (хол.) = Ca(HF2)2 • 6Н2ОФ. 117. СаС12 —ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ Гидрофилит, аитарктицит (гексагидрат). Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо раство- 63
ряется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кисло- той. Вступает в реакции обмена. Получение см. 110,113. М,= 110,98; rf=2,51; 1Ш1 = 782°С; /кип = 1960° С; к, = 74,5°0), 147,0(8О). 1. СаС12 6Н2О = СаС12 + 6Н2О (200—260° С). 2. СаС12 (разб.) + 6Н2О = [Ca(H2O)e]J+ + 2СГ (pH 7). 3. СаС12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1 (выше 425° С). 4. СаС1г<Т) + H2SO4 (конц.) = CaSOj + 2НС1? (кип.). 5. СаС12 + 2NaOH (конц.) = Са(ОН)21 + 2NaCl. 6. СаС12 + Ыа2СОз = СаСОз! + 2NaCl. 7. СаС12 + 2NH4F = CaF2l + 2NH4C1. 8. СаС12 + K2SO4 = CaSO4 + 2KC1 (800° С). 9. СаОг + H2 = CaH2 + 2НС1 (600—700° С; кат. Pt, Fe, Ni). 10. ЗСаС12 + 2А1 = ЗСа + 2A1O3 (600—700° С). 11. СаС1дж) -л-?прол"-> Са (катод) + С12Т (анод). 118. 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, 113е, 1154’5. Мг = 72,14; rf=2,59; tm • 2450° С (разл.); к, = 0,02(2О). 1. CaS — Са + S 2. CaS + 2Н2О = Са(ОН)21 + H2St 3. CaS + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2St, CaS + 4HNOj (конц.) = Ca(NO3)2 + Si + 2NO2t + 2H2O. 4. CaS + CO2 + H2O = CaCOjJ- + H2St. 5. CaS(T) + H2S (насыщ.) = Са(Н8)г<р) 6. CaS + 2O2 = CaSO4 (выше 2450° C). (кип.). (комн.). (700—800° С). 119. СазР2 —ДИФОСФИД ТРИКАЛЬЦИЯ Красно-коричневый, плавится под избыточным давлением фосфора. Медленно разлагается во влажном воздухе, быстро — при прокаливании. Гидролизуется водой, разлагается разбавленными кислотами. Окисляется фтором, кислоро- дом. Получение см. 108*, 3374. Л/г =182,18; rf=2,51; 1„л « 1600° С (р). 1. 2Са2Р2 = 6Са + 2Р2 (выше 1250° С). 2. СазР2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)21 + 2РНз? (примеси Р2Н4, Н2). 3. СазРг + 6НС1 (разб.) = ЗСаС12 + 2РН3Т. 64
4. Са3Р2 + 2HSPO4 (разб.) = Саз(РО4)2 + 2РН3Т. 5. СазРг + 4О2 = Са,(РО4)2 (150° С). 120. 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 кислота- ми. Восстановитель. Получение см. 1089, 1109, 2141. М, = 64,10; d = 2,22; = 2160° С. 1. СаС2 = Са + 2С (графит) [выше 2200° С]. 2. СаС2 + 2Н2О = Ca(OH)2i + С2Н2Т. 3. СаС2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + С2Н2Т. 4. СаС2 + Н2 = Са + С2Н2 (выше 2200° С). 5. 2СаС2 + 5О2 = 2СаО + 4СО2 (700—900° С, примесь СаСОз). 6. СаС2 + 5С12 = СаС12 + 2СС14 (выше 250° С). 7. СаС2 + Ы2 = Са(СЬ1)2 (300—350° С), СаС2 + N2 = CaCN2 + С (графит) [1000—1150° С]. 8. 2СаС2 + N2 + 2NH3 = 2CaCN2 + С2Н2 + 2Н2 (800—900° С). СТРОНЦИЙ 121. Sr —СТРОНЦИЙ Щелочноземельный металл. Светло-желтый, ковкий. На воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-крас- ный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами при нагревании. Сильный восстановитель; окисляется водой, раз- бавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 1227,1276,7, 1281. Mr = 87,62; d= 2,630; t„„ = 768° С; tXH„ = 1390° С. 1. Sr + 2Н2О = Sr(OH)2l + H2t (комн.), 2Sr + H2O (пар) = SrO + SrH2 (200—300° С). 2. Sr + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2. 3. 4Sr + IOHNO3 (разб.) = 4Sr(NO3)2 + N2OT + 5H2O, 4Sr + IOHNO3 (04. разб.) = 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. 4. Sr + H2 = SrH2 (200—500° C). 5. Sr + O2 = 2SrO (выше 250° С, сжигание на воздухе). 6. Sr + Cl2 = SrCl2 (200—400° C). 7. 3Sr + N2 = Sr3N2 (450—500° C, сжигание на воздухе). 8. Sr + 2C (графит) = SrC2 (550° C). 9. 6Sr + 2NHXr) = Sr3N2 + 3SrH2 (600—650° C). 65
10. Sr + 6NHXM) = [Sr(NHj)e] (СИН.) Sr + 2NHXm) = Sr(NH2)24> + H2 [-40° С, в атмосфере Ar], (кат. Pt). 122. SrO — ОКСИД СТРОНЦИЯ Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу- рах. Реагирует с водой (образует щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 121s, 123', 124, 1261. Mt = 103,62; d = 5,02; = 2650° C; Uxn • 3000° С. 1. SrO + H2O = Sr(OH)2 (комн). 2. SrO + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + НгО. 3. SrO + 2HF (разб.) = SrF2i + H2O. 4. 3SrO + 2НзРО« (разб.) = Sr3(PO4) J + ЗНгО. 5. SrO + CO2 = SrCOj (комн.). 6. 2SrO + O2 = 2SrO2 (400° C, p). 7. 4SrO + 2A1 = 3Sr + (SrAhK>4 (1200° C). 123. SrfOH): — 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', 1221, 125*. Mr =121,63; rf = 3,625; = 460° С; к, = 0,81(2О), 8,3(М). 1. Sr(OH)2 = SrO + Н2О (500—850° С). 2. Sr(OH)2 8НгО = Sr(OH)2 + 8НгО (100° С, вак.). 3. Sr(OH)2 (оч. разб.) + лН2О = [Sr(H2O)J2+ + 2ОН" (л = 6 + 8). 4. Sr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + 2НгО. 5. Sr(OH)2 + H2SO« (конц.) = SrSO4i + 2НгО. 6. 3Sr(OH)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4)2i + 6Н2О. 7. Sr(OH)2 + ЕОг = SrEO3i + Н2О (Е = С, S), Sr(OH)2 + 2ЕОг = З^НЕО^ад. 8. Sr(OH)2 + 2HF (конц.) = SrF2i + 2Н2О. 9. Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H2S<r) = SrSi + 2Н2О. 124. SrCOj — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ Стронцианит. Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится прн 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, 126*. Mr = 147,63; d = 3,70; tm = 1497° С (р); рПР25 = 9,28. 66
I. SrCOj = SrO + CO2 (1100—1200° C). 2. SrCOj + 2HCI (разб.) = SrCl2 + CO2T + H2O. 3. SrCOj + 2HNOj (конц.) = Sr(NOj)2 + 2H2O + CO2T 4. SfCOxt) + CO2 + H2O (хол.)<-^—Sr(HCO3)xp> 5. SrCOXT) + 2NH4C1 (конц.) = SrCl2 + 2NHjT + H2O + CO2T (кип.). 6. SrCOj + H2S = SrS + CO2 + H2O (900—1000° С, в токе H2). 7. SrCOj + С (кокс) = SrO + 2СО (800—850° С). 125. Sr(NOj)2 — 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. 1215, 1243, 1287. Л/г = 211,63; </=2,99; г™ = 570° С (разл.); кг = 70,4(20), 98(80). I. Sr(NOj)2 = Sr(NO2)2 + О2 (450—500° С), 2Sr(NOj)2 = 2SrO + 4NO2 + О2 (выше 570° С). 2. Sr(NO3)2 4Н2О = Sr(NOj)2 + 4Н2О (100° С). 3. Sr(NOj)2 (разб.) + иН2О = [Sr(H2O),]2+ + 2NO, (п = 6 ч- 8, pH 7). 4. Sr(NOj)2 (насыщ.) + 2NaOH (иасыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaNOj (комн.). 5. Sr(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Sr(NO2)2 + 2Н2О. 6. Sr(NOj)2 + (NH4)2CrO4 = SrCrO4i + 2NH4NOj. 126. SrSO4 — СУЛЬФАТ СТРОНЦИЯ Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном дав- лении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присут- ствии SrCl2). Малореакциониоспособный; не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной кислоты), щелочами. Восстанавливается углеро- дом при спекании. Получение см. 123s, 127*, 128*. Мг = 183,68; d = 3,96; tm = 1500° С (p); к, = 0,013(20), 0,011(,5). 1. 2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + O2 (выше 1300° C). 2. SrSO^T) + H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4)2(p). 3. SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2CO + CO2 (800—1100° C). 4. SrSO4 + Na2COj (конц.) = SrCOji + Na2SO4. 127. SrCl2 — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворя- ется в аоде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 121 , 1234, 1242. 67
Mr =158,53; d= 3,052; U = 873°C; k, = 53,1(20), 93,1<80). 1. SrCh 6H2O = SrCh + 6H2O (100—250° C). 2. SrCh(разб.) + лН2О = [Sr(H2O)J2+ + 2СГ (л = 6 +8, pH 7). 3. SrCh + 2H2O (nap) = Sr(OH)2 + 2HC1 (до 500° C). 4. SrChw + H2SO4 (конц.) = SrSOj + 2HC1T (кип.). 5. SrCh (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2l + 2NaCl (комн ). 6. 3SrCh + 2A1 = 3Sr + 2A1CU (600—700° C). 7. SrC12(M) MeKT^)^» Sr (катод) + ChT (анод). 128. 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. 123’, 1246, 126’. Mr = 119,69; d = 3,65; 1™ * 2000° С (разл.). 1. SrS = Sr + S (выше 2000° С). 2. SrS + 2НгО = Sr(OH)2l + H2ST (кип). 3. SrS + 2НС1 (разб.) = SrCh + H2ST, SrS + 4HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O. 4. SrS<T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)2(P). 5. SrS + CO2 + H2O = S1CO3I + H2ST. 6. SrS + 202 = SrSO« (700—800° C). БАРИЙ. РАДИЙ 129. Ba —БАРИЙ Щелочноземельный металл. Серебристо-белый, ковкий, пластичный. На воз- духе 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; Z™ = 727° С; rKH„ « 1860° С. 1. Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2Т (комн.). 2. Ba + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2Т. 3. 4Ва + 1OHNO3 (разб.) = 4Ва(КОз)г + N2OT + 5Н2О, 4Ва + IOHNO3 (оч. разб.) = 4Ва(КОз)г + NH4NO3 + ЗН2О. 4. Ва + Н2 = ВаН2 (150—300° С). 5. ЗВа + 20 2 = 2ВаО + ВаО2 (до 500° С, сгорание на воздухе), 68
2Ва + О2 = 2ВаО 6. Ва + Е2 = ВаЕ2 7. Ва + S = BaS 8. ЗВа + N2 = Ba3N2 9. Ва + 2С (графит) = ВаС2 10. Ва + H2S = BaS + Н2 11. 6Ва + 2NHXr> = Ba3N2 + ЗВаН2 12. Ва + 6NHX«) = [Ba(NH3)6] (син.) Ва + 2NHX«) = Ba(NH2)2 + Н2 13. 2Ва + ЗСО2 = 2ВаСО3 + С(графит) (выше 800° С). (100—150° С; Е = F, Cl, Br, I). (150° С). (200—460° С, сгорание на воздухе). (500° С). (выше 350° С). (600—650° С). [-40° С. в атмосфере Аг], (кат. Pt) [комн.[. 130. ВаН2 —ГИДРИД БАРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 129 . Mr = 139,34; d = 4,15; tm = 675° С (разл.). 1. ВаН2 — Ва + Н2 2. ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2Н2Т. 3. ВаН2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2Т. 4. ВаН2 + О2 = ВаО + Н2О 5. ЗВаН2 + N2 = Ba3N2 + ЗН2 6. ЗВаН2 + 2КС1О3 = 2К.С1 + ЗВаО + ЗН2О (выше 675° С). (150—200° С). (400—450° С). (350—400° С). 131. ВаО — ОКСИД БАРИЯ Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу- рах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Полу- чение см. 129s, I321, 134’ \ 135'. Мг =153,33; d = 5,72; 2020° С. 1. ВаО + Н2О = Ва(ОН)2. 2. ВаО + 2HCI (разб.) = ВаС12 + Н2О. 3. 2ВаО + О2 = 2ВаО2 4. ВаО + СО2 = ВаСО3 5. ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ва ЗВаО + 2AI = 2Ва + (ВаА12)О4 (до 500° С), (комн.). (1200° С), (1100—1200° С). 132. 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. 129s, 131 ’, 133*. 69
Mt = 169,33; d = 4,96; 1™ = 450° С (p); к, = 0,168*20’. 1. 2ВаОг = 2ВаО + О2 (выше 790° С). 2. BaO2 8HjO = ВаО2 + 8НгО (100° С, вак.). 3. ВаОад + 9НгО <=? [Ва(НгО)»]2+ + НО2 + ОН", ВаО2 + 2НгО = Ва(ОН)2 + НгО2 (50-60° С), 2ВаОг + 2 НгО = 2Ва(ОН)г + O2t (кип). 4. ВаО2 + 2НС1 (конц., хол.) = ВаС12 + НгО2. 5. ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSO4l + Fej(SO4)3 + 2НгО. 6. BaO2 + Hg^Oj)^) = Ba(NO3)2 + Hgc»)! + O2t. 7. BaO2 + 2KOH + 2K3[Fe(CN)6] = Ba(OH)2 + 2K4Fe(CN)6] + O2t. 8. 4BaO2 + 2СггО3 + O2 = 4BaCrO4 (700—900° C). 9. BaO2 + O2 = Ba(Oj)2 (до 100° C, p). 10. ВаОг + 2O3 =Ba(O3)2+ O2 (-80° С, в жидк. CC12F2). 133. Ва(ОН)г — ГИДРОКСИД БАРИЯ Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильнощелочной раствор. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 129*, 131', 138э. Мг = 171,34; d = 4,5; tm = 408° С; к, = 3,89е20’, 101,4(М). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. Ва(ОН)2 = ВаО + НгО Ва(ОН)2 8Н2О = Ва(ОН)2 + 8НгО Ва(ОН)2 (разб.) + 8НгО = [Ва(НгО),]2+ + 2ОН'. Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2НгО, Ва(ОН)г + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2НгО. Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF2l + 2НгО. ЗВа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Ba3(PO4)2i + 6Н2О, Ва(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = ВаНРОД +2НгО. Ва(ОН)г + ЕОг = ВаЕО31 + НгО Ва(ОН)2 + 2ЕОг = Ва(НЕО3)2. Ва(ОН)г + НгО2 (конц.) = BaO2i + 2НгО Ва(ОН)2 + 2H2S (насыщ.) = Ba(HS)2 + 2Н2О, Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2НгО. Ва(ОН)г + КгСгО4 = BaCrO4l + 2КОН. Ва(ОН)2 + Мп8гО« = Ва8гО« + Мп(ОН)21 (780—800° С). (125—130° С, вак.). (Е = С, S), (0° С). (40—70° С). Ва(ОН)г (насыщ.) + 2NH4C1O3 (конц.) = Ва(СЮ3)2 + 2NH3t + НгО (кип). 134. ВаСО3 — КАРБОНАТ БАРИЯ Витерит. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избы- точным давлением СО2. Не растворяется в воде. Частично переводится а 70
раствор избытком СО2. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см. 131*, 1337, 137s, 138”. Мг = 197,34; rf = 4,43; tm = 1555° С (р); рПРи = 8,31. 1. ВаСОз = ВаО + СО2 (1000—1450° С). 2. ВаСОз + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + СО2Т + Н2О. 3. ВаСОХт) + Н2О (хол.) + СО2 Ва(НСОз)г(р). 4. ВаСОз + 2HF = BaF2 + СО2 + Н2О (900—1100° С), ВаСОз + H2S = BaS + СО2 + Н2О (1000° С, в токе Н2). 5. ВаСОз + С (кокс) = ВаО + 2СО (выше 1000° С). 135. B«(NO3)2 — НИТРАТ БАРИЯ Баритовая селитра, нитробарит. Белый, при нагревании плавится и разлагает- ся. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщен- ных растворах хлорида н нитрата кальция, не растворяется в концентрирован- ной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водоро- дом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1293, 1387. Mr = 261,34; d = 3,23; tm = 594° С (разл.); k, = 9,OS’20», 26,64(M). 1. Ba(NO3)2 = Ba(NO2)2 + О2 (594—620° С), 2Ba(NO3)2 = 2ВаО + 4NO2 + О2 (620—670° С). 2. Ba(NO3)2 (разб.) + 8Н2О = (Ва(Н2О).]2+ + 2NO3 (pH 7). 3. Ва(ЫОз)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ba(NO2)2 + 2Н2О. 4. Ba(NO3)2 + H2SO< (разб.) = BaSOj + 2HNO3. 5. 3Ba(NO3)2 + 2Na2HPO« = Ba3(PO«)24- + 4NaNO3 + 2HNO3 (кнп.) 136. BaSO4 —СУЛЬФАТ БАРИЯ Барит. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малореакционноспособ- ный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанав- ливается углеродом при спеканнн. Получение см. 133*, 1375. Мг = 233,39; d = 4,50; tm = 1580° С (рази.); рПР25 = 9,74. 1. 2BaSO4 — 2ВаО + 2SO2 + О2 (выше 1580° С). 2. ВаБО«(т) + H2SO4 (kohu.)<zz? Ba(HSO4)2(p) (20—50° С). 3. BaSO« + 2NaOH (конц., xon.)«zz± (BaOH)2SO«(p) + Na2SO4 (20—40° C). 4. BaSO4 + 40 (кокс) = BaS + 4CO (1100— 1200° C). 5. BaSO4 + 4CO = BaS + 4CO2 (600—800° C), BaSO4 + 4H2 = BaS + 4H2O (900—1000° C). 71
137. BeCh —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. 133*. 1342, 138*. Мг = 208,23; </=3,856; tm = 961° С; к, = 36,2(2О), 52,2(8О>. 1. BaCh 2Н2О = BaCh +2HjO (выше 113° С). 2. BaCh (разб.) + 8НгО = [Ва(Н2О)»]2+ + 2СГ (pH 7). 3. BaCh + HjO (пар) = ВаО + 2НС1 (900—950° С). 4. ВаС1г(т) + H2SO4 (конц.) = BaSO4i + 2НС1Т (кип.). 5. BaCh + Na2SO4 = BaSO4l + 2NaCl, BaCh + Na2COj (конц.) = BaCOyt + 2NaCl. 6. BaCh + 6H2O 6H2T (катод) + Ва(С1О3)2 (анод). 138. BaS — СУЛЬФИД БАРИЯ Белый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлага- ется. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по аниону). Разлагается а кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в аоде кислородом. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. 1297, |0, 134*, 1364,5. Mr = 169,39; d = 4,36; im - 2000° С (разл.); fc, = 7,86(2в>, 49,91(М). 1. BaS - Ва + S (выше 2000° С). 2. BaS (насыщ.) + 14Н2О«=> Ba(HS)2 4H2Oi + Ва(ОН)2 8H20l (комн.). 3. BaS(Tj + 2Н2О (пар) = Ва(ОН)2 + H2S (450° С, в токе СО2). 4. BaS (разб.) + 2НгО = Ва(ОН)2 + H2St (кнп ). 5. BaS (разб.) + 8Н2О (хол.) = [Ва(Н2О)»]2+ + S2’, S2’ + H2O«=z> HS + ОН’; рХо = 1,09. 6. BaS + 2НС1 (разб.) = BaCh + H2ST. 7. BaS + 4HNOs (конц.) = Ba(NO2)2 + Si + 2NO2t + 2Н2О (кип.). 8. BaS + O2 = BaSO4 (1000—1050° C). 9. BaS (насыщ.) + CaCh (насыщ.) = CaSl + BaCh- 10. BaS + H2S (насыщ.) = Ba(HS)2. 11. BaS + H2O + CO2 = BaCOyl + H2St, 2BaS + H2O + CO2 = BaCOji + Ba(HS)2. 139. Be(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 . Мг = 203,48; к, = 48,8<ад, 63,9<8О). 1. Ba(HS)2 = BaS + H2S (выше 450° C). 2. Ba(HS)2 • 4HjO4-^=? Ba(HS)2 (насыщ.) + 4H2O (20° C), Ba(HS)2 • 4H2O = Ba(HS)2 + 4H2O (50° С, вак.). 3. Ba(HS)2 (разб.) + 8H2O = [Ba(H2O)8]2+ + 2HS’, HS’ + H2O«ZZ* HiS + ОН’; рКо = 7,02. 4. Ba(HS)j + 2HjO = Ва(ОН)2 + 2H2ST (кип.). 5. (Ba(HS)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2H2ST. 6. Ba(HS)2 + 6HNO3 (конц.) = Ba(NOj)2 + 2S1 + 4NO2T + 4H2O. 7. Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = BaS + 2НгО. 8. Ba(HS)2 + O2 = Ba(OH)2 + 2S1. 140. Ra — РАДИЙ Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наибо- лее 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 RaCl2. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртут- ном катоде. Mr = 226,025; d » 6; u = 969° С; tKHn = 1536° С. 1. Ra + 2Н2О = Ra(OH)2 + Н2Т. 2. Ra + 2НС1 (разб.) = RaCl2 + Н2Т. 3. Ra + H2SO4 (разб.) = RaSO4l + H2T. 4. 4Ra + 1OHNO3 (разб.) = 4Ra(NO3)2 + N2OT + 5H2O. 5. 2Ra + O2 = 2RaO (100° С, сгорание на воздухе). 6. Ra + Cl2 = RaCl2 (комн.). 7. 3Ra + N2 = Ra3N2 (100° С, сгорание на воздухе). 8. Ra + S = RaS (1500 C). 9. Ra + 2НгО + Na2CO3 = RaCO34 + H2T + 2NaOH. 73
Часть II ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ ЭЛЕМЕНТЫ ША-ГРУППЫ БОР Ml. В —БОР Неметалл. Серо-черный (кристаллический) или коричневый (аморфный). Туго- плавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; не реагирует с водо- родом, водой, разбавленными кислотами, щелочами в разбавлеииом растворе. Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогена- ми, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании. Получение см. 142*. 144*, 1503, 1511. Мг = 10,811; d = 2,340; tm = 2075° С; tCTn = 3700° С. 1. 2В + ЗН2О (пар) = В2Оз + ЗН2 (700—800° С). 2. В + 3HNOj (конц., гор.) = В(ОН)34- + 3NO2t. 3. 2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)«] + ЗН2Т. 4. 4В + 4NaOH + ЗО2 = 4NaBO2 + 2Н2О (350—400° С). 5. 4В + ЗО2 = 2В2Оз б. 2В + ЗЕ2 = 2ВЕз 7. 2В + 3S = B2S3 8. 2В + N2 = 2BN 9. В + Р (красн.) = ВР 10. 4В + С (графит) = В«С И. 2В + 6НЕ = ВЕз + ЗН2 2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2 2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2 12. 5В + 3NO = В2Оз + 3BN 13. 2В + ЗСО = В2Оз + ЗС (графит) 4В + 3CS2 = 2B2S3 + ЗС (графит) 14. 4В + 3SiO2 = 2ВзОз + 3Si (700° С, сжигание на воздухе). (30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Вг, I). (выше 600° С). (900—1000° С). (900—1200° С). (выше 2000° С, примесь ВвС2). (400—500° С; Е = F, С1), (800—900° С), (1000—1200° С). (800° С). [1400° С], [930° С]. (1300—1500° С). 142. ВгНв — ДИБОРАН(б) Родоначальник гомологического ряда бороаодородов с общей формулой В,Н,+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный; реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см. 1586, 159s, 175s. 74
Mr= 27,67; р= 1,234 г/л (н.у); /пл =-165,5° С. ;КИп =-92,5° С. 1. В2Н6 = 2В + ЗН2 (300—550° С). 2. В2Н6 + 6Н2О = 2В(ОН)з4- + 6Н2Т. 3. В2Нб + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + 6Н2Т. 4. В2Н6 + ЗО2 = В2О3 + ЗН2О (сгорание на воздухе) 5. В2Н6 + 6С12 = 2ВС1з + 6НС1. 6. 2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH«]4. + Na[B3H8] + 2Hg<M) (в эфире). 7. B2H6 + 6НС1 = 2ВС1з + 6Н2. 8. ЗВ2Н6 + 61ЧНз = 2B3HeN3+ 12Н2 (180—190° С) 9. В2Нб + 2LiH = 2Li[BH4] (кип., в эфире) 143. В4Н10 — ТЕТРАБОР АН(10) Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой ВлНл+б. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе. Мед- ленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кисло- родом, хлором, аммиаком. Получение см. 144*. М, = 53,32; р = 2,397 г/л (н.у); ;пл = --120°С: ^кип = +18° С (разл.). 1. В4Ню-----> В2Нб<г), ВзН^г), ВюН|4<ж), (ВН)Л(Т) (выше 100° С) 2. B4Hl0+ 12Н2О = 4B(OH)3i + 11Н2Т. 3. В4Н10 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OH)4] + 11Н2Т. 4. 2В4Н10 + 11О2 = 4В20з + ЮН2О (сжигание на воздухе). 5. 2В4Н ш + 17С12 = 8BCI3 + 10НС1. 6. 3B«Hl0 + 12NH3 = 4B3H6N3+ 21Н2 (200° С, р). 144. В2Оз — ТРИОКСИД ДИБОРА Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низ- коплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводород- ной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см 1415 1424, 145', 1478. М, - 69,62; d = 1,84 (аморфн.), 2,46; 1ПЛ = 450° С; ' /кип « 2000° С; ks = 2,2<2О>, 9,5<8О). 1. В2О3 (аморфн.) + ЗН2О = 2В(ОН)з1. 2. 2В20з (аморфн.) + 2NaOH (разб.) — Na2B4O7 + Н2О (комн.), В2О3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + ЗН2О = 2Na[B(OH)4] (комн.) 3. В20з + 2NaOH = 2NaBO2 + Н2О (400___550° С) 4. В2О3 (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН2О. 5. В20з + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) - 2BF3T + SCaSChl +ЗН2О (кип ). 75
6. В2Оз + 2NH3 = 2BN + ЗН2О 7. В2Оз + 2A1 = A12Oj + 2B 8. BjOj + 6Mg — MgjBj + 3MgO MgjB2 + H3PO4 (конц.) = ВчНкхж) + Mg3(PO4)j'l' 9. В20з + ЗС (кокс) + 3C12 = 2BClj + 3CO (2000° С; кат. C, Mg). (800—900° C). (750—900° C), (до+10°С). (1000° C). 145. 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 фто- роводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получе- ние см. 1412, 1473, 1501, 160е. М, = 61,83; d = 1,435; tm = 170° С (р); к, = 4,87(20), 23,54(8О). 1. В(ОН)з = НВО2 + НгО 2В(ОН)з = В2Оз + ЗН2О 2. В(ОН)з (разб.) + Н2О = [В(Н2ОХОН)з], [В(Н2ОХОН)з] + Н2О<==> [В(ОН)4Г + Н3О+; рК, = 9,24. 3. 4В(ОН)з + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 7Н2О, В(ОН)з + NaOH (насыщ.) = Na[B(OH)4]. 4. В(ОН)з + NaOH = NaBO2 + 2Н2О 5. 2В(ОН)з + Na2CO3 = 2NaBO2 + СО2 + ЗН2О 6. В(ОН)з + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН2О. 7. В(ОН)з + ЗН8ОзР(ж) = 3H2SO4 + BF3? (70—160° С), (235° С). (350—400° С). (выше 850° С). (30—55° С). 146. NaBO2 — МЕТАБОРАТ НАТРИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной водой анион BOj переходит в [В(ОН)з]'. Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. 2916, 1414, 1474, 1601. М, = 65,80; d = 2,34; tm = 965° С; Гкип = 1434° С; к, = 25,4<20), 31,4(80). 1. NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + ВДОНХГ (pH > 7, см. 1605). 2. 4NaBO2 + Н2О (гор.) = №2В4О7 + 2NaOH. 3. NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCl + [В(Н2О)(ОН)3]. 4. 2NaBO2 + 2H2SO4 (коиц.) + 2НгО = 2NaHSO4 + 2B(OH)3I. 147. Na2B4O7 —ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ Бура, или тинкал (гидрат). Белый, плавится без разложения. Умеренно раство- ряется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава). 76
Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение см. 1441, 1453, 1604. Мг = 201,22; </= 2,367; IM = 741° С; к, = 2,5<2О), 24,3(80’. 1. Na2B4O7 10Н2О = Na2B4O7 + ЮН2О (выше 380° С). 2. Na2B4O7 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + В4О^ (точнее, [В4О5(ОН)4]2”), В4О^ + 11Н2О<=> 4[В(Н2О)(ОН)з] + 2ОН”; рК0 = 7,89. 3. Na2B4O7 + 2НС1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4{В(Н2О)(ОН)з], Na2B4O7 + 2H2SO4 (коиц.) + 5H2O = 4B(OH)3i + 2NaHSO4 (40—50° C). 4. Na2B4O7 + 7H2O + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)4], Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O (700—750° C). 5. Na2B4O7 + ЗВ2О3 = 2NaBsO8 (650—700° C). 6. Na2B4O7 + CoO = 2NaBO2 + Co(BO2)2 (син.) [750—800° С]. 7. Na2B4O7 + 2NaOH + 4Н2О2 (конц.) + 11Н2О = 2Na2[B2(O j-)2(OH)4] • 6Н2С4 8. Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 1 гСгНзОН = 4В(С2Н5О)зТ + 2NaHSO4 + + 7Н2О (комн), 2В(С2НзО)з + 18О2 = В2Оз + 12СО2 + 15Н2О (сгорание на воздухе) 148. NaBsOs — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(Ш) НАТРИЯ Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава аниона. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 1475. Mt = 205,04; = 785° С (разл.); к, = 9,24<0), 11,9(2О). 1. NaBsOs = NaBO2 + 2В2О3 (выше 785° С) 2. NaBsOs 5Н2О = NaBsOs + 5Н2О (350° С). 3. NaBsOs (разб.) + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [BSO6(OH)4]\ 4. NaBsOs + НС1 (разб.) + 12Н2О = NaCl + 5[В(Н2О)(ОН)з]. 5. 2NaB5O8 + 2H2SO4 (конц.) + 14Н2О = 2NaHSO4 + 10В(ОН)31. 6. NaB5O8 + 8Н2О + 4NaOH (конц.) = 5Na[B(OH)4] 149. ВЕз — 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, 1445, 1457, 1571'4. Mr = 67.81; р = 3,209 г/л (н.у.); tm = -128,36° С; /кип =-Ю0,3° С; v, = 106<0). 1. BF3 + 2Н2О = (HjO)[B(OH)F3](T) (до 6° С). 2. BF} + Н2О =[В(Н2О)Рз] (8—18° С), [В(Н2О)Рз] + Н2О = [B(OH)Fj]~ + Н3О+. 3. 4BFj + 3H2O = 3H[BF4] + B(OH)3l (20—80° С). 4. I6BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na[BF4] + Na2B4O? + 7H2O. 77
5. BF3 + NH3 = [B(NH3)F3] 6. BF3 + MF(p) = M[BF4](p) BF3 + MF<p) = M[BF4]X (до 0° C). (M =Na+, NH4), (M = K, Rb, Cs). 150. BC13 — ТРИХЛОРИД БОРА Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспо- собный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в другие соединения бора. Получение см. 141 , 144. М, = 117,17; 4«) = 1,434(О), 1,343° °; U = -107° С; /кип = +12,5° С. 1. ВС13 + ЗН2О = В(ОН)4 + ЗНС1. 2. 4ВС13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4C>7 + 12NaCl + 7Н2О, ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl. 3. 2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1 (800— 1200° С). 4. 2ВС13 + 3F2 = 2BF3 + ЗС12 (комн.). 5. ВС13 + 4NH3 = BN + 3NH4C1 (500—1000° С, в токе Н2). 6. ВС13 + А1Р = ВР + А1С13 (950° С). 151. В13 — ТРИИОДИД БОРА Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Полностью гидро- лизуется водой, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислоро- дом. Получение см. 141*, 158s. Мг = 391,52; d=3,35; /ПЛ = 49,7°С; /КНп = 209,5° С. 1. 2BI3 = 2В + 312 (выше 700° С или на саету). 2. В13 + ЗН2О = В(ОН)3Х + 3HI. 3. 8BI3 + 3H2SO4 (конц.) + 12Н2О = 8В(ОН)31 + 12I21 + 3H2St (кип), 2BI3 + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 2В(ОН)3Х + 3I21 + 2NOT (кип). 4. 4BI3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4C>7 + 12NaI + 7Н2О, BI3 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaI. 5. 2BI3 + 9О2 = ВгО3 + 31гО5 (150—175° С). 152. Вйз — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком ам- миаке. Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение см. 1417, "• ”. М,= 117,82; </=1,55; /„л >310° С. I. B2S3 + 6Н2О = 2B(OH)3i + 3H2St 2. B2S3 + 9H2SO4 (конц.) = 2B(OH)3i + 12SO2 + 6H2O. 3. B2S3 + 24HNO3 (конц.) = 2B(OH)3i + 3H2SO4 + 24NO2 + 6H2O (кип.). 78
153. BN —МОНОНИТРИД БОРА Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графит) или алмазопо- добный (Р-модификация — боразон). Тугоплавкий, термически устойчивый, очень твердый (P-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-мо- дификация); не реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галоге- нами. Получение см. 141е' ”, 144 , 150s. М, = 24,82; d = 2,29 (а), 3,45 (Р); /пл (р) = 2800° С (а), 3200° С (Р). 1. a-BN ► P-BN (выше 1350° С, p, кат. Na). 2. 2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2Оз + 2NH5 (800° C). 3. a-BN + NaOH (конц.) + ЗН2О = Na[B(OH)4] + NH3 f (кип ). 4. BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4] (комн). 5. 4(a-BN) + 3O2 = 2B2O3 + 2N2 (выше 700° С). 6. 2BN + 3F2 = 2BFj + N2 (комн.). 7. 2(a-BN) + 3C12 = 2BCb + 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. 1428, 1436, 1587. М, = 80,50; 4/=0,824(О); ГШ1 = -56°С; Ц„„ = +55° С. 1. BsHeNs = 3BN + ЗН2 (300° С или на свету). 2. BjHeNs + 9Н2О (гор.) = ЗВ(ОН)з4- + 3NH,T + ЗН2Т. 3. BjHeNj + 3NaOH (конц.) + 12Н2О (хол.) = 3Na[B(OH)<] + ЗН2? + + 3(NHj Н2О). 4. 4ВзНбМз + 2102 = 6В2Оз + 12NO + 12Н2О (электрич. разряд). 155. ВР —МОНОФОСФИД БОРА Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реаги- рует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентри- рованных серной и азотной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегре- тым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. 141 , 150е. Мт = 41,79; /ад = > 2000° С (разл ). 1 4ВР(«) <=* Р4 + 4В (выше 2000° С). 2. ВР + ЗН2О (пар) = В(ОН)з + РНЭ (100° С). 3. ВР + 4H2SO4 (конц., гор.) = В(ОН)з4- + Н3РО4 + 4SO2t + Н2О. 79
4. BP + 8HN0j (конц., хол.) = (BPK^i + 8NOjt + 4H2O, BP + 8HNOj (конц., гор.) = B(OH)ji + H3PO4 + 8NOjt + HjO. 5. BP + 2(K0H 2H2O) = KBO2 + КРОз + 4H2 + H2O (500—600° C). 6. 4BP + 8O2 = 2ВгОз + P4O10 (300—400° C). 156. 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 , 1456, 1493. Л/, = 87,81; t„n (40%-й р-р) = 130° С (разл.). 1. H[BF4] (разб.) + Н2О (хол.) = [BF4]' + НзО+ (в разб. HF). 2. H[BF4] [В(НзО)Рз] (примеси H[B(OH)2F2], H[B(OH)3F]). 3. H[BF4] (конц.) + МОН (разб.) = MtBFJ + Н2О (М = Na, К). 4. H[BF4] (конц.) + NHj Н2О = NH4PF4] + Н2О. 157. Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз- лагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион [BF4p частично подвер- гается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см. 1494 5'6, 1563. Л/, = 109,79; d = 2,47; = 384° С; к, = 108(26'5). 1. Na[BF4] = NaF + BFj (выше 450° С). 2. Na[BF4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + (BF4]', НЛ . ню . [BF4]- 4=> [B(H2O)Fj] «=?> [B(OH)Fj]-. 3. Na[BF4] + ЗН2О = В(ОН)34- + NaF + 3HFt (кип.). 4. 2Na[BF4] + H2SO4 (конц., гор.) = NajSC^ + 2BFjT + 2HFt. 5. Na[BF4] NaO”ap°HU) > Na[B(OH)F3], Na[B(OH)2F2], Na[B(OH)3F]. 158. U|BH4| — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Ш) ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком аммиаке. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой, кислотами. Получение см. 1429. Л/г = 21,78; </=0,67. 1. 2Li[BH4] = 2LiH + 2В + ЗН2 (выше 278° С). 80
2. Li[BH4] + 4H2O = LiOH + B(OH)3i + 4H2T. 3. Li[BH4] + 3H2O + HC1 (разб.) = LiCl + B(OH)3i + 4H2T, 2Li[BH4] + 2НС1(Г) = 2LiCl + B2H6 + H2 4. Li[BH4] + 2O2 = LiBO2 + 2H2O 5. 3Li[BH4] + 8I2 = 3LiI + 3BI3 + 4H2 + 4HI 6. 6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6T + 6LiCli 7. 3Li[BH4] + 3NH4C1 = B3H6N3 + 9H2 + 3LiCl боразин (выше 75° С), (выше 250° С), (кип. в гексане), (в эфире). (220° С). 159. Na|BH4] — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(111) НАТРИЯ Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холод- ной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, кислородом. Получение см. 2314, 1426. М, = 37,83; d = 1,074; tra = 400° С (разл.); к, = 20,5<0), 55(Ю). 1. Na[BH4] = Na + В + 2Н2 (выше 450° С). 2. Na[BH4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [ВН4]'. 3. Na[BH4] + 4Н2О (гор.) = NaOH + В(ОН)34 + 4Н2Т. 4. Na[BH4] + ЗНгО + НС1 (разб.) = NaCl + В(ОН)31 + 4Н2Т, 2Na[BH4] + 2НС1<Г) = 2NaCl + B2Ht + Н2 (выше 100° С). 5. 2Na[BH4] + H2SO4 = В2Н4Т + Na2SO4 + 2H2T (-10° С, в хлорбензоле). 6. Na[BH4] + 2О2 = NaBO2 + 2Н2О (выше 300° С). 160. Na|B(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТ(П1) НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислота- ми. Получение см. 1413, 1453, 1461, 147*. Мг = 101,83; d = 1,905; ks = 45,7(М), 58,Т*30*. 1. Na[B(OH)4] - NaBO2 + 2Н2О (выше 306° С). 2. Na[B(OH)4]-2H2O = Na[B(OH)4] + 2Н2О (выше 60° С, над Р4Ою) 3. Na[B(OH)4] (разб.) + 4НгО (хол.) = (NaCHjOM* + [В(ОН)4Г, [В(ОН)4Г + Н2О <=> (В(Н2ОХОН)3] + ОН'; рХ0 = 4,76. 4. Na[B(OH)4] (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH + 7Н2О. 5. Na[B(OH)4j + НС1 (разб.) = NaCl + [В(Н2ОХОН)3]. 6. 2Na[B(OH)4] + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2В(ОН)3Ф + 2H2O. 161. |B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давле- нием. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид-
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 149s. М, = 84,84; d = 1,854; г„ = 162° €(р); к, = 36,0<25). 1. 4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4BF«] (выше 125° С). 2. [B(NH3)F3] + 2 Н2О (хол.) = + NH3 HjO. 3. [B(NH3)F3] + HjO (гор.) = NH4B(OH)F3], 4{B(NH3)F3] + 3HjO = B(OH)3l + 3H[BF<] + 4NH3T (кип). 4. [B(NH3)F3] + HC1 (разб.) + HjO = NH4C1 + [B^jOJFj], 5. 16[B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол.) + 9НгО = 12Na(BF4J + Na2B4O7 + + 16(NHj НгО). АЛЮМИНИЙ 162. 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. Реакционно- способный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реаги- рует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. 163й, 171*'. Мг = 26,982; </=2,702; /„ = 660,37° С; /„„ = 2500° С. 1. 2(А1, Hg) + 6Н2О = 2А1(ОН)3Ф + 3H2t + 2Hgl (комн.) 2. 2А1 + 6НС1 (разб.) = 2А1С13 + ЗН2Т. 3. 8А1 + 30 HNOj (разб.) = 8Al(NO3h + 3N2O +15Н2О, 8А1 + 30 HNOj (оч. разб.) = 8A1(NO3)3 + ЗИН^Оэ + 9НгО. 4. 2А1 + 2(NaOH Н2О) = 2NaAlO2 + ЗН2 (400—500° С), 2А1 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О (гор.) = 2Na(Al(OH)4] + 3H2t. 5. 8А1 + 18НгО + 3KNO3 + 5КОН = 8К[А1(ОН)4] + 3NH 3Т (кип). 6. 4А1 (порошок) + ЗО2 = 2А1гОэ 7. 2А1 + 3F2 = 2A1F3 2А1 (порошок) + ЗЕ2 = 2А1Е3 2А1 (порошок) + 312 = 2A1Ij 8. 2А1 + 3S = A12Sj 9. 2А1 (порошок) + N2 = 2A1N 4А1 + Р4 = 4А1Р 10. 4А1 + ЗС (графит) = АЦС3 11. 2А1 + 6HF(r) = 2A1F3 + ЗН2 2А1 + 3H2S = A12Sj + ЗН2 12. 2А1 + 2NH3 = 2A1N + ЗН2 13. 8А1 + 3 (Fe'^^'K)^ 4А120э + 9Fe (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). 82
163. АкОз —ОКСИД АЛЮМИНИЯ Корунд, глинозем. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокален- ном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированны- ми кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании. Получение см. 162е, 1641, 1651. Mr =101,96; <7=3,97; im = 2053° С; г„„ > 3000° С. 1. А120з + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С1з + ЗН2О. 2. А120з + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Al(OH)«], А120з + 2NaOH = 2NaAlO2 + НгО (900—1100° С). 3. А120з + Na2CO3 = 2NaAlCh + СО2 (1000—1200° С). 4. А120з + 3K2S2O7 = A12(SO4)3 + 3K2SO< (400-^70° С), А1гОз + 6KHSO< = A12(SO4)3 + 3K2SO< + 3H2O (400—550° С). 5. A12O3 + 3N2O5= 2A1(NO3)3 (35—40° С). 6. А120з + MgO = (MgAl2)O4 (1600° С). 7. A12O3 + 6HF(r) = 2A1F3 + 3H2O (450—600° С). 8. 2А12Оз + 9C (кокс) = АЦСз + 6CO (1800° С). 9. А12Оз + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2А1С1з + ЗСО (800—900° С). 10. А12Оз + ЗС (кокс) + N2 = 2A1N + ЗСО (1600—1800° С). 11. ^ЬОз в расплаве Na^AiFs) » 4А1 (катод)+ 3O2f (анод) [900° CJ. 164. А1(ОН)з —ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ Гиббсит (моноклинный), байерит (тригональный). Белый, термически неустой- чивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотер- ные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании. Получение см. 1684'5, 171’, 1764'618. ' М, = 78,00; <7=2,42. 1. А1(ОН)з = АЮ(ОН) + Н2О (д0 200° С), 2А1(ОН)з = А12Оз + ЗН2О (выше 575° С). 2. А1(ОН)з<т) + 6Н2О ^=2 [А1(Н2О)б]3+ + ЗОН’; рПР25 = 31,24, А1(ОН)Хт)+ 4HjO <=+ [А1(Н2О)2(ОН)<] + Н3О+; рПР“ = 14,43. 3. А1(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = А1С1з + ЗН2О. 4. А1(ОН)з + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)<], А1(ОН)з + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О (1000° С). 5. А1(ОН)з + 3HF (конц.) + 3NaF = Маз[А1Р«]1 + ЗН2О. 83
165. АКХОН) — МЕТАГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ Диаспор (a-модификация), бемит (0). Белый, при нагревании разлагается. По сравнению с А1(ОН)з обладает меньшей реакционной способностью. Не реаги- рует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Полу- чение см. 164*, 1685, 1717. М, = 59,99; d = 3,01—3,35. 1. 2А1О(ОН) = А12Оз + Н2О (360—575° С). 2. А1О(ОН) + ЗНС1 (конц.) = AlCh + 2Н2О. 3. А1О(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OH)4], А1О(ОН) + NaOH = NaAlO2 + Н2О (1000° С). 166. A1(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, 1635, 167е. М, = 212,99; d = 1,89; Мкр.) = 66° С (разл.); к, = 73,9<2О), 132,6<80). 1. 4A1(NO3)3 = 2А12Оз + 12NO2 + 3O2 (150—200° С). 2. A1(NO3)3 9НгО = A1(NO})3+ 9Н2О (до 40° С, вак ). 3. A1(NO3)3 (разб.) + 6НгО = [А1(НгО)б]3+ + 3NO; (pH < 7, см. 1673). 4. A1(NO3)3 + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OH)4] + 3NaNO3. 5. A1(NO3)3 + 3(NHs НгО) [конц., хол ] = А1(ОН)31 + 3NH4NO3, A1(NO})3 + 3(NH3 • Н2О) [конц., гор ] = АЮ(ОН)1 + 3NH4NO3 + Н2О. 167. 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 аммиа- ка. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1634. А/г = 342,15; rf=2,71; = 770° С (разл.); к, =36,4<20), 73,1(8О). 1. 2А12(5О4)з = 2А12Оз + 6SO2 + ЗО2 (770—860° С). 2. А12(8О4)з 18Н2О= А12(БО4)з+18Н2О (420° С). 3. А1г(8О4)з (разб.) + 12НгО (хол.) = 2[А1(Н2О)б]3+ + 3SOf, [А1(Н2О)б]3+ + Н2О <=? [Al(H2O)s(OH)]2+ + Н}О+; рКК = 5,02, 2[А1(Н2О)з(ОН)]2+ <=+ [А1г(НгО)»(ОН)гГ + 2H2O; 1g Кс = 2,78. 4. А1г(5О4)з (оч. разб.) + 6Н2О = 2А1(ОН)}4-+ 3H2SO4 (кип ). 5. А12(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 2А1(ОН)31 + 3Na2SO4, A12(SO4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4. 6. A12(SO4)} + 8NaOH = 2NaAlO2 + 3Na2SO4 + 4H2O (900—1000° C). 84
7. AhfSCUh + 6(NH3 • НгО) [конц., хол.] = 2А1(ОН)з4' + 3(NH4)2SO4, A12(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц., гор.] = 2АЮ(ОН)4 + 3(NH4)2SO4 + 2НгО. 8. A12(SO4)3 + 3M(NO3)2 = 3MSO41 + 2А1(МОз)з (М = Ва, РЬ). 168. KAKSO4)2 — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ-КАЛИЯ Алюмокалиевые квасцы (гидрат). Белый, при нагревании разлагается. Умерен- но растворяется в воде (гидролиз по катиону алюминия). Реагирует со щелоча- ми, гидратом аммиака. Получают совместной кристаллизацией сульфата алю- миния и сульфата калия. Mr = 258,20; d = 2,75; 1,757 (кр.); к, = 5,9(20), 71,0ой*’. 1. 4KA1(SO4)2 = 2K2SO4 + 2А120з + 6SO2 + ЗО2 (800—900° С). 2. KA1(SO4)212H2O = KA1(SO4)2+12Н2О (120° С). 3. KA1(SO4)2 (разб.) + 12НгО = [К(НгО)б]+ + [Al(H2O)e]3+ +2SO2, [А1(Н2О)б13+ + Н2О <=> [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + НзО+, = 5,02, 2[А1(Н2О)5(ОН)]2+ [А12(Н2О)8(ОН)2]4+ + 2Н2О; 1g К, = 2,78. 4. KAl(SO4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)34- + 2K2SO4, KA1(SO4)2 + 4КОН (конц.) = К[А1(ОН)4] + 2K2SO4. 5. 2KA1(SO4)2 + 6(NH3 Н2О)[конц., хол ] = 2A1(OH)3J- + K2SO4 + 3(NH4)2SO4, 2KAl(SO4h + 6(NH3 Н2О)[конц., гор.] = 2A1O(OH)1 + K2SO4 + + 3(NH4)2SO4 + 2H2O. 169. NaAICh —ДИОКСОАЛЮМИНАТ(ШУ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильноще- лочной среде переходит в Na[Al(OH)4j. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 2^, 2812'23, 1624, 1632 3, 176’. Mr = 81,97; d = 2,693; tm = 1800° С. 1. NaAlCh + 2НгО (гор.)—-—► NaOH + А1(ОН)з4-(аморфн). 2. NaAlO2 + 4Н2О = Na[Al(H2O)2(OH)4] (в разб. NaOH), NaAlO2 + 2НгО = Na[Al(OH)4] (в конц. NaOH). 3. NaAlO2 + 4НС1 (конц.) = NaCl + AICI3 + 2НгО. 4. 2NaA102 + ЗН2О + СО2 —-—> Na2CO3 + 2А1(ОН)ц (крист.) [кип.]. 5. 2NaA102 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)O4 (700—800° C). шпинель 170. AIF3—ФТОРИД АЛЮМИНИЯ Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяет- ся в холодной воде, лучше — в горячей; не растворяется в жидком HF. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Пере- 85
водится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение см. 162’", 163’. Л/г = 83,98; d = 2,88; к, = 0,50(25), 0,89(’5). 1. AIF3H2O = AlFj + Н2О (150—200° С). 2. AlFj + ЗН2О (пар) = А1(ОН)3 + 3HF (400° С). 3. 4A1F3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3Na[AlF4], 4. AIF3 + 3(NH3 H2O) [конц.] = А1(ОН)зФ + 3NH4F. 5. AIF3 + 3HF (конц.) = HsfAlFs], AIF3 + 3NaF (конц.) = Na3[AlF«], AIF3 (насыщ.) + HF(r> + МНз(г) = NH4AlF4]i. 171. АЮз — ХЛОРИД АЛЮМИНИЯ Хлоралюминит (гидрат). Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в хо- лодной 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. А/г= 133,34; 4=2,47; = 192,6° С (р); к, = 45,9<м), 48,6(М). 1. 2А1С1Хт) <==> AhCkfr) AljCW) <=? 2А1С1Хг) (179,7° С), (440—800° С). 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10 А1С13 6Н2О = А1С1(ОН)2 + 2НС1 + 4Н2О 2(А1С1з 6Н2О) = AI2O3 + 6НС1 + 9Н2О А1С1з (разб.) + 6Н2О (хол.) = [А1(Н2О)б]3+ + ЗСГ А1С1з + ЗН2О (гор.) = А1(ОН)зФ + ЗНС1Т. (100—200° С), (200—450° С). (pH <7, см. 1673). А1С1Хт)+ 2Н2О (влага воздуха) = А1С1(ОН)г + 2НС1. А1С1з + 3NaOH (разб.) = А1(ОН),Ф + 3NaCl, А1С1з + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl. А1С1з + 3(NH, HjO) [конц., хол.) = А1(ОН)зФ + 3NH4C1, AICI3 + 3(NH, HjO) [коиц., гор.] = А1О(ОН)Ф + 3NH4C1 + Н2О. AICI3 + Na3PO4 = А1РО4 (аморфн.) + 3NaCl. AICI3 + 3Na[BH«] = А1[ВН4]з + 3NaCl (45—50° C). AlCh + NH4CI = NH4A1CU] (220—250° C). 11. 2A1C1X>) меггроли1> 2A1 (катод) + ЗСкТ (анод). 172. AI2S3 — СУЛЬФИД АЛЮМИНИЯ Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давле- нием N2. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из водного раствора. Реагирует с кислотами. Получение см. 162*. А/, = 150,16; 4=2,02; = 1120° С (р). 86
1. A12S3 + 6 НгО = 2Al(OH)j 4 + 3H2ST (комн). 2. A12Sj + 6HC1 (разб.) = 2А1С1з + 3H2St. 3. A12Sj + ЗОН1ЧОз (конц., гор.) = 2А1(ЫОз)з + 3H2SO« + 24NO2 + 12H2O. 4. 2A12S3 + 9O2 = 2А12Оз + 6SO2 (700—800° C). 173. AI4C3 — 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. 162”, 163*. М, = 143,96; d=2,36. 1. AI4C3 = 4А1 + ЗС (графит) [выше 2200° С]. 2. AI4C3 + 12Н2О = 4А1(ОН)з1 + ЗСНЛ. 3. АкСз + 12НС1 (разб.) = 4А1С1з + ЗСН/Г. 4. AUC3 +4NaOH (конц.) + 12HjO = 4Na[Al(OH)4] + ЗСН4Т. 5. AUC3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4 (2200° С). 6. АЦСз + 6О2 = 2А1зОз + ЗСО2 (650—700° С). 174. NaMA1F6| — ГЕКСАФТОРОАЛЮМИНАТ(П1) НАТРИЯ Криолит. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Очень плохо раство- ряется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидра- том аммиака. Получение см. 34е, 1645. М, = 209,94; d = 2,98; t „ • 1000° С (разл.); к, = 0,04(2О). 1. Na3[AlF6]« = 3Na++ [AlFe]5- (1000° С), [AlFel’^z^? [А1Р4Г + 2F“ (выше 1000° С). 2. 2Na3[AlF6l + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + A12(SO4)3 + 12HF?. 3. Na3[AlFel + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4[ + 6NaF. 4. Na3[AlF6[ + 6(NH3 H2O) [конц.[ = 3NaOH + Al(OH)3i + 6NH4F. 175. U|A1H4| — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(1Н) ЛИТИЯ Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается прн нагревании. Реакцион- носпособный, окисляется О2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 9м. Мг = 37,96; rf=0,72. 1. 2Li[AIH<] = 2LiH + 2A1 + 3H2 (125—170° С). 2. L1IAIH4] + 4Н2О = LiOH + А1(ОН)31 + 4H2t. 3. Li[AlH«] + 4НС1 (разб.) = LiCl + AICI3 + 4Н2Т. 4. 2Li[AlH4] + 4О2 = С1гО + А12О3 + 4Н2О (выше 150° С), 87
Li[AlH4] + 4F2 = Li[AlF4] + 4HF 5. 3Li[AlH4] + 4BC13 = 3LiCl + 3A1C13 + 2B2H6t (комн.), (в эфире). 176. Na|AKOH)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)?], Na6[AUO4(OH)i6] и Na4Al403(OH)io]. Разлагается при разбавлении раствора водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом алюминия. Получение см. 2817'24128, 162*, 164?, 1692. Мг= 118,00. 1. Na[AI(OH)4] = NaAlO2 + 2Н2О (800° С). 2. 6Na[Al(OH)4] (насыщ.) = НаДА16О4(ОН)16]4- +4Н2О (40° С, в 50%-м NaOH). Na[Al(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН2О = Na4[Al(OH)7] 3H2Ol (60—65° С). 4Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Na4[Al403(OH)io]J- + ЗН2О (100° С, в 50%-м NaOH). 3. Na[Al(OH)4] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(ОН)4Г (в конц. NaOH), Na[Al(OH)4] + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(Н2О)2(ОН)4] (в разб. NaOH). 4. Na[Al(OH)4] —-—> Al(OH)jl + NaOH (разбавление водой). 5. Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб.) = AlClj + NaCl + 4H2O. 6. Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)jl + NaHCOj. 7. 2Na[Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2A1O(OH)I + Na2COj + 2NH3T + + 4H2O (кип.). 8. 3Na[Al(OH)4] + AlClj (конц.) = 4Al(OH)jl + 3NaCl. ГАЛЛИЙ 177. Ga —ГАЛЛИЙ Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, плас- тичный металл. В твердом и жидком состояниях образован молекулами Ga2, газ — одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, силь- ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см. 1783, 182’ Мг =69,723; d = 5,904, 6,0948(30); /Пл = 29,78° С; = 2403° С. 1. 2Ga + 6Н2О (гор.) = 2Ga(OH)jl + ЗН21, 2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2 (350° С). 88
2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2t. Ga + 6HNO3 (конц.) = Ga(NO3)3 + 3NO2t + ЗНгО. 2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2T, 2Ga + 2(NH3 • H2O) [конц., хол.] + 6H2O = 2NH4Ga(OH)4 + ЗН2Т. 2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8H2O = 2Na[Ga(OH)4 + 3H2T + 2NaHCO3. 2Ga + О2 = 2GaO? (сгорание на воздухе). 2Ga + ЗС12 = 2GaCl3 (80 —200° С). 2Ga + 3S = Ga2S3 (800° С). 2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2 (250—350° С). (1050—1200° C). 10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H2 178. Ga2O3 — ОКСИД ГАЛЛИЯ(П1) Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводник. Не реагирует с водой. В прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; пере- водится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавли- вается водородом. Получение см. 1791, 1801, 1811, 1836. М,= 187,44; rf=5,88; 1725°С(р). 1. Ga2O3 + 6НС1 (конц.) = 2GaCl3 + ЗН2О. 2. Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Ga(OH)<], Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + НгО (выше 150° C). 3. Ga2O3 + 3H2 — 2Ga + 3H2O (700° C). 4. Ga2O3 + 3SC12O = 2GaCl3 + 3SO2 (200° C). Ga2O3 + 6NH4CI = 2GaCl3 + 6NH3 + 3H2O (250° C). 5. Ga2O3 + 6NaHSO< = Ga2(SC>4)3 + 3Na2SO4 + 3H2O (350—400° C). 6. Ga2O3 + ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2 (900— 1000° C). 7. Ga2O3 + 3H2S = Ga2S3 + ЗНгО (600—700° C). 8. Ga2O3 + 2NH3 = 2GaN + 3H2O (1000— 1200°C). 9. Ga2O3 + 4Ga = 3Ga2O (500° C) 179. Ga(OH)3 — ГИДРОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш) Зёнгеит. Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, осаждается из раствора в слабокислотной и слабощелочной среде. Про- являет амфотерные свойства; переводится в раствор кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Получение см. 177*, 1804'5'8, 1814 5, 182 ' , 183 . М,= 120,74. 1. Ga(OH)3 =GaO(OH) + Н2О (80—400° С), 2Ga(OH)3 = Ga2O3 + ЗН2О (540—600° С). 2. Оа(ОН)хт) + 6Н2О^=» [GaGi^Xr + ЗОН”; рПР25 = 35,39. Ga(OH)XT> + 4Н2О«=> [Ga(H2O)2(OH)4] + Н3О+; рПР25 = 10,54. 89
3. Ga(OH)3 + 3HC1 (разб.) = GaCh + 3HjO. 4. Ga(OH)j + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4], Ga(OH)3 + NaOH = NaGaO2 + 2H2O 5. Ga(OH)j + NHj • H2O (конц., хол.) = NH4Ga(OH)4). (выше 150° С). 180. Ga(NOj)j — НИТРАТ ГАЛЛИЯ(П1) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1773. Afr = 255,74; *,= 181(2О>. 1. 4Ga(NO3)j = 2Ga2O3 + 12NO2 + ЗО2 (110—200° С). 2. Ga(NOj)j 9Н2О = Ga(NOj)j + 9Н2О (40— 60° С, вак.). 3. Ga(NO3)j (разб.) + 6Н2О = [Ga(H2O)e]3+ + 3NO,, [GaCHaOKf* + Н2О<=* [Ga(H2O)5(OH)]2+ + Н3О+; p/CK = 2,81. 4. Ga(NOj)j + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)j4- + 3NaNOj, Ga(NOj)j + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaNOj. 5. Ga(NOj)j + 3(NHj H2O) [разб.] = Ga(OH)4 + 3NH4NO3, Ga(NOj)j + 4(NHj H2O) [конц., хол ] = NH4Ga(OH)4] + 3NH4NOj. 6. Ga(NO3)j + 3HF (разб.) = GaFji + 3HNOj. 7. Ga(NO3)j + K3PO4 = GaPO44- + 3KNOj. 8. 2Ga(NO3)j + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OH)4 + 3H2ST + 6NaNO3. 181. GaXSO4)j — СУЛЬФАТ ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образу- ет двойные соли — каасцы. Получение см. 178s. Mr = 427,63; к, = 92(М). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 2Ga2(SO4)j = 2Ga2O3 + 6SO2 + ЗО2 (520—700° С). Ga2(SO4)j • 18Н2О = Ga2(SO4)3 + 18Н2О (40—360° С, вак ). Ga2(SO4)j (разб.) + 12Н2О = 2[Ga(H2O)e]3+ + 3SO^ (pH < 7, см. 1803). Ga2(SO4)j + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)4 + 3Na2SO4, Ga2(SO4)j + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na2SO4. Ga2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2Ga(OH)34- + 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] 4- (M = K+, Rb+, Cs+,NH;). 182. GaCh — ХЛОРИД ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, ннзкоплавкий, летучий; в газе димеризуется. Неустойчив во влажном воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реагн- 90
руст с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щело- чами, гидратом аммиака. Получение см. 1772 ’, 1781'4, 179’, 183 . М, = 176,08; d = 2,47; tm = 77,8° С; rraH = 201,3° С. 1. GaCb H2O = Ga(Cl)O + 2НС1 (выше 300° С). 2. GaCb (разб.) + 6НгО (хол.) = [Ga(H2O)e]’+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1803). 3. GaCb + 2НгО (гор.) = GaCl(OH)2i + 2НС1, GaCb + 2Н2О (пар) = GaO(OH) + ЗНС1 (350° С). 4. GaCb + НС1 (конц.) = H[GaCl4] (комн., в 6 М НС1). 5. GaCb + 3NaOH (разб.) = Ga(OHM + 3NaCl, GaCb + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl. 6. GaCb + 3(NH3 • НгО) [разб.] = Ga(OH)3 4 + 3NH4C1, GaCb + 4(NH3 • НгО) [конц., хол ] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4C1. 7. GaCb + 4LiH = Li[GaH4] + 3LiCli (до 10° С, в эфире). 8. 4GaCb + 2Ga = 3(Ga+)[GaCk] (до150°С). 9. 2GaClj(p) -2^222^ 2Gai (катод) + 3C12T (анод). 183. 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’, 1787. Мг = 235,64; d = 3,747; tm = 1125° С(р). 1. Ga2S3 = Ga2S2 + S (950— 1300° C). 2. Ga2S3 + 6H2O = 2Ga(OH)3i + 3H2ST. 3. Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCb + 3H2St 4. Ga2S3 + 5NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3NaHS. 5. Ga2S3 + Na2S = 2Na[GaS2] (700—800° C). 6. 2Ga2S3 + 9O2 = 2Ga2O3 + 6SO2 (500— 750° C). ИНДИЙ 184. In —ИНДИЙ Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изме- няется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа- ка. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами. Получение см. 185<3, 188’. Mr = 114,82; d =7,30; = 156,634° С; гкип = 2024° С. 1. 2In + 6НС1 (разб.) = 21пС13 + ЗН2Т, In + 2НС1<г) = 1пС1г(г) + Н2 (700—970° С). 91
2. In + 4HNO3 (разб., гор.) = 1п(МОз)з + NO Т + 2Н2О. 3. 41п + ЗО2 = 21п20з (800° С, сжигание на воздухе). 4. 21п + ЗС12 = 21пС1з 5. 2In + 3S = 1п2Бз 6. 21п + СО2 = 1п2О (чери.) + СО 7. 2In + H2S = In2S + Н2 (120— 150° С). (1050—1100° С). (850° С). (700—800° С). 185.1п2Оз — ОКСИД ИНДИЯ(Ш) Светло-желтый (при высокой температуре — корйчневый), малолетучий, пла- вится под избыточным давлением О2, полупроводник л-типа. В прокаленном виде не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Прояв- ляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спека- нии. Восстанавливается водородом и углеродом. Получение см. 1843,186 , 187 , 188', 190". М, = 277,64; </=7,179; = 1910° С (/>); /кип » 3300° С. 1. 1п2ОХт) < * 1п2ОХг) < * 1п2О(г) + О2 2. ЬзОз + 6НС1 (разб., гор.) = 21пС13 + ЗН2О. 3. 1п2Оз + 2NaOH = 2NaInO2 + Н2О 4. 1п20з + ЗН2 = 21п + ЗН2О 5. 1п20з + ЗС (графит) = 2In + ЗСО 6. 21п2О3 + ЗС (графит) + 6С12 = 41пС1з + ЗСО2 7. 1п2О3 + 2NH3 = InN + ЗН2О 8. 1п20з + 3H2S = 1п23з + ЗН2О (1200— 1700° С). (500— 600° С). (700° С). (800—900° С). (500° С). (600—630° С). (500— 700° С). 186.1п(ОН)з — ГИДРОКСИД ИНДИЯ(1И) Джалиндит. Белый, аморфный, при нагреаании разлагается. Не растворяется в воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Полу- чение см. 1874'5, 1885'6, 1893 . Мг = 165,84; d = 4,33; рПР25 = 36,89. 1. 21п(ОН)з = 1п20з + ЗН2О (340—850° С). 2. 1п(ОН)з + 3HNO3 (разб.) = In(NO3)3 + ЗН2О, 21п(ОН)з + 3H2SO4 (разб.) = 1п2(8О4)з + 6Н2О. 3. 1п(ОН)з + NaOH = NaInO2 + 2Н2О (400—550° С). 187.1п(1ЧОз)з — НИТРАТ ИИДИЯ(1П) Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1842, 1862. 92
Mt = 300,83. 1. 2In(NO3)3 = 2In(NO3)O + 4NO2 + O2 (100—160° C), 4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2 (230—250° C). 2. In(NO3)3 5H:O = In(NO3)3 + 5H2O (60° С, вак.). 3. ln(NO3)3 (разб.) + 6H2O= [1п(Н2О)б]3+ + 3NOJ, Цп(Н2О)в]3+ + Н2ОЧ=» [In(H2O)s(OH)]2+ + Н3О+; рА'к = 3,58. 4. In(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3l + 3NaNO3. 5. In(NO3)3 + 3(NH3 • HjO) [конц.] = In(OH)3i + 3NH4NO3. 6. In(NO3)3 + 3K1O3 = In(IO3)3i + 3KNO3. 188. InXSO4)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. Mt = 517,83; d = 3,438 (кр.); к, = 117<2О). 1. 2In2(SO4)3 — 21п1О3 + 6SO2 + 30j (выше 600° С). 2. Ini(SO4)3 • 9Н2О = In2(SO4)3 + 9Н2О (200° С, вак). 3. In2(SO4)3 (разб.) + 12 НгО = 2[1п(Н2О)б]5+ + 3SO?, [1п(Н2О)б]3+ + Н2О Цп(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рАГк = 3,58, [1п(Н2О)б]3+ + SOj- <=► [In(H2O)4(SO4)]+ + 2НгО; 1g X, = 3,04. 4. In2(SO4)3 (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2Н[1п(8О4)г]. 5. In2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2In(OH)3i + 3Na2SO4. 6. In2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = 2In(OH)3i + 3(NH4)2SO4. 7. In2(SO4)3 + 3H2S = In2S3i + 3H2SO4. 8. 21n2(SO4)3 + 6HyO У**1**01”1 > 4jn (каТОд) + зо2Т (анод) + 6H2SO4. 189. 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. Полу- чение см. 1841,4, 1852"*, 190’. Мг = 221,18; d = 3,46; tm = 583° С (р); к, = 191,1(22), 373,7(М). 1. 1пС13 • 4Н2О = In(Cl)O + 2НС1 + ЗН2О (56— 200° С) 2. 1пС13 (разб.) + 6Н2О = [1п(Н2О)б]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1873). 3. InCl3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)34 + 3NaCl. 4. InCl3 + 3(NH3 Н2О) [конц.] = In(OH)31 + 3NH4C1. 5. InCl3 + 4NHxo = InN + 3NH4C1 (600° С, в присутствии NH4F).
