/
Автор: Лидин Р.А. Молочко В.А. Андреева Л.Л.
Теги: неорганическая химия общая и неорганическая химия химия общая химия
ISBN: 5—7245—1102—9
Год: 1997
Текст
школы
' для „
высшей
Р.А. Лидин
В.А. Молочко
Л.Л. Андреева
Химические
свойства
неорганических
веществ
Под редакцией проф. Р.А. ЛИДИНА
Издание второе, исправленное
Рекомендовано к изданию Министерством
общего и профессионального образования
Российской Федерации
в качестве учебного пособия для студентов
высших учебных заведений, обучающихся
по направлению “Химия ” и специальности
“Неорганическая химия ”
“Химия
Международная академиче кая
издательская компания “Наука”
МОСКВА, J997
ББК 24.12
Л55
УДК 546.04(075 8)
Рецензенты:
кафедра общей и неорганической химии МИСиС
и докт. хим наук проф В С Первое
Лидин Р. А. и др.
Л55 Химические свойства неорганических веществ: Учеб пособие
для вузов. 2-е изд., испр./РА Лидин, В А Молочко, Л.Л. Андрее-
ва; Под ред Р А Лидина. — М Химия, 1997 480 с ил
ISBN 5—7245—1102—9
Пособие по химическим свойствам неорганических соединений 105 элементов
Периодической системы Носит информационно-справочный характер, содержит
сведения о 3500 веществах имеет четко разработанную структуру снабжено
указателями позволяющими легко найти нужное соединение или уравнение реак
ции
Для студентов химических специальностей вузов Прекрасное дополнение к
традиционным учебникам по химии Будет полезно преподавателям, аспирантам
а также научным и инженерно-техническим работникам химической промышлен-
ности.
Л
1704000000—024
050(01)—97
Без объявл.
ББК 24.12
ISBN 5—7245—1102—9
©РА Лидин, В А. Молочко,
Л Л Андреева, 1997
СОДЕРЖАНИЕ
Предисловие..................................................... 4
Структура пособия. ... .......
Список сокращений и условных обозначений................... 7
ЧАСТЬ I. ХИМИЯ я-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......................77777................. 137
Азот (137) Фосфор (164). Мышьяк (185) Сурьма (193). Висмут (203)
Элементы VlA-группы........................................... 209
Кислород (209) Сера (214). Селен (239) Теллур. Полоний (245)
Элементы VIIA-группы........7................................. 252
Фтор (252). Хлор (254). Бром (264). Иод. Астат (270)
Элементы VIIIA-группы .... ................................. 279
ЧАСТЬ ПЕ 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 П1Б-группы........................................... 314
Скандий (314) Иттрий (317). Лантаноиды (319) Актиноиды (336)
Элементы 1УБ-группы .......................................... 351
Титан (351). Цирконий (357). Гафний. Курчатовий (361)
Элементы Vb-группы ........................................... 364
Ванадий (364). Ниобий (371). Тантал. Нильсборий (373)
Элементы VIE-группы........................................... 376
Хром (376). Молибден (387). Вольфрам (392)
Элементы У ПБ-группы.......................................... 395
Марганец (395). Технеций (404) Рений (406)
Элементы УШБ-группы........................................... 412
Железо (412). Кобальт (426) Никель (434) Рутений (439). Родии (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 мерс ориентирована на индивидуаль-
ную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на I курсе,
в частности при изучении общей и neopi анической 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 ошчественной 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 neopi анических 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-лаборагорной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты
качественною 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
топкой химической технологии им. М. В. Ломоносова на кафедре неорганичес-
кой химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН
Н. 1. Кузнецову и проф. Б. Д. Степину за консультации и внимание к работе,
благодарит доц. Л. Ю. Аликбсрову и 11. С. Рукк, старшего преподавателя Г П.
Логинову и других коллег за поддержку и ряд важных замечаний, а также
рецензентов — коллск гив 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 1руд
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 A-групп (у- и ^-элементов), Б-групп (^-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 Многоэлементные вещества отнесены к
разделу того элемента, который определяет главные химические свойства всего
вещества. Например, химические свойства веществ К2СГ2О7 и КМпС>4 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 продук гы,
тогда как дихромат-ион СГ2О7 и перманганат-ион МПО4 определяют главное
для этих веществ — их сильные окислительные свойства Водородные соедине-
ния элементов находятся 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 солеи 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 (/Пл),
температура кипения (7КИП), коэффициент растворимости в воде (ks или v,).
Способы получения 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;
ком п лексообразование;
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
ну. — 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— температу-
ра, отсутствие индекса — ком-
натная температура)
Кв — ионное произведение воды
Кк — константа кислотности (при
25° С) р/Ск = - 1g (Як)
К» — ступенчатая константа нестой-
кости комплекса (при 25° С),
рКн = - 1g (Кн)
Ко — константа основности (при
25° С), ptfo = - 1g (Ко)
Ку — ступенчатая константа устой-
чивости комплекса (при 25° С)
Кс — константа равновесия, выра-
женная через молярные кон-
центрации (при комнатной
температуре), рКс = - 1g (Кс)
К$ — ионное произведение раство-
рителя (верхний индекс — тем-
пература), рЯ, = - 1g (Ks)
ks — массовый коэффициент рас-
творимости (верхний индекс —
температура), г/100 г воды
Мг — относительная молекулярная
масса
р — избыточное давление
pH — водородный показатель,
pH=-lg [Н3О+]
^кнп — температура кипения
7Пл — температура плавления
^субл — температура сублимации
(возгонки)
z(a—>0) — температура полиморфно-
го перехода
Гт — объемный коэффициент рас-
творимости газа (верхний ин-
декс — температура).
мл (н. у.)/100 г воды
рн — общая константа нестойкости
комплекса (при 25° С), р0н =
= -lg(PH)
р — плотность газообразного со-
стояния
т — медленное протекание реакции
7
Часть I
ХИМИЯ 5-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- 141,5‘1712|, 36", 42413, 4848*.
Мт = 2,016; d(T) = О,08667(26О); = 0,07108( 253);
р = 0,08988 г/л (н у.); = -259,19° С; /кнп = -252,87° С;
к = 2,15(0), 1,82(20), 1,60(6О)
Н2 2Н°
1.
2.
3.
4.
5.
6
7.
8.
(2000—3500° С)
Hz + F2-2HF (от 250° С до комн.),
Н2 + Ch = 2HCI (сжигание, комн. — на свету)
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + Cl2 = НС1 + С1°.
Н2 + Е2 = 2НЕ (Е = Вг, I; 350-500° С, кат. Pt).
2Н2 + О2 = 2Н2О (550° С, сгорание на воздухе)
Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 =
- ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°.
Н2 + S = H2S
ЗН2 + N2 = 2NH3
2Н2 + С (кокс) = СН4
Н2 + 2С (кокс) = С2Н2
Н2 + 2Na = 2NaH
Н2 + Са = СаН2
4Н2 + (FenFe^*)O4 = 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
9. 3H2 + 2ВС1з = 2В + 6НС1
(550—600° С, кат. Fe2O3).
(800—1200° С),
Н2 + 2EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1 (270° С).
10. 4Н2 + СО2 = СН4 + 2Н2О (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 (до 0° С, р).
14 2H°(Zn, разб. НС1) + KNOj = KNO2 + Н2О,
8Н°(А1, конц. КОН) + KNO3 = NH3t + КОН + 2Н2О (кип.)
15. 2H°(Zn, разб. НС1) + EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1,
2Н°(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Agi + Н2О + NaHS
16. 2H°(Zn, разб. H2SO4) + C2N2 = 2HCN.
2. D2 — ДИДЕЙТЕРИЙ
Тяжелый водород. Бесцветный трудносжижасмый 1аз Природный водород
содержит 0,012—0,016% (масс.)’О2 (остальное—'Н2 и следы Т2). В газовой
смеси D2 с 'Н2 изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень
мало растворяется в обычной и тяжелой воде Изотопный обмен с обычной
водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее
реакционноспособный. Получение см. 63411
Мт = 4,028; J(X) = 0,17( 253); и =-254.5° С; /кнп =-249,49° С.
3. 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 4N нейтронами космического излучения,
следы его содержатся в природных водах. Получение бомбардировка лития
медленными нейтронами в ядерном реакторе.
Мт = 6,032; /пл =-252,52° С; /кип = 248,12° С
4. HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД
Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде По
химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см 616
Mr = 3,022; 4Т) = 0,146('257); р = 0,135 г/л (н. у ),
Гпл = -256 5° С; /кип = -251,02° С
5. Н2О —ВОДА
Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая
вода (лед) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная
вода - в основном Н21бО с примесями Н2|8О и Н2|7О, по изотопному составу
водорода — в основном 1Н2О с примесью HDO. Жидкая вода подвергается
9
автопротолизу (продукты НзО и ОНЭ; катион оксония НзО — 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 I3.
Mr = 18,02; dnca = 0,917(0), Л(ж) = 0 999841<0),
0,998203(2О) 0,997044(25), 0 97180(8О), 0,95835(|ОО);
Л(Н2'Ю) =1,11(20), р = 0,8652 г/л (н. у ), 0,5977 г/л
(р0, 100° С); г пл = 0,00° С; гКип = 100,00° С;
/кип(Н2'Ю)= 100,13° С; К? = 1,008Ю’14
1 2Н2О <=► 2Н2 + О2 (выше 1000° С),
Н2О-----> Н°, Н2, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО$ (радиолиз)
н* н*
I----------------1 I П
2. Н2О + Н2О ОН’ + НзО+ (pH 7).
кислота I основание II основание I кислота II
3. Н2О + НС1О4 = СЮ4 + Н3О+, Н2О + HCN<=Z? CN + НЛО+
4. 4Н2О + NaOH = [Na(H2O)4]+ + ОН , Н2О + NH3<-------> NH4+ ОН’.
5. 4Н2О + NaCIO4 = [Na(H2O)4]+ + С1О4 .
6. 4Н2О + Zn(ClO4)2 = [Zn(H2O)4]2+ + 2С1О4,
Н2О + [Zn(H2O)4]2+<zz^ [Zn(H2O)3(OH)]+ + Н3О+.
7 4Н2О + NaCN = [Na(H2O)4]+ + CN’, Н2О + CN’<------> HCN + ОН .
8. 6H2O + A12S3 = 2А1(ОН)з Ф + 3H2ST, 2Н2О + SiCl4 = SiO21 + 4HC1,
6H2O (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)2l + 2NH3 t,
2H2O + CaC2 =Ca(OH)2 + C2H2t
9. H2O + Na2O = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OH)2, 3H2O + La2O3 = 2La(OH)3.
10. H2O + C12O7 = 2HCIO4, H2O + SO3 = H2SO4, 6H2O + P4OI0 = 4НзРО4<
11. лН2О + Cl2 = С12 лН2О, Cl2 нН2О4=^НС1 + HC1O + (n- 1)H2O.
12. 2H2O + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2T
13. 2H2O + 2M = 2MOH + H2 T
2H2O + M = M(OH)2 + H2T
14. 4H2O (nap) + 3Fe =(FenFe^n)O4+ 4H2
(M = Li, Na, K, Rb, Cs),
(M = Ca, Sr, Ba, Ra).
(до 570° C).
10
15. 6Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 t.
16. 2H2O + 2CrSO4—H2T + 2Cr(SO4)OH.
17. H2O + C(kokc)< ? CO + H2 (800 1000°C),
H2O + CO<----» CO2 + H2 (выше 230° С, кат. Fe2O3).
18. H2O + F2 = 2HF + О0 (комн., примесь O3),
H2O + O° = H2O2, H2O + Оз = Н2О2 + О2 (УФ-облучение).
19. 2Н2О (гор.) + 2XeF2 —х—+ О2 Т + 2Хе Т + 4HF.
20. 2Н2О + 2Со2(5О4)з = 4CoSO4 + О2Т + 2H2SO4>
2Н2О + 4КМпО4 —L-> 4МпО2 1 + ЗО2 Т + 4КОН.
21. 2Н2О электролиз> 2Н21 (катод) + О2 Т (анод).
Внейтральном растворе (электролит N a2SO4):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н2 Т + 2ОН-,
(на аноде) 2Н2О 4е” = О2 Т + 4Н+ (точнее, Н3О+),
(в растворе) ОН + Н+ = Н2О.
В к и с л о м растворе (электролит H2SO4):
(на катоде) 2Н+ (точнее, Н3О+) + 2е = Н2 Т,
(на аноде) 2Н2О - 4е~ - О2 Т + 4Н+ (точнее, Н3О+).
Вщелочном растворе (электролит КОН):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н2 Т + 2ОН",
(на аноде) 4ОН"4е" = О2 т + 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 при
многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в
ос гатке электролита).
Мг = 20,03; dw = 1,1071(| |6), 1,1042<25);
Гпл = 3,813°С; Гкип = 101,43° С.
1. 2D2O^=> D3O+ + OD"; рК> = 14,70.
2. D2O + H2O<z=? 2HDO.
3. 2D2O + 2Na = 2NaOD + D2 T
4. D2O (nap) + Mg = MgO + D2
5. D2O + 2C6H5C(O)E = (C6H5CO)2O + 2DE
(комн.).
(выше 480° С).
(80—120° С, Е = F, С1).
11
6. DiO + HSO3F = HDSO4 + DF
7 2D2O + SiCU = SiO2 + 4DCI
8. D2O + PC15 = PCI3O + 2DC1, 4D2O + PC15 = D3PO4 + 5DCL
9. 12D2O + 4PBr3 = 12DBr + 3D3PO4 + PD3 T
10. 4D2O + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr.
11. 8D2O + 2P (красн.) + 5I2 = 10DI + 2D3PO4
12. 6D2O + A12S3 = 2A1(OD)3 I + 3D2S t
13. D2O (хол.) + SO3 = D2SO4) 2D2O + SC12O2 = D2SO4 + 2DCI.
14. 6D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)2 i + 2ND3 T
15. 6D2O + P4OI0 = 4D3PO4
16. 4D2O + Li[AlH4] = LiOD + A1(OD)3 i + 4HD T
(50—70° C).
(комн.).
(кип.).
(кип).
(комн).
(кип).
(95—100° С),
(в эфире).
17. 2D2O(«) электроли\ 2D2 Т (катод) + О2 Т (анод) [см. также 521].
7. Т2О — ОКСИД ТРИТИЯ
Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем D2O и Н2О.
Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с
Н2О и D2O приводит к образованию НТО и DTO Растворяющая способность
меньше, чем у D2O и Н2О. По химическим свойствам не отличается от Н2О и
D2O, но все реакции протекают медленнее. Следы Т2О содержатся в природных
водах и атмосферной влаге. Получение—пропускание Т2 над раскаленным
СиО.
Мт = 22,03; /пл = 4,5° С.
ЭЛЕМЕНТЫ 1А-ГРУППЫ
ЛИТИЙ
8. Li —ЛИТИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий,
низкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит-
ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает
пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реаги-
рует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91, ,5. 104 6
18|О,!2, 201.
Мг = 6,941; // = 0,534; /пл =180,5° С; /кип = 1336,6° С.
1. 2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2 Т.
2. 2Li + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + Н2 Т.
3. 2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO2 Т + 2Н2О.
4. 3Li + 4HNO3 (разб.) = 3LiNO3 + NO Т + 2Н2О.
5. 2Li + Н2 = 2LiH (500—700° С).
6. 2Li + Е2 = 2L1E (комн., Е = F, С1, Вг; выше 200° С, Е = I).
12
7. 4Li + O2 = 2Li2O
8 2Li + S = Li2S
9 6Li + N2 (влажн ) = 2Li3N
6L1 + N2 = 2Li3N
10 2Li + 2C = Li2C2
11. 4Li + Si = Li4Si
12. 2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
2Li + NH3 = Li2NH + H2
13. Li + 4NH3(x) = [Li(NH3)4]° (син.)
(выше 200° С, примесь Li2O2).
(выше 130° С).
(комн),
(200—250° С, р).
(выше 200° С, вак.).
(600—700° С, примесь Li2Si).
(220° С),
(400° С).
[-40° С],
[Li(NH3)4]0 + иМН3(ж) [Li(NH3)4] + е иЫН3.
9 LiH —ГИДРИД ЛИТИЯ
Белый, легкий, плавится без разложения, разла!ается при дальнейшем нагрева-
нии. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами,
оксидами неметаллов. Получение см. 8", 20 .
Mr = 7,95; d = 0,82; /пл = 680° С.
1 2L1H = 2Li + Н2
2 LiH + Н2О = LiOH + Н2 Т
3 LiH + НС1 (разб ) = LiCl + Н2 Т
4 . 2LiH + О2 = 2LiOH
5 . LiH + Cl2 = LiCl + НС1
6 . 2LiH + 2S = Li2S + H2S
7 3L1H + N2 = Li3N +NH3
8 2L1H + 4C (графит) = Li2C2 + C2H2
9 . 2LiH + 2SO2 = Li2SO4 + H2S
10 LiH + CO2 = Li(HCOO)
11 4LiH + 3SiO2 = 2Li2SiO3 + Si + 2H2
12 . LiH+NH3 = LiNH2 + H2
13 . LiH + NHXm) = LiNH2 4 + H2T
14 . 4LiH + AIC13 = Li[AIH4] + 3LiCl i
15 2LiH(w) --------> 2Li (катод) + H2 T
(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. Li2O — ОКСИД ЛИТИЯ
Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Прояв-
ляет свойства оснбвных оксидов, энергично реагирует с водой (образуется
щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает
СО2 из воздуха. Получение см. 87, 121, 131 3, 14
Л/г = 29,88 d= 2,013; ГПЛ=1453°С; Гки|1« 2600° С.
13
1. Li2O + Н2О = 2LiOH.
2. Li2O + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + Н2О.
3. Li2O + H2S = Li2S + H2O (900 -1000° C).
4. 2Li2O + Si = 4Li + SiO2 (1000° C).
5. Li2O + Mg = 2Li + MgO (выше 800° C).
6. 3Li2O + 2A1 = 6Li + A12O3 (выше 1000° C)
7. Li2O + CO2 = Li2CO3 (500—600° C)
8 2Li2O + SiO2 = Li4SiO4 (1000° C),
Li2O + SiO2 = Li2SiO3 (1200—1300° C)
IL Li2O2 — ПЕРОКСИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется
водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получе-
ние см. 12 .
Мг = 45,88; d = 2.363.
1 2Li2O2 = 2Li2O + O2 (200 400° C).
2. Li2O2 H2O = Li2O2 + H2O (выше 0° C).
3. Li2O2 + 2H2O (хол.) = 2LiOH + H2O2,
2Li2O2 + 2H2O(rop.) = 4LiOH + O2T
4. Li2O2 + 2HC1 (разб , хол.) = 2LiCI + H2O2,
2Li2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Li2SO4 + 2H2O + O2 T.
5. 2Li2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 + O2 (выше 200° C),
Li2O2 + CO = Li2CO3 (40 -70° C)
12. LiOH — ГИДРОКСИД ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в
атмосфере Н2. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства основных
гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, погло-
щает СО2 из воздуха. Получение см. 81, 92,4, 101, 1З9, 166, 18й.
Мг = 23,95; <7=1,46; Ли = 471° С;
^=12,8(2О), 15,3(80).
1 2L1OH = Li2O + Н2О (800—1000° С, в атмосфере Н2).
2. LiOH Н2О = LiOH + Н2О (500° С, в атмосфере Н2).
3. LiOH (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + ОН“.
4. LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + Н2О.
5. 2L1OH (конц.) + СО2 = Li2CO3 4- + Н2О (комн.)
6 4LiOH (разб ) + SiO2(T><--> LuSiO^p) + 2Н2О (комн.).
7. 2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SO3 + Н2О.
8. 2LiOH + Н2О + 2Н2О2 (гор ) = Li2O2 Н2О2 ЗН2О 4 (в этаноле),
14
Li2O2 H2O2 3H2O = Li2O2 + Н2О2 + ЗН2О
9. 2LiOH (хол ) + С12 = LiClO + LiCI + Н2О,
6LiOH (гор.) + ЗС12 = LiClO3 + 5LiCI + ЗН2О.
(над Р4О10. вак.)
13.1л2СОз — 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 , I25, 164.
Л/, = 73,89; J=2,ll; /ПЛ = 618°С;
ks = 1,27(25), 0,85(75).
1 . Li2CO3 = Li2O + СО2
2 . Li2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + СО2 Т + Н2О.
3 Li2CO3 + С (кокс.) = Li2O + 2СО
4 . Li2CO3 + Mg = 2Li + MgO + CO2
5 и2СОз(Т) + H2O + CO2 < > 2LiHCOxp).
КИП.
6 . 2Li2CO3 + SiO2 = IJ4S1O4 + 2CO2
7 Li2CO3 + 4B(OH)3 = Li2B4O7 + CO2 + 6H2O
8 Li2CO3 + A12O3 = 2LiA102 + CO2
9 Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2L1OH + CaCO3
10 4Li2CO3 + 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. LiNO3 — 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
М, = 68,95; d = 2,38; tm = 253,0° С;
к5 = 74,5(2о), 194,1(70)
1 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + О2
2. LiNO3 ЗН2О = LiNO3 + ЗН2О
3. LiNO3 (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + NO3
4. LiNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = LiNO2 + H2O.
5. LiNO3 + Pb = LiNO2 + PbO
(475—650° C).
(200° С, вак.).
(pH 7).
(400° C).
15. Li3PO4 — ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ
Литиофосфат Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде,
растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кисло-
тами. Получение см 187'**.
15
Mt = 115,79; d = 2,537; /пл = 837° C; kx = 0,03(2O)
1 IJ3PO4 12H?O = Li3PO4 + 12H20 (120° С, вак.).
2. U3PO4 + 2HC1 (конц ) = L1H2PO4 + 2LiCl.
3. 2L13PO4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2HPO4 + Li2SO4,
U13PO4 + 3H2SO4 (кони.) =3LiHSO4 + H3PO4
4. 2L13PO4 + ЗСаСЬ (конц.) = 6LiCl + Саз(РО4)г
16. U2SO4 — СУЛЬФАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет)
Вступает в реакции обмена. Получение см. 9 , 19 .
Мг =109,94; d =2,221; tn„ = 859° С; к, = 34,7(20), 31,9(75)
1. IJ2SO4 Н2О = Li2SO4 + Н2О
2. LJ2SO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + SOj"
3. IJ2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4.
4. IJ2SO4 (конц.) + 1МагСОз = LJ2CO3 i +Na2SO4
5. Li2SO4 + BaCI2 = BaSO41 + 2LiCl.
6. Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 4- + 2LiOH.
7. Li2SO4 + Ba(N3)2 = 2LiN3 + BaSO4 4.
8. Li2SO4 + 4C (кокс) = L12S + 4CO
9. IJ2SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O
(130—500° C).
(pH 7).
(кип.)
(800—900° C)
(600—700° C).
17. LiF — ФТОРИД ЛИТИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде;
растворимость еще более понижается в i орячей 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
Mr = 25 94; <7= 2,635; /ПЛ = 845.1°С,
/кип = 1676° С; кг = 0,27(1К), 0,135(35)
I. LiF<T) + HF (конц.) = Li(HF2)(P).
2. LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSC>4 + HF T
3. LiF + HNO3 (конц.) = LiNO3 + HF t.
4. 2L1F + CaO = Li2O + CaF2
5. 2L1F + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + СаБг i.
(600—700° C)
18. LiCI — ХЛОРИД ЛИТИЯ
Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо
растворяется в воде (i идрояиза нет) Разлагается концентрированными кисло-
тами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 8 ’6, 93 , IО2, 124, 132, 165.
16
1.
2.
3.
4
5
6.
7.
8.
9
Л/г = 42,39; </= 2,068, г„л = 610°С; гкип=13£0°С; к, = 84,5(25), 112,3(8O).
LiCl H2O = LiCl +H2O (выше 98° C).
LiCl (разб ) + 4H2O = [Li(H2O)4]+ + СГ (pH 7).
2LiCl(T) + H2SO4 (конц.) = Li2SO4 + 2HC1 T (кип).
LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HC1 (450—500° C).
LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF i + NH4C1.
LiCl (хол.) + AgNO2 (насыщ.) = LiNO? + AgCI I.
3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO4 1 + 3KCI
3LiCl (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = L13PO41 + H2O + 3NaCl.
LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) [конц ] = [Li(NH3)4]Cl + 4H2O.
10. 2LiCl(X) )1ек_троли2> 2Li (катод) + Cl2 T (анод).
11. 2IJC1 + 2H2O эяектролиз» 2LiOH + H21 (катод) + Cl2 (анод).
12. 2LiCl<p) 2Li (катод) + Cl2 T (анод)
(на Hg-катоде)
19. I.i2S — 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. 88, 96, 103, 168’9
Мг = 45,95; d = 1,66; U = 950° С.
1 Li2S (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + S2’,
S2 + H2O<=? HS + ОН ; pA'o = L09.
2. Li2S + 2HCI (разб ) = 2LiCI + H2S t.
3 Li2S + 3H2SO4 (конц) = 2LiHSO4 + SO2 T + S i + 2H2O.
4 Li2S + 4HNO3 (конц.) = 2LiNO3 + 2NO2 ? + S 4 + 2H2O.
5. Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) =2LiHS.
6. Li2S + 2O2 = Li2SO4
7. 2Li2S + 2H2O (хол ) + O2 = S I + 4L1OH.
(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 89, 97.
М, = 34,83; d = 1,28; tnn = 813° С (р).
1. 2Li3N=6Li + N2
(300—500° С. вак.).
17
2. Li3N + 4Н?О (хол.) = 6'LfOH + М’НГ’Н2OW"*'W"",''‘
1L-r от .... .□ : <
I УПаУ >’< * ГО!. T> 3
рогия ”:i Е.В.Лок’м.лсс?. |
3. Li3N + 4HC1 (разб.) = 3L1C1 + NH4C1
4 Li3N + 3H2 = 3LiH + NH3 (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
Мг= 22,96; d = 1,178; tnn = 374° С.
1. 2LiNH2 = LizNH + NH3 (400—500° С).
2 LiNH2 + 2H2O (ход.) = LiOH + NH3 H2O .
3. LiNHj + 2HC1 (разб ) = LiCl + NH4CI
22. Li2NH — ИМИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде PeaiH-
рует с кислотами, водородом. Получение см. 8 2, 211
М, = 28,90; d= 1,48.
1. 3Li2NH = 2Li3N + NH3 (выше 500° С)
2. Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NH3 Н2О.
3. Li2NH + НС1 (разб.) = LiCl + NH4CI
4. Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH (250—35f)° C)
НАТРИЙ 1
23. Na —НАТРИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен-
ком), легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Темно-красный пар натрия состоит
из атомов Na (преобладают) и молекул Na2. В особых условиях образуется
фиолетово-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяет-
ся в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособ-
ный; на воздухе 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, Na2CO3, уголь, железо, А12О3, SiC, ZrO2), образуя
серо-черные моноатомные покрытия. Окрашивает пламя газовой горелки в
желтый цвет. Наиболее распространенный металл в морской воде. Получение
см. 2832, 29", 361011.
18
Mr = 22,990; (/<т) = 0,968; </(ж) = 0,927(ад);
/ш, = 97,83° С; /кип = 886° С
1 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 Т.
2. ^Na + 2НС1 (разб.) = 2NaCI + Н2 Т
3. 2Na + 2NaOH = 2Na2O + Н2
4. 2Na + Н2 = 2NaH
5. 2Na + O2 (воздух) = Na2O2
2Na + O2 = Na2O2
6 4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH
7. 2Na + E2 = 2NaE (комн.
8 2Na + E = Na2E
2Na + nS = Na2(S„) [
9. 6Na + N2 = 2Na3N
3Na + P (красн.) = Na3P (зел.)
10 2Na + 2C (графит) = Na2C2
11. 2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHSi + H2T
12. Na + 4NHxm) = [Na(NH3)4] (син.)
(600° C)
(250—400° C, p).
(сжигание, примесь Na2O),
(250—400° C).
E = F, Cl; 150 250° С, E = Br, I)
(выше 130° С, E = S, Sc, Те),
40° С, в жидк. NH3, n = 1, 2, 4, 5]
(100° С, электрич. разряд),
[200° С, в атмосфере Аг].
(150—200° С)
(в бензоле).
[ 40° С],
[Na(NH3)4] + nNH^-------> [Na(NH3)4]+ + е nNH3.
13. 2Na + 2NHXr) = 2NaNH2 + H2
14. 2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H2O
(350° C).
(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, 820
Мт = 24,00; (/= 1,364; /пл = 638° С (р).
I. 2NaH = 2Na + Н2
2. NaH + Н2О = NaOH + Н2 Т.
3. NaH + НС1 (разб.) = NaCI + Н2 Т.
4. 2NaH + О2 = 2NaOH
5. NaH + Cl2 = NaCI + НС1
2NaH + 2S = Na2S + H2S
6. 2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2
7. NaH + CO2 = Na(HCOO)
8. 2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S
9. 4NaH + AIC13 = Na[AIH4] + 3NaCl
10. 2NaH + (FenFe^n )O4=4NaOH + 3Fe
11. 2NaH + TiCI4 = Ti + 2NaCl + 2HCI
12. NaH + NH3(I) = 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 основные
свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кисло-
тами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение
см 235’5. 261 10, 2815, 291, 294 ,3039.
Мг = 61,98; d = 2,36; tnn = 1132° С (р).
1. 2Na2O = Na2O2 + 2Na (выше 700° С).
2. Na2O + Н2О = 2NaOH.
3. Na2O + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Н2О
4. Na2O + СО2 = Na2CO3 (450—550° С).
5. Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2 (250° C)
6. Na2O + AI2O3 = 2NaAIO2 (1200° C).
7. 2Na2O + O2 = 2Na2O2 (250- 350° C, p).
8. Na2O + NH3(x) ——> NaNH2 + NaOH (- 50° C)
26. \a2O2 — ПЕРОКСИД НАТРИЯ
Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaO2). При нагревании на воздухе
желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное
строение (Na+)2(O2 ) Поглощает СО2 из воздуха. Полностью разлагается
водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно-
и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Получение см. 23 , 25* 7, 28 1
Mr = 77,98; d = 2,60; Гпл = 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 + 2Н2О (гор ) = О2Т + 4NaOH
4 . Na2O2 + 2НС1 (разб., хол ) = 2NaCI + Н2О2
5 2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О + О2t.
6 Na2O2 + О2 = 2NaO2 (450—500° С, р).
7 2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O (100° С).
2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O (100° С)
3Na2O2 + 2А1 (порошок) = 2NaAlO2 + 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 + 8НЮ +
+ 5Na2SO4 + K2SO4.
12 Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = I2 4 + 2Na2SO4 + 2H2O.
20
13 3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)6] (гор ) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O
14 Na2O2 + 2H2SO4 (разб ) + 2FcSO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O,
Na2O2 + 2Ре(ОН)2(суспензия) = 2FeO(OH)l +2NaOH
27. NaO2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления Имеет ионное
строение (Na+) (О2). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углеро-
да. Сильный окислитель Получение см. 266, 406
М, = 54,99; <7=2,21.
1. 2 NaO, 'w0”°-g-> Na;O2 > Na2O. 2NaO2 + H2O (хол ) = NaOH + NaHO2<P) + O2T, 2NaHO2(p) —^-4 2NaOH + O2T (комн )
3. 4NaO2 + 2H2O (гор ) = 4NaOH + 3O2T
4. 2NaO2 + 2HCI (разб., хол.) = 2NaCl + H2O2 + O2t
5 4NaO2 + 2CO2 = 2Na2CO, + 3O2 (комн)
6 2NaO2 + CO = Na2CO3 + O2 (100° С)
7. 4NaO2 + ЗС(графит) = 2Na2CO3 + CO2 (100° С).
8. NaO2 + А1(порошок) = NaAlO2 (100е С).
28 NaOH—ГИДРОКСИД НАТРИЯ
Едкий натр, каустическая сода, каустик. Белый, гигроскопичный, плавится и
кипит без разложения Хорошо растворяется в воде (с высоким экзо-эффектом),
создает в растворе сильнощелочную среду Сильно снижает растворимость
многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляег
свойства основных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кисло-
тами, реагирует с кислотными оксидами Поглощает СО2 из воздуха Реагирует
с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами Получе-
ние см. 231'6, 252, 298, 36".
Mr = 40,00; d =2,130; U = 321°C;
Гкип = 1390° С; А, = 108,7<20), 314(н0).
1. NaOH Н2О = NaOH + Н2О
2 NaOH(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + ОН
3. NaOH + НС1(разб.) = NaCI + Н2О.
4. 2NaOH + Н2БО4(разб ) = Na2SO4 + Н2О,
NaOH + H2SO4(kohu., хол.) = NaHSO4 + Н2О.
5 NaOH + HNO3(pa36 ) = NaNO3 + H2O.
6. NaOH(paa6.) + НзРО4(конц.) = NaH2PO4 + H2O,
2NaOH(pa36.) + Н3РО4(разб.) = Na2HPO4 + 2H2O,
3NaOH(KOHU.) + Н3РО4(разб ) = Na3PO4 + 3H2O.
(100 400° С, вак).
21
7. NaOH + НЕ(разб.) = NaF + H2O. NaOH + 2HF(kohu.) = Na(HF2) + H2O.
8. NaOH(KOHu) + HCN = NaCN + H2O
9. 6NaOH(pa36.) + 4F2= OF2T + 6NaF + O2T + 3H2O.
10. 2NaOH(Konn., хол.) + E2 = NaEO + NaE + H2O (E - Cl, Br. I),
6NaOH(KOHU., гор.) + 3E2 = NaEO? + 5NaE + 3H2O.
11. 12NaOH(KOHu., гор ) + 5CI2 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCl + 6H2O
12. 20КаОН(разб., гор.) + 7C12 + I2 = 2Na3H2IOftl +14NaCI + 8H2O,
24№ОН(конц., хол.) + 7C12 + l2 = 2NasIOf,l +14NaCI + 12H2O.
13. 6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 • H2O) —1—> 6NaBr + N2T + 8H2O (комн ).
14. 2NaOH(iop.) + 12 + H2O2 =2Nal + O2T + 2H?O,
2NaOH(xon.) + i2 + H2S(r) = 2Nal + Si + 2H2O
15. 2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2 (600° C)
16. 4NaOH + ЗСа-3CaO + Na2O + 2Na + 2H2 (600° C).
17. 2(NaOH H2O) + 2A1 = 2NaAlO2 + 3H2 (400—500° C),
2КаОН(конц.) + 6Н2О(гор ) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2T
18. 2NaOH(KOHit) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2T.
19. NaOH(pa36.) + EO2 = NaHEO3 (E = C, S),
2NaOH(KOnu.) + EO2 = Na2EO3 + H2O.
20 4NaOH(KOHn.) + SiO2—-—> Na4SiO4 + 2H2O,
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (900—1000° C).
21. 4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O 22. 2NaOH(xoji.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O, 4NaOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O. (350—400° C).
23. 2NaOH + AI2O3 = 2NaA102 + H2O (900 1IOO°C),
NaOH + A1(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O (1000° C).
24. 2NaOH(KOHU„ гор.) + 3H2O + AI2O3 =.2Na[Al(OH)4], NaOH(KOHii.) + A1(OH)3 = Na[Al(OH)4].
25. 2NaOH(60%-ft) + H2O + 7nO = Na2[Zn(OH)4] (90° C),
2NaOH(KOHu.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] (комн.).
26. NaOH(KOHu) + NH4CI(kohh.) = NaCI + NH3? + H2O (кип.).
27. 2NaOH(pa36.) + Fcl2 = 2NaI + Fe(OH)2l 2NaOH(pa36.) + 2AgNO3 = Ag2Ol + H2O + 2NaNO3. (в атмосфере N2).
28. 3NaOH(pa36.) + A1C13 = A1(OH)31 + 3NaCl, 4NaOH(KOHii) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
29. 2NaOH(pa36 ) + ZnCI2 = Zn(OH)2l + 2NaCI, 4№ОН(конц.) + ZnCl2 = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCI
30. 2NaOH(pa36., хол.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OH)2l.
31. 2NaOH + 2H2O + ЗН2О2(конц.) = Na2O2 • 2H2O2 4H2O1 (0° С),
Na2O2 2H2O2 • 4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O (комн., над конц. H2SO4).
32 4NaOH(iK) - элсктролиз > 4№(катод) + О2Т(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 , 2819, 301'4, 327.
Л/г = 105,99; d = 2,539; 1,446 (10-гидраг);
/пл = 851° С; kf = 21,8<2О>, 45,1(80).
1. Na2CO3 = Na2O + СО2 (выше 1000° С).
2. Na2CO3 ЮН2О = Na2CO3+ ЮН2О (100—120° С, вак.).
3. Na2CO3(pa36.) + 8Н2О - 2[Na(H2O)4f 4 СО| ,
СО| + H2O<ZZ? НСО5 + ОН ; рКо = 3,67.
4. Na2CO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCI + СО2Т + Н2О.
5. Na2CO3(Hacwni.) + Н2О + СО2 = 2NaHCO3l (30—40° С).
6. Na2CO3 + 2НР(разб.) = 2NaF + Н2О + СО2Т,
Na2CO3 4 4HF(kohu.) = 2Na(HF2) + СО2Т + Н2О.
7. ЗКа2СО3(конц.) 4- 2Н3РО4(разб.) = 2Na3PO4 + ЗН2О 4 ЗСО2Т (кип ).
8. Na2CO3 4 М(ОН)2(насыщ.) = МСО31 4 2NaOH (М = Са, Sr, Ва).
9. 3Na2CO3 4 ЗН2О(гор.) + 2А1С13 = 2A!(OH)3i + ЗСО2Т + 6NaCl.
10. Na2CO3(KOHU„ гор.) + ЗЕ2 = 5NaE + NaEO3 4 ЗСО2Т (Е = CI, Br, I).
’ 11. Na2CO3 + 2С(кокс) = 2Na 4 ЗСО (900 -1000° С).
12. Na2CO3 4- С(кокс) 4 CaCN2 = 2NaCN 4 СаСО3 (600—700° С).
13. Ма2СО3(конц.) 4- SO2 = Na2SO3 + СО2Т
30. NaHCO3 — 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. 2819, 295, 368.
Мт = 84,01; d = 2,24; ks = 9,59(2О), 20,2(8О>
1 2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2О (250—300° С)
2. NaHCO3(pa36.) 4 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HCOj,
НС05 4 Н2О<=? Н2СО3 + ОН ; рКо = 7,63
3 NaHCO3 + НС1(разб) = NaCI + СО2Т 4- Н2О
4. NaHCO3 + NaOH(KOHn.) = Na2CO3 4- Н2О
5 6№НСО3(конц.) + 3CI2 = NaClO3 4 5NaCl + 6CO2T 4 3H2O (кип.).
6. NaHCO3 4- SO2(r) = NaHSO3 4- CO2T
23
7. NaHCO3 + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2T + H2O.
8. 4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + 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 концен трированной азотной кислоте.
Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только
атомным водородом. Получение см. 285 22, 2985 5, 303 4
Мг = 84,99; d = 2,266; тпл =306,5° С; ks = 87,6<20), 149(М).
1. 2NaNO3 = 2NaNO2 + О2 (380—500° С; примеси Na2O, NO2).
2. NaNO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + NO3 (pH 7).
3. 'NaNO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NaNO2 + H2O (комн ),
NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + NaOH (кип.).
4. 2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4H2O (230—300° C).
5. 8NaNO3 + lONa = N2 + 6Na3NO4 (250° С, вак.),
NaNO3 + Na2O= Na3NO4 (310—320° C).
6. NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2 (выше 350° C).
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 Хороню растворяется в воде (гидролиза не г). Вступает в
реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см 284
ЗЗ5, 363, 396 ".
Mr = 142,04; d = 2,66; тпл = 884° С;
/кип = 1430° С; кх = 19,2(20), 43,3(80,.
I. 2(Na2SO4 ЮН2О)(Ж) = Na2SO4i + Na2SO4(nacbiin ) + 20Н2О (32,384° С).
2. Na2SO4(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO^~ (pH 7).
3. МагБСЦт) + Н25О4(конц.) = 2NaHSO4(P).
4. Na2SO4 + SO3 = Na2S2O7.
5. Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O (550—600° С, кат. Fe2O3).
6. Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2 (100—150° C).
7 Na2SO4 + 2С(кокс) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS + CO2 (1000° C).
8. Na2SO4 + BaX2 = BaSO4l + 2NaX (X = СГ OH^.
33. NaHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НАТРИЯ
Белый Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Хорошо растворяется в воде, создаст кислотную среду за счет полного про-
24
толиза иона HSO4. Кристаллогидрат NaHSO4 Н2О имеет строение
NaH3O*SO4.Нейтрализуется щеючами Вступает в реакции обмена. Полу-
чение см. 284, ^23, З63, 424
Мг = 120,06; d = 2,742, 2,103 (кр); tm = 186° С;
kt = 28,6(0), 50(|00)
1. 2NaHSO4 = Na2S2O7 + Н2О
2. NaHSO4 Н2О =NaHSO4 + H2O
2(NaHSO4 Н2О) = Na2S2O7 + ЗН2О
3. NaHSO4(KOHU.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSO4,
HSO4 + H2O = SO^ + H3O+
4. NaHSO4 + NaOH(KOHU-) = Na2SO4 + H2O.
5 NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HC1
(250 -320° С, вак.)
(до 120° С, вак ),
(250° С).
(разбавление).
(450—800° С)
34. NaF — ФТОРИД НАТРИЯ
Вил шомит. Белый, плавится без разложения Умеренно растворяется в воде
(гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры Кристал-
логидратов нс образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступа-
ет в реакции обмена. Получение с.м. 237. 28 6, 2373 5
Мт = 41,99; d = 2,558; /пл = 997° С;
к, = 4,28(z0>, 4,69(*0).
1 №Б(разб ) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + F",
F" + H2O<Z=* HF + ОН , ptfo = 10,82.
2. NaF + HF(kohh) = Na(HF2),
NaF + hHF(X) = NaF «HF^,точнее Na[F(HF)„] (n = 1 -? 4).
3. 2NaF + H2SO4(kohh.) = Na2SO4 + 2HFT (кип.).
4. NaF + LiOH(nacbiin) = NaOH + LiFi.
5 2NaF(KOHu ) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]i + 2HF
6. 3NaF(KOHU.) + AIF3 = Naj[AIF6]i.
7. NaF(n<) электролиз > 2Nai(KaTOfl) + Р2Ф(анод)
35. Na(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив в сухом воздухе. Умеренно
растворяется в воде, анион частично разлагается и за счо протолиза HF
создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон-
центрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287,
296, 342.
Мг = 61,99; d = 2,08; ks = 3,25(20), 7,5<90).
25
I Na(HF2) = NaF + HF
2. Na(HF2)(pa36.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HF2 ,
HF2<= > HF + F", HF + H2O<=^ F + Н3(Г; pA\ = 3,18.
3. 2Na(HF2) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 4HFt
4. Na(HF2) + NaOH(KOHu) = 2NaF + H2O.
5. Na(HF2) + Са(ОН)2(насыщ.) = NaOH + H2O + CaF2l.
(270—400° C).
(кип.).
36. NaCI — ХЛОРИД НАТРИЯ
Поваренная соль, галит. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность
резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей маг-
ния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидро-
лиза нег); растворимость мало зависит о г температуры, но сильно снижается в
присутствии HCI, NaOH, хлоридов металлов Растворяегся 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, 283’2б, 294, 32й.
Мг = 58.44; <7=2,165; = 800,8° С;
/кип = 1465° С; ks = 35,9(20), 38,1(80).
1 NaCI 2Н2О1 < > NaCl(nacbnn ) + 2Н2О (до +0,15° С),
NaCi 2Н2О = NaCI + 2Н2О (комн., в сухом воздухе).
2. NaCl(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4f + С! (pH 7)
3. NaCl(T) + H2SO4(kohu.) = NaHSO4 + HCI t (до 50° С).
2NaCI(T) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 2HC1T (кип).
4. NaCi + NaHSO4 = Na2SO4 + HCI (450—800° C).
5. 2NaCl(T) + 4H2SO4(kohu.) + PbO2 = Cl2t + Pb(HSO4)2 + 2NaHSO4 +
+ 2H2O (komh.),
2NaCI(T) + 2H2SO4(kohu ) + MnO2 = CI2t + MnSO4 + Na2SO4 +
+ 2H2O (100° C)
6. 10NaCl(T) 4 8H2SO4(kohu., гор.) + гКМпО^ = 5Cl2t + 2MnSO4 +
+ 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
7. NaCl(Hacbim) + AgNO2(Hacbiiu.) = NaNO2 + AgCI>l,
NaCl(pa36.) + AgNO3 = NaNOj +AgCli.
8. NaCl(Hacwm) + H2O + NH3 + CO2 = NaHCO4 + NH4C1.
9 NaCi + AICI3 = Na[AICI4] (д0 300° C).
10 2NaCl(M) ----77071 3> 2№(катод) + С12Т(анод).
II. 2NaCI+2H,O х'1е*троя"> H2t(KaToA) + Cht(aliO4) + 2NaOH.
2NaCI<« ^а(каТоА) + С12Т(аНоД).
26
37. NaBr — БРОМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Восстановитель Получение см 237, 28 3, 386
Л/г = 102,89; d = 3.211; U = 755° С; = 9О,8(2о), 118,3(К0).
1. NaBr • 2Н2О = NaBr + 2Н2О (выше 51° С, вак ).
2. МаВг(разб) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Вг (pH 7).
3. 2NaBr(T) + H2SO4(10 50%, хол.) = Na2SO4 + 2HBr,
2NaBr(T) + ЗН25О4(>50%-я, гор ) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O
4. 2NaBr(rop.) + Cl2 = 2NaCl + Br2t.
5. 5NaBr + ЗН2БО4(разб.) + NaBrOj = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O,
2NaBr + 2H2SO4(kohu) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип).
6 NaBr + 3H2O _3J1CKTpojlHJ > зн2Т(ка-юд) + NaBrOj (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 2 , 5247.
Mr = 149,90; d = 3.667; гпл = 661 ° С; ks=\ 79,3(20), 296<8О).
1 2NaI = 2Na + 12 (выше 1400° С).
2. Nal 2Н2О = Nal + 2Н2О (выше 68,9° С, вак.)
3. Nal(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Г (pH 7).
4. 8NaI(T) + 9H2SO4(kohh.) = 412l + H2Sf + 4H2O + 8NaHSO4 (30—50° С),
2NaI(T) + 4HNO3(kohu.) = I2l + 2NO2t + 2H2O +
+ 2NaNO3 (кип., примесь HIO3).
5. 6NaI + 2H2O + O2 —-—-> 4NaOH + 2Na[I(I)2] (комн., на свету),
4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 2124- + 4NaCl + 2H2O (комн., на свегу).
6. 2NaI(xo.'i.) + Е2 = 2NaE + I21 (Е = Cl Br),
Nal(rop ) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.
7. Nal + 4NH3(M) = [Na(NH3)4]lJ<Z=> [Na (NH3)4]+ +• Г.
8. 2Nal + 3H2SO4(kohu.) + MnO2 = 2NaHSO4 + l2i + 2H2O.
9. Nal + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5IO6 + 4NaNO2 + 2H2O (300—330° C)
10. Nal + 3H2O -----——> ЗН2Т(катод) + №1О3(анод).
39. Na2S — СУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош-
кообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воле
(сильный гидролиз по аниону). Реакционпоактивный; во влажном состоянии
окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами Типичный
восстановитель. Получение см. 238, 325, 4 1 36.
27
Л/г = 78,05; d = 1,86; /пл = 1180° C; ks = 18,6(2O>, 49,2(S0)
I. Na2S 9H2O = Na2S + 9H2O (15—35° С; над конц. H2SO4, Р4Ою).
2. Na2S(pa36 ) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S2".
S2 + HO^zz» HS" + OH"; pXo = 1,09.
3. Na2S + Ж£Цра-з5) =?NaCl
4*^isV3H^O4(KOHU.) = 2NaHSO4 + SO2T + Si + 2H2O,
Na2S + 4HNO3(kohu.) = 2NaNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O.
5. Na2S(P) °Чкаон:Л > $(коллоил)> NaXsn), Na2SO3S.
6. Na2S(T) +2O2= Na2SO4 (выше 400° C).
7. Na2S + Н25(насыщ) = 2NaHS.
8. Na2S(P) + (n - l)S = Na2(S„) [кип ],
Na2S + S = Na2(S2) [600° CJ,
Na2S + 3S = Na2(S4) [400° C],
Na2S + 4S = Na2(S5) [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 H АТРИЯ
Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальней-
шем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз
по аниону) Разлагается в кипящем растворе Нейтрализуется щелочами (в
отличие от NH4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется
кислородом воздуха. Получение см. 2311, 397, 4136 12 22
Мт = 56,06; d = 1,79; U = 350° С; кт = 75,5<20).
1 NaHS = Na2S + H2S
2 NaHS лН2О’1 < > NaHS(nacbim ) + лН2О
3. NaHS(pa36 ) + 4Н2О(хол.) = [№(Н2О)4Г + HS",
HS + HO^ZZZ* H2S + OH ; pKo = 7,02
4. 2NaHS(P) = Na2S + H2St
5. NaHS + НС1(разб.) = NaCI + H2ST
NaHS + 3HNO3(kohu.) = Si + 2NO2T + NaNO3 + 2H2O.
6. NaHS + №ОН(конц.) = Na2S + H2O.
7. 2nNaHS(T) + (n - |)O2 = 2H2O + (2и 4)NaOH + 2Na2(S„)
8. NaHS(Hacwui, гор.) + NaOH + (n - 1)S = Na2(S„) + H2O.
(450—500° C).
(комн., n > 3).
(кип.).
[100 -250° С].
41. Na2(S„) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2 ) НАТРИЯ
Смесь Na2(S„) [л = 2, 4, 5] имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого
цвета Все Na2(S„)- весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы —
28
коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при
возрастании и. Хорошо растворяются в воде, i идролизуются (по аниону)
значительно слабее чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску Окисля-
ются на воздухе Реагируют с кислотами, сильными восстановителями Полу-
чение смеси Na2(S„) см. 238, 39s, индивидуальных Na2(Sn)— 39*.
Na2(S2)' Mr = 110.11; /11л = 490° С.
Na2(S4): Мх = 174,24; d = 2 08, /11Л = 286° С.
Na2(S5); Mr = 206,31; J =2.08; /11Л = 253° С.
I. Na2(Sn) = Na2S + (и - I )S (выше 600° C).
2. Na2(S„)[pa36.] + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S^~ ,
+ H2O<—*Н5Л + OH ; ptfo = 7,70 (n = 4); 8.30(л = 5)
3. Na2(S„) + 2НС1(разб.) = 2NaCI + H2ST + (и - 1 )S1 (комн ),
Na2(S„) + 2НС!(конц ) = 2NaCl + H2S„ (- 15° C).
4. 2Na2(S^) + 2Н2О(хол.) + O2 = л8(колпоид) + 4NaOH (на свету),
2Na2(S„)(Hacbiiu., гор.) + 3O2 = 2Na2SO3S + (2n - 4)Sl
5. Na2(S„) + H2O + SO2 = Na2SO3S + H2ST + (n - 2)S1 (комн.).
6. Na2(S„) + SnS2 = Na2[SnS3] + (n - 1)S1,
3Na2(S„) + As2S3 = 2Na3[AsS4] + (3z? - 5)Sl
7. Na2(S„) + (n - l)Na[Sn(OH)3] + 3(n - l)NaOH = nNa2S + (и - I )Na2[Sn(OH)6]
42. NaNH2 —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.
Mr = 39,01; d = 1,39; rlul = 210°C; /кип = 400е С
1. 6NaNH 2 = 6Na + 4NH3 + N2 (500 600° С)
2. NaNH2 + 2Н2О(хол ) = NaOH + NH3 H2O,
NaNH2 + H2O(rop ) = NaOH + NH3T.
3 NaNH2 + 2НС1(разб.) = NaCI + NH4CI
4. 2NaNH 2 + 2HNO3 = NaN3 + NaNO3 + 3H2O (кип).
5. NaNH2 + С(кокс) = NaCN + H2 (500 600° С).
6. NaNH2 + NH4Cl = 2NH3 + NaCI (-40° С, в жидк. NH3).
КАЛИЙ
43. К — КАЛИЙ
Щелочной металл. Серебрисго-бслыи (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
(темно-синий раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционно-
способный, сильнейший восстановитель; реагирует с Ог воздуха, водой (идет
воспламенение выделяющегося Н2), 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, А! и Ga. Образует
интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в
фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение
см 441, 4925, 576'7, 76013, 7612'.
Л/г = 39,098 </(т) = 0,8629; = 0,83(64>;
гпл = 63,51°С; гкип = 760° С
1. 2К + 2Н2О = 2КОН + Н2Т
2 2К + 2НС1(разб ) = 2KCI + Н2Т
3. 8К + 6Н28О4<разб.) = 4K2SO4 + SO2 + S1 + 6Н2О (примесь H2S)
21К + 26HNO3(pa36.) = 2!KNO3 + NOT + N2OT + N2t + I3H2O.
4. 2K + 2KOH = 2K2O + H2
5. 2K + H2 = 2KH
6. К + О2(воздух) = KO2
К °2 > K2O21 °2,т > KO2I
7. 4K + O2 + 2Н2О = 4КОН
8 2К + Е2 - 2КЕ
9 2К + Е = К2Е
10. ЗК + Р(красн.) = К3Р(зел.)
11. 2К + 2Н28(насыщ.)= 2KHS>1 + Н2Т
12 2К + 2NHXr)= 2KNHz + Н2
13. К + 6NH3(X) = [K(NH3)6] (т.-син.)
[K(NH3M + nNH3w <=> [K(NH3)6]+
(450° C).
(200—350° C).
(сгорание, примесь КгО2),
(- 50° С, в жидк. NH3)
(комн ; Е = F, Cl, Вт, I)
(100 200° С; Е = S, Sc, Тс).
[200° С, в атмосфере Аг],
(в бензоле).
(65 105° С).
[- 50° С],
е~ nNH3.
44. КН —ГИДРИД КАЛИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится
без разложения Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 435.
Л/г = 40 II; </=1,43; Гпл ~ 400° С (р)
1 2КН = 2К + Н2
2 КН + Н2О = КОН + Н2Т.
3. КН + НС1(разб.) = KCI + Н2Т.
4. 2КН + О2 = 2КОН
5. КН + С12 = КС! + HCI
6. КН + СО2 = К(НСОО)
(400° С, вак.).
(выше 200° С).
(400—450° С),
[до 150°С, р].
30
7. 4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2H2 (500° C).
8 KH + NH3(I) = KNH2 + H2 (300° C).
45. K2O — ОКСИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый Проявляет основные свойства, энергично
реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислот-
ными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком Получение см. 434, 471 |2,
49", 50'.
М< = 94,20; d = 2,33, /пл = 740° С (р).
1. 2К2О = К2О2 + 2К (350 430° С)
2 К2О + Н2О = 2КОН.
3 К2О + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2О.
4 К2О + СО2 = К2СО3 (400° С).
5. К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3 (150 200° С).
6. К2О + А12О3 = 2КА1О2 (1000° С).
7. К2О + МЩж) ——► KNH2I + КОН (- 50° С).
46. К 2О2 —ПЕРОКСИД КАЛИЯ
Белый (с примесью КО2 — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет
и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение
(К+)2(О2 ). Чувствителен к СО2 воздуха. Полностью разлагается водой, кисло-
тами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восста-
новительные свойства. Получение см. 436, 47', 4924
Мг =110,19; <7=2,40; fnn = 545° С (р).
I. 2К2О2 = 2К2О + О2 (выше 500° С).
2. К2О2 + 2Н2О(хол.) = 2КОН + Н2О2,
2К2О2 + 2Н2О(гор.) = 4КОН + О2.
3. К2О2 + 2НС1(разб„ хол.) = 2КС1 + Н2О2.
4 2К2О2 + 2Н28О4(разб., гор.) = 2K2SO4 + 2Н2О + O2t.
5 К2О2 + ОДвоздух) = 2КО2 (комн.)
6. 2К2О2 + 2СО2 = 2К2СОз + О2, К2О2 + СО = К2СО3 (комн ).
7. 2К2О2 + С(графит) = К2СО3 + К2О (100° С).
8 5К2О2 + 8Н28О4(разб.) + 2KMnO4= 5O2t + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8Н2О
47. КО2 —НАДПЕРОКСИД КАЛИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плави тся под избыточным
давлением. Имеет ионное строение (К+) (О2). Реагирует с водой, кислотами,
моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный
окислитель. Получение см. 436.
Мг = 71,10, <7=2,158; 6m = 535° С (р).
31
I КО2 2900К2О2—> К2О.
2. 2КОг + Н2О = КОН + КНОад + О2Т
2КНО2(р) —1—► 2КОН + О2Т
3 4КО1 + 2Н2О(гор.) = 4КОН + ЗО2Т.
4. 2КО2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2 + О2Т.
5. 2КО2 + Н2$О4(безводн.) = K2SO4 + ОзТ + Н2О
6. КО2 + Оз = К Оз + О2
7. 2КО2 + S - K2SO4
2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2
8. 4КО2 + ЗС(графит) = 2К2СОз + СО2
9 4КО2 + 2СО2(влажн ) = 2К2СОз + ЗО2
10 2КО2 + СО = К2СОз + О2
11. 2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + О2
12. КО2 + ЗК = 2К2О
13 2КО2 + 2NH3 —2КОН + N2 + 2Н2О
(0°С),
(комн.).
(комн.).
(до 0° С в жидк. CCI2F2)
(130—140° С),
(100° С).
(30° С),
(комн )
(50° С)
(70° С).
(700° С, р).
(комн)
48. КОз — ОЗОНИД КАЛИЯ
Оранжево-красный Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании
Имеет ионное строение (К+)(О3) Хорошо растворяется в жидком аммиаке,
частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой.
Очень сильный окислитель. Получение см. 47,4910
Мт = 87,10; </=1,99.
1. 2КОз = 2КО2 + О2 (20—60° С).
2 4КО3 + 2Н:О = 4КОН + 5O2t (примесь радикалов ОН0).
3 4КОз + 4НС1(разб., хол.) = 4KCI + 5O2t + 2Н2О,
2КОз + 4НС1(разб , гор.) = 2КС1 + С12Т + 2О2Т + 2Н2О
4. 4КОз + Н2О(влага) + ЗСО2 = К2СОз + 2КНСО3 + 5О2 (комн.).
5. 6КОз + 5S = K2SO4 + 2K2S2O7 (50° С)
6 КОз + МЩж) <=* 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. 43 7, 5О10, 577.
Мг = 56,11; d = 2,044; г11Л = 404° С;
32
Гкип= 1324° С;
kv = 112,4(20>, !62,5(80)
1 КОН • 2Н2О = КОН • Н2О + Н2О (33—40° С, вак ),
КОН Н2О = КОН + Н2О (500° С, вак ).
2. КОН(разб ) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ОН’.
3. КОН + НСЦразб.) = КС1 + Н2О, КОН + HNO3(pa36.) = KNO3 + Н2О
4. 2КОН + Н25О4(разб.) = K2SO4 + 2 Н2О,
КОН + Н25О4(конц., хол.) = KHSO4 + Н2О
5. КОН(разб.) + Н3РО4(конц.) = КН2РО4 + Н2О,
2КОН(разб ) + Н3РО4(разб.) = К2НРО4 + 2Н2О.
ЗКОН(конц) + Н3РО4(разб.) = К3РО4 + ЗН2О.
6. КОН(разб.) + НЕ(разб.) = KF + Н2О,
КОН(конц) + 2HF(kohu.) = K(HF2) + Н2О.
7. КОН(конц.) + HCN = KCN + Н2О.
8. 2КОН(конц., хол.) + Е2 = КЕО + КЕ + Н2О (Е = Cl, Br, I),
6КОН(конц., гор.) + ЗЕ2 = КЕО3 + 5КЕ + ЗН2О.
9. 12КОН(конц., гор.) + 5С12 + Br2 = 2KBrO3 + I0KCI + 6Н2О.
10. 4КОН + 4О3 = 4КО3 * О2 + 2Н2О
И. 2КОН + 2К = 2К2О + Н2
12. 2(КОН 2Н2О) + 2А1 = 2КА1О2 + ЗН2 + 2Н2О
2КОН(конц.) + 6Н2О(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)4] + ЗН2Т.
13. 2КОН(конц.) + ЕО2 = К2ЕО3 + Н2О
КОН + ЕО2 = КНЕО3 4
14. 6КОН(конц.) + 5SiO2 = K^iO^p) + K2Si4O9^ + ЗН2О.
15 4КОН + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2Н2О
16. 2КОН(разб.) + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + H2O.
17. 2КОН(хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + H2O,
4KOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4KNO3 + 2H2O
18. 2KOH + AI2O3 = 2KA1O2 + H2O
KOH + A1(OH)3 = KA1O2 + 2H2O
19. 2КОН(конц , гор.) + 3H2O + A12O3 = 2K[AI(OH)4],
КОН(конц ) + AI(OH)3 = К[А1(ОН)4].
20. КОН(конц) + NH4C1(kohu.) = KC1 + NH3t + H2O
21. 2KOH + Fel2 = 2KI + Fe(OH)2l
2КОН(разб.) + 2AgNO3 = Ag2Oi + H2O + 2KNO3.
22. ЗКОН(разб.) + A1C13 = Al(OH)3i + 3KC1,
4КОН(конц.) + AICI3 = K[AI(OH)4] + 3KCI.
23. бКОН(конц) + 2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5H2O
(до 20° С).
(400—450° C).
(400—500° C),
(E = C, S),
(в этаноле).
(400° C).
(900—1100° C).
(1000° C).
(кип.).
(в атмосфере Nj),
24. KOH + (2—4)Н2О2(конц.) —I—> K2O2 (2- 4)H2O21 (0° C)
K2O2 • (2-4)H2O2 —I—> K2O2 + (2 4)H2O2 (над конц. H2SO4).
•“ъ с л Wyr w ▼ ЭЛ CK1 oo JI ИЗ *
25. 4КОН(Ж) ----------> 4К(катод) + О2Т (анод) + 2Н2О.
I — 2270
33
50. К2СОз — 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. 47s’10 l4, 491 .
511'4, 538.
Mf = 138,20; d = 2,428; гпл = 891° С;
ks = 111,0(2О), 139,2(80).
I. К2СОз = К2О+ СО2 (выше 1200° С).
2. К2СОз 1,5Н2О = К2СО3+ 1,5Н2О (100—150° С, вак ).
3. К2СОз(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + COf,
СО2 + H2O<Z=* НСО3 + ОН-; рКо = 3,67
4. К2СО3 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + CO2t + Н2О.
5. К2СО3(насыщ.) + 2НСЮ4(конц., хол.) = 2KC!O4i + Н2О + СО2Т
6 ЗК2СО3(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2К3РО4 + ЗН2О + 3CO2t
7. К2СОз + 2НР(разб.) = 2KF + Н2О + СО2Г,
К2СОз + 4HF(kohh.) = 2K(HF2) + Н2О + CO2t.
8. К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСО3 (30 40° С)
9. К2СОз(разб.)+ Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2Т.
10. К2СОз + Са(ОН)2(насыщ.) = СаСО31 + 2КОН.
11 ЗК2СОз(конц„ гор.) + ЗЕ2 - 5КЕ + КЕОз + ЗСО2Т (Е - Cl, Br, I).
12. ЗК2СО3 + ЗН2О(гор.) + 2A1CU = 2А1(ОН)31 + ЗСО21 + 6КС1.
13. ЗК2СОз + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)i + ЗСО2Т (кип.)
14. К2СО3 + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСОз I
15. К2СО3 + С(кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСОз (900° С).
16. К2СО3 + C(NH2)2O = 2KOCN + 2Н2О м0
51. КНСОз — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ
Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления.
Устойчив на воздухе. Имеет строение (К+)2(НСОз)2 .Хорошо растворяется в
воде (слабый гидролиз по аниону) Кристаллогидратов не образует Разлагает-
ся кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена Получе-
ние см. 4913, 50х.
Л/г= 100,11; <7=2,17; = 33,3(20), 68.3(7,,).
I. 2КНСО3 — К2СОз + СО2 + Н2О
2. КНСОз(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HCOJ,
НСОз + H2O<ZZ^ Н2СО3 + ОН-; рКо = 7,63
3. КНСОз + НСЦразб.) = КС1 + СО2Т + Н2О.
(100—400° С).
34
4. КНСОз + КОН(конц.) = К2СО3 + Н2О.
5. 6КНСОз(конц.) + ЗС1г = КСЮз + 5КС11 + 6CO2t + ЗН2О.
6. КНСОз + SO2 = KHSO3 + СО2Т
7. 4КНСОз + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2i + 2K2SO4 + ЗСО2Т + Н2О (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. 4711, 493, 7, 3047 8.
М,= 101,10; d = 2,109; = 334,5° С; к, = 31,6(20), 168,8(80).
1. 2KNO3 = 2KNO2 + О2 (400 -520° С).
2. КМОз(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + NO3 (pH 7).
3. ККОз(насыщ ) + (1-2)HNO3 (кони.) = KNO3 (1 -2)HNO3 (комн ).
4. KNO3 + 2H°(Zn, разб. HCl) = KNO2 + Н2О,
KNO3 + 8Н°(А1, конц. КОН) = NH3T + 2Н2О + КОН (кип.).
5. 2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2N2O + 4Н2О (230—300° С)
6. KNO3 + H2SO4(kohu.) = HNO3t + KHSO4 (вак).
7. 2KNO3 + ЗС(графит) + S = N2 + 3CO2 + K2S (сгорание «черного пороха»).
8 6KNO3 + ЮА1 = бКАЮг + 2А120з + 3N2 (400° С).
9. KN Оз + Pb = KNO2 + PbO (350 400° C),
KNO3(kohu.) + РЬ(губка) + H2O = KNO2 + Pb(OH)2i.
10. 3KNO3 + 2KOH + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (400—420° C)
53. K2SO4 — 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, 494 541,3,4, 572, 60б, 427
Л/г = 174,26; d = 2,662; = 1074° С;
/кип > 2000° С; к> = 11,1<20>, 21,4<80).
1 К2БО4(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + SO4
2. КгЗО^т) + Н2БО4(конц.) = 2KHSO4.
3. K2SO4 + SO3 = K2S2O7.
4. K2SO4 + BaX2 = BaSOj + 2KX
5. K2SO4 + BaS2O6 = K2S2O6 + BaSO4l.
6. K2SO4 + 4H2 = K2S+ 4H2O
7. K2SO4 + 4C(kokc) = K2S + 4CO
8. K2SO4 + Ca(OH)2 + 2CO = K(HCOO) + CaSO4
2K(HCOO) + O2 = K2CO3 + CO2 + H2O
2
(pH 7)
(X = C1 OH).
(600° С, кат. Fe2O3).
(900° C).
(200° C, p),
(700° C).
35
54 KHSCh —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; с? = 2,322; U = 218,6°C; ks = 5l,4(20). 12l,6(l00).
1 2KHSO4 = K2SO4 + H2SO4 (240° С),
2KHSO4 = K2S2O7 + Н 2О (320—340° С).
2 KHSO4 (конц.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO4,HSO4 + Н2О = SO^ + Н3О+
(разбавление водой)
3. KHSO4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О.
4. KHSO4 + КО = K2SO4 + HCI (450—700° С).
5. KHSO4 + Н2О2 (конц.) = KHSO3(O2) + Н2О (0°С).
6. 2KHSO4 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + Н2О (300° С)
7. 6KHSO4 + М2О3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 + ЗН2О (300—500° С; М = А1, Сг).
8. 2KHSO4 (насыщ) электролиз > (катОд) + K2S2O6(O2) (анод) (0—7° С).
55. KF — ФТОРИД КАЛИЯ
Кароббиит Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по аниону) Разлагается кислотами. Получение см 43к, 496, 507, 561
Мт = 58,10; d = 2,48; U = 857° С;
ks = 94,2(2О), 150,
1. KF 2H2O = KF + 2H2O
2 KF (разб.) + 6H2O = [К(Н2О)6]+ + F,
F + H2O<=*HF + OH’; p/Co= 10,82.
3. KF + HF (конц.) = K(HF2),
KF + иНР(ж) = KF nHFl, точнее K[F(HF)„]
4 2KF + H2SO4 (конц) = K2SO4 + 2HFt
5 KF + LiOH (насыщ) = KOH + LiF’l.
6. 2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]i + 2HF.
7. KF + SO2(M) = KSO2F.
8 KF(x) —j^JP0*1*13 > (катод) + p2f (анод).
(350° C).
(«=14- 4).
(кип).
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 создаст кислотную среду. Кристал-
36
логидра гов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтра-
лизуется щелочами. Получение см. 49б, 507, 55
Mt = 78,10; d = 2,37; (11Л = 238 7° С; к> = 39.2(2О), 114(80>.
I. K(HF2) = KF + HF (310—400° С).
2. K(HF2) (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HF2 ,
HF2 j-----> HF + F , HF + H2O F + H3O+; PA'K = 3,I8
3. 2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HF? (кип ).
4. K(HF2) + KOH (конц.) = 2KF + H2O.
5. K(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = KOH + H2O + CaF2l.
6. K(HF2) + H2SO4 + 2SOj = 2HSO3F + KHSO4 (комн., в олеуме).
7. K(HF2)(«) электр лиз> H2t (катод) + F2? (анод) + KF.
57. КС1 — ХЛОРИД КАЛИЯ
Сильвин. Белый, плавится и кипит 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
NaCI) природных залежей сильвинита Получение см. 432’8, 493'20, 504, 534
Мг = 74,55; d = 1,984; = 770° С; (кип = 1430° С; к, = 34 4(20), 51, 1(80).
I. KCI (разб ) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + СГ (pH 7).
2 2КС1(Т) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HClT (кип.).
3 KCI 4- KHSO4 = K2SO4 + HCI (450—700° С).
4. !0КС1(Т) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(T) = 5С12Т + 2MnSO4 + 6K2SO4 •
+ 8Н2О.
5. КС1 (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = KClO4i + NaCI (10° С).
6. 2КС1(Ж) —Р°ЛИЗ > 2К (катод) + С12Т (анод).
7. 2KCI + 2Н2О ...элсктр°лиз> н2| (катод) + (анод) + 2КОН,
2КС1(Р) - ,3J^KTp0JIH3 > 2К (катод) + С12Т (анод).
(на Hg-катоде)
л _ электролиз л
8. KCI + ЗН2О -------------> ЗН2Т (катод) + КС!О3 (анод) [40—60° С].
58. КВг —БРОМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрир ванной бро-
моводородной кислоте Восстановитель. Получение см. 438, 594, 512
Мг= 119 00 <7=2,75; гпл = 734° С; А, = 65,2(20), 94 6(80)
1 КВг (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + Вг (pH 7).
37
2. 2КВг(Т) + H2SO4 (10—50%-я, хол.) - K2SO4 + 2НВг,
2КВг(т) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO4 + Br2T + SO2T + 2Н2О
3. 2KBr + С12 = 2КС1 + Вг2Т (кип).
4. 5KBr + 3H2SO4 (разб.) + КВгОз = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗН2О,
2КВг + 2H2SO4 (конц.) + МпО2 - Вг2 + K2SO4 + MnSO4 + 2Н2О (кип.).
5 КВг + ЗН2О (гор ) электР°ли.3> зн2Т (катод) + КВгОз (анод).
59. KI —ИОДИД КАЛИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза
нет). Кристаллогидратов нс образует Типичный восстановитель. Водный рас-
твор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение
см 438, 4921, 5254 5
Mt = 166,00; <7=3,115; /11Я = 681 ° Q кх - 144,5(20), 190,7(8О).
1.
2.
3.
4
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
KI (разб ) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Г
8KI(T) + 9H2SO4 (конц.) = 4I2I + H2ST +4H2O + 8KHSO4
KI + 2Н2О + О2 —4КОН + I2l + K[I(I)2] I
4KI + 4НС1 (разб.) + О2 = 2121 + 4КС1 + 2Н2О <
2KI + Е2 = 2КЕ + 121
KI + ЗН2О + ЗС12(г) = HIO3 + КО + 5НО,
KI (конц.) + 6КОН (конц.) + ЗС12(г) = КЮ31 + 6КС1 + ЗН2О.
К1(р) + 12 = К[1(1)2](р) (желт.).
1 OKI +8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4=5I2l + 2MdSO4 + 8Н2О + 6K2SO4.
6KI + 7H2SO4 (разб.) + К2СГ2О7 = Cr2(SO4)3 +3I2I + 7H2O+ 4K2SO4.
2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = I21 + K2SO4 + 2Н2О,
2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNOz = 2K2SO4 + l2l + 2NOT + 2Н2О.
2KJ + Fe2(SO4)3 = I2i + 2FeSO4 + K2SO4 (в разб H2SO4)
2KI + 2CuSO4 + К25Оз + H2O = 2Culi + 2K2SO4 + H2SO4 (в темноте).
KI + 3H2O —е>Г1Ролиз > (катод) + КЮз (анод).
(pH 7).
, (30—50° С),
(комн., на свету'),
(комн., на свету).
(Е = С1, Вг).
60. K2S — СУЛЬФИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош-
кообразный K2S пирофорсн в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии
окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу, Разпагаезся кислотами.
Типичный восстановитель. Получение см. 439, 536'
Л/г= 110,26; <7=1,74; ,Пл = 912°С
I. K2S 5Н2О = K2S + 5Н2О
2. K2S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + S2’.
S2’ + Н2О?=> HS + ОН ; рАГо = 1,09
(150° С).
38
3.
4.
5.
6.
7.
8.
K2S + 2HC! (разб.) = 2KC1 + H2St
K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2T + Si + 2H2O.
KzSfp) S (коллоид), К2($л), K2SO3S
K2S(t) + 2O2 = K2SO4
K2S(P) + (n - 1)S= K2(S„)
K2S + S = K2(S2)
K2S + 2S = K2(S3)
K2S + 3S = K2(S4)
K2S + 4S = K2(S5)
K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS
(выше 500° С),
[кип],
[500° С],
[кип. в этаноле],
[250—300° С],
[175—220° С].
61. K2(Sn) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) КАЛИЯ
Смесь K2(Sn) (п = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску Вес K2(Sn) — 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. 60 7, индивидуальных
K2(S„) (Л = 2 ч- 5) — 607, K2(S6) — 617
1. K2(S2): Мт = 142,33; d = 1,973; гпл = 520° C C. C. C.
K2(S3): Mr = 174,39; d = 2,102; тпл = 292°
K2(S4): Mr = 206,46; /пл = 159°
K2(S5). Mr = 238,53; <7=2,128; 0™ = 2ll°
K2(S6): Mr = 270,59; d - 2,02; znjl = 196° C (выше 600° C)
K2(S„) = K2S + (л - l)S
2. 3. K2(S„) [разб.] + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + S2„~ , S2n~ + H2O HSn + OH ; pX'o = 7,70 (n = 4), 8,30 (n = 5) K2(S„) + 2HC! (разб ) = 2KC1 + H2ST + (« - l)Si (комн),
4. K2(Sn) + 2HCI (конц.) = 2KCI + H2S„ 2K2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = nS (коллоид) + 4KOH ( 15° C). (на свету),
5 2K2(Sn) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2K2SO3S + (2n - 4)Si K2(S„) + H2O + SO2 = K2SO3S + H2ST + (n 2)Sl (комн).
6 7. K2(S„) + SnS2= K2[SnS3] + (n l)Sl, 3K2(S„) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3« 5)S1. Ki(S5) + 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 в
39
жидком аммиаке. Гидро чизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см.
43|2, 44*, 457.
Л/г = 55,12; /пл = 338° С
I. 6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2
2. KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 Н2О,
KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T.
3. KNH2 + 2НС1 (разб.) = КС1 + NH4C1.
4. 2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O
5. KNH2 + С (кокс) = KCN + H2
6. KNH2 + NH4CI = 2NH3 + KCI
(600—700° C).
(кип).
(500—600° C).
(-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 О2 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. 64', 651, 696, 73Л*
Л/г = 85,468; rf(T) = 1.532; = ! ,472(40); /пл = 39,3° С; /кип = 696° С.
1.
2.
3
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
II.
12.
13
14
2Rb + 2Н2О = 2RbOH + H2t.
2Rb + 2НС1 (разб.) = 2RbCI + H2t.
8Rb + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2 + Si + 6H2O (примесь H2S).
21 Rb + 26HNO3 (разб., хол.) = 21 RbNO3 + NOT + N2OT + N2T + 13H2O.
2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2
2Rb + H2 = 2RbH
Rb + O2 (воздух) = RbO2
4Rb + O2 = 2Rb2O
Rb > Rb2O2i °2’T > RbO2i
4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH
2Rb + E2 = 2RbE
2Rb + S = Rb2S
2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHSi + H2T
2Rb + 2NH3(r) = 2RbNH2 + H2
Rb + 6NH3(») = [Rb(NH3)6] (т.-син )
(400° C).
(300—350° C, p).
(сгорание),
(на холоду),
(-50° С, в жидк. NH3).
(комн.).
(комн.; Е = F, С1, Вт, I).
(100—130° С),
(в бензоле).
(40 60° С).
[- 40° CJ.
40
[Rb(NH3)6] + nNHx«x=? Rb(NH3)6]+ + e • nNH3.
15. 4Rb + 3SiO2 = Rb2SiO3 + Si
(выше 300° C).
64. RbH — ГИДРИД РУ БИДИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавился
без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 636.
Л/г = 86,48; d = 2,59; гпя * 400° С(р).
1. 2RbH = 2Rb + Н2 (выше 200° C)
2. RbH + Н2О = RbOH + H2t.
3. RbH + HC1 (разб.) = RbCI + H2T.
4. 2RbH + O2 = 2RbOH (выше 200° C).
5. RbH + Cl2 = RbCI + 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 основные свойства, энергично реагирует с водой (образуется
сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиа-
ком. Получение см. 635'8, 67*, 70’.
Л/г = 186,94; d = 3,72; /пл = 505° С (р).
1. 2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb (400—550° С)
2. Rb2O + Н2О = 2RbOH.
3. Rb2O + 2HCI (разб.) = 2RbCl + H2O.
4. Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + H2O + 2CO2 = 2RbHCO3 (комн.).
5. Rb2O + NHXmj —RbNH2i + RbOH (-50° C).
66. Rb2O2 — ПЕРОКСИД РУ БИДИЯ
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; d = 3,80; /пл = 570° С; гки„ = 1010° С (разл.).
1. 2Rb2O2 = 2Rb2O + О2
2. Rb2O2 + 2Н2О = 2RbOH + Н2О2
2Rb2O2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + О2Т
3. Rb2O2 + 2HCI (разб., хол.) = 2RbC! + Н2О2,
(выше 1010° С).
(0° С),
41
2Rb2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2SO4 + 2Н2О + Cht.
4. RbiOz + О2 (воздух) = 2RbO2 (комн.).
5. 2Rb2O2 + 2СО2 = 2Rb2CO3 + О2, Rb2O2 + СО = Rb2CO3 (комн.).
6 5Rb2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2RbMnO4 = 5О2? + 2MnSO4 + 6Rb2SO4 + 8Н2О.
67. RbO2 — НАДПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным
давлением Ог- Имеет ионное строение (Rb+) (О2), Энергично реагирует с
водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень
сильный окислитель. Получение см. 637к, 694
ЛА = 1'17,47; d = 3,06; /пл = 540° С (р).
I RbO2 - 400"800°с . > Rb2O2 вь'Ц^о1О°с- » Rb2O
2RbO2 = Rb2O2 + О2 (290° С, вак )
2. 2RbO2 + Н2О = RbOH + RbHO2(P) + O2T (0° С),
2RbHO2(P) —-—> 2RbOH + O2T (комн).
3. 4RbO2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + ЗО2?_
4. 2RbO2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbCI + Н2О2 + О2Т.
5. 2RbO2 + 2H2SO4 (бсзводн.) = 2RbHSO4 + О3Т + Н2О (комн.)
6. 4RbO2 + 2СО2 (влажн.) = 2Rb2CO3 + ЗО2 (комн.),
2RbO2 + СО = Rb2CO3 + О2 (30 40° С).
7. RbO2 + О3 = RbO3 + О2 (комн.).
8. 2RbO2 + 2NH3 —> 2RbOH + N2 + 2Н2О (комн.).
68. RbO3 — 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.
ЛА =133,47; d =2,75
1 2RbO3 = 2RbO2 + О2 (60 90° С).
2. 4RbO3 + 2Н2О = 4RbOH + 5О2Т (примесь радикалов ОН0).
3. 4RbO3 + 4HCI (разб., хол.) = 4RbCl + 5O2t + 2Н2О,
2RbO3 + 4HCI (разб., гор ) = 2RbCI + С12Т + 2О2Г + 2Н2О.
4. 4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5О2 (комн.).
5. 6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O? (40—50° С).
6. RbO3 + NHX>) NH4O3 + RbNH2 ( 50° C).
69. RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий.при силь-
ном нагревании. Хорошо рас творяется 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' , 67 1 , 70,72 .
Мг = 102,48; d = 3,203; Гпл = 382° С; ks = 179(|5), 282(47).
I. RbOH 2Н2О = RbOH Н2О + Н2О
RbOH Н2О = RbOH + Н2О
2. RbOH (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2O)6]+ + ОН
3 RbOH + НС1 (разб.) = RbCl + Н2О,
2RbOH + H2SO4 (разб ) = Rb2SO4 + Н2О,
RbOH + HNO3 (разб.) = RbNOs + Н2О.
4. 4RbOH(>K) + ЗО2 = 4RbO2 + 2Н2О
4RbOH + 4О3 = 4RbO3 + О2 + 2Н2О
5. 2RbOH (конц.) + СО2 = Rb2CO3 + Н2О.
(47—54° С, вак.),
(300° С, в токе Н2)
(450° С),
(20° С).
6
RbOH^) ЭЛСКТРОЛИ1> 4Rb (катод) + О2Т (анод) + 2Н2О.
70. Rb2CO3 — КАРБОНАТ РУБИДИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным дав-
лением СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется
в зоде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную, сред^. Разла-
гается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 67 , 695
Мт = 230,94; fIUI = 873° С (р); ks = 223(20), 301,1(50).
1. РЬ2СОз = Rb2O + СО2 (выше 900° С, вак.).
2. Rb2CO3 l,5H2O = Rb2CO3+1,5Н2О (выше 190° С)
3. Rb2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + СО2 ,
СО| + Н2О НСОз + ОН"; рАс = 3,67.
4. Rb2CO3 + 2НС1 (разб ) = 2RbCl + СО2Т + Н2О.
5. РЬ2СОз + 2HCIO4 (конц., хол.) = 2RbC104i + СО2Т + Н2О.
20° с
6 Rb2CO3 + H2O + CO2<=---------> 2RbHCO3.
170—180’С
Rb2CO3 + Са(ОН)2 (насыщ) = 2RbOH + СаСОз^.
71 RbNO3 —НИТРАТ РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разла!ается.
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 634, 693
Мг = 147,47; </=3,11; гпл = 313°С; ks = 53,5(20), 309(й0).
I 2RbNO3 = 2RbNO2 + О2 (540—880° С).
43
2. RbNO3 (разб ) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + NO3 (pH 7).
3. RbNO3 (насыщ.) + (1 - 2) HNO3 (конц.) = RbNO3 (1-2) HNO31 (комн.).
4. RbNO3 + 2H°(Zn, разб. HCI) = RbNO2 +H2O (комн.),
RbNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 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, 7323, 746.
М, = 267,00; d = 3,613; Г™ = 1066° С; Гкип« 1700° С; к, = 48,2(20), 75,0(8О).
1. Rb2SO4 (разб.) 4- 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + SOj* (pH 7).
2. Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4.
3. Rb2SO4 + BaX2 = BaSOj + 2RbX (X = СГ, OH7
4. Rb2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{RbAl(SO4)2 • 12Н2О}Ф (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. 632’10, 693, 704, 723.
Л/г = 120,92; d = 2,76; tm = 718° С;
гкип = 1395° С, к„ = 91,1(20>, 127,2(80).
1. RbCl (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2O)e]+ + СГ (pH 7).
2. 2RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = Rb2SO4 + 2HClt (кип.).
3. RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HCI (500—600° C).
4. 10RbCl(T) + 8H2SO4 (конц, гор.) + гКМпО^) = 5CI2? + 2MnSO4 +
+ 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
5. 2RbCI + H2[SnCie] = Rb2[SnCl6]i + 2HCI (в этаноле).
6. 2RbCl + H2[PtCl6] = Rb2[PtCI6]i + 2HCI (в разб. HCI).
7. 2RbCI(jK) --КТР°ЛИЗ > 2Rb (катод) + Cl2? (анод).
8. 2RbCl + 2H2O -У1”1”3» н2Т (катод) + C12T (анод) + 2RbOH,
2Rbci электролиз 2Rb + c t
(на Hg-катоде) '
74. RbzS — 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, 645.
Мг = 203,00; d = 2,912; im = 530° С.
1. Rb2S • 4H2O = Rb2S + 4H2O (200° С, вак.).
2. Rb2S (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H2O)6]+ + S2 ,
S2’ + H2O<=> HS + OH’; pK'o = 1,09.
3. Rb2S + 2HCI (разб.) = 2RbCl + H2S?.
4. Rb2S + 3H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4 + SO2T + Si + 2H2O.
5. Rb*S<P> S <коллоид>’ Rb2(Sn), Rb2SO3S.
6. Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO4 (выше 500° C).
7. Rb2S(P) + (n - 1)S = Rb2(S„) (кип., n = 2, 3, 5).
8. Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS.
ЦЕЗИЙ. ФРАНЦИЙ
75. Cs—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 CsOH 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, 816, 85 .
Мт = 132,905; = 1,873; ^ж) = 1,841(29);
г™ = 28,7° С; гкип = 667,6° С.
1. 2Cs + 2Н2О = 2CsOH + Н2Т.
2. 2Cs + 2НС1 (разб.) = 2CsCI + Н2Т.
3. 8Cs + 6H2SO4 (разб., хоп.) = 4Cs2SO4 + SO2 + ST + 6Н2О (примесь H2S),
21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsNO3 + NOT + N2O? + N2t + 13H2O.
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 > Cs2O2T —T > CsO2l (-50° С, в жидк. NH3).
8. 4Cs + O2 + 2H2O = 4CsOH.
9. 2Cs + E2 = 2CsE (комн.; E = F, Cl, Br, I).
45
10. 2Cs + S — Cs2S
11. 2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHS4< + H2?
12 2Cs + 2NHxr) = 2CsNH2 + H2
13 Cs + 6ЬШз(Ж) = [Cs(NH3)6] (т.-син.)
[Cs(NH3)6] + [Cs(NH3)6]+ + e • hNH3.
14. 4Cs + 3SiO2 — 2Cs2SiO3 + Si
(100—130° C).
(в бензоле)
(30—45° C).
[-40° C],
(выше 300° C)
76. CsH — ГИДРИД ЦЕЗИЯ
1. 2Cs2O2 = 2Cs2O + О2' (640—980° С).
2 Cs2O2 + 2Н2О = 2CsOH + Н2О2 (0° С).
2Cs2O2 + 2Н2О (гор.) = 4CsOH + O2t.
3. Cs2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2CsCI + Н2О2.
4. 2Cs2O2 + 2H2SO4 (разб., гор ) = 2Cs2SO4 + 2Н2О +O2t.
5. Cs2O2 + О2 (воздух) = 2CsO2 (комн.).
6. 2Cs2O2 + 2СО2 = 2Cs2CO3 + О2, Cs2O2 + СО = Cs2CO3 (комн ).
7. 5Cs2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2CsMnO4 = 5О2Т + 2MnSO4 + 6Cs2SO4 + 8H2O.
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится
без разложения Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 755
Мт = 133,91; €/=3,41; /пл ~ 400° С (р).
1. 2CsH = 2Cs + Н2
2. CsH + Н2О = CsOH + Н2Т.
3. CsH + НС1 (разб.) = CsCl + H2t.
4. 2CsH + O2 = 2CsOH
5. CsH + Cl2 = CsCl + HC1
2CsH + 2S = Cs2S + H2S
6. CsH + NHXr) = CsNH2 + H2
(выше 200° C).
(выше 200° C)
(400° C),
(300- 350° C)
(350° C).
77. Cs2O — 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 основные свойства, энергично реагиру-
ет с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными
оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791
А/г = 281,81;
d = 4,68 гпл « 490° С (р).
1.
2.
3.
4
5.
2Cs2O — Cs2O2 + 2Cs
Cs2O + H2O = 2CsOH.
(300—500° С).
Cs2O + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2O.
Cs2O + CO2 (влажн.) = Cs2CO3, Cs2O + H2O + 2CO2 = 2CsHCO3 (комн.).
Cs2O + NH3(M) ——> CsNH2l + CsOH ( sn° О
78. Cs2O2 — 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, 79’.
Л/г = 297,81; J=4,74; /пл = 594° С.
79. CsO2 — НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под
(избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Cs+) (О2). Энергично
реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком.
Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 8I4.
Л/, = 164,90; d = 3,80; /пл = 515° С (р).
1. Cs02 ./оо^с^ Cs2Oz 640^.0^ CS2O
2 2CsO2 + Н2О = CsOH + CsHO2(p) + O2T (0° С),
2CsHO2(pj —-—> 2CsOH + O2T (комн.).
3 4CsO2 + 2Н2О (гор ) = 4CsOH + 3O2t.
4. 2CsO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + Н2О2 + О2Т
5. 2CsO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2CsHSO4 + О3Т + Н2О (комн.)
6 CsO2 + О3 = CsO3 + О2 (комн.)
7. 2CsO2 + 2NH3 —> 2CsOH + N2 + 2Н2О (комн ).
8. 4CsO2 + 2СО2 (влажн.) = 2Cs2CO3 + ЗО2 (комн.).
2CsO2 + СО = Cs2CO3 + О2 (30 40° С).
80. CsO3 — ОЗОНИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный Более устойчив, чем КО3 и RbO3, разлагается при умерен-
ном нагревании Имеет ионное строение (Cs+) (Oj). Энергично реагирует с
водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см 796, 8I4
Мг =180,90; </=3,19.
1 2CsO3 = 2CsO2 + О2 (70 100° С).
2 4CsO3 + 2Н2О = 4CsOH + 5О2? (следы радикалов ОН0).
3. 4CsO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4CsCI + 5О2Т + 2Н2О.
2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + С12Т + 2О2? + 2Н2О.
4. 4CsO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Cs2CO3 + 2CsHCO3 + 5О2 (комн.)
5. 6CsO3 + 5S = Cs2SO4 + 2Cs2S2O7 (30—40° С).
6 CsO3 + 2NH3{M)<=> NH4O3 + CsNH2 (-50° C).
46
47
81. CsOH — ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, летучий Хорошо растворим в воде с сильным
экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет оенбвные свойства
(относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными
оксидами, кислородом, озоном. Получение см 75’’8,»772, 827, 843, 85
М,= 149,91; d = 3,675 (кр); tnn = 346° С;
к, = 385 6(,5), 303(ЗО).
1. CsOH • Н2О = CsOH + Н2О (300° С, в токе Н2).
2 CsOH (разб ) + 6Н2О = [Cs(H2O)6]+ + ОН
3 CsOH + НС1 (разб.) = CsC! + Н2О,
2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO4 + 2Н2О,
CsOH + HNO3 (разб.) = CsNO3 + Н2О.
4. 4CsOH()K) + ЗО2 = 4CsO2 + 2Н2О (400° С),
4CsOH + 40з = 4CsO3 + О2 + 2Н2О (20° С). J
5. 2CsOH (конц.) + СО2 = Cs2CO3 + Н2О.
6. 4CsOH(*) —элекгролиз> 4Cs (катод) + О2Т (анод) + 2Н2О.