6. InCb + 3HF = InFj I + 3HC1, InCh + 3CsCl = CsJInCU]!. 7. 2InCh + 3H2S = InjSj I + 6HC1. 8. InCh + 3KCN = In(CNh I + 3KC1. 9. InCb + K3PO4 = InPOj + 3KC1. 10. InCh + 3LiH = InH31 + 3LiCl (в эфире). 190.1щ8з —СУЛЬФИД ИНДИЯ(1П) Темно-красный или желтый (мелкокристаллический), нелетучий, термически устойчивый, полупроводник. Не растворяется в воде, не реагирует с разбавлен- ными кислотами. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, реаги- рует с сульфидами щелочных металлов в жестких условиях. Получение см. 1845, 185*, 1887, 1897. Мт = 325,84; d - 4,648; tm - 1072° С; рПР25 = 83,04. 1. In2S3 + 6НС1 (конц.) = 21пС1з + 3H2ST (кип.). 2. In2S3 + ЗОНЫОз (конц.) = 2In(NO3)j + 24NO2 + 3H2SO« + 12Н2О (кип). 3. In2Sj + 3NaOH (конц., гор.)’ + ЗН2О = 2In(OH)31 + 3NaHS. 4. 2In2Sj + 9О2 = 21п20з + 6SO2 (выше 650° С). 5. In2Sj + 3Na2S (конц.) - 2Каз[1п5з]<р) (комн.), In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[lnS2] (120—140° С, р). ТАЛЛИЙ 191. И —ТАЛЛИЙ Серебристо-белый металл, пластичный, очень мягкий, легкоплавкий. На воз- духе 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' *, 1985, 199*. М, = 204,383; </=11,84; tm = 303,6° С; r„„ = 1457° С. 1. 2Т1 + H2SO< (разб., хол.) = T12SO«I + Н2Т. 2. ЗТ1 + 4HNO3 (разб., гор.) = ЗПЫОз + NOT + 2Н2О, Т1 + 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О. 3. 4Т1 + 2О2 = Т12О + Т120з (400° С, сгорание на воздухе), 4Т1 + 2Н2О + О2 = 4Т1ОН (50—70° С), 4. 2П + ЗН2О2 (конц.) = Т12О34. + ЗН2О. 5. 2Т1 + С12 = 2Т1С1 (комн), 2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2НГПСЦ. 6. 2Т1 + S = T12S (320° С, в атмосфере Н2), 2Т1 + 3S = T12S3 (200—250° С). 94
192. ThO — ОКСИД ТАЛЛИЯ(1) Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме. На воздухе частично окисляется. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с водой (образуется щелочной рас- твор), кислотами. Восстанавливается водородом и монооксидом углерода, полностью окисляется кислородом при слабом нагревании. Получение см. 1931'7, 19412, 195', 196'. М, = 424,77; d = 9,52; tm = 303° С; /гип « 1100° С. 1. Т12О(т) = П2О(Г) Т1 + О2 (выше 1300° С). 2. Т12О + Н2О = 2Т1ОН. 3. Т12О + 2НС1 (разб.) = 2ПС1 J- + Н2О, Т1гО + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О. 4. Т12О + Н2 = 2Т1 + Н2О (выше 500° С). Т12О + СО = 2Т1 + СО2 (250— 325° С) 5. Т12О + О2 = Т12О3 (до 200° С) 193. Т12О3 — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш) Авицеинит. Коричнево-черный, малолетучий, плавится без разложения под избыточным давлением О2, при 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. Полу- чение см. 1913-'*, 196*. 1971,3,5, 2004’6. Мг = 456,76; d = 10,11; tm = 717° С(р). 1. Т12О3 = Т12О + О2 (500— 1000° С). 2. ЛгОз • лН2О = Т12О3 + лН2О (до 300° С, вак.). 3. Т12О3 + 8НС1 (конц.) = 2Н[ПС12] + 2С12Т + ЗН2О. 4. Т12О3 + 4H2SO< (конц.) = 2H[T1(SO4)2] {или T1(HSO4)SO4}1 + ЗН2О. 5. Т12О3 + 6HNO3 (конц.) = 2T1(NO3)3 + ЗН2О. 6. Т12О3 + 2МОН = МТ1О2 + Н2О (450—575° С; М = Li, Na, К, Rb). 7. Т12О3 + 2Н2 = Т12О + 2Н2О (150—185° С). 8. Т12О3 + 3F2 = 2T1F3 + ЗО2 (до 550° С). 9. 2Т12О3 + 5S (порошок) = 2T12S + 3SO2 (комн.). 10. Т12О3 + Н2О2 = 2Т1ОН + О2Т + НгО. 194. ПОН — 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. Получе- ние см. 191’, 1922, 198*. Л/г = 221,39; d = 7,44; tM = 125° С (разл.); ks = 34,3<|8), 126,1<90). 95
1. 2T1OH = ТЪО + H2O (выше 125° С). 2. T1OH 2H2O = T1OH + 2H2O (45—60° С, вак.), 2{T1OH • 2H2O} = TI2O + 5НзО (140° С). 3. T1OH (разб.) + лНгО = ГГ1(Н2О),]+ + ОН". 4. Т1ОН + НС1 (разб.) = TlCli + НгО, T1OH + HNO3 (разб.) = TINO3 + H2O. 5. 2T1OH (разб.) + Zn(NO3)z = Zn(OH)2J- + 2ПЫОз, 2T1OH (конц.) + Zn(OH)2 = 'Пг[Хп(ОН)4] + 2Т1ЫОз. 6. 2Т1ОН + Ог = ПгОз + НгО 2Т1ОН + 4NaOH + 2С1г = TI2O31 + 4NaCl + ЗН2О. (200° С), 7. Т1ОН (разб.) + СО2 = Т1НСОз4-, 2ПОН + СОг = ТЪСОз 4- + Н2О (в этаноле). 195. TI2CO3 —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 кислота- ми. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 1947. М, = 468,77; d = 7,11; tw = 272° С; к, = 5,23(|”, 27,2(|0О). 1. TI2CO3 = TI2O + СО2 2. Т12СОз (разб.) + 2лН2О = 2ГП(Н2О)„]+ + COj", СО^+ Н2О <=* НСОз + ОН"; рКо = 3,67. 3. U2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2ПС1Х + Н2О + СО21. 4. TI2CO3 (разб.) + Н2О + СО2 = 2Т1НСОз4-. (300—360° С). 196. TINO3 —НИТРАТ ТАЛЛИЯ(1) Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза иет), растворимость сильно увеличи- вается с ростом температуры. Кристаллогидратов ие образует. Восстанови- тель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1912, 194 . Мг = 266,39; d- 5,556; tM = 206,5°C; к, = 9,55<2О), 111(80). 1. 4T1NO3 = TI2O3 + T12O + 4NO2 (250—350° С), 4T1NO3 = 2Т12О + 4NO2 + О2 (выше 500° С). 2. TINO3 (разб.) + лНгО = (ТКНгО),]++ NOj (pH 7). 3. TINO3 + 4HNO3 (конц.) = Т1(МОз)з + 2ЫОг + 2Н2О. 4. TINO3 + NaCl = Т1С1Ф + NaNO3. 5. 2TINO3 + H2S = Tl2Si + 2HNO3. 6. 3T1NO3 + Na3PO4 = Т1зРОЛ + 3NaNO3. 7. 2TINO3 + K2CrO4 = Т12СГО4Ф + 2KNO3, 96
2T1NO3 + К2СГ2О7 = ПгСггОД + 2KNO3. 8. 5TINO3 + 16HNO3 + 2KMnO« = 5Т1(ЫОз)з + 2Мп(ЫОз)г + 8Н2О + 2KNO3. 197. D(NO3)3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(Ш) Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкислен- ном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе. Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кисло- той, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 191 , 193s, 1965. Мг = 390,40; tm = 102° С (кр.). 1. 4{Т1(ЫОз)з ЗН2О} = 2TljO3 + 12NOj + ЗО2 + 12Н2О (300° С). 2. Т1(МОз)з (конц.) + 6Н2О = ГП(Н2О)б]3+ + ЗЫО3 (в разб. HNO3), [TRlhCOd5* + Н2О [П(Н2О)5(ОН)]г+ + НзО+; = 1,24. 3. 2П(ЫОз)з (разб.) + ЗН2О = ThOsi + 6HNO3. 4. T1(NO3)3 + ЗНС1 (конц.) = Т1С14- + Cl2t + 3HNO3. 5. 2Т1(ЫОз)з + 6NaOH (разб.) = Tl2O3i + 6NaNO3 + ЗН2О. 6. 2Т1(ЫОз)з + 3H2S = TI2S J- + 2Si + 6HNO3. 7. Т1(ЫОз)з + НгО + K2SO3 = HNO3 + K2SO4 + 2HNO3. 198. TI2SO4 — СУЛЬФАТ ТАЛЛИЩ1) Белый, летучий (выше температуры плавления), термически устойчивый. Уме- ренно 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. Мг = 504,83; d = 6,765; tm = 632° С; к, = 4,87(М), 14,61<80). 1. TI2SO4 (разб.) + 2лН2О = 2[П(Н2О)я]+ + SO^' (pH 7). 2. TI2SO4 + 2НС1 (конц.) = 2Т1С14- + H2SO4. 3. TI2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2TIHSO4 (20—40° С). 4. TI2SO4 + Ва(ОН)2 = 2Т1ОН + BaSCU. 5. 2TI2SO4 + 2Н3О элапРол>°> (катод) + О2Т (анод) + 2H2SO4. 199. T1CI — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(1) Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо рас- творяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с серной кисло- той, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом. Получение см. 191s, 1953, 196ч, 1974, 1981. 97
Mr = 239,84; d=7,0; tm = 431°C; rK„„ = 818°C; ^ = 0,32(ад l,60(8O). 1, 2T1C1 <—> TlCli-x (фиол.) + 0,5xCh (на свету, комн.). 2. TIC^, + H2SO4 (конц.) = TIHSO^) + HC1T (20— 40° C). 3. T1C1 + 5HNO3 (конц.) = T1(NO3)3 + 2NO21 + HC1 + 2H2O. 4. 2T1CI + H2 = 271 + 2HCI (650—750° C). 5. 3T1C1 + 6HC1 (конц.) + 8KC1 + KC1O3 = 3K3[T1CU] + 3H2O. 6. T1CI (суспензия) + Cl2 = TICI3 (комн.). 200. ТЮз — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(Ш) Белый, разлагается при нагревании. В подкисленном концентрированном рас- творе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см. 199 . Мг = 310,74; d = 3,03 (кр.); = 155° С (разл.); fc = 60,3(2O>. 1. 271С1з = Т1[П111С14] + С12 (выше 40° С), TICI3 = 71С1 + С12 (выше 150° С). 2. Т1С1з 4НгО = Т1С1з + 4Н2О (комн., вак., над H2SO4). 3. TICI3 (конц.) + ЗН2О (хол ). = [Т1(Н2О)зС1з1 (в разб. НС1), 2[71(Н2О)зС1з]4=* [П(Н2О)4С12]+ + ГПС14Г + 2Н2О; рКс = 0,5. 4. 2Т1С1з (разб.) + ЗН2О (гор.) = 712О34- + 6НС1. 5. TICI3 + НС1 (конц.) = Н|Т1С1<]. 6. 2Т1С1з + 6NaOH (разб.) = 712О34- + 6NaCl + ЗН2О. 7. 271С1з + 3H2S = T12S I + 2Sl + 6HC1. 8. TICI3 + 3KC1 (конц.) = КзГПСк], 2Т1С1з + 3CsCl = С5зГГ12С19]. 9. Т1С1з (конц.) + 2Т1 (порошок) = 371С1 4-. 201. ThS —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. 191*, 1965. М, = 440,83; d = 8,39; tm = 448,9° С; /„„=1177° С; к, = 0,02(2О). 1. T12S + 2НС1 = 271С14- + H2St. 2. T12S + 4HNO3 (конц., хол.) = 2T1NO3 + 2NO2t + S4- + 2H2O, T12S + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Т1(ЫОз)з + 12NO2t + H2SO4 + 8H2O. 3. T12S + 2O2 = T12SO4 (250° C). 98
ЭЛЕМЕНТЫ IVA-ГРУППЫ УГЛЕРОД 202. С — ГРАФИТ Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны также термодинамически метастабильные формы: Р-С — алмаз, (С2)л — кар- бин, Сео и С?о — фуллерены. Графит — серо-черный, с металлическим блеском, жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически акти- вен (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 или углеводородов. М,= 12,011; </=2,27; <пл«3800°С; 4000° С. 1. С + Н2О (пар)4=? СО + Н2 (800—1000° С). 2. С + 2H2SO4 (конц., гор.) = СО2Т + 2SO2t + 2Н2О, С + 4HNOj (конц., гор.) = СО2Т + 4NO2T + 2Н2О. 3. С + 2Н2 = СН4 (600° С, р, кат. Pt), 2С + Н2 = С2Н2 (1500—2000° С). 4. С + О2 - СО2 (600— 700° С, сжигание на воздухе), 2С + О2 = 2СО (выше 1000° С). 5. С + 2F2 = CF4 (выше 900° С). 6. С + 2S = CS2 (700—800 °C). 7. 2С + N2«=Z? c2n2 (электрич. разряд), 2C + H2 + N2 = 2HCN (выше 1800° С). 8. C + Si = SiC (1200—1300° С). 9. 2C + Ca = CaC2 (550° С). 10. C + 2PbO = 2Pb + CO2 (600 °C) 11. 2C + Na2SO4 = Na2S + 2CO2 (600° С), 2C + Na2CO3 = 2Na + 3CO (900—1000° С) 12. 3C + 8H2SO4 (конц.) + 2K2Cr2O? (конц.) = 3CO2T + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + + 8H2O. 13. r HNOi + H2SO4 + К.СЮДК.М11О4) сяо (л = 2 + 2,75; комн.). оксиды графита 14. 2C + nF2 = 2CF, (фториды графита) [л < 1,12; 450° С], 8C + F2 - 2(CJ)(F ) [комн., в атмосфере HF). 15. (8 + x)C + M = MC8+X (графитиды) [M = К, Rb, Cs; до 150° С]. 16. С(алмаз) >С(графит) [выше 1200° С], (C2)„ (карбин) ——♦ 2лС (графит) [2300° С]. 99
203. СО —МОНООКСИД УГЛЕРОДА Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии NHj, НС1). Химически активен при высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом, хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленнос- ти — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + Н2), в лабора- тории — разложение муравьиной кислоты НСООН. М, = 28,01; р = 1,250 г/л (н. у.); /„Hn = -191,5° С; v, = 2,32е20’, 1,43е*0’. 1. СО + НгО (пар)<=? СО2 + Н2 2. СО + NaOH = Na(HCOO) 3. СО + Н2 = СН4 + Н2О СО + 2Нг = СН3ОН 4. 2СО + О2 = 2СО2 2СО + О2 = 2СОг 5. СО + С12 = СС12О 6. СО + S = CSO 7. СО + NHj = HCN + Н2О СО + NH3 Н2О (гор.) = NH4HCOO). 8. 5СО + 12О5 = 5СО2 + 12. 9. СО + НгО (пар) + СаО = СаСОз + Н2 (выше 230° С, кат. Fe2Oj). [120— 130° С, р]. (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. А12Оз/ ThO2), 10. 4СО + Ni = [Ni(CO)4] 11. 5СО + Fe = [Fe(CO)s] 12. CO + PdCl2 + H2O = Pdi + CO2T + 2HC1. 13. 3CO + H2O + KOH + 2KMnO4 = 2MnO24- + 3KHCOj 14. 3CO + 4H2O + KOH + КгСггО7 = 2Cr(OH)J + 3KHCO3 15. CO + Na2O2 = Na2COj (400—500° С). (50—100° С) (100— 200° С, р) (кат. Ag). (кат. HgO). (комн). 204. СОг — ДИОКСИД УГЛЕРОДА Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжа- тии 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, во- дородом, углеродом. Получение см. ИЗ1'2, 2024, 2034. Л/г = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у.); v., = 87,8е20’, 35,9(60). 1. 2СОг = 2СО + Ог 2. 8СОг 46Н2О(Т) (клатрат) = 8СОг + 46Н2О 3. СОг<р) + Н2О = СОг Н2О(рц__* НгСОад; рКс = 2,49 (выше 2000° С). (выше -21° С). (комн.). 100
4. С02 + NaOH (разб.) = NaHCOj, СО2 + 2NaOH (кони) = Na2CO3 + Н2О 5. СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСОз I + Н2О, СО2 + ВаСОзо, + Н2О = Ва(НСОз)2(Р>. 6. СО2 + NH3 Н2О = NH4HCO3 7. СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О 8. СО2 + С = 2СО 9. СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 - 10. 2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + О2 (200° С, кат. Си2О). (выше 1000° С) 5Са = СаС2 + 4СаО (500° С) (комн ) 205. Н2СОз — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при комнатной температуре в виде гидрата СО2 Н2О, частично изомеризуется в Н2СОз (молекулы Н2СОз обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота, нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение см. 2043. Мг = 62,02. 1. Н2СОз(р) - СО2 + Н2О (кип). 2. Н2СО3 (разб.) + Н2О (хол.)<=г7 НСОз + НзО+; рЯ\ = 6,37, HCOi + HjO^ZZ^COf + Н3О+; ptfK = 10,33. 3. Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О, Н2СО3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О. 4. Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3. 5. Н2СОз + NH3 • Н2О(конц.) = NH4HCO3 + Н2О [примесь (NH4)2CO?.] 6. Н2СОз + Са(ОН)2 = СаСОз -I- + 2Н2О, Н2СО3 + СаСОзсо = Са(НСОз)2(Р). 206. ССЦ — ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА Тетрахлорметан. Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Тер- мически малоустойчив. Практически ие смешивается с водой. Химически пас- сивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апро- тонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см. также 987, 1206, 2086. М,= 153,82; </=1,594(20); = -22,96° С; и„п = 76,75° С. 1. ССЦ = С + 2С12 (450— 600° С). 2. СС14 + ЗН2О = Н2СОз + 4НС1 (комн., кат. Fe). 3. CCU + 6NaOH (конц.) = Na2COs + 4NaCl + ЗН2О (кип.) 4. 2CCU + О2 = 2СС12О + 2С12 (250° С. кат. Ni). 5. CCU + 2H2Se = CSe2 + 4НС1 (500° С) 6. CCU + 2HF(X) = CC12F2 + 2HC1T, 3CCU + 3SbF, = 3CC12F2 + 2SbCl3 (в жидк. HF). 7. CCU + 4AgF = CF4 + 4AgCl (150—300° C). 8. 3CCU + 4A1E, = ЗСЕ4 + 4A1CU (180—250° С: E = Br. 1). 101
207. CCljO — ОКСИД-ДИХЛ ОРИД УГЛЕРОДА Фосген. Бесцветный газ с неприятным запахом, тяжелее воздуха. Полностью гидролизуется во влажном воздухе и в воде, разлагается кислотами и щелоча- ми. Реагирует с гидратом аммиака, оксидами металлов. Апротонный раство- ритель ковалентных неорганических веществ. Получение см. 203s, 2064, 2087. Mr = 98,92; = 1,436m; tm = -118,8° C; t„„ = +7,56° C. 1. CCljO + 2HjO (хол.) = HjCOj + 2HC1, CCljO + HjO (nap) = COi + 2HC1 (комн.). 2. CCljO + HjO = COj t + 2HC1 (вразб. HC1). 3. CCljO + 4NaOH = NajCOj + 2NaCl + 2HjO. 4. CCljO + 4(NH3 • HjO) = 2NH«C1 + C(NHj)jO + 4HjO. 5. 3CCljO + AljOj = 2AlCb + 3COj (выше 350° C). 6. CCljO + 2NaF = COFj + 2NaCl (в ацетонитриле). 208. CSj — СЕРОУГЛЕРОД Бесцветная легколетучая жидкость. Мало смешивается с водой, неограниченно смешивается с полярными органическими растворителями. Хорошо растворя- ет бром, иод, серу, белый фосфор. Реакционноспособный, легко воспламеняет- ся на воздухе. Гидролизуется водяным паром, реагирует с бинарными соедине- ниями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. 2026. Мг =76,14; 1,261(22); Г,и„ = 46,24° С; к, = О,179(М), 0,014(5о). 1. CSj + 2HjO (пар) = COj + 2HjS (150° С, примесь CSO). 2. CSj + Ba(OH)j = ВаСОз I + BaS + HjO. 3. CSj + 2(NH3 HjO)+Ca(OH)j = NH«NCS + CaSl + 4HjO (110° C, p). 4. CSj + 4Hj = 2HjS + CH« (выше 50° С, кат. Pt/MoSj). 5. CSj + 3Oj = COj + 2SOj (сгорание на воздухе). 6. CSj + 3Clj = CCU + SjClj (кат. MnClj/AlCb). 7. CSj + 3CljO = CCljO + 2SCljO, CSj + 3SO3 = CSO + 4S0j (комн), CSj + 2SnO = COj + SnS (220—300° C). 8. CSj + PC15 = CSCh + PSC13. 9. CSj + KjS (конц.) = KjCSs. 10. CSj + CaCNj = CjNj + CaS + S (700—850° C). 11. 3CS2 + 4KMnO< + 2KOH (разб.) = 6Sl + 4MnOj I + 3KjCO3 + HjO. 209. CjNj—ДИЦИАН Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в холодной воде. По химическим свойствам подобен Ij. Сгорает в кислороде, 102
разлагается горячей водой и кислотами, реагирует со шеломами. Получение см. 208'°, 2106574'. Л/г = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.); =-21,15° С; у, = 450(20). 1. C2N2 = 2(* CN) — радикал циан (выше 1000° С). 2. C2N2 + 4Н2О (гор.) = (NH4)2C2O4. 3. C2N2 + H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СО t + CO2t + 2NH4HSO4. 4. C2N2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + H2O (комн). 5. C2N2 + 2Ог = 2СОг + N2 (сжигание на воздухе). 6. C2N2 + 2Н° (Zn, разб. H2SO4) = 2HCN. 210, HCN — ЦИАНОВОДОРОД Синильная кислота. Бесцветная легкая низкокипяшая жидкость; ассоциирова- на за счет водородных связей (при комнатной температуре степень ассоциации равна 2). Существует в двух таутомерных формах: нормальной (Н—C®N:) и изо-форме (Н—N®C:); при 25° С в равновесной смеси 0,5% изо-формы, при охлаждении количество нзо-формы уменьшается. Разлагается при сильном нагревании и на свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота и бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Неограниченно сме- шивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется циановодородной кислотой. В концентрированном растворе неустойчив и постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор — следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановитель- ные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см. 2027, 20 З7, 2123-5, 8396. Мг = 27,03; d = 0,699(22); ZM = -13,3°C; = +25,65° С. 1. HCN (разб.) + H2O (хол.)<=? Н3О+ + CN’; рКг = 9,31, hcn (конц.) + 2h2o4=?nh;+ НСОО’. 2. HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н2О. 3. HCN + ЫНз НгО (конц.) * NH4CN + Н2О (комн.). 4. HCN(0 + Н2О + H2SO4 (конц.) = СО + NH4HSO4. 5. HCN + 4Н° (Zn, разб. НС1) = CH3NH2. 6. 4HCN + 5Ог = 4СОг + 2N2 + 2НгО (сгорание на воздухе), 4HCN + О2 = 2C2N2 + 2НгО (150° С, кат. Ag). 7. HCN(p) + Cl24=* (CN)C1 + НС1, 2HCN(r) + Ch = C2N2 + 2HC1 (кат. активный уголь), HCN + Н2О + Ch = HOCN + 2НС1 (кат. А1гОз) 8. 2HCN + 5НС1О = 2СО2Т + Н2О + Njt + 5НС1. 9. 2HCN + NO2 = C2N2 + NO + Н2О (комн.) 103
211. NaCN — ЦИАНИД НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При хранении концентри- рованного раствора медленно разлагается. Поглощает СО2 из влажного возду- ха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 28 , 29'*, 2102. Мт = 49,01; d = 1,596; tm = 563,7° С; гКип = 1497° С; к, = 58,2(20), 82,5<55). 1. NaCN • 2Н2О = NaCN + 2Н2О (комн., вак., над Р4Ою). 2. NaCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CN (pH > 7. см. 2121). 3. NaCN (конц.) + 2Н2О = Na(HCOO) + NH3t (кип.). 4. NaCN(T) + НС1 (конц., хол.) = NaCl + HCNt. 5. 2NaCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNt + Na2SO4 (30—40° C). 6. 2NaCN + H2O + CO2 = Na2CO3 + 2HCN (комн.). 7. 2NaCN (разб., гор.) + O2 = 2NaOCN (кат. Ni). 8. NaCN (разб.) + S = NaNCS (кип.). 9. NaCN + Na2S4O« + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4. 10. NaCN + H2O2 (30%-й) = NaOCN + H2O. 11. NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO (250° C). 12. 2NaCN + НгО + 5NaClO = 2NaHCO3 + 5NaCl + N2t. 13. NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCNi + NaNO3, NaCN (конц.) + AgCN(T) = NafAg^N)^,. 212. KCN — ЦИАНИД КАЛИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя- ется в воде (сильный гидролиз по аниону). 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 н комплексообразования. Получе- ние см. 497, 5015, 62‘ Мт = 65,12; </=1,52; zM = 634,5°C; к, = 69,9(20), 99,8<80). 1. KCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [K(H2O)e]+ + CN’, СЬГ + Н2О4==? HCN + ОН’; рК0 = 4,69. 2. KCN + 2Н2О = NH3T + К(НСОО) [кип]. 3. KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCNT. 4. 2KCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNT + K2SO4 (30—40° С). 5. KCN + Н2О + СО2 = КНСО3 + HCN. 6. 2KCN (разб., хол.) + О2 = 2KOCN (кат. Ni). 7. KCN (разб.)+S = KNCS (кип ). 104
8. KCN + K2S4O6 + H20 = KNCS + K2SO}S + H2SO4 9. KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE (E = Cl, Br, I), (CN)C1 + KF = (CN)F + KCI (700° C). 10. KCN + H2O2 (30%-й) = KOCN + H2O. 11. KCN + PbO = Pb + KOCN (400— 500° C). 12. KCN + 2KOH (конц.) + 2KMnO, = KOCN + 2K2MnO« + H2O. 13. 2KCN + H2O + 5KC1O = 2КНСОз + 5KC1 + N21. 14. 2KCN (конц.) + AgNOj = K[Ag(CN)2] + KNOj. 15. 8KCN (конц.) + Au2Sj = 2K[Au(CN)4] + 3K2S. 16. 2KCN (разб.) + NiSO« = Ni(CN)2i + K2SO4, 2KCN (конц.) + Ni(CN)2 = K2 [Ni(CN)4], 17. 6KCN (разб.) + 2FeCb = (Fe}+) [FefCN^ (кор.) + 6KC1, 6KCN (конц.) + FeClj = Kj[Fe(CN)6] + 3KC1. 213. H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—CsN. В эфире изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабо- кислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидра- те аммиака. Реагируете водородом, кислородом. Получение см. 2145, 27317. Л/г = 42,04; d = 1,0729; = 43° С; = 140° С (вак.); ks = 456<20). 1. 3H2CN2 = [NC(NH2)]j (150° С), меламин 2. H2CN2 + Н2О <zz=*HCN2+НзО* (практически не идет) 3. H2CN2 + H2O= C(NH2)2O (в конц. H2SO4, NaON) карбамид 4. 2H2CN2 (разб.) + Са(ОН)2 Ca(HCN2)2 + 2Н2О. 5. H2CN2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH3 (400° С) 6. 2H2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2Н2О (300° С). 7. H2CN2<lzz* C(NH)2 (в эфире). карбодиимид 214. 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 *. М, = 80,10; d = 2,29; tm = 1300° С; к, = 2,50<25). I. CaCN2 = CaC2 + N2 (выше 1150° С). 105
2. CaCN2 + 6H2O (хол.) = [Ca(H2O)6]2+ + CNt, CN| + H2O<=? HCN2 + OH . 3. CaCN2 + 3H2O (гор.) = Ca(OH)2 + C(NH2)2O 4. CaCN2 + 3H2O (nap) = CaCO3 + 2NH3 5. CaCN2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4J- + НгСЫг. 6. CaCN2 + CO2 + H2O = CaCO3J- + H2CN2. 7. CaCN2 + 3H2 = Ca + C (графит) + 2NH3 8. 2CaCN2 + 3O2 = 2CaCO3 + 2N2 (70° C). (300° C). (550—650° C). (420—450° C). 215. (SCN)2 — БИС(ТИОЦИАН) Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро поли- меризуется в красный (SCN),. Хорошо растворяется в воде (с частичным разложением), быстро разлагается в присутствии растворенного кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде и тетрахлориде углерода; медленно раз- лагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает 12; слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 217*'7, 2186'7, 5726. М,= 116,17; г „л =-2° С. 1. n(SCN)2 = 2(SCN)„ (паратиоциан) [выше 20° С]. 2. 3(SCN)2 + 4Н2О —*—► HCN + 5HNCS + H2SO4, (SCN)2 + О2 + 2Н2О —I—► HCN + HNCS + H2SO4 (т = 0,5 ч). 3. (SCN)2 + 16HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2СО2Т + 2NH4NO3 + + 14NO2t + 2H2O. 4. (SCN)2(p) + 2Na = 2NaNCS. 5. (SCN)2 + 3KI (конц.) = 2KNCS + K[I(I)2]. 6. (SCN)2 + KNCS (конц.) + 6H2O <=? [K(H2O)6]+ + (NCS)3 • 216. HNCS — ТИОЦИАНАТ ВОДОРОДА Родановодород. Бесцветная вязкая сильнополярная жидкость, белое твер- дое вещество Существует при очень низких температурах. Имеет строение (Н—N=C=S) с возможной примесью таутомера (Н—S—C^N). При повыше- нии температуры до -90+ -85° С образует белый полимер. Устойчив в разбав- ленном растворе (тиоциановая или, менее точно, роданистоводородная кисло- та). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводо- родом, типичными окислителями. Получение см. 2174,5, 21810. Л/г = 59,09; /пл (мономер) =-110° С; (полимер)+(3—5)° С (разл.) 1. HNCS (разб.) + Н2О = Н3О* + NCS7 2. 3HNCS (конц.) = HCN + H2C2N2S3 (ксантановый водород, красн.). 106
3. HNCS + 2НгО + HC1 (разб.) = CO2t + H2Sf + NH4C1 (кип). 4. 2HNCS + 2H2O + H2SO4 (разб.) = (NH4)2SO4 + 2CS0 (40— 50° C). 5. HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + H2O. 6. HNCS + НгО + H2S<r) = CS2 + NH3 H2O (комн). 7. HNCS + 3H2O2 (конц.) = HCN + H2SO4 + 2НгО (комн), 5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 = 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4НгО. 217. KNCS— ТИОЦИАНАТ КАЛИЯ Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагрева- нии 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 комплек- сообразования. Получение см. 2 1 27, 2 1 85. Мг = 97,18; d= 1,886; /м = 173,2° С; г«ип = 500° С (с разл.); к, = 217<М), 408<67). 1. KNCS = KCN + S (выше 500° С). 2. KNCS • 0,5Н2ОФ KNCS (насыщ.) + 0,5 НгО (до 6,8° С). 3. KNCS (разб.) + 6Н2О = pqHzOtf + NCS’ (pH 7) 4. 2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCST + K2SO4 (на холоду, вак.). 5. KNCS (влажн.) + KHSO^, ——> HNCS + K2SO4 (комн., вак.) 6. 2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 + 2Н2О + K2SO4. (0° С). 7. 2KNCS(p) + I2<=S? 2KI + (SCN)2 (0° С). 8. KNCS + 10 KOH (конц.) + 8KMnO4 = KOCN + 8K2MnO4 + K2SO4 + 5H2O 9. KNCS (конц.) + KNO2 + H2SO4 (разб.) = (NO*)NCS + K2SO4 + H2O (0° C). 10. 2KNCS + SnO2 = SnS + 2CO + N2 + K2S (450° C). 11. 2KNCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2 4- + 2KNO3. 12. KNCS (разб.) + AgNO3 = AgNCS 4- + KNO3, 2KNCS (конц.) + AgNO3 = K[Ag(—SCN)2] + KNO3. 13. KNCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)s(—NCS)]Cl2(Kpacn ) + KC1, 6KNCS (конц.) + FeCl3 = K3[Fe(NCS)6] (красн.) + 3KC1. 218. NH4NCS — ТИОЦИАНАТ АММОНИЯ Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокар- бамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Крис- таллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 27512. М, = 76,12; d = 1,305; tm = 149° С; ks = 170<М), 431го’. 107
1. NH«NCS^=> CS(NH2)2 (140—150’C). тиокарбамнд 2. NH«NCS (разб., хол.) = NHJ+ NCS~, NHJ+ H2O<zr^ NH3 НгО + H3O+; рК« = 9,24. 3. 3NH4NCS (конц.) + 2НгО —*—> H2C2N2Sj + 2(NH3 • H2O) + NH4CN. 4. NH4NCS + H2SO4 (разб.) + H2O = CSOT + (NH4)2SO4 (30° C). 5. NH4NCS (конц.) + KOH (конц.) = KNCS + NH3t + H2O (кип.). 6. 2NH4NCS<p) + 2NH4I + (SCN)2 (O’C). 7. 2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 + + 2НгО + (NH4)2SO4 (0° C). 8. NH4NCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)21 + NH4NO3. 9. NH4NCS (разб.) + 5НгО + FeCl3 = [Fe(H2O)5(- NCS)]C12 + NH4CI, 6NH4NCS (конц.) + FeClj = (NH4h[Fe(NCS)«] + 3NH4C1. 10. NH4NCS + HjO+ (катионит) = HNCS +NH J (катионит) + H2O. 219. HOCN — ЦИАНАТ ВОДОРОДА Бесцветная низкокипящая жидкость, немного тяжелее воды. Обладает тауто- мерией: нормальная форма — цианат-0 водорода (Н—О—C^N), изо-форма — цианат-N водорода (Н—N=C=O); при 20’ С содержит 98% изо-формы. Хоро- шо растворяется в воде (циановая кислота). Медленно разлагается в разбавлен- ном растворе при нагревании (быстро — в присутствии сильных кислот). Про- являет слабо кислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение см. 2107. М, = 43,03; d = 1,140(20); tm = —80’ С; /,н„ = 23,6° С. 1. HOCN (разб.) + НгО (хол.)^=+ OCN* + Н3О+; рК„ = 3,46. 2. HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3t + CO2t [примесь C(NH2)2O], 3. HOCN (разб.) + H2O + НС1 (разб.) = NH4C1 + СО2Т. 4. HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + H2O. 5. HOCN + NH3 НгО (конц.) = C(NH2)1O + H2O. 220. KOCN — ЦИАНАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Вос- станавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразова- ния. Получение см. 5016, 2126''°'", 217*. Мг = 81,12; d = 2,056; к, = 75(И). 1. 4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2 (700—900° С). 108
2. KOCN (разб.) + 6H2O (хол.) = [К(Н2О)в)+ + OCN’, OCN" + Н2О<--------> HOCN + ОН’; р£о = 10,54. 3. KOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) —~► КНСОз + NH3T. 4. KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1 5. KOCN + H2 = KCN + H2O 6. KOCN + AgNOs = AgOCNl + KNO}, AgOCN + NH4CI = AgClJ- + NH4OCN. 7. 4KOCN (конц.) + ZnCl2 = K2 [Zn(OCN)«] + 2KC1. (комн). (500° C). 221. NH4OCN — ЦИАНАТ АММОНИЯ Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кислотой, гипо- хлоритом натрия. Вступает в реакции обмена. Получение см. 220 . Мг = 60,06. 60° с 1. NH4OCN < ~ C(NH2)2O. 160 190* С. вак. карбамид 2. NH4OCN (разб., хол.) = NHJ+ OCN”, NHJ+ 2Н2О <=? NH3 Н2О + НзО+; рК, = 9,24, OCN’ + Н2О <=? HOCN + ОН', р£о = 10,54. 3. NH4OCN (конц., гор.) <—> C(NH2)2O. 4. NH4OCN + НС1 (конц.) = HOCN + NH4CI (комн). 5. NH4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3T + Na2CO3 (кип ). 6. NH4OCN + 2HNO2 (конц.) —2N21 + CO2t + ЗН2О. 7. NH4OCN + 3NaClO = Nit + 3NaCl + CO2 ? + 2H2O (кип ). 8. NH4OCN + AgNOs = AgOCN-l + NH4NO3, 2AgOCN + I2 = 2Agli + (NCO)2 (0° С, в жидк. CCU) бисоксоциан КРЕМНИЙ 222. 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- 109
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 Н2). 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, 22615’ и, 2335’4’6, 2377’8. М, = 28,086; d = 2,33 (крист.); z™ = 1415° С; t„„ <* 3250° С. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. И. 12. 13. 14. Si (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SiO2 + 2Н2 (400—500° С) Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = NaxSiCU + 2Hjt. Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = Hz[SiFe] + 2Hjt, Si + 4HF(r> = SiF< + 2Hj (40—100° C) 3Si + 18HF (конц.) + 4HNOj (конц.) = 3H2[SiF6) + 4NOt + 8H2O. 3Si + 18HF (конц.) + 2KC1Oj = 3H2[SiF6] + 2K.C1 + 6H2O, Si + 6HF (конц.) + KNOj = H2[SiF6] Si + O2 = SiO2 Si + 2F2 = SiF< Si + 2C12 = SiCU Si + 2Br2 = SiBr« Si + 2I2 = Sih Si + 4HI = Sih + 2H2 Si + S = SiS Si + 2S = SiS2 Si + 2E = SiE2 3Si + 2N2 = Si3N« Si + С (графит) —-—> SiC Si + M = MSi Si + 2M = M2Si + 2KNO2 + 2H2O. (1200— 1300°C). (комн., сгорание во фторе). (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). (1200—1500° С), (1200— 1300° С), (при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs), (при сплавлении; М = Mg, Са), 15, 16. Si------> MSi, MSi2 (при сплавлении; М = Са, Sr, Ва), 2Si + М = MSi2 (при сплавлении; М = La, Th, Ti, Сг, Mo, Мп, Fe). 3Si + 4NH3 = SijN< + 6Н2 (1300—1500° C). Si + 2H2S = SiS2 + 2H2 (1200—1300° C). 223. SiH« — МОНОСИЛАН Родоначальник гомологического ряда кремневодородов Si„H^+2. Бесцветный газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма реакционноспособный, аоспламеняется на воздухе при комнатной температуре в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей НО
воде. Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение см. 1071’3'5, 2241, 22615, 2333'4 М, = 32,12; <4 = 0,68(ЧМ); р = 1,44 г/л (н. у.); /пл =-185° С; rKH„ =-111,9е С. 1. SiH4 = Si + 2Н2 (400—1000° С) 2. SiH« + 2Н1О (гор.) = SiOji + 4Hi (кат. разб. H2SO4, NaOH). 3. SiH4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4H2t. 4. SiH4 + 2Ог = SiO2 + 2H2O (150° С, сгорание на воздухе). 5. 3SiH4 + 8KMnO4 = 8MnO24- + 3SiO2 4- + 8КОН + 2Н2О. 224. SUHb+i — ПОЛИСИЛАНЫ Кремневодороды (п = 2 + 15), структурные аналоги предельных углеводородов (алканов С,Н2л+2). В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (л = 2) - - бесцветный газ, трисилан (л = 3) и тетрасилан (л = 4) — бесцветные жидкости; устойчивость уменьшается с увеличением л. Чувствительны к воздуху, терми- чески неустойчивы. Дисилан Si2H6 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 фракцион- ной конденсацией. Si2H6: Mt = 62,22; р = 2,85 г/л (н. у.); /пл = -132°С, = -14,5° С, SijHg: Mr = 92,32; d = 0,739(М); = -117,4° С; zKH„ = +52,9° С, SUH10: Мг= 122,42; </=0,79(о); /ПЛ = -84,3°С; /кип =+107° С. 1. Si2H6 > SiH4, Н2, (SiHO., (SiH)» (350—400° С). 2. Si2He + 4Н2О (гор.) = 2SiO2i + 7H2t (в воде или разб. NaOH). 3. Si2He + 8NaOH (коиц.) = 2Na4SiO4 + 7H2t. 4. 2Si2Hb + 7O2 (воздух) = 4SiO2 + 6H2O (сгорание, комн.) 5. 3Si2H6 + 14KMnO4 = 14MnO24- + 6SiO2 4- + 14KOH + 2H2O. 225. SiO —- МОНООКСИД КРЕМНИЯ Темно-коричневый (почти черный), достаточно твердый, тугоплавкий, рентге- ноаморфный, в виде порошка пирофорен. При нагревании в вакууме сублими- руется без плавления. В газообразном состоянии (выше 1000° С) — термодина- мически устойчивый мономер. В твердом состоянии — метастабильный несте- хиометрический полимер (SiOi-x)», при старении или умеренном длительном нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si« и (SiO2),. Реагирует с перегре- тым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем SiO2), щелочами /быстрее, чем SiO2). Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. 226 . Мг = 44,09; </=2,15. 111
1. 2nSiO——> (SiO 2). + Si. (400—700° C). 2. SiO + H2O (nap) = SiO2 + H2 (500° C). 3. SiO + 4NaOH (конц.) = H21 + Na4SiO4 + H2O. 4. 4SiO + O2= 2Si2O3 (350- 1000° C). 5. SiO + CO2 = SiO2 + CO (500° C). 2SiO + SO2 = S + 2SiO2 (выше 800° С, примесь SiS2). 6. SiO HF/^?6) > SiH41. SiF4t, H21 (примеси Si.Hj.+2). -H2O 7. 2SiO + 4Clj = 2SiCU + O2 (800° C). 8. SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg (1350° C). 226. S1O2 — ДИОКСИД КРЕМНИЯ Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модифи- каций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлажде- нии расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стек- ло. Характеристика различных форм: а-кварц (тригон.): d = 2,648; 1(->Р-кварц) = 573° С, p-кварц (гексагон.): d = 2,533; /(->р-тридимит) = 870° С; Гщ, = 1550° С, а-тридимит (ромбич.): d = 2,265; г(->р-тридимит) = 163° С. p-тридимит (гексагон.): </=2,192; Г(->р-кристобалит) = 1470° С; U= 1680° С, а-кристобалит(тетрагон.): d = 2,334; 1(->р-кристобалит) = 470° С, р-кристобалит(кубич.): d = 2,194; = 1720° С, китит(тетрагон.): d - 2,503, коэсит(монокл.): d = 2,911, стишовит(тетрагон.): d = 4,287, меланофлогит(кубич.): d = 2,05; /(->р- кристобалит) = 800—900° С, волокнистый кремнезем(ромбич.): d = 1,975; t(—>р-кристобалит) = 1390° С, лешательерит (аморфн., природное кварцевое стекло): d = 2,203. В кристаллическом виде — малореакционноспособный, в аморфной фор- ме — более активный. В очень незначительной степени химически растворяет- ся в воде, из раствора осаждается гидрат SiO2 лНгО. 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, восстанавлива- ется углеродом и типичными металлами. Распространен в природе в виде кварца (имеет много окрашенных примесями разновидностей). Получение см. 222 , 2271, 228*'6, 233,Л |2'13 Мг = 60,08; tXK„ = 2950° С; кг = (а-кварц) = 0,001(25); (аморфн.) 0,0125<26), 0,017<м), 0,0416(98). 112
SiO2 • лНгО (гидрогель) 4-4=? H4SiO4<p). (до 35° C). (250—400° C). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. (900—1000° С) S1O2 (аморфн.) SiOi + 6HF (конц.) = H2[SiF*] + 2НгО SiO2 + 4HF (г) = SiF« + 2Н2О S1O2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na<SiO4 + 2НгО, SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + Н2О SiO2 (аморфн.) + 2Na2CO3 (конц.) = Na^SiCh + 2С0гТ. SiO2 + M2COj = M2SiOj + CO2 (1150° С, M = Na, K), 2SiO2 + M2CO3 = M2S12O5 + CO2 (1! 50° C) S1O2 + 2F2 = SiF« + O2 (250—400° C). SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na2[SiF6l + 2H2O. S1O2 (аморфн.) + 6NH4F (насыщ.) + 2НгО = (NFh^fSiFe] + 4(NH3 • H2O), SiO2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH<F + 2H2O SiO3 + С (кокс) + 2Ch = SiCU + 2CO 3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3 3SiO3 + 6C (кокс) + 2N2 = SisN4 + 6CO SiO3 + Si = 2SiO SiO3 + С (кокс) = SiO + CO SiO3 + 2Mg = 2MgO + Si (200—250° С). (900—1000° С). (1200— 1300° С). (1100—1200° С). (1100—1400° С, вак.), (1300° С, вак.; примеси Si, SiC). (800—900° С, в атмосфере Аг), воздух, Mg „. .. _. S1O2-------—----------> Si, Mg3Si —MgO, —MgjNi 14. SiO2 + 5C (кокс) + СаО = Si + CaC3 + 3CO 15. 2SiO2 + 2Li[AlH4] = 2SiH4 + Li2O + A12O3 ,, r-z. С (кокс), Fe, FeO 16. S1O2----------------> (Fe, Si) ферросилиций (700—900° C). (800—1000° C). (170—200° C). (1200—1400° C). 227.SiO2 лНгО —ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO3 и НгО. Белые, аморфные (стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяют- ся в воде. Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная слабая ортокремниевая кислота HeSiOe- При поликонденсации медленно обра- зуется смесь дикремниевых кислот (H6Si2O7, H2Si2O5, Н10S12O9), затем гидрозоль условного состава (Нг5Ю3), (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель SiC>2 • лНгО (л < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение моно- мерного состава H3SiO3 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 • лНгО) и силгидрита (ромбич., SiO2 • О.ЗЗНгО). Получение см. 2303,4, 233'. 113
SiOj • лН2О: d = 2,1 + 2,3 (аморфн.); 2,175 (опал). H«SiO4: Mr = 96,11; к, = 0,00673<м). HsSijCh: =174,21; k, = 9,0167<2O). H2Si2O5: Mr = 138,18; k, = 0,0276(2O). H ioSi20»: Mr = 210,24; k, = 0,0061 (20). (H2SiO}),: Mr = 78,10; k, = 0,00781(M) (в расчете на H2SiO3). 1. SiO2 лНгО = SiO2 + лНгО (900—1000° С). 2. SiO2 • лН2О (гидрогель)Ф H^SiO^p), (H2SiO2)» (гидрозоль); a) H<SiO4 + H2O <=? H3SiOi + НЭО+; pK„ = 9,80, HjSiOJ + НгО » H2SiO< + H3O+; pX« = 11,73; H2SiOj + H2O <=? HSiOj- + H3O+; рК» = 12,00, HSiOj"+ НгО SiOf + H3O+; pK>. = 13,70; 6) 2H4SiO4 ——> HtS^Ch + НгО, H«Si2O? —*—► H2Si20s + 2НгО, H2Si2Oj + 4НгО —~► HioSizO?, nHioSi20» ——* 2(H2SiOj), (гидрозоль) + ЗлНгО. 3. SiO2 • nH2O + 4NaOH (конц.) = Иа^Юд + (2 + л)Н2О. 228. NazSiOi — 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. 28» 226х з, 230'. Mr = 122,06; d = 2,4; t„ = 1089е С; к, = 18,8(2О>. 1. Na2SiOj 9НгО = Na2SiOj + 9НгО (100—300° С). 2. nNa2SiOj (разб.) + 8лН2О (хол.) = 2л[На(Н2О)4]+ + (SiOj"),,, (Siof), '/2«si2o5- <=» nSiof НгО It ОН- НгО It ОН НгО It ОН’ (HSiOj), 7глЯ481аО?- «HjSiO;. 3. Na2SiO3 + (л + 1)НгО (гор.) —-—► 2NaOH + SiO2 • лНгО (гидрогель)^. 4. Na2SiOj + 2НС1 (разб.) = S1O2J- + 2NaCl + НгО. 114
5. Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = NaaSiCh + НгО. 6. Na2SiO3 + CO2 = SiOi'l' + NajCOj. 229. KjSiOj — МЕТАСИЛИКАТ КАЛИЯ 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. 447, 226s. Mr = 154,28; tM = 976°C. 1. лКгБЮз + 12лН2О (хол.) = 2n[K(HzO)6]+ + (SiO2- )„ (pH > 7, см. 2282). 2. K2SiO3 + (n + 1)H2O (гор.) —-—► 2K0H + SiO2 • лНгО (гидрогель)Ф. 3. K2SiO3 + 2HC1 (разб.) = SiO2J- + 2KC1 + H2O. 4. 4K2SiO3 + 3H2O = К281«О»Ф + 6K0H (кип., в разб. KOH). 5. K2SiO3 + CO2 = SiO2i + KjCOj. 6. K2SiO3 + 12MoO3 + H2SOx + H2O = H4SiMoi2O«>] (желт.) + K2SO4 (кип.). 7. K2SiO3 + 12WO3 + 2HC1 (конц.) + H2O = H4SiWi204o]J' (бел.) + 2KC1 (в эфире). 230. NiuSiOx —ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится н разлагается. Хорошо растворяется в холод- ной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — кол- лоидный (содержит гидрозоль SiO2 • лН2О). Разлагается горячей водой, кисло- тами. Получение см. 2221, 2263, *, 2273 4 5 6. М, = 184,04; = 1120° С (разл.); /с, = 28,3<2О>. 1. Na«SiO4 = Na2SiO3 + Na2O (выше 1120° С). 2. Na4SiO4 (разб.) + 16НгО (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + SiOj*, л&О}- НгО . *OH^ НгО (SiOi)„ * ОН НгО It OH НгО It OH НгО It ОН /iH3SiO^ НгО '/глН^&гО?- НгО ь 4-Т--> (HSiO3-)„ 3. Na4SiC>4 + (л + 2)Н2О (гор.) ——► 4NaOH + (SiO2 • лНгО) [гидрогель]!. 4. Na4SiO4 + 4НС1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 2Н2О (кип.), хг ст, HCI (разб.) „ т hNb4SiC>4 —► лН48Ю4(р) > (H2SiO3)„ (гидрозоль). 5. Na4SiO4 + 2СО2 = SiO2! + 2Na2CO3. 6. Na&Oa (коиц.) + 4NH4C1 (конц.) = SiO2l + 4NaCl + 4NH3? + 2H2O (кип.) US
231. N«zSi2O5 — ПЕНТАОКСИДИСИЛ HKAT(IV) НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится без разложения. Химически растворяется в холодной воде (изменение состава аниона), разлагается горячей водой. Реаги- рует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. 226 . М, = 182,15; d = 2,496; tm = 874° С. 1. Na2Si2O5 + 10Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)<]+ + H4Si2O^ (см. 2302). 2. NazSizOj + (2л + 1)Н2О (гор.)——> 2NaOH + 2(SiOz • лН2О) [гидрогель]ф. 3. NazSizOs + 2НС1 (разб.) = 2SiO2i + 2NaCl + Н2О. 4. Na2Si20s + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4Si€U + ЗН2О. 5. NazSizOj + СО2 = 2SiOz4' + Na2COj. 232. SiF4 —ТЕТРАФТОРИД КРЕМНИЯ Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устой- чивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью при комнатной температуре. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щело- чами, типичными металлами, аммиаком. Образует фторокомплексы. Получе- ние см. 222’;7, 226162361’, 2371’2 6. М, = 104,08; d(M) = 1,590(’7,); р = 4,684 г/л (н.у.); Гсубл = -95,7° С; г™ = -90,2° С (р); 1кт = -65° С (р). 1. SiF« + 2Н2О (пар) = SiO2 + 4HF (выше 800° С). 2. 3SiF4 + 2Н2О (гор.) = SiO2i + 2Hz[SiF6]. 3. S1F4 + 4Н2О (хол.) <=* H2SiO< + 4HF (примесь Hz[SiF«]). 4. SiF^r) + 2HF(M) < H2[SiF»] (комн.). 5. SiF« + 4М = Si + 4\fF (500° С, M = Na, K), SiF« + 2Mg = Si + 2MgF2 (500—600° С, примесь MgzSi). 6. SiF« + Si «=* 2SiFz(r) (1100—1400° С, вак ). 7. SiF« + 2MF = MzfSiFe] (200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs). 233. SiCU —ТЕТРАХЛОРИД КРЕМНИЯ Бесцветная жидкость. Низкоплавкий, легкокипящий, летучий, термически ус- тойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Полностью гидролизуется водой. Разлагается щелочами, реагирует с водородом, типичными металлами, оксидами металлов и неметаллов, аммиаком. Получение см. 222®, 226*. Мг = 169,90; d = 1,483<2О); tm = -68,8° С; Гкип = +57,6° С. 1. SiCU + (2 + л)Н2О = SiO2 лНгО (гидрогель) + 4НС1. 116
Элементарные акты: a) SiCU + Н20----> [Si(HjO)C14] (активированный комплекс), [Si(H2O)CU]---> SiClj(OH) + НС1; б) SiCl3(OH) + HjO---> [Si(H2O)Cl3(OH)] (активированный комплекс), [Si(H2O)C13(OH))--► SiCl2(OH)2 + HC1; в) SiCl2(OH)2---->SiO2 + 2HCl; r) 2SiCl3(OH)----> ChSi—O—SiCl3 + НгО, Si2CkO + 3H2O-----> 2SiO2 + 6HC1. 2. SiCU + 4NaOH (разб.) = SiO2l + 4NaCl + 2H2O, SiCU + 8NaOH (конц.) = NaaSiOa + 4NaCl + 4H2O. 3. SiCU + 2H2 = Si + 4HC1 (800° C), SiCU + 4H2 = SiH4 + 4HC1 (1200—1300° С, кат. A1C13). 4. SiCU + Li[AlH4] = SiH4t + LiCl + AICI3 (0° С, в эфире), SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + AICI3 + 2H2 (выше 450° C). H2, электрнч. разряд 5. SiCU----Гис—* SLCl^ (л = 2 ч- 6). 6. SiCU + 4М = Si (аморфн.) + 4МС1 7. SiCU + 2Zn = 2ZnCl2 + Si 8. 2nSiCU + 3nMg = 2(SiCl)„l + 3nMgCl2 9. nSiCU + «Si = 2(SiCl2)„ (желт.) 10. SiCU > SiCUF^, 11. 3SiCl4 + I6NH3 = Si3N4 + 12NH4C1 12. 3SiCU(«) + P4Ol0 = 4PC13O + 3SiO2. 13. 3SiCU«) + 2А120з = 3SiO2 + 4AICU 14. SiCU + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1 15. SiCU + 4AgNCO = Si(—NCO)4 + 4Ag( (600—700° С; M = Na, K). (950° C). (в эфире). [1250° С, охлаждение до 100° С]. (кип., п = 1 ч- 3, кат. SbCls). (выше 400° С, ток Аг). (40° С). (140—150° С, в бензоле). (10° С, в бензоле). 234. SiS2 —ДИСУЛЬФИД КРЕМНИЯ Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется водой, особенно легко — прн кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см. 22211, |6‘, 226го. М,= 92,22; </=2,02; zM=1090°C; /гип = 1130° С. 1. nSiS2 = (SiS)„ + «S (850° С, вак.). 2. SiS2 + 2Н2О = SiO2i + 2H2S (кип. в воде, разб. НС1). 3. SiS2 + I6HNO3 (конц.) = SiO2l + 2H2SO4 + 16NO2t + 6Н2О. 4. SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiO2i + 2Na2S + 2H2O. 5. SiS2 + 2(NHj H2O) [конц.] = SiO2l + 2NH4HS. 117
6. SiSj + ЗО2 (воздух) = S1O2 + 2SO2 7. 3SiS2 + 4NHj = SijN4 + 6H2 + 6S 8. «SiS2 + «Si = 2(SiS). (желт.) 9. S1S2 + M2S (конц.) = M2(SiSj] (200—300° C). (1200—1450° C). [850° С, вак.]. (M = Na, K). 235. SiC — МОНОКАРБИД КРЕМНИЯ Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеле- ного до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник л-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой 8Юг. Малореакционноспособ- ный 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. 222”. Mf = 40,10; rf = 3,217; tm = 2830° С (разл.). 1. SiC = Si + С (графит) [выше 2830° С]. 2. SiC + 2Н2О (пар) = SiO2 + СН4 (выше 1300° С). 3. 3SiC + 8HNOj (конц.) = 3SiO2i + 3CO2t + 8NOt + 4H2O (в конц. НС1), 3SiC + 18HF (конц.) + 8HNOj (конц.) = 3H2[SiF6] + 3CO2t + 8NOt + + ЮН2О. 4. SiC + 4NaOH (конц.) + O2 = Na4SiO4 + С (графит)-! + 2НгО, SiC + 4NaOH + 2O2 = Na2SiOj + 2H2O + Na2COj (выше 350° C). 5. 2SiC + ЗО2 = 2SiO2 + 2CO (950—1700° C). 6. SiC + 2Ch = SiCU + С (графит) [600— 1200’ С]. 7. 6SiC + 7N2 = 2SijN4 + 3C2N2 (1000—1400° C). 8. 2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2 (700° C). 9. SiC + Na2COj + 2Ог = Na2SiOj + 2СОг (выше 850° С), SiC + 4Na2Oj = Na2SiOj + Na2COj + 2Na2O (700—800° C). 236. H2|SiF«| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1У) 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 H2[SiF6] 4HjO [/„л = -53° С (с разл.)] и H2[SiF6] 2Н2О (znJ1»+19°C) имеют ионное строение (HjO^SiFe] и (HjO*)2[SiFe]. Не разлагается разбавленными кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбо- натами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см. 2223"5, 2262, 2322 4 ’. М, = 180,12; </=1,111 (13,3%-й р-р), 1,314 (34%-й р-р). 118
1. H2[SiF6] SiF4 + 2HF (комн., в жидк. HF). 2. H2[SiFt] + 2HjO <=* [St(H2O)2F4] + 2HF (pH < 7, cm. 480*). 3. H2[SiF6] = SiF4t + 2HF (в конц. H2SO4). 4. H2[SiF«] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]i + 2HjO, H2[SiF6] + 2(NHj • H2O) [разб.] = (NH4)2[SiF6] + 2H2O. 5. H2[SiF6] + МгСОэ = M2[SiF6] + CO2T + НгО (M = Li+,NH;, 72Mg2+), H2[SiF6] + M2COj = M2[SiF6]i + CO2T + H2O (M = Na, K, Rb, Cs), H2[SiF6] + MCOj = M[SiF6]i + CO2T + НгО (M = Ca, Sr, Ba). 237. N«HSiF6| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1¥) НАТРИЯ Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не обра- зует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом ам- миака. Реагирует с жидким HF. Получение см. 2327, 2364'5. М, - 188,05; d = 2,68; tm = 846° С (р); к, = 0,6(2О), 1,96(М). 1. Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4 (570—600° С). 2. Na2[SiF6] + H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4T + 2HFt. 3. NajsiFj] + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4SiO4 + 4H2O. 4. Na2[SiF6] + 4(NHj • H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2i + 2H2O. 5. Na^SiFe] + 2Na2COj (конц.) = 6NaF + SiO24 + 2CO2T (кип.). 6. Na2[SiFt] + 2HF(«) = 2Na(HF2) + SiF4T (кип.). 7. 3Na2[SiF6] + 4A1 = 3Si + 2Naj[AlFt] + 2A1Fj (700° C). 8. Na2[SiFj] Sil (Катод) + 2F2T (анод) + 2NaF (в жидк. NaF). ГЕРМАНИЙ 238. Ge —ГЕРМАНИЙ Светло-серый хрупкий твердый металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбав- ленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентриро- ванными серной и азотной кислотами, переводится в раствор действием перок- сида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогена- ми, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. 2391 24O10, 2435. М, = 72,610; d= 5,350; tlul = 937°C; tma - 2850° С. 1. Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO2T + 4Н2О. 2. Ge + 4HNOj (конц.) —*-> GeO2i + 4NO2T + 2H2O. 3. 3Ge + 4HNOj (конц.) + 12HC1 (конц.) = ЭОеСкД + 4NOT + 8НгО. 4. Ge + 2NaOH (разб.) +2НгОг =r Na2GeOJ + 3H2O, 119
5. 6. 7. 8. 9. Ge + 2NaOH (конц.) + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6]. Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4? (примеси Ge„H^+2 при n > 1). Ge + O2 = GeO2 (выше 700° C). Ge + 2F2 = GeF4 Ge + 2E2 — Ge E4 Ge + 2S = GeS2 Ge + S = GeS Ge + E = GeE (100° С, сгорание во фторе), (150—200° С, E = Cl; 350° С, E = Br; 560° С, E = I). (600—860° C), (выше 1000° C). (600—700° С; E = Se, Те). 10. Ge + 2HF« = GeFi + Н2? Ge + H2S = GeS + H2 11. 3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6H2 12. Ge + CO2 = GeO + CO 13. 3Ge + 2SO2 = 2GeO2 + GeS2 (200° C, p), (600—800° C). (650—700° C). (700—900° C). (выше 500° C). 239. Ge»Hb+2 — ПОЛИГЕРМАНЫ Германоводороды (n = 1 + 5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости (п = 2 + 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. По- лучение см. 2385, 24012, 243*. GeH4: М, = 76,64; р = 3,420 г/л (н.у.); tm = -165,8° С; /„„„ = -88,5° С. Ge2H6: М, = 151,27; <^т)=1,98; /„, = -109° С; /кип = +30°С. Ge3He: М, = 225,89; </« = 2,2; tm = -105,6° С; /кип =+110,7° С. Ge4Hl0: Мг = 300,52; 4НП = +177° С. Ge5H|2: Л/, = 375,15; /кип =+235° С. 1. GeH4 = Ge + 2Н2 (220—350° С). 2. GeH4 + 2Н2О (гор.) = GeO24- + 4Н2?. 3. GeH4 + 2О2 = GeO2 + 2Н2О (выше 200° С). 4. GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S. 5. GeH4 + 4AgNO3 = Ag4GeJ- + 4HNO3. 240. GeO2 —ОКСИД ГЕРМАНИЯ(1У) Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетрагональная, p-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 mGeO2 - лН2О, весьма реакционноспособный. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, оксидами щелочных и щелочнозе- мельных металлов. Получение см. 2382'6, 2392 3, 2414, 2431'3, 2451'2,6. Mr = 104,61; d = 6,239 (а), 4,703 (Р), 3,637 (аморфн.); z (а -> р) = 1033° С; tm = 1116° С; к, = 0,43(2О), 1,0(|ОО). 120
1. mGeOz • nH2O = mGeOz + nH2O (380 С). 2. GeOj(T) + НгО <~zz* HzGeOxp), HGeO3 + НгО <----» HGeO3+ H3O+; pK„ = 8,73, HGeOj+ НгО ^=2 GeO| + H3O+; ptf, = 12,72. 3. GeOz + 4HC1 (конц.) = GeCk + 2H2O (170—180° C, p), GeOz + 4HCl<r) = GeCk + 2HjO (450—500° C). 4. GeO2 + 2NaOH (15—20%-й, гор.) = Na2GeO3 + H2O, GeOz + 2NaOH (>20%-й) + 2НгО = №г[Се(ОН)б]. 5. GeOz + 4HF (конц.) = GeF«T + 2НгО. 6. GeOz + 2HjS = GeS2 + 2H2O (760—800° C). 7. GeOz + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]4- + 2HC1 + 2НгО (M = K, '/2Ba). 8. GeO2 + NazCOj = NazGeOj + CO2 (1200° C), GeOz MzO IOOO‘c > MzGeOj, M6Ge2O7, M4GeO4 (M = Li, Na, K). 9. GeOz + MO = MGeOj (1200° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba). 10. GeOz + 2Hz = Ge + 2H2O (600—650° C), GeOz + С (кокс) = Ge + CO2 (500—600° С, в атмосфере Н2). 11. GeOz + H(PHzOz) [конц ] + Н2О = Ge(OH)2J- + Н2(РНО3) [100° С]. 12. GeOz + Na[BH<] + CH3COOH (конц.) + Н2О = GeH/t + B(OH)3J- + + Na(CH3COO). 13. GeOz (аморфн.)--► a-GeO2 (350—380° С, p, в воде). 241. NazGeOs —ГЕРМAHAT НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя- ется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами, в концентрирован- ных щелочах меняет состав аниона. Получение см. 2384, 240°. Мг = 166,59; d = 3,31; = 1070° С; к, = 23,6(20), 49,2(5О). 1. NazGeO3 7Н2О = Na2GeO3 + 7Н2О (300° С). 2. Na2GeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + GeO2, GeO3"+ Н2О HGeOj+ OH"; pKo = 1,28. 3. NazGeO3 + 6HC1 (конц.) = Naz[GeCl6] + 3H2O. 4. Na2GeO3 + 2HNO3 (разб.) = ОеО2Ф + 2NaNO3 + H2O. 5. Na2GeO3 + ЗН2О (хол.) = Na2[Ge(OH)6] (в конц. NaOH). 242. GeCIz — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(П) Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит в желтый полимер (GeCIz)», нелетучий, термически неустойчивый. Реагиру- ет с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см 2436, 2442. 121
М,= 143,52. 2GeCh = GeCU + Ge (75—460° C). 2. GeCh + 2HjO = Ge(OH)2i + 2HC1. 3. GeCh + HCl(r) = GeHCljx (или H[GeClj] 4. GeCh + 2HNOj (конц., гор.) = GeOjI + 2NO2T + 2HC1. 5. GeCh + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)jl + 2NaCl. 6. 7. 2GeCh + O2 = GeOj + GeCU GeCh + H2S(r) = GeSl + 2HC1 (60—70° C). (в конц. HC1). 243. GeCU — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(1У) Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводо- родной кислотой (при перемешивании), щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2383'7, 2403, 2421,6. Мг = 214,42; d = 1,880е10’; tm = —49,5° С; Гкнп = +83,1° С. 1. GeCU + 2Н2О = GeO2l + 4НС1. 2. GeCU + 2НС1 (конц.) <=? HrfGeCU]. 3. GeCU + 4NaOH (разб.) = GeO2l + 4NaCl + 2H2O. 4. GeCU + 2H2S(r) = GeS2l + 4HC1 (в конц. HC1). 5. GeCU + 2H2 = Ge + 4HC1 (700° C). 6. GeCU + H(PH2O2) + H2O = GeCl2 + H^PHOj) + 2HC1 (в конц. HC1). 7. GeCU<M) + 2MC1 = M2[GeCU] (M = Rb, Cs). 8. GeCU + Li[AlH4] = GeH«T + LiCl + AlClj (в эфире). 244. GeS — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(П) Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложе- ния. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реаги- рует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфи- дом аммония. Получение см. 238*’ , 2427, 245*'3. Мг = 104,68; </ = 4,01; 1„ = 655°С; ПР" = 3,0 • 10’33. 1. GcS(t) + Н2О <=? (GeJ+)? + HS' + ОН' (практически не идет). 2. GeS + 2НС1 (конц.) = GeCh + H2ST. 3. GeS + 2HI (конц.) = Gel2i + H2St (80° С, в жидк. СНСЬ). 4. GeS + lOHNOj (конц., гор.) = GeO2l + H2SO« + 10NO2T + 4H2O. 5. GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)24 + Na2S (кип.). 6. GeS + 2O2 = GeO2 + SO2 (800— 1000° C). 7. GeS + (NH4)2(S„) = (NH«)2[GeSj] + (л - 2)Sl. 122
245. GeS2 — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(ТУ) Белый, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Гидролизуется водой. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водоро- дом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см. 238*, 239*, 240*, 243*. М, = 136,74; d = 2,94; tm = 825° С. 1. GeS2 + 2HjO ——> GeO2l + 2H2ST (кип ). 2. GeSj + I6HNO3 (конц.) = GeOji + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O. 3. 3GeS2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OH)6] + 2NaI(GeSJ]. 4. GeSj + H2 = GeS + H2S (350-^00° C). 5. GeSj + H(PH2O2) + H2O = GeSl + H2(PHO3) + H2St (в конц. HC1). 6. GeS2 + 3O2 = GeO2 + 2SO2 (1000° C). 7. GeS2 + Na2S (конц.) = NaJGeSj], GeS2^^-> Na^GeSj], Na4Ge2S7], Na4GeS4] (400° C). ОЛОВО 246. Sn —ОЛОВО Серебристо-белый очень мягкий метали, тягучий при комнатной температуре ф-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, кислоро- дом, халькогенами. Получение см. 247*, 249*, 25O10, 2521*’,т. М, = 118,710; d = 5,75 (а), 7,31 ф); би = 231,9681° С; /„„ = 2620° С. 1. Sn + ЗНС1 (конц.) —L-» H[SnCl}] + H2t, Sn + 2НС1<г) = SnCl2 + H2 (150—250° С) 2. Sn + 2Н2§О4 (конц.) ——> SnSO4 + SO2f + 2Н2О [примесь Sn(SO4)2] 3. Sn + 4HNO3 (конц.) = SnO2l + 4NO2t + 2HjO (кип), 5Sn + I2HNO3 (разб.) —-—> 5Sn(NO3)2 + N2T + 6H2O (примесь NO), 4Sn + lOHNOj (04. разб.) —I—» 4Sn(NO3)2 + NH4NOJ + 3H2O, 4. Sn + NaOH (конц., хол.) + 2H2O ——> Na[Sn(OH)3] + H2T. Sn + 2NaOH (конц.) + 4HjO = NaJS^OH^ + 2H2t (кип). 5. 3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H4SnCl6] + 4NOT + 8H2O. 6. Sn + O2 = SnO2 (200° С, сжигание на воздухе). 7. Sn + 2E2 = SnE, (до 100° C, E=F;komh., Е = С1, Вг), 8. Sn + I2 = Snl2 (кип. в разб. НС1), 123
Sn + 2h = Snh (кип- жидк. CC14). 9. Sn + E = SnE (900° С; E = S, Se, Те), Sn + 2S = SnS2 (430—440° С, в присутствии NH4C1). 10. Sn (порошок) + CuSO<<p) = SnSO4 + Cui (в разб. H2SO4). 247. SnO —ОКСИД ОЛОВА(П) Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании разлагается, при дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчи- вый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленны- ми щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при слабом нагревании. Получение см. 248*, 2491’4, 252’. Мг = 134,71; d = 6,25; tm = 1040е С; = 1425° С. 1. 2SnO = SnO2 + Sn(x) (400° С). 2. SnO(T) + 4H2O <=? [Sn(HjO)j]2+ + 2OH'; рПР25 = 26,80. 3. SnO + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2O. 4. SnO + NaOH (конц.) + H2O < * Na[Sn(OH)3] (комн.), SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O (400° C). 5. 2SnO + O2 (воздух) = 2SnO2 (выше 220° C). 6. SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + НгО (60° C). 7. SnO + MO ='(MSn)O2 (1 Q00° С; M = Ca, Sr, Ba). 248. SnO2 —ОКСИД ОЛОВА(1¥) Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристалли- зуется гидрат SnO2 • «НгО (1 < п S 2, a-модификация), при стоянии под раство- ром переходит в химически пассивную P-модификацию (л£1); соединения стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnOj не выделены. Все указанные ниже реакции относятся к a-SnO2 лН2О. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концент- рированными кислотами и щелочами. Восстанавливается водородом, углеро- дом, оловом. Получение см. 2463, 247| 5, 2511’4,6' ’, 253|,2,5,в. М, = 150,7 Г, d = 7,00; tm = 1630е С; 1ЮП = 2500° С. 1. SnO2 лНгО = SnO2 + лН2О (600° С). 2. 8пОад + 8Н2О <=? [Sn(H2OM4+ + 4ОН’; рПР25 = 57,32. 3. SnO2 + 6НС1 (конц.) = HJSnCU] + 2Н2О. 4. SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) —Sn(SO4)2 + 2Н2О. 5. SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Sn(OH)«] ' (60—70° С). 6. SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + НгО (350—400° С). 7. SnO2 + 2М2О = M4SnO4 (500° С; М = Na, К). 124
8. SnO2 + 2Н2 = Sn + 2Н2О SnO2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO 9. SnO2 + Sn = 2SnO 10. SnO2 + 2KNCS = SnS + 2CO + N2 + K2S 11. SnO2 + 2Na2CO3 + 4S = Na2[SnS3] + Na2SO4 + 2CO2 (500—600° C), (800—900° C). (1000—1100° C). (450° C). (400—500° C). 249. Sn(OH)2 — ГИДРОКСИД ОЛОВА(П) Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • лН2О, соединение стехиометри- ческого 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. 1. Sn(OH)2 = SnO + Н2О (60—120° С, в атмосфере Н2). 2. 8п(ОН)ад + ЗН2О <=? [Sn(H2O)3]2+ + 2ОН’; рПР25 = 26,26, Sn(OHh(o + 2Н2О <=* (Sn(OH)sf + Н3О+; рПР25 = 14,43. 3. Sn(OH)2 + ЗНС1 (кони.) = Н(8пС1з] + 2НгО. 4. Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3], 2Нарп(ОНЬ1о) ——> SnJ- + Na2[Sn(OH)6] (комн ), Na[Sn(OH)3](p) = NaOH + SnOi + НгО (кип., в атмосфере N2), 2Na[Sn(OH)3](p) 2Sn4- (катод) + O2T (анод) + 2NaOH + 2Н2О. 5. Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 НгО = Na2[Sn(OH)<,] + + 2(NH3 H2O). 6. 3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3)3 = 3Na2[Sn(OH)6] + 2BiJ- + 6NaNO3. 7. 3Sn(OH)2 + 8KOH (конц.) + 8H2O + 2K2CrO4 = 3K2[Sn(OH)s] + + 2Кз[Сг(ОН)б]. 250. SnSO4 — СУЛЬФАТ ОЛОВА(П) Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной воде, при стоянии раствора выпадает осадок. Устойчив в подкисленном рас- творе. Разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированной хлорово- дородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Получение см. 2462’10. Мг = 214,77; А,= 18,8(1’). 1. SnSO4 = SnO + SO3 4 —* SnO2 + SO2 (выше 360° С). 2. SnSO4 • ЗН2О = SnSO4 + ЗН2О (40° С, вак., над Р4Ою). 3. SnSO4 (разб.) + Н2О = [SnOijOPO^, 7[Sn(H2O)SO4] + 13Н2О <=± Рпз(ОН)4]2+ + [Sn4(OH)„]2+ + 7SO2 + 10H3O+. 125
4. SnSO4 (разб.) + 2HzO = Sn(OH)24 + H2SO4 (кип.). 5. SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2SO4. 6. SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)4 + Na2SO4, SnSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + Na2SO4. 7. SnSO4 + 2(NHj H2O) [конц.] = Sn(OH)2l + (NH4)2SO4. 8. 4SnSO4 + O2 + 4H2O —2SnO24 + Sn2SO4(OH)24- + 3H2SO4. 9. 5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = SHJSnCU] + 2MnSO4 + K2SO4 + + 2H2SO4 + 8H2O. 10. 2SnSO4 + 2H2O элапрол1°> 2Snl (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4. 251. Sn(SO4h —СУЛЬФАТ ОЛОВА(1У) Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в подкислен- ной воде, разлагается в кипящей воде. Реагирует с концентрированной хлоро- водородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 248,253 . Мг = 310,83; </ = 4,5(кр.). 1. Sn(SO4)2 = SnO2 + 2S0j (150—200° С). 2. Sn(SO4)2 • 2НгО4- Sn(SO4)2 (насыщ.) +2Н2О (комн., в разб. H2SO4), Sn(SO4)2 2Н2О = SnSO4OHh + H2SO4 (выше 50° С). 3. Sn(SO4)2 (разб.) + пН2О = [Sn(H2O)„(SO4)]2+ + SO^“ (в разб. H2SO4). 4. Sn(SO4)2 + 2НгО — SnO24 + 2H2SO4 (кип.). 5. Sn(SO4)2 + 6НС1 (конц.) = HJSnCU] + 2H2SO4. 6. Sn(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = SnO2l + 2Na2SO4 + 2H2O, Sn(SO4)2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 2Na2SO4. 7. Sn(SO4)2 + 4(NHj H2O) [конц.] = SnOj + 2(NH4)2SO4 + 2H2O. 252. SnCh —ХЛОРИД ОЛОВА(П) Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизу- ется влагой и окисляется О2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCl2 • 2Н2О имеет строение [Sn(H2O)Cl2] НгО («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; tm = 247° С; U. = 652° С; к, = 269,8<15). 1. SnCl2 2Н2О = БпКНгОКЪ] + Н2О (80° С), SnCl2 • 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О (130—135° С, ток сухого НС1). 2. SnCl2 (конц.) + НЮ = [Sn(H2O)Cl2], 7[Sn(H2O)Cl2J + 1 ЗНгО---> [Sn3(OH)4]1+ + [Sn4(OH)e]2+ + 14СГ + ЮН3О+. 126
3. SnCh (конц.) + НгО = SnCl(OH)l + НС1 (разбавление). 4. SnCh + HCl (конц.) = HfSnCh]. 5. SnCh + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)24- + 2NaCl, SnCh + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)j] + 2NaCl. 6. SnCh + 2(NH3 НгО) [конц.) = Sn(OH)2i + 2NH«C1. 7. SnCh + Ог (воздух) + 2НгО (влага) —-—* 2SnCh + 4SnCl(OH). 8. SnCh (конц.) + H2S (насыщ.) = SnSJ- + 2HC1. 9. SnCh + Na2COj = SnO + 2NaCl + СОг (750—900° С, в атмосфере N2). 10. SnCh + 4HC1 (конц.) + Br2 = HjfSnCU] + 2HBr (примесь H2[SnBr6]). 11. 5SnCh + 26HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5Нг£пСЦ +2MnCh + 2KC1 + 8H2O, 3SnCh + 20HC1 (конц.) + КгСггОг = ЗНгРпСЦ + 2CrCb + 7НгО + 2KC1. 12. SnCh + 2HC1 (конц.) + 2FeCh = НгРпСЦ + 2FeCh. 13. SnCh + 4HC1 (конц.) + 2AgNOj = НгРпСЬ] + 2Agi + 2HNO3. 14. SnCh (конц.) + MCI (конц.) = M[SnCI3] (M = Na, K). 15. SnCh + Ch = SnCh (комн ). 16. SnCh + M = MCh + Sn (200—300° С; M = Mg, Zn), 3SnCh + 2A1 = 2AlCb + 3Sn (250—300° C). 17. SnC12(p) —яс-^л>^» Sn4 (катод) + Cht (анод). 253. SnCh — ХЛОРИД ОЛОВАЛУ) Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложе- ния. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротоииый растворитель; хорошо растворяет фосфор, серу, иод, трииодид мышьяка, иодид олова(1У). Реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Обычно для реакций в растворе берется в виде H2[SnCkj. Получение см. 2467, 2527, |5. = 260,52; 4 = 2,2262™, Г™ = -33° С; =+114,1° С. 1. SnCh 5НгОФ 4 .* SnCh (иасыщ.) + 5НгО (19—56° С, в конц. НО), SnCh • 5НгО = SnO2 + 4НС1 + НгО (выше 200° С), SnCh 5НгО + 5БС1гО(Ж) = SnCh + 5SO2 + ЮНО (кип.). 2. SnCh + 2Н2О = SnOzJ' + 4НС1 (примесь H2[SnCUJ) 3. SnCh + 2НС1 (конц.) = H2[SnCl6]). 4. SnCh + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 + 4HC1T (кип.) 5. SnCh + 4NaOH (разб.) = SnO2l + 4NaCl + 2H2O, SnCh + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)«] + 4NaCl. 6. SnCh + 4(NHj H2O) [конц.] = SnO24- + 4NH4C1 + 2H2O. 7. SnCl4 + 4HF = SnF4 + 4HC1 (130—220° C). 8. SnCh + 2MC1 (коиц.) = M2[SnCl6] (M = K+ NHJ) 9. SnCl^x) + C12O = 2Ch + SnCljO. 10. SnCh 5НгО + 5N20j(«) =Sn(NO3)4 + 4HC1 + 6HNO3. 11. SnCh + Li[AlH<] — SnH4t + LiCl + A1C13 (-20° С, в эфире). 127
254. 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*, 255'. Мг = 150,78; d • 5,1; = 880° С; рПР25 = 27,52. 1. SnS + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2St. 2. SnS + 10HNO3 (конц.) = SnO2i + lONOit + H2SO4 + 4H2O. 3. SnS + 3NaOH (конц.) —I—> Na[Sn(OH)3] + Na2S. 4. SnS + (NH4)2(S«) = (NH4)2[SnS3] + (л - 2)Si. 5. SnS + 2O2 = SnO2 + SO2 (700 -800° C). 255. SnS2 —СУЛЬФИД ОЛОВАДУ) 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 разбавлен- ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентриро- ванной хлороводородной кислоте. Переводится в раствор концентрированны- ми щелочами, сульфидами щелочных металлов, гидросульфидом аммония. Получение см. 246’, 2565. Мг = 182,84; d = 4,5; рПР25 = 57,64. 1. SnS2 = SnS + S (500—600° С). 2. SnS2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2ST + Si. 3. 3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OH)6], 4. SnS2 + Na2S (разб.) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4SnS4]. 5. 2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H2O) [конц.] = (NH4)2[SnS3] + + (NH4)4SnS4] + 3H2O. 6. SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2 (600—800° C). 256. H2|SnCk| — 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. Устойчиа в концентрированной хло- роводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо- родом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 248э, 25210'", 253э. Мг = 333,14; d = 1,925 (кр.); = 19,2° С (кр). 1. H2[SnCle] 6Н2О = SnCl4 5Н2О + 2НС1 + Н2О (25—30° С). 2. H2[SnCl6] + 2Н2О = 2Н3О+ + [SnCl6]2‘, 128
[SnCls]2' + H20 <=> [Sn(H2O)Clsr + СГ. 3. H2[SnCU] (конц.) + 2NaOH (разб.) = NaJSnCU] + 2H2O, Na2[SnCl6] + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)«] + 6NaCI. 4. H2[SnCl6] (конц.) + 2(NHj • H2O) [разб] = (NH4)2[SnCl6] + 2H2O, (NH4)2[SnCl6] + 4(NH3 НгО) [конц.] = SnO2i + 6NH4C1 + 2H2O. 5. H2[SnCl6) + 2H2S<r) = SnS2i + 4HC1. 6. H2[SnCl6] + Sn <=* 2H[SnCb]. 257. N«2|Sn(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТ(1У) НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, раство- римость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образу- ет. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 246*, 248s, 249 . М, = 266,73; к, = 61,3°s- 50(,ов>. 1. Na2[Sn(OH)e] = Na2SnOj + ЗНгО (140° С), 3Na2SnOj = 3Na2O + 3SnO2 (900° С) 2. Na2[Sn(OH)t] (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]2+ + (Sn(OH)t}2’. 3. Na2(Sn(OH)e] + 2НС1 (разб.) = SnO2l + 2NaCl + 4НгО. 4. Na2[Sn(OH)e} + CO2 = SnO2l + NajCO3 + 3H2O. 5. Na2[Sn(OH)e] + M(NO3)2 = M[Sn(OH)«)4 + 2NaNO3 (M = Ca, Sr, Ba). СВИНЕЦ 258. РЬ —СВИНЕЦ Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный ме- талл. Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Малореакциоииоспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте, разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реаги- рует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окис- ляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. 26417, ”, 26510, 2667, 2697 '. Mr = 207,2; d = 11,337; tm = 327,502° С; tm„ = 1745° С. 1. Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO<)2 + SO2t + 2НгО (30—50° C), Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO4i + SO2T + 2НгО (кип). 2. ЗРЬ + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3)2 + 2NOt + 4H2O. 3. Pb + 2NaOH (конц.) + 2H2O ——> Na2[Pb(OH)4] + H2T. 4. 2Pb + O2 = 2РЬО (выше 600° C). 3Pb + 2O2 = (PbJ* Pblv)O4 (400—500° C). 5. Pb + E2 = PbE2 (200—300° С; E = F, Cl, Br, 1), 129
6. 7. Pb + 2F2 = PbF< Pb + 2HF = PbFj + H2 Pb + E = PbE (400—500° C). (160° C). (800—1200° С; E = S, Se, Те). 8. 2Pb (порошок) + 2HjO + O2 —-—► 2Pb(OH)j4s 2Pb + HjO + Oj + COj —J-» PbjCOXOHhJ-. 259. РЮ — ОКСИД СВИНЦА(П) Красный (низкотемпературная a-модификация, глёт) или желтый (высокотем- пературная 3-модифнкация, массикот). Термически устойчивый. Очень плохо реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реаги- рует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и монооксидом углерода. Получение см. 262*' , 263*, 264*'", 2694. М, = 223,20; d = 9,13 (a), 9,45 ф); tM = 886° С; Гмип = 1535° С; t (a -> р) = 488° С; к, = 0,279°* (а), 0,513(И) ф). 1. РЬО(Т) + 4HjO [Pb(H2O)j]2+ +2ОН*; рПР25 = 15,42. 2. PbO + 2НС1 (разб.) = PbChi + Н/), PbO + 2HNOj (разб.) = Pb(NO2)2 + H2O. 3. PbO + HjO (гор.) + 2NaOH (конц.) = Na^Pb(OH)<], PbO + 2NaOH = (NajPbK): + HjO (400° C). 4. 2PbO + COj + HjO —PbiCO3(OH)2i. 5. 6PbO + O2 = 2 (Pb}1 Pblv )O4 (445—480° C). 6. 2PbO + 4CaCOj + Oj = 2(Ca2PbX>4 (оранж.) + 2COj (800° C). 7. 2PbO + Ca(ClO)2 = 2PbO24- + СаС12 (в разб. NaOH). 8. PbO + TiO2 = (TiPb)Oj (желт.) [выше 400® С]. 9. PbO + H2 = Pb + H2O , (200 -350’С), PbO + СО = Pb + СО2 (300 - 400° С). 10. PbO + MCN = Pb + MOCN (400—500° С; M = Na, K). 11. PbO + HjO + C(NH2)iO = PbCOji + 2NHjT (180° С, p, в разб. CHjCOOH). 12. PbO + 3H2O + 2NaOH -22TE22S+ н2Т (катод) + NarfPbfOHM 260. РЪО2 — ОКСИД СВИНЦА(1У) Платтнерит. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат шРЬОг лН2О. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиа- ка. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в рас- 130
твор концентрированными щелочами при кипячении. Сильный окислитель в кислотной и щелочной среде. Получение см. 2597, 2614, 267 '*,271 . Мг = 239,20; d = 9,375. 1. 5PbOj =(Pb“PbIV)O4 + 2PbO (290—420° C), 2PbO2 = 2PbO + Oi (600° C). 2. РЬОцт) + 2HjO Pblv + 4ОН“;рПР23 = 65,52. 3. 2PbO: + 10HCl(r) —НДРЬСЬ] + PbCl4 + 4H2O (0° C), PbO2 + 4HC1 (коиц., гор.) = PbClrl + Cl2t + 2HA 4. PbO2 + 2H2SO4 (коиц., хол.) = Pb(SO4)2 + 2HA 2PbO2 + 2H2SO4 (коиц., гор.) = 2PbSO4l + O2t + 2HjO. 5. 3PbO2 »(Pb?Pb,vX>4l + O2t (335—375° С, p, в разб. NaOH), PbO2 = 2NaOH (конц.) + 2HjO = Na2[Pb(OH)«] (кип ). 6. 2PbO2 + 4KO2 = 2K2PbOj (желт.) + 3O2 (400—500° C). 7. PbO2 + 2S = PbS + SO2 (400° C), PbO2 (влажн.) + 2H2S(r) ——> PbS + S + 2HA 8. PbO2 (влажн.) + SO2 ——> PbSO4 (комн.). 9. PbO2 + Pb + 2H2SO4 (коиц., гор.) = 2PbSO44- + 2HA 10. PbO2 + 4HNOj (разб.) + 2KI = Pb(NO3)2 + I24 + 2НгО + 2KNO3, PbO2 + 2HNOj (разб.) + НгО2 (конц.) = Pb(NOj)2 + O2t + 2H2O 11. 5PbO2 + 6HNOj (разб.) + 2Mn(NOj)2 = 5Pb(NOj)2 + 2HMnO4 + 2HA PbO2 + 8HNOj (разб.) + 2FeO = Pb(NO2)2 + 2Fe(NOj)j + 4H2O. 12. 3PbO2 + гМа^С^ОН)»] + 4NaOH (конц.) = 3Na2[Pb(OH)4] + 2№гСгО4 + + 2H2O. 261. (PbJ,Pblv)O4 — ОКСИД СВИНЦА(1У)-ДИСВИНЦА(11) Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлага- ется, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 2584, 259s, 260s, 263*, 271s. Мг = 685,60; <( = 9,07; = 830° C (p). 1. 2(Pb“PbIV)O4= 6PbO + O2 (выше 550° C). 2. (Pbi‘Pb,v)O4(T)+ 8HjO <=* 2[Pb(H2O),]2+ + Pb,v + 4OH'; рПР18 = 50,28. 3. (PbJ‘Pblv)O4+ 8HC1 (конц., гор.) = ЗРЬС121 + C12T + 4НгО. 4. (РЬУРЬ,УК>4+ 4HNO, (разб.) = РЬО24- + 2Pb(NOj)2 + 2Н2О 5. (Pb‘2lPblv)O4+ 6NaOH (конц.) + 4Н2О(гор.) = 2Na2[Pb(OH)4] + + Na2(Pb(OH)e]. 6. (Pbi'Pblv)O4+ 8HNOS (разб.) +2KI = 3Pb(NOj)2 + 12Ф + 4H2O + 2KNOj. 7. (РЬ^|РЬП')О4+ 6HNOj (разб.) + Н2О2 (конц.) = 3Pb(NOj)2 + O2t + 4Н2О. 131
262. РЦОН)г — ГИДРОКСИД СВИНЦА(П) Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реаги' рует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реа гирует с кислотами и щелочами. Поглощает СОг из воздуха. Слабый восстано витель. Получение см. 2588, 2646'7 8, 2665. М, = 241,21. 1. РЪ(ОН)2 = РЬО + Н2О (100-145° С). 2. РЬ(ОН)кТ) + ЗНгО [РЬ(НгО)3]2+ + 2ОН ; рПР25 = 15,26, РЬ(ОН)кт) + 2НгО [РЬ(ОН)зГ + Н3О+; рПР25 = 19,92. 3. РЪ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + 2НгО, РЪ(ОН)г (суспензия) + H2SO4 (разб.) = PbSOxi + 2НгО, РЬ(ОН)г + 2HNO3 (разб.) = РЬ(МО3)г + 2НгО. 4. РЬ(ОН)г + 2NaOH (коиц.) = Na2[Pb(OH)4]<p), Каг[РЬ(ОН)4](р) = PbOi + 2NaOH + Н2О (кип). 5. 2РЬ(ОН)г (суспензия) + СОг = Pb2CO3(OH)2i +НгО. 6. РЬ(ОН)2 + НгО2 (конц.) = PbO2i + 2Н2О (в разб. NaOH). 7. 2РЬ(ОН)г + Са(СЮ)2 = 2PbO2i + СаС12 + 2НгО (в разб. NaOH). 263. РЬСОз — КАРБОНАТ СВИНЦА(П) 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. 259", 26415, 2657. Мг = 267,21; </ = 6,55; рПР25 = 13,44. 1. РЬСОз = РЬО + СО2 (выше 315° С), 2. 2РЬСО3 + Н2О = РЬ2СО3(ОН)г [или РЬз(СОз)г(ОН)2] + СО2Т (кип ). 3. РЬСОз + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + НгО + СО2Т. 4. 2РЬСОз + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OH)2i + Na2CO3, РЬСОз + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + Na2CO3. 20’ С 5. РЬСОз + Н2О + СОг РЬ(НСОз)г<р). 6. бРЬСОз + О2 = 2(Pb»PbIV)O4 + 6СО2 (350° С). 7. 2РЬСОЭ + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2 (300—500° С). 8. РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF2i + Н2О + СО2Т (кип.), РЬСОз + H2S (насыщ.) = PbSl + СО2Т + НгО (60° С). 264. РЬ(1ЧОз)г — НИТРАТ СВИНЦА(Н) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении раство- 132
ра разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов боль- шинства 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; rf=4,53; fa = 52,2(20>, 107,4<ЯО). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. (200—470° С). 2Pb(NO3)j = 2РЬ0 + 4NO2 + O2 Pb(NOj)2 (разб.) + 3H2O = [Pb(H2O)3]2+ + 2NO3, 2[Pb(H2O)j]2+ + 2H2O [Pb2(H2O)«(OH)2]2+ + 2H3O+, pKK = 6,15. Pb(NOj)2 (конц.) + H2O = PbNO3(OH)i + HNO3 (кип). Pb(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = PbCl2i + 2HNO3 Pb(NOj)2 + H2S0x (разб.) = PbSOj + 2HNO3. Pb(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)24- + 2NaNO3, Pb(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaNO3. Pb(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Pb(OH)2i + 2NH4NO3. Pb(NO3)2 + 2KE = PbE2l + 2KNO3 (E = F, Cl, Вг, I), Pb(NO3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KNO3. Pb(NO3)2 + KF + KE = Pb(E)Fi + 2KNO3 (в оч. разб. HNO3; E = Cl, Br). Pb(NO3)2 + 2KEO3 = Pb(EO3)24 + 2KNO3 Pb(NO3)2 + Na2E = PbEl + 2NaNO3 Pb(NO3)2 + Na2EO4 = РЬЕОД + 2NaNO3 Pb(NO3)2 + 2NaN3 = Pb(N3)2i + 2NaNO3. 3Pb(NO3)2 + 2Na3EO4 = Pb3(EO4)24 + 6NaNO3 2Pb(NO3)2 (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = Pb2CO3(OH)2l + 2NaNO3 + + 2HNO3, Pb(NO3)2 (конц.) + Na2CO3 (конц.) = PbCO34- + 2NaNO3 (10—12° C). Pb(NO3)2 + K2MO4 = РЬМОД + 2KNO3 (M = Cr, Mo, W), 2Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2РЬСгОД + 2KNO3 + 2HNO3. Pb(NO3)2 + Zn = Pbl + Zn(NO3)2. 2Pb(NO3)2 + 4FeO = 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2 (500—600° C). Pb(NO3)2 + 2H2O Pbi (катод) + O2T (анод) + 2HNO3. (Е = Вг, I). (Е = S, Se, Те). (Е = S, Se). (Е = Р, As). 16. 17. 18. 19. 265. PbSO4 — СУЛЬФАТ СВИНЦА(П) Англезит. Белый. Прн 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. Мг = 303,26; d = 6,2 + 6,4; t M= 1170° С (p); рПР25 = 7,77. 1. 2PbSO< = 2РЬО + 2SO2 + O2 (выше 1087° C). 133
2. PbSO4 + 4HC1 (кони) = HJPbCU] + HjSO4. 3. PbSO4 + H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)w, Pb(HSO4)j<p) = PbSO4l + H2SO4 (разбавление водой). 4. 2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = Pb(NO3)2 + Pb(HSO4)2. 5. 2PbSO4 + 2NaOH (разб.) = PbjSOXOHhJ- + Na2SO4 (кнп.), PbSO4 + 4NaOH (конц.) = Naj(Pb(OH)4] + Na2SO4. 6. PbSO4 + 2KI (разб.) = Pbljl + K2SO4, PbSO4 + KzCrO4 = РЬСгОД K2SO4, PbSO4 + NajS = PbSl + Na2SO4. 7. PbSO4 + Na^Oj (конц.) = PbCOjI + Na2SO4 (10—12° C). 8. PbSO4 + 4H2 = PbS + 4HjO (500—600° Q, PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2 (550-650e C). 9. PbSO4 + PbS = 2Pb + 2S0j (800—1000° C). 10. PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = Pbl (губка) + ZnSO4. 266. PbCh — ХЛОРИД СВИНЦАЦ!) Котуннит. 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. Окис- ляется хлором, восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена н комплексообразования. Получение см. 258s, 259s, 262s, 263s. А/, = 278,11; rf=5,85; rM = 501°C; r„„ = 950° С; к, = 0,978(2О), 2,62(М). 1. РЬС12 (насыщ.) + 2HjO = [Pb(HjO)jCl2] <=2 [Pb(HzO)zCl]* + СГ, [Pb(HjO)jCl]+ + HjO 4=2 (Pb(HjO)j],+ + СГ; рК„ = 1,62. 2. РЬС12 + НгО (пар) = PbCl(OH) + НС1 (50° С), 2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС|2 + HjO (аыше 140° С). 3. PbClj + 2НС1 (конц.) = Нг{РЬС14](р) (комн., примесь HfPbClj]), Н2[РЬСЦ](р) = PbClj + 2НС1 (кнп.). 4. РЬС12 + H2SO4 (кони., гор.) = PbSO4l + 2НС1Т. 5. РЬС12 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH) J + 2NaCl, PbClj + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaCl. 6. PbCh + NH3 HjO (разб.) = PbCl(OH)l + NH4C1. 7. PbClj + H2 = Pb + 2HC1 (300 -350° C). 8. PbCl2 + 2KI (разб.) = Pbl2l + 2KC1, PbCl2 + H2S (насыщ.) = PbSJ- + 2HC1, PbClj + K2CrO4 = PbCrO4J. + 2KC1. 9. 2PbCl2 + NajCOj (разб.) + 2NaOH (разб.) = PbjCOj(OH)jl + 4NaCl. 10. PbCl2 + 4Na2SOjS (конц., хол.) = Na*(Pb(SOjS)4] + 2NaCl. 134
11. PbClj + Ch + 2HC1 (конц.) = H2[PbCl6](p), HilPbCkh) = РЬОцжА + 2HCI 12. PbClj + Ch + 2MCI = MjfPbCk] (0е С. в 96%-й H2SO4). (M = K+,NHJ; в конц. HC1). 267. PbCU — ХЛОРИД СВИНЦА(1У) Желтая жидкость, на холоду замерзает. Термически неустойчив, чувствителен к свету. При стоянии постепенно разлагается, устойчив под слоем концентри- рованной серной кислоты на холоду. Реагирует с водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 266й. Л/, = 349,01; </=3,1 в®”; tm = -7° С. 1. PbCU = PbCh + Ch (30— 100е С). 2. PbCU + 2Н2О = РЬО24-+ 4HCI. 3. PbCU + 2НС1 (конц.) = HJPbCUkp) (комн.), HrfPbCldo» + 2MCI = М2[РЬС16]4- + 2HCI (0° С; M = К+, NHJ), H^PbCl«](p) ——* PbChi + CI2t + 2HC1 (разбавление водой, кип.), HifPbCUkp) Pb; (катод) + (анод) + 2НС1. 4. PbCU + 4NaOH (разб.) = PbOji + 4NaCl + 2Н2О, PbCU + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)s] + 4NaCl. 5. PbCU<«) + 2MCI = М2[РЬС16] (M = K+, NHJ) 268. Pbh — ИОДИД СВИНЦА(И) Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влаж- ном состоянии чувствителен к свету н О2 воздуха. Из раствора, содержащего нодоводород, кристаллизуется H[PbIj] • 5HjO. Плохо растворяется в воде, раз- бавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелоча- ми. Получение см. 258’, 264*, 266*, 270’. М,= 367,14; </ = 6,16; 6™ = 402° С; к, = 0,076(И), 0,3<!to>. 1. Pbh —>Pb + h (на свету). 2. 4PbIj + 5H2SO< (конц., гор.) = 4PbSO44- + 412l + H2St + 4H2O, 3Pbh + 8HNOj (30%-я) = 3Pb(NOj)j + 3I24- + 2NOt + 4HjO (кип.). 3. Pblj + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaI. 4. 2Pbh (влажн.) + O2 ——» 2PbO + 2h (на свету). 5. Pbl2 + Na2S = PbSl + 2NaI. 6. Pbh + MI (конц.) = M(Pbh]o» (M = H, Na, К; примесь M2(PbI4J), M[Pbh]<p) = MI + PbhX (разбавление водой). 13S
269. PbS —СУЛЬФИД СВИНЦА(П) Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный. При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет об- ласть гомогенности PbSi+.t (0 < х S 0,005; галенит). Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, кисло- родом, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см. 2587, 2637. Мг = 239,27; d = 7,1 (аморфи.), 7,58; /пл = 1077° С; рПР25 = 28,06. 1. PbS + 4НС1 (конц.) = HitPbCU] + H2St. 2. PbS + 2H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2 + H2St (коми.), PbS + 4H2SO4 (коиц.) = PbSO44- + 4SO2t + 4H2O (кип.). 3. 3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO44- + 8NOt + 4H2O (кип.). 4. PbS + 2O2 —*—► PbSO4 (300 - 400° С), 2PbS + 3O2 = 2PbO = 2SO2 (1200° С). 5. 3PbS + 4Oj = 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| — ТРИИОДОПЛЮМБАТ(П) КАЛИЯ Светло-желтый (почти белый). Устойчив в разбавленном растворе в присутст- вии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 264*, 268*. М, = 627,01; </ = 4,21; tm = 349° С (разл.). I. K[PbI3J —KI + РЬ + 12 2. К[РЫ3] 2Н2О = K[Pbh] + 2Н2О 3. K[Pbh] + 6Н2О = [К(Н2ОМ+ + [РЫзГ К.[РЫз](р) = KI + Pbl2i (выше 349° С). (30—97° С, вак). (в разб. KI), (разбавление водой), KfPbljJtp, + KI (коиц.) «=► KJPbl^p). 4. 8К[РЫз] + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSO4J- + 12124- + 3H2St + 12Н2О + + 4K2SO4 5. 2К[РЫз] + 8HNO3 (30%-я) = 2Pb(NO3)2 + 3I2i + 2NOT + 4Н2О + + 2KNO3 (кип.). 6. К[РЫз] + 4КОН (коиц.) = Кг[РЬ(ОН)4] + 3KI. 7. К[РЫз] + K2S = PbSJ- + 3KI. 271. Na2(Pb(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМБАТ(1У) НАТРИЯ Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в растворе в присутствии избытка гидроксид-иоиов, разлагается при разбавле- 136
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. 2591г, 260s, 261s. Л/г = 355,22; </=3,975. 1. Na2[Pb(OH)«] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О (300° С, вак ), 2Na2[Pb(OH)6] = 2РЬО + О2 + 4NaOH + 4Н2О (« 700° С). 2. Na2[Pb(OH)«](p) = 2NaOH + PbO2l + 2НгО (разбавление водой), 2Na2[Pb(OH)6](p) —*-> 2Na2[Pb(OH)4] + О2Т + 2Н2О. 3. Na2[Pb(OH)6] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + PbO2i + 4Н2О, Na2[Pb(OH)«] + 6HCI (коиц.) = PbChl + С12Т + 2NaCl + 6Н2О (кип.). 4. 3Na2[Pb(OH)«] + 2Na3[Cr(OH)«] = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 + 2NaOH + + 8H2O. 5. Na2[Pb(OH)6] + 2Pb(OH)2 = (Pb?Pblv)O44- + 2NaOH + 4НгО (кип). ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ АЗОТ 272. 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 пассив- ный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, галогенами, серой. В незначительной степени реагирует с Н2 и О2 при действии электричес- кого разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной темпе- ратуре. При нагревании реагирует с Mg, Са, А1 и другими металлами. В особых условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химичес- кой активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кисло- родом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из изотопа i4N (с примесью ISN). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см. 279б, 283е, 2941, 304", 395|Л, 7621. Мг = 28,014; </(т) = 0,8792; = 0.808196; р = 1,25056 г/л (н.у.); tm = -210,0° С; tm = -195,802° С; v4 = 2,35<0), 1,54<2О), 0,96<м). 1. N2<=r> 2N0 2. N2 + 3H2<=> 2NH3 N2 + 3H2 = 2NH3 (вак., электрич. разряд) (комн., электрич. разряд; почти не идет): (500° С, р, кат. Fe, Pt) 137
3. Nj + Hj 4=} NjH 2(r) ДИИМИН (1000е C). 4. Nj + O2 £=? 2NO (комн., электрич. разряд, почти не идет), Nj + О2 = 2NO 5. 2Nj(«) + 3Oj(*)= NjOjJ' 6. Nj + 3Fj = 2NFj (2000е С, кат. Pt/MnOj)- (электрич. разряд), (электрич. разряд). 7. Nj + 2С (графит) <=? CjNj (электрич. разряд). 8. Nj (влажн.) + 6Li = 2LijN (комн.), Nj + 6Na = 2NajN (100* С, электрич. разряд). 9. Nj + 3Mg = MgjNj (на воздухе, 780—800° С). 10. Nj + 2А1 (порошок) = 2A1N (800—1200° С). 11. Nj + 3LiH = LijN + NHj (500—600° С). 12. Nj + CaCj = Ca(CN)i (300-350° Q, Nj + CaCj = CaCNj + С (графит) [1000—1150° C). 13. Nj + 5HC1 (конц.) + 4[Cr(HjO)4Cl2] = NjHjCl + 4[Cr(H2O)4Cli]Cl, 2Nj + HjSCh (конц.) + 4HjO + 4VSO4 = (N2H5)jSO4 + 4(VO)SO4 (кнп.). 14. Nj + 8HC1 (конц.) + 6(Ti(H2O)*]Cl3 = 2NH4C1 + 6(Ti(HjO)2CUJ + 24HjO. 273. NHj — АММИАК Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжи- жается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо растворяется в воде, образует гидрат NHj HjO, раствор имеет слабощелоч- ную среду. Разбавленные растворы аммиака (3— 10%-й NHj) называют наша- тырным спиртом, концентрированные растворы (18,5—25%-й NHj)— амми- ачной водой. Весьма реакционноспособен, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагируете кислотами, металлами, галогенами, оксидами и галогенидами. Качественная реакция — почернение бумажки, смоченной раствором Hgj(NOj)j (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция. Жидкий аммиак — оенбвный протонный растворитель; хорошо растворяет серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, суль- фаты, карбонаты. Получение см. 31 , 2722, 2751, 2834. М, = 17,03; = 0,6814(-,S); р = 0,7708 г/л (и. у.); /пл = -77,75° С; = -33,4° С; к, = 87,5<0‘, 52,6(М), 15,4<в0>. 1. 2NH4z=+ NjH4 + Н2 (комн., УФ-облучение), 2NH3<—> Nj + ЗН} (1200-1300° C). 2. NHXr) + Н2О<Г=+ NHj HjO(px=^ NH4 + OH". 3. NHj + НС1{Г) =NH4C1(T). 4. NHj + H2SO4 = NH4HSO4, 2NHj + H2SO4 = (NH4)jSO4. 138
5. NHj + HjS = NH«HS 2NHX«) + H2S = (NH<)jS (0° С, в эфире), (-М)° 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. 31. 32. 4NH2 + 30: = 2N2 + 6H2O (сгорание). Промышленный способ получения азотной кислоты: a) 4NH3 + 50: = 4NO + 6Н2О (800° С, кат. Pt/Rh), б) 2NO + О2 = 2NO: (комн). в) 4NO2 + О2 + 2Н2О (разб. HNO3, гор.) = 4HNOj (конц). ХГЧПз + tljCJ (КОМН J. 4NHj + 3F2 = NFj + 3NH«F (130—140° С, в атмосфере N2). 2NHj + Cl2 = NH2C1 + NH<C1 (комн., в атмосфере N2). 8NH3 + 3C12 = N2 + 6NH4CI (сгорание). 3NHX»> + [5(МНз)з]° (-40° С, примесь S4N4). I6NH3 + 4S + 6C12 = S4N4 + 12NH4C1 (30—50° С, в жидк. CCU). 4NHj + 3OF2 = 3H2O + 6HF + 2N2 (200° C). NHxo + H2O + СОцг) = NH4HCO3 (комн , p). 2NH3 + CO: = NH4(NH2COO) (коми.) 2NH3 + CO: = C(NH:):O + H2O (180—500° C, p). 2NH, + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + 3H2O (800—900° C). NH3 + CO = HCN + H2O (500—800° С, кат. AhOs/ThO:) 2NH3 + (CN)C1 = NH4CII + H2CN: (в эфире). 2NH3 + 2Li = 2LiNH:+H: (220° C), NHj + 2Li = Li2NH + H2 (400° C) 2NH3+2Na = 2NaNH: +H: (350° C). 2N Нз + 3Mg = Mg3N 2 + 3H: (600—850° C). 2NH3 + 2A1 = 2A1N + ЗН: (выше 600° C). 2NH3 + 6MnO: = ЗМп:Оз + N: + 3H2O (500—600° C). 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (500—550° C) 4NHj(M) + Na = [Na(NH3)4]° (сии.) [-40° C] [Na(NHj)4]° + nNHx>(M=? [Na(NH3)4]+ + e «NHj. 2NHX«) + 2Na = 2NaNH24. + H2T (-40° С, кат. Fe) 4NHX«) + 2NH4CI + Mg = [Mg(NH3)61Cl2 + H:T (-40° C) 2NH3(X) + Ca = Ca(NH2)2l + H2T (-40° С, кат. Fe) 6NHxd + Ca = [Ca(NH3)« (е^цт) (желт.) [комн ] 8NH3(X) + Cal2 = [СаОЧНз)в]121 (-40° С) 1 2NHXm> + AuCl = AuCl • 12NH3I (-40° C) 6NHXr) + CuCl2 = [Cu(NHs)6]Cl: (0° С, в этилацетате) 4NH3<r) + H2O + 2Hg:(NO3): = (Hg2N)NO3 H2Ol + 2Hgl + 3NH4NO3. 6N Нз<ж) + KE^ [КОЧНзЫ + Б’ (E = Cl, Br, I) NHM,)+ НСЮ44—» NH4 + CIO4, NH3(M)+HCN4=^ NHJ +CN-. 2NHx«h=?nh; + nh2; pk;”=2i,o. 139
274. NDj — ТРИДЕЙТЕРИОАММИАК Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес- ким свойствам аналогичен NHj. Получение см. 6й. Мг = 20,05; t„ = -74,36° С; г«нп = -31,04° С. 275. NHj НгО —ГИДРАТ АММИАКА Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH«OH (такое ионное соеди- нение не существует). Белый, кристаллическая решетка—молекулярная. Из- вестны также твердые гидраты 2NHj НгО (Мг = 52,08; /пл = -78,2° С) и NHj- • 2Н1О (Л/г = 53,06; /пл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака, представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями N - H—О. Разбавленные растворы (3—10%-й NHj, d = 0,982 + 0,958) называют нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные раство- ры (18,5—25%-й NHj, d = 0,93 + 0,91) — аммиачной водой (выпускаются про- мышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделя- ется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстанбвительные свойства. Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образо- вание бурого (коричневого) осадка с KJHgh] (следы NHj НгО дают желтое окрашивание раствора). Получение см. 273,28910. Mr = 35,05; /пл = -77° С. 1. NHj Н2О (разб.)«Г=? NHJ+ ОН'; рХо = 4,76. 2. NHj • Н2О (конц.) = NHjf + Н2О (кип. или добавление NaOH), 3. NHj • Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О (Е = F, Cl, Вг, I), NHj Н2О + 2HF (конц.) = NH4HF2) + Н2О. 4. NHj Н2О + H2SO4 (КОНЦ., ХОЛ.) = NH4HSO4 + Н2О, 2(NHj • Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4)2SO4 + Н2О. 5. NHj • НгО + HNOj (разб.) = NH4NOj + HjO. 6. NHj Н2О(разб.) + HjPO4 (конц.) = NH4(H2PO4) + H2O, 2(NHj H2O) (разб] + HjPO4 (разб.) = (NH4)2HPO4 + 2НгО. 7. NH3 НгО (разб.) + ЕОг = NH4HEO3 (Е = С, S), 2(NHj НгО) [конц.] + ЕОг = (NH4)2EOj + HjO (комн.). 8. NHj НгО(конц) + H2S (насыщ.) = NH4HS + Н2О. 9. NHj НгО + CHjCOOH (конц.) = NH4(CHjCOO) + НгО. 10. 4(NHj НгО) + 4S = (NH4)2SOjS + 2NH4HS + H2O. 11. NHj НгО (rop.) + CO = NH4(HCOO). 12. 2(NHj • H2O) + CSj = NH4NCS + HjST + 2HjO (110° C,p). 13. 3(NHj H2O) [конц., хол.] + AlClj = A1(OH)S4- + 3NH4C1, 3(NHj H2O) [конц., гор ] + AlClj = AlO(OH)i +3NH4C1 + H2O. 14. 6(NH3 НгО) + (л - 3)НгО + Fe2(SO4)j = Fe2Oj иНгО1 + 3(NH4)2SO4. 140
15. NH3 H2O + NaClO (разб.) = NH2C1T + NaOH + H2O (до 25° С, вак.), 2(NHj H2O) + NaClO (конц.) = N2H4 H2O + NaCl + 3H2O (кип ). 16. 8(NHj H2O) [конц.] + 3Br2 = N2T + 8H2O + 6NH4Br (40—50° C). 17. 2(NH3 H2O) [конц.] + 2KMnO4 = 2MnO24- + N2T + 2K.OH + 4H2O, 2(NH3 H2O) [конц ] + К2Сг2О7(т> = 2Cr(OH)34- + N2T + 2KOH + + H2O (кип) 18. 2(NH3 • H2O) [конц.] + AgCl(T) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O, 4(NH3 • H2O) [конц.] + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O. 19. 4(NH3 H2O) [конц ] + Ba[PtCl4] = [Pt(NH3)4]Cl2 + BaCl2 + 4H2O, 2(NH3 • H2O) [конц.] + BafPtCk] = i<uc-[Pt(NH3)2Cl4] + BaCl2 + 2H2O. 20. 4(NH3 H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I H2O-l + 4KI + 3NH4I + 3H2O. 276. (NH4hCO3 — КАРБОНАТ АММОНИЯ Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в раство- ре 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. 2757. 277 . Л/г = 96,09; *,= 100(|5). I. (NH4)2CO3 —NH4(NH2COO) + НгО (NH4)2CO3 —» NH4HCO3 + NH3 (NH4)2CO3 = СО2 + Н2О + 2NH3 2. (NH4)2CO3 (разб.) =2NHJ+СО3', СО^ + Н2О<=> HCOj + ОН”; рЯ0 = 3,67. 3. (NH4)2CO3 (насыщ.) = 2NH3T + СО2Т + НгО 4. (NH4)2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + CO2t + H2O. 5. (NH4)2CO3 (насыщ.) + H2O + CO2 = 2NH4HCO3 6. (NH4)2CO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • H2O). 7. (NH4)2CO3 + CaCl2 = CaCOs-L + 2NH4C1. (комн), (30° C), (58° C). (выше 70° C). (комн). 8 3(NH4)2COj + Bi2O3 —Bi2CO3(OH)4l + 6NH3T + 2CO2T + + НгО (кип.). 9. (NH4)2CO3 (коиц.) + BeCO3 = (NH4)2[Be(CO3)2J. 277. NH4HCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлага- ется 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. 273 3, 2761’5. 141
Л/г = 79,06; d = 1,58; tm = 106° С (p); *, = 21,7<M). 1. NH4HCOJ = NHs + HjO + CCh 2. NH4HCO3 (разб.) = NH : + HCO J , HCO j + HiO<ZT* HiCOj/b OH'; pAo = 7,63. 3. NH4HCO1 (насыщ.) = NHjt + COit + HiO 4. NH4HCO3 + HC1 (разб.) = NH4CI + COit + HiO. 5. NH4HCOJ + 2NaOH (конц.) = NajCOj + NHj HiO + HiO. 6. NH4HCO1 (конц.) + NHXr) = (NH4)jCOj 7. NH4HCO3 (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = NaHCOjI + NH4CI, NH4HCO} + Bad] = BaCOjI + NH4CI + HClt (36—70® C). (50—60® C). (20’C,p). (кнп.). 278. NHxNOj — НИТРАТ АММОНИЯ Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый (примесь NH<C1 понижает температуру разложения, примеси NH,F и NHaBt — повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированны- ми щелочами. Слабый окислитель н восстановитель. Получение см. 275s, 305*. Мт = 80,03; </=1,72; Г™ =169,6® С; к, = 192,(/“», ЗвО.О*80’. 1. NH«NOj = NiO + 2Н]О 2NH<NOj = Nj + 2NO + 4HiO 2NH«NOj = 2Ni + Oi + 4HiO 2. NH«NOj (разб.) = NH J + NO 3 , (190—245® C), (250—300® C), (выше 300® C). NH J + 2HiO<=Z? NHj HiO + HjO*; pX, = 9,24. 3. NH^NOj + NaOH (конц.) = NaNOj + NHj HjO. 4. NH4NO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NH4NO2 + HjO (комн ), NH^NOj + 8H° (Al, конц. NaOH) = 2NHjt + ЗНгО (кип.). 5. 6NH4NO1 + 3MnOi —I—>• 3Mn(NOj)i + Ni + 4NHj + 6HiO (до 175® C). 279. (NHO1SO4—СУЛЬФАТ АММОНИЯ Масканьит. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Всвтшет в реакции обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 273,275*, 2801. Mr = 132,14; d = 1,769; к, = 75,4(М), 94,1(М). 1. (NH4)iSO4 = NH4HSO4 + NHj (235—357® С). 2. (NH4)iSO4 (разб.) =2NH 4 + SO Г (pH < 7, см. 278s). 3. (NH4)iSO4(t) + H1SO4 (конц.) = 2NH4HSO4. 4. (NH4)iSO4 + 2NaOH (конц.) = NajSO4 + 2NHjt + 2HiO (кип.). 5. (NH4)iSO4 + BaCh = BaSO44- + 2NH4CI. 142
6. (NH4)2SO4 + 2KMnO4 = 2MnO2l + N2? + 4H2O (кип., в разб. KOH), (NH4)2SO4 + КгСгЛ = N2 + Cr2O2 + K2SO4 + 4H2O (250—350° C). 7. (NH4)2SO4 (насыщ.) + H2SO4 ^лап?°-лю-^ H2T (катод) + + (МН4)252Об(О2)[аиод] (0— 10’ С). 280. NHaHSOa — ГИДРОСУЛЬФАТ АММОНИЯ Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разла- гается. Термически устойчивее, чем (NH4)2SO4. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO 4 и обратимого гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется гидра- том аммиака. Получение см. 2734, 2754, 2793, 42 г. Л/г» 115,11; d = 1,78; t„, = 251°C; = 490° С; к, = 100(|,-25). 1. NH4HSO4 = NHj + SOj + Н2О (выше 500° С, примеси SO2, О2) 2NH4HSO4 = (NH4)2S2O7 + НгО (370-420° С, вак.) 2. NH4HSO4 (разб.) = NH1 + HSO i, HSO i + Н2О = SO Г + Н3О+, NHJ + 2H2O«ZZ* NHj H2O + HjO+; pX, = 9,24. 3. NH4HSO4 + NHj H2O (конц.) = (NH4)2SO4 + H2O. 4. 2НН4НБО4(насыщ.) HjT (катод) + (NH4)2S2O6(O2)[aHou] (0—10° C). 281. NH^ —ФТОРИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон- центрированными кислотами, щелочами. Получение см. 2751. Мг = 37,04; d = 1,009; к, = 82,6(М), 117,6(М). 1. 2NH4F = NHj + NH4(HF2) [выше 168’ С]. 2. NH4F (разб.) = NH J + F (pH < 7, см. 2782). 3. NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HFt 4. NH4F + NaOH (конц.) = NHjT + NaF + HjO (кип.), 2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NHj H2O) + CaFj. 5. NH4F + HF (коиц.) = NH4(HF2). 281 NH^Fj) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева- нии разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет протолиза HF. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрирован- 143
ными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака. Получение см. 2753, 281'Л Мт = 57,04; d = 1,50; 1пл = 126,2° С; к, = 60,15<2О), 292,7(8О). 1. NH4(HF2) = NHj + 2HF (выше 238° С). 2. NH4(HF2) (разб.) = NH 4 + HF 2 , HF2^z=* HF + Г; рКс = 0,6, HF + Н2О<=^У + Н3О+; рК, = 3,18. 3. NH4(HF2) + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + 2HFt. 4. NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NHjT + 2NaF + 2H2O (кип ), NH4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = NHj НгО + H2O + CaF24. 283. NH4CI — ХЛОРИД АММОНИЯ Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяет- ся в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлага- ется концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором, типичными металлами, оксидами и нитритами металлов. Получение см. 2733, 2753, 290". Мг = 53,49; d = 1,527; = 400° С (р); к, = 37,2(2О), 65,6(80). 1. NH4C1 = NHj + НС1 (выше 337,8° С). 2. NH4C1 (разб.) = NH J + СГ (pH < 7, см. 2782). 3. 2NH4C1<t) + H2SO4 (конц.) = (NH4)2SO4 + 2НС1Т (кип.). 4. NH4C1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + NHjt + Н2О, 2NH4C1<T) + Са(ОН)к.) = 2NHj + СаС12 + 2Н2О (200° С). 5. NH4C1 (насыщ.) + ЗС12 = C13NT + 4НС1 (60—70° С). 6. 2NH4C1 (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + Н2Т + 2NHjT. 7. 2NH4C1 + 4CuO = N2 + 4H2O + CuCl2 + 3Cu (300° C), 2NH4C1 + FeO = FeCl2 + 2NHj + H2O (500—700° C). 8. NH4C1 (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2T + KCI + 2H2O (кип.). 9. NH4C1 + Na(Hg)(M> = NaCl + NH4(Hg)i (возможно, NHje’)> 2NH 4(Hg)<T) —-—> 2NHj + H2 + Hg(M) (комн., т » 5 мин). 284. NHiBr — БРОМИД АММОНИЯ Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гид- ролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентриро- ванной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 2753'16. Mr = 97,94; d = 2,429; к, = 74,2(2О); 119,3<8О>. 144
1. NH4Br = NH3 + HBr (выше 394° C). 2. NH4Br (разб.) = NHJ + Br (pH < 7, cm. 2782). 3. 2NH4Br(T) + H2SO4 (30%-я, гор.) = (NH4)2SO4 + 2HBrt, 2NH4Br(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2T + 2H2O. 4. NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3T + H2O, NH4Br(T) + Са(ОН)г(Т) = 2NH3 + CaBr2 + 2H2O (200° C)'. 5. 2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + H2T + 2NH3T. 6. NH4Br (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2? + KBr + 2H2O (кип.). 285. NH4I — ИОДИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо рас- творяется 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, реа- гирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. 2753, 27610. М, = 144,94; 4 = 2,514; к, = 172,Зро), 228,8(80’. 1. NH4I - NH3 + HI (выше 404,7° С). 2. NH4I (разб.) =NHJ + Г (pH < 7, см. 2782). 3. 8NH4I(t) + 9H2SO4 (конц.) = 412i + H2ST + 4Н2О + 8NH4HSO4 (30—50° С), 2NH4I(t) + 4HNO3(kohh.) = I2i + 2NO2T + 2H2O + 2NH4NO3 (кип). 4. NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3T + H2O. 5. 5NH4I + 2H2O + O2 ——» 4(NH3 • H2O) + I2i + NH4[I(I)2] (комн., на свету). 6. NH.Icp, + I2(T) = NHMIhb). 7. 10NHJ + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I24- + 2MnSO4 + 8H2O + 5(NH4)2SO4 + + K2SO4. 286. NH4HS — ГИДРОСУЛЬФИД АММОНИЯ Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, терми- чески 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, 275*10. Мт = 51,11; rf=l,17; tm = 120° С (р). 1 NH4HS = NH3 + H2S (выше 20° С). 2. NH4HS (разб.) = NHJ+ HS’, HS’ + H2O^ H2S + OH’; p/fo = 7,02. 3. NH4HS + HC1 (разб.) = NH4C1 + H2St. 4. NH4HS + 3HNO3 (конц.) = S4- + 2NO2T + NH4NO3 + 2H2O. 145
5. NHJlScp) S (коллоид), (NH4)2(Sb), (NH4)2SO3S. 6. NH«HS (насыщ.) + NH3 HjO (конц.) + (л - 1)S = (NH4)i(Sb) + + HjO (до 10° C). 7. 2NH4HS (гор.) + 4NH<HSOj (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O. 8. 2NH4HS (насыщ. HiS) + 2CuSO< = (NH4)iSO4 + H2SO4 + 2CuSi, NH4HS + 7(NH3 H2O) + 2CuSO4 = CuS-l + [Cu(NH3)4] (OH)2 + + 2(NH4)3SO4 + 5H2O. 9. 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S3 = 2(NH4)2[AsS3] + ЗН2О, 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S5 = 2(NH4h(AsS4] + ЗН2О. 287. (NH4)2(S.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) АММОНИЯ Смесь (NH<)j(S,) [n = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, гпл " « 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 концентрирован- ном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным дей- ствием. Получение см. 28б3,6 1. (NH4)2(S.) = 2NH3 + H2S + (л - 1)S (выше 120° С). 2. (NH4)2(S.) [разб.] = 2NHJ + S*' , S*' + H2O4=* HS; + OH'; pKo = 7,70 (л = 4), pKo = 8,30 (л = 5). 3. (NH4)2(S.) + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + H2St + (n - 1 )S4. 4. 2(NH4h(S») + 2H2O (хол.) + O2 = nS (коллоид) + 4(NH3 • H2O) [на свету], 2(NH4)2(S.) [насыщ., гор ] + 3O2 = 2(NH4)2SO3S + (2л - 4)Si. 5. (NH4)2(S.) + H2O + SO2 = (NH4hSO3S + H2St + (л — 2)Si (комн.). 6. (NH4)2(S.) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (л - 1 )S4. 3(NH4)2(S.) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3л - 5)Si. 288. N2H4 — ГИДРАЗИН Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная. Имеет строение H3N—NH3. Разлагается при умеренном нагревании. Неогра- ниченно смешивается с жидким аммиаком, водой. В растворе образует гидрат N2H4 - Н2О. Реагирует с кислотами, Ог воздуха, щелочными металлами. Силь- ный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl, СаС12, NaNO3, NaCICU, Mg(ClO4)2. Получение см. 2731, 2891, 2901'5. Mr = 32,05; = 1,146; ^ж> = 1,012(,S); Л» =1,4’С; 113,5° С. 1. 3N 2Н4 = 4N Н3 + N2 (выше 350° С), N2H4 = N2 + 2Н2 (200—300° С, кат. Pt, Rh, Pd). 2. N2H4 + Н2О = N2H4 H2O4=*N2H3 +ОН*. 146
3. 2N1H« + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4, N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4. 4. N2H4 + HNOj (разб.) = N2H5NO3, N2H4 + 2HNO3 (конц.) = N2H6(NOj)2 (примеси N2, HN3) 5. N2H4 + HNO2 (конц.) = HN3 + 2H2O. 6. N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2НгО (сгорание.). 7. 3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6НгО (250° C). 8. N2H4 + 2(NaClO 5HjO) = 2NH2Clt + 4(NaOH НгО) + 4HjO (до 25° С, вак.). 9. N2H4 + гНгОдж) = N2t + 4HjO. 10. 2N2H4 + 2Na = H2t + 2Na(N2H3) [гидразид натрия]. 11. 2N2H4(«)4=? N2H 5 + N2H 3; p/r}M) = 24,70. 2S9. №№ НЮ —ГИДРАТ ГИДРАЗИНА Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к О2 воздуха. Неогра- ниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелоч- ной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных метал- лов). Слабый окислитель. Получение см. 27515, 288*. М, = 50,06; d = КОЗг^; г„ = -51,7° С; г™ = 120,Г С. 1. N2H4 • НЮ = N2H4 + НгО (100—140° С, в присутствии NaOH, ВаО). 2 N2H4 • НгО (разб.)<=? N2H1 + ОН"; рХо = 5,77; N2Hj +H2O<=»N2H26+ + ОН"; рХо= 15,20. 3. N2H, • НгО (конц.) + 2НС1 (конц.) = N2H6C124- + НгО (комн.), N2H4 НгО + НС1 (разб.) = NiHsCl + НгО. 4. 2(N2H4 • НгО) + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4 + 2HjO, N2H4 • НгО + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO44- + НгО (0° С). 5. N2H4 • НгО + НХ (разб.) = N2HsX + НгО (X = N5,ClOi). 6. N2H4 • НгО + 2Ог (воздух) —N2t + 2НгОг + НгО. 7. 5(N2H4 -НгО) + 4КЕО3 = 5N2T +2Ег + 4КОН + 13НгО (E=Br, I), 5(NjH4 • НгО) + 2Ег —N2t + 5HjO + 4N2H5E (Е = Cl, Вт, I). 8. ЫгН4 • НгО + 2НгОг (разб., гор.) = N2t + 5НгО (кат. Na2MoO4), N2H4 НгО + 4КОН (разб.) + 2К28гО«(Ог) —Х~> N2T + 4K2SO4 + 5НгО. 9. N2H4 • НгО + 4Cu(OH)2 = 2СигО1 + N2t + 7HjO (кип ), 3(N2H4 НгО) + 4КМпО4 —Х—> 3N2t + 4MnO2i + 4КОН + 7НгО. 10. N2H4 НгО + НгО + 2Н° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 НгО), N2H< НгО + NaOH + ЗНгО + Na[Sn(OH)3] = 2(NH3 H2O) + + Наг[Бп(ОН)«]. 147