82. CS2CO3 — КАРБОНАТ ЦЕЗИЯ
_ . л !
Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением
СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается
кислотами. Вступает в реакции обмена Получение см 774 81
Мт = 325,82; /пп = 793° С (р); к, = 308,3(20), 347(40)
1. CS2CO3 = Cs2O + СО2 (620—1000° С, вак ).
2. Cs2CO3 3,5Н2О = Cs2CO3 + 3.5Н2О (150—160° С).
3. Cs2CO3 (разб ) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + COJ ,
СО| + Н2О<=? НСОз + ОН ; ptfo = 3,67.
4 Cs2CO3 + 2НС1 (разб ) = 2CsCI + СО2Т + Н2О.
5 Cs2CO3 (насыщ.) + 2НС1О4 (конц., хол.) = 2CsCIO4l + CO2t + Н2О.
20° С
6 Cs2CO3 + Н2О + СО2<— —> 2CsHCOi
170 -180°С
7. Cs2CO3 + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2CsOH + СаСОз^
83. CsNO3 — НИТРАТ ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде с э//(Эо-эффсктом (гидролиза нет) Кристаллогид-
р гов не образует Сильный окислитель при спекании В растворе восстанав-
ливается только атомным водородом. Получение см. 753, 813.
Mr =19491 d = 3,685; /пл = 414° С к, = 23,0(2О), 134(WI)
48
1 2. 2CsNO3 = 2CsNO2 + O2 CsNO3 (разб.) + 6H2O = [Cs(H2O)6]+ + NO3 (585 —850° C). (pH 7).
3. CsNCh (насыщ) + (1 - 2)HNO3 (конц.) = CsNCh • (1 - 2)HNOU' (комн)
4. CsNO3 + 2H°(Zn, разб. HCI) = CsNO2 + H2O CsNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3? + 2H2O + CsOH (комн.), (кип.)
5. 2CsNO3 + (NH4)2SO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4H2O (350° С).
6. CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO (400° С).
84. CszSO4 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ
Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена Полу-
чение см. 75* 81 \ 866.
Л/г = 361,87; d = 4,243; U=IO19°C,
ks = 178,7(20), 210,3(но>.
1. Cs2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + SOj~ (pH 7).
2. Cs2SO4(t) + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4.
3. Cs2SO4 + BaX2 = BaSO44< + 2CsX (X = СГ, OH")-
4 Cs2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{CsAl(SO4)2 12H2O}1 (квасцы)
85. CsCl — ХЛОРИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (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.
Мг = 168,36; d = 3,988; tm = 645° С;
Un = 1302° C; ks - 186,5(2O), 250<80).
1. CsCl (разб.) + 6H2O = [Cs(H2O)6f + Cl (pH 7).
2. 2CsCI(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HC1T (кип.).
3. CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1 (550___700° C).
4. 10CsCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО-чт) = 5C12T + 2MnSO4 + K2SO4 +
+ 5Cs2SO4 + 8H2O.
5. 2CsCI + H2[SnCU] = Cs2[SnC16]l + 2HC1 (в конц. HC1).
6. 3CsCl + 2H[SbCI4] = Cs3[Sb2Cl9]J' + 2HCI (в конц HCI)
7. 2CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCI6]I + 2HC1 (в разб. HCI).
8. 2CsCl(M) чролиз^ (катод) + Cl2t (анод).
9. 2CsCl + 2H2O h2T (катод) + Cl2T (анод) + 2CsOH,
_ „ элекзролиз .
2CsCl(P) ——-» 2Cs (катод) + Cl2? (анод).
(на Hg-катоде) ' '
49
86. Cs2S — СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ
Белый, термически устойчивый Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен
в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону).
Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присо-
единяет серу Разла! ается кислотами ипичный восстановитель. Получение
см. 75'°, 76^
Л/г = 297,88.
I Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О
2 . Cs2S (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + SI 2 * *”,
S2 + H2O^z=± HS + ОН’; р/С = 1,09.
3 Cs2S + 2НС1 (разб ) = 2CsCl + H2ST.
4 Cs2S + 3H2SO4 (конц) = 2CsHSO4 + Si + SO2T + 2H2O
5 . Cs2S(P) °z(B^5g—-> S (коллоид), Cs2(Sn), Cs2SO3S.
6 Cs2S(T) + 2O2 = Cs2SO4
7 Cs2S(p) + (n-l)S = Cs2(S„)
8 . Cs2S + H2S (насыщ.) = 2CsHS.
(150° С, вак.).
(выше 500° С),
[кип.].
87 Cs2(S„) —ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2) ЦЕЗИЯ
Смесь С52(5Л) (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 п. Хорошо
растворяются в воде, в меньшей степени (по сравнению с Cs2S) 1 идролизуются
по аниону, раствор окрашен в темно-желтый цвет Окисляются на воздухе,
разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение
см 865 *’7.
Cs2(S2): М,= 329,94; /пл = 460° C.
Cs2(S3): Mr = 362,01; U = 2I7°C.
Cs2(S5): Mr = 426,14 U = 210° С
Cs2(S6): A/r = 458,21; U= 185° С.
I Cs2(Sj = Cs2S + (и - 1)S
2 Cs2(S„) [разб.] + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + S2 ,
S2 + HzO^zzz* HS„ + OH’; pA'o = 8,30 (n = 5).
3. Cs2(Sn) + 2HC1 (разб.) = 2CsCI + H2ST + (n - I )S1
Cs2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2CsCI + H2S„
4. 2Cs2(Sn) + 2H2O (хол.) + O2 = 2z?S (коллоид) + 4CsOH
(выше 600° C)
(комн),
( 15° C)
(на свету).
88 Fr —ФРАНЦИЙ
Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее дол-
гоживущий изотоп 22^Fr (период полураспада 22 мин). Самый рсакционноспо-
50
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 FrClO4 и FrztPtCle] методом соосаждения с
соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Мт = 223,020; d=2,3 ч-2,5; /ПЛ = 21°С; гкип = 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. 9012, 9591П, 969.
Мг = 9.012; <7=1,85; /ПЛ=1287°С; /кип = 2507° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9
10
2Ве + ЗН2О — ВеО1 + Ве(ОН)2^ + 2Н2Т (кип.).
Be + 2HCI (разб.) = ВеС12 + Н2Т,
ЗВе + 8HNO3 (разб., гор ) = ЗВе(МОз)2 + 2NOT + 4Н2О.
Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Be(OH)4] + Н2?,
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2 (400—500° С).
2Ве + О2 = 2ВеО (900° С, сгорание на воздухе).
Be + Е2 = ВеЕ2 (комн., Е = F; 250° С, Е = С1; 480° С, Е = Br, 1).
Be + S = BeS (1150° С),
3 Be + N 2 = B»N 2 (700—900° C),
2Be + С (графит) = Be2C (1700—1900° С, вак.).
Be + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2T
3Be + 2NH3 = Be3N2 + 3H2
Be + C2H2 = BeC2 + H2
Be + MgO = BeO + Mg
(500—700° C).
(400—450° C).
(1075° C).
90. BeO —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 и оенбвными оксида-
ми. Легко фторируется, восстанавливается магнием и углеродом Получение
см. 91', 921, 93', 94 .
51
Л/г = 25,01; d = 3,015; - 2580° С; ткип
= 4260° С
1. ВеО + 2HCI (конц.) = ВеС12 + Н2О,
ВеО + H2SO4 (конц.) = BeSO4l + Н2О.
2. ВеО + 2NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na2[Be(OH)4],
ВеО + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2О (250- 300° С).
3. ВеО + 2Na2O = Na4BeO3 (500° С).
4. ВеО + 2HF(r) = BeF2 + Н2О (220° С),
ВеО + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + Н2О.
5. ВеО + 2NH4(HF2) = (NH4)2[BeF4] + Н2О (100—200° С).
6. 2ВеО + 2F2 = 2BeF2 + О2 (выше 400° С).
7. 2ВеО + ЗС (графит) = ВегС + 2СО (1800—1930° С).
8. ВеО + С (графит) + С12 = ВеС12 + СО (700—900° С).
9. 2ВеО + CS2 = 2BeS + СО2 (650—700° С).
10. 2ВеО + SiO2 = Be2SiO4 (1500—1600° С).
фенакит
11. ВеО + А12О3 = (ВеА12)О4 (1400° С).
хризоберилл
12. ВеО + Mg = MgO + Вс (700—800° С).
91. Ве(ОН)2 — ГИДРОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бехоит. Белый, аморфный или кристаллический, при надевании 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
образуег фторо- и карбонатокомплексы. Поглощает СО? из воздуха. Получе-
ние см. 89 , 945’6, 964'5.
Мг= 43,03; </=1,92.
I Вс(ОН)2 = ВеО + Н2О (200 800° С).
2. Ве(ОН)2(т) + 4Н2О<=? [Ве(Н2О)4]2+ + 2ОН"; рПР25 = 21,10.
Ве(ОН)г(т) + 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 = Na2BcO2 + 2Н2О (200-- 300° С)
5. 2Ве(ОН)2 + СО2 = Ве2СО3(ОН)2Ф + Н2О.
6. Вс(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.
I. ВеСОз = ВеО + СО2 (выше 180° С).
2. ВеСОз 4Н2О = ВеСОз + 4Н2О (100° С, вак.).
3. 2ВеСО3 + Н2О (гор.) = Ве2СО3(ОН)21 + СО2?.
4. ВеСОз + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + СО2? + Н2О.
5. ВеСОз + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + СО2Т + Н2О.
6. ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Na2[Be(OH)4] + Na2COa.
7. ВеСОз<т) + (NH4)2CO3 (конц.) = (МН4)2[Ве(СОз)2](Р>.
93. Ве(1ЧОз)2 — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образова-
нием осадка оенбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гид-
ролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в
реакции обмена. Получение см 892, 947.
Мг = 133,02; к, = Ю6,6(20), 177,8(6О).
1. 8Be(NO3)2 = 2[Be4(NO3)60] + 4NO2 + О2 (125° С, вак.),
2Be(NO3)2 - 2ВеО + 4NO2 + О2 (выше !000° С).
2. 24[Be(NO3)2 4Н2О] = 6[Ве4(Г\'Оз)6О] + 8HNO3 + 4NO + ЗО2 + 92Н2О
(100° С).
3. ВеОЮз)2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2NOJ (в разб. HNO3),
[Ве(Н2О)4]2+ + Н2О<=> [Вс(Н2О)з(ОН)]+ + Н3О+; рАк = 5,70,
3[Ве(Н2О)з(ОН)]ч<=? [Вез(Н2О)6(ОН)3]3+ + ЗН2О.
4. Be(NO3)2 + Н2О (хол.) = Be(NO3)OFU + HNO3.
5. Be(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2l + 2NaNO3,
Be(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaNO3.
6 Be(NO3)2 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Ве(ОН)2Ф + 2NH4NO3.
7. 3Be(NO3)2 + 2Na2HPO4 (гор.) = Be3(PO4)2i + 4NaNO3 + 2HNO3.
8. Be(NO3)2 + NH4NO3 + Na3PO4 = Be(NH4)PO4l + 2NaNO,.
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. 901 954.
Мг = 105,07; d = 2,443; tnn = 540° С; ks - 39,1(М), 67,2(S0).
I. BeSO4 = ВеО + SO3
(547—600° C).
53
2. BeSO4 4H2O = BeSO4 + 4H2O (220—400° C).
3 BeSO4 (разб ) + 4H2O = [Be(H2O)4]2++ SO4" (в разб. H2SO4),
[Be(H2O)4]2+ + H2O<ZZ> [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+; pKK = 5 70,
3[Be(H2O)3(OH)]+<ZZ? [Ве3(Н2О)б(ОН)3]3+ + 3H2O.
4. BeSO4 + 2H2O = Be2SO4(OH)2l + H2SO4 (кип.).
5. BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2l + Na2SO4,
BeSO4 + 4NaOfI (конц.) = Na2[Be(OH)4] + Na2SO4.
6 BeSO4 + 2(NH3 H2O) (конц.] = Be(OH)2i + (NH4)2SO4.
7 BeSO4 + Ba(NO3)2 = Be(NO3)2 + BaS(M
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 895, 9046 98
Л/г = 47,01; d = 1,986; tm = 803° С; гкип = 1175° С; ^ = 84,6(25)
I. BeF2 Н2О = BeF2 + Н2О (140—160° С в токе HF)
2 BeF2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2F",
[Ве(Н2О)4]2+ + H2O<ZZ* [Ве(Н2О)3(ОН)]+ + Н3О+; рКк = 5,70,
[Ве(Н2О)4]2+ + F\zz? [Be(H2O)3F]+ + Н2О; lgKy = 6,00.
3 BeF2 + 2Н2О = Be(OH)2l + 2HFt (кип).
4 BeF2(T) + H2SO4 (конц) = BeSO4i + 2HF?
5 BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2l + 2NaF
BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaF.
6. BeF2 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Be(OH)2l +2NH4F.
7. BeF2 + 2MF (конц.) = M2[BeF4] (M = H+, K+, NH4),
BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2[BeF4]l.
8 BeF2 + Na2CO3 = BeCO3l + 2NaF (комн , насыщение CO2).
9. BeF2 + Mg = Be + MgF2 (700 750° C).
10 ВеР2(Ж). --^Тр0ЛИЗ > Bel (катод) + F2? (анод)
96. ВеС12 — ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо раство-
ряется в холодной воде (гидролиз по катиону). В юрячей воде образует осадок
оенбвной соли Реагирует со щелочами, гидратом аммиака Восстанавливается
электролитически. Получение см. 89 908
Mr = 79,92; d = 1,90 гпл = 415° С, /кип = 550° С; ks = 72 8(2О), 77,0(ЗП).
54
1. ВеС12 4H2O = BeCl(OH) + HCI + 3H2O (выше 176° C).
2. BeCI2 + H2O (гор ) = BeCl(OH)l + HCI,
ЗВеС12 (конц.) + 6H2O<=^ 2[Be(H2O)3CI]+ + [ВеСЦ]2- (в конц. HCI).
3. BeCl2 (разб.) + 4H2O (хол.) = [Be(H2O)4]2+ + 4СГ (в разб. HCI),
[Be(H2O)4]2+ + H2O<=z? [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O; p/CK = 5,70.
3[Ве(Н2О)3(ОН)]+ч=> [Be3(H2O)6(OH)3]3+ +3H2O.
4. BeCI2 + 2NaOH (разб.) = Ве(ОН)21 + 2NaCl,
ВеС12 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaCI.
5. BeCI2 + 2(NH3 Н2О) [конц.] = Ве(ОН)21 + 2NH4CL
6. ВеС12 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2НС1.
7. ВеС12 + 4NaF (конц.) = Na2[BcF4]l + 2NaCL
8. BeCI2 + 2LiH = BeH2l + 2LiCll (в эфире).
9. ВеС12(Ж) _электролиз > веф (катод) + С12Т (анод).
97. Ве2С — КАРБИД ДИБЕРИЛЛИЯ
Желтовато-красный, очень твердый, при плавлении разлагается. Медленно
гидролизуется во влажном воздухе, быстро — в горячей воде. Реагирует с
разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на
воздухе, восстанавливается водородом, легко галогенируется. Получение см.
896, 907.
Мг = 30,04; o'= 1,90; гпл = 2150° С (разл.).
I. Ве2С = 2Ве + С (графит) [выше 2150° С].
2. Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Ве(ОН)2Ф + СН4Т.
3. Ве2С + 4HCI (разб.) = 2ВеС12 + СН4Т.
4. Ве2С + 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 + 4С12 = 2ВеС12 + СС14 (выше 300° С).
98. (NH4)2|BeF4J — ТЕТРАФТОРОБЕРИЛЛАТ(П) 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. 905, 957.
Л/г = 121,08; /пл = 280° С (разл.); кх = 47,5(25)
1. (NH4)2[BeF4] = NH4[BeF3] + NH4F (280—320° С),
(NH4)2[BeF4] = 2NH4F + BeF2 (800 1100° C).
2. (NH4)2[BeF4] (разб.) = 2NHJ+ [BeF4]2“,
55
[BeF4]2’ + H2O<=z? [Be(H2O)F3]" + F“ pK„ = 2,26.
3. (NH4)2[BeF4] + 4HC1 (конц) = BeCl2 + 2NH4CI + 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. 1004,
105”, 106'.
Мт = 24,305; d - 1,737; /пл = 648° С; /кип = 1095° С.
1. Mg + 2Н2О (гор.) = Mg(OH)2l + Н2Т.
2 Mg + 2HCI (разб ) = MgCh + Н2?
3 4Mg + IOHNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2
4 . Mg + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCl2
5 . Mg + Н2 - MgH2
6 2Mg + O2 = 2MgO
3Mg + N2 = Mg3N2
7 . Mg + Cl2 (влажн.) = MgCI2
8 Mg + H2S = MgS + H2
9 3Mg + 2N H3 = Mg3N2 + 3H2
10 . Mg + 2N2O4 = Mg(NO3)2l + 2NO
11 4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO
2Mg + SiO2 = Si + 2MgO
+ N2OT + 5H2O
- 2NH3? + H2T.
(175° C, /?, кат. Mgl2).
(600—650° С, сгорание на воздухе),
(780—800° С, сгорание на воздухе),
(комн.).
(500 С)
(600—850° С).
(150° С, вак., в этилацетате),
(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 оенбвные свойства, реагирует с кислотами Восстанавливается углеродом,
кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Получение см 996
101', 1021, ЮЗ112, I041.
Mr = 40,30; d = 3,62; /пл = 2825° С; /КИ11 = 3600° С.
1. MgO + Н2О (пар) = Mg(OH)2 (100—125° С).
2. MgO + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + Н2О
3 2MgO + Н2О + СО2 = Mg2CO3(OH)2.
4 MgO + С (кокс) = Mg + СО (выше 2000° С),
56
MgO + Ca = CaO + Mg
5. MgO + С (кокс) + Cl> = MgCl2 + CO
6. MgO + H2O2 (конц.) - MgO2i + H2O
7. 2MgO 4- 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
основные свойства, реагирует с кислотами, кислотными оксидами В жесгких
условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает СО2 из воздуха. Перево-
дится в раствор солями аммония. Получение см. 991, ЮЗ4, I045, 1054.
Мг= 58,32; d =2,39; рПР25= 11,17.
1. Mg(OH)2 = MgO + Н2О (350—480° С).
2. Mg(OH)2 + 2НС1 (разб ) = MgCl2 + 2Н2О.
3. 2Mg(OH)2<T) + СО2 = Mg2CO3(OH)2 + H2O (комн.),
Mg(OH)2 (суспензия) + 2COi = Mg(HCO3)2(P) (комн ).
4. Mg(OH)2 + 2NaOH (насыщ). = Na2[Mg(OH)4]l (100 -110° C).
5. Mg(OH)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCI2 + 2NH3T + 2НгО.
102. MgCO3 — КАРБОНАТ МАГНИЯ
Магнезит. Белый, при умеренном нагревании разлагается. Мало растворяется
в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах,
концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СОг в растворе,
образуется гидрокарбонат Mg(HCC>3)2 (известный только в растворе), который
определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор дей-
ствием карбоната аммония. Получение см 104*
И = 84.31; d = 3,037; ^ = 0,18<2О); рПР25 = 5,10
1 MgCO3 = MgO + СО2 (350—650° С).
2. 2(MgCO3 5Н2О) = Мё2СОз(ОН)2 + СО2 + 9Н2О (60—80° С).
3. 2MgCO3 + Н2О (гор ) = Mg2CO3(OH)2l + СО2Т,
Mg2CO3(OH)2 + СО2 = 2MgCO3 + Н2О (180—220° С).
4. MgCO3 + 2HCI (разб.) = MgCI2 + СО2Т + Н2О,
MgCO3 + (NH4)2SO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3t + CO2t + H2O (кип ).
5. MgCO3 + 2HF (конц , гор.) = MgF2l + СО2Т + Н2О.
6. MgCO4r) + Н2О + СО2 Мё(НСОз)2(Р).
103. Mg(NO3)2 — НИТРАТ МАГНИЯ
Магнезисвая селитра, нигромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный
При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз
57
по катиону), конценгрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует
со щелочами. Получение см. 993'10.
Мт = 148,31; </ = 1,636 (кр): кх = 73,3(2О), 11О,1(8о).
1. 2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2 + О2 (выше 300° С).
2. Mg(NO3)2 • 6Н2О = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5Н2О (выше 130° С)
3. Mg(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + 2NO3
[Mg(H2O)6]2+ + H2O^Z=± [Mg(H2O)5(OH)]+ + H3O+; pXK = 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. 9411, 1024.
Мг = 120,37; d = 2,66; Znn = 1137° С; ks = 35,1(20), 54,8(80).
1. 2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + O2 (выше 1200° C).
2. MgSO4 7H2O = MgSO4 + 7H2O (200—330° C).
3. MgSO4 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)6]2+ + SO^’ (pH < 7, см. 1033).
4. MgSO4 + H2SO4 (конц., ход.) = Mg(HSO4)2.
5. MgSO4 + 2NaOH (разб) = Mg(OH)2l + Na2SO4.
6 MgSO4 + 2(NH3 H2O) [конц ] = Mg(OH)2i + (NH4)2SO4.
7. MgSO4 + M(C1O4)2 = MSO4i + Mg(CIO4)2 (M = Ca, Sr, Ba).
8. MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO4 + K2SO4 + H2O + CO2?
(комн., насыщение CO2)
9. MgSO4 (насыщ.) + CaCrO4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO4l.
10. MgSO4 (насыщ ) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M2Mg(SO4)2 6H2Oi
ШСНИТЫ (M = K+,NH4+).
105. MgCI2 —ХЛОРИД МАГНИЯ
Хлоромагнезит, бишофит (гидраг) Белый, плавится без разложения перегоня-
ется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидро жз по катиону),
концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со шелоча.ми, амми-
аком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обме-
на. Получение см. 992’4'7, I002 5 101 , 1024.
М, = 95,21; J=2,32; = 714° С; гкип=1370оС кг = 54,8(20), 65,8(80).
1 MgCl2 6Н2О = MgCl2 + 6Н2О (100 200° С, ток НС1).
2. MgCl2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2++ 2CI (pH < 7, см ЮЗ3).
3. MgCl2 + Н2О (пар) = MgO + 2HCI (500° С)
58
4. MgCl2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaCl.
5. MgCl2 (насыщ.) + 2(NH3 H2O) [конц , гор ] = Mg(OH)rL + 2NH4C1
6. MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OH)-i.
7. MgCl2 + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор ) = CaMg(CO3)2l + 4KC1 + 2CO2? +
+ 2H2O.
8. MgCl2 + NH3 H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4l + 2NaCl + H2O
(E = P, As).
9. MgCl2 (насыщ.) + KC1 (насыщ) +6H2O = KMgCl3 6H2Ol (карналлит).
10. MgCl2 + 6NH3(r) = [Mg(NH3)6]Cl2.
11. MgCl2(x) ектроли\ Mg (катод) + Cl2? (анод).
106. MgsN2 — ДИНИТРИД ТРИМ АГНИЯ
Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами.
Окисляется О2 воздуха при высоких температурах. Получение см. 9969
Мг = 100,93; d =2,71.
1. Mg3N2 = 3Mg + N2 (700 1500° С).
2. Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OH)21 + 2NH3t (кип ).
3. Mg3N2 + 8HC1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4CL
4. 2Mg3N2 + 3O2 = 6MgO + 2N2 (500—800° C).
107. Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМАГНИЯ
Темно-i олубой, термически устойчивый Не реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разла!ается кислотами, галоге-
нами Получение см 99
Мг = 76,70; d = 1,94; тпл = 1085° С.
1. Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)rl + SiH4 ? (примеси SbiH2n~2, п > 1).
2. Mg2Si + 4НС1 (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2| + 4Н2? (примесь SiH4),
2Mg2Si + 8НС1 = 4MgCl2 + Si4- + 2H2? + SiH4? (комн., в эфире).
3. Mg2Si — ц> SiH4, ЗьНгл+г (50—60° С, п > 1, примесь Н2).
- Mg3(PO4)2 Г
4. Mg2Si + 2С12 = 2MgCl2 + Sii (30 40° С, в жидк. СС14).
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 цвег. Реакционноспособ-
ный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, гало!енами и другими
59
неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель, реагирует с водой,
разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. I091, НО10, 1I710'1
Мт = 40,078; d = 1,54; U = 842° С; /кип = 1495° С
1.
2.
3.
4.
5
6.
7.
8.
9
10.
И.
Са + 2Н2О = Ca(OH)2i + Н2?
2Са + Н2О (пар) - СаО + СаН2
Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2Т
4Са + 10HNO, (разб.) = 4Ca(NOs)2 + N2OT + 5Н2О,
4Са + 10HNO? (оч. разб.) = 4Са(Ь1Оз)2 + NH4NO3 + ЗН2О
Са + Н2 — СаН2
2Са + О2 = 2СаО
Са + Е2 = СаЕ2
Са + S = CaS
ЗСа + N2 — CajN2
ЗСа + 2Р (красн.) = СазР2
Са + 2С (графит) = СаС2
Са + 6ЫНз(г) = [Са(МНз)б](е )цТ) (желт.)
6Са + 2NH3CD = Ca3N2 + ЗСаН2
(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).
Са + 6NH3(m) = [Са(МНз)б] (син.)
Са + 2NH3(m) = Ca(NH2)2l + Н2Т
[ 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, 11 т.
Мг = 42,09; d = 1,90; tm » 1000° С.
1 CaH2 - Са + Н2 (выше 1000° С).
2. СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2Ф+ 2Н2Т.
3 СаН2 + 2НС1 (разб ) = СаС12 + 2Н2Т.
4. СаН2 + О2 = СаО + Н2О (300—400° С).
5. ЗСаН2 + N2 = СазМ2 + ЗН2 (выше 1000° С).
6. 2СаН2 + TiO2 = 2СаО + Ti + 2Н2 (750° С)
7. ЗСаН2 + 2КС1Оз = 2KCI + 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 peai иру-
ез с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оенбвные свойства,
реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см 1085 1094
ИЗ1.
60
Mr = 56,08; d = 3,35; /ПЛ«2614°С; гкип = 2850° С.
1. СаО + Н2О = Са(ОН)2 (комн).
2. СаО + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2О. 3. СаО + 2HF (разб.) = CaF2i + Н2О. 4. ЗСаО + 2НзРО4 (разб.) = Са,(РО4)4 + ЗН2О. 5 СаО + СО2 = СаСОз (комн.).
6. СаО + SiO2 = CaSiOs (1100 1200° С).
волластонит 7. СаО + TiO2 = (CaTi)O3 (900—1100° С).
перовскит, 8. 4СаО + 2Сг2О3 + ЗО2 = 4СаСгО4 (600—700° С).
хроматит 9. 2СаО + 2С12 = 2СаС12 + О2 (700° С),
СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО (1900—1950° С).
10. 4СаО + 2А1 = ЗСа + (СаА12)О4 (1200° С).
11. СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2 (700° С).
111. СаО2 — ПЕРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления Не реагирует с холодной
водой. Полностью разлагается кипящей водой, сильными кислотами Сильный
окислитель в реакциях при спекании. Получение см. 112 3
Мг = 72,08; d=2,92.
1. 2СаО2 = 2СаО + О2 (250 380° С).
2. СаО2 8Н2О = СаО2 + 8Н2О (130° С, вак.).
3. СаО2 + 2Н2О (гор.) = Са(ОН)4 + Н2О2 (50—60° С),
2СаО2 + 2Н2О = 2Ca(OH)2i + О2Т (кип).
4. СаО2 + 2НС1 (конц., хол.) = СаС12 + Н2О2.
5. 4СаО2 + 2Сг2Оз + О2 = 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 основные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из
воздуха. Получение см. 1081, 109, НО
Мт = 74,09; d = 2,08; к,- = 0,160(2О), 0,092(ЯП).
I Са(ОН)2 = СаО + Н2О
2. Са(ОН)2 (0,5 — 1 )Н2О I <=? Са(ОН)2(Т) + (0 5 1 )Н 2О(Ж,
3. Са(ОН)2 (оч разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2++ 2ОН".
4. Са(ОН)2 + 2НС1 (разб ) = СаС12 + 2Н2О,
Са(ОН)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4l + 2Н2О.
(520—580° С).
(100° С,р).
61
5 ЗСа(ОН)2 + 2НзРО4 (разб.) = Са3(РО4)2>1 + 6Н2О,
Са(ОН)2 + Н3РО4 (конц) = СаНРО4>^ + 2Н2О
6 Са(ОН)2 + ЕО2 = СаЕ(М + Н2О (Е = С, S),
Са(ОН)2 (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕОз)др).
7. Са(ОН)2+ 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н2О.
8. Са(ОН)2 + 2В(ОН)з = 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(СЮз)2 + 5СаС12 + 6Н2О.
11. Са(ОН)2 (суспензия) + 2NaClO (хол.) = Са(С1О)21 + 2NaOH
12. ЗСа(ОН)2 + 6Н2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2)2 + гРНз? (40—50° С).
13 Са(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = СаО4 + 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 СО21
образуется гидрокарбонат Са(НСОз)г (известный только в растворе), кото-
рый определяет временную жесткость природных вод. Получение см. 110 ,
1126, 1 176.
Мг = 100,09; d = 2,93; гпл = 1242° С(р); рПР25 = 8,36.
I. СаСОз = СаО + СО2
2. СаСОз + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2? + Н2О.
3. СаСОз + 2HF (разб ) - CaF2>L + СО2Т + Н2О.
4. СаСОзщ + СО2 + Н2О < ~ Са(НСОз)г(р).
5. СаСОз + SiO2 = СаБЮз + СО2
6 СаСОз + 2NH3 = CaCN2 + ЗН2О
7. СаСОз + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH3 + Н2О + СО2
8 СаСОз + H2S = CaS + Н2О + СО2
9. СаСОз + С (кокс) = СаО + 2СО
(900—1200° С).
(800° С).
(700 -900° С),
(кип.).
(900° С)
(800 - 850° С).
114. Са(МОз)2 — 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. I083, 1183.
Мг = 164,09; d = 2,36; гпл = 561 ° С (разл.); кх = 129,3(2О), 358,7(*О).
1. Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + О2
(450 500° С),
62
2Ca(NO3)2 = 2СаО + 4NO2 + O2 (выше 561° С).
2. Ca(NO3)2 4Н2О = Ca(NO3)2 + 4Н2О (60—100° С).
3. Ca(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)б]2++ 2NOj (pH 7).
4. Ca(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. HCI) = Ca(NO2)2 + 2Н2О.
5. 3Ca(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Са3(РО4)4 + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип.)
6. 5Ca(NO3)2 + 3(NH4)2HPO4 + 4(NH3 • H2O) [разб ] = Ca5(PO4)3OHl +
+ 10NH4NO3 + 3H2O (кип).
115. CaSO4 — СУЛЬФАТ КАЛЬЦИЯ
Ангидрит, гипс (дигидрат), бассанит, или жженый гипс (гемигидрат). Белый.
Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается Мало растворяется в
воде; растворимость повышается в присутствии NaCi, MgCl2, хлороводород-
ной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Вос-
станавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость
природных вод. Получение см. 104 1124, 117fi
Мх = 136,14, d = 2,96; Гпл = 1450° С (разд.); к3 = 0,206(2о), 0,102(80).
1. 2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2
100—128° С
2. CaSO4 -2H2O< 20<,с > CaSO4 0,5Н2О + 1,5Н2О,
CaSO4 0.5Н2О = CaSO4 + 0,5Н2О
3. CaSO4 + H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2.
4. CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2
5. CaSO4 + 4СО = CaS + 4СО2
6. CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = CaCO34- + Na2SO4.
(выше 1450° С).
(163—200° С).
(900° С).
(600- 800° С).
116. CaF2 —ФТОРИД КАЛЬЦИЯ
Флюорит. Белый. Плавится без разложения Не растворяется в воде (раствори-
мость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не обра-
зует. Химически пассивный, не реагирует с разбавленными кислотами, щело-
чами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Потучсние см. 1086
1103, 1133, 1177.
Mr = 78,07; й?=3,18; /ПЛ=1419°С; рПР25 =10,40.
1. CaF2 + Н2О (пар) = СаО + 2HF (выше 800° С),
СаР2(ж) + Н2О (пар) + SiO2 = CaSiO3 + 2HF (1450° С).
2. CaF2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFT (130—200° С).
3. CaF^j + 2HF (конц.) + 6Н2О (ход.) = Ca(HF2)2 ^H2Oi.
117. СаС12 —ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ
Гидрофилит, антарктицит (гексагидрат) Белый, плавится без разложения.
Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влах и. Хорошо раство-
63
ряется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кисло-
той Вступает в реакции обмена. Получение см. 110,113 -
Л/г= 110,98; d =2,51; /пл = 782°С;
/гнп = I9600 С; к, = 74,5(2()), 147,0(8о)
1 СаС12 6Н2О = СаС12 + 6Н2О (200—260° С).
2 СаС12 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2* + 2СГ (pH 7).
3. СаС12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1 (выше 425° С).
4 СаС12(т) + H2SO4 (конц.) = CaSOj + 2НС1Т (кип ).
5. СаС12 + 2NaOH (конц.) = Са(ОН)2* + 2NaCL
6 СаС12 + Na2CO3 = CaCO3l + 2NaCl.
7. СаС12 + 2NH4F = CaF2l + 2NH4CL
8. CaCl2 + K2SO4 = CaSO4 + 2KC1 (800° C).
9. CaCl2 + H2 = CaH2 + 2HC1 (600—700° С; кат. Pt, Fe, Ni).
10. 3CaCl2 + 2A1 = 3Ca + 2A1C13 (600- 700° C).
11. СаС12(ж) зле-—;'из > Ca (катод) + C12T (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, 1138,1154
Мт = 72,14; </=2,59; гГ1л ~ 2450° С (разл.) ks = 0,02<М).
1. CaS - Ca + S (выше 2450° С).
2. CaS + 2Н2О = Ca(OH)2i + H2ST (кип.)
3. CaS + 2HCI (разб ) = СаС12 + H2ST,
CaS + 4HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O
4. CaS + CO2 + H2O = CaCO3i + H2ST.
5. CaS(T) + H2S (насыщ) = Ca(HS)2(p) (комн ).
6. CaS + 2O2 = CaSO4 (700—800° C).
119. Ca3P2 — 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. 108к, 3374.
Л/г =182,18; </=2,51; /пл « 1600° С (р).
1 2Са3Р2 = 6Са + 2Р2 (выше ] 250° С).
2 . Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)21 + 2РН3Т (примеси Р2Н4, Н2).
3 Са3Р2 + 6НС1 (разб ) = ЗСаС12 + 2РН3Т.
64
4 Са3Р2 + 2HjPO4 (разб.) = Са3(РО4)2 + 2РН3Т
5 . Са3Р2 + 4О2 = Са3(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 одой с выделением ацетилена, реагирует с кислота-
ми. Восстановитель Получение см. 1089, НО9, 2141.
Mr = 64,10; d=2,22\ /пл = 2160°С
1. СаС2 = Ca + 2С (графит) [выше 2200° С].
2 СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)21 + C2H2t.
3 СаС2 + 2НС1 (разб ) = СаС12 + С2Н/Г.
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 + N2 = Ca(CN)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, 128 .
Mt = 87,62; d = 2.630; Г„л = 768° С; /кип = 1390° С.
1 Sr + 2Н2О = Sr(OH)2l + H2t (комн.),
2Sr + Н2О (пар) = SrO + SrH2 \[ (200 -300° С).
2. Sr + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2.
3. 4Sr + IOHNO3 (разб ) = 4Sr(NO3)2 + N2OT + 5Н2О
4Sr + IOHNO3 (оч. разб ) = 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
4. Sr + Н2 = SrH2 (200—500° С).
5. Sr + О2 = 2SrO (выше 250° С, сжигание на воздухе)
6. Sr + С12 = SrCl2 (200—400° С).
7. 3Sr + N2 = Sr3N2 (450—500° С, сжигание на воздухе).
8. Sr + 2С (графит) = SrC2 (550° С).
9 6Sr + 21ЧН3(г) = Sr3N2 + 3SrH2 (600—650° С).
3 — 2270
65
10. Sr + 6NH3(X) = [Sr(NH3)6] (СИН )
Sr + 2NH3(x) = Sr(NH2)2l + 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
1215, 1231, 1241 f 126*.
Л/г = 103,62; d = 5,02; Гпл = 2650° С; /кип « 3000° С
1 SrO + Н2О = Sr(OH)2 (комн.).
2. SrO + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2О
3. SrO + 2HF (разб.) = SrF2^ + Н2О
4. 3SrO + 2Н3РО4 (разб ) = Sr3(PO4)2i + ЗН2О.
5. SrO + СО2 = SrCO3 (комн ).
6 2SrO + О2 = 2SrO2 (400° С, р)
7. 4SrO + 2А1 = 3Sr + (SrAl2)O4 (1200° С).
123. Sr(OH)2 — ГИДРОКСИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Умеренно растворяется в воде, образует разбавленный щелочной раствор
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции
обмена Получение см. 1211 1221, 1254
Л/г= 121,63; d= 3,625; tm = 460° С; ks = 0,81(2t)), 8,3(8О>.
1 2. Sr(OH)2 = SrO + Н2О Sr(OH)2 8Н2О = Sr(OH)2 + 8Н2О (500 850° С). (100° С, вак.)
3. Sr(OH)2 (оч. разб.) + лН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2ОН (л = 6 - 8).
4 Sr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + 2Н2О
5. Sr(OH)2 + H2SO4 (конц) = SrSO4>L + 2Н2О
6. 3Sr(OH)2 + 2Н3РО4 (разб ) = Sr3(PO4)2>l + 6Н2О
7. Sr(OH)2 +лЕО2 = SrEO3i + Н2О Sr(OH)2 + 2ЕО2 = Sr(HEO3)2(p). (Е = С, S),
8. Sr(OH)2 + 2HF (конц) = SrF2-l + 2Н2О
9. Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H2S(r) = SrS>t + 2Н2О.
124. SrCO3 — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ
Сгронцианит. Белый, при прокаливании на возцухе разлагается, плавится при
избыточном давлении СО2. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами
Разлагается кислотами хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор
избытком СО2. Получение см 123 1264
Мг= 147,63; б/=3,70; = 1497° С (р); рПР25 = 9,28.
66
1 SrCCh = SrO + CO2 (1100—1200° С)
2. SrCO3 + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + CO2t + H2O.
3 SrCCh + 2HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + 2H2O + CO2?
4 8гСОз(т) + CO2 + H2O (хол )<"J™"* Sr(HCO3)2(p).
5. SrCO3(T) + 2NH4CI (конц ) = SrCh + 2NH3T + H2O + CO2T (кип )
6. SrCCh + H2S = SrS + CO2 + H2O (900—1000° С, в токе H2).
7 SrCCh + С (кокс) = SrO + 2СО (800 850° С)
125. Sr(NO3)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. 121s, 1243, 1287
Л/г = 211,63; J=2,99; гпл = 570° С (разл.); ks = 70,4(2О), 98(8О).
1 Sr(NO3)2 = Sr(NO2)2 + О2 (450—500° С),
2Sr(NO3)2 = 2SrO + 4NO2 + О2 (выше 570° С)
2 Sr(NCh)2 4Н2О = Sr(NCh)2 + 4HZO (100° С)
3. Sr(NO3)2 (разб ) + z?H2O = [Sr(H2O)„]2+ + 2NO3 (п = 6 ч- 8, pH 7).
4. Sr(NCh)2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2l + 2NaNCh (комн ).
5 Sr(NCh)2 + 4Н° (Zn, разб HCI) = Sr(NO2)2 + 2Н2О.
6. Sr(NCh)2 + (NH4)2CrO4 = SrCrOj + 2NH4NO3.
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). Малореакционноспособный; не реагирует с кислотами (кроме
концентрированной серной кислоты), щелочами Восстанавливается углеро-
дом при спекании Получение см. 1235, 1274, 1286
Мг= 183,68; /7=3,96; tnn = 1500° С (д); к, = 0,013(20), 0,011(95).
1 2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + О2 (выше 1300° С)
2. SrSC^T) + H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4)2(p).
3 SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2СО + СО2 (800— 1100° С).
4 SrSO4 + Na2CCh (конц) = БгСОз^ + Na2SO4
127. SrCl2 — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения Расплывается на воздухе. Хорошо растворя-
ется в воде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте
Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена.
Получение см. 121 , 1234, 1242
з*
67
Мт = 158,53; </=3,052; tnn = 873° С; ^ = 53,1(20>, 93,1(8о).
1 SrCh 6Н2О = SrCh+ 6Н2О (100 250е С).
2. SrCh (разб.) + лН2О = [Sr(H2O)fl]2* + 2CI (л = 6-ь8, pH 7).
3. SrCh + 2Н2О (пар) = Sr(OH)2 + 2НС1 (до 500° С).
4. SrCl2(T) + H2SO4 (конц.) = SrSCU + 2НС1Т (кип.).
5. SrCl2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ ) = Sr(OH)2l + 2NaCI (комн ).
6. 3SrCI2 + 2А1 = 3Sr + 2A1CB (600-700° С).
7. SrChw злектро'г'и1> sr (катод) + C12T (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.
1239, 1246, 1263.
Mt = 119,69; d = 3,65; гпл « 2000° С (разл.).
I. SrS = Sr + S (выше 2000° С)
2. SrS + 2Н2О = Sr(OH)2l + H2ST (кип).
3. SrS + 2HCI (разб.) = SrCl2 + H2St
SrS + 4HNO3 (конц) = Sr(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O.
4 SrS(T) + H2S (насыщ , хол.) = Sr(HS)2(p).
5. SrS + CO2 + H2O = SrCO3i + H2St.
6. SrS + 2O2 = SrSO4 (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 .
Мт = 137,327; d = 3,60; гпл = 727° С; гкип » 1860° С.
1 Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2? (комн.).
2. Ba + 2HCI (разб ) = ВаС12 + Н2Т
3. 4Ва + 10HNO3 (разб.) = 4Ba(NO3)2 + N2Ot + 5Н2О,
4Ва + 10HNO3 (оч разб ) = 4Ba(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
4 Ва + Н2 = ВаН2 (150—300° С).
5. ЗВа + 201,= 2ВаО + ВаО2 (до 500° С, сгорание на воздухе),
68
2Ва + О; = 2ВаО
6 . Ва + Е2 = ВаЕ2
7 . Ba + S = BaS
8 ЗВа + N2 = Ba3N2
9 Ba + 2С (графит) = ВаС2
У 10. Ва + H2S = BaS + Н2
11. 6Ва + 2NH3(r) = Ba3N2 + ЗВаН2
12 Ba + 6NH3(X) = [Ba(NH3)6] (сии.)
Ba + 2NH3(5K) = Ba(NH2)2 + Н2
13. 2Ва + ЗСО2 = 2ВаСО3 + С(1рафит)
(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 .
Мт = 139,34; d = 4,15; /пл = 675° С (разя.).
1 ВаН2 = Ва + Н2
2. ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2Н2Т.
3. ВаН2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2?
4. ВаН2 + О2 — ВаО + Н2О
5. ЗВаН2 + N2 = Ba3N2 + ЗН2
6. ЗВаН2 + 2КС1О3 = 2КС1 + 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
основные свойства, реагирует с кислотами Поглощает СО2 из воздуха Полу-
чение см. I295, I321 2, 134 , 1351
' Мг= 153,33, J=5,72
/11Л « 2020° С.
1. ВаО + Н2О = Ва(ОН)2.
2. ВаО + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2О
3. 2ВаО + О2 = 2ВаО2
4 ВаО + СО2 = ВаСО3
5 ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ва
ЗВаО + 2А1 = 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. 1295, 1313, 133*.
69
Mt = 169,33; d = 4,96; /пл = 450° C (p); k, - 0,168(20).
1. 2BaO2 = 2BaO + O2 (выше 790° C).
2. BaO2 8H2O = BaO2 + 8H2O (100° С, вак).
3. BaO2(T} + 9H2O <=? (Ва(Н2О)к]2++ HO2 + OH ,
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2 (50—60° C),
2BaO2 + 2H2O = 2Ba(OH)2 + O2t (кип).
4. BaO2 + 2HCI (конц., хол.) = ВаС12 + H2O2.
5. ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSO4>L + Fe2(SO4)3 + 2Н2О.
6. ВаО2 + HgfNO^^p) = Ba(NO?)2 + + О2Т
7. ВаО2 + 2КОН + 2K3[Fe(CN)6] = Ва(ОН)2 + 2K4[Fe(CN)6] + O2t.
8. 4ВаО2 + 2Сг2О3 + О2 = 4ВаСгО4 (700—900° С).
9 ВаО2 + О2 =Ba(Oj)2 (до 100° С, р).
10. ВаО2 + 2О3 = Ва(О3 )2 + О2 (-80° С, в жидк. CC12F2).
133. Ва(ОН)2 — ГИДРОКСИД БАРИЯ
Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Хорошо растворяется в воде образует сильнощелочной раствор
Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции
обмена. Получение см. I291, 131 ’, 1383.
Мт= 171,34; d = 4,5; /11Л = 408° С; к, = 3,89(20), 101,4(80).
1. Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О (780—800° С).
2. Ва(ОН)2 8Н2О = Ва(ОН)2 + 8Н2О (125—130° С, вак ).
3. Ва(ОН)2 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 20 Н
4. Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб ) = ВаС12 + 2Н2О, Ва(ОН)2 + H2SO4 (разб.) = BaSOj + 2Н2О.
5. Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF24 + 2Н2О.
6. ЗВа(ОН)2 + 2НзРО4 (разб.) = Ва3(РО4)21 + 6Н2О, Ва(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = ВаНРО41 +2Н2О.
7. Ва(ОН)2 + ЕО2 = ВаЕО31 + Н2О Ва(ОН)2 +'2ЕО2 = Ва(НЕОз)2. (Е = С, S),
8. Ва(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = ВаО21 + 2Н2О (0° С).
9. Ва(ОН)2 + 2H2S (ндсыщ.) = Ba(HS)2 + 2Н2О, Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2Н2О
10. Ва(ОН)2 + К2СгО4 = ВаСгОД + 2КОН.
11. Ва(ОН)2 + MnS2O6 = BaS2O6 + Mn(OH)2l (40—70° С).
12. Ва(ОН)2 (насыщ ) + 2NH4CIO3 (конц.) = Ва(С1О3)2 + 2NH3T + H2O (кип.).
134. ВаСОз —КАРБОНАТ БАРИЯ
Витерит. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избы-
точным давлением СО2. Не растворяется в воде. Частично переводится в
70
раствор избытком СО? Разлагается разбавленными кислотами. Получение см
1314, 1337, 1375, 138"
Мг = 197,34; J = 4,43; /пл = 1555° С (р). рПР25 = 8 31
1. ВаСОз = ВаО + СО2 (1000 1450° С).
2. ВаСОз + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + CO2t + Н2О.
3. ВаСОз(Т) + Н2О (хол.) + СО2< кип— Ва(НСОз)2(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. Ва(Ж)з)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 и нитрата кальция, не растворяется в концентрирован-
ной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водоро-
дом. Вступает в реакции обмена. Получение см 129 , 1387.
Мг = 261,34; d = 3,23; /пл = 594° С (разл ),
к, = 9,05(20), 26 64<80)
1 Ba(NO3)2 = Ba(NO2)2 + О2
2Ba(NO3)2 = 2ВаО + 4NO2 + О2
2. Ba(NO3)2 (разб.) + 8Н2О = [Ba(H2O)8]n + 2NO3
3. Ba(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ba(NO2)2 + 2Н2О
4 Ba(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2HNO3.
5 3Ba(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Ba3(PO4)2l + 4NaNO3 + 2HNO3
(594 620° C),
(620—670° C).
(pH 7).
(кип.).
136. BaSO4 — СУЛЬФАТ БАРИЯ
Барит. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается Не
растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малорсакционноспособ-
ный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанав-
ливается углеродом при спекании. Получение см. 1334, 1375.
Мг = 233,39; d = 4,50; /пл = 1580° С (разл.); рПР25 = 9,74.
1 2BaSO4 = 2ВаО + 2SO2 + О2 (выше 1580° С).
2 BaSO^ + H2SO4 (конц.)<.'=? Ba(HSO4)2(P) (20— 50° С).
3. BaSO4 + 2NaOH (конц., хол.)< * (BaOH)2SO4<p) + Na2SO4 (20 40° С)
4. BaSO4 + 4С (кокс) = BaS + 4СО (1100—1200° С).
5. BaSO4 + 4СО = BaS + 4СО2 (600—800° С),
BaSO4 + 4Н2 = BaS + 4Н2О (900— 1000° С).
71
137. BaCh —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. 1334, 1342, 1389.
Mt = 208,23; d= 3,856, U = 961°C; ks = 36,2(20), 52,2(80).
1 BaCh • 2НгО = BaCh +2Н2О
2. BaCh (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)«]2+ + 2СГ
3. BaCh + Н2О (пар) = ВаО + 2НС1
4. ВаС1г(т) + H2SO4 (конц.) = BaSO4l + 2НС1Т
5 BaCh + Na2SO4 = BaSOj + 2NaCl,
BaCh + Na2CO3 (конц.) = BaCO3l + 2NaCl
(выше 113° C).
(pH 7).
(900—950° C)
(кип.).
6. BaCh + 6H2O —^1еУТ^0ЛИЗ> 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 в кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно
окисляется растворенным в воде кислородом. Поглощает СО2 и влагу из
воздуха. Получение см. 1297’'°, 1344, 1364'5.
Mt = 169,39; d = 4,36; * 2000° С (разл.);
к, = 7,86(20), 49,91(80).
1. BaS = Ba + S (выше 2000° С).
2. BaS (насыщ.) + 14H2O<z=T Ba(HS)2 • 4H20l + Ва(ОН)2 • 8H20l (комн ).
3 BaS(T) + 2Н2О (пар) = Ва(ОН)2 + H2S (450° С, в токе СО2).
4. BaS (разб.) + 2Н2О = Ва(ОН)2 + H2ST (кип ).
5. BaS (разб.) + 8Н2О (хол.) = [Ва(Н2О)8]2+ + S2’,
S2’ + Н2О<=? HS’ + ОН’; р/Со = 1,09
6. BaS + 2НС1 (разб.) = BaCh + H2ST.
7. BaS + 4HNO3 (конц.) = Ba(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O (кип.).
8. BaS + O2 = BaSO4 (1000— 1050° C).
9. BaS (насыщ.) + CaCh (насыщ.) = CaSi + BaCl2.
10 BaS + H2S (насыщ ) = Ba(HS)2.
11. BaS + H2O + CO2 = BaCO3l + H2ST,
2BaS + H2O + CO2 = BaCO3l + Ba(HS)2.
139. Ba(HS)2 — ГИДРОСУЛЬФИД БАРИЯ
Белый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в холодной воде
(слабый гидролиз по аниону). Разлагается в кипящей воде, реагирует с разбав-
72
ленными кислотами, нейтрализуется щелочами. Восстановитель, медленно
окисляется растворенным в воде О?. Получение см. 1339, 138
Л/г = 203,48; ks = 48,8(20). 63,9(h0).
1. Ba(HS)2 = BaS + H2S (выше 450° C).
2. Ba(HS)2 • 4H2Oi<ZZZ? Ba(HS)2 (насыщ.) + 4H2O (20° C),
3. Ba(HS)2 4H2O = Ba(HS)2 + 4H2O Ba(HS)2 (разб.) + 8H2O = [Ba(H2O)R]2+ + 2HS“, (50° С, вак.)
HS + Н2О<=> H2S + ОН ; рКо = 7,02.
4. Ba(HS)2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2H2ST (кип.).
5. (Ba(HS)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2H2St.
6. Ba(HS)2 + 6HNOs (конц.) = Ba(NO3)2 + 2Sl + 4NO2T + 4H2O.
7. Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = BaS + 2H2O.
8. Ba(HS)2 + O2 = Ba(OH)2 + 2Sl.
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 RaCI2. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртут-
ном катоде.
Л/г = 226,025; d « 6; 1„п = 969° С; гкип = 1536° С.
1 Ra + 2Н2О = Ra(OH)2 + Н2Т.
2. Ra + 2НС1 (разб.) = RaCl2 + Н2Т
3. Ra + H2SO4 (разб.) = RaSOj + Н2Т
4. 4Ra + 10HNO3 (разб.) = 4Ra(NO3)2 + N2OT + 5Н2О.
5. 2Ra + О2 = 2RaO (100° С, сгорание на воздухе)
6. Ra + С12 = RaCl2 (комн.).
7. 3Ra + N2 = Ra3N2 (100° С, сгорание на воздухе).
8 Ra + S = RaS 0 590 q
9. Ra + 2H2O + Na2CO3 = RaCO3i + H2T + 2NaOH
73
Часть II
ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТЫ ША-ГРУППЫ
БОР
141. 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 разбавленном растворе.
Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогена-
ми, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании.
Получение см. 1421, 144\ 1505, 1511
Mr = 10,811; d = 2,340; 1пл = 2075° С; /кип = 3700° С.
1. 2В + ЗН2О (пар) = В2О3 + ЗН2 (700—800° С).
2. В + ЗНМОз (конц., гор.) = В(ОН)з4< + 3NO2T.
3. 2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + ЗН2Т.
4. 4В + 4NaOH + ЗО2 = 4NaBO2 + 2Н2О (350—400° С).
5. 4В + ЗО2 = 2В20з
6 2В + ЗЕ2 = 2ВЕ3
7. 2В + 3S = B2S3
8. 2В + N2 = 2BN
9. В + Р (красн.) = ВР
10. 4В + С (графит) = В4С
11. 2В + 6НЕ = ВЕз + ЗН2
2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2
2В + 2Ь1Нз = 2BN + ЗН2
12. 5В + 3NO = В20з + 3BN
13. 2В + ЗСО = В2Оз + ЗС (графит)
4В + 3CS2 = 2В28з + ЗС (графиг)
14. 4В + 3SiO2 = 2В2О3 + 3Si
(700° С, сжигание на воздухе).
(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Br, 1).
(выше 600° С).
(900—1000° С).
(900—1200° С).
(выше 2000° С, примесь В|зС2).
(400—500° С; Е = F, С1),
(800—900° С),
(1000—1200° С).
(800° С).
[1400° С],
[930° С].
(1300—1500° С).
142. В2Нб — ДИБОРАН(6)
Родоначальник гомологического ряда бороводрродов с общей формулой
В„Нл+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный;
реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см 1586
1595, 1755.
74
Mr = 27,67; p = 1,234 г/л (н.у ); гпл = 165,5° С;
/кип= 92,5° С.
I . В2Н6 = 2В + ЗН2 (300—550° С).
2 В2Н6 + 6Н2О = 2В(ОН)31 + 6H2t
3 В2Н6 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + 6Н2Т.
4 . В2Н6 + ЗО2 = В2О3 + ЗН2О (сгорание на воздухе).
5 В2Н6 + 6С12 = 2ВС1з + 6HCI.
6 2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH4]l + Na[BsH«] + 2Hg(jlC) (в эфире).
7 В2Н6 + 6НС1 = 2ВС1з + 6Н2.
8 ЗВ2Н6 + 6NH3 = 2B3H6N3 + 12Н2 (180—190° С)
9 . В2Н6 + 2LiH = 2Li[BH4] (кип., в эфире).
143. В4Ню —ТЕТРАБОРАН(Ю)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой
В„Ня+6 Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе Мед-
ленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кисло-
родом, хлором, аммиаком. Получение см 1448.
Мг = 53,32;
р = 2,397 г/л (н.у.); 1ПЯ = - 120° С;
Гкип = +18° С (разл.)
1 . В4Ню----> В2Нб(Г), BsH^r), ВюН^ж), (ВН)И(т) (выше 100° С).
2 . В4Ню + 12Н2О = 4В(ОН)з4' + 11Н2Т.
3 B4Hio + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OH)4] + 11 H2t
4 . 2B4Hio + 11О2 = 4В2Оз + ЮН2О (сжигание на воздухе).
5 2В4Н ю + 17С12 = 8ВС1з + 10НС1.
6 ЗВ4Н10 + 12NH3 = 4B3H6N3 + 21Н2 (200° С, р).
144. В2Оз —ТРИОКСИД ДИБОРА
Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый гшроскопичный, низ-
коплавкий, термически устойчивый Кристаллический — химически пассивен
Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводород-
ной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом Получение см. 1415
1424, 1451, 1478
Mr = 69 62; d = 1.84 (аморфн.), 2,46; гпл = 450° С;
/кип « 2000° С; ks = 2,2(2О), 9,5(8О).
1. В2О3 (аморфн.) + ЗН2О = 2В(ОН)31.
2. 2В2Оз (аморфн.) + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + Н2О (комн.),
В2Оз (аморфн ) + 2NaOH (конц ) + ЗН2О = 2Na[B(OH)4] (комн ).
3. В20з + 2NaOH = 2NaBO2 + Н2О (400—550° С).
4 В2Оз (аморфн ) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН2О
5. В2О3 + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) = 2BF3T + 3CaSO4i +ЗН2О (кип ).
75
6. В2Оз + 2NH3 = 2BN + ЗН2О
7. В2О3 + 2А1 = А!2Оз + 2В
8. В2Оз + 6Mg = Mg2B2 + 3MgO
Mg3B2 + H3PO4 (КОНЦ ) = В4Н|0(ж) + Mg3(PO4)2^
9. В2О3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2ВС1з + ЗСО
(2000° С; кат С, Mg).
(800—900° С).
(750—900° С),
(до+10° С).
(1000° С).
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, 1606.
Мг = 61,83; d = 1,435; u = 170° С (р);
кл = 4,87(20), 23,54(80).
1. В(ОН)з = НВО2 + Н2О
2В(ОН)3 = В2Оз + ЗН2О
2. В(ОН)з (разб) + Н2О = [В(Н2О)(ОН)з],
[B(H2O)(OHhJ + Н2О<=> [В(ОН)4Г + НзО*; р/Ск = 9,24.
3. 4В(ОН)з + 2NaOH (разб ) = Na2B4O7 + 7Н2О,
В(ОН)3 + NaOH (насыщ.) = Na[B(OH)4J.
4. В(ОН)3 + NaOH = NaBO2 + 2Н2О
5. 2В(ОН)з + Na2CO3 = 2NaBO2 + СО2 + ЗН2О
6. В(ОН)3 + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН2О.
7. В(ОН)з + 3HSO3F(X) = 3H2SO4 + BF3T
(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 ВО переходит в [В(ОН)4]'. Разлагается горячей водой, кислотами.
Получение см. 2916, 1414, 1474, 1601.
Мг = 65,80; d = 2,34; /пл = 965° С,
/кип = 1434° С; кч = 25,4(2О), 31,4(Ь0).
1 NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [В(ОН)4] (pH > 7, см. 1603).
2. 4NaBO2 + Н2О (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH
3. NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCI + [В(Н20)(ОН)з]
4. 2NaBO2 + 2H2SO4 (*онц.) + 2H2O = 2NaHSO4 + 2B(OH)3i.
147. \a2B4O7 — ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ
Бура, или гинкал (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. 1442, 145?, 1604
Л/г = 201,22; d= 2,367; /пл = 741° С; к, = 2,5<20>, 24,3(80).
1. Na2B4O7 ЮН2О = 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 , рКо = 7,89
3. Na2B4O7 + 2НС1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4[В(Н2О)(ОН)з1,
Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 5Н2О = 4В(ОН)4 + 2NaHSO4 (40 50° С)
4. Na2B4O7 + 7Н2О + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)4],
Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O (700- 750° С).
5. Na2B4O7 + ЗВ20з = 2NaB5O« (650—700° С).
6. Na2B4O7 + СоО = 2NaBO2 + Со(В02)2 (сии.) [750- 800° С].
7. Na2B4O7 + 2NaOH + 4Н2О2 (конц.) + 11Н2О = 2Na2[B2(O^2(OH)4] • 6Н2О1.
8. Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 12С2Н5ОН = 4В(С2Н5О)3Т + 2NaHSO4 +
+ 7Н2О (комн),
2В(С2Н5О)з + 18О2 = В2О3 + 12СО2 + 15Н2О (сгорание на воздухе).
148. NaB5O8 — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава
аниона. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см 1475.
Мг = 205,04; /пл = 785° С (разл.); ks = 9,24(0), 1 1,9(20).
I. NaB5O« = NaBO2 + 2В2Оз (выше 785° С).
2. NaB5O8 5Н2О = NaB5O« + 5Н2О (350° С).
3 NaBjOx (разб ) + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [В5О6(ОН)4Г
4 NaB5O« + НС1 (разб.) + 12Н2О = NaCI + 5[В(Н2О)(ОН)3].
5. 2NaB5O8 + 2H2SO4 (конц.) + 14Н2О = 2NaHSO4 + ЮВ(ОН)зФ.
6. NaBjOx + 8Н2О + 4NaOH (конц.) = 5Na[B(OH)4]
149. BF3 — ТРИФТОРИД БОРА
Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Образует аддукты
с органическими растворителями. Реагирует со щелочами. Всгупает в реакции
комплексообразования. Получение см. 1416, 1445, 1457, 1571,4.
Л/г = 67.81; р = 3,209 г/л (н у.); /пп = -128,36° С;
Un = -100,3° С; гЛ=106(о).
1. BF3 + 2Н2О = (НзО)[В(ОН)Гз](т) (до 6° С)
2. BF3 + Н2О =[B(H2O)F3] (8—18° С)
[B(H2O)F3] + Н2О = [B(OH)F3]“ + НзО+.
3. 4BF3 + ЗН2О = 3H[BF4] + B(OH)3i (20- 80° С).
4 I6BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na[BF4] + Na2B4O7 + 7Н2О.
77
5. BF3 + NH3 = [B(NH3)F3]
6. BF3 + MF(p) = M[BF4](P)
BF3 + MF(p) = M[BF4]i
(до 0° C).
(M = Na+. NH4),
(M = K, Rb, Cs)
150. BC13 —ТРИ ХЛОРИД 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 .
Л/г= 117,17; 4ж)= i,434(0), l,343(ll); гпл = -Ю7°С;
/кип = 12,5° С.
1. ВС13 + ЗН2О = В(ОН)31 + 3HCI.
2. 4ВС13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaCI + 7Н2О,
ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl.
3. 2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1 (800 1200° С).
4 2ВС13 + 3F2 = 2BF3 + ЗС12 (комн.).
5. BCI3 + 4NH3 = BN + 3NH4CI (500 1000° С, в токе Н2).
6. ВС13 + AIP = ВР + А1С13 (950° С).
151. В13 — ТРИИОДИД БОРА
Белый, низкоплавкий, легко летучий. Неустойчив на свету. Полностью гидро-
лизуется водой, реагирует со щелочами Восстановитель. Окисляется кислоро-
дом. Получение см. 1416 I585
Л/г = 391,52; <7=3,35; /Г1Л = 49,7° С; /кип = 209,5° С.
1. 2BI3 = 2В + 312 (выше 700° С или на свету).
2 В13 + ЗН2О = В(ОН)зг + 3HI
3 8BI3 + 3H2SO4 (конц.) + 12Н2О = 8В(ОН)31 + 12I2l + 3H2ST (кип),
2В13 + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 2В(ОН)31 + 3I2i + 2NO? (кип ).
4 4BI3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaI + 7Н2О,
BI3 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaI.
5 2BI3 + 9О2 = В2О3 + 312О5 (150—175° С)
152. B2S3 — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА
Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком ам-
миаке Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение
см. 1417'"'3.
Mr =117,82; <7=1,55;
/пл >310° С
1 B2S3 + 6Н2О = 2В(ОН)34 + 3H2sT
2 B2S3 + 9H2SO4 (конц) = 2В(ОНМ + 12SO2 + 6Н2О
3 B2S3 + 24HNO3 (конц ) = 2В(ОН)31 + 3H2SO4 + 24NO2 + 6Н2О (кип ).
78
153. BN — МОНОНИТРИД БОРА
Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графил) 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. I4I811, 144 , I505.
Мг= 24,82; d = 2,29 (а), 3.45 (р);
/пл (р) = 2800° С (а), 3200° С (р).
1 a-BN > Р-BN (выше 1350е ’ С, p, кат Na).
2. 2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2О3 + 2NH3 (800° C)
3. a-BN + NaOH (конц.) + ЗН2О = Na[B(OH)4] + NH31 (кип).
4. BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4] (комн).
5. 4(a-BN) + 3O2 = 2B2O3 + 2N2 (выше 700° С).
6 2BN + 3F2 = 2BF3 + N2 (комн).
7. 2(a-BN) + 3C12 = 2BCI3 + N2 (выше 700° С)
154. B3H6N3 — БОРАЗИН
Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол).
Имеет циклическое строение (BH)3(NH)3. Разлагается на свету Реагирует с
водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом
Получение см. 142й, 1436, 1587
Л/г = 80,50. d = 0,824(0); /щ, =-56° С; /кип =+55° С
I B3HeN3 = 3BN + ЗН2 (300° С или на свету).
2 В3НбМ3 + 9Н2О (гор.) = ЗВ(ОН)3Ф + 3NH3T + 3H2f
3. B3H6N3 + 3NaOH (конц.) + 12Н2О (хол.) = 3Na[B(OH)4] + ЗН2Т +
+ 3(NH3 Н2О)
4. 4ВзНб1>1з + 21О2 = 6В2О3 + 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. 14г, 1506.
Л/г = 41,79; /пл= > 2000° С (разд.).
1. 4ВР(ж)<=> Р4 + 4В (выше 2000° С).
2. ВР + ЗН2О (пар) = В(ОН)3 + РН3 (100° С).
3. ВР + 4H2SO4 (конц., гор.) = В(ОН)3Ф + Н3РО4 + 4SO2T + Н2О.
79
4. BP + 8HNO, (конц., хол.) = (BP)O4I + 8NO2T + 4Н2О.
BP + 8HNO3 (конц., гор.) = В(ОН)з1 + Н3РО4 + 8NO2T + Н2О.
5. ВР + 2(КОН • 2Н2О) = КВО2 + КРОз + 4Н2 + Н2О (500—600° С).
6. 4ВР + 8О2 = 2В2Оз + Р4О10 (300—400° С).
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 ,
I456, I493.
Л/г = 87,81; Гкип (40%-й р-р) = 130° С (разл.).
1. H[BF4] (разб.) + Н2О (хол.) = [ВР4Г + Н3О+ (в разб. HF).
2. H[BF4] > [B(H2O)F3] (примеси H[B(OH)2F2], H[B(OH)3F]).
3. H[BF4] (конц.) + МОН (разб.) = M[BF4] + Н2О (М = Na, К).
4. H[BF4] (конц.) + NH3 Н2О = NH4[BF4] + Н2О.
157. Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз-
лагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион [BF4]” частично подвер-
гается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в
кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см.
1494 6, 1563.
Л/г= 109,79; </=2,47; гпя = 384° С; к, - 108(26> 5).
I. Na[BF4] = NaF + BF3 (выше 450° С).
2. Na[BF4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ка(Н2О)4]+ + [BF^-.
н2о v но .
[BF4]-<=^ [В(Н2О)Рз] [B(OH)F3f.
3. Na[BF4] + ЗН2О = B(OH)3I + NaF + 3HFT (кип.).
4. 2Na[BF4] + H2SO4 (конц., гор.) = Na2SO4 + 2BF3T + 2HFT
5. Na[BF4] —aQ”a(p0Hu) > Na[B(OH)F3], Na[B(OH)2F2], Na[B(OH)3F].
158. Li|BH4| —ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Ш) ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком аммиаке.
Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой, кислотами. Получение
см. I429.
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 + HCI (разб.) = LiCl + B(OH)3I + 4HzT,
2Li[BH4] + 2HCl(r) = 2LiCl + B2H6 + H2
4. Li[BH4] + 2O2 = LiBO2 + 2H2O
5. 3Li[BH4] + 812 = 3LiI + ЗВ13 + 4H2 + 4H1
6. 6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6T + 6LiCll
7. 3Li[BH4] + 3NH4CI = B3H6N3 + 9H2 + 3LiCl
боразин
(выше 75° С),
(выше 250° С),
(кип. в гексане).
(в эфире).
(220° С).
159. Na|BH4] — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(П1) НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холод-
ной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей
водой, кислотами, кислородом. Получение см. 23 , 142 .
М, = 37,83; d = 1,074; = 400° С (разл.);
ks = 20,5(0), 55<20).
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)31 + 4Н2Т.
4. Na[BH4] + ЗН2О + НС1 (разб.) = NaCi + В(ОН)31 + 4Н2Т,
2Na[BH4] + 2НС1(Г) = 2NaCI + В2Н6 + Н2 (выше 100° С).
5. 2Na[BH4] + H2SO4 = В2Н6Т + Na2SO4 + 2Н2Т (-10° С, в хлорбензоле).
6. Na[BH4] + 2О2 = NaBO2 + 2Н2О (выше 300° С).
160. Na|B(OH)4] — ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде,
подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислота-
ми. Получение см. 14I3, 1453, 1461, I474.
Мт = 101,83; d = 1,905; ks = 45,7(М), 58,7(30).
1. Na[B(OH)4] = NaBO2 + 2Н2О (выше 306° С).
2. Na[B(OH)4] 2Н2О = Na[B(OH)4] + 2Н2О (выше 60° С, над Р4Ою).
3. Na[B(OH)4j (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [В(ОН)4]-,
[В(ОН)4Г + Н2О <=> [В(Н2О)(ОН)3] + ОН-; р/Со = 4,76.
4. Na[B(OH)4] (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH + 7Н2О.
5. Na[B(OH)4] + НС1 (разб.) = NaCi + [В(Н2О)(ОН)3].
6. 2Na[B(OH)4] + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2B(OH)3l + 2H2O
161. |B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР
Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давле-
нием Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид-
81
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см. 1495.
Л/г = 84,84; d = 1,854; = 162° €(р); к, = 36,0(25).
1. 4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4[BF4] (выше 125° С).
2. [B(NH3)F3] + 2 Н2О (хол.) = [B(H2O)F3] + NH3 H2O
3. [B(NH3)F3] + H2O (гор.) = NH4[B(OH)F3],
4[B(NH3)F3] + 3H2O = В(ОН)3Ф + 3H[BF4] + 4N Н3Т (кип.).
4. [B(NH3)F3] + НС1 (разб ) + Н2О = NH4Cl + [B(H2O)F3]
5. 16[B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол ) + 9H2O = 12Na[BF4] + Na2B4O7 +
+ I6(NH3 - H2O).
АЛЮМИНИЙ
162. A! — 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. 163* , 171 .
= 26,982; d= 2,702; /пл = 660,37° С; /Кнп = 2500° С.
1. 2(А1, Hg) + 6Н2О = 2А1(ОН)34 + ЗН2Т + 2Hgl (комн.)
2. 2А1 + 6НС1 (разб ) = 2А1С13 + ЗН2Т
3. ^ЛАШОЖЧрНразб.) = 8Al(MhK+3bhO>45H20,
8Al + 30TlNO37o^pa3B7^8Al(Nb3)7+^NH4NO + 9Н2О.
4. 2AI + 2(NaOH Н2О) = 2NaAlO2 + ЗН2 (400—500° С),
ДА1 + 2NaOH (конц.) + бНдО^гор.) = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2Т
5. 8А|Т58Н^О+ЗК5Ю3 + 5КОН^Ж[А1(ОН)4] + 3NH3f (кип.)
6. 4А1 (по^огсГок)~+ ЗО2 = 2А1гОз V-----------(сгорание на воздухе)
7. 2А1 + 3F2 = 2A1F3
2AI (порошок) + ЗЕ2 = 2А1Е3
2А1 (порошок) + 312 = 2АП3
8. 2А1 + 3S = A12S3
9. 2А1 (порошок) + N2 = 2A1N
4А1 + Р4 = 4А1Р
10. 4А1 + ЗС (графит) = А14С3
11. 2А1 + 6HF(r) = 2AIF3 + ЗН2
2А1 + 3H2S = A12S3 + ЗН2
12. 2А1 + 2NH3 = 2A1N + ЗН2
13. 8А1 + 3 (Fe"FeJn)O4= 4А12О3 + 9Fe
(600° С).
(25° С; Е = CI, 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. А12Оз — 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. 162б, 1641, 165
Мг = 101,96; d = 3,97; tm = 2053° С; 1Кип > 3000° С
1. А12Оз + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С1з + ЗН2О.
2. А12Оз 4 2NaOH (конц., гор.) 4- ЗН2О = 2Na[Al(OH)4],
А12Оз 4 2NaOH = 2NaAlO2 4- Н2О (900—1100° С).
3. А12Оз 4- NazCOa - 2NaAlO2 + СО2 (1000—1200° С).
4. А12Оз 4- 3K2S2O7 = A12(SO4)3 4- 3K2SO4 (400—470° С),
А12Оз + 6KHSO4 = AI2(SO4)3 4- 3K2SO4 4 зн2о (400—550° С).
5. A12O3 4-3N2O5 = 2A1(NO3)3 * (35—40° С).
6. А12Оз + MgO = (MgAI2)O4 (1600° С).
7. A12O3 4 6HF(r) = 2A1F3 4- 3H2O (450 600° С).
8 2А12Оз 4- 9C (кокс) = А14Сз 4- 6CO (1800° С).
9. А12Оз 4- ЗС (кокс) 4- ЗС12 - 2А1С1з 4- ЗСО (800—900° С).
10 А12Оз + ЗС (кокс) 4- N2 = 2A1N 4- ЗСО (1600—1800° С).
И. электролиз 2АЬОз в расплаве Na3[AIF6] * 4A1 <KaTO«) + 3°гТ <ан°Д> [900° С].
164. А1(ОН)з — ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Гиббсит (моноклинный), баиерит (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. 16845, 1717, 1764'6’8.
Mr = 78,00; d = 2,42.
1. А1(ОН)3 = АЮ(ОН) 4- Н2О (до 200° С),
2А1(ОН)3 = А12Оз + ЗН2О (выше 575° С).
2. А1(ОН)з(т) + 6Н2О <=» [А1(Н2О)б]3+ + ЗОН"; рПР25 = 31,24,
А1(ОН)з(т) + 4Н2О [А1(Н2О)2(ОН)4Г + Н3О+; рПР25 = 14,43.
3. А1(ОН)з + ЗНС1 (разб ) = А1С1з + ЗН2О.
4. А1(ОН)з + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4],
А (ОН) + NaOH = NaAlO2 4 2Н2О (1000° С)
5. А1(ОН)з 4-3HF (конц.) 4-3NaF = Na3[AlF6]i 4 ЗН2О
83
165. AIO(OH) — ME ГАГИДРОКСИД 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. I641, 1685, 1717.
А/г = 59,99; d = 3,01— 3,35.
1. 2АЮ(ОН) = АЪОз + Н2О (360—575° С)
2. АЮ(ОН) + ЗНС1 (конц.) = А1С1з + 2Н2О.
3. АЮ(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OH)4],
АЮ(ОН) + NaOH = NaA102 + Н2О (1000° С).
166. А1(1\Юз)з — 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, 167я.
Мг = 212,99; d = 1,89; Мкр.) = 66° С (разл );
ks = 73,9(2О), 132,6(80).
1. 4A1(NO3)3 = 2А12Оз + 12NO2 + 3O2 (150-200° С).
2. A1(NO3)3 9Н2О = A1(NO3)3+ 9Н2О (до 40° С, вак )
3. AI(NO3)3 (разб.) + 6Н2О = [А1(Н2О)6]3+ + 3NOJ (pH < 7, см. 1673).
4. A1(NO3)3 + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OH)4] + 3NaNO3.
5. A1(NO3)3 + 3(NH3 H2O) [конц., хол ] = А!(ОН)з4< + 3NH4NC>3,
A1(NO4)3 + 3(NH3 H2O) [конц., гор.] = AlO(OH)i + 3NH4NO3 + H2O.
167. A12(SO4)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.
Мг = 342,15; d= 2,71; U = 770° С (разл.); к, =36,4(20), 73,I(W’\
1. 2A12(SO4)3 = 2А120з + 6SO2 + ЗО2 (770—860° С).
2. A12(SO4)3-18Н2О = AI2(SO4)3 + 18Н2О (420° С).
3. A12(SO4)3 (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[А1(Н2О)6]3+ + 3S0t,
[А1(Н2О)6]3+ + Н2О <=? [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + НзО+; рКк = 5,02,
2[А1(Н2О)5(0Н)]2+ [А12(Н2О)8(ОН)2]4+ + 2Н2О; 1g Кс = 2,78.
4. AI2(SO4)3 (оч разб.) + 6Н2О = 2А1(ОН)31 + ЗНг5О4 (кип ).
5. A12(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Al(OH)3i + 3Na2SO4.
А12(БО4)з + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4.
6. A12(SO4)3 + 8NaOH = 2NaAlO2 + 3Na2SO4 + 4H2O (900—1000° C).
84
7. Al2(SO4)3 + 6(NHj H2O) [конц, хол.] - 2Ai(OH)3i + SCNH^iSC^,
Ah(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [конц., гор ] = 2AiO(OH)i + 3(NH4)?SO4 + 2НгО.
8 A12(SO4)3 + 3M(NO3)2 = 3MSO4i + 2AI(NO3)3 (M = Ba, Pb)
168. KA1(SO4)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.
М, = 258,20; d = 2,75; 1,757 (кр ), кг = 5,9<20), 71,0(8О).
] 4KAI(SO4)2 = 2K2SO4 + 2А120з + 6SO2 + ЗО2 (800—900° С).
2. KAI(SO4)2-I2H2O= KA1(SO4)2+12Н2О (120° С).
3. KAI(SO4)2 (разб.) + 12Н2О = [К(Н2О)б]+ + [А1(Н2О)6]3+ +250^,
[А1(Н2О)б]3+ + Н2О <=> [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + НзО+; рКк = 5 02,
2[А1(Н2О)5(ОН)]2+ <=> [AI2(H2O)r(OH)2]4+ + 2Н2О; 1g Кс = 2,78.
4. KAI(SO4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)31 + 2K2SO4,
KAI(SO4)2 + 4КОН (конц.) = К[А1(ОН)4] + 2K2SO4.
5 2KAI(SO4)2 + 6(NH3 Н20)[конц , хол.] = 2AI(OH)3I + K2SO4 + 3(NH4)2SO4,
2KA1(SO4)2 + 6(NH3 Н20)[конц„ гор ] = 2А1О(ОН)Ф + K2SO4 +
+ 3(NH4)2SO4 + 2Н2О.
169. NaAlO2 —ДИОКСО АЛЮМИН АТ(1НУ 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. 256, 28^'23, 1624, 1632’3, 1761.
Mr = 81 97; d = 2,693; гпл = 1800° С
1. NaAIO2 + 2НгО (гор ) —~—* NaOH + А1(ОН)3Х(аморфн.).
2. NaAlO2 + 4Н2О = Na[Al(H2O)2(OH)4] (в разб. NaOH),
NaAlO2 + 2Н2О = Na[Al(OH)4] (в конц. NaOH).
3 NaAlO2 + 4HCI (конц ) = NaCI + AICI3 + 2Н2О
4 2№А1Ог + ЗН2О + СОг —-—>Na2CO3 + 2AI(OH)3j. (крист.) [кип.].
5. 2NaAlO2 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)O4 (700—800° С),
шпинель
170 A1F3 —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 1627 ", 1637.
Л/г = 83,98, d = 2,88; ks = 0 50(25), 0,89(75)
1. AIF3 H2O = AIF3 + Н2О (150—200° С).
2 AIF3 + ЗН2О (пар) = А1(ОН)3 +3HF (400° С).
3 4A1F3 + 4NaOH (конц,) = Na[Al(OH)4] + 3Na[AlF4]
4. AIF3 + 3(NH3 Н2О) [конц.] = Al(OH)3i + 3NH4F.
5. AIF3 + 3HF (конц.) = Н3[А1Рб], A1F3 + 3NaF (конц.) = Na3[AlF6],
AIF3 (насыщ ) + HF(r) + NH^) = NH4[AIF4]i
171. A1C13 — 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. Реагируете© щелочами,
гидратом аммиака Вступает в реакции обмена. Получение см. 16227, 1639, I643.
Мт = 133.34, d = 2 47; гпл = 192,6° С (р); к, - 45,9(И)), 48,6(й0).
1. 2А1С1з<Т) <=? А12С16(г)
А12С1б(г) > 2А1С1з<г)
2.
3
4
5.
6
7.
8.
9.
10.
А1С1з 6Н2О = А1С1(ОН)2 + 2НС1 + 4Н2О
2(А1С1з 6Н2О) = А12Оз + 6НС1 + 9Н2О
А1С1з (разб.) + 6Н2О (хол.) = [А1(Н2О)6]3+ + ЗСГ
А1С1з + ЗН2О (гор.) = А1(ОН)з1 + ЗНС1Т.
А1С1з(т)+ 2Н2О (влага воздуха) - А1С1(ОН)2 + 2HCI.
AICI3 + 3NaOH (разб.) = Al(OH)3l + 3NaCI,
А1С1з + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
(179,7° С),
(440—800° С).
(100—200° С),
(200—450° С).
(pH <7, см. 1673).
AICI3 + 3(NH3 Н2О) [конц., хол ] = A1(OH)3I + 3NH4C1,
А1С1з + 3(NH3 Н2О) [конц., гор ] = А1О(ОН)Ф + 3NH4C1 + Н2О
А1СИ + Na3PO4 = А1РО4 (аморфн.) + 3NaCl
AICI3 + 3Na[BH4] = А1[ВН4]з + 3NaCI (45—50° С).
А1С1з + NH4C1 = NH4[A1C14] (220—250° С).
,, электролиз „ . *
11. 2А1С1з<Ж) -------------> 2А1 (катод) + ЗС12? (анод)
172. А1г8з — 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. 1628.
Мг= 150,16; <7=2,02; Гпл = 1120° С (р).
86
1. A12S3 + 6H2O = 2А1(ОН)з I + 3H2ST (комн.).
2 AI2S5 + 6HCI (разб.) = 2AICh + 3H2Sf
3 А125з + ЗОНЬЮз (конц., гор ) = 2А1(1ЧОз)з + 3H2SO4 + 24NO2 + I2H2O.
4. 2A12S3 + 9O2 = 2А12Оз + 6SO2 (700—800° C).
173. AI4C3 — ТРИ КАРБИД ТЕТРААЛЮМИНИЯ
Желтый, при прокаливании разлагается. Полностью гидролизуется водой.
Разлагается разбавленными кислотами, концентрированными шеломами.
Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом при нагревании. Легко
хлорируется. Получение см 16210, I63R.
Мт= 143,96; d = 2,36.
1. АЦС3 = 4Al + ЗС (графит) [выше 2200° С].
2. AI4C3 + 12Н2О = 4А1(ОН)3Ф + 3CH4t -
3. АЦСз + 12НС1 (разб.) = 4А1С1з + ЗСН4Т
4. AI4C3 +4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[Al(OH)4] + ЗСН4Т
5 AI4C3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4 (2200° С).
6. А14Сз + 6О2 = 2А120з + ЗСО2 (650—700° С).
174. Na3|AIF6l — ГЕКСАФТОРОАЛЮМИНАТ(Ш) 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, 164.
М< = 209,94; d = 2 98; t м « 1000° С (разл.); к, = 0,04(20).
I. Ыаз[А1Р6]ж = 3Na+ + [AlFe]3- (1000° С),
[AIF6]^4---> [AIF4] + 2F“ (выше 1000° С).
2. 2Na3[AIF6] + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + A12(SO4)3 + 12HFT.
3. Na3[AlF6] + 4NaOH (конц) = Na[AI(OH)4] + 6NaF.
4. Na3[AlF6] + 6(NH3 H2O) [коми.] = 3NaOH + Al(OH)3l + 6NH4F.
175. Li|AlH4[ — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(Ш) ЛИТИЯ
Алюмогидрид (аланат) лития Белый, разлагается при нагревании. Реакцион-
носпособный, окисляется О2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с
водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 914
Мг = 37,96; г/= 0,72.
1 2Li[AIH4] = 2LiH + 2AI + ЗН2
2. Li[AIH4] + 4Н2О = LiOH + AI(OH)31 + 4Н2Т.
3. Li[AIH4] + 4HCI (разб.) = LiCl + А1С1з + 4Н2Т.
4 2Li[AlH4] + 4О2 = Li2O + А12О3 + 4Н2О
(125—170° С).
(выше 150° С),
87
Li[AIH4] + 4F2 = Li[AlF4] + 4HF (комн.).
5. 3Li[AlH4] + 4BC13 = 3L1C1 + 3AICU + 2B2H6T (в эфире).
176. Na|Al(OH)4] — ТЕТРАГИДРОКСОАЛЮМИНА1 (III) НАТРИЯ
В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в
концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав
аниона усложняется. При крисгалчизации выделены Na4[Al(OH)7],
№6[А1б04(ОН)16] и Na4[Al4O3(OH)|0J. Разлагается при разбавлении раствора
водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом
алюминия. Получение см 2817'24'28, 1624, 164?, 1692
М,= 118,00.
1 Na[AI(OH)4] = NaAICh + 2Н2О (800° С)
2. 6Na[Al(OH)4] (насыщ) = №б[А1г,О4(ОН)]б]Ф +4Н2О
(40° С, в 50%-м NaOH).
Na[AI(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН2О = Na4[AI(OH)7] • 3H2Ol
(60—65° С).
4Na[AI(OH)4] (насыщ.) = Na4[Al4O3(OH)|0]l + ЗН2О
(100° С, в 50%-м NaOH).
3. Na[AI(OH)4] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(ОН)4] (в конц. NaOH),
Na[Al(OH)4] + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(Н2О)2(ОН)4] (в разб NaOH).
4. Na[Al(OH)4] —-—> AI(OH)3i + NaOH (разбавление водой).
5. Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб ) = А1С13 + NaCI + 4H2O.
6. Na[AI(OH)4] + CO2 = AI(OH)3i + NaHCO3.
7. 2Na[Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2AIO(OH)I + Na2CO3 + 2NH3T +
+ 4H2O (кип.).
8. 3Na[AI(OH)4] + AIC13 (кони.) = 4A1(OH)3I + 3NaCI.
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, 1829.
Мг =69.723; d = 5 904, Ъ,0948(ЗО); /лл = 29,78° С;
/кип = 2403° С.
1 2Ga + 6Н2О (гор.) = 2Ga(OH)3i + ЗН2 Т.
2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2 (350° С)
88
2. 2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2t
3. Ga + 6HNO3 (конц.) = Ga(NO3)3 + 3NO2t + 3H2O.
4. 2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2T,
2Ga + 2(NH3 • H2O) [конц., хол ] + 6H2O = 2NH4[Ga(OH)4] + 3H21\
5. 2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2T + 2NaHCO3.
6. 2Ga + O2 = 2GaO? (сгорание на воздухе).
7. 2Ga + 3C12 = 2GaCl3 (80 —200° C).
8. 2Ga + 3S — Ga2S3
9. 2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2
10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H2
(800° C).
(250-350° C).
(1050—1200° C).
178. Ga2O3 — ОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш)
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, 181', 1836.
Мг = 187,44; d = 5,88; tnn * 1725° C(p).
1. Ga2O3 + 6HCI (конц.) = 2GaCl3 + 3H2O.
2. Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4],
Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + H2O
3. Ga2O3 + 3H2 = 2Ga + 3H2O
4. Ga2O3 + 3SC12O = 2GaCl3 + 3SO2
Ga2O3 + 6NH4C1 = 2GaCl3 + 6NH3 + 3H2O
5. Ga2O3 + 6NaHSO4 = Ga2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 3H2O
6. Ga2O3 + ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2
7. Ga2O3 + 3H2S — Ga2S3 + 3H2O
8. Ga2O3 + 2NH3 = 2GaN + 3H2O
9. Ga2O3 + 4Ga = 3Ga2O
(выше 150° C).
(700° C).
(200° C),
(250° C).
(350—400° C).
(900— 1000° C).
(600—700° C).
(1000— 1200°C).
(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’, 1804’518 I814'5
1825,6, 183/
Мт= 120,74.
1 Ga(OH)3 =GaO(OH) + Н2О (80—400° С),
2Ga(OH)3 = Ga2O3 + ЗН2О (540—600° С).
2. Ga(OH)X1) + бНгО^ГИ^ [Ga(H2O)6]J+ + ЗОН-; рПР25 = 35,39,
Ga(OH)xT) + 4H2O<=t [Ga(H2O)2(OH)4]“ + Н3О+; рПР25 = 10,54.
89
3. Ga(OH)3 + 3HC1 (разб.) = GaCl3 + 3H2O.
4. Ga(OH)3 + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4],
Ga(OH)3 + NaOH = NaGaO2 + 2H2O
5. Ga(OH)3 + NH3 • H2O (конц., хол.) = NH4[Ga(OH)4],
(выше 150° С).
180. Ga(NO3)3 — НИТРАТ ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону) Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 1773.
Л/г = 255,74; ks= 181(2О).
1. 4Ga(NO3)3 = 2Ga2O3 + 12NO2 + 3O2 (110— 200° C)
2. Ga(NO3)3 9H2O = Ga(NO3)3 + 9H2O (40 - 60° С, вак.).
3. Ga(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [Ga(H2O)6]3+ + 3NO3,
[Ga(H2O)6]3+ + HzO^ZZZ* [Ga(H2O)5(OH)]2+ + H3O+; pK = 2,81.
4. Ga(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)34< + 3NaNO3,
Ga(NO3)3 + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaNO3.
5. Ga(NO3)3 + 3(NH3 H2O) [разб ] = Ga(OH)34< + 3NH4NO3,
Ga(NO3)3 + 4(NH3 • H2O) [конц., хол.] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4NO3.
6. Ga(NO3)3 + 3HF (разб.) = GaF3l + 3HNO3.
7. Ga(NO3)3 + K3PO4 = GaPO4l + 3KNO3.
8. 2Ga(NO3)3 + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OH)4 + 3H2Sf + 6NaNO3.
181. Ga2(SO4)3 — 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 — квасцы. Получение см. 1785.
Мг = 427,63; kt = 92(2О).
1
2.
3.
4.
5.
6.
2Ga2(SO4)3 — 2Ga2O3 + 6SO2 + ЗО2
Ga2(SO4)3 • 18Н2О = Ga2(SO4)3 + I8H2O
Ga2(SO4)3 (разб ) + I2H2O = 2[Ga(H2O)6]3+ + 3SO^
Ga2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)3l + 3Na2SO4,
Ga2(SO4)3 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na2SO4.
Ga2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2Ga(OH)3J- + 3(NH4)2SO4,
(520—700° С).
(40—360° С, вак.).
(pH < 7, см. 1803).
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} i-
(M = K+, Rb+, Cs+, NH4).
182. GaCl3 — ХЛОРИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, низкоплавкий, летучий; в газе димеризуется Неустойчив во влажном
воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Рсаги-
90
руст с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щело-
чами, гидратом аммиака. Получение см 177 2 7, 1781'4, 1793, 1833.
Мг = 176,08; </=2,47; 1ПЛ = 77,8° С; 1КИП = 201,3° С.
I. GaCh • Н2О = Ga(Cl)O + 2HCI (выше 300° С).
2. GaCh (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Ga(H2O)6]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1803).
3. GaCh + 2Н2О (гор.) = GaCI(OH)2l + 2НС1,
GaCh + 2Н2О (пар) = GaO(OH) + ЗНС1 (350° С).
4. GaCh + НС1 (конц.) = H[GaCl4] (комн., в 6 М НС1).
5. GaCh + 3NaOH (разб ) = Оа(ОН)3Ф + 3NaCI,
GaCh + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl
6. GaCh + 3(NH3 • H2O) [раз& ] = Ga(OH)31 + 3NH4C1,
GaCh + 4(NH3 H2O) [конц., хол.[ = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4C1.
7. GaCI3 + 4LiH = Li[GaH4] + 3LiCli (до 10° С, в эфире).
8. 4GaCl3 + 2Ga = 3(Ga+)[GaCl4) (до 150° C).