290. NjHsCl —ХЛОРИД ГИДРАЗИНИЯ (1+) Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к Ог воздуха. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восста- новитель, слабый окислитель. Получение см. 2893. Л/г = 68,51; zM = 89°C; к, = 17^. 1. 2. NjHsCl = NjH« + HC1 NjHsCl (разб). = N2Hj + СГ, NjHJ + 2HjO<=* N2H« • НгО + H3O+; pX« = 8,23. (« 350° C). 3. 4. N2HsC1<t) + HC1 (конц.) = NjHeClji NjH6Ch = NjHsCl + HC1 NjHsCl + NaOH (конц.) = NjH« • НгО + NaCl. (комн.), (выше 198° С). 5. 6. NjHsCl + NH3 = NjH« + NH«C1 NjHsCl + 2Oj (воздух) ——» N2 + 2НгОг + HC1. (150—190° С). 7. 5N2HsC1 + 4KEO3 = 5N2T + 4KC1 + 12НгО + HC1 NjHsCl + 2Ej ——> Njt + 4HE + HC1 (Е = Br, I), (Е = Cl, Br, I). 8. N2HsC1 + 3H2O2 (конц.) = NjOt + 5НгО + HC1 (кат. Na2MoO«). 9. NjHsCl + 4FeCl3 —Njt + 4FeCl2 + 5HC1, N2HsC1 + 4AgNOj = 4Agi + N2t + 4HNOj + HC1. 10. 5N2HsC1 + 7HC1 (разб.) + 4КМпО« = 5N2t + 4MnCl2 + 16H2O + 5KC1. 11. NjHsCl + HC1 (разб.) + 2H°(Zn) = 2NH«C1, NjHsCl + 4HC1 (конц.) + HfSnCb] = 2NH«C1 + HJSnCk]. 291. NHjOH — ГИДРОКСИЛАМИН Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически неустойчив. Чувствителен к Ог воздуха. При комплексообразовании иногда изомеризуется (М—NH2OH > М—ONHj). Хорршо растворяется в воде, образует гидрат NH2OH • НгО (раствор слабощелочной). Частично разлагает- ся в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnO:). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстанови- тель, слабый окислитель. Жидкий NHjOH хорошо растворяет KI, KCN, NaCl, NaNOj, NaOH. Получение см. 29210. М, = 33,03; </=1,204; /„ = 32° С; /„„п = 58° С (вак.). 1. 3NH2OH - NHj + N2 + 3HjO (выше 100° С). 2. NH2OH + НЮ = NHjOH Н2О*=» NHjOH* + ОН ; рХо = 7,97. 3. 7NHjOH (конц.) = 3(NHj НгО) + N2t + N2OT + ЗН2О (кат. Pt). 4. NHjOH + НС1 (конц.) = (NH3OH)C1, NH2OH + HC1O« (разб.) = (NH3OH)C1O4. 148
5. NHzOH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4, 2NH2OH+H2SO4 (разб.) = (NH3OH)2SO4. 6. NH2OH (разб.) + HNO3 (разб.) = (NHjOH)NOj, 4NH2OH + 2HNOj (20%-я) = 3N2OT + 7H2O. 7. NHzOH + HNOi = H2N2O2 + НгО, NH2OH (конц.) + NaNOz + NaOH = NazNzOz + 2H3O. 8. NH2OH + H2S (разб.) = NHj H2O + Si. 9. NHzOH + NaOH (разб.) + O2 ——» NaNOz + 2H2O2 (комн ). 10. 2NH2OH + 2NO = N2OT + N2T + 3H2O. II. 2NH2OH + 2KOH (разб.) + 12 —*-► N2t + 2KI + 4H2O. 12. NHzOH + 2HZO + NaOH (разб.) + Na[Sn(OH)3] = NH3 H2O + + Naz[Sn(OH)(i]. 13. 2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu2OJ- + N2t + 5H2O (кип ). 14. NHzOH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 • HzO. 15. 2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OH)24- + Nit + 2H2O. 16. 4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH2OH)4]Ci2, 3NH1OH + L1CIO4 = [Li(—ONH3)3]C1O4. 292. (NH3OH)CI — ХЛОРИД ГИДРОКСИЛАМИНИЯ Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо рас- творяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированными щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2914,2965. М, = 69,49; d= 1,67; /пл = 159° С (разл.); к, = 83(17), 194(|ОО). 1. 4(NH3OH)C1 = 2NH4CI + N2O + ЗН2О + 2НС1 (выше 159° С) 2. (NH3OH)C1 (разб.) = NH3OH+ + СГ. NH3OH+ + 2Н2О4=> NH2OH Н2О + Н3О+; рАк = 6,03. 3. 2(NH3OH)C1 + 2HNO3 (20%-я) = N2Ot + 2HNO2 + 2НС1 + ЗН2О. 4. (NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH H2O + NaCl. 5. 2(NH3OH)C1 + НСЮ (насыщ.) = N2t + 3HC1 + 3H2O. 6. (NH3OH)Ci + H2O + SO2 = NH4CI + H2SO4. 7. (NH3OH)C1 + 2HI (конц.) = NH4CI + I2J- + H2O. 8. 2(NH3OH)C1 (разб.) + 4FeCl3 = N2OT + 4FeCl2 + 6HC1 + H2O. 9. 3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = (NH3OH)3PO4i + 3NaCI. 10. (NH3OH)C1 + Na(CzHsO) = NH2OH + NaClJ- + C2H5OH (0° С, в этаноле), (NH3OH)C1 + 3Na(C2H5O) + C2H5NOj = Na2N2O3 + NaCli + + 4C2H5OH (кип.). 293. HNj — АЗИДОВОДОРОД Азоимид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с эфиром. Азид-ион N3 —линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла- 149
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 кон- центрированной азотной кислотой. Проявляет окислительно-восстановитель- ные свойства. Смесь концентрированных HN3 и HCI по действию подобна «царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. 288s, 2944’ 302". М, = 43,03; d = 1,13<2О); tm = -80° С; /,ип = +35,7° С. 1. 2HN3 = 3N2 + Н2 (выше 300° С). 2. HN3 (разб.) + H2O<=Z* N 3 + Н3О+; ptf, = 4,72. 3. 2HN3 (конц.) + H2O —N2T + (NHjOH)Nj (комн.). 4. HN3 (коиц.) + 3HC1 (конц.) = NH4C1 + N2T + C12T (кат. Pt). 5. HNj (конц.) + 3HC1 (конц.)4=* 2C1° + N2T + NH4C1, 3HN3 (конц.) + 11HC1 (конц.) + 2Au = 2H[AuCU] + 2NH4C1 + 3N2t, 2HN3 (конц.) + 8HC1 (конц.) + Pt = H2[PtCU] + 2NH4C1 + 2N2t. 6. 2HN3 + 4HNO3 (конц.) = 2N2T + N2OT + 4NO2T + 3H2O. 7. HN3 (конц.) + HNO2 = N2T + N2Ot + H2O (кип.). 8. HN3 + NaOH (разб.) = NaN3 + H2O. 9. 2HN3 + M2CO3 = 2MN3 + CO2T + НгО (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NHJ). 10. HN3 + NH3 H2O (10%-й) = NH4N3 + H2O. 11. HN3 + 3H1 (конц.) = N2T + NH4I(I)2], 12. 4HN3 + 2Na = 2NaN3 + NH4N3 + N2t. 294. 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, нитри- тами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свой- ства. Вступает в реакции обмена. Получение см. 424’6, 293* ’. М, = 65,01; d = 1,846; Гм • 200° С; к, = 4О,8(2О), 55,3(,00). 1. 2NaN3 = 2Na + 3N2 (250—300° С, вак.). 2. NaN3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + N 3, N 3 + НгО^ГГ* HN3 + ОН*; ptf„ = 9,28. 3. NaNxr, + НС1 (20%-я) = NaCl + HN3T (комн.), NaN3 + 4НС1 (конц.) = С12Т + NH4C1 + NaCl + N2T (кат. Pt). 4. NaN3 + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HN3T (до 10° С, вак.). 5. NaN3 + H2 = NaNH2 + N2 (200° С, примесь NH3, кат. Pt). 6. 2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF (90° C). 130
7. 2NaN3 + H2SO4 (разб.) +h = 2HI + JNzt + NajSCh. 8 5NaN3 + NaNOj = 8N2 + 3Na2O (350—400° С, вак.). 9. NaN3 + H2SO4 (разб.) + NaNCh = N2T + N2OT + H2O + Na2SO4 (кип). 10. NaNj + (NO)C1 = NaCl + N2 + N2O (40—50° C). 11. 2NaNj + Pb(NOj)2 = Pb(N3)2i + 2NaNO3. 12. NaNj + AgNOj = AgN3l + NaNO3. 13. 4NaN3 (коиц.) + CdCh = Na2[Cd(N3)4] + 2NaCl. 14. NaN3 + H3O+ (катиоиит) = HN3 + Na+ (катионит) + H2O. 295. 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. Малореакциониоспособный, не реагирует с разбавлен- ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, ам- миаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 31*, 52s, 278', 300'. Мт = 44,01; = 1,21^-, р = 1,9778 г/л (н. у.); tm = -90,9° С; /,ип = -88,6° С; v, = 130,0<о), 62,9<20), 54,4<25). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 2N2O = 2N2 + O2 (выше 500° С). N2O + Н28О4(коиц., гор.) = 2NOT + SO2? + Н2О (кип. в атмосфере N2). N2O + Н2 = N2 + Н2О (150—200° C). 6N 2О + Р4 = Р4Об + 6N 2 (550—625° C), 2N2O + С (графит) = СО2 + 2N3 (450—600° C). N2O + Mg = N2 + MgO (500° C), N2O + 2Cu = N2 + C112O (500—600° C). 3N2O + 2NH3 = 4N2 +3H2O (250° C). N2O + HjO + SO2 —N2t + H2SO4. N2O + 8НС1 (конц.) + Н2О + 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 димеризо- ван (N2O2), в жидком состоянии — частично (« 25% N2O2), в газе — в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа- ка. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окисли- телями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO2. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 303* 30412'* тлА«.2°.31 151
М, = 30,01; <^ж) = 1,269('|52>; р = 1,3402 г/л (н. у.); tm = -163,6° С; = -151,7° С; v, = 7,38(О), 4,7115 16 17 18 19 (20) 21 22, 2,70(liO). 1 2NO = Nz + Ог (выше 700° С, кат. ВаО), 4NO(M) ——» NzO + NzO3. 2. 4NO + HzO ——» NzO+2HNO3 (практически не идет). 3. 4NO + 2NaOH(T) ——» 2NaNO2 + N2O + H2O (комн.), 6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + Nz + 2H2O (350—400° С). 4. 2NO + 2Hz = Nz + 2H2O (200° С). 5. 2NO + 3Hz + 2HC1 (разб.) = 2(NH3OH)C1 (40° С, кат. Pt/C), NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 H2O. 6. 2NO + Oz = 2NOz (комн., очень быстро). 7. 4NO + 4H2SO4 (конц.) + O2 = 4(NO)HSO4 + 2H2O (комн.). 8. NO + O3 = NOz + Oz (комн.). 9. 2NO + Ijz = 2(NO)E (на холоду; E = F, Cl, Br). 10. 2NO + С (графит) = Nz + CO: (400—500° С). 11. 10NO + 4P (красн.) = 5Nz + Р4Ою (150—200° С). 12. NO + Na = Na++ NO" (-50° С, в жидк. NH3). нитрозид 13. 2NO + 4Cu = Nz + 2CuzO (500—600° С). 14. 2NO + 2HzS = Nz + 2H2O + 2S (300—350° С). 15. 2NO + 2SO2 ——» Nz +2SO3 (комн., p), 2NO + HjO (гор.) + SOz = NzOT + H2SO4. 16. 2NO + NazSzO< + 2NaOH (разб.) = N2OT + 2NazSO3 + HzO. 17. 2NO + 4HzSO< (разб.) + 6CrSO4 = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3. 18. 2NO + 14HC1 (конц.) + 4H[SnCl3] = NH4C1 + (NH3OH)C1 + 4Hz[SnCl6] + + HzO. 19. 2NO + HzO + 3HC1O = 2HNO3 + 3HC1, 2NO + 3HzSO< (конц.) + 2CrO3 = 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + 2HzO. 20. 4NO + [Fe(CO)s] = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO (44—45° C, p), NO + 5HzO + FeSO4 —-—> [Fe(NO+)(HzO)5]SO4 (бур.) [комн.]. 21. NO + CuClz = (NO+)[CuClz] (комн., в бутаноле-1). 22. Реакции смеси NO и NO2: a) NO + NOz = N2O3 (-80° С); б) NO + NOz + HzO (пар)<=± 2HNOz(r), NO + NOz + Н2О = 2HNOz(p); в) NO + NOz + 2HzSO4 (безводн.) = 2(NO)HSO4I + H2O (комн.); г) NO + NOz + 2NaOH (хол.) = 2NaNO2 + H2O, NO + NO2 + NazCO3 = 2NaNOz + CO2 (450—500° C); д) NO + NOz + 2HC1O4 (конц.) = 2(NO)C1O4 + H2O. 152
297. N2O3 —ТРИОКСИД ДИАЗОТА Синяя жидкость, термически неустойчивая. При комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NO2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO )(NOj). В газе имеет молекулярное строение ON—NO2. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. 272 , 296 , 2983. Мг = 76,01; ^Ж)= 1,447®; г1И = -101°С. 1. N2O3 = NO2 + NO (5—100° С), N2Oj(«h=Z± NO2 (раствор в N2O3) + NOt (выше -40° С). 2. N2O3 + Н2О (хол.) —I—> HNO2 [точнее, NO(OH) + N(H)O2], 3N2Oj + Н2О (гор.) = 2HNO3 + 4NOt, N2Oj(r) + H2O (пар)< —? 2HNO2(r). 3. N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO2 + H2O. 4. N2O3 + 2(NH3 • НгО) [разб.] = 2NH«NO2 + H2O. 5. 2N2O3 + Oi = 2N2O« (-10° C) 6. N2O3 + 3Cu = N2 + 3CuO (600° C). 7. N2O3 + 3H2SO< (безводн.)*^* 2NO+ + 3HSO7 + H3O+. 298. NO2 —ДИОКСИД АЗОТА Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — красно- бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O«. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор — ярко-зеленый), полностью реагирует с ней. Реа- гирует со щелочами. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию метал- лов. Весьма реакционноспособна смесь NO2 и NO (см. 296). Получение см. 2641 296®, 291s. NO2: Мт - 46,01; р = 2,0527 г/л (н. у.). NjO,: Л/г = 92,01; </(т)= 1,536; 4Ж) = 1,491(0); !„. = -! 1,2° С. 1. 2NOi(«) = N2O4(Mm=* NO+ + NO3 N2O4<rH=7 2NO2(r) 2. NO2 = NO + O2 3. 4NOk«) + HiO (хол.) = 2HNO3 + N2O3, 3NO2 + НгО (гор.) = 2HNO3 + NOT. 4. 2NO2 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O. 5. 4NO2 + O2 + 2HiO = 4HNO3, (от-11,2 до +20,7° С), (20,7—135° С). (135—620° С). 153
6. 4NO2 + О2 + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2НгО. NO2 + НС1 (разб.) + 5H°(Zn) = (NH3OHKI + Н2О. 7. 2NOa + 7Hj = 2NH3 + 4HjO (кат. Pt, Ni). 8. 2NOj + F2 = 2(NO2)F (комн.). 9. 2NO2(m) + KE = (NO)E + KNO3 (E = Cl, Br). 10. 2NO2 + 2C12O = 2(NO2)C1O + Cl2 (0° C). 11. 2NO2 + НзЮ» = 2HNO3 + HIOj + H2O. 12. NO2 + H2O4(rop.) + SO2 = H2SO4 + NOt. 13. 2NO2 + 2S = N2 + 2SO2, IONO2 + 8P = 5N2 + 2P4Oio (130—150° C). 14. 6NO2 + 2CSj = 3N2't + 2COjt + 4SO2 (комн.). 15. 2NO2(B) + Na = NOt + NaNOj, NO2 + К = KNO2 (комн.). 16. 6NO2 + Bi = Bi(NOs)3 + 3NO (70—110° С). 17. 2NOj + 4Cu = N2 + 4CuO (500—600° С). 18. 2NO2 + (Ni(CO)4](B) = Ni(NO2)2 + 4COt (25—30° С). 19. 4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц.) = N2T + 3Fe2(SO4)3 + 2H2O + + 2HNO3. 20. NO2 (дымящ. HNO3) + Н2(РНОз) = H3PO4 + NOt (30—50° С). 21. 2NO2 + 3H2SO4 (безводн.)<=? NO+ + NO 2 + 3HSOJ + НзО+. 299. NjOs — 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 (NOj) (NO3)— нитрат иитроила. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гид- ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. ЗО633, 5664. М,= 108,01; <40=1,642; Гш, = 41°С(р). 1. 2N20s—I—> 4NO2 + Oj (20—50° С). 2. NjOs + Н2О = 2HNO3. 3. N2Os + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + Н2О. 4. N2O3 + 2(NH3 H2O) (разб.] = 2NH<NO3 + НгО. 5. N2O3 + H2O2 (безводн.) = HNO3 + HNO< [точнее, HNO2 (О Г)] (-80° С). 6. ЫгО^ж) + 2NH3 = Н2О + 2(NO2>NH2 (амид нитроила). 7. ЗЫ20з + AI2O3 = 2А1(ЫОз)з (35—40° С). 8. ЫгОз + 5Cu = 5CuO + N2 (500° С). 9. N2O5 + НСЮ< (безводн.) = (NO $ )С1О< + HNO3. 10. ЫгО^цГ^ NO 2 + NO з, NjOsox^ ^Оад (до 32° С). 300. H2N2O2 — АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к О2 воздуха. Энер- гично разлагается при механических воздействиях или самопроизвольно при 154
комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в воде. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окисли- тель и восстановитель. Получение см. 2917, 30212, ЗОЗ12. Мг = 62,03. 1. H2N2O2 = НгО + N2O (20—25° С). 2. H2N2O2 (разб.) + H2O<ZZ± HN2O2‘+ НэО+; рКк = 7,70, НЫгОГ+ Н2О^=> N2O| + Н3О+; рКк = 11,70. 3. H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2НгО. 4. H2N2O2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) —*-» NjHsCl + 2НгО. 5. 2H2N2O2 + ЗО2 (воздух) —х—+ 2HNO2 + 2HNOj. 6. H2N2O2 + ЗНгО + 3I2 = HNOj + HNO2 + 6Н1. 7. H2N2O2 + HNO2 (конц.) —*-»• HNO3 + N2T + Н2О. 8. 5H2N2O2 + 12H2SO« (разб.) + 8КМпО4 = lOHNOj + 8MnSO< + 4K2SO« + + 12НгО. 301. Na2N2O2 — ГИПОНИТРИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- ся в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Не реагирует с HNO2 Разлагается кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 2917, ЗОО3, ЗОЗ11. М. = 105,99; d= 2,466. 1. 4Na2N2O2 = 3N2 + NaNOj + NaNOj + 3Na2O (335° C) 2. NajNjOj nHjO = NajNjOj + яН2О (60—120° С, вак., ni 9). 3. Na2N2O2 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + N2O^, N2Of + НгО^ЗГ? HN2O2 + OH"; pK0 = 2,30. 4. NajNjOj + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + H2O + N2OT (кип.), Na2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2NaCl (0° С, в эфире) 5. Na2N2O2 + 2НгО + 4H°(Zn, конц. NaOH) —*-»• 2NH2OH + 2NaOH. 6. Na2N2O2 + ЗН2О + 3I2 —NaNOj + NaNOj + 6HI, 3Na2N2O2 + 4НгО + 8KMnO« = 6NaNOj + 8МпОг + 8KOH (кип.) 7. Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2COj (250—350° C). 8. NajNjOj + 2AgNOj = AgjNjOj'i (желт.) + 2NaNOj. 302. HNO2 — АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде известна только в газовой фазе, существует в водном растворе. Имеет две таутомерные формы; NO(OH) и N(H)O2 (преобладает при комнатной температуре в растворе). Концентрированные растворы — голу- бые, разбавленные растворы — бесцветные. В форме NO(OH) проявляет сла- 155
бые кислотные свойства, в форме N(H)Oj кислотой не является. Нейтрализует* ся щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислоро- дом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свой- ства. Получение см. 296й, 297*, 306*, 3142, 4247. Л/г = 47.01. 1. 2НМОад NO + NOj + HjO, ЗНМОзд = HNOj + 2NO + Н2О (выше 100° С). 2. HNOj (разб.) + Н2О (хол.) NOI + НзО*; рХ, = 3,29. 3. HNO2 (конц.) + Н3О*^=* NO+ + 2Н2О (в 60%-й HNO3). 4. 2HNOj £=2 NO* + NOT +HjO (0° С, в 30%-й HNO3), NO* +NO7 NjO3. 5. HNO2 + NaOH (разб.) = NaNOj + НгО. 6. HNO2 + NH3 НгО (конц., хол.) = NH4NOJ + HjO. 7. HNOj + HC1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH4C1 + 2HjO. 8. 2HNOj + Oj ——» 2HNO3. 9. 2HNOj + 2HI = Iji + 2NOt + 2HjO (примесь NjO). 10. HNOj + Н2О2 (конц.)4=? HNO(Ojl + H2O (0°C), HNOj + Н2О2 (конц.) = HNO3 + HjO (кип.) 11. HNOj (конц.) + NjH« = HN3 + 2HjO. 12. HNOj + NHjOH = HjNjOj + HjO. 13. 3HNOj + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = Njt + 3Fej(SO4)3 + 4HjO. 14. SHNOj (конц.) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3)j + 2KNO} + 3H2O. 303. NaNOj —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 (гидро- лиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислите- лями и восстановителями. Получение см. 255, 2822, 316, 367, 3025. Мт = 69,00; d = 2,168; tm = 271 ° С; к, = 82,9(М), 135,5<*0). 1. 4NaNOj = 2Na2O + 2Nj + ЗО2 (700—900° С). 2. NaNOj (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + NOJ (pH > 7, см. 304$ 3. NaNOj + HC1 (разб.) = NaCl + HNOj (комн.). 4. 2NaNOj (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOt + NOjt + HjO (кип.). 5. 2NaNOj<T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NOjt + NOt + H2O. 6. NaNOj + 6H°(Zn, конц. NaOH) = NHjt + NaOH + HjO (кип.). 7. 2NaNOj (разб., гор.) + О2 —I—» 2NaNOj. 156
8. NaNO2 + F2 = NO2F + NaF (200° C). 9. 2NaNO2 + 6Na = 4Na2O + N2 (350—400° C). 10. 2NaNO2 + 2Na = Na4N2O44- (желт.) [-40° С, в жидк. NHJ. 11. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O2i + 4NaOH (в этаноле). 12. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 = Ag2N2O2l + 4NaOH + + 2NaNO3 (0° C), Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCU (в эфире). 13. 5NaNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 14. NaNO2 + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H2O. 15. 2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2NOt + I2i + 2H2O + 2Na2SO4. 16. NaNO2 + H2SO4 (разб.) + NaN3 = N2T + N2OT + Na2SO4 + H2O (кип.). 17. 2NaNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + Na2SO4 + 4НгО (кип ). 304. KNO2 —НИТРИТ КАЛИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлага- ется. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо раство- ряется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окисли- тель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислота- ми, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 491517, 521,4,9 Л/, = 85,10; d = 1,915; = 440° С; к, = 306,7(20*, 376(80). 1. 4KNO2 = 2К2О + 2N2 + ЗО2 (900—950° С). 2. KNO2 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОМ+ + NO2, NO2 + Н2О<=? HNO2 + OH’; ptf0 =10,71. 3. KNO2 + HC1 (разб.) = KC1 + HNO2 (комн.). 4. 3KNOj(T) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + KNO3 + 2NOT + H2O (кип), KNO2 + 2HC1 (конц.) = (NO)C1 + KC1 + H2O (комн.). 5. 2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2T + NOT + H2O. 6. 2KNO2(t) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2t + NO? + H2O. 7. 2KNO2 (разб., гор.) + O2 —I—» 2KNO3. 8. KNO2 + H2O2 (гор.) = KNO3 + H2O (в разб. H2SO4), KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr. 9. 5KNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O, 3KNO2 + 4H2SO4 (разб.) + КгСггО? = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4. 10. KNO2 + 6H°(Zn, конц. KOH) = NH3T + KOH + H2O (кип ). 11. 2KNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + K2SO4 + 4H2O (кип.). 12. 2KNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NO? + I2J. + 2H2O + 2K2SO4. 13. 2KNO2(T) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4<T) = 2NO? + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2H2O 14. 3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2K2CrO4 + 4NO (400—500° C). 157
15. KNO2 (конц.) + NH4CIO4 (конц.) = KCICU + NH4NO2 (до 15° С). 16. 2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag—ONO, Ag—NO2)i + 2KNO3, KNOj (конц.) + AgNOj = K[Ag(—NO2)2]. 305. NH4NOj — НИТРИТ АММОНИЯ Белый, неустойчив прн хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чув- ствителен 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-вос- становительные свойства. Получение см. 278*, 297,304 . М, = 64,04; d - 1,69; к, = 180,1(Ю), ЗОО(34). 1. NH4NO2 = N2 + 2Н2О (60—70° С). 2. NH4NO2 (разб.) = NHJ + NO2, NHJ+ 2H2O<=ZZ? NH3 Н2О + Н3О+, рК, = 9.24, NO2 + H2O<Z^* HNO2 + ОН*; рКо =10,71. 3. NH4NO2 (конц.) = N2t + 2Н2О (кип ). 4. NH4NO2 + НС1 (разб.) = NH4C1 + HNO2 (комн). 5. NH4NO2 + NaOH (конц.) = NaNO2 + NH3t + НгО. 6. 2NH4NO2 (разб.) + O2 —*-> 2NH4NO3. 7. 5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NH4NO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 8. 2NH4NO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = 2NOT + Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + + 2H2O. 306. HNO3 — АЗОТНАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окраши- вается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хоро- шо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость, d = 1,56<20>). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% HNO3; d - 1,41(2О); Гкнп = 120,7° С). Образует гидраты HNO3 • Н2О (точнее, H3NO4 — ортоазот- ная кислота, iw = -37,85° С) и HNO3 ЗН2О (1™, =-18,47° С). В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с оснбвными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окис- литель; 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. 158
Безводная кислота — протонный растворитель. Получение см.: в промышлен ности — 2737, в лаборатории — 526, 298 , 2992. Мт = 63,01; d = 1,503<25); Л1Л = -41,6°С; tKm = +82,6° С (разл.). 1. 4HNOj<=* 4NO2 + 2Н2О + О2 Т (комн., на свету). 2. HNOj + Н2О = NO3' + Н3О+. 3. HNOj (разб.) + NaOH = NaNOj + Н2О, HNOj (разб.) + NHj Н2О = NH«NOj + НгО. 4. 2HNOj (2—3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О, 2HNOj (5%-я) + 8Н° (Mg, разб. H2SO4) = N2OT + 5Н2О, HNOj(30%-a) + 3H°(Zn, разб. H2SO4) = NO + 2H2O, HNOj(60%-a) + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = HNO2 + H2O (кат. Pd). 5. 2HNOj (конц.) + Ag = AgNOj + NO2t + H2O. 6. 8HNOj (разб.) + 3Cu = 3Cu(N0j)2 + 2NOT + 4H2O, lOHNOj (разб.) + 4Mg = 4Mg(NOj)2 + N2O t + 5H2O (примесь H2), 12HNOj (разб.) + 5Sn ——> 5Sn(NOj)2 + N2T + 6H2O 7. 30HNOj (ой. разб.) + 8A1 = 8Al(NOj)j + 3NH4NOj + 9H2O 8. 12HN0j (оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NOj)2 + N2 T + 6H2O 4HN0j (разб.) + Fe = Fe(NOj)j + NOt + 2H2O. 9. 4HNOj (конц., гор.) + Hg = Hg(NOj)2 + 2NO2T + 2H2O, 8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NOj)2 + 2N0T + 4H2O. 10. 4HNOj(kohu.) + Ge ——» GeO2l + 4NO2T + 2H2O. 11. 6HNO3 (конц.) + S = H2SO4 + 6NO2T + 2H2O 5HNO3 (конц.) + P (краев.) = H3PO4 + 5NO2t + H2O 12. lOHNOj (коиц., гор.) + I2 = 2HI0j + 10NO2T + 4H2O. 13. 2HN0j (разб.) + MgO = Mg(NO3)2 + H2O. 14. 2HN0j (разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NOj)2 + 2H2O. (примесь NO). (примесь H2). (0— 10° C), (кип.) (кип.) 15. 4HNOj (коиц.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(NOj)2 + 2NaNOj + 4H2O, 2HN0j (разб.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(OH)4 + 2NaNOj + 2H2O. 16. 2HNOj + NazCOj = 2NaNOj + CO2T + H2O, 2HNOj (оч. разб.) + CaSOj = Ca(NO3)2 + SO2T + H2O. 17. HNOj (коиц.) + KF(T) = KNOj + HFt. 18. 3HNOj (разб.) + [Ag(NH3)2]OH = AgNOj + 2NH4NO3 + H2O, 6HNO3 (конц.) + [Ni(NHj)6](NOj)2 = Ni(NO3)2 + 6NH4NO3. 19. HNOj (конц.) + H2O2 (конц.)<^=? HNO2(O^’) + H2O. 20. 2HNOj (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2T. 21. 2HNOj (коиц.) + As20j + 2H2O = 2HjAs04 + N2O3? (0° C), 4HNOj (коиц.) + As20j + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2? (кип.). 22. 6HNO3 (60%-я) + HI = HIOj + 6NO2T + 3H2O (кип.), 4HNO3 (конц.) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2NO2T + 2H2O + 2KNOj (комн). 159
23. 2HNO3 (разб., хол.) + ЗН(РН2О2) —ЗН2(РНО3) + 2NOt + Н2О. 24. 4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3)3 + 2НС1 + NO21 + Н2О (М = Fe, Сг). 25. 2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —-—> SJ- + 2NO2 + 2Н2О, 4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO2 f + Si + 2H2O, 8HNO3 (конц.) + CuS(T) = CuSO« + 8NO2t + 4H2O (кип.). 26. HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO« + (NO2) NH£ 27. HNO3 (конц.) + 3HC1 (конц.)<Г=? (NO)C1 + 2C1° + 2H2O (комн ), 2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H2O (100—150° C). 28. HNO3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Au = H[AuCU] + NOt + 2H2O. 29. 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4NOt + 8H2O. 30. 4HNO3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF6] + 4NOf + 8H2O, 2HNO3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W —*-> H2[WO2F4] + 2NOT + 2H2O. 31. 2HNO3 (разб.) + 3H2SO< (разб.) + 6Hg = 2NOt + 3Hg2SC>4i + 4H2O. 32. 2HNO3 (конц.) + H2SC>4 (конц.) + + 2H2O эл”пт°^ > (NH3OH)2SO4 (катод) + ЗО2Т(анод) [до 15° С], на Hg-катоде 33. 4HNO3 (дымящ.) + Р4О10 = 2N2Os + 4НРО3 (в атмосфере О2 + О3). 34. HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF (комн.). 35. HNO3 (безводн.) + HSO3C1 = (NO2)Clt + H2SO4 (0° C). 36. HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NO2)C1O4+ HCIO4 H2Oi (комн.). 37. HNO3 (безводн., хол.) + 2HF<»; < > H2NO3+ + HF2. HNO3 (безводн., гор.) + 4HFW <=» H3O+ + NOJ + 2HF£ 38. HNO3 (безводн.) + 2SO3 < > NOJ + НБгО?, HNO3 (безводн.) + 2H2SC>4 (безводн.) < > H3O+ + NO2 + 2HSOJ. 39. 6HNO3 (безводн.) + 2K4[Fe(CN)(,] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2T + + 4KNO3 + 2H2O, 3HNO3 (конц.) + K4Fe(CN)s] = NO2t + HCNT + Кг[Ре(Н2О)(СМ)5] + + 2KNO3 (кип.). 40. HNO3 (безводн.) + KNO3 = K+ + [H(NO3)2]'. 41. 3HNO3 (безводн.) H2NOJ + [H(NO3)J; pAj5 =1,70, H2NO;<=> no; + H2O, [H(NO3)2] + H2o <=* H3O+ + 2NO3. 307. 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- 160
чей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислитель но-восстановительиые свойства. Получение см. 273"', 275' , 288 . Мг = 51,48; г™ = -66° С. 1. 3NH2C1 = N2 + NH«C1 + 2НС1 (выше-40° С). 2. NH2C1 (конц.) + 2Н2О NH3 • Н2О + НС1О (до 10° С) 3. 3NH2C1 + ЗН2О = 3NH3 Т + 2НС1 + НСЮз (60—80° С) 4. NH2C1 + 2НС1 (конц.) = NH4C1 + С12Т (комн.) 5. 4NH2Cl + 4NaOH (разб.) —L-> N2T + 2(NH3 • НгО) + 3NaCl + NaClO + + H2O (t = 3 -r 4,5 4). 6. NH2C1 (конц.) + NH3 • H2O (разб.) N2Hj + СГ + H2O. 7. 2NH2C1 + N2H< • H2O = N2T + 2NH«C1 + H2O (кат. CuCl2). 8. 2NH2C1 + NaClO (коиц.) + 2NaOH (конц.) = N2T + 3NaCl + 3H2O. 9. NH2C1 + 2H2O + 2K1 (разб.) = NH3 • НгО + 12J- + KOH + KCI. 308. NF3 — ТРИФТОРИД АЗОТА Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = Cl, Br, 1). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Разлагается кипящей водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании). Получе- ние см. 2726, 2739, 309s. Мт = 71,00; d(X) = 1,885*”'м); р = 3,168 г/л (и. у.); lm = -206,78° С; tmn = -129° С. 1. 2NF3 - N2 + 3F2 (выше 600° С). 2. 3NF3 + 5Н2О ——> HNO3 + 2NO ? + 9HFt (кип.). 3. 2NF3 + ЗН2О (пар) <"7-* N2O3 + 6HFT (0° С, электрич. разряд.) 4. NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2Н2О. 5. 2NF3 + ЗН2 = N2 + 6HF (электрич. разряд). 6. 2NFs + О2 = 2NOFs (-196° С, электрич. разряд). 7. NF3 + 3S = S(N)F + S2F2 (400° С, вак.). 8. 4NF3 + С (графит) = 2N2F< + CF« (350—375° С). 9. 2NF3 + Си = N2F< + CuF2 (375° С). 10. NF3 + NHiF = N2 + 4HF (600—700° С). 11. NF3 + EFj + F2 = (NF4HEF6] (E = As, Sb; УФ-облучение). 309. (NO)F — ФТОРИД НИТРОЗИЛА Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо раство- ряется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами, 161
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диок- сидом кремния. Получение см. 296*, 311 *’6. Mt = 49,00; <АТ) = 1,719; </<«> = 1,326(Ч0>; р = 2,335 г/л (н. у.); = -132,5° С; rKHn --59,9° С. 1. (NO)F + Н2О (хол.) = HNOj + HF, 3(NO)F + 2HjO (гор.) = 2NOt + HNO3 + 3HF. 2. (NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNOj + NaF + H2O, (NO)F + 2(NH3 • HjO) [разб., хол.] = NH4NO2 + NH4F + H2O. 3. (NO)F + лНР(ж) <=? (NO)F • nHF (л = 3, 6). 4. (NO)F + O3 = (NO2)F + O2 (комн). 5. (NO)F + F2 = NOF3 (комн). 6. (NO)F + OF2 = O2 + NF3 (комн). 7. 5(NO)F + P (красн.). = PF5 + 5NO (комн.). 8. 4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO (комн), 4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2 (комн). 9. (NO)F + C1F3 = (NO+)[C1F4] (-25° C). 310. (NO)C1 — ХЛОРИД НИТРОЗИЛА Оранжево-желтый газ, желтовато-красная жидкость. Термически неустойчив, начинает разлагаться при комнатной температуре. Чувствителен к свету. Реа- гирует с водой, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свой- ства. Сильно корродирует металлы. Получение см. 2969, 2989, 304*. Мт = 65,46; 4Ж) = 1,592е0; р = 2, 992 г/л (н. у.); Г™ = -59,6° С; Г„нп = -5,4° С. 1. 2(NO)C1<=> 2NO + C12 (25 100° С). 2. (NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + НС1, 3(NO)C1 + 2Н2О (гор.) = HNO3 + 2NO ? + ЗНС1. 3. (NO)C1 + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCl + H2O, 3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NOt + 3NaCl + 2H2O. 4. (NO)C1 + O3 = (NO2)C1 + O2 (комн.). 5. 4(NO)C1 + Si = SiCU + 4NO. 6. 3(NO)C1 + Fe = FeCl3 + 3NO. 7. 2(NO)C1 + 2HI (разб.) = 12Ф + 2NOt + 2HC1. 8. 2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2Ot + 2H2SO4 + 2HC1. 9. (NO)C1(«) <=» NO+ + СГ. 311. (NO2)F —ФТОРИД НИТРОИЛА Бесцветные газ и жидкость, белое твердое вещество. Разлагается при умерен- ном нагревании. Образует сольваты в жидком HF. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кремнием. Не реагирует с водородом, серой, угдеро- 162
дом. Сильно корродирует металлы. Абсорбируется ртутью. Получение см. 298’, 3094, 31З6. Мг = 65,00; d(T) = 1,924; = 1,492(’73»; р = 2,90 г/л (н. у.); tm = -166,0° С; /„„ = -72,4° С. 1. 2(NO2)F = 2(NO)F + О2 (300° С). 2. (NO2)F + Н2О = HNOj + HF. 3. (NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNOj + NaF + H2O. 4. (NO2)F + nHF(X) <=? (NO2)F nHF (n = 3,5; 4; 5,25; 6,67). 5. 4(NO2)F + 3Si = 3SiF< + 4NO + 2SiO2 (комн.). 6. 6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeFj4- + 6HNOj + 3H2t, 3(NO2)F + 2Fe = Fe2Oj + 3(NO)F (150—200° C). 312. (NO2)C1 — 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. ЗО635, ЗЮ4. Мг = 81,46; р = 2,57 г/л (н. у.); гпл = -141° С; tmn = -14,3° С. 1. 5(NO2)C1(m) <=? N2Os + (NO)C1 + N2O4 + 2Cl2t, 2(NO2)C1 = 2NO2 + Cl2 (выше 100° C). 2. (NO2)C1 + H2O = HNOj + HC1. 3. (NO2)C1 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaClO + HjO (комн). 4. 6(NO2)C1 + 6H2O + 2Fe = 2FeCl3 + 6HNO3 + 3H2t, 3(NO2)C1 + 2Fe = Fe2Oj + 3(NO)C1 (40—50° C). 313. NOFj — ТРИФТОРИД-ОКСИД АЗОТА Бесцветный газ, разлагается при умеренном нагревании. Не растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными щелочами. Мало- реакционноспособный; не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 308*, 309s. М, = 87,00; d = 0,927й*»; р = 3,88 г/л (н. у.); /пл = -160° С; /кип =-85° С. 1. NOFj = (NO)F + F2 (300° С). 2. NOFj + 2Н2О <— ? HNOj + 3HF (практически не идет). 3. NOFj + 4NaOH (конц., гор.) = NaNOj + 3NaF + 2Н2О. 4. NOFj + Cl2 = 2C1F + (NO)F (комн) 5. NOFj + 2NO = 3(NO)F (к0Мн.). 163
6. 2NOF3 + 4NOX«> = 2(NO)F + 4(NO2)F. 7. NOF3 + EF5 = (NOF^lEFe] (150° C; E = As, Sb). 314. (NO)HSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НИТРОЗИЛА Нитрозилсерная 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. М, = 127,08; г™, = 73,5° С (разл.). 1. 2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NOj (выше 73,5° С). 2. (NO)HSO4 + HjO (хол.) = HNO2 + H2SO4, 3(NO)HSO4 + 2Н2О (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO. 3. 2(NO)HSO4 —S—» (NOhSjOi + H2O (в гор. конц. H2SO4. 4. (NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNOi + Na2SO4 + 2H2O, (NO)HSO4 + 3(NH3 H2O) [конц., гор.] = N2T + (NH4)2SO4 + 4H2O. 5. 2(NO)HSO4 + 2Hg = 2NOT + Hg2SO4 I + H2SO4 (в конц. H2SO4). 6. (NO)HSO4 + HCl<r) = (NO)C1T + H2SO4 (в безводн. H2SO4). 7. 2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)2S2O7 + H2SO4 (в безводн. H2SO4). 8. (NO)HSO4 + NO <—> N2Oj (син.) + HSO4 (в безводн. Нг5О4, p). ФОСФОР 315. P —ФОСФОР Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах. Белый фосфор состоит из 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 водя- ным 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, S2CI2 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно хими- чески активен. Энергично окисляется кислотами Н2$О4 и HNO3, пероксидом водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливает- ся водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их 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. Рас творяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р« (d = 2,32 + 2,36; (ВОзг = 429° С). Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Рл, имеет слоистук структуру, по внешнему виду похож иа графит. Термодинамически устойчи- вый, высокоплавкий. Химически пассивный по сравнению с белым фосфором Устойчив на воздухе. Получение белого фосфора см. 3375, 3531; красный и черный фосфор получают из белого фосфора в особых условиях. Рч: Л/г=123,896; «/=1,82; «ПЯ=44,14°С; /„ни = 287,3° С; Л*И)=3,3- 10-6 Р (красн.): Мг = 30,974; d = 2,34; tm = 593° С (р). Р(черн): Мг = 30,974; «/=2,7; « 1000° С (р). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 2Р (красн.) + 8Н2О(ж) = 2Н3РО< + 5Н2 (700— 900° С, р; кат. Pt, Си, Ti, Zr) Рч + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНОз) + 6SO2, Рч + 3H2SeOj + ЗН2О = 4Н2(РНО3) + 3Sei. Р(краси.) + 5HNO3 (коиц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О (кип.) Рч + 8NaOH (конц.) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6Н2Т (кип.) Рч + 3NaOH (конц.) + ЗН2О (хол.) ——» 3Na(PH2O2) + РНзТ. 2Рч + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2)2 + 2РН3Т (70° С) Ва(РН2О2)2 + H2SO4 (разб., хол.) = BaSCU + 2Н(РН2О2). Рч + 6Н2 = 4РН3 (300— 360° С, р) Рч + 5О2 = РчОю (34—60° С, сгорание на воздухе), 4Р (красн.) + 5О2 = РчОю (240—400° С, сгорание на воздухе). Рч + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) ——» 4Н2(РНОз) [комн.], Рч + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2НчР2О6 (30—40° С). Рч + ЮН2О2 (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 )-----(6^j----->PF3.PFs ' (-60° С). И. Рч > PCI, -С1; КИП > РС15 Р (красн.)> PCb-^-9^ > РС15. (сгорание) (сгорание) 12. Р(краСи.) _!»*>ко™ > рВгз вп, .00-150-С 3 РВГ5 13. Рч + 412 = 2Р21ч (оранж.) 2Р (краси.) + 312 = 2Р1} 14. Рч + 7S ——> P4S7 (в жидк. CS2), [комн., в CS2], (кип., в CS2). (комн., в CS2), 165
Р (красн.) s, кю^юо* с (атмосфера COi) PaSa (л = 2, 3,5 + 7,9, 10), 4Р (красн.) + 9S —-—* PaS» 15. Ра + ЗЕ = РаЕэ (550° С, р, примесь PaS?). (кип. в гептане, Е = Se, Те). 16. Р (красн.) —Na > NajP, NajPj (200° С), 2Р (красн.) + ЗСа = СазРг (350— 450° С). 17. Ра + 6НС1 = 2РН3 + 2РС1з (300° С). 18. 6Ра + 4Р1з + 48Н2О (по каплям) = 12РНД + 16НзРОа (30—40° С). 19. Ра + 6N2O = РаОб + 6N2 (550—625° С), Ра + 6СО2 = PaOs + 6СО (650° С). 20. Ра + 4NaC102 + 4NaOH (разб.) = гИагНгРгОб I + 4NaCl (10—15° С), 12Р (красн.) + ЮКСЮэ = ЗР4Ою + 10КС1 (50° С). 21. Ра + 4H2SOa (разб.) + 4KMnOa = 4КН2РОа + 4MnSOa (комн ). 22. 6Р (красн.) + 4Н2О (гор.) + ЙКМпОа = ЗК2Н2РгОб + 8MnO24- + 2КОН. 23. 11 Ра + 96Н2О + 60CuSOa ——* 24Н3РОа + 2OCu3Pi + 60H2SOa (0° С), Ра + 16НзО + lOCuSOa = 4Н3РОа + lOCul + 10H2SOa (кнп.). 24. Р4 + 16Н2О + 20AgNO3 = 4НзРОа + 20AgJ- + 20HNO3 (кнп ). 25. Ра + 2H2S2O? (олеум) + 2HSO}F =(P?+XSOjF)2 + SO2 + 3H2SO4, 8P (красн.) + 2Н28гО? (олеум) + 2HSO3F =(Р82+)(5ОзР)2 + SO2 + 3H2SOa- 26. Ра(Т)--> 4Р (красн.) [250—260° С, кат. l2, Na]. 27. Р^т)---> 4Р (черн.) [от комн, до 200° С, р], Ра(Т) --> 4Р (черн.) [370—380° С, кат. Hg]. 28. 4Р (красн.) <---> Ра<Г) (416° С). 29. 4Р (черн.) Ра<г) Р (черн.)-----> Р (красн.) „ 800—900’С 30. Ра(Г)--------------> 2Рг(Г) 1700-1800 °C --------------» 4Р<Г). (453° С), [550—560° С, р). 316. РНз —ФОСФИН Монофосфан. Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РНз- 46Н2О. Не реагиру- ет со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, перок- сидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значи- тельно слабее, чем у аммиака. Получение см. 119м, 3154,6' ”, 3171’2’4, 3231,'°. М, = 34,00; р = 1,5294 г/л (н. у.); /м = -133,8° С; /кип = —87,42° С. 1. РНз + 3H2SOa (конц.) = Нг(РНОз) + 3SO2t + ЗН2О. 2. РНз + 8HNO3 (конц., гор.) = НзРОа + 8NO2t + 4Н2О. 166
3. РНз + 2О2 = Н3РО4 (150° С) 4. РНз + 2Н2О + 2I2 = Н(РН2О2) + 4HI, PHj + NaOH (разб.) + 2NaClO = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О. 5. 2РНз + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = Na4P2O4 4- + 12Н2О. 6. РНз + НС1(Г> = РН4С1 (30° С, при полном отсутствии влаги), РНз + HI (конц.) = РН41. 7. 4РНз + Ni —[Ni(PH3)4](T) (комн., р) 317. РН41 — ИОДИД ФОСФОНИЯ Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легко разлагается при слабом нагревании, мгновенно — большим количеством воды. Реагирует со щелоча- ми. Сильный восстановитель, окисляется серной и азотной кислотами, перок- сидом водорода. Получение см. 31518, 353s. Мт= 161,91; ^т) = 2,86; гм=18,5°С; <кип = 80° С (разл.); Гсувл = 62,3° С. выше 80° С 1. РН41<~ > PHj + HI. от -20 до -10° С 2. РН41 + Н2О = РНзТ + НзО+ + Г. 3. 2PH4I + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНО3) + I2J- + 7SO2T + 8Н2О, 2PH4I + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Н3РО4 + I2J- + 18NO2? + 10Н2О. 4. PH4I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н2О. 5. РН41 + 4Н2О2 (конц.) = НзРО4 + HI + 4Н2О. 318. Р4Ов — 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. 315”, 319”. Мг = 219,89; d= 2,135; гпл = 23,8° С; г,ип = 175,4° С. 1 4Р4О6 = ЗР4О8 + 4Р (красн.) (210—250° С, вак.). 2. Р40б + 5Н2О (хол.) —2Н2(РНОз) + Н2(Р2Н2О5), 6Р4О6 + 24Н2О (гор.) = 8Р (красн.)i + 15Н3РО4 + РН3Т. 3. Р40б + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О. 4. Р40б + 2О2 = Р4Ою (50—120° С). 5. Р40б + 6Е2 = 4РЕзО + О2 (комн.; Е = С), Вг). 6. Р40б + 9S = P4S6 + 3SO2 (выше 150° С). 7. Р40б + 6НС1(Г) = 2Н2(РНОз) + 2РС1з. 167
319. Р4Ою — ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидрати- рующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический P«Oio возго- няется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкопо- движную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаж- дении жидкости образуется стеклообразный продукт (P2O>. Проявляет кис- лотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения. Получение см. 3157 20, 3184. М, = 283,89; d = 2,39 (аморфн.), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист ); Тш, = 422° С (р); /«нп = 591° С (р). 1. Р4О1(> н^—с -> НРОз H29-”-£-> Н4Р2О7 НгО ки--> НзРО4. 2. Р4ОЮ + 4HNO3 (безводн.) = 4НРОз + 2N2O5 (0° С), Р4О10 + 4НС1О4 (безводн.) - 4НРОз + 2С12О? (-25° С, атмосфера Оз). 3. Р4О10 + 12NaOH (разб.) = 4Na,PO4 + 6Н2О. 4. Р4О|0 + 6F2 = 4POF, + ЗО2 (100° С). 5. Р4О10 + 3HF = POF3 + ЗНРОз (120—170° С), Р4ОЮ > H[PF6], H[PO2F2], H2[PO3F]. —HjO 6. Р4ОЮ + 6NH4F = 2NH4[PO2F2] + 2(NH4)2[PO3F] (300° C). 7. Р4ОЮ + ЗНЕ(Г) = РЕзО + ЗНРОз (200° С; E =C1, Br). 8. P4O10 + 6PCI5 = IOPCI3O (150—175° C). 9. ЗР4ОЮ + 2P4 = 5P4O6 (50° C). 10. ЗР4О10 + 22M = ЮМРОз + 4M3P (300—400° С; M = Li, Na). 11. РЮю + 8H2O2 (безводн.) = 4H3PO2(Oj")2 + 2H2O (-20° C), P4O10 + 4H2O2 (конц.) + 2H2O — 4H3PO3 (Oj") (комн.). . - „ n 359’ С _ _ выше 1100’ C _ 12. P4OKXT)--------> P40io(r)------------> 2P20s(r). 320. H(PH2O2) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее НзРО2. Белая. Низко- плавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Н2(РНО2). Ней- трализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в кон- центрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение см. 3151, 3I64, 321s. Mr = 66,00; d = 1,493; Гпл = 26,5° С; к,« 100<|8). 168
1. ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНОз) + РНз (50—140° С), 2Н(РН2О2) = НзРОд + РНз (160—170° С). 2. Н(РН2О2) + Н2О (хол.)<=> РН2О2 + Н3О+; рКк = 1,10. 3. Н(РН2О2) + Н2О = Н2(РНОз) + Н2Т (комн., кат. Pd), 8Н(РН2О2) [конц.] = РНзТ + 4Р (красн.) 4- + 2Н2Т + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип ). 4. Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНО3) + SO2 + Н2О, ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) —-—> ЗН2(РНО3) + 2NOT + Н2О. 5. Н(РН2О2) + NaOH (разб.) = Na(PH2O2) + Н2О, Н(РН2О2) + NH3 • Н2О (конц.) = NH4(PH2O2) + Н2О. 6. ЗН(РН2О2) [конц.] + ЗН2О + 2CuSO4 (разб.) = 2CuHi + ЗН2(РНОз) + + 2H2SO4. 7. Н(РН2О2) [конц.] + 2AgNO3 + Н2О = 2Agi + Н2(РНО3) + 2HNO3 (50° С). 8. ЗН(РН2О2) [конц.] + As2Os = 2Asi + ЗН2(РНО3) [в разб. НС1]. 9. Н(РН2О2) + 4Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + 2Н2О. 321. Na(PH2O2) — ФОСФИНАТ НАТРИЯ Гипофосфит натрия. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяет - ся в воде (гидролиза нет). Мало растворяется в жидком аммиаке. Восстанови- тель. Получение см. 3 1 5 , 3 1 64, 3205, 3226. М, = 87,98; к, = 83(25), 554(,ОО). 1. 5Na(PH2O2) = Na4P2O7 + NaPO3 + 2РН, + 2Н2 (230—240° С). 2. Na(PH2O2) Н2О = Na(PH2O2) + Н2О (150—170° С). 3. Na(PH2O2) [разб ] + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + РН2О2 (pH 7). 4. 2Na(PH2O2) + 3NaOH (разб.) = ЗН2Т + Na2(PHO3) + Na3PO4 (кат. Ni, Pd). 5. Na(PH2O2) + NaOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О. 6. Na(PH2O2) + НзО* (катионит) = Н(РН2О2) + Na+ (катионит) + Н2О. 322. Са(РН2О2)2 — ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гид- ролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрирован- ными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение см. 11212. Мг = 170,05; ks = 15,4(25), 12,5<,ОО). 1. ЗСа(РН2О2)2 = ЗСа(РНОз) + Н2(РНО3) + 2РН3 (200° С) 2. Са(РН2О2)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2РН2О2 (pH 7) 3. Са(РН2О2)2 + H2SO4 (разб.) = CaSOj + 2Н(РН2О2), 2Са(РН2О2)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 4 + Са(Н2РО4)2 4 + 2РН3Т (кип.) 4. Са(РН2О2)2 + 2Са(ОН)2 = Ca3(PO4)2i + 4Н2Т (кип.) 5. Са(РН2О2)2 + 2Н2О + 4AgNO3 = 4Agi + 2Н2(РНО3) + Ca(NO3)2 + 2HNO3. 6. Са(РН2О2)2 + Na2CC>3 (насыщ.) = 2Na(PH2O2) + СаСОз J-. 169
323. Нг(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА Фосфористая кислота, ранее HjPOj. Белая, разлагается при нагревании. На воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в трнгидроксид фосфора Р(ОН)з. Слабая кисло- та, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем Н(РН2О2), слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получе- ние см. 3152'8, 3 1 6', 3182’’, 348', 3532. Мг = 82,00; d = 1,651; tm = 74° С; к, = ЗО9(О), 694(ЗО). 1. 2Н2(РНОз) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О 4Н2(РНОз) = ЗНзРО4 + РНз (100° С, вак.), (170—200° С, примесь Р2Н4>. 2. Н2(РНОз) + Н2О<=* Н(РНОз) + НзО+; рА", = 2,00, Н(РНОз)’ + Н2О 4=? РНО2 + НзО+; рХ, = 6,59. 3. Н2(РНОз) + Н2О (пар) = Н3РО4 + Н2 4. Н2(РНОз) + H2SO4 (96%-я, гор.) = Н3РО4 + SO2 + Н2О, Н2(РНОз)+ NO2 (дымящ. HNO3) = Н3РО4 + NO? 5. Н2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PHO3) + Н2О, Н2(РНОз) + 2NaOH (конц.) = Na2(PHOs) + 2Н2О. 6. 2Н2(РНОз)(р) + О2(г) —1—> 2НзРО4 7. Н2(РНОз) + Н2О + С12 ——» Н3РО4 + 2НС1. (100—120° С). (30—50° С). (кнп., кат. 12). 8. Н2(РНОз) + 2AgNO3 + Н2О ——» 2AgJ- + Н3РО4 + 2HNOs. 9. Н2(РНОз) + Hg(NO3)2 + Н2О ——» HgJ- + Н3РО4 + 2HNO3. 10. Н2(РНОз) + 6Н° (Zn, разб. H2SO4) = РНз? + ЗН2О. 324. NaXPHOs) — 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 гетеропо- лисоединения. Получение см. 315*, 3183, 323s, 3482. Mr = 125,96: Гпл = 53° С (кр.); к, = 419<0), 456(2S). 1. 8Na2(PHO3) 5Н2О = 2РНз + Na4P2O7 + 4№3РО4 + 41Н2О (120 —250° С). 2. Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + РНО2", (РНО3)2" + Н2О <_z=? Н(РНОз) + ОН"; рХо = 7,41. 3. Na2(PHO3) + Н2(РНОз) = 2NaH(PHOs) [0° С], 2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О (100° С, в разб. HNO3). 4. Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = №;РО4 + 2NaE + 2Н2О (Е = С1, Вг). 5. Na2(PHO3) + 2HgCl2 + 3NaOH (10%-й) = №зРО4 + Hg2Cl2i + 2NaCl + 2Н2О. 6. Naj(PHOj) + 2AgNO3 = Ag2(PHO3)4- (бел.) + 2NaNOs, 170
Na2(PHO3) + MC12 = M(PHO3)I (бел.) + 2NaCl (M = Ca, Sr, Ba). 7. Na2(PHO3) + 6MoOj + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo602i]J- + 2NaNO3 + + HNO3 (в 10%-й HNO3). 325. Н4Р2Об— ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1У) ВОДОРОДА Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и разлагается. Имеет строение (НО^ОР—РО(ОН)2. При хранении изомеризуется в фосфористофосфорную (иэогипофосфорную) кислоту Н3(Р2НО6) со строением (НО)(Н)ОР—О—РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, ней- трализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кислотами. Проявляет слабые восстановительные свойства. Получение Н4РзОб см. 3266, Н3(Р2НОб) — ЗЗО15. Мт = 161,97; tm = 73° С (разл ). 1. Н4Р20б ——> Н3(Р2НОв) (комн), Н4Р2О6 = Н2(РНО3) + НРО3 (выше 73° С). 2. Н4Р2Об • 2Н2О(Т) —1—> Н4Р2Об + 2Н2О (комн., вак., над Р4Ощ), H4PiO6 2Н2О = Н2(РНО3) + Н3РО4 + Н2О (70— 100° С) 3. Н4Р2О6 (разб.) + Н2О Н3Р2О6 + Н3О+; рКк = 2,19, Н3Р2О6 + Н2О Н2Р2О^+ Н3О+; рКк = 2,81, Н2Р2ОГ + Н2О <=> НР2О1' + Н3О+; рКк =7,26, НР2О^ + Н2О <=> Р2О* + Н3О+; рК' = 10,02. 4. Н4Р2О6 (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Н2(РНО3) [кип. в конц. H2SO4, HNO3] 5. Н4Р2О6 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2CU + 2Н2О, Н4Р2О6 + 4NaOH (конц.) = Na4P2O6 J- + 4Н2О. 6. 5Н4Р2Об (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 + 2Н2О = 10Н3РО4 + + 2MnSO4 + K2SO4. 326. Na4P2Oe— ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1У) НАТРИЯ Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разла- гается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 3165, 3275'6. Мг = 249,90; d = 1,82 (кр.); /пл(кр.) = 250° С (разл ); к,= \,^, 3,1(5О>. 1. 4(Na4P2O6 10Н2О) = РН3 + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + 38H2O (выше 250° С). 2. Na4P2O6 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + Р2О*, Р2О^~ + Н2О 4=> НР2О^- + ОН ; рКо = 3,98, HP2Oj + Н2О 4=^ Н2Р2О^+ ОН ; рКо = 6,74. 3. Na4P2O6 + 2Н2О (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH, 171
Na4P2O6 + H2O ——» Na2HPO4 + Na2(PHO3) (кип ). 4. 2Na4P2O6 + HjO + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5) + + 4NaNO3 (кип.). 5. Na4P2Oe + NaBrO (коиц.) = Na4P2O7 + NaBr. 6. Na4PzO6 + 2Pb(CH3COO)2 (коиц., гор.) = РЬ2Р2Об I + 4Na(CH3COO), Pb2P2Oe (суспензия) + 2H2S<r) = H4P2O4 + 2PbSl. 327. Na2H2P2Oe — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ ДИВОДОРОДА-ДИНАТРИЯ Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде, анион Н2Р2О$- подвергается кислотному протолизу. Раз- лагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами ще- лочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 3159’ , 3255, З263. М, = 205,94; d = 1,8; = 250° С; к„ = 4,67(25), 15,0(5О). 1. 4Na2H2P2O6 = РН3 + 7NaPO3 + NaOH + 2Н2О (600° С). 2. Na2H2P2O6 6Н2О = Na2H2P2O6 + 6Н2О (100° С). 3. Na2H2P2O6 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + Н2Р2О2 , Н2Р2(# + Н2О «=♦ НР2О^ + Н3О+; рКК = 7,26. 4. 2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5) [кип. в конц. HNO3]. 5. Na2H2P2O6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2O61 + 2H2O. 6. Na2H2P2O6 (насыщ.) + Na2CO3 (конц., гор.) = Na4P2O6l + СО2? + Н2О. 7. Na2H2P2O6 + NaBrO = Na2H2P2O7 + NaBr. 328. HPO3 — МЕТАФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном нагревании. Является циклическим олигомером Н,(РО3)„ (л = 3,4). Очень хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагает- ся кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 3191'2, ЗЗО1. Мг = 79,98; d = 2,2—2,5; tm « 40° С. 1. иНРО3 + иН2О (хол.)4=* (РО3)" + иН3О+ (« = 3, 4). 2. НРО3 + Н2О = Н3РО4 (кип.). 3. НРО3 + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О (0° С), uru-\ NaOH (конц.), 40°С _ НРО3 ~Н;О * ^азГ*зОю» Na4P2O7; НРО3 + NaOH = №Р03(полимеры) + Н2О (500—600° С). 4. НРЛ NaOH (разб.), 100* С НРО3 ► Na3P3O9, Na3PO4. 5. 4НРО3 + 4NaOH (30%-й, хол.) = Na4P4O,21+ 4Н2О (в конц. NaCl). 172
Э». N«PO3 — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и плавится. Является полимером Nan(PO3)4 с п = 1000—10 000 (л возрастает с ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвлениых цепей тетраздров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические олигомеры NaB(PO3)« (л = 3, 4) или соли Na3P3O9, Na4P40i2- Хорошо растворя- ется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигоме- ры образуют кристаллогидраты Na3P3O9 • 6Н2О, Na4P40i2 • 4Н3О. Разлагается горячей водой, щелочами. Получение см. 3283-5, 33012, 33210, 333*, 3441. NaPO3. Мг= 101,96; d = 2,56 + 2,62; = 630—650° С; к, = 97,32(М), 174,4<м). Na3P3O,: Afr = 305,88; d= 2,476 (кр.); *, = 5,17(J0). Na4P40i2: Mr = 407,84; d = 2,484 (кр.); ks = I4,5(25), 32,5100. 1. nNaPOj (конц.) + 4лН2О (хол.) = л [Na(H2O)4]+ +(РО3)”‘ (л = 3, 4), НгО (PQjXT * H2P3Oio , Н2Р2О7 ,Н2РО4- (разбавление) 2. NaPO3 —-°(гср) > ЫазНгРзОю, МагНгРгОг, NaH2PO4. 1 хг ПЛ NaOH (разб ). 100“ С л 3. NaPO3 --------- ------» Na3P3O9, Na3PO4; —H2U кт гил NaOH (конц.), 40° С . , _ _ _ NaPO3--------——---------► NasP3O10, Na4P2O7. —rijtj 4. 4NaPO3 + 2NaOH (50%-й) = Na6P40i3i + H2O (40° С, осаждение ацетоном). 5. NaPO3 + Na4P2O7 = Na5P3Oio (300—500° C). 6. NaPO3 + AgNO3 = AgPO3i (бел.) + NaNO3. 330. H3PO4 — ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жид- ком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разла- гается. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется щелоча- ми, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксо-, изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 3151,3, 3162'5, 3191, 3492, 3501. Мг = 97,99; ^т)= 1,834; ^ж) = 1,88<ч”; U = 42,35° С; к, = 548(М). 1. 2Н3РО4 = Н4РгО? + НгО 0 50° С), Н3РО4 = НРО3 + Н2О (300° С, вак ). 2. Н3РО4 • 0,5Н2О(Т)—~>Н3РО4 + 0,5Н2О (100 ° С, вак.). 173
3. Н3РО4 (разб.) + Н20 <==* Н2РО4 + Н30+; рК„ =2,14, Н2РО4 + Н20 <=2 HPOt + НзО+: рКк = 7,21, НРОГ + Н2О РО4 + Н3О+; рКк = 12,34. 4. Н3РО4 +НСЮ4 (безводн. )<=2 Р(ОН)1 + С1О4, Н3РО4 + H2SC>4 (безводн.) 4=2 Р(ОН)4+ HSO^. 5. Н3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О (М = Na, К), Н3РО4 (разб.) + 2М0Н (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О, Н3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М3РО4 + ЗН2О. 6. Н3РО4 (конц.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О, Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2HPO4+ 2Н2О. 7. 2НзРО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4)24r + ЗН2Т. 8. ЗН3РО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO4i + Fe3(PO4hl + 4Н/Г. 9. Н3РО4 (конц.) + Са(ОН)2 = СаНРО41 + 2Н2О, 2Н3РО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Саз(РО4)21 + 6Н2О. 10. Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3HNO3 (добавление NaHCOs). 11. 8Н3РО4 (конц.) + Р4О10 = 6Н4Р2О7 (80—100° С). 12. Н3РО4 (безводн.) + NaCl = NaPO3 + НС1 + Н2О (400— 500° С), Н3РО4 (конц.) + NaNOs = NaPOs (соль Мадрелла) + HNO3 + Н2О (330° С). 13. Н3РО4 (конц.) + 12МОз = Нз[РМ|204о]<р) (кип., в конц. HNO3, М = Mo, W). 14. Н3РО4 + Н2О ктро—> н2Ф (катод) + Н3РО3 (О^) (анод) (0° С), ЗНзРОэ(О^)(р) = НзРО4 + Н4Р2Об(О| )+ Н2О + О2 1 (20—30° С). 331. NB3PO4 — ОРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- ется 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; и = 1340° С; к, = 14,5<25), 68,0<80). 1. Na3PO4 12Н2О = Na3PO4 + 12Н2О (200° С, вак.). 2. Na3PO4 (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + РО4, РО4 + Н2О НРО4 + ОН"; рКо = 1,66. 3. Na3PO4 + H2SO4 (конц.) 4=2 NaH2PO4 + Na2SO4. 4. 2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OH)4) + 2Na2HPO4 + 3H2T (кип.), 2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2Na2HPO4 + H2t (кип.). 5. 2Na3PO4 + 3MC12 = M3(PO4)2i + 6NaCl (M = Ca, Sr, Ba, Ra). 6. Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO44- (желт.) + 3NaNO3. 174
332. Na2HPO4 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо раство- ряется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с концентрированной ортофос- форной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 28*. ЗЗЗ4. Л/, = 141,96; d = 2,066; tm = 40° С (кр.); к, = 7,66(20), 92,4(80). 1. 2Na2HPO4 = Na4P2O7 + Н2О (120— 300° С). 2. Na2HPO« 12Н2О = Na2HPO« + 12Н2О (95— 100° С). 3. Na2HPO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + НРО4, НРО4 + Н2О <=* Н2РО4 + ОН"; рКо = 6,79. 4. Na2HPO4 (конц.) + 2НС1(г) = Н3РО4 + 2NaCli (0—10° С, ток НС1). 5. Na2HPO« (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2NaH2PO4. 6. Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = МазРО4 + Н2О. 7. 2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Ка5РзО10 + 2Н2О (350—550° С). 8. 4Na2HPO4 (разб.) + ЗСаС12 = Саз(РО4)2 4- + 6NaCl + 2NaH2PO4, Na2HPO4 (конц.) + СаС12 = CaHPO4l + 2NaCl. 9. 2Na2HPO, + 3AgNO3 = AgjPO,^ + 3NaNO3 + NaH2PO4. 10. Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4 (HPO4)4 + NaCl (0° С), NaNH4 (HPO4) = NaPO3 (соль Курроля) + NHj + H2O (700—750° С). 11. Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O (180° C) 333. NaH2PO4—ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щело- чами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 3 1 5’, 3292. Mr = 119,98; d = 1,9096 (кр.); к„ = 85,2(20), 207,3(8О). 1. 2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + Н2О (160° С). NaH2PO4 = NaPCh (соль Грэма) + Н2О (220—250° С) 2. NaH2PO4 2Н2О = NaH2PO4 + 2Н2О (100° С, вак.) 3. NaH2PO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Н2РО4 , Н2РО4 + Н2О <=* НРО42 + Н3О+; рА« = 7,21. 4. NaH2PO4 + NaOH (разб.) = Na2HPO4 + Н2О, NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2Н2О. 5. NaH2PO4 (конц.) + NH3 Н2О (конц.) = NaNH4(HPO4)i + Н2О (0° С) 6. NaH2PO4 + Na4P2O7 = NasPsOio + Н2О (выше 120° С) 7. 3NaH2PO4 + 3AgNO5 = AgjPOj + 2NaNO3 + 2H3PO4. 175
334. КзРО4 — ОРТОФОСФАТ КАЛИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- ется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Вступает в реакции обмена. Получение см. 49,50 , 3353, ЗЗб3. М, = 212,26; d= 2,564; /пл = 1640°С; к, = 98,5<20), 178,5<6О). 1. К3РО4 7Н2О = К3РО4 + 7Н2О (250° С, вак.). 2. К3РО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2О)б]+ + РО3/ (pH > 7, см. 3312). 3. К3РО4 + H2SO4 (конц.) КН2РО4 + K2SO4. 4. 2К3РО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОН)4] + 2К2НРО4 + ЗН2Т (кип.), 2КзРО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K4Zn(OH)«] + 2К2НРО4 + Н2Т. 5. К3РО4 + 3AgNOi = AgsPQti + 3KNO3. 335. К2НРО4— ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводо- родом, орто-фосфорной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 495, ЗЗб3. Mr = 174,17; d = 2,33 (кр.); к, = 159,8(20), 267,5(63). 1. 2К2НРО4 = К4Р2О7 + Н2О (250° С). 2. К2НРО4 ЗН2О = К2НРО4 + ЗН2О (110— 125° С, вак.). 3. К2НРО4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)бГ + НРОГ (pH > 7, см. 3323). 4. К2НРО4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н3РО4 + 2КС1 (0—10° С). 5. К2НРО4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4. 6. К2НРО4 + КОН (конц.) = К3РО4 + Н2О. 7. 2К2НРО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i + 3KNO3 + КН2РО4. 336. КН2РО4 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя- ется в воде, анион Н2РОд подвергается кислотному протолизу. Кристаллогид- ратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 495, 31521, 3355. М, = 136,08; d = 2,338; = 252,6° С (разл.); к, = 22,6<20), 70,4<80). 1. КН2РО4 = КРОз + Н2О (выше 252,6° С). 2. КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2О)б]++Н2РО; (рН<7, см. ЗЗЗ3) 3. КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О, КН2РО4 + 2КОН (конц.) = К3РО4 + 2Н2О. 4. КН2РО4 + 2К2НРО4 = К5РзО10 + 2Н2О (500—600° С). 5. КН2РО4 + 3AgNOj = Ag3PO44 + 3KNO} + 2Н3РО4. 176
337. Саз(РОч)2 — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ Витлокит. Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристал- логидратов не образует. Разлагается кислотами. Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1104, 112s, 114s, 3383 6, 3393'5'6. Mr = 310,17; d =3,14; J™ = 1670° С, рПР25 = 25,00. 1. Ca3(PO4)2 + 6HNO3 (конц.) = 3Ca(NO3)2 + 2H3PO4. 2. Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4)24 + 2CaSO«l. 3. Ca3(PO4)2 + 4Н3РОч = 3Ca(H2PO4)2l. ± 4. Ca3(PO4)2 + 8C (кокс) = Ca3P2 + 8CO * (900— 1000° C), 3Ca3(PO«)2 + 16A1 = 3Ca3P2 + 8A12O3 (500° C). 5. 2Ca3(PO4)2 + 10 С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 10 CO (1000° C). 338. СаНРОч — 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, 330’, 332*. Мт = 136,06; d = 2,31; к, = 0,02<2S), 0,11<60). 1. 2СаНРО4 = Са2Р2О7 + Н2О (выше 900° С). 2. СаНРОч 2Н2О = СаНРОч + 2Н2О (109° С), 2 {СаНРОч 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О (360— 450° С). 3. 7СаНРОч + Н2О ——> Са5(РО4)3ОН I + 2Са(Н2РОч)21, ЗСаНРОч (суспензия) = Ca3(PO4)2i + Н3РО4 (кнп.). 4. 2СаНРОч + H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4)2l + CaSO4l. 5. СаНРОч + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Н3РО4. 6. ЗСаНРОч + 3NaOH = Ca3(PO4)2i + Na3PO4 + ЗН2О. 339. Са(Н2РОч)2 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 33713, 3383-". М, = 234,05; d = 2,22 (кр.); к, = 1 .Т00’. 1 Са(Н2РО4)2 = Са(РО3)2 + 2Н2О (150—200° С). 2. Са(Н2РО4)2 Н2О = Са(Н2РО4)2 + Н2О (109° С). 3. ЗСа(Н2РО4)2 (суспензия) = Са3(РО4)21 + 4Н3РО4 (кип.). 4. Са(Н2РО4)2 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + 2Н3РО4. 5. ЗСа(Н2РО4)2 + 12NaOH = Са3(РО4)21 + 4Na3PO4 + 6Н2О. 6. ЗСа(Н2РО4)2 + 8NaHCO3 (конц.) = Са3(РО4)2 4- + 4Na2HPO4 + 8СО2Т + 8Н2О. 7. Са(Н2РО4)2 (насыщ.) + Na2HPO4 = СаНРОч 4 + 2NaH2PO4. 8. ЗСа(Н2РО4)2 + ЮС (кокс) = Са3(РО4)2 + ЮСО + Р4 + 6Н2О (800° С). 177
340. (NH4)2HPO«— гидроортофосфат аммония Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разла- гается. Хорошо растворяется в воде. Реагирует с ортофосфориой кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 341 . М, = 132,06; d = 1,619; к, = 69™; 1 06™ 1. (NH«hHPO4 = NHj + NH< (Н:РО4) 170° С]. 2. (NH4hHPO4(pa36.) = 2NH; + HPOj- (pH > 7, см. 332s). 3. (NH4hHPO4 (разб.) + Н<О4 (конц.) = 2NH4(HjPO4). 4. (NH«)jHPO4 + 3NaOH (конц.) = NajPCh + 2(NHj HjO) + H2O. 5. (NH4hHPO4 + NHj HjO (конц.) (NH4)jPO4 + HjO. 6. 2(NH4)jHPO4 + 3AgNOj = AgjPtU + 3NH4NOJ + NH4(H2PO4) 3<1.NH4(HjPO4)—ДИГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагре- вании разлагается. Хорошо растворяется в аоде (гидролиз по катиону, кислот- ный протолиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щело- чами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 330*. М, = 115,03; d = 1,803; = 190° С ф); к, = 35,3™, 118,3™. 1. 2NH4(HjPO4) = HjO + (NH4)jH2PjO7 (140° С), 3NH4(HjPO4) = 2HjO + (NH4)jH2PjOio (140—170° C), 3NH4(HjPO4) = 3NH4PO3 + 3HjO (выше 190° C). 2. NH4(HjPO4)(pa36.)=NH; + HjPO; NH;+ 2HjO NHj HjO + HjO+; pA, = 9,24, HjPOi + H2O 4Z=+ HPOt + HjO*; pK, = 7,21. 3. NH4(HjPO4> + 3NaOH (конц.) = NajPO4 + NHj HjO + 2HjO. 4. NH4(HjPO4) + NHj HjO (разб.) = (NH4)jHPO4 + HjO, NH4(HjPO4) + 2(NHj HjO) [конц] <=? (NH4)jPO4 + 2HjO. 5. 3N H4(H JPO4) + 3AgNOj = AgjPCU + 3NaNOj + 2H jPO4. 341H4PjO?—ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Пирофосфориая кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигро- скопичная. Плавится без разложения, разлагается при нагревании а 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 перок- сидом водорода. Получение см. 319', ЗЗО1, . М, = 177.97; = 61° С; = 709<IJ). 178
1. Н4Р2О7 = 2HPO3 + HjO Q00° С, вак ). 2. Н4Р2О7 (разб.) + HjO (хол.) = Н3Р2О7 + Н3О+, Н3Р2О7 + Н2О <Z=* Н2Р2О? + НзО+; рК« = 1,49, Н2Р2О? + Н2О <=? НР2О? + Н,О+: рХ, - 5,77, НР2О^ + Н2О 4=* Р2О7 + НзО+; рЛ;= 8,22. 3. Н4Р2О7 + Н2О = 2Н3РО4 (кип., в присутствии HNOj). 4. Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О, Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О. 5. Н4Р2О7 + 2NHxd = (NH4)2H2P2O7 4 (0—5° С, в этаноле), (NFbhHzPjCh (суспензия) + 2NHxo —-—* (NJL^PjCh 4 (до 10° С, в этаноле). 6. Н4Р2О7 (разб.) + 4AgNO3 = Ag4PjO7 4- (бел.) + 4HNO3. 7. ЖЬОтт + Н2О2 (конц.) =НЧР2О6(О^ )+ Н2О. Н4Р2О4(О^')+ Н2О «—» Н3РО4 + H3POj(O2~) [0° С, разбавление]. 343. N1UP2O7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- ется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кисло- тами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоедииения. Получение см. 332', 342*. 3445. М, = 265,90; </= 2,373; tM = 985° С; к, = 5,50<го>, 54,г”2». 1. Na«P2O7 ЮНгО = Na«P2O7 + ЮНгО (100° С, вак ). 2. Na4?2O7 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4(Na(H2O)4]* + Р2О$', Р2О$ + Н2О «=♦ НР2О} + ОН ; рХо = 5,78. 3. Na4P2O7 + Н2О (гор.) = 2Na2HPO4. 4. Na4P2O7 + Н2О + 2HNOj (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип.) 5. Na4P2O7 (насыщ.) + 2CHjCOOH (конц.) = Ка2Н2РгО7 + 2Na(CH3COO) [0—10° С]. 6. Na4P2O7 + 2M(NO3)2 = M2P2O7 4 + 4NaNO3 (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Pb) 344. Na2H2P2O7 — ДИГИДРОДИФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде, анион Н2Р2О7" подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. ЗЗЗ1, 342*, 3435. Mr = 221,94; d = 1,862; к, = 4,б*”, 23,5<*>. 1. Na2H2P2O7 ——> 2NaPO3 (соль Грэма) + НгО (220— 250° С), 3Na2H2P2O7 ——» 2Na3P3O« + ЗН2О (650° С) 179
2. NazHzPzO? 6H2Oi NajHjPjO? (насыщ.) + 6H2O (комн.), Na2H2P2O7 6H2O = Na2H2P2O? + 6H2O (80° С, вак.). 3. КагНгРгО? (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4)+ + Н2Р2О|" , Н2Р2О^" + Н2О НР2О^ + Н3О+; рХ< = 5,77. 4. Na2H2P2O7 + Н2О (гор.) = 2NaH2PO4. 5. КагНгРгСЬ + 2NaOH (разб.) = Na4P2O7 + 2Н2О. 345. NasPsOio — ДЕКАОКСОТРИФОСФАТ(У) НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод- ной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Полу- чение см. 329'5, 3327. М, = 367,86; d = 2,52 + 2,59; tm = 692° С (разл.); ^=16,3(,0). 1. NasPjOio = Na4P2O? + NaPOj (выше 692° С). 2. NasPjOio- 6Н2О = Na5P3Oio + 6H2O (120° С). 3. NajPjOio (разб.) + 20H2O (хол.) = 5[Na(H2O)4]+ + Р30|о , PjOfo + Н2О <=> НР3О;0- + ОН"; рК„ = 5,00, НР3О?0" + Н2О 4=? Н2Р30?о + ОН ; рКо = 7,00, Н2Р3О/б +Н2О4Г2=> H3P3Of0 + ОН"; ptfo = 11,00. 4. NajPsOio (разб.) + НгО (гор.) = Na4P2O? + NaH2PO4. 5. NajPsOio + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 3NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип ). 346. PFs — ТРИФТОРИД ФОСФОРА Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Медленно гидролизуется водой, реагиру- ет со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 31510, 3471, 348*. Мт = 87,97: р = 4,193 г/л (н. у.); tm = - 151,5° С; г«нп = - 101,8° С. 1. PF3 + ЗН2О ——> Нг(РНОз) + 3HF (в атмосфере N2). 2. PF3 + 5КаОН(конц.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O. 3. 2PF3 + O2 = 2POF3 (50—60° C). 4. PF3 + Cl2 = PCI2F3 (40—50° C), 2PC12FXm> 5-°L?° с до ~140° >(Pa*XPF<lr, 2PCI2F3 + 7КОН(конц„ хол.) = K[PF6]i + К2НРО4 + 4КС1 + ЗН2О. 5. 4PF3 + Ni = [Ni(PF3)4]<M) (30—50° С, р). 180
347. PFs — ПЕНТАФТОРИД ФОСФОРА Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. 31510, 349* ,0. М, = 125,96; р = 5,805 г/л (и. у.); = - 93,75° С; ГГИп = - 84,55° С. 1. PFs = PF3 + F2 (выше 400° С). 2. PFs + НгО(влага) = POF3 + 2HF, PFs + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF. 3. PFs + 8ЫаОН(конц.) = Na3PO« + 5NaF + 4Н2О. 4. 2PFS + SiO2 = 2POF3 + SiF« (400° С). 5. PFs + HF = H[PFs] (- 20° С, в жидк. SO2). 6. PFs + MF = M[PFs] (при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag). 7. PFs + 3SbFx«) = (PF4+ )[Sb3F16J. 348. РОз — 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*. Мт = 137,33; d = 1tm = - 90,34° С; Л™ = + 75,3° С. 1. РОз + ЗН2О = Н2(РНОз) + ЗНС1 (комн., в воде; 0° С, в жидк. CCL) 2. РС1з + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaCl + 2Н2О. 3. 2PCI3 + Н2 ^"ч. Разряд > Р2С]4 + 2НС1. 4. 2РС1з + О2 = 2РС1зО (50—60° С). 5. РС1ХЖ) + С12 = PCls (комн., р). 6. РС1Хж) + 3HF = PF3 + ЗНС1 (50—60° С), 2РС1Хж> + 3ZnF2 = 2PF3 + 3ZnCl2 (комн). 7. PCI3 + S = PSCI3 (160° С, р, кат. А1С13). 8. ЗРС1Хж) + КСЮз = ЗРСЬО + КС1 (комн.) 9. 4РС1Хж) + [Nt(CO)«] = [Ni(PCh)«] + 4COt 349. PCls — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопич- ный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав P2Clio и строение (PClJ)[PCle)’. Весьма реакционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфо- ром, аммиаком. Получение см. 315", 3485, 3565. М, = 208,24; d = 2,11; = 166,8° С (р). 181
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 160 -эоо* с FCb + Ch. PCI; + Н2О(влага) = PCljO + 2НС1, PCls + 4HiO = HjPO« + 5HC1. PCls + 8ЫаОН(разб.) = NajPO« + 5NaCl + 4HjO. 6PC15 + P< = lOPClj PCls + SO2 = PCljO + SCljO 2PCls + CaSOj = 2PCljO + CaCh + SCI2O PCls + НгБОДбезводн.) = PCljO + HC1 + HSOjCl. 3PCls + 2B(OH)3 = ЗРСЬО + 6HC1 + BjOj PCls + 6MF = M[PF«j + 5MC1 1 2PCls + 5CaF2 = 2PFS + 5CaCh 3PCls + 5AsFXk) = 3PFS + 5AsClj 2PCls + 2AsFj = (PCi; )[PF6] 4 + 2AsClj PCls + NbCls(M) =(PCi;)[NbCl«] PCls + 8NHx«) = PN(NHj)2 + 5NH4CI PN(NHj)2 = ₽Ы(МНХфосфам) + NHj РС1Хж) = РСЦ+(РСиГ- (75—100° С). (50-60° С), (50—60° С). (150’C) (175—230° С, M = Na+, K+,NHI). (300—400° C). (комн.). (0° С, в жидк. AsCij). (210—230° C). (- 40° C), (125° С, вак.). 350. PCljO — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА Бесцветная жидкость, низкокипящая, 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* ’, 348 , 349s’7. М, - 153,33; d = 1,64УЮ); = 1,25° С, = 105,8° С. 1. РС13О + ЗН2О = Н3РО4 + ЗНС1. 2. PCljO + бК'аОН(разб)» Na3PO4 + 3NaCl + ЗНгО. 3. PCI3O + 3HF = POFj + 3HC1 (65° С, кат. SbCls). 4. PCI3O + 3LiI = PIjO + ЗЫС1-1 (комн., в жидк. CSj). 5. PCljO + 6NHXr) = P(NH2)jO4 + 3NH«C1 (- 15° С, в CHClj). 351. PBrj — ТРМБРОМИД ФОСФОРА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кислородом, бромом. Получение см. 315, 3521, *. М, = 270,69; d=2,852(l5); rM=-41,5’C; tmn = +173,3° С. 1. PBrj + ЗНгО(хол.) = Hj(PHOj) + ЗНВг (в атмосфере Nj). 2. 2РВгз + ЮКаОН(разб.) = 2Na2(PHOj) + 6NaBr + 5Н2О. 182
3. 2PBr3 + Oj« 2PBrsO 4. PBr3(1[) + Br2= РВгз (70—90° С). (100—150° С). 352. РВгз — ПЕНТАБРОМИД ФОСФОРА Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известей красный изомер с ионным строением (РВгд)Вг . Растворяется в тетрахлориде углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восста- навливается фосфором. Получение см. 315*2, 3514. Mt = 430,49; d = 3,57; tm • = 1 Об’ С(разл ). 1. РВг5 = РВг5 + Вг2 2. РВг5 + Н2О(влага) = РВг3О + 2НВг, РВгз + 4HjO = Н3РО4 + 5НВг. 3. РВгз + 8ЫаОН(разб.)» NaiPO« + 5NaBr + 4Н:О 4. ЗРВг$ + 2Р(красн.) = 5РВгз (выше 106° С). (в жидк. CS:). 353. РЬ — ТРИИОДИД ФОСФОРА Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагре- вании. Получение см. 315*’. Afr = 4il,69; rf=4,18; ZIU1 = 61,O°C. 1. 2Р1з = P2I4 + Ь (100—120° С). 2Р1з = 2Р(красн.) + 312 (выше 200’ С) 2. PI3 + 3HjO = HXPHOj) + 3HI (в атмосфере Nj). 3. Ph + 5ЫаОН(разб.) = Na^PHOj) + 3NaI + 2HjO. 4, 2Ph + Oj» 2РЬО(фиол.) (40—50° С, кат. Pt] 5. 2Ph + 3P< + 24Н2О(по каплям) = 6PH«1 + 8H3PO4 (30—40° C) 354. P*S3—ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА Желто-зеленый, очень твердый, плавится н кипит без разложения, при прока- ливании разлагается. Устойчив на воздухе. Не реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой, щелочами, кислородом, серой. Получение см. 315 . Mt = 220,09; d = 2,03; (т = 172,5° С; = 407,5° С. 1. P«S3 = 4Р(красн.) + 3S (выше 700’ С). 2. P^Si -Sg^^ > HjPO<, HKPHOj), H(PHjOj). 3. P4S3 + 38HNOj(kohu., гор.) = 4Н3РО« + 3HjSO4 + 38NOj + I OHjO. 4. p4s?- -^^ > NajPO4, Naj(PHOj), Na(PH2O2). 183
5. P4S3 + ЗОад Р<Об I + 3Sl (комн., в бензоле), P<S3 + 8О2 = Р4О10 + 3SO2 (100—300° С). 6. P4S3 + 2S = P4S5 (комн., на свету, в жндк. CS2, кат. 12), 2P4S5<=> P4S3 + P4S7 (выше 530° С). 355. P4S10—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. 315 М,= 444,56; </=2,09; /ПЛ = 288°С; /КНп= 514° С (разл.). 1. P4S10 + 16Н2О = 4НзРО«+ 10H2S. 2. P4S10 + 80HNO3(kohu.) = 4НзРО< + 10H2SO4 + 80NO2 + 24Н2О (кип.). 3. P4S10 + 24КаОН(конц.) = 4№зРОз5 + 6Na2S + 12Н2О (70° С), NajPOjS + Н2О = NasPO, + H2ST (кип.). 4. P4S10 + 16КаОН(конц.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O (50° С), P4S10+ ЮЫаОН(конц.) + 2NaHS(KOHu.) = 4Na3POS3 + 6H2O (до 10° C). 5. P4S10 + 6Na2S(HacbiiLj., гор.) = 4Naj[PS4]. 6. P4S10 + 15O2 = P4O10 + 10SO2 (300° C). 7. P4Sio + 6PC15= IOPSCI3 (150—200° C, p). 8. P4S10----—» P3N5 (230—600° С, в токе NH3). — HzS, — S. ~ Hz 356. P3N5 — ПЕНТАНИТРИД ТРИФОСФОРА Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Реакционнопассив- ный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты), щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кисло- родом, хлором, водородом. Получение см. 355*. М,= 162,96; </=2,51. 1. P3N5 = 3PN + N2 (700—760° С). 2. P3N5 + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH3 (выше 180° С, р). 3. P3N5 + 5HNO3(kohu.) + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH4NO3 (кип.). 4. 4P3Ns + 15О2 = ЗР4О10 + 10N2 (600° С). 5. 2PjN5 + 15С12 = 6PCI5 + 5N2 (100° С). 6. 4P3N5 + 30Н2 = ЗР< + 2ONH3 (300° С). 357. H|PFe|— ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) ВОДОРОДА Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо рас- творяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустой- чив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 319,3475. 184
М,= 145,97; = 32° С (кр.). 1. H[PF6] 6Н2О = 3HF + POFj + 5Н2О 2. Н[РР6](разб.) + Н2О(хол.) = [РРвГ + Н3О+, [РРбГ + 2Н2О [PO2F2]“ + 4HF. 3. 2H[PF6] + 5Н2О(гор.) = H[PO2F2] + H2[PO3F] + 9HF 4. H[PF6] + NaOH(pa36.) = Na[PF6] + H2O, H[PF6] + NH3 • Н2О(конц.) = NH4[PF6] + H2O. (150—200° C). (в КОНЦ. HNOj). 358. NalPFsl — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) НАТРИЯ 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, 349*, 3574. Мг= 167,95; <7=2,51. 1. Na[PF6] = NaF + PF3 + F2 (500—600° С). 2. Na[PF6] H2O = Na[PF6] + H2O (80° С, вак.), Na[PF6] Н2О = NaF + POFj + 2HF (200° С). 3. Na[PF6](pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + [PF6]' (см. 3572). 4. Na[PFe] + 2Н2О(гор.) = Na[PO2F2] + 4HF. 5. 2Na[PF6] + 5H2O(rop.) + 2HNO3(kohU.) = H[PO2F2] + 9HF + 2NaNO3. 6. Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O (350 400° C). 7. 2Na[PF6] + 3SiO2 = 2NaPO3 + 3SiF4 (выше 650° C). МЫШЬЯК 359. 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 аозгоняется, плавится под избыточным давлением. Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кисло- тами. 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. Мг = 74,922; d = 5.727(a), 4,9(0). 2,03(у); /пл = 817° С (р). 185
1. 2As + 3H2SO«(kohu., гор.) = AsjOji + 3SO2 + 3H2O 2. 2As + бН^гОХолеум) = 2As(HSO<)j + 3H2SO< + 3SO2 T. 3. As + 5HNOj(kohu.) = HjAsOa + 5NO2 + H2O, As + ЗНС1(конц.) + HNOj(kohu.) = AsClj + NOt + 2HjO. 4. 2As + 2NaOH(20%-fl) + 2H2O —L-* 2NaAsOj + 3H2? (кип.). 2As + 6КОН(20%-й, хол.) —I—»• 2KjAsOs + 3H2t. 5. 2As + 3O2 = 2As2Oj (сгорание на воздухе). 6. 2As + 5F2 = 2AsFs (комн., сгорание во фторе). 7. 2As + 3CI2 = 2AsClj (20—30° С, сгорание в хлоре), 2As + 5CI1 + 8Н2О —*-♦ 2HjAsO« + 10HCI. 8. 2As + ЗЕ2 = 2AsEj (50—80° С, Е = Вг; кип., в жидк. CSj, Е = I). 9. As —“* AsjSj, As2S5, AS4S4 (500—600° С, в атмосфере N0. 10. As + ЗМ = M»As (нагревание; М = Li, Na, К), M»As + ЗН2О = AsHjT + ЗМОН. 11. 2As + ЗМ = M»As2 (нагревание; М = Mg, Са, Си), 2As + М = MAs2 (нагревание; М = Са, Zn, Fe). 12. 2As + 3Zn = ZnjAsi (400—450° C), Zn3As2 + ЗН2$О4(разб.) = 3ZnSO« + 2AsHjT. 13. As + M = MAs (нагревание; M = Al, Ga, In, La), MAs + 3H2O = AsHjt + M(OH)j I. 14. As + 3Na + 3NH4Br = AsHjt + 3NaBr + 3NHj (- 40° С, а жидк. NHj). 15. 2As + 6ЫаОН(разб.) + 5NaClO = 2NajAsO« + 5NaCl + 3H2O, 2As + 6ЫаОН(разб.) + 5Н2ОХконц.) = 2NajA$O* + 8H2O. 16. 2As + 2BrFs = 2AsFs + Br2 (100—200° C). 17. P-AS(T)--> <x-As(t) (270° C), Y-As<T)---► a-As(T) (358° С или медленно на свету). 18. 8(a-As)(T)-fel^?0,c> 2А&цг) А&кг) + 2Asj(r). 360. AsHj — АРСИН Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется а воде и не реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsHj - 46HjO. Хорошо растворяется а сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см. 35912' 361 , 365\ 368* Мг = 77,95; </<«> = 1,62!< •»; р = 3,5023 г/л (н.у.); z™ = -116,92° С; = -62,47° С; и, = 20<2О). 1. 2AsH3 = 2As + ЗН2 (до 300° С). 2. AsHj + ЗНС1(конц.) = AsClj + ЗН2Т. 186
4. 5. AsHj + 2H2SO<(kohu., хол.) = AsSO«(OH) + Si + 3H2O, AsHj ♦ 8HNOs(kohu) = HjAsO« + 8NO2t + 4H2O. 2AsHj + 3Oi = As20s + 3H2O (сгорание на воздухе). AsHj + 3I2 = Asl3 + 3HI (комн). 6. AsHj + 3NaOH(pa36.) + 4NaC10 = NajAsO« + 4NaCl + 3H2O. 7. AsH3 + ЗКаОН(разб.) + 4Н2О2(конц.) = NajAsO4 + 7H2O. 8. 2AsHj + 3MSO«(kohu.) + 6NaHC0j * MjAs2i + 3Na2SO« + 6CO2T + 6H2O (M = Cu, Zn). (кип., в разб. НО). 2AsHj + 3HgCl2 = HgjAs2i(4epH.) + 6HC1 10. 2AsH3 + 3HjO + llAgNOj = AsjOji + 12Agi + 12HNQj. 361. AsjOj — ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низко- плавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификаци- ях: a-As2Oj (моноклинная, клаудетит) и P-As2O3 (кубическая, в узлах кристал- лической решетки находятся молекулы АзлО»; арсенолит). При быстром охлаж- дении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsO2 (метамышьяковистая) и HjAsOj (ортомышьяковистая). Проявляет кислот- ные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окис- лительно-восстановительными свойствами. Получение см. 359s, 3657,3683711. Aft« 197,84; d = 4,15(a), 3,74(P); 6м = 314°C (a), 278°C (P); /«m = 46l°C; AX3) = 1,85<2O>. 6,1 б^. I. As2Oj<t) + Н2О(хол.) » 2НА$Ог(насыщ.), a) HAsOj + H2O AsO2 + H3O+; pA„ = 9,22, HAsOj + 5H2O «ZZ> (As(H2O)4(OH)2]+(?) +OH ; pAo = 14,30; 6) HAsO2 + H2O ^ZZ* HjAsOj (идет в малой Степени). 2. As2Oxt> + 3HjO(rop.) 2НзА$О1(насыщ.), HjAsOj + H2O <ZZ* H2AsO3 + H3O+; pK« = 9,23, HjAsOj + HjO ^zz* HAsOj* + H3O+; pK„ =12,13, HAsOj* + HjO <ZZ* AsOj' + H3O+; pKr = 13,41. 3. As2Oj + ЗНОфазб.) «TZ* HjAsOj + AsClj, AsjOj + бНСЦконц.) = 2AsClj + 3H2O. 4. As2Oj + 6HE<r) = 2AsEj + 3H2O (140—200° С; E = F, Cl). 5. AsiOj + 4HNOj(kohu.) + HjO = 2HjAsO4 + 4NOj (кип). 6. As2Oj + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + H2O, As2Oj + 6КаОН(конц.) = 2NajAsOj + 3H2O (примесь Na2HAsO3).
7. AS2O3 + НагСОзСконц., гор.) = 2NaAsO2 + CO2t. 8. AS2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO«)3 (55—65° C). 9. АвгОз + 6Н1(конц.) = 2AsI3'l' + 3H2O (комн). 10. AS2O3 + ЗН28(насыщ.) = As2S3i + 3H2O (в конц. HC1). 11. 2As2C>3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2 (300° C). 12. AS2O3 + 5H2O + 2E2 = 2H3ASO4 + 4HE (кип.; E = Cl, Br, I). 13. 5AS2O3 + 6H2SC>4(pa36.) + 4KMnC>4 + 9H2O = IOH3ASO4 + 2K2SO4 + 4MnSO4. 14. AS2O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsC>4 + 2NaNO2 + 3H2O (400—500° C). 15. AS2O3 + ЗЩРН2О2) = 2Asi + ЗН2(РНОз) (в разб. HC1], AS2O3 + 9НС1(конц.) + ЗН[8пС1з] = 2Asi + 3H2[SnCle] + ЗН2О. 16. AS2O3 + ЗС(кокс) = 2As + ЗСО (700° С, примесь СО2), AS2O3 + 3KCN = 2As + 3KOCN (600—650° С). 17. AS2O3 + 12Н° (Zn, разб. НС1 или конц. NaOH) = 2АяНз t + ЗН2О. 18. AS2O3 + 5H2O ЭЛС1П?0)?11» 2Н2Т (катод)+ 2НзАзО4(анод). 362. AS2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном) и кристаллическом состояниях. Реагирует с водой. Гидрат AsiOs- 1.67Н2О имеет строение (НзАвзОю)». Проявляет кислотные свойства, реагирует со ще- лочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 3631. Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); к, = 65,8(20), 75,1(80). 1. AS2O5 = AS2O3 + О2 (выше 315° С). 2. AS2O5 + 4Н2О —-—> 2(HjAsO4 0,5Н2О)Ф < > 2НзА$О4(иасыщ.) + Н2О (20° С), AS2O5 + ЗН2О = AS2O5 • 1.67Н2ОФ + ЬЗЗНгО < > 2НзА$О4(насыщ.) [80° С]. 3. As20s + 6NaOH(KOHU.) = 2NasAsO4 + ЗН2О. 4. 2As2O5 + 5С(кокс) = 4As + 5СО2 (400—500° С). 5. As2O5 + 5H2S(r) = АзгБзФ + 2Si + 5НгО (30—50° С, в коиц. НС1). 363. H3ASO4 — 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 (H5AS3O10)». Хоро- шо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щело- чами. Очень слабый окислитель. Получение см. З593 7, 3603, 3615’l2, 3622, 3682. Mr = 141,94; d = 2,0 + 2,5 (кр.); /„л = 35,5° С (кр.); = 96,1(20), 112,7е’0’. 1. 2(НзАяО4 0,5Н2О)(Т) = As2Os + 4Н2О (250—280° С). 188
2. ЗлНзАзО4(конц.) = (H5AS3O10), 1 + 2лН2О (100° С, выпаривание), НзАзОДнасыщ.) + 2Н2О = ЖАзОб-Цвозможно H[As(OH)6]) [- 30° С] 3. НзАзО4(разб.) + Н2О H2AsO4 + НзО+; рХ« = 2,26, H2AsO;+ Н2О<=^ HAsO4' + НзО+; рКх = 6,97, HAsO4 + Н2О <=* AsOj’ + НзО+; рХ, = 11,52. 4. H3ASO4 + ЫаОНфазб.) = NaH2AsO4 H2Oi (на холоду), H3AsO4 + 2КаОН(разб.) = Na2HAsO4 + 2Н2О (50—60° С) 5. 2НзА$О4 + 5H2S(r) = As2S5i + 8Н2О (0° С, в конц. НС1). 6. НзА$О4(конц.) + 3NHxr) + ЗН2О = (МН4)зА«О4 • 3H2Oi (комн.). 7. НзА$О4 + MgCl2 + ЗМНзсг, = MgNH^sO, 4- + 2NH4C1, 4MgNH4AsO4 + 5С(графит) = 4As + 5СО/+ 41МНз + 4MgO + 2Н2О (700° С, вак.). 8. 2НзА$О4(гор.) + 2SOxr) = Аз2Оз4- + 2H2SO4 + Н2О (кип.). 9. 2НзАзО4(хол.) + 4Н1(конц.) = Аз2Оз^ + 212 + 5Н2О. 10. H3AsO4 + 12МоОз + ЗК.1МО3 = Кз[А8Мо)2О4в] ’кжелт.) + 3HNO3 (60—70° С). 364. NaAsO2 —МЕТААРСЕНИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением состава). Кристаллогидратов ие образует. Разлагается кислотами, реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 3594, 361е’7 М,= 129,91; d= 1,87; ^=156<25). 1. 5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2 As (300—550° С). 2. NaAsO2(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + AsO2, a) AsO2 + H2O4=* HAsO2 + OH ; pXo = 4,78, 6) AsO2 +2H2O<zzr> H2AsOj+H2O <=* H3ASO3 + OH'. 3. NaAsO2 + H2O(rop.) = NaH2AsC>3. 4. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + As2O3i + H2O, NaAsO2 + 4НС1(конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H2O. 5. NaAsO2 + ЫаОН(хол.) = Na2HAsOs. 6. 2NaAsO2 + О2(воздух) ——♦ 2NaAsC>3, 2NaAsO2 + 2ЫаОН(разб.) + O2 = 2Na2HAsO4 (кат. CuSO4). 7. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH2O2) = 2AsJ- + ЗН^РНОз) + 2NaCl + H2O, 2NaAsO2 + 14НС1(конц., гор.) + ЗБиС!^) = 2Asi + ЗН2[8пС1б1 + 4H2O + + 2NaCl. 8. NaAsO2 + 2ЫаОН(разб.) + NaClO = Na3AsO4 + NaCl + H2O. 189
9. NaAsOj + 2№ОН(разб.) + 2[Ag(NH3):)OH = 2Agi + NajAsth + 2NH3T + + 2НгО (80° C). 10. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H2S = As2S31 + 2NaCl + 4НгО. 11. NaAsOj + H2O + 3AgNO3 = AgjAsO3i (желт.) + NaNO3 + 2HNO3. 12. NaAsOj + HjO + NaOH *лектроя1<3-> Hj Т(катод) + NajHAsO^ (анод). 365. NisAsCh —АРСЕНАТ НАТРИЯ Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется а воде (гидролиз по аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 3591’, 361й, З623, 3641’ ’. М, = 207,89; d = 2,835; = 86,3° С(кр.); кг = 19,1<|33), 23,4<ЗО). 1. NasAsO, 12Н2О = NasAsO^ + 12Н2О (выше 150° С). 2. Na3AsO4(pa36.) + 12Н2О = 3(Na(H2O)4r + AsOt, As©}’+ Н2О HAsOj’+ ОН'; рХо = 2,48. 3. NasAsO, + СО2 + Н2О = Na2HAsO4 + NaHCO3. 4. NasAsO^Hacbiu.) + 2HsAsO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 • H2O) [на холоду], NaHjAsCh Na2H1AsiO7Na3H2As3O,0 NaAsO3. 5. Na5AsO4 + 3AgNO3 = AgjAsO^i (кор.)+ 3NaNO3, 2NajAsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO<)2 4 (M = Ca, Ba, Fe, Co, Ni, Cu, Hg). 6. NajAsO< + MgCl2 + NH«C1 + 6H2O = MgNH4AsO4 • 6H2O|+ 3NaCl. 7. 2NasAsO4 + 3H2SO< + 4HI = As2O3i+ 21 ji + 5H2O + 3Na2SO4 8. 2NasAsO4 + 21 НС1(конц.) + 5H[SnCl3] = 2Asi + 5H 2[SnCl6] + 6NaCl + 8H2O. 9. Na3AsO4 + 4Zn + 11 НС1(разб.) = AsH3t + 3NaCl + 4H2O + 4ZnCl2 366. AsF3 —ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА Бесцветная жидкость; низкокипящая, легколетучая, тяжелая. Полностью гид- ролизуется а воде. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагиру- ет со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона. Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. По- лучение см. 3614 М, = 131,92; rf=2,73<IS); J™ = -5,94° С; = + 57,8° С. 1. 2AsF3 + ЗНгО = As2O3i + 6HF. 2. AsF3 + 2HNO3(kohu.) + 2H2O = HjAsCh + 3HF + 2NO2. 3. AsF3 + 5NaOH(paa6.) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O. 4. 4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3 (100—150° C). 190
5. AsFxo + KF = K[AsF4]. 6. AsFj(x) + SbFs = (AsFj+)[SbF(J. 7. 2AsF3 + 2Clj = (AsCIJMAsFJ (50—60° С, охлаждение до - 40° С). 367. AsFj — ПЕНТАФТОРИД МЫШЬЯКА Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Реакционноактив- ный; легко гидролизуется в воде, реагирует со шелочвми. Проявляет акцептор- ные свойства по отношению к фторид-иоиу. Является «сверхкислотой» в смеси с жидкими HF и HSOjF. Получение см. 359* Mr = 169,91; о^ж) = 2,33'*53>; р = 7,71 г/л (н.у ); 1Ю = - 79,8° С; = - 52,8° С. I. AsFs + Н1О(влвга воздуха) = AsOFj + 2HF. 2. 2AsFj + 9HjO = 2(HjAsO4 0,5Н2О)4- + 10HF (0° С), 2AsFs + б,67Н2О = As2Oj 1,67Н2О1 + 10HF (80° С). 3. AsFj + 8МаОН(коиц.) = NajAsO4 + 5NaF + 4H2O. 4. AsFj + HF(kohu.) + H2O = H[AsF*J H2O 4 (на холоду), AsF«*) + KF = K(AsF4] (примесь K2[AsF?]). 5. AsFj + НР(ж) < ' * HjF+ + [AsFs], AsFj + HF(«> + CtHjF <=± CtHtF+ + [As Ft] 6. AsFj + 2HSO3F(») H2SO3F‘ + [As(SO3F)Fs]-. 368. AjCIj —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 AsCl3) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидро- лизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кис- лотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлорид- ноиа. Апротонный автоионизируюшийся растворитель; растворяет и»пипы щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 3597, 36134, 3644. Л/г= 181,28; </=2,16^0); /„ = - 16,2° С; /««, = + 131,4° С. 1. AsC13(kohu.) + 8Н2О [As(H2O)4(OH)2]+(?) + ЗСГ + 2Н3О+, 2А$С13(разб.) + ЗН2О = As2O34- + 6НС1. 1 AsCb + 2HNO3(kohu.) + 2НаО = HsAsO4 + 2NO2 + 3HC1. 3. AsClj + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaCl + 2H2O. 4. 2AsCh + 3H2 = 2As + 6HC1 (850—900° C), 2AsCl3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As (500—600° C). 5. 2AsCl3 + ЗНСЦкоиц.) + 3H[SnCl3) = 2As4 + 3H2[SnCU). 191
6. 4AsCl3 + 3Li[AlH4] = 4AsH3t + 3LiCl + 3A1C1j 7. AsC13<«) + As2Oj = 3As(CI)O4c 8. Asci*,, + KC1 = K[AsCU], AsCI^m) + SbCl5 = (AsClJ)[SbCl6J. 9. 2AsC13<m) < * AsClJ + [AsCU] (в эфире). (идет в малой степени). 369. AsjSj — 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 щелоч- ных металлов, пероксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при нагревании. Получение см. 359’, 36110‘ ", 3721'4. М, = 246,04; </=3,43; /1и1 = 310°С; = 723° С; рПР18*25 = 25,0 -е- 29,0. 1. As2S3 + ЗН2О = As2O3 + 3H2S (200—250° С). 2. As2Sj + 9Н25О4(конц.) = As2Oj4- + 12SO2 + 9H2O, As2S3 + 28HNO3(kohu.) = 2H3ASO4 + 28NO2 + 3H2SO4 + 8H2O (кип.). 3. As2Sj + 6NaOH(KOHU.) = NajAsOj + NajfAsSj] + 3H2O. 4. As2S3 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = (NP^jAsOj + (NH4)j[AsS3J + 3H2O. 5. As2Sj + 14H2O2 (конц., гор.) = 2HjAsO4 + 3H2SO4 + 8H2O. 6. 2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2 (500° C). 7. As2S3 + 2S = As2S5 (100—120° C,p). 8. As2Sj + 3Na2S(KOHU.) = 2Naj[AsSj]. 9. As2Sj + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[AsS4]. 370. AS2S5 — ПЕНТАСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Реакци- онноспособный, полностью разлагается кипящей водой, концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей, гидрата аммиака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окис- ляется кислородом при нагревании. Получение см. 359’, 3635, 3724. М< = 310,17. 1. As2S5 = As2S3 + 2S (90—500° С). 2. 2As2Ss + 3H2O = As2O34' + As^jJ. + 4S1' + 3H2ST (кип.). 3. As2Ss + 15H2SO4 (конц., гор) = 2H3ASO4 + 20SO2 + 12H2O, As2Ss + 40HNOj(kohu.) = 2H3ASO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O (кип.). 4. 4As2Ss + 24NaOH(KOHU.) = 3Na3AsO4 + 5Naj[AsS4] + 12H2O, 4As2S5 + 24(NH3 Н2О)[конц.] = 3(NH4)iAsO4 + 5(NH4)j[AsS4] + 12H2O. 5. 2As2S5 + 13O2 = 2As2O3 + 10SO2 (300-400° C). 6. As2Ss + 20Н2О2(коиц„ гор.) = 2HjAsO4 + 5H2SO4 + 12H2O. 192
7. AsjSs + ЗМ28(насыщ.) = 2Mj[AsS4] (50—60°’C; M = Na, K). 8. As2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3[AsS4] + 3HC1 (40—50° C) 371. As4S4 — ТЕТРА СУЛЬФИД ТЕТРАМЫШЬЯКА Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный (стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже, чем у As2Ss и AsjSj. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфи- дами щелочных металлов а присутствии серы. Получение см. 359’. Мг = 427,95; d = 3,25 + 3,56; tm = 321° С; «кнп = 534° С. I. As4S4 + 44НЫОз(коиц.) = 4HjAsO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12Н2О (кип). 2. 3As4S4 + 1 бЫаОН(конц) = 4NaAsO2 + 4AsJ- + 4Na3[AsSj] + 8Н2О (кип.). 3. As4S4 + 7О2 = 2As2O3 + 4SO2 (400—500° С). 4. As4S4 + 6На28(конц., хол.) + 2S 4Ыаз[А$8з], As4S4 + 6На28(конц.) + 6S = 4Naj[AsS4] (кип.). 372. Na3|AsS4) — ТЕТРАТИОАРСЕНАТ(У) НАТРИЯ Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисля- ется О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной аоде. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704’7, 371*. М, = 272,16. 1. 2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S (450—500° С). 2. Naj[AsS4] 8Н2О = Na3[AsS4] + 8Н2О (80—120° С, вак., над Р4Ою). 3. Маз[А884](разб.) + 12Н2О(хол.) = 3[Na(H2O)4f + [AsS4]^, Na3[AsS4] + 2Н2О(гор.) = Na3[AsS2O2] + 2H2S t. 4. 2Na3[AsS4] + бНСЦконц.) = 6NaCl + As2S5J- + 3H2St (0° C), 2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S3Jr + 2S4 + 3H2S (кип.). 5. Na3[AsS4] + 4ЫаОН(конц.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O (комн.). 6. Na3[AsS4](pa36.) + O2 ——> Na3[AsS2O2] + 2SJ-, Na3[AsS4] + 6O2 = NasAsCh + 4SO2 (500° C). СУРЬМА 373. Sb —СУРЬМА Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — жел- тая сурьма, черная сурьма (d = 5,3), взрывчатая сурьма (содержит SbCl3). Не реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер- 193
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, углеродом. Простых аквакатионов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями, «царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халь- когенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. 374 , 375 381’’|0,13 Л/г = 121,75; <АТ) = 6,684; <$«> = 6,55ой0; Г„ = 630,74° С; tm = 1634» С. 1. 2Sb + 3HjO(hap) = SbjOj + ЗН2 (600° С). 2. 2Sb + 6Н28О4(конц., хол.) —SbXSO4)31 + 3SO2t + 6HjO- 3. 2Sb + IOHNOj(kohu) = SbjOsJ- + lONOjt + 5HjO (кип.), 2Sb + 2НЫО3(разб.) = Sb^jl + 2NOT + HjO (кип). 4. 3Sb + 18НС1(конц.) + 5HNOj (конц.) = 3H[SbCU) + 5NOt + 1 OH jO (30-40° C). 5. 6Sb + 6KOH + 5KC1O3 = 6KSbOj + 5KC1 + 3HjO (400—550» C), 2Sb + NajCOs + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 (400—500° C). 6. 4Sb + 3O2 = 2Sb2O2 7. 2Sb(nopouiOK) + 3C12 = 2SbCb 8. 2Sb + 5S = Sb2Ss 2Sb + 3E =Sb2Ej 9. Sb + 3M = M3Sb MsSb + 3H2O = SbHjT + 3MOH 10. 2Sb + 3Mg = Mg3Sb2 MsSb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3T + 3MgCl2 11. 8Ь(желт.)--> 8Ь(металлич.) быстро Зщвзрывч.) --------» 8Ь(металлич.) 8Ь(черн.)---> 8Ь(металлич.) 12. 4Sb(«) 4 * 8Ьч(г> (650° С, сгорание на воздухе), (комн., примесь SbCij). (250-^00° С, р), (650-700° С, Е = S, Se, Те), (сплавление; М = Li, Na, К), (0° С). (650° С), (0° С), [выше - 50» С], [100° С, трение], [400° С]. (1634° С), Sb<(r) 4— 2Sb2(r)4zzz* Sb<r)----> 8Ь(черн.) 4Sb<r) (1700—2000» С), [быстрое охлаждение]. 374. SbH3 — СТИБИН Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к О2 воздуха (воспламе- няется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кисло- тами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 373*’'°, 37513' *4, 381*. Mr = 124,77; ^ж) = 2,204<-'”; р = 4,599 г/л (н.у.); tm = -94,2° С; Гю,я = -18,4» С. v, = 22* 1. 2SbH3 = 2Sb + ЗН2 (150—200» С). 2. SbH3 + 4НС1(конц.) = HfSbCU] + 3H2t. 194
3. 2SbH3 + 16HNO3(kohu.) = Sb2O5i + 16NO2? + 11H2O. 4. SbH3 + ЫаОН(конц) + ЗНгО = Na[Sb(OH)«] + 3H2t 5. 4SbH3 + ЗОг(воздух) = 4Sb + 6H2O (комн., сгорание), 2SbHx«) + O3 = 28Ь(желт.) + 3H2O (от -90 до -50° С). 6. 3SbH3 + 6Ci2 —2Sb + SbCl3 + 9HCI (комн.) 7. 2SbH3 + 3H2O + 12AgNCh = Sb2O3i + 12AgJ- + 12HNCh. 375. Sb2O3 —ОКСИД СУРЬМЫ(Ш) Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтовато- серый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и р- ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4Os) Не реагирует с водой, из раствора осаждается гидрат Sb2O3 лН2О. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанав- ливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получе- ние см. 3812'4-384‘, 388*. Мт = 291,50; d = 5,19(a), 5,67(0); = 655° С; r«n = 1456° С; t(a----► Р) = 460° С. I. Sb2O3 лН2О ——> 2SbO(OH) + (л - 1)НгО (30° С, вак ), 2SbO(OH) = Sb2O3 + Н2О (300—350° С) 2. Sb2OXT) + 11 НгО <—* 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 2ОН'; рПР25 = 41,40, Sb2OXT) + 7Н2О <=► 2[Sb(OH)«r + 2Н3О+; рПР25 = 16,85. 3. Sb2O3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + ЗНгО, Sb2O3 + 6НС1<г) = 2SbCl3 + ЗНгО (60—80° С). 4. Sb2O3 + 4H2SO4(kohu., гор.) = ZHfSbfSO,)]^» + ЗНгО. 5. Sb2O3 + 4НЬЮ3(конц.) ——» Sb2O51 + 4NO2T + 2Н2О (кип ). 6. Sb2O3 + 6НМО3(безводн.) = 2Sb(NO3)3 + ЗН2О (0° С). ЫаОНфазб) , 7. Sb2Oxr) < > Na2Sb4O7<p), Na2Sb«Oio(p). П2М 8. Sb2O3 + 2NaOH(20%-fi) + 3H2O = 2Na[Sb(OH)4], Na[Sb(OH)4] + 2NaOH NajfSHOH)*]. 9. Sb2O3 + 2NaOH(50%-fi) + 5H2O = 2(Na[Sb(OH)4] Н2О)Ф. 10. 2Sb2O3 + O2 = 2(Sb"'SbvK)4 (410-^50° C). 11. 2Sb2O3 + 6Ci2 = 4SbCi3 + 3O2 (1000° C). 12. Sb2O3 + 6HF(kohu) = 2SbF3 + ЗНгО. 13. Sb2O3 + 12H°(Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3t + ЗНгО. 14. 4Sb2O3 + 6Na[BH4] + ЗНгБОДразб.) + 6НгО = 8SbH3T + 6B(OH)4 + 3Na2SO4. 15. Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + ЗНгО (500—600° C), 195
2Sb2O3 + 6С(кокс) = 4Sb + 6СО (800—1000° C). 16. Sb2O3 + 3KCN = 2Sb + 3K.OCN (650° C). 17. 2Sb2O3 + 6S = 2Sb2S3 + 3O2 (550° C). 18. 2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2 (600—700° C). 19. 8ЬгО3 + 8НС1(конц.) + 2C12 = 2H[SbCk] + 3H2O. 20. 6Sb2O3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbFt]J- + 10Br2 + 9O2 (350° C). 376. Sb2Os — ОКСИД СУРЬМЫ(У) Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается. Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2Os лН2О (п S 3,5; d = 3,78), гидрат немного лучше переходит в раствор. Не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлоро- водородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 373э, 3822, 388 . М, = 323,50; d = 7,86; к, = 0,3('*'25). 1. 2Sb2O5—I—► 2(SbHISbvK>4 + О2 (300-450° С). 2. Sb2O5 лН2О = Sb2O5 + лН2О (до 275° С). 3. Sb20s лН2О(суспензия) < > 2[Sb(H2O)(OH)s] + (п - 7)Н2О, [Sb(H2O)(OH)5] + Н2О <=? [Sb(OH)tf + Н3О+; рК* = 4,40. 4. 3Sb2Os + 5Н2О 3Sb2Os 5Н2О (кип., в разб. НС1). 5. Sb2O5 + 12НС1(конц.) = 2H[SbCl6] + 5Н2О. КОНфазб.) к 6. Sb2Os(T) < .. * К28ЬчО| |(р), K«Sb4Oi3(p), K3Sb;Oi4(p). 7. Sb2O5 + 2NaOH(KOHu.) + 5НгО = 2Na[Sb(OH)4] 4, Sb2Oj + 2NaOH = 2NaSbO3 + H2O (500° C). 8. Sb2O5 + 10HF = 2SbFs + 5H2O (150—170° C). 9. Sb2Os + 3N2O5 = 2Sb(NO3)3O (40—50° C). 10. Sb2O5 + 5H2 = 2Sb + 5H2O (550—600° C). 377. (SbnlSbv)O4 — ТЕТРАОКСИД СУРЫИЫ(У)-СУРЬМЫ(Ш) 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. 3757 8 9 10, 3761, 3846. = 307,50; d=5,82. 1. 2(Sb'"Sbv)O4 —2Sb2O3 + О2 (выше 930° С). 196
2. 3. 4. 5. 6. 7. (SbnlSbv)O4 + 9Н€1(конц., гор.) —L-> SbCl3 + H[SbCl6] + 4НгО. 2(SbniSbv)O4 + 4H2SO4(kohu., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + Sb2Os4- + 3H2O. (SbmSbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na2(SbO+)SbO4] (500‘ (530—580" (1000" (900—1000" (SbInSbv)O4 + 4Н2 = 2Sb + 4Н2О 3(SbUISbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3 (Sbn,Sbv)O4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO С). С). С). С). 378. SbXSO4)3 —СУЛЬФАТ СУРЬМЫ(Ш) Белый, не растворяется в холодной воде, при стоянии гидролизуется. Химичес- ки растворяется в концентрированной серной кислоте, на холоду из раствора кристаллизуется гидрат Sb2(SO4)3 НгО. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3732, 3815. ЛА = 531,69; </ = 3,63. 1. Sb2(SO4)3 Н2О ——> Sb2(SO4)3 + Н2О (20—30° С, над Р4О10) 2. Sb2(SO4)3 + Н2О(хол.) —L-> Sb2(SO4)2Oi(6en.) + H2SO4, Sb2(SO4)3 + ЗН2О = Sb2O3i + 3H2SO4 (кип.) 3. Sb2(SO4)3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + 3H2SO4. 4. Sb2(SO4)3 + H2SO4(kohu„ гор.) = 2H[Sb(SO4)2], Sb2(SO4)3 + K2SO4(kohu.) = 2K[Sb(SO4)2]J- (0° С, в конц. H2SO4) 5. Sb2(SO4)3 + 8КаОН(конц.) = 2Na[Sb(OH)4J + 3Na2SO4. 379. SbF3 — ФТОРИД СУРЬМЫ(1П) Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щело- чами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение см.37512, 380'. ЛА =178,74; </ = 4,379; = 287° С; ГЯЯП = 319°С; к, = 444,7<М), 563,6<W). 1. SbF3(pa36.) + 6НгО(хол.) = [Sb(H2O)4(OH)2]+ + F + 2HF, HF + H2O F + H3O+; pK, = 3,18. 2. SbF3 + H2O(rop.) = Sb(O)Fi + 2HF. 3. 2SbF3 + 4HNO3(kohu.) + H2O = Sb2O54- + 4NO2 + 6HF (кип.) 4. SbF3 + 4NaOH(KOHu.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF. 5. SbF3 + F2 = SbFs (320—350° C). 6. 2SbF3 + 3H2S = Sb2S34- + 6HF (в разб. HF). 7. SbF3 |5р(насыщ>> K[SbF4], K4[Sb4F,eJ, K2[SbF5[, K[Sb4Fi3[. 197
380. SbFj — 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 SbFj • 2Н2О. При сильном нагре- вании разлагается. Энергично реагирует с водой, Щелочами, концентрирован- ной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фтороком- плексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкис- лота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 376е, 3795, 3825. Mt = 216,74; d = tm = 8,3° С; /«л = 149,5° С. ’ 1. SbFj = SbFj + F2 2. SbFj + Н2О(хол.) = SbOFji + 2HF, 2SbFs + 5H2O = Sb2O5i + 10HF 3. SbFj + бЫаОН(конц) = Na[Sb(OH)«,]i + 5NaF. 4. SbFj + НР(конц.) = H[SbFeJ • H2Oi 5. SbFx,) + MF = M[SbFe]i 6. 2SbFj + SiO2 = SiF« + 2SbOF3 7. SbFj + 2HF(m)4=? H2F++ [SbF*]' (выше 400° C). (кип.). (0° C). (M = Na, K). (250—300° C). (примесь [SbFe]3'). 8. SbFj + HF(M) + CeHsF <=> C6H6F+ + [SbF6] 9. SbF5 + 2HSOjFw H2SO3F++ [Sb(SOjF)F5r. 381. SbCl3 — 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. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водоро- дом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3737,3746, 375311, 3847. М, = 228,11; d = 3,14; tm = 72,3° С; г„„ = 221 ° С; к, = 920<И), 1917<5О). 1. SbCl3(KOHu.) + Н2О = Sb(Cl)Oi + 2НС1 (разбавление). 2. 4SbCl3 + 5Н2О = Sb4Cl2O5i + 10НС1 (50° С, в разб. НС1), 2SbCl3 + ЗН2О = S2O3i + 6HCI (кнп., в разб. НС1). 3. SbCl3 + НС1(> 15%-я) + Н2О = H[SbCU] + HjO = Н3О+ + [SbCUr, [SbCUf + 8Н2О [Sb(H2OMOH)2]+ + 4СГ + 2H3O+ (в разб. HC1). 4. 2SbCl3 + 3HC1(>20%-я) Hj(Sb2C19], SbCl3 + ЗНС1(36%-я) = HJSbCU], 5. 2SbCl3 + 3H2SO„(kohu., хол.) = Sb2(SO4)3 i + 6HC1, 2SbCl3 + 4HNO3(kohu) + HjO = Sb2O5i + 4NO2 + 6HC1 (кип). 198
6. 2SbCh + 6NaOH(pa36.) = Sb2O3i + 6NaCI + ЗН2О, SbCIs + 4КаОН(конц.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaCI. 7. 2SbCl3 + 6(NH3 H2O)[kohu] = Sb2O34- + 6NH4CI + 3H2O (кип). 8. 2SbCI3 + 3NajCOj(KOHu.) = Sb2O34- + 6NaCl + ЗСО2Т (кнп). 9. 2SbCl3 + ЗН2 = 2Sb + 6HCI (730—750° C), 4SbCl3 + 3Li[BH4] = 4SbH3T + 3LiCI + 3BCI3 (-70° С, в эфире). 10. 2SbCh + 3Fe = 2SbJ- + 3FeCh (в конц. HC1). 11. SbCh + Ch = SbCIs (74—80° C). 12. 2SbCI3 + 3H2S = SbiSjJ- + 6HC1 (в разб. HCl). 13. SbCh + 3AgNOs = Sb(NO3)s + 3AgClJ- (в ацетоне). 14. SbCh + 2МС1(конц.) = M2[SbCI5l (M = Na, K, Rb, Cs), 2SbCl3 + 3CsCl = CsjJSbiCbjJ- (в коиц. HCl). 15. 2SbCI3 - > 2Sb (вэрывч.)! [катод] + ЗС12Т[анод] (0° С, в конц. НС1). Ж. SbCIs —ХЛОРИД СУРЬМЫ(У) Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное строение (8ЬСЦ)СГ. Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 384 ". Mt = 299,02; d = 2,346(20); = 2,8° C; = 140° С (разл.). 1. SbCIs = SbCIs + Ch (выше! 40° C). 2. SbCIs + Н2О(хол.) = 2HC1 + БЬСЬСЩжелт), 2SbCls + 5H2O = Sb2Os Ф + 10HC1 (кип.). 3. SbCIs + НО(конц) = H[SbCl6] 4. SbCIs + бКаОН(конц) = Na[Sb(OH)t]J- + 5NaCI. 5. SbCls<K) + 5HF(r) = SbFs + 5HC1 (комн.). 6. 3SbCls(«) + 2БЬ(порошок) = SSbCls- 7. SbClsco + MCI = M[SbCk] (M = Na, K). 383. Sb(Cl)O — ОКСИД-ХЛОРИД СУРЬМЫ Белый, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получе- ние см. 381'. М,= 173,20. 1. 5Sb(CI)O = Sb4CI2O5 + SbCh 6Sb(Cl)O = 2Sb20s + 2SbCl3 2. 2Sb(CI)O + HjO = Sb2O34. + 2HCI (170—250° C), (выше 320° C). (кип.). 199
3. 4Sb(Cl)O + H20 = Sb^CliOsi + 2HC1 (50° С, в разб. HC1). «алгзротов порошок» 4. Sb(Cl)O + ЗНСЦконц.) = H[SbCl4] + Н2О. 5. 2Sb(Cl)O + 4HNOj(kohu.) = Sb2O5i + 4NO2 + 2HC1 + H2O (кип.). 6. Sb(Ci)O + 2МаОН(конц.) + H2O —Na[Sb(OH)4] + NaCl. 384. SbiSj — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(Ш) Стибнит. Серый кристаллический или оранжево-красный аморфный. Плавит- ся, кипит и перегоняется без разложения. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не растворяется в воде, из холодного раствора выпадает аморф- ный осадок, из кипящего — кристаллический. Разлагается кислотами, щелоча- ми. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Образует тиоком- плексы. Получение см. 373*, 381|2. Мг = 339,70; d - 4,63, 4,15(аморфн.); г™, = 550,5° С; /кип = 1160° С. 1. Sb2SXT) + 1ЗН2О <=» 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 3HS- + HjO+; рПР25 = 89,66. 2. Sb2Sj + 12НС1(конц., гор.) = 2H3[SbCl6] + 3H2St. 3. Sb2S3 + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + 3Si + 3SO2T + 6H2O. 4. Sb2S3 + 28HNOj(kohu.) = Sb2O5i + 3H2SO4 + 28NO2 f + 11H2O (кип ). 5. Sb2S3 + 4№ОН(конц., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4). 6. 2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2 * (340° C), Sb2S3 + 5O2 = (Sb'"Sbv)O4 + 3SO2 (550—600° C). 7. 2Sb2S3 + 9C12 —L-> 4SbCl3 + 3S2C12 (250° C). 8. Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb (600—1300° C). 9. Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OH)6] + 2Cu2S 4 + CuSi (кип.). 10. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS3). II. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[SbS4], Sb2S3 + 8NaOH(l 0%-й) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O (кип.). 12. Sb2S3 (AgSb)S2(cep.), Ag3[SbS3](KpacH.) [500—600° С]. 385. SbiSs —СУЛЬФИД СУРЬМЬЦУ) Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чув- ствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SblllSb')S4 и S. Не растворяется в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами. Образует тиокомплексы. Получение см. 3738, 3903'4. Мг = 403,83; </ = 4,12. I. Sb2S5 = Sb2S3 + 2S (120— 170° С). 2. Sb2Sj + 6НС1(конц., гор.) = 2SbCl3 + 2Si + 3H2St, 200
8Ьг85(суспензия) = SbjSjJ- + 2S1 (кип., в разб. НС1) 3. SbiSs + 40НЬЮз(конц.) = ЗЬгОз! + 5H2SO4 + 4ONO2 + 15НгО (кип.) 4. 4Sb2Ss + 18№ОН(конц., гор.) = 5Na3[SbS«] + 3Na[Sb(OH)6]l. 5. 2Sb2S5 +15О2= 2Sb2O5 + 10SO2 (100—200° C) 6. Sb2Ss + 3N32S(kohli.) = 2Na3[SbS<], 386. HISbCkI — ГЕКСАХЛОРОСТИБАТ(У) ВОДОРОДА Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрирован- ной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат H[SbCl6] Н2О имеет строение (Н3О+)[5ЬС1б]~. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 3734, 3755' З823. Л/г = 335,48; ГПл = 44° С(4,5-гидрат). 1. H[SbCk] • 4,5Н2О(т) = HfSbCk] • Н2О + 3,5НгО (комн., над конц. H2SO4), HfSbCU] • Н2О = SbClj + НО + НгО (70—80° С, примесь SbChO). 2. Н[5ЬС16](разб.) + Н2О(хол.) = SbCl3O 4- + ЗНС1, 2H[SbCl6] + 5Н2О = SbjOsl + 12НС1? (кип.). 3. Н[5ЬС1б](разб.) + НгО = НзО+ + [SbCle] (в конц. НС1). 4. 2H[SbCU] + 12№ОН(разб.) = 8Ь2О51 + 12NaCl + 7Н2О (кип), H[SbCl6] + 7№ОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]J- + 6NaCl + Н2О. 5. 2H[SbCl6] + 12(NH3 • Н2О)[конц] = Sb2O5J- + 12NH4C1 + 7H2O. 387. Na(SbFe] — ГЕКСАФТОРОСТИБАТ(У) НАТРИЯ Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением). Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, раз- лагается щелочами. Получение см. 375м, 3805. М, = 258,73; d=3,38; tm >350° С; = 128,6(20). 1. Na[SbF6](pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [Sb F6]~, [SbF6]“ + H2O 4=± [SbOF4r + 2HF. 2. 2Na[SbF6] + H2O Na2[Sb2OF10] + 2HF (в разб. HF), Ка[5ЬРб](конц.) + 3HF(kohu.) = HsfSbFe] + NaFl (0° C). 3. Na[SbF6J + NaOH(pa36.) = Na[Sb(OH)Fs] + NaF, Na[SbF6] + 6КаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]J- + 6NaF. 388. K|Sb(OH)«| — ГЕКСАГИДРОКСОСГИБАТ(У) КАЛИЯ Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислота- ми. Очень слабый окислитель. Получение см. 384 . 201