9. 2GaClxp) - -3J1CKTp0J1—> 2GaJ- (катод) + 3CI2T (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
1778,9, 1787.
Mt = 235,64; d - 3,747; 1ПЛ = 1125° С(р).
1 Ga2S3 = Ga2S2 + S (950— 1300° С).
2. Ga2S3 + 6Н2О = 2Ga(OH)3l + 3H2St.
3. Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCI3 + 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. Нс изме-
няется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа-
ка. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами.
Получение см. 1854'5, 188*.
Mr = 114,82; d =7,30; tm = 156,634° С; /кип = 2024° С.
1. 2In + 6НС1 (разб.) = 21пС13 + ЗН2Т,
In + 2НС1(Г) = InCI2(r) + Н2 (700 -970° С).
91
2 In + 4HNO1 (разб., гор ) = 1п(МОз)з + NO Т + 2Н2О.
3. 41п + ЗО2 = 21п2Оз (800° С, сжигание на воздухе).
4, 21п + ЗС12 = 21пС1з 020 150° С).
5. 21n + 3S = In2S3 (1050—1100° С).
6 21n + СО2 = 1п2О (черн.) + СО (850° С).
7. 2In + H2S = In2S + Н2 (700—800° С)
185.1п2Оз — ОКСИД ИНДИЯ(П1)
Светло-желтый (при высокой температуре — корйчневый), малолетучий, пла-
вится под избыточным давлением О2, полупроводник и-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. 184 , 186 , 187 ,
1881, 1904.
Мт — 277,64; </=7,179; /пл = 1910° С (р); Гкип « 3300° С
1. 1п2Оз(т) < * 1п2Оз(г) < > 1п2О(г) + О2
2. 1п2Оз + 6НС1 (разб., гор ) = 2!пС1з + ЗН2О.
3. 1п20з + 2NaOH = 2NaInO2 + Н2О
4. 1п2Оз + ЗН2 = 21п + ЗН2О
5. 1п2Оз + ЗС (графит) = 2In + ЗСО
6. 21п2Оз + ЗС (графит) + 6С12 = 41пС1з + ЗСО2
7. 1п20з + 2NH3 = InN + ЗН2О
8. 1п20з + 3H2S = In2S3 + 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(Ш)
Джалиндит Белый, аморфный, при нагревании разлагается Не растворяется в
воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет
амфотерные свойства; pearnnvei с кислотами, щелочами при спекании Полу-
чение см. 1874 5, 1885,6, I893'4
Мг = 165,84; d = 4,33; рПР25 = 36,89.
1. 21п(ОН)з = 1п2Оз + ЗН2О
2. 1п(ОН)з + 3HNO3 (разб ) = ln(NO3)3 + ЗН2О,
21п(ОН)з + 3H2SO4 (разб ) = In2(SO4)3 + 6Н2О
3. 1п(ОН)з + NaOH = NaInO2 + 2Н2О
(340 850° С).
(400 550° С).
187. 1п(ГЧОз)з —НИГРАТ ИНДИЯ(П1)
Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону),
азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака Получение см.
I842, I862.
92
A/r = 300 83.
1. 21n(NO3)3 = 21n(NO3)O + 4NO2 + O2 (100 160° C),
4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2 (230—250° C).
2. In(NO3)3 5H2O = In(NO3)3 + 5H2O 3. In(NO3)3 (разб) + 6H2O= [1п(Н2О)б]3+ + 3NO3, (60° С, вак ).
[ln(H2O)6]3+ + HjO^zzz* [1п(Н2О)5(ОН)]2+ + H3O+; рКк = 3,58.
4 In(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3l + 3NaNO3.
5 In(NO3)3 + 3(NH3 Н2О) [конц ] = In(OH)3J, + 3NH4NO3.
6 In(NO3)3 + ЗКЮ3 = In(IO3)3i + 3KNO3.
188. In2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ИНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону) серной кислоте Реагирует со щелочами, гидратом аммиака Вступает
в реакции обмена Получение см. 186;
Мг = 517,83; d = 3,438 (кр); Л, = 117<20).
1. 2In2(SO4)3 - 2In2O3 + 6SO2 + ЗО2 (выше 600° С).
2. In2(SO4)3 9Н2О = In2(SO4)3 + 9Н2О (200° С, вак).
3 In2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[! n(H2O)6]3+ + 3SO^,
[1п(Н2О)б]3+ + Н2О <=? [1п(Н2О)5(0Н)]2+ + Н3О+; ptfK = 3,58,
[In(H2O)6]3+ + SO4 <=* [ln(H2O)4(SO4)]+ + 2H2O; 1g Ky = 3,04
4. In2(SO4)3 (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2H[In(SO4)2],
5 In2(SO4)3 + 6NaOH (разб ) = 2In(OH)3l + 3Na2SO4
6. In2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [конц.] = 2ln(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
7 In2(SO4)3 + 3H2S = In2S3J- + 3H2SO4.
8 2In2(SO4)3 + 6H2O -------KTp ™ > 4In (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4.
189. InCl3 — ХЛОРИД ИНДИЯ (Ill)
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, 1852'6, 190'
Л/г=221,18; «/=3,46; /пп = 583° С (р); ks = 191,1(22), 373,7(80).
1 1пС13 4Н2О = In(Cl)O + 2НС1 + ЗН2О (56— 200° С).
2 1пС13 (разб ) + 6Н2О = [1п(Н2О)6] * + ЗСГ (pH < 7, см 1873)
3 InCl3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)4 + 3NaCl
4 InCl3 + 3(NH3 Н2О) [конц ] = In(OH)31 + 3NH4C1.
5 InCl3 + 4NH3(r) = InN + 3NH4C1 (600° С, в присутствии NH4F)
93
6. 1пС1з + 3HF = InF31 + 3HC1, InCh + 3CsCI = Cs3[InCl6]i.
7. 2InCl3 + 3H2S = In2S3 I + 6HCI.
8. InCl3 + 3KCN'= In(CN)31 + 3KC1.
9. InCl3 + K3PO4 = InPOj + 3KC1.
10. InCl3 + 3LiH = InH31 + 3L1C1 (в эфире).
190.1п2$з — СУЛЬФИД ИНДИЯ(Ш)
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. 184 ,
1858, I887, 1897.
Л/г = 325,84, d = 4,648; гпл = 1072° С, рПР25 = 83,04
1. In2S3 + 6HCI (конц.) = 21пС1з + 3H2ST (кип ).
2. In2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2In(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12Н2О (кип ).
3. In2S3 + 3NaOH (конц , гор ) + ЗН2О = 2In(OH)3 + 3NaHS
4. 2In2S3 + 9О2 = 21п2О3 + 6SO2 (выше 650° С).
5. In2S3 + 3Na2S (конц) = 2Na3[InS3](P) (комн ),
In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[lnS2] (120-140° С, p).
ТАЛЛИЙ
191. Tl —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. I921, 4,
1985, 1994
Мг = 204,383; d = 11,84; /«, = 303,6° С; /кип = 1457° С.
1. 2Т1 + H2SO4 (разб., хол.) = T12SO41 + Н2Т.
2. ЗТ1 + 4HNO3 (разб., гор.) = 3T1NO3 + NOT + 2Н2О,
Tl + 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
3. 4TI + 2О2 = Т12О + Т12О3 (400° С, сгорание на воздухе),
4TI + 2Н2О + О2 = 4Т1ОН (50—70° С),
4. 2Т1 + ЗН2О2 (конц.) = Т12О3>1 + ЗН2О.
5. 2Т1 + С12 = 2Т1С1 (комн.),
2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2Н[Т1С14].
6. 2Т1 + S = T12S (320° С, в атмосфере Н2),
2Т1 + 3S = TI2S3 (200—250° С).
94
192. Т12О — ОКСИД ТАЛЛИЯ(1)
Темно-бурый (до черного), летучим 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, 1941'2, 1951, 196*
Мг = 424,77, d = 9,52; Гпл = 303° С; гкип « 1100° С.
1. Т12О(т) = Т12О(г) <=♦ TI + О2 (выше 1300° С).
2. Т12О + Н2О = 2Т1ОН.
3 Т12О + 2НС1 (разб.) = 2Т1С1 I + Н2О, Т12О + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О.
4 Т12О + Н2 = 2TI + Н2О (выше 500° С),
Т12О + СО = 2TI + СО2 (250— 325° С).
5. Т12О + О2 = Т12О3 (до 200° С).
193. Т12О3 — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Авиценнит 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(1П) осаждается в виде полигидрата. Проявляет амфотерные свойства;
реагирует с кислотами, щелочами при спекании Сильный окислитель Полу-
чение см. 191314, 1968, 1971,3,5, 20046.
Мт = 456,76; d =10,11; г™ = 717° С(р).
1 Т12О3 = Т12О + о2 (500—1000° С).
2. Т12О3 • пН2О = Т12О3 + лН2О (до 300° С, вак.).
3 Т12О3 + 8HCI (конц ) = 2Н[Т1С12] + 2С12Т + ЗН2О.
4. Т12О3 + 4H2SO4 (конц.) = 2H[T1(SO4)2] {или T1(HSO4)SO4)4 + ЗН2О.
5 Т12О3 + 6HNO3 (конц.) = 2TI(NO3)3 + ЗН2О
6. Т12О3 + 2МОН = МТ1О2 + Н2О (450—575° С; М = Li, Na, К, Rb).
7 Ti2O3 + 2Н2 = TI2O + 2Н2О (150—185° С).
8. Т12О3 + 3F2 = 2T1F3 + ЗО2 (до 550° С).
9 2Т12О3 + 5S (порошок) = 2T12S + 3SO2 (комн ).
10. Т12О3 + Н2О2 = 2Т1ОН + О2Т + Н2О.
194. ТЮН — 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 1913, 1922, I984.
Л/г = 221,39; 4=7,44; /^ = 125° С (разл.); k = 34,3(18). 126,1(9О).
95
1. 2T10H = T12O + H2O
2. T1OH • 2H2O = TIOH + 2H2O
2 {TIOH 2H1O} = T12O + 5H2O
3. TIOH (разб.) + лН2О = ГТ1(Н2О)Л]+ + ОН .
4. TIOH + HCI (разб ) = TICll + H2O,
TIOH + HNO3 (разб.) = TINO3 + H2O.
5. 2Т1ОН (разб.) + Zn(NO3)2 = Zn(OH)2l + 2T1NO3,
2TIOH (конц) + Zn(OH)2 = TI2[Zn(OH)4] + 2TINO3.
6. 2TIOH + O2 = TI2O3 + H2O
2T1OH + 4NaOH + 2C12 = TI2O3 i + 4NaC! + 3H2O.
7. TIOH (разб.) + CO2 = TIHCO3I,
2TIOH + CO2 = TI2CO3 i + H2O
(выше 125° C).
(45—60° С, вак.),
(140° C)
(200° C).
(в этаноле).
195. Т12СОз — 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 СО2 из воздуха. Получение см. I947.
Мт = 468,77; </=7,11; /ПЛ = 272°С; ks = 5,23(|8), 27,2(1ОО).
1. Т12СОз = Т12О + СО2
2. Т12СО3 (разб.) + 2лН2О = 2(Т1(Н2О)Й]+ + СО2 ,
СО^ + Н2О <==? НСОз + ОН ; рКо = 3,67.
3. Т12СО3 + 2НС1 (разб.) = 2TICII + Н2О + СО2 Т.
4. Т12СО3 (разб.) + Н2О + СО2 = 2TlHCO3i
(300 360° С)
196. TINO3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), растворимость сильно увеличи-
вается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образует. Восстанови-
тель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1912, 194* 5
Мг = 266,39; d = 5,556; znn = 206,5° С; ks = 9,55(20), 11 1(80).
I 4TINO3 = Т12Оз + TI2O + 4NO2
4T1NO3 = 2TI2O + 4NO2 + О2
2. TINO3 (разб.) + иН2О = ГП(Н2О)П)+ + NO3
3. TINO3 + 4HNO3 (конц.) = T1(NO3)3 + 2NO2 + 2Н2О.
4. TINO3 + NaCi = Т1С14< + NaNO3.
5. 2T1NO3 + H2S = TI2Sl + 2HNO3.
6. 3T1NO3 + Na3PO4 = TI3PO41 + 3NaNO3.
7. 2TINO3 + K2CrO4 = TI2CrO4i + 2KNO3,
(250—350° C),
(выше 500° C)
(pH 7).
96
2T1NO3 + К2Сг2О7 = Tl2Cr2O7l + 2KNO3.
8. 5T1NO3 + 16HNO3 + 2KMnO4 = 5T1(NO3)3 + 2Mn(NO3)2 + 8H2O + 2KNO3
197. T1(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 , 1935, 1963.
Л/г = 390,40; Г™, = 102° С (кр.).
1. 4{T1(NO3)3 • ЗН2О) = 2Т120з + 12NO2 + ЗО2 + I2Н2О (300° С).
2. Т1(ЫОз)з (конц.) + 6Н2О = [Г1(Н2О)6]3+ + 3NOJ (в разб. HNO3),
ГГ1(Н2О)б)3+ + Н2О <=? [Т1(Н2О)5(ОН)]2+ + НзО+; рХк = 1,24.
3. 2T1(NO3)3 (разб.) + ЗН2О = Т12О3Ф + 6HNO3.
4. Т1(ЫОз)з + ЗНС1 (конц.) = T1CI1 + С12Т + 3HNO3.
5. 2Т1(ЫОз)з + 6NaOH (разб.) = Т12О3Ф + 6NaNO3 + ЗН2О.
6 2Т1(МОз)з + 3H2S = TI2S i + 2Sl + 6HNO3.
7. T1(NO3)3 + H2O + K2SO3 = T1NO3 + K2SO4 + 2HNO3-
198. TI2SO4 — СУЛЬФАТ ТАЛЛИЯ(1)
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
Мт = 504,83; d = 6,765; tm = 632° С; ks = 4,87<20), 14,61(80).
1. T12SO4 (разб.) + 2иН2О = 2[Т1(Н2О)П]* + SO^ (pH 7)
2. TI2SO4 + 2HCI (конц.) = 2TlCli + H2SO4.
3 TI2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2T1HSO4 (20—40° C)
4. T12SO4 + Ba(OH)2 = 2T1OH + BaSO4l
5. 2T12SO4 + 2H2O —- тр°лиз > (катод) + O2T (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. 1915, 1953, 1964, 1974, 1982.
4 — 2270
97
Mt = 239,84;
</ = 7,0; /„л = 431° С; /КИ11 = 818°С;
ks = 0,32<2О), 1,60(80).
I 2Т1С1 <---> TlCh.x (фиол.) + 0 5хС12 (на свету, комн ).
2. Т1С1(т) + H2SO4 (конц ) = TlHSO4(p) + НС1Т (20 40° С)
3. Т1С1 + 5HNO3 (конц.) = Т1(ЫОз)з + 2NO2 Т + НО + 2Н2О
4 2Т1С1 + Н2 = 2Т1 + 2НС1 (650—750° С)
5. ЗТ1С1 + 6НС1 (конц ) + 8КС1 + КС1О3 = ЗК3[Т1С16] + ЗН2О.
6, Т1С1 (суспензия) + С12 = TIC1? (комн )
200. Т1С1з — 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
М =310,74 </= 3 03 (кр); /пл = 155° С (разл );
ks = 60,3(2О).
1. 2Т1С1з = Т1(Т1“1С14] + С12 (выше 40° С),
Т1С1з = Т1С1 + С12 (выше 150° С)
2 Т1С1з 4Н2О = Т1С1з + 4Н2О (комн., вак , над H2SO4).
3. TICI3 (конц) + ЗН2О (хол ). = [Т1(Н2О)зС1з] (в разб. НС1),
2[Г1(Н2О)зС1з]^=^ |Т1(Н2О)4С12]+ + ГПСЦГ + 2Н2О рК< = 0 5
4 2Т1С1з (разб ) + ЗН2О (гор.) = T12O3I + 6НС1
5 TICI3 + НС1 (конц) = Н[Г1С14] •
6 . 2Т1С1з + 6NaOH (разб.) = Т120з1 + 6NaCl + ЗН2О.
7 . 2T1CU + 3H2S = T12S I + 2Si + 6HC1
8 TICI3 + 3KC1 (конц.) = Кз|Т1С1б], 2Т1С1з + 3CsCl = CssflbCh]
9 TICI3 (конц.) + 2Т1 (порошок) - ЗТ1С1 i
201 T12S —СУЛЬФИД ТАЛЛИЯ(1)
Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий.
Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов нс образует. Нс реагирует со
щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см.
1916, 1965.
Мт = 440 83; d = 8,39; = 448,9° С;
tKm= 1177° С; кх= 0,02(2О).
1. T12S + 2НС1 = 2TIC14 + H2ST.
2 T12S + 4HNO3 (конц хол.) = 2T1NO3 + 2NO2T + Si + 2H2O,
T12S + I8HNO3 (конц., гор.) = 2T1(NO3)3 + 12NO2? + 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 метас габильныс формы: (ГС — алмаз, (С2)л— кар-
бин, Сбо и С70 фуллерены. Графит — серо-черный, с металлическим блеском,
жирный на ощупь мя1кий 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 yi лсводородов
Mt = 12,011 /7=2,27; /пл« 3800°С; /К„„« 4000°С
1. С + Н2О (пар)<=> СО + Н2 (800—1000° С).
2. С + 2H2SO4 (конц , гор ) = СО2Т + 2SO2T + 2Н2О С + 4HNO; (конц , гор ) = СО2Т + 4NO2T + 2Н2О
3. С + 2Н2 = СН4 2С + Н2 = С2Н2 (600° С, р, кат. Pt), (1500—2000° С).
4 С + О2 = СО2 (600 2С + О2 = 2СО — 700° С сжигание на воздухе) (выше 1000° С).
5. С + 2F? = CF4 (выше 900° С).
6 С + 2S = CS2 (700—800 °C)
7. 2С + N2<ZZZ? C2N2 2С + Н2 + N2 = 2HCN (элекгрич. разряд) (выше 1800° С).
8. С + Si = SiC (1200 1300°С)
9 2С + Са = СаС2 (550° С)
10 С + 2РЬО = 2РЬ + СО2 (600 °C).
11. 2С + Na2SO4 = Na2S + 2СО2 2С + Na2CO3 = 2Na + ЗСО (600° С) (900—1000° С).
12 ЗС + 8H2SO4 (конц.) + 2К2Сг2О7 (конц ) = + 8Н2О ЗСО2Т + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 +
13. с HNO1 + H;SOj + КСЮз(КМпО4) к оксиды графита (л = 2 - 2.75; комн )
14. 2С + aiF2 = 2CFn (фториды графта) 8С + F2 = 2(C4)(F~) [«<1,12; 450° С], [комн., в атмосфере HF]
15 16 (8 + х)С + М = MCr+v (графи гиды) С(алмаз) С(графит) (С>)„ (карбин) > 2пС (графит) [М = К, Rb Cs; до 150° С] [выше 1200° С], [2300° С].
4*
99
203. CO — МОНООКСИД УГЛЕРОДА
Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде
(растворимость повышается в присутствии NH3, НС1). Химически активен при
высоких температурах; сильный восстанови гель. Реагирует с кислородом,
хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленнос-
ти — газификация твердых топлив (продукт — сингез-газ СО + Н2), в лабора-
тории — разложение муравьиной кислоты НСООН.
Л/г = 28,01; р= 1,250 г/л (и. у); /кип = 191,5° С;
у, = 2,32(2О), 1,43(КО).
1. СО + Н2О (nap)<ZZZ> СО2 + н2
2. СО + NaOH = Na(HCOO)
3. СО + Н2 = СН4 + Н2О
СО + 2Н2 = СНзОН
4. 2СО + О2 = 2СО2
2СО + О2 = 2СО2
5. СО + С12 = СС12О
6. СО + S = CSO
7. СО + NH3 = HCN + Н2О
СО + NH3 Н2О (гор ) = NH4(HCOO)
8. 5СО + 12О5 = 5СО2 + 12
9. СО + Н2О (пар) + СаО = СаСО3 + Н2
(выше 230° С, кат. Fe2O3).
[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. А120з/ ThO2),
10. 4СО + Ni = [Ni(CO)4]
11. 5СО + Fe = [Fe(CO)5]
12. CO + PdCl2 + H2O = Pdi + CO2T + 2HC1.
13. 3CO + H2O + KOH + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3KHCO3
14. 3CO + 4H2O + KOH + K2Cr2O7 = 2Cr(OH)J + 3KHCO3
15. CO + Na2O2 = Na2CO3
(400—500° С).
(50—100° С).
(100 200° С, р).
(кат. Ag)
(кат. HgO)
(комн).
204. CO2 — ДИОКСИД УГЛЕРОДА
Угчекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжа-
тии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый СО2
(«сухой лсд») 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. 1131 2, 2024, 2034.
М, = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у); у, = 87.8<20), 35.9(60)
1. 2СО2 = 2СО + О2
2. 8СО2 46Н2О(т) (клатрат) = 8СО2 + 46Н2О
3. СО2(р) + Н2О = СО2 • Н2О(рК=^ Н2СО3(Р); РА7 = 2,49
(выше 2000° С).
(выше 21° С).
(комн )
100
4. С02 + NaOH (разб ) = NaHCO3, СО2 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + Н2О
5. СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСОз 1 + Н2О, СО2 + ВаСО3(т) + Н2О = Ва(НСО3)2(р).
6. СО2 + NH3 • Н2О = NH4HCO3.
7. СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О(Ж-С-кахХльО).
8. cO2-t~G'-2 (выше 1000° С)
9. СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 + 5Са = СаС2 + 4СаО (500° С).
10. 2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + О2 (комн ).
205. Н2СО3 — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при
комнатной температуре в виде гидрата СО2 Н2О, частично изомеризуется в
Н2СО3 (молекулы Н2СО3 обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота,
нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение
см. 2043.
Мг = 62,02.
I. Н2СО3(р) - СО2 + Н2О (кип ).
2. Н2СО3 (разб ) + Н2О (хол.)^- ? НСОз + Н3О+; рА\ — 6,37,
НСОз+ Н2С>4=>СО^ + Н3О+; рКк = 10,33.
3. Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О,
Н2СО3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О.
4. Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3.
5. Н2СО3 + NH3 • Н2О(конц.) = NH4HCO3 + Н2О [примесь (NH4)2CO3]
6. Н2СО3 + Са(ОН)2 = СаСО3 + 2Н2О, Н2СО3 + СаСОз(Т> = Са(НСО3)2(Р).
206. СС14 — ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА
Тетрахлорметан Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Тер-
мически малоустойчив. Практически не смешивается с водой. Химически пас-
сивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апро-
тонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов: см. также
987, 1206, 2086.
Л/г = 153,82; d = 1,594(2»); /пл = -22,96° С; /кип = 76,75° С.
1. СС14 = С + 2С12 (450— 600° С)
2. СС14 + ЗН2О = Н2СОз + 4НС1 (комн., кат Fe).
3. СС14 + 6NaOH (конц.) — Na2CO3 + 4NaCl + ЗН2О (кип )
4. 2СС14 + О2 = 2СС12О + 2С12 (250° С, кат. Ni).
5. СС14 + 2H2Se = CSe2 + 4HC1 (500° С).
6. CC14 + 2HF{X) = CC12F2 + 2HC1T,
3CC14 + 3SbF3 = 3CC12F2 + 2SbCl3 (в жидк. HF).
7. CC14 + 4AgF = CF4 + 4AgCl (150—300° C).
8. 3CCU + 4A1E3 = 3CE4 + 4А1С1з (180—250° С; E = Br, I).
101
207. СС12О — ОКСИД-ДИХЛОРИД 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. 203,206,208 .
Мг - 98,92; d^ = 1,436(0); tm = -118,8° С; 1Кип = +7,56° С.
I. СС12О + 2Н2О (хол ) = Н2СОз + 2НС1,
СС12О + Н2О (пар) = СО2 + 2НС1 (комн.)
2. СС12О + Н2О = СО2 Т + 2НС1 (в разб. НС1).
3. CChO + 4NaOH = Na2CO3 + 2NaCI + 2H2O.
4. CC12O + 4(NH3 H2O) = 2NH4C1 + C(NH2)2O + 4H2O
карбамид
5. 3CCI2O + A12O3 = 2AIC13 + 3CO2 (выше 350° C).
6. CCI2O + 2NaF = COF2 + 2NaCl (в ацетонитриле).
208. CS2 — 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.
А/, = 76,14; d = 1,261<22>; /кнп = 46,24° С;
к5 = 0,179(20>, 0,014(5о).
1. CS2 + 2Н2О (пар) = СО2 + 2H2S (150° С, примесь CSO).
2. CS2 + Ва(ОН)2 = ВаСОз 1 + BaS + Н2О
3. CS2 + 2(МНз Н2О)+Са(ОН)2 = NH4NCS + CaSi + 4Н2О (110° С, р).
4. CS2 + 4Н2 = 2H2S + СН4 (выше 50° С, кат. Pt/MoS2).
5. CS2 + ЗО2 = СО2 + 2SO2 (сгорание на воздухе).
6. CS2 + ЗС12 = CCI4 + S2CI2 (кат. МпС!г/А1С1з).
7. CS2 + ЗС12О = СС12О + 2SC12O, CS2 + 3SO3 = CSO + 4SO2 (комн.),
CS2 + 2SnO = CO2 + SnS (220—300° C).
8. CS2 + PC15 = CSC12 + PSCI3.
9. CS2 + K2S (конц.) - K2CS3.
10. CS2 + CaCN2 = C2N2 + CaS + S (700—850° C).
11 3CS2 + 4KMnO4 + 2KOH (разб.) = 6S>L + 4MnO21 + 3K2CO3 + H2O.
209. C2N2 — ДИЦИАН
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в
холодной воде. По химическим свойствам подобен 12. Сгорает в кислороде,
102
разлагается горячей водой и кислотами, реагирует со щелочами. Получение см.
208'°, 2106’9, 5741.
Л/г = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.); /кип = -21,15° С, ь= 450(2О).
1. C2N2 = 2(* CN) — радикал циан (выше 1000° С).
2. C2N2 + 4Н2О (гор.) = (NH4)2C2O4.
3. C2N2 + H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СО Т + СО2Т + 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 низкокипящая 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 изо-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, 2037, 21 2*’5, 839б.
Л/г = 27.03; d = 0,699(22); tM = 13,3° С; /кип =+25,65° С.
1. HCN (разб.) + Н2О (хол.)4=> Н3О+ + CN"; р/Ск = 9,31.
HCN (конц.) + 2H2O<zzz? NH;+ НСОСГ.
2. HCN + NaOH (конц.) = NaCN + H2O.
3. HCN + NH3 H2O (конц.) NH4CN + H2O (комн ).
4. HCN{r) + H2O + H2SO4 (конц.) = CO + NH4HSO4.
5. .HCN + 4H° (Zn, разб. HCI) = CH3NH2.
6. 4HCN + 5O2 = 4CO2 + 2N2 + 2H2O (сгорание на воздухе),
4HCN +02 = 2C2N2 + 2H2O (150° С, кат. Ag).
7. HCN(pj + Cl2<=> (CN)C1 + HCI,
2HCN(r) + CI2 = C2N2 + 2HC1 (кат. активный уголь),
HCN + H2O + Cl2 = HOCN + 2HC1 (кат. АЬО3)
8. 2HCN + 5HC1O = 2CO2t + H2O + N2T + 5HC1
9. 2HCN + NO2 = C2N2 + NO + H2O (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 ,
2912, 2102.
Мг = 49,01; d = 1,596; Гпл = 563,7° С; /кип = 1497° С;
к, = 58,2(2О), 82,5<55)
I. NaCN 2Н2О = NaCN + 2Н2О (комн., вак., над Р4О10).
2. NaCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CN (pH > 7, см 2121)
3. NaCN (конц.) + 2Н2О = Na(HCOO) + NH3? (кип ).
4. NaCN(T) + НС1 (конц., хол.) = NaCI + 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 + Na2S4O6 + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4
10. NaCN + H2O2 (30%-й) = NaOCN + H2O.
11. NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO (250° C).
12. 2NaCN + H2O + 5NaClO = 2NaHCO3 + 5NaCl + N2T
13. NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCNJ, + NaNO3,
NaCN (конц ) + AgCN(T) = Na[Ag(CN)2](P).
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 и комплексообразования Получе-
ние см. 497, 5015, 626.
М = 65,12; d = 1,52; /,,л = 634,5° С; к> = 69,9(20), 99,8(80>.
1. KCN (разб.) + 6Н2О (хол ) = [К(Н2О)б]+ + CN’,
CN + Н2О<=^ HCN + ОН’; ptf0 = 4,69.
2. KCN + 2H2O = NH3T + K(HCOO)
3. KCN(T) + HCI (конц., хол.) = KCI + HCNT.
4. 2KCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNT + K2SO4
5. KCN + H2O + CO2 = KHCO3 + HCN.
6. 2KCN (разб., хол.) + O2 = 2KOCN -
7. KCN (разб.) + 5 = KNCS
(кип].
(30—40° C).
(кат. Ni).
(кип).
104
8. KCN + K2S4O6 + H20 = KNCS + K2SO3S + H2SO4.
9. KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE (E = Cl, Br, 1),
(CN)CI + KF = (CN)F + KCI (700е C).
10. KCN + H2O2 (30%-й) = KOCN + H2O.
11. KCN + PbO = Pb + KOCN (400— 500° C).
12. KCN + 2KOH (конц.) + 2KMnO4 = KOCN + 2K2M.nO4 + H2O
13. 2KCN + H2O + 5KC1O = 2KHCO3 + 5KC1 + N2 T.
14. 2KCN (конц.) + AgNO3 = K[Ag(CN)2] + KNO3.
15. 8KCN (конц.) + Au2S3 = 2K[Au(CN)4] + 3K2S
16. 2KCN (разб.) + NiSO4 = Ni(CN)2l + K2SO4,
2KCN (конц.) + Ni(CN)2 = K2 [Ni(CN)4].
17. 6KCN (разб.) + 2FeCl3 = (Fe3+) [Fe(CN)6] (кор.) + 6KC1,
6KCN (конц.) + FeCl3 = K3[Fe(CN)6] + 3KC1.
213. H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА
Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—C=N. В эфире
изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабо-
кислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидра-
те аммиака. Реагирует с водородом, кислородом. Получение см. 21 45, 2731
Л/т = 42,04; d = 1,0729; tm = 43° С; /кип = 140° С (вак.); к, = 456(20>.
1 3H2CN2 = [NC(NH2)]3 (150° С),
меламин
2. H2CN2 + Н2О / * HCN2+ Н3О+ (практически не идет).
3. H2CN2 + Н2О = C(NH2)2O (в конц. H2SO41 NaON).
карбамид
4. 2H2CN2 (разб.) + Са(ОН)2 Ca(HCN2)2 + 2Н2О
5. H2CN2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH3 (400° С).
6 2Н 2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2Н2О (300° С).
7. H2CN2<----? C(NH)2 (в эфире),
карбодиимид
214. CaCN2 — ЦИАНАМИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — темно-серый из-за примеси угля). Летучий,
плавится без разложения пол 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. ПО", ИЗ6, 1207'8.
М, = 80,10; d = 2,29; U = 1300° С; к< - 2,50(25).
1 CaCN2 = СаС2 + N2 (выше 1150° С)
105
2. CaCN2 + 6Н2О (хол ) = [Са(Н2О)6] + + CN^,
CN|-+ Н2О<=+ HCN2 + ОН’
3. CaCN2 + ЗН2О (гор ) = Са(ОН)2 + C(NH2)2O (70° C).
4. CaCN2 + ЗН2О (пар) = СаСО3 + 2NH3 (300° C).
5. CaCN2 + H2SO4 (разб ) = CaSOj + H2CN2
6. CaCN2 + CO2 + H2O = CaCO3i + H2CN2.
7. CaCN2 + 3H2 = Ca + С (графит) + 2NH3 (550—650° C).
8 2CaCN2 + 3O2 = 2CaCO3 + 2N2 (420—450° C)
215. (SCN)2 — БИСТИОЦИАН
Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких
температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро поли-
меризуется в красный (SCN)n 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. 2176,7, 2186,7, 5726.
Мг = 116,17;
гпл = -2оС
1. z?(SCN)2 = 2(SCN)n (паратиоциан) [выше 20° С].
2. 3(SCN)2 + 4Н2О ——* HCN + 5HNCS + H2SO4,
(SCN)2 + О2 + 2Н2О ——> HCN + HNCS + H2SO4 (т = 0,5 ч).
3. (SCN)2 + I6HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2С0/Г + 2NH4NO3 +
+ 14NO2T + 2Н2О.
4. (SCN)2(p) + 2Na = 2NaNCS
5 (SCN)2 + 3KI (конц.) = 2KNCS + K[I(I)2].
6. (SCN)2 + KNCS (конц ) + 6H2O 4=? [K(H2O)6]+ + (NCS) J.
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-е- 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, 218’
Л/г = 59,09; /Пл (мономер) = -110° С; (полимер) +(3—5)° С (разл)
1 HNCS (разб ) + Н2О = Н3О+ + NCS
2 3HNCS (конц ) = HCN + H2C2N2S3 (ксантановый водород, красн.)
106
3 HNCS + 2H2O + НС! (разб.) = CO2T + H2ST + NH4C1 (кип )
4. 2HNCS + 2H2O + H2SO4 (разб.) = (NH4)2SO4 + 2CS0 (40 50° C).
5. HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + H2O.
6. HNCS + H2O + H2S(r) = CS2 + NH3 H2O (комн).
7. HNCS + 3H2O2 (конц ) = HCN + H2SO4 + 2H2O (комн),
5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 = 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4H2O.
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. 2I27, 2185
Л/г = 97.18; d = 1,886; /ПЛ=173,2°С;
Гкип = 500° С (с разл.); ks = 217(20), 408(67).
1. KNCS = KCN + S , (выше 500° С)
2 KNCS 0,5H2Oi <z=> KNCS (насыщ.) + 0,5 Н2О (до 6,8° С).
3 KNCS (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + NCS” (pH 7).
4. 2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCSt + K2SO4 (на холоду, вак.).
5 KNCS (влажн ) + KHSO^t) —-—> HNCS + K2SO4 (комн , вак )
6. 2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 + 2Н2О + K2SO4
(0° С).
7 2KNCS(p) + I2<z=? 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 i + 2KNO3.
12. KNCS (разб ) + AgNO3 = AgNCS I + KNO3,
2KNCS (конц.) + AgNO3 = K[Ag(—SCN)>] + KNO3.
13. KNCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)5(—NCS)]Cl2(KpacH.) + 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. 275
Л/г = 76,12, d = 1,305; rnn = 149° С; кх = 170(20), 431(70).
107
1 NH4NCS<=> CS(NH2)2 (140—150° C)
тиокарбамид
2. NH4NCS (разб , хол.) = NHJ+ NCS ,
NH}+ NH3 • H2O + H3O+; pKK = 9,24
3. 3NH4NCS (конц.) + 2H2O —X~~> H2C2N2S3 + 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) + I24z=> 2NH4I + (SCN)2 (0° C)
7. 2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2H2O + (N H4)2SO4 (0° C)
8 NH4NCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)21 + NH4NO3.
9. NH4NCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)5( NCS)]C12 + NH4C1,
6NH4NCS (конц) + FeCl3 = (NH4)3[Fe(NCS)6] + 3NH4C1
10. NH4NCS + H3O+ (катионит) = HNCS + ТЧН4(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—О); 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 слабокислотные свойства, нейтрализуется щелочами Получение
см. 2107.
Мт = 43,03; d = 1,140(2О); U = —80° С; Ткип = 23,6° С.
1 HOCN (разб ) + Н2О (хол.)<=з> ОС1\Г + Н3О+; рКк = 3,46.
2 . HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3T + СО2Т [примесь C(NH2)2O].
3 HOCN (разб.) + Н2О + НС1 (разб ) = NH4C1 + СО2Т.
4 HOCN + NaOH (разб ) = NaOCN + Н2О.
5 . HOCN + NH3 Н2О (конц.) = C(NH2)2O + Н2О
220. KOCN — ЦИАНАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. -Хорошо растворяется в холодной во те
(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. 50 6, 2126'|0,1 , 217м.
Мг = 81,12; d= 2,056; к, = 75(25).
1 4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2 (700—900° С)
108
2 . KOCN (разб.) + 6H2O (хол.) = [К(Н2О)6]+ + OCN’,
OCN' + Н2О<-------> HOCN + ОН ; рКо = 10,54.
3 . KOCN (конц.) + 2Н2О (гор ) —*—► КНСО3 + NH3t.
4 KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1
5 KOCN + H2 = KCN + H2O
6 . KOCN + AgNO3 = AgOCNi + KNO3,
AgOCN + NH4C1 = AgCli + NH4OCN.
7 4KOCN (конц.) + ZnCI2 = K2 [Zn(OCN)4] + 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. 2206.
М, = 60,06.
60° с
1. NH4OCN ?—г- _ =» C(NH2)2O.
160 190° С, вак карбамид
2. NH4OCN (разб., хол.) = NH4+OCN",
NH;+ 2Н2О <=> NH3 • Н2О + Н3О+; рКк = 9,24,
OCN + Н2О HOCN + ОН\ рАо = 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.) —2N2 Г + СО2Т + ЗН2О
7. NH4OCN + 3NaClO = N2T + 3NaCl + СО21 + 2Н2О (кип ).
8. NH4OCN + AgNO3 = AgOCNi + NH4NO3,
2AgOCN + I2 = 2AgU + (NCO)2 (0° С. в жилк. CCI4).
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), во лоро-
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, 22613 l4, 2333 4 б, 2377 8,
Мг = 28,086; d = 2,33 (крист ); ГПЛ=1415°С; /кнп« 3250° С.
1 Si (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SiO2 + 2Н2 (400—500° С).
2 . Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiC>4 + 2H2t
3 Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = H2[SiFfi] + 2Н2Т,
Si + 4HF(r) = SiF4 + 2H2 (40—100° С).
4 . 3Si + 18HF (конц) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 4NOT + 8H2O.
5 3Si + 18HF (конц ) + 2KC1O3 = 3H2[SiF6] + 2КС1 + 6Н2О,
Si + 6HF (конц.) + KNO3 = H2[SiF6] + 2KNO2 + 2H2O.
6. 7. Si + О2 — SiO2 Si + 2F2 = SiF4 (1200— 1300° C) (комн., ci орание во фторе).
8. Si + 2C12 = S1CI4 (340— 420° С, в токе аргона).
9. Si + 2Br2 = SiBr4 (620— 700° С, в токе аргона).
10. Si + 2I2 = Sil4 (750 — 810° С, в гоке аргона),
Si + 4HI = Sil4 + 2H2 (400 - 500° С).
11. Si + S = SiS (650—700° С, р).
Si + 2S = SiS2 (250— 600° С)
12 Si + 2E = SiE2 (800° С; Е = Se, Те; в атмосфере Аг).
13. 3Si + 2N2 = Si3N4 (1200—1500° С),
Si + С (графит) —-—> SiC (1200— 1300° С).
14. Si + M = MSi (при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs),
Si + 2M = M2Si (при сплавлении; М = Mg, Са)
Si -----* MSi, MSi2 (при сплавлении; M = Ca, Sr, Ba),
2Si + M = MSi2 (при сплавлении; M = La, Th, Ti, Cr, Mo, Mn, Fe).
15. 3Si + 4NH3 = Si3N4 + 6H2 (1300—1500° C).
16. Si + 2H2S = SiS2 + 2H2 ' (1200—1300° C)
223. SiH4 — МОНОСИЛАН
Родоначальник гомологического ряда кремневодородов SLH^+2. Бесцветный
газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма
реакционноспособный, воспламеняется на воздухе при комнатной температуре
в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей
110
воде Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстанови гель. Получение
см 1071"3’5, 2241, 22615, 2333’4
ЛЛ = 32,12 </ж = 0,68(’|84); р = 1,44 г/л (н. у.);
гпл= 185° С; ГкИП = -111,9° С.
I. SiH4 = Si + 2Нг (400— 1000° С).
2. SiH4 + 2Н2О (гор.) = SiO2i + 4Н2 (кат. разб. Нг5О4, NaOH).
3. SiH4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4Н2Т.
4. SiH4 + 201 = SiO2 + 2Н2О (150° С, сгорание на воздухе)
5. 3SiH4 + 8КМпО4 = 8MnO2i + 3SiO21 + 8КОН + 2Н2О.
224. Si«H2n+I — ПОЛИСИЛАНЫ
Кремневодороды (л = 2 -s- 15), структурные аналоги предельных углеводородов
(алканов СяНтл+г)- В индивидуальном состоянии выделены; дисилан (п = 2) -
бесцветный газ, трисилан (п = 3) и тетрасилан (л = 4) — бесцветные жидкости;
устойчивость уменьшается с увеличением п. Чувствительны к воздуху, терми-
чески неустойчивы. Дисилан Si2He 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. I073; разделение смеси на отдельные силаны проводят фракцион-
ной конденсацией.
Si2H6: Мт = 62,22; р = 2,85 г/л (н. у.); гпл =-132° С; /кнп = -14,5° С,
Si3H8: Мт = 92,32; d = О,739(2о); /пл =-117.4° С; /кип =+52,9° С
Si4Hl0: Мг = 122,42; d = 0,79(0); /пл = -84,3° С; /кип = +107° С.
I. Si2H6---> SiH4, Н2, (SiH2)„, (SiH)„ (350—400° С)
2. Si2H6 + 4Н2О (гор.) = 2SiO2J< + ?Н2Т (в воде или разб. NaOH)
3. Si2Hfi + 8NaQH (конц.) = 2Na4SiO4 + 7Н2Т
4 2Si2H6 + 7О2 (воздух) = 4SiO2 + 6Н2О (сгорание, комн )
5 3Si2H6 + 1 4КМпО4 = 14MnO2i + 6SiO2 i + 14КОН + 2Н2О.
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-vK, при старении или умеренном длительном
нагревании (отжиге) распадается на кластеры Sin и (SiO2)n. Реагирует с перегре-
тым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем
SiO2), щелочами (быстрее, чем SiO2). Окисляется кислородом, галогенами.
Получение см. 226 2
Mr = 44,09;
d= 2,15
111
I 2«SiO —(SiO2)n + Si„ (400 -700° C>
2 SiO + H2O (nap) = S1O2 + H2 (500° C>
3. SiO + 4NaOH (конц.) = H2 T + Na4SiO4 + H2O.
4. 4SiO + O2 = 2Si2O3 (35°— ,000° C>
5. SiO + CO2 = SiO2 + CO (500° c>
2SiO + SO2 = S + 2SiO2 (выше 800° С, примесь SiS2).
6. SiO HF^36-}- > S1H4 T, SiF4T, H2 T (примеси Si„H2n+2).
7. 2SiO + 4CI2 = 2SiCl4 + O2 (800° C)
8 SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg (1350° C)
226. SiO2 —ДИОКСИД КРЕМНИЯ
Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модифи-
каций), туюплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлажде-
нии расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое слек-
ло. Характеристика различных форм:
а-кварц (тригон.): d = 2,648; /(—►р-кварц) = 573° С,
p-кварц (гексагон.) d = 2,533; t(—>р-тридимит) = 870° С; тпл =1550° С,
а-тридимил (ромбич.): d = 2,265; f(—>р-тридими г) = 163° С.
Р-тридимит (гексагон.): d= 2,192; 1(—>Р-кристобалит) = 1470° С;
U = 1680° С,
а-кристобалит(тетрагон.): d = 2,334; Т(->р-кристобалиг) = 470° С
р-кристобалит(кубич.): d - 2,194; тпл = 1720° С,
китит(тетрагон.): d - 2,503,
коэсит(монокл.): d = 2,911,
стишовит(тетрагон). d = 4,287,
меланофлогит(кубич): d = 2,05; Z(-*p- крисгобалиг) = 800—900° С,
волокнистый кремнезем(ромбич’.): d= 1,975;
/(—>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 • лН2О. Нс 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 ’6, 2271, 2284'6, 233,Л|213
Л/г = 60,08; /кип = 2950° С;
к, = (а-кварц) = 0,001(25); (аморфн.) 0,0125(26), 0,017(3ti>, 0,0416(9!°
112
2.
3.
4.
5.
SiO2 (аморфн ) —SiO2 нН2О (гидрогель)
S1O2 + 6HF (конц.) = H2[SiF6] + 2Н2О
SiO2 + 4HF (г) = SiF4 + 2Н2О
SiO2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 2Н2О,
SiO2 + 2NaOH = Na2SiOj + Н2О
SiO2 (аморфн.) + 2Na2CO3 (конц.) = Na4SiO4 + 2СО2Т
SiO2 + М2СО3 = M2SiO3 + СО2 I
2SiO2 + M2CO3 = M2Si2O5 + CO2
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na2[SiFe] + 2H2O
SiO2 (аморфн.) + 6NH4F (насыщ.) + 2H2O = (NH4)2[SiF6] + 4(NH3 • H2O).
H4S104(p)-
(до 35°
(250—400°
С),
С).
(900—1000°
(1150°
С)
С, М = Na, К),
(1150° С).
(250—400° С)
6.
7.
8.
SiO2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH4F + 2Н2О (200—250° C).
9. SiO2 + С (кокс) + 2С12 = SiCl4 + 2СО (900—1000 C).
10 3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3 (1200— 1300° C)
11. 3SiO2 + 6C (кокс) + 2N2 = Si3N4 + 6CO (1100—1200° C).
12. SiO2 + Si = 2SiO (1100—1400° С, вак ),
SiO2 + С (кокс) = SiO + CO (1300° С, вак ; примеси Si, SiC)
13 S1O2 + 2Mg = 2MgO + Si (800—900° С, в атмосфере Ar),
воздух, Mg SiO2 > Si, Mg2Si -MgO -MgsbJ? (700—900° C).
14 SiO2 + 5C (кокс) + CaO = Si + CaC2 + 3CO (800—1000° C).
15. 2SiO2 + 2Li[A1H4] = 2SiH4 + Li2O + A12O3 (170—200° C).
16. С (кокс), Fc, FeO SiO2 > (Fe, Si) (1200—1400° C).
ферросилиции
227. SiO2 nH2O — ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ
Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO2 и Н2О Белые, аморфные
(стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и
каркасной структурами. Разлагаются при нагревании Очень мало растворяют-
ся в воде. Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная
слабая ортокремниевая кислота H4S1O4. При поликонденсации медленно обра-
зуется смесь дикремниевых кислот (Нб8120т, H2Si2O5, Н ioSi2Os), затем гидрозоль
условного состава (H2SiO3)« (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель
SiO2 лН2О (и < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение моно-
мерного состава H2SiO3 не выделено. Не реагируют с кислотами, гидратом
аммиака. Переводятся полностью в раствор действием концентрированных
щелочей. По остальным химическим свойствам подобны диоксиду кремния
SiO2 Встречаются в природе в виде опала (коллоидный конгломерат SiO2
иН2О) и силгидрита (ромбич., SiO2 • 0,ЗЗН2О). Получение см. 2303’4, 233*.
113
SiO2 - иН2О: d = 2,1 - 2,3 (аморфн.); 2,175 (опал).
H4SiO4: Mr = 96,11; ks = 0,00673(2O>.
H6Si2O7: Mr =174,21; ks = 9,0167{20).
H2Si2O5: Mr = 138,18; kx = 0,0276(2O).
HioSi209: Mr = 210,24; ks = 0,0061(20).
(H2SiO3)«: Mr = 78,10; ks = 0,00781(20) (в расчете на H2SiO3).
1. SiO2 • кН2О = SiO2 + лН2О (900—1000° C).
2. SiO2 nH2O (гидрогель)'!, < * H4SiO4<p), (H2SiO3)„ (гидрозоль);
a) H4SiO4 + H2O H3SiO4 + H3O+; pAzk = 9,80,
H3SiO; + H2O H2SiOj + H3O+; рКк = H.73;
H2SiO^+ H2O HSiO^" + H3O+; pKK = 12,00,
HSiOj + H2O <=> SiO^+ H3O+; pXK = 13,70;
6) 2H4SiO4 —H6Si2O7 + H2O,
H6Si2O7 —I—> H2Si20s + 2H2O,
H2Si2O5 + 4H2O ——> H|0Si2O9,
nHioSi209 —-—> 2(H2SiO3)n (гидрозоль) + 3nH2O.
3. SiO2 • nH2O + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + (2 + h)H2O.
228. Na2SiO3 — МЕТАСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде
(сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный
(«жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2 нН2О). Разлагается в горячей
воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см.
2820, 2263'5, 230
Mr = 122,06; d = 2,4; tnn = 1089° С; к, = 18,8(2О).
1 Na2SiO3 9Н2О = Na2SiO3 + 9Н2О (100 -300° С).
2. nNa2SiO3 (разб.) + 8лН2О (хол.) = 2«[Na(H2O)4]+ + (SiO2 )„ ,
, он ч , он
(SiOj )„ <=^ 72nSi2o‘- г==> HSioi-
Н2О 4Т ОН НгО 4-Т ОН HjO J.T он
(HSiOj), ‘/!nH4Si2Oj- «H,SiO4.
3. Na2SiO3 + (п + 1)Н2О (гор.) —2NaOH + SiO2 • лН2О (гидрогель)^
4. Na2SiO3 + 2НС1 (разб.) = SiO2l + 2NaCl + Н2О.
114
5. Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O
6. NazSiOs + CO2 — SiO2! + Na2CO3
229. K2S1O3 — 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, 2265
Мг = 154,28; tm = 976° С
1. «K2SiO3 + 1 2нН2О (хол.) = 2л[К(Н2О)6]+ + (SiOj“)„ (pH > 7, см. 2282).
2. K2S1O3 + (п + 1)Н2О (гор.) —-—> 2КОН + SiO2 • кН2О (гидрогель)!.
3. K2S1O3 + 2НС1 (разб.) = SiO2! + 2KCI + Н2О.
4. 4К28Юз + ЗН2О = K2Si4O9! + 6КОН (кип., в разб. КОН).
5. K2S1O3 + СО2 = SiO2! + К2СО3.
6. K2S1O3 + 12МоОз + H2SO4 + Н2О = H^SiMoizO^] (желт.) + K2SO4 (кип.).
7. K2S1O3 + 12WO3 + 2НС1 (конц.) + Н2О = H4[SiW|2O40]! (бел.) + 2КС1
(в эфире).
230. Na4SiO4 —ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод-
ной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — кол-
лоидный (содержит гидрозоль SiO2 - иН2О). Разлагается горячей водой, кисло-
тами Получение см. 2222, 2263‘4. 2273.
Л/г = 184,04; /пл = 1120° С (разл.); ks = 28,3<20).
1. Na4SiO4 = Na2SiO3 + Na2O (выше 1120° С).
2 Na4SiO4 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + SiO4- ,
Л Н2О НтО
"S,O<_ 'WSi2O‘- <=» (S.oi )„
Н2О IT ОН Н2о IT он н2о IT он
НгО ~ н?О
nH3SiO4 72nH4Si2O^ <=> (HSiO3)„.
3. Na4SiO4 + (л + 2)Н2О (гор.) > 4NaOH + (SiO2 лН2О) [гидрогель]!.
4. Na4SiO4 + 4НС1 (конц.) = SiO2! + 4NaCI + 2Н2О (кип.),
Xi HC1 (разб.) „ т
ziNa4SiO4 —> лН^Ю^р) — ь*-> (Н2БЮз)л (гидрозоль)
5. Na4SiO4 + 2СО2 = SiO2! + 2Na2CO3
6 Na4SiO4 (конц.) + 4NH4C1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 4NH3T + 2H2O
(кип.)
115
231. Na2Si2O5 — ПЕНТАОКСИДИСИЛИКАТ(1У) 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 .
Л/г = 182,15; d = 2,496; гпл = 874° С
1. Na2Si2O5 + ЮН2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + H4Si2O? (см. 2302).
2. Na2Si2O5 + (2н + 1)Н2О (гор.)——> 2NaOH + 2(SiO2 • иН2О) [гидро! ель]ф
3. Na2Si2O5 + 2HCI (разб.) = 2SiO2i + 2NaCl + Н2О.
4. Na2Si2C>5 + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4SiO4 + ЗН2О.
5. Na2Si2Os + СО2 = 2SiO2'I + Na2COj.
232. SiF4 — ТЕТРАФТОРИД КРЕМ НИЯ
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. 2223'7, 2262’6’8, 2361' ’, 2371’2’6.
Mr = 104,08; dM = 1,590(7к); р = 4,684 г/л (н.у.);
/субл =-95,7° С; Гпл = -90,2° С ф); гки„ = -65° С (р).
1. SiF4 + 2Н2О (пар) = SiO2 + 4HF
2. 3SiF4 + 2Н2О (гор.) = SiO2i + 2H2[SiF6J-
3. SiF4 + 4Н2О (хол.) <=> H2SiO4 + 4HF
4. SiF^o + 2HF(M) H2[SiF6]
5. SiF4 + 4M = Si + 4!\1F
SiF4 + 2Mg = Si + 2MgF2
6. SiF4 + Si 2SiF2(r)
7. SiF4 + 2MF = M2[SiFfi]
(выше 800° C).
(примесь H2[SiF6])..
(комн.).
(500° С, M = Na, K),
(500—600° С, примесь Mg2Si).
(1100—1400° С, вак.).
(200° C, p, M = Li, Na, K, Rb, Cs).
233. SiCLi — 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. 2228, 2269.
Л/г = 169,90; d = 1,483(20); гпл = -68,8° С;
^кип — +57,6° С.
1. SiCl4 + (2 + н)Н2О = SiO2 лН2О (гидрогель) + 4НС1.
116
2.
3
4.
Элементарные акты:
a) SiCU + Н2О---> [Si(H2O)CU] (активированный комплекс),
[Si(HO)CU]----> SiCl3(OH) + HCI;
б) SiCh(OH) + Н2О----> [Si(H2O)Cl3(OH)] (активированный комплекс),
[Si(H2O)Cl3(OH)]--> SiCl2(OH)2 + HCI;
в) SiCl2(OH)2---► SiO2 + 2HCI;
г) 2SiCI3(OH)---> CljSi—О—SiCh + H2O,
Si2Cl6O + 3H2O----> 2SiO2 + 6HC1.
SiCU + 4NaOH (разб ) = SiO2i + 4NaCl + 2H2O,
S1CI4 + 8NaOH (кони) = Na4SiO4 + 4NaCI + 4H2O
SiCU + 2H2 = Si + 4HCI (800° C),
SiCU + 4H2 = SiH4 + 4HC1 (1200 1300° С, кат. A1C13).
SiCU + Li[AIH4] = SiH4T + LiCl + A1CI3 (0° С, в эфире),
SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + AIC13 + 2H2 (выше 450° C).
5.
6.
7.
8.
9.
Hh элекЛ>ич. разряд t
0IV14 MCI
(n = 2 + 6).
SiCU + 4M = Si (аморфн ) + 4MC1
SiCU + 2Zn = 2ZnCl2 + Si
2nSiCU + 3nMg = 2(SiCl)ni + 3«MgCl2
ziSiCU + ziSi = 2(SiCl2)n (желт.)
(600 700° С; M = Na K).
(950° C).
(в эфире)
[1250° С, охлаждение до 100° С].
10. SiCU > SiCUF4-„
SbCh
11. 3S1CU + 16NH3 = Si3N4 + 12NH4CI
12. 3SiCU<)K) "* P4O10 = 4PCI3O + 3SiO2.
13. 3SiCUoK) + 2A12O3 = 3SiO2 + 4AICI3
14. SiCU + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1
15. SiCU + 4AgNCO = Si(—NCO)4 + 4AgCl
(кип., n - 1 -=• 3, каг. SbCU).
(выше 400° С, ток Ar)
(40° C).
(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 — при
кипячении Разлагается кислотами, щелочами гидратом аммиака. Реагирует с
аммиаком при высокой температуре Образует тиокомплексы. Получение см.
222"-,6', 226'°
Mt = 92,22; d = 2,02; = 1090° С; /кнл =1130° С.
1. «SiS2 = (SiSU + nS (850° С. вак ).
2. SiS2 + 2Н2О = SiO2i + 2H2S (кип. в воде, разб. НС1).
3. SiS2 + 16HNO3 (конц.) = SiO2l + 2H2SO4 + 16NO2T + 6H2O.
4. SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiO2i + 2Na2S + 2H2O
5. SiS2 + 2(NH3 H2O) [конц ] = SiO2i + 2NH4HS
117
6. SiS2 + ЗО2 (воздух) = SiO? + 2SO2
7. 3SiS2 + 4NH? = Si3N4 + 6H2 + 6S
8. ztSiS2 + wSi = 2(SiS)„ (желт.)
9. SiS2 + M2S (конц.) = M2[SiS3]
(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
и-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой SiO2. 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. 222в.
Мт = 40,10; </=3,217; /пл = 2830° С (разл.).
1. SiC = Si + С (графит) [выше 2830° С].
2. SiC + 2Н2О (пар) = SiO2 + СН4 (выше 1300° С).
3. 3S1C + 8HNO3 (конц.) = ЗБ1О2Ф + ЗСО2Т + 8NO? + 4Н2О (в конц. HCI),
3SiC + 18HF (конц.) + 8HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 3CO2t + 8NOT +
+ ЮН2О.
4. SiC + 4NaOH (конц.) + О2 = Na4SiO4 + С (графит)Ф + 2Н2О,
SiC + 4NaOH + 2О2 = Na2SiO3 + 2Н2О + Na2CO3 (выше 350° С)
5. 2SiC + ЗО2 = 2SiO2 + 2СО (950— 1700° С)
6. SiC + 2Ch = SiCl4 + С (графит) [600— 1200° С].
7. 6SiC + 7N2 = 2Si3N4 + 3C2N2 (1000 1400° С).
8. 2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2 (700° C)
9 SiC + Na2CO3 + 2O2 = Na2SiO3 + 2CO2 (выше 850° C),
SiC + 4Na2O2 = Na2SiO3 + Na2CO3 + 2Na2O (700—800° C).
236. H2|SiF6| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1¥) ВОДОРОДА
Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде нс 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] 4Н2О [/Пл =-53° С (с разл.)] и H2[SiFfi] • 2Н2О (/,Г1 ~ +19°С) имеют
ионное строение (HsO^fSiFe] и (H3O+)2[SiFe]. Не разлагается разбавленными
кислотами Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбо-
натами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см.
22235, 2262, 2322-4'9
Afr = 180.12; </=1,111 (13,3%-й р-р). 1,314 (34%-й р-р)
118
1. H2[SiF6] <~Т» SiF4 + 2HF (комн., в жидк. HF).
2. H2[SiF6] + 2Н2О <=* [Si(H2O)2F4] + 2HF (pH < 7, см. 4803).
3. H2[SiF6] = SiF4T + 2HF (в конц. H2SO4).
4. H2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]J. + 2H2O,
H2[SiFfi] + 2(NH3 H2O) [разб ] = (NH4)2[SiF6] + 2H2O
5. H2[SiF6] + M2CO3 = M2[SiF6] + CO2T + H2O (M = Li+,NH4., 72Mg2+).
H2[SiF6] + M2CO3 = M2[SiF6]i + CO2T + H2O (M = Na, K, Rb, Cs),
H2[SiF6] + MCO3 = M[SiF6]i + CO2T + H2O (M = Ca, Sr, Ba).
237. Na2|SiF6] — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1¥) НАТРИЯ
Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяегся
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
Mr = 188,05; d = 2,68; гпл = 846° С (р); к» = 0,6(2О), 1,96<80).
1. Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4 (570- 600° С).
2. Na2[SiF6] + H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4T + 2HFt.
3. Na2[SiFe] + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4SiO4 + 4H2O.
4. Na2[SiF6] + 4(NH5 H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2l + 2H2O.
5. Na2[SiFe] + 2Na2CC>3 (конц.) = 6NaF + SiO2l + 2CO2T (кип.).
6. Na2[SiF6] + 2HF(X) = 2Na(HF2) + SiF4T (кип.).
7. 3Na2[SiF6] + 4AI = 3Si + 2Na}[AlF6] + 2A1F3 (700° C).
8 Na2[SiFe] ----------> Sii (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 во той, 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
240 2435.
Mr = 72,610; d= 5,350; tm = 937° С; /кип « 2850° С.
1 Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO2t + 4Н2О
2 . Ge + 4HNO3 (конц.) —L—► GeO2i + 4NO2? + 2Н2О.
3 3Ge + 4HNO3 (конц.) + 12HC1 (конц.) = ЗОсС14жФ + 4NOT + 8НЮ
4 Ge + 2NaOH (разб ) +2H2O2 = Na2GeO3 + ЗН2О
119
Ge + 2NaOH (конц,) + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)ft]
5 Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4T (примеси Ge„H^+2 при n > 1)
6 Ge + O2 = GeO2 (выше 700° C)
7. Ge + 2F2 = GeF4 (100° С, сгорание во фторе)
Ge + 2E2 = GeE4 (150—200° С, E = Cl; 350° С, E = Br; 560° С, E = I)
8. Ge + 2S — GcS2
Ge + S = GeS
9. Ge + E = GcE
10. Ge + 2HF>k = GeF2 + Нг^
Ge + H2S = GeS + H2
11. 3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6H2
12. Ge + CO2 = GeO + CO
13. 3Ge + 2SO2 = 2GcO2 + GeS2
(600 860° C),
(выше 1000° C).
(600—700° С; E = Se, Те)
(200° C, p),
(600—800° C).
(650—700° C).
(700 900° C).
(выше 500° C).
239. СелН2л+2 — ПОЛИГЕРМАНЫ
Германоводороды (л = 1 ч- 5). Бесцветный газ (л = 1), оесцвстные жидкости
(л = 2 ч- 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже
приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. По-
лучение см. 2385, 24012, 243 .
GeH4. Мг = 76.64; р = 3,420 г/л (н.у.); /пл = -165,8° С; /КИп =-88,5° С.
Ge2H6: Mr =151,27; d(,} = 1,98; Гпл = -109°С; /кип = +30? С.
Ge3H8: Mr = 225.89; rf(T)=2,2; tm = -105,6° С; /КИ1| =+110,7° С.
Ge4H|0: Mr = 300,52; /кип =+177° С.
GesHu: Mr= 375,15; гкип =+235° С.
1. GeH4 = Ge + 2Н2 (220—350° С).
2 GeH4 + 2Н2О (гор.) = СеО21 + 4H2t.
3. GeH4 + 2Ог = GeO2 + 2Н2О (выше 200° С).
4. GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S.
5. GeH4 + 4AgNO3 = Ag4Gei + 4HNO3.
240. GeO2 — ОКСИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетрагональная
Р-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные «-модифи-
кация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции
относятся к P-модификации. Плохо реагирует с водой. Из раствора осаждается
гидраз wGeO? 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
Мг= 104,61, d=6,239 (a), 4,703 (р), 3,637 (аморфн.):
/(а ->0)= 1033° С: 1™= 1116° С: ^ = 0,43(2О), 1,0(|ОО).
120
1. mGeOz • нН2О = wGeO2 + нН2О
(380° С)
2. GeO2<T) + Н2О <Z=? H2GeO3(p),
HGeO3 + H2O <=? HGeOj+ H3O+; pKK = 8,73,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
HGeOj+ H2O <-----> GeO2 + H3O+; pXK = 12,72.
GeO2 + 4HC1 (конц.) = GeCl4 + 2H2O
GeO2 + 4HCl(r) = GeCU + 2H2O
GeO2 + 2NaOH (15—20%-й, гор.) = Na2GcO3 + H2O,
GeO2 + 2NaOH (> 20%-й) + 2H2O = Na2[Ge(OH)6].
GeO2 + 4HF (конц.) = GeF4f + 2H2O.
GeO2 + 2H2S = GeS2 + 2H2O
GeO2 + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]i + 2HC1 + 2H2O
GeO2 + Na2CO3 = Na2GeO3 + CO2
(170—180° C, p),
(450—500° C)
(760—800° C).
(M = K, 72Ba).
(1200° C).
GeO2 МгО l(X)0°C > M2GeO3, M6Ge2O7, M4GeO4 (M = Li, Na, K).
9. GeO2 + MO = MGeO3 (1200° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
10. GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O (600—650° C),
GeO2 + С (кокс) = Ge + CO2 (500—600° С, в атмосфере H2).
11. GeO2 + H(PH2O2) (конц ] + H2O = Ge(OH)2l + H2(PHO3) [100° С].
12. GeO2 + Na(BH4] + CH3COOH (конц.) + H2O = GeH4t + B(OH)34< +
+ Na(CH3COO).
13. GeO2 (аморфн.)--> a-GeO2 (350 380° С, p, в воде).
241. Na2GeO3 — ГЕРМ AH AT 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 , 2404’8
Мг= 166,59; <7 = 3,31; /пл =1070° С; ks = 23,6(20), 49,2(50)
I. Na2GeO3 7Н2О = Na2GeO3 + 7Н2О
2. Na2GeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + GeOj’,
GeO2 + Н2О<=? HGeOj+OH ; ptfo = 1.28.
3. Na2GeO3 + 6HC1 (конц.) = Naz[GeCl6] + 3H2O.
4. Na2GeO3 + 2HNO3 (разб.) = GeO2i + 2NaNO3 + H2O.
5. Na2GeO3 + 3H2O (хол.) = Na2[Ge(OH)6]
(300° C).
(в конц. NaOH).
242. GeCh — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(Н)
Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе Легко переходит
в желтый полимер (GeCl2)n, нелетучий, термически неустойчивый. Реагиру-
ет с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см.
2436, 2442.
121
Mt= 143,52.
1. 2GeCl2 = GeCU + Ge (75 460° C).
2. GeCI2 + 2H2O = Ge(OH)2l + 2HCI.
3. GeCl2 + HCl(r) = GcHCU* (или H[GeCl3] [40° С].
4. GeCl2 + 2HNO3 (конц., гор.) = СеО2Ф + 2NO2T + 2HCI
5. GeCU + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)24< + 2NaCl.
6. 2GeCl2 + O2 = GeO2 + GeCU (60 -70° C).
7. GeCl2 + H2S(r) = GeS-1 + 2HCI (в конц. HCI).
243. GeCU —ХЛОРИД ГЕРМАНИЯМ V)
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.
Мт = 214,42; d = 1,880(20); /пл = - 49,5° С; /кип = +83,1 ° С.
i. GeCU + 2Н2О = GeO2l + 4HCL
2. GeCU + 2НС1 (конц.) < > H2[GeCU].
3. GeCU + 4NaOH (разб.) = GeO2^ + 4NaCl + 2H2O.
4. GeCU + 2H2S(r) = GeS2>L + 4HC1
5. GeCU + 2H2 = Ge + 4HCI
6. GeCU + H(PH2O2) + H2O = GeCl2 + H2(PHO3) + 2HC1
7. GeCl4(x) + 2MCI = M2[GcC16]
8. GeCU + Li[AlH4] = GeH4t + LiCl + A1CI3
(в конц. НО).
(700° С),
(в конц. HCI).
(М = Rb, Cs).
(в эфире).
244. GeS — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(П)
Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложе-
ния. Нс растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реаги-
рует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфи-
дом аммония. Получение см. 238*' , 2427, 2454,5.
Мт= 104,68; б/=4,01; би = 655° С; ПР|В = 3,0 • 10 35
I. GeS(T) + Н2О < > (Ge2+)? + HS + ОН (практически не идет).
2. GeS + 2НС1 (конц.) = GeCI2 + H2ST.
3. GeS + 2HI (конц.) = GeI2>L + H2ST (80° С, в жидк. СНС1з).
4. GeS + IOHNO3 (конц., гор.) = GeO24- + H2SO4 + ION02f + 4Н2О.
5. GeS + 2NaOH (разб.) = Се(ОН)2Ф + Na2S (кип.).
6. GeS + 2О2 = GeO2 + SO2 (800 -1000° С).
7. GeS + (NH4)2(S„) = (NH4)2[GeS3] + (n - 2)S1
122
245. GeSz —СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯМ)
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.
2388, 2394, 240е, 2434.
Mr = 136,74; d = 2,94; Гпл = 825° С.
1. GeSz + 2Н2О —GeO2i + 2H2S? (кип.).
2. GeSz + I6HNO3 (конц.) = GeO2l + 2H2SO4 + 16NO2T + 6Н2О.
3. 3GeS2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OH)6] + 2Na2[GeS3].
4. GeS2 + H2 = GeS + H2S (350—400° C).
5. GeSz + H(PH2O2) + H2O = GeSl + H2(PHO3) + H2Sf (в конц. HCI).
6. GeS2 + 3O2 = GeOz + 2SOz (1000° C).
7. GeSz + Na2S (конц.) = Na2[GeS3],
GeSz Na2S > Na2[GeS3], Na6[Ge2S7], Na4[GeS4] (400° C).
ОЛОВО
246. Sn —ОЛОВО
Серебристо-белый очень мягкий металл, тягучий при комнатной температуре
(P-модификация, белое олово). Ниже +13,2° С рассыпается в серый порошок
(a-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует
с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с
кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется галогенами, кислоро-
дом, халькогенами. Получение см. 2478, 2494, 25O10, 25216, ,7.
Мх = 118,710; d = 5,75 (а), 7,31 (р);
/пл = 231,9681 ° С; Гкип = 2620° С.
I. Sn + ЗНС1 (конц.) —*-> H[SnCl3] + Н2Т,
Sn + 2НС1(г) = SnClz + Н2 (150—250° С).
2. Sn + 2H2SO4 (конц.) ——> SnSO4 + SO2T + 2Н2О [примесь Sn(SO4)2].
3. Sn + 4HNO3 (конц.) = SnO2i + 4NO2t + 2H2O (кип.),
5Sn + 12HNO3 (разб.) —-—> 5Sn(NO3)2 + N2T + 6Н2О (примесь NO),
4Sn + !0HNO3 (04. разб.) —4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
4. Sn + NaOH (конц., хол.) + 2HZO ——> Na[Sn(OH)3] + H2T.
Sn + 2NaOH (конц.) + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2t (кип.).
5. 3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H2[SnCI6] + 4NOT + 8H2O.
6. Sn + O2 = SnO2 (200° С, сжигание на воздухе).
7. Sn + 2E2 = SnE4 (до 100° C. E = F; комн., E = Cl, Br),
8. Sn + 12 = Snl2 (кип. в разб. HCI),
123
Sn + 2I2 = Snl4 (кип в жилк cc,4>
9. Sn + E = SnE (900° С; E = S, Se, Те),
Sn + 2S = SnSz (430—440° С, в присутствии NH4C1).
10. Sn (порошок) + CuSO^) = SnSO4 + Cui (в разб. H2SO4).
247. SnO — ОКСИД ОЛОВА(И)
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. 248s, 249 ’4, 252
Мг= 134,71; J = 6,25; гпл=1040°С; /КИП=1425°С.
1 2SnO = SnO2 + Sn(x)
2. SnO(T) + 4H2O <=♦ [Sn(H2O)3]2+ + 2OH ; рПР25 = 26,80
3. SnO + 3HCI (конц.) = H[SnCl3] + H2O.
(400° C).
4. SnO + NaOH (конц.) + H2O Na[Sn(OH)3]
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O
5. 2SnO + O2 (воздух) = 2SnO2
6. SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + H2O
7. SnO + MO = (MSn)O2
(комн.),
(400° C).
(выше 220° C).
(60° C).
(1000° С; M = Ca, Sr, Ba).
248. SnO2 — ОКСИД ОЛОВЛ(П )
Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристалли-
зуется гидрат SnO2 лН2О (I < п < 2, a-модификация), при стоянии под раство-
ром переходит в химически пассивную Р-молификацию (л <)); соединения
стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnO3 не выделены. Все указанное
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, 251 4’6’7, 2531,2 5 6
Мг= 150,71; d = 7,00; /ял=1630°С; гкип = 2500° С.
I. SnO2 лН2О = SnO2 + лН2О (600° С).
2. БпОад + 8Н2О (Sn(H2O)e]4+ + 4ОН'; рПР25 = 57,32.
3. SnO2 + 6HCI (конц.) = H2[SnCl6] + 2Н2О.
4. SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) —3—> Sn(SO4)2 + 2Н2О.
5. SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Sn(OH)6] ' (60—70° С).
6. SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + Н2О (350—400° С).
7. SnOz + 2М2О = M4SnO4 (500° С; M = Na, К).
124
8. SnO2 + 2H2 = Sn + 2H2O (500—600° C),
SnO2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO (800—900° C).
9. SnO2 + Sn = 2SnO (1000—1100° C).
10. SnO2 + 2KNCS = SnS + 2CO + N2 + K2S (450° C).
11. SnO2 + 2Na2COj + 4S = Na2[SnS3] + Na2SO4 + 2CO2 (400—500° C).
249. Sn(OH)2 — ГИДРОКСИД ОЛОВА(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в
воде. Из раствора осаждается гидрат wSnO пН2О, 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
Мт= 152,72.
1. Sn(OH)2 = SnO + Н2О (60—120° С, в атмосфере Н2).
2. Sn(OH)2(1) + ЗН2О <=► [Sn(H2O)3]2+ + 2ОН ; рПР25 = 26,26,
Sn(OH)2(T) + 2Н2О [Sn(OH)3f + Н3О+; рПР25 = 14,43.
3. Sn(OH)2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + 2Н2О
4. Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3],
2Na[Sn(OH)3](p) —-—> Sni + Na2[Sn(OH)6] (комн.),
Na[Sn(OH)3](P) = NaOH + SnOl + H2O (кип., в атмосфере N2),
2Na[Sn(OH)3](p) —зле тролиз > 2Snl (катод) + O2t (анод) + 2NaOH + 2H2O.
5. Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 H2O = Na2[Sn(OH)6] +
+ 2(NH3 H2O).
6. 3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3)3 = 3Na2[Sn(OH)6] + 2Bil + 6NaNO3
7. 3Sn(OH)2 + 8KOH (конц.) + 8H2O + 2K2CrO4 = 3K2[Sn(OH)6] +
+ 2K3[Cr(OH)6].
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.
Л/г = 214,77; £S=I8,8(I9).
I SnSO4 = SnO + SO3 SnO2 + SO2 (выше 360° C).
2. SnSO4 3H2O = SnSO4 + 3H2O (40° С, вак., над Р4Ою).
3. SnSO4 (разб.) + H2O = [Sn(H2O)SO4],
7[Sn(H2O)SO4] + I3H2O<=? [Sn3(OH)4]2+ + [8п4(ОН)б]2+ + 7SO42~+ ЮН3О+
125
4. SnSO4 (разб.) + 2H2O = Sn(OH)2l + H2SO4 (кип.).
5. SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCh] + H2SO4.
6. SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2l + Na2SO4,
SnSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + Na2SO4.
7. SnSO4 + 2(NH3 H2O) [конц] = Sn(OH)2l + (NH4)2SO4.
8. 4SnSO4 + O2 + 4H2O ——> 2SnO2l + Sn2SO4(OH)2l + 3H2SO4.
9. 5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCl6] + 2MnSO4 + KZSO4 +
+ 2H2SO4 + 8H2O.
10 2SnSO4 + 2H2O -^eicrp---> 2Snl (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
251. Sn(SO4)2 — 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. 2484, 2534.
Мт = 310,83; d = 4,5 (кр).
I Sn(SO4)2 = SnO2 + 2SO3 (150—200° С).
2. Sn(SO4)2 2H2Oi Sn(SO4)2 (насыщ.)+2H2O (комн., в разб. H2SO4),
Sn(SO4)2 2H2O = SnSO4(OH)2 + H2SO4 (выше 50° C).
3. Sn(SO4)2 (разб.) + nH2O = [Sn(H2O)„(SO4)]2+ + SO2 (в разб. H2SO4).
4 Sn(SO4)2 + 2H2O = SnO2i + 2H2SO4 (кип).
5. Sn(SO4)2 + 6riC! (конц.) = H2[SnCl6] + 2H2SO4.
6. Sn(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = SnO2l + 2Na2SO4 + 2H2O,
Sn(SO4)2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)e] + 2Na2SO4.
7. Sn(SO4)2 + 4(NH3 H2O) [конц ] = SnO2i + 2(NH4)2SO4 + 2H2O.
252. SnCl2 — 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] • Н2О («оловянная соль»). Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для
реакций в растворе берут H[SnCl3] — продукт химического растворения SnCl2
в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. 246
Mt = 189,62; d = 3,95; /пл = 247° С;
/кип = 652° С; к, = 269,8(,5).
1. SnCl2 2Н2О = Sn[(H2O)Cl2] + Н2О (80° С),
SnCl2 • 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О (130—135° С, ток сухого HCI).
2. SnCl2 (конц.) + Н2О = [Sn(H2O)CI2],
7[Sn(H2O)Cl2] + I3H2O----> [Sn3(OH)4]2+ + [Sn4(OH)6]2+ + 14СГ + ЮН3О+
126
3. SnCl2 (конц.) + H2O = SnCl(OH)l + НС1 (разбавление).
4 SnCl2 + HCI (конц.) = H[SnCl3].
5 SnCh + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2^ + 2NaCl,
SnCl2 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + 2NaCl.
6. SnCh + 2(NH3 H2O) [конц.] = Sn(OH)2l + 2NH4C1.
7. SnCl2 + O2 (воздух) + 2H2O (влага) ——> 2SnCl4 + 4SnCl(OH)
8. SnCl2 (конц.) + H2S (насыщ.) = SnSl + 2HC1.
9. SnCh + Na2CO3 = SnO + 2NaCl + CO2 (750—900° С, в атмосфере N2).
10 SnCh + 4HC1 (конц.) + Br2 = H2[SnCl6] + 2HBr (примесь H2[SnBr6]).
11. 5SnCI2 + 26HC1 (конц ) + 2KMnO4 = 5H2[SnCI6] +2MnCl2 + 2KC1 + 8H2O,
3SnCl2 + 20HC1 (конц.) + K2Cr2O7 = SHJSnCk] + 2CrCl3 + 7H2O + 2KC1.
12. SnCh + 2HCI (конц.) + 2FeCl3 = H2[SnCl6] + 2FeCI2.
13 SnCh + 4HCI (конц ) + 2AgNO3 = H2[SnCl6] + 2Agl + 2HNO3
14. SnCl2 (конц) + MCI (конц.) = M[SnCl3] (M = Na, K).
15. SnCl2 + Ch = SnCl4 (комн.).
16. SnCh + M = MCh + Sn (200—300° С; M = Mg, Zn),
3SnCh + 2A1 = 2AIC13 + 3Sn (250—300° C).
17 SnCl2(P) 2ле|сгролиз > $пф (Чатод) + Cl2t (анод).
253. SnCl4 — ХЛОРИД ОЛОВА(1¥)
Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипи г без разложе-
ния. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротонный 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 Н2[5пС1б]. Получение см. 2467 2527, IS.
Мт = 260,52; d= 2,2262(20), /пл =-33° С; /кип =+114,1° С
I. SnCl4 5Н2О4- SnCl4 (насыщ.) + 5Н2О (19—56° С, в конц. HCI),
SnCl4 5Н2О = SnO2 + 4НС1 + Н2О (выше 200° С),
SnCl4 5Н2О + 55С12О(Ж) = SnCI4 + 5SO2 + 10НС1 ' (кип).
2. SnCl4 + 2Н2О = SnO2J< + 4НС1 (примесь Н2[8пС1б]).
3. SnCl4 + 2НС1 (конц.) = H2[SnCl6]).
4 SnCl4 + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 + 4HC1T (кип,).
5. SnCh + 4NaOH (разб.) = SnO4 + 4NaCl + 2H2O,
SnCl4 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 4NaCl.
6. SnCl4 + 4(NH3 H2O) [конц.] = SnO2i + 4NH4C1 + 2H2O.
7. SnCl4 + 4HF = SnF4 + 4HC1 (130—220° C).
8. SnCl4 + 2MC1 (конц.) = M2[SnC16] (M = K+,NH4).
9. SnCl^j + ChO = 2Ch + SnChO.
10. SnCl4 5H2O + 5N2O5<x) =Sn(NO3)4 + 4HC1 + 6HNO3
11 SnCl4 + Li[AlH4] = 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 шдратом аммиака,
сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Перево-
дится в раствор действием полисульфида аммония * Получение см. 246,248 ,
2528. 2551.
Mr = 150,78; J«5,l; = 880° С; рПР25 = 27,52.
I SnS + 3HCI (конц.) = H[SnCl3] + H2Sf.
2. SnS * lOHNOj (конц.) = SnO2l + 10NO2? + H2SO4 + 4H2O.
3. SnS + 3NaOH (конц.)-------—* Na[Sn(OH)3] + Na2S
4 SnS + (NH4)2(S,) = (NH4)2[SnS3] + (n - 2)Sl.
5. SnS + 2O2 = SnO2 + SO2 (700—800° C).
255. SnS2 — СУЛЬФИД ОЛОВАЦУ)
Желтый, мягкий, жирный на ощупь как графит («сусальное золото»). Устойчив
на воздухе, при нагревании "емнеет 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. 2469, 2565.
Мт = 182,84; d = 4,5; рПР25 = 57,64.
I. SnS2 = SnS + S (500—600° С).
2 SnS2 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2ST + Si
3. 3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OH)6].
4. SnS2 + Na2S (разб ) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4[SnS4]
5. 2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H2O) [конц.] = (NH4)2[SnS3] +
+ (NH4)4[SnS4] + 3H2O
6 SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2 (600—800° C)
256. H2|SnCl6| — ГЕКСАХЛОРОСТАННАТ(1У) ВОДОРОДА
Беаый (в виде кристаллогидрата), гигроскопичный. Неустойчив во влажном
воздухе и при слабом нагревании. Растворяется в воде, сильная кислота,
протекает частичная акватацня аниона. Устойчив в концентрированной хло-
роводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо-
родом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 2483, 25210 ”, 253\
М{ = 333,14; d= 1,925 (кр.); /пл = 19,2° С (кр.).
I H2[SnCl6] 6H2O = SnCl4 5Н2О + 2НС1 + Н2О (25—30° О
2 H2[SnCle] + 2Н2О = 2Н3О+ + [SnCI6]2,
128
[SnCk]2 + H2O <=* [Sn(H2O)Cl5]' + СГ.
3. H2[SnCle] (конц.) + 2NaOH (разб.) = Na2[SnCl6] + 2НгО,
Na2[SnC16] + 6NaOH (конц ) = Na2[Sn(OH)6] + 6NaCI
4. H2[SnCk] (конц.) + 2(NH3 • H2O) [разб ] = (NH4)2[SnCI6] + 2H2O.
(NH4)2[SnCl6] + 4(NH3 H2O) [конц.] = SnO2J< + 6NH4CI + 2H2O.
5. H2[SnC16] + 2H2S(r) = SnS2J< + 4HCI.
6. H2[SnCl6] + Sn «zzz? 2H[SnCl3].
257. Na2|Sn(OH)6] — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТ(1¥) 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. 2464,
2485, 2494,5.
Мг = 266,73; к3 = 61,3('5, 50(|ОО)
1 . Na2[Sn(OH)6] = Na2SnO3 + ЗН2О (140° С),
3Na2SnO3 = 3Na2O + 3SnO2 (900° С)
2 . Na2[Sn(OH)6] (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]2+ + [Sn(OH)6]2 .
3 Na2[Sn(OH)6] + 2HCI (разб.) = SnO2l + 2NaCl + 4H2O.
4 Na2[Sn(OH)6] + CO2 = SnO2i + Na2CO3 + 3H2O
5. Na2[Sn(OH)6] + M(NO3)2 = M[Sn(OH)6]l + 2NaNO3 (M = Ca, Sr, Ba).
СВИНЕЦ
258. Pb —СВИНЕЦ
Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный ме-
талл Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой.
Малореакционноспособный; 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. 26417,19 26510.
2667, 2697'8.
Mt = 207,2; d = 11,337; /пл = 327,502° С; /кип = 1745° С.
1. Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO4)2 + SO2T + 2Н2О (30 50° С),
Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO4i + SO2T + 2Н2О (кип).
2. ЗРЬ + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3)2 + 2NOt + 4Н2О.
3. Pb + 2NaOH (конц.) + 2Н2О ——> Na2[Pb(OH)4] + Н2Т
4. 2РЬ + О2 = 2РЬО (выше 600° С).
ЗРЬ + 2О2 = (Pb^’PbIV )О4 (400 500° С)
5 РЬ + Е2 = РЬЕ2 (200—300° С; Е = F, Cl, Br, I),
5 - 2270
129
Pb + 2F2 = PbF4 (400—500 C)
6 Pb + 2HF = PbFz + H2 (160° C)
7 Pb + E = PbE (800—1200° С; E = S, Se, Те)
8. 2Pb (порошок) + 2H2O + O2 —-—> 2РЬ(ОН)2Ф,
2Pb + H2O + O2 + CO2 ——► РЬ2СО3(ОН)Д
259. PbO — ОКСИД СВИНЦА(П)
Красный (низкотемпературная a-модификация, глёт) или желтый (высокотем-
пературная P-модификация, 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. 2621’4, 263,264 1 , 2694.
Мт = 223,20; d = 9,13 (а). 9,45 (Р); tm = 886° С /КИ11 = 1535° С;
t (а -> Р) = 488° С, к. - 0,279(22) (а), 0,513(22) (Р)
I. РЬО(Т) + 4Н2О <=? [РЬ(Н2О)з]2+ +2ОН ; рПР25 = 15,42
2. PbO + 2НС1 (разб.) = PbCI2i + Н2О,
PbO + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3)2 + Н2О.
3. РЬО + Н2О (гор ) + 2NaOH (конц) = Na2[Pb(OH)4],
PbO + 2NaOH = (Na2Pb)O2 + H2O (400° С)
4. 2РЬО + СО2 + Н2О —РЬ2СОз(ОН)2Т
5. 6РЬО + О2 = 2 (Pb'1 Pb,v )О4 (445—480° С).
6. 2РЬО + 4СаСОз + О2 = 2(Са2РЬ)О4 (оранж.) + 2СО2 (800° С).
7 2РЬО + Са(СЮ)2 = 2PbO2J< + СаС12 (в разб. NaOH).
8. PbO + TiO2 = (Т1РЬ)Оз (желт ) [выше 400° С]
9. PbO + Н2 = РЬ + Н2О (200 - 350° С)
РЬО + СО = РЬ + СО2 (300—400 С).
10. PbO + MCN = Pb + MOCN (400—500° С; М = Na, К).
11. РЬО + Н2О + C(NH2)2O = РЬСОз>1 + 2NH3T
(180° С, р, в разб. СНзСООН).
12. РЬО + ЗН2О + 2NaOH 1л_сктрс;,нз > Н2Т (катод) + Na2[Pb(OH)6].
260. РЬО2 — ОКСИД СВИНЦА(П )
Платтнерит. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается
без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат wPbO2
пН2О. 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, 26!4, 267 , 271
Мг = 239,20; d = 9,375.
1 5РЬО2 = (РЬУ Pb’v)O4 + 2РЬО
2РЬО2 = 2PbO + O2
2. PbO2(T) + 2H2O Pb,v + 4OH , рПР25 = 65,52.
(290—420° C),
(600° C).
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
1!
12
2PbO2 + 10HCl(r) —> H2[PbCU] + PbCl4 + 4H2O (0° C),
PbO2 + 4HC1 (конц., гор.) = PbCU + C12T + 2H2O
PbO2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = Pb(SO4)2 + 2H2O,
2PbO2 + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO4l + O2T + 2H2O.
3PbO2 =(Pb" Pblv)O4i + O2T (335 -375° С, p, в разб NaOH),
(кип)
(400 - 500° C)
(400° C),
(комн.).
PbO2 = 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2[Pb(OH)6]
2PbO2 + 4KO2 = 2К2РЬОз (желт.) + 3O2
PbO2 + 2S = PbS + SO2
PbO2 (влажн.) + 2H2S(r) —-—> PbS + S + 2HZO.
PbO2 (влажн.) + SO2 —-—> PbSO4
PbO2 + Pb + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO4i + 2H2O.
PbO2 + 4HNO3 (разб.), + 2KI = Pb(NO3)2 + I21 + 2H2O + 2KNO3.
PbO2 + 2HNO3 (разб.) + H2O2 (конц.) = Pb(NO3)2 + O2T + 2H2O.
5PbO2 + 6HNO3 (разб.) + 2Mn(NO3)2 = 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2H2O,
PbO2 + 8HNO3 (разб.) + 2FeO = Pb(NO3)2 + 2Ре(\Оз)з + 4H2O.
3PbO2 + 2№з[Сг(ОН)6] + 4NaOH (конц.) = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 +
+ 2H2O.
261. (Pbl’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, 2595, 2605, 2636, 2715
Мг = 685,60; d = 9,07; Гпл = 830° С (р).
1. 2(РЬ2РЬ1 )О4 = 6РЬО + О2 (выше 550° С)
2. (Pb2 Pblv)O4(T)+ 8Н2О <=♦ 2[РЬ(Н2О)з]2+ + Pblv + 4ОН ; рПР18 = 50,28.
3. (Pb^Pblv)O4 + 8НС1 (конц., гор.) = ЗРЬС121 + С12Т + 4Н2О.
4 (РЬУРЬ,У)О4+ 4HNO3 (разб.) = PbO2i + 2Pb(NO3)2 + 2Н2О.
5. (Pb”Pb,v)O4+ 6NaOH (конц.) + 4Н2О (гор ) = 2Na2[Pb(OH)4] +
+ Na2[Pb(OH)6].
6. (Pb?Pb,v)O4+ 8HNO3 (разб.) +2KI = 3Pb(NO3)2 + I2i + 4H2O + 2KNO3
7 (Pb^Pb’v )O4+ 6HNO3 (разб.) + H2O2 (конц.) = 3Pb(NO3)2 + O2t + 4H-0
5*
131
262 РЦОН)2 —ГИДРОКСИД СВИНЦА(П)
Белый, при слабом надевании разлагается. Не растворяется в воде. Не реаги-
рует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реа-
гирует с кислотами и щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Слабый восстано-
витель. Получение см. 2588, 2646 7, 2665.
М{- 241,21.
1. Pb(OH)2 = Pbo + Н2О (100 145° С).
2 РЬ(ОН)2(Т) + ЗН2О [РЬ(Н2О)з]2+ + 2ОН ; рПР25 = 15,26,
РЬ(ОН)2(т) + 2Н2О <=? [РЬ(ОН),Г + НзО+; рПР25 = 19,92.
3 РЬ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = PbCU + 2Н2О,
РЬ(ОН)2 (суспензия) + H2SO4 (разб.) = РЬБОД + 2Н2О,
Pb(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3)2 + 2Н?О
4. РЬ(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4](P),
Na2[Pb(OH)4](p) = PbOl + 2NaOH + H2O (кип.)
5. 2РЬ(ОН)г (суспензия) + СО2 = РЬ2СОз(ОН)2^ +Н2О.
6. РЬ(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = PbO2i + 2Н2О (в разб. NaOH).
7. 2РЬ(ОН)2 + Са(С1О)2 = 2РЬО21 + СаС12 + 2Н2О (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. 25911, 264 . 265
Мг= 267,21; d = 6,55; рПР25 = 13,44.
1. РЬСОз = РЬО + СО2 (выше 315° С).
2. 2РЬСОз + Н2О = РЬ2СОз(ОН)2 [или РЬз(СО3)2(ОН)2] + СО2Т (кип.)
3. РЬСОз + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + Н2О + СО21.
4. 2РЬСОз + 2NaOH (разб.) = Pb2COj(OH)2i + Na2CO3,
РЬСОз + 4NaOH (конц) = Na2[Pb(OH)4] + NajCOv
20° С
5. РЬСОз + Н2О + СО2 <~~-с ,> РЬ(НСОз)2(р).
6 бРЬСОз + О2 = 2(Pb“Pb,v)O4 + 6СО2
7. 2РЬСОз + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2
8. РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF2l + Н2О + СО2Т
РЬСОз + H2S (насыщ.) = PbSl + CO2t + Н2О
(350° С).
(300 500° С).
(кип.),
(60° С).