Mr = 262,89; к, = 0,4<l8), I,!*80’. 1. K[Sb(OHM = KSbO3 + 3H2O (680° C). 2. К[8Ь(ОН)в](разб.) + 6H2O = [K(H2O)d+ + [Sb(OH)«,] (в разб. КОН). 3. K[Sb(OH)e](T) + Н2О(гор.) ^=2 [Sb(H2OMOH)5](p) + КОН. 4. 2К[8Ь(ОН)б](суспензия) —Sb2O51 + 2КОН + 5Н2О (кип.). 5. К[8Ь(ОН)б] + 6НС1(конц.) = К[8ЬС16] + 6Н2О. 6. 2K[Sb(OH)6] + 2Н1ЧО3(разб.) = Sb2O54- + 2KNO3 + 7H2O (кип.). 7. 2K[Sb(OH)6] + бНЦконц.) = Sb2O3i + 2I21 + 9H2O (кип). 8. K[Sb(OH)e] + 4К28(насыщ.) = К3[8Ь84]4- + 6КОН (0° С). 389. Na3|SbS3| — ТРИТИОСТИБАТ(Ш) НАТРИЯ Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Получение см. 3845'10 Мг = 286,92; « 600° С; к,• 230<2О). 1. Na3[SbS3] 9Н2О = Na3[SbS3] + 9Н2О (150° С). 2. Na3[SbS3](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS3]3. 3. 2Na3[SbS3) + 6НС1(разб.) = Sb2S3l + 3H2ST + 6NaCl. 4. Na3[SbS3] + 4КаОН(конц., гор.) = Na[Sb(OH)4] + 3Na2S. 5. Ма3[8Ь83](влажн.) Ог(™адух) » Na^SbS.O^] (л =1,2). 6. Na3[SbS3] + S = Na3[SbS4] (кип. в конц. Na2S). 390. NasfSbS^ —ТЕТРАТИОСГИБАТ(У) НАТРИЯ Соль Шлиппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде. Разла- гается кислотами, щелочами. Получение см. 38411, 3854'6, 3896. М, = 318,98; d = 1,839(кр.); tm = 87° С(кр.); к3 = 13,3W, 66,3<|00). 1. Na3[SbS4J • 9Н2О = Na3(SbS4] + 9Н2О (108—180° С), Na3(SbS4] 9Н2О = Na[Sb(OH)«,] + Na2S + 3H2S + ЗНгО (выше 230° С). 2. Na3[SbS4](pa36.) + 12Н2О = 3(Na(H2O)4]+ + [SbS4]3 3. 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб„ хол.) = Sb2S5l + 6NaCl + 3H2ST, 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., гор.) = Sb2S3l + 2S4- + 6NaCl + 3H2S T. 4. 2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S5l + 3H2ST. 5. Na3[SbS4] + 6НаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]l + 4Na2S. 202
ВИСМУТ 391. Bi —ВИСМУТ Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый, хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состоя- ние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксид- ной пленкой). Малореакционноспособный; не реагирует с водой, хлороводо- родной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрирован- ных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогена- ми. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 405*5, 4318. М, = 208,980; ^т) = 9,790; ^ж) = 10,27<ЭТ2>; = 271,44° С; tmn = 1564° С. 1. 2Bi + 6Н28О<(40%-я) —*—► Bi2(SO«)3 + 3SO2 + 6Н2О. 2. Bi + 4HNO3(pa36.) = Bi(NO3)3 + NO? + 2H2O. 3. Bi + ЗНС1(конц.) + НМО3(конц.) = 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 = S, Se, Те). 7. 2Bi + 3Mg = Mg3Bi2 (300-400° С), Mg3Bi2 + 6НС1(конц.) = 3MgCl2 + 2BiH3T (0° С). 8. Bi + 3N2O« = Bi(NO3)3 + 3NO (70—110° С). 9. 4Bi + 4H2O +3O2 + 2CO2 —L-► 2Bi2CO3(OH)4 J-. 10. 2Bi + 3HgCl2(Hacbiui.) = 2BiCl3 + 3Hgi. Э92. Bi2O3 —ОКСИД ВИСМУТA(III) Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. Прн про- каливании сублимируется, термически устойчив. Не реагирует с водой, щело- чами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислота- ми. Восстанавливается водородом и углеродом, окисляется пероксидами ще- лочных металлов, галогенами. Получение см. 3914, 3971, 4053. М, = 465,96; d = 8,90; tm = 825° С; tKm = 1890° С. 1 • Bi2O3<T) + ЗНгО 2BiHI + 6ОН~; рПР25 = 78,30. 2. Bi2O3 + 6НС1(конц„ гор.) = 2BiCi3 + ЗНгО. 3. Bi2O3 + ЗН28О«(40%-я) = BiXSO<)3 + ЗНгО. 4. Bi2O3 + 2НР(конц.) = 2Bi(O)Fi + НгО (комн.). 203
5. Bi2O3 + 3(NH4)2CO3 —S-* Bi2CO3(OH)4 4- + 6NH31 + 2CO21 + H2O (кип.). 6. Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O (240—270° C), Bi2O3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO (800—900° C). 7. Bi2O3 + 6МОН(40%-й) + 2E2 = .2MBiO3l + 4ME + 3H2O (кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br). 8. 2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3 (450—600° C), 2Bi2O3 + 6Магд2 = 4Na3BiO4 + O2 (350—600° С, примесь NasBiOs), Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O (400—500° C). 9. Bi2O3 + 2H2O _зядпрол>°> 2H2T (катод) + Bi2O5 4-(анод) [в конц. KOH], 393. Bi 2O5 — ОКСИД ВИСМУТА(У) Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кисло- род. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2Os лН2О. Разлагается кислота- ми, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992. М, = 497,96; rf=5,10. 1. 2Bi2O5 = 2(BiniBiv)O4 + Q2 (выше 350° С). 2. Bi20j • лН2О = Bi2O3 + nH2O (120° С, в атмосфере О2). 3. Bi20s • лН2О(суспензия) —-—> 2Bi(OH)3i + O2t + (п - 3)Н2О (комн.). 4. Bi2O3 + ЮНСЦконц., гор.) = 2BiCl3 + 2С12Т + 5Н2О, Bi2O3 + ЗН2504(конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + O2t + ЗН2О. 5. Bi2O3 + 2КаОН(конц., хол.) = 2NaBiO3i + Н2О. 6. 5Bi2Os + 30HNO3(kohu.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMnO4 + 9H2O + + 4H2SO4. 394. (BiniBiv)O4 — ТЕТРАОКСИД ВИСМУТА(У)-ВИСМУТА(П1) Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 3931, 3992. М, = 481,96; d = 5,6; tm = 305° С. 1. 2(Bi"'BiV)O4 = 2Bi2O3 + O2 (500—550° C). 2. (BiinBiv)O4 + 8НС1(конц„ гор.) = 2BiCl3 + C12T + 4H2O. 3. 2(BinlBiv)O4 + 6H2SO4(kohh„ гор.) = 2Bi2(SO4)3 + O2t + 6H2O. 4. 5(BilnBiv)O4 + 30HNO3(kohu.) + 2MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 2HMnO4 + + 12H2O + 2H2SO4. 395. ВЦОН)3 — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш) Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается' Не растворяется в воде. Проявляет осндвные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель н окислитель. Получение см. 393’, 397е, 398s. 204
М, = 260,00; d = 4,36; рПР25 = 35,52. 1. Bi(OH)3 = BiO(OH) + H2O (100° C) 2. Bi(OH)3 + ЗНСЦконц., гор.) = BiClj + 3H2O, 2Bi(OH)3 + 3H2SO4(40%-a) = Bi2(SO4)3 + 6H2O, Bi(OH)3 + 3HNO3(kohu.) = Bi(NO3)3 + 3H2O. 3. 6Bi(OH)3 + 6НС1О4(конц.) = [Bi6(OH)i2](ClO4)6 + 6H2O. 4. Bi(OH)3 + HF(kohu.) = Bi(O)F I + 2H2O. 5. Bi(OH)3 + ЗМаОН(конц.) + E2 = NaBiO3J- + 2NaE + 3H2O (E = Cl, Br) Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + K2S2O6(O2) = KBiO3I + 2K2SO4 + 3H2O (кип ). 6. Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + 2KMnO4 = KBiO3l + 2K2MnO4 + 3H2O. 7. 2Bi(OH)3 + ЗМаОН(конц.) + 3Na[Sn(OH)3] = 2BiJ- + 3Na2[Sn(OH)6]. 396. BiOfOH) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислитель- но-восстановительные свойства. Получение см. 3951. М, = 241,99; /„„ = 415° С. 1. 2BiO(QH) = Bi2O3 + Н2О (500—600° С) 2. ВЮ(ОН)(Т) + Н2О <=> Bi111 + ЗОН ; рПР18 = 9,40. 3. ВЮ(ОН) + ЗНСЦконц., гор.) = BiCl3 + 2Н2О, 2BiO(OH) + 3H2SO4(kohu.) = Bi2(SO4)3 + 4Н2О. 4. BiO(OH) + ЗМаОН(конц) + Cl2 = NaBiO3i + 2NaCl + 2H2O. 5. 2BiO(OH) + 3NaOH(KOHU.) + 3Na[Sn(OH)3] + 2H2O = 2B1J- + 3Na2[Sn(OH)6] 397. Bi(NOj)j — 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)Bi2O3 • (4-9)N2О3 • (7-9)Н2О («жемчужные бели- ла»), 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. 3912'8, 3952 М, = 394,99; d = 2,83(кр ); tm = 75,5° С(кр.). 1. 2Bi(NO3)3 = 2Bi(NO3)O {точнее, [Bi6O6](NO3)6} + 4NO2 + О2 (200° С). 4Bi(NO3)3 = 2Bi2O3 + 12NO2 + ЗО2 (700° С). 2. Bi(NO3)3 5Н2О J- < *• Bi(NO3)3(Hacwiu.) + 5Н2О (комн., в разб. HNO3), Bi(NO3)3 5Н2О —-—» Bi(NO3)2OH + HNO3 + 4Н2О (комн., над КОН), Bi(NO3)3 5Н2О = BiNO3(OH)2 + 2HNO3 + ЗН2О (80—110° С), Bi(NO3)3 5Н2О = Bi(NO3)O + 2HNO3 + 4Н2О (150° С, вак.) 205
3. 6Bi(NO3)3(pa36.) + 24HjO (хол.) = [Bi6(OH),2]6+ + 12H3O+ + 12NO3 (в разб. HNO3). 4. Bi(NO3)3 + 2HjO = BiNO3(OH)24- + 2HNO3 (кип.). 5. Bi(NO3)3 + 4НС1(конц., хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3. 6. Bi(NO3)3 + 3NaOH(pa36.) = Bi(OH)3l + 3NaNO3. 7. 2Bi(NO3)3 + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2 (600° C), Bi(NO3)3 + NaClO + 4NaOH(KOHU.) = NaBiOj 4- + 3NaNO3 + NaCl + 2H2O (кип.). 8. Bi(NO3)3 + ЗКТ(разб.) = BiFjl + 3KNO3 (в разб. HNO3), Bi(NO3)3 + NaCl + H2O = Bi(Cl)Ol + NaNO3 + 2HNO3. 9. 2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S3l + 6HNO3. 10. Bi(NO3)3 + H3EO4 = BiEO4l + 3HNOs (E = P, As). 11. 2Bi(NO3)3 + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OH)41 + 2CO2T + 6NaNO3. 398. BiXSO<)3 — СУЛЬФАТ ВИСМУТА(Ш) Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением. Гидролизуется водой с образованием осадка. Химически раство- ряется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентри- рованной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 391 ’, З923, 403*, 4052. Мг = 706,15; </=5,08; /„ = 710° С (р). 1. Bi2(SO4)3 = Bi2(SO4)O2 + 2SO3 (выше 400° С). 2. Bi2<SO4)3 + 2Н2О = 2BiSO4(OH)l + H2SO4. 3. Bi2(SO4)3 + 8НС1(конц., хол.) = 2H[BiCl4] + 3H2SO4. 4. Bi2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4 (возможно, H[Bi(SO4)2J). 5. BiXSO4)3 + 6NaOH = 2Bi(OH)3J- + 3Na2SO4. 399. NaBiOs — 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 кис- лотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927'8, 395s, 3977. Mt = 279,97. 1. NaBiO3 + 6НС1(конц., хол.) = NafBiCU] + С12Т + ЗН2О. 2. 2NaBiO3 + 2HNO3(pa36., хол.) = (л - 1)Н2О = Bi2O5 лН2О1 + 2NaNO3, 4NaBiO3 + 4HNO3(kohu) = 2(BiluBivK>« + 4NaNO3 + O2T + 2H2O (кип). 3. NaBiO3 + 2NaOH (40%-й) ——> Na3BiO4i + НгО (кип.). 4. 10NaBiO3 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = SBi^SO^ + 4HMnO4 + 14HjO + 5Na2SO4, 6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4)2 = 3Bi2(SO4)3 + IK&rgh + 3Na2SO4 + 4HjO 206
400. BiFj —ФТОРИД ВИСМУТA(III) Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат B1F3 НгО. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированной серной кислотой, окис- ляется фтором. Образует фторокомплексы. Получение см. 3978, 4037. М, = 265,97; </=5,32; = 727° С; /гнп = 900° С. 1. BiFj + HjO(rop.) = Bi(O)Fi + 2HF. 2. 2BiF3 + 3HjSO4kohu„ гор.) = В1г(5О4)з + 6HF t. 3. B1F3 + F2 = BiFs 4. B1F3 + МР(коиц.) = M[BiF4] (460—550° C). (M = K+,NHJ). 401. BiFs — ФТОРИД ВИСМУТA(V) Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реаги- рует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и фторагент. Образует фторокомплексы. Получение см. 3915, 4003. М, = 303,97; d = 5,4; = 151 ° C; tKm = 230° С. I. BiFs = B1F3 + F2 (725—800° C). 2. 3BiFs + ЗН2О(хол.) = 3BiF3J- + O3T + 6HF, 3BiFs + 6НгО(гор.) = 3Bi(O)Fi + O31 + I2HF. 3. BiFs + 2НС1(конц., гор.) + H2O = Bi(O)Fi + CI2T + 4HF. 4. BiFs + бКаОН(конц) = NaBiOsi + 5NaF + ЗН2О. 5. 2BiFs + С(графит) = CF4 + 2BiF3 (170° C) 6. BiFs(«) + KF = K[BiF6]. 402. BiCh — ХЛОРИД ВИСМУТА(Ш) Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидроли- зуется водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кисло- тами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 391s, 3922, 3952. Мг = 315,34; </=4,75; t„ = 232° С; /КНП = 441°С. I. BiCh • НгО4- <—2 В1С1з(иасыщ.) + НгО 2. BiCI3 + НгО = BiCl(OH)2i + 2НС1 BiCl(OH)2 = Bi(CI)O + НгО 3. BiCh + НС1(20%-я, хол.) = H[BiCU]<p), 2H[BiCU](p) + НС1(20%-я, хол.) <=> Нз^гО^,. H[BiCU](p) + ЗНС1(36%-я, хол.) = H3[BiCl6](p), H[BiCI4](p) = BiCh + HC1 4. 2BiClXT) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 6НС1Ф (комн., в разб. HCI). (кип. в разб. НО), (260—280° С). (кип. в конц. НС1) (кип.). 207
5. BiClj + 2ЫаОН(конц.) = Bi(Cl)Oi + 2NaCl + H20. 6. 2BiCl3 + 02 = 2Bi(Cl)0 + 2C12 7. BiCis + NO2 = Bi(Cl)O + NO + Ch 8. BiCh + ЗН1(разб.) = Bilji + ЗНС1. (250—350° C). (200—300° C). 9. BiCh-^U K2[Bi2Clg], K2[BiCl5], Кз[В1С16] (250—300° C). 403. Bi(Cl)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. 397*, 4022’6. М, = 260,43; d = 7,72; tm = 232,5° С. 1. 3Bi(Cl)O = Bi2O3 + BiCh (575—600° С). 2. Bi(Cl)O(T) + H2O = BiCl(OH)2i, В1С1(ОН)2(суспензия) <=► Bi111 + СГ + 2OH"; рПР25 = 35,47. 3. Bi(Cl)O + ЗНСЦконц., хол.) - H[BiCU] + H2O. 4. 2Bi(Cl)O + 3H2SO«(kohii.) = Bi2(SO«)3 + 2H2O + 2HC1T (кип). 5. 6Bi(Cl)O + бНСЮДконц.) + 6H2O = [Bi6(OH)i2](ClO4)6 J- + 6HC1 (0° C). 6. 2Bi(Cl)O + 2NaOH(KOHii., гор.) = Bi^s + 2NaCl + H2O. 7. Bi(Cl)O + 3HF(r> = BiF3 + H2O + HC1 (300° C). 8. 4Bi(Cl)O + ЗС(кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl (300- 400° C). 404. Bib—ИОД ИД ВИСМУТА(Ш) Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается. Не растворяется в холодной воде. Гидролизуется горячей водой с образовани- ем осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. 3915, 402*. М, = 589,69; d = 5,778; = 407,7° С; = 542° С(разл.); рПР18 = 18,09. 1. Bib = Bil + 12 (выше 542° С). 2. Bib + Н2О(гор.) = Bi(I)OJ- + 2HI. 3. Bib + НЦконц., хол.) = HIBiU]. 4. 8ВП3 + 15H2SO«(kohu., гор.) = 4Bi2(SO«)3 + 1212Ф + 3H2S Т + 12Н2О. 5. 2Bi13 + 1 2HNO3(kohu., гор.) = 2Bi(NO3)3 + 3l4 + 6NO2t + 6H2O. 6. ВЛз(т) + 2NaOH(KOHu.) Bi(I)Oi + 2NaI + H2O. 7. ВПз(т) + 3I2 Bi[I(I)2]3(p) * (в разб. HI). 8. Bib + К1(конц.) = K[BiI4] (желт.), МВОД) = KI + Bib i (разбавление водой). 208
405. Bi2S3 — СУЛЬФИД ВИСМУТА(Ш) Висмутин. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается. Не растворяет- ся в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медлен- но реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Получение см. 39I6, 397’. Мг = 514,16; <7 = 6,38; = 685° С(разл ); рПР25 = 104,05. I. B12S3 = 2BiS + S (выше 685° С). 2. B12S3 + 12H2SO< (конц., гор.) —-—» Bi2(SO4)3 + I2SO2T + 12Н2О (кип.). B12S3 + 24НМОз(конц., гор.) = 812(804)3 + 24NO2 + I 2НгО. 3. 2B12S3 + 9О2 = 2Bi2Os + 6SO2 (выше 400° С). 4. Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS (1000° С) 5. 4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2 (700—800° C) 6. Bi2S3 + 3(NH4)2CO3 + 2H2O ——» Bi2CO3(OH)4 J- + 6NH3T + 2CO2? + + 3H2S? (кип.) 7. Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2) (600—800° C) ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ КИСЛОРОД 406. 02 — ДИКИСЛОРОД Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии — светло-голубой, в твердом — синий. Жидкий О2 кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная часть воздуха; содержание О2 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [М, (воздух) = 28,966, р (воздух) = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем N2). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реаги- рует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционно- активен как окислитель атомный кислород О0 (в большей степени, чем Оз), образующийся при термическом разложении многих соединений или получае- мый искусственно из молекулярного кислорода О2 непосредственно в зоне реакции. Природный кислород содержит изотоп |6О (с примесями |7О, '*О). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, электролиз воды (521) и расплава щелочи (2832); в лаборатории — см. 2б’ *, 52', 132 , 260'Л 4081’497', 501', 5951, 789м, 798' 7. Мг = 31,998; </(Т)= 1,288е’2”7; </(ж) = U 4е’,И7; р = 1,42895 г/л (н.у.); = -218,7° С; 1т„ = -182,962° С; у, = 4,89(О), 3,10<2°7, 1,78ой”. 209
1. О2<=» 20“ (электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000° С), 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. II. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. О2-----2—+ НО2, Н2О2, Н2Оз, Н2О« (-196° С, электрич. разряд). О2 + 2Н2 - 2Н2О (550° С, сгорание Н2 в О2) элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 - Н2О + Н°, Н° + О2 = = ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°. О2 + 2H°(Zn, разб. НС1) = Н2О2. о2 + f2 — O2F2 (-183° С, электрич. разряд), (электрич. разряд), (сгорание на воздухе), (сгорание на воздухе). (600—700° С, сжигание иа воздухе), (выше 1000° С), (выше 200° С, примесь Ы2О2). (сжигание на воздухе, примесь Na2O), (400° С, />). (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, р). (сгорание на воздухе), (160—250° С). О2 + S — so2 5О2 + 4Р(красн.) = Р<Ою 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 О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)i + 2Н2О, О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)3Ф. О2 +.Н25О4(разб.) + Pb = PbSOj + НгО2, О2 + 4Н2О + 2Т1С1з + 2НС1 = Н2О2 + 2H2[TiC14(OH)2], О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н 2[SnCl6] + 2Н2О. 11О2 + 4Fe(S2) = 2РегОз + 8SO2 (обжиг на воздухе). О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 Н2О) = [Co2(NH3)io (p-O2f)] (NO3)«] + ЮН2О. О2 + HemFe = [HemFe <-----0 = 0] (HemFe — гем-группа гемоглобина крови). 20. О2 +PtF6=(Oj)fPtF6], O2 + E + 3F2=(O;)[EF6] (150—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au). 210
407. Оз —ОЗОН Светло-синий газ, в жидком состоянии — темно-голубой, в твердом — темно- фиолетовый (до черного). Может оставаться в состоянии переохлажденной жидкости до -250е С. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значи- тельно сильнее, чем Ог, но слабее, чем 0°); реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Au). Образуется в атмосфе- ре при УФ-облучении из Ог (406') или в специальном приборе — озонаторе. См. также 4092. Мг = 47,997; ^т) = 1, 73<”3); = 1,46н |2); р = 2,144 г/л (н.у.); Мл =-192,7е С; /„„ =-111,9е С; v, = 49,4<0), 45,4(|8). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11 12. 13. Оз«=2 О2 + О° Оз + О0 = 2Ог 20з = ЗО2 (УФ-облучение), (кат. NO, CI2, Pt, CuO, CCIFj при УФ-облучении). (250е С, кат. МпОг), 20з<р) —-—► ЗОгф) Оз + НгОг — 2Ог + НгО. 20з + 2Н° = 2НОг + О2 Оз + М2О2 — МОз + МОг Оз + МОг — МОз + Ог Оз + МОН = МОз + ОН0 4О3 + 4М0Н = 4МОз + О2 + 2HjO Оз + 4NHx»c) + Li — [LiJNHsJJOs (комн.). (-196е С; примеси Н2О2, Н2О3, Н2О4) (М = К, Rb, Cs; в жидк. CCI2F2), (комн.). (М = К, Rb, Cs; в жидк. NHs), (комн.). (-40е С). Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Оз + Н2О + 2KI = + ОгТ + 2КОН, ЗОз + KI = КЮз + ЗОгТ (в гор. конц. КОН) 20з + 2Ag = (AgIAgIII)O2 + 2Ог (комн.). Оз + Нг8(г) — SO2 + НгО, 4Оз + ЗНгЗф) = 3H2SO4. 4Оз + 3PbS = 3PbS0« (комн.). Оз + Mn(NO3)2 + НгО = MnO2i + О2Т + 2HNO3. 408. Н2О2 — ПЕРОКСИД ВОДОРОДА Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, Н3РО4, ИадРгО?. Пере- гоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет КС1, NazSO^ K2SO4, хуже — NaCl, NaNOs. Неограниченно смешивается с водой, образуя слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют 30%-й раствор (пергидроль). Гидрат Н2О2 • 2НгО имеет ионное строение НзО+[НгОг(ОН)]". Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окис- лительная функция преобладает. Получение см. 1324,4392,4403, s; современный 211
промышленный способ синтеза безводного Н2О2 — автоокисление 2-этилант- рагидрохинона кислородом воздуха. Л/г = 34,01; = 1,71ь20); d(x) = 1,448<20); tna = -0,43° С; ГКНп = +150° С(разл.). 2НгОг = 2НгО + Ог (выше 150° С или комн., кат. NaOH, МпОг, Pt, Си). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. Н2О2 2Н2О(т) = Н2О2 + 2Н2О НгОгфазб.) + Н2О <=> НО2 + Н3О+; р/Ск = 11,62. НгОгфазб.) + NaOH(pa36.) = NaHO2 + Н2О, НгО2(конц.) + Ва(ОН)г = BaO2i + 2НгО. 2Н2О2(гор.) + Н2О + 2ЫОН = Li2O2 Н2О2 ЗН2О 1 Н2О2 + H2SO4 + 2К1 = hi + 2Н2О + K2SO4, Н2О2 + 2KI = l2i + 2КОН, ЗН2О2 + К1 = КЮз + ЗН2О Н2О2 + H2SO4 + 2FeSO4 ——> Fe2(SO4)3 + 2Н2О, Н2О2 + KNO2 —K.NO3 + Н2О 4Н2О2 + PbS (черн.) = PbSO4 (бел.) + 4Н2О, Н2О2 + Na2SO3 = 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 = MnChi + 2H2O. 2Н2О2(ж) + N2H4 = N2T + 4Н2О. Н2О2 + Оз ~ 2О2Т + НгО, (выше -50° С). (в этаноле). (в конц. КОН). (в разб. H2SO4). Н2О2 + С1г(насыщ.) = О2Т + 2НС1. Н2О2 + Ag3O = 2Agi + О2Т + Н2О, Н2О2 + 2Hg(NO3)2 = О2Т + Hg2(NO3)2 + 2HNO3. 2H2O2 + Са(СЮ)2 = CaCl2 + 2H2O + 2O2T, 5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5O2T + 8H2O + K2SO4. H2O2 + TiSO4(OH)2 + K2SO4 = K2(Ti(SO4)2(Ofl] + 2H2O (в разб. KOH), желто-оранж. H2O2 + TiSO4(OH)2 + 2H2O = [Ti(H2O)4(O^)]SO4 (в разб. H2SO4). желт. 16. ЗНгОдж) < — 2НО: + 2Н:О (комн., кат. Ti111, Fe11, Celv). 409. OF2 —ДИФТОРИД КИСЛОРОДА Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворя- ется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реаги- рует со щелочами, аммиаком, гидразином. Получение см. 4794. Л/г = 54,00; р = 2,421 г/л (и.у.); г™, = -223,8° С; гетп = -144,8° С; v, = 6,8(О), 40(18). 212
1. 2OF2 = 02 + 2F2 (выше 200° С). 2. 4OF2 + 4H2O —2O3 + O2 + 8HF (комн ), OF2 + H2O(nap) = O2 + 2HF (выше 250° C). 3. OF2 + 4HE = H2O + 2E2 + 2HF (до 0° С; E = Cl, Вт, I). 4. OF2 + 2NaOH(pa36., гор.) = O2T + 2NaF + H2O. 5. OF2 + 2H2 = H2O + 2HF (комн.). 6. 3OF2 + 4NH3 = ЗН2О + 6HF + 2N2 (200° C) 7. 2OF2 + F2 + N2H4 = 2NFj + 2H2O (150° C). 8. 2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2 (выше 25° C). 9. OF2 + 2C1F3 = ClOFj + CIFs (комн.) 10. 4OF2 + 2EF; =2(0p(EF«] + 3F2 (E = P, As, Sb, Bi, Nb, Ta, Ru, Rh, Pt, Au) 410.O2F2 — ДИФТОРИД ДИКИСЛОРОДА Темно-красная жидкость, коричневый газ. Термически неустойчивый, разлага- ется при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получе- ние см. 4065. М, = 69,99; d = 1,45<’Я); U = -163° С; /кип = -57° С(разл.). 1. O2F2 = О2 + F2 (выше-57° С). 2. O2F2 + Н2О = 2HF + 30° (от -100 до 0° С) 3. O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2 (до 0° С; Е = Cl, Вг, I). 4. 2O2F2 + 4ЫаОН(разб.) = 4NaF + 2Н2О + ЗО2Т (комн). 5. O2F2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF (комн). 6. O2F2 + Хе = XeF2 + О2 (-60° С). 7. O2F2 + C1F = CIO2F3 (-78° С). 8. 2O2F2(m) + 2EFj =2 (О;)[EF6] + F2 (Е = Р, As, Sb, Bi). 411. (OfHPtFbl — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) ДИОКСИГЕНИЛА Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чув- ствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавлива- ется водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень сильный окислитель. Получение см. 406м, 40910. Мг = 341,07; /1И = 219°С(р). 1- 2(0j)(PtFe]= 2PtFs + F2 + 2Ог (»100°С). 2. 2 (OJ)[PtFJ + 4Н2О = PtO2i + H2[PtF6] + ЗО2 Т + 6HF. 3. 2(0j)[PtFe]+ 2НгО = 2H2[PtF6] + ЗОгТ (в конц. HF). 4. 2 (Oj)(PtFe]+ 16NaOH(KOHu„ гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + ЗО2Т + 12NaF + 2Н2О. 213
5. (Oj)[PtF6]+5Hj = Pt + 6HF + 2HjO (50—70° C). 6. 2 (O2+) [PtF6 J + Xe = (Xe2+)[PtF6]2+ 2O2 (комн ), 2(Qj*)(PtFs] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5 (комн.). СЕРА 412. S — СЕРА Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях (ромбическая a-сера, моноклинная 0-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 мес- торождений самородной серы, см. также 4139' ”• ”, 4154‘2,122, 42415'16. Мг = 32,066; d = 2.07(a), 1,96(0); rM = 119,3° С; /жип = 444,674° С; r(a----> 0) = 95,5° С. 1. 3S + 2Н2О(пар) = 2H2S + SO2 (выше 400° С). 2. S + 2H2SO4(kohu.) = 3SO2 + 2НгО (кип), S + 6HNO3(kohu.) = H2SO4 + 6NO2 + 2НгО (кип). 3. 4S + 61МаОН(конц.) = Na2SO3S + 2Na2S + ЗНгО (кип., примесь Na2SO3), 4S + 4(NH3 Н2О [конц., rop.J = (NH4)2SO3S + 2NH4HS + Н2О. 4. S + H2=H2S (150—200° С). 5. S + О2 = SO2 (280—360° С, сгорание на воздухе, примесь SO3). 6. S + 3F2 = SF« (комн.). 7. S + Cl2 = SC12 2S + Cl2 = S2C12 2S + 2C12 + O2 = 2SC12O (180—200° < (до 20° C), (125—130° C), 2, кат. активный уголь). 8. 2S + Br2 = S2Br2 (100° С, р). 9. 2S + С(графит) = CS2 (700—800° С). 10. S + 2C12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl (200—300° С, р). 11. S + 2HI(r) = 12 + H2S (500° С). 12. 3S + 2SCI]O2(«) = SC12 + S2C12 + 2SO2 (кат. А1С13). 13. S + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4 (350—400° С). 14. 3S<«) + 2AgF = Ag2S + S2F2 [изомер (—SF)2], 3S + NF3 = S(N)F + S2F2 [изомер S(S)F2] (400° С, вак ). 15. S + 2Na = Na2S (выше 130° С), 3S + 2A1 = A12S3 (150—200° С). 16. (и - 1)S + Na2S<p) = Na2(S«) [кип.], S + Na2SO3(KOHU.) = Na2SO3S (кип.). 214
17. 3S + SO2 = 2SzO [точнее, S(S)O] (выше 100° С, вак., электрич. разряд), 2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)O] (150—200° С, вак ). 18. 10S + 12AgI + 16NHXm) = S4N4 + 6AgrSi + 12NH«I. 19. 8S + 6SO3 + НгБО^безводн.) =(Sg+XHS30io)2 4- + SO21 (на холоду). 20. S (S^)[EF6]2,(Sj^EF6]2,(S^XEF6]2 (E = As,Sb). “ crj 550° C 650° C „ 900° C _ 1500-2700° _ 21. SXr)------► S«(r)-------► S«(r) -----> S2(r) --------> S(r). 413. HjS — СЕРОВОДОРОД Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфаиов H2SB (л = 1 8). Бесцветный газ, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холод- ной воде, слабая кислота. Насыщенный (« 0,1 М) раствор называют «серово- дородной 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. М, = 34,08; р = 1,539 г/л (н у.); tm = - 85,54° С; г™ = - 60,35° С; к, = 0,71(0), 0,39(2О), 0,14(М); v, = 467(0), 258,2(2О), 91 К, = bW> = 1 1О’33. 1. H2S = H2 + S 2. 8H2S • 46НгО(Т) (клатрат) = 8H2S + 46НгО (400—1700° С). (выше 0° С). 3. H2S + H2O<=* HS" + Н3О+; рА. = 6,98, HS‘ + Н2О <=♦ S2’ + Н3О+; рКК =12,91. 4. H2S + H2SO«(kohu.) = Si + SO2T + 2НгО (комн.), H2S + 3H2SO«(kohu.)= 4SO2T + 4НгО (кип.) 5. Н25(насыщ.) + 2НМОз(конц., хол.) = Si + 2NO21 + 2НгО. H2S + 8НМОз(конц.) = H2SO4 + 8NO2t + 4Н2О (кип.) 6. H2S + ЫаОНфазб.) = NaHS + H2O, H2S + 2КаОН(конц.) = Na2S + 2НгО. 7. Н28(насыщ.) + NH3 H2O = NH4HS + H2O. 8. H2S + 2NHX«) = (NH4)2S (- 40° C) 9. 2Н25(насыщ.) + O2 - 2Si + 2НгО (на свету), 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2H2O (250—300° С, сгорание на воздухе). 10. H2S + 4С1г + 4Н2О = H2SO4 + 8НС1. 11. Н28(насыщ.) + Е2 = Si + 2НЕ (Е = Вг, I). 12. 2H2S + 2Na = 2NaHS + Н2 (150° С). 13. H2S + Sn = SnS + Н2 (400—450° С). 14. H2S + ZnO = ZnS + H2O (800—1000° С). 215
15. Н28(насыщ.) + Na2COj = NaHS + NaHCOj. 16. Н28(насыщ.) + 2AgNOj = Ag2S 4- + 2HNOj, Н28(насыщ.) + MC12 = MSi + 2HC1 (M = Pb, Cu, Cd, Hg). 17. ЗН28(насыщ.) + 2KMnO4 = 2MnO24 + 3Si+ 2H2O + 2KOH, ЗН28(насыщ.) + 4H2SO4 (разб.) + К2СггО? = 38Ф + Cr2(SO4)j + 7H2O + + K2SO4. 18. H2S + SO2 = H2S2O2 (- 70° C), 2H2S<r) + SO^r) = 3S + 2H2O (комн., кат. H2O). 19. H2S(r) Ю*** H —8(коллоид), H2S,O6. 20. 2H2S + 6КаОН(конц.) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O. 21. Процесс удлинения цепи 2H2S(«) + S,C12 = H2S.+2 + 2HC1 Примеры: 2H2S + SC12 = H2Sj + 2HC1, 2H2S + S2C12 = H2S4 + 2HC1, 2H2S + S3C12 = H2S5 + 2HC1, 2H2S + SsCh = H2S7 + 2HC1. 22. H2S + M(C2HjO) = МН8Ф + C2HsOH (M = Li, Na, К; в эфире). 23. H2S + SOj = H2SO3S (до -5° С, в эфире), H2S + HSO3C1 = H2SO3S + HC1 (до- 80° C). 24. H2S + SbFxM) + HF = (HjS+)[SbF6]. 25. 2Н28(ж)4=* H3S+ + HS’. 414. H2S, — ПОЛИСУЛЬФАНЫ Смесь H2SB (n = 2 * 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость (d ® 1 .Т*20*). Смесь H2S, практически не растворяет воду и сама мало растворя- ется в воде (расслаивание). Все H2S, имеют цепное строение HS(S,_2)SH. Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Реагируют с кислотами- окислителями, разлагаются щелочами. Низшие H2SB хорошо растворяют серу (без образования высших H2SB). Получение смеси H2SB см. 413, чистых H2SB(n = = 2-5-4) —4142, высших H2S. — 41321, 414*. H2S2: М, = 66,15; d = 1,334(2О); tm = -89,6° С; /кип = +70,7° С; H2Sj: A/r = 98,21; d= 1,491(20); /М=-54°С; ^мип ~ +69° С (вак.); H2S4. Mr = 130,28; d = 1,582(2О>; tm = -85° С, H2S5: Mr = 162,35; d = 1,644(20); tm = -50° C; H2S6: Mr= 194,41; d= 1,688(20); 216
H2S7: Л/г = 226,48; d = 1,721(20); H2S8: Mr = 258,54; d = 1,747(20). 1. H2SMm) —L-> H2S + H2S^,. 2. Крекинг: H2S, = H2S«_n, + znS (при нагревании). Примеры: H2S„ = H2S4 + (л - 4)S (75° C), H2S„ = H2S2 + (л - 2)S (110°C), H2S, = H2S3 + (л - 3)S (125° C). 2H2S3 = H2S2 + H2S + 3S (выше 140° C). 3. НгБяф) —I—► h2S? + (л - 1)S4-. 4. H2S, + ЫаОНфазб.) = NaHS + (л - 1) Si + H2O. 5. 2H2SBfpj + О2(воздух) = 2nSl + 2H2O, 2H2Sn + O2 = 2лБО2 + 2H2O (сжигание на воздухе). 6. H2S, + H2SO4(kohu.) = л51 + SO2 + 2Н2О (комн.). 7. H2S„ + 2HNO3(kohu.) = nS4 + 2NO2 + 2НгО (комн.) 8. Процесс удлинения цепи: 2Н25Л(-Ж; + БлОдж) = 2H2S3, + 2НС1. Примеры: 2H2S2 + SC12 = H2S5 + 2НС1, 2H2S2 + S2C12 = H2S6 + 2HC1, 2H2S2 + S3C12 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H2S8 + 2HC1. 9. H2S, —> H2S,O3 [точнее, HO3S(S, 2)SH] (л = 3 + 7), сульфаимоносульфоновые кислоты H2S,O3 —> H2S,O6 (-78° С, в эфире) 10. H2S, H2S,O6 (в эфире) 415. SO2 — ДИОКСИД СЕРЫ Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде; медленно создает слабокислотиую среду, но не образует определенного соединения. Химически активный; в растворе медленно окисляется. Типичный восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии — неводный раство- ритель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см 4125, 4134’, 4165, 42414'|6~18, 8374. М, = 64,06; <4 = 1,462(-||); р = 2,9269 г/л (н.у.); Гпл = -75,46° С; Гкип = -10,1° С; к, = 22,8(О), 11,3(2О), 2,1(9О). 1. SO2 = S + O2 (2500°С) 2. 6SO2 • 46Н2О = 65О2(насыщ.) + 46Н2О (выше 12° С) 3. 5О2(разб.) + лН2О = SO2 лН2О (сернистая кислота), SO2 лН2О + Н2О <==? HSOj + Н3О+ + (л - 1)Н2О; р/С, = 1,78, HSO3 + Н2О <=* SO2 + Н3О+; р/Ск = 7,20. 217
4. 3SO2 + 2HjO(«) = 2Н25О4(разб.)+ Si (150° C, p). 5. SO2 + HNO3(kohu.) = (NO+)HSO4 (0—5° C), SO2 + 2HNOj(kohu., гор.) = H2SO4 + 2NO2 t. 6. SO2 + 2МаОН(конц.) = Na2SO3 + H2O, SO2 + ЫаОНфазб.) = NaHSOj. 7. SO2 + NH3 Н2О(разб.) = NH«HSOj, SO2 + 2(NH3 Н2О)[конц] = (NH«)2SOj + H2O. 8. 2SO2 + Са(ОН)2(насыщ.) = Са(Н80з)г(р) (комн.), SO2 + Са(ОН)2(суспензия) = CaSOji+ H2O (кип.). 9. SO2 + НгО + Na2SO3 = 2NaHS0j, SO2 + Na2SOj(Hacwm.) = Na2S20j (в этаноле, в атмосфере Н2). 10. SO2 +МагСО3(конц.) = Na2S0j + СО2 Т (комн.), 2SO2 + Ыа2СОз(конц.) = Na2S2O5 + СО2Т (40—60° С). 11. 2SO2 + О2 = 2S0j (400—500° С; кат. Pt, V2O5, Fe2O3), 2SO2 + 2H2O + O2 —2H2SO4. 12 S°2 SO« Точнее,SO2(C^-)], S2O7 [точнее, S2O5(O2)]. 13. SO2 + Оз = SO3 + O2 (комн.). 14. SO2 + 6Н°(Р1-чернь) = H2S + 2H2O. 15. SO2 + F2 = SO2F2 (комн., кат. Pt), SO2 + 3F2= SF6 + O2 (650° C). 16. SO2 + 2H2O + I2 = H2SO4 + 2HI. 17. SO2 + Cl2 = SC12O2 (на свету, кат. камфора). 18. SO2 + H2SO«(kohu.) + 2КС10з(насыщ.) = 2KHSOJ+ 2C1O21, 3SO2 +. 3H2O + KIO3 = 3H2SO4 + KI. 19. SO2 + 3S = 2S2O (выше 100° С, вак., электрич. разряд). 20. 2SO2 + SeO2 = Se + 2SO3, SO2 + H2O(rop.) + NO2 = H2SO4 + NOT. 21. SO2 + C(kokc) = S + CO2 (400—600° C). 22. SO2 + H2S = H2S2O2 (-70° C), SO^r) + 2H2S(r> = 3S + 2H2O (комн., кат. H2O). 23. 4SO2 + 6NaOH(KOHU.) + 2H2S = 3Na2SOjS + 5H2O, SO2 + H2O + Na2(S„) = Na2SO3S + H2ST + (n - 2)S (комн.). 24. 2SO2 + 2H2O + S2C12 = H2S«O6 + 2HC1 (0°C). 25. 25Оад + 2(Na, Hg) = Na2S2O4 + 2Hgi (до 10° C), 2SO2 + M = MS2O4 (M = Zn, Co; 60° С, в смеси этанола и воды). 26. 2SO2 + Со + 2NaHCO3 = (Co2+)SO2i + Nd2SO3 + 2CO2T + H2O (40—50° С, в этаноле). 27. 5SO2 + 2Н2О + 2KMnO« = 2H2SO4 + 2MnSO« + K.2SO4 (в разб. H2SO4), SO2 + РЬО2(суспензия) = PbSO4i. 28. 2SO2 + (NH3OH)2SO4 = 2HSO3NH2i + H2SO4 (в олеуме). 218
29. 28О2(насыщ.) + ВаО2 = BaSsOt (0° С). 3SO2(r) + 2(MnO2 лН2О)(суспензия] = MnS2Os + MnSO4 + 2лН2О, ЗЗОцг) + Fe2O3 • лН2О(суспензия) = FeSjOs + FeSOji + лН2О. 30. 3SO2 + 2К28О3б(насыщ.) = 2K2S3O64 + Si (-10° C) 31. SO2 + PCls = PC13O + SC12O SO2 + CC14 = СС1гО + SC12O 32. SO2 + Br2 + PC13 = PClsO + SBrsO 3SO2 + Br2 + BrF3 = 3S(Br)O2F 33. SO^m) + MF = M(SO2F) (50—60° C). (150° С, p, кат. A1C13). (0° C), (12° C, p). [M = Na, K, Rb, Cs], SO^w) + HF(M) * HSO2Fm. 34. SO2(mj + (Fc2(CO),] = [FeXCOM—SO2)j + COT. 35. 35О2(ж)<=? SjO^ + SOf. 416. NazSCh — 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. 28”, 29”, 4171,6. Мг = 126,04; d = 2,633; = 911° С (р); к, = 26,l(20), 29,0(W4. 1. 4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4 (600—700° С). 2. Na2SO3 7H2O = Na2SO3 + 7НгО (150° C). 3. Na2SO3(pa36.) + 8H2O = 20Ча(НгО)4]+ + SO3, SO| + H2O <=♦ HSO3 + OH, pKo = 6,80. 4. Na2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + SO2T + H2O. 5. Na2SOj + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2NaHSO4 + SO2T + H2O, Na2SOj + 2НМОз(конц., гор.) = Na2SO4 + 2NO2? + НгО. 6. 2Na2SO3(pa36.) + O2 = 2Na2SO4. 7. Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O (E = Cl, Br, I), Na2SO3(pa36.) + Na2S(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI. 8. Na2SOj(KOHu.) + S = Na2SO3S (кип.). 9. Na2SO3(pa36.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3, Na2SO3(Hacbiin) + SO2 = Na2S2O5. 10. Na2SO3 + НгО + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Agi + 2HNO3, Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4. 11. 5Na2SO3 + ЗН25О4разб.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + ЗНгО + K2SO4, 3Na2SO3 + НгО + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO2 4 + 2KOH, Na2SO3 + 2КОН(коиц.) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O. 219
12. 3Na2SO3 + 4Н28О<(разб.) + K2Cr2O? — 3Na2SQ< + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4. 13. 2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + 16HC1 = SnSjl + 5H2[SnCl6] + 4NaCl + 6H2O. 417. NaHSOj — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио- на (HSOj). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- телями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляет- ся О2 воздуха. Получение см. 2819, 306, 41 б’. Мг = 104,06; </=1,48; к, = 57,5(2О). 1. 2NaHSO3 = Na2SO3 + SO2 + Н2О (выше 25° С). 2. NaHSO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSOj , HS0j4==> S(H)Oj, HSOj + H2O 4=* SO32 + H3O+; ptf, = 7,20. 3. 2NaHSO3(Hacwiii.) = Na2S2Os + H2O (в атмосфере SO2). 4. NaHSO3 + НС1(разб.) = NaCl + SO2t + H2O. 5. NaHSOs + H2SO4(kohu., хол.) = NaHSO4 + SO2T + H2O. 6. NaHSO3 + КаОН(конц.) = Na2SO3 + H2O. 7. 4NaHSO3 + О2(воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O. 8. 4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O (кип.). 9. 10NaHSO3 + H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O + + 2K2SO4. 10. 4NaHSO3 ктрол--3> Na2S2O4(KaTOfl) + О2Т(анод) + 2НгО (на холоду). 418. KiSOs — 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. 49IJ, 4191'6. Мт = 158,26; к, = 107,0(2о), 111,5(80). 1. 4K2SO3 = K2S + 3K2SO4 2. K2SO3 H2O = K2SO3 + H2O 3. К2ЗО3(разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + SO2 , SO2 + H2O 4=» HSOj+ OH’; pXo = 6,80. 4. K2SO3 + 2НС1(разб.) = 2KC1 + SO2T + H2O. 5. K2SO3 + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2KHSO4 + SO2T + H2O, K2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = K2SO4 + 2NO21 + H2O. 6. 2К2БО3(разб.) + О2(воздух) = 2K2SO4. 7. K2SO3 + 2КОН(конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O 8. K2SO3(pa36.) + К23(разб.) + I2 = K2SO3S + 2KI. 9. K2SO3(kohu.) + S = K2SO3S (600° C). (» 200° C). (E = Cl, Br, I). (кип.). 220
10. K2SO3 + H2O + SO2 = 2KHSO3, K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S20s (в этаноле, в атмосфере Н2) 11. 3K2SO3 + Н2О + 2KMnO4 = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2КОН, 3K2SO3 + 4Н28О4(разб.) + К2Сг2О7 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4Н2О. 419. KHSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ КАЛИЯ Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает кис- лотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSOJ).Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителя- ми, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется О2 возду- ха. Получение см. 4913, 509, 516, 41810. Л/г = 120,17. 1. 2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О (190° С). 2. КН8О3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO3, HSO3 <=* S(H)O3, HSOj + Н2О <==* SO3 + Н3О+; рК. = 7,20. 3. 2КН8О3(насыщ.) = K2S2O3 + Н2О (в атмосфере SO2). 4. KHSO3 + НС1(разб.) = КС1 + SO2T + Н2О. 5. KHSO3 + Н28О4(конц., хол.) = KHSO4 + SO2t + H2O. 6. KHSO3 + КОН(конц.) = K2SO3 + H2O. 7. 4KHSO3 + О2(воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2H2O. 8. 4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + 3H2O (кип). 9. 10KHSO3 + Н28О4(разб.) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O. 420. (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, 421' 5, 4442. Л/г= 116,14; d = 1,41(кр.); к, = 28,0(О). 1. 4(NH4)2SO3 = 3(NH4)2SO4 + 2NH3 + H2S (120—170° С). 2. (NH4)2SO3 H2O = (NH4)2SO3 + H2O (20° С, вак ), (NH4)2SO3 H2O = NH4HSO3 + NH3 + H2O (60° C). 3. (NH4)2SO3(pa36.) = 2NHJ+ SOj', SOt + H2O ^==* HSO3 + OH ; pKo = 6,80. 4. (NH4)2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NH4C1 + SO2T + H2O. 5. (NH4)2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2t + H2O, (NH4)2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = (NH4)2SO4 + 2NO2t + H2O. 6. 2(NH4)2SO3(pa36.) + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4 (кат. CoCl3). 221
7. (NH^iSOj + 2(NH3 • Н2О)[конц.] + E2 = (NHO2SO4 + 2NH«E + H2O (E = Cl, Br, I). 8. (NH42SO3 + H2O + SO2 = 2NH4HSO3. 9. 3CNH4hSO3 + H2O + 2КМ11О4 = 3(NH4)2SO4 + 2MnO24' + 2KOH. 10. 3(NH4)2SO3 + 4H2SO4(pa36.) + К2СГ2О7 = K2SO4 + 3(NH4)2SO4+ Сгг(8О4)з + + 4HjO. 421. NH4HSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабо- кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио- на (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- телями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисля- ется Ог воздуха. Получение см. 2757, 4202, *. Мг = 99,11; rf=2,03; ks = 71,8(О), 84,7*60’. 1. 2NH4HSO3 = (NH4)2SO3 + SO2 + Н2О (70° С, вак.), I6NH4HSO3 = 6(NH4)2SO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + ЮН2О (150° C). 2. NH4HSOj(pa36.) = NHJ+HSOj ,HSO3 «=* S(H)O J , HSOJ + H2O 4=> SOj- + H3O+; pKK = 7,20. 3. NH4HSO3 + НСЦразб.) = NH4CI + SO2T + H2O. 4. NH4HSO3 + H2SO4(kohu., хол.) = NH4HSO4 + SO2t + H2O. 5. NH4HSO3 + NH3 Н2О(конц.) = (NH4)2SO} + H2O. 6. 4NH4HSO3 + Ог(воздух) = 2(NH4)2SO4 + 2SO2 + 2НгО. 7. 4NH4HSO3(rop.) + 2NH4HS(rop.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O. 8. IONH4HSO3 + H2SO4<pa36.) + 4KMnO4 = 5(NH4)2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O + + 2K2SO4. 422. KSOzF — ФТОРСУЛ ЬФИТ КАЛИЯ Фторсульфннат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком SO2. Кристаллогидратов не обра- зует. Разлагается водой, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получе- ние см. 557. М,= 122,16. I. KSO2F = KF + SO2 2. KSO2F + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + SO2r, (170—180° С). (на холоду), SO2F +Н2О<=? HSOjF + OH* SO2F' + (л + l)HjO SO2 лНгО + HF + ОН' (комн). 3. KSO2F + НС1(разб.) + лН2О = SO2 лНгО + HF + КС1. 4. KSO2F + 2HNOj(kohii.) = KHSO4 + 2NO21 + HF. 222
5. KSOjF(p) + F2 = SO2F2T + KF, 2KSO2F + Ег(насыщ.) + 2H2O = SO2F21 + 2KE + H2SO4 + 2HE (E = Cl, Br). 423. SOs — ТРИОКСИД СЕРЫ Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, лри плавлении образует бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температу- рах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера S3O9, цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO3),; ниже 25° С трнмер переходит в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней, образуя H2S2O7; техническая смесь H2SO4, H2S2O7 и избыточного растворенно- го SO3 называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение см. 415“- ”, 4261’, 831*. Мт = 80,06; = 1,97; <У(Ж) = 1,923<|7); 1пл =16,8° С; г„п = 44,7° С. 1. 2SO3<=> 2SO2 + O2 2SO3 = 2SO2 + О2 2. SO3 + Н2О(хол.) = НгБСЬфазб.), SO3 + Н2О(разб. H2SO4) = H2SO4 SO3 + НзБОХбеэводн.) = H2S2O7 3. SO3 + 2МаОН(разб.) = Na2SO4 + Н2О. 4. SO3 + HF = HSO3F SOX«) + MF = MSO3F 5. SO3 + НС1(Г) = HSO3CI 6. 2SO3 + H2SO4 + CaFz = 2HSO3F + СаБОД (400—700° С), (800—1100° С). (конц., безводн.), (примеси Н28зОю, H2S4O13) (35-45° С), (М = Li*, K+,NH«). (коми., в олеуме), (комн., в олеуме). 424. H2SO4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаж- дается до 0° С (di*) = 1,859(0>). При нагревании частично разлагается (выделяет- ся SO3), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3%); при более высоких температурах разлагается полностью. Неограниченно смешива- ется с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты H2SO4 • НгО н H2SO4 • 2НгО имеют ионное строение HjCTHSO^ и (НзО^гБО^ соответственно. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В кон- центрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Со, Fe, Mg, Nb) пасси- вируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в разбавленном растворе. Безводная H2SO4 — неводный растворитель для суль- фатов металлов; хорошо растворяет H2S2O7 и SO3 (техническая смесь — олеум). Получение см. 41511,”,423\ 4261’2, 4331. Мг = 98,08; d = 1,834<20>; tm = 10,4° С; ?кип = 296 + 340° С (разл.). 223
1. 1,09Н28О4(безводн.) = [H2SO4 + 0,09Н20] + 0,09S03t азеотроп НгЗО^безводн.) = НгО + SOj 2. H2SO4 2Н2ОФ <=» H2SO4 + 2HiO H2SO4 Н2ОФ H2SO4 + H2O 3. H2S04(kohu.) + H2O = H2SO4 H2O <=* HSO; + HjO+, HSO; + H2O <=» SO}- + HjO+; pKK = 1,95. 4. H2SO4(pa36.) + 4H2O = SO}* 2H2O + 2HjO+. 5. Н2в04(конц., хол.) + NaOH = NaHSO4 + H2O, Н28О4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O. 6. H2S04(kohli., хол.) + NHj • H2O = NH4HSO4 + H2O, Н2вО4(разб., гор.) + 2(NHj H2O) = (NH4)2SO4 + 2H2O. 7. Н25О4(разб.) + CaO = CaSO44- + H2O, Н28О4(разб.) + Ca(OH)2 = CaSO4i + 2H2O, H2SO4+ Ba(NO2)2 = 2HNO2 + BaSO4i. 8. H2S04(kohu.) + NaCl(T) = NaHSO4 + HC1T Н2в04(конц.) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2HC1T 9. H2S04(kohu.) + Na2SO4 = 2NaHSO4 10. Н25О4(разб„ гор.) + Na2COj = Na2SO4 + CO2T + H2O, Н28О4(разб., хол.) + CaCOj = CaSO44- + CO2T + H2O. 11. H2S04(kohli.) + HF(kohu.) <-> HSOjF + H2O. 12. H2S04(kohu.) + H2O2 (конц.) = H^Oj^J + H2O 13. Н25О4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2T, 5Н25О4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O 14. 2H2S04(kohu.) + Cu = CuSO4 + SO2T + 2H2O, 2H2S04(kohu.) + 2Ag = Ag2SO4i + SO2T + 2H2O, 2H2S04(kohu., гор.) + 2Hg = Hg2SO4i + SO2T + 2H2O. (296—340° C), (450° C). (- 39,5° C). (до 8,48° C). (30—50° C), (кип.). (40° C). (0° C). (примеси S, SO2). 15. 2H2SO4(kohu., хол.) + 4H2 < > 5(коллоид) + вОад + 6H2O. 16. H2S04(kohu.) + H2S = S4- + SO2T + 2H2O, 2H2SO4(kohu.) + S = 3SO2T + 2H2O (кип.). 17. 2Н2Б04(конц., гор.) + С(графит) = 2SO2T + CO2T + 2H2O. 18. 3H2SO4(kohu.) + 2KBr(T) = SO2T + Br2 + 2H2O + 2KHSO4 (40—60° С, примесь S), 5H2S04(kohu.) + 8KI(T) = H2ST + 4lJ + 4H2O + 4K2SO4 (кип., примеси S, SO2). 19. H2SO4 (конц.) + HCOOH = COT + H2SO4 • H2O, 6H2S04(kohu.) + СбНцОб = бС(графит) + 6(H2SO4 • H'2O) {0—5° С, примеси CO, CO2, SO2]. 20. 2H2SO4(kohu., хол.) -3)1?(тролиз> H2T (катод) + H2S2Oe(O2) [анод]. 224
21. H2SO4(kohu.) + F2 = 2HF + SO4 [точнее, SO2(O2 )] (0° C). 22. Н2БО4(безводн.) + SO3 = H2S2O7 (комн.). 23. Н2БО4(безводн.) + 2SO3 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2 (в олеуме) 24. 2Н2БО4(безводн.) + NO + NO2 = 2(NO+)HSO4i + H2O (комн.) 25. Н2БО4(безводн.) + PCls = HSOjCl + PCljO + HCl. 26. 2Нг5О.((безводн.) + НМОз(безводн.) <—> HjO+ + NOJ + 2HSOi, Н2БО4(безводн.) + НС1О4(безводн.) < > H3SOJ + С1О4. 27. 2Н25О4(безводн.) <=* H3SOJ + HSO4;pA']° = 3,70, 2Н28О4(безводн.) 4=* Н3О+ + HS2O7;p^° = 4,16. 425. D2SO4 —СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2SO4. Получение см. 6”. М, = 100,09; d = 1,8572<И); u = 14,35° С. 426. H2S2O7 — ДИСЕРНАЯ КИСЛОТА Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Про- являет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. 424й. М, = 178,14; d = 1,9; /ш, = 35,22° С. 1. H2S2O7 = H2SO4 + SOjT (80—100° C) 2. H2S2O7 + Н2О(гор.) = 2H2SO4. 3. H2S2O7 + 4ЫаОН(разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2H2O. 4. H2S2O7 + SO, + I2 = 2(I+)HSO< + SO2 (в олеуме) 5. 2H2S2O7 + 2Cu = CuSO4 + SO2? + 2H2SO4 (200° C) 6. H2S2O7 + HCl(r) = HSOjCl + H2SO4 (0° С, в олеуме) 7. H2S2O7 + C(NH2)2O = 2HSOjNH2 + CO2T (до 80° С, в олеуме) 8. 2H2S2O7 + P4Ol0 = 4HPOj + 4SOj? (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’ пол- ностью переходит в ион SOj"). Кристаллогидратов не образует. Разлагается щелочами, присоединяет SOj. Сульфатирующий реагент. Получение см. 533, 54*. 4401. Mr = 254,32; </=2,27; г™» 300° С. 1. K2S2O7 = K2SO4 + SOj (выше 440° С; примеси SO2, О2). 225
2. К282О7(разб.) + H2O = K2SO4 + H2SO4. 3. КгБгООсонц.) + НгО(хол.) = 2KHSO4. 4. K2S2O7 + 2КОН(разб.) = 2K2SO4 + НгО. 5. КгБгО? + SO2 = K.2S2Oio 6. 3K2S2O? + МгОз — MXSO4)3 + 3K2SO4 (до 50° C). (400—500° С; M = Al, Cr). 428. HSO3F — ФТОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Смешивается с безводной серной кислотой. В отсутствие влаги ие реагирует с большинством металлов, диокси- дом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фто- ридов тяжелых металлов. Получение см. 4234'*. Л/г= 100,07; </=1,740°’); zra = -87°C; zKH„ = +163° С. 1. 2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF 2. HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF. 3. HSOjF + 3NaOH(pa36.)= Na2SO4 + NaF + 2H2O. 4. HSO3F(M) + NaCl = NaSOjF + HC1. 5. HSO3F + KC1O4 = CIO3F + KHSO4 (выше 900° C). (50—85° C). 6. 2HSO3F(M) £=+ H2SO3F+ + SO3F 429. HSO3CI — ХЛОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, неустойчивая во влажном воздухе н выше температуры плавления. Разлагается водой, щелочами. Реагирует с жидким HF, пероксидом водорода. Получение см. 424й, 42б‘, 4552 ’. М, = 116,52; d = 1,79(М); 1т = -80,5° С; lMn = +152° С (разл.). 1. 2HSO3C1 = H2SO4 + SCIjCh (80—100° С, вак.), HSO3CI = SO3 + HCI (выше 152° С). 2. HSO3CI + Н2О = H2SO4 + HCI. 3. HSO3CI + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCl + 2H2O. 4. HSO3C1 + HF,») = HSO3F + HC1T (0° C). 5. гНБОзС^ж» + H2O2 (безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HC! (0° C). 430. HSO3NH2 — АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполяр- ного (цвиттер-) HOHa SOjNHj.npH плавлении разлагается. Хорошо растворя- ется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме. Медленно реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется щелочами. Получение см. 415м, 426 . Mr = 97,09; d = 2,126; tm = 207° С (разл.); к, = 14.70”, 47(8О). I. HSO3NH2 = SO3 + NH3 (выше 207° С). 226
2. HSOjNH2 (разб.) + H2O (хол.) = SO3NH2 + Н3О+. 3. 2HSOjNH2 + 2HjO (гор.) —(NH^SO* + H2SO4 (в разб. H2SO<). 4. HSOjNH2 + HNOj (конц.) = N2OT + H2SO4 + H2O (50—60° C). 5. HSOjNH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + HjO. 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 горячей водой, реагирует с сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислоро- дом воздуха. Получение см. 2830, 415м, 41710. Мт= 174,11; к,= 24,1(Ю). 1. 2Na2S2C>4 = Na2SOjS + Na2S2Os (выше 52° С) 2. Na2S2O4 2Н2О = Na2S2C>4i + 2Н2О (40—50° С, в этаноле) 3. Na2S2O4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + S2Oj' , S2O^’ + Н2О<=» HS2O; + ОН’; pKo = 11,55, S2Oj + Н2О<=» HSOs + HSO2 [точнее, SO(OH) и S(H)O2], 2S2OJv==? S2O|’+ SO3S2’, S2Oj'+ 2nH2O<=» 2(SO2 лН2О). 4. 2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSOj + Na2SOjS. 5. Na2S2O4 (разб.) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2S2O4 (на холоду), 2Na2S2O4 + HjO + HC1 (разб.) = 3NaHSOj + S4- + NaCl (комн.). 6. Na2S2O4 + 6HNO3 (коиц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6NO2t + 2HjO. 7. 2Na2S2O4 (влажн.) + O2 = 2Na2S2Os (комн.), 2Na2S2O4<p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3. 8. Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2t + 2AgJ- + 2NaNOj. 432. Na^jOs — 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 S20j'e ион HSOj» подвергающийся обрати- мому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами. Восстановитель. Получение см. 416*, 4173, 431| 7. М' = 190,11; </=1,48; к, = 65,3(2О), 88.7**°’. 1. Na2S2Oj — Na2SO3 + SO2 2. Na2S2Os 7H2OJ-<=* Na2S2Os (насыщ.) + 7H2O 3. Na2S2O5 (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4l+ + S2O|, S2O|’+ Н2О<=> 2HSOL(S=> 2S(H)Oj , HSOj + H2O<=» SO2 + НзО*; pKK = 7,20. (65—150° C). (до 5,5° C).
4. Na2S2Os + H20 = 2NaHSO3 (выше 80° С). 5. Na2S2Os + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + 2SO2T + НгО. 6. Na2S20s + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO« + 2SO2T + H2O, Na2S20s + 4HNOj (конц., гор.) = Na2SO4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O. 7. Na2S2O5 + 2NaOH (конц.) = 2Na2SO3 + H2O.. 8. 2Na2S20s<T) + O2 (воздух.) = 2Na2SO4 + 2SO2 (комн.). 433. НгБгОб —ДИТИОНОВАЯ КИСЛОТА Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот H2S„O« (п = 2 + 10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном рас- творе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная кислота, нейтрализуется щелочами. Более устойчива к действию окислителей и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. 435*. Мг= 162,14. 1. H2S2O6(p) = H2SO4 + so2T 2. H2S20e (разб.) + H2O (хол.) = HSjOj + Н3О+, HS2Oj+ Н2О<=* Н3О+; ptf, = 3,40. 3. H2S2Oe + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S20e + 2H2O. (выше 50° С). 434. Кг82Об —ДИТИОНАТ КАЛИЯ Родоначальник гомологического ряда тионатов калия К28яОв (л = 2 + 6). Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окисли- телей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. 50м, 53s, 435s. Мг = 238,32; d = 2,277; к, = 6,64ро), 63,3(100>. 1. K2S2O6 = K2SO4 + SO2 2. K2S2O« (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)«]+ + S2O|’, S2O2’ + H2O<=> HS2O6 + OH’; pXo = 10,60. 3. K2S2O6<p) = SO2T + K2SO4 (258—300° C). (кип., в разб. H2SO4). 435. BaS2Oe — ДИТИОНАТ БАРИЯ Белый, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- ся в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с кислотами, вступает в реакции обмена. Получение см. 13311. М, = 297,45; d = 4,536(кр.); к, = 8,5(О), 1 8,7<2О), 24,8(30). 1. BaSiOfi — BaSO4 + SO2 2. BaS2O« 2H2O = BaS2O6 + 2H2O 3. BaS2O6 (разб.) + 8H2O = [Ba(H2O)g]2+ + S2O2, (выше 140° C). (120°C).