264. РЦ1\Оз)2 — НИ ГРАТ СВИНЦА(П)
Белый при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(1идролиз 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, 259z.
Мт = 331,21; </ = 4,53; ks = 52,2(М), 107,4(8О).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
2Pb(NO3)2 = 2РЬО + 4NO2 + О2 (200—470° С).
Pb(NO3)2 (разб.) + ЗН2О = [РЬ(Н2О)3]2+ + 2NOJ,
2[Pb(H2O)3]2+ + 2Н2О [РЬ2(Н2О)4(ОН)2]2+ + 2Н3О+; рКк = 6,15.
Pb(NO3)2 (конц.) + Н2О = PbNO3(OH)l + HNO3 (кип.).
Pb(NO3)2 + 2НС1 (разб.) = РЬС12Ф + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = PbSO4T + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2i + 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 = PbE2i + 2KNO3 (E = F, Cl, Br, I),
Pb(NO3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = K[PbI3] + 2KNO3.
Pb(NO3)2 + KF + KE = Pb(E)Fi + 2KNO3 (в оч. разб HNO3; E = Cl. Br)
Pb(NO3)2 + 2КЕО3 = Pb(EO3)2J, + 2KNO3 (E = Br, I).
Pb(NO3)2 + Na2E = PbEl + 2NaNO3 (E = Se, Те).
Pb(NO3)2 + Na2EO4 = PbEO4l + 2NaNO3 (E = S, Sc).
Pb(NO3)2 + 2NaN3 = Pb(N3)24< + 2NaNO3.
3Pb(NO3)2 + 2Na3EO4 = Pb3(EO4)2J< + 6NaNO3 (E = P, As).
2Pb(NO3)2 (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = Pb2CO3(OH)2l + 2NaNO3 +
+ 2HNO3.
Pb(NO3)2 (конц.) + Na2CO3 (конц.) = PbCO4 + 2NaNO3 (10 12° C).
Pb(MO3)2 + K2MO4 = PbMO4l + 2KNO3 (M = Cr, Mo, W),
2Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2PbCrO4l + 2KNO3 + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + Zn = Pbl + Zn(NO3)2.
2Pb(NO3)2 + 4FeO = 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2 (500 600° C)
19. Pb(NO3)2 + 2H2O ЭЛ^.ТР°ЛИЭ> pbJ, (катод) + O2t (анол) + 2HNO3.
265. PbSO4 —СУЛЬФАТ СВИНЦА(П)
Англезит. Белый. При прокаливании разлагается, плавится под избыточным
давлением О2. Очень плохо растворяется в воде, разбавленной серной кислоте.
Нс реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Разлагается в концентрированных кислотах и щелочах. Восстанавливается
водородом, цинком. Получение см. 258’, 2623, 264s, 2692-6
Мт = 303,26; </ = 6,2 -н 6,4; t лл= 1170° С (д); рПР25 = 7,77.
1. 2PbSO4 = 2РЬО + 2SO2 + О2
(выше 1087° С)
133
2 PbSO4 + 4HC1 (конц.) = Н2[РЬС14] + HZSO4.
3 PbSO4 + H2SO4 (конц) = Pb(HSO4)z(p),
Pb(HSO4)2(p) = PbSO4l + H2SO4 (разбавление водой).
4 2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = РЬ(Ь1Оз)2 + Pb(HSO4)2.
5 2PbSO4 + 2NaOH (разб ) = Pb2SO4(OH)2i + Na2SO4 (кип.),
PbSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + Na2SO4.
6. PbSO4 + 2KI (разб.) = Pbl2i + K2SO4,
PbSO4 + K2CrO4 = PbCrO4i + K2SO4, PbSO4 + Na2S = PbSl + Na2SO4.
7. PbSO4 + Na2CO3 (конц.) = PbCO34 + Na2SO4 (10—12° C)
8. PbSO4 + 4H2 = PbS + 4H2O (500—600° C),
PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2 (550—650° C)
9. PbSO4 + PbS = 2Pb + 2SO2 (800—1000° C)
10. PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = Pbl (губка) + ZnSO4.
266. PbCl2 — ХЛОРИД СВИНЦА(П)
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 и
комплексообразования. Получение см 2585, 259 , 2623, 2633
Мг = 278,11; d =5,85; гпл = 501°С;
/кип = 950° С; к., = 0,978(2О), 2,62(8о)
1. РЬС12 (насыщ.) + 2Н2О = [РЬ(Н2О)2С12] <=> [РЬ(Н2О)2С1]+ + СГ,
[Pb(H2O)2C!]4 + Н2О <—? [РЬ(Н2О)з]2+ + СГ; рК„ = 1,62.
2 РЬС12 + Н2О (пар) = PbCI(OH) + HCI (50° С)
2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС12 + Н2О (выше 140° С).
3. РЬС12 + 2НС1 (конц.) = Н2[РЬС14](Р) (комн., примесь Н[РЬС1з]),
Н2[РЬС14](Р) = PbCI2i + 2HCI (кип )
4. PbCI2 + H2SO4 (конц., гор ) = PbSO4>L + 2HCIT
5. РЬС12 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2l + 2NaCl,
PbCl2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaCL
6 PbCI2 + NH3 H2O (разб ) = PbCl(OH)4 + NH4C1.
7. PbCl2 + H2 = Pb + 2HC1 (300—350° C)
8. PbCl2 + 2KI (разб.) = Pbl2l 41 2KC1,
PbCl2 + H2S (насыщ.) = PbSi + 2HC1,
PbCl2 + K2CrO4 = PbCrO4l + 2KC1
9 2PbCl2 + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OH)2l + 4NaCl.
10 PbCI2 + 4Na2SOiS (конц., хол.) = Na6[Pb(SO3S)4] + 2NaCl
134
11 PbCh + Cl2 + 2HCI (конц.) = Н2[РЬС1б](р),
Н2[РЬС1б](р) = PbClMfxA + 2НС1
12. РЬС12 + Cl2 + 2MC1 = M2[PbCl6]
(0° С. в 96%-й H2SO4).
(M = K+,NH4+; в конц. HCI)
267. РЬС14 —ХЛОРИД СВИНЦА(1¥)
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.
Мг= 349,01; J=3,18(O); U =-7° С.
1. РЬС14 = РЬС12 + С12 (30— 100° С).
2. РЬС14 + 2Н2О = РЬО21 + 4НС1.
3. РЬС14 + 2НС1 (конц.) = Н2[РЬС1б](Р) (комн ),
Н2[РЬС1б](р) + 2МС1 = M2[PbCI6]i + 2HCI (0° С; М = k+,nh;),
Н2[РЬС1б](Р) —-—* PbCl2i + С12Т + 2НС1 (разбавление водой, кип.),
Н2[РЬС1б](Р) _2лектролиз > pbJ, (катод) + С12Т (анод) + 2НС1
4 РЬС14 + 4NaOH (разб.) = PbO2i + 4NaCI + 2Н2О,
PbCU + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)6] + 4NaCl
5. РЬСЦж, + 2МС1 = М2[РЬС16] (М = K+,NHj).
268. РЫ2 — ИОДИД СВИНЦА(П)
Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влаж-
ном состоянии чувствителен к свету и О2 воздуха. Из раствора, содержащего
иодоводород, кристаллизуется Н[РЬ1з] 5Н2О Плохо растворяется в воде, раз-
бавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелоча-
ми. Получение см 2585, 264*, 266s, 270J.
Мт= 367,14; d =6,16; /пл = 402° С; к, = 0,076(25), 0,3(М)).
1. РЬ12 > РЬ +12 (на свету).
2. 4PbI2 + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4PbSO4l + 4I21 + H2ST + 4Н2О,
3PbI2 + 8HNO3 (30%-я) = 3Pb(NO?)2 + 3I21 + 2NOT + 4Н2О (кип ).
3. Pbl2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaI.
4. 2РЫ2 (влажн.) + О2 > 2РЬО + 212 (на свету).
5. Pbl2 + Na2S = PbSl + 2NaI.
6 Pbl2 + MI (конц.) = М[РЬ1з](р) (M = H, Na, К; примесь М2[РЬ14]),
M[Pbh](p) = MI + РЬ14 (разбав 1ение водой)
135
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 PbSl+v (0 < х < 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
М< = 239,27; d- 7,1 (аморфн ), 7,58; гпл = 1077° С; рПР25 = 28,06.
1. PbS + 4НС1 (конц.) = Н2[РЬС14] + H2ST.
2. PbS + 2H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2 + H2ST (комн),
PbS + 4H2SO4 (конц.) = PbSOj + 4SO2? + 4H2O (кип.).
3. 3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO4l + 8NOt + 4H2O (кип.).
4. PbS + 2OZ ——> PbSO4 (300—400° С),
2PbS + 3O2 = 2PbO = 2SO2 (1200° С).
5. 3PbS + 4Оз = 3PbSO4 (комн.).
6. PbS + 4HjO2 = 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. 264е, 2686.
Мг = 627,01; <7 = 4,21; 1пл = 349° С (разл.).
I.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
К[РЫз] ——> KI + Pb + 12
K[Pbh] 2Н2О = K[Pbh] + 2Н2О
K[Pbh] + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + [РЫзГ
К[РЬ13](р) = KI + РЫ21
(выше 349° С).
(30—97° С, вак).
(в разб. KI),
(разбавление водой),
K[Pbh](p) + KI (конц.) » К2[РЬ14](р).
8К[РЬ13] + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSO4i + 12I21 + 3H2St + 12Н2О +
+ 4K2SO4.
2К[РЬ1з] + 8HNO3 (30%-я) = 2Pb(NO3)2 + 312Ф + 2NOT + 4Н2О +
+ 2KNO3 (кип.).
К[РЬЬ] + 4КОН (конц.) = K2[Pb(OH)4] + 3KI.
К[РЬ1з] + K2S = PbSl + 3KI.
271. >а2|РЬ(ОН)б| — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМБАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в
растворе в присутствии избытка i идроксид-ионов, разлагается при разбавле-
136
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель Получение см. 25912,
2605, 2615.
Мг = 355,22; </=3,975
1. Na2[Pb(OH)6] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О (300° С, вак.),
2Na2[Pb(OH)6] = 2РЬО + О2 + 4NaOH + 4Н2О (« 700° С).
2. Na2[Pb(OH)6](P) = 2NaOH + PbO2J< + 2Н2О (разбавление водой),
2Na2[Pb(OH)6](p) —> 2Na2[Pb(OH)4] + О2Т + 2Н2О.
3. Na2[Pb(OH)6] + 2НС! (разб.) = 2NaCl + РЬО21 + 4Н2О,
Na2[Pb(OH)6] + 6НС1 (конц.) = РЬС12^ + С12Т + 2NaCI + 6Н2О (кип.).
4. 3Na2[Pb(OH)6] + 2Na3[Cr(OH)6] = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 + 2NaOH +
+ 8H2O
5. Na2[Pb(OH)6] + 2Pb(OH)2 = (Pb^Pb'^Oj + 2NaOH + 4H2O (кип.).
ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ
АЗОТ
272. N2 —ДИ АЗОТ
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.) [Мт (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-
ра гуре. При нагревании реагирует с Mg, Ca, А1 и другими металлами. В особых
усповиях 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 N (с примесью 5N). Получение в промышленности — фракционная
дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см
2796, 2838, 2941, 304й, 305 , 7621
Мт = 28,014; </(т) = 0,8792; </(ж) = 0,808'1У6;
р = 1,25056 г/л (н.у.); 61Л = -210,0° С; /кнп = -195,802° С:
vt = 2,35(О), 1,54(20), О,96(ко>.
1 N2<=z? 2Nn
2. N2 + 3H2<=z? 2NH3
N2 + 3H2 = 2NH3
(вак., электрич. разряд),
(комн., этектрпч. разряд; почти не идет),
(500° С, р, кат. Fe, Pt).
137
(1000° C).
(комн., электрич. разряд, почти не идет),
(2000° С, кат Pt/MnO2).
(электрич. разряд),
(электрич. разряд)
(электрич. разряд).
(комн ),
(100° С, электрич разряд),
(на воздухе, 780—800° С).
(800—1200° С).
(500—600° С).
(300 -350° С),
[1000—1150° С).
= N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1,
'4 = (N2H5)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.).
= 2NH4CI + 6[Ti(H2O)2CI4] + 24Н2О.
3. N2 + H2<Z=> N2H 2(r)
диимии
4 N2 + O2<ZZ± 2NO
N2 + 02 = 2NO
5. 2N2(«) + ЗОг<ж) — N2O34-
6. N2 + 3F2 = 2NF3
7. N2 + 2C (графит) C2N?
8. N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3N
N2 + 6Na = 2Na3N
9. N2 + 3Mg = Mg3N2
10. N2 + 2Al (порошок) = 2A1N
11 N2 + 3LiH = Li3N + NH3
12. N2 + CaC2 = Ca(CN)2
N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)
13 N2 + 5HCI (конц.) + 4[Cr(H2O)4Cl2]
2N2 + H2SO4 (конц.) + 4H2O + 4VS1
14. N2 + 8HCI (конц.) + 6[Ti(H2O)6]Cl3
273. NH3 —АММИАК
Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжи-
жается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо
растворяется в воде, образует гидрат NH3 Н2О, раствор имеет слабощелоч-
ную среду Разбавленные растворы аммиака (3—10%-й NH3) называют наша-
тырным спиртом, концентрированные растворы (18,5—25%-й NH3) — 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 Hg2(NO3)2 (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция.
Жидкий аммиак — основный протонный растворитель; хорошо растворяет
серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды
аммония, перманганат калия; плохо рас 1воряет неорганические фториды, суль-
фаты, карбонаты. Получение см. 31 , 272!, 2752, 2834
Мг = 17,03; = 0,6814(’35); р = 0,7708 г/л (н. у);
Гпл = -77,75° С; /кип = -33,4° С; кг = 87,5<0>, 52,6(2О), 15,4(80).
1. 2NH34zr±N2H4 + H2
(комн., УФ-облучсние),
2NH3<=> N2 + 3H3
2. NH3(r) + Н2О<=> NH3 H2O(p)<=>NH4++OH’
3. NH3 + HCI(r)=NH4Cl(T)
4. NH3 + H2SO4 = NH4HSO4, 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.
(1200—1300° C).
138
5 NH3 + H2S = NH4HS (0° С, в эфире),
2NHXm) + H2S = (NH4)2S (-40° C) 6. 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (сгорание) 7. Промышленный способ получения азотной кислоты: a) 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О (800° С, кат. Pt/Rh), б) 2NO + О2 = 2NO2 (комн) в) 4NO2 + О2 + 2Н2О (разб HNO3, гор.) = 4HNO3 (конц ).
о. Z1N113 t 4AJj * IN 114In kJ3 "г I'lZ'J 9. 4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F (130—140° С, в атмосфере N2). 10: 2NH3 + Ci2 = NHzCl + NH4C1 (комн., в атмосфере N2), 8NH3 + 3C12 = N2 + 6NH4CI (сгорание) 11. 3NH3(X) + S<=> [S(NH3)3]° ( 40° С, примесь S4N4). 16NH3 + 4S + 6C12 = S4N4 + 12NH4C1 (30—50° С, в жидк. CCI4). 12. 4NH3 + 3OF2 = 3H2O + 6HF + 2N2 (200° C). 13. NH3(r) + H2O + CO2(r) = NH4HCO3 (коми., p) 14. 2NH3 + CO2 = NH4(NH2COO) (komh ). 2NH3 + CO2 = C(NH2)2O + H2O (180 500° C, p). 15. 2NH3 + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + 3H2O (800 900° C). 16 NH3 3- CO = HCN + H2O (500—800° С. кат AlzO/ThOz). 17. 2NH3 + (CN)CI = NH4Cli + H2CN2 (в эфире). 18. 2NH3 + 2Li = 2LiNH2 + H2 (220° C), NH3 + 2Li = Li2NH + H2 (400° C). 19. 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 (350° C). 20 2NH3 + 3Mg = Mg3N2 + 3H2 (600—850° C). 21. 2NH3 + 2AI = 2A1N + 3H2 (выше 600° C). 22 2NH3 + 6MnO2 = 3Mn2O3 + N2 + 3H2O (500—600° C). 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (500—550° C). 23. 4NH3(M) + Na = [Na(NH3)4]° (син.) [40° C] [Na(NH3)4]° + «NH^^ZZZ? [Na(NH3)4]+ + e a?NH3 24 2NHX«) + 2Na = 2NaNH2i + H2T (-40° С. кат. Fe). 25 4NH3(X) + 2NH4C1 + Mg = [Mg(NH3)6]CI2 + H2T (-40° C). 26 2NH3(X) + Ca = Ca(NH2)2i + H2? (-40° С, кат. Fe), 6NH3(r) + Ca = [Ca(NH3)e (e"h(T) (желт.) [комн ] 27. 8NH3(Mt) + Cal2 = [Ca(NH3)8]l2i (-40° C). 12NH3(M) + AuCI = AuCl l2NH3i (-40° C) 28 6NH3(r) + CuCl2 = [Cu(NH3)6]C12 (0° С в этилацетате).
29. 4NH3(r) + Н2О + 2Hg2(NO3)2 = (Hg2N)NO3 H2Oi + 2Hgl + 3NH4NO3.
30. 6NH3(M) + KE<ZZZ> [K(NH3)6]+ + E" (E = Cl. Br. I).
31. NH3W+ HCIO4<=* NH:+C1O;, nh^ + hcn<=> nh ; + cn~.
32. 2NHXm)<ZZ? NH: + NHi; ptf?33 = 21 0.
139
274. М)з — ТРИДЕЙТЕРИОАММИАК
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде По химичес-
ким свойствам аналогичен NH3. Получение см 6
М, = 20,05; /пл = -74,36° С; /КИп = 31,04° С.
275. NH3 Н2О —ГИДРАТ АММИАКА
Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH4OH (такое ионное соеди-
нение не существует). Белый, кристаллическая решетка - молекулярная. Из-
вестны также твердые гидраты 2NHj Н2О (Л/г = 52,08;/„л = 78,2° С) и NH-,
2Н2О (Л/г = 53,06; /пл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака,
представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями
N • • Н—О. Разбавленные растворы (3—10%-й NH3, d = 0,982 ч- 0 958) называют
нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные раство-
ры (18,5—25%-й NH3. d = 0,93 ч- 0,91) — аммиачной водой (выпускаются про-
мышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделя-
ется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстановительные свойства
Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования Качественная реакция в растворе — образо-
вание бурого (коричневою) осадка с К2[Н^П] (следы NH3 Н2О дают желтое
окрашивание раствора). Получение см. 273“, 289 0
Л/г = 35 05; /пл = -77е С.
1. ЫНз Н2О (разб NH4+ ОН : рКо = 4,76.
2. NH3 • Н2О (конц.) ^МНзТ + Н2О (кип. или добавление NaOH).
3. NH3 Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О (Е = F, Cl, Br, I),
NH3 Н2О + 2HF (конц.) = NH4(HF2) + Н2О.
4. NH3 Н2О + H2SO4 (конц.. хол.) = NH4HSO4 + Н2О.
2(NH3 Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4)2SO4 + Н2О.
5. NH3 Н2О + HNO3 (разб.) = NH4NO3 + Н2О.
6. NH3 • Н2О(разб ) + Н3РО4 (конц) = NH4(H2PO4) + Н2О,
2(NH3 Н2О) [разб.] + Н3РО4 (разб.) = (NH4)2HPO4 + 2Н2О.
7. NH3 • Н2О(разб) + EO2 = NH4HEO3 (Е = С, S),
2(NH3 Н2О) [конц.] + ЕО2 = (ЫН4)2ЕОз + Н2О (комн ).
8. NH3 Н2О(конц) + H2S (насыщ.) = NH4HS + Н2О.
9. NH3 Н2О + СНзСООН (конц ) = NH4(CHiCOO) + Н2О
10. 4(NH3 • Н2О) + 4S = (NH4)2S03S + 2NH4HS + Н2О.
11. NH3 Н2О (гор.) + СО = NH4(HCOO).
12. 2(NH3- Н2О) + CS2 = NH4NCS + H2ST + 2Н2О (110°С,/;).
13. 3(NH3 П2О) [конц., хол.] + AICI3 = А1(ОНМ + 3NH4C1.
3(NH3 Н2О) [конц., гор.] + AlCh = A1O(OH)>L +3NH4C1 + Н2О
14 6(NH3 • Н2О) ± (л 3)Н2О + Fe2(SO4)3 = Fc2O, kH2O>L + 3(NH4)2SO;.
140
15. NH3 H2O + NaClO (разб.) = NH2C1T + NaOH + H20 (до 25° С, вак.),
2(NH3 Н2О) + NaCIO (конц.) = N2H4 Н2О + NaCi + ЗН2О (кип ).
16. 8CNH3 • Н2О) [конц ] + 3Br2 = N2T + 8Н2О + 6NH4Br (40 50 С).
17. 2(NHs H2O) [конц ] + 2KMnO4 = 2MnO2i + N2T + 2КОН + 4НгО,
2(NH3 Н2О) [конц ] + К2Сг7)7(Т) = 2Сг(ОН)3Т+ N2T + 2КОН +
+ Н2О (кип.).
18 2(NH3 Н2О) [конц.] + AgCl(T) = [Ag(NH3)2]CI + 2Н2О,
4(NH3 Н2О) [конц ] + CuSO4 = [Cu(NHj)4]SO4 + 4Н2О.
19 4(NH3 Н2О) [конц ] + Ba[PtCl4] = [Pt(NHj)4]C12 + ВаС12 + 4НгО,
2(NH3 Н2О) [конц ] + Ba[PtCl6] = цис-[Рг(МЬ)2С14] + BaCh + 2H2O.
20. 4(NH3 H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I H2O>1 + 4KI + 3NH4I + 3H2O
276. (МН4)гСОз — 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 нс имеет.
Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами.
Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2757
21Г
' Mr = 96,09; к*= 100(,5)
1.
2
3.
4.
5
6.
7
8.
9.
(NH4)2CO3 —~► NH4(NH2COO) + Н2О
(NH4)2CO3 ——> NH4HCO3 + NH3
(NH4)2CO3 = CO2 + H2O + 2NH3
(1ЧН4)2СОз (разб.) = 2NH4+COj“,
СО^‘ + НСО3 + ОН рХо = 3,67.
(NH4)2CO3 (насыщ.) = 2NH3t + СО2Т + Н2О
(NH4)2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + СО2Т + Н2О
(NH4)2CO3 (насыщ.) + Н2О + СО2 = 2NH4HCO3
(NH4)2CO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • Н2О).
(NH4)2CO3 + СаС12 = СаСОз^ + 2NH4C1.
(комн.),
(30° С),
(58° С)
(выше 70° С).
(комн.)
3(NH4)2CO3 + Bi2O3 —I—> ВцСОз(ОН)Д + 6NH3? + 2СО2Т +
+ Н2О (кип.).
(NH4)2CO3 (конц ) + ВеСОз = ^Н4)2[Ве(СОз)2].
277. КН4НСОз — ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлага-
ется полностью при слабом нагревании Хорошо растворяется в хололной воде
(слабый гадролиз по аниону). Кристаллогидратов нс образует. Разлагается
горячей водой, кислотами, щелочами Вступает в реакции обмена Получение
см. 273”, 2761'5.
141
Mr = 79,06; d =1,58; гпл = 106° C (p); fe = 21,7(20).
I. NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2
2. NH4HCO3 (разб.) = NH J + HCO | ,
НСОз + H2O<=? H2COj + OH ; pK0 = 7,63.
3. NH4HCO3 (насыщ.) = NH3T + CO2T + H2O
4. NH4HCO3 + HCI (разб.) = NH4CI + CO2t + H2O
5. NH4HCO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + NH3 • H2O + H2O.
6. NH4HCO3 (конц.) + NHXr) = (NH4)2CO3
7 NH4HCO3 (насыщ.) + NaCI (насыщ.) = NaHCO3l + NH4CI,
NH4HCO3 + BaCl2 = ВаСО3Ф + NH4CI + HClT
(36—70° C).
(50—60° C).
(20° C, p).
(кип.).
278. NH4NO3 — НИТРАТ АММОНИЯ
Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый
(примесь NH4C1 понижает температуру разложения, примеси NH4F и NH4Br —
повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз
по катиону) Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированны-
ми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 2755, 3056.
Мг = 80,03; d = 1,72; tm = 169,6° C; ks = I92,O(2O), 580,0(80).
1.
2.
3.
4.
5.
NH4NO3 = N2O + 2H2O
2NH4NO3 = N2 + 2NO + 4H2O
2NH4NO3 = 2N2 + O2 + 4H2O
NH4NO3 (разб.) = NH 4 +NO3,
NH: + 2420^=* NH3 H2O + H3O+; pKK = 9,24.
(190—245° C),
(250—300° C),
(выше 300° C).
NH4NO3 + NaOH (конц.) = NaNO3 + NH3 • H2O.
NH4NO3 + 2H° (Zn, разб HCI) = NH4NO2 + H2O (комн ),
NH4NO3 + 8H° (Al, конц. NaOH) = 2NH3t + 3H2O (кип).
6NH4NO3 + 3MnO2 ——> 3Mn(NO3)2 + N2 + 4NH3 + 6H2O (до 175° C).
279. (NH4)iSO4 — СУЛЬФАТ АММОНИЯ
Масканьит. Белый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции
обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 2734, 2754, 2803.
Mr = 132,14; d = 1,769; ks = 75,4<2О), 94,1(80).
1. (NH4)2SO4 = N H4HSO4 + NH3 (235—357° С).
2. (NH4)2SO4 (разб.) =2NH J + SO 4“ (pH < 7, cm. 2782).
3. (NHOzSO^) + H2SO4 (конц.) = 2NH4HSO4.
4. (NH4)2SO4 + 2NaOH (конц.) = Na2SO4 + 2NH3t + 2HZO (кип ).
5. (NH4)2SO4 + BaCI2 = BaSO4l + 2NH4CI.
142
6. (NH4)2SO4 + 2KMnO4 = 2MnO2i + N2? + 4H2O (кип., в разб. KOH),
(NH4)2SO4 + K2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + K2SO4 + 4H2O (250—350° C)
7. (NH4)2SO4 (насыщ.) + H2SO4 элсктролиз > ц2? (катод) +
+ (NH4)2S2O6(O2)[anofl] (0— 10° C)
280. NH4HSO4 — 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, 4214.
Л/г =115,11; d= 1,78; /ПЛ = 251°С;
/кип = 490° С; к5 = 100(|8~25).
1. NH4HSO4 - NH3 + SO3 + Н2О (выше 500° С, примеси SO2, О2).
2NH4HSO4 = (NH4)2S2O7 + Н2О (370—420° С, вак ).
2. NH4HSO4 (разб.) = NH 4 + HSO ;, HSO; + Н2О = SO i + Н3О+,
NH J + 2H2O^Z=> NH3 Н2О + НзО+; рКк = 9,24.
3. NH4HSO4 + NH3 Н2О (конц.) = (NH4)2SO4 + Н2О.
4. 2NH4HSO4(nacbim.) _2лектролиз > (катод) + (?ЧН4)252Об(О2)[анод]
(0—10° С).
281. NH4F — ФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в
воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон-
центрированными кислотами, щелочами Получение см 2753
Л/г = 37,04; d = 1,009; ks = 82,6(20), 117,6(80).
1 . 2NH4F = NH3 + NH4(HF2)
2 NH4F (разб.) = NH 1 + F
3 . NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HF?.
4 NH4F + NaOH (конц.) = NH3? + NaF + H2O
2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NH3 H2O) + CaF2i.
5 NH4F + HF (конц.) = NH4(HF2).
[выше 168° C]
(pH < 7, cm. 2782).
(кип),
282. NH4(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гшроскопичный. ппавится 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
ними кислотами, нейтрализуется щелочами Не реагирует с гидратом аммиака
Получение см. 2753, 281
М< = 57 04; d= 1,50; /пл = 126,2° С; К = 60,15(20>. 292,7<8О).
1. NH4(HF2) = NH3 + 2HF
2. NH4(HF2) (разб ) = NH 4 + HF 2 ,
HF 2 <=? HF + F~; p/C = 0,6,
HF + H2O<—I? F + H3O+, рА'к = 3 18
3. NH4(HF2) + H2SO4 (конц ) = NH4HSO4 + 2HF?.
4 NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NH3T + 2NaF + 2H2O
NH4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ) = NH3 H2O + H2O + CaF24,
(выше 238° С)
(кип ),
283. NH4CI — ХЛОРИД АММОНИЯ
Нашатырь Белый, летучий, термически малоустойчивый Хорошо растворяет-
ся в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов нс образует. Разлага-
ется концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором,
типичными металлами, оксидами и нитритами металлов Получение см 273
2753, 290"
М< = 53,49; d = 1,527; гпл = 400° С (р); к„ = 37,2(2О), 65,6(8О).
1 NH4C1 = NH3 + НС1 (выше 337,8° С)
2. NH4C1 (разб ) = NH J + СГ (pH < 7, см 2782).
3 2NH4C1(T) + H2SO4 (конц) = (NH4)2SO4 + 2HCIT (кип )
4. NH4C1 + NaOH (насыщ., гор ) = NaCi + NH3T + H2O
2NH4CI(t) + Са(ОН)2(т) = 2NH3 + СаС12 + 2H2O (200 C)
5 NH4CI (насыщ) + 3C12 = CI3N? + 4HC1 (60—70° C)
6 2NH4CI (конц., гор ) + Mg = MgCl2 + H2T + 2NH3T.
7 2NH4C1 + 4CuO = N2 + 4H2O + CuCI2 + 3Cu (300° C),
2NH4C1 + FcO = FeCh + 2NH3 + H2O (500 700° C).
8 NH4C1 (насыщ) + KNO2 (насыщ.) = N2t + КС! + 2H2O (кип )
9 NH4CI + Na(Hg)(M) = NaCi + NH 4(Hg)l (возможно. NH4e ),
2NH4(Hg)(T) —-—> 2NH3 + H2 + Hg(x) (комн., т « 5 мин)
284. NH4Br — БРОМИД АММОНИЯ
Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на
воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воле (гид-
ролиз по катиону) Кристаллогидратов не образует Реагирует с концентриро-
ванной серной кислотой, щелочами, магнием, нитршами щелочных мега плов.
Слабый восстановитель Получение см. 2753 6
Mr = 97,94; d = 2 429 к. = 74,2(2О), 119,3(8О).
144
I NH4Br = NH3 + HBr (выше 394 C)
2 NH4Br (разб ) = N'H4 + Br (pH < cm 278 )
3 2NH4Br(T) + H2SO4 (30%-я, гор ) = (NH )2SO4 + 2HBr?
2NH4Br(T) + 3H2SO4 (> 50%-я гор ) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2T + 2HZO.
4 NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3? + H2O,
NH4Br(T) + Ca(OH)2(T) = 2NH3 + CaBr2 + 2H2O (200 C)
5 2NH4Br (конц гор.) + Mg = MgBr2 + H2T + 2NH3t.
6 NH4Br (насыш) + KNO2 (насыщ.) = N2T + KBr + 2H2O (кип )
285. NH4I — ИОДИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичным летучий термически малоустойчивый Хорошо рас
творястся в воде бидролиз по катиону) Кристаллогидратов не образует При
хранении твердый NH4I и его водный расiвор желтеют вследствие разложения
Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами реа-
гирует с иодом, типичными окислителями По 1учение см 275 , 276
Mt =144 94- d=2 514 кл = 172 3 0), 228,8(*0).
1. NH4I = NH3+HI (выше 404,7° С)
2. NH4I (pa36)=NH4 + I (pH <7, см 278 ).
3 8NH4I(t) + 9H2SO4 (конц) = 412i + H2ST + 4H2O + 8NH4HSO4 (30 50° C),
2NH4I(1) + 4HNO1(kohu.) = l2i + 2NO2T + 2H.0 + 2NH4NO, (кип.).
4 NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3T + H2O.
5 5NH4I + 2H2O + O2 ——> 4(NH3 H2O) + 14 + NH4[I(I)2]
(комн , на свет\)
6 NH4I(p) + I2(TJ = NH4[I(I)2](P).
7. 10NH4l + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5l4 + 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) раовор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами
присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется [средняя соль (NH4)2S нс
существует в растворе]. Получение см 273 275
Мг = 5111 d =1,17; /11Л = 120° С (р).
1 NH4HS = NH3 + H2S
2. NH4HS (разб ) ~ NH4+HS
(выше 20° С)
HS + H2O<IZZ? H2S + OH ; pKo = n 02
3. NH4HS + HCI (разб) = NH4CI+ H2ST
4 NH4HS + 3HNO3 (конц ) = Si + 2NO2T + NH4NO3 + 2H2O
145
5. NH4HS(p) > S (коллоид). (NH4)2(Sn), (N|{4)2SO3S.
6. NH4HS (насыщ.) + NH3 - H20 (конц.) + (n - 1)S = (NH4)2(S„) +
+ H20 (доЮ°С).
7. 2NH4HS (гор.) + 4NH4HSO3 (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O.
8. 2NH4HS (насыщ. H2S) + 2CuSO4 = (NH4)iSO4 + H2SO4 + 2CuSl,
NH4HS + 7(NH3 • H2O) + 2CuSO4 = CuS>L + [Cu(NH3)4] (OH)2 +
+ 2(NH4)2SO4 + 5H2O.
9. 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS3] + 3H2O,
3NH4HS + 3(NH3 H20) + As2S5 = 2(NH4)3[AsS4] + 3H2O.
287. (NH4)2(S„) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) АММОНИЯ
Смесь (NH4)2(S„) [л = 4, 5. 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, /1)л «
« 95° С (р), при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4)2(Sn)
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-
сгвием Получение см. 2865 6
1. (NH4)2(S„) = 2NH3 + H2S + (л - 1)S (выше 120° С).
2. (NH4)2(S„) [разб] = 2NHJ + S*' ,
S* + H2O<—z* HSn + OH'; ptfo = 7,70 (n = 4), ptfo = 8,30 (n = 5).
3. (NH4)2(S„) + 2HCI (разб.) = 2NH4CI + H2ST + (л - 1 )S>L
4 2(NH4)2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = hS (коллоид) + 4(NH3 H2O) [на свету],
2(NH4)2(Sn) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2(NH4)2SO3S + (2л -4)S1.
5. (NH4)2(Sn) + H2O + SO2 = (NH4)2SO3S + H2ST + (n - 2)S^ (комн.).
6. (NH4)2(S„) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (л - 1 )Sl,
3(NH4)2(Sn) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3л - 5)S1.
288. N2H4 — ГИДРАЗИН
Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная.
Имеет строение H2N - NH2. Разлагается при умеренном нагревании. Неогра-
ниченно смешивается с жидким аммиаком, водой. В растворе образует гидра!
N2H4 Н2О. Реагирует с кислотами, О2 воздуха, щелочными металлами. Силь-
ный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl,
СаС12, NaNO3, NaCIO4, Mg(CIO4)2. Получение см. 2731, 2891, 29015.
Mr = 32,05; rf(T)= 1,146; dw = 1,012(|5);
/IUI=I.4°C; /кип = 113,5° С.
1. 3N2H4 = 4NH3 + N2 (выше 350° С),
N?H4 = N2 + 2Н2 (200 300° С, кат. Pt, Rh, Pd).
2. N2H4 + H2O = N2H4H2O<=Z?N2Hs +О1Г.
146
3. 2N2H4 + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4, N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4.
4. N2H4 + HNO3 (разб.) = N2H5NO3,
N2H4 + 2HNO3 (конц.) = N2H6(NO3)2 (примеси Nx HN3)
5. N2H4 + HNO2 (конц.) = HN3 + 2H2O.
6. N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2H2O (сгорание ).
7. 3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6H2O (250° C).
8. N2H4 + 2(NaCIO 5H2O) = 2NH2Clt + 4(NaOH H2O) + 4H2O
(до 25° С, вак.).
9. N2H4 + 2Н2О2(ж) = N2T + 4H2O.
10. 2КгН4 + 2Na = H2T + 2Na(N2Hs) [гидразид натрия].
11. гКгНчжм----» N2H 5 + N2H 3; ptf}20) = 24,70.
289. N2H4 H2O — ГИДРАТ ГИДРАЗИНА
Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к Ог воздуха. Heoipa-
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, 2882.
Mt = 50,06; d = 1,032(20); гпл = -51,7° С; /ки„ = 120,1 ° С.
1. МгН4 • Н2О = N2H4 + Н2О (100—140° С, в присутствии NaOH, ВаО).
2. N2H4 • Н2О (разб.)<=> N2H $ + ОН ; рКо = 5,77;
N2H 5 + H2O<ZZ=> N2H l+ + ОН"; pKo = 15,20.
3. N2H4 Н2О (конц.) + 2HCI (конц.) = N2H6CI21 + Н2О (комн ),
N2H4 • Н2О + НС! (разб.) = N2H5CI + Н2О.
4. 2(N2H4 • Н2О) + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4 + 2Н2О,
N2H4 Н2О + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4>1 + Н2О (0° С).
5. N2H4 Н2О + НХ (разб.) = N2H5X + Н2О (X = N з , СЮ 4 ).
6. N2H4 HjO + 2Ог (воздух) ——► N2T + 2Н2О2 + Н2О
7. 5(N2H4 • Н2О) + 4КЕОз = 5N2T + 2Е2 + 4КОН + 1ЗН2О (Е = Br, I),
5(N2H4 Н2О) + 2Е2 —> N2T + 5Н2О + 4N2H5E (Е = Cl, Br, I).
8. N2H4 Н2О + 2Н2Ог (разб., гор.) = N2T + 5Н2О (кат. Na2MoO4),
N2H4 • Н2О + 4КОН (разб.) + 2K2S2O6(O2) —L~> N2T + 4K2SO4 + 5H2O.
9. N2H4 H2O + 4Cu(OH)2 = 2Cu201 + N2t + 7H2O (кип),
3(N2H4 • H2O) + 4KMnO4 ——> 3N2T + 4MnO2l + 4KOH + 7H2O.
10. N2H4 • H2O + H2O + 2H° (Zn, конц. NaOH) = 2(NHs H2O),
N2H4 H2O + NaOH + 3H2O + Na[Sn(OH)3] = 2(NH3 H2O) +
+ Na2[Sn(OH)6],
147
290. N2H5C1 — ХЛОРИД ГИДРАЗИНИЯ (1+)
Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к О2 воздуха.
Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону) Реагирует с
концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восста-
новитель, слабый окислитель. Получение см 289
М< = 68 51; /пл = 89° С; к, = 179(25).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11
N2H5C1 = N2H4 + HCI
N2H5CI (разб). =N2hJ + СГ,
N2H£ + 2H2O<—> N2H4 H2O + H3O+; pX'K = 8 23.
N2H5C1(t) + HCI (конц.) = N2H6CU
N2H6C12 = N2H5CI + HCI
N2H5CI + NaOH (конц.) = N2H4 H2O + NaCI
N2H5C1 + NH3 = N2H4 + NH4C1
N2H5CI + 2O2 (воздух) ——> N2 + 2H2O2 + HCI.
5N2H5CI + 4KEO3 = 5N2T + 4KC1 + I2H2O + HCI
N2H5CI + 2E2 ——> N2T + 4HE + HCI
N2H5C1 + 3H2O2 (конц.) = N2OT + 5H2O + HCI
N2H5C1 + 4FeCl3 ——* N2T + 4FeCl2 + 5HC1
N2H5C! + 4AgNO3 = 4Agi + N2T + 4HNO3 + HCI.
(« 350° C).
(комн.),
(выше 198° С).
(150—190° С).
(Е = Вг, I),
(Е = С1, Вг, I).
(кат. Na2MoO4).
5N2H5C1 + 7НС1 (разб.) + 4KMnO4 = 5N2T + 4МпС12 + 16Н2О + 5KCI.
N2H5CI + НС1 (разб ) + 2H°(Zn) = 2NH4C1,
N2H5C1 + 4НС1 (конц) + H[SnCI3] = 2NH4C1 + H2[SnCI6].
291. NH2OH — ГИДРОКСИЛАМИН
Белый весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме Термически
неустойчив. Чувствителен к О2 воздуха. При комплексообразовании иногда
изомеризуется (М—NH2OH > М—ONH3). Хорршо растворяется в воде,
образует гидрат NH2OH • Н2О (раствор слабощелочной). Частично разлагает-
ся в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnO2).
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстанови-
тель, слабый окислитель Жидкий NH2OH хорошо растворяет KI, KCN, NaCI,
NaNO3, NaOH. Получение см 29210
Мг = 33,03; d = 1,204; = 32° С; /кип = 58° С (вак.).
1. 3NH2OH — NH3 + N2 + ЗН2О (выше 100° С).
2. NH2OH + Н2О = NH2OH Н2О<==> NH3OH++ ОН’; р/Со = 7,97.
3. 7NH2OH (конц.) = 3(NH3 Н2О) + N2T + N2OT + ЗН2О (кат. Pt).
4. NH2OH + НС1 (конц) = (NH3OH)CI,
NH2OH + НС1О4 (разб.) = (NH3OH)CIO4
148
5 NH2OH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4,
2NH2OH+H2SO4 (разб.) = (NH3OH)2SO4
6. NH2OH (разб.) + HNO3 (разб ) = (NH3OH)NO3
4NH2OH + 2HNO3 (20%-я) = 3N2Ot + 7Н2О
7. NH2OH + HNO2 = H2N2O2+ Н2О,
NH2OH (конц.) + NaNO2 + NaOH = Na;N;O: + 2НгО
8. NH2OH + H2S (разб.) = NHj H2O + Si.
9. NH2OH + NaOH (разб.) + O2 —-—> NaNO2 + 2H2O2 (комн.)
10. 2NH2OH + 2NO = N2Ot + N2t + 3H2O.
11. 2NH2OH + 2KOH (разб.) + I2 —> N2T + 2KI + 4H2O
12. NHjOH + 2H2O + NaOH (разб ) + Na[Sn(OH)3] = NH3 H2O +
+ Na2[Sn(OH)6].
13. 2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu2Oi + N2T + 5H2O (кип )
14. NH2OH + 2H"(Zn, конц. NaOH) = NH3 H2O.
15. 2NH2OH (разб ) +_2FcO(OH) = 2Fe(OH)2i + N2? + 2H2O.
16. 4NH2OH + PtCb = [Pt( NH2OH)4]C12,
3NH2OH + L1CIO4 = [Li(—ONH3)3JC1O4
292. (NH3OH)C1 — 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.
Мг = 69,49; d = 1,67; t„n = 159° С (разл ); к. = 83°7>, 194(|О<,)
1. 4(NH3OH)C1 = 2NH4CI + N2O + ЗН2О + 2НС1 (выше 159° С).
2 (NH3OH)CI (разб.) = NH3OH+ + Cl
NH3OH+ + 2Н2О,е=> NH2OH Н2О + Н3О+; рКк = 6,03
3. 2(NH3OH)Cl + 2HNO3 (20%-я) = N2OT + 2HNO2 + 2НС1 + ЗН2О
4. (NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH Н2О + NaCI.
5. 2(NH3OH)C1 + НС1О (насыщ.) = N2T + ЗНС1 + ЗН2О.
6. (NH3OH)C1 + Н2О + SO2 = NH4CI + H2SO4
7. (NH3OH)CI + 2HI (конц.) = NH4CI + I2i + H2O.
8. 2(NH3OH)C1 (разб.) + 4FeCl3 = N2OT + 4FcC12 + 6HCI + H2O
9. 3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = (NH30H)3PO4i + 3NaCl
10. (NH3OH)CI + Na(C2H5O) = NH2OH + NaCll + C2H5OH (0° С. в этаноле),
(NH3OH)C1 + 3Na(C2HsO) + C2H5NO3 = Na2N2O3 + NaCli +
+ 4C2H5OH (кип.).
293. HN3 — ЛЗИДОВОДОРОД
Азоимид. Бесцветная жидкое 1ь Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с
эфиром Азид-ион N3 линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла-
149
бая кислота; раствор называется азидоводородной кис нотой 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,
29441'4, 302".
Мг = 43,03; d = 1,13(20); гпл = - 80° С; гК11П = +35.7° С
1. 2HN3 = 3N2+H2
2. HN3 (разб.) + Н2О<=> N 3 + Н3О+; рК. = 4,72.
(выше 300° С).
3. 2HN3 (конц.) + Н2О —-—> N2t + (NH3OH)N3 (комн )
4. HN3 (конц.)+ ЗНС1 (конц.) = NH4C1 + N2? + C12T (кат. Pt).
5. HN3 (конц.) + ЗНС1 (конц.)^=± 2С1° + N2T + NH4C1,
3HN3 (конц.) + 11HCI (конц.) + 2Au = 2H[AuCl4] + 2NH4C1 + 3N2T
2HN3 (конц.) + 8HC1 (конц.) + Pt = H2[PtCl6] + 2NH4CI + 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 + H2O (M = Li+. Na+, K+, Rb+ Cs+, NHJ).
10. HN3 + NH3 • H2O (10%-й) = NH4N3 + H2O.
11. HN3 + 3HI (конц.) = N2t + N H4[I(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, [алогенами, нитри-
тами щелочных метилов Проявляет окислительно-восстановительные свой-
ства. Вступает в реакции обмена. Получение см 424'6, 293* .
Мг = 65,01; d - 1,846, /пл « 200° С; А, = 40,8(20>, 55,3(|ОО)
1. 2NaN3 = 2Na + 3N2 (250—300° С, вак.).
2. NaN3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + N 3,
N 3 + Н2О<=? HN3 + ОН-; р/Со = 9,28
3. NaNXr) + НС1 (20%-я) = NaCi + HN3T (комн ),
NaN3 + 4НС1 (конц.) = С12Т + NH4CI + NaCi + N2T (кат Pt)
4. NaN3 + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HN3T (до 10° С. вак.).
5. NaN5 + Н2 = NaNH2 + N2 (200° С, примесь NH3, кат. Pt).
6. 2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF (90° C).
150
7. 2NaN3 + H2SO4 (разб.) +I2 = 2HI + 3N2T + Na2SO4.
8 5NaN3 + NaNO3 = 8N2 + 3Na2O (350—400° С вак.).
9 NaN3 + H2SO4 (разб.) + NaNO2 = N2T + N2Ot + H2O + Na2SO4 (кип.).
10. NaN3 + (NO)C1 = NaCi + N2 + N2O (40 50° C).
11. 2NaN3 + Pb(NO3)2 = Pb(N3)2l + 2NaNO3.
12 NaN3 + AgNO3 = AgN3i + NaNO3.
13 4NaN3 (конц.) + CdCl2 = Na2[Cd(N3)4] + 2NaCl.
14. NaN3 + H3O+ (катионит) = 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. Малореакционноспособный, 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. 314, 525, 278300'.
Мг = 44.01; б/(ж) = 1 ,226(’к9); р = 1,9778 г/л (и. у.);
/пл = _90,9° С; /кип = -88,6° С; v, = 130,0(О), 62.9<2о), 54,4(25)
1 2N2O = 2N2 + O2 (выше 500° С)
2. N2O + H2SO4(kohu., гор.) = 2NOT + SO2T + Н2О (кип. в атмосфере N2).
3 n2o + н2 = n2 + Н2О (150 -200° C)
4. 6N2O + Р4 = Р4Об + 6N2 (550—625° C),
2N2O + С (графит) = СО2 + 2N2 (450—600° C).
5. N2O + Mg = N2 + MgO (500° C),
N2O + 2Cu = N2 + Cu2O (500 600° C).
6. 3N2O + 2NH3 = 4N2 +3H2O (250° C).
7. N2O + Н2О + SO2 —N2T + H2SO4.
8. N2O + 8HC1 (конц.) + H2O + 2H[SnCl3] = 2(NH3OH)C1 + 2H2[SnCl6J.
9. 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 (попнее — на холоду). При нагревании
реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окисли-
телями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO2.
В ^пает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 3034, 3041214
151
Мт = 30 01; = I ,269(152); р = 1,3402 г/л (н. у.);
гпл= 163,6° С, /кип = -151,7° С;
v, = 7,38(О), 4,71(20>, 2,70(80).
1. 2NO = N2 + O2
4NO<x) —I—► Н2О + N2O3
2 4NO + Н2О ------> N2O + 2HNO3
(выше 700° С, кат ВаО),
(практически не идет).
3.
4.
5.
6
7.
8.
9
4NO + 2NaOH(T) ——> 2NaNO2 + N2O + Н2О
6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + N2 + 2H2O
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
2NO + 3H2 + 2HC1 (разб ) = 2(NH3OH)C1
NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 • H2O
2NO + O2 = 2NO2
4NO + 4H2SO4 (конц ) + O2 = 4(NO)HSO4 + 2H2O
(комн ),
(350—400° C)
(200° C)
(40° С, кат. Pt/C),
(комн., очень быстро)
(комн.)
NO + Оз = NO2 + О2
2NO + Е2 = 2(NO)E
(комн.).
(на холоду; Е = F, О, Вг)
10 2NO + С (графит) = N2 + СО2
(400—500° С)
11 . 10NO + 4Р (красн ) = 5N2 + Р4Ою
12 NO + Na = Na+ + NO
нитрозид
13 . 2NO + 4Cu = N2 + 2Cu2O
14 2NO + 2H2S = N2 + 2H2O + 2S
(150—200° C).
(-50° С, в жидк NH3).
(500—600° С).
(300 350° С).
15 2NO + 2SO2—-—> N2 +2SO3 (комн.,р),
2NO + H2O (гор ) + SO2 = N2OT + H2SO4.
16 2NO + Na2S2O4 + 2NaOH (разб.) = N2OT + 2Na2SO3 + H2O.
17. 2NO + 4H2SO4 (разб ) + 6CrSO4 = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3.
18 2NO + 14HC1 (конц ) + 4H[SnCI3] = NH4C1 + (NH3OH)C1 + 4H2[SnCl6] +
+ H2O
19. 2NO + H2O + 3HC1O = 2HNO3 + 3HC1,
2NO + 3H2SO4 (конц.) + 2CrO3 = 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + 2H2O
20. 4NO + [Fe(CO)5] = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO (44- 45° C, p),
NO + 5H2O + FeSO4 ——> [Fe(NO+)(H2O)5]SO4 (бур.) [комн ]
21 . NO + CuCl2 = (NO+)[CuC12] (комн , в бутаноле-1)
22 Реакции смеси NO и NO2
a) NO + NO2 = N2O3 (-80° C);
6) NO + NO2 + H2O (nap)«zzz? 2HNO2CD, NO + NO2 + H2O = 2HNO2{P);
в) NO + NO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2(NO)HSO4I + H2O (комн );
г) NO + NO2 + 2NaOH (хол.) = 2NaNO2 + H2O,
NO + NO2 + Na2CO3 = 2NaNO2 + CO2 (450—500° C);
д) NO + NO2 + 2HC1O4 (конц ) = 2(NO)C1O4 + H2O
152
297. N2O3 — ТРИОКСИД ДИАЗОТА
Синяя жидкость, термически неустойчивая При комнатной температуре на
90% разлагается на NO и NO? и окрашивается в бурый цвет (NO2), нс имеет
температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или
голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO )(NO ).
В газе имеет молекулярное строение ON—NO2 Проявляет кислотные свойства,
реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энершчно реагирует с
кислородом и озоном, окисляет металлы Получение см 2725, 296 2 2983.
Мг = 76,01; с/(ж) = 1,447<2); гпл = 101°С
1 N2O3 = NO2 + NO
N2oXx),
NO2 (раствор в N2O3) + NO?
(5 -100° C),
(выше -40° C).
2 N2O3 + H2O (хол ) x——> HNO2 [точнее, NO(OH) + N(H)O2],
3N2O3 + H2O (гор ) = 2HNO3 + 4NOT,
N2O3{r) + H2O (пар)чт~г> 2HNO2(r).
3 N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO2 + H2O
4. N2O3 + 2(NH3 H2O) [разб ] = 2NH4NO2 + H2O.
5 2N2O3 + O2 = 2N2O4 ( IO°C).
6 N2O3 + 3Cu = N2 + 3CuO (600° C).
7. N2O3 + 3H2SO4 (безводн 2NO* + 3HSO^ + H3O+
298. \O2 —ДИОКСИД АЗОТА
Бурый газ Выше 135° С — мономер при комнат ной температуре — красно-
бурая смесь NO2 и его димера (1етраоксида диазота) N2O4 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
2966, 2975
NO2 Мт = 46,01; р = 2,0527 г/л (н у.)
N2O4 Mt = 92,01; J(T)= 1,536; d(.^ = 1,491(0); гпл=-Н,2оС.
1. 2NO2(X) = N2О4(ж)<=* NO+ + NO3
N2O4(1^zzz? 2NO2(r)
2. ^NO2 =ДЧО + O2
3. 4NO2(X) + H2O (хол ) = 2HNO3 + N2O3,
3NO2 + H2O (гор.) = 2HNO3 + NO?
4. 2NO2 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O
5. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNOa,
(от 11,2 до+20,7° C),
(20,7—135° C).
(135—620° C)
153
6.
7.
8
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
4NO2 + Ог + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2Н2О.
NOz + НС1 (разб.) + 5H°(Zn) = (NH3OH)C1 + H2O.
2NOz + 7H2 = 2NH3 + 4H2O
2NO2 + Fz = 2(NOz)F
2NOz(M) + KE = (NO)E + KNO3
2NOz + 2ClzO = 2(NO2)C1O + Cl2
2NOz + H5IO6 = 2HNO3 + HIO3 + H2O
NOz + H2O (гор.) + SO2 = H2SO4 + NOT
2NO2 + 2S = Nz + 2SO2, IONOz + 8P = 5N2 + 2Р4Ою
6NO2 + 2CS2 = 3N2t + 2CO2T + 4SO2
2NO2(x) + Na = NOT + NaNO3, NOz + К = KNOz
6NO2 + Bi = Bi(NO3)3 + 3NO
2NOz + 4Cu = N2 + 4CuO
2NOz + [Ni(CO)4](x) = Ni(NOz)z + 4COT
4NOz + 3HzSO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц ) = N2T + 3Fe2(SO4)3 + 2H2O +
+ 2HNO3.
NOz (дымящ. HNO3) + H2(PHO3) = H3PO4 + NOT (30—50° C).
2NOz + 3H2SO4 (безводн.)<=* NO+ + NOz + 3HSO4 + H3O+.
(кат. Pt, Ni).
(комн.).
(E = Cl, Br).
(0° C).
(130-150° C).
(комн.),
(комн).
(70—110° С).
(500—600° С).
(25—30° С).
299. N2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИАЗОТА
Азотный ангидрид Белое твердое вещество, бесцветные газ и жидкость. При
нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за
10 ч. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO2) (NO3) — нитрат
нитроила Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гид
ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. ЗО633, 5664.
Мг= 108,01; </(т)= 1,642; /пл = 41°С(р).
1. 2N2O5 —4NOZ + О2 (20—50° С).
2. N2O5 + Н2О = 2HNO3.
3. N2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + Н2О
4. N2O5 + 2(N Н3 Н2О) [разб.] = 2NH4NO3 + Н2О
5. N2O5 + Н2О2 (безводн.) = HNO3 + HNO4 [точнее, HNO2 (О 2 )] (-80° С).
6. NzO^m) + 2NH3 = Н2О + 2(NO2)NH2 (амид нитроила).
7. 3N2O5 + AhO3 = 2A1(NO3)3 (35—40° C).
8. N2O5 + 5Cu = 5CuO + N2 (500° C).
9. N2O5 + HC1O4 (безводн.) = (NO J)CIO4 + HNO3.
10. N2O5(xx=^ no; +NOLN2Os(T)<=?N2O5(r) (до 32° C)
300. H2N2Oz — 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, 3021 , ЗОЗ12.
Л/г = 62,03.
I. H2N2O2 = Н2О + N2O (20—25° С).
2. H2N2O2 (разб.) + H2O«=Z± HN2O2 + Н3О+; рА'к = 7,70,
HN2O7+ Н2О<=± N2O^+ Н3О+; ptfK = 11,70
3. H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2Н2О.
4. H2N2O2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) —> N2H5CI + 2Н2О
5. 2H2N2O2 + ЗО2 (воздух) ——► 2HNO2 + 2HNO3
6. H2N2O2 + 3H2O + 3I2 = HNO3 + HNO2 + 6HI
7. H2N2O2 + HNO2(kohu.) —> HNO3 + N2t + H2O
8. 5H2N2O2 + 12H2SO4 (разб.) + 8KMnO4 = IOHN03 + 8MnSO4 + 4K2SO4 +
+ 12H2O.
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, 300 303
Mr = 105,99, d= 2,466.
1. 4Na2N2O2 = 3N2 + NaNO2 + NaNO3 + 3Na2O (335° C).
2. Na2N2O2 hH2O = Na2N2O2 + nH2O (60 - 120° С, вак., n< 9).
3. Na2N2O2 (разб ) + 8H2O = 2[Na(H2O)4f + N2O2 ,
N2O^ + HjO<=* HN2O7+ OH’; p/Co = 2,30
4. Na2N2O2 + 2HCI (конц.) = 2NaCl + H2O + N2OT (кип.).
Na2N2O2 + 2HCI = H2N2O2 + 2NaCI (0° С, в эфире).
5. Na2N2O2 + 2H2O + 4H°(Zn, конц. NaOH) —> 2NH2OH + 2NaOH
6. Na2N2O2 + 3H2O + 3I2 ——> NaNO3 + NaNO2 + 6HI,
3Na2N2O2 + 4H2O + 8KMnO4 = 6NaNO3 + 8MnO2 + 8KOH (кип.).
7. Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2CO3 (250—350° C).
8. Na2N2O2 + 2AgNO3 = Ag2N2O2i (желт.) + 2NaNO3
302. H!\O2 — 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)Oz кислотой не является Нейтрализует-
ся щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислоро-
дом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свой-
ства. Получение см. 29622, 297 , 3064, 3142, 4247.
Л/г = 47,01.
1. 2HNOi<r) < > NO + NO2 + НгО,
3HNO2(p) = HNO3 + 2NO + Н2О (выше 100° С).
2. HNO2 (разб.) + Н?О (хол.) NOI + НзО+; рКк = 3,29.
3. HNO2 (конц.) + НзО+<=2> NO* + 2Н2О (в 60%-й HNO3)
4. 2HNO? NO* + NO2 +Н2О (0° С, в 30%-й HNO3),
NO* +NOT N2O3.
5. HNO2 + NaOH (разб.) = NaNOz + Н2О.
6. HNO2 + NH3 • НгО (конц., хол.) = NH4NO2 + Н?О.
7. HNOz + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH4CI + 2Н2О.
8. 2HNO2 + O2 —2HNO3.
9. 2HNO2 + 2HI - I2l + 2NOT + 2Н2О (примесь N2O).
10. HNO2 + Н2О2 (конц.)<==> HNO(Oil + Н2О (0°С),
HNOz + Н2О2 (конц.) = HNO3 + Н2О (кип.)
11. HNO2 (конц.) + N2H4 = HN3 + 2Н2О.
12. HNO2 + NH2OH = H2N2O2 + Н2О.
13. 3HNO2 + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = N2t + 3Fe2(SO4)3 + 4Н2О.
14. 5HNO2 (конц ) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3)z + 2KNO3 + ЗН2О.
303. NaNOz —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.
Мг = 69,00; d= 2,168; /пл = 271°С; к.< = 82,9(20), ЧЗЗ,^80'.
1. 4NaNO2 = 2Na2O + 2N2 + ЗО2 (700—900° С).
2. NaNO2 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]* + NOI (pH > 7, см. 3042).
3. NaNOz + НС1 (разб.) = NaCi + HNO2 (комн.).
4. 2NaNOz (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOT + NO2T + H2O (кип.).
5. 2NaNO2(T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NOzt + NOT + H2O.
6. NaNOz + 6H°(Zn, конц. NaOH) = NH3T + NaOH + H2O (кип.).
7. 2NaNO2 (разб., гор.) + Ог —-—> 2NaNO3.
156
8. NaNOz + F2 = NO2F + NaF (200° C).
9. 2NaNOz + 6Na = 4Na2O + N2 (350 -400° C).
10. 2NaNO2 + 2Na = Na4N2O44< (желт.) [-40° С в жидк. NH3].
11. 2NaNOz + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O2i + 4NaOH (в этаноле).
12. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 =' Ag2N2O2>L + 4NaOH +
+ 2NaNO3 (0° C),
Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCll (в эфире).
13. 5NaNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O +
+ K2SO4.
14. NaNOz + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H2O.
15. 2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2NOT + I2>L + 2H2O + 2Na2SO4.
16. NaNOz + H2SO4 (разб.) + NaN3 = N2T + N2OT + Na2SO4 + Н2О (кип.).
17. 2NaNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2T + Na2SO4 + 4Н2О (кип.).
304. KNOz —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 хороню 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 с.м. 4915’17, 521’4,9
Л/г = 85,10; d = 1,915; гпл = 440° С; кт = 306,7(20*, 376(80).
1. 4KNO2 = 2К2О + 2Nz + ЗО2 (900—950° С).
2. KNOz (разб.) + 6Н2О = [K(H2O)f,]+ + NO2 ,
NO2 + H2O<ZZZ? HNOz + OH’; ptfo =10,71.
3. KNOz + HCI (разб ) = KC1 + HNO2 (комн ).
4. 3KNO2(T) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + KNO3 + 2NOT + H2O (кип.),
KNOz + 2HC1 (конц.) = (NO)CI + KC1 + H2O (комн).
5. 2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2T + NOT + H2O
6. 2KNO2(t) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2T + NOT + H2O.
7. 2KNO2 (разб., гор.) + O2 —-—► 2KNO3.
8. KNO2 + Н2О2 (гор.) = KNO3 + H2O (в разб. H2SO4),
KNO2 +'HzO + Br2 = KNO3 + 2HBr.
9. 5KNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O,
3KNO2 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4.
10. KNO2 + 6H°(Zn, конц. KOH) = NH3T + KOH + H2O (кип.).
11. 2KNOz (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2T + K2SO4 + 4H2O (кип.).
12. 2KNOz + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NOT + 12Ф + 2H2O + 2K2SO4.
13. 2KNO2(T) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4<T) = 2NOT + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2H2O.
14. 3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2K2CrO4 + 4NO (400—500° C).
157
15. KNO2 (конц) + 'N Н4СЮ4 (конц) = КСЮ4Ф + NH4NO2 (до 15° С)
16 2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag ONO, Ag—NO?)I + 2KNO3,
KNO2 (конц ) + AgNO2 - K[Ag( NO2)2].
305. NH4NO2 — НИТРИТ АММОНИЯ
Белый, неустойчив при хранении (желтеет), разлагается при нагревании. 4>в-
ствитслен к О2 воздуха, особенно во влажном состоянии. Хорошо растворяется
в холодной зоде (1идролиз по катиону и аниону). Кристаллогидратов не
образует Разлагается в кипящей воде, щелочах Проявляет окислительно-вос-
становительные свойства. Получение см 278,297,304
Мг = 6404, </=1,69 к,= 180 1(20) ЗОО(34).
1. NH4NO2 = N2 + 2Н2О
2 NH4NO2 (разб ) = NЩ + NO2,
(60—70® С).
NH;+ 2Н2О<=> NHj Н2О + Н3О+; рК* = 9,24,
NO + Н2О<=? HNO2 + OH’; рЛ'о= 10,71.
3 NH4NO2 (конц.) = N2T + 2Н2О (кип.)
4 NH4NO2 + НС1 (разб ) = NH4CI + HNO2 (комн)
5 NH4NO2 + NaOH (конц) = NaNO2 + NH3T + Н2О.
6 2NH4NO2 (разб ) + О2 ——» 2NH4NO3.
7. 5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб ) + 2КМпО4 = 5NH4NO3 + 2MnSO4 + ЗН2О +
+ K2SO4
8 2NH4NO2M + 2H2SO4 (разб ) + 2FeSO4 = 2NOt + Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 +
+ 2Н2О
306. HNOJ — АЗО ГНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, весьма (юроскопичная, при стоянии на свету окраши-
вается в желтый цвст В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хоро-
шо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость,
d = 1 % >). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных
условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68 4% HNO3; d - 1 4l(20);
/кип = 120,7° С) Образует гидраты HNO-, Н2О (точнее H3NO4 — ортоазоз-
ная кислота, /пл = 37 85° С) и HNOj ЗН2О (»пл = 18 47° С). В растворе
сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидраз ом аммиака, реагирует с
оенбвными оксидами и Гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окис-
литель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями.
Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi Со, Ст Fe Nb Ni, Pb Th
не реагирует c Au It, Pt, Rh, 4a, W Zr He разрушает диоксид кремния.
Смесь концентрированных HNO3 и HCI («царская водка») обладает сильным
окислительным действием (превосходит чистую HNO3), переводит в раствор
золото и платину Еще более активна смесь концешрированных HNO3 и HF
158
Безводная кислота — протонный растворитель Получение см.: в промышлен-
ности 273 в габоратории — 526 298,299
М< = 63.01; d= 1 503(25); /пл = 41,6° С /кмп =+82.6° С (разл.)
1. 4HNO3^=> 4NO2 + 2Н2О + О2 Т
(комн., на свету)
2 HNO3 + Н2О = NOj + Н3О+
3 HNO3 (разб.) + NaOH = NaNO3 + Н2О,
HNO3 (разб ) + NH3 Н2О = NH4NO3 + Н2О.
4 2HNO3 (2—3%-я) + 8Н" (Zn, разб H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О,
2HNO3 (5%-я) + 8Н° (Mg, разб. H2SO4) = N2O? + 5Н2О,
HNO3(30%-b) + 3H"(Zn, разб H2SO4) = NO + 2H2O,
HNO3(60%-a) + 2H°P(Zn разб H2SO4) = HNO2 + H2O (кат. Pd)
5 2HNO3 (конц) + Ag = AgNO3 + NO2T + H2O
6 8HNO3 (разб) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NOT + 4H2O,
!0HNO3 (разб) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O ? + 5H2O (примесь H2),
12HNO3 (разб ) + 5Sn ——> 5Sn(NO3)2 + N2? + 6H2O
7. 30HNO3 (оч разб ) + 8AI = 8A1(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
8. 12HNO3(O4 разб.) + 5Fc = 5Fe(NO3)2 + N2? + 6H2O
4HNO3 (разб ) + Fe = ^e(NO3)3 + NO? + 2H2O.
9 4HNO3 (конц . гор ) + Hg = Hg(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O,
8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NO3)2 + 2NO? + 4H2O.
(примесь NO)
(примесь H2)
(0— 10° C),
10 4HNO3 (конц ) + Ge ——> GeO2l + 4NO2? + 2H2O.
11. 6HNO3 (конц) + S = H2SO4 + 6NO2? + 2H2O
5HNO3 (конц) + P (красн.) = H3PO4 + 5NO2T + H2O
12. 10HNO3 (конц., гор ) + I2 = 2HIO3 + ION02? + 4H2O
13 2HNO3 (разб.) + MgO = Mg(NO3)2 + H2O
14 2HNO3 (разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2H2O.
15. 4HNO3 (конц.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(NO3)2 + 2NaNO3 + 4H2O,
2HNO3 (разб.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(OH)2>L + 2NaNO3 + 2H2O
16 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + CO2? + H2O
2HNO3 (оч разб.) + CaSO3 = Ca(NO3)2 + SO2? + H2O
17. HNO3 (конц.) + KF(T) = KNO3 + HF?.
18 3HNO3 (разб ) + [Ag(NH3)2]OH = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O,
6HNO3 (конц.) + [Ni(NH3)fij(NO3)2 = Ni(NO3)2 + 6NH4NO3.
19 HNO3 (конц ) + H2O2 (коцц.)<=? HNO2(O^ ) + H O.
20 2HNO3 (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2?
21 2HNO3 (конц) + As2O3 + 2H2O = 2H3AsO4 + N2O3?
4HNO3 (конц.) + As2O3 + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2?
22 6HNO3 (60%-я) + HI = HIO3 + 6NO2? + 3H2O
4HNO3 (конц) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2NO2? + 2H2O + 2KNO3
(кип),
(кип.)
(0° C),
(кип.)
(кип ),
(комн.)
159
23. 2HNO; (разб., хол.) + ЗН(РН2О2) —> ЗН2(РНО3) + 2NO? + Н2О
24 4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3)3 + 2НС1 + NO2 ? + Н2О (М = Fe Сг).
25. 2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —~> S4- + 2NO2 + 2Н2О
4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO2 ? + Si + 2H2O,
8HNO3 (конц.) + CuS(T) = C11SO4 + 8NO2? + 4H2O (кип.).
26. HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO4 + (NO2) NH2.
27. HNO3 (конц.) + 3HC1 (конц.)<=? (NO)C1 + 2C1° + 2H2O (комн.),
2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц) = 2NO? + 3C12? + 4H2O (100—150° C).
28. HNO3 (конц.) + 4HCI (конц.) + Au = H[AuCI4] + NO? + 2H2O
29. 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4NO? + 8H2O.
30. 4HNO3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF6] + 4NO? + 8H2O,
2HNO3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W —H2[WO2F4] + 2NO? + 2H2O.
31. 2HNO3 (разб.) + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 2NO? + 3Hg2SO4J< + 4H2O
32. 2HNO3 (конц.) + H2SO4 (конц) +
+ 2H2O злектР°лиз > (NH3OH)2SO4 (катод) + 302?(анод) [до 15° С],
на Н g-катоде
33. 4HNO3 (дымящ.) + Р4Ою = 2N2Os + 4НРО3 (в атмосфере О2 + О3).
34. HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF (комн ).
35. HNO3 (безводн.) + HSO3CI = (NO2)C1? + H2SO4 (0° C).
36. HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NO2)C1O4+ HCIO4 H2Oi (комн ).
37. HNO3 (безводн., хол.) + 2HF(JM < 7* H2NO3*+ HF2
HNO3 (безводн., гор.) + 4HF(>K) <=> H3O* + NO* + 2HF£
38. HNO3 (безводн.) + 2SO3 <zz2 NO* + HS2O7,
HNO3 (безводн.) + 2H2SO4 (безводн.) <-» H3O+ + NO2 + 2HSO4.
39. 6HNO3 (безводн.) + 2K4[Fe(CN)6] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2t +
+ 4KNO3 + 2H2O,
3HNO3 (конц.) + K4[Fe(CN)6] = NO2? + HCN? + K2[Fe(H2O)(CN)5] +
+ 2KNO3 (кип ).
40. HNO3 (безводн ) + KNO3 = K* + [H(NO3)2]~.
41. 3HNO3 (безводн.) <ZZ? H2NO3* + [H(NO3)2] pXf = 1,70,
H2NO;<ZZ* NO2 +H2o, [H(NO3)2] + H2O <=z± H,O+ + 2NO3.
307. NH<1 — ХЛОРАМИН
I
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 о гноситечьно устойчив. Полностью разлагается горя-
160
чей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляем окислитель-
но-восстановительные свойства. Получение см. 27310, 27515, 288*.
Л/г = 51.48;
/пл = 66° С.
I. 3NH2C1 = N2 + NH4C1 + 2HCI
(выше -40° С).
2. NH2CI (конц.) + 2Н2О <ZZ^ NH3 Н2О + НС1О (до 10° С)
3. 3NH2C1 + ЗН2О = 3NH3 Т + 2НС1 + НСЮз (60—80° С).
4. NH2Ci + 2HCI (конц.) = NH4CI + С12? (комн.)
5. 4NH2C! + 4NaOH (разб.) —> N2T + 2(NH3 - Н2О) + 3NaC! + NaClO +
+ H2O (т = 3т4,5ч).
6. NH2C1 (конц ) + NH3 • Н2О (разб.) ^zz> N2H^ + СГ + Н2О.
7. 2NH2C1 + N2H4 Н2О = N2T + 2NH4C1 + Н2О (кат. CuCl2)
8. 2NH2C! + NaClO (конц.) + 2NaOH (конц.) = N2T + 3NaCl + 3H2O
9. NH2C1 + 2H2O + 2KI (разб.) = NH3 H2O + I2i + KOH + KCI.
308. NF3 — ТРИФТОРИД АЗОТА
Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = Cl, Br, I).
Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Разлагается кипящей
водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании) Получе-
ние см. 2726, 2739, 3096.
Мг = 71,00; </(Ж) = 1,885* ,50); р = 3,168 г/л (п. у.);
/пл = -206.78° С; /кип =-129° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
II.
2NF3 = N2 + 3F2 (выше 600° С)
3NF3 + 5Н2О —> HNO3 + 2NO Т + 9HFt (кип ).
2NF3 + ЗН2О (пар) <z=> N2O3 + 6HF?
(0° С, электрич. разряд.)
NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2Н2О
2NF3 + ЗН2 = N2 + 6HF
2NF3 + О2 = 2NOF3
NF3 + 3S = S(N)F + S2F2
4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4
2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2
NF3 + NH4F = N2 + 4HF
NF3 + EF* + F2 = (NF;)[EFd
(элекгрич. разряд).
(-196° С, электрич. разряд).
(400° С, вак.).
(350 375° С).
(375° С).
(600—700° С).
(Е - 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,
6 — 2270
161
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диок-
сидом кремния. Получение см. 296 ,311’
Л/г = 49,00; J(T) = 1,719; = 1,326('6t,);
р = 2,335 г/л (н. у.); гПл = - 132,5° С; Гкип = -59,9° С.
I. (NO)F + Н2О (хол.) = HNO2 + HF,
3(NO)F + 2Н2О (гор.) = 2NOT + HNO3 + 3HF.
2. (NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNO2 + NaF + Н2О,
(NO)F + 2(NH3 • H2O) [разб., хол.] = NH4NO2 + NH4F + Н2О.
3. (NO)F + flHFw (NO)F • nHF
4. (NO)F + Оз = (NO2)F + O2
5. (NO)F + F2 = NOF3
6. (NO)F + OF2 = O2 + NF3
7. 5(NO)F + P (красн.). = PF5 + 5NO
8. 4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO
4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2
9. (NO)F + CIF3 = (NO+)[CIF4]
(и = 3, 6).
(комн.),
(комн.),
(комн.),
(комн.),
(комн.),
(комн.).
(-25° С).
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, 3044.
Мг = 65,46; г/(ж) = 1,592(-6); р = 2, 992 г/л (н. у.);
Гпл = 59.6° С; Гкип = -5,4° С.
1. 2(NO)C1 <=> 2NO + C12
2. (NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + HCI.
3(NO)C1 + 2H2O (гор.) = HNO3 + 2NO ? + 3HC1.
3. (NO)C1 + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCi + H2O,
3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NO? + 3NaCl + 2H2O
4. (NO)C1 + O3 = (NO2)C1 + O2
5. 4(NO)C1 + Si = SiCl4 + 4NO.
6. 3(NO)C1 + Fe = FeCh + 3NO.
7. 2(NO)C1 + 2HI (разб.) = l2l + 2NO? + 2HC1
8. 2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2O? + 2H2SO4 + 2HC1.
9. (NO)Cl(x) NO++ СГ.
(25—100° C).
(комн.).
311 (NO2)F — Ф ГОРИД 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.
2988, 3094, 31З6
Л/г = 65 00 б/(т) = 1,924; d& = 1,492(-73);
р = 2,90 г/л (н у.); U = -I66,0° С, Un = -72,4° С
I. 2(NOZ)F = 2(NO)F + О2
2. (NO2)F + Н2О = HNO3 + HF.
3. (NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNO3 + NaF + H2O.
4. (NO2)F + nHF(x) <=? (NO2)F nHF
5. 4(NO2)F + 3Si = 3SiF4 + 4NO + 2SiO2
6. 6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeF3l + 6HNO3 + 3H2T,
3(NO2)F + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)F
(300° C).
(n = 3,5; 4; 5,25; 6,67).
(комн.).
(150—200° C).
312. (NO2)CI — ХЛОРИД НИТРОИЛА
Бесцветный газ, светло-желтая жидкость, белое твердое вещество. Термически
неустойчивый, начинает разлагаться при комнатной температуре. Полностью
гидролизуется водой, реагирует со щелочами Сильно корродирует металлы.
Получение см. ЗО635, ЗЮ4
Мт = 81,46; р = 2,57 г/л (н. у ), U = -I4I°C;
Un = -14,3° С.
I. 5(NO2)Cl(X) <—+ N2O5 + (NO)C1 + N2O4 + 2C!2T,
2(NO2)CI = 2NO2 + Cl2
2. (NO2)C1 + H2O = HNO3 + HCI
3. (NO2)CI + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaClO + H2O
4. 6(NO2)Cl + 6H2O + 2Fe = 2FeCI3 + 6HNO3 + 3H2?,
3(NO2)Cl + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)Cl
(выше 100° C).
(комн.).
(40—50° C).
313 . NOF3 — 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
3086, 3095
Мг = 87,00; d = 0,927м8*; р = 3,88 г/л (н. у.);
U = -160°C; Un = -85° С
I NOF3 = (NO)F + F2 (300° С).
2 NOF3 + 2Н2О < HNO3 + 3HF (практически не идет)
3. NOF3 + 4NaOH (конц. гор.) = NaNO3 + 3NaF + 2Н2О.
4. NOF3 + С12 = 2C1F + (NO)F (комн)
5. NOF3 + 2NO = 3(NO)F (комн)
163
6. 2NOF3 + 4NO2(JK) = 2(NO)F + 4(NO2)F.
7. NOF3 + EF5 = (NOF1)[EF6]
(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 ртугь. Получение см. 296
4155. 42424.
Л/г = 127,08; /пл = 73,5° С (разл.)
1. 2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NO2 (выше 73,5° С)
2. (NO)HSO4 + Н2О (хол.) = HNO2 + H2SO4,
3(NO)HSO4 + 2H2O (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO
3. 2(NO)HSO4 ——> (NO)2S2O7 + H2O (в гор. конц. H2SO4).
4. (NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNO2 + 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 + HCI(r) = (NO)C1T + H2SO4 (в безводн. H2SO4)
7. 2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)2S2O7 + H2SO4 (в безводн H2SO4)
8. (NO)HSO4 + NO <—-» NjOj (син.) + HSO4 (в безводн. H2SO4, p).
ФОСФОР
315. P —ФОСФОР
Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах
Белый фосфор состоит из молекул Р4, метастабильный, при комнатной
температуре мягкий как воск (режемся 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 РС13,
РВг3, NH3, S2CI2 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориле углерода. Не
растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно хими-
чески активен. Энергично окисляется кислотами H2SO4 и HNO3, пероксидом
водорода, перманганатом калия, галогенами, халько1енами. Восстанавливает-
ся водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается
дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей. Нс
реагирует с азотом, углеродом.
Красный фосфор состоит из полимерных молекул Рл разной длины,
метастабильный, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется Окисляется
на воздухе (значительно медленнее чем белый фосфор). Не растворяется в воде
и (в огличие от белого фосфора) в сероуглероде Химическая активность
164
красного фосфора значительно меньше, чем белою и черного фосфора. Рас-
творяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый
фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р» (d - 2,32 - 2,36; ГВоэг = 429° С).
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Рл, имеет слоистую
структуру, по внешнему виду похож на 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.
Р4; Л/г=123,896; d = 1,82; /ПЛ=44,14°С;
Гкип = 287,3° С; ^25)= 3,3 10 41
Р (красн.) Мг = 30,974; <7=2,34; = 593° С (р)
Р (черн.) : Mr = 30,974; d = 2,7; гпл « 1000° С (р)
1. 2Р (красн.) + 8Н2О(ж) = 2Н3РО4 + 5Н2 (700 - 900° С, р; кат. Pt, Си, Ti. Zr).
2 Р4 + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНО3) + 6SO2,
Р4 + 3H2SeO3 + ЗН2О = 4Н2(РНОз) + 3Sel
Л^-ЕГкрасн.) + 5HNO1 (конц) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О | (кип.).
4. Р4+ 8NaOH (конщ) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6H2f (кип ),
Р4 + 3NaOH (конц) + ЗН2О (хол.) ——> 3Na(PH2O2) + РН3?
5. 2Р4 + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2)2 + 2РН3Т (70° С),
Ва(РН2О2)2 + H2SO4 (разб., хол.) = BaSO4l + 2Н(РН2О2)
6. Р4 + 6Н2 = 4РН3 (300— 360° С, р).
Р4 + 5О2 = Р4Ою (34—60° С, сгорание на воздухе),
4Р (красн.) + 5О2 = Р4Ою (240 400° С, сгорание на воздухе).
8 . Р4 + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) —-—> 4Н2(РНОз) [комн.],
Р4 + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2Н4Р2О6 (30 40° С).
9 Р4 + 10Н2О2 (разб ) + 4NaOH (оч разб ) = 4NaH2PO4 + 8Н2О (комн ),
2Р (красн.) + 4Н2О2 (разб.) + 2NaOH (10%-й) —I—> Na2H2P2O6^ +
+ 4Н?О (30—50° С).
. _ . Г'2 (в избытке Аг)
10 р <кРасн > —" PF1-PF’ < 60° о
11 . р4.4;.'-°"" > pci, -2? ™" „
r>z v ciz. 50- 60° С Cl2. 90° С
Р (красн.)--------------------► РС1з------------------->
(сгорание) (сгорание)
РС15.
I о ri Z ч Вг2(ж), КОМН „ Rr7 100 150° С
12. Р (красн) ---------------> РВгз - 2' > РВГ5.
13 Р4 + 412 = 2Р214 (оранж.)
2Р (красн.) + 312 = 2Р1з
14. Р4 + 7S —> P4S7
(в жидк. CS2),
[комн., в CS2],
(кип., в CS2).
(комн., в CS2),
165
п, \ s-100-^00° С v
Р (краем ) —------т—P4S,
' г ' (атмосфера СО2)
(п = 2, 3,5 *7,9, 10),
* P4S9
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26
27.
28.
29.
30.
> NasP, Na2Ps
(550° С, p, примесь P4S7).
(кип. в гептане, E = Se, Те).
(200° С),
(350 - 450° С).
(300° С).
(30 - 40° С).
(550—625° С),
(650° С).
(10 15° С),
(50° С),
(комн).
4Р (красн.) + 9S
Р4 + ЗЕ = Р4Е3
Р (красн.) —~
2Р (красн.) + ЗСа = СазР2
Р4 + 6НС1 = 2РН} + 2PCU
6Р4 + 4Р1з + 48Н2О (по каплям) = 12РН41 + 16НзРО4
Р4 + 6N2O = Р4Об + 6N2
Р4 + 6СО2 — Р4Об + 6СО
Р4 + 4NaClO2 + 4NaOH (разб.) = 2Na2H2P2O61 + 4NaCl
12P (красн.) + ЮКСЮз = ЗР4Ою + 10KCI
P4 + 4H2SO4 (разб.) + 4KMnO4 = 4KH2PO4 + 4MnSO4
6P (красн.) + 4H2O (гор ) + 8KMnO4 = ЗК2Н2Р2Об + 8MnO2i + 2KOH.
11P4 + 96H2O + 60CuSO4 ——> 24H3PO4 + 20Cu3Pi + 60H2SO4
P4 + 16H2O + 10CuSO4 = 4H3PO4 + lOCul + 10H2SO4
P4 + 16H2O + 20AgNO3 = 4H3PO4 + 20Agi + 20HNO3
P4 + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(P42+)(SO3F)2 + SO2 + 3H2SO4,
8P (красн.) + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(P82+)(SChF)2 + SO2 + 3H2SO4.
P4(T) --> 4P (красн.)
Р<Чт)----> 4P (черн.)
Р<КТ) --> 4P (черн.)
4P (красн.) < > P^rj
4P (черн.) < » P^r)
P (черн.)----> P (красн )
800—900° C
Р<Цг) ------------> 2P2(r)
(0° С),
(кип),
(кип).
1700-1800 °C
--------------> 4Р(г).
[250—260° С, кат. I2, Na],
[от комн, до 200° С, р],
[370—380° С, кат. Hg],
(416° С).
(453° С),
[550—560° С, р].
316. РНз —ФОСФИН
Моиофосфан. 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. 1192-4, 3154’6’17, 317,2,4, 3231 |0.
Мг = 34,00; р = 1,5294 г/л (н. у.); /пл = 133,8° С;
/кип = 87,42° С.
I. РНз + 3H2SO4 (конц) = Н2(РНОз) + 3SO2? + ЗН2О
2. РНз + 8HNO3 (конц., гор.) = НзРО4 + 8NO2t + 4Н2О
166
3. РНз + 2О2 = Н3РО4 (150° С).
4. РНз + 2Н2О + 212 = Н(РН2О2) + 4HI,
РНз + NaOH (разб.) + 2NaClO = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О.
5. 2РНз + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = Na4P2Oe i + 12Н2О
6. РНз + НС1(г) = РН4С1 (30° С, при полном отсутствии влаги),
РНз + HI (конц.) = РН41.
7. 4РН3 + 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, 3535.
Mr =161,91; J(T) = 2,86; гПл=18,5°С;
/кип = 80° С (разл.); /субл = 62,3° С.
выше 80° С
1. РН41<~ > РНз + HI.
от 20 до-10° С
2. РН41 + Н2О = РНзТ + Н3О+ + Г.
3. 2РН41 + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНО3) + I2l + 7SO2T + 8Н2О,
2PH4I + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Н3РО4 + I2i + 18NO2t + 10Н2О.
4 PH4I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н2О
5. РН41 + 4Н2О2 (конц.) = Н3РО4 + HI + 4Н2О.
318. Р4О6 — ГЕКСАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Белый, весьма летучий, при умеренном нагревании разлагается. Неустойчив на
свету (вначале желтеет, затем краснеет). Чувствителен к О2 воздуха. Проявляег
кислотные свойства, медленно реагирует с холодной водой (горячей водой
разлагается), щелочами Реакционноспособный, реагирует с хлороводородом,
галогенами, серой. Получение см. 31519, 3199.
। Мг = 219,89; d= 2,135; Znn = 23,8° С; ZK„n=175,4°C
1. 4Р4О6 = ЗР4О« + 4Р (красн.) (210 -250° С, вак).
2. P4G6 + 5Н2О (хол.) ——> 2Н2(РНОз) + Н2(Р2Н2О5).
6Р4О6 + 24Н2О (гор.) = 8Р (красн )l + 15Н3РО4 + PH3t.
3. Р4О6 + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О.
4. Р4О6 + 2О2 = Р4Ою (5() |20° С).
5. Р4Об + 6Е2 = 4РЕзО + О2 (комн.; Е = CI, Вг).
6 Р4Об + 9S = P4S6 + 3SO2 (выше 150° С)
7. Р4О6 + 6НС1(Г) = 2Н2(РНОз) + 2РС1з.
167
319. P4O io — ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидрати-
рующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и
кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический Р4О10 возго-
няется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкопо-
движную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаж-
дении жидкости образуется стеклообразный продукт (РгО5> Проявляет кис-
лотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко
галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксососдинения
Получение см. 3157’20, 3I84.
Мт = 283,89; d = 2,39 (аморфн.), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист.);
/пл = 422° С (/?), /кип = 591° С (р).
I Р4Ою------------> НРОз----------> Н4Р2О7----------> Н3РО4
2. Р4О10 + 4HNO3 (безводн.) = 4НРОз + 2N?Os (0° С), Р4О10 + 4HCIO4 (безводн.) = 4НРОз + 2С12О7 (-25° С, атмосфера Оз).
3. 4. 5. Р4О10 + 12NaOH (разб.) = 4Na3PO4 + 6Н2О РдОщ + 6F2 = 4POF3 + ЗО2 (100° С). P4Ot() + 3HF = POF3 + ЗНРОз (120170° С), P4Oio-HF)(^/o'”) > H[PF6], H[PO2F2], Н2[РОзР].
6 7. 8. 9. 10 11 Р4Ою + 6NH4F = 2NH4PO2F2] + 2(NH4)2[PO3F) (300° С). Р4О|() + ЗНЕ(г) = РЕзО + ЗНРОз (200° С; Е =С1, Вт) Р4Ою + 6PCI5 = IOPCI3O (150—175° С). ЗР4Ою + 2Р4 = 5Р4О6 (50° С). ЗР4О10 + 22М = ЮМРОз + 4МзР (300—400° С; М = Li, Na) Р4ОЮ + 8Н2О2 (безводн.) = 4НзРО2(О2“)2 + 2Н2О (-20° С), Р4О10 + 4Н2Ог (конц.) + 2Н2О = 4НзРОз (О2 ) (комн ).
12. 359° С п „ выше 1100° С Р4О|(>(т) * Р4О|0(Г) > 2РгО5(г).
320. Н(РН2О2) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее Н3РО2. Белая Низко-
плавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в
растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Нг(РНО2). Ней-
трализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в кон-
центрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель Получение
см. 315’, 3I64 32Г
Mr = 66,00; d = 1,493; /пл = 26,5° С; к,« 100(1К).
168
1. ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНО3) + РН3 (50 140° С),
2Н(РН2О2) - Н3РО4 + 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.) Ф + 2H2t + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип )
4 Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНОз) + SO2 + Н2О,
ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) —2—> 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 ) = 2CuHl + ЗН2(РНО3) +
+ 2H2SO4
7. Н(РН2О2) [конц.] + 2AgNOs + Н2О = 2Agl + Н2(РНО3) + 2HNO3 (50° С)
8. ЗН(РН2О2) [конц ] + As2O3 = 2Asl + 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. 315 , 3164, 320s, 3226
М, = 87,98; . ks = 83(25), 554(|ОО).
1 5Na(PH2O2) = Na4P2O7 + NaPOs + 2РН3 + 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.) = 3H2t + Na2(PHO3) + Na3PO4 (кат Ni, Pd).
5. Na(PH2O2) + NaOH (разб ) + H2O2 (конц.) = Na2(PHOj) + 2H2O
6. Na(PH2O2) + НзО+ (катионит) = H(PH2O2) + Na* (катиониг) + H2O.
322. Са(РН2О2)2 — ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ
Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (1ид-
ролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрирован-
ными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение
см. I1212.
Д/г =170,05; А:л= 15,4(25), 12.5е |00).
1 ЗСа(РН2О2)2 = ЗСа(РНОз) + Н2(РНО3) + 2РНз (200° С).
2 Са(>Н2О2)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2РН2О2 (pH 7)
3. Са(РН2О2)2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4i + 2Н(РН2О2),
2Са(РН2О2)2 + H2SO4 (конц) = CaSO4 I + Са(Н2РО4)21 + 2РН-.Т (кип )
4. Са(РН2О2)2 + 2Са(ОН)2 = Саз(РО4)21 + 4Н2Т (кип).
5. Са(РН2О2)2 + 2Н2О + 4AgNO5 = 4Agl + 2Н2(РНО3) + Ca(NO3)2 + 2HNO4.
6 Са(РН2О2)2 + Na2CO3 (насыщ.) = 2Na(PH2O?) + СаСОз i.
169
323 Н2(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфористая кислота, ранее Н3РО3. Белая разлагается при нагревании На
воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе
незначительно изомеризуется в тригидроксид фосфора Р(ОН)з. Слабая кисло-
та, нейтрализуется щелочами Менее сильный восстанови гель, чем Н(РН2О2),
слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получе-
ние см. 3152’8, 3161, 3182’7, 348', 3532.
Мг = 82,00; J = I 651; /пл = 74° С; к, = 309(0), 694(30).
1. 2Н2(РНОз) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О
4Н2(РНОз) = ЗН3РО4 + РНз
(100° С, вак ),
(170—200° С, примесь Р2Н4)
2. Н2(РНОз) + Н2О<=? Н(РНОз)- + НзО+; рКк = 2,00.
Н(РНОз) + Н2О <=* PHOj + НзО+; р£к = 6.59
3. Н2(РНОз) + Н2О (пар) = Н3РО4 + Н2
4 Н2(РНОз) + H2SO4 (96%-я, I op ) = Н3РО4 + SO2 + Н2О,
Н2(РНО3)+ NO2 (дымящ HNO3) = Н3РО4 + NOT
5. Н2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PHO,) + Н2О,
Н2(РНОз) + 2NaOH (конц ) = Na2(PHO3) + 2Н2О
6. 2Н2(РНОз)(Р) + О2(г) —2НзРО4
7. Н2(РНОз) + Н2О + С12 —х—+ H3PO4 + 2HCI.
(100—120° С).
(30—50° С)
(кип. кат. 12).
8 Н2(РНО3) + 2AgNO3 + Н2О —2Agi + Н3РО4 + 2HNO3
9 Н2(РНОз) + Hg(NO3)2 + Н2О —I—> Hgl + Н3РО4 + 2HNO3.
10 Н2(РНО3) + 6Н° (Zn, разб H2SO4) = РНзТ + ЗН2О.
324 Ма2(РНОз) — ФОСФОНАТ НАТРИЯ
Фосфи т 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 гетсропо-
лисоединсния Получение см. 3154 З183, 3235, 348
Мг = 125,96 /„л = 53° С (кр.); ks = 419(0), 456(25).
1. 8Na2(PHO3) 5Н2О = 2РН3 + Na4P2O7 + 4Na3PO4 + 41Н2О (120 250° С).
2 Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + PHOj~
(РНОз)2’ + Н2О <=? Н(РНОз) + ОН ; рХо = 7,41. v
3 Na2(PHO3) + Н2(РНОз) = 2NaH(PHO3) [0° С],
2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О (100° С в разб. HNO3).
4. Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = Na3PO4 + 2NaE + 2Н2О (Е = С1, Вг).
5 Na2(PHO3) + 2HgCI2 + 3NaOH (10%-й) = Na3PO4 + Hg2CI2i + 2NaCI + 2H2O
6. Na2(PHO3) + 2AgNO3 = Аё2(РНОз)1 (бел ) + 2NaNO-„
170
Na2(PHO3) + MC12 = M(PHO3)1 (бел.) + 2NaCI (М = Ca, Sr, Ва)
7. Na2(PHO3) + 6М0О3 + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo602|]l + 2NaNO3 +
+ HNO3 (в 10%-й НМОз).
325. Н4Р2Об— ГЕКСАОКСОДИФОСФАT(IV) ВОДОРОДА
Фосфорноватая (1 ипофосфорная) кислота. Белая при нагревании плавится и
разлагается. Имеет строение (НО)2ОР—РО(ОН)2. При храпении изомеризуется в
фосфористофосфорную (изогипофосфорную) кислоту Нз(РгНОб) со строением
(НО)(Н)ОР—О—РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, ней-
трализуется шеломами. Разлагается горячей водой, кис.по1ами. Проявляет слабые
восстановительные свойства Получение Н4Р2О6 см. 326 , H,(P>HOf) — 33015
Мг - 161,97; гпл = 73° С (разл.).
1 Н4Р2Об —-—> Н5(Р2НОб) (комп ),
Н4Р20б = Н2(РНОз) + НРОз (выше 73° С)
2 Н4Р20б • 2Н2О(т) —-—> Н4Р2Об + 2Н2О (комн., вак., над Р4Ощ),
Н4Р20в 2Н2О = Н2(РНОз) + НзРО4 + Н2О (70— 100° С).
3. Н4Р2О6 (разб ) + Н2О <=? Н3Р2О( + Н3О+; рК* = 2,19,
Н3Р,О6 + Н2О <=? Н2Р2О2 + НзО+; рАк = 2,81,
Н2Р2О^+ Н2О НР2О(’ + Н3О\- ptfK =7,26,
НР2О6 + Н2О <=> Р2О<- + Н3О+; ptfK = 10,02.
4 Н4Р2Об (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Н2(РНОз) [кип. в конц. H2SO4, HNO3].
5 H4P2Ofi + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2Of,l + 2Н2О,
Н4Р2Об + 4NaOH (конц) = Na4P2Ofi i + 4Н2О
6 5Н4Р2О6 (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 + 2Н2О = IОН3РО4 +
+ 2MnSO4 + K2SO4.
326. Na4P2O6 — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1¥) НАТРИЯ
Гипофосфат нагрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разла-
гается Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону) Раз 1агается
горячей водой, кислотами Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции
обмена Получение см 316,327s’6
Мг = 249,90; d = 1,82 (кр ); гпл(кр.) = 250° С (разл.);
кх = 1,5(25>, 3,1(5О).
1 4(Na4P2O6 10Н2О) = РНз + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + 38Н2О
(выше 250° С).
2 Na4P2O6 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + Р ,
Р2О£- + Н2О HP2OS + ОН"; ptfo = 3,98,
HP2OS + Н2О <=> Н2Р2О^ + ОН ; рКо = 6,74
3. Na4P2O6 + 2Н2О (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH,
171
Na4P2O6 + H20 —L-> Na2HPO4 + Na2(PHO3) (кип.).
4 2Na4P2O6 + H2O + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2Os) +
+ 4NaNO3 (кип )
5 Na4P2O6 + NaBrO (конц.) = Na4P2O7 + NaBr.
6 Na4P2O6 + 2Pb(CH3COO)2 (конц., гор.) = Pb2P2O(,1 + 4Na(CH3COO),
РЬ2Р2Об (суспензия) + 2H2S(r) = Н4Р2Об + 2PbSi
327. Na2H2P2O6 — 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. 315 ' , 325 , 326 .
Мг = 205,94; d = 1,8; Гпл = 250° С; к, = 4,67(25), 15,0(50).
1 4Na2H2P2O6 = РН3 + 7NaPO3 + NaOH + 2Н2О (600° С).
2. Na2H2P2O6 6Н2О = Na2H2P2O6 + 6Н2О (100° С).
3. Na2H2P2O6 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4f + Н2Р2О^ ,
Н2Р2О2 + Н2О <=► НР2о2 + Н3О*; рКк = 7,26
4 2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H20s) [кип. в конц HNO3]
5. Na2H2P2O6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2O61 + 2Н2О.
6 Na2H2P2O6 (насыщ) + Na2CO3 (конц., гор ) = Na4P2O6i + СО2Т + Н2О
7. Na2H2P2O6 + NaBrO = Na2H2P2O7 + NaBr.
328. HPO3 — МЕТЛФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Белая, аморфная (стекловидная) гигроскопичная. Сублимируется при сильном
нагревании Является циклическим олигомером НЛ(РО3)„ (л = 3, 4). Очень хорошо
растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагает-
ся кипящей водой, нейгрализустся щелочами. Получение см. 3191’2, ЗЗО1.
Мг = 79,98; d = 2,2—2,5; r„ « 40° С.
I. /?НРО3 + лН2О (хол.)<=? (РО3)" + иН3О+
2. НРО3 + Н2О = Н3РО4
3. НРО3 + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О
NaOH (конц.). 40° С . _ ., _ „
НРО3 -----------——---------- > Na5P3O|9, Na4P2O7;
-Г1?Д7
НРО3 + NaOH = NaPO3(nojMMcpbi) + Н2О
. NaOH (разб.), 100° С . ,
4. НРО3 -----------—: ---------* Na3P3O9, Na3PO4.
5. 4НРОз + 4NaOH (30%-й, хол.) = Na4P4Ol2 Ф+ 4Н2О
(н = 3, 4).
(кип.).
(0° С),
(500—600° С).
(в конц. NaCI)
172
329. NaPO3 — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и
плавится. Является полимером №л(РОз)л с п = 1000—10 000 (п возрастает с
ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвленных цепей
тетраэдров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрслла
и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические
олигомеры Nan(POj)n (п = 3, 4) или соли №3РзО9, Na4P4Oi2. Хорошо растворя-
ется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются
до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигоме-
ры образуют кристаллогидраты №зРзО9 6Н2О, Na4P4O|2 • 4Н2О. Разлагается
горячей водой, щелочами. Получение см. 3283-5, ЗЗО12, 332 °, 3331, 3441.
NaPOj: Mr- 101,96; d = 2,56 -ь 2,62; /пл = 630—650° С;
к, = 97,32(2О), 174,4<80>.
Na3P3O9 : Мг = 305,88; d = 2,476 (кр ); к, = 5,17(2О).
Na4P4Ol2: Мх =407,84; d = 2,484(кр.); к, = 14,5(25), 32,5100.
1. nNaPO3 (конц.) + 4лН2О (хол.) = п [Na(H2O)4f + (РО3)” (д = 3, 4),
ню
(РОз)л 4 — > Н2Р3О10 , Н2Р2О7 ,Н2РО4 (разбавление).
2. NaPO3 _-Н2-О(гор) > Na3H2P3Oio, Na2H2P2O7, NaH2PO4.
-1 кг NaOH (разб.), 100° С Х1 „ _ ,
3. NaPO3 ---------—---------* Na3P3O9, Na3PO4;
- ri2W
xr r»r\ NaOH (конц.), 40° С . ,
NaPO3 ------------------> Na5P3O10, Na4P2O7.
-П2Ч?
4. 4NaPO3 + 2NaOH (50%-й) = Na6P4O|3l + H2O
(40° С, осаждение ацетоном)
5. NaPO3 + Na4P2O7 = NasP3O|0 (300—500° C)
6. NaPO3 + AgNO3 = AgPO3l (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 лероксо-,
изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 3I51’3, 3162' ’, 3 1 91, 3492, 3501.
Мг = 97,99; d(T) = 1,834; dM = 1,88(43);
U = 42,35° C; ks = 548(20).
I 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O (] sqo c)
НзРО4 = НРОз + H2O (300° с, вак ).
2. H3PO4 0,5H2O(t)——>H-,PO4 +0,5H2O (100 ° С, вак ).
173
3. Н3РО4 (разб.) + Н2О <-77» Н2РО4 + Н3О+; рКк =2,14,
Н2РО; + Н2О <т=± HPOi + НзО+; рКк = 7,21,
НРО4" + Н2О <=? РО^ + Н3О+; рХ\ = 12,34.
4 Н3РО4 +НСЮ4 (безводн.)<7ZZ» P(OH)J + С1О4,
Н3РО4 + H2SQ4 (безводн.) < »Р(ОН)4 + HSO4
5. НзРО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О (М = Na, К),
Н3РО4 (разб ) + 2МОН (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О,
НзРО4 (разб.) + ЗМОН (конц) = М3РО4 + ЗН2О.
6. НзРО4 (конц.) + NH3 Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О,
Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 Н2О) [разб ] = (NH4)2HPO4+ 2Н2О.
7. 2НзРО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4)2l + ЗН2Т.
8 ЗНзРО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO4i + Fe3(PO4)2l + 4Н2Т.
9 Н3РО4 (конц.) + Са(ОН)2 = СаНРО4Ф + 2Н2О,
2Н3РО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Са3(РО4)2 i + 6Н2О.
IО Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3.
11 . 8НзРО4 (конц.) + Р4Ою = 6Н4Р2О7 (80—100° С).
12 Н3РО4 (безводн ) +NaCi = NaPO3 + HCI + Н2О (400— 500° С)
НзРО4 (конц.) + NaNOs = NaPO3 (соль Мадрелза) + HNO3 + Н2О
(330° С).
13 Н3РО4 (конц.) + 12МОз = Нз[РМ|204о](Р) (кип., в конц HNO3, М = Mo, W).
14 Н3РО4 + Н2О элсктролиз > н2Т (катод) + Н3РО3 (О2 ) (анод) (0° С),
ЗНзРО3(О2 )(р)=НзРО4 + Н4Р2Об(О^’)+ Н2О + О2 Т (20—30° С).
331. Na3PO4 — 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 ЗЗО5, 3326.
Мг = 163,94; d = 2,536; r„n = 1340° С; ks = 14,5(25), 68,0(Ки).
1. Na3PO4-12Н2О = Na3PO4 + 12Н2О (200° С, вак ).
2. Na3PO4 (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4f + РО4 , ?
РО^ + Н2О <=> НРОГ + ОН ; рЛ'о = I 66.
3 Na3PO4 + H2SO4 (конц) <—> NaH2PO4 + Na2SO4
4. 2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OH)4] + 2Na2HPO4 + 3H2? (кил.),
2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2Na2HPO4 + H2t (кип).
5. 2Na3PO4 + 3MC12 = M3(PO4)21 + 6NaCI (M = Ca, Sr, Ba, Ra).
6 Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i (желт.) + 3NaNO3.
174
332. Na2HPO4 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления Хорошо раство-
ряется в воде (гидролиз по аниону). Pear ирует с концентрированной ортофос-
форной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения Получение см 286, ЗЗЗ4.
Л/г = 141,96; d = 2,066; /пл = 40° С (кр); кх = 7,66(20>, 92,4(М)).
1. 2Na2HPO4 = Na4P2O7 + Н2О (120— 300° С).
2. Na2HPO4 • 12Н2О = Na2HPO4 + 12Н2О (95 - 100° С).
3. Na2HPO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + HPOi ,
HPOt + Н2О <=> Н2РО; + ОН"; рХо = 6,79.
4 Na2HPO4 (конц.) + 2HCl(r) = Н3РО4 + 2NaCll (0—10° С, ток НС1).
5. Na2HPO4 (разб.) + Н3РО4 (конц) = 2NaH2PO4
6. Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = Na3PO4 + Н2О
7. 2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Na5P3Oi0 + 2H2O (350—550° С).
8 4Na2HPO4 (разб.) + 3CaCI2 = Са3(РО4)21 + 6NaCl + 2NaH2PO4,
Na2HPO4 (конц) + CaCI2 = СаНРОД + 2NaCI
9 2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + NaH2PO4
10. Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4 (HPO4)i + NaCi (0° C),
NaNH4 (HPO4) = NaPO3 (соль Курроля) + NH| + H2O (700 750° C).
11 Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O (180° C)
333. NaH2PO4 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагреваний разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион
Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щело-
чами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение
см. 286, 3159, 3292.
Л/г = 119,98; • d = 1,9096 (кр.); кл = 85,2(2О), 207,3(80).
1. 2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + Н2О (160° С),
NaH2PO4 = NaPO3 (соль Грэма) + Н2О (220—250° С).
2. NaH2PO4 2Н2О = NaH2PO4 + 2Н2О (100° С, вак ).
3. NaH2PO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Н2РО4 ,
Н2РО4+ H2O<zz? НРО4 + Н3О+; рХк = 7,21.
4. NaH2PO4 + NaOH (разб ) = Na2HPO4 + Н2О,
NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2Н2О.
5. NaH2PO4 (конц.) + NH3 Н2О (конц.) = NaNH4(HPO4)l + Н2О (0° С).
6. NaH2PO4 + Na4P2O7 = Na5P3O|0 + Н2О (выше 120° С)
7. 3NaH2PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i + 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, 336’.
Мг = 212,26; d = 2,564; г|1Л = 1640° С; ks = 178,5(6П).
1. КзРО4 7Н2О = КзРО4 + 7Н2О
2. К3РО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2О)б]+ + РО4
(250° С, вак.)
(pH > 7, см. 3312).
3. К3РО4 + H2SO4 (конц) <--» КН2РО4 + K2SO4
4. 2К3РО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОН)4] + 2К2НРО4 + 3H2t (кип.),
2КзРО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K2[Zn(OH)4] + 2К2НРО4 + Н2Т.
5. К3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3KNO3.
335. К2НРО4 — ГИДРООРТОФОСФА! 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.
49s, ЗЗ63.
Мх = 174,17; d - 2,33 (кр.); ks = 159,8(20), 267,5(63).
1. 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O
2. K2HPO4 3H2O = K2HPO4 + 3H2O
3. K2HPO4 + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + HPOt
4. K2HPO4 (конц.) + 2HCI(r) = H3PO4 + 2KCI
5. K2HPO4 (разб.) + H3PO4 (конц.) = 2KH2PO4.
6 K2HPO4 + KOH (конц ) = K3PO4 + H2O
7 2К2НРО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i + 3KNO3 + КН2РО4.
(250° С).
(НО— 125° С, вак.).
(pH > 7, см. 3323).
(0 -10° С).
336. КН2РО4 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя-
ется в воде, анион Н2РО4 подвернется кислотному протолизу. Кристаллогид-
ратов не образует Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения. Получение см. 49s, 31521, 335s.
Mr = 136,08; d = 2,338; /лл = 252,6° С (разл.); к, = 22,6(20), 70,4(К0> *
1 КН2РО4 = КРОз + Н2О (выше 252,6° С)
2. КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + Н2РО4 (рН<7, см. ЗЗЗ3).
3. КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О,
КН2РО4 + 2КОН (конц) = КзРО4 + 2Н2О
4 КН2РО4+ 2К2НРО4 = К5Р3О10 + 2Н2О (500 600° С).
5. KH2PO4 + 3AgNOj = Ag3PO4l + ЗКМОз + 2Н3РО4.
176
337. Са3(РО4)2 — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Витлокит Белый, плавится без разложения Не растворяется в воде, кристал-
логидратов не образует. Разлагается кислотами Восстанавливается углеродом
при спекании. Получение см. НО4, 1125, 114 3383'6, 3393 5 6.
Мг = 310,17; </=3,14; тпл=1670°С, рПР2 = 25,00
1. Са3(РО4)2 + 6HNO3 (конц.) = 3Ca(NO3)2 + 2Н3РО4.
2. Са3(РО4)2 + 2H2SO4 (конц.) = Са(Н2РО4)21 + 2CaSO4i.
3. Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Ca(H2PO4)2i.
4. Са3(РО4)2 + 8С (кокс) = Са3Р2 + 8СО
ЗСа3(РО4)2 + I6A1 = ЗСа3Р2 + 8А12О3
5. 2Са3(РО4)2 + 10 С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10 СО
(900— 1000° С),
(500° С).
(1000° С).
338. СаНРО4 — ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Монетит, брушит (гидрат) Бечый, при сильном нагревании разлагается Мало
растворяется в холодной воде, при кипячении суспензии разла! ается Реагирует
с кислотами, щелочами. Получение см 1125 , 3309, 332*
Мг = 136,06; <7=2,31; ks = 0,02(25), 0,1 1(60).
1. 2СаНРО4 = Са2Р2О7 + Н2О
2. СаНРО4 2Н2О = СаНРО4 + 2Н2О
2{СаНРО4 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О
3. 7СаНРО4 + Н2О —*—► Са5(РО4)3ОН 1 + 2Са(Н2РО4)21,
ЗСаНРО4 (суспензия) = Са3(РО4)21 + Н3РО4
4. 2СаНРО4 + H2SO4 (конц.) = Са(Н2РО4)21 + CaSO4l.
5. СаНРО4 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Н3РО4.
6. ЗСаНРО4 + 3NaOH = Са3(РО4)21 + Na3PO4 + ЗН2О.
(выше 900° С).
(109° С),
(360 - 450° С).
(кип).
339. Са(Н2РО4)2 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде.
Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 3372'3,
3383 4
Мг = 234,05; d = 2,22 (кр ); Л, = 1,7(ЗО).
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)2 4 + 4Na3PO4 + 6Н2О
6. ЗСа(Н2РО4)2 + 8NaHCO3 (конц) = Са3(РО4)21 + 4Na2HPO4 + 8СО2Т + 8Н2О.
7. Са(Н2РО4)2 (насыщ.) + Na2HPO4 = СаНРО4 I + 2NaH2PO4
8. ЗСа(Н2РО4)2 + ЮС (кокс) = Са3(РО4)2 + ЮСО + Р4 + 6Н2О (800° С).
177
340. (NH4)2HPO4 — 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 .
Mt = 132,06; d = 1,619; кх = 69*20); 106(70).
1. (NH4)2HPO4 = NH3+NH4(H2PO4) [70° С].
2. (NH4)2HPO4 (разб.) = 2NHJ + НРО^ (pH > 7, см. 3323).
3. (NH4)2HPO4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2NH4(H2PO4).
4. (NH4)2HPO4 + 3NaOH (конц) = Na3PO4 4- 2(NH3 H2O) + H2O.
5. (NH4)2HPO4 + NH3 H2O (конц.) <33* (NH4)3PO4 + Н2О.
6 2(NH4)2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4X + 3NH4NO3 + NH4(H2PO4)
341. NH4(H2PO4) — ДИГИДРООР1ОФОСФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при naipe-
вании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону, кислот-
ный протолиз по аниону). Кристал то гидратов не образует. Реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Получение см. 2756, ЗЗО6.
Л/г = 115,03; d = 1.803; tw = 190° С (р);
к, = 35,3(2О), 118,3(W))
1. 2NH4(H2PO4) = Н2О + (NH4)2H2P2O7
3NH4(H2PO4) = 2Н2О + (NH4)3H2P3Oh)
3NH4(H2PO4) = 3NH4PO3 + 3H2O
2 NH4(H2PO4) (разб) =NH4 + H2PO4
NH4 + 2H2O <33? NH3 H2O + H3O+; рЛ\ = 9,24,
H2PO;+ H2O<3=> HPO4 + H3O+; ptfK = 7,21.
(140° C),
(140—170° C),
(выше 190° C).
3. NH4(H2PO4) + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + NH3 H2O + 2H2O.
4. NH4(H2PO4) +NH3 H2O (разб.) = (NH4)2HPO4 + H2O,
NH4(H2PO4) + 2(NH3 H2O) [конц ] <33? (NH4)3PO4 + 2H2O.
5. 3N H4(H2PO4) + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + 2H3PO4.
342. H4P2O7 — ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА f
Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигро-
скопичная Плавится без разложения, разлагается при нагревании в вакууме
Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойшва кислоты, сильной
по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Разлагается горячей водой
в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реантрует с перок-
сидом водорода. Получение см. 3191, ЗЗО1' ’.
s Mt = 177,97; гпл = 61° С; к< = 709(23).
178
1 Н4Р2О7 = 2НРО3 + H2O (300° С. вак.)
2 Н4Р2О7 (разб ) + Н2О (хол.) = Н3Р2О7 + Н3О\
Н3Р2О7 + Н2О <=* Н2Р2О72 + Н3О+; рКк = 1,49,
Н2Р2О^" + Н2О <=* НР2О2 + Н3О*; рКк = 5,77.
НР/Я'+ Н2О <=? Р2О7 + Н3О+; рКк= 8,22.
3 Н4Р2О7 + Н2О = 2НзРО4 (кип., в присутствии HNO3).
4. Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О,
Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О.
5. Н4Р2О7 + 2NH3(r) = (NH4)2H2P2O7 4 (0 5° С. в этаноле),
(NPhhFbPiO (суспензия) + 2NH3(r) —L-> (NH.O4P2O71
(до 10° С, в этаноле).
6 Н4Р2О7 (разб ) + 4AgNO3 = Ag4P2O7 1 (бел.) + 4HNO3.
7. Н4Р2О7(т) + Н2О2 (конц.) =Н4Р2О6(О2”)+ Н2О,
Н4Р2О6(О2 ) + Н2О <=> Н3РО4 + Н3РО3(О2-) [0° С, разбавление].
343. Na4P2O7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый Хороню растворя-
ется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кисло-
тами Вступает в реакции обмена Образует изополисосдинения. Получение см
332', 3424, 344s
Мг = 265,90; d = 2,373; tm = 985° С; к, = 5,50(М), 54,2(К2)
I Na4P2O7 IOH2O = Na4P2O7 + ЮН2О (100° С, вак ).
2 Na4P2O7 (разб ) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]* + Р2О7',
Р2О4 + Н2О НР2О7 + ОН ; рКо = 5,78.
3 Na4P2O7 + Н2О (гор.) = 2Na2HPO4.
4 Na4P2O7 + Н2О + 2HNO3 (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип.)
5 Na4P2O7 (насыщ.) + 2CH3COOH (конц.) = Na2H2P2O7 + 2Na(CH3COO)
[0—10° С].
6 Na4P2O7 + 2M(NO3)2 = M2P2O71 + 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, нейгрализуется щелочами Получение см. ЗЗЗ1. 3424. 343s.
Mf = 221,94; d = 1.862; А, = 4,6(0), 23,5е4'0.
1 Na2H2P2O7 —~—> 2NaPO3 (соль Грэма) + Н2О
3Na2H2P2O7 —I—> 2Na3P3Oy + ЗН2О
(220— 250° С),
(650° С)
179
2. NazHiPzO? 6H2Oi < > Na2H2P2O7 (насыщ.) + 6H2O (комн ),
Na2H2P2O7 - 6H2O = Na2H2P2O7 + 6H2O (80° С, вак ).
3 Na2H2P2O7 (разб.) + 8H2O (хол ) = 2[Na(H2O)4]+ + H2P2O^ ,
H2P2O^ + H2O <=> HP2O3 + H3O+; pKK = 5,77
4. Na2H2P2O7 + H2O (гор.) = 2NaH2PO4.
5. Na2H2P2O7 + 2NaOH (разб.) = Na4P2O7 + 2H2O.
345. NasP^Oio— ДЕКАОКСО ГРИФОСФАТ(¥) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается Хорошо растворяется в холод-
ной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Полу-
чение см. 3293’5, 3327
Мг = 367,86; d = 2,52 4 2,59; /пл = 692° С (разл.);
к,- 16,3(,О).
1. NajPiOio — Na4P2O7 + NaPO3
2. NasPaOio- 6H2O = Na5P3Ol0 + 6H2O
3. Na5P3Olc (разб.) + 20H2O (хол.) = 5[Na(H2O)4]+ + Р3О?0" ,
Р3О?0 + Н2О НР3О?0 + ОН"; рКо = 5,00,
НР3О*0 + Н2О <=? H2P3Of0 + ОН"; рКо = 7,00
Н2Р3О36 + Н2° <=* Н3Р3О?0-+ ОН ; рХо = 11,00.
4 Na5P3Oio (разб ) + Н2О (гор.) = Na4P2O7 + NaH2PO4.
5. Na5P3Oio + 2HNO3 (разб.) + 2H2O = 3NaH2PO4 + 2NaNO3
(выше 692° С).
(120° С).
(кип.).
346. PF3 — 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, 348б.
Мг = 87,97 р = 4,193 г/л (н. у.); /пл = - 151,5° С;
/кип = - 101,8° С.
PF3 + ЗН2О > Н2(РНО3) + 3HF (в атмосфере N2).
2. PF3 + 5NaOH(KOHu.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O ’
3. 2PF3 + O2 = 2POF3 (50 60° C).
4. PF3 + Cl2 = PC12F3 (40—50° C),
2PCI2Fx>, ' "О-Cao-140- , (РСЦХРЕД,
2PC12F3 + 7КОН(конц., хол.) = K[PF6]i + K2HPO4 + 4KC1 + 3H2O.
5 4PF3 + Ni = [Ni(PF3)4]()K) (30—50° C, p).
180
347. PF5 — ПЕНТАФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается.
Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом
кремния Образует фторокомплексы Получение см 315 °, 3499 10
Мт = 125,96; р = 5.805 г/л (н. у.); /пл = - 93,75° С;
/кип = - 84,55° С.
1 PFs = PF3 + F2 (выше 400° С).
2. PF5 + Н2О(влага) = POF? + 2HF,
PFS + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF.
3. PF5 + 8NaOH(KoHu.) = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O
4. 2PF5 + SiO2 = 2POF3 + SiF4 (400° C).
5 PFs + HF = H[PFe] (- 20° С, в жидк. SO2).
6. PF5 + MF = М[РРб] (при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag).
7. PF5 + 3SbF5(M) = (PF;)[Sb3F16l.
348. PCh — ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, летучая, неустойчива во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует
со щелочами. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается
водородом Получение см 31511 |7, 349 4
Mr = 137,33; d = 1,5567(2О); /пл = 90,34° С;
/кип = + 75,3° С.
1 PCh + ЗН2О = Н2(РНО3) + ЗНС1 (комн., в воде; 0° С, в жидк. СС14).
2. PCh + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHCh) * 3NaCl + 2Н2О.
3. 2РС1,+ Нг ^ич разряд ( РгСи+2НС|
4 2РС13 + О2 = 2РС13О (50 60° С)
5. РС1з(ж) + С12 = PCh (комн , р)
6. РС1з<ж) + 3HF = PF3 + ЗНС1 (50—60° С),
2РС13(ж) + 3ZnF2 = 2PF3 + 3ZnCl2 (комн.)
7. PCh + S = PSCh (160° С, р, кат. А1С13)
8. ЗРС1з(ж) + КС1Оз = 3PChO + KCl (комн.)
9. 4РС1з(ж) + [Ni(CO)4J = [Ni(PCl3)4] + 4COT
349. РС15 — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА
Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гш роскопич-
ный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав
P2CI10 и строение (РСЦЯРОб] . Весьма реакционноспособный; гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфо-
ром, аммиаком. Получение см. 315", 3485, 3565
Мт = 208,24; //=2,11; /|1Л = 166,8° С (р).
181
160 -300° с
1. PCI5 < РС13 + С12.
до 100° С
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
РС15 + Н2О(влага) = РС13О + 2НС1,
РС15 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НС1.
РС15 + 8NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 5NaCl + 4Н2О.
6РС15+ Р4= 10РС1з
РС15 + SO2 = РС1зО + SCi2O
2PCI5 + CaSO3 = 2РС1зО + СаС12 + SC12O
РС15 + Н25О4(безводн.) = PCI3O + HCI + HSO3CI.
ЗРС15 + 2В(ОН)3 = ЗРС1зО + 6НС1 + В2Оз
РС15 + 6MF = M[PF6] + 5МС1
2PCI5 + 5CaF2 = 2PF5 + 5CaCi2
ЗРС15 + 5AsF3(a) = 3PF5 + 5AsCl3
2PCi5 + 2AsF3 =(PCi;)[PF6] I + 2AsCh
PCI5 + NbCl^) =(PCU)[NbCl6]
PC15 + 8NH3(«) = PN(NH2)2 + 5NH4C1
PN(NH2)2 = РЫ(МН)(фосфам) + NH3
(75—100° С).
(50—60° С),
(50 60° С).
(150° C)
(175—230° С, M = Na+, K+,NH4+).
(300—400° C).
(комн.).
(0° С, в жидк. AsCh).
(210- 230° C).
(- 40° C).
(125° С, вак.).
14. РС15<ж) = РСЦ+[РС1бГ-
350. PCI3O — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипяшая, термически устойчивая. Разлагается во
влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
фтороводородом, аммиаком. Апротонный растворитель, умеренно растворяет
хлориды металлов и аммония. Получение см. 319 , 3484'8, 3495,7
Мт = 153,33; d = 1,645(20); /пл = 1,25° С,
/кип= 105,8° С.
1. РС1зО + ЗН2О = НзРО4 + ЗНС1.
2. РС13О + 6NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 3NaCl + ЗН2О
3. PCI3O + 3HF = POF3 + ЗНС1 (65° С, кат. SbCl5).
4. PChO + 3LiI = PI3O + 3LiCli (комн., в жидк. CS2).
5. PCI3O + 6NHXr) = P(NH2)3Oi + 3NH4C1 (- 15° С, в CHCh).
351. РВгз — ТРИБРОМИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует
со щелочами, кислородом, бромом. Получение см. 31512, 3521'4
Мг = 270,69; d= 2,852(|5); Гпл=-41,5°С; Гкип = +173,3° С.
1. РВгз + ЗН2О(хол.) = Н2(РНО3) + ЗНВг (в атмосфере N-,).
2. 2РВгз + 10NaOH(pa36.) = 2Na2(PHO3) + 6NaBr + 5Н2О.
182
3. 2РВгз + О2 = 2РВгзО (70—90° С).
4. РВгз(ж) + Вг2 = РВг5 (ЮО -150° С).
352. РВг5 —ПЕНТАБРОМИД ФОСФОРА
Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известен
красный изомер с ионным строением (РВг^Вг-. Растворяется в теграхлориде
углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восста-
навливается фосфором. Получение см. 31512, 3514.
Mt = 430,49; d = 3,57; /пл » /кип = 106° С(разл.).
I. РВг5 = РВг3 + Вг2 (выше 106° С).
2. РВгз + Н2О(влага) = РВгзО + 2НВг,
РВг5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НВг.
3. РВгз + 8NaOH(pa36.) = NaiPO4 + 5NaBr + 4Н2О.
4. ЗРВГ5 + 2Р(красн.) = 5РВгз (в жидк. CS2).
353. Р1з — ТРИИОДИД ФОСФОРА
Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагре-
вании. Получение см. 31513.
АЛ = 411,69; d =4.18; /пл = 61,0° С.
1. 2Р1з = Р214 + 12 (100—120° С),
2Р1з = 2Р(красн.) + 312 (выше 200° С).
2. Р1з + ЗН2О = Н2(РНОз) + 3HI (в атмосфере N2).
3. PI3 + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaI + 2H2O.
4. 2РЬ + О2 = 2Р13О(фиол.) [40—50° С, каг. Pt],
5. 2Р1з + ЗР4 + 24Н2О(по каплям) = 6PH4I + 8Н3РО4 (30 -40° С).
354. P4S3 —ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Желто-зеленый, очень твердый, плавится и 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 315'4
Mr = 220,09; d = 2,03; /пя = 172,5° С; /кип = 407,5° С.
1. P4S3 = 4Р(красн.) + 3S (выше 700° С)
_ _ _ Н2О (гор.)
2. P4S3----—> Н3РО4, Н2(РНО3), Н(РН2О2).
3. P4S3 + 38НМОз(конц„ гор.) = 4Н3РО4 + 3H2SO4 + 38NO2 + 10Н2О.
4 p4s3 №ОИ(коНц.) > NajPo4 Na2(PHO3) Na(PH2O2).
- Na^S, - H2O
183
5. P4S3 + 3O2(r) ° > P4O61 + 3SX (комн., в бензоле),
P4S3 + 80г = Р4Ою + 3SO2 (100—300° С).
6. P4S3 + 2S = P4S5 (комн., на ceeiy, в жидк. CS2, кат. 12),
2P4S5 <—=* P4S3 + P4S7 (выше 530° С).
355. Р^ю — ДЕКАСУЛЬФИД ТЕГРАФОСФОРА
Темно-желтый, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2Ss.
Гидролизуется водой, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом,
аммиаком Образует тиокомплексы Получение см. 31514
Мг = 444,56; d = 2,09, lm = 288° С; /кип = 514° С (разл).
1. P4S10+ I6H2O = 4Н3РО4+ IOH2S.
2. P4Sio + 80HNO3(kohu) = 4Н3РО4 + 10H2SO4 + 8ONO2 + 24Н2О (кип )
3. P4Sio + 24NaOH(Koim.) = 4Na3PO3S + 6Na2S + 12H2O (70е С),
Na3PO3S + Н2О = Na3PO4 + H2ST (кип.).
4 P;sl0 + 16NaOH(Konn.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O (50° C),
P4S(0+ 10NaOH(KOHu.) + 2NaHS(KOHu) = 4Na3POS3 + 6H2O (до 10е С).
5. P4S;o + 6Na2S(Hacbiui., гор ) - 4Na3[PS4]
6. P4S|0+ 15O2= Р4Ою+ IOSO2 (300° C).
7. P4Sio + 6PC1S = IOPSCI3 (150—200° C, p).
8. P4SIO----—> P3N5 (230—600° С, в токе NH3)
- H2S. - S, - H2
356. P3N5 —ПЕНТАНИТРИД ТРИФОСФОРА
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Рсакционнопассив-
ный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты),
щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кисло-
родом, хлором, водородом. Получение см. 3558.
Мх = 162,96; <7=2,51.
1 P3N5 = 3PN + N2
2. P3N5 + 12НгО = ЗН3РО4 + 5NH3
3. P3N5 + 5HNO3(kohu.) + 12H2O = 3H3PO4 + 5NH4NO3
4. 4P3N5 + 15O2 = 3P4Oio + I0N2
5. 2P3N5+ I5C12 = 6PCI5 + 5N2
6. 4P3N5 + 30H2= 3P4 + 20NH3
(700 760° C).
(выше 180° C, p).
(кип ).
(600° C)
(100° C).
(300° C).
357. H|PFflj — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидраза). при нагревании разлагается Хорошо рас-
творяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кисло тной среде неустой-
чив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 319,3475.
184
Mr- 145,97; = 32° С (кр.).
1 H[PF6] 6H2O = 3HF + POF3 + 5H2O
2 . Н[РР6](разб.) + Н2О(хол.) = [PF6] + H3O+,
[PF6] + 2H2O <=* [PO2F2]’ + 4HF.
3 2H[PF6] + 5H2O(rop.) = 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. HNO3)
358. Na|PF6| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(V) 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, 349к, 3574
Мт= 167,95; </=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 + POF3 + 2HF (200° С).
3. Na[PF6](pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + [PF6] (см. 3572).
4. Na[PF6] + 2Н2О(гор.) = Na[PO2F2] + 4HF.
5 2Na[PF6] + 5Н2О(гор.) + 2HNO3(kohu.) = H[PO2F2] + 9HF + 2NaNO3.
6 Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O (350 -400° C).
7. 2Na[PFe] + 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 рас творим в сероуглероде, по
свойствам напоминает белый фосфор (химическая активность выше, чем у a-As
и P-As). При нагревании возгоняется, плавится под избыточным дав юн нем.
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. 361 6, 3637, 3684.
Мт = 74,922; d = 5.727(a), 4.9(0), 2,03(у);
fnn — 817° С (р)
185
1. 2As t- ЗНгЗО^конц., гор.) = AsiCh^ + 3SOz + ЗН?О.
2. 2As + bHjSiCMoneyM) = 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 3SO21
3. As + 5HNO3(kohu.) = H3ASO4 + 5NO2 + H2O,
As + ЗНСЦконц.) + HNO3(kohu.) = AsCh + NOT + 2H2O.
4. 2As + 2NaOH(20%-fi) + 2H2O ——> 2NaAsO2 + 3H2T (кип.).
2As + 6КОН(20%-й, хол.) —г—> 2K3ASO3 + 3H2t
5. 2As + 3O2 = 2AS2O3 (сгорание на воздухе)
6. 2As + 5F2 = 2AsFs (комн., сгорание во фторе).
7. 2As + ЗС12 = 2AsCl3 (20—30° С, сгорание в хлоре),
2As + 5С1г + 8Н2О —I—> 2H3AsO4 + I0HC1.
8. 2As + ЗЕ2 = 2AsE3 (50—80° С, E = Br; кип., в жидк CS2, Е - I)
9. As —* AS2S3, As2S5, As4S4 (500—600° С, в атмосфере N2).
10. As + 3M = M3As (нагревание; M = Li, Na, K),
M3As + 3H2O = AsH3t + 3MOH.
11. 2As + 3M = M3AS2 (нагревание; M = Mg, Ca, Cu),
2As + M = MAS2 (нагревание; M = Ca, Zn, Fe).
12. 2As + 3Zn = Zn3As2 (400—450° C),
Zn3As2 + ЗНг5О4(разб.) = 3ZnSO4 + 2AsH3T.
13. As + M = MAs (нагревание; M = Al, Ga, In, La),
MAs + ЗН2О = AsH3T + M(OH)31.
14. As + 3Na + 3NH4Br = AsH3t + 3NaBr + 3NH3 (- 40° С, в жидк. NH3).
15. 2As + 6NaOH(pa36.) + 5NaClO = 2Na3AsO4 + 5NaCI + 3H2O,
2As + 6NaOH(pa36.) + 5Н2О2(конц.) = 2Na3AsO4 + 8H2O.
16. 2As + 2BrF5 = 2AsF5 + Br2 (100—200° C)
17. 0-As(T)--> a-As(T) (270° C),
y-AS(T)--> a-As(T) (358° С или медленно на свету).
1R Д<Л 613—800° C\ ^A„ 800—1700° с А ,
18. c(a-As)(T)-------> 2As4(r) --------> As4(i) + 2As2(r).
360. AsH3 — АРСИН
Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при
нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной
пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется в воде и не
реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsH3 • 46НгО. Хорошо
растворяется в сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается
на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями Получение см
35912’|4, 361 , 365 , 3686.
Mr - 77,95; </<Ж) = 1,621<-63>; р - 3,5023 г/л (н.у.);
Гпл = н 6,92° С; Гкип = -62,47° С; ь = 20(2о).
1 2AsH3 = 2As + ЗН2 (до 300° С)
2. AsH3 + ЗНС1(конц.) = AsCl3 + ЗН2?.
186
3. AsH3 + 2Н28О4(конц., хол.) = AsSO4(OH) + Si + ЗН2О,
AsH3 + 8HNO3(kohh) = H3AsO4 + 8NO2t + 4H2O.
4. 2AsH3 + ЗО2 = As2O3 + 3H2O (сгорание на воздухе).
5. AsH3 + 3I2 = Asl3 + 3H1 (комн.).
6. AsH3 + 3NaOH(pa36.) + 4NaClO = Na3AsO4 + 4NaCl + 3H2O.
7. AsH3 + 3NaOH(pa36.) + 4Н2О2(конц.) = Na3AsO4 + 7H2O.
8 2AsH3 + 3MSO4(kohu.) + 6NaHCO3 = M3As24' + 3Na2SO4 + 6CO2? + 6H2O
(M = Cu, Zn).
9 2AsH3 + 3HgCI2 = Hg3As2i(4epH.) + 6HCI (кип., в разб. HCI)
10. 2AsH3 + 3H2O + !2AgNO3 = As2O3i + l2Agl + 12HNO3.
361. As2O3 —ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низко-
плавкий, легко сублимируется Существует в двух полиморфных модификаци-
ях: a-As2O3 (моноклинная, клаудетит) и P-As2O3 (кубическая, в узлах кристал-
лической решетки находятся молекулы Аь40б; арсенолит). При быстром охлаж-
дении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо
реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsO2
(метамышьяковистая) и H3AsO3 (ортомышьяковисгая). Проявляет кислот-
ные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется Обладает окис-
лительно-восстановительными свойствами. Получение см. 3595, 3657, 3681, 3713.
Л/г = 197,84; </ = 4,15(a), 3,74(р);
гпп = 314° С (а), 278° С (Р); /К„П = 461°С;
ад)= 1,85(2О), 6,16(ХО).
1 As2O3(T) + Н2О(хол.) < > 2HAsO2(Hacbiui.),
a) HAsO2 + Н2О AsO2 + Н3О+; рКк = 9,22,
HAsO2 + 5Н2О <=* [As(H2O)4(OH)2]+O +ОН“, ptf0 = 14,30;
б) HAsO2 + Н2О <. > H3AsO3 (идет в малой степени)
2. А82О3(т) + ЗН2О(гор.) <7 > 2Н3А8О3(насыщ.),
H3AsO3 + Н2О <=> H2AsO3 + Н3О+; ptfK = 9,23,
H2AsOj + Н2О HAsO3" + Н3О*; рКк =12,13,
jHAsO^ + Н2О <77=> AsO? + Н3О+; рКк = 13,41.
3. As2O3 + ЗНС1(разб.) < > H3AsO3 + AsCl3,
As2O3 + 6НС1(конц.) = 2AsCl3 + ЗН2О.
4. As2O3 + 6HE(r) = 2AsE3+ЗН2О (140—200е С; Е = F. Cl).
5. As2O3 + 4HNO3(kohu ) + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2 (кип.)
6. As2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + H2O,
As2O3 + 6NaOH(KOHn ) = 2Na3AsO3 + 3H2O (примесь Na2HAsO3).
187
7. As2O3 + №2СО3(конц., гор.) = 2NaAsO2 + CO2T.
8 As2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO4)3 (55—65° C)
9 As2O3 + 6Н1(конц.) = 2AsI34- + 3H2O (комн).
10. As2O3 + ЗН28(насыщ.) = As2S3i + 3H2O (в конц. HCI)
11. 2As2O3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2 (300° C).
12. As2O3 + 5H2O + 2E2 = 2H3AsO4 + 4HE (кип.; E = Cl, Br, I).
13. 5As2O3 + 6Н2БО4(разб) + 4KMnO4 + 9H2O = 10H3AsO4 + 2K2SO4 + 4MnSO4.
14 As2O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsO4 + 2NaNO2 + 3H2O (400—500° C).
15. As2O3 + 3H(PH2O2) = 2Asi + ЗН2(РНО3) [в разб. HCI],
As2O3 + 9НС1(конц.) + 3H[SnCl3] = 2Asi + ЗН2[5пС1б] + 3H2O.
16. As2O3 + ЗС(кокс) = 2As + 3CO (700° С, примесь CO2),
As2O3 + 3KCN = 2As + 3KOCN (600—650° C).
17. As2O3 + 12H° (Zn, разб. HCI или конц. NaOH) = 2AsH31 + 3H2O.
18 As2O3 + 5H2O электро'|ИЗ > 2H2T (катод) + 2Н3А504(анод).
362. As2Os — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном)
и кристаллическом состояниях. Реагирует с водой. Гидрат As2Os • !,67Н2О
имеет строение (H5As3Oio)n- Проявляет кислотные свойства, реагирует со ще-
лочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 3631.
Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); ks = 65,8(2О), 75,1(80).
1. As2Os = As2O3 + О2 (выше 315° С).
2 As2Os + 4Н2О —-—> 2(H3AsO4 0,5Н2О)Х < > 2Н3А$О4(насыщ.) + Н2О
(20° С),
As2Os + ЗН2О = As2Os • 1,67H2Oi + 1 ,ЗЗН2О < > 2H3AsO4(Hacwui)
[80° С].
3. As2Os + 6NaOH(KOHq.) = 2Na3AsO4 + ЗН2О.
4 2As2O5 + 5С(кокс) = 4As + 5СО2 (400—500° С).
5. As2O3 + 5H2S(r) = As2S3i + 2Si + 5H2O (30—50° С, в конц. HCI).
363. H3.AsO4 — МЫШЬЯКОВАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в свободном (от воды) виде
не выделено При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая
кислота, при вываривании переходит в полимерную форму (H5As3Oio)n- Хоро-
шо растворяется в воле. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щело-
чами. Очень слабый окислитель. Получение см. З593 7, 3601, 3615 l2, 3622, 3682.
Мг= 141,94; d = 2,0 -ь 2,5 (кр); /пл = 35,5° С (кр.);
^ = 96,1(2О), игл**0.
1 2(H3AsO4 0,5Н2О)(Т) = As2O5 + 4Н2О (250—280° С)
188
2. 3kH3AsO4(kohh) = (H5As3Oio)„ I + 2лН2О (100° С, выпаривание),
Н3А5О4(иасыщ.) + 2Н2О = HtAsO^b оз можно H[As(OH)6]) [- 30° С].
3. H3AsO4(pa36.) + Н2О < > H2AsO4 + Н3О+; рКк = 2,26,
Н2AsO; + Н2О<=^ HAsOi’ + Н3О+; рХк = 6,97,
HAsO4 + Н2О <=► AsO4" + Н3О+; рКк = 11,52.
4. H3AsO4 + NaOH(pa36.) = NaH2AsO4 H2Ol (на холоду),
H3AsO4 + 2NaOH(pa36.) = Na2HAsO4 + 2Н2О (50—60° С).
5. 2H3AsO4 + 5H2S(r) = As2S5I + 8H2O (0° С. в конц. HCI).
6 H3AsO4(kohu.) + ЗЫН^г) + ЗН2О = (NH4)tAsO4 3H2Oi (комн).
7. H3AsO4 + MgCh + 3NH3(r) = MgNH4AsO4.1 + 2NH4C1,
4MgNH4AsO4 + ЗСОрафит) = 4As + 5CO/+ 4NH3 + 4MgO + 2H2O
(700° С, вак.)
8. 2H3AsO4(rop.) + 2SO2(r) = АзгОз^ + 2H2SO4 + H2O (кип.).
9. 2H3AsO4(xoh.) + 4Н1(конц.) = As2O3l + 2I2 + 5H2O.
10. H3AsO4+ 12MoO3 + 3KNO3 = K3[AsMoi204o] 1(желг.) + 3HNO3
(60—70° C).
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 не образует. Разлагается кислотами, реагирует со
щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение
см. 3594, 3616 7
Mr = 129,91; d = 1,87; кх = 156(2S).
1. 5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2As (300—550° C)
2. NaAsO2(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4f + AsO2,
a) AsO2 + H2O «=> HAsO2 + OH"; ptfo = 4,78;
6) AsO2 + 2H2O <=► H2AsO3+ H2O H3AsO3 + OH".
3. NaAsO2 + H2O(rop.) = NaH2AsO3.
4 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + As2O3l + H2O,
NaAsO2 + 4HC1(kohu ) = NaCI + AsCl3 + 2H2O.
5. NaAsO2 + NaOH(xoa.) = Na2HAsO3.
6. 2NaAsO2 + О2(воздух) —-—> 2NaAsO3,
2NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + O2 = 2Na2HAsO4 (кат. CuSO4).
7. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH2O2) = 2Asi + 3H2(PHO3) + 2NaCl + H2O,
2NaAsO2 + 14НС1(конц , гор.) + 3SnCl2<T) = 2Asi + 3H2[SnCI6] + 4H,O +
+ 2NaCL
8. NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + NaClO = Na3AsO4 + NaCI + H2O.
189
9 NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + 2[Ag(NH3)2]OH = 2Agl + Na3AsO4 + 2NH3T +
+ 2H2O (80° C)
10. 2NaAsO2 + 2НС1(разб ) + 3H2S = As2S31 + 2NaCl + 4H2O.
11 NaAsO2 + H2O + 3AgNO3 = Ag3AsO3i (желт.) + NaNO3 + 2HNO3.
12. NaAsO2 + H2O + NaOH H2 Т(каюд) + Na2HAsO4 (анод).
365. Na3AsO4 — АРСЕНАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 359 5,
36114, З623, 3641’8'9.
Мг = 207,89; d = 2,835; /11Л = 86,3° С(кр);
к,- 19,1(15'5), 23,4(ЗО).
I Na3AsO4 12Н2О = Na3AsO4 + 12Н2О (выше 150° С).
2. Na3AsO4(pa36 ) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + AsOt.
AsO3 + Н2О HASO4 + ОН”; рХо = 2 48.
3. Na3AsO4 + СО2 + Н2О = Na2HAsO4 + NaHCO3.
4. Na3AsO4(Hacbiiu.) + 2H3AsO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 H2O) [на холоду],
NaH2AsO4 Н2О-^> Na2H2As2O7 Na3H2As3O|0 23^^> NaAsO3.
5. Na3AsO4 + 3AgNO3 = Ag3AsO4i (кор.)+ 3NaNO3,
2Na3AsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO4)2 i
(M = Ca, Ba, Fe, Co, N , Cu, Hg).
6. Na3AsO4 + MgCI2 + NH4C1 + 6H2O = MgNH4AsO4 6H2Ol+ 3NaCl.
7. 2Na3AsO4 + 3H2SO4 + 4HI = As2O3U 21х1 + 5H2O + 3Na2SO4
8. 2Na3AsO4 + 21 НСЦконц.) + 5HISnCI3] = 2Asl + 5H2[SnCl6] + 6NaCI + 8H2O
9. Na3AsO4 + 4Zn + 11 НСЦразб ) = AsH3t + 3NaCI + 4H2O + 4ZnCl2
366. AsF 1 —ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная жидкость; низкокипяшая, легколетучая, тяжелая. Полностью гид-
ролизуется в воде. Окисляется концентрированной азотной вдслотой, реагиру-
ет со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона.
Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. По-
1 4, К
лучение см 361
Мг= 131,92; <У=2,73(|5); /пл = 5 94° С,
/кип = + 57,8° С
I 2AsF3 + ЗН2О — As2O34- + 6HF
2. AsF3 + 2HNO3(kohu ) + 2Н2О = H3AsO4 + 3HF + 2NO2
3. AsF3 + 5NaOH(pa36 ) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O
4. 4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3 (100—150° C)
190
5. AsF3(jK) + KF = K[AsF4].
6 AsF3(JK) + SbF5 = (AsF2+)[SbF6].
7. 2AsF3 + 2C12 = (AsCI4)[AsF6]
(50 60° С охлаждение до 40° С).
367. AsF5 — ПЕНТАФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Реакционноактив-
ный; легко гидролизуется в воде, реагирует со щелочами Проявляет акцептор-
ные свойства по отношению к фторид-иону Является «сверхкислотой» в смеси
с жидкими HF и HSO3F Получение см 3596 |6.
Мг= 169.91; ^(ж) = 2.33( 53); р = 7,71 г/л (н.у.);
/пл = - 79,8° С; /кип = - 52.8° С.
1. AsFs + Н2О(влага воздуха) = AsOF3 + 2HF.
2. 2AsF5 + 9Н2О = 2(H3AsO4 • 0.5H2O)l + 10HF
2AsF5 + 6,67Н2О = As2O5 l,67H2Ol + I0HF
3. AsFs + 8NaOH(KOHU.) = Na3AsO4 + 5NaF + 4H2O.
4. AsFs + HF(kohu.) + H2O = H[AsF6] H2O i
AsF5()k) + KF = K[AsF6]
5. AsF5 + НР(Ж) <=► H2F+ + [AsFfi] ,
(0° C),
(80° C).
(на холоду),
(примесь K2[AsF7J).
AsF5 + HF(M) + C6H5F <=> C6Hfir + [AsFef
6. AsF5 + 2HSO3F(>K) H2SO3F++ [As(SO3F)F5]
368. AsCl3 — ТРИХЛОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная легколстучая 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-
иона. Апротонный автоионизирующийся растворитель; растворяег иодиды
щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 359 , 3613 4, 3644.
Мг = 181,28; J=2,16(20); = - 16,2° С;
/кип = + 131,4° С.
1 AsC13(kohu.) + 8Н2О [As(H2O)4(OH)2J+(?) + ЗСГ + 2Н3О+,
2AsCI3(pa36 ) + ЗН2О = АзгОз^ + 6НС1
2. AsCl3 + 2HNO3(kohh.) + 2Н2О = H3AsO4 + 2NO2 + ЗНС1.
3. AsCl3 + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaCl + 2H2O
4 2AsCl3 + 3H2 = 2As + 6HCI (850 -900° C)
2AsCl3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As (500—600° C).
5. 2AsCl3 + ЗНС1(конц) + 3H[SnCI3] = 2Asi + 3H2[SnCl6]
191
6. 4AsCh + 3Li[AlH4] = 4AsH3T + 3LiCl + 3AIC13
7. AsCI3(x) + As2O3 = 3As(Cl)0i.
8 AsCIxx) + KC1 = K[AsCI4],
AsCl^x) + SbC15 = (AsCl2)[SbC!6J.
9. 2AsCl3(M) < * AsClj + [AsCU]
(в эфире).
(идет в малой степени).
369. As2S3 —ТРИСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению
к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами,
гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелоч-
ных металлов, пброксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при
нагревании Получение см. 359 , 361", 372 4
Мг = 246,04; d = 3,43; /пл = 31 0° С;
/кип = 723° С; рПР1*’25 = 25,0 ч- 29,0
1. As2S3 + ЗН2О = As2O3 + 3H2S (200 250° С).
2. As2S3 + 9H2SO4(kohu.) = As2O3i + 12SO2 + 9H2O,
As2S3 + 28HNO3(kohii ) = гНгАзО.» + 28NO2 + 3H2SO4 + 8H2O (кип.)
3. As2S3 + 6NaOH(KOHu.) = Na3AsO3 + Na3[AsS3] + 3H2O.
4. As2S3 + 6(NH3 Н2О)[конц] = (NH4)3AsO3 + (NH4)3[AsS3] + 3H2O.
5. As2S3 + I4H2O2 (конц., гор.) = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 8H2O.
6. 2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2 (500° C).
7. As2S3 + 2S = As2S5 (100— 120° C, p)
8. As2S3 + 3Na2S(KOHH.) = 2Na3[AsS3].
9. As2S3 + 3Na2S(KOHU.) + 2S = 2Na3[AsS4],
370. As2S5 — ПЕН ГАСУЛЬФИД 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. 3599, 3635, ЗТ2?.
Л/г = 310,17.
1. As2S5 = As2S3 + 2S (90—500° С).
2. 2As2S5 + ЗН2О = As2O4 + As2S3I + 4Si + 3H2ST (кип.)
3. As2S5 + 15H2SO4 (конц., гор) = 2H3AsO4 + 20SO2 + 12H2O,
As2S5 + 40HNO3(kohu.) = 2H3AsO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O (кип).
4. 4As2S5 + 24NaOH(KOHu) = 3Na5AsO4 + 5Na3[AsS4] + 12H2O,
4As2S5 + 24(NH3 Н2О)[конц.] = 3(NH4)3AsO4 + 5(NH4)3[AsS4] + 12H2O.
5. 2As2S5 + 13O2 = 2As2O3 + 10SO2 (300 400° C).
6 As2S5 + 20Н2О2(конц., гор.) = 2H3AsO4 + 5H2SO4 + 12H2O.
192
7. As2Ss + ЗМ25(насыщ.) = 2M3[AsS4] (50- 60° С; M = Na, K).
8. As2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3[AsS4] + 3HC1 (40—50° C).
371. As4S4 — ТЕТРАСУЛЬФИД ТЕТРАМЫШЬЯКА
Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный
(стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже,
чем у As2S3 и As2Ss. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и
щелочами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при
нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфи-
дами щелочных металлов в присутствии серы. Получение см. 3599.
Л/г = 427,95; d - 3,25 + 3,56; /ПЛ = 321°С;
/кип = 534° С.
1. As4S4 + 44HNO3(kohu) = 4H3AsO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12H2O (кип.).
2. 3As4S4 + 16\аОН(конц.) = 4NaAsO2 + 4Asl + 4Na3[AsS3] + 8H2O (кип.).
3. As4S4 + 7O2 = 2As2O3 + 4SO2 (400—500° C).
4. As4S4 + 6Na2S(KOHu., хол.) + 2S 4Na3[AsS3],
As4S4 + 6Na2S(KOHn.) + 6S = 4Na3[AsS4]
(кип).
372. Na3|AsS4| — ТЕТРАТИОАРСЕНАТ(У) НАТРИЯ
Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается Медленно окисля-
ется О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается горячей
водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704'7, 3714.
Мт = 272,16.
1 2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S (450—500° С).
2. Na3[AsS4] - 8H2O = Na3[AsS4] + 8H2O (80—120° С, вак., над Р4Ощ).
3. Na3[AsS4](pa36.) + 12Н2О(хол.) = 3[Na(H2O)4]+ + [AsS4]3 ,
Na3[AsS4] + 2H2O(rop.) = Na3[AsS2O2] + 2H2S T.
4. 2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S5i + 3H2St (0° C),
2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCI + А5283Ф + 2S-!- + 3H2S (кип.).
5. Na3[AsS4] + 4NaOH(KOHu.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O (комн.).
6. Na3[AsS4](pa36.) + O2 —Na3[AsS2O2] + 2Si,
Na3[AsS4] + 6O2 = Na3AsO4 + 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 SbCI3) Не
реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер-
7 — 2270
193
ной кислотой, шеломами, 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
3819’|0'15
Мт = 121.75; J(T) = 6,684; = 6,55(631);
/пл = 630,74° С; /кип = 1634° С.
1. 2Sb + 3H2O(hap) = Sb2O3 + ЗН2 (600° С).
2. 2Sb + 6H2SO4(kohu., хол.) —-—> Sb2(SO4)3 i + 3SO2t + 6H2O.
3. 2Sb + I 0HNC>3(kohu.) = Sb2O5i + 10NQ2T ± 5H2O (кип.),
?2Sb + 2НЫО3(разб.) = Sb2O3l + 2NOT + НгО (кип).
4 5sb + Т8НС1(конц.) + 5HNoT(KOHu5^3H[SbC16] + 5NOt + 10H2O
(30 40° C).
5. 6Sb + 6KOH + 5KC1O3 = 6KSbO3 + 5KC1 + 3H2O (400—550° C),
2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 (400—500° C).
6. 4Sb + 3O2 = 2Sb2O3
7. 28Ь(порошок) + 3Cl2 = 2SbCl3
8. 2Sb + 5S = Sb2S5
2Sb + 3E =Sb2E3
9. Sb + 3M = M3Sb
M,Sb + 3H2O = SbH3t + 3MOH
10. 2Sb + 3Mg = Mg3Sb2
M3Sb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3t + 3MgCl2
11. 5Ь(желт.)---> ЗЬ(металлич)
быстро
8Ь(взрывч.) -------> 8Ь(металлич.)
8Ь(черн.)---> 8Ь(металлич.)
12. 48Ь(Ж) <---? Sb^
(650° С, сгорание на воздухе)
(комн., примесь SbCi$)-
(250—400° 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),
Sb4<r) < - _ 28Ьг<Г) < > 4Sb(r>
Sb(r)---> 8Ь(черн.)
(1700 2000° С),
[быстрое охлаждение]
374. SbH3 — СТИБИН
Бесцветный газ, при слабом иа/ревании 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 3739 10, 37513 |4, 3819.
Мг = 124,77; = 2,204< ,9>; р = 4,599 г/л (н.у.);
/пл = -94,2° С; /к„п =-18,4° С; ъ = 22(|8).
1. 2SbH3= 2Sb + ЗН2 (150 200° С)
2. SbH3 + 4НС1(конц.) = H[SbCl4] + ЗН2Т.
194
3. 2SbH3 + I6HNO3(kohu) = Sb2O5i + 16NO2t + 11H2O.
4. SbH3 + NaOH(KOHU.) + 3H2O = Na[Sb(OH)4] + 3H2T
5. 4SbH3 + ЗО2(воздух) = 4Sb + 6H2O (комн., сгорание),
2SbH3(M) + Оз = 28Ь(желт.) + 3H2O (от -90 до -50е С).
6. 3SbH3 + 6С12 —I—> 2Sb + SbCI3 + 9HCI (комн.).
7. 2SbH3 + ЗН2О + 12AgNO3 = Sb2O3l + 12Agl + 12HNO3.
375. Sb2O3 — ОКСИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтовато-
серый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и 0-
ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном
нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4O6) Не реагирует с
водой, из раствора осаждается гидрат Sb2O3 • «Н2О. Проявляет амфотерные
свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанав-
ливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получе-
ние см. 381 3846, 388*
Мт = 291,50; d= 5.19(a), 5,67(0); /пл = 655° С;
/кип = 1456° С; t(a-----> 0) = 460° С.
1. Sb2O3 «Н2О —2SbO(OH) + (п - 1)Н2О (30° С, вак.),
2SbO(OH) = Sb2O3 + Н2О (300—350° С).
2. Sb2O3(T) + 11Н2О <=Z> 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 2ОН ; рПР25 = 41,40,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
И.
12.
13.
14.
15.
Sb2O3(T) + 7Н2О 2[Sb(OH)4] + 2Н3О+; рПР25 = 16,85
Sb2O3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + ЗН2О,
Sb2O3 + 6НС1(Г) = 2SbCl3 + ЗН2О
Sb2O3 + 4Н25О4(конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2](p) + ЗН2О.
Sb2O3 + 4HNO3(kohu.) —Sb2O51 + 4NO2T + 2Н2О
Sb2O3 + 6НМО3(безводн ) = 2Sb(NO3)3 + ЗН2О
NaOH(pa36.)
Sb2O3(T) < * Na2Sb4O?(p), Na2Sb60io(p).
F12U
Sb2O3 + 2NaOH(20%-ft) + 3H2O = 2Na[Sb(OH)4l,
Na[Sb(OH)4] + 2NaOH Na3[Sb(OH)fi].
Sb2O3 + 2NaOH(50%-fi) + 5H2O = 2(Na[Sb(OH)4] H2O)i
2Sb2O3 + O2 = 2(SbH,Sbv)O4
2Sb2O3 + 6CI2 = 4SbCl3 + 3O2
Sb2O3 + 6HF(kohh ) = 2SbF3 + 3H2O.
Sb2O3 + 12H°(Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3T + 3H2O.
(60—80° C).
(кип).
(0° C).
(410—450° C).
(1000° C).
4Sb2O3 + 6Na[BH4] + ЗН25О4(разб.) + 6H2O = 8SbH3t + 6B(OH)3l + 3Na2SO4.
Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + 3H2O (500—600° C)
7*
195
2Sb2O3 + 6С(кокс) = 4Sb + 6CO (800 -1000° C).
16. Sb2O3 + 3KCN = 2Sb + 3KOCN (650° C).
17. 2Sb2O3 + 6S = 2Sb2S3 + 3O2 (550° C).
18. 2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2 (600 700° C).
19. Sb2O3 + 8НС1(конц.) + 2C12 = 2H[SbCl6] + 3H2O.
20. 6Sb2O3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbF6]J< + 10Br2 + 9O2 (350° C).
376. Sb2O5 — ОКСИД СУРЬМ Ы(У)
Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается.
Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2Os иН2О (п < 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. 3733, 3822,
3884*
Мг = 323,50; d = 7,86; к, = 0,3(’*"25).
1. 2Sb2O5—2(SbinSbv)O4 + О2 (300—450° С).
2. Sb2O5 иН2О = Sb2O5 + иН2О (до 275° С).
3. Sb2C>5 • иН2О(суспензия) <-» 2[Sb(H2O)(OH)s] + (л - 7)Н2О.
[Sb(H2O)(OH)5] + Н2О [Sb(OH)6] + Н3О+; рКк = 4,40.
4. 3Sb2O5 + 5Н2О 3Sb2O5 • 5Н2О (кип., в разб. НС1).
5. Sb2O5 + 12НС1(конц.) = 2H[SbCI6] + 5Н2О.
КОН(разб)
6. Sb2O5<T) < но > K2Sb40n(p), Кб5Ь4О13(Р), K3SbsOi4(p).
7. Sb2O5 + 2NaOH(Konu.) + 5Н2О = 2Na[Sb(OH)6] I,
Sb2O5 + 2NaOH = 2NaSbO3 + H2O (500° C).
8. Sb2O5 + 10HF = 2SbF5 + 5H2O (150—170° C).
9. Sb2O5 + 3N2O5= 2Sb(NO3)3O (40 50° C).
10. Sb2O5 + 5H2 = 2Sb + 5H2O (550—600° C).
377. (Sb1HSbv)O4 — ТЕТРАОКСИД СУРЬМЫ(У>СУРЬМЫ(1Н)
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 375376',
3846.
Мг = 307,50; *7 = 5.82.
1 2(Sbu,Sbv)O4 —2Sb2Or+ О2
(выше 930° С)
196
2. (SbH1Sbv)O4 + 9НС1(конц., гор.) —I—> SbCl3 + H[SbCl6] + 4Н2О.
3. 2(SbHISbv)O4 + 4H2SO4(kohii„ гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + Sb2O5l + 3H2O.
4. (Sbn,Sbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na2(SbO*)SbO4]
(500° C).
5. (SbinSbv)O4 + 4H2 = 2Sb + 4H2O (530—580° C).
6. 3(Sb,nSbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3 (1000° C).
7. (SbniSbv)O4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO (900 1000° C).
378. Sb2(SO4)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 • Н2О. Разлагается горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см 3732 3 *, 3815.
Мг = 531,69; </=3,63.
1. Sb2(SO4)3 Н2О ——> Sb2(SO4)3 + Н2О (20—30° С, над Р4О10).
2. Sb2(SO4)3 + Н2О(хол.) ——> Sb2(SO4)2Ol(6ej.) + H2SO4,
Sb2(SO4)3 + ЗН2О = Sb2O3l + 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]i (0° С, в конц. H2SO4).
5. Sb2(SO4)3 + 8NaOH(KOHH.) = 2Na[Sb(OH)4] + 3Na2SO4.
379. SbF3 — ФТОРИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения Хорошо
растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте.
Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щело-
чами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение
см 375'2, 3801.
Мг= 178,74; d= 4,379; тпл = 287° С; /КИ11 = 319° С;
= 444 7(2О), 563,6(ЗО)
1. SbF3(pa36.) + 6Н2О(хол.) = [Sb(H2O)4(OH)2]+ + F + 2HF,
HF + H2O<=? F + Н3О*; рХк = 3,18.
2 SbF3 + Н2О(гор.) = Sb(O)Fl + 2HF.
3. 2SbF3 + 4HNO3(kohu.) + H2O = Sb2Osi + 4NO2 + 6HF
4 SbF3 + 41ЧаОН(конц.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF
5. SbF3 + F2 = SbF5
6 2SbF3 + 3H2S = Sb2S3i + 6HF
(кип).
(320—350° C).
(в разб. HF).
7 SbF^ KFtHHCbim^ K[SbF4j k4[Sb4F16] K2[SbF5], K[Sb4F|3],
197
380. SbFs — ФТОРИД СУРЬМЫ(У)
Бесцветная густая жидкость, содержит ассоциированные молекулы за счет
мостиковых атомов фтора. Испаряется в сухом воздухе без разложения, во
влажном воздухе на холоду образует гидрат SbFs • 2Н2О. При сильном нагре-
вании разлагается. Энергично реагирует с водой, Шслочами, 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 3768, 379 , 382
Л/г = 216,74; d = 2,993(22); Гпл = 8,3° С;
/кип = 149,5° С. '
1 . SbF5 = SbF3 + F2
2 SbFs + Н2О(хол ) = SbOF3i + 2HF,
2SbF5 + 5H2O = Sb20sl + 10HF
3 SbFs + 6NaOH(KOHii.) = Na[Sb(OH)6]i + 5NaF.
4 . SbFs + HF(kohu.) = H[SbFe] • H2Oi
5 SbFs(jK) + MF = M[SbFfi];
6 . 2SbF5 + SiO2 = SiF4 + 2SbOF3
7 SbFs + 2HF(M) H2F+ + [SbF6]’
(выше 400° C).
(кип).
(0° C).
(M = Na, K).
(250 300° C)
(примесь [SbFfc]3-)
8. SbF5 + HFM + C6H5F <ZZZ? C6H6F+ + (SbF6]".
9 SbFs + 2HSO3F(JK) H2SO3F + [Sb(SO3F)F5]
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. Реагируете кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водоро-
дом, железом. Образует хлорокомплсксы Получение см 3737, 3746, 375 , 384'.
Мг = 228,11; </=3,14; /пл = 72,3° С;
гкип = 221 ° С; ks = 920(25), 1917(5О).
1. 5ЬС13(конц.) + Н2О = Sb(Cl)O4' + 2НС1 (разбавление).
2. 4SbCl3 + 5Н2О = Sb4CI2O5i + 10НС1 (50° С, в разб. НС1),
2SbCl3 + ЗН2О = S2O34< + 6НС1 (кип., в разб. HCI).
3 SbCh + НС1(> 15%-я) + Н2О = H[SbCl4] + Н2О = Н3О+ + [SbCI4] ,
[SbCI4] + 8Н2О [Sb(H2O)4(OH)2]+ + 4CI + 2Н3О+ (в разб. НС1).
4 2SbCl3 + 3HCI(>20%-я) <=? H3[Sb2Cl9],
SbCI3 + ЗНС1(36%-я) = H3[SbCI6]
5 2SbCl3 + 3H2SO4(kohh., хол.) = Sb2(SO4)3 Ф + 6НС1,
2SbCl3 + 4HNO3(kohh.) + H2O = Sb2O5l + 4NO2 + 6HC1
(кип.)
198
6 2SbCl3 + 6NaOH(pa36.) = Sb2O3l + 6NaCI + 3H2O
SbCl3 + 4NaOH(KOHu) = Na[Sb(OH)4] + 3NaCL
7. 2SbCl3 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = Sb2O3i + 6NH4CI + 3H2O (кип ).
8. 2SbCl3 + 3Na2CO3(KOHU.) = Sb2O3i + 6NaCl + 3CO2T (кип.)
9 2SbCI3 + 3H2 = 2Sb + 6HCI (730—750° C),
4SbCl3 + 3Li[BH4] = 4SbH3T + 3L1C1 + 3BCi3 ( 70° С, в эфире).
10. 2SbCl3 + 3Fe = 2Sbi + 3FeCl2 (в конц. HCI).
II. SbCI3 + Cl2 = SbCIs (74-80° C)
12. 2SbCI3 + 3H2S = Sb2S3i + 6HC1 (в разб HCI).
13. SbCl3 + 3AgNO3 = Sb(NO3)3 + 3AgCli (в ацетоне).
14. SbCl3 + 2МС1(конц) = M2[SbCI5] (M = Na, K, Rb, Cs),
2SbCI3 + 3CsCI = Cs3[Sb2Cl9]J< (в конц HCI)
15. 2SbCI3 _эл!Утролиз > 2Sb (взрывч )Ф [катод] + ЗС12Т[анод]
(0° С, в конц. HCI).
382. SbCl5 — ХЛОРИД СУ РЬМЫ(У)
Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В
вакууме перегоняется без разложения В твердом состоянии имеет ионное
строение (SbCI^Cl. Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной
хлороводородной кислотой, щелочами Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см. 3811
Mr = 299,02; d = 2,346(20); t„n = 2,8° C; /кип = 140° С (разл.)
1 SbCI5 = SbCl3 + Cl2 (выше 140° C).
2 SbCl5 + Н2О(хол.) = 2HC1 + 8ЬС13ОФ(желт),
2SbCh + 5H2O = Sb2O51 + 10HC1 (кип.).
3 SbCI5 + НСЦконц.) = H[SbCl6J.
4 SbCIs + 6NaOH(Koim) = Na[Sb(OH)6]4< + 5NaCl.
5. SbCix*) + 5HF<r) = SbFs + 5HC1 (комн).
6. 38ЬС1${ж) + 25Ь(порошок) = 5SbCh.
7 SbCl5(M) + MCI = M[SbCl6] (M = Na, К).
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. 3811
Мг= 173,20.
1 5Sb(Cl)O = Sb4Cl2O5 + SbCI3
6Sb(Cl)O = 2Sb2O3 + 2SbCI3
2. 2Sb(Cl)O + H2O = Sb2O3i + 2HC1
(170 250° C),
(выше 320° C).
(кип.)
199
3. 4Sb(Cl)0 + H2O = Sb4CI2O5l + 2HCI (50° С, в разб. HCI).
«апгаротов порошок»
4. Sb(Cl)O + ЗНСЦконп) = H[SbCl4] + Н2О
5. 2Sb(CI)O + 4HNO3(kohlj.) = Sb2O5l + 4NO2 + 2HCI + H2O (кип).
6. Sb(Cl)O + 2NaOH(KOHii.) + H2O ——> Na[Sb(OH)4] + NaCI.
384. Sb2S3 — 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-
плсксы. Получение см. 3738, 38112
Мг = 339,70; d = 4,63, 4,15(аморфн.); ГПл = 550.5° С;
(кип = 1160° С.
I. Sb2S3(T) + 13Н2О 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 3HS + НзО\ рПР25 = 89,66.
2. Sb2S3 + 12НС1(конц., гор.) = 2Н3[5ЬС1б] + 3H2ST.
3. Sb2S3 + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + 3Si + 3SO2T + 6H2O.
4. Sb2S3 + 28HNO3(kohh.) = Sb2Os4< + 3H2SO4 + 28NO2 T + 11H2O (кип.)
5. Sb2S3 + 4№ОН(конц., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4]
6. 2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2 (340° C),
Sb2S3 + 5O2 = (Sbl,1Sbv)O4 + 3SO2 (550—600° C)
7. 2Sb2S3 + 9C12 —4SbCl3 + 3S2C12 (250° C).
8. Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb (600—1W C).
9. Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OH)6] + 2Cu2S 1 + CuSl
(кип).
10. Sb2S3 + 3Na2S(KOHH.) = 2Na3[SbS3J.
11 Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[SbS4],
Sb2S3 + 8NaOH(lO%-fi) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O (кип).
12. Sb2S3———> (AgSb)S2(cep.) Ag3[SbS3](KpacH ) [500 600° С].
385. Sb2Ss — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(У)
Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чув-
ствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SbInSb45s4
и S. Не рашворяегся в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами
Образует тиокомплексы. Получение см. 373b, 3903 4.
Л/г = 403,83; </=4,12.
I. Sb2S5 = Sb2S3 + 2S
2. Sb2S5 + 6НС1(конц„ гор.) = 2SbCI3 + 2Si + 3H2S?.
(120—170° C).
200
т
8Ь285(суспснзия) = Sb2S3l + 2S1 (кип., в разб. НС1).
3. Sb2S5 + 40HNO3(kohli.) = Sb2O5i + 5H2SO4 + 40NO2 + 15H2O (кип.).
4. 4Sb2Ss + 18NaOH(KOHLi., гор.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OH)6]>L.
5. 2Sb2S5 + 15O2 = 2Sb2O5 + 10SO2 (100- 200° C).
6. Sb2Ss + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS4]
386. H|ShCl6| — ГЕКСАХЛОРОСТИБА 1(V) ВОДОРОДА
Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде нс
выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрирован-
ной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат H[SbCl6] Н2О
имеет строение (Н3О+)[8ЬС1б]“. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Получение см. 3734 3755 , 3821.
М, = 335,48; /11Л = 44° С(4,5-гидрат).
I I 7
I. H[SbCU] • 4,5Н2О(т) - Н[8ЬС1б] • Н2О + 3,5Н2О (комн., над конц. H2SO4),
Н[5ЬС1б] • Н2О = SbCls + HCI + Н2О (70 - 80° С, примесь SbCl3O).
2. Н[8ЬС16](разб.) + Н2О(хол.) = SbCl3O I + ЗНС1,
2H[SbCI6] + 5Н2О = Sb2O5l + 12HCIT (кип).
3. Н[8ЬС16](разб ) + Н2О = Н3О+ + [SbCl6] (в конц. НС1).
4. 2H[SbCI6] + 12Ь4?ОН(разб ) = 8Ь2О5Ф + 12NaCl + 7Н2О (кип.),
H[SbCI6] + 7№ОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]4- + 6NaCI + H2O.
5. 2H[SbCl6] + 12(NH3 Н2О)[конц.] = Sb2O5i + I2NH4CI + 7H2O.
387. NafSbFfil — ГЕКСАФТОРОСТИБАТ(Х) НАТРИЯ
Белый, плавится при нсопреде генной температуре (возможно, с разложением).
Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов
не образует Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, раз-
лагается щелочами. Получение см. 37520, 3805.
Мг = 258,73; d = 3,38; /пл >350° С; к, = 128,6(20)
I Na[SbF6](pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [SbF(,]
[SbFe]- + Н2О <=> [SbOF4F + 2HF.
2. 2Na[SbF6] + H2O < > Na2[Sb2OFio] + 2HF (в разб HF),
№[8ЬГбКконц.) + 3HF(kohu) = H3[SbF8] + NaFi (0° C).
3. Na[SbF6] + NaOH(pa36.) = Na[Sb(OH)F5] + NaF,
Na[SbF6] + 6NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OH)6]J< + 6NaF.
388. K[Sb(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОСТИБА F(V) КАЛИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде,
концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислога-
ми. Очень слабый окислитель. Получение см. 3849
201
Л/г = 262,89; к. = 0,4(lb), 1,1(80).
1. K[Sb(OH)6] = KSbO3 + ЗН2О (680° С).
2. К[8Ь(ОН)6](разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Sb(OH)6f (в разб. КОН)
3. K[Sb(OH)6](T) + Н2О(гор.) [Sb(H2O)(OH)5](p) + КОН
4. 2К[5Ь(ОН)б](суспензия) —-—> Sb2Os 1 + 2КОН + 5Н2О (кип ).
5. K[Sb(OH)6] + 6НС1(конц.) = K[SbCI6] + 6Н2О.
6. 2K[Sb(OH)6] + 2Н1МО3(разб) = Sb2O5l + 2KNO3 + 7Н2О (кип.).
7. 2K[Sb(OH)6] + бНЦконц) = Sb2O3i + 212i + 9Н2О (кип ).
8 K[Sb(OH)6] + 4К28(насыщ.) = K3[SbS4jl + 6КОН (0° С).
389. Na3[SbS3] — ТРИТИОСТИБА 1 (!!!) НАТРИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Очень
хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами.
Получение см. 3845 °
М, = 286,92; Гпл « 600° С; к, « 230(20).
1. Na3[SbS3] 9Н2О = Na3[SbS3J + 9Н2О (150° С).
2. Na3[SbS3](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS,]3-.
3. 2Na3[SbS3] + 6НС1(разб.) = Sb2S3i + 3H2S? + 6NaCl.
4. Na3[SbS3] + 4NaOH(KOHu , 10р.) = Na[Sb(OH)4] + 3Na2S к
5. №3[8Ь83](влажн.)—°2 > \а3[8Ь5лОз_л] (л =1,2).
6. Na3[SbS3] + S = Na3[SbS4] (кип. в конц. Na2S).
390. Na3|SbS4| — ТЕТР АГИ ОСТИ bAT(V) НАТРИЯ
Соль Шлиппе. Желю-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.); /,1Л = 87° С(кр.);
к,= 13.3<О), 66,3(|ОО).
I. Na3[SbS4]-9H2O = Na3[SbS4]+9H2O (108 180°С),
Na3[SbS4] 9Н2О = Na[Sb(OH)6] + Na2S + 3H2S + ЗН2О (выше 230° С)
2. Na3[SbS4J(pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS4]'
3. 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб , хол.) = Sb^s^ + 6NaCl + 3H2S?,
2Na3[SbS4] + 6НС1(разб , гор.) = 8Ь283Ф + 2Sl + 6NaCI + 3H2S T
4. 2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S5l + 3H2S?
5. Na3[SbS4] + 6NaOH(KOHU ) = Na[Sb(OH)6]i + 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 сильноконцен трирован-
ных кислотах-окислизелях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и
азо той кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогена-
ми. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 4054’5, 4318.
Мг = 208,980; d(T) = 9 790; </(ж) = 10,27(272);
/пл = 271,44° С; /кип = 1564° С.
1. 2Bi + 6Н2БО4(40%-я) —L-► Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2О.
2 Bi + 4HNO3(pa36.) = Bi(NO3)3 + NO? + 2H2O.
3. Bi + ЗНСЦконц.) + HNO3(kohu.) = BiCl3 + NO? + 2H2O (кип.).
4. 4Bi + 3O2 = 2Bi2O3 (500—1000° С, сгорание на воздухе).
5. 2Bi + 5F2 = 2BiF5 (600 -700° C),
2Bi + 3E2 = 2BiE3 (200° С; E = Cl, Br, I).
6 2Bi + 3E = Bi2E3 (300 400° С, p\ E = S, Se, Те).
7. 2Bi + 3Mg = Mg3Bi2 (300 400° C),
Mg3Bi2 + 6НС1(конц.) = 3MgCl2 + 2BiH3? (0° C).
8. Bi + 3N2O4 = Bi(NO3)3 + 3NO (70—110° C).
9. 4Bi + 4H2O +3O2 + 2CO2 —2Bi2CO3(OH)4 T
10. 2Bi + 3HgCb(nacbim.) = 2BiCl3 + 3Hgl
392. Bi2o3 — ОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым При про-
каливании сублимируется, термически устойчив. Не peai ирует 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, 397*, 405?
Мг = 465,96; d = 8,90; = 825° С; гкип = 1890° С.
1. Bi2O3(T) + ЗН2О 2Bi,n + 6ОН ; рПР25 = 78,30.
2. Bi2O3 + 6НС1(конц , гор.) = 2BiCl3 + ЗН2О.
3. Bi2O3 + ЗН2БО4(40%-я) = Bi2(SO4)3 + ЗН2О.
4. Bi2O3 + 2НР(конц.) = 2Bi(O)F4 + Н2О
(комн.).
203
5. Bi2O3 + 3(NH4)2CO3 —I—► Bi2CO3(OH)41 + 6NH3 T + 2CO2 T + H2O
(кип.).
6. Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O (240—270° C),
Bi2O3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO (800—900° C).
7. Bi2O3 + 6МОН(40%-й) + 2E2 = 2MBiO3i + 4ME + 3H2O
(кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br).
8. 2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3 (450—600° C),
2Bi2O3 + 6Na2d2 = 4Na3BiO4 + O2 (350—600° С, примесь Na5BiOs),
Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O (400—500° C).
9. Bi2O3 + 2H2O e—-л- > 2H2T (катод) + Bi2Os i(aHOfl) [в конц. КОН].
393. Bi2O5 — ОКСИД ВИСМУТ A(V)
Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Нс
реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кисло-
род. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2Os «Н2О. Разлагается кислота-
ми, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992.
Мг = 497,96; d=5,IO.
1. 2Bi2O5 = 2(BiIHBiV)O4 + O2 (выше 350° С).
2. Bi2Os • «Н2О = Bi2Os + «Н2О (120° С, в атмосфере О2).
3. Bi2Os • лН2О(суспензия) —-—> 2Bi(OH)3l + О2Т + (/? - 3)Н2О (комн.).
4. Bi2O5 + 10НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + 2С12Т + 5Н2О,
Bi2Os + 3H2SO4(kohu.. гор.) = Bi2(SO4)3 + О2Т + ЗН2О.
5. Bi2Os + 2NaOH(Konn.. хол.) = 2NaBiO3i + Н2О. I
6. 5Bi2Os + 30HNO3(kohu.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMnO4 + 9H2O +
+ 4H2SO4.
394. (BiinBiv)O4 — ТЕГРАОКСИД ВИСМУ1 А(У)-ВИСМУТА(П1)
Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Нс реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный
окислитель. Получение см. 3931, 3992
Л/г = 481,96; d = 5,6; гпл = 305° С.
1. 2(BiinBiv)O4 = 2Bi2O3 + О2 (500—550° С).
2. (BiniBiv)O4 + 8НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + С12Т + 4Н2О
3. 2(Bi,nBiv)O4 + 6H2SO4(kohu., гор.) = 2Bi2(SO4)3 + O2t + 6Н2О.
4. 5(BinlBiv)O4 + 30HNO3(kohu.) + 2MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 2HMnO4 +
+ I2H2O + 2H2SO4.
395. Bi(OH)3 — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, аморфный, при слабом надевании разлагается. Не растворяется в воде.
Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель
и окислитель Получение см. 3933. 3976. 3985
204
Мт = 260,00; d = 4,36; рПР25 = 35,52
I. Bi(OH)3 = BiO(OH) + H2O (100° C)
2. Вг(ОН)з + ЗНС1(конц., гор.) = B1CI3 + 3H2O,
2Bi(OH)3 + 3H2SO4(40%-b) = Bi2(SO4)3 + 6H2O,
Bi(OH)3 + ЗНКОз(конц.) = Bi(NO3)3 + 3H2O.
3. 6Bi(OH)3 + бНС1О4(конц.) = [Bifi(OH)i2](ClO4)6 + 6H2O.
4 В1(ОН)з + HF(kohu.) = Bi(O)F i + 2H2O.
5. В1(ОН)з + 3№ОН(конц.) + E2 = NaBiO3i + 2NaE + 3H2O (E = Cl, Br),
В](ОН)з + ЗКОН(конц) + К252Об(О2) = КВЮз i + 2K2SO4 + 3H2O (кип ).
6. Bi(OH)3 + ЗКОН(конц.) + 2KMnO4 = KBiChi + 2K2MnO4 + ЗН2О
7. 2ВЦОН)з + 3№ОН(конц.) + 3Na[Sn(OH)3] = 2Bil + 3Na2[Sn(OH)6].
396. BiO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА
Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислитель-
но-восстановительные свойства. Получение см. 3951
Мг = 241,99; U = 415°C
1. 2В1О(ОН) = ВЬОз + Н2О (500—600° С).
2. В1О(ОН)(Т) + Н2О <=> Bi111 + ЗОН ; рПР18 = 9,40.
3. BiO(OH) + ЗНС1(копц., гор.) = B1CI3 + 2Н2О,
2BiO(OH) + 3H2SO4(kohh.) = Bi2(SO4)3 + 4Н2О.
4. BiO(OH) + 3NaOH(KOHn.) + Cl2 = NaBiO3i + 2NaCl + 2H2O.
5. 2BiO(OH) + 3NaOH(KOHn.) + 3Na[Sn(OHh] + 2H2O = 2Bi I + 3Na2[Sn(OH)6J.
397. Bi(NO3)3 — НИТРАТ ВИСМУTA(IH)
Белый, при слабом надевании разлагается. Гидролизуется водой, твердый
продукт гидролиза с условной формулой В1ЫОз(ОН)2 в зависимости от условий
имеет различный состав (5 10)В12Оз • (4 9)N 2О$ (7-9)Н2О («жемчужные бели-
ла») Кристаллогидрат В1(ТЧОз)з • 5Н2О имеет строение [В1(Н2О)з(>Юз)з] • 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 к, 3952
Mr = 394 99; d = 2,83(кр.); Г|1Л = 75,5° С(кр.).
1. 2Bi(NO3)3 = 2Bi(NO3)O {точнее, [В16О6]^Оз)б} + 4МО2 + О2 (200° С),
4Bi(NO3)3 = 2В12Оз + 12NO2 + ЗО2 (700° С).
2. В1(ЫОз)з 5Н2О I В1(МОз)з(иасыщ.) + 5Н2О (комн., в разб. HNO3).
В1(МОз)з 5Н2О —> Bi(NO3)2OH + HNO3 + 4Н2О (комн., над КОН).
В1(ЫОз)з • 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.) + 24H2O (хол.) = [Bi6(OH)12]6+ + 12H3O+ + 12NO3
(в разб HNO3).
4. Bi(NO3)3 + 2H2O = BiNO3(OH)2l + 2HNO3 (кип.).
5 Bi(NO3)3 + 4НС1(конц., хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3.
6. Bi(NO3)3 + 3NaOH(pa36.) = Bi(OH)3i + 3NaNO3.
7. 2Bi(NO3)3 + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2
(600° C),
Bi(NO3)3 + NaClO + 4NaOH(KOHn) = NaBiO31 + 3NaNO3 + NaCI + 2H2O
(кип.).
8 Bi(NO3)3 + ЗКР(разб.) = BiF3l + 3KNO3 (в разб HNO3),
Bi(NO3)3 + NaCI + H2O = Bi(Cl)Ol + NaNO3 + 2HNO3.
9 2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S3i + 6HNO3.
10. Bi(NO3)3 + H3EO4 = BiEO4i + 3HNO3 (E = P, As).
II. 2Bi(NO3)3 + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OH)4I + 2CO2T + 6NaNO3.
398 Bi2(SO4)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. 391З923,
4034, 4052.
Мг = 706,15; </ = 5,08; гпл = 710оС(р)
1. Bi2(SO4)3 = Bi2(SO4)O2 + 2SO3 (выше 400° С).
2. Bi2(SO4)3 + 2Н2О = 2BiSO4(0H)4- + H2SO4.
3. Bi2(SO4)3 + 8НС1(конц., хол.) = 2H[BiCl4] + 3H2SO4. i
4. Bi2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4 (возможно, H[Bi(SO4)2]).
5 Bi2(SO4)3 + 6NaOH = 2В1(ОН)3Ф + 3Na2SO4.
399. NaBiO3 — ВИСМУТАТ НАТРИЯ
Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под
горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый
Na3BiO4, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кис-
лотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927 к, 3955, 3977.
= 279 97.
I NaBiO3 + 6НС1(конц., хол.) = Na[BiCl4] + С12Т + ЗН2О.
2. 2NaBiO3 + 2HNO3(pa36„ хол.) = (и - 1)Н2О = Bi2O5 nH2Oi + 2NaNO3,
4NaBiO3 + 4HNO3(kohh.) = 2(Bi,nBiv)O4 + 4NaNO3 + O2t + 2H2O (кип ).
3 NaBiQ3l+ 2NaOH (40%-й) —Na3BiO4>L + H2O (кип).
4. IONaBi03 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = 5Bi2(SO4)3 + 4HMnO4 + 14H2O + 5Na2SO4,
6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4)2 = 3Bi2(SO4)3 + 2K2Cr2O7 + 3Na2SO4 + 4H2O
206
400. Bib з — ФТОРИД ВИСМУTA(III)
Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Нс 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.
Л/г = 265,97; /=5,32; t„„ = 727° С; Un = 900° С.
1 B1F3 + Н2О(гор.) = Bi(O)14 + 2HF.
2. 2B1F3 + ЗН25О4(конц., гор ) = Bi2(SO4)3 + 6HF Т.