S2O2 *’ + H2O<=> HS2O6 + ОН’; pKo = 10,60. 4. BaSjOe + H2SO4 (разб.) = BaSO«X + HjSzOe (комн.). BaSjOs = SO2T + BaSO«l (кип., в разб. H2SO4) 5. BaS2O6 + М2Х = M2S2O6 + BaXl (М = Na, К; X =COf ,SO^’) 436. H2S„O6 — ПОЛИТИОНОВЫЕ кислоты Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение НОз5(5я.?)5ОзН (п = 3 + 18) В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты H2S4O6 и особенно НгБзО«, при слабом нагревании разлагаются. В этанольном растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и восстановителями (активность выше, чем у НгБгОв). Получение смесн Н25лОб (жидкость Ваккенродера) см. 4131’ и 414*', отдельных Нг5лОб — 4375. 1. H2S,O6(P) ——» (л - 2)Sl + SO2 + H2SO4 (выше 20° С) 2. H2S„O6 (разб.) + НгО (хол.) = HS„O6 + Н3О+, hs„o; + н2о<—► s„o2 + Н3О+ 3. НгБяОб + 2NaOH = Na2S,Oe + 2НгО (0° С, в этаноле) 4. H2S„O6 + 4NaOH (разб., хол.) = (п - 2)Sl + Na2SO} + ЗН2О + Na2SO4. 5. Нг5лОб (конц.) + Нг5л+|Об. 6. Н25лОб + НгО + SO2 = Нг8л-|Об + H2SO3S (0° С, в эфире) 7. Н25лОб + (6л - 10)HNOj (конц., гор.) = лНг8О4 + (6л - 10)NO2 + (2л - 4)НгО 437. K2S„O6 — 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 раство- ряются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образу- ют, кроме K2S5O6 • 1,5НгО. В кислом растворе более устойчив Кг^Об, в щелоч- ном растворе — K2S3O6. Реагируют с концентрированными кислотами. Полу- чение см. 443,—,2. K2S3O6. Мг= 270,39; </=2,33; к, = 18,4(20). K2S4O6: Мг = 302,45; </=2,29; к, = 23,2(2О). КгБзОб-. Мг = 334,52; </= 2,11(кр.); к, = 24,8(20). КгБвОв: М, = 366,59. 1. К28лОб = K.2SO4 + SO2 + (л - 2)S 2. K2S,O6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + S„O2’, S,O2’ + Н2О«—> HS„O6 + ОН’. (нагревание). 229
3. KjS,O6(p) = SO2T + K2SO4 + (п - 2)81 (кип., в разб. H2SO4). 4. КгБяОв + (6л - 10)Н1ЧОз (конц., гор.) = K2SO4 + (л - OH2SO4 + + (6л - 10)NO2T + (2л - 4)HjO. 5. K2S„O6 (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц.) = 2КСЮ41 + H2S,O6 (0° С). 6. KjS.O^p, К^Нн(^>Н11')- > K2SO3, K2SO3S, K2S, K.2SO4 (кип.). 438. H2SOXO2) — ПЕРОКСОСЕРНАЯ КИСЛОТА Мононадсерная кислота, кислота Каро. Белая, низкоплавкая. Медленно разла- гается 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; »пл = 45°С. 1. Н28Оз(О2) ——> H2SO4 + О0 (комн.), 2Н28Оз(О2) = 2H2SO4 + О2 (выше 47° С). 2. HjSOjfCh) + Н2О = Н8Оз(О2) + НзО+ (0° С). 3. Нг8Оз(О2) + НгО (гор.) = H2SO4 + НгОг- 4. Н28Оз(О2) + 2НС1 (конц.) = Cht + H2SO4 + Н2О. 5. Н28Оз(О2) + NaOH = NaHSO3(O2) + Н2О (0° С, в этаноле), 2Н28Оз(О2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4НгО + ОгТ. 6. ЗН28Оз(О2) + 8(Ь1Нз Н2О) [конц] = 3(NH4)2SO4 + NjT + 11Н2О. 7. Н28Оз(О2) + 2КЕ = Е2 + K2SO4 + Н2О (Е = Br, I), 5Н28Оз(О2) + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 7H2SO4. 8. Н28Оз(О2) + HSO3CI = H2S2Oe(O2) + НС1. 439. H2S2Ob(O2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше темпера- туры 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. 424м, 438s, 4406. Mt = 194,14; /щ, = 65° С (разл.). 1. 2Н282Об(О2) = 2H2SO4 + 2SO3 + О2 (выше 65° С). 2. Н282Об(О2) (разб.) + Н2О = Н28Оз(О2) + H2SO4 (0° С), H2S2Oe(O2) (разб.) + 2Н;О = 2H2SO4 + Н2О2 (20—25° С). 3. 2H2S2Oe(O2) [коиц] + 4NaOH = ЫагБгС^Ог) + NaHSO,(O2) + NaHSO4 + + ЗН2О (0° С), 2Н282Об(О2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2SO4 + 6Н2О + О2Т. 230
4. 3H2S2O6(O2) + 14(NH3 • H20) = 6(NH4)2SO4 + N2t + 14H2O. 5. H2S2O6(O2) + 2AgNOj + 2НгО = (Ag,Ag,,,)O2l + 2H2SO4 + 2HNO3. 6. H2S2O6(O2) + 2KI = I2i + K2SO4 + H2SO4. 7. 5H2S2O6(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4 (кат. AgNOj) 8. Н28гО6(О2) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)I + 2Na2SO4 + 4H2O (M = Fe, Co, Ni) 9. H2S2Oe(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SOj(O2) [на холоду] 440. КйгО^Ог) — ПЕРОКСОДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложени- ем, полностью разлагается горячей водой. Кристаллогидратов не образует. Типичный сильный окислитель. Получение см. 548, 47917. М, = 270,32; d = 2,477; к, = 4,7е20’, 11,0(4О). 1. 2K2S2O6(O2) = 2K2S2O7 + О2 (65—100° С) 2. 2К252Об(О2) + 2Н2О (влага воздуха) ——» 4KHSO4 + О2 (примесь О3) 3. K2S2O6(O2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[K(H2O)e]+ + S2O6(O2)2-, S2O6(O2)2 + 2Н2О4==? HSO3(O2)~ + SO2 + Н3О+ (0° С). 82Ов(О2)2' + 4Н2О4--* 2 SOj + НгО2 + 2Н3О+ (комн.) 4. 2K2S2Oe(O2) + 2Н2О (гор.) = 2K2SO4 + 2H2SO4 + О2? (кат. МпО2). 5. K2S2Oe(O2) + 2НгО = K2SO4 + H2SO4 + Н2О2 (комн., в разб. H2SO4). 6. K2S2Oe(O2) + Н2О = H2SO3(O2) + K2SO4 (0° С, в разб. H2SO4). K2S2O6(O2) + 2H2SO4 (коиц.) = Н28гОб(О2) [конц ] + 2KHSO4 (0° С) 7. 2K2S2O6(O2) + 4КОН (гор.) = 4K2SO4 + О2Т + 2Н2О (кат. МпО2) 8. К282Об(О2)<т) + 2SOxr) = K2S4O|2(O2) [над олеумом] 9. K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2SO4 (в разб. H2SO4) 10. K2S2Oe(O2) + 2HI = l2i + K2SO4 + H2SO4 (комн.). 5K2S2O6(O2) + 12K.OH + I2 = 10K2SO4 + 2KIO3 + 6H2O (кип.) 11. K2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 = MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4. 12. 3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 2KHCrO4 + 7H2SO4 + 2K2SO4. 13. K2S2O6(O2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 = NaBiO3l + K2SO4 + Na2SO4 + + 3H2O (кип.). 14. К28гО6(О2) + 2K.OH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)i + 2K2SO4 + 2НгО (M = Fe, Co, Ni). 441. IfcSOsS — ТИОСЕРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких темпера- турах. 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. 231
Mr= 114,15. 1. 2H2SO3S = H2S + H2S3O6 2. H2SO3S (разб.) + H2O = HSO3S + H3O+, HSO3S’ + H20<=? SO3S2' + НзО+; рКк = 1,72. 3. H2SChS(p) = H2O + Si + SO2 4. H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2H2O. 5. H2SO3S + 4E2 + 5H2O = 2H2SO« + 8HE 2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2HI. 6. H2SO3S<ZZ^ H2S + SO3 (выше -78° C). (в разб. H2SO4). (E = Cl, Br), (комн., в эфире). 442. NazSOsS — ТИОСУЛЬФАТ НАТРИЯ Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагает- ся кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 395’'°, 414,5, 4167,8. М, = 158,11; d = 1,667, 1,715 (кр.); к, = 70,1(20), 229(80). 1. Na2SO3S = Na2SO3 +S (220—300° С), 4Na2SO3S = 3Na2SO4 + Na2(S5) [до 600° С, примесь других Na2(Sn)]. 2. Na2SO3S • 5Н2О = Na2SO3S + 5Н2О (100—110° С). 3. Na2SO3S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO3S2’, SOsS2’ + Н2О^=» HSO3S + ОН’; р£о = 12,28, 4. Na2SO3S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2T + Si + Н2О. 5. Na2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2NaCl (кип). 6. Na2SO3S + 2НС1(г) = HjSOjS^j + 2NaCl (-80° С). 7. Na2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = Na2SO4 + Si + 2NO2T + H2O. 8. Na2SO3S(T) + H2O (влага) + C12(r)= Na2SO4 + 2HC1 + S. 9. Na2SO3S + 5H2O + 4E2 (насыщ.) = Na2SO4 + H2SO4 + 8HE (E = Cl, Br). 10. 2Na2SO3S (разб.) +12 = Na2S4O6 + 2NaI, Na2SO3S + lONaOH (конц.) + 4I2 = 2Na2SO4 + 8Nal + 5H2O. 11. 2Na2SO3S + 6F2 = 4NaF + 2SOF2 + 2SO2F2 (-80° С, примесь SF6). 12. 3(Na2SO3S 5H2O) + O2 = 3Na2SO4 + 2S + H2S + 14H2O (60—120° C), 2Na2SO3S + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2S (120— 150° C). 13. 5Na2SO3S + 8NaIO3 + H2O = 9Na2SO4 + H2SO4 + 4I2i. 14. 3Na2SO3S + 4H2O2 (конц.) = 2Na2S3Oei + 2NaOH + 3H2O (в этаноле). 15. 2Na2SO3S + H2S2O6(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6. 16. 2Na2SO3S (конц.) + AgE = NasfAgfSOsSh] + NaE (E = Cl, Br, 1). 17. 2Na2SO3S + 2H2O —H2T (катод) + [Na2S2O6 + 2Si] (анод) + + 2NaOH. 232
443. K2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- ся в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Восстанови- тель. Получение см. 49 , 614'5, 4188'9, 4198. Мт = 190,33; d = 2,23; к, = 155,4<20), 312(90). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 4K2SO3S = 3K2SO4 + K2(S5) (выше 430° С). K2SO3S • 1,67Н2О = K2SO3S + 1,67Н2О (180—200° С). K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(НгО)б]+ + SO3S2*, SO3S2* + НгО<=* HSO3S* + ОН*; рКо = 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. 2K2SO3S + О2 (воздух) — 2K2SO4 + 2S K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ 5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4121. 2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 — 2K2S3O6I + Si 2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI. 2K2SO3S + SC12 = K2S5O6 + 2КС1 2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1 (120—150° С). (Е = С1, Вг). (-10° С). (0° С, в конц. НС1). (0° С, в конц. НС1). 444. (NH4hSO3S — 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. Мт= 148,21; </=1,68; к, = ЮЗ,3<|00). 1. (N^hSOsS------► (NH4hSO4, NH3, H2S (150° С, примеси SO2, S). 2. (NH4)2SO3S (разб.) —(NH4)2SO3 + Si. 3. (NH4)2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2t + Si + H2O, (NH4)2SO}S + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2St + 2NH4C1 (кип). 4. (NH4)2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = (NH4)2SO4 + Si + 2NO2t + H2O. 5. (NH4)2SO3S + 5H2O + 4E2 = 2H2SO4 + 2NH4E + 6HE (E = Cl, Br), 2(NH4)2SO}S (разб.) + I2 = (NH4)2S4O6 + 2NH4I. 6. 2(NH4)2SO3S(p) + 3SO2 = (NH4)2S3O6 + (NH 4)28406 (комн.). 445. S2F2 —ДИФТОРИД ДИСЕРЫ Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением (— SF)2 (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)F2 (устой- чивая форма). Выше 15° С неустойчивая форма переходит в устойчивую. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелоча- 233
ми, кислородом. Получение неустойчивой формы см. 412й, устойчивой формы — 41214, 4508. М, = 102,13; ^Ж) = 1 Л100’; р = 4,3 г/л (н. у.); (—SF)2: tm = -133° С; Л™„ = +15°С; S(S)F2: tm = -164,6° С; бип =-Ю,6°С. 1. 2S2F2 = SF4 + 3S (выше 180° С). 2. 2S2F2 + 2Н2О =\SO2 + 3S + 4HF (комн.). 3. S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2Н2О, S2F2 + lOHNOj (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2 + 2HF + 2H2O. 4. 2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O. 5. 2S2F2 + 5O2 = SOF4 + 3SO3 (200° С, p. кат. NO2). 446. SF4 — ТЕТРАФТОРИД СЕРЫ Бесцветный газ. Термически устойчив. Растворяется в апротонных органичес- ких растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами. Получе- ние см. 412™' ”, 445', 449*. Л/г= 108,06; d= 1,9191(~73); tm = -121,0° С; = -37° С. 1. 3SF4 = 2SF6 + S (600—650° С). 2. SF^m) + Н2О (влага воздуха) = 2HF + SOF2. 3. SF4 + 2Н2О = SO2 + 4HF. 4. SF4 + 2HNOj (конц.) + 2НгО = H2SO4 + 2NO2T + 4HFt (кип.). 5. SF4 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 4NaF + ЗНгО. 6. 2SF4 + O2 = 2SOF4 (200° С, p, кат. NO2). 7. SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCl (150—175° C, p). 8. SF^) + BF3 = (SF3+)[BF4], SF^m) + CsF = Cs[SFs]. 9. SF4 + 2HF(X) электро-л|?_> н2Т (катод) + SF6T (анод). 447. S2Fio — ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в мень- шей степени, чем SF«); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавлен- ными щелочами. Разлагается кипящей водой и концентрированными щелоча- ми, реагирует с хлором. Получение см. 453*. М, = 254,11; </=2,08(М); tm = -60° С; Л™ = +29° С. I • S2Fio(r> = 2(«SFs)(r) (радикал) [выше 70° С]. 2. S2Fio + 6Н2О —-—► SO2T + H2SO4 + 10HF (кип.). 3. S2Fio + 14NaOH (коиц.) = Na2SO3 + Na2SO4 + lONaF + 7H2O (кип.). 4. S2Fio + Cl2 = 2S(C1)F5 (200° C). 234
448. SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ Бесцветный газ. 3 твердом состоянии легко летучий. При нагревании разлага- ется. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Химичес- ки пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Окисляет иодоводород, сероводород и ак- тивные металлы. Получение см. 412*, 41515, 446’. Л/г = 146,05; </(ж) = 1,88м’’; р = 6,976 г/л (н. у.); U = -50,7° С (р); Тсубл = -63,8° С; v, = 1,47(0>, 0,55<25’. 1. SFe = S + 3F2 (выше 800° С) 2. SF6 + 4Н2О (пар) = H2SO4 + 6HF (выше 300° С, р) 3. SF6 + 8Н1(Г) = HiS + 41г + 6HF (200° С) 4. SF6 + 3H2S = 6HF + 4S (400° С) 5. SF6 + 8Na = 6NaF + Na2S (270—420° C) 449. SC12 —ДИХЛ ОРИД СЕРЫ Родоначальник гомологического ряда соединений SBCl2(n =1 + 8). Темно- красная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизи руется добавкой РС1з. Реакционноактивиый; реагирует с водой, кислотами- окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи Получение см. 4 1 27'12, 450*. Мг= 102,97; d= 1,621(20’; rM = -121°C; tm„ = +59,6°С. 1. 2SC12 = S2C12 + С12 (выше 70° С) 2. SC12 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO2 [точнее, S(OH)2 + S(H)O(OH)] (0° С, в эфире) 2SC12 + 2Н2О = 4НС1 + Si + SO2 (комн.; примеси H2SOjS, H2S„Os, H2SC>4) 3. SC12 + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2T + 2HC1, SC12 + H2SO4 (конц., гор.) = 2SO2 + 2HC1. 4. 2SC12 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + 3H2O. 5. 2SC12m + O2 = 2SC12O (примесь S2Cl2Os) 6. 25С1дж) + 4SOs = 3SO2 + SC12O + S2C12O5. 7. SCl^x) + С1г(ж) = SC14. 8. 3SC12 + 4NaF = SF4 + S2C12 + 4NaCl (68—72° С, в ацетонитриле) 9. Процесс удлинения цепи (см. также 41321) 2SC12 + H2S» = Sn+2C12 + 2НС1 (от -20 до -6° С, в жидк. ССЦ) Примеры: 2SC12 + H2S = 5зС12 + 2НС1, 2SC12 + H2S2 = S4C12 + 2HC1, 2SC12 + H2S3 = SsCl2 + 2HC1, 2SC12 + H2S4 = S6C12 + 2HC1. 235
10. SC12 + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1 11. SC12 + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2KC1 (-5° С, в петролейном эфире). (0° С, в конц. НС1). 450. S2CI2—ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ Второй член гомологического ряда соединений 5яС1г (л = 1 + 8). Бесцветная или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии оранжево-желтый, имеет строение (—SC1)2 с примесью изомера S(S)C12. Пла- вится и кипит без разложения. Весьма реакционноспособный; разлагается водой, кислотами, щелочами; реагирует с жидким аммиаком, водородом, серой, сероводородом. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Невод- ный растворитель для иода, хлоридов металлов. Получение см. 4127’12, 4491 М, = 135,04; d = 1,678<0); 1,688<М); tm = -77° С; = +138° С. 1. S2CI2 = 2S + С12 (выше 300° С). 2. S2CI2 + 2Н2О = H2S2O2 + 2НС1 (0° С), 2S2CI2 + 2Н2О = 4НС1 + 3S1 + SO2 (комн., примеси H2SO3S, H2S,O6, H2S), S2CI2 + 2НзО = H2S + SO2 + 2НС1 (кип.). 3. S2CI2 + 3H2SO« (конц., гор.) = 5SO2 + 2НС1 + 2Н2О, S2CI2 + IOHNO3 (конц.ггор.) = 2H2SO4 + IONO2 + 2НС1 + 2Н2О. 4. 2S2CI2 + 6NaOH (разб., хол.) = 3Sl + Na2SO3 + 4NaCl + ЗН2О, S2CI2 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SO3 + 2NaCl + 3H2O. 5. 2S2CI2 + 5Ог = 2SO2 + 2SO3 + 2C12 (300—500° С). 6. 8гС12(ж) + С1г(г) = 2SCI2 (до 20° С, кат. FeCU). 7. S2CI2 + 8Н2О + 5С12 = 2H2SO4 + 12НС1. 8. S2CI2 + 2KF = 2КС1 + S2F2 [точнее, изомер S(S)F2] (140—145° С). 9. S2CI2 + 2Н2О + 2SO2 = H2S4O6 + 2НС1 (0° С). 10. БгС^ж) + SO3 = SO2 + S + SChO. 11. 2S2CI2 + 2ZnS = 2ZnCh + 6S (150—200° С). 12. 3S2C12 + Na2SO« = 2SCI2O2 + 2NaCl + 5S (до 300° С). 13. S2CI2 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KC1 (0° С, в конц. НС1). 14. 6S2CI2 + 4LiNs = 3S«N< + 4LiCl + 4С1г (комн., в бензоле). 15. 6S2CI2 + 16NHX«) = S4N4 + 8Sl + 12NH4C1 [примесь S(C1)NJ. 16. Процессы удлинения цепи (см. также 41З21). а) БгС^ж) + (л - 2)S = S,C12 (л = 3,4); б) 2S2C12(») + H2SX») = S,+4C12 + 2НС1 (л = 5+19). Примеры: 2S2CI2 + H2S = S5CI2 + 2НС1, 2S2CI2 + H2S2 = SeCh + 2НС1, 2S2CI2 + H2S3 = S7CI2 + 2НС1, 2S2CI2 + H2S4 = S8C12 + 2HC1; в) л52С12(ж) + (л - 2)Н2 = 2S„C12 + 2(л - 2)НС1 (л > 20). 236
17. S2C12 + H2 = 2HC1 + 2S 18. 82С1г(ж) + SbCh = (S2C1+) [SbCl4], ЗгОгсж) + HgCl2 = (HgCl') [S2C13]. (150° C). 19. гЗгС^жнГЗ? S2C1+ + [S2Cl3f. 451. S„C12 — ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ Оранжево-красная жидкость (смесь S«C12). В свободном виде выделены SMC12 с л = 3 + 8; в смеси существуют S,C12 с л s 100 (при п = 20 -е- 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. 449’, 45016. S3C12: Мг = 167,10; d = 1,7441(20), S4C12: Мт = 199,17; d = 1,7774(М), SjCl2: Mr = 231,24; d = 1,8018(2O), S6C12: Mr = 263,30; d = 1,821 9<10), StC12: Mr = 295,37; d= l,84(20), S8C12: Mt = 327,43; d= 1,85(2O). 1. S„C12 = S2C12 + (л - 2)S 2. Процесс удлинения цепи (выше 20° С) (см. также 4132’) 2S»C12 + H2Sm = S^Ch + 2НС1. 452. SCh —ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реа- гирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 4497 Мг = 173,88; = (-30) + (-20)° С. 1. SCU = SC12 + С12 (выше -15° С) 2. SCU + Н2О (влага воздуха) = SC12O + 2НС1. 3. SCh + 2Н2О = 4НС1 + SO2. 4. SCU + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H2SO< + 2NO2T + 4HC1. 5. SCU + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + 3H2O. 6. БСЦж) + SbCIs = (SCI?) (SbCk], 453. S(Cl)Fs — 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, 447'*. Мг= 162,51; rf=l,541<"60); U = -64° С; 2и1п =-19° С. 237
1. S(Cl)Fs • 17H20l (клатрат)<=^ S(Cl)Fs(p) + 17H2O (на холоду). 2. S(Cl)Fs + 4H2O —I—> HC1 + 5HF + H2SO4. 3. S(Cl)Fs + 8NaOH (разб.) = NaCl + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O. 4. 2S(Cl)Fs + H2 = S2Fio + 2HC1 (комн., свет ртутной лампы). 454. SChO — 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 .бЗв*20’; Г™ = -104,5° С; Гкип = +75,6° С. 1. 4SC12O = 2SO2 + ЗС12 + S2C12 (85-^40° С). 2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2, 3SC12O + 5Н2О = 6НС1 + 2H2SO4 (разб.) + Si (кип.). 3. SC12O + 2hNO3 (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. SC12O(«) + 2HF(«) = SOF2? + 2HC1T (кат. SbCls). 8. SC12O HzS’ > S8O (-40° С, в жидк. CS2). 9. loscizo + P4SIO = 1OS2C12 + Р4О10. 10. 3SC12O + 6A1 = A12S3 + A12O3 + 2A1C13 (400—600° C). 11. 6SC12O(«) + FeCl3 6H2O = 6SO2 + FeCl3 + 12HC1. 455. SC12O2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ Сульфурилхлорид. Бесцветная легкоподвижная жидкость, кипит без разложе- ния. При стоянии желтеет из-за частичного разложения. Гидролизуется водой. Химически активный; реагирует с серной кислотой, щелочами, оксидами ме- таллов, серой, фтором, фторидами металлов, аммиаком. Неводный раствори- тель для хлоридов металлов (в том числе тяжелых) и SO3. Получение см. 41517, 429', 45012. М, = 134,97; d = 1.667*207; U = -54,1° С; Гк„„ = +69,5° С. 1. SC12O2 = SO2 + С12 (160—300° С). 2. SC12O2 + Н2О —-—> HSO3C1 + НС1 (комн.), SC12O2 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO4 (кнп.). 3. SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1. 4. SC12O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO4 + 2H2O. 5. 5С12О2(ж) + 2CaO = CaSO4 + CaCl2. 238
6. 2SC12O2(x) + 3S = SC12 + S2C12 + 2SOj 7. SCljOj + F2 = SOjFj + Cl2 8. SC12O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl 9. SC12O2 + 2NH3 = S(NH2)2O2 + 2HC1 сульфамид (кат. AlClj) (комн.) (60—150° С, p, в сульфолане) (комн., в CHClj). 456. S4N4 —ТЕТРАНИТРИД ТЕТРАСЕРЫ Оранжево-желтый, при очень низких температурах — светло-желтый (почти белый), при повышенных температурах — красный. Имеет строение неплоско- го цикла. Устойчив на воздухе, при нагревании в вакууме возгоняется. Плавит- ся и кнпит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Не реагирует с холодной водой. Химически активный; разлагается горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами; реагирует с серой, сильными восстановителями. Получение см. 41218, 45014, *5. М, = 184,29; d = 2.22; tm = 178° С; = 185° С. 1. S4N4 = 2S2N2 (80° С, кат. AgF2) nS4N4 = 4(SN). (124—139° С) S4N4 = 4S + 2N2 (выше 200° С) 2. S4N4 + 6H2O (гор.) = 4NH3T + SJ- + 3SO2t (примеси H2S„O6, H2SO3S) 3. S4N4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6Н2О = 4NH4C1 + Si + 3SO2T, S4N4 + 8HNO3 (конц., гор.) + 4H2O = 4SO2T + 4NO2T + 4NH4NO}. 4. S4N4 + 6NaOH (разб.) + 1120 = 4(NH} • H2O) + Si + 3Na2SO3. 5. S4N4 + 4S = 2S4N2 (110° С, p, в жидк. CS2). 6. S4N4 + 24HI = 4H2S + 10I2l + 4NH4I (примесь S) 7. S4N4 + К = K(S4N4) [на холоду, в тетрагидрофуране] СЕЛЕН 4S7.Se —СЕЛЕН Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: ус- тойчивая — серый (металлический) a-Se и неустойчивая — красный P-Se; из- вестен также аморфный Se (окраска серая или красная), а особых условиях получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый Красный P-Se состоит из молекул Se». Аморфный Se немного растворяется в сероуглероде. Не реагирует с жидкой водой, хлороводородом, иодом. Реагиру- ет с серной кислотой (кроме p-Se), азотной кислотой, щелочами, водородом, галогенами, металлами. Получение см. 46O10,", 4624,6-8, 4635 *, 46411. Мг = 78,96; d = 4.79(a), 4,46(Р), 4,28 (аморфн.); /™ = 217°С; /„„ = 685,3° С 1. Se (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SeO2 + 2Н2 (| 50° С) 239
2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. И. 12. 13. 14. 15. 8Se + 4H2SO4 (конц., хол.) ^(Se^JSjOio (зел.) + SO2T + 4НгО, Se + 2H2SO4 (конц.) = 5еОг4- + 2SO2T + 2НгО 3(a-Se) + 4HNOj (разб., гор.) + Н2О = ЗНгБеОз + 4NO?, P-Se + 4HNO3 (конц.) = Нг5еОз + 4NO2T + НгО. 3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeC>3 + 2Na2Se + ЗН2О Se + 2H°(Mg, разб. HC1) = H2Se Se + H2 = bhSe Se + O2 — SeCh 2Se + 5F2 - SeF6 + SeF4 2Se (суспензия) + Ch = БегСЬ Se + 2Ch - SeCU 3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBnl Se (порошок) + ЗН2О + 2Ь - HzSeOs + 4HI Se + 2M = fvhSe 3Se + 2A1 = AhSe3 Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2Se€>4 + 4НгО. Se + 3KNO3 + 2KOH = K2SeO4 + 3KNO2 + H2O 3Se + 4C1F3 = 3SeF4 + 2C12 5Se + 6BrFs - 5SeF6 + ЗВгг (кип.) (кип.) (комн.), (350—450° С). (250° С, кат. NO2). (комн.) (в жидк. CCU), (комн.) (комн., в жидк. CS2), (25—30° С). (-40° С, в жидк. NH3; М = Na, К). (600—650° С). (350 -400° C). [20° С, примесь Se(Cl)Fs]. (100° C). 16. Se + 3F2 + NaClO =(SeF5+)C10 + NaF (комн.). 17. Se (коллоид) + Na2(S„) = Na2[SeS2] + (л - 2)S1 (на свету). 18. Se + Na2SO3 (конц., гор.) = Na2SO3Se (селеносульфат натрия). 19. 5(a-Se) + 3H2O + 4HIO3 = 5Н25еОз + 2121 (20—30° С), 5(P-Se) + 4Н10з(т) = 5Se€h + 212 + 2Н2О (200° С). 20. Se + Н2О + 2H2SeO4 —-—> ЗНгБеОз (комн ), Se + 2Нз5еО4 (конц.) = 3SeO2J- + 2НгО (выше 100° С). EF's. НН,., 21. Se - EFi > (Se^)[EF6]2,(Sei+)[EFe]2 (Е = As, Sb). с / . , 72” С , О с 130" С с 22. Se (аморфн.) -----------> p-Se<T)-----------> a-Se<T), г до 850” С х гс,_ , , 900—1000° С , с >1500” С Ses(r) —--------—* lSe6(r) + Se4<r>J ---------------* Se2(r> --------------> Sejr). 458. H2Se — СЕЛЕНОВОДОРОД Бесцветный газ. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, сла- бая кислота. Медленно разлагается в разбавленном растворе. Реагирует с кислотами-окислителями. Нейтрализуется щелочами. Восстановитель, легко окисляется Оз воздуха. Получение см. 4575, 4594. Мг = 80,98; р = 3,6643 г/л (н. у.); = -65,72° С; г«ип = -41,5° С; г, = 377(4>, 270(25>. 1. H2Se = H2 + Se (до 300° С). 240
2. H2Se (разб.) + H20^=^ HSe' + Н30+, рК, = 3,81, HSe' + Н20«=* Se2' + Н3О+; рХк = 11,00. 3. H2Se(p) > Н2 + БеФ (комн., примесь H2Se„) 4. H2Se + 6HNO3 (коиц.) = H2SeO3 + 6NO2T + ЗН2О. 5. H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + H2O, H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H2O. 6. 2H2Se<p) + O2 (воздух) —-—> 2H2O + 2SeJ- (комн.) 2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O (сгорание на воздухе). 7. H2Se (насыщ.) + S —-—> H2S + SeJ- (комн.). 8. H2Se<r) + 2Na = Na2Se + H2 (100° С) 9. H2Se + PbO = PbSe + H2O (выше 300° С) 10. 2H2Se + 2CuSO4 = Cu2SeJ- + SeJ- + 2H2SO4 (примесь CuSe) 459. NazSe —СЕЛЕНИД НАТРИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гид- ролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при кипячении. Образует кристаллогидраты Na2Se • лН2О (п = 4, 5, 9, 10, 16). Не растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 45710, 4585,8, 463' 10 М, = 124,94; d = 2,5; tm « 875° С. 1. Na2Se + Н2О (влага) = 2NaOH + H2Se (коми., в отсутствие О2, СО2). 2. Na2Se (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Se2' (в атмосфере N2), Se2' + Н2О«=^ HSe' + ОН’; рХо = 3,00. 3. Na2Se + Н2О —-—» Na2(Se„), Se, NaOH, Н2 (кип.). 4. Na2Se + 2НС1 (разб.) = 2NaCI + H2SeT. 5. Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2T + 4H2O. 6. Na2Se<p) + (n - 1 )Se = Na2(Se4) [кип., n = 2 + 6] 7. Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe. 8. 2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Se4- + 4NaOH [примесь Na2(Se„)]. 460. SeO2 —ДИОКСИД СЕЛЕНА Селенолит. Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеО2). В газообразном состо- янии зеленовато-желтый. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует с перок- сидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. 4571’2,6, ’,2°, 461'5Л, 462', 465s. Л/г = 110,96; d = 3,954; М,. = 315° С; tm = 340° С (р); к, = 264<22>, 471<65). 241
1. SeO2 + H2O = H2SeO3 (комн.) 2. SeO2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO3 + H2O, SeO2 + M(OH)2 = MSeO3 + 2НгО (при нагревании; M = Pb, Ni, Си). 3. SeO2 + 2HF(«) = HJSeChFJ. 4. SeO2 + 2НС1(Г) = HJSeChOJr (комн.). 5. SeO2 + 2HCl(r) = SeCl2O (в конц. H2SO4, примеси SeCl2, Cl2). 6. SeO2 + 2SC12O = SeCl4 + 2SO2 (75—90° C). 7. 5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4НгО + 2KBrO3 = 5H2SeO4 + Br2 + 2KNO3. 8. SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 (кип. в атмосфере O2), SeO2 + Na2O2 = Na2SeO« (выше 350° C). 9. SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2 (50—75° C). 10. SeO2 + 2H2S(r> = Se + 2H2O + 2S, SeO2 + 2SO«r) = Se + 2SO3. 11. SeO2 + N2H4 H2O (rop.>= Sei + N2T + 3H2O. 12. 2SeO2(r)< * 2SeO(r, + O2 (выше 1000° C). 461. S«O3 —ТРИОКСИД СЕЛЕНА Белый в твердом, жидком и газообразном состоянии. При слабом нагревании сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жид- ком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реа- гирует с водой, щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный окислитель. Получение см. 461465*. Мт = 126,96; = 2,75<"9>, = 118,5° С; Гсувл. > 100° С. 1. 4SeO3 = 2(SeO2+)SeO4(T) + О2 (175° С, вак ), 2SeO3 = 2SeO2 + О2 (выше 185° С). 2. SeO3 + Н2О = H2SeO4. 3. SeO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + Н2О. 4. SeO3 + 2НС1 (конц.) = H2SeO3 + С12Т (0° С). 5. SeO3 + 2НС1(Г) ~ SeO2 + С12 + Н2О (комн.) 6. SeO3 + HF(«> = HSeO3F. 7. 2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2 (90— 120° C). 8. SeO3 + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O?. 462. HiSeCh — СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе, быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяет- ся в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из раствора. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4573’19'20, 458*, 4601, 4614, 4641'10. Mr = 128,97; d = 3,004; tm = 66,5° С. 242
1. H2SeO3 = SeOi + H2O (выше 70° С или над Р«Ою). 2. H2SeO3 (конц.) + H2O<=? HSeO;+ Н3О+, 2 HSeOj<=* Se2O}2 + H2O. 3. H2SeO3 (разб.) + H2O<=±' HSeOj + Н3О+; рА; = 2,61, HSeO3 + Н2О«=? SeO3' + Н3О+; pA, = 8,32. 4. H2SeO3 + 4НС1 (конц.) = SeJ- + 2С12 + ЗН2О. 5. H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + Н2О, H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Н2О, H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OH)6]. 6. H2SeO3 + 4HI = SeJ- + 2I2J- + 3H2O. 7. H2SeO3 + 2H2S = SeJ- + 2Sl + 3H2O. 8. H2SeO3 + N2H4 • H2O = Se (коллоид) + N2T + 4H2O (кип. в темноте). 9. He2SeO3 + E2 + H2O = H2SeO4 + 2HE (E = Cl, Br), H2SeO3 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 + H2O. 10. 5H2SeO3 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2SeO4 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 11. H2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3J- + 2HNO3. 12. H2SeO3 + НСЮ4 (безводн.) = Se(OH)3 (или H3SeO3) + CIO^. 13. H2SeO3 + H2O электролиз > н2Т(катод) + H2SeO4 (анод). 463. N>2SeO3 — 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 окисли- тель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. 4602, 4625, 4651. М, = 172,94; Г™ = 710° С (разл.); к, = 60(37), 85(89). 1. 2Na2SeO3 = 2Na2Se + ЗО2 (выше 710° С, примесь Na2Se20s). 2. Na2SeO3 • 5Н2О = Na2SeO3 + 5Н2О (40° С, вак.). 3. Na2SeO3 (конц.) + Н2О < > Na2Se20j + 2NaOH. 4. Na2SeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeO2', SeO2’ + H2O<=? HSeO3 + ОН'; p£0 = 5,68. 5. Na2SeO3 + 6НС1 (конц.) = 2NaCl + SeJ- + 2C121 + 3H2O. 6. Na2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3J- + 2NaNO3. 7. Na2SeO3 + H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + H2O, Na2SeO3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + 2NaCl + H2O. 8. Na2SeO3 + 2H[SnCl3] + 8HC1 (разб.) = SeJ- + 2H2[SnCl6] + 2NaCl + 3H2O. 9. Na2SeO3 + KNO3 = Na2SeO4 + KNO2 (350— 400° C), 2Na2SeO3 + O2 (воздух) = 2Na2SeO4 (700—725° C). 243
10. Na2SeO3 + 3H2 = Na2Se + 3H2O (550— 650° С), 2Na2SeO3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + ЗСО2 (600— 700° С). 11. Na2SeO3 + Н2О злехтроли:| > н2Т (катод) + Na2SeO4 (анод). 464. H2SeO4 — СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к переохлаждению (до +15₽ С, rf(M> = 2,60(|5)). Перегоняется в вакууме без разло- жения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавлен- ном 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, 462’ 1 . М, = 144,97; d = 2,95; = 62,4° С; к, = 566,6(20), 2757(50). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. H2SeO4 ——» SeO3 + Н2О 2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2 (комн., над Р4Ою), (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+, HSeO4 + Н2О <=> SeO4'+ Н3О+; рК. = 1,66. H2SeO4 (разб.) + 2Н2О =SeO^+2H3O+. H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О. H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + CO2t + 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). 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.) + 3N2HsC1 = 2Se (коллоид) + 3N2T + 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 + 2C1° +' H2O, H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2t + 2H2O (кип.). 244
14. ЗНгБеСЬ (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeCh + 2H[AuCU] + 6H2O (кип.), 2H:SeO4 (конц.) + 6HC1 (конц.) + Pt = 28еОг + FblPtCle] + 4НгО (кип.). 465. Na2SeO4 — СЕЛЕНАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реаги- рует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, во- дородом, углеродом. Получение см. 45712, 4637'9' ", 4645 6 ’. М, = 188,94; d = 3,21; ?пл = 730° С (р); к, = 57,2<25), 74,8<75). 1. 2Na2SeO4 — 2Na2SeOs + О2 (500° C). 2. Na2SeO4 • IOH2O = Na2SeO4 + ЮН2О (200° С, вак.). 3. Na2SeO4 (разб.) + 8H2O = 2[Ка(НгО)4]+ + SeOj" . 4. Na2SeCU (конц.) + H2SeO4 (конц.) = 2NaHSeO4. 5. Na2SeO4 + 4HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2t + 2NaCl + 2H2O (кип). 6. Na2SeO4 + 4H2 = Na2Se + 4H2O (600—700° С), Na2SeC>4 + 4C (кокс) = МагБе + 4CO (750—900° С) 7. Na2SeCU + BaCh = 2NaCl + BaSeCUi. 8. NajSeCU + SO3 = Na3SCU + SeO3 (110° С). 466. SeCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается. Реагируете водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов. Получе- ние см. 457s, 4606. М, = 220,77; d = 3,80; /пл = 305° С (р); /субл > 196° С. 1. SeCl^r) = SeClztr) + CI2 (200—300° С, примесь Se), SeC14<r) = Se + 2С1г (выше 350° С, примесь SeCU). 2. SeCU + Н2О (влага воздуха) = SeCUO + 2НС1. 3. SeCU + ЗН2О = H2SeO3 + 4НС1. 4. SeCU + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 4NaCl + 3H2O. 5. SeCU + SeCh = 28еС1гО (66° С, вак., в конц. H2SO4). 6. SeCU + 4HC1 (конц.) + 2T1NO3 = Sei + 2H[T1CU] + 2HNO3. 7. SeCU<r) + A1C13 = (SeCl3)[ AICI4 ]. 8. SeCU + 2HCl(r) = ^[SeCkJp (0° С, в конц. HCI), SeCU + 2MC1 = M2[SeC16] (0° С, в конц. HCI; M = K+, Rb+. Cs+,NHJ). ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ 467. Те — ТЕЛЛУР Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состо- янии состоит из молекул Тег и имеет желтую окраску. Не реагирует с водой, 245
хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотами- окислителями н щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами, металлами. Получение см. 4705'6, 4737, ", 476\ Mt = 127,60; d = 6,00 + 6,25; /пл = 449,8° С; /кнп = 990° С. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. И. 12. 13. 14. 15. 16. 17. Те + 2Н2О (пар) = ТеО2 + 2Н2 4Те + 4H2SO4 (конц.) =(Te4+)SjOio (красн.) + SO2 + 4НгО. 2Те + 8HNOj (конц.) = 2ТеО21 (красн.) + 8NO2T + 4Н2О ЗТе + 6NaOH (конц.) = Na2TeOj + 2Na2Te + ЗН2О Те + 2Н° (А1, разб. HCI) = Н2Те Те + О2 =ТеО2 Те + 3F2= TeF6 Те + 2TeF6 = 3TeF4 Те + 2Ch = ТеС14 Те + 2Вг2 —-—► ТеВгч Те + 212 (влажн.) = Teh Те + 2М = М2Те ЗТе + 2А1 = А12Теэ Те + 2SC12O = TeCU + SO2 + S Те + 3H2O2 (конц.) = Н6ТеОб Те + 2NaOH (разб.) + ЗНгО2 (конц.) = Na2H4TeOe 4- + 2Н2О. 5Те + бНСЮэ + 12НгО = 5Н6ТеО6 + ЗС12. Те + 2KNOj = ТеО2 + KNO2 i 5Те + 6BrFs = 5TeF6 + ЗВг2 (100—160° С). (кип.), (кип.). (0° С), (выше 450° С). (100- 120° С), (200° С). (100° С). (0° С), (комн.). (-40° С, в жидк. NHj; М = Na, К), (выше 500° С, в атмосфере Аг). (выше 600° С, в атмосфере СО2). (кнп. в разб. H2SO4), (400—430° С). (20° С). 18. Те + 3F2 + H2SO4 (безводн.) =(TeF5+)HSO4 + HF (40—50° С). 19. Те + 3F2 + 2MF = M2[TeF8] (75° С; М = Rb, Cs). 20. Те (коллоид) + Na2(S«) = Na2[TeSj] + (л— 3)S4-. 21. 4Те + 3EF? =(TeJ+)(EF6]2 + EFj (в жидк. HF; Е = As, Sb). 22. 2Te + 2H2O (разб. H2SO4) мектроли:,> 2H2Te Т (катод) + О2 Т (анод) (0° С]. 23. 2Те<ж) = Тег(Г) (1000— 1200° С), Тег(г) <=* 2Те(Г) (выше 1400° С). 468. Н2Те — ТЕЛЛУРОВОДОРОД Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. При растворении в воде (насыщенный раствор — децимолярный) быстро разлагается; слабая кис- лота. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами. Очень сильный восста- новитель; легко окисляется О2 воздуха в газообразном состоянии и растворе. Получение см. 4675,22, 4694. Mt = 129,62; р = 5,81 г/л (и. у.); tm = -51° С; /кнп = -1,8° С; v, = 100(0). 246
1. НгТе<ж)-----> Н2, Те, Н2Те« (на свету), Н2Те<г) = Н2 + Те (выше 20° С). 2. Н2Те<р) —1—► Н2 + Tel (комн., примесь Н2Те«). 3. Н2Те (разб.) + Н2О <=? НТе'+ Н3О+; рКг = 2,64, НТе' + Н2О Те2" + Н3О+; рК« =12,17. 4. Н2Те + 6HNO3 (конц.) = ТеО21 + 6NO21 + 4HjO. 5. Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2Н2О. 6. 2Н2Те + О2 (воздух) = 2Н2О + 2Те (комн.), 2Н2Те + ЗО2 = 2Н2О + 2ТеО2 (сгорание на воздухе) 7. Н2Те + Н2О2 (разб.) = Tel + 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 разла- гается в кипящей воде. Разлагается сильными кислотами, присоединяет теллур Получение см. 467", 4685. Мг = 173,58; d = 2,90; z„ = 1035° С. 1. Na2Te 9H2O 1 Na2Te (насыщ.) + 9НгО (комн., в атмосфере Н2). 2. Na2Te (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[На(НгО)4Г + Те2", Те2' + Н2О НТе" + ОН"; ptfo = 1.83. 3. Na2Te > Na2(Te«), Те, NaOH, Н2 (кип.) 4. Na2Te + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2Tet (на холоду) 5. 2Na2Te + 2Н2О + О2 (воздух) = 2Tel + 4NaOH [примесь Na2(Te,)] 6. Na2Te + (n—1)Те = Na2(Te,,) (кип., п < 7) 7. Na2Te + 2AgNO3 = Ag2Tel + 2NaNO3. 470. ТеОг —ДИОКСИД ТЕЛЛУРА Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, мало- летучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4671,3'|6, 4733, 4741. Mt = 159,60; d = 5,67; /„ = 733° С; tmn = 1257° С. 1. ТеОдт) + 2НгО <=? Te,v + 4ОН"; рПР"~и = 53,52. 2. 2ТеО2 + 2НС1 (конц.) = ТегС1гО3 + НгО, 2ТеО2 + H2SO« (конц., хол.) = Te2(S0«)O3 + Н2О. 3. ТеО2 + 2МОН (конц.) = М2ТеО3 + НгО (M = Na, К). 4. ТеО2 + М2О = М2ТеО3 (при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs). 5. ТеОг + N2H4 НгО = Tel + N2t + ЗНгО. 247
6. ТеО2 + С (кокс) = Те + СО2 (600—700° С), ТеО2 + 2Н2 = Те + 2Н2О (1000° С). 7. 5ТеО2 + 2КМпО4 + 6HNO3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + 2KNO3 + 2Mn(NO3)2. 8. ТеО2 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = \а2Н4ТеОб4-, ЗТеО2 + 4КОН (конц.) + 4Н2О + 2КО2 = ЗК2Н4ТеОвФ. 9. 2ТеО2(Г) < > 2ТеО(Г) + О2 (выше 1000° С). 471. ТеО3 — ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислота- ми и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кис- лотой, концентрированными щелочами, HF. Слабый окислитель. Получение см. 4741. Мг = 175,60; d = 6,21, 5,075 (аморфн.); к., = 0,05(|8). 1. 2ТеО3 = 2ТеО2 + О2 (выше 400° С). 2. ТеО3 (аморфн.) + ЗН2О (гор.) —-—» Н6ТеО6. 3. ТеО3 + 2НС1 (конц.) = Н2ТеО3Ф + С12Т (кип). 4. ТеО3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н2О = Na2H4 ТеО64-. 5. ТеО3 + 3Ag2O = Ag6TeO6 (200° С). 6. ТеО3 + 5Н Р(Ж) = H{TeOFs](T) + 2Н2О (комн), ТеО3 + 4HF(M) + MF = MfTeOFs] + 2Н2О (комн., М = Li+, Na+, К+, Rb+, Cs+,NH;). 472. Н2ТеО3 — ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат ТеО2 • лН2О, при старении переходит в Н2ТеО3 • Н2О. Реагирует с концентрированными кисло- тами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4713, 4733 “, 4754. Мг=177,61; d = 3,05; к, = 5,3 • 10“5. 1. Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О (выше 40° С). 2. Н2ТеО3 + 4HCI (конц.) = ТеФ + 2С12Т + ЗН2О. 3. 2Н2ТеО3 + HNO3 (конц., хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О. 4. Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Н2О. 5 Н2ТеО3 + N2H4 Н2О = Те (коллоид) + N2T + 4Н2О (30—40° С), Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = ТеФ + 2H2SO4. 6. 5Н2ТеО3 + 6HNO3 + 7Н2О + 2KMnO4 = 5Н6ТеО6 + 2Mn(NO3)2+ 2KNO3, Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Na2H4TeO6'l' + Н2О. 7. Н2ТеО3 + M(NO3)2 = МТеО3Ф + 2HNO3 (М = Са, Sr, Ва, РЬ). 248
473. NajTeOj — 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 окисли- тельно-восстановительные свойства. Получение см. 4703 *, 472*. Мг = 221,58. 1. Na2TeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + ТеО2, ТеО2 + Н2О * HTeOj + ОН"; рХо = 3,30. 2. 2Na2TeO3 (конц.) + Н2О ? Na2Te2O5 + 2NaOH. 3. Na2TeO3 + 2HNO3 (разб.) = H2TeO3i + 2NaNO3 (0° C), Na2TeO3 + 2HNO3 (разб., гор.) = TeO2i + 2NaNO3 + H2O. 4. Na2TeO3 (разб., хол.) + 2CO2 + 2H2O = H2TeO3i + 2NaHCO3. 5. 2Na2TeO3 + O2 = 2Na2TeO4 (450° C) 6. 2Na2TeO3 + 4Na2O2 = 2Na6TeO6 + O2 (700° C). Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 = Na2H4TeO6 4- + 2NaOH (в конц. NaOH) 7. Na2TeO3 + 2Na[Sn(OH)3] + 3H2O = Tei + 2Na2[Sn(OH)«J (в конц. NaOH). 8. Na2TeO3 + Cl2 + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6 4- + 2NaCL 9. 3Na2TeO} + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3Na2H4TeO6l + 2KOH, 3Na2TeO3 + 7H2O + K2Cr2O7 = 3Na2H4 TeO64 + Cr(OH)31 + 2KOH. 10. Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2 (350— 400° C) 11. Na2TeO3 + H2O _электроли:>> -peJ, (катод) + o2T (анод) + 2NaOH. 474. НеТеОб — ОРТОТЕЛЛУРОВАЯ КИСЛОТА Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной фор- мулой Н2ТеО4). Хорошо растворяется в воде (слабая кислота); не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Лишь частично нейтрализуется щело- чами. Образует гетерополикислоты. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 467'4 |5, 4707, 4712, 4763 4 Мг = 229,64; d = 3,07; tm = 136° С (р); к, = 50,05(JO), 106,4(к0). 1. НвТеОв - Н2ТеО4 + 2Н2О (140° С, р), Н6ТеОб = ТеО3 + ЗН2О (220—320° С) 2НбТеОв = 2ТеО2 + О2 + ЗН2О (400— 600° С). 2. НеТеОб • 4Н2О(т) = НбТеОв + 4Н2О (выше 10° С). 3. НбТеОб (разб.) + Н2О ? Н5ТеО6 + Н3О+; рХг = 7,72, Н5ТеО6 + Н2О ? H4TeOj" + Н3О+; рХк = 10,96, Н4ТеО^’+ Н2О Н3ТеО^’+ Н3О+; рХ, = 15,00. 249
4. HeTeOe + 2НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + ЗН2О. 5. HeTeOe (конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4TeOeJ- + 2Н2О (кип.). НбТеОбст» + 6NaOH<T) = NaeTeOe + 6Н2О (290—300° С). 6. НбТеОб (конц.) + 2КОН (конц.) = К2Н4ТеОе + 2Н2О (кип.) 7. 2НбТеОв (разб.) + 3(N2H4 Н2О) = 2Те (коллоид) + 3N2T + 15Н2О (40—50° С), НбТеОб (разб.) + 3H[SnCl3] + 9НС1 (конц.) = TeJ- + ЗН 2[SnCl6] + 6Н2О. 8. НбТеОб (конц.) + 6МО3 = Не[ТеМеО24] (кип.; М = Mo, W). 475. NaeTeOe — ОРТОТЕЛ Л УРАТ 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. Получе- ние см. 4736, 4745. М, = 361,53. 1. NaeTeOe 2Н2О = NaeTeOe + 2Н2О (комн., вак., над Р4Ою). 2. NaeTeOe + 4Н2О (влага) —-—» Na2H4TeOe + 4NaOH. 3. NaeTeOe (разб.) + 27Н2О = 6[Na(H2O)4]+ + Н 3ТеО|‘ + ЗОН. Н3ТеО4' + Й2О <=? НДеО^ + ОН’; рХо = -1,00 (см. 4763). 4. Na6TeO6 + 8НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + 6NaCl + ЗН2О. 5. NaeTeOe + 4Н2О = Na2H4TeOei + 4NaOH (в конц. NaOH). 6. NaeTeOe + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н2О = Tei + 3Na2[Sn(OH)e] + 3NaOH (комн.). 476. K2H4TeOe — ТЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 4708, 4746 М, = 305,82. 1. К2Н4ТеОе = К2ТеО4 + 2Н2О 2К2Н4ТеОе = 2К2ТеО3 + О2 + 4Н2О 2. К2Н4ТеОе ЗН2О ——> К2Н4ТеО6 + ЗН2О 3 К2Н4ТеОе (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)е]+ + Н4ТеО|' , Н4ТеОе + Н2О <=>• Н5ТеОё+ ОН’; рХо = 3,04, Н5ТеОё + Н2О «=> HeTeOe + ОН’; рХо = 6,28. 4. К2Н4ТеОе + 2HNO, (разб., гор.) = HeTeOe + 2KNO3. (275—330° С), (500—600° С). (комн., вак.). 250
5. 2К2Н4ТеО« + 3(N2H4 • Н20) = 2Tel + 3N2 ? +4К0Н + 11Н20 (60—90° С) К.2Н4ТеОв + ЗК[5п(ОН)з] + 2НгО + КОН (конц., хол.) = Tei + 3K2[Sn(OH)e]. 477. ТеС14 — ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-крас ный. Термически устойчивый. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами метал- лов. Получение см. 4678'13. М,= 269,41; </=3,26; ГВЯ = 224°С; <„„,, = 380° С. 1. ТеС14 + Н2О (влага воздуха) = ТеС12О + 2НС1. 2. ТеС14 + 2Н2О = ТеО2 4- + 4НС1. 3. ТеС14 + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCl + ЗН2О. 4. ТеСЦж) + AlClj = (TcClj)[ А1С14 ]. 5. ТеС14 + 2МС1 (конц.) = М2[ГеС1б]4- (М = К+, Rb+, Cs+. TT.NHJ) 6. ТеС14 + H2S(X) = ТеС12 + 2НС1 + S (-77° С). 478. Ро —ПОЛОНИЙ Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долго- живущий 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. Проявля- ет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелоча- ми при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка аисмута нейтро- нами на циклотроне. Мт= 208,982; </=9,32; tm= 254°C; = 962° С. 1. Ро + 6НС1 (конц.) = Н2[РоС1б] + 2Н2?. 2. Ро + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4)2 + 2SO2? + 4НгО, Ро + 8HNOj (конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2t + 4Н2О. 3. Ро + 2(NaOH Н2О) = Na2PoO3 + 2Н2 + Н2О (450° С) 4. Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = Н2Ро? (0° С). , „ 01,250" С _ л 5. Ро----------> РоОнх. 6. Ро + Е2 = РоЕ2 (150—200° С; Е = С1, Вг), Ро + 2Е2 = РоЕ4 (300—350° С). 7. Ро + 2H2SO4 (конц.) + 4HI = Pol4l + 2SO2? + 4Н2О. 8. Ро + М = МРо (325—350° С; М = Pb, Hg). 9. Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2T + 2НгО. 10. ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4], 11. Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = РоО(ОН)24- + 4NaCl + Н2О. 12. Ро + 5НС1 (разб.) + N2HsC1 = H^PoCU] + 2NH4C1, Ро + 5НС1 (разб.) + 2Н2О2 = Н[Ро(НгО)С15] + ЗН2О. 251
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ ФТОР 479. Fj —ДИФТОР Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворя- ется 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 гало- генами. Получение см. 347, 55 , 56 . М, = 37,996; </(Ж) = 1,108е18”; р = 1,696 г/л (н. у.); ;лл =-219, 699° С; Гк11„ =-188,2° С. 1. F, (—2F0 (выше 800° С или электрич. разряд). 2. F2 + Н2О (лед) = HOF + HF (до 0° С). 3. F2 + Н2О = 2HF + О0 F2 + пО° = O„F2 (комн., примесь Оз), (л = 1 + 8). 4. 4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2T + 6NaF + 3H2O + O2t 5. 2F2 + 4НСЮ4 = 4C1O3F + O2T + 2H2O F2 + HNO3 (безводн.) =(NOj)OF+ HF [примесь СЮз(ОЕ)], (комн.). 6. F2 + H2 = 2HF (от -250° С до комн., в темноте). 7. f2 + o2 = O2F2 (-183° С, электрич. разряд). 8. 5F2 + E; = 2EF5 (Е = С1 и Вг, 200° С; Е = I, комн.) 9. 3F2 + S = SF6 (комн.). 10. 3F2 + N2 = 2NF-, 5F2 + 2P (красн ) = 2PF? (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 + 8NH3(r) = N2 + 6NH4F (сгорание NH3 в F2, 130—140° С). 15. 2F2 + SiO2 = SiF4 + O2 (комн.). 16. 2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2 (комн). 17. F2 + 2K.HSO4 - K.2S2C>6(O2) + 2HF (комн.; примеси K.SO3F, КН5Оз(О2)]. 480. HF — 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 Н3О+Г и НзО+ HF£. Нейтрализуется щелочами. Жид- кий фтороводород — типичный неводный протонный растворитель. Получе- ние см. 35', 56'. 1162, 1742, 4796. 252
Гпл = -83,36° С; fKHn = +19,52° С. HF<=* H° + F° HF H2Oi<=+ HF(«) + Н2О 2HF • Н2О4-<=+ 2HF(m) + Н2О (выше 3500° С) (до -34,5° С), (до -78° С) 3. HF (разб.) + Н2О ^=2 F + Н3О+; рХк = 3,18, 2HF + Н2О <=+ HF2"+ Н3О+; рКк = 2,58, F" + HF (конц.) «=+ HF2’; lg Кс = 0,6. 4. HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + Н2О, HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + Н2О. 5. 4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2НгО, 6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2Н2О. 6. HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + НгО2. 7. HF(M) + 2С1О3 = C1O2F + НСЮ«. 8. 2HF(x) + EFS = (H2F+)[EF6] (E = As, Sb), HF(«) + EF5 + C6H5F<=+ C6H6F+ + [EF6]-. 9. HF«) + HC1O< (безводн.) = C1O3FT + H2O, HF(,) + H2SO« (безводн.) <=> HSO3F + H2O. 10. 2HF(>) + HNO3 (безводн.)<zr± HjNO, + HF2', 4HF(X) + HNO3 (безводн.) <—» H3O+ + NO2 +2HF£. 11. 3HF(M) 4=? H2F+ + HF£; p/T25 = 11,70. 12. НЕл(ж) 1=2 (HF)m(r) (n = 1 -5- 4, m = 2,6 4- 8), (HF)m(r) = znHF(r) (выше 90° C). 13. HF(r) + SO3 = HSO3F (35—45° C). 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; Г™ =-83,6° С; /кнп = +18,36° С. 482. HOF — ФТОРООКСИГЕНАТ(0) ВОДОРОДА Бесцветные жидкость и газ (выше 0° С). Весьма летучий, термически неустой- чивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Силь- ный окислитель. Получение см. 4792. М, = 36,01; /„л = -117° С. 253
1. 2HOF = 2HF + Ог 2. HOF + Н2О = HF + H2O2. 3. HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaHO2 + H2O. 4. HOF + 3KI (конц.) = K[I(I)2] + KOH + KF. (выше 20° C). 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 TiCl«. Плохо растворяется в насыщен- ном растворе NaCl. Не реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Обра- зует соединения с другими галогенами. Получение см. 365' |0‘ 574, 484||—1 . Mr = 70,906; d(T)= l,9(-|02); d,,» = 1.557(’35); р = 3,214 г/л (н. у.); Гпл = -101,03° С; гки„ = -34,1° С; v, = 229,9<20), 68,3<М). I. С12 <=? 2С1 2. 8CI2 • 46НгО 4-«==* 8С1г (насыщ.) + 46Н2О 3. С1г(г) + пНгО «=* С12 • лНгО; Кс = 0,062 (выше 1500° С). (0—9,6° С). (комн.), С1г лНгО(р) <=* HCI + НС1О + (п— I)Н2О; рК£ = 3,38. 4. 2С1г + 2НгО —-—► 4НС1 + Ог (на свету или кип.). 5. С12 + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaClO + Н2О. 6. ЗС1г + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + ЗН2О (кип.). 7. Ch + Нг = 2НС1 (сжигание Нг в С1г или комн., на свету). Элементарные акты: С1г = 2С1°, С1° + Нг = НС1 + Н°, Н° + С1г = НС1 + СГ. 8. С12 ——► CIF, CIF3, CIF5 (200—400° С). 9. С1г + Ег = 2ЕС1 (0° С, Е = Вг; комн., Е = I). 10. С1г (влажн.) + 2Na = 2NaCl (комн.), ЗС1г + 2М = 2МС1з (комн., М = Sb; выше 250° С, М = Fe) 11. 3Ch + 2Р (красн.) = 2РС13 (сжигание Р в СЬ). 12. С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + I2I, ЗС1г (конц.) + Nal (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NaIO3. 13. С1г + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2НгО + ОгТ. 14. 2CL + 2НгО (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1 (500—600° С), 2С1г + 2С (кокс) + ТЮ2 = TiCl4 + 2СО (900° С). 15. С12 + 2AgClO3 (насыщ.). = 2AgCU + О2Т + 2С1ОгТ, С12 + 2(NaC102 • ЗН2О) = 2NaCl + 2С1О2 Т + 6НгО (комн.). 16. ЗС12 + NH4CI (насыщ.) = Cl3Nt + 4НС1 (60—70° С). 17. Cl2 + КС1 (конц.) <=* К[С1(С1)2]. 254
18. 2С1г + H2O + HgO = HgClU. + 2HC1O 2С1г(Г) + HgO = HgCl2 + C12O (0—5° C), (0° C) 484. HCl — 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»); нейтра- лизуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счет СГ1) и окисли- тель (за счет Н1). Получение см. З63'4, 4834, ’’ '* ”, 4957. М, = 36,46; 4ж> = 1,187<-8‘); р = 1,6391 г/л (н. у.); = -114,0° С; /кип = -85,08° С; к, = 72,0(20*, 56,1(60). 1. 2. 3. 4. 2НС1 = 2Н° + 2С1° НС1 Н2О(Т) = НС1(г) + Н2О НС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+. ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 2С1° + 2Н2О (аыше 1500° С) (-15° С) (комн.) 6НС1 (конц.) + 2HNOj (конц.) = 2NOt + ЗС12Т + 4Н2О (100—150° С) 5. НС1 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О. 6. НС1 (разб.) + NH3 • Н2О = NH4CI + Н2О, НС1(Г) + NHXr) = NH<C1(T) 4НС1 + О2 = 2Н2О + С12 2НС1 + F2 = 2HF + С12 2НС1 (разб.) + М = МС12 + Н2Т 2НС1(Г) + Си = СиС12 + Н2 (комн.) (до 600° С, кат. СиС12), (комн.) (М = Fe, Zn) (600—700° С). 8. 9. 4НС1 (конц.) + 2Си + О2 = 2СиС12 + 2Н2О. 10. 2НС1 (разб.) + СаСОз = СаС12 + СО2Т + Н2О. 11. 4НС1 (конц.) + МпО2 = МпС12 + 2Н2О + С12Т, 4НС1 (конц.) + РЬО2 = РЬС14 + Cl21 + 2Н2О. 12. 16НС1 (конц.) + 2КМпО4 = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1, 14НС1 (конц.) + К2Сг2О7 = 2СгС1з + ЗС12Т + 7Н2О + 2К.С1 (60—80° С) 13. 4НС1 (конц.) + Са(С1О)2 = 2С12Т + СаС12 + 2Н2О, 6НС1 (конц.) + КСЮз = 3Cl2t + КС1 + ЗН2О. 14. 2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2С1О2 + С12 (-110° С). 2(НС1 • Н2О)<Т) + 2C1OFXm) = 6HF + 2С1О2 + С12 (-40° С) 15. 2НС1(р) эпектР°ЛИ3^ (катод) + С12Н (анод). 48S.DC1 —ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес- ким свойствам аналогичен НС1. Получение см. 6s’7 *, 425*. Мг = 37,47; = -114,7° С; /кип =-84,75° С; к,(в D2O) = 59<20> 255
486. С12О — ОКСИД ДИХЛОРА Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагает- ся на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окис- литель. Получение см. 4831*. Мг = 86,91; р - 3,89 г/л (н. у.); /Пл--Н6°С; /кип = +2,2° С; v, = 99<и<). 1. 4С12О = ЗС12 + 2СЮ2 (выше 20° С или на свету). 2. С12О Н2О = С12О(ж) + Н2О (выше -36° С). 3. С12О + Н2О ——» 2НС1О (комн ). 4. С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaC10 + Н2О. 5. ЗС12О + ЗН2О + 6AgNO3 = 4AgCll + 2AgC103 + 6HNO3. 487. СЮ2 — ДИОКСИД ХЛОРА Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустой- чив. 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. 48315, 4977. Мт = 67,45; р = 3,214 г/л (н. у.); /пл = -59,5° С: /кип =+11,0° С; кг = 6,03(4). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 6С1О2 = 4С10з + С12 2С1О2 = С12 + 2О2 С1О2 6Н2О(Т) = С1О2 + 6Н2О 2С1О2 + Н2О (хол.) = НС1О2 + НСЮз 6С1О2 + ЗН2О (гор.) = НС1 + 5НС1Оз. 2С1О2 + 8НС1 (конц.) = 5С12 + 4Н2О. С1О2 + 2NaOH (хол.) = NaC102 + NaC103 + Н2О, 8С1О2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCl + 5NaC104 + 4Н2О. 2С1О2 + Na2CO3 = NaC102 + NaC103 + СО21. 2С1О2 + 10HI (конц.) = 2НС1 + 5I24- + 4Н2О. (на свету), (40—70° С), (выше 0° С). (на свету), 2СЮ2 + Н2О2 = 2НС1О2 + О2Т(0 °C), 2С1О2 + Na2O2 = 2NaC102 + О2, 2С1О2 + Н2О2 + 2NaOH (разб.) = 2NaC102 + О2Т + 2Н2О. 2С1О2 + F2 = 2C1O2F (-50° С), С1О2 + Оз = СЮз + О2 (10° С). 10. 4С1О2 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОН)2 = 4NaC102 + СаСОз! + ЗН2О. 11. 2С1О2 + 5H2SO4 (разб.) + IOFeS04 = 5Fe2(SO4)3 + 2НС1 + 4Н2О. 256
488. СЮз — ТРИОКСИД ХЛОРА Темно-красная жидкость; тяжелая, летучая, маслообразная. Смешивается с тетрахлоридом углерода. Разлагается водой, реагирует со щелочами, жидким HF. Получение см. 4879. Мг = 166,90; d = 2,02е0; tm = 3,5° С. 1. 4СЮз —2CIOj + Cl2 + 4О2 (комн.) 2. 2С1Оз + Н2О = НСЮз + НСЮ«. 3. 2С1Оз + 2NaOH (разб.) = NaClO3 + NaClO, + Н2О. 4. 2С1Оз + HF(M) = C1O2F + НС1О«. 5. 2C1OXt)=(C1O;)C1O«t), 2СЮХж>^=* CIOJ+CIO,. 489. С12О7 — ГЕПТАОКСИД ДИХЛОРА Бесцветная тяжелая маслянистая летучая жидкость. Наиболее устойчивый из оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода. Про- являет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро). Окислитель. Получение см. 499’. М, = 182,90; d = 1,86<О>; tm = -90° C; z™ = +83° С. 1. 2C12O7 = 2C12 + 7O2 (120° C). 2. C12O7 + H2O —2HC1O,. 3. C12O7 + 2NaOH (разб.) =2NaClO« + H2O. 4. 5С12О7(ж) + 7I2 = 7I2O5 + 5C12. 490. HC1O — 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 "1, 4863, 5062. М, = 52,46. 1. НСЮ 4ZZZ? НС1 + О° (на свету или выше 30° С), 2HCIO 4 .? Н2О + 20° + О° (на свету), НСЮ + 20° 4 * НСЮз (на свету), ЗНСЮ = НСЮз + 2НС1 (60— 80° С). 2. НСЮ (разб.) + Н2О (хол.) 4—» СЮ + Н3О+; рАк = 7,55, 2НСЮ (насыщ.) 4 * С12О<р> + Н2О (комн., в темноте).