3. BiFs + F2 = BiF5 (460- 550° С).
4. BiF3 + MF(kohu) = M[BiF4] (M = K+,NH4+).
401. Bibs — ФТОРИД ВИСМУТА(У)
Белый, очень гшроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реаги-
рует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и
фторагент. Образует фторокомплексы Получение см. 3915, 4003
Мг = 303,97; d = 5,4; U = 151 ° С; Un = 230° С
1. B1F5 = B1F3 + F2 (725—800° С).
2. 3BiF5 + ЗН2О(хол.) = 3BiF3i + О3Т + 6HF,
3BiF5 + 6Н2О(гор.) = 3Bi(0)Fj< + О3 Т + I2HF
3. BiF5.+ 2НС1(конц., гор.) + Н2О = Bi(O)Fl + С12Т + 4HF.
4. BiFs + 6NaOH(KOHU.) = NaBiOsi + 5NaF + 3H2O.
5. 2BiF5 + С(графит) = CF4 + 2BiF3 (170° C)
6. BiF5()K) + KF = KfBiFe].
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 хлорокомплсксы. Получение см. 3915, 3922, 3952.
Мг = 315,34; <7=4,75; и = 232° С; Un = 441° С
1. BiCU Н2О1 < 7 В1С1з(насыщ.) + Н2О
2. BiCh + Н2О = BiCl(OH)2i + 2HCI
BiCl(OH)2 = Bi(Cl)O + Н2О
3. BiCh + НС1(20%-я, хол.) = H[BiCl4j(p),
2H[BiCU](P) + НС1(20%-я, хол.) <=? Нз[В12СЦР),
H[BiCI4](p) + ЗНС1(36%-я, хол.) = Нз[В1С16](Р),
H[BiCl4](p) = BiCl3 + HCI
4. 2BiC13(T) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 6HClT
(комн., в разб HCI).
(кип. в разб. НС1),
(260—280° С).
(кип. в конц. НС1).
(кип)
207
5. BiCI3 + 2NaOH(Konn ) = В1(С1)0Ф + 2NaCI + H20
6. 2BiCl3 + O2 = 2Bi(CI)O + 2CI2
7. BiCh + NO2 = Bi(CI)O + NO + Ch
8 B1CI3 + ЗНЦразб.) = Bil3i + 3HCI.
9 BiCh -KC'-> MBiiCIs], К2[BiCl5], К3[BiClfi]
(250—350° C)
(200-300° C)
(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 3978. 4022'6.
Мг = 260,43; d = 7,72; /Г1Л = 232,5° С
1 3Bi(CI)O = В12О3 + B1CI3 (575—600° С).
2. Bi(Cl)O(T) + Н2О = BiCI(OH)2i.
В1С1(ОН)2(суспензия) <zzz? Bi111 + СГ + 2ОН ; рПР25 = 35,47.
3. Bi(Cl)O + ЗНС1(конц., хол.) —H[BiCI4] + Н2О.
4. 2Bi(Cl)O + 3H2SO4(kohh.) = Bi2(SO4)i + 2Н2О + 2HClt (кип).
5. 6Bi(Cl)O + 6НС1О4(конц.) + 6Н2О = [Bi6(0H)|2](C104)61 + 6НС1 (0° С).
6. 2Bi(CI)O + 2NaOH(KOHu., гор.) = В120з + 2NaCI + Н2О
7 Bi(Cl)O + 3HF(r) = BiF3 + Н2О + НО (300° С).
8. 4Bi(CI)O + ЗС(кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl (300—400° C).
404. Bih — ИОДИД ВИСМУТA(11I)
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, 4028.
Mr = 589 69; d = 5,778; Гпл = 407,7° С,
/кип = 542° С(разл ); рПР|К = 18,09.
1 . Bih = Bil + 12 (выше 542° С)
2 Bih + Н2О(гор.) = Bi(I)Ol + 2HI.
3 . Bih + НЦконц., хол.) = H[BiI4]
4 . 8B1I3 + 15Н25О4(ко1щ., гор.) = 4Bi2(SO4)3 + I212i + 3H2S t + 12H2O.
5 2BiI3 + I 2HNO3(kohu.. гор.) = 2В1(\Оз)з + 3I21 + 6NO2? + 6H2O.
6 ВЛзщ + 2NaOH(KOHn.) Bi(I)O^ + 2Na! + H2O.
7 Biha) + 312 Bi[l(l)2h(P) (в разб. HI).
8 . Bih + КЦконц) = K[BiI4] (желт.),
K[BiI4](p) = KI + B1I3 i (разбавление водой)
208
405. Bi2S3 — СУЛЬФИД ВИСМУТА(Ш)
Висмутин Коричнево-черный, при прокаливании разлагается Нс растворяй-
ся в воде, нс 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. 3916, 3979.
Л/г = 514.16; г/= 6,38; = 685° С(разл); рПР25 = 104,05.
I Bi2S3 = 2BiS + S (выше 685° С).
2. Bi2S3 + 12H2SO4 (конц., гор.) —Bi2(SO4)3 + I2S0/T + 12Н2О (кип ),
Bi2S3 + 24HNO3(kohi(., гор.) = Bi2(SO4)3 + 24NO? + 12НЮ
3. 2Bi2S3 + 9O2 = 2Bi2O3 + 6SO2 (выше 400° C).
4 Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS (1000° C).
5. 4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2 (700—800° C).
6 Bi2S3 + 3(NH4)2CO3 + 2H2O —T—> Bi2CO3(OH)4 i + 6NH3t + 2С0/Г +
+ 3H2S? (кип).
7 Bi2S3 + Nla2S = 2Na[BiS2] (600- 800° C).
ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ
КИСЛОРОД
406, O2 —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.) |Л/Г (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 О (в большей степени, чем О3),
образующийся при термическом разложении многих соединений или получае-
мый искусственно из молекулярного кислорода О2 непосредственно в зоне
реакции. Природный кислород содержи! изотоп |6О (с примесями |7О, |!<О).
Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкою воздуха
при глубоком охлаждении, электролиз воды (521) и расплава щелочи (2832); в
лаборатории см. 263fi. 52', 132Г 260L 4. 4081'|4. 4971. 5015951, 78914. 7981'7
Mt= 31,998; J(1)= 1,288( 2|9>; d^ = 1,14<IK3);
p= 1.42895 г/л (н.у.); zim = -218,7° C = 182,962° C;
r, = 4.89(<l>, 3,10(2O), I 78(!iO)
209
I.
2
3.
4.
5
6
7.
8.
9
10
II
12.
13.
14
15
16
17
18.
19
20.
О <---» 20"
(электрич разряд; УФ-облучение; выше 2000° С),
О2 + О0 <=> Оз.
О? ———> НО2, Н2О21 Н20з, Н2О4 ( 196° С, электрич разряд)
О2 + 2Н2 = 2Н2О (550 С, сгорание Н2 в О2)
элементарные акты. О2 + 1з2 = 2ОН , ОН’ + Н2 = Н2О + Н°. Н° + О2 =
= ОН0 + 0° о° + н2 = он" + н°
О2 + 2H°(Zn. разб. НС1) = Н2О2.
О2 + F2 = O2F2
O2 + N2<zz? 2NO
О2 + s — SO2
5О2 + 4Р(красн.) = РЮю
О2 + С(графит) = СО2
О2 + 2С(графш) = 2СО
Ог(воздух) + 4Li = 2Li2O
О2 + 2Na = Na2O2
О2 + Na2O2 = 2NaO2
О2(воздух) + К = КО2
О2(воздух) + М = МО2
О2 + 2Mg = 2MgO
ЗО2 + 4А1 = 2А12Оз
2Са + О2 = 2СаО
2О2 + ЗВа = 2ВаО + ВаО2
О2 + 2Ва = 2ВаО
О2 + 2ВаО = 2ВаО2
О? + ВаО2 - Ва(О2)
О2 + 2Zn = 2ZnO
О2 + 4Cu = 2Си2О
О2 + 4Рс(ОН)2(суспснзия) = 4FeO(OH)i + 2Н2О
О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з1
О2 + Н28О4(разб ) + Pb = PbSO4i + Н2О2,
О2 + 4Н2О + 2TiCh + 2НС1 = Н2О2 + 2Н 2[TiCl4(OH)2],
О2 + 2H[SnCl3] + 6НС1(разб ) = 2H2[SnCl6] + 2Н2О.
1 IO? + 4Fe(S2) = 2Ре20з + 8SO2 (обжиг на воздухе).
О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 Н2О) = [Co2(NH3)io (ц-О2 )] (NO3)4] + ЮН2О
О2 + HemFe = [HcmFe <-----0 = 0]
(HemFc гем-группа гемоглобина крови)
(-183° С электрич разряд),
(электрич. разряд).
(сгорание па воздухе),
(сгорание на воздухе)
(600—700° С, сжигание на воздухе),
(выше 1000° С)
(выше 200° С примесь Li2O2)
(сжигание на воздухе примесь Na2O)
(400° С р).
(примесь К.2О2),
(М = Rb, Cs).
(сгорание на воздухе),
(сгорание на воздухе).
(выше 300° С),
(ci орание на воздухе),
(выше 800° С)
(до 500° С)
(до 100° С. р).
(сгорание на воздухе),
(160 250° С)
O2 + PtF6=(O+)[PtF6],
О2 + F + 3F2=(O;)[EF6]
(150 500е 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 -250° С Плохо растворяется в воде лучше—в тетрахлориде
углерода и различных фторхлоруглеродах Очень сильный окислитель (значи-
тельно сильнее, чем Оз но слабее, чем О°); 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 - озона торе.
См. также 4092
Мг = 47,997; = 1,73(“|93); dw = 1,46(’"2);
р = 2,144 г/л (н.у.); тпл = 192,7° С; тки11 =-111,9° С;
у5 = 49 4(0), 45 4(|8).
Оз <=» О2 + О0
Оз + О0 = 2О2
20з = ЗО2
1
2.
3
4
5.
6.
7.
8
9
10.
11
12.
13.
(УФ-облучение),
(кат NO, Cl2, Pt, CuO, CCIF3 при УФ-облучении).
(250° С, кат МпО2),
20з(Р) > ЗО2(Р)
Оз + Н2О2 — 2О2 + Н2О.
2Оз + 2Н° = 2НО2 + О2
Оз + М2О2 = МОз + МО2
О3 + МО2 — МОз Ог
Оз + МОН = МОз + ОН0
40з + 4МОН = 4МОз + О2 + 2НгО
Оз + 4МНз(Ж) + Li — [1д(Т\1Нз)4]Оз
(комн.)
( 196° С; примеси Н2О2, Н20з, Н2О4)
(М = К. Rb, Cs; в жидк CCI2F2),
(комн)
(М = К Rb, Cs; в жидк NH3),
(комн).
( 40° С).
Оз + NO = NO2 + О2 (разрушение озонового слоя ашосферы Земли).
Оз + Н2О + 2KI = I2I + О2Т + 2КОН
ЗОз + KI = КЮз + ЗОгТ (в гор конц. КОН)
20з + 2Ag = (Ag'Ag’,l)O2 + 2О2 (комн.)
Оз + Нг5(г) = SO2 + Н2О,
40з + 3H2S(P) = 3H2SO4.
4Оз + 3PbS = 3PbSO4 (комн ).
Оз + Mn(NO3)2 + Н2О = МпО2Ф + О2? + 2HNO3.
408. Н2О2 — ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая) Разлагается на
свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, Н3РО4, Na4P2O7. Пере-
I онястся в вакууме без разложения Лучше, чем вода, растворяет КС1, Na2SO4,
K2SO4, хуже —NaCi, NaNO3 Неограниченно смешивается с водой, образуя
слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют
30%-й раствор (пергидроль) Гидраз Н2О2 2Н2О имеет ионное строение
НзО+[Н2Ог(ОН)] . Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окис-
лительная функция преобладает. Получение см. 1324, 4392, 4403' , современный
211
промышленный способ синтеза безводного Н2О2— авгоокислснис 2-этилант-
рагидрохинона кислородом воздуха.
Л/г = 34.01; J(T) = 1,71 (-2<1); </(ж) = 1,448(20):
/пл = 0,43° С: /КИ|1 = +150° С(разл.).
1
3.
4.
2Н2О2 = 2Н2О + О2 (выше 150° С или комн., кат. NaOH, МпО2, Pt, Си).
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
Н2О2 • 2Н2О(т) = Н2О2 + 2Н2О
Н2О2(разб.) + Н2О <=> НО2 + Н3О+; р/С = 11,62
Н2О2(разб.) + NaOH(pa36.) = NaHO2 + Н2О.
Н2О2(конц.) + Ва(ОН)2 = ВаО21 + 2Н2О
2Н2О2(гор.) + Н2О + 2LiOH = Li2O2 Н2О2 ЗН2О I
Н2О2 + H2SO4 + 2KI = I2i + 2Н2О + K2SO4,
Н2О2 + 2KI = I2l + 2КОН,
ЗН2О2 + KI = KIO3 + ЗН2О
Н2О2 + H2SO4 + 2FcSO4 —L—> Fe2(SO4)3 + 2H2O,
H2O2 + KNO2 —> KNO3 + 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)2 = MnO2i + 2Н2О.
2Н2О2(ж) + N2H4 = N2? + 4Н2О.
Н2О2 + Оз = 2О2Т + Н2О.
(выше -50° С).
(в этаноле).
(в конц. КОН).
(в разб. H2SO4).
Н2О2 + С12(иасыщ.) = О2? + 2НС1.
Н2О2 + Ag2O = 2Agi + О2Т + Н2О,
Н2О2 + 2Hg(NO3)2 = О2Т + Hg2(NO3)2 + 2HNO3.
2Н2О2 + Са(С1О)2 = СаС12 + 2Н2О + 2О2Т,
5Н2О2 + 3H2SO4 + 2КМпО4 = 2MnSO4 + 5O2t + 8Н2О + K2SO4
Н2О2 + TiSO4(OH)2 + K2SO4 = K2[Ti(SO4)2(O^)] + 2H2O
желто-оранж.
Н2О2 + TiSO4(OH)2 + 2H2O = [Ti(H2O)4(O^)]SO4
жел i.
(в разб. KOH),
(в разб. H2SO4).
16. 3H2O^)^=? 2HO2 + 2H2O
(комн., каг. Ti"1, Fe11. Ceiv).
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
Мг = 54,00; р = 2,421 г/л (н.у.); /пл = 223,8° С,
/кип = -144.8° С; Vv = 6,8(,,), 40('8).
212
1. 2OF2 = O2 + 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, Br, I).
4. OF2 + 2NaOH(pa36„ гор) = O2T + 2NaF + H2O.
5. OF2 + 2H2 = H2O + 2HF (комн )
6. 3OF2 + 4NH3 = 3H2O + 6HF + 2N2 (200° C)
7. 2OF2 + F2 + N2H4 = 2NF3 + 2H2O (150° C).
8. 2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2 (выше 25° C)
9. OF2 + 2C1F3 = CIOF3 + C1F5 (комн.).
10. 4OF2 + 2EF5 =2(O;)[EF6] + 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 406
Мг = 69,99; d= 1,45(-St!); /пл = -163°С;
Uii = -57° С(разл.).
1. O2F2 — О2 + F2
2. O2F2 + Н2О = 2HF + 30°
3 O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2
4. 2O2F2 + 4№ОН(разб.) = 4NaF + 2Н2О + ЗО2Т
5. O2F2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF
6. O2F2 + Хе = XeF2 + О2
7. O2F2 + CIF = CIO2F3
8. 2O2F2(X) + 2EF5 =2 (O£)[EF6J + F2
(выше 57° C)
(от 100 до 0° С)
(до 0° С, Е = С1, Вг, 1).
(комн.),
(комн.).
(-60° С)
(-78° С)
(Е = Р, As, Sb, Bi).
411. (Oj)|PtF6J — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНAT(V) 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. 40620, 409|0.
Л/г = 341,07; /пл = 219° С(д).
1 2(O£)[PtF6]= 2PtFs + F2 + 2О2 («100° С).
2. 2(O£)[PtF6]+ 4Н2О = PtO2i + H2[PtF6] + ЗО2 Т + 6HF.
3. 2(О;)[PtF6] + 2Н2О = 2H2[PtF6] + ЗО2Т (в конц. HF).
4. 2(О£)[PtF6]+ 16NaOH(KOHU.. гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + ЗО2Т + 12NaF + 2Н2О
213
5. (O£)[PtFJ+ 5H2 = Pt + 6HF + 2H2O
6. 2(O;)[PtF6]+ Xe = (Xe2+)[PtF6]2+ 2O2
2(O2+)[PtF6] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5
(50 70° C).
(комн.),
(комн).
СЕРА
412. S — СЕРА
Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух алло гропных модификациях
(ромбическая a-сера, моноклинная 0-сера) и в аморфной форме (пластическая
сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических
молекул Ss. 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 промышленное!и из природных мес-
торождений самородной серы, см. также 4139 ”, 4154 21 22, 42415 6
Мт = 32,066; d = 2.07(a), 1,96(0); /пл = 119,3° С;
Гкип = 444,674° С;
/(а-----> р) = 95,5° С
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
3S + 2Н2О(пар) = 2H2S + SO2 (выше 400° С).
S + 2Н25О4(конц.) = 3SO2 + 2Н2О (кип.),
S + 6HNQ3(kohh.) = H2SO4 + 6NO2 + 2Н2О (кип).
4S + 6NaOH(Konn.) = Na2SO3S + 2Na2S + 3H2O (кип., примесь Na2SO3).
4S + 4(NH3 • H2O [конц., гор] = (NH4)2SO3S + 2NH4HS + H2O.
S + H2 = H2S
S + O2 = SO2
S + 3F2 = SF6
S + Cl2 = SCI2
(150—200° C).
(280— 360° С, сгорание на воздухе, примесь SO3).
(комн).
(до 20° С).
8.
9.
10
II.
12.
13.
14.
15
16
2S + С12 = S2CI2
2S + 2С12 + О2 = 2SC12O (180—200° С,
2S + Br2 = S2Br2
2S + С(графит) = CS2
S + 2С12 + 4NaF = SF4 + 4NaCI
S + 2HI(r) = 12 + H2S
3S + 2SC12O2W = SC12 + S2C12 + 2SO2
S + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4
3S(M) + 2AgF = Ag2S*+ S2F2 [изомер (-SF)2J,
3S + NF3 = S(N)F + S2F2 [изомер S(S)F2]
S + 2Na = Na2S
3S + 2A1 = A12S3
(л - 1)S + Na2S(P) = Na2(S„)
S + Na2SO3(KOHu.) = Na2SO3S
(125—1-30° C),
кат. активный уголь)
(100° С, p).
(700—800° С).
(200—300° С, р)
(500° С),
(кат. AlCh).
(350—400° С).
(400° С, вак)
(выше 130° С).
(150—200° С),
[кип],
(кип ).
214
17. 3S + S02 = 2S2O [точнее, S(S)O] (выше 100° С, вак., электрич. разряд),
2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)O] (150—200° С, »ак.)
18. 10S + 12AgI + I6NH3(M) = S4N4 + 6Ag2Sl + 12NH4I.
19. 8S + 6SO3 + Н25О4(безводн.) =(88+)(Н8зОю)21 + SO21 (на холоду).
20. S HFw > (S26+)[EF6]2,(S82+)[EF6]2,(Si+MEF6]2 (E = As, Sb)
550° C 650° C 900° C _ 1500—2700°
21. S8(r) > 36(r)--------> S4(r) --------> S2(r) ---------> S(r)-
413. H2S — СЕРОВОДОРОД
Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфанов H2Sn (п = 1 -е-
4- 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. 118’ 4, 1384'6' ", 1394 , 17 2 2,
4124 ", 41514, 424 , 8362.
Мг = 34,08; р = 1,539 г/л (н.у.); /пл = - 85,54° С;
Гкип = - 60,35° С; ks = 0,71<0), 0,39(20\ 0,14(К0);
v, = 467(0), 258,2(2о), 91,7(К0); К, = (’70) = 1 10 ”.
1. H2S = H2 + S (400—1700° C)
2. 8H2S • 46H2O(t) (клатрат) = 8H2S + 46H2O (выше 0° C).
3. H2S + H2O<=? HS’ + Н3О+; рКк = 6 98,
HS’ + Н2О S2 + НзО+; рКк = 12,91.
4. H2S + H2SO4(kohu) = S4< + SO2T + 2H2O (комн.),
H2S + 3H2SO4(kohu.)= 4SO2t + 4H2O (кип.)
5 Н28(насыщ.) + 2НМОз(конц хол.) = Si + 2NO2 ? + 2H2O,
H2S + 8HNO}(kohu.) = H2SO4 + 8NO2? + 4H2O (кип).
6. H2S + NaOH(pa36.) = NaHS + H2O,
H2S + 2\аОН(конц.) = Na2S + 2H2O
7. Н25(насыщ.) + NH3 H2O = NH4HS + H2O.
8. H2S + 2NH3OK) = (NH4)2S (-40°C).
9. 2Н28(насыщ.) + O2 = 2Si + 2H2O (на свету),
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (250—300° С, сгорание на воздухе)
10. H2S + 4C12 + 4H2O = H2SO4 + 8HC1.
11. Н25(насыщ.) + E2 = Si + 2HE (E = Br, I).
12. 2H2S + 2Na = 2NaHS + H2 (150° C).
13 H2S + Sn = SnS + H2 (400-450° C)
14 H2S + ZnO = ZnS + H2O (800—1000° C)
215
15. Н28(насыщ.) + Na2CO3 = NaHS + NaHCO3.
16. Н28(насыщ.) + 2AgNO3 = Ag2S i + 2HNO3,
Н28(насыщ.) + MC12 = М8Ф + 2HC1 (M = Pb, Cu. Cd, Hg).
17. ЗН28(насыш.) + 2KMnO4 = 2MnO2l + 3Sl+ 2H2O + 2KOH,
ЗН28(насыщ.) + 4H2SO4 (разб.) + К2Сг2О7 = 3S1 + Cr2(SO4)3 + 7H2O +
+ K2SO4.
18. H2S + SO2 = H2S2O2 ( 70° C),
2H2S(r) + SO2(r) = 3S + 2H2O (комн., кат. H2O).
19. H2S(r) SO2(r) H2C) > 5(коллоид), H2S„Oe.
20. 2H2S + 6NaOH(KOHU.) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O
21. Процесс удлинения цепи
2H2Sw + S„C12 = H2S„+2 + 2HC1
Примеры: 2H2S + SC12 = H2S3 + 2HC1,
2H2S + S2C12 = H2S4 + 2HC1,
2H2S + S3C12 = H2S5 + 2HC1,
2H2S + S5C12 = H2S7 + 2HCI.
22. H2S + M(C2H5O) = MHSi + C2H5OH (M = Li, Na, К; в эфире).
23. H2S + SO3 = H2SO3S (до -5° С, в эфире),
H2S + HSO3CI = H2SO3S + HCI (до- 80° C).
24 H2S + SbFS(jK) + HF = (H3S+)[SbF6].4
25. 2H2S(x) H3S' + HS .
414. H2Sn — ПОЛИСУЛЬФАНЫ
Смесь H2S„ (и = 2 - 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость
(d<* 1,7<20>). Смесь H2S„ практически нс растворяет воду и сама мало растворя-
ется в воде (расслаивание). Все H2Sn имеют цепное строение HS(Sn_2)SH.
Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Реагируют с кислотами-
окислителями, разлагаются щелочами. Низшие H2Sn хорошо растворяют серу
(без образования высших H2S„). Получение смеси H2Sn см. 413, чистых H2S„(n =
= 2-4) 4142, высших H2S„ — 4132', 414*.
H2S2 ; Mr = 66,15; d = 1,334(20); Тпл = -89,6° C;
?кип = +70,7° C;
H2S3: Mr = 98,21; d= 1,491(20); тпл = -54°С;
^КИП - +69° С (вак);
H2S4 Mr = 130,28; d = 1,582(20>; тпл = -85° C;
H2S5: Mr= 162.35; d= 1.644(2(,); гпл = -50°С;
H2S6 Мг= 194,41; d = 1,688(2*”:
216
H2S7: Мт = 226,48; d = 1.721(20);
H2S« : Mr = 258.54; d = 1,747(20).
I- H2Sn(M) -----> H2S + HzSja-i.
2. Крекинг; H2Sn = H2Sn-„, + mS (при нагревании).
Примеры: H2S„ = H2S4 + (л - 4)S (75° C),
H2S„ = H2S2 + (л - 2)S (110°C),
H2Sn — H2S3 + (л - 3)S (125° C),
2H,S3 = H2S2 + H2S + 3S (выше 140° C).
3. H2Sn<p) ——> H2ST + (л - l)Si.
4. H2S„ + NaOH(pa36.) = NaHS + (n - 1) Si + H2O
5. 2H2S„f/,7 + ОДвоздух) = 2nSl + 2H2O,
2H2Sn + O2 = 2nSO2 + 2H2O (сжигание на воздухе)
6. H2S„ + H2SO4(kohh) = nSl + SO2 + 2H2O (коми).
7- H2Sn + 2НМОДконц.) = /?SX + 2NO2 + 2H2O (комн.).
8 Процесс удлинения цепи: 2H2S«^j + S„C12(X) = 2H2S3n + 2HC1.
Примеры: 2H,S2 + SC12 = H2S5 + 2HC1, 2H2S2 + S2CI2 = H2S6 + 2HCI.
2H2S2 + S3C12 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H2S, + 2НС1.
H2S„ > H,S„O3 [точнее, HO3S(S„_2)SH] (л = 3 7),
сульфанмоносульфоновые кислоты
H2S„O3 ——э. H2S„O6 ( 78° С, в эфире).
H2s„ -sc-^b- > H2S„O6 (в эфире).
415. SO2 — ДИОКСИД СЕРЫ
Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в
воде; медленно создает слабокислотную 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
412 s. 4134'9, 4165, 42414-16 |к, 8374
Мт - 64,06; d* = 1,462( н); р = 2,9269 г/л (н.у.);
/пл =-75,46° С; /кип = -Ю.1° С; к, = 22.8(О), 11,3(20), 2,1<90)
1. SO2 = S + O2 (2500° С).
2. 6SO2 46Н2О = 68О2(насыщ.) + 46Н2О (выше 12° С).
3. БОДразб.) + лН2О = SO2 • лН2О (сернистая кислота),
SO, z?H2O + Н2О <---» HSOj + НДГ + (л - 1)Н2О; р/Ск = 1.78,
HSO3 + Н2О <=? SO^’ + ЖО+; р/Ск = 7.20.
217
4. 3SO2 + 2Н2О(Ж) = 2Н28О4(разб.)+ Si (150° С. р).
5. SO2 + НЬЮз(конц ) = (NO+)HSO4 (0 - 5° С),
, SO2 + 2HNO3(k0hu„ гор ) = H2SO4 + 2NO2 Т
6, SO2 + 2NaOH(KOHu.) = Na2SO3 + H2O,
SO2 + NaOH(pa36.) = NaHSO3
7. SO2 + NH3 Н2О(разб ) = NH4HSO3,
SO2 + 2(NH3 Н2О)[конц.] = (NH4)2SO3 + H2O.
8. 2SO2 + Са(ОН)2(насыщ.) = Ca(HSO3)2(P) (комн),
SO2 + Са(ОН)2(суспензия) = CaSO3i+ H2O (кип.)
9. SO2 + H2O + Na2SO3 = 2NaHSO3.
SO2 + Na2SO3(Hacbmj.) = Na2S2O3 (в этаноле, в атмо фере Н2).
10. SO2+№гСОз(конц.) = Na2SO3 + СО2 Т (комн.),
2SO2 + №2СО3(конц.) = Na2S2O5 + СО2Т (40—60° С).
11. 2SO2 + O2 = 2SO3 (400—500° С; кат. Pt. V2O5, Fc2O3),
2SO2 + 2H2O + O2 —2H2SO4.
12 501 ™™.6p»w SOa [T°4Hee.SO2(Oj)]. S2O, [точнее, S2Os(O22)).
13. SO2 + O3 - SO3 + O2 (комн ).
14. SO2 + 6H (Pt-чернь) = H2S + 2H2O.
15. SO2 + F2 = SO2F2 (komh., кат Pt),
SO2 + 3F2= SF6 + O2 (650° C)
16. SO2 + 2H2O + I2 = H2SO4 + 2HI.
17. SO2 + Cl2 = SC12O2 (на свету, кат. камфора).
18. SO2 + H2SO4(kohu ) + 2КСЮ3(насыщ.) = 2KHSO4+ 2CIO2 T,«
3SO2 + 3H2O + KIO3 = 3H2SO4 + KI.
19. SO2 + 3S = 2S2O (выше 100° С, вак., элекгрич разряд)
20. 2SO2 + ScO2 = 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 = 3Na2SO3S + 5H2O
SO2 + H2O + Na2(S„) = Na2SO3S + H2ST + (« 2)S (комн ).
24. 2SO2 + 2H2O + S2C12 = H2S4O6 + 2HCI (0° C)
25. 2SO2(P) + 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+)SO21 + Nd2SO3 + 2CO2T + H2O
(40 50° С, в этаноле).
2 5SO? + 2Н2О + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 (в разб H2SO4),
SO2 + РЬО2(суспензия) = PbSO4i.
28. 2SO2 + (NH3OH)2SO4 = 2HSO3NH2I + H2SO4 (в о ievMe).
29. 28О2(насыщ.) + BaO2 = BaS2O6 (0° С)
3SO2(r) + 2(МпО2 иН2О)[суспензия] = MnS2O6 + MnSO4 + 2nH2O,
3SO2(r> + Fe2O3 лН2О(суспензия) = F
30. 3SO2 + 2K2SO3S(Hacbim.) - 2K2S30fti
31. SO2 + PC15 = PCI3O + SC12O
SO2 + CC14 = CC12O + SC12O
32. SO2 + Br2 + PC13 = PC13O + SBr2O
3SO2 + Br2 + BrF3 = 3S(Br)O2F
33. 5О2(ж) + MF = M(SO2F)
2Об + FeSO3T + лН2О
Si (-10° C)
(50—60° C),
(150'’ C,p, кат. AIC13).
(0° C),
(12°C,p).
[M = Na, K, Rb, Cs],
SO2(JK) + HF(x) < *
HSO2Fx
34. SO2(M> + [Fe2(CO)9] = [Fe2(CO)K(—SO2)] + COT
35. 3SO2()K) <=? S2Oj+ + so2~
416. Na2SO3 — СУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при нагревании
на воздухе разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону).
Разлагается кислотами-неокислителями. Сильный восстановитель; во влажном
состоянии и в растворе окисляется О2 воздуха. Слабый окислитель Получение
см. 2819, 29”, 4171 6
Mr = 126,04; d = 2,633; ,пя = 911 ° С {р)\
к,= 26,1(20), 29,0(КО).
1
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9
10.
11.
4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4
Na2SO3 7H2O = Na2SO3 + 7H2O
Na2SO3(pa3o.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + SO3“ ,
SO^’ + H2O <=? HSO3 + OH’; pA'o = 6,80.
Na2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + SO2T + H2O.
Na2SO3 + 2H2SO4(kohh., хол.) = 2NaHSO4 + SO2t + H2O
Na2SO3 + 2HNO3(kohu , гор.) = Na2SO4 + 2NO2T + H2O
2Na2SO3(pa36 ) + O2 = 2Na2SO4
Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O
Na2SO3(pa36 ) + Na2S(pa36 ) + I2 = Na2SO3S + 2NaI
Na2SO3(KOHu) + S = Na2SO3S
Na2SO3(pa36.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3,
Na2SO3(Hacbiin) + SO2 = Na2S2Os.
Na2SO3 + H2O + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Agi + 2HNO3,
Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 — 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4
(600—700° C)
(150° C)
(E = Cl, Br, I),
(кип).
5Na2SO3 + 3H2SO4(pa36.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4,
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO21 + 2KOH
Na2SO3 + 2КОН(конц) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
218
219
12 3NazSO3 + 4H2SO4(pa36 ) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4HZO + KZSO4
13. 2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + I6HC1 = SnS2l + 5Hz[SnCI6] + 4NaCl + 6H2O
417. NaHSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде, создает
кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио-
на (HSO3) Кристаллогидратов не образует Разлагается кислотами-неокисли-
телями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляет-
ся Oz воздуха. Получение см 281 30', 416 .
М< = 104,06; d = 1,48 А, = 57,5(2П).
1. 2NaHSO3 = Na2SO3 + SOZ + HZO (выше 25° C).
2. NaHSO3(pa36.) + 4HZO = [Na(H2O)4]+ + HSO3 ,
HSO3<=* S(H)O3, HSO3 + HZO soj + H3O+; pKK = 7,20.
3. 2NaHSO3(nacwLu ) = NazSzOs + HZO (в атмосфере SO2).
4. NaHSO3 + НСЦразб.) = NaCi + SO2T + H2O.
5. NaHSO3 + H2SO4(kohu., хол ) = NaHSO4 + SO2? + H2O.
6 NaHSO3 + NaOH(KOHu) = Na2SO3 + H2O.
7. 4NaHSO3 + О2(воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O
8. 4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O (кип.).
9 l0NaHSO3 + Н28О4(разб.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O +
+ 2K2SO4.
10 4NaHSO3 —я|ектрсяиз> Na2S2O4(Kaioa) + О2Т(анод) + 2H2O (на холод})
418. КгБОз — СУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый разлагается при нагревании Хороню растворяйся в воде (гидролиз по
аниону). Разла(ается кислотами-неокислитслями, присоединяет SO2 Типичный
восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 49 ’, 41916.
Mr = 158 26 А., = 1 07,0(2u), 111
1. 4K2SO3 = K2S + 3K2SO4
2. K2SO3 H2O = K2SO3 + H2O
3 K2SO3(pa36 ) + 12H2O = 2[K(HZO)6]+ + SO32 ,
SO|' + H2O <=> HSO + OH pAo = 6 80
4. K2SO3 + 2НС1(разб ) = 2KCI + SO2t + HZO.
5. K2SO3 + 2HzSO4(kohu., хол.) = 2KHSO4 + SO2T + H2O.
K2SO3 + 2HNO3(kohh., гор.) = K2SO4 + 2NO2 T + HZO.
6 2К28О3(разб.) + О2(воздух) = 2K2SO4.
7. K2SO3 + 2КОН(конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O
8. К25О3(разб.) + К25(разб.) + I2 = K2SO3S + 2KI
9. K2SO3(kohu ) + S = K2SO3S
(600° C)
(« 200° C).
(E = Cl, Вт I)
(кип )
220
10. K2SO3 + Н2О + SO2 = 2KHSO3.
K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S2O5 (в этаноле, в атмосфере Нг).
11. 3K2SO3 + Н2О + 2КМпО4 = 3K2SO4 + 2МпО2 + 2КОН
3K2SO3 + 4Н2ЗО4(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
(HSO3) Кристаллогидратов не образует Разлагается кислотами-неокислителя-
ми, нейтрализуется щелочами Типичный восстановитель; окисляется Ог возду-
ха Получение см 49 , 509, 51 ,418
Мг = 120,17.
1 2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О
2 КН5О3(разб ) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSOJ ,
(190°С)
HSO3<=> S(H)O3,
HSO3 + Н2о SO3 + НзО pAK = 7,20.
3. 2КН5Оз(насыш ) = K2S2O5 + НгО (в атмосфере SO2)
4 KHSO3 + НС1(разб ) = KCI + SO2T + Н2О.
5. KHSO3 + H2SO4(kohli., хол.) = KHSO4 + SO2T + Н2О
6. KHSO3 + КОН(конп) = K2SO3 + Н2О
7. 4KHSO3 + Ог(воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2Н2О.
8. 4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + ЗН2О (кип).
9. IOKHSO3 + Н28О4(разб ) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6Н2О.
420. (\ H4)2SO3 — СУ ЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разла! ается кислотами неокислителями, присоединяет диоксид серы
Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха Получение см 275,421
4442.
Л/г=116 14, d = 1 41(кр); ^=28,О(О).
I.
2.
3.
4
5
6
4(NH4)2SO3 = 3(NH4)2SO4 + 2NH3 + H2S
(NH4)2SO3 Н2О = (NH4)2SO3 + н2о
(NH4)2SO3 Н2о = NH4HSO3 + NH3 + H2O
(NH4)2SO3(pa36 ) = 2NH^+ SO2,
(120—170° C)
(20° С, вак.)
(60° C).
SO3 + H2O *=? HSO3 + OH ; pXo = 6 80.
(NH4)2SO3 + 2НС1(разб ) = 2NH4CI + SO2T + H2O.
(NH4)2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2t + H2O,
(NH4)2SO3 + 2HNO3(kohu., гор ) = (NH4)2SO4 + 2NO2T + H2O.
2(NH4)2SO3(pa36 ) + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4 (кат. CoCl3).
221
7. (NH4);SO3 + 2(NH3 Н20)[конц ] + E2 = (NH4)2SO4 + 2NH4E + H2O
(E = Cl, Br I).
8. (NH4)2SO3 + H2O + S02 = 2NH4HSO3.
9. 3(NH4)2SO3 + H20 + 2KMnO4 = 3(NH4)2SO4 + 2MnO2i + 2K0H.
10. 3(NH4)2SO3 + 4Н28О4(разб ) + K2Cr2O7 = K2SO4 + 3(NH4)2SO4+ Cr2(SO4)3 +
+ 4H2O.
421. NH4HSO3 - ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабо-
кислотную среду 'за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио-
на (HSO3). Кристаллогидратов не образует Разлагается кислотами-неокисли-
телями нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисля-
ется О2 воздуха Получение см. 2757, 4202'к.
Л/г = 99,11; </=2,03; к, = 71,8<0\ 84,7<60).
1. 2NH4HSO3 = (NH4)2SO3 + SO2 + Н2О (70° С, вак.),
16NH4HSO3 = 6(NH4)2SO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + 10H2O (150° C).
2 NH4HSO3(pa36.) = NH4+HSO3 ,HSO3 <=> S(H)O7 ,
HSOJ + H2O SOj- + H3O+; ptfK = 7 20.
3. NH4HSO3 + НС1(разб.) = NH4CI + SO2t + H2O
4 NH4HSO3 + H2SO4(koihi., хол.) = NH4HSO4 + SO2T + H2O.
5. NH4HSO3 + NH3 Н2О(конц ) = (NH4)2SO3 + H2O
6. 4NH4HSO3 + О2(воздух) = 2(NH4)2SO4 + 2SO2 + 2H2O
7. 4NH4HSO3(rop ) + 2NH4HS(rop.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O
8. 10NH4HSO3 + Н2БО4(разб.) + 4KMnO4 = 5(NH4),SO4 + 4MnSO4 + 6H2O +
+ 2K2SO4
422. kSO2F — ФТОРСУЛЬФИТ КАЛИЯ
Фторсульфинат 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
Л/г = 122,16.
1 KSO2F = KF + SO2 (170— 180° С).
2. KSO2F + 6Н О = [К(Н2О)6]+ + SO2F ,
SO F + Н2О > HSO2F + ОН (на холоду),
SO2F + (и + 1)Н2О < > SO2 • иН2О + HF + ОН- (комн.).
3. KSO2F + НСЦразб ) + «Н2О = SO «Н2О + HF + КС1
4 KSO2F + 2HNO3(kohlj ) = KHSO4 + 2NO2 T + HF
222
5. KSO2F(p) + F2 = SO2F2T + KF
2KSO2F + Е2(насыщ.) + 2H2O = SO2F2 T + 2KE + H2SO4 + 2HE
(E = Cl, Br).
423. SO3 — ТРИОКСИД СЕРЫ
Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, при плавлении образует
бесцветную легкоподвижную жидкость разлагается при высоких температу-
рах. В твердом состоянии существует в виде аморфно! о летучего тримера S3O9,
цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO3)n; ниже 25° С тример переходит
в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней,
образуя H2S2O?, техническая смесь H2SO4, H2S2O? и избыточного растворенно-
го SO3 называется олеумом. Проявляет кислотные свойства peai ирует с водой
и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение
см. 41511’13’20, 4261’8, 8311
Л/г = 80,06 </(Т) = 1,97- = 1,923(|7);
/пл =16,8° С; /кип =44,7 °C.
1 . 2SO3 < * 2SO2 + О2
2SO3 = 2SO2 + О г
2 . SO3 + Н2О(хол.) = Н28О4(разб )
SO3 + Н2О(разб H2SO4) = H2SO4
SO3 + Н25О4(безводн.) = H2S2O?
3 SO3 + 2NaOH(pa36 ) = Na2SO4 + H2O
4 SO3 + HF = HSO3F
8ОХж) + MF = MSO3F
5 . SO3 + НС1(Г) = HSO3C1
6 2SO3 + H2SO4 + CaF2 = 2HSO3F + CaSO4l
(400—700° C),
(800 1100° C).
(конц., безводн.)
(примеси H2S3Oio, H2S4O|3).
(35 45° C),
(M = Li+, k+,nh;).
(комн, в олеуме),
(комн, в олеуме).
424. НгБО4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная очень вязкая весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаж-
дается до 0° С (с?(Ж) = 1 859(°У При нагревании частично разлагаекя (выделяет-
ся SO3), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3°о); при
более высоких температурах разлагается полностью. Неограниченно смешива-
ется с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты
H2SO4 Н2О и H2SO4 • 2Н2О имеют ионное строение H3O+HSO4 и (H3O+)2SO4
соответственно Вступает в реакции обмена, нейтра шзуется 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 расхворигель для суль-
фатов металлов, хорошо растворяет H2S2O? и SO3 (техническая смесь
олеум). Получение см. 4151 20, 423 4261 2, 4331
Л/г = 98,08, d = 1 ,834(2о>; /11Л = 10,4° С;
/кип = 296 - 340 С (разл.).
223
1. 1,09Н25О4(безводн.) = [H2SO4 + 0,09H20] + 0,09S03t
азеогроп
Н25О4(безводн.) = Н2О + SO3
2. H2SO4 2Н2О1 <=> H2SO4 + 2H2O
H2SO4 H2O1 <=> H2SO4 + H2O
3. H2SO4(kohu) + H2O = H2SO4 H2O > HSO4 + H3O+,
HSO4 + H2O <=? SO4 + H3CT; pKk = 1,95
4. H?SO4(pa36.) +4H2O = SO4 2H2O + 2H3O+
5. H2SO4(kohu., ход.) + NaOH = NaHSO4 + H2O,
H2SO4(pa36.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
6. H2SO4(kohh., ход.) + NH3 H2O = NH4HSO4 + H2O,
H2SO4(pa36„ гор.) + 2(NH3 • H2O) = (NH4)2SO4 + 2H2O.
7. H2SO4(pa36.) + CaO = CaSO4l + H2O,
H2SO4(pa36.) + Ca(OH)2 = CaSO4l + 2H2O.
H2SO4+ Ba(NO2)2 = 2HNO2 + BaSO4l
8. H2SO4(kohh.) + NaCl(T) = NaHSO4 + НСГ
H?SO4(kohu.) + ?MCI(r = Ma2SO4 + 2HClt
9. H2SO4(kvhu.) + Na2SO4 = 2NaHSO4
10. H2SO4(pa36., гор.) + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2T + H2O
H2SO4(pa36., ход.) + СаСОз = CaSO4l + CO2t + H2O
11. H2SO4(kohu.) + HF(kohu.) <--> HSO3F + H2O.
12. H2SO4(kohu.) + H2O2 (конц.) = H2SO3(O^ + H2O
13. Н25О4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2T,
5H2S04(kohu.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S? + 4H2O
14. 2H2S04(kohu.) + Cu = CuSO4 + SO2T + 2H2O,
2H2SO4(kohu.) + 2Ag = Ag2SO4l + SO2T + 2H2O,
2H2SO4(kohu., гор.) + 2Hg = Hg2SO4l + 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., ход.) + 4H2 < * 8(коллоид) + SO2(P) + 6H2O.
16. H2SO4(kohu.) + H2S = Si + SO2t + 2H2O.
2H2SO4(kohu) + S — 3SO2T + 2H2O (кип).
17. 2H2SO4(kohu., гор.) + С(графит) = 2SO2T + CO2T + 2H2O.
18. 3H2S04(kohu.) + 2КВг(Т) = SO2T + Br2 + 2H2O + 2KHSO4
(40—60° С, примесь S),
5H2SO4(kohh.) + 8KI(T) = H2ST + 4I21 + 4H2O + 4K2SO4
(кип., примеси S, SO2).
19. H2SO4 (конц.) + HCOOH = CO? + H2SO4 H2O,
6H2SO4(kohu ) + СбН|2Об = бС(графит) + 6(H2SO4 • H'2O)
[0—5° С, примеси CO, CO2, SO2[.
20. 2H2SO4(kohu., ход.) эпехтр?лиз> j_j2| (катод) + H2S2O&(O2) [анод[
224
21. H2SO4(kohu.) + F2 = 2HF + SO4 [точнее, SChfOj")] (0° С).
22. Н28О4(безводн.) + SO3 = H2S2O7 (комн.)
23. Н25О4(безводн.) + 2SO3 + 12= 2(Г)Н5О4 + SO2 (в олеуме).
24. 2Н2БО4(безводн.) -hNO + NO2 = 2(NCT)HSO4I + Н2О (комн.).
25. Н25О4(безводн.) + РС15 = HSO3CI + РС13О + НС1.
26. 2Н25О4(безводн.) + НЫОз(безводн) < НзО + NO2 + 2HSO4,
Н28О4(безводн.) + НСЮ4(безводн.) H3SO4 +СЮ4.
27. 2Н25О4(безводн.) <=» H3SO} +HSO4;p^° = 3,70,
2Н28О4(безводн.) <777^ Н3О+ + HS2O7;pA'5’° = 4,16
425. D2SO4 — СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной
и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2SO4 Получение
см. 613
М, = 100,09; d = 1,8572(25); /пл = 14,35° С.
426. H2S2O? — 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. 424 .
Мг =178,14; <7=1,9; /пл = 35,22° С.
1. H2S2O7 = H2SO4 + so3t (80—100° C).
2. H2S2O7 + Н2О(гор) = 2H2SO4.
3. H2S2O7 + 4NaOH(pa3O., гор ) = 2Na2SO4 + 2H2O.
4. H2S2O7 + SO3 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2 (в олеуме).
5. 2H2S2O7 + 2Cu = CuSO4 + SO2t + 2H2SO4 (200° C).
6. H2S2O7 + HCI(I) = HSO3CI + HSO4 (0° С, в олеуме).
7. H2S2O7 + C(NH2)2O = 2HSO3NH2 + CO2T (до 80° С, в олеуме).
8. 2H2S2O7 + P4OI0 = 4НРОз + 4SO3T (55° С)
427. К2S2O7 —ДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней (анион S О, пол-
- ностью переходит в ион SO4~) Кристаллогидратов нс образует. Разлагается
щелочами, присоединяет SO3. Сульфатирующий реагент. Получение см. 53’,
54',440|.
Mt = 254,32; d = 2,27; гпл » 300° С.
I. K2S2O7 = K2SO4 + SO3 (выше 440° С; примеси SO2, О2).
8-
225
2 К252О7(разб ) + H20 = K2SO4 + H2SO4
3. К28 2 07(конц.) + Н20(хол.) = 2KHSO4.
4. K2S2O7 + 2КОН(разб.) = 2K2SO4 + H20.
5. K2S2O7 + SO3 = K2S3O10
6. 3K2S2O7 + M2O3 = M2(SO4)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 не реагирует с большинством металлов, диокси-
дом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фто-
ридов тяжелых металлов. Получение см. 4234
Mt = 100,07; d- 1,740(|8); i„n = - 87° С; ткип = +163°С.
1 . 2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF
2 HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF
3 HSO3F + 3NaOH(pa36.)= Na2SO4 + NaF + 2H2O.
4 HSO3F(JK) + NaCI = NaSO3F + HCI
5 . HSO3F + KCIO4 = CIO3F + К HSO4
6 2HSO3F(X) H2SO3F+ + SO3F
(выше 900° C).
(50—85° C).
429. HSO3CI — ХЛОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость неустойчивая во влажном воздухе и выше температуры
плавления Разлагается водой, щелочами Реагирует с жидким HF, пероксидом
водорода Получение см. 424 426 , 455
Мг = 116,52; d = I= -80,5° C; tKm = +152° С (разл.).
1 . 2HSO3CI = H2SO4 + SC12O2
HSO3CI = SO3 + HCI
2 HSO3CI + H2O = H2SO4 + HCI
3 HSO3CI + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCI + 2H2O
4 HSO3CI +HF(x) = HSO3F+HC1T
5 2HSO3CIW + H2O2 (безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HCI
(80—100° С, вак ),
(выше 152° С)
(0° С)
(0° С).
430. HSChNH2 — АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Сульфаминовая кислота. Белая в твердом состоянии имеет сгроение биполяр-
ного (цвиттер-) иона SC^NHj.npH плавлении разлагается Хорошо растворя-
ется в холодной воде, сильная кисло га Не растворяет ся в олеуме Медленно
реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется
щелочами Получение см 415 426
Мг = 97,09; d = 2,126; /пл = 207° С (разл.); к, = 14,7<0), 47(80).
I HSO3NH2 = SO3 + NH3
(выше 207° С).
226
2 HSO3NH2 (разб ) + H2O (хол.) = SO3NH2 + Н3О+.
3 2HSO3NH2 + 2Н2О (гор ) —I—* (NH4)2SO4 + H2SO4 (в разб H2SO4).
4 HSO3NH2 + HNO3 (конц.) = N2OT + H2SO4 + Н2О (50 —60° С)
5. HSO3NH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + Н2О.
431. Na2S2O4 —ТЕТРАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления Неустойчив на воздухе,
особенно кристаллогидрат Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз
по аниону с частичным разложением) Разлагается горя .ей водой, peai ирует с
сильными кислотами Восстановитель, в растворе легко окисляется кислоро-
дом воздуха. Получение см. 28”, 415 5, 41710
Мх =174,11; /сл = 24,1(20)
2Na2S2O4 — Na2SO3S + Na2S2Os
2 Na2S2O4 • 2H2O = Na2S2O4i + 2H2O
3 Na2S2O4 (разб ) + 8H2O = 2[Na(H2O)4] + S2O4' ,
S2Oi~ + HzO^zz? HS2O4 + OH“. ptfo = 11.55,
(выше 52° C)
(40 50° С, в этаноле).
S2O2 + Н2О<=» HSO3 + HSOi [точнее, SO(OH) и S(H)Oj],
2S2O4 V=?S2O5 + SO3S2", S2Oj + 2nH2O<=^ 2(SO^ nH2O)
4 2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSO3 + Na2SO3S.
5 Na2S2O4 (разб ) +2HC1 (разб ) = 2NaCI + H2S2O4 (на холоду),
2Na2S2O4 + H2O + HCI (разб.) = 3NaHSO3 + S<L + NaCI (коми )
6 Na2S2O4 + 6HNO3 (конц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6NO2T + 2H2O
2Na2S2O4 (влажн ) + O2 = 2Na2S2O.s (комп.),
2Na2S2O4(p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3.
8 Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2T + 2Agl + 2NaNO3.
432. Na2S2O5 —ПЕНТАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при надевании разлагается, при хранении на воздухе окисляется.
Хорошо растворяется в холодной воде, создает в растворе кислотную среду за
счет частичного перехода аниона S2O2 b ион HSO3»подвергающийся обрати-
мому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами.
Восстановитель Получение см 416 , 417 , 431
Мт - 190,11; d = 1,48; кх = 65.3(2,)), 88,7(КО).
1. Na2S2O5 = Na2SO3 + SO2
2 Na2S2C>5 7H2O14=? Na2S2Os (насыщ) + 7H2O
3 Na2S2Os (разб.) + 8H2O (хол ) = 2[Na(H?O)4] + S2O »
S2O2 + H2O<=? 2HSO4z=> 2S(H)O| ,
(65—150° C).
(до 5,5° C)
HSOS + H2O<=? SOf + H3O+; p/CK = 7,20.
8*
227
4. Na2S2O5 + H2O = 2NaHSO3 (выше 80° С).
5. Na2S2O5 + 2HCI (разб ) = 2NaCl + 2SO2T + H2O.
6. Na2S2Os + 2H2SC>4 (конц., хол.) = 2NaHSC>4 + 2SO2T + H2O,
Na2S2C>5 + 4HNO3 (конц., гор.) = Na2SC>4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O.
7. Na2S2Os + 2NaOH (конц.) = 2Na2SCh + H2O. <
8. 2Na2S20s(T) + O2 (воздух.) = 2Na2SO4 + 2SO2 (комн.).
433. H2S2O6—ДИТИОНОВАЯ КИСЛО TA
Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот H2SnC>6 (л = 2 -ь
10). В свободном виде не выделена Существует в разбавленном водном рас-
творе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная
кислота, нейтрализуется щелочами. Болес устойчива к действию окислителей
и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. 4354.
Мт = 162,14.
1. H2S2O6(P) — H2SO4 + SO2T
2. Н252Об (разб.) + Н2О (хол.) = HS2Ofc + Н3О+,
HS2O*+ Н2О<=> S2O^+ Н3О+; рХк = 3.40.
3. Н252Об + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S2C>6 + 2Н2О.
(выше 50° С)
434. K2S2O6 — ДИТИОНАТ КАЛИЯ
Родоначальник гомологического ряда тионатов калия K2SnOf, (л = 2 -е- 6).
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окисли-
телей и восстанови гелей, чем высшие гомологи. Получение см. 5014, 535, 4355.
Мг = 238,32; d = 2,277; к, = 6,64(2О), 63,3(,ОО).
I. К252Об — K2SO4 + SO?
2. K2S2O6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + S2O2’ ,
S2O| + Н2О<=? HS2O6 + ОН’; рХо = 10,60.
3. K2S2O6(p) — SO2T + K2SO4
(258—300° С).
(кип., в разб. H2SO4).
435. BaS2Об —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
Мг = 297,45; d = 4,536(кр.); кл = 8,5(О), 18,7(2О), 24,8(ЗО).
1. BaS2O6 = BaSO4 + SO2 (выше 140° С).
2. BaS2O6 2НгО = BaS2O6 + 2Н2О (120° С).
3. BaS2O6 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)«]2" + S2O^’>
228
S2O*- + H2O<zzz? HS2O6 + OH’; ptfo = 10,60.
4. BaS2O6 + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + H2S2O6
BaS2O6 = SO2? + BaSOj
5. BaS2O6 + M2X = M2S2O6 + BaXi
(комн.),
(кип., в разб. H7SO4).
(М = Na, К;Х=СО2 ,SO2).
436. H2S„O6 — ПОЛИТИОНОВЫЕ кислоты
Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение HO3S(Sn-2)SO3H (п = 3 ч- 18).
В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные
кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты
Н254Об и особенно H2SsO6, при слабом нагревании разлагаются. В этанольном
растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и
восстановителями (активность выше, чем у H2S2O6). Получение смеси H2S„Or,
(жидкость Ваккенродера) см. 41319 и 4149'10, отдельных Н28лОб — 4375.
1. Н25пОб(р) —-—> (п - 2)S1 + SO2 + H2SO4 (выше 20° С).
2. H2S„O6 (разб.) + Н2О (хол.) = HS„O6 + Н3О+,
HS„O6+ h2o<=>s,,o*-+ Н3О+
3. H2SnO6 + 2NaOH = Na2SnC>6 + 2H2O (0° С, в этаноле).
4. H2S„O6 + 4NaOH (разб., хол.) = (л - 2)Si + Na2SO3 + ЗН2О + Na2SO4.
5. H2S„O6 (конц.) + S< > H2Sn+iO6.
6. H2SnO6 + H2O + SO2 = H2S„ |O6 + H2SO3S (0° С. в эфире).
7. H2SnO6 + (6л - !0)HNO3 (конц., гор.) = hH2SO4 + (6л - IO)N02 + (2л - 4)H2O
437. K2S„O6 — ПОЛИТИОНА ГЫ КАЛИЯ
Сульфандисульфонаты калия. В свободном виде выделены при л = 3-?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 К25$Об 1,5Н2О. В кислом растворе более устойчив К2БбОб, в щелоч-
ном растворе — К2Б3Об. Реагируют с концентрированными кислотами. Полу-
чение см. 4439 12
K2S3O6: Мт = 270,39; d = 2,33;
K2S4O6: Mr = 302,45; d = 2,29;
K2S5O6: Mr = 334,52; d = 2,11 (кр.);
K2S6O6: Mr = 366,59.
1. К25лОб = K2SC>4 + SO2 + (л — 2)S
2. K2S„O6 (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + S„O^,
S„O2 + H2O<zz^ HS„O6+ OH .
k> = 18,4(2O).
k> = 23,2(20).
kx = 24,8(2O)
(нагревание)
229
3. К.25пОб(Р) = SO2T + K2SO4 + (и - 2)S1 (кип., в разб. H2SO4).
4 K2SnO6 + (6/г - 10)HNOj (конц , гор.) = K2SO4 + (и - 1)H2SO4 +
+ (би 10)NO2? + (2/i - 4)Н2О.
5. K2SnOft (насыщ.) + 2HCIO4 (конц.) = 2КС1О4^ + Н28лОб (0° С)
6. Кг5пОб(Р) ---2ц2q-----* K2SO3, K2SO3S, K2S, K2SO4 (кип.).
438. H2SO3(O2) — 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.
4392’9, 4406.
Мг = 114,08; /„л = 45° С.
I. PbSChfCb) —~—> H2SO4 + O0 (комн.),
2Н28Оз(О2) = 2H2SO4 + О2 (выше 47° С)
2. Н28Оз(О2) + Н2О = HSO3(O2) + Н3О+ (0° С).
3. Н28Оз(О2) + Н2О (гор ) = H2SO4 + Н2О2.
4 Н28Оз(О2) + 2HCI (конц ) = С12Т + H2SO4 + Н2О
5. Н28Оз(О2) + NaOH = №Н8Оз(О2) + Н2О (0° С, в этаноле),
2H2SO3(O2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4Н2О + О2Т
6. ЗН2ЗОз(О2) + 8(NH3 Н2О) [конц.] = 3(NH4)2SO4 + Nz? + 1IH2O.
7. H2SO3(O2) + 2КЕ = Е2 + K2SO4 + Н2О (Е = Br, I),
5H2SO3(O2) + ЗН2О + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 7H2SO4.
8 Н28Оз(О2) + HSO3CI = H2S2O6(O2) + HCI.
439. H2S2O6(O2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разла1ается 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 42420, 438*, 4406.
Л/г = 194,14; /пл = 65° С (разл.).
I 2Н252Об(О2) = 2H2SO4 + 2SO3 + О2 (выше 65° С).
2 Н252Об(О2) (разб ) + Н2О = Н28Оз(О2) + H2SO4 (0° С),
H2S2O6(O2) (разб.) + 2Н2О = 2H2SO4 + Н2О2 (20—25° С).
3 2HZSZO6(O2) [конц.] + 4NaOH = №252Об(О2) + NaHSO3(O2) + NaHSO4 +
+ ЗН2О (0° С),
2Н252Об(О2) + 8NaOH (разб , гор.) = 4Na2SO4 + 6Н2О + О2Т
230
4. 3H2S2O6(O2) + 14(NH3 H2O) = 6(NH4)2SO4 + N2T + 14H2O
5. H2S2O6(O2) + 2AgNO3 + 2HZO = (AglAg,,,)O2l + 2H2SO4 + 2HNO3.
6. H2S2O6(O2) + 2KI = 12I + K2SO4 + H2SO4.
7. 5H2S2O6(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4 (кат. AgNO3).
8. H2S2O6(O2) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)i + 2Na2SO4 + 4H2O
(M = Fe, Co, Ni).
9 H2S2O6(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SO3(O2) [на холоду].
440. К252Об(О2) — 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. 54к, 479 7
Мг = 270.32; d = 2,477; к„ = 4,7(20), 11.0(4О).
1. 2K2S2O6(O2) = 2K2SzO7 + О2 (65—100° С).
2. 2К2Б2Об(О2) + 2Н2О (влага воздуха) —-—> 4KHSO4 + О2 (примесь О3).
3. K2S2O6(O2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6Г + S2O6(O2)2 ,
S2O6(O2)2 + 2H2O<=Z± HSO3(O2r + SO2 + H3O+ (0° C),
S2O6(O2)2’ + 4H2O<=Z? 2 SO2 + H2O2 + 2H3O (комн.).
4. 2K2S2O6(O2) + 2H2O (гор.) = 2K2SO4 + 2H2SO4 + O2T (кат. MnO2).
5. K2S2O6(O2) + 2H2O = K2SO4 + H2SO4 + H2O2 (комн., в разб. H2SO4)
6 K2S2O6(O2) + H2O = H2SO3(O2) + K2SO4 (0° С, в разб. H2SO4),
K2S2Oft(O2) + 2H2SO4 (конц.) = H2S2Ofi(O2) [конц.] + 2KHSO4 (0° C).
7. 2K2S2Ofi(O2) + 4KOH (гор.) = 4K2SO4 + O2T + 2H2O (кат. MnO2).
8. К252Об(О2)(Т) + 2SOxr) = K2S4Oi2(O2) [над олеумом].
9. K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2SO4 (в разб. H2SO4)
10. K2S2O6(O2) + 2HI = 12Ф + K2SO4 + H2SO4 (комн.),
5K2S2O6(O2) + 12KOH + I2 = I0K2SO4 + 2KIO3 + 6H2O (кип).
11. K2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 — MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4.
12. 3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 2KHCrO4 + 7H2SO4 + 2K2SO4.
13. К2Б2Об(О2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 - NaBiO3J^+ K2SO4 + Na2SO4 +
+ 3H2O (кип).
14. K2S2O6(O2) + 2KOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)I + 2K2SO4 + 2H2O
(M = Fe, Co, Ni).
441. НгЗОзБ — 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, медиснно и не
полностью — в эфирном растворе при комнатной темпера iype. Реагирует со
щелочами, галогенами. Получение см. 413" , 442
231
Л/, = 114,15.
1. 2H2SO3S = H?S + H2S3O6
2 H2SO3S (разб.) + H2O = HSO3S’ + НзО+.
HSO3S + Н SO3S2 + НзО+; рКк = 1,72.
3. Н28Оз5(р) = Н2О + Si + SO2
4. H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2Н2О
5. H2SO3S + 4Е2 + 5Н2О = 2H2SO4 + 8НЕ
2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2Н1.
6. H2SO3S^=^ H2S + SO3
(выше -78° С)
(в разб. H2SO4)-
(Е = С1, Вг),
(комн., в эфире).
442. \a2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ НА ГРИЯ
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 39 °, 414 5, 416
Л/г= 158,11; d= 1,667, 1,715 (кр.) = 70,1<20), 229(К0>.
1 Na2SO3S = Na2SO3 +S (220—300° С),
4Na2SO3S = 3Na2SO4 + Na2(Ss) [до 600° С. примесь других Na2(S„)].
2. Na2SO3S • 5Н2О = Na2SO3S + 5Н2О (100 110° С).
3. Na2SO3S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO3S2~
SO3S2 + Н2О<=> HSO3S + ОН ; рКо = 12,28.
4. Na2SO3S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2t + Si + Н2О.
5. Na2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2St + 2NaCl (кип ).
6. Na2SO3S + 2HCl(r) = Н25Оз8(ж) + 2NaCl ( 80° С)
7. Na2SO3S + 2HNO3 (конц , хол ) = Na2SC>4 + Si + 2NO2T + H2O
8. Na2SO3S(T) + H2O (влага) + С12(Г) = Na2SO4 + 2НС1 + S.
9. Na2SO3S + 5H2O + 4E2 (насыщ ) = Na2SO4 + H2SO4 + 8HE (E = Cl Br).
10. 2Na2SO3S (разб ) + I2 = Na2S4O6 + 2NaI,
Na2SO3S + lONaOH (конц ) + 412 = 2Na2SO4’ + 8NaI + 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 + 412i.
14. 3Na2SO3S + 4H2O2 (конц) = 2Na2S3O6i + 2NaOH + 3H2O (в этаноле).
15. 2Na2SO3S + H2S2Ofi(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S40e.
16. 2Na2SO3S (конц.) + AgE = Na3[Ag(SO3S)2] + NaE (E = Cl, Вт, I).
17. 2Na2SO3S + 2H2O н2Т (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. 4923, 614'5, 4188'9, 4198.
М, = 190,33; d = 2,23; ks = 155,4(Z0). 312(9О).
1.
2.
3.
4.
5
6.
7.
8
9
10
11.
12.
4K2SO3S = 3K2SO4 + Kz(S5) (выше 430° С).
K2SO3S • 1,67Н2О = K2SO3S + 1,67Н2О (180 200° С).
K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + SO3S2 ,
SO3S2“ + Н2О<=? HSO3S’ + ОН"; рХо = 12,28.
K2SO3S + 2НС1 (разб.) = 2KCI + SO2T + S1 + Н2О (комн.),
K2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2К.С1 (кип.).
K.2SO3S + 2HNO3 (конц., ХОЛ.) = K2SO4 + S1 + 2NO2T + Н2О.
2K2SO3S + О2 (воздух) = 2K2SO4 + 2S
K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ
5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I2l
2K2SO3S (насыщ ) + 3SO2 = 2К2830б1 + S1
2K2SO3S (разб.) +12 = K2S4O6 + 2KI.
2K2SO3S + SCI2 = K2S5O6 + 2КС1
2K2SO3S + S2CI2 = КгЗбОб + 2КС1
(120—150° С).
(Е = CI, Вг).
(-10° С).
(0° С, в конц. НС1)
(0° С, в конц. НС1).
444. (NH4)2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно
разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном
растворе Разлагается кислотами. Восстановитель Получение см 27510, 286
А/г = 148,21, d= 1,68, к, = 103,3<1ОО>.
1. (NH4)2SO3S----> (NH4)2SO4, NH3, H2S (150° С примеси SO2, S).
2. (NH4)2SO3S (разб.) —x—+ (NH4)2SO3 + Si.
3 (NH4)2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2T + Si + H2O,
(NH4)2SO3S + 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)2SO3S (разб.) + I2 = (NH4)2S4O6 + 2NH4I.
6. 2(NH4)2SO3S(p) + 3SO2 = (МН4)28зОб + (NH4)2S4O6 (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. Реагируете водой, кислотами-окислителями, щелоча-
233
ми кислородом. Получение неустойчивой формы см. 41214, устойчивой
формы —41214, 4508.
Мг= 102,13; = 1 5<-,00); р = 4,3 г/л (н. у.);
(—SF)2: /пл = 133° С; гкип = +15°С;
S(S)F2: /пл =-164,6° С; /кип =-10,6° С
1. 2S2F2 = SF4 + 3S (выше 180° С).
2. 2S2F2 + 2Н2О =\SO2 + 3S + 4HF (комн ).
3. S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2Н2О,
S2F2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + !0NO2 + 2HF + 2Н2О.
4 2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O.
5 2S2F2 + 5O2 = SOF4 + 3SO3 (200° C 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. 412'013, 4451, 4498.
М< = 108,06; г/=* 1,9191 (~73); /пл = -121,0°С
£кип = -37° С.
1 3SF4 = 2SFfi + S (600 650° С).
2. 5Р4(Ж) + Н2О (влага воздуха) = 2HF + SOF2.
3. SF4 + 2Н2О = SO2 + 4HF.
4. SF4 + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = H2SO4 + 2NO2T + 4HFt (кип ).
5. SF4 + 6NaOH (разб ) = Na2SO3 + 4NaF + 3H2O.
6 2SF4 + O2 = 2SOF4 (200° C, p, кат NO2).
7. SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCl (150 -175° C,p).
8 SF4(jk) + BF3 = (SF3+)[BF4], SF4(jk) + CsF = Cs[SF5]
9. SF4 + 2НР(Ж) -JieKipoJ1HL> pj2f (Катод) + SFbT (анод).
447. SzFi о —ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании
мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в мень-
шей степени, чем SF6); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавлен-
ными щелочами Разаа1ается кипящей водой и концентрированными щелоча-
ми, реагирует с хлором. Получение см. 4534.
Мт = 254, II; d = 2,08(2о>; гпл = 60° С; гкип = +29° С.
1 • S2F।о<г> - 2(*SFs)(r) (радикал) [выше 70° С].
2 S2Fio + 6H20 ———> SO2T + H2SO4 + 10HF (кип.)
3 S2Fio + 14NaOH (конц.) = NazSCh + Na2SO4 + I ONaF + 7H2O (кип.)
4 S2Fio + C12 = 2S(C1)F5 (200° C)
234
448. SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. В твердом состоянии легколетучий. 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. 4126, 41515, 4469
Mt = 146,05; J(x) = 1,88(-49); р = 6,976 г/л (н. у.);
/пл = -50,7° С (р); /субл = -63,8° С; v5 = 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 + 8HI(r) = H2S + 4I2 + 6HF (200° С).
4. SF6 + 3H2S = 6HF + 4S (400° С).
5. SF6 + 8Na = 6NaF + Na2S (270 420° C).
449. SCh — ДИ ХЛОРИД СЕРЫ
Родоначальник гомологического ряда соединений SnCl2(« = 1^-8) Темно-
красная жидкость Термически неустойчив в комнатных условиях стабилизи-
руется добавкой РС1з. Реакционноактивный; реагирует с водой, кислотами-
окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи.
Получение см. 4127 |2, 4506
Мг= 102,97; </= 1,621(20); /ПЛ = -121°С; /кип =+59,6° С.
I 2SCI2 = 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 H2SO3S, H2SnO6, H2SO4).
3. SCI2 + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2T + 2HCI,
SCI2 + H2SO4 (конц., гор.) = 2SO2 + 2НС1.
4. 2SCI2 + 6NaOH (разб ) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + 3H2O
5. 2SC12>K + O2 = 2SC12O (примесь S2C12O5).
6. 2SC12(x) + 4SO3 = 3SO2 + SC12O + S2CI2O5.
7. SCI2(JK) + С12(ж) = SC14.
8. 3SC12 + 4NaF = SF4 + S2C12 + 4NaCl (68—72° С, в ацетонитриле)
9. Процесс удлинения цепи (см также 41321)
2SCl2 + H2Sn = Sn+jCh + 2HCI (от 20 до -6° С, в жидк. СС14).
Примеры. 2SCI2 + H2S — S3CI2 + 2HCI,
2SC12 + H2S2 = S4CI2 + 2HC1,
2SCI2 + H2S3 = S5C12 + 2HCI,
2SC12 + H2S4 = S6C12 + 2HC1.
235
10. SCI2 + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1 (-5° С, в петролейном эфире).
11. SCI2 + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2КС1 (0° С, в конц. НС1).
450. S2CI2 — ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ
Второй член гомологического ряда соединений SnCh (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)CI2. 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, 4491’8,
Мг= 135,04;
d= 1,678(О>; 1,688(20>;
^кип — 138° С.
Ош = -77° С;
1. S2CI2 = 2S + С12 , (выше 300° С).
2. S2CI2 + 2Н2О = H2S2O2 + 2НС1 (0° С),
2S2CI2 + 2НгО = 4НС1 + 3Si + SO2 (коми., примеси H2SO3S, H2SnO6, H2S),
S2CI2 + 2HZO = H2S + SO2 + 2HCI (кип.).
3. S2CI2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HCI + 2Н2О,
S2CI2 + IOHNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2 + 2HCI + 2Н2О.
4. 2S2CI2 + 6NaOH (разб., хол.) - 3S1 + Na2SC>3 + 4NaCl + ЗН2О,
S2CI2 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SCh + 2NaCl + 3H2O.
5. 2S2C12 + 5O2 = 2SO2 + 2SO3 + 2C12 (300—500° C).
6. 52С12(Ж) + Cl2(r) - 2SC12 (до 20° С, кат. FeCU).
7. S2C12 + 8H2O + 5C12 = 2H2SO4 + 12HC1.
8. S2Ch + 2KF = 2K.C1 + S2F2 [точнее, изомер S(S)F2]
9. S2CI2 + 2H2O + 2SO2 = H2S4O6 + 2HC1
10. БгСЬж) + SO3 = SO2 + S + SC12O.
11. 2S2C12 + 2ZnS = 2ZnCl2 + 6S
12. 3S2C12 + Na2SO4 = 2SC12O2 + 2NaCI + 5S
13. S2C12 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KCI
14. 6S2C12 + 4LiN3 = 3S4N4 + 4LiCI + 4C12
15. 6S2CI2 + 16МНз(Ж) = S4N4 + 8S4< + I2NH4CI
16. Процессы удлинения цепи
a) S2Cl2(x) + (и 2)S = S„CI2
6) 2S2CI20K) + H2Sn(iK) = Sn+4C12 + 2HC1
Примеры: 2S2C12 + H2S = S5C12 + 2HCI,
2S2C12 + H2S2 = S6C12 + 2HC1,
2S2C12 + H2S3 = S7CI2 + 2HCI,
2S2CI2 + H2S4 = SsCl2 + 2HC1:
в) иБгСЬж) + (n 2)H2= 2S„C1Z +2(л-2)НС1
(140—145° C)
(0° C).
(150- 200° C).
(до 300° C).
(0° С, в конц. HCI).
(комн., в бензоле).
[примесь S(C1)N],
(см. также 41321).
(л = 3,4);
(л = 5-19).
(л > 20)
236
17. S2C12 + H2 = 2HC1 + 2S
18. S2C12(JK) + SbCl3 = (S2C1+) [SbCl4],
S2C12(5K) + HgCl2 = (HgCl+) [S2CI3].
(150° C)
19. S2C1+ + [S2C13]“.
451. SnCl2 —ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ
Оранжево-красная жидкость (смесь SnCl2). В свободном виде выделены SnCl2 с
п = 3 4- 8; в смеси существуют SnCl2 с п < 100 (при п = 20 4- 24 — очень вязкие
жидкости, при п > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По
химическим свойствам аналогичны S2C12. Низшие S„C12 — исходные вещества
в процессе удлинения цепи. Получение см. 4499, 45016
S3C12: Мг =167,10; d = 1,7441(2O),
S4C12: Mr =199,17; d= l,7774(20),
S5C12: Mr = 231,24; d= l,8018(20),
S6CI2: Mr = 263,30; d= l,8219(20),
S7C12: Mr = 295,37; d= l,84(20),
S8C12: Mr = 327,43; d = 1,85(2O).
1. S„C12 = S2C12 + (п - 2)S
2. Процесс удлинения цепи
2S„C12 + H2S„ = S3„C12 + 2HCI.
(выше 20° С),
(см. также 41З21)
452. SCI4 — ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ
Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реа-
гирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 4497
Mr = 173,88; 1„л = (-30) 4- (-20)° С
1. SC14 = SC12 + С12
2. SCh + Н2О (влага воздуха) = SCI2O + 2НС1.
3. SCI4 + 2Н2О = 4НС1 + SO2.
4. SCh + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = H2SO4 + 2NO2T + 4НС1
5. SCh + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + 3H2O.
6. SCI40K) + SbCls = (SCI3) [SbCU],
(выше -15° С)
453. S(CI)F5 — ПЕНТАФТОРИД-ХЛОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения Реагирует с водой (медлен-
но), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается
водородом. Получение см. 4467, 4474.
Мг= 162,51; d= 1,541(60); гпл = -64° С; /|сип = -19°С.
237
1. S(C1)F5 17Н2О1 (клатрат)^=> S(Cl)FS(p) + ПН2О (на холоду).
2. S(CI)F5 + 4H2O ——> HCI + SHF + H2SO4.
3. S(CI)F5 + 8NaOH (разб.) = NaCi + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O.
4. 2S(C1)F5 + H2 = S2Fio + 2HCI (комн., свет ртутной лампы).
454. SChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ
Тионилхлорид. Бесцветная жидкость, выше температуры кипения разлагаезся.
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, 44956.
Л/г= 118,97; d= 1,638(20); Г™ =-104,5° С; гКип =+75,6° С.
1. 4SC12O = 2SO2 + 3CI2 + S2C12 (85—440° С).
2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2,
3SC12O + 5Н2О = 6HCI + 2H2SO4 (разб ) + S1 (кип ).
3. SC12O + 2hNO3 (конц.) + Н2О = H2SO4 + 2HCI + 2NO2t
4. SCI2O + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO3 + 2H2O. т
5. SC12O + 2HBr(r) = SBr2O + 2HC1 ’ (0° C).
6. 2SC12O + 4HI(r) = SO2 + S + HCI + 2I2 (комн.).
7. БС12О(ж) + 2НБ(Ж) = SOF2T + 2НС1Т (кат. SbCl5).
8. SC12O ———> S«O (-40° С, в жидк. CS2).
9 lOSChO + P4S|0 = 1OS2C12 + P40io.
(400—600° C).
10. 3SC12O + 6A1 = Ai2S3 + A12O3 + 2A1C13
11. 68С12О(ж) + 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,
4291, 4508 * 10 11 12.
Л/г = 134,97; d - 1,667(2О); /пл = -54,1 ° С; ZKHII = +69,5° С.
1. SC12O2 = SO2 + Cl2 (160 300° С).
2. SCI2O2 + Н2О —HSO3Cl + НС1 (комн ),
SC12O2 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO4 (кип).
3. SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1
4 SCl2O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCI + Na2SO4 + 2H2O
5 5С12О2(ж) + 2CaO = CaSO4 + CaCI2.
238
6. 2SC12O2(X) + 3S = SC12 + S2CI2 + 2SO2
7 SCI2O2 + F2 = SO2F2 + Cl2
8. SCI2O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl
9 SCI2O2 + 2NH3 = S(NH2)2O2 + 2HCI
сульфамил
(кат. А1С1з).
(коми )
(60—150° С, p, в сульфолане),
(комн., в СНС1з)
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 кипит 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. 412llt, 45014
Л/г = 184,29; d = 2,22; гпл = 178° С; гкип = 185° С
1 S4N4 = 2S2N2 (80° С, кат AgF2).
nS4N4 = 4(SN)n (124 139° С),
S4N4 = 4S + 2N2 (выше 200° С)
2. S4N4 + 6Н2О (гор ) = 4NH3T + Si + 3SO2T (примеси Н28ЛО6, H2SO3S).
3. S4N4 + 4НС1 (конц., гор.) + 6Н2О = 4NH4C1 + Si + 3SO2T,
S4N4 + 8HNO3 (конц., гор ) + 4Н2О = 4SO2T + 4NO2T + 4NH4NO3
4. S4N4 + 6NaOH (разб ) + H2O = 4(NH3 • Н2О) + Si + 3Na2SO3.
5. S4N4 + 4S = 2S4N2 (110° С, p, в жидк CS2)
6 S4N4 + 24H1 — 4H2S + IOI2l + 4NH4I (примесь S).
7 S4N4 + К = K(S4N4) [на холоду, в тетрагидрофуране]
СЕЛЕН
457. 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), в особых условиях
получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый.
Красный p-Se состоит из молекул Sen. 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 68, 4635 к, 464".
Мг = 78,96; d = 4.79(a), 4,46(Р), 4,28 (аморфн.);
/пл = 217° С; /кип = 685,3° С
1. Se (аморфн ) +2Н2О (пар) = SeO2 + 2Н2 (150° С)
239
2. 8Se + 4H2SO4 (конц., хол.) =(5е8+)5зОю (зел.) + SO2T + 4Н2О,
Sc + 2H2SO4 (конц.) = SeCh^ + 2SO2T + 2Н2О (кип )
3. 3(a-Se) + 4HNO3 (разб., гор.) + Н2О = ЗН25еОз + 4NOt, P-Se + 4HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 4NO2T + Н2О.
4. 3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeC>3 + 2Na2Se + 3H2O (кип )
5. Se + 2H°(Mg, разб. HCI) = H2Se Se + H2 = H2Se (комн ), (350—450° С).
6 Se + O2 = SeO2 (250° С, каг. NO2).
7. 2Se + 5F2 = SeFe + SeF4 (комн.)
8. 2Se (суспензия) + Cl2 = Se2CI2 Se + 2C12 = SeCU (в жидк. ССЦ), (комн.)
9. 3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBM Se (порошок) + 3H2O + 2I2 - Н25еОз + 4HI (комн., в жидк. CS2), (25—30° С).
10. Se + 2М = MeSe
(-40° С, в жидк. NH3; М = Na, К)
11. 3Se + 2А1 = AI2Se3 (600—650° С).
12. Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2SeO4 + 4Н2О
13. Se + 3KNO3 + 2КОН = K2SeO4 + 3KNO2 + H2O (350—400° С)
14. 3Se + 4CIF3 = 3SeF4 + 2CI2 [20° С, примесь Se(Cl)F5],
15. 5Se + 6BrFs = 5SeF6 + ЗВг2 (100° C).
16. Se + 3F2 + NaClO =(SeF5+)ClO + NaF (комн.).
17 Se (коллоид) + Na2(Sn) = Na2[SeS2] + (n - 2)S>L (на свету).
18. Se + Na2SO3 (конц., гор.) = Na2SOsSc (селеносульфат натрия).
19. 5(a-Se) + 3H2O + 4HIO3 = 5H2SeO3 + 2I2l (20—30° C),
5(P-Se) + 4НЮад = 5SeO2 + 2I2 + 2H2O (200° C)
20 Se + H2O + 2H2SeO4 —-—> 3H2SeO3 (комн.),
Se + 2HzSeO4 (конц.) = 3SeO2i + 2H2O (выше 100° C).
EF5. HF(M)
21. Se —(Se^+)[EF612,(Se82+)[EF6]2 (E = As, Sb).
C Z Ж X 72° C n c 130°C
22. Se (аморфн.) ---------> p-Se(T)----------> a-Se(T),
„ до 850° C rc _ . 900—1000° С c >1500°C c
SeK(r)---------* [Se6(r) + Se4(r)] -------> Se2(r) ---——Se(I).
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 О2 воздуха. Получение см. 4575, 4594.
Мг = 80,98; р = 3,6643 r/л (и. у); = 65,72° С;
/кип = -41,5° С; vr = 377(4). 270(25).
1 H2Se = Н2 + Se (до 300° С)
241)
2 H2Se (разб.) + H20<=? HSe + Н30+; рЛ\ = 3.81,
HSe' + Н20^=? Se + Н30+; рКк = 11,00
3. H2Se<p) ——> Н2 + Sei
4 H2Se + 6HNO3 (конц ) = H2SeO3 + 6NO2T + 3H2O.
5. H2Se + NaOH (разб ) = NaHSe + H2O,
H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H2O.
6. 2H2Se(p) + O2 (воздух) —-—> 2H2O + 2Sel
2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O
7. H2Se (насыщ.) + S —-—> H2S + Sei
8 H2Se(r) + 2Na = Na2Se + H2
9. H2Se + PbO = PbSe + H2O
10 2H2Se + 2CuSO4 = Cu2Sel + Sei + 2H2SO4
(комн,, примесь H2Se„).
(комн),
(сгорание на воздухе).
(комн).
(100° С).
(выше 300° С)
(примесь CuSe)
459. Na2Se — 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 окислястся О2 воздуха Получение см. 45710, 4585 8, 4631' 0
Мг = 124,94; d = 2,5; tm « 875° С.
1 Na2Se -г Н2О (влага) = 2NaOH + H2Se (комн., в отсутствие О2| СО2).
2. Na2Se (разб ) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Se2- (в атмосфере N2),
Se2- + H2O<=Z? HSe’ + ОН’; pKo = 3,00.
3 Na2Sc + Н2О —-—> Na2(Sen), Se, NaOH, H2 (кип.).
4 Na2Se + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2SeT.
5. Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2T + 4H2O
6. Na2Se<p) + (n - l)Se = Na2(Sen) [кип., n = 2 + 6].
7. Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe
8 2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Sel + 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 спабый восстановитель; реагирует с перок-
сидом водорода, сероводородом диоксидом серы. Получение см. 4571’2,6, 9’20,
4611'5 9, 462 4655
Mr = 110 96; d = 3,954; Гсубл = 315° С;
к5 = 264(22), 471<65).
Гпл = 340° С (р);
241
1 SeO2 + H2O = H2SeO3 (коми.)
2 SeO2 + 2NaOH (разб ) = Na2SeO3 + H2O,
SeO2 + M(OH)2 = MSeO3 + 2H2O (при нагревании; M = Pb, Ni, Cu)
3. SeO2 + 2HF(JK) = H2[SeO2F2]
4 SeO2 + 2НС1(Г) = H2[SeCl2O2]T (комн.).
5 SeO2 + 2НС1(Г) = SeCl2O (в конц. H2SO4, примеси SeCl2, Cl2).
6 SeO2 + 2SC12O = SeCI4 + 2SO2 (75—90° C).
7 . 5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4H2O + 2KBrO3 = 5H2SeO4 + Br2 + 2KNO3.
8 SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 (кип. в атмосфере O2),
SeO2 + Na2O2 = Na2SeO4 (выше 350° C).
9 . SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2 (50—75° C).
10 SeO2 + 2H2S(r) = Se + 2H2O + 2S,
SeO2 + 2SO2(r) — Se + 2SO3.
11 SeO2 + N2H4 H2O (rop.) = Sei + N2T + 3H2O.
12 . 2SeO2(r)<—> 2SeO(r) + O2 (выше 1000° C).
461.SeO3 — 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 461', 465
Мх = 126,96; <ж) = 2,75( 1 |9), Гпл = 118,5° С; /субл. > 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 + CI2T (0° С).
5. SeO3 + 2HCl(r) = SeO2 + Cl2 + H2O (комн.)
6. SeO3 + HF(M) = HSeO3F.
7. 2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2 (90 -120° C).
8 SeO3 + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O2.
462. H2SeO3 — СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе,
бысгро — 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’ , 4584, 4601
4614, 464110.
Мт = 128,97; d = 3,004; гпл = 66,5° С
242
I H2SeO3 = SeO2 + H20 (выше 70° С или'над Р4Ою).
2. H2SeO3 (конц) + H2O<~> HSeO3 + H3O+,
2 HSeOj.<Z=? Se2O|- + H2O.
3 H2SeO3 (разб) + H2O<=^ HSeO3 + H3O+; pXK = 2,61,
HSeOj+ HiO^ZZ? SeO3 + H3O+; pXK = 8,32.
4 H2SeO3 + 4HC1 (конц.) = Sei + 2C12 + 3H2O.
5 H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + H2O,
H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2H2O,
H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OH)6].
6 H2SeO3 + 4HI = Sei + 2I2i + 3H2O.
7 . H2SeO3 + 2H2S = Sei + 2Si + 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 = Ag2SeO3i + 2HNO3.
12 H2SeO3 + HC1O4 (безводн.) = Se(OH)3 (или H,SeO3) + CIO4.
13 H2SeO3 + H2O —--ектрол>13 > Н2Т(катод) + H2ScO4 (анод).
463. Na2SeO3 — СЕЛЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Разлагаегся в i орячей воде, сильных кислотах, реагирует
с галогенами, углеродом, водородом Восстановитель более слабый и окисли-
тель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. 4602, 462s, 4651
Мт = 172,94; U = 710° С (разл.); к, = 60(37), 85(R9).
I 2Na2SeO3 = 2Na2Sc + ЗО2 (выше 710° С, примесь Na2Se2Os).
2 Na2SeO3 5Н2О = Na2SeO3 + 5Н2О (40° С, вак ).
3 Na2SeO3 (конц) + Н2О <=> Na2Se2O5 + 2NaOH
4 Na2SeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeO3,
SeOi" + H2O<zz? HSeO3 + OH"; pXo = 5,68
5 Na2SeO3 + 6HCI (конц.) = 2NaCl + Sei + 2Cl2 T + 3H2O
6 Na2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3i + 2NaNO3
7 Na2SeO3 + H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + H2O,
Na2SeO3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + 2NaCI + H2O.
8 Na2SeO3 + 2H[SnCI3] + 8HC1 (разб ) = Sei + 2H2[SnCl6] + 2NaCI + 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 эле——Н2Т (катод) + Na2SeO4 (анод)
464. H2SeO4 — СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА
Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к
переохлаждению (до + 15^ С, = 2,60(15)). 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
H3O+HSeO4 -Нейтрализуется щелочами. Более сильный окислитель, чем серная
кислота (даже в умеренно разбавленном растворе), но реагирует медленно. С
концентрированной хлороводородной кислотой образует смесь, подобную по
окислительной способности «царской водке». Получение см. 4608, 4612, 4629, 13
Мт = 144,97, d = 2,95; U = 62,4° С;
к, = 566,6(20), 2757(5о).
I H2SeO4 —-—> SeO3 + Н2О (комн., над Р4Ою),
2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2 (до 70° С, вак ),
2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О (160—200° С)
2. H2SeO4 Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О (140° С, вак ).
3. H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 Н2О < > НБеОд + Н3О+,
НБеОд + Н2О <=> SeO< + Н3О+; р*к = 1,66
4. H2SeO4 (разб.) + 2Н2О = SeOj“+2Н3О+.
5. H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О,
H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.
6. H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + СО2Т + Н2О
7 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О
2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О
8. H2SeO4 + BaCh = 2НС1 + BaSeO4l.
(М = Na, К)
(70— 80° С),
(120— 150° С).
9.
10.
11.
12.
2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + Н2О
2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4l + H2SeO3 + H2O,
6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O
2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,
4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4l + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O
2H2SeO4 (разб.) + 3N2HSC1 = 2Se (коллоид) + 3N2T + 3HC1 + 8H2O,
H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCI3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.
H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sel + 4H2O.
H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O
(до 0° C).
(200° C).
(кип.).
13. H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц)<=z? H2SeO3 + 2C1°+'H2O,
H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + C12T + 2H2O
(кип.)
244
14. 3H2SeO4 (конц.) + 8HC1 (конц) + 2Au = SeO2 + 2H[AuC14] + 6H2O (кип.),
2H2SeC>4 (конц ) + 6HC1 (конц.) + Pt = 2SeO2 + Н2[РтС1б] + 4H2O (кип.)
465. \a2SeO4 —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. 457 2, 4637 9’ ”, 4б45,6'9.
Л/г = 188.94; </=3,21; = 730° С (р); ks = 57,2(25), 74,8(75).
1. 2Na2SeO4 — 2Na2SeO3 + О2 (500° C).
2. Na2SeO4 10Н2О = Na2SeO4 + 10Н2О (200° С, вак.)
3. Na2SeO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeO^ .
4. Na2SeO4 (конц.) + H2SeC>4 (конц.) = 2NaHSeO4
5. Na2SeO4 + 4HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2? + 2NaCl + 2H2O (кип).
6. Na2SeC>4 + 4H2 = Na2Se + 4H2O (600—700° С),
Na2SeO4 + 4C (кокс) = Na2Se + 4CO (750—900° С)
7. Na2SeC>4 + BaCI2 = 2NaCI + BaSeC^I.
8. Na2ScO4 + SO3 = Na2SO4 + SeO3 (110° С).
466. SeCI4 — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА
Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится
только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается
Реагирует с водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов Получе-
ние см. 457*. 4606.
Л/г = 220,77; d = 3,80; /пл = 305° С (р); гсубл > 196° С.
1. SeC14(r) - SeCl^r) + Cl2 (200 -300° С, примесь Sc),
SeCU(r) = Sc + 2С12 (выше 350° С, примесь SeCI2).
2. SeCl4 + Н2О (влага воздуха) = SeCl2O + 2HCI.
3. SeCI4 + ЗН2О = H2SeO3 + 4НС1.
4. SeCU + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 4NaCl + 3H2O.
5. SeCU + SeO2 = 2SeCI2O (66° С, вак., в конц. H2SO4).
6. SeCl4 + 4HCI (конц.) + 2T1NO3 = Sei + 2Н[Г1С14] + 2HNO3.
7. SeCl4<r) + AIC13 = (SeCl3*)[ A1C14 ].
8. SeCU + 2HCl(rj = Н2[8еС1б]Р (0° С, в конц. HCI),
SeCL, + 2MCI = M2[SeCl6] (0° С, в конц. HCI M = K+. Rb+, Cs+. NH4).
ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ
467. Те — ТЕЛЛУР
Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состо-
янии состоит из молекул Те2 и имеет желтую окраску Не реагирует с водой.
245
хлороводородом, серой, азотом Реагирует с концентрированными кислотами-
окислителями и щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами,
металлами. Получение см 4705'6, 473 ’, 4765
Мт = 127,60; d = 6 00 -г- 6,25; /лл = 449,8° С; /кип = 990° С
1
2
3
4.
5
6
7.
8»
9.
10.
И
12
13
14
15.
16
17.
18.
19.
20
21.
Те + 2Н2О (пар) = ТеО2 + 2Н2
4Те + 4H2SO4 (конц.) =(Te«+)S30io (краем.) + SO2 + 4Н2О.