3. нею + HCl (конц.) = cijt +Н2О. 4. НС1О + NaOH (разб.) = NaClO + НЮ, НСЮ + NHj НЮ (конц.) = NH4CIO +НЮ- 5. НСЮ + 2HI = HCl + 121 + НЮ. 6. НСЮ + НЮг = НЮ + O2t + НС1. 7. 4НСЮ + MnS = MnSO< + 4НС1. 491. NaClO —ГИПОХЛОРИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окисли- тель. Получение см. 2810, 4864, 4927. М, = 74,44; d = 1,097; = 24,5° С (кр); к, = 53,4(JO), 129,9(S0). 1. 3NaClO = NaClOj + 2NaCl (30— 50° С), 2NaClO = 2NaCl + O2 (выше 70° C). 2. NaClO • 5H2O = NaClO + 5НЮ (комн., вак., над конц. H2SO4). 3. NaClO (разб.) + 4H2O (хол.) = р4а(НЮ)ч]+ + СКГ, СЮ’ + НЮ НСЮ + ОН'; рАо = 6,45. 4. 3NaClO (разб., гор.) ——> NaClOj + 2NaCl, 2NaClO (конц.) = 2NaCl + O2t (кип.). 5. NaClO + 2HC1 (конц.) = Cl21 + NaCl + НЮ. 6. 5NaClO + 2NaOH + I2 = 5NaCl + 2NaIO3 + НЮ. 492. Са(СЮ)2 — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется хСа(СЮ)2 х х>Са(ОН)2 гН2О (белильная, или хлорная, известь). Реакционноактивный; полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реаги- рует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 11210’ ". Mt = 142,98; d = 2,35; к, = 27,9°, 33,3(25). 1. Са(СЮ)2 = СаС12 + О2 (180° С). 2. 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). 3. Са(СЮ)2 (разб.) + 6НЮ (хол.) = [Са(НЮМ2++2СЮ’ (pH >7, см. 4919. 4. ЗСа(С1О)2 (конц., гор.) = 2СаС12 + Са(СЮз)2. 5. Са(СЮ)г(Т) + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2Cl2t + 2НЮ- 6. Са(СЮ)2 + H2SO4 (конц., гор.) = CaSChl + 2НС1Т + O2t. 7. Са(СЮ)2 + СО2 + НЮ = СаСОзФ + 2НСЮ (комн), Са(СЮ)2 + NajCOj = CaCOji + 2NaClO. 258
493. НСЮг —ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцве- тен). Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно- восстановительные свойства. Получение см. 487*, 5042. Мт = 68,46. 1. 4НС101 —HCI + НСЮ3 + 2С1О1 + НгО (комн., на свету) 2. 5НС10г = 4С10г + НС1 + 2НгО (40° С) 3. НСЮг (разб.) + Н2О <=> ClOj + Н3О+; рК, = 1,97. 4. НСЮ2 + ЗНС1 (конц.) = 2С12Т + 2НгО, НС1О2 + 4HI (конц.) = НС1 + 2121 + 2Н2О. 5. НСЮг + NaOH (разб., хол.) = NaC102 + НгО. 6. НСЮг + НС1О = НС1 + НСЮ3. 7. 5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5НСЮ3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 494. NaCKh — 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‘ *'|0, 4935. Л/г'= 90,44; /с, = 64<|7), 122<60). 1. 3NaClO2 = 2NaC103 + NaCl (180—200° С). 2. NaC102 ЗН2О = NaClO2 + ЗНгО (37,4° С) 3. NaC102 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ +СЮг, ClOj + Н2О <=► НСЮг + ОН’; р*о = 12,03. 4. NaC102 (конц.) = NaCl + Ог (кип.). 5. NaClO2 + 4НС1 (конц.) = 2С12Т + NaCl + 2НгО. 6. 4NaClO2 + 2H2SO4 (разб.) = 2Na2SO4 + HCI + НСЮ3 + 2С10гТ + Н2О. 7. 2NaClO2 + С12 = 2СЮг + 2NaCl (100— 120° С) 8. NaC102 + S = NaCl + SO2 (200—250° С). 9. 5NaC102 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaC103 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗНгО. 495. HC1O3 — ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь- ная массовая доля 40%, сильная кислота. При слабом нагревании разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получе- ние см. 487,4984, 5052. Мг = 84,46; d = 1,11 (20%-й раствор); 1,28 (40%-й раствор). 1. 6НСЮ3 (конц.) = 4С10г + С120г + ЗН2О (40—60° С), ЗНСЮ3 (конц.) = НСЮ4 + С12Т + 2О2Т + НгО (кип.). 259
2. НСЮз (разб.) + Н2О = СЮ3+ Н30+. 3. НСЮз (конц.) + 5НС1 (конц.) = 3CI2t + ЗН2О (кип.). 4. НСЮз (разб.) + 6Н1 (разб.) = HCI + 312i + ЗН2О, 6НСЮ3 (конц.) + 5Н1 (конц.) = ЗС12Т + 5НЮз + ЗН2О. 5. НСЮз + NaOH (разб.) = NaClOs + Н2О, НСЮз + NH3 Н2О (разб.) = NH4CIO3 + Н2О. 6. НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н2О. 7. НСЮз + 6Н° (Al) = НС1 + ЗН2О. 8. 2НСЮз (конц.) + 12 = С12Т + 2НЮз. 9. НСЮз + 3SO2 + ЗН2О = НС1 + 3H2SO4, НСЮз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + HCI + ЗН2О. 10. 2НСЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + 3CO2t. 496. L1CIO3 — ХЛОРАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из всех неорганических солей. В растворе гидролизу ие подвергается. Сильный окислитель прн спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Полу- чение см. 129. Л/г = 90,39; d- 1,12; ZIU1=129°C; ks = 313,50*’. 1. 4ЫСЮз = 3LiClO4 + LiCl (270° С), 2LiClO3 = 2LiCl + ЗО2 (400° С нли 250° С, кат. МпО2). 2. L1CIO3 0,5Н2О = LiClOj + 0,5Н2О (90° С). 3. ИСЮзфазб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + СЮ3 (pH 7). 4. Ь1СЮз(т) + 6НС1 (конц.) = LiCl + ЗС12Т + ЗН2О. 5. ЗиСЮзст) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2СЮ2 + НСЮ4 + Н2О. 6. иСЮз + Н2О электР°пиз> Н2Т (катод) + LiClO4 (анод). 497. КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ Бертолетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева- нии разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогид- ратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 49,57*, 498s. Mr = 122,55; d = 2,32; = 357° С; к, = 7,3<20), 37,6<80). 1. 4КСЮз = ЗКСЮ4 + KCI (400° С), 2КСЮз = 2КС1 + ЗО2 (150— 300° С, кат. МпО2). 2. КСЮз (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + СЮ] (pH 7). 3. КСЮз<Т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН2О. 4. ЗКСЮз<т) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2СЮ21 + КСЮ4 + Н2О. 5. 2КСЮз + Е2 = 2КЕОз + С12Т (Е = Br, 1; в гор. разб. HNO3). 6. 2КСЮз + 3S = 2КС1 + 3SO2 (выше 130° С), 260
ЮКСЮз + 12Р (красн.) = 10КС1 + ЗР4О10 (выше 250° С) 7. 2КС1Оз (насыщ.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2С1О2Т. 8. КСЮз + Н2О -злсхтрол-3 > Н2Т (катод) + КС1О4 (анод). 4М.Ва(СЮз)2 —ХЛОРАТ БАРИЯ Белый. При нагревании кристаллогидрат плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте Окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. По- лучение см. 13312, 137*. Л/г = 304,23; d= 3,18 (кр.); Мкр ) = 414° С (разл.); к, = 33,81(20), 84,84(W). 1. Ва(С10з)з Н2О = Ва(С10з)2 + Н2О 4{Ва(С10з)2 Н2О} = ЗВа(СЮ4)2 + ВаС12 + 4Н2О Ва(СЮз)2 Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О 2. Ва(С10з)2 + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2С1О; 3. Ва(С10з)2 + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н2О. 4. Ва(С1Оз)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4i + 2НС1О3. 5. Ва(С10з)2 + 2КЮз = Ba(IO3)2i + 2КС1О3. (120° С, вак.), (до 250° С), (выше 414° С). (pH 7). 499. HCIO4 —ХЛОРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная гигроскопичная легкоподвижная жидкость. Разлагается при уме- ренном нагревании или при стоянии, чувствительна к примесям. Неограничен- но смешивается с водой, сильная кислота. Концентрированные растворы мас- лообразны. Перегоняется в вакууме (72%-й раствор, (ГИп =111° С). Гидрат HCIO4 • Н2О обладает ионным строением (НзО*ХС1О^). Нейтрализуется щело- чами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентри- рованном растворе при нагревании. Получение см. 4892, 4951, 501 М, = 100,46; d = 1,664<2в); tm = -101° С; = +120,5° С. 1. ЗНС1О4 (безводн.) ——► С12О7 + НСЮ4 Н2О i (0—20° С). 2. HCIO4 • НгОст) = НСЮ4 (безвод.) + Н2О (выше 50° С). 3. НСЮ4 (разб.) + НгО = СЮ; + НзО+ 4. НС1О4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О. НС1О4 (конц., хол.) + КОН (насыщ.) = KC1O4J- + НгО, НСЮ4 (разб.) + NH, • НгО (разб.) = NH4CIO4 + Н2О. 5. 4HCIO4 + 2F2 = 4CIO3F t + O2t + 2Н2О, 2НСЮ4 (конц.) + 4НгО + 12 = 2Н5Ю6 + Cl2 Т. 6. НСЮ4 (конц.) + MCI (конц.) = МСЮ4 4- + НО (М = К, Rb, Cs). 7. НСЮ4 (разб.) + 8ГП(НгО)*]СЬ = 9НС1 + 8[Ti(H2O)4(OH)2]Cl2 + 4НгО. 261
8. 2НС1О« (безводн.) + НЫОз (безводн.) =(NOJ )С1О4+ НСЮ4 Н2О4- (комн.). 9. 4НС1О« (безводн.) + Р«Ою =20^ + 4НРОз (-25° С, в атмосфере Оз), НСЮд (безводн.) + НзРО<жм=? P(OH)J + С1О4. 10. 4НС1О« (безводн.) + 7С (графит) = 7СО2? + 2С12? + 2НгО. 11. НС1О4 (безводн.) + HF(M) = CIO3F? + НгО. 12. НСЮ4 (безводн.) + H2SO4 (безводн.) 4 > С1О4 + H3SOJ. 500. ИСЮ4 — ПЕРХЛОРАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, гидролиза нет. Сильный окислитель при спека- нии. Получение см. 4961'6. М,= 106,39; </= 2,428; /пл = 236,7° С; к, = 56,12(2О), 123,0(8О). 1. L1CIO4 = LiCl + 2О2 (400—500° С). 2. L1CIO4 ЗНгО = ЫС1О4 + ЗНгО (90—150° С). 3. ЫС1О4 (разб.) + 4НгО = [Li(H2O)4]++ С1О4 (pH 7). 4. UCIO4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO (450° С). 501. КСЮч — ПЕРХЛОРАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (в отличие от NaClO4), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 50s, 57s, 4971’ ’, 499‘. Мг = 138,55; d = 2,524; = 525° С; к, = 1 ,68(М), 13,4(80). 1. KCIO4 = КС1 + 2Ог (550— 620° С). 2. КС1О4(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]++С1О; (pH 7). 3. 2КСЮ4 + H2SO4 (коиц.) = K2SO4 + 2НСЮ4Т (160° С, вак ). 4. ЗКСЮ4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А1гОз (600—700° С). 5. КС1О4(р) + впхнюмаз = КС1 + 8НС1 + 8[Г1(НгО)4 (ОН)2]С12 + 4НгО, КСЮ4<т) + 8T1CI3 = КС1 + 6T1CI4 + 2ТЮг (400— 450° С). 502. М^СЮлЬ — 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; /„ = 246° С; = 99,2(2*», 109,2<S0). 1. 4Mg(ClO4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2C12 + 15O2 (382—500° C). 262
1 Mg(C104)2 • 6H2O = Mg(ClO4)2 + 6H2O (цо 100° С, вак.), 2{Mg(ClO4)2 • 6Н2О} = 2Mg(OH)2 + 2Ch + 7O2 + IOHiO (180— 190° C) 3. Mg(ClO4)2 (разб.) + 6HiO = [Mg(H2O)6]2+ + 2C1O;; [М8(НгО)»]2+ + (М^НгОМОН)]* + HjO+; pKK = 11,42. 4. Mg(ClO4)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2J- + 2NaClO4. 5. Mg(ClO4)2 + Ba(C104)2 + 6NaOH (насыщ.) = Ba^MgpHM 4- + 6NaC104 (кип.). 303. OF —МОНОФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособ- ный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диок- сидом кремния. Получение см. 483*, 504*. А/, = 54,45; ^ж) = l,6(’loe); Z™ =-155,6° С; = -100,1° С. 1. 3C1F = C1F3 + С12 (комн.). 2. C1F + НгО (хол.) = HF + НСЮ, 4C1F + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2С12Т + О2t. 3. C1F + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaClO + НгО. 4. C1F + F2 = C1F3 (200° С). 5. 2C1F + C1O2F = CIOF3 + С1гО (0° С). 6. 4C1F + SiO2 = SiF4 + 2С12 + О2 (комн.). 7. 2C1F(«) + EFs = (ChF^tEFs] t (E = As, Sb), C1F + MF = M[C1F2] ‘ (175° С, p; M = K, Rb, Cs). 8. 3C1F(>) C12F+ [точнее, C1(C1F)+] + [ClF2r 504. CIFj — ТРИФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер C12F4). Неограниченно смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фто- ридами металлов и неметаллов. Получение см. 483*, 5031'4. Мг = 184,89; ^ж> = 1,866(,e); tm = -76,31 ° С; /„,„ = +11,76° С. 1. 2CIF3 = С12 + 3F2 (выше 300° С). 2. C1F3 + 2Н2О (хол.) = 3HF + НСЮ2, 3C1F3 + 6НЮ (гор.) = 9HF + НС1 + 2НС1О3. 3. 3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCl + 2NaClO3 + 6НгО. 4. C1F3 + F2 = C1F5 (350° С, р), C1F3 + С12 = 3C1F (180° С, р). 5. 2C1Fj + OF2 = ClOFj + CIF5 (комн.), 6CIF3 + 2NaC10j = ЗСЮгР + 2NaCl + 30 Fj (комн.). 6. 4CIF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2С12 + ЗО2 (комн.). 7. 4C1F3 + 6N1O = 6NiF2 + 2С12 + ЗОг (100° С), 263
2C1F3 + 3Ag = 3AgF2 + Cl2 8. C1FX«) + MF = M[C1F4] C1FX«> + EFS = (C1F^)[EF6] (120° C,p). (M = K+, Rb+, Cs+, NO*)- (E = P, As, Sb, Bi). 9. 2C1FX«> = ChF^) <=* C1F; + [ClF4f. 505. CIFs —ПЕНТАФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нагре- вании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 483е, 5044,5. М, = 130,44; ^Я)= 1,93е*20’; fra = -103°C; r,Hn = -14°C. 1. 2C1F5 = Ch + 5F2 2. C1FS + 3H2O = 5HF + HC1O3. 3. CIFs + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaClOj + 3H2O. 4. 4C1F5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2C12 + 5O2 5. 2ClFs + 2PtF6 = (CIFj )[PtF6 ] + (C1F4+ )(PtF6 ]. 6. CIFs + KrF2 + AsFs = (ClF6’)[AsF6] + Kr. 7. 2C1FXm) <=* C1F4+ + [ClFeF- (выше 250° C). (комн.). 506. ChN — НИТРИД ТРИХЛОРА Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлага- ется со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реа- гирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. 48316. М, = 120,37; d = 1 .eSS*20’; t т= -27° С; tMn = +71° С. 1. 2CI3N = N2 + ЗС12 (90° С). 2. C13N + 4Н2О (хол.) = NH3 НзО + ЗНСЮ, 4CI3N + 6Н2О (гор.) = 4NH3f + 6Ch + 3O2t 3. 2CI3N + 6NaOH (разб., хол.) + 2Н2О = 2(NH3 • Н2О) + 6NaClO, 2C13N + 6NaOH (разб., гор.) = 2NH3T + 6NaCl + 3O2t БРОМ 507. Br2 —ДИБРОМ Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричиевый газ. В жидком состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образу- ется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутст- вии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуг- 264
леродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окисли- тель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 374'5, 582,4, 5084 *'9, 510*. 51 Iм, 512м. Mt = 159,808; </(ж> = 3,12(Ю); = -7,25° С; = +59,82° С; к, = 3,58(М), 3,45<*’. 1. 6Вг2 • 46Н2ОФ <=* 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О (0—6° С). 2. Вг2(ж) + иН2О Вг2 • мН2О(р); Кс = 0,21 (20- 40° С), Вг2 • лНгОф) <=2 НВг + НВгО + (п - 1)Н2О; р& =8,14. 3. 2Вг2(р> + 2Н2О = 4НВг + О2Т (на свету или кип.). 4. Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + Н2О (0-5° С), ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗН2О (50—80° С), 3Br2 + 3Na2CO3 (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗСО2Т- 5. ЗВГ2 + 8(NH3 Н2О)[разб.] = 6NH«Br + N2T + 8Н2О (40—50° С), 3Br2 + IONHxm) = Br3N 6NH34- + 3NH«Br (-75° С). 6. Br2 + H2 = 2HBr (350° С, кат. Pt) 7. Вг2 + F2 = 2BrF (до 0° С), Br2 + 3F2 = 2BrF3 (-40° С, в жидк. CC13F), Br2 + 5F2 = 2BrF3 (200° С) 8. Br2 + Ch = 2BrCl Br2 + 5Ch + 6H2O (гор.) = 2HBrO3 + 10HC1. (0° С). 9. Br2 + h = 2IBr (45° С, в атмосфере N2). 10. 3Br2 + 2P (красн.) + 6H2O = 2H2(PHO3) + 6HBr 3Br2 + S + 4Н2О = H2SO« + 6HBr. (100—150° С). 11. Вггср) + H2S (насыщ.) = 2HBr + S-1-. 12. Вг2 + 2NaI = 2NaBr + I21. 13. 4Br2 + 4Н2О + BaS = BaSOj + 8HBr, Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4. 14. 2Вг2 + Н2О + HgO = 2HBrO + HgBr24' ЗВГ2 + 5AgBrO3 + ЗН2О = 5AgBrl + 6HBrO3. (0-5° С), 15. Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO« + H2O, 4Br2 + Na2SO3S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O. 16. Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3. 17. Br2 + CI2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrC12]. 18. Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2]. 19. Br2 + 4O3 = ВГ2О4Ф (желт.) + 4O2T (-50° С, в жидк. CC13F), Вг2О« —-—» ВггО, Br3Os? (бел.), Вг2, О2 Вг2О< —-—> ВггОз (желт.), Вг2, О2 (-40° С, вак.), (-4° С, вак.). 20. 7Вгг + BrFj + 5EFj =5(Br3 )[EFe] (кор.) 21. Вг2(г)<==* 2Вг° (-196° С; Е = As, Sb], (выше 1200° С) 265
508. HBr — 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 концентри- рованной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисля- ется в кислороде. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Полу- чение см. 351', 3522, 5O710"13. Мг = 80,91; р = 3,6445 г/л (н.у.); tm = -86,91 ° С; /«ил = -66,77° С; к, = 198,20е20’, 130<|ОО). 1. 2НВг <=> Н2 + Вг2 (выше 1000° С). 2. НВг Н2О(Т) = НВг(Г) + Н2О (выше -29° С). 3. НВг (разб.) + Н2О = Br" + HjO*. 4. 2НВг (конц.) + H2SO< (конц.) = Br2 + SO2 + 2Н2О. 5. НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + НгО, НВг + NH3 НгО (разб.) = NH«Br + НгО. 6. 2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H2t. 7. 4НВг (конц.) + O2 —I—► 2Вг2 + 2НгО. 8. 2HBr + С12 = 2НС1 + Br2, 5НВг (конц.) + НВгОз = ЗВг2 + ЗНгО. 9. 4НВг (конц.) + МпО2 = МпВг2 + Вг2 + 2Н2О, 2НВг (конц.) + Н2О2 (конц.) = Вг2 + 2НгО, 14НВг (конц.) + КгСггО7<Т) = 2СгВг3 + ЗВг2 + 7Н2О + 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. Подвер- гается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получе- ние см. 5072’м, 5152. Л/, = 96,91. 1. 5НВгО —НВгОз + 2Вг2 + 2НгО 2. НВгО<=^ НВг + О° 2НВгО<=> Н2О + 2Вг° + О0 (комн.). (на свету или выше 30° С), (на свету; кат. Pt, Fe), НВгО + 20° <=* НВгОз (на свету). 3. ЗНВгО = НВгОз + 2НВг (60—80° С). 4. НВгО (разб.) + Н2О <=» ВгО + Н3О+; рХ, = 8,69. 5. НВгО + NaOH (разб.) = NaBrO + НгО. 6. НВгО (конц.) + НВг (конц.) = Вг2 + НгО, НВгО (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + 121 + НгО. 7. НВгО + Н2О2 = Н2О + O2t + НВг. 266
510. НВгОз — БРОМНОВАТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, макси- мальная масс, доля 50%, сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидра- том аммиака. Сильный окислитель; реагирует с диоксидом серы, атомным водородом, серой, углеродом, иодом, бромо- и иодоводородом. Получение см. 5078, , 5172 М,= 128,91. 1. 4НВгО3 = 2Вг2 + 5О2 + 2Н2О (кип.). 2. НВгОз (разб.) + НгО = ВгО3 + Н3О+. 3. НВгОз + NaOH (разб.) = КаВгОз + Н2О, НВгОз + NH3 НгО (разб.) = NH4BrO3 + НгО. 4. НВгОз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О. 5. НВгОз (разб.) + 6HI (разб.) = HBr + 3I2i + ЗНгО. 6. 2НВгОз (конц.) + 12 = Вг2 + 2Н1Оз, бНВгОз (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5Н10з + ЗН2О. 7. НВгОз + 6Н°(А1) = НВг + ЗНгО. 8. НВгОз + 3SO2 + ЗНгО = НВг + 3H2SO4, 2НВгОз + Н2О + S = НВг + H2SO4 (кип.). 2НВгОз (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + ЗСО2Т. 9. НВгОз + НгО + XeF2 = НВгО4 + 2HF + ХеТ. 511. 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", 374, 5074. Л/г = 150,89; d= 3,339; tm = 384° С (разл ); к, = 36,4(20’, 75,7<8О). 1. 2NaBrO3 = 2NaBr + ЗО2 (выше 384° С) 2. NaBrOs + 4H2O = [Na(H2O)4]' + ВгОз (pH 7). 3. NaBi-Оз + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O. 4. 2NaBrO3<p) + I г (суспензия) = 2NalO3 + Br2. 5. 2NaBrO3 + ЗС (графит) = 2NaBr + 3CO2 (450—550° C) 6. NaBrOj + 2NH3 = NaBr + N2 + 3H2O (350400° C) 7. NaBrO3 + F2 = 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O, NaBrOj + НзО+ (катионит) = HBrO4 + Na* (катионит) + H2O. 8. NaBrOs + H2O + XeF2 = NaBrO4 + Xet + 2HF. 9. NaBrO3 + H2O зпектропиз> ц2| (катод) + NaBrO4 (анод). 512. КВгОз — БРОМАТ КАЛИЯ Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет) Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель. 267
очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом калия. Получение см. 49’, 585, 4975, 5141. М, = 167,00; d = 3,27; = 434° С (разл.); к, = 6,87<М), 34,28(8О). 1. 2КВгОз = 2КВг + ЗО2 (выше 434° С). 2. КВгОз + 6НгО = [К(Н2О)б]+ + BrOj (pH 7). 3. 4. 5. КВгОз + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗН2О. 2КВгОз<р) + 12 (суспензия) = 2К10з + Вг2. 2КВгОз + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2 (400—500° С), 6. 7. 8. КВгОз + 2NH3 = КВг + N2 + ЗН2О КВгОз + F2 + 2КОН (разб.) = KBrO4 + 2KF + Н2О. КВгОз + Н2О + XeF2 = КВгО4 + Хе + 2HF. 2КВгОз + ВаС12 = Ва(ВгО3)24- + 2КС1, КВгОз + AgNO3 = AgBrOsi + KNO3. КВгОз + Н2О эл<апролиз> н2Т (катод) + КВгО4 (анод). (450° С). 513. НВгО4 — БРОМНАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь- ная 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. 510’, 51г, 514*. Мг= 144,91. 1. 2НВгО4 (конц.) —-—> 2НВгОз + О2 2. HBrO„ 2H20i<=> НВгО4 (конц.) + 2Н2О 3. НВгО4 (разб.) + Н2О = ВгО4 + Н3О+. 4. HBrO4 + NaOH (разб.) = NaBrO4 + Н2О, HBrO4 + NH3 НгО (разб.) = NH4BrO3 + Н2О. 5. 2НВгО4 (конц.) + 4НгО + 12 —2Н5Ю6 + Вг2. (комн.). (на холоду). 514. КВгО4 — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ Белый, прн нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий окислитель. Получение см. 5126'8. М,= 183,00; к, = 4,4(25>. 1. 2КВгО4 = 2КВгОз + О2 (до 275° С), КВгО4 = КВг + 2О2 (выше 390° С). 2. КВгО4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ВгО; (pH 7). 3. 2КВгО4 (насыщ.) + 12 (суспензия) —-—> 2К1О4 + Вг2, 268
КВгОд (насыщ.) + HI (конц.) —-—> КЮ« + НВг. 4. КВгОчф) + НзО+ (катионит) = НВгО< + К* (катионит) + НгО. 515. BrF — МОНОФТОРИД БРОМА Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077. М, = 98,90; = -33° С; /„п = +20° С (разл ). 1. 3BrF = BrFj + Вг2 (выше 20° С). 2. BrF + Н2О (хол.) = HF + НВгО, ЗНВгО 2НВг + НВгОз. 3. BrF + 2HzO (гор.) = 4HF + 2Br2 + O2t. 4. BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + HzO, 3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrOs + 3HzO. 5. 4BrF + SiO2 = SiF« + 2Br2 + O2 (комн.). 516. BrFs — 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. Окисли- тель. Неводный растворитель. Получение см. 5077, 5151. М, = 136,90; d=2,843P); tm = 8,8° С; /«Hn = 125,75° С. 1. ЗВгРз + 6Н2О = 9HF + НВг + 2НВгОз. 2. ЗВгРз + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6Н2О. 3. BrFs + Fz = BrFs (200° C). 4. BrFs + 3SiO2 = 3SiF* + 2Br2 + ЗО2 (комн.). 5. BrFx«) + MF = M[BrF4] (M = K, Rb, Cs, Ag). 6. BrFXM) + CIFs = (ClF^BrFJ. 7. 4BrF3 + 2Au = 2(Au+)[BrF6] + Br2 (40° C). 8. BrFXM) + EFS =(BrF;)[EF6] (E = P, As, Sb, Bi). 9. 2BrFXT) = (BrFz/lBrF^) <=+ 2BrFx«) <=? BrF2+ + [BrF<] . 517. BrFs —ПЕНТАФТОРИД БРОМА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при сильном нагревании разлага- ется. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноспособный; энергично гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 5077, 5163. Мг = 174,89; d - 2,57(О); = -60,5° С; t„„ = +40,76° С. 1. 2BrF5 = Br2 + 5Fz 2. BrFs + 2HzO = BrOzF + 4HF (выше 460° C). (0° C), 269
BrF5 + 3H2O = SHF + HBrOj 3. BrF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBrOj + 3H2O. 4. 4BrFs + SSiOj = 5SiF< + 2Bn + SOj 5. ВгРхж) + MF = M[BrF6] 6. BrFxw) + EFj =(BrF<)[EF6] 7. BrF5 + (KrF+XAsF6] = (BrF6+)[AsF6] + Kr 8. 2BrFj(M) < BrF<* + [BrFef. (комн.). (комн.). (M = К, Rb, Cs). (E = As, Sb). (50—100° C). 518. BrCI — МОНОХЛОРИД БРОМА Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада на С12 и Вп при 20° С составляет «40%). Более устойчив в холодных растворах хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразо- вания). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. По- лучение см. 507*. Mr = 115,36; Гщ, = -54° С; z,Hn = +5,5° С (разл.). 1. 2ВгС1(г) < * Вг2<ж) + С1г(г) 2. BrCI + HjO = HCl + НВгО, ЗНВгО 2HBr + НВгОз. 3. 3BrCl + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBrOj + 3H2O. 4. BrCI + MCI 4=» M[BrCh] (выше 5,5° С). (M = K, Cs). ИОД. АСТАТ 519. h — ДИИОД Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо раство- ряется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с Ch и Вг2) подверга- ется дисмутации. Хорошо растворяется в органических растворителях (с фио- летовым или коричневым окрашиванием), в водных растворах иодидов метал- лов (за счет комплексообразования, «иодная вода»), жидком SO2. Слабый восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азот- ной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, серо- водородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 384-’*, 592-^7-’, 483, 521'А 5244, 5253-5, 560*. Мг = 253,808; rf = 4,93; ZIU1=113,5°C; /кип = 184,35° С; к, = 0,029(2О>, 0,22ой9. . 1. 1г(т) + Н2О HI + НЮ; рКс = 15,59, 12 + НЮ = h НЮ (или 12 • ЮН)(р). 2. 312 + IOHNO3 (разб.) = 6HIOj + lONOt + 2Н2О (кип.), I2 + lOHNOj (конц., гор.) = 2НЮз + IONO2T + 4Н2О. 270
3 4. 5. 6. 7. 8. 3I2 + 2HNO3 (конц.) + 6HCI (конц.) = 6ICI + 2NOT + 4НгО (60—80° С) 9. 10. II. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. Iz + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + HzO (0° C), 3NaIO(p) = 2NaI + NaIO3 (комн). 3l2 + 6NaOH (гор.) = 5NaI + NaIO3 + 3HzO. 3I2 + 4(NH3 H2O) = I3N1 + 3NH4I + 4HzO. h+Hz = 2HI (500° С, кат. Pt). Iz (суспензия) + 3F2 = 21 F3-l (-45° С, а жидк. CCI3F), Iz + 5Fz = 2IF3 (комн), Iz (суспензия) + IF3 = 31F-I- (-40° С, в жидк. CC13F). I2 + E2 = 2IE (комн., E = Cl; 45° С, E = Br), Iz + 3Clz = IzCk (-78° C). Iz + 5E2 + 6HzO (гор.) = 2HIO3 + 10HE (E = Cl, Br). 2Iz + 9Oz — I(IO3)3 + 9Oz (50—60° C), Iz + 5O3 + HzO = 2HIO3 + 5Oz (комн.). 5Iz + 2P (красн.) + 8HzO = 2H3PO4 + 10HI (150—200° C). Iz + 2Na = 2NaI (выше 100° C), 3I2 + 2AI = 2A1I3 (комн., кат. HzO). Iz + KI (конц.) = K[I(I)z](p). Iz + 2HEO3 = 2HIO3 + Ez (E = Cl, Br), Iz + 2HEO4 (конц.) + 4HzO = 2H3IO« + Ег. 7Iz + 5CIzO7(m> = 7IzO3 + 5Clz. 2h (суспензия) + HzO + HgO = 2HIO + Hglzi (0—2° C). Iz + 7KrFz = 2IFz + 7Kr Iz + 5NaCIO + 2NaOH = 5NaCI + 2NaIO3 + H2O, Iz + 5H20z (конц., гор.) = 2HIO3 + 4H2O. Iz (суспензия) + H2S (насыщ.) = 2HI + Si, Iz + SOz + 2HjO = 2HI + H2SO4, (комн.), Iz + 2NazSO3S(p) = 2NaI + Na2S4O4. Iz + H(PHzOz) + HzO = Hz(PHO3) + 2HI. Iz + 3Fz + 2MF = 2M[IF4] (M = K, Rb, Cs). Iz + Cl2 + 2MC1 (конц.) = 2МРС12] (кип., M = К, Rb, Cs), Iz + Br2 + 2МВг (конц.) = 2M[IBr J (M = K, Cs). 2Iz + 3IzO5 + IOHzSO« (конц.) = IO(IO*)HS04 (желг.)4- + 5HzO. 24. 3lx«)^=* Ц + ПОЪГ. Iztr)^ 21° (выше 900° С). S20. Hl — ИОДОВОДОРОД Бесцветный газ, при умеренном нагревании частично разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 57—70%-й раствор называют концент- рированной иодоводородной кислотой. Растворяется в холодном этаноле (сла- бый электролит). В растворе окисляется на воздухе (для стабилизации добав- ляют красный фосфор). Реагирует с концентрированной серной кислотой, 271
щелочами. Переводит в раствор серебро и ртуть. Типичный восстановитель (за счет Г1). Получение см. 3532, 5197' 1 ”. М, = 127,91; р = 5,7891 г/л (н.у.); tm = -50,9° С; /кип = -35,4° С; к, = 234(|О). 1. 2Н1 <=* Н2 + 12 2. Н1 4Н2О(Т) = Н1(ж) + 4Н2О 3. Н1 (разб.) + Н2О =Г + Н3О+. 4. 14HI (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = 71г + H2S + S4- + 8Н2О. 5. Hl (разб.) + NaOH (разб.) = Nal + Н2О. (выше 200° С). (выше -37° С). 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 6Н1(р) + Ог (воздух) < > 2Н[1(1)г] + 2НгО (комн., в темноте), 4Н1(р) + Ог (воздух) = 21 + 2НгО (на свету, кат. Си). 2Н1(Г) + S = I2 + HiS (500° С). 4Н1 (конц.) + 2Ag = 2H[Agb] + Н2Т, 4Н1 (конц.) + Hg = H2[Hgl4] + Н2Т. 2HI + CI2 (разб.) = I2 + 2НС1 (комн.), Hl + ЗС1г (насыщ.) + ЗНгО (гор.) = НЮз + 6НС1. 2Н1 + НЕО = НЕ + 121 + Н2О (Е = С1, Вт). 6Н1 (разб.) + НЕОз (разб.) = НЕ + 312J- + ЗН2О (Е = С1, Вг), 5HI (конц.) + 6НЕО3 (конц.) = 5Н10з + ЗЕг + ЗНгО. 5Н1 (конц.) + НЮз = 312^ + ЗНгО (комн.). 2HI + NO2 = hJ- + NOt + Н2О. 2HI (разб.) + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + |2| + H2SO4, 14HI (конц.) + К.2Сг2О7(т) = 2Сг1з + 12J- + 7Н2О + 2К[1(1)г], 4Н1 (конц.) + МпОг = МпЬ + hl + 2НгО. 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. 5191*, 5231, 530s. М, = 333,80; d= 4,799; /пл * 300° С (разл ); к, = 253,4(М), 360,8(8О). 1. 2120s = 21г + 5О2 (300—500° С). 2. 120з + Н2О= 2НЮз. 3. hOs + 2H2SO4 (безводи.) = 2(IO2)HSO4 + Н2О. 4. I2Os + 2NaOH (разб.) = 2NalO3 + Н2О. 5. 2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2 (0° С, в жидк. HF), 2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2 (110° С; примеси IFS, IOF3). 6. I2O5 + 5СО = 5СОг + h (комн.). 7. 120з + 10НС1 (конц.) + 2КС1 = 2K[ICU] + 2Cl2t + 5Н2О. 272
522. HIO — ИОДНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашен- ном 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. Разла- гается щелочами. Получение см. 51917. 5322, 534. М,= 143,91. 1. 5Н1О —х—> НЮз + 2121 + 2Н2О 2. НЮ + Н2О 10" + Н3О+; р/С = 10,64, ЮН + Н2О <=? 1+ • Н2О? + ОН"; ptfo = 9,52. 3. НЮ + 12 = 12 НЮ (или 12 1ОН)(Р), i2 юн <=► i; + он-. 4. НЮ + НзО+ <=* Н2О + 1+ • Н2О? (комн.) (в разб. НСЮ4) 5. ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2Nal + NaIO3 + ЗН2О. 523. НЮз — ЙОДНОВАТАЯ КИСЛОТА Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кис- лота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, сероуглероде. Ней- трализуется щелочами. Окислитель; реагирует с концентрированными хлоро- водородной и иодоводородной кислотами. Окисляется электролитически. По- лучение см. 5192 '°' 5212, 5265 6, 53O2. М, = 175,91; d = 4,629; г„л = 110° С (разл.); к, = 286((1), 309.4(М), 472,2(КО). 1. ЗНЮз = Н1зОк + Н2О 2Н10з = 12О5 + Н2О 2. НЮз (разб.) + Н2О = 10; + НзО" 3. 2НЮз (конц.) + 10НС1 (конц., хол.) = 121 + 5С12Т + 6Н2О, НЮз + 5HI (конц.) = 312Ф + ЗН2О 4. НЮз + NaOH (разб.) = NalOs + Н2О. 5. 2НЮз(т) + H2SO4 (конц.) = (IO+)2SO4 + О2 + 2Н2О 2НЮз (разб.) + (IO+)2SO4 = 2(Ю+)Ю31(желт.) + H2SO4 6. 2Н10з + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I21 + H2O, 2НЮз + 5H2SO4 + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + I21 + 6H2O. 7. НЮз + 3H2O эле?тролиз > (катод) + НзЮб (анод). (110—120° С). (240—250° С). (комн). (60—80° С), (комн). 524. NaIO3 — 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, 3810, 5194 5 5214. 273
Mr = 197,89; d = 4,277; = 422° C; ka = 9,5<2S), 26,6<W). 1. 2NaIO3 = 2NaI + 3O2 (выше 500° C), 2. NaIO3 H2O = NalOj + H2O (80—100° С, вак.). 3. NaIO3 (разб.) + 4H2O = [Ка(НгО)4]+ + IO, (pH 7). 4. 2NaIOXT) + 12HC1 (конц.) = I2i + 5Cl2t + 2NaCl + 6H2O. 5. NalO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I2J- + 3H2O + 3Na2SO4. 6. NaIO3 + 3H2O2 = Nal + 3O2t + 3H2O (в разб. HNO3). 7. NaIO3 + H)O + 2Fe = Nal + 2FeO(OH)J- (кип., на воздухе). 8. NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = NasIO6i + 2NaCl + ЗНгО (кип ), NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O4(O2) = Na3H2IO6'i' + K.2SO4 + Na2SO4 + + H2O (кип.). 9. NaIO3 (конц.) + MNO3 (конц.) = М1О34, + NaNO3 (M = K, Rb, Cs, Ag). 10. NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2O эле*троли:>> н2Т (катод) + + Na3H2IOei (анод). NaIO3 + H2O злектР°Л1Р> и2T (катод) + NalO4 (анод) (в разб. HNO3). 525. KIO3 — ИОДАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза иет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮ3 • НЮ3. Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. 59s", 44O10, 497s, 5291. М, = 214,00; </=3,93; = 560° (разл.); к, = 8,1<20), 24,5<“0). 1. 2КЮ3 = 2K.I + ЗО2 (560—650° С). 2. КЮ3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + IOJ (pH 7). 3. 2КЮ3 + 12НС1 (конц.) = 121 + 5С12Т + 6Н2О + 2К.С1. 4. КЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 5K.I = 31J + ЗН2О + 3K2SO4. 5. КЮ3 + ЗН2О2 = KI + 3O2t + ЗН2О (в разб. HNO3). 6. 2КЮ3 + 6К.ОН (конц.) + 2С12 = K4H2I2Ot0 + 4К.С1 + 2Н2О, К4Н212Ою + 2HNO3 (разб.) = 2К.ЮД + 2KNO3 + 2Н2О. 7. КЮ3 + 2К.ОН (конц.) + K2S2Ot(O2) = К.ЮД + 2K2SO4 + Н2О. 8. КЮ3 + Н2О электролиз> н2Т (катод) + К.ЮД (анод) [в разб. HNO3], 526. Н51О6 — 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 окисли- тельные свойства. Получение см. 519IS, 523’, 5272, 528s, 5312. М, = 227,94; = 122° С (разл.). 274
1. 2HsIO6 = H4I2O9 + 3H2O Н5Ю6 = HIO4 + 2Н2О 4Н5Юб= 2(IOJ )Ю4+О2+ 10Н2О 2Н5Ю6 = I2O5 + 5Н2О + О2 2. Н5Юб (разб.) + Н2О<=> H4IO6 + Н3О+; pX, = 1,55, Н,Ю6 + Н2О Н3Ю£- + НзО+; рКк = 8,27, H3IOj- + Н2О <=* Н2Ю£- + Н3О+; рКк = 14,98. 3. Н5Юб (разб.) + 3NaOH (разб.) = NajFbIOeJ- + ЗН2О. 4. Н5Ю6 + 2NO2 = НЮз + 2HNO3 + Н2О. 5. 5HsIOe + 2MnSO< = 2НМпОч + 5НЮз + 2H2SO4 + 7Н2О. 6. HsIOstr) + H2SO4 (95%) = [I(OH)6]HSO4 (80° С, вак), (100° С, вак.), (117° С, вак ), (выше 122° С). (комн.) 527. ГЧазНгЮб — ДИГИДРООРТОПЕРИОДА Т НАТРИЯ Белый, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристал- логидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами Окислитель. Получение см. 2812, 386, 5248'|0, 5263. Л/г = 293,88; = 200° С (разл ); к, = 0,15<25). 1. гКазНзЮ» = 2NaIO3 + 4NaOH + О2 (200—250° С) 2. МазНгЮб + 2HNO3 (коиц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3 (0—10° С). МазНгЮв + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2НгО (комн). МазНгЮб + 3HNO3 (конц.) = Н5Ю6 + 3NaNO3 (60—70° С) 3. ЫазНгЮб (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = NasIOei + 2НгО. 4. 5Na3H2lO6 + 3H2SO4 (коиц.) + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 5NaIO3 + 5Na2SO4 + + 7Н2О (80° С) 5. 2МазН2Юб + 3Ba(NO3)2 = Ваз(Н21Об)2 + 6NaNO3 (в разб. HNO3) 6. МазНгЮб + 3AgNO3 = AgsIOsJ- + 2NaNO3 + HNO3 + Н2О. 528. NaIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кис- лотами, щелочами. Окислитель. Получение см. 52410, 5272. Мг = 213,89; d= 3,865; = 300° С (разл ); к, = Ю,2<20), 38,8<5О). 1. 2NaIO4 = 2NaIO3 + О2 2. NaIO4 ЗН2О = NaIO4 + ЗН2О 2{NaIO4 ЗН2О} = 2NaIO3 + O2 + 6H2O 3. NaIO4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH41O6 НгО4 4. NaIO4 (разб.) + 4H2O = [NaOWhf + IO; , IO; + ЗН2О <=* H3IO^+ H3O+; pXt = 9,73 (300—325° C) (110°C, вак ). (175° C) (0—10° C) (коми.). 275
ю; + 2HiO <=* НЧЮ6; Кс = 0,035 (0— 10° С). 5. NaIO4 + HNOj (конц.) + 2Н2О = HjIOe + NaNOj (кип.). 6. NaIO4 + 2NaOH (разб.) = Na3H2IO6i. 7. 5NaIO4 + 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4 (в разб. HNOj). 8. NaIO4 (насыщ.) + MNOj (конц.) = МЮД + NaNOj (M = K, Rb, Cs). 9. NaIO4 + 2Na2O = Na5IO6 (350—500° C). 529. KIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточ- ным давлением О2. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образу- ет. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. 5143, 525е-*. Мг = 230,00; d- 3,618; tm = 582° С (р); к, = 0,42(М), 4,44(Ю). 1. 2КЮ4 = 2КЮз + О2 (290° С). 2. КЮ4 + HNOj (конц.) + 2Н2О = Н5Ю6 + KNOj (кип.). 3. гКЮ^ + 2КОН (конц.) = K4H2I2O)0(rt. 4. 5КЮ4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 4КЮ3 + 2H2SO4 (в разб. HNOj). 530. IFs — ПЕНТАФТОРИД ИОДА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Реакционноактивный; гидролизуется водой; реагирует со щелоча- ми, фтором, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получе- ние см. 5177, 519’, 5311-4. Мг = 221,89; d = 3,231<15), lm = 9,421° С; /гип = 104,48° С. 1. 2IFs = I2 + 5F2 (выше 400° С). 2. IF5 + ЗН2О = 5HF + HIOj. 3. IF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NalOj + 3H2O. 4. IFs + F2 = IF7 (270—300° C). 5. 4IF5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2I2O5 (150—175° C). 6. 31РЯж) + 4(O;)[AuF6] = 3(IF6+)[AuF6] + 4O2T + AuFj. 7. IF*») + MF = M[IF6] (M = K, Rb, Cs), 1РЯж) + EFS = (IF;)[EF6] (E = As, Sb). 8. 21рЯж) <=* if; + [IF6r 531. IF7 —ГЕПТАФТОРИД ИОДА Бесцветные жидкость и газ. В твердом состоянии легко сублимируется при нормальном давлении. Гидролизуется водой. Реакционноспособный; реагиру- ет со щелочами, диоксидом кремния, фторидами неметаллов. Получение см. 519”, 5304. 276
Mr = 259,89; = 2,8<6' *>; tm = 6,4° C (p). I. IF? = IFS + Fi (350° C), 2IF7 = I2 + 7F2 (530° C). 2. IF7 + 6H2O = H5IOe + 7HF. 3. IF7 + lONaOH (разб.) = NajHiIOe + 7NaF + 4HiO. 4. 2IF7 + SiO2 = SiF< + 2IOFs (комн). 5. IF7«) + EFs = (IFj)[EFe] (E = As, Sb). 532. IC1 — МОНОХЛОРИД ИОДА Темно-красный, низкоплавкий, при кипении разлагается. Имеет ионное стро- ение Г[1С12]". Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Получение см. 519х9, 533'. М, = 162,36; </=3,1822; Г™ = 27,19° С; »жи„ = 97,4° С (разл ). 1. 2IC1 = 12 + С12 (выше 97,4° С). 2. IC1 + Н2О (хол.) = НС1 + НЮ, 5IC1 + ЗН2О (гор.) = 5НС1 + НЮз + 2121. 3. IC1 + НС1 (конц.) = Н[1С12]. 4. IC1 + 2H2SO4 (конц.) = НЮз + HCI + 2SO2 + НЮ (кнп.) 5. 3IC1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О. 6. 1С1(Ж) + MCI = M[IC12] (М = К, Rb, Cs) 7. 121С1(ж) <=? 313С1J {точнее, (T(IC1)2]+} + 3[IC12], 61С1(ж)<=* I2C16 + 212. 53 3.12Ck — 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. 5199,532 . М, = 466,53; d = 3,203; tm = 101° С (р); = 64° С (разл.). 1. 12С16 = 2IC1 + 2С12 (64—77° С) 2. 12С16 + ЗН2О (хол.) = 4НС1 + НЦС12] + НЮз (в разб. НС1), 512С1« + 18Н2О (гор.) = 30НС1 + 6НЮ3 + 212i. 3. I2CU + 2НС1 (конц.) + 8Н2О = 2{Н[1С1<] 4Н2О}1 (0°С) 4. 3I2Ck + 24NaOH (конц., гор.) = 18NaCl + 2NaI + 4NalO3 + 12H2O. 5. 3I2C16 + 4S + 16Н2О = 4H2SO< + 6Н1 + 18НС1. 6. 12С1б<ж) + 2МС1 = 2M[IC1<] (М = Na, К) 7. 12С1б(ж)ч=* 1СЦ + [1СиГ. 53 4.1Вт —МОНОБРОМИД ИОДА Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень распада составляет *8%), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагнру- 277
ег с водой, концентрированными кислотами, щелочами, бромидами щелочных металлов. Получение см. 5199. Mr = 206,81; d= 4,416; /Ш1 = 40,5°С; = 116° С (разл.). 1. 21ВГ(ж) <----* Ij(T) + ВГ2(ж) 21Вг(Г) - Ij(M) + Вгад 2. IBr + НгО (хол.) = НВг + НЮ, 51Вг + ЗНгО (гор.) = 5НВг + НЮз + 2121. 3. 21Вг + 5H2SO4 (конц.) = 2НЮз + Вг2 + 5SO2 + 4НгО 4. 31Вг + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + NaIO3 + 3H2O. 5. 1Вг(ж> + MBr = M[IBr2] (выше 40,5° С), (выше 116° С). (кип.). (М = К, Cs). 6. 31Вг(ж) < > I2Br+ [точнее, ЦШг)*] + [IBr2f- 535. IjN — 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. 519*. Мг = 394,72. 1. I3N • «NHs'l- + «Н2О <--> I3N (насыщ.) + л(МНз • Н2О) [комн.], 2(hN лЫНз) = 3I2 + N2 +hNHj (выше 20° С или при трении). 2. 5I3N + 9Н2О (гор.) = ЗЫНДОз + 6I2I + 2NH3T. 3. 2I3N + 13H2SO4 (конц.) = 6HIO3 + (NH4)2SO4 + 12SO2T + 6H2O. 4. I3N + 3NaOH (разб.) + H2O = NH3 H2O + 2NaI + NaIO3. 536. At — АСТАТ Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 2l0At (период полураспада 8,1 ч). Не растворяется в воде н не реагирует с ней. Растворяется в теграхлорнде углерода. Реагирует с кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. По- лучение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядер- ном ускорителе. М, = 209,987; = 244° С; tKK„ = 309° С. 1. At + Н° (Zn, конц. HCI) = HAtT, 2At + 2H2O + SO2 = 2HAt + H2SO4. 2. 2At + 3NaOH + Na[Sn(OH)3] = 2NaAt + Na2[Sn(OH)e], NaAt + 2AgNOj + Nal = {Agl + AgAO-l + 2NaNOj. соосаждение 3. 2At + Вгдж) = 2AtBr(T), 2At + 12 = 2AtI (до 200° C), 2At + 2Csl + I2 = 2Cs[AtI2] (выше 150° C). 278
4. 3At + HNO3 (разб.) + H2O = ЗНАЮ + NOT, 6At + 4H2SO4 + К2СГ2О7 ~ 6HAtO + Сгг(5О<)з + Н2О + K2SO4, HAtO + NaOH (разб.) = NaAtO + HjO. 5. 2At + Е20» + 2H2O = 2НАЮ (или AtOH) + 2HE (E = Cl, Br; примесь AtCh). 2АЮН + 2T1OH + 2H2S (насыщ.) = {T12S + At2S}4- + 4H2O, соосаждение 2AtCh + 2BiCh + 6H2S (насыщ.) — {BijSs + А12Бз}4- + 12 HCl соосаждение (в конц HC1) 6. 2At + 5NaC10 + H2O = 2НАЮз + 5NaCl, 2At + 5К252Об(О2) + 6H2O = 2HAtO} + 5K2SO4 + 5H2SO4 (кип.) HAtO3 + 2AgNO3 + КЮз = {AglO3 + AgAtOjH + KNO3 + HNO3 соосаждение 7. 2At + 8H2O + 7XeF2 = 2HAtO4 + 7XeT + 14HF, HAtO« + NaIO4 + 2KOH = {KIO4 + KAtO4}± + NaOH + H2O. соосаждение 8. 2At(T) 4 * At2(>) < — At2(r>. ЭЛЕМЕНТЫ VIIIA-ГРУППЫ 537. He —ГЕЛИЙ Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый, за- твердевает только под избыточным давлением. В природе находится в виде изотопа «Не (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 распа- де нуклида 2MU. Получают из природных гелионосиых горючих газов (фрак- ционная дистилляция при глубоком охлаждении). Мг = 4,003; </(Ж) = 0,145*'270’; р = 0,17847 г/л (н.у.); tnn = 271,15° С (р); /„„ =-268,935° С; г, = 0,978<о), О,861<20). 538. Ne — НЕОН Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый. Со- держание Ne в воздухе 0,0015% (об.). Практически не растворяется в воде, плохо растворяется в этаноле. Образует клатрат 8Ne 46Н2О. Химически инертный, не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком ох- лаждении. Мг = 20,180; d(X) = 1,205< 2*Л); р = 0,90035 г/л (н.у.); /пл = -248,6° С; /пнп = -246,048° С; v, = 1,23(О), 1,16<25), О^в*7*». 279
539. Аг —АРГОН Благородный (инертный) газ, неметалл. Самый распространенный в природе элемент VIIIA-группы. Бесцветный. В природе преобладает наиболее тяжелый изотоп 40Аг (с примесями 36Аг, 38Аг). Образуется при захвате орбитального электрона ядром нуклида в литосфере Земли. Содержание Аг в воздухе 0,932% (об.), 1,28% (масс.). Плохо растворяется в воде (растворимость понижа- ется в присутствии сильных электролитов), лучше — в органических раствори- телях. Образует клатрат 8Аг • 46HjO и сольваты Аг • ДСбНЮН, Аг 2L (L = = HCI, HBr, H2S). Не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глу- боком охлаждении. М, = 39,948; rf(T) = 1,623( |9О); 4Ж) = 1,40l(’l86); р = 1,7837 г/л (н у); /пл = -189,34° С; /кип = -185,86° С; у, = 5,24(0), 3,36(2О), 1,8Р0’. 540. Кг —КРИПТОН Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Кг в воздухе 1,1 10“*% (об.). Очень плохо растворяется в воде, этаноле. Образует клатрат 8Кг • 46Н2О и сольват 2,14Кг • 1гСбНзОН. Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами. Обладает некоторой реакционной способностью (по сравнению с Не, Ne, Аг), реагирует с атомным фтором (образуется KrF2). Сообщено о получении неустойчивого Кгр4, КгОз • Н2О и ВаКгС>4. Получе- ние — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении. М, = 83,80; </(т)= 3,100<-173); 4«) = 2,412<’|М); р = 3,745 г/л (н.у.); /пл = -157,37° С; /кип = -153,35° С; v, = 11,0(О), 5,4(25), 4,67<50). 541. KrF2 — ДИФТОРИД КРИПТОНА Белый, легко возгоняется в вакууме. При комнатной температуре — термичес- ки неустойчивый газ. Растворяется в жидких HF и BrFs. Высокореакционно- способный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель, реагирует с ксеноном. Фторирует практически все веще- ства, переводя их во фториды элементов в высших степенях окисления. Полу- чение — взаимодействие криптона со фтором (-78° С, электрический разряд). М, = 121,80; d = 3,300; tm = -77° С (?). 1. KrF2 —► Кг + 2F0 (-40° С), KrF2 = Кг + F2 (комн.). 2. 2KrF2 + 2Н2О = 2КгТ + 4HF + О2Т. 3. 2KrF2 + 4NaOH (разб.) = 2КгТ + 4NaF + О2Т + 2Н2О. 4. 3KrF2 + Хе = XeF6 + ЗКг (комн). 5. 7KrF2 + 2Au = 2(KrF+)[AuF5] + 5Кг. 6. KrF2 + CIF3 = Кг + C1F5, KrF2 + CIFs + AsF5 =(C1F6+)[AsF6] + Кг. 280
7. 3KrF2 + 2EF5 = (KrF+)[EF6] + (Kr2F3+) [EF6 ] (комн.; E = As, Sb, Ru, Rh, Pt), KrF2 + 2EFS = (KrF+)[E2Fn] (-20° С; E = Sb, Nb, Ta) 542. Хе —КСЕНОН Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Хе в воздухе 8 • 10"*% (об.). Плохо растворяется в воде, лучше — в органических раствори- телях. Образует сольват 4Хе • JQHjOH. Не реагирует с кислотами, щелочами Реакционная способность выше, чем у Кг, реагирует с сильными окислителями. Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком ох- лаждении. М, = 131,29; di# = 2,700<~,4О); ^ж) = 2,987<_,О!*); р = 5,851 г/л (н. у.); ^ = -111,85° С; Г™ = -108,12° С; v, = 24,2да, 9,7(И), 7,1 1. 8Хе • 46Н2О(т> (клатрат) = 8Хе + 46Н2О (выше-3,35° С) 2. Хе + F2 = XeF2 (комн., УФ-облучение или 300—500° С, р) 3. Хе + 2F2 = XeF4 (400° С, р; примеси XeF2, XeFs), Хе + 3F2 = XeFs (300° С, р, примесь XeF4) 4. Хе + С12 = ХеС12 (от -230° С до комн., электрич. разряд). 5. Хе + 3KrF2 = XeF« + ЗКг (комн.). 6. Хе + O2F2 = XeO2F2 (комн.). 7. Хе + EFj = (Xe’XEFe] (комн.; Е = Ru, Rh), ЗХе + (XeF+)[SbF6] + SbF^) =2(XeJ)[SbF«]. 8. Хе + PtF6 = (Xe1) [PtF«] (25—60° С, в атмосфере SF6), 2Хе + 4PtF6 = (Хе11) [PtF6]2 + (Хе11) [Pt2F ю] + F2 (165° С) 9. Хе +2(OJ) [PtF6] = (Хе11) [PtF6]2 + 2О2 г (комн.) 543. 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. 544I,2'4S, 5454, 5472, 5482. Мг =179,29; k = 36(2O). 1. 2ХеОз = 2Хе + ЗО2 (70° С). 2. ХеОз + 2Н2О^=? Н2ХеО4 + H2O^z? НХеО4+ Н3О+. 3. 2ХеОз + ЗМОН (хол.) = МНХеО4 + МгХеО4 + Н2О (М = Na, К, Rb, Cs). 4. 2ХеОз + 4NaOH (гор.) = NaAeOeJ- + Xet + O2t + 2H2O. 5. ХеОз + ЗВа(ОН)2 (конц.) = ВазХеО61 + ЗН2О. 6. ХеОз + 4МОН + Оз = M^eOel + O2t + 2Н2О (М = Li, Na). 7. ХеОз + 4МОН + Оз = М^еО* + O2t + 2Н2О (М = К, Rb, Cs). 281
8. ХеО3 + 2MnO2 + Н2О = 2HMnO4 + Xet. 9. ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 3Hg2SO4J- + Xet + ЗН2О, ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + Xet + 3H2O. 10. ХеОз<р) + MF = M[XeOjF]J- (M = К, Rb, Cs). 544. XeO4 — ТЕТРАОКСИД КСЕНОНА Светло-желтый, летучий. При комнатной температуре — бесцветный, терми- чески неустойчивый газ. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образуется слабокислый раствор), нейтрализуется щелочами. Сильный окис- литель. Получение см. 5455. Мг= 195,29; =-35,8° С. 1. ХеО4 —> Хе + 2О2 (до 0° С), 2ХеО4 = 2ХеО3 + О2 (выше 20° С). 2. ХеО4 + 2Н2О = НАеОбф, (0° С), а) Н4ХеО6 + Н2О<=^ H3XeOj + Н3О+; рХ« = 2,00, HjXeOj + H2O<zzzz> Н2ХеО^ + Н3О+; рК, = 6,00, Н2ХеО^ + НХеО^ + Н3О; рХ„ = 11,00; б) Н4ХеОб = ХеОз + О2 + 2Н2О (комн ). 3. ХеО4 + 2NaOH (разб.) = Na2H2XeOs, ХеО4 + 3NaOH (конц.) = NasHXeOe + Н2О. 4. ХеО4 + 2Н2О + НЮз = ХеО} + Н5Ю6. 5. 5ХеО4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5ХеО3 + 2H2SO4. 6. ХеО4 + NaOH (разб.) + 2Со(ОН)2 = 2СоО(ОН)1 + NaHXeO4 + Н2О. 545. ХазХеОб — l EKCAOKCOKCEHOHAT(VIII) НАТРИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При стоянии раствора выделяется О2. Разлага- ется в концентрированной серной кислоте. Сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. 5436. Л/г = 319,24; у, = 0,8(2О>. 1. Na4XeO6 = 2Na2O + Хе + 2О2 (360° С). 2. Na4XeOs лН2О = Na4XeOs + лН2О (100° С, вак., л = 6, 8). 3 Na4XeO6 (оч. разб.) + 16Н2О = 4[Na(H2O)4]+ +ХеО^, ХеО* + Н2О = НХеО^ + ОН, НХеО’ + H2O4zz±' Н2ХеО| + ОН"; рХо = 3,00, 2Н2ХеО^р) —Т>2НХеО4+ O2t + 2ОН'. 4. 2Na4XeO6 + 8НС1 (разб.) = O2t + 2ХеО} + 8NaCl + 4Н2О. 5. Na4XeO6 + 4H2SO4 (конц.) = XeO4t + 4NaHSO4 + 2H2O (-5° С). 282
546. XeFj—ДИ ФТОРИД КСЕНОНА Белый, легко возгоняется в вакууме. Умеренно растворяется в жидком HF (неэлектролит), а также в жидких ВгРз, BrFs и SO2. Хорошо растворяется в холодной воде. Реакционноспособный; реагирует с горячей водой (медленно), щелочами (быстро), фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель. Получение см. 542,547*. Mr = 169,29; d = 4,32; tm = 129,03° С; кг = 2,54(О), 4,2(25). 1. 2XeFj = Хе + XeF4 (выше 100° С, вак.), XeF2 = Хе + Fj (600° С). 2. 2XeFj + 2HjO (гор.) —1—► 2ХеТ + O2t + 4HF. 3. 2XeFj + 2NaOH (разб., хол.) = 2ХеТ + O2t + 4NaF + 2Н2О. 4. XeFj + 2AgF = 2AgFj + Хе, XeFi + 2CoFi = 2C0F3 + Xe. 5. XeFj + 2HCl<r) = Clj + Xe + 2HF (комн.), XeFj + НВгОз + H2O = HBrO4 + 2HF + Xet. 6. 4 XeFj + HjS = 4Xe + SF6 + 2HF. 7. 2XeFj + CC14 = 2XeClj + CF4 (комн., УФ-облучение), 2XeFj + 3HC1O4 = Xe(ClO4)2 + Xe(ClO4)F + 3HF (на холоду). 8. 2XeFj + SiCU<M) = SiF4 + 2Cl2t + 2Xet. 9. 3XeFj + 2EFs = (XeF+) [EF6] +(Xe2F/) [EF6] (E = As, Sb, V, Nb, Ta, Pt). 10. 4XeF2 + 3CO + 2SbFs(«) =2(XeJ) [SbF6] + 3COF2. 547. XeF4 — ТЕТРАФТОРИД КСЕНОНА Белый, гигроскопичный, легко возгоняется в вакууме. Наиболее устойчивый фторид благородных газов. Умеренно растворяется в жидком HF (неэлектро- лит). Реагирует с водой, щелочами, фтором. Сильный окислитель; реагирует с металлами, диоксидом кремния, водородом, иодидом калия, фторидом сурь- мы(У). Получение см. 5423, 5465481. М,= 207,28; tm = 117,10° С. 1. XeF4 + Н2О (влага воздуха) = XeOF2 + 2HF (-80° С), 3XeF4 + 2Н2О (влага воздуха) = 2XeOF4 + Хе + 4HF (комн.). 2. XeF4 + 4Н2О = Хе(ОН)4 + 4HF (на холоду), 3XeF4 + 6Н2О = 2ХеО3 + Xet + 12HF (20—40° С). 3. 2XeF4 + 1 ONaOH (разб.) = Xet + Na2H2XeO6 + 8NaF + 4НгО. 4. XeF4 + Xe = 2XeF2 (400° C). 5. XeF4 + 2H2 = Xe + 4HF (70—130° C). 6. XeF4 + F2 = XeF« (300° С, p, кат. NiF2). 7. XeF4 + 2SF4 = Xe + 2SF« (комн.). 8. 3XeF4 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4 + Xe. 9. XeF4 + Pt = Xet + PtF4 (в жидк. HF). 283
10. XeF4 + 2Hg = 2HgF2 + Xe, XeF4 + 2Ag + 2HjO = (Ag'Ag’"^ + 4HF+ Xe?. 11. XeF4 + 4KI = 4KF + 2Ijl + Xet. 12. 2XeF4 + 38ЬРХж) =(XeF3*)[SbF6] +(ХеР3*)[8Ь2Рц]. 548. XeFe — ГЕКСАФТОРИД КСЕНОНА Белый (в жидком и4 газообразном состояниях — светло-желтый), легко возго- няется в вакууме. Растворяется в жидких HF (слабый электролит) и BrFs. Реакциоиноактивный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния, фто- ридами металлов и неметаллов. Сильный окислитель. Получение см. 542 , 547*. М,= 245,28; </=3,41; Г„Л = 49,48°С; Г™, = 75,65° С (разл.). 1. XeF6 = XeF< + Fj (выше 76° С). 2. XeF« + Н2О (пар)1 XeOF4 + 2HF (комн., примесь XeO2F2), XeF6 + ЗН2О (гор.) = ХеОз + 6HF. 3. 4XeF6 + 36NaOH (коиц., гор.) = SNaAeOei + Хе? + 24NaF + 18Н2О. 4. XeF6 + ЗН2 = Хе + 6HF. 5. XeF6 + 3Hg = 3HgF2 + Хе. 6. 2ХеРб<ж) + SjO2 = 2XeOF4 + SiF4. 7. XeF6(«) + 2MF = M2[XeF,J (M = Na+, К*, Rb+, Cs+, NO+; примесь M[XeF?]). 8. 3XeF6 + 2EFS = (XeFs+)[EF6J + (Xe2F,*) [EF6] (E = P, As, Sb, V, Nb, Ta, U, Ru, Rh, Pd, Pt, Au). 9. XeF6 + 2HF(M)4=> XeFs* + HFf +HF<zr=* H2F+ + [ХеР7Г- 10. лХеГб<т) = (XeFj^^T)^ (XeFe)^) (л = 4, 6), 2ХеРб<ж)^=^ XeFs* + [XeF7]. 549. (Xe*) |PtF«] — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) KCEHOHA(l) Красный с оранжевым оттенком, возгоняется в вакууме. При умеренном нагре- вании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, ще- лочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 542*, 906'°. Мг = 440,36. 1. 4(Хе*) [PtF6] = (Хе2*) [PtF6)2 + (Хе2*) [Pt2F ю] + Хе + XeF2 (165° С). 2. 2(Хе*) [PtF6] + 4НгО = PtO2l + H2[PtF6] + O2t + 2Xet + 6HF. 3. 2(Xe*) [PtF6] + 2H2O = 2H2[PtF6] + O2? + 2Xet (в конц. HF). 4. 2(Xe*) [PtF«] + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + O2t + 2Xe? + + 12NaF + 2H2O. 5. (Xe*) [PtFel + 3H2 = Pt + 6HF + Xe (комн.). 284
550. Rn —РАДОН Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 222Rn (период полураспада 3,824 дня). Плохо раство- ряется в воде, хорошо — в органических растворителях. Образует клатрат 8Rn 46Н1О. Реакционная способность выше, чем у ксенона, химические свой- ства изучены мало из-за высокой радиоактивности (вызывает разогревание реакционной смеси и разложение продуктов реакций). Окисляется при дейст- вии сильных окислителей; реагирует со фтором (продукт — твердая смесь фторидов RnF,, п £ 2), жидкими BrFs и BrFs (предполагаемый продукт — RnFi), твердым (OJ)[SbFe] при 25° С (продукт—RnF+[SbFtn. Возникает в природе при радиоактивном распаде н