2Те + 8HNO3 (конц.) = 2ТеО2Ф (красн.) + 8NO2T + 4Н2О
ЗТе + 6NaOH (конц.) = №2ТеОз + 2Na2Te + ЗН2О
Те + 2Н° (А1, разб НС1) = Н2Те
Те + О2 =ТеО2
Те + 3F2= ТеРб
Те + 2ТеРб = 3TeF4
Те + 2С12 = ТеС14
Те + 2Вг2-----> ТеВг4
Те + 212 (влажн.) = Те14
Те + 2М = М2Те
ЗТе + 2А1 = А12Те3
Те + 2SCLO = ТеС14 + SO2 + S
Те + ЗН2О2 (конц.) = НбТеОб
Те + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2H4TeO61 + 2Н2О
5Те + 6НСЮ3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + ЗС12.
(100—160° С).
(кип),
(кип).
(0° С),
(выше 450° С).
(100 - 120° С),
(200° С).
(100° С)
(0° С),
(комн.).
(-40° С, в жидк. NH3; М = Na К),
(выше 500° С, в атмосфере Аг),
(выше 600° С, в атмосфере СО2).
(кип. в разб H2SO4),
Те + 2KNO3 = ТеО2 + KNO2
5Те + 6BrFs = 5ТеРб + ЗВг2
(400—430° С).
(20° С).
Те + 3F2 + H2SO4 (безводн ) =(TeF5+)HSO4 + HF
Те + 3F2 + 2MF = М2[ТеР8]
Те (коллоид) + Na2(Sn) = Na2[TeS3] + (п— 3)S1
(40—50° С).
(75° С; М = Rb, Cs).
4Те + 3EF5 =(Te^)[EF6]2 + EF3
(в жидк. HF; Е = As, Sb).
22 2Te + 2H2O (разб H2SO4) электролиз > 2H2Te Т (катод) + О2 Т (анод)
[0° С].
23. 2Те(ж) = Тег(Г) (1000— 1200° С),
Те2(,) <---> 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. 4б75 11, 4694
Mr = 129.62, р = 5,81 г/л (н. у.); /пл = 51° С; /кип = -1,8° С; v, = 100(о).
246
1 Н2Те(Ж)-------> Н2, Те, Н2Теи (на свету),
Н2Те<г) = Н2 + Те (выше 20° С)
2. Н2Тс(р) —-—> Н2 + Tel (комн, примесь Н2Тел)
3. Н2Те (разб.) + Н2О <zz? НТе’ + Н3О\ рА\ = 2,64,
НТе + Н2О <z=? Те2’ + Н3О ptfK = 12,17
4. Н2Те + 6HNO3 (конц.) = ТеО21 + 6NO21 + 4Н2О
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 46711, 468 .
Мг= 173,58; d = 2 90; U=1035°C
I Na2Te 9H2O 1 <------» Na2Te (насыщ) + 9H2O (комн в ашосфере H2).
2 Na2Te (разб ) + 8Н2О (хол) = 2[Na(H2O)4]+ + Те ,
Те2’ + Н2О <zzz> НТе + ОН ; рК =1,83.
3 Na2Te ———> Na2(Te„), Те, NaOH, Н2 (кип ).
4 Na2Te + 2НС1 (разб ) = 2NaCl + Н2ТеТ (на холоду).
5 2Na2Te + 2Н2О + О2 (воздух) = 2Tel + 4NaOH [примесь Na2(Te„)]
6. Na2Te + (п—1)Те = Na2(Ten) (кип., п < 7).
7 Na2Te + 2AgNO3 = Ag2Tel + 2NaNO3.
470 TeO2 —ДИОКСИД ТЕЛЛУРА
Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, мало-
летучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства реашрует с
концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый
восстановитель Получение см 46713 |6, 4731, 474
Мг= 159 60; </=5,67; /пл = 733° С; /КИп = 1257° С.
1 ТеО2(т) + 2Н2О TeIV + 4ОН ; pl IP1*’ 25 = 53 52
2 2ТеО2 + 2HCI (конц) = Те2С12О3 + Н2О,
2ТеО2 + H2SO4 (конц., хол.) = Te2(SO4)O3 + Н2О.
3 ТеО2 + 2МОН (конц) = М2ТеО3 + Н2О (М = Na, К)
4 ТеО2 + М2О = М2ТеО3 (при нагревании М = Li, Na, К Rb, Cs)
5. ТеО2 + N2H4 Н2О = Tel + N2T + 3H2O.
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) = Ка2Н4ТеОб1,
ЗТеО2 + 4КОН (конц ) + 4Н2О + 2КО2 = ЗК2Н4ТеОб1-
9 2ТеО2(Г) < > 2ТеО(Г) + О2
(выше 1000° С).
471. ТеОз — ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА
Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства
выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислота-
ми и щелочами Криоаллическая форма химически пассивна Аморфная
форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кис-
лотой, концентрированными щелочами, HF Слабый окислитель Получение
см 474
Л/г = 175,60; 6,21, 5,075 (аморфн ); кл = 0,05(|8).
1 , 2ТеО3 = 2ТеО2 + О2 (выше 400° С).
2 . ТеО3 (аморфн.) + ЗН2О (гор.) —-—> НбТеОб.
3 ТсО3 + 2НС1 (конц ) = H2TeO3l + С12Т (кип ).
4 ТеОз (аморфн ) + 2NaOH (конц ) + Н2О = Na2H4 ТеОб!
5 ТеОз + 3Ag2O = Ag6TeO6 (200° С).
6 ТеОз + 5HF(X) = Н[ТеОЕ5](т) + 2Н2О (комн),
ТеОз + 4HF(X) + MF = M(TeOF5] + 2Н2О
(комн., М = Li+ Na К , Rb , Cs.NH^).
472. Н2ТеОз — ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, не растворяется в воде Из раствора выпадает гидрат ТеО2 лН2О, при
старении переходит в Н2ГеО3 Н2О. Реагирует с концентрированными кисло-
тами щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см
471’, 4733 4 4754
Л/г= 177,61; <7=3,05; кх = 5,3 10’5
I. Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О (выше 40° С).
2. Н2ТеО3 + 4НС1-(конц.) = Tel + 2С12Т + ЗН2О.
3 2Н2ТеО3 + HNO3 (конц., хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О
4 Н2ТеО3 + 2NaOH (конц ) = Na2TeO3 + 2Н2О
5 H2TeO3 + N2H4 Н2О = Те (коллоид) + N2T + 4Н2О (30—40° С),
Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = Tel + 2H2SO4.
6 5Н2ТеО3 + 6HNO3 + 7Н2О + 2KMnO4 = 5H6TeO6 + 2Mn(NO3)2+ 2KNO3,
Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц) = №2Н4ТеОб1 + Н2О.
7. Н2ТеО3 + M(NO3)2 = МТеО31 + 2HNO3 (М = Ca, Sr, Ва, РЬ).
248
473. Na2TeO3 — ТЕЛЛУРИТ НАТРИЯ
Белый, устойчив на воздухе и при нагревании в инертной атмосфере Хорошо
растворяется в воде (гидролиз по аниону) Кристаллогидратов не образует.
Разлагается кислотами, диоксидом углерода в растворе. Проявляет окисли-
тельно-восстановительные свойства. Получение см 470 , 4724.
М, = 221,58
1 . Na2TeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + ТеО^ ,
TeOj + Н2О НТеО3 + ОН’; р*о = 3,30
2 2Na2TeO3 (конц.) + Н2О Na2Te2O5 + 2NaOH
3 . Na2TeO3 + 2HNO3 (разб ) = Н2ТеО3>1 + 2NaNO3 (0° С),
Na2TeO3 + 2HNO3 (разб., гор ) = TeO2i + 2NaNO3 + H2O.
4 Na2TeO3 (разб., хол ) + 2CO2 + 2H2O = H2TeO3l + 2NaHCO3
5 . 2Na2TeO3 + O2 = 2Na2TeO4 (450° C).
6 . 2Na2TeO3 + 4Na2O2 = 2Na6TeO6 + O2 (700° C),
Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 = Na2H4TeO61 + 2NaOH
(в конц NaOH).
7 . Na2TcO3 + 2Na[Sn(OH)3] + 3H2O = Tei + 2Na2[Sn(OH)6] (в конц. NaOH)
8. Na2TeO3 + Cl2 + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6 i + 2NaCl
9 3Na2TeO3 + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3Na2H4TeOt4 + 2KOH
3Na2TeO3 + 7H2O + K2Cr2O7 = 3Na2H4 TeO,T + Cr(OH)31 + 2KOH
10 Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2 (350— 400° C).
11 Na2TeO3 + H2O электрол|п > yeJ, (катод) + O2T (анод) + 2NaOH
474. НбТеОб — OP ГОТЕЛЛ У РОВАЯ 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; г/ = 3.07; t,in = 136° С (р); = 50.05(ЗО), 106,4(,<о).
1. НбТеОб = Н2ТеО4 + 2Н2О
НьТеОб = ТеОч + ЗН2О
2НбТеОб — 2ТеО2 + О2 + ЗН2О
2. НбТеОб - 4Н2О(т) = Н6ТеО6 + 4Н2О
3 НбТеОб (разб.) + Н2О «zzz» Н5ТеОё + Н3О+; рХк = 7,72,
Н5ТеО6 + Н2О H4TeOg + Н3О*; ptfK = 10,96,
Н4ТеО£-+ Н2О Н3ТеО^+ Н3О+; рА\ = 15,00.
(140° С, р),
(220—320° С),
(400— 600° С),
(выше 10° С).
249
4. НбТсОб + 2НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + ЗН2О.
5. НбТеОб (конц.) + 2NaOH (конц) = NajH^TeOfti + 2Н2О (кип ).
НбТеОбм + 6NaOH(T) = №бТеО6 + 6Н2О (290—300° С).
6. НвТеОб (конц.) + 2КОН (конц.) = К2Н4ТеОб + 2Н2О (кип.)
7. 2НбТеО6 (разб.) + 3(N2H4 Н2О) = 2Те (коллоид) + 3N2T + 15Н2О
(40—50° С)
НбТеОб (разб.) + 3H[SnCI3] + 9HCI (конц ) = Те 4 + ЗН2[5пС1б] + 6Н2О.
8. НбТеОб (конц.) + 6МО3 = Нб(ТеМбО2<|] (кип.; М = Mo, W).
475. МабТеОб — ОРТОТЕЛ Л У РАТ 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 Проявляем окислительные свойства, но реагирует медленно. Получе-
ние см. 4736, 4745
Mf = 361,53.
I. NafiTeOf. 2Н2О = Na6TeO6 + 2Н2О (комн вак., над Р4Ою).
2. ШбТсОб + 4Н2О (влага) —I—> №2Н4ТеО6 + 4NaOH
3. Na6TeO6 (разб ) + 27Н2О = 6[Na(H2O)4]+ + H3TeOj? + ЗОН .
Н3ТеО^ + Й2О <=► Н4ТеО^ + ОН ; p/G = -1.00 (см. 4763).
4. Na6TeO6 + 8НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + 6NaCI + ЗН2О
5. Na6TeO6 + 4Н2О = Na2H4TeO6^ + 4NaOH (в конц. NaOH).
6. Na6TeO6 + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н2О = Tei + 3Na2[Sn(OH)6] + 3NaOH (комн ).
476. К2Н4ТеОб — ГЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз но
аниону). Разлагается кислотами В растворах щелочей не нейтрализуется.
Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см.
470“, 4746
М< = 305,82.
1. К2Н4ТеОб = К2ТсО4 + 2Н2О
2К2Н4ТеОб = 2К2ТсО3 + О2 + 4Н2О
2. К2Н4ТеОб ЗН2О —*—> К2Н4ТеО6 + ЗН2О
3. К2Н4ТеОб (разб ) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6Г + H4TeOj’ ,
Н4ТеО* + Н2О Н5ТеО6+ ОН"; рХо = 3,04
Н5ТеО6 + Н2О <=> НбТеОб + ОН“; р/Со = 6,28.
4. К2Н4ТеО6 + 2HNO3 (разб., гор ) = Н6ТеО6 + 2KNO3.
(275—330° С),
(500—600° С).
(комн вак ).
250
5. 2К2Н4ТеО6 + 3(N2H4 • Н20) = 2Tel + 3N2 Т +4К0Н + 11Н2О (60—90° С),
К2Н4ТеО6 + 3K[Sn(OH)3] + 2Н2О + КОН (конц., хол.) = Tci + 3K2[Sn(OH)6]
477. ТеСЦ — ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА
Белый, в расплаве —желтый, в газообразном состоянии — оранжево-крас-
ный Термически устойчивый. Реагируете водой, щелочами, хлоридами метал-
лов. Получение см. 467*13.
Мт = 269,41; d = 3,26; т™ = 224° С; /K«n = 380° С
1. ТеСЦ + Н2О (влага воздуха) = TeCI2O + 2НС1.
2 ТеСЦ + 2Н2О = ТеО2 i + 4НС1.
3. ТеС14 + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCl + ЗН2О.
4 TeCI^) + А1С13 = (ТеСЦ)[ А1С14 ]
5. ТеС14 + 2МС! (конц.) = Мг^ГеСЦ]^ (М = К+, Rb+, Cs+, Tl+,NH4).
6. ТеСЦ + H2S(X) = TeCh + 2HCI + S (-77° C).
478. Po — ПОЛОНИЙ
Халькоген Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долго-
живущий изотоп 209Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду
урана возникает изотоп го (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 висмута нейтро-
нами на цикло троне.
Мг = 208,982; J=9,32; тлл = 254° С, ткнп = 962° С
1. Po + 6НС1 (конц.) = Н2[РоСЦ] + 2Н/Г.
2 Ро + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4)2 + 2SO2T + 4Н2О,
Po + 8HNO3 (конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2T + 4Н2О.
3. Po + 2(NaOH Н2О) = Na2PoO3 + 2Н2 + Н2О (450° С)
4 Ро + 2Н° (Mg, разб НС1) = Н2РоТ (0° С).
5. Ро ----------> РоО2±л.
6 Ро + Е2 = РоЕ2 (150—200° С; Е = Cl, Вг),
Ро + 2Е2 = РоЕ4 (300—350° С).
7. Ро + 2H2SO4 (конц) + 4Н1 = Ро14Ф + 2SO2T + 4Н2О.
8 Ро + М = МРо (325—350° С; М = Pb, Hg).
9. Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2t + 2Н2О.
10 ЗРо + 8NaOH (конц ) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4],
11. Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = РоО(ОН)21 + 4NaCI + Н2О
12. Ро + 5НС1 (разб.) + N2H5C1 = Н2[РоСЦ] + 2NH4C1,
Ро + 5НС1 (разб.) + 2Н2О2 = Н[Ро(Н2О)С15] + ЗН2О.
251
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ
ФТОР
479. F2 —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 дру1 ими гало-
генами. Получение см. 34 ,55к, 567.
Мт - 37,996; 4ж) = 1, 108( lti9); р = 1,696 г/л (н. у.);
/пл =-219, 699° С; ткнп =-188,2° С
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11
12.
13.
14.
15.
16.
17.
(выше 800° С или электрич. разряд),
(до 0° С).
(комн., примесь Оз),
(n = 1 ч- 8).
F2<=> 2F°
F2 + Н2О (лед) = HOF + HF
F2 + H2O = 2HF + О0
F2 + пО° = O„F2
4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2T + 6NaF + 3H2O + O2T.
2F2 + 4HC1O4 = 4C1O3F + O2T + 2H2O
F2 + HNO3 (безводн.) =(NOJ)OF+ HF
F2 + H2 = 2HF
f2 + 02 ~ O2F2
5F2 + E2 = 2EF5
3F2 + S = SF6
3F2 + N2 = 2NF3
5F2 + 2P (красн.) = 2PFs
F2 + Xe = XeF2
F2 + 2Na = 2NaF. 3F2 + 2Sb = 2SbF3
F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2
F2 + 8NH3(r> = N2 + 6NH4F
2F2 + SiO2 = S1F4 + O2
2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2
F2 + 2KHSO4 = K2S2O6(O2) + 2HF
[примесь СЮз(ОР)],
(комн.),
(от -250° С до комн., в темноте).
( 183° С, электрич. разряд).
(Е = О и Вг, 200° С; Е = I, комн.)
(комн.),
(электрич. разряд),
(комн.).
(400° С, р).
(комн.).
(сгорание NHjbF2, 130—140° C).
(комн.),
(комн.),
(комн.; примеси KSO3F, KHSO3(O2)].
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 H3O+F и Н3О+ HFJ- Нейтрализуется щелочами. Жид-
кий фтороводород — типичный неводный протонный растворитель. Получе-
ние см 351, 561, 1162, 1742, 4796.
252
М = 20,01; </(ж) = 0,99(13); р = 1,693 г/л (н у.);
/пл = -83,36° С; /кип = +19,52° С
I. HF^zzz? Н° + F°
2. HF H2Oi<=* HF(X) + H2O
2HF - H2Oi<=z> 2HF(X) + Н2О
(выше 3500° С)
(до -34,5° С),
(до -78° С).
3. HF (разб.) + Н2О <=> F + Н3О+; р/Ск = 3,18,
2HF + Н2О HF2 + Н3О+; рКк = 2,58,
F + HF (конц.) <=> НЕГ; 1g Кс = 0,6.
4. HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + Н2О,
HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + Н2О.
5. 4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2Н2О,
6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2Н2О
6. HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + Н2О2.
7. HF(JK) + 2С1О3 = C1O2F + НС1О4
8. 2HF(M) + EF5 = (H2F+)[EF6] (E = As, Sb),
HF(X) + EF5 + C6H5F^zz> C6H6F+ + [EF6f.
9. HF(X) + HC1O4 (безводн.) = C1O3FT + H2O,
HFM + H2SO4 (безводн.) < » HSO3F + H2O.
10. 2HF(X) + HNO3 (безводн )<--» H2NO3 + HF“,
4HF{X) + HNO3 (безводн.) «ZZZ* H3O+ + NO2 + 2HF2.
11. 3HF(X)^=> H2F++ HF£;p/C,5 = 11,70.
12. HF„W «ZZZ* (HF)„,(r) (n = 1 + 4, m = 2,6 - 8),
(HF)„<r) = mHF(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 6 6, 4255
Mr =21,01; /пл= 83,6° С; /кип = +18,36° С
482. HOF —ФТОРООКСИГЕНАТ(0) ВОДОРОДА
Бесцветные жидкость и i аз (выше 0° С) Весьма летучий, термически неустой-
чивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами Силь-
ный окислитель Получение см 479
Л/г = 36,01;
/пл =-117° С.
253
1. 2H0F = 2HF + 02 (выше 20° С)
2. HOF + Н2О = HF + Н2О2.
3. HOF + 2NaOH (разб ) = NaF + NaHO2 + Н2О.
4. HOF + 3KI (конц.) = K[I(I)2] + КОН + KF.
ХЛОР
483. С12 —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
зетрахлоридс углерода, жидких SiCU и TiCU- Плохо растворяется в насыщен-
ном растворе NaCI Не реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами.
Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами Обра-
зует соединения с другими галогенами. Получение см. 365'10, ", 574, 484||—13
Мг = 70,906; J(T) = 1,9(”|02); </(ж) = 1,557(’35); р = 3,214 г/л (н. у.);
1„л = -101,03° С; /кип = -34,1° С; v, = 229,9(20), 68,3(8О).
1. С12<=> 2С1 (выше 1500° С).
2. 8С12 46Н2О I 8С12 (насыщ.) + 46Н2О (0—9.6° С).
3. С12(Г) + лН2О <=> С12 лН2О; Кс = 0,062 (комн.),
С12 • иН2О(р) НС1 + НСЮ + (л— 1 )Н2О; рКс = 3,38.
V 4. 2С12 + 2Н2О —-—> 4НС1 + О2 (на свету или кип ).
5. С12 + 2NaOH (хол ) = NaCI + NaClO + Н2О.
, 6. ЗС12 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + ЗН2О (кип.).
J 7. С12 + Н2 = 2НС1 (сжигание Н2 в С12 или комн., на свету).
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1°’+ Н2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = НС1 + С1°.
8. Cl2 F2 > C1F, C1F3, CIF5 (200 400° С).
9. С12 + Е2 = 2ЕС1 (0° С, Е = Вг; комн., Е = I).
10. С12 (влажн.) + 2Na = 2NaCl (комн.),
ЗС12 + 2М = 2МС13 (комн., М = Sb; выше 250° С, М = Fe)
11. ЗС12 + 2Р (красн.) = 2РС13 (сжигание Р в С12).
12. С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + 12Ф,
ЗС12 (конц.) + Nal (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NaJO3.
13. С12 + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2Н2О + О2Т.
14. 2С12 + 2Н2О (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1 (500—600° С),
2С12 + 2С (кокс) + ТЮ2 = TiCl4 + 2СО (900° С).
15. С12 + 2AgClO3 (насыщ.). = 2AgClJ< + О2Т + 2СЮ2Т,
С12 + 2(NaC102 ЗН2О) = 2NaCl + 2С1О2 Т + 6Н2О (комн ).
16. ЗС12 + NH4CI (насыщ.) = CI3NT + 4НС1 (60—70° С).
17. С12 + КС1 (конц.) * К[С1(С1)2]
254
18. 2C12 + H20 + HgO = HgCU + 2HCI0
2CI2(d + HgO = HgCl2 + CI2O
(0—5° C),
(0° C).
484. HCI — 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, 4834’7’|8,19, 4957.
Mt = 36,46; dM = 1,187(н6); р = 1,6391 г/л (н. у.); = -114,0° С;
/кип = -85,08° С; ks = 72,0(2О), 56,1(Ы,)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
2НС1 = 2Н° + 2С1° (выше 1500° С).
НС1 Н2О(Т) = НС1(Г) + Н2О (-15° С).
НС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.
ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) (NO)C1 + 2С1° + 2Н2О (комн.),
6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц) = 2NOT + ЗС12Т + 4Н2О
HCI (разб.) + NaOH (разб.) = NaCI + Н2О.
НС1 (разб.) + NH3 Н2О = NH4C1 + Н2О,
НС1(Г) + NH3(r) = NH4C1(t)
4НС1 + О2 = 2Н2О + С12
2HCI + F2 = 2HF + С12
2HCI (разб.) + М = МС12 + Н2?
2НС1(Г) + Си = СиС12 + Н2
4НС1 (конц.) + 2Си + О2 = 2СиС12 + 2Н2О.
2HCI (разб.) + СаСОз = СаС12 + СО2Т + Н2О.
4НС1 (конц.) + МпО2 = МпС12 + 2Н2О + С12Т,
(100-150° С).
(комн.),
(до 600° С, кат. СиС12),
(комн.).
(М = Fe, Zn).
(600 700° С),
4НС1 (конц.) + РЬО2 = PbCIrt + С12 Т + 2Н2О.
16НС1 (конц.) + 2{КМт}04 = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1,
14НС1 (конц.) + К2Сг2О7 = 2СгС1з + ЗС12Т + 7Н2О + 2КС1
4НС1 (конц.) + Са(С1О)2 = 2С12Т + СаС12 + 2Н2О,
6НС1 (конц.) + КСЮз = ЗС12? + КС1 + ЗН2О.
2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2СЮ2 + С12
2(НС1 Н2О)(Т) + 2С1ОРз(Ж) = 6HF + 2С1О2 + С12
(60—80° С).
(-110° С),
(-40° С).
15. 2НС1(Р) -----——-U Н2Т (катод) + С12Н (анод).
-485. DC1 —ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес-
ким свойствам аналогичен НС1. Получение см. 65’7 ”, 4254.
Л/г = 37,47; гпл = -114,7° С; /КЖ1 = -84,75° С; /с,(в D2O) = 59(2О)
255
486. CI2O — 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. 4832j' 24
Мг = 86,91; р = 3,89 г/л (н. у.); /ПЛ=-116°С;
Гкип = +2,2° С; v, = 99(W)
1. 4С12О = ЗС12 + 2С1О2 (выше 20° С или на сведу).
2. С12О Н2О = С12О(Ж) + Н2О (выше -36° С).
3. С12О + Н2О ——* 2НС1О (комн ).
4. С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + Н2О.
5. ЗС12О + ЗН2О + 6AgNOj = 4AgCli + 2AgClO3 + 6HNO3.
487. С1О2 —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.
Мг = 67.45; р = 3,214 г/л (н. у.); /пл = -59.5° С;
Гкип = +11.0°С; Л, = 6.03(4)
(на свету),
(40—70° С),
(выше 0° С).
(на свету),
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
И
6С1О2 = 4СЮ3 + С12
2С1О2 = С12 + 2О2
С1О2 6Н2О(Т) = СЮ2 + 6Н2О
2С!О2 + Н2О (хол.) = НС1О2 + НС1О-,
6С1О2 + ЗН2О (гор.) = НС1 + 5НС1Оз.
2С1О2 + 8НС1 (конц.) = 5С12 + 4Н2О.
С1О2 + 2NaOH (хол.) = NaCIO2 + NaCIO. + Н2О,
8С1О2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCI + 5NaClO4 + 4Н2О
2С1О2 + Na2CO5 = NaCIO2 + NaClOs + СО2 Т.
2C1OZ + 10Н1 (конц.) = 2НС1 + 5124 + 4Н2О.
2С1О2 + Н2О2 = 2НСЮ2 + О2Т(0 °C), 2С1О2 + ИагОг = 2NaClO2 + О2,
2С1О2 + Н2О2 + 2NaOH (разб.) = 2NaCIO2 + О2Т + 2Н2О.
2С1О2 + F2 = 2C1O2F (-50° С),
С1О2 + Оз = СЮз + О2 (-10° С).
4С1О2 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОН)2 = 4NaClO2 + CaCO3i + ЗН2О.
2СЮ2 + 5H2SO4 (разб.) + IOFeS04 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCI + 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.
Mr = 166,90; d = 2,02<4); tnn = 3.5° С.
1. 4С10з —Х—> 2СЮ2 + С12 + 4О2
2. 2С10з + Н2О = НСЮз + НСЮ4.
3. 2С10з + 2NaOH (разб.) = NaCIO3 + NaCIO4 + Н2О.
4 2С10з + HF(X) = CIO2F + НС1О4.
5. 2С1ОХт) = (С1О^)СЮ4{т)1
2С1О3(ж)^=> С120б<ж)<=? С1О;+С1О4.
(комн.).
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. 4999.
Mr = 182,90; d = 1,86(0); /пл = -90° С; гкип = +83° С
1 2С12О7 = 2С12 + 7О2 (120° С).
2. С12О7 + Н2О —х—* 2НС1О4
3. С12О7 + 2NaOH (разб.) =2NaCIO4 + Н2О.
4. 5С12О7(Ж) + 712 = 7I20s + 5С12.
490. HCIO — 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. 483’
486’, 5062.
Mr = 52,46.
1 НС1О<=? НС1 + О0
(на свету или выше 30° С),
2НС1О <—» Н2О + 2С1° + О"
НСЮ+ 20° 4=^ НСЮз
ЗНСЮ = НСЮз + 2НС1
(на свету),
(на свету),
(60— 80° С).
2. НСЮ (разб.) + Н2О (хол.) <=3? СЮ + Н3О+; рАк = 7,55,
2НСЮ (насыщ.) «33Z? С12О(Р) + Н2О
(комн., в темноте).
9 — 2270
257
3. нею + НС1 (конц.) = С12Т +Н2О.
4. НС1О + NaOH (разб.) = NaClO + Н2О,
НСЮ + NH3 • Н2О (конц.) = NH4C1O +Н2О.
5. НСЮ + 2HI = HCI + I21 + Н2О.
6. НСЮ + Н2О2 = Н2О + О2Т + НС1.
7. 4НСЮ + MnS = M11SO4 + 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. 28|0, 4864, 4927.
Мг = 74,44; d = 1,097; Гпл = 24,5° С (кр); кх = 53,4(2О), 129,9(50).
1. 3NaC10 = NaClOj + 2NaCl (30— 50° С),
2NaC10 = 2NaCl + O2 (выше 70° С).
2. NaClO • 5H2O = NaClO + 5H2O (комн., вак., над конц. H2SO4).
3. NaClO (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CIO ,
СЮ +Н2О^=? НСЮ + ОН"; рХо = 6,45.
4. 3NaC10 (разб., гор.) —-—> NaC103 + 2NaCI,
2NaC10 (конц.) = 2NaCl + О2Т
5. NaClO + 2HCI (конц.) = С12 Т + NaCI + Н2О.
6. 5NaC10 + 2NaOH + I2 = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O.
(кип.).
492. Са(С1О)2 — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется хСа(СЮ)2 х
х уСа(ОН)2 - /Н2О (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; кх = 27,9°, 33,3(25).
1. Са(СЮ)2 = СаС12 + О2 (180° С).
2. Са(СЮ)2 • ЗН2О = Са(СЮ)2 + ЗН2О (до 50° С),
2{Са(СЮ)2 ЗН2О} = 2Са(ОН)2 + 2С12 + О2 + 4Н2О (85—90° С).
3. Са(СЮ)2 (разб.) + 6Н2О (хол ) = [Са(Н2О)6]2+ +2СЮ (pH > 7, см. 491 $
4. ЗСа(СЮ)2 (конц., гор.) = 2СаС12 + Са(СЮ3)2.
5. Са(СЮ)2(т) + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2С12Т + 2Н2О.
6. Са(СЮ)2 + H2SO4 (конц., гор.) = CaSO4't + 2НС1Т + О2Т.
7. Са(СЮ)2 + СО2 + Н2О = CaCO3>L + 2НСЮ (комн),
Са(СЮ)2 + Na2CO3 = CaCO3i + 2NaClO.
258
493. НС1О2 —ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцве-
тен) Очень неустойчива Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно-
восстановительные свойства. Получение см. 487к, 5042.
М, = 68,46.
1. 4НСЮ2 —-—♦ НС! + НСЮз + 2СЮ2 + Н2О (комн., на свету)
2. 5НС1О2 = 4СЮ2 + НС! + 2Н2О (40° С).
3. НС1О2 (разб ) + Н2О ► С1О2 + Н3О+; рКк = 1.97
4 НСЮ2 + ЗНС! (конц ) = 2С1/Г + 2Н2О,
НС1О2 + 4HI (конц.) = НС! + 2121 + 2Н2О.
5. НС1О2 + NaOH (разб., хол.) = NaCIO2 + Н2О.
6. НС1О2 + НСЮ = НС! + НСЮз.
7. 5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб ) + 2КМпО4 = 5НСЮ3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О
494. NaCiO2 — 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'к 4935
Мг'= 90,44; кг = 64(|7), 122(60).
1 3NaC102 = 2NaC103 + NaCI
2 NaCIO2 • 3H2O = NaC!O2 + 3H2O
3. NaC102 (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + С1О2,
(180 200° С)
(37,4° С).
С1О2 + Н2О <=2 НСЮ2 + ОН ; ptfo = 12,03.
4 NaC!O2 (конц.) = NaCI + О2 (кип.)
5 NaClO2 + 4НС1 (конц ) = 2С12Т + NaCI + 2Н2О
6 4NaCIO2 + 2H2SO4 (разб ) = 2Na2SO4 + НС! + НСЮз + 2СЮ2Т + Н2О
7. 2NaClOz + С12 = 2СЮ2 + 2NaCI (100 120° С).
8. NaClO2 + S = NaCI + SO2 (200—250° С).
9 5NaClO2 + 3H2SO4 (разб ) + 2KMnO4 = 5NaC103 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
495. НСЮз — ХЛОРНОВА1АЯ 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. 4873, 4984, 5052.
Мт - 84,46; d = 1,11 (20%-й раствор); 1,28 (40%-й раствор).
1. 6НСЮ3 (конц.) = 4СЮ2 + С12О7 + ЗН2О (40—60° С),
ЗНСЮз (конц.) = НСЮ4 + С12Т + 2О2Т + Н2О (кип )
9*
259
2. НСЮз (разб ) + Н20 = С1О3+ Н3О+
3. НСЮз (конц ) + 5НС1 (конц.) = ЗС12Т + ЗН2О (кип ).
4 НСЮз (разб.) + 6HI (разб ) = НС1 + 3121 + ЗН2О,
бНСЮз (конц) + 5HI (конц ) = ЗС12Т + 5НЮ3 + ЗН2О.
5 НСЮз + NaOH (разб.) = NaCIO3 + Н2О,
НСЮз + NH3 Н2О (разб.) = NH4C1O3 + Н2О.
6 . НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н2О
7 . НСЮз + 6Н° (Al) = HCI + 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 + ЗСО2Т
496. LiClOs — ХЛОРА! ЛИТИЯ
Бе 1ыи плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из
всех неорганических солей В растворе гидролизу не подвергается. Сильный
окислитель при спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Полу-
чение см. 12У
И= 90,39; d=l,l2; ,ПЛ=129°С; ^ = 313,5(|1<)
1. 41лС10з = 3LiC104 + LiCl (270° С),
2L1CIO3 = 2LiCl + ЗО2 (400° С или 250° С кат. МпО2).
2. L1CIO3 0,5Н2О = 1лС10з + 0.5Н1О (90° С)
3 ЫСЮз(разб ) + 4Н2О = [Li(H2O)4f + ClOj (pH 7).
4. LiC1O3(t) + 6HC1 (конц.) = LiCl + 3C12T + 3H2O
5 3LiCIOX1) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2СЮ2 + НСЮ4 + Н2О
6. LiClO3 + H2O -----——-> Н2Т (катод) + LiClO4 (анод).
497. КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ
Бертотегова 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 49 578 498
Мг = 122,55; d = 2,32; tni = 357° С; ks = 7,3(20), 37,6<*O).
1 4КСЮз = ЗКСЮ4 + КС1 (400° С),
2КС10з = 2КС1 + ЗО2 (150— 300° С, кат. МпО2).
2 КСЮз (разб ) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + СЮ3 (pH 7).
3. КС1Оз(т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН2О.
4 ЗКСЮз(Т) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2СЮ2 Т + КСЮ4 + Н2О
5 2КСЮ3 + Е2 = 2КЕОз + С12Т (Е = Вг, I в гор разб HNO3)-
6 2КСЮз + 3S = 2KCI + 3SO2 (выше 130° С),
260
ЮКСЮз + 12Р (красн.) — 10КС1 + ЗР4Ою (выше 250° С)
7. 2КС1О, (насыщ.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2CIO2T.
8 КСЮз + Н2О —л.ектр°™3> Н2Т (катод) + КС1О4 (анод)
498. 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, 137е
Мт = 304,23; d = 3,18 (кр); /пл(кр.) = 414° С (разл.);
ks = 33,81(20), 84,84<8,>>
I. Ва(СЮ3)2 Н2О = Ва(С1О3)2 + Н2О
4{Ва(С1О3)2 Н2О} = ЗВа(С1О4)2 + ВаС12 + 4Н2О
Ва(С10з)2 Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О
2. Ва(СЮ3)2 + 8Н2О = [Ba(H2O)s]2+ + 2С1О3
3. Ва(С1О3)2 + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н2О.
4. Ва(СЮ3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2НС1О3
5. Ва(С10з)г + 2КЮз = Ва(Юз)21 + 2КС10з
(120° С, вак.).
(то 250° С),
(выше 414° С).
(pH 7).
499. НСЮ4 — 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, /кнп = 111° С) Гидрат
HCIO4 • Н2О обладает ионным строением (НзО^СЮЭ- Нейтрализуется щело-
чами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентри-
рованном растворе при нагревании. Получение см 4892, 495 5013
Мг= 100,46; d = 1,664<2О); fluI = -101°C; /КИп = +120,5° С
1. ЗНС1О4 (безводн ) —-—> CI2O7 + НСЮ4 Н2О Ф (0—20° С).
2 НСЮ4 • Н2О(Т) = НС1О4 (безвод.) + Н2О (выше 50° С)
3. HCIO4 (разб.) + Н2О = сю; + Н3О+
4. НС1О4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О
НС1О4 (конц , хол.) + КОН (насыщ ) = KClO4i + Н2О,
НС1О4 (разб.) + NH3 Н2О (разб.) = NH4CIO4 + Н2О
5. 4НС1О4 + 2F2 = 4C1O3F Т + О2Т + 2Н2О,
2НС1О4 (конц.) + 4Н2О + I2 = 2Н5Ю6 + С12 Т.
6 НС1О4 (конц.) + MCI (конц) = МС1О41 + HCI (М = К. Rb Cs)
7. НСЮ4 (разб.) + 8ГП(Н2О)6]С1з = 9HCI + 8[Г1(Н2О)4(ОН)2]С12 + 4Н2О
261
8. 2НСЮ4 (безводн.) + HNO3 (безводн.) =(NO2)C1O4+ HCIO4 • Н2О1
(комн.).
9. 4НСЮ4 (безводн.) + Р40ю =2С12О7 + 4НРО3 (-25° С, в атмосфере О3),
НС1О4 (безводн.) + Н3РО4<Ж)<=? Р(ОН): + С1О4.
10. 4НСЮ4 (безводн.) + 7С ([рафит) = 7СО2Т + 2С12Т + 2Н2О.
11. НС1О4 (безводн.) + НР(ж) = C1O3FT + Н2О.
12. НСЮ4 (безводн.) + H2SC>4 (безводн.) CIO4 + H3SO4.
500. L1CIO4 — 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.
Л/г = 106,39; d = 2,428; U = 236,7° С; к,= 56,12(2О), 123,0(80).
1. LiC104 = LiCl + 2О2
2. IJCIO4 ЗН2О = 1лСЮ4 + ЗН2О
3. LiClO4 (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)<T + СЮ;
4. ЫСЮ4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO
(400—500° С).
(90—150° С).
(pH 7).
(450° С).
501. КС1О4 — ПЕРХЛОРАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается Умеренно растворяется в
холодной воде (в огличие от NaClO4), гидролиза нет. Кристаллогидратов^ не
образует. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 50s, 575, 497''к,
4996. '
Mr = 138,55; d = 2,524; /пл = 525° С; ks = 1,68(2О), 13,4(80).
1. КСЮ4 = КС1 + 2О2 (550— 620° С).
2. КС1О4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + СЮ4 (pH 7).
3. 2КС1О4 + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2НСЮ4Т (160° С, вак.).
4. ЗКСЮ4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А12О3 (600 -700° С).
5. KCIO4(p) + 8ГП(Н2О)б]С13 = КС1 + 8НС1 + 8[Ti(H2O)4 (ОН)2]С12 + 4Н2О,
KC1O4(T) + 8TiCl3 = КО + 6TiCU + 2ТЮ2 (400— 450° С).
502. Mg(ClO4)2 — ПЕРХЛОРАТ МАГНИЯ
Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон).
Плавится без разложения, при дальнейшем надевании разлагается. Хорошо
растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Реагирует со
щелочами, жидким аммиаком. Получение см. 1047.
Mr = 223,20; d=2,2\; ^, = 246° С; ks = 99,2<м>,109,2(50).
1. 4Mg(ClO4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2C12 + 15O2
(382—500° C)
262
2. Mg(C104)2 6H2O = Mg(C104)2 + 6H2O (до 100° С, вак ),
2{Mg(C104)2 • 6H2O} = 2Mg(OH)2 + 2C12 + 7O2 + 10H2O (180— 190° C).
3. Mg(C104)2 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)6]2+ + 2C1O4;
[Mg(H2O)6]2+ + H2o<zz? [Mg(H2O)5(OH)]+ + H3O+; pKK = 11,42.
4. Mg(ClO4)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaC104.
5. Mg(C104)2 + Ba(ClO4)2 + 6NaOH (насыщ.) = Ba2[Mg(OH)6] i + 6NaC104
(кип.).
503. CIF — МОНОФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособ-
ный; реагирует с в’одой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диок-
сидом кремния. Получение см. 4838, 504 .
Л/г = 54,45; = 1,6("|00); tm = -155,6° С; /Ки„ = -100,1 ° С.
1. 3C1F = CIF3 + С12 (комн.).
2. . C1F + Н2О (хол.) = HF + НС1О,
4C1F + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2С12Т + О2 Т.
3. CIF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaClO + Н2О.
4. CIF + F2 = CIF3 (200° С).
5. 2C1F + C1O2F = CIOF3 + С12О (0° С).
6. 4C1F + SiC>2 = SiF4 + 2Ch + O2 (комн.).
7. 2C1F(M) + EF5 = (C12F+)[EF6] (E = As, Sb),
CIF + MF = M[C1F2] (175° С, p\ M = K, Rb, Cs).
8. 3C1FW <=? ChF+ [точнее, C1(C1F)+] + [С1Р2Г-
504. CIF3 — ТРИФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер CbFe). Неограниченно
смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается
водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фто-
ридами металлов и неметаллов. Получение см. 4838, 5031,4
М, = 184,89; J(«) = 1,866(,О); и = -76,31° С; Un = +11,76° С.
1. 2CIF3 = С12 + 3F2 (выше 300° С).
2. CIF3 + 2Н2О (хол.) = 3HF + НСЮ2,
3CIF3 + 6Н2О (гор.) = 9HF + НС1 + 2НСЮ3.
3. 3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCi + 2NaC103 + 6Н2О.
4. CIF3 + F2 =. C1F5 (350° С. р),
CIF3 + С12 = 3C1F (180° С, р).
5. 2CIF3 + OF2 = CIOF3 + C1F5 (комн.),
6CIF3 + 2NaC103 = 3C1O2F + 2NaCI + 3C1F5 (комн.).
6. 4CIF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2Ch + 3O2 (комн.).
7. 4C1F3 + 6NiO = 6NiF2 + 2C12 + 3O2 (100° C),
263
2C1F3 + 3Ag = 3AgF2 + Cl2
8. ClFXiK) + MF = M[CIF4]
CIF**) + EFS = (C1F£)[EF6]
9. 2CIF3(X) = С12Рб(ж) <=> C1F2+ + [CIF4]-
(120° C, p).
(M = K+, Rb+, Cs+, NO+).
(E = P, As, Sb, Bi).
505. CIF5 — 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 483 ,
5044-5.
Мг = | зо,44; <ж) = 1,93(-2О); /пл = -103° С; ZKHn = 14° С.
1 2C1F5 = С12 + 5F2
2. CIF5 + ЗН2О = 5HF + НСЮ3.
3. C1F5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaCIO3 + ЗН2О.
4 4CIF5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2C1Z + 5O2
5. 2C1F5 + 2PtF6 = (ClF6+)[PtF6] + (ClF4+)(PtF6].
6. CIF5 + KrF2 + AsF5 = (ClF6+)[AsF6] + Kr.
7. 2CIF^^Z? C1F;+[CIF6] .
(выше 250° C).
(комн.).
506 C13N —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
Л/г= 120,37; d= 1,653(2О); t пл= -27° С; гкип = +71°С
1 2C13N = N2 + ЗС12 (90° С).
2 ChN + 4Н2О (хол.) = NH3 Н2О + ЗНСЮ,
4C13N + 6Н2О (гор.) = 4NH3T + 6С12 + ЗО2Т.
3 . 2C13N + 6NaOH (разб , хол.) + 2Н2О = 2(NH3 • Н2О) + 6NaClO
2C13N + 6NaOH (разб , гор.) = 2NH3T + 6NaCI + 3O2t
БРОМ
507. Br2 —ДИБРОМ
Галоген Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричневый 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,
5084510,51 13 4, 5123 4
Л/г = 159,808; dw = 3,12(20); I™ = -7,25° С;
/киг, = +59,82° С; кх = 3,58(2О), 3,45(4О)
1. 6Вг2 • 46H2Ol < > 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О
(0—6° С).
2. Вг2(Ж) + иН2О < > Вг2 иН2О(р); = 0,21
(20—40° С),
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19
20.
21.
Вг2 • иН2О(р) <=» НВг + НВгО + (и - l)H2O; pAS—8,14
2Вг2(р) + 2Н2О = 4НВг + О2Т (на свету или кип.).
Br2 + 2NaOH (разб ) = NaBr + NaBrO + Н2О (0- 5°
ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗН2О (50—80°
3Br2 + 3Na2CO3 (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗСО2Т
3Br2 + 8(NH3 Н2О)[разб.] = 6NH4Br + N2T + 8Н2О
ЗВг2 + ЮМЬок) = Br3N 6NH3i + 3NH4Br
Br2 + H2 = 2HBr
Br2 + F2 = 2BrF
Br2 + 3F2 = 2ВгРз
Br2 + 5F2 = 2BrF5
Br2 + Cl2 = 2BrCI
Br2 + 5C12 + 6H2O (гор.) = 2HBrO3 + I0HCI.
Br2 + I2 = 21 Br
3Br2 + 2P (красн.) + 6H2O = 2Н2(РНОз) + 6HBr
3Br2 + S + 4H2O = H2SO4 + 6HBr
Br2(p) + H2S (насыщ.) = 2HBr + Si.
Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2I.
4Br2 + 4H2O + BaS = BaSOj + 8HBr,
Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4.
2Br2 + H2O + HgO = 2HBrO + HgBr2l
3Br2 + 5AgBrOs + 3H2O = 5AgBri + бНВгОз
Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O
4Br2 + Na2SO3S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O
Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3.
Br2 + Cl2 + 2CsCI (конц.) = 2Cs[BrCl2].
Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2].
Br2 + 40з = Br2O4l (желт.) + 4O2T
Br2O4 —-—> Br2O. ВгзОк? (бел ), Br2, O2
Br2O4 —-—> Вг20з (желт ), Br2, O2
7Br2 + BrF5 + 5EFs =5(Br3+ )[EF6] (кор )
D- ------> ID,0
С),
С),
I (40—50°
(-75°
(350° С, кат. Pt),
(до 0° С),
(-40° С, в жидк CCI3F),
(200° С).
(0° С),
С),
С).
(45° С, в атмосфере N2)
(100—150° С),
(0 5° С),
(-50° С, в жидк. CCI3F),
(-40° С, вак ),
(-4° С, вак)
[ 196° С Е = As. Sb]
(выше 1200° С).
265
508. НВг — БРОМОВОДОРОД
Бесцветный термически устойчивый газ. Хорошо растворяется в воде, сильная
кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной
кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентри-
рованной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисля-
ется в кислороде. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Полу-
чение см. 351', 3522, 5O710 "’13.
Мт = 80,91; р = 3,6445 г/л (н.у.); U = -86,91 ° С;
Un = -66,77° С; к, = 198,20(20), 130(1,,о>.
1. 2HBr <=» Н2 + Вг2 (выше 1000° С).
2. НВг Н2О(Т) = НВг(г) + Н2О (выше -29° С).
3. НВг (разб.) + Н2О = Вг' + Н3О+.
4. 2НВг (конц.) + H2SO4 (конц.) = Вг2 + SO2 + 2Н2О.
5. НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + Н2О,
НВг + NH3 • Н2О (разб.) = NH4Br + Н2О.
6. 2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H2t.
7. 4НВг (конц.) + O2 —-—> 2Вг2 + 2H2O.
8. 2HBr + Cl2 = 2НС1 + Вг2,
5НВг (конц.) + НВгОз = ЗВг2 + ЗН2О.
9. 4НВг (конц.) + МпО2 = МпВг2 + Вг2 + 2Н2О,
2НВг (конц.) + Н2О2 (конц.) = Вг2 + 2Н2О,
14НВг (конц.) + К2Сг2О7(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’|4, 5152.
Л/, = 96,91.
1. 5НВгО —*—► НВгОз + 2Вг2 + 2Н2О
2. НВгО<=^ НВг + О0
2НВгО<=? Н2О + 2Вг° + О0
НВгО + 20° 4=?
НВгОз
3. ЗНВгО = НВгОз + 2НВг
(комн.).
(на свету или выше 30° С),
(на свету; кат. Pt, Fe),
(на свету).
(60—80° С).
4. НВгО (разб.) + Н2О <=* ВгО‘ + Н3О+; р/Ск = 8,69.
5. НВгО + NaOH (разб.) = NaBrO + Н2О.
6. НВгО (конц.) + НВг (конц.) = Вг2 + Н2О,
НВгО (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + 121 + Н2О.
7. НВгО + Н2О2 = Н2О + О2Т + 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.
Мг= 128,91.
1. 4НВгОз - 2Вгг + 50г + 2Н2О (кип.).
2. НВгОз (разб.) + Н2О = ВгО3 + Н3О+.
3. НВгОз + NaOH (разб.) = NaBrO3 + Н2О,
НВгОз + NH3 Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О.
4. НВгОз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О.
5. НВгОз (разб.) + 6Н1 (разб.) = НВг + 3121 + ЗН2О
6. 2НВгОз (конц.) + 12 = Вг2 + 2Н10з,
бНВгОз (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5НЮ3 + ЗН2О.
7. НВгОз + 6Н°(А1) = НВг + ЗН2О
8. НВгОз + 3SO2 + ЗН2О = НВг + 3H2SO4,
2НВгОз + Н2О + S = НВг + H2SO4 (кип),
2НВгОз (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + ЗСО2Т.
9. НВгОз + Н2О + XeF2 = HBrO4 + 2HF + ХеТ.
511. ГЧаВгОз — 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, псроксодисульфатом натрия.
Получение см. 28", 376, 5074.
Мг = 150,89; d = 3,339; z™ = 384° С (разл.); к, = 36,4(2О), 75.7(8О).
1. 2NaBrO3 = 2NaBr + ЗО2 (выше 384° С).
2. NaBrO3 + 4Н2О = [Na(H2O)4]* + ВгО3 (pH 7).
3. NaBrO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + ЗН2О.
4. 2NaBrO3(p) + h (суспензия) = 2NalOs + Br2.
5. 2NaBrO3 + ЗС (графит) = 2NaBr + ЗСО2 (450—550° С).
6. NaBrO3 + 2NH3 = NaBr + N2 + 3H2O (350—400° С).
7. NaBrO3 + F2 = 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O.
NaBrO4(P) + НзО* (катионит) = HBrO4 + Na+ (катионит) + H2O.
8. NaBrO3 + H2O + XeF2 = NaBrO4 + XeT + 2HF.
9. NaBrO3 + H2O ,электролиз > (катоД) + NaBrO4 (анод).
312. 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, пероксо дисульфатом
калия. Получение см. 499, 58s, 497s, 514*.
Л/г = 167,00; d = 3,27; = 434° С (разя); ks = 6 87(20), 34 28<8О).
1. 2КВгОз = 2K.Br + ЗО2 (выше 434° С).
2. КВгОз + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + ВгОз (pH 7).
3. КВгОз + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = ЗВг2 + 3K2SO4 + ЗН2О.
4. 2КВгОз(р) + 12 (суспензия) = 2К10з + Вг2
5. 2КВгОз + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2 (400—500° С),
КВгОз + 2NH3 = KBr + N2 + ЗН2О (450° С).
6 КВгОз + F2 + 2КОН (разб.) = KBrO4 + 2KF + Н2О
КВгОз + Н2О + XeF2 = КВгО4 + Хе + 2HF.
7. 2КВгОз + ВаС12 = Ba(BrO3)2l + 2КС1,
КВгОз + AgNO3 = AgBrO3l + KNO3
8 КВгОз + Н2О - Лле1(тропиз > р{Д (катод) + КВгО4 (анод).
513. НВгО4 — БРОМНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде нс выделена. Сущест вует 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. 5109,
51г, 5I44.
Мг = 144,91.
1. 2НВгО4 (конц.) ——* 2НВгОз + О2
2. HBrO4 2H2O1<Z=> НВгО4 (конц.) + 2Н2О
3. НВгО4 (разб.) + Н2О = ВгОд + НзО+
4. HBrO4 + NaOH (разб.) = NaBrO4 + Н2О,
НВгО4 + NH3 Н2О (разб ) = NH4BrO3 + Н2О.
5 2НВгО4 (конц.) + 4Н2О + 12 —> 2Н5Ю6 + Вг2.
(комн).
(на холоду).
514. КВгО4 — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза
нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами Медленно реагирующий
окислитель Получение см. 5126 8
АЛ = 183.00; ^ = 4.4(25).
1. 2КВгО4 = 2КВгОз + О2 (до 275° С),
КВгО4 = КВг + 2О2 (выше 390° С).
2 КВгО4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ВгО4 (pH 7).
3. 2КВгО4 (насыщ.) + 12 (суспензия) —-—> 2КЮ4 + Вг2,
268
KBrCU (насыщ.) + HI (конц.) —-—> KIO4 + HBr.
4 KBrO4(p) + H3O+ (катионит) = НВгОд + К (катионит) + НгО
515. BrF — МОНОФТОРИД БРОМА
Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует
с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077.
Мг = 98,90; Гпл = -33° С; гки„ = +20° С (разл.).
1. 3BrF = BrF3 + Br2
(выше 20° С).
2 BrF + Н2О (хол ) = HF + НВгО, ЗНВгО <3=? 2НВг + НВгО3.
3 BrF + 2Н2О (гор ) = 4HF + 2Вг2 + О2Т.
4 BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + Н2О,
3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrO3 + 3H2O
5 . 4BrF + SiO2 = S1F4 + 2Вгг + Ог
(комн).
516. BrF3 — ТРИФТОРИД БРОМА
Светло-желтая (в толстом слое — красная) жидкость. Хорошо растворяется в
жидком HF. Реакционноактивный; энергично разлагается водой, реагирует со
щелочами, металлами, оксидами и фторидами металлов и неметаллов Окисли-
тель Неводный растворитель. Получение см. 507,5151.
Мг = 136,90; d = 2,843w; tm = 8,8° С; /Кип = 125,75° С.
1. 3BrF3 + 6Н2О = 9HF + HBr + 2HBrO3.
2. 3BrF3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6H2O.
3 BrF3 + F2 = BrFs (200° C).
4 BrF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2Вгг + ЗО2 (комн).
5 BrFXM) + MF = M[BrF4} (M = K, Rb, Cs, Ag).
6. BrFXM) + C1F3 = (ClF25[BrF4],
7. 4BrF3 + 2Au = 2(Au+)[BrF6] + Br2 (40° C).
8. BrFXM) + EF5 =(BrF2+)[EF6] (E = P, As, Sb, Bi).
9. 2BrFXT) = (BrF2)+[BrF4]<T) <=> 2BrFXM> <=> BrF£ + [BrF4] .
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.
Mr = 174,89; d = 2,57(0); = -60,5° С; Гкип = +40 76° С.
I 2BrF5 = Br2 + 5F2
2. BrF5 + 2Н2О = BrO2F + 4HF
(выше 460° С).
(0° С).
269
BrFs + 3H2O = 5HF + НВгОз (комн.).
3. BrFs + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBrO3 + ЗН2О.
4 4BrFs + 5SiO2 = 5S1F4 + 2Вг2 + 502 (комн).
5 BrFsw + MF = M[BrF6] (M = K, Rb, Cs)
6. BfFs(m) + EF5 =(BrF4)[EF6] (E = As, Sb).
7 BrFs + (KrF+)[AsF6J = (BrF6+)[AsF6] + Kr (50—100° C).
8. 2BrFs(M) <=* BrF4+ + [BrF6]-.
518. BrCl — МОНОХЛОРИД БРОМА
Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада
на С12 и Вг2 при 20° С составляет «40%). Более устойчив в холодных растворах
хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразо-
вания). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. По-
лучение см. 5078.
Мг = 115,36; U = -54° С; /кип = +5,5° С (разл.).
1 2ВгС1(Г) < ? Вгг(ж) + Ch(r) (выше 5,5° С).
2 . BrCl + Н2О = HCI + НВгО, ЗНВгО 2НВг + НВгО3.
3 ЗВгС1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCI + 2NaBr + NaBrO3 + ЗН2О
4 . BrCl + MCI <=» M[BrCl2] (M = K, Cs).
ИОД. АСТАТ
519.12 —ДИИОД
Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо раство-
ряется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с CI2 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” , 592-4,7-9, 483 , 52111 б, 5244, 5253'-5, 5608.
Мг = 253,808; d = 4,93; tm = И3,5° С;
Гкип = 184,35° С; к, = 0,029(2О), 0,22(W)). •
1. Им + Н2О <=> HI + НЮ; рКс = 15,59,
h + ню = 12 НЮ (или 12 ЮН)(р).
2. 3I2 + 10HNO3 (разб.) = 6НЮ3 + 10NOT + 2Н2О
I2 + 10HNO3 (конц., гор ) = 2НЮ3 + 10NO2t + 4Н2О
270
(кип),
3 312 + 2HNOs (конц.) + 6HCI (конц) = 6ICI + 2NOT + 4Н2О
4. I2 + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + Н2О
3NaIO(P) = 2NaI + NalCh
5. 312 + 6NaOH (гор ) = 5Nal + NalOj + 3H2O.
6 3I2 + 4(NH3 H2O) = I3N1 + 3NH4I + 4H2O.
(60 80° C).
(0° C),
(комн).
7.
8.
9
10
11
12.
13.
14.
15.
16
17.
18.
I2 + H2 = 2HI
I2 (суспензия) + 3F2 = 2IF3I
12 + 5F2 = 2IFs
I2 (суспензия) + IF3 = 31 Fl
I2 + E2 = 21E
(500° С, кат Pt)
(-45° С, в жидк. CCI3F),
(комн.)
(-40° С, в жидк. CCI3F).
(комн., Ё = С1; 45° С, Е = Вг)
19.
20.
21.
22.
23.
12 + ЗС12 = 12С16
12 + 5Е2 + 6Н2О (гор.) = 2Н10з + ЮНЕ
2Ь + 9О2 = 1(10з)з + 9О2
12 + 50з + Н2О = 2Н1Оз + 5О2
512 + 2Р (красн.) + 8Н2О = 2Н3РО4 + ЮН!
12 + 2Na = 2NaI
312 + 2А1 = 2А11з
I2 + KI (конц.) = К[1(1)2](р>.
12 + 2НЕОз = 2Н!Оз + Е2
12 + 2НЕО4 (конц.) + 4Н2О = 2HsIO6 + Е2.
712 + 5С12О7(ж) = 712О5 + 5С12.
212 (суспензия) + Н2О + HgO = 2HIO + Hgl2l
I2 + 7KrF2 = 2IF7 + 7Kr
I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O,
12 + 5H2O2 (конц., гор.) = 2Н10з + 4H2O.
12 (суспензия) + H2S (насыщ.) = 2HI + Si,
l2 + SO2 + 2Н2О = 2HI + H2SO4,
I2 + 2Na2SO3S(p) — 2NaI + Na2S4Oe.
12 + H(PH2O2) + H2O = Н2(РНОз) + 2HI
I2 + 3F2 + 2MF = 2M[IF4]
I2 + Cl2 + 2MC1 (конц.) = 2M[1CI2]
I2 + Br2 + 2MBr (конц.) - 2M[IBr2]
(-78° C).
(E = Cl, Br)
(50 60° C),
(комн ).
(150—200° C).
(выше 100° C),
(комн., кат. H2O).
(E = Cl, Br),
(0—2° C).
(комн ),
2I2 + 3I2O5 + 10H2SO4 (конц.) = I0(10+)HS04 (желт.)! + 5H2O.
(M = K, Rb, Cs).
(кип., M = K, Rb, Cs),
(M = K, Cs).
24. 312(ж)<=? i; + [I(I)zF.
1ад«=> 21°
(выше 900° С).
520. HI — 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, 5 1 97' 2'19
Л/г = 127,91; р = 5,7891 г/л (н.у.); tm = 50,9° С;
Гкип = - 35,4° С; /ct= 234(l0)
1. 2Н1<=> Н2 + 12
2. HI • 4Н2О(т) = Н1(ж) + 4Н2О
3. HI (разб.) + Н2О =Г + Н3О+.
4. 14Н1 (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = 7I2 + H2S + S'L + 8Н2О.
5. Hl (разб.) + NaOH (разб.) = Nal + Н2О.
6. 6Н1(р) + О2 (воздух) <=> 2Н[1(1)2] + 2Н2О
4Н1(Р) + О2 (воздух) = 2I2>L + 2Н2О
(комн., в темноте),
(на свету, кат. Си).
7. 2Н1(Г) + S = Ъ + H2S
8. 4HI (конц.) + 2Ag = 2H[AgI2] + Н2Т, 4HI (конц.) + Hg =
9. 2HI + Ch (разб.) = 12 + 2HCI
HI + ЗС12 (насыщ.) + ЗН2О (гор.) = НЮ3 + 6НС1.
10. 2HI + НЕО = НЕ + I2i + Н2О
11. 6HI (разб.) + НЕОз (разб.) = НЕ + 3121 + ЗН2О
5Н1 (конц.) + 6НЕО3 (конц.) = 5НЮ3 + ЗЕ2 + ЗН2О.
12. 5HI (конц.) + НЮз = 3121 + ЗН2О
13. 2Н1 + NO2 = I2i + NOT + Н2О.
(выше 200° С).
(выше 37° С).
(500° С).
H2[HgI4] + Н2Т.
(комн.),
(Е = С1, Вг).
(Е = С1, Вг),
(комн.).
14. 2HI (разб.) + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + 121 + H2SO41
14HI (конц.) + К2Сг2О7(Т) = 2Сг1з + I2i + 7Н2О + 2К[1(1)2],
4HI (конц.) + МпО2= Mnl2 + h'l + 2Н2О.
521. 12О5 —ПЕНТАОКСИД ДИИОДА
Белый, темнеет на свету из-за частичного разложения, очень гигроскопичный.
Наиболее устойчивый из оксидов всех галогенов. Растворяется в жидком HF.
Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образует сильнокислотный
раствор), щелочами. Легко фторируется, количественно восстанавливается
монооксидом углерода. Получение см. 51916, 5231, 5305
Л/г = 333,80; d = 4,799; ?пл« 300° С (разл.); к, = 253,4(2О), 360,8(80).
1. 212О5 = 212 + 5О2 (300—500° С).
2. 12О5 + Н2О= 2НЮз.
3. I2O5 + 2H2SO4 (безводн.) = 2 (IO$)HSO4 + Н2О.
4. I2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NalO3 + Н2О.
5. 2I2Os + 2F2 = 4IO2F + О2 (0°С, в жидк. HF),
2I20s + 2F2 = 41O2F + О2 (110° С; примеси IF5, IOF3).
6. I2C>5 + 5СО = 5СО2 + h (комн.).
7. I2O5 + ЮНС1 (конц.) + 2КС1 = 2К[1С14] + 2С12Т + 5Н2О.
272
522. НЮ — ИОДНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашен-
ном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом Очень неустойчива.
Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание
ЮН — гидроксид иода(1); оснбвные свойства в растворе преобладают. Разла-
гается щелочами Получение см. 519 , 532 , 5342
Мг = 143,91
1. 5НЮ —L-> НЮз + 2121 + 2Н2О
2. НЮ + Н2О <==> 10" + НЮ+; рКк = 10,64,
ЮН + Н2О Г • Н2О? + ОН"; рКо = 9,52.
3. НЮ + 12 = 12 НЮ (или 12 ЮНХр),
h юн <2=? i; + он.
4 НЮ + НзО+ Н2О + Г Н2О?
5. ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2NaI + Na!O3 + ЗН2О.
(комн.).
(в разб НС1О4).
523. НЮз — ЙОДНОВАТАЯ КИСЛОТА
Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кис-
лота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, сероуглероде. Ней-
трализуется щелочами. Окислитель, реагирует с концентрированными хлоро-
водородной и иодоводородной кислотами Окисляется электролитически По-
лучение см 5192 |0> |8, 5212, 5265 6, 5302.
Л/г =175,91; <7= 4,629; гпл = 110° С (разл.);
к, = 286(П), 309,4(2О), 472,2(8О).
I. ЗНЮз = Н1зО8 + Н2О (ПО 120° С),
2НЮз = I2O5 + Н2О (240—250° С).
2. НЮз (разб.) + Н2О = IO3 + Н3О+.
3. 2НЮз (конц) + I0HC1 (конц., хол.) = I2I + 5С12Т + 6Н2О,
НЮз + 4HI (конц.) = 3121 + ЗН2О (комн.).
4. НЮз + NaOH (разб.) = NaIO3 + Н2О
5. 2НЮз(т) + H2SO4 (конц.) = (IO+)2SO4 + О2 + 2Н2О (60—80° С),
2Н10з (разб.) + (IO+)2SO4 = 2(Ю+)Юз Ф(желт.) + H2SO4 (комн.).
6. 2НЮз + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + 12Ф + Н2О,
2НЮз + 5H2SO4 + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4h + hl + 6H2O.
7. НЮз + ЗН2О элсктролиз> нД (катод) + H$IO6 (анод)
524. Г\аЮз — 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. 28 °, 38'°. 5194,5 18 52I4.
273
Л/г = 197,89; d = 4,277; /пл = 422° C; к, = 9,5(25>, 26 6(80).
1 2NaIO3 = 2NaI + ЗО2 (выше 500° С),
2. NaIO3 Н2О = NaIO3 + Н2О (80—100° С, вак ).
3. NaIO3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Ю3 (pH 7).
4. 2NaIOxT) + 12НС1 (конц.) = I21 + 5С12Т + 2NaCI + 6Н2О.
5. NaIO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I2l + ЗН2О + 3Na2SO4.
6. NaIO3 + 3H2O2 = Nal + 3O2T + 3H2O (в разб HNO3).
7. NaIO3 + НЮ + 2Fe = Nal + 2FeO(OH)i (кип., на воздухе).
8. NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = NasIC^I + 2NaCI + ЗН2О (кип ),
NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O6(O2) = Na3H2IO6l + K2SO4 + Na2SO4 +
+ H2O (кип.).
9. NalO3 (конц.) + MNO3 (конц.) = MIO3i + NaNO3 (M = K, Rb, Cs, Ag).
10. NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2O элек1?°.лиз > H2T (катод) +
+ Na3H2IOel (анод).
NaIO3 + H2O - - —тролиз > н2Т (катод) + NaIO4 (анод) (в разб HNO3)
525. КЮз —ИОДАТ КАЛИЯ
Белый при нагревании плавится и разлагается Умеренно растворяется в воде
(гидролиза нет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮ3 • Н1О3.
Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см.
59s'11, 440ю, 4975, 5291.
Mr = 214,00; d = 3,93; /пл = 560° (разд.); к, = 8,1(20), 24,5(W>).
1. 2КЮ3 = 2KI + ЗО2 (560—650° С).
2. КЮ3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + Ю3 (pH 7).
3. 2КЮ3 + 12НС1 (конц.) = I2I + 5С12Т + 6Н2О + 2KCL
4. КЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 5KI = 3121 + ЗН2О + 3K2SO4.
5. KIO3 + ЗН2О2 = KI + ЗО2Т + ЗН2О (в разб HNO3).
6. 2KIO3 + 6КОН (конц.) + 2С12 = К4Н2120ю + 4КС1 + 2Н2О,
К4Н2120ю + 2HNO3 (разб.) = 2КЮ41 + 2KNO3 + 2Н2О.
7. KIO3 + 2КОН (конц.) + K2S2O6(O2) = К1О41 + 2K2SO4 + Н2О.
8. КЮ3 + Н2О . .электролиз> н2Т (катод) + КЮ41 (анод) [в разб HNO3],
526. Н51Об —ОРТОИОДНАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. При надевании в вакууме переходит, в частности, в
метаиодную кислоту НЮ4. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота.
Нейтрализуется разбавленными щелочами не полностью Проявляет окисли-
тельные свойства. Получение см. 51915, 5237, 5272, 5285, 5312.
Мг = 227,94; /Пл = 122° С (разл.).
274
1. 2Н5Юб = НЛ2О9+ ЗН2О
H5IO6 = НЮ4 + 2НгО
4Н5Юб = 2UO^)IO4 + O2 + ЮН2О
2Н510б = 12О5 + 5Н2О + 02
2. Н5Ю6 (разб.) + H2O<ZZZ> Н4Ю6 + Н30+; рКк = 1,55,
НД + Н20 H3IOJ- + Н3О+; рКк = 8,27,
Н3Ю£ + Н2О <=► Н2Ю^ + Н30+; рА'к = 14,98.
3. Н510б (разб.) + 3NaOH (разб.) = Na3H2ICU + ЗН2О.
4. Н5Ю6 + 2NO2 = НЮз + 2HNO3 + Н20.
5. 5Н510б + 2MnSO4 = 2НМ1Ю4 + 5НЮз + 2H2SO4 + 7Н2О.
6 Н5Ю6(т) + H2SO4 (95%) = [I(OH)6]HSO4
(80° С, вак),
(100° С, вак ),
(117° С, вак.),
(выше 122° С).
(комн.)
527. КазН2Юб — ДИГИДРООРТОПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается Очень плохо растворяется в воде кристал-
логидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами
Окислитель. Получение см. 28|2, 386, 5248, |0, 5263
Мт = 293,88; tm = 200°С(разл); к> = 0.15(25).
1. 2Na3H2IO6 = 2NaIO3 + 4NaOH + О2 (200—250° С).
2 №зН21О6 + 2HNO3 (конц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3 (0—10° С),
Na3H21O& + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2H2O (комн ),
Na3H2IO6 + 3HNO3 (конц.) = H5IO6 + 3NaNO3 (60—70° C).
3. Ка3НгЮб (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = NaslOel + 2H2O.
4. 5Na3H2IO6 + 3H2SO4 (конц.) + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 5Na2$O4 +
+ 7H2O (80° C).
5. 2Na3H2IO6 + 3Ba(NO3)2 = Ваз(Н2Юб)2 + 6NaNO3 (в разб. HNO3).
6. Na3H2IO6 + 3AgNO3 = Ag3IO5l + 2NaNO3 + HNO3 + H2O.
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 524'°, 5272
Мг = 213,89; d = 3,865, Гпл = 300° С (разл.); к, = 10,2(2O), 38,8(50).
I. 2NaIO4 ~ 2NaIO3 + О2
2. NalO4 ЗН2О = NaIO4 + ЗН2О
2{NaIO4 • ЗН2О} = 2NaIO3 + O2 + 6H2O
3 NaIO4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH4IO6 H2O1<
4. NalO4 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + IO4 ,
IO4 + 3H2O 4=? H3IOj + H3O+; pXc = 9,73
(300—325° C).
(I1O°C, вак.),
(175° C)
(0 10° C)
(комн.),
275
IO4 + 2H2O <=? HJO^; Kc = 0.035 (0—10° C)
5. NaIO4 + HNO3 (конц.) + 2H2O = H5IO6 + NaNO3 (кип.).
6. NaIO4 + 2NaOH (разб.) = Na3H2IO6i.
7. 5NaIO4 + 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4
(в разб. HNO3).
8. NaIO4 (насыщ.) + MNO3 (конц.) = M1O4J- + NaNO3 (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-8
Мг = 230,00; d = 3,618; /пл = 582° С (р); fc.5 = 0,42(М), 4,44(80).
1 2К1О4 = 2КЮ3 + О2 (290° С).
2. КЮ4 + HNO3 (конц.) + 2Н2О = H5IO6 + KNO3 (кип ).
3. 2КЮ4(т) + 2КОН (конц.) = ^HihOi^p).
4. 5КЮ4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 4KIO3 + 2H2SO4 (в разб. HNO3)
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, 519к, 5311’4.
А/г = 221,89; d= 3,231(|5), Z™ = 9,421°C, /кнп = 104,48° С.
1. 2IF5 = I2 + 5F2
2. IF5 + ЗН2О = 5HF + НЮ3.
3. IF5 + 6NaOH (разб ) = 5NaF + NaIO3 + ЗН2О.
4. IF5 + F2 = IF7
5. 41 Fs + 5SiO2 = 5SiF4 + 2I2O5
6. 3IF50k) +4(O2)[AuF6] = 3(IF6+)[AuF6] + 4O2t + AuF3.
7 IF5(m)+MF = M[IF6]
IF5(x) + EF5 =(IF4)[EF6]
(выше 400° С).
(270- 300° С)
(150—175° С).
(М = К, Rb, Cs),
(E = As, Sb).
8 21Е5(ж)<=> IF4 + [IFe]
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.
51918, 5304.
276
Mr = 259,89; <7(ж) = 2,8(6’4); /пл = 6,4° C (p).
1. IF7 = IF5 + F2 (350° C),
2IF7 = I2 + 7F2 (530° C)
2. IF7 + 6H2O = H5IO6 + 7HF
3. IF7 + lONaOH (разб.) = Na3H2IO6 + 7NaF + 4H2O.
4 2IF7 + SiO2 = SiF4 + 2IOF5 (комн ).
5. IF7(3K) + EF5 = (IF6+)[EF6] (E = As, Sb)
532. ICI — 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. 5193 9, 5331.
Мт~ 162,36; <7= 3,1822; /11П = 27119ОС; /кип - 97,4° С (разл.).
1 2IC1 = 12 + С12 (выше 97,4° С).
2 IC1 + Н2О (хол ) = НС1 + НЮ,
5IC1 + ЗН2О (гор.) = 5HCI + НЮз + 2121.
3 . ICI + НС1 (конц.) = Н[1С12].
4 ICI + 2H2SO4 (конц.) = НЮз + HCI + 2SO2 + Н2О (кип.).
5 3IC1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2Nal + NaIO3 + ЗН2О.
6 . 1С1(ж) + MCI = M[IC12] (М = К, Rb, Cs).
7 . 121С1(Ж> <=z> 313C1£ {точнее, [I(ICI)2]+J + 3[ICl2] ,
61С1(Ж)<=? 12С1б + 212.
533.12С1б — ГЕКСАХЛОРИД ДИИО ДА
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 .
Mr = 466,53; <7= 3,203; /пл - 101° С (р); /кип = 64° С (разл.).
1 12С1Й = 2IC1 + 2С12 (64 -77° С)
2 . 12С1б + ЗН2О (хол.) = 4HCI + Н[1С12] + НЮз (в разб. HCI),
512С1б + 18Н2О (гор.) = 30HCI + 6HIO3 + 2121.
3 12С16 + 2HCI (конц.) + 8Н2О = 2{H[ICU] 4Н2О}1 (0°С)
4 312CU + 24NaOH (конц., гор) = 18NaCI + 2NaI + 4NaIO3 + I2H2O.
5 . 3I2C16 + 4S + 16H2O = 4H2SO4 + 6H1 + 18HC1.
6 12С1б(ж) + 2MC1 = 2M[IC14J (M = Na, K)
7. 12С1б<ж)^=* lCl^+[ICl4r
534. IBr — МОНОБРОМИД ИОДА
Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень распада
составляет ~8 7о), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагиру-
277
етс водой, концентрированными кислотами, щелочами бромидами щелочных
металлов. Получение см 5199.
Мт = 206,81; <7=4,416; /пл = 40,5°С; /кип = 116° С (разл.).
1 21 ВГ(Ж) <-----* 12(т) + ВГ2(ж)
21ВГ(Г) - 1г(ж) + Вг2(Г)
2. IBr + Н2О (хол ) = НВг + НЮ,
51Вг + ЗН2О (гор.) = 5НВг + НЮз + 2121.
3 21Вг + 5H2SO4 (конц.) = 2НЮ3 + Вг2 + 5SO2 + 4Н2О
4. 31Вг + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О.
5 1Вг(ж)+МВг= М[1Вг2]
(выше 40,5° С),
(выше 116° С).
(кип )
(М = К, Cs).
6. 31ВГ(ж) <=> 12Вг+ [точнее, 1(1Вг)+] + [1Вг2].
535. I3N — 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 лМНзФ + nH2O «ZZZ* I3N (насыщ) +h(NH3 Н2О) [комн ],
2(I3N nNH3) = 312 + N2 +A1NH3 (выше 20° С или при зрении).
2 5I3N + 9Н2О (гор) = 3NH4IO3 + 6I2i + 2NH3t
3. 2I3N + I3H2SO4 (конц.) = 6НЮ3 + (NH4)2SO4 + 12SO2T + 6Н2О.
4 I3N + 3NaOH (разб ) + Н2О = NH3 Н2О + 2NaI + NalO3
536. At —АСТАТ
Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее
долгоживущий изотоп 21 At (период полураспада 8,1 ч) Не pact воряется в воде
и не реагирует с ней Растворяется в тетрахлориде углерода. Реагирует с
кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. По-
лучение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядср-
ном ускорителе.
Mr = 209,987; /пл = 244° С; Гки11 = 309° С
1. At + Н() (Zn, кони. HCI) = HAtT,
2At + 2Н2О + SO2 = 2HAt + H2SO4.
2. 2At + 3NaOH + Na[Sn(OH)3] = 2NaAt + Na2[Sn(OH)6],
NaAt + 2AgNO3 + Nal - {Agl + AgAt}i + 2NaNO3.
соосаждение
3 2At + Вг2(ж) = 2AtBr(,).
2At + I2 = 2AtI (до 200° C),
2At + 2CsI + I2 = 2Cs[AtI2] (выше 150° C).
278
4. 3At + HNO3 (разб.) + H2O = ЗНАЮ + NO?,
6At + 4Н SO4 + K2Cr2O? — 6HAtO + Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4
HAtO + NaOH (разб.) = NaAtO + H2O.
5. 2At + E2(p) + 2H2O = 2НАЮ (или AtOH) + 2HE
(E = Cl. Вг; примесь AtCh),
2АЮН + 2T1OH + 2H2S (насыщ.) = {TI2S + At2S}i + 4H2O.
соосаждение
2АЮ1з + 2BiCh + 6H2S (насыщ.) = {Bi2S3 + At2S3}i + 12 HCI
соосаждение (в конц HC1)
6 2At + 5NaClO + H2O = 2НАЮз + 5NaCl,
2At + 5K2S2O6(O2) + 6H2O = 2НАЮз + 5K2SO4 + 5H2SO4 (кип.),
НАЮз + 2AgNO3 + КЮз = {AgIO3 + AgAlO3}l + KNO3 + HNO3
соосаждение
7. 2At + 8H2O + 7XeF2 = 2НАЮ4 + 7Xe? + 14HF,
HAtO4 + NaIO4 + 2KOH = {KIO4 + KAtO4)l + NaOH + H2O.
соосаждение
8 2At(T) «... > At^*)<. > At2(r)-
ЭЛЕМЕНТЫ VIIIA-ГРУППЫ
537. He — ГЕЛИЙ
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижасмый, за-
твердевает только под избыточным давлением В природе находится в виде
изотопа 4Не (с примесью изотопа 3Не). Содержание Не в воздухе 5 Ю^/о (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 23 U Получают из природных гелионосных горючих газов (фрак-
ционная дистилляция при глубоком охлаждении).
Мг = 4,003; d(3K) = 0,145('270); р = 0,17847 г/л (н.у.);
Гпл = -271,15° С (р); /кнп = -268,935° С; v, = 0,978(0>, 0,861(20).
538. Ne —НЕОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый. Со-
держание Ne в воздухе 0,0015% (об.). Практически нс 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
Mr = 20,180; </(ж) = 1,205(-246); р = 0,90035 г/л (н.у);
гпл = -248,6° С; /кип = -246,048° С; v.v = 1,23(О), 1,16(25), 0,98(74).
279
539. Аг —АРГОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Самый распространенный в природе
элемент VIIIA-группы. Бесцветный. В природе преобладает наиболее тяжелый
изотоп ^Аг (с примесями 36Аг, 38Аг). Образуется при захвате орбитального
электрона ядром нуклида 40К 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 • 46Н2О и сольваты Аг 4СвН5ОН, Ar 2L (L =
= НО, HBr, H2S). Не реагирует со всеми другими веществами (простыми и
сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глу-
боком охлаждении.
Mt = 39,948; J(T) = 1,623(Ч90); dM = 1,401{’|86); р = 1,7837 г/л (н.у.);
/пл = -189,34° С; /кип = -185,86° С; гЛ = 5,24(0), 3,36(20), 1,81(80).
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 • 12СбНзОН. 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 КгРд, КгОз • HzO и ВаКгОд. Получе-
ние — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
Мг = 83,80: <7(1) = з, 100< 273); dM = 2,412(’|54); р = 3,745 г/л (н.у.);
/пл = 157,37° С; /кнп= 153,35° С; v, = 11,0(0), 5,4(25), 4,67е50’.
541. KrF2 — ДИФТОРИД КРИПТОНА
Белый, легко возгоняется в вакууме. При комнатной температуре — термичес-
ки неустойчивый газ. Растворяется в жидких HF и BrFs- Высокореакционпо-
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).
Мт = 121,80; d = 3,300; /пл = -77° С (?).
I. KrF2 ——> Кг + 2F0 (- 40° С),
KrF2 = Kr + F2 (комн.).
2. 2KrF2 + 2Н2О = 2Kr? + 4HF + О/Г.
3. 2KrF2 + 4NaOH (разб ) = 2Kr? + 4NaF + О2Т + 2Н2О.
4. 3KrF2 + Хе = ХеРб + ЗКг (комн.).
5. 7KrF2 + 2Au = 2(KrF+)[AuF5] + 5Kr.
6. KrF2 + CIF3 = Kr + C1F5,
KrF2 + C1F5 + AsF5 =(ClF6+)[AsFfi] + Kr.
280
7 3KrF2 + 2EF5 = (KrF*)[EF6] + (Kr2F3+) [EF6 ]
(комн.; E = As, Sb, Ru, Rh, Pt),
KrF2 + 2EF5 = (KrF^tEzFi j] (-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 • ЗСвНзОН. Не реагирует с кислотами, щелочами.
Реакционная способность выше, чем у Кг, реагирует с сильными окислителями.
Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком ох-
лаждении.
Mr - 131,29; = 2,700Н4о); </(ж) = 2,987(-|09); р = 5,851 г/л (н. у.);
= -111,85° С; /кип = -108,12° С; v, = 24,2<0), 9,7(25), 7,12(80).
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 = ХеБд (400° С, р; примеси XeF2, XeFe),
Хе + 3F2 = XeFe (300° С, р, примесь ХеБд).
4. Хе + С12 = ХеС12 (от -230° С до комн., электрич. разряд).
5. Хе + 3KrF2 = XeFe + ЗКг (комн.).
6. Хе + O2F2 = XeO2F2 (комн.).
7. Хе + EFe = (Хе’)[ЕЕб] (комн.; Е = Ru, Rh),
ЗХе + (XeF)[SbF6] + SbF^) =2(Xe^)[SbF6],
8. Хе + PtFe = (Xe1) [PtFe] (25—60° С, в атмосфере SFe),
2Хе + 4PtF6 = (Хе") [PtFeh + (Хе") [Pt2F,0] + F2 (165° С).
9. Хе + 2(О£) [PtFe] = (Хе") [PtF6]2 + 2О2 (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. 5441’2,4’5, 5454, 5472, 5482.
Mt= 179,29; ks = 36(20).
1. 2ХеО3 = 2Хе + ЗО2 (70° С).
2. ХеОз + 2Н2О<=> Н2ХеО4 + Н2О<=> НХеО4+ Н3О+.
3. 2ХеО3 + ЗМОН (хол.) = МНХеО4 + М2ХеО4 + Н2О (М = Na, К, Rb, Cs).
4. 2ХеО3 + 4NaOH (гор.) = NaAeOel + ХеТ + О2Т + 2Н2О.
5. ХеОз + ЗВа(ОН)2 (конц.) = Ва3ХеОб1 + ЗН2О.
6. ХеОз + 4МОН + Оз = M4XeOfii + О2Т + 2Н2О (М = Li, Na).
7. ХеОз + 4МОН + О3 = М4ХеОб + О2Т + 2Н2О (М = К, Rb, Cs).
281
8. ХеОз + 2МпО2 + Н2О = 2НМпО4 + ХеТ.
9. ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 3Hg2SO4i + ХеТ + ЗН2О,
ХеОз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + ХеТ + ЗН2О.
10 ХеОз(р) + MF = M[XeO3F]i (М = К, Rb, Cs)
544. ХеО4 — ТЕ ГРАОКСИД 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
Мт= 195,29;
/пл = -35,8° С.
I. ХеО4 —► Хе + 2О2
2ХеО4 = 2ХеО3 + О2
2 ХеО4 + 2Н2О = Н4ХеОб(р)
а) Н4ХеОй + Н2О<=? Н3ХеО6 + Н3О+; рА'к = 2,00,
(до 0° С),
(выше 20° С).
(0° С),
Н3ХеО6 + Н2О<=? Н2ХеО6 + Н3О+; рКк = 6.00,
Н2ХеО^ + Н2О<=^ НХеО^ + нзО; рХк = 11,00;
б) Н4ХеОб = ХеОз + О2 + 2Н2О (комн ).
3 ХеО4 + 2NaOH (разб.) = Na2H2XeO6,
ХеО4 + 3NaOH (конц.) = NadlXeO6 + Н2О
4 ХеО4 + 2Н2О + НЮз = ХеОз + H5IO6.
5 5ХеО4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5ХеО3 + 2H2SO4.
6. ХеО4 + NaOH (разб.) + 2Со(ОН)2 = 2CoO(OH)i + NaHXeO4 + Н2О.
545. Na4XeO6 — ГЕКСАОКСОКСЕНОНАТ(¥Ш) 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.
Мт = 319,24; гл = 0,8(2О).
1. Na4XeO6 = 2Na2O + Хе + 2О2 (360° С).
2. Na4XeOe • иН2О = Na^XeOf, + «Н2О (100° С, вак , п = 6, 8).
3 Na4XeO6 (оч. разб.) + 16Н2О = 4[Na(H2O)4] +ХеО£ ,
ХеО£“ + Н2О = НХеО^ + ОН",
НХеО^ + Н2О<=? Н2ХеО^ + ОН ; рА'о = 3,00,
2H2XeOg”p) ——>2НХеО4+ О2Т + 2ОН
4. 2Na4XeO6 + 8НС1 (разб.) = О2Т + 2ХеО3 + 8NaCl + 4Н2О
5 Na4XeO6 + 4H2SO4 (конц) = ХеО4Т + 4NaHSO4 + 2Н2О ( 5° С)
282
546. XeF2 — ДИФТОРИД КСЕНОНА
Белый, легко возгоняется в вакууме. Умеренно растворяется в жидком HF
(неэлектролит), а также в жидких BrFj, 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 , 5474.
Мх = 169,29; d = 4,32; /пл = 129,03° С; к, = 2,54(0), 4,2{25).
1. 2XeF2 = Хе + XeF4 (выше 100° С, вак ),
XeF2 = Хе + F2 (600° С).
2. 2XeF2 + 2Н2О (гор.) ——> 2ХеТ + О2? + 4HF
3. 2XeF2 + 2NaOH (разб., хол.) = 2ХеТ + О2? + 4NaF + 2Н2О.
4. XeF2 + 2AgF = 2AgF2 + Хе,
XeF2 + 2CoF2 = 2CoF3 + Xe.
5. XeF2 + 2HCl(r) = Cl2 + Xe + 2HF (комн),
XeF2 + НВгОз + H2O = HBrO4 + 2HF + Xe?.
6. 4XeF2 + H2S = 4Xe + SF6 + 2HF.
7. 2XeF2 + CCU = 2XeCl2 + CF4 (комн., УФ-облучение),
2XeF2 + ЗНСЮ4 = Xe(ClO4)2 + Xe(ClO4)F + 3HF (на холоду).
8. 2XeF2 + SiCl^ = SiF4 + 2Ci2? + 2Xe?.
9. 3XeF2 + 2EF5 = (XeF+) [EF6] +(Xe2F34) [EF6] (E = As, Sb, V, Nb, Ta, Pi).
10. 4XeF2 + 3CO + 2SbFs(x) =2(Xe2) [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 (V) Получение см. 5423, 546’, 548*.
Мг = 207,28; /пл =117,10° С
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
XeF4 + Н2О (влага воздуха) = XeOF2 + 2HF
3XeF4 + 2Н2О (влага воздуха) = 2XeOF4 + Хе + 4HF
XeF4 + 4Н2О = Хе(ОН)4 + 4HF
3XeF4 + 6Н2О = 2ХеОз + Хе? + 12HF
2XeF4 + lONaOH (разб.) = Хе? + Na2H2XeO6 + 8NaF + 4Н2О.
(-80° С),
(комн.)
(на холоду),
(20—40° С).
XeF4 + Хе = 2XeF2
XeF4 + 2Н2 = Хе + 4HF
XeF4 + F2 = XeFe
XeF4 + 2SF4 = Хе + 2SF6
3XeF4 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4 + Xe.
XeF4 + Pt = Xe? + PtF4
(400° C).
(70—130° C).
(300° С, p, кат. NiF2).
(комн).
(в жидк. HF).
283
10 XeF4 + 2Hg = 2HgF2 + Хе,
XeF4 + 2Ag + 2H2O = (Ag'Ag1"^ + 4HF+ Xe?
11 XeF4 + 4KI = 4KF + 2I21 + Xe?
12 2XeF4 + 3SbFs<M) =(XeF3+)[SbF6] +(XeF3+)[Sb2FI1].
548. XeFe — ГЕКСАФТОРИД KCFHOHA
Белый (в жидком и газообразном состояниях — светло-желтый), легко возго-
няется в вакууме Растворяется в жидких HF (слабый электролит) и BrFs.
Реакционноактивный, реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния фто-
ридами металлов и неметаллов Сильный окислитель. Получение см 5423’5,
547б.
Л/г = 245,28; J=3,4I; Гпл = 49,48°С; /кип = 75,65° С (разл )
I ХеРб = XeF4 + F2 (выше 76° С)
2 XeFe + Н2О (пар) = XeOF4 + 2HF (комн , примесь XeO2F2),
XeF6 + ЗН2О (гор ) = ХеОз + 6HF.
3 4XeF6 + 36NaOH (конц., гор ) = 3Na4XeO6i + Хе? + 24NaF + 18Н2О
4 XeFe + ЗН2 = Хе + 6HF
5 XeF6 + 3Hg = 3HgF2 + Хе
6 2XeF6w + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4
7 . XeFe^j + 2MF = M2[XeF8]
(M = Na\ K*. Rb*. Cs+, NO+; примесь M[XeF7])
8 . 3XeF6 + 2EF5 = (XeFs+)[EF6] + (Xe2F,+,) [EF6]
(E = P, As, Sb, V, Nb, Ta, U, Ru, Rh, Pd, Pt, Au)
9 XeFe + 2HF(MK=? XcF5+ + HF2 +HF^=> H2F+ + [XeF7],
10 лХеРбщ = (XeFs^n(F^a(T)4=z? (ХеРб)Л(ж) (n = 4, 6),
2ХеРб(жх=? XeF5 + [ХеР7]’.
549. (Xe+) [PtF6| — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(¥) KCEHOHA(I)
Красный с оранжевым оттенком возгоняется в вакууме При умеренном нагре-
вании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха Разлагается кислотами, ще-
лочами Восстанавливается водородом Получение см 5428, 90610
Л/г = 440,36
1 4(Хе+) [PtF6] = (Хе2*) [PtF6)2 + (Хе2+) [Pt2Fl0] + Хе + XeF2 (165° С)
2. 2(Хе*) [PtF6] + 4Н2О = PtO2>L + H2[PtF6] + О2? + 2Хе? + 6HF
3 2(Хе+) [PtF6] + 2Н2О = 2H2[PtF6] + О2? + 2Хе? (в конц HF)
4 2(Хе*) [PtF6] + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + О2? + 2Хе? +
+ 12NaF + 2H2O
5 (Хе*) [PtF6] + ЗН2 = Pt + 6HF + Хе (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 46НгО 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 BrFj и BrFs (предполагаемый продукт
RnFj), твердым (О2)[8ЬРб] при 25° С (продукт — RnF+[SbF6]9 Возникает в
природе при радиоактивном распаде нуклидов 232Th, 23SU, 23 U, 21 At, 226Ra
MT= 222,018, d^) = 4,40(-62), p = 9,73 г/л (н. у.); /пл = -71,0°С;
/кип = -61,9° С; г, = 51,0(О) 22,4(25), 13,0(50).
ЧАСТЬ III
ХИМИЯ d- и /-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТЫ 1Б-ГРУППЫ
МЕДЬ
551. Си —МЕДЬ
Красный мягкий ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги
и СОг, при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый
восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой, разбавленной
хлороводородной кислотой. Переводится в раствор кислотам и-неокислител я-
ми или гидратом аммиака в присутствии Ог, цианидом калия. Окисляется
концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кисло-
родом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Реагирует при нагре-
вании с галогеноводородами. Получение см. 5537, 557м, 55913, 5617 н.
Л/г = 63,546; d = 8,920; Гпл = 1084,5° С; гкип = 2540° С.
1. Си + H2SO4 (конц., хол.) = СиО + SOz + НгО,
Си + 2H2SO4 (конц., гор.) = CUSO4 + SOz + 2НгО (примесь CuzS).
2. 2Си + 2H2SO4 (безводн.) = Cu2SO4l + 2Н2О + SO2T (200° С).
3. 2Си + 2H2SO4 (разб.) + Ог (воздух) —> 2CuSO4 + 2Н2О.
4. Си + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2? + 2Н2О,
ЗСи + 8НМО3(разб.) = 3Cu(NO3)z + 2NO? + 4Н2О.
5. ЗСи + 2HNO3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = ЗСиС1г + 2NO? + 4Н2О
(30—50° С).
6. 2Си + 4НС1 (разб.) + О2 = 2СиС12 + 2Н2О.
7. 2Си + Н2О + СОг + О2 = СигСОз(ОН)г1.
8. 2Си + 4СНзСООН (конц.) + Ог = [Си2(НгО)г(СНзСОО)4] (т.-зел. кластер).
9- Си .nh3 h2O(kohu.),O2.t > [Cu(NH3)2]OH (бел)<=> [Си(ЫНз)4](ОН)г (син.).
—H2V/
10. 4Си + О2 = 2СигО (выше 200° С, при недостатке кислорода),
2Си + Ог = 2СиО (400—500° С, при избытке кислорода).
II. Си + СиО = Си2О (1000—1200° С).
12. Си + С12 (влажн.) = СиС12 (комн.),
Си (порошок) + Вг2 = СиВгг (в эфире).
13. 2Си + Е = СигЕ (300—400° С; Е = S, Se).
Си (порошок) + S (порошок) = CuS (комн., В ЖИДК. CS2).
14. 2Си + 2НС1(г) = 2СиС1 + Н2 (500—600° С).
286
15. 2Cu (суспензия) + 4НВг(Г) = 2H[CuBr2] + Н2? (в эфире),
16. 6Cu + SO2 = Cu2S + 2СиО (600—800° С).
17. 4Си + 2NO = 2СиО + N2 (500—600° С).
18. 4Си + 2NO2 = 4СиО + N2 (500—600° С),
Си + 2N2O4 = Си(МОз)2 + 2NO (80° С, в этилацетате).
19. 2Си + 4KCN (конц.) + 2Н2О = 2K[Cu(CN)2] + 2КОН + H2t
20. 6Си + 12НС1 (конц.) + КСЮз = 6Н[СиС12] + КС1 + ЗН2О.
552. Си2О — ОКСИД МЕДИ(1)
Куприт. Темно-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы).
Плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Во влажном состоя-
нии медленно окисляется О2 воздуха. Не реагирует с водой. Разлагается кисло-
тами, щелочами. Переводится в раствор гидратом аммиака, солями аммония.
Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, активными металлами.
Получение см. 551,0,", 557|3, 5605, 5616
М, = 143,09; d = 6,1; tM = 1240° С.
1. 2Cu2O = 4Cu + О2 (1800° С).
2. Cu2O(T) + H2O<ZZZt 2Cu(p) + 2OH~; рПР25 = 14,92.
3. 2Cu2O + 4Н2О + О2 —L-> 4Cu(OH)21.
4. Cu2O + 2HE (разб.) = 2CuEl + H2O (E = Cl, Br, I),
Cu2O + 4HC1 (конц.) = 2H[CuCl2] + H2O,
2Cu2O + 8HC1 (разб.) + O2 = 4CuC12 + 4H2O.
5. Cu2O + H2SO4 (разб.) — CuSO4 + СиФ + H2O.
6. Cu2O + 6HNO3 (конц.) = 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O.
7. Cu2O(T) + 2NaOH (конц.) + H2O^Z=> 2Na[Cu(OH)2].
8. Cu2O + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2[Cu(NH3)2]OH + 3H2O.
9. Cu2O + 2(NH4)2SO4 (конц.) + 3H2O = 2[Cu(H2O) (NH3)]2SO4 + H2SO4.
10. 2Cu2O + О2 = 4СиО (500° C).
11. Cu2O + Н2 = 2Си + Н2О (выше 250° C).
12. Cu2O + СО = 2Си + СО2 (250—300° C).
13. 3Cu2O + 2А1 = 6Си + А12Оз (1000° C).
14. ЗСи2О + 2МНз(г) = 2Cu3N (зел.) + ЗН2О (250° C).
15. 2Си2О + 3S = 2Cu2S + SO2 (выше 600° C).
16. 5Cu2O + 13H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O.
553. СиО — ОКСИД МЕДИ(П)
Тенорит. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается, плавится только
под избыточным давлением О2. В прокаленном виде химически пассивный. Не
реагирует с водой, разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства
(преобладание оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, кон-
287
центрированными щелочами, оксидами щелочных металлов при высокой тем-
пературе. Медленно реагирует с гидратом аммиака Восстанавливается водо-
родом, углеродом, активными металлами. Получение см. 55110, 554 3, 5551,3,
556'.
Л/г = 79,55; d = 6,315; Г„л = 1148° С (р).
1. 4CuO = 2Си2О + О2 (1026— 1100° С).
2. СиО(Т) + 5H2O<ZZZ± [Cu(H2O)4]2+ + 2ОН"; рПР25 = 20,32
3. CuO + 2НС1 (разб.) = СиС12 + Н2О.
4. CuO + 2NaOH(30—40%-й) + Н2О = Na2[Cu(OH)4] (кип.).
5 CuO + Na2O = Na2CuO2 (800 1000° С)
6 CuO + 4(NH3 H2O) [конц.] —> [Cu(NH3)4](OH)2 + ЗН2О.
7. CuO + Н2 = Си + Н2О (150—250° С).
8 СиО + СО = Си + СО2 (250—450° С),
СиО + С (кокс) = Си + СО (1200° С).
9. ЗСиО + 2А1 = ЗСи + А12О3 (1000— 1100° С)
10 ЗСиО + 2NH3(r) = ЗСи + N2 + ЗН2О (500—550° С).
554. Си(ОН)2 — ГИДРОКСИД МЕДИ(П)
Ярко-голубой кристаллический или светло-голубой аморфный (осажденный из
водного раствора). Термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Пере-
водится в раствор действием гидрата аммиака. Проявляет амфотерные свойст-
ва (преобладание основных свойств); реагирует с разбавленными кислотами,
концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Пол\-
чение см. 5564 5, 5574’5, 559й, 5634
Мг = 97,56; d = 3,368 (аморфн ); рПР25 = 19,25.
1. Си(ОН)2 (суспензия) = СиО + Н2О (40—80° С),
Си(ОН)2 = СиО + Н2О (200° С).
2. Си(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СиС12 + 2Н2О.
- z х NaOH (40—50%-Й) ~
3. Си(ОН)2 (влажн.) ----------------> Си(ОН)2 (коллоид),
Na2[Cu(OH)4] (фиол.),
Na2[Cu(OH)4](pj = CuOi + Н2О + 2NaOH (кип),
Na2[Cu(OH)4](Tj - Na2CuO2 + 2Н2О (выше 200° С).
4. Cu(OH)2 + 4(NH3 Н2О) [конц ] = [Cu(NH3)4] (ОН)2 + 4Н2О
5. 2Си(ОН)2 (суспензия) + СО2 = Cu2CO3(OH)2i + Н2О.
6. Си(ОН)2 (суспензия) + H2S (насыщ.) = CuSi + 2Н2О.
7. 2Cu(OH)2 + 2(NH2OH Н2О) = Си2ОФ + N2t + 7Н2О (кип.),
4Cu(OH)2 + N2H4 Н2О = 2Си2ОФ + N2T + 7Н2О (кип ).
8. 2Cu(OH)2 + NaAsO2 (конц., гор.) + 2NaOH = Cu2Ol + Na3AsO4 + ЗН2О.
9. 2Cu(OH)2 + K2S2O6(O2) + 2KOH = Cu2O3l + 2K2SO4 + 3H2O
288
10. 2Cu(OH)2 + NaEO + 2NaOH (конц.) + H2O = 2Na[Cu(OH)4] + NaE
(E = Cl, Br)
555. Cu2CO3(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-КАРБОНАТ ДИМЕДИ
Светло-зеленый, при слабом нагревании разлагается без плавления. При осаж-
дении из раствора имеет переменный состав (I—2)СиСОз Си(ОН)2 (минерал
малахит). Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой, кис-
лотами; реагирует с цианидом калия, солями аммония. Переводится в среднюю
соль действием СО2 под избыточным давлением. Получение см. 5517, 5545, 557
Л/г = 221,11; d = 4,05.
1. Cu2CO?(OH)2 = 2CuO + СО2 + Н2О (180—200° С).
2. Си2СО3(ОН)2(т) + 8Н2О (хол )<=? 2[Cu(H2O)4]2+ + COj’ + 2ОН";
рПР25 = 33,11.
3. Си2СО3(ОН)2 (суспензия) = 2СиОФ + СО2? + Н2О (кип ).
4. Си2СОз(ОН)2 + 4НС1 (разб.) = 2СиС12 + СО2Т + ЗН2О
5. Cu2CO3(OH)2 + 4NH4C1 (конц.) = 2CuCl22 + СО2Т + ЗН2О + 4NH3T (кип).
6. Си2СО3(ОН)2 + 8(Ь1Нз Н2О) [конц.] = [Си(КН3)4]СОз + [Cu(NH3)4](OH)2 +
+ 8Н2О.
7. Си2СОз(ОН)2 + 8KCN (конц.) = 2K2[Cu(CN)4] + К2СО3 + 2КОН.
8. Си2СОз(ОН)2 + 4СО2 + 4КОН (разб.) = 2К2[Си(СОз)г] (син ) + ЗН2О.
9. Си2СО3(ОН)2 + С02 = 2СиСОз(бел.) + НгО (180° С р)
556. Си(1МОз)2 — НИТРАТ МЕДИ(П)
Белый с зеленоватым оттенком, летучий, при слабом нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см
Мт = 187,55; d = 2,07 (кр.); Гпл = 226° С (р); к5 = 124,7й0*, 207,7(Я0).
1 2Cu(NO3)2 — 2CuO + 4NO2 + О2 (выше 170° С).
2. Cu(NO3)2 6Н2О (син.) = Си(МОз)2 + 6Н2О (до 100° С, вак ).
3. Cu(NO3)2 (разб ) + 4Н2О = [Cu(H2O)4]2+ + 2NO3 (pH < 7, см. 5573).
4 Cu(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2l + 2NaNO3
5 Cu(NO3)2 + 2(NH3 H2O) [разб.] = Cu(OH)2l + 2NH4NO3,
Cu(NO3)2 + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Cu(NH3)4] (NO3)2 (син ) + 4H2O.
6. 3Cu(NO3)2 + 2Na3PO4 + 3H2O = Cu3(PO4)2 3H2Ol (син.) + 6NaNO3.
557. CuSO4 — СУЛЬФАТ МЕДИ(П)
Халькокианит. Белый, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, при сильном
нагревании разлагается Кристаллогидрат CuSO4 5Н2О (халькантит, медный
купорос) имеет строение [Cu(H2O)4]SO4 • Н2О. Хорошо растворяется в воде
10 — 2270
289
(гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо-
родом, активными металлами Вступает в реакции обмена и к мплексообразо-
вания Получение см. 551 , 562 — 563
Mr = 159 61 d = 3,603; гпл « 200° С; ks = 20,5(2О), 55,5(8О)
1 . 2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + О2 (653 720° С, примесь SO О-
2 CuSO4 5Н2О (гол.) —Ц, =—> CuSO4 • 4Н2О (гол.) -----^°°С > CuSO4 х
-НгО -H2U
и л х 220—250° С с/'л
х Н2О (бел ) —------> CuSO4
3 CuSO4 (разб.) + 4Н2О = [Cu(H2O)4]2* + SO^ ,
[Cu(H2O)4]2* + Н?О<=> Си(Н2О)з(ОН)]+ + Н3О+; ptfK = 7,34
4 . CuSO4 + 2NaOH (разб ) = Cu(OH)2 (гель) + Na2SO4,
CuSO4 (разб.) + 2NaOH(T) = Cu(OH)2l + Na2SO4.
5 CuSO4 + 2(NH3 H2O) [разб., ход.] = Cu(OH)2i + (NH4)2SO4
6. 2CuSO4 + 2(МНз H2O) [разб., гор ] = Cu2SO4(OH)2l + (NH4)2SO4.
7 CuSO4 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O.
8 CuSO4 + 5NHXr) = [Cu(NH3)5]SO4 (комн ),
[Cu(NH3)5]SO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + NH3 (90° C)
9 2CuSO4 + 4NaHCO3 = Cu2CO3(OH)2l + 2Na2SO4 + 3CO2t + H2O (60 °C)
10 CuSO4 + H2S (насыщ) = CuSi + H2SO4.
11 CuSQ4 + M = Cui + MSO4 (M = Fc, Zn),
CuSO4(p) + H2 = Cui + H2SO4 (180° C, p).
12. 2CuSO4 + 2NaE + SO2 + 2H2O = 2CuEi + 2H2SO4 + Na2SO4
(E = СГ, Br , Г, NCS )
13. 2CuSO4 + 2H2O + Na2SO3 = Cu2Oi + Na2SO4 + 2H2SO4 (кип )
14. CuSO4 + Cu + 2NaCl = 2CuCli + Na2SO4 (70° С, в разб HCI)
15 CuSO^p) —[Cul2?] -----------y-p° > Culi (комн)
16. 2CuSO4 (разб.) + 3H2O + 3H(PH2O2) = 2CuHi + 3H2(PHO3) + 2H2SO4.
17. 4CuSO4 + N2H4 H2O + 12(NH3 • H2O) (конц.) = 2[Cu(NH3)2]2SO4 + N2T +
+ 13H2O + 2(NH4);SO4
18 CuSO4 + 4KCN (конц ) = K2[Cu(CN)4] + K2SO4
19 2CuSO4 + 2H2O э;|ектролиз> 2Cui (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
558. CuCI — ХЛОРИД МЕДИ(1)
Нантокит. Белый, при умеренном нагревании синеет, плавится и кипи г без
разложения. Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой.
Реагирует с концентрированными кислотами Переводится в раствор гидратом
аммиака, цианидом калия Вступает в реакции комплексообразования. Полу-
чение см 55114, 5571 14 559
М< = 99,00: <7=4,14 U = 430° С; Г™, = 1212° С
290
I. Сч^1(т)< * Cufp) + Cl ; рПР - 6,66,
2Cu(p> + 4H2O<=? Cu(t) + [Cu(H2O)4]2+; IgA'. = 7,0.
2 2CuCI (суспензия) = Cui + CuCl2 (кип.)
3 CuCI + HCI (конц , гор ) = H[CuCI2],
H[CuCl2](P) = CuCli + HCI (разбавление водой).
4. 4CuCI + O2 + 2H2O ——» 4CuCI(OH)i (зел.) [комн.],
4CuCI + 4HCI (разб.) + O2 = 4CuClz + 2H2O (95° C).
5. CuCI + 3HNO3 (конц., гор.) = Cu(NO3)2 + HCI + NO2T + H2O.
6 CuCI + 2(NH3 H2O) (конц.) = [Cu(NH3)2]Cl + 2H2O.
7. 2CuCI + C2H2 + 2(NH3 H2O) [разб ] = Cu2C2i (красн.) + 2NH4C1 + 2H2O.
8 CuCI + HF = CuF (красн ) + HCI (выше 1000° C)
9 CuCI + NaCI (конц) = Na[CuCI2].
10. CuCI(T) + KCN (разб ) = CuCNl + KC1,
CuCI + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN)2] + KCI.
11. 5СиС1(жИ=> Си2С12(Г) + СизС^о (1212° C).
559. CuCI — ХЛОРИД МЕДИ(Н)
Эриохальцит (дигидрат). Желто-бурый, при умеренном нагревании плавится
без разложения, при дальнейшем нагревании кипит и разлагается. Хорошо
растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворяется в этаноле, метаноле,
эфире Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами,
гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см 5515, 553 554'
Мт = 134 45; d = 3 386; /пл = 596° С
/кип = 993° С (разл.); к> = 72,7(2О), 96 1(80).
1. 2CuC12 = 2CuCI + С12 (выше 993° С)
2. СиС12 (2 + л)Н2О (син.) > СиС12 • 2Н2О (зел.) 11(>'5(Г > СиС12.
—F12CJ F12AJ
3 СиС12 (разб ) + 4Н2О = [Си(Н2О)4] + (гол.) + 2CI (pH < 7 см. 5573).
4 СиС12 (конц) + 2Н2О = [Си(Н2О)2С12]
2[Си(Н2О)2С12]<=? [Cu(H2O)3CI]+ + [Си(Н2О)С13]
5 CuCl2 + 4НС1 (конц.) + 2Н2О = Н2[СиС14] (оранж ) + Н2[Си(Н2О)2С14] (зел ),
СиС12 • 2Н2О + НС1(Г) + Н2О (влага) = Н[СиС13] ЗН2О (красн ).
6. CuCi2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2i + 2NaCl [комн., примесь CuCl(OH)],
CuCl2 + 2NaOH (разб.) = CuOl + H2O + 2NaCl (кип.).
7. CuC12 + NH3 H2O (разб ) = CuCl(OH)i + NH4CI [примесь Cu(OH)2].
8 CuCl2 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Cu(NH3)4]Cl2 + 4H2O (комн ),
CuCl2 + 5(NH3 • H2O) [конц ] = [Cu(H2O) (NH3)5]C12 + 4H2O (0° C)
9 CuCI2 + 4NH3(r) = [Cu(NH3)4]C12 (komh ),
10'
291
[Cu(NH3)4]C12 135INh"CC> [Cu(NH3)2C12] 27n°°^ > CuClz.
10 CuCh + 6NHXr) = [Cu(NH3)6]C12 (0° С, в этилацетате).
11. CuCh + F2 = CuF2 + Cl2 (400° C)
12. CuCl2 + Cu —I—► 2CuCll (в разб HCI),
2CuCI2 + Na2SO3 + 2NaOH (разб ) = 2CuCll + Na2SO4 + 2NaCl + H2O.
13. 3CuCl2 + 2A1 = 2A1C13 + 3Cul,
CuCl2 + M = MCI2 + Cui (M = Fe, Zn)
14 CuCl2 + H2S (насыщ) = CuSl + 2HC1
15. 2CuC12 + 3MC1 (конц.) = M[CuCl3] + M2[CuCI4] (M = K+, Cs+,NH;).
16 CuCl2(P) электР°лнз > (катОд) + ci2f (анод)
560. Cui — ИОДИД МЕДИ(1)
Маршит. Белый, при нагревании темнеет, плавится без разложения. Чувстви-
телен к свету. Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Не
реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными щелочами
Переводится в раствор действием концентрированной иодоводородной кисло-
ты, тиосульфата натрия иодида и цианида калия Получение см 5524, 557
М, = 190,45; d = 5,620; U = 605° С; рПР25 = 11,96
1. 2CuI —-—> 2Cu + 12 (на свету).
2. Cui + MI (конц.) = M[CuI2] (М = Н, К)
3. 4CuI + 5H2SO4 (конц., гор ) = 4CuSO4 + 2I2I + H2St + 4Н2О.
4. 2CuI + 8HNO3 (конц.) = 121 + 2Cu(NO3)2 + 4NO2T + 4Н2О
5. 2CuI + 2КОН (конц., гор ) = Cu2Ol + 2KI + Н2О.
6 Cui + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN2)] + KI.
7. Cui + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Cu(SO3S)2] + Nal.
8 2CuI + 4H2SO4 (конц.) + 2MnO2 = 2CuSO4 + 2MnSO4 + I21 + 4H2O
(60—80° C)
561. Cu2S — СУЛЬФИД МЕДИ(1)
Халькозин. Черно-синий Имеет область гомогенности Cu2.vS (0,06 < х < 0,20);
для нестехиометрического соединения Cui,y4S Тпл = 1130° С Не растворяется в
воде Не реагирует с хлороводородной кислотой, сульфидами щелочных метал-
лов Окисляется концентрированными кисло 1ами-окислителями, кислородом;
медленно переводится в раствор действием гидрата аммиака, цианида калия
Получение см 551 3116, 56215
Мг= 159,16; d = 5,8; рПР25 = 47.64
I Cu2S — Cu2.tS + aCu
2. Cu2S + 2H2O = 2Cu + SO2 + 2H2
292
(1000 1130°C).
(выше 600° C)
3 Cu2S + 6H2SO4 (конц , гор.) —-—> 2C11SO4 + 5SO2T + 6Н2О.
4 Cu2S + 8HNO3 (конц , хол) —-—> 2Cu(NO3)z + Si + 4NO2 + 4НгО,
Cu2S + 12НЬЮз (конц., гор.) = Си(МОз)г + CuSO4 + lONOzT + 6Н2О.
5 Cu2S + 4(NH3 HzO) (конц) ——► [Cu(NH3)z]2S + 4H2O. 6 8Cu2S + 15Oz = 6Cu2O + 4CuSO4 + 4SOz (500 600° C)
2Cu2S + 3Oz = 2Cu2O + 2SOz (1200—1300° C).
7 CuzS + 2Cu2O = 6Cu + SOz (1200 -1300° C)
8 Cu2S + Clz = 2CuCI + S (300—400° C)
9 Cu2S + СиС12(разб.) = 2CuCli + CuSi (кип )
10 Cu2S + 2Fez(SO4)3(p) = 2CuSO4 + 4FeSO4 + Si (80° C).
11 CuzS + 2FeS + S = 2(Fe,nCu,)Sz (800-1000° C)
2(FeCu)Sz + 5O2 + 2SiOz = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2 12. Cu2S + 4KCN (конц.) = 2K[Cu(CN)z] + K2S. (1000° C)
562. CuS — СУЛЬФИД МВДИ(П)
Ковеллин Черный, при слабом нагревании плавится и разлагается Во влаж-
ном состоянии медленно окисляется Ог воздуха. Не растворяется в воде. Не
реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, суль-
фидами щелочных металлов. Разлагается в концентрированных кислотах-окис-
лителях, реагирует с цианидом калия. Восстанавливается водородом. Получе-
ние см 551|3, 55710, 55914
Мг = 95,61; </=4,68; tnn = 200° С (разл.); рПР25 = 35,85.
1. 2CuS = Cu2S + S (200—450° С).
2 CuS + 4H2SO4 (конц., гор ) = CUSO4 + 4S0?T + 4Н2О (примесь S).
3 CuS + 8HNO3 (конц., гор.) = CuSC>4 + 8NO2t + 4Н2О
4. CuS (влажн.) + 2Oz —-—> CUSO4,
2CuS + 3Oz = 2CuO + 2SOz (300—500° С примесь CuSO4)
5 2CuS + Hz = Cu2S + H2S (600—700° C)
6. CuS + 4KCN (конц.) = Kz[Cu(CN)4] + KzS.
7. CuS + Cl2 = CuCl2 + S (300—400° C),
CuS + 2FeC13(P) = CuCl2 + 2FeCI2 + Si (кип )
563. |Cu(NH3)4jSO4 —СУЛЬФАТ ТЕТРААММИНМЕДИ(П)
Синий (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается Хорошо рас-
творяется в малом количестве воды, в разбавленном растворе устойчив только
в присутствии гидрата аммиака. Разлагается горячей водой, кислотами. Вос-
станавливается гидразином. Получение см 557 R
Afr = 227,73; </=1,81 (кр); ks = 16,9(22).
1. [Cu(NH3)4]SO4 HzO = CuSO4 + 4NH3 + H2O
(280—300° С).
293
2. [Cu(NH3)4]SO4 (разб.) + 2H2O = [Cu(H2O)2(NH3)4]2* + SO^
(в разб. NH3 Н2О),
[Cu(H2O)2(NH3>4]2+ + NH3 H2O<=> Cu(H2O) (NH3)5]2> + 2H2O
(на холоду),
[Cu(H2O)2(NH3)4]2+ + 2H2O = [Cu(H2O)4]2+ + 4NH3? (80—100° C).
3. [Cu(NH3)4]SO4 + 2H2SO4 (разб). = CuSO4 + 2(NH4)2SO4.
4 [Cu(NH3)4]SO4 -K2NaOH(20%-fi, гор.) = Cu(OH)2i + Na2SO4 + 4NH3t.
5. 4[Cu(NH3)4]SO4 + N2H4 H2O + 3H2O = 2[Cu(NH3)2]2SO4 + N2T +
+ 2(NH4)2SO4 + 4(NH3 - H2O).
СЕРЕБРО
564. Ag —СЕРЕБРО
Белый тяжелый пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не
реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной
кислотами. Слабый восстановитель реагирует с кислотами-окислителями. Со
ртутью образует амальгаму. Чернеет в присутствии влажного H2S. Встречается
в природе в самородном виде. Получение см. 566 15, 56812'4 ”, 5712,3, 5735,
574 5
Л/г = 107,868, d= 10,494; Г™ = 961,93° С; Гкип = 2170° С.
1 Ag + 2НС1(Г)<=? 2AgCI + Н2 (200° С)
2. 2Ag + 2H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SO4? + SO2? + 2Н2О
< j3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO? + 2H2O
2Ag + H2S (влажный) = Ag2S + H2,
4Ag -ь 2H2S + O2 (воздух) = 2Ag2S + 2H2O,
5. 4Ag + 2SO2 + 2О2 = 2Ag2SO4 (выше 450° C).
6 2Ag + 2О3 = (Ag’Ag,,f)O2 (черн ) + 2О2 (комн )
7. Ag + F2 = AgF2 (син.) [выше 300° С],
Ag + AgF (насыщ.) = Ag2F(e”) [50—90° С],
<2Ag + 2HF (конц.) + H2O2 = 2AgF + 2H2O (60—80° С).
8. 2Ag + E2 = 2AgE (Е = С1, Br, I; 150—200° С),
2Ag + E = Ag2E (выше 200° С; E = S, Se, Те).
9 4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K[Ag(CN)2] + 4KOH (комн ),
2Ag + 4KCN (конц.) + H2O2 = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH.
565. Ag2O — ОКСИД CEPEBPA(I)
Темно-коричневый, при нагревании разлагается. Реагирует с водой, образуем
слабощелочной раствор. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбав-
ленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака
Переводится в раствор за счет комплексообразования Суспензия в воде noi ло-
щает СО2 из воздуха. Получение см. 5663 5706.
294
Л/г = 231,74;
d= 7,14
1. 2Ag2O = 4Ag + O2 (160—300° C)
2. Ag2Oi + H2O<----» 2AgOH (насыщ) = 2Ag* + 2OH рПР25 = 7,70
3. Ag2O + 2HCI (разб.) = 2AgCll + H2O,
Ag2O + 2HNO3 (разб.) = 2AgNO3 + H2O.
4. Ag2O + 4(NH3 H2O) [конц.] = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O.
5. Ag2O + H2O + 4KCN = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH
6. Ag2O (суспензия) + CO2 = Ag2CO3l.
7. Ag2O + H2 = 2Ag + H2O (150° C),
Ag2O + H2O2 (конц.) = 2Agi + H2O + O2T
8. Ag2O + H2O + 4KNCS (конц.) = 2K[Ag( SCN)2] + 2KOH.
566. AgNO3 — НИТРАТ СЕРЕБРА(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует
Растворяется в этаноле, метаноле, эфире, пиридине, ацетонитриле. Вступает в
реакции обмена и комплексообразования. С альдегидами в водном растворе
аммиака образует «серебряное зеркало». Получение см. 5643, 5653, 571
Мг = 169,87; d = 4,35; U = 209,7° С; ку = 227,9(2О), 635,3(8О).
1. 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + О2 (300- 500° С).
2. AgNO3 (разб.) = Ag +NO3 (pH 7).
3. 2AgNO3 + 2KOH (разб.) = Ag2Ol + H2O + 2KNO3,
AgNO3 + KOH = AgOHl + KNO31 (в этаноле, -50° С).
4 AgNO3 + KE (разб.) = AgEl + KNO3 (E = Cl, Br, 1).
4AgNO3 + 2C12 = 4AgCl'l + 2N20s + O2T (0° С, в жидк CCU).
5. 2AgNO1+ H2S = Ag2Si + 2HNO3. „
6. 2AgNoT+Tla2CO37pa36.) = AgiCOyl + 2NaNO3,
2AgNO3 + Na2SO4 (конц.) = Ag2SO4l + 2NaNO3,
3AgNO3 + Na3PO4 = Ag3PO4>L + 3NaNO3
7. 2AgNO3 + 2(NH3 • H2O) [разб ] = Ag2Ol + 2NH4NO3 + H2O,
AgNO3 + 2(NH3 H2O) [конц.] = [Ag(NH3)2]NO3 + 2H2O.
8. 2AgNO3 + Na2SO3S (разб.) = Ag2SO3S4< + 2NaNO3,
AgNO3 + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + NaNO3.
9. AgNO3 + KCN (разб ) = AgCNl + KNO3,
AgNO3 + 2KCN (конц) = K[Ag(CN)2] + KNO3
10. AgNO3 + KNCS (разб ) = AgNCSl + KNO3,
AgNO3 + 2KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + KNO3.
11. 2AgNO3 + 2KNO2 (разб.) = (Ag—ONO, Ag-NO2)l + 2KNO3,
AgNO3 + 2KNO2 (конц.) = K[Ag(—NO2)2] + KNO3.
12. 2AgNO3 + Na2SO3 (разб.) = Ag2SO3>l + 2NaNO3,
295
AgNO3 + 2Na2SO3 (конц) = Na3[Ag(— SO3)2] + NaNO3.
13. 4AgNO3 (гор.) + 3H2O + 3E = 2Ag2Ei + H2EO3 + 4HNO3 (E = Se, Ге).
14. 2AgNO3 + 4KOH = K2S2O6(O2) = (Ag'Ag"’^! + 2KNO3 + 2K2SO4 + 2H2O,
2AgNO3 (конц.) + H2O + 2O3 = Ag2O3(9)l + 2HNO3 + 2O2T.
15 2AgNO3 + 3(NH3 H2O) + HC(H)O = 2Agl + NH4(HCOO) + 2NH4NO3+
+ 2H2O
567. AgF — ФТОРИД CEPEBPA(I)
Белый, плавится без разложения Растворяется в воде (гидролиз по аниону).
Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции комплексо-
образования. Фторирующий агент. Получение см. 5647
Mf = 126,87; d = 5,85; /пл = 435° С; к, = 172(20), 216(50).
1. AgF 2Н2О = AgF (насыщ.) + 2Н2О (выше 30° С).
2. AgF (разб.) = Ag+ + F , F + Н2О<±=> HF + ОН , рЛ'о = 10,82.
3. 2AgF + H2SO4 (конц) = Ag2SO44< + 2HFt (кип )
4. 2AgF + 2КОН (разб ) = 2KF + Ag2Ol + Н2О
5. AgF + NH3 Н2О = [Ag(NH3)F]i + Н2О
6. AgF + F2 + KF = K[AgF4] (желт.) [100—150° C],
2AgF + F2 + 4KF = 2K2[AgF4] (кор ) [выше 200° С]
568. AgCl —ХЛОРИД CEPEBP A(I)
Хлораргирит. Белый, пластичный, плавится (расплав желто-коричневый) и
кипит без разложения. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует.
Не разлагается сильными кислотами. Реагирует с концентрированными щело-
чами, гидратом аммиака. Переводится в раствор за счет комплексообразова-
ния. Получение см 5648, 5664.
Мг= 143,32, </=5,56; 6™ = 455° С; /кип=1550°С; рПР25 = 9,74.
1. 2AgCI = 2Ag + С12 (комн, на свету).
2. 4AgCl + 4КОН = 4KCI + 4Ag + О2 + 2Н2О (выше 450° С)
3. 2AgCl + (NH4)2CO3 (конц , гор ) + Н2О = 2[Ag(H2O) (NH3)]Cl + СО2Т
4 AgCl + 2(NH3 Н2О) [конц.] = [Ag(NH3)2CI + 2Н2О
5. AgCl + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + NaCI.
6 AgCl + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KCi,
2AgCl + 5KNCS (конц.) = K[Ag(— SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4] + KCI.
7. 2AgCl + 2F2 = 2AgF2 + Cl2 (комн )
8. 2AgCl + Na2S (конц.) = AgzSJ, + 2NaCl.
9. 4AgCl + 2Na2CO3 = 4Ag + 4NaCl + 2CO2 + O2 (850—900° C).
10. 4AgCI + 2BaO = 2BaCl2 + 4Ag + O2 (выше 324° C)
11 2AgCl + H2O2 + 2KOH (разб.) = 2KCI + 2Ag4 + O2T + 2H2O.
296
569 AgBr — БРОМИД СЕРЕБРА(1)
Бромаргирит. Светло-желтый плавится без разложения, в жидком состоянии
неустойчив. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Разлага-
ется концентрированными кислотами и щелочами. Переводится в раствор за
счез комплексообразования Получение см. 5648, 5664, 5726
Л/г = 187,77; d = 6,47; U = 432° С; рПР25 = 12,30
1 2AgBr(T) = 2Ag(T) + Вг2(ж)
2AgBr(*) = 2Ag(T) + Вг2(Г>
2 2AgBr + H2SO4 (конц.) = Ag2SO4l + 2НВг Т
3. AgBr + 2(NHs Н2О) [конц.] = [Ag(NHj)2]Br + 2Н2О.
4 AgBr + 2Na2SOjS (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + NaBr
5. AgBr + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KBr.
(комн., на свету),
(700° С)
(кип.)
570. Agl — ИОДИД СЕРЕБРА(1)
Иодаргирит. Желтый, плавится с разложением. Не растворяется в воде, хоро-
шо растворяется в жидком аммиаке. Кристаллогидратов не образует. Не
реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается концентриро-
ванными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор за счет комплек-
сообразования. Получение см. 5648, 5664, 5733
Мт = 234,77; d = 5,67; tnn = 554° С (разл.); рПР25 = 15,64.
1 • 2AgI(T) - 2Ag(T) + 1дт)
2AgI ж> = 2Ag(T) + 12(Г)
2. Agl + «NHW = [Ag(NH3)Jl
3. Agl + 2Na2SO3S (конц ) = Na3[Ag(SOjS)2] + Nal.
4. Agl + 2KCN (конц) = K[Ag(CN)2] + KI
5. Agl + (n— 1 )KI (конц.) = KUAglJ
6 2AgI + KOH = Ag2O + KI + HI
(комн, на свету)
(выше 554° С)
(-40° С л? > 3)
(п = 2-4).
(выше 150° С).
571. Ag2S — СУЛЬФИД СЕРЕБРА(1)
Аргентит. Серо-черный, плавится без разложения. Наименее растворимая в
воде соль серебра(1). Не реагирует с кислотами на холоду. Разлагается концент-
рированными кислотами и щелочами при нагревании. Переводится в раствор
за счет комплексообразования Получение см. 564 8, 5665, 568 5744.
Мт = 247,80; d = 7,23; ?пл = 845° С рПР25 = 49 14.
1. Ag2S + IOHNO3 (конц гор ) = 2AgNO3 + H2SO4 + 8NO2T + 4Н2О
2. Ag2S + О2 = 2Ag + SO2 (500—600° С).
3. Ag2S + 2Н° (Al, конц. NaOH) + ОН = 2Agl + Н2О + HS
4 Ag2S(T) + 4KCN (конц ) 2K[Ag(CN)2] + K2S,
2Ag2S + 8KCN (конц.) + 2O2 + H2O = 4K[Ag(CN)2] + К28Оз8 + 2KOH
297
572. AgNCS — ТИОЦИАНАТ CEPFBPA(I)
Белый, при нагревании разлагается Не растворяется в воде Крип аллогидра-
тов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 566'°.
Л/г = 165,95; рПР25 = 1 1,80.
1. 2AgNCS = 2Ag + N2 + 2С (графит) + 2S (выше 170° С).
2. 2AgNCS + 3H2SO4 (конц.) + 2Н2О = 2CSO + 2NH4HSO4 + Ag2SO4l
3. 2AgNCS(T) + 2КОН (конц.) <=> 2KNCS ч- Ag2Ol + Н2О.
4. AgNCS + 2(NH3 Н2О) [конц.] = [Ag(NH3)2]NCS + 2Н2О.
5. 2AgNCS + 4KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4],
6. 2AgNCS + Вг2(хол ) = 2AgBr4< + (—SCN)2 (в жидк. CS2).
573. |Ag(NH3)2|OH — ГИДРОКСИД ДИАММИНСЕРЕБРА(1)
В свободном виде не выделен. Бесцветен в растворе, устойчив при избытке
гидрата аммиака. Нейтрализуется и разлагается кислотами. С альдегидами
образует «серебряное зеркало». Получение см. 5654.
Мг = 158,94
i. [Ag(NH3)2]OH (разб.) = [Ag(NH3)2]+ + ОН",
[Ag(NH3)2]+ +2Н2О<=> [Ag(H2O)(NH3)]+ + NH3 Н2О; рА\. = 3,84.
2. [Ag(NH3)2]OH + ЗНС1 (разб ) = AgCli + 2NH4C1 + H2O,
[Ag(NH3)2]OH + 3HNO3 (разб ) = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O.
3. [Ag(NH3)2]OH + KI (разб ) + 2H2O = AgU + KOH + 2(NH3 H2O).
4. 3[Ag(NH3)2]OH (конц.) + 2H2O —I—> Ag3N>k + 5(NH3 H2O).
5 2[Ag(NH3)2]OH + HC(H)O + 2H2O = 2Agi + NH4(HCOO) + 3(NH3 H2O).
574. K|Ag(CN)2| — ДИЦИ АНОАРГЕНТАТ(1) КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воле. Кристалло-
гидратов не образует Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается концентрированными серной и азотной кисло-
тами, реагирует с сульфидами щелочных металлов Восстанавливается цинком
Получение см. 5б49, 5686.
Мг = 199,00; d = 2,36; к„ = 25(2О>, 100(8о).
1. 2K[Ag(CN)2] = 2KCN + 2Ag + C2N2 (250—420° С).
2. K[Ag(CN)2] (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Ag(CN)2]“.
3. 2K[Ag(CN)2] + 2H2SO4 (конц., гор) = Ag2SO4i + K2SO4 + 4HCNT,
K[Ag(CN)2] + 2HNO3 (конц., гор.) = AgNO3 + KNO3 + 2HCNT
4. 2K[Ag(CN)2] + K2S (конц.) = Ag2S>L + 4KCN
5 2K[Ag(CN)2](p) + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2Agl
298
золото
575. Au — ЗОЛОТО
Желтый металл, более мягкий, чем медь и серебро; ковкий, тяжелый, высоко-
плавкий Устойчив в сухом и влажном воздухе. В особых условиях образуется
коллоидное золото. Благородный металл; не реагирует с водой, кисло гами-не-
окислителями, концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами,
гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых
катионов не образует Переводится в раствор действием «царской водки»,
смесями галогенов и галогеноводородных кисло], кислородом в присутствии
цианидов щелочных металлов. При нагревании реагирует с галогенами, селе-
новой кислотой. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом
криптона Со ртутью образует амальгаму. В природе встречается в самород-
ном виде. Получение см 576 5 5795, 5806 10
М, = 196,967; d = 19 29; t„n = 1064 43° С Un = 2947° С.
1. Au + HNO3(kohu.) + 4НС1 (конц.) = H[AuCl4] + NOT + 2H2O.
2. 2Au + 6Н25еО4<ж) = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O (200° С).
3. 2Au + 3F2 = 2AuF3 (300 -400° C)
4. 2Au + 3C12 = 2AuCl3 (до 150° C),
2Au + Cl2 = 2AuCl (150 250° C)
5. 2Au + 2Вг2(Ж) = AuBr3 + AuBr (20—35° C).
6. 2Au + I2 = 2AuI (120 393° C, p).
7. 2Au + 3C12 + 2H2O —> 2H[AuCl3(OH)].
8. Au + 3E2 + 2HE (конц.) = 2H[AuE4] (E = Cl Br. I).
9 4Au + 8MCN (конц.) + O2 + 2H2O = 4M[Au(CN)2] + 4MOH (M = Na, K)
10. Au + K[Ag(CN)2] = K[Au(CN)2) + Agi.
11. Au + NaNO3 = NaAuO2 + NO (350 -400° C).
12. 2Au + 5KrF2 = 2AuFs + 5Kr {комн., примесь (KrF+)[AuF6]}
576. Au2O3 — ОКСИД ЗОЛОТА(Ш)
Коричнево-черный, термически неустойчивый, при нагревании разлагается
Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде гидрата Аи2О3 лН2О
(п к 2-ь 3) Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, концент-
рированными щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углеро-
да. Получение см 578s 5804
Л/г = 441,93; d= 10,61; рПР25 = 45,07.
1. 2Au2O3 = 4Au + ЗО2 (160—290° С).
2. Аи2О3 «Н2О = 2AuO(OH) + (w—1) Н2О (60—80° С, вак., над Р4ОИ(),
Au2O3 лН2О = Аи2О3 + мН2О (100—120° С)
3. Аи2О3 + 8НС1(конц.) = 2Н[АиС14] + ЗН2О
4 Au2O3 + 2NaOH (конц , гор ) + ЗН2О = 2NafAu(OH)4]
299
5. АщОз + ЗН2 = 2Au + ЗН2О
Аи2Оз + ЗСО = 2Аи + ЗСО2
(выше 260° С),
(100° С).
577. AuCl —ХЛОРИД ЗОЛОТА(!)
Светло-желтый, термически неустойчивый, плавится с разложением. Не рас-
творяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует Разлагается горя-
чей водой; реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в
реакции комплексообразования. Получение см. 5754, 5781, 5801
Mt = 232,42; d = 7,4; /пл = 289° С (разл.); рПР25 = 11,75
1. 2AuCl = 2Au + С12 ~ (выше 289° С).
2. ЗАиС1 + Н2О (гор.) = H[AuCh(OH)] + 2Aul.
3. AuCl + МС1(конц.) = M[AuC12] (M = H, Na, K).
4 2AuCI + 3NaOH (конц., гор.) = Na[Au(OH)2)]? + AuOH (золь, син.) + NaCI.
5. AuCl + 2(NHj Н2О)[конц] = [Au(NH3)2]Cl + 2H2O.
578. AuCh — ХЛОРИД ЗОЛОТА(Ш)
Темно-красный, летучий (Au2Cie), при нагревании разлагается, плавится толь-
ко под избыточным давлением С12. При обработке водой переходит в раствор
с изменением состава. Реагирует с кислотами, щелочами Обычно для реак-
ций в водном растворе берегся в виде Н[АиС14]. Окислитель. Получение см.
57 54, 5802.
Mt = 303,33; 4=4,67; /пл = 288° С (р); ks = 68(,*-25).
1. AuCh = AuCl +С12 (150—185° С)
2. АиС1з 2Н2О = АиС1з + 2Н2О (выше 30° С).
3. AuCh + 2Н2О = [АиС!з(ОН)Г + НзО+.
4. AuCh + НС1 (конц.) = Н[АиСЦ].
5. 2АиС1з + 6NaOH (разб.) = Au2O3i + 6NaCl + ЗН2О.
6 2АиС13 + 3F2 —> 2AuF3 + ЗС12 (200° С).
7. 2АиС1з + 3H2S(r) = Au2S31 + 6НС1 (в эфире).
8 2АиС1з + ЗН2О2 (конц.) = 2Аи (коллоид) + ЗО2Т + 6НС1.
9. AuCh + 3FeSO4 = Au + Fe2(SO4).3 + FeCh (200° С).
10 AuCh + 4Na2SO3S (конц.) = Na3[Au(SO3S)2] + 3NaCl + Na2S4O6.
579. K|Au(CN)2| — ДИЦИАНОАУРАТ(1) КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе и на свету. Хорошо растворяется в воде, кристал-
логидратов не образует Не реагирует на холоду с кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. При надевании разлагается концентрированными кисло-
тами, реагирует с сероводородом. Восстанавливается цинком, окисляется гало-
генами. Получение см. 5759 10
М, = 288,10; d = 3,45; ks = 14(|8-25), 200(КО).
300
I 2K[Au(CN)2] = 2KCN + 2Au + C2N2 (250-400° C).
2. K[Au(CN)2] + 6H2O = [K(H2O)6]+ + [Au(CN)2]".
3. K[Au(CN)2] + HCI (конц.) = AuCNJ< (желт.) + HCN + KCI (50° C).
4. 2K[Au(CN)2] (конц.) + H2S(r) + 2HC1 (разб.) = Au2S>L + 2KCI + 4HCN.
5. 2K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2Aul.
580. H|AuC14| — ТЕТРАХЛОРОАУРАТ(Ш) ВОДОРОДА
Светло-желтый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в малом количестве
воды, концентрированной хлороводородной кислоте При разбавлении рас-
твора изменяет состав. Разлагается щелочами. Реагирует с гидратом аммиака,
типичными восстановителями. Вступает в реакции обмена лигандами. Получе-
ние см. 575|8, 5763, 5784.
Мг = 339,79; d = 3,90; 2,44 (кр); /пл (кр.) = 196° С (р).
1. H[AuC14] = AuCl + HCI + Cl2 (156—205° С).
2. H[AuC14] 4H2O = H[AuC14] + 4H2O (100° С, в токе Cl2),
H[AuCI4] 4H2O = AuCh + HCI + 4H2O (120° С, в токе SC12O).
3. H[AuC14] (конц) + H2O = H[AuCh(OH)] + НО (разбавление).
4. 2H[AuC14] + 8NaOH (разб.) = Au2O3 + 8NaCl + 5H2O (70— 80° C)
5. H[AuC14] + 5(NH3 H2O) [конц ] = Au(NH2)2CI I + 3NH4CI + 5H2O.
6. 2H[AuCl4] + 3H2S(r) = 2Aul + 3S1 + 8HCI (кип).
7. H[AuCI4] + CsCl = Cs[AuCI4] I + HCI.
8. H[AuC14] + 3KI = Aull + I2l + HCI + 3KC1 (комн).
9. H[AuCl4] + SO2 + 2H2O = H[AuCl2] + H2SO4 4- 2HC1 (0° C).
10. 2H[AuCI4] + 3H[SnCl3] + HCI (конц.) = 2АиФ + 3H2 [SnCI6].
11. 4H[AuCl4] (гор.) + 3N2HsCl (конц.) = 4Au (коллоид) + 3N2 T + 19HC1
(кип),
2H[AuCl4] + ИКОН + 3HC(H)O = 2Au (коллоид) + ЗК(НСОО) + 8KC1 +
+ 8H2O.
12. H[AuCi4] + 4MCN (конц.) = M[Au(CN)4] + 3MCI + HCI (M = H, K)
ЭЛЕМЕНТЫ ПБ-ГРУППЫ
ЦИНК
581. Zn —ЦИНК
Белый с голубоватым оттенком, мягкий, хрупкий (из-за примесей) металл. Во
влажном воздухе покрывается устойчивой гидроксидно-карбонатной пленкой.
В воде пассивируется. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами,
щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислородом, галогенами,
халькогенами, нитратами металлов в щелочной среде. Получение см. 58210,
584|2, 5866.
Мг = 65,39; d = 7,133; /ПЛ = 419,5°С; /кип = 906,2° С.
301
1. Zn + H2O (пар) = ZnO + H2 (600 800° С).
2 Zn + 2НС1 (разб.) = ZnCl2 + Н2Т
3 Zn + H2SO4 (разб ) = ZnSO4 + H2t,
4Zn + 5H2SO4 (конц ) = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O (примеси S, SO2).
4. Zn + 4HNO3 (конц., гор ) = Zn(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O,
4Zn + IOHNO3 (разб , гор ) = 4Zn(NO3)2 + N?OT + 5H2O,
4Zn + 10HNO3(o4 разб., гор ) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
5. Zn + H3PO4 (конц., гор.) = ZnHPO4l + H2T.
6 Zn + 2NaOH (конц ) + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2t,
Zn + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Zn(NH3)4] (OH)2 + H2T + 2H2O,
2Zn + 8(NH3 • H2O) [конц ] + O2 = [Zn(NH3)4](OH)2 + 6H2O
7. Zn + 4NH4CI (конц., гор.) = [Zn(NH3)4]CI2 + 2HC1 t + H2T,
Zn + 2HC1 (конц.) + 2NH4C1(T) = (NH4)2 [ZnCl4] + H2T.
8 2Zn + 2H2O + O2 —~—* 2Zn(OH)2l (комн ),
2Zn + H2O + O2 + CO2 —-—► Zn2CO3(OH)21 (комн ).
9. 2Zn + O2 = 2ZnO (выше 225° С, сгорание на воздухе).
10 Zn + E2 = ZnE2 (выше 60° С, E = F: 60° С, в воде; E = Cl, Br, I)
11 Zn + E = ZnE (выше 130° С, E = S; 800—900° С, вак ; E = Se, Те).
12. 3Zn + 2E = Zn3E2 (400—650° С; E = P, As).
13. 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO (600 —700° C).
14. Zn + CO2 = ZnO + CO (800— 950° C).
15. 3Zn + 2NH3(r) = Zn3N2 + 3H2 (500—600° C)
16. Zn (порошок) + CdSO4 = ZnSO4 + Cdl.
17. 4Zn +.7NaOH (конц.) + 6H2O + NaNO3 = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3T (кип ).
18. Zn + 4NaCN + 2H2O = Na2[Zn(CN)4] + 2NaOH + H2T (кип ).
Zn + 2Na[M(CN)2] = Na2 [Zn(CN)4] + 2M1 (M = Ag, Au)
19. Zn + 2MCb = ZnCl2 + 2MCI2 (500° С; M = Sm, Eu, Yb).
20 Zn + ZnCl2{x) <=z> Zn|+ + 2СГ (350° C)
582. ZnO — ОКСИД ЦИНКА(П)
Цинкит. Белый (иногда с желтоватым оттенком). Термически устойчивый, при
сильном прокаливании возгоняется и разлагается, плавится только пол избы-
точным давлением О2. Не реагирует с водой, не восстанавливается водородом.
Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, кислотны-
ми и основными оксидами. Восстанавливается коксом. Получение см. 5811 9'|4,
583', 5841, 586s.
Л/г = 81,39; d = 5,606; Г11л = 1975° С (р)
1. ZnO(T) + 5Н2О 4=* [Zn(H2O)4]2+ + 2ОН ; рПР25 = 16,66.
2 ZnO + 2НС1 (разб ) = ZnCl2 + Н2О,
302
3 ZnO + NaOH (40%-й) + H2O = Na[Zn(OH)3]
ZnO + 2NaOH (60%-й) + H2O = Na2[Zn(OH)4]
4. ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
5. ZnO + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O
6. ZnO (суспензия) + SO2 = ZnSO3l
7. ZnO + SiO2 = ZnSiO3
2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4
8 ZnO + Fe2O3 = (Fe2Zn)O4
9 ZnO + H2S = ZnS + H2O
10. ZnO + С (кокс) = Zn + CO
11. ZnO + 4NaCN (конц) + H2O = Na2[Zn(CN)4] + 2NaOH
12 2ZnO(T) < _ ? 2ZnO(r) < > 2Zn(r) + O2
(кип ),
(90° C)
(500— 600° C).
(1200—1400° C),
(900—1000° C).
(800 1000° C).
(450—550° C).
(1100—1200° C).
(кип).
(1300 -1700° C).
583 Zn(OH)2 —ГИДРОКСИД ЦИНКА(П)
Белый, аморфный или кристаллический. Практически не растворяется в воде.
Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами Поглоща-
ет СО2 из воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см.
5818 , 5845 6, 5854,5, 587^.
Мт = 99,40; d = 3,03
I Zn(OH)2 = ZnO+ Н2О (100— 250° С),
Zn(OH)2 иН2О = Zn(OH)2 + лН2О (40— 50° С, вак ).
2. Zn(OH)2(T) + 4Н2О <=* [Zn(H2O)4]2+ + 2ОН ; рПР25 = 15,52,
Zn(OH)2(T) + 4Н2О [Zn(OH)4|2 + 2Н3О+; рПР25 =14,51.
3 Zn(OH)2 + 2НС1 (разб ) = ZnCl2 + 2Н2О.
4 Zn(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4],
5. Zn(OH)2 + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Zn(NH3)4] (ОН)2 + 4Н2О.
6. Zn(OH)2 + 6NHX>) = [Zn(NH3)6](OH)2 ( 40° С).
7. гп(ОН)ад + 2NH4CI (конц.)<=± [Zn(H2O)2(NH3)2]Cl2.
8 2Zn(OH)2 (суспензия) + CO2 = Zn2CO3(OH)2i + H2O.
584. ZnSO4 —СУЛЬФАТ ЦИНКА(П)
Цинкозит, госларит (гидрат). Белый, при сильном нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентриро-
ванной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака Вступает в реакции
обмена и комплексообразования Получение см. 5813 586
Мт = 161,45; d = 3,74; к, = 54,1(20), 67,2(80).
1. 2ZnSO4 = Zn2(SO4)O + SO3 (500—600° С),
2ZnSO4 = 2ZnO + 2SO2 + O2 (740—1000° C).
2. ZnSO4 • 7H2O = ZnSO4 + 7H2O (250— 280° C).
303
3. ZnSO4 (разб.) + 4H2O = [Zn(H2O)4]2+ + SO^,
[Zn(H2O)4]2+ + H2O <=► [Zn(H2O)3(OH)]+ + H3O+, ptfK = 7,69
4 ZnSO4 + H2SO4 (конц., хол.) - Zn(HSO4)2.
5 ZnSO4 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2l + Na2SO41
ZnSO4 + 4NaOH (конц) = Na2[Zn(OH)4] + Na2SO4.
6. ZnSO4 + 2(NH3 H2O) [разб.] = Zn(OH)2I + (NH4)2SO41
ZnSO4 + 4(1SH3 H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4] SO4 + 4H2O.
7 2ZnSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Zn2CO3 (ОН)2Ф + 2Na2SO4 + CO2t,
ZnSO-Kp) + 2KHCO3 = ZnCO31 + K2SO4 + H2O + CO2
(до 10° С, в атмосфере CO2).
8 ZnSO4 + H2E + 2Na(CH3COO) = ZnEi + 2CH3COOH + Na2SO4
(50—60° С; E = S, Se),
ZnSO4 + H2E - ZnE (коллоид) + H2SO4.
9. ZnSO4 + Na2S = Na2SO4 + ZnSl,
ZnSO4 + BaS = BaSO4 Ф + ZnS<l.
10. 3ZnSO4 + 2H3PO4 (конц.) = Zn3(PO4)2i + 3H2SO4 (кип ).
11 ZnSO4 + 2KCN (разб.) - Zn(CN)24< + K2SO4.
ZnSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Zn(CN)4] + K2SO4.
12. 2ZnSO4 + 2H2O ?лекгроли1> 2Zni (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4.
585. ZnCl2 — ХЛОРИД ЦИНКА(П)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, плавится и кипит без разложения.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см
58? 10, 5822, 586'.
Л/г = 136,30; d = 2,907; - 293° С, гкип = 733° С;
кя = 367(2О), 549(80).
1 ZnCl2 1,5Н2О—I—> ZnCI2 + 1,5Н2О (25—30° С. вак.)
2. ZnCl2(pa36.) + 4Н2О = [Zn(H2O)4]2+ + 2С1 (pH < 7, см. 5843)
3. ZnCl2(KOHU.) + 2HZO = [Zn(H2O)2Ci2],
[Zn(H2O)2Cl2] + H2O [ZnCI2(OH)] + H3O+
4 ZnCl2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + 2NaCl,
ZnCl2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl.
5. ZnCl2 + 2(NH3 • H2O) [разб ] = Zn(OH)2l + 2NH4CI.
ZnCl2 + 4(NH3 H2O) [конц ] = [Zn(NH3)4] Cl2.
6. ZnCl2 + бМНзю = [Zn(NH3)6]C!2 (-40° C).
7 3ZnCl2 + 4Na2HPO4 = Zn3(PO4)2>L + 6NaCl + 2NaH2PO4
8 ZnCl2(jK) + 2MCI = M2 [ZnCl4] (M = Na, K),
ZnCl2 + MCI (конц.) + H2O = M[Zn(H2O)CI3].]
304
9 ZnCbfp) электР°лиз.> 2ni (катод) + Cl2t (анод).
10. ZnCI2(M) + Zn <=? Zn|+ + 2CI
(350° С).
586. ZnS — СУЛЬФИД ЦИНКА(П)
Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический — кубичес-
кая a-модификация (сфалерит) и гексагональная p-модификация (вюрцит).
Чувствителен к УФ-облучению В аморфном виде более реакционноспособ-
ный Пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительной обра-
ботке сероводородной водой. Не растворяется в воде, не реагирует со щелоча-
ми, гидратом аммиака. Реагирует с сильными кислотами, во влажном состоя-
нии медленно окисляется О2 воздуха. Получение см. 581”, 5829, 584к.
М, = 97.46, d = 4,14 (а), 3 98(Р), 2,9—3,1 (аморфн );
Гпл = 1650-1775° С (р)\ г(а -> Р) > 980° С;
Гсубл > 1185° С рПР25 = 24,92 (а) 23,10 (Р)
1. ZnS + 2НС1 (конц.) = ZnCl2 + H2ST
2 ZnS + 4H2SO4 (конц , грр.) = ZnSO4 + 4SO2T + 4H2O (примесь S).
3. ZnS + 8HNO3 (конц.) = ZnSO4 + 8NO2T + 4H2O (кип.).
4. ZnS (влажн.) + 2O2 —-—> ZnSO4.
5. 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 (800—1000° C).
6. ZnS + 2ZnO ~ 3Zn + SO2 (850—880° С, в токе N2).
587. Na2|Zn(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОЦИНКАТ(П) НАТРИЯ
Белый, при слабом нагревании разлагается. В растворе образуется только в
сильнощелочной среде устойчив в 15%-м метанольном растворе гидроксида
натрия. Разлагается при разбавлении раствора водой, при обработке кислота-
ми, СО2 Получение см 5823 5834, 5854
Мг= 179,40.
1. Na2[Zn(OH)4] = ZnO + 2NaOH + Н2О (выше 100° С)
2 Na2[Zn(OH)4] 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2Н2О (до 87° С, вак ).
3 . Na2[Zn(OH)4](P) = 2NaOH + Zn(OH)2J' (разбавление водой).
4 Na2[Zn(OH)4] + 2НС1 (разб.) = 2NaCI + Zn(OH)2i + 2Н2О,
Na2[Zn(OH)4] + 4НС1 (конц.) = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O.
5 Na2[Zn(OH)4] + CO2 = Na2CO3 + Zn(OH)2>l + H2O.
КАДМИЙ
588. Cd —КАДМИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, низкоплавкий, мягкий ковкий. Во влаж-
ном воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Не реагирует со
щелочами Восстановитель, реагирует с водяным паром сильными кислотами,
305
кислородом, галогенами, халькогенами и другими неметаллами, сероводоро-
дом, нитратом аммония. Вытесняет благородные металлы из их солей в рас-
творе Получение см 58910, 591 1 5929.
Мг= 112,411; </= 8,642; /пл = 321,108° С; /кип = 766,5° С.
1. Cd + Н2О (пар) = CdO + Н2 (выше 350° С).
2. Cd + 2HCI (разб.) —> CdCl2 + Н2Т
3. Cd + 4HNO3 (конц ) = Cd(NO3)2 + 2NO2t + 2Н2О.
4. 2Cd + О2 = 2CdO (325—350° С, сжигание на воздухе),
Cd (порошок) + 2Н2О + О2 —-—> 2Cd(OH)2 (в разб. NaOH).
5. Cd + Е2 = CdE2 (Е = F, 200° С; Е = С1 и Вг, 450—500° С).
6. Cd + 12 (суспензия) = Cdl2 (кип )
7. Cd + Е = CdE (выше 350 С; Е = S, Se, Те)
8. 3Cd + 2Р (красн.) = Cd3P2 (600—680° С; примеси CdP2, CdP4),
3Cd + 2As = Cd3As2 (650— 700° С, в атмосфере H2; примесь CdAs2).
9. Cd + H2E = CdE + H2 (800° С; E = S, Se),
3Cd + SO2 = CdS + 2CdO (600—700° C)
10. 2Cd + 4NH4NO3 (конц., гор ) = Cd(NO3)2 + [Cd(H2O)2 (NH3)4](NO2)2.
11. Cd + CuSO4(p) = CdSO4 + C4'L.
12. Cd + 2FeClXp) = CdCl2 + 2FeCl2.
13. 2Cd + 8(NH3 H2O) [конц.] + O2 = 2[Cd(H2O)2(NH3)4] (OH)2 + 2H2O.
14. 2Cd + 8NaCN (конц.) + 2H2O + O2 = 2Na2 [Cd(CN)4] + 4NaOH.
589. CdO —ОКСИД КАДМИЯ(П)
Монтепонит. Коричневый (от темно-желтого до почти черного), при сильном
нагревании возгоняется и разлагается. Не реагирует с водой, не переводится в
раствор щелочами и гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства;
реагирует с кислотами, щелочами (при сплав тении). Поглощает СО2 из возду-
ха Получение см. 5884, 5901, 591 ’, 5934.
Мг = 128,41; </=8,15.
1. 2CdO = 2Cd + О2 (900 1500° С).
2. CdO + 2НС1 (разб ) = CdCl2 + Н2О.
3. CdO + 2КОН = K2CdO2 (желт) + Н2О (450—500° С),
CdO + Н2О = Cd(OH)24 (в гор конц. NaOH).
4. CdO (порошок) + СО2 = CdCO3 (120—140° С).
5. 2CdO (суспензия) + SiO2 = Cd2SiO4 (400° С, р).
6. 2CdO + 3S = 2CdS + SO2 (490— 510° С)
7. 2CdO + 2С12 = 2CdCI2 + О2 (500—600° С, в токе С12)
8. CdO + 4NaCN (конц.) + Н2О = Na2[Cd(CN)4] + 2NaOH
9. CdO + Н2 = Cd + Н2О (300° С),
2CdO + С (кокс) = 2Cd + СО2 (500—700° С).
10. 2CdO(T) 2CdO(r)4zzz> 2Cd(r) + О2 (900 1500° С)
306
590. Cd(OH)2 — ГИДРОКСИД КАДМИЯ(П)
Белый, при нагревании разлагается Не растворяется в воде Проявляет амфо-
терные свойства: реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Перево-
дится в раствор действием гидрата аммиака и цианида калия за счет комплек-
сообразования. Получение см. 5884, 589я, 5914 5, 5926 7
Мг = 146,43; = 4,79; рПР25 = 14,37.
1. Cd(OH)2 = CdO + Н2О (170 300° С).
2. Cd(OH)2 + 2НС1 (разб.) = CdCl2 + 2Н2О.
3. Cd(OH)2 + 4NaOH (конц.) * Na4[Cd(OH)fi] (практически не идет),
Cd(OH)2 + 2NaOH (насыщ.) т > Na2[Cd(OH)4] i (кип.).
4. Cd(OH)2 + 2КОН = K2CdO2 (желт.) + 2Н2О (выше 450° С).
5 Cd(OH)2 + 4(NH3 Н2О) [конц ] = [Cd(H2O)2 (NH3)4](OH)2 + 2Н2О.
6. Cd(OH)2 + 6NH3(M) = [Cd(NH3)6](OH)2 (-40° С).
7. Cd(OH)2 + 2HCN(p) = Cd(CN)2l + 2H2O,
Cd(OH)2 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + 2KOH.
591. CdSO4 — СУЛЬФАТ КАДМЦЯ(П)
Белый, при сильном нагревании п 1авится и разлагается. Хорошо растворяется
в воде (гидролиз по катиону). Разлагается щелочами, реатрует с гидратом
аммиака, жидким аммиаком. Вступает в реакции комплексообразования По-
лучение см 588 ', 593
Мг = 208,47; d = 4,69!; /пл = 1135° С (разл.); к, = 76,4(20), 67,2(К0).
1. 6CdSO4 = 2Cd3(SO4)2O + 2SO2 + О2 (1135° С),
2CdSO4 + 2CdO = 2SO2 + O2 (1300° C).
2 CdSO4 2,67H2O = CdSO4 + 2.67H2O (до 200° C).
3. CdSO4 (разб.) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + SO^’,
[Cd(H2O)6]2+ + H2O<=* [Cd(H2O)5(OH)]+ + H3O+; pXK = 7,62.
4. CdSO4 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2l + Na2SO4.
5 CdSO4 + 2(NH3 • H2O) [разб ] = Cd(OH)2 i + (NH4hSO4,
CdSO4 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Cd(H2O)2 (NH3)4]SO4 + 2H2O.
6. CdSO4 + 6NH3(JK) = [Cd(NH3)6]SO4 (40° C)
7. 2CdSO4 (разб.) + 2Na2CO3 (разб.) + H2O = Cd2CO3(OH)21 + 2Na2SO4 +
+ CO2t,
CdSO4 (конц.) + Na2CO3 (конц., гор ) = CdCCM + Na2SO4
(в атмосфере CO2)
8 CdSO4 + Na2E = CdE I + Na2SO4 (E = S, Se, Те),
CdSO4 + H2S (насыщ.) = CdSl + Нг8О4
9. CdSO4 + Zn (порошок) = ZnSO4 + Cd>L
10. CdSO4 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)2>L + K2SO4.
307
CdSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + K2SO4.
11. 2CdSO4 + 2H2O электролиз> 2Cdl (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4.
592. CdCh — ХЛОРИД КАДМИЯ(П)
Белый, аморфный или кристаллический, летучий, плавится и кипит без разло-
жения. Хороню растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена и комплексообразо-
вания. Получение см. 588 5, 5892,
Мт =183,32; d = 4,047; u = 568,5° С; ZKHn = 964° С;
ks = I 13,4(2O), 104,4(80).
1. CdCl2 • 2,5H2O = CdCl2 + 2,5H2O (120 170°C).
2. CdCl2 (разб.) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + 2C1 (pH < 7, cm. 5913).
3. 2CdCl2 (конц) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + [CdCl4]2 ,
2[Cd(H2O)6]2+ <=± [Cd2(H2O)l0(OH)]3+ + H3O+.
4. CdCl2(T) + 2HC1 (конц.) = H2[CdC14](P),
CdCl2 + 4MCI (конц.) = M4[CdCle]J' (M = K+, Rb+, Cs+,NH}).
5. CdCl2(T>+ H7SO4 (конц.) = CdSC>4 + 2HC1T (кип.)
6. CdCl2 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2J< + 2NaCl.
7. CdCI2 + 2(NH3 H2O) [разб ] = Cd(OH)2i + 2NH4C1,
CdCl2 + 4(NH3 H2O) [кони ] = [Cd(H2O)2 (NH3)4]C12 + 2H2O
8. CdCl2 + 2NH3(r) = [Cd(NH3)2Cl2] (комн.).
9. CdCl2 злектролиз > Qdj, (каюд) + Cl21 (анод) [в расплаве КС1].
10. 2CdCl2(M) <=?* CdCP + [CdChf (600° C).
11. CdCI2(x) + Cd + 2A1C13<=> Cd2+ + 2[A1C14] (600° C)
593. CdS — СУЛЬФИД КАДМИЯ(П)
Гринокит. Желтый, в компактном виде — оранжево-красный Возгоняется в
инертной атмосфере, плавится с частичным разложением. Легко пептизируется
(переходит в коллоидный раствор) при длительном воздействии сероводород-
ной воды. Не растворяется в воде, не реагирует с сульфидами щелочных
металлов, гидратом аммиака Разлагается концентрированными кислотами,
окисляется кислородом воздуха при нагревании Получение см. 5887,9, 5896,
5918.
Мг= 144,48: J=4,82; /,,л « 1480° С(р); рПР25 = 27,19.
I. CdS + 2НС1 (конц.) = CdCl2 + H2ST.
2. CdS + H2SO4 (разб., гор.) = CdSO4 + H2ST.
3 CdS + 10HNO3 (конц., гор.) = Cd(NO3)2 + 8NO2T + H2SO4 + 4H2O,
3CdS + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Cd(NO3)2 + 3Sl + 2NOT +4H2O.
308
4 2CdS + 3O2 = 2CdO + 2SO2
CdS + 2SO2 = CdSO4 + S
(800° C),
(400—500° C).
РТУТЬ
594. Hg —РТУТЬ
Серебристо-белый металл, жидкий при комнатной температуре в твердом
состоянии ковкий Не окисляется в сухом воздухе, покрывается серой оксидной
пленкой во влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой,
кислотами-неокислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в рас-
твор иодоводородной кислотой за счет комплексообразования. Слабый вос-
становитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами,
«царской водкой», галогенами, халькогенами. Со многими металлами (Na, К,
Ca, Ba, Си. Ag Au, Zn, Cd, Pb и др) образует амальгамы (жидкие или лвердые) —
интерметаллические соединения или сплавы. В природе встречается в самород-
ном виде. Получение см. 595’,-596 °, 5971, 598 3 6, 59913, 6026
Л/г = 200,59; d = 13,5461(20); /пл =-38,862° С; =+356,66° С.
1. 2Hg + 2H7SO4 (конц., гор.) = HgiSO^ + SO? t + 2Н2О (примесь HgSO4),
Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2? + H2O (кип. в присутствии HNO3).
2. 6Hg + 8HNO3 (разб., хол.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO Т + 4Н2О,
Hg + 4HNO3 (конц., гор.) = Hg(NO3)2 = 2NO?T + 2Н?О.
3 3Hg + 2HNO3 (конц.) + 6HCI (конц.) = 3HgCI2 + 2NOT + 4Н2О
(50 70° C).
4 2Hg + 4НС1 (разб ) + О2 = 2HgCI2 + 2Н 2О
5 Hg + 4HI (конц.) = H2[Hgl4] + Н?Т.
6. 2Hg + О2 = 2HgO (250—350° C)
7. Hg + Cl2=HgCI2 (70—120° C),
Hg + HgCI2 = Hg2CJ2 (250 -300° C).
8. Hg + Br2 (насыщ) = HgBr24< (комн),
Hg + HgBr2 = Hg2Br2 (250—300° C).
9 3Hg + 2I2 = Hgb + Hg2l? 1 (в этаноле).
10. Hg + S = HgS (выше 130° С),
Hg + E = HgE (550 600° С; E = Se, Те).
11. 2Hg + 4N2O4<m) = 2Hg(NO3)2 + 4NO.
595 HgO —ОКСИД РТУТИ(П)
Монлроидит Ярко-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие крис-
таллы). Темнеет на свету и при слабом нагревании. Термически неустойчивый.
Не реагирует с водой. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами.
Разлагается гидратом аммиака. Получение см. 5946, 5971'3'5, 5994 6025, 6035.
Мг = 216,59; 11,14.
1. 2HgO = 2Hg + О2 (450—500° С).
309
2. HgO(T) + H2O <==► Hg(2p+) + 2OHрПР25 = 25,48
3. HgO(T> + Hg()K) + 3H2O [Hg2(H2O)2]2+ + 2OH (почти нс идет).
4. HgO + 2HC1 (разб.) = HgCl2 + H2O,
HgO + 2HNO3 (разб.) = Hg(NCh)2 + H2O.
5. 2HgO + NH3 H2O (конц.) = (Hg2N)OH 2Н?О 4- (желт.)
[комн., в темноте],
(Hg2N)OH 2Н2О = (HgzN)OH - Н2О (кор ) + Н2О (110° С).
6. HgO (суспензия) + 2С12 = HgC14 + С12О (0° С, в жидк СС14).
7. HgO + Н2О + 2NaE = HgE2 + 2NaOH (E = Cl, Br)
596. Hg2(NO3)2— ДИНИТРАТ ДИРТУТИ
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой с образова-
нием осадка основной соли (растворяется в присутствии азотной кислоты).
Легко подвергается дисмутации в растворе (для предотвращения в раствор
вносят небольшое количество ртути). Реагирует с кислотами, щелочами, гид-
ратом аммиака. Окисляется О2 воздуха. Получение см. 5942, 597 4
Л/г= 525,19; d =7,79.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8
9.
10.
II.
12.
13.
14.
Hg2(NO3)2 = 2HgO + 2NO2
Hg2(NO3)2 2H2O = Hg2(NO3)2 + 2H2O
Hg2(NO3)2 (конц.) + H2O = Hg2NO3(OH)4< + HNO3
Hg2(NO3)2 (разб.) + 2H2O = [Hg2(H2O)2]2+ + 2NO3
[Hg2(H2O)2]2+ ^z=> Hgfe + Hg(X) I + 2H2O; p/C = 2,22.
(70—150° C).
(30—40° С, вак.).
(разбавление)
(в разб. HNO3),
Hg2(NO3)2 + 2HCI (разб.) = Нё2С12Г + 2Н1МОз.
Hg2(NO3)2 + 4HNO3 (конц., гор.) = 2Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2Н2О.
Hg2(NO3)2 + 2NaOH (разб., гор ) = HgOl + Hg()K)4< + 2NaNO3 + H2O.
2Hg2(NO3)2 + 4(NH3 H2O) = (Hg2N)NO3 H2O4, + 2Hg<M)4- + 3NH4NO3 +
+ 3H2O (кип).
2Hg2(NIO3)2 + 4HNO3 (разб.) + O2 = 4Hg(NO3)2 + 2H2O
Hg2(NO3)2 + Cu = 2Hg(x)4- + Си(ИОз)2.
Hg2(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgS>L + Hg^ I + 2HNO4.
Hg2(NO3)2 + 2KE = Hg2E2i + 2KNO3 (в разб HNO3; E'= F, Cl, Br, I).
3Hg2(NO3)2 + 4Na2PO4 = (Нё2)з(РО4)2Ф + 6NaNO3 + 2NaH2PO4.
Hg2(NO3)2 + 2КНСОз = Hg2CO3>l + 2KNO3 + H2O + CO2t (на холоду).
597. Hg(NO3)2 — НИТРАТ РТУТИ(П)
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Гидролизуется водой с образо-
ванием осадка оксида (растворяется в присутствии азотной кислоты). Реагиру-
ет со щелочами, гидратом аммиака, ртутью, этанолом. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования Получение см. 594 ", 5954, 596б 9, 6004
Мг = 324,60; d = 4,30 (кр.); Г™ = 79° С.
310
1.
2
3
4.
5
6.
7.
8
9.
10.
11.
12
(до 360° С),
(выше 400е С).
2Hg(NO3)2 = 2HgO + 4NO2 + О2
Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2
Hg(NO3)2 0,5H2O = Hg(NO3)2 + 0,5H2O
(20 -30° С вак.. над конц H2SO4)
Hg(NO3)2 (конц ) + H2O - HgOi + 2HNO3 (разбавление)
Hg(NO3)2 (разб.) = Hg(2p) + 2NO3 (в разб. HNO3).
Hg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = HgOi + 2NaNO3 + H2O
2Hg(NO3)2 + 4(NH3 H2O) = (Hg2N)NO3 H2O l (т.-желг.) + 3NH4NO3 +
+ 3H2O
Hg(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgSl + 2HNO3.
3Hg(NO3)2 + 2Na2HEO4 = Hg3(EO4)2>L + 4NaNO3 + 2HNO3
Hg(NO3)2 + 2NaEO3 (конц.) = Hg(EO3)2 + 2NaNO3
Hg(NO3)2 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + 2KNO3,
Hg(NO3)2 + 4KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4] + 2KNO3.
Hg(NO3)2 + 2KNCS (разб.) = Hg(—SCN)4 + 2KNO3,
2Hg( SCN)2 = 2HgS + CS2 + C3N4
Hg(NO3)2 + 4KNCS (конц.) = K2[Hg( SCN)4] + 2KNO3,
Hg(NO3)2(T) + 4HNCS = H2[Hg(—SCN)4]I (желт.) + 2HNO3.
(кип.).
(Е = Р, As).
(Е = Вт, 1)
(150° С)
13 Hg(NO3)2 + 3C2H5OH = Hg(CNO)2l + 2CH3C(H)O + 5H2O (в разб. HNO3)
Фульминат
ртути(П)
14. Hg(NO3)2 + Hgotj Hg2(NO3)2 (в разб HNO3).
598. Hg2CI2 — ДИХЛОРИД ДИРТУТИ
Каломель. Белый, легколетучий. Чувствителен к свету (темнеет). Не растворя-
ется в воде, кристаллогидратов не образует Разлагается разбавленными кис-
лотами. Не реагирует со щелочами Окисляется концентрированными серной
и азо!ной кислотами Реагирует с гидратом аммиака Получение см. 594
5965 12, 599' 12 13
Мг = 472,09; d =7.150; Гпл = 543° С (р).
1 Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg (400° С)
2. Hg2Cl2(T) + 2Н2О <=> [Hg2(H2O)2]2’ + 2CI ; рПР25 = 17.82.
3 Hg2Cl2 —-—> HgCi2 + Hg(A)i (в разб HCI, NH4C1).
4 Hg2Cl2 + 2H2SO4 (конц., гор ) = HgCl2 + HgSO44 + SO2T + 2H2O
Hg2Cl2 + 4HNO3 (конц.. гор.) = HgCl2 + Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O.
5. Hg2Cl2 + 2(NH3 • H2O) = Hg(NH2)Cli + Hgwl + NH4C1 + 2H2O.
6. Hg2Cl2 + H[SnCh] + HCI (конц.) = 2Hg(1K>i + H2[SnCl6].
7. Hg2Cl2(T)<=> Hg2Cl(2r)<=^ 2HgCl(r) (383,2° C).
311
599. HgCh — ХЛОРИД РТУТИ(П)
Сулема Белый, низкоплавкий, низкокипящий, летуч с водяным паром. Уме-
ренно растворяется в воде, диссоциирует в незначительной степени Кристал-
логидратов не образует Не реагирует с концентрированной серной кислотой.
Реагирусг с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гид-
ратом аммиака. Слабый окислитель Получение см 594 417, 5954 \ 598 3,4 602
Л/г = 271,50; d = 5,44; /Пл - 280° С; гк„п = 301,8° С;
ks = 6,59(2О), 24,2(К0).
1 . 4HgCl2(T) + 2Н2О (влага) —-—> 2Hg2Cl2 + 4НС1 + О2 (на свету).
2 . HgCh (разб.) + лН2О <=z> [Hg(H2O)„CI]+ + СГ; рКн = 6,40,
[Hg(H2O)„Clf + Н2О <=> [Hg(H2O)„-iCI(OH)] + НзСГ.
3 . 2HgCI2 + 3HCI (конц) = H[HgCl3] + H2[HgCl4]
4 . HgCl2 + 2NaOH (разб.) = HgO I + 2NaCl + H2O.
5 HgCl2 + 2(NH3 H2O) = Hg(NH2)Cll + NH4C1 + 2H2O (комн ).
6 2HgCl2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)Cl H2Ol + 3NH4C1 + 3H2O (кип ).
7 . HgCl2 + 2NHMx) = [Hg(NH3)2CI2] (-40° C).
8 HgCl2 + F2 = HgF2 + Cl2 (400—450° C).
9 HgCl2 (насыщ ) + 2KI (разб ) = Hgl2>l + 2KC1,
HgCl2 (насыщ) + 4K1 (конц.) = K2[HgI4] + 2KC1.
10 HgCI2 (разб) + H2S (насыщ) = HgSi + 2HCI
11 HgCl2 + 2HCN(P) = Hg(CN)2 + 2HC1,
HgCI2 + 4KCN (конц ) = K2[Hg(CN)4] + 2KC1
12 2HgCl2 + 2H2O + SO2 = Hg2Clrl + 2HC1 + H2SO4
13 2HgCl2 + H[SnCl3] (разб ) + HCI (конц) = Hg2Cl2 + H2[SnCl6],
HgCI2 + H[SnCI3] (конц.) + HCI (конц.) = Hg(x)i + H2[SnCI6J.
14 HgCI2(x) + 2NaCl = Na2[HgCI4]
15 . 2HgCI2(jK) HgCI+ + [HgCh]
600. Hg2I2 — ДИИОДИД ДИРТУТИ
Желтый, летучий, низко плавкий; в жидком состоянии — черный. Очень чувст-
вителен к свету Термически неустойчивый. Нс растворяется в воде. Кристал-
логидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах, реагирует с
иодидом калия в водном растворе Получение см 5949, 596
Мт = 654,99; d = 7,70; = 290° С; rcyf5jl = 140° С.
1 Hg2l2 - Hgl2 + Hg (на свету).
2 Hg2l2(T) + 2H2O <zz^ [Hg2(H2O)2]2+ + 21 ; рПР25 = 28,27.
3. Hg2I2 + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2HgSOj + I21 + 2SO2T + 4H2O.
312
4. Hg2l2 + 6HNO3 (конц) = 2Hg(NO3)2 + 2HI + 2NO2 T + 2H2O.
5 Hg2I2 + 2KI (конц.) = K2[HgI4] + Hg^ji
601. Hgl2 — ИОДИД РТУТИ(П)
Кокцинит. Красный (устойчивая a-модификация) и желтый (неустойчивая
0-модификация) Низкоплавкий. На свету желтая модификация постепенно
переходит в красную. Не растворяется в воде. Реагирует с концентрированной
серной кислотой, гидратом аммиака Не реагирует со щелочами Получение
см. 5949, 5999, 600', 6033.
Мт = 454,40; J= 6,283(a), 6,271(0)' /(a-> 0) = 131° С;
/пл = 256° С; рПР25 = 28,55.
1 Hgl2 + 2H2SO4 (конц ) - HgSO4J< + I21 + SO2T + 2H2O (примеси H2S, S)
2 . 2HgI2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)U (кор.) + 3NH4I + 4H2O (кип ).
3 2HgI2 + 3HI (конц.) = H[HgI3] + H2[HgI4]
4 . Hgl2 + 2KI (конц ) = K2[HgI4],
Hgl2 + 2KI (влажн.) = K2[HgI4]i (34—56° С. в ацетоне).
5 2Hgl2(M) <=± HgI+ + [HgI3r-
602. HgS — СУЛЬФИД РТУТИ(П)
Красный (a-модификация, киноварь) или черный (0-модификация, метацинна-
барит). При умеренном нагревании темнеет и возгоняется, плавится только под
избыточным давлением, термически устойчивый При осаждении из раствора
образуется черная модификация Нс растворяется в воде. Не реашрует со
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах,
при нагревании окисляется О2 воздуха Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см. 594 ', 5977,1|, 5991 .
М = 232,66 d = 8,10(a); 7,65 (0); /(a -> 0) = 344° С;
Мл = 580° С; /„л = 820° С (р); рПР25 = 44,85.
1. HgS(T) + Hg(M) + 2Н2О <=► [Hg2(H2O)2]2+ + S2"; рПР25 = 42 96.
2. HgS + 2HC1 (конц) —► HgCl2 + H2ST (кип ),
HgS + 4H1 (конц.) = H2[HgI4] + H2ST.
3. 3HgS + 4H2SO4 (конц.) = 4SO2T + 4H2O + HgSO4 2HgS 1.
4. HgS + 10HNO3 (конц.)--------> Hg(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2t + 4H2O (кип ),
3HgS + 8HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц) = 3HgCl2 + 3H2SO4 + 8NOT + 4H2O.
5 2HgS +* 3O2 = 2SO2 + 2HgO (200—350° C).
6 HgS + Fe = Hg + FeS (350— 450° C)
7. 4HgS + 4CaO = 4Hg + 3CaS + CaSO4 (400—500° C).
8. HgS + M2S (конц.) = M2[HgS2] (M = Na. K).
313
603. K2|HgI4| — ТЕТРАИОДОМЕРКУРАТ(П) КАЛИЯ
Светло-желтый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в малом
количестве воды, при сильном разбавлении раствора разлагается с образова-
нием осадка. Не реагирует с разбавленными щелочами. Разлагается концент-
рированными кислотами и щелочами, реагируете гидратом аммиака. Получе-
ние см. 5999, 6014.
М, = 786,40.
I. K2[HgI4] = 2KI + Hgl2 (400° С).
2. K2[HgI4] 2Н2О = K2[Hgl4] + 2Н2О (100° С, вак.)
3. K2[HgI4](P) = Hgl4 + 2KI (разбавление водой).
4. K2[HgI4] + 4H2SO4 (конц.) = HgSO4l + 214 + 2SO2 + 4Н2О + K2SO4.
5. K2[HgI4] + 2KOH (конц., гор ) = HgOi + 4KI + Н2О.
6. 2K2[HgI4] + 4(NH3 H2O) = (Hg2N)l • H2OJ< + 4KI + 3NH4I + 3H2O
ЭЛЕМЕНТЫ ШБ-ГРУППЫ
СКАНДИЙ
604. Sc — СКАНДИЙ
Серебристо-белый с желтым оттенком (в виде порошка — серый), мягкий
металл. Парамагнитен. На воздухе покрывается оксидной пленкой Не реаги-
рует с холодной водой, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горя-
чей водой, разбавленными кислотами, при нагревании — с кислородом, хло-
ром, серой, азотом. Получение см. 609*
А/г = 44,956; d = 3,02; /пл = 1541° С; ?кип« 2850° С.
1. 2Sc + 6Н2О (гор.) = 2Sc(OH)3J- + ЗН2Т
2. 2Sc + 6НС1 (разб.) = 2ScCl3 + ЗН2Т.
3. 8Sc + 30HNO3 (оч. разб.) = 8Sc(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
4. 2Sc + лН2 = 2ScH„ (2 < п <. 3, 450° С).
5. 4Sc + ЗО2 = 2Sc2O3 (200—250° С, сгорание на воздухе),
4Sc + 6Н2О + ЗО2 = 4Sc(OH)3.
6. 2Sc + ЗС12 = 2ScCl3 (400° С),
2Sc + 3S = Sc2S3 (600— 800° С),
2Sc + N2 = 2ScN (500— 900° C).
7. Sc + 6NO2 = Sc(NO3)3 + 3NO (до 120° C).
605. Sc2O3 — ОКСИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически
пассивен; не реагирует с водой, щелочами. Проявляет амфотерные свойства:
реагирует с концентрированными кислотами, оксидами щелочных металлов
314
при спекании. Поглощает СОг и влагу из воздуха. Получение см. 6045, 6061,
6071, 608'.
Л/г = 137,91; d = 3,864; Гпл * 2450° С.
1. 2. 3. 4. 5. 6. Sc2O3 + H2O(m) = 2ScO(OH) (250—300° С, р) SC2O3 + 6НС1 (конц.) = 2ScCl3 + ЗНгО (кип.) SC2O3 + Na2O = 2NaScO2 (1150—1200° С). SC2O3 + 2СО2 + Н2О = 2ScCO3(OH) (комн). SC2O3 + 3H2S = SC2S3 + ЗН2О (1000—1150° С). SC2O3 + ЗС (кокс) + ЗСЬ = 2ScCI3 + ЗСО (800—900° С).
606. Sc(OH)3 — ГИДРОКСИД СКАНДИЩ111)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде.
Проявляет амфотерные свойства: реагирует с разбавленными кислотами,
концентрированными щелочами. Поглощает СОг из воздуха. Получение см.
6041,5, 607^5, 6085 6, 6094 5.
М, = 95,98; d = 2,65; рПР25 = 27,06.
I. Sc(OH)3 = ScO(OH) + Н2О (250—280° С), 2Sc(OH)3 = SC2O3 + ЗНгО (выше 460° С).
2. 3. Sc(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = ScCl3 + ЗН2О. Sc(OH)3 + 3NaOH (конц., гор.) = Na3[Sc(OH)6], Sc(OH)3 + NaOH = Na[Sc(OH)4] (120—180° С), Sc(OH)3 + NaOH = NaScO2 + 2H2O (300—500° C).
4. Sc(OH)3 + CO; = ScCO3(OH) + H2O (комн).
607. Sc(NO3h — НИТРАТ СКАНДИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо раство-
ряется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами
Получение см 6043‘7, 6057
Mr = 230,97; ks = 77,4(25).
1. 2. 4Sc(NOa)3 = 2SC2O3 + 12NO; + ЗО2 (выше 300° C) Sc(NO3)3 4H2O = Sc(NO3)2OH 3H2O + HNO3 (105—145° C), 4{Sc(NO3)3 4H2O} = 2SC2O3 + 12NO2 + 3O2 + I6H2O (выше 220° C).
3. 4. Sc(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + 3NO3 (pH < 7, см 6083). Sc(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)3l + 3NaNO3, Sc(NO3)3 + 3NaOH = ScO(OH)^ + H2O + 3NaNO3 (кип.)
5. 6. Sc(NO3)3 + 3(NH3 H2O) [разб., хол.] = 8с(ОН)3Ф + 3NH4NO3. Sc (NO 3)3 + 2К;СО3 (разб.) + Н2О = ScCO3(OH) I + 3KNO3 + КНСОз.
315
608. Sc2(SO4)3 — СУЛЬФАТ СКАНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом
аммиака. Получение см. 6104.
М, = 378,10; d = 2,579; кх = 64,6(|2), 32,2(25).
I. Sc2(SO4)3 — Sc2O3 + SO3 + 2SO + О2 (выше 600° С).
2. Sc2(SO4)3 5Н2О = Sc2(SO4)3 + 5Н2О (250—400° С).
3. 2Sc2(SO4)3 (разб ) + 6Н2О = [Sc(H2O)6]3+ + 3[Sc(SO4)2]“,
[Sc(H2O)6]3+ + Н2О [Sc(H2O)5(OH)]2+ + НзО+; рА; = 4,61.
4 2Sc2(SO4)3 + 2Н2О (пар) = 4ScSO4(OH) + 2SO2 + О2 (520—550° С).
5. Sc2(SO4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Sc(OH)3l + 3Na2SO4
6. Sc2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2Sc(OH)3l + 3(NH4)2SO4.
609. ScCl3 — ХЛОРИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, летучий, расплывается на воздухе, плавится под избыточным давлени-
ем С12. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), плохо —
в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой,
щелочами. Получение см 6052 6, 6062, 6102
Mt = 151,32; d = 2,39; = 967° С (р); /кнп = 975° С; к. = 70,2(25).
I. ScCl3 6Н2О = Sc(Cl)O + 2HCI + 5Н2О
2. ScCl3 + Н2О = ScCl2(OH) + HCI
3. ScCI3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + ЗСГ
4. ScCl3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)3i + 3NaCl.
5. ScCI3 + 3(NH3 H2O) [разб ] = Sc(OH)31 + 3NH4C1
6. ScCl3 + 3HF (конц.) = ScF3l + 3HCI.
7 ScCl3 + 3KC1 = K3[ScCle]
8. 2ScClxx) ...ЭЛ 7130/1113 > 2Scl (катод) + 3C12T (анод).
(250° C).
(кип.)
(pH < 7, СМ.6083).
(770—820° C).
610. Sc2S3 — СУЛЬФИД СКАНДИЯ(Ш)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной
воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полнос-
тью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителями; реа-
гирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6046, 605s.
Мг= 186,11; J=2.80; /пл=1700°С
I. Sc2S3 + 6Н2О (гор.) = 2Sc(OH)3l + 3H2ST.
2. Sc2S3 + 6HCI (разб.) = 2ScCl3 + 3H2S T
3. Sc2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2Sc(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O
4. 3Sc2S3 + 15O2 = 2Sc2O3 + Sc2(SO4)3 + 6SO2 (350—425° C)
316
ИТТРИИ
611. Y — ИТТРИЙ
Ссрсбрис го-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный металл.
Парамагнитен Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассиви-
руется в холодной воде; не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель;
реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, при нагревании с
кислородом, хлором, серой, азотом, аммиаком Получение см. 616
Мг = 88,906; d = 4,45; /пл =1528 ° С; /кип = 3320° С.
1 2Y + 6Н2О = 2Y(OH)3I + ЗН2Т (кип ).
2. 2Y + 6НС1 (разб ) = 2YC13 + ЗН2Т.
3. 8Y + ЗОНЬЮз (оч. разб.) = 8Y(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
4. 2Y + лН2 = 2YHn (2 < п < 3, выше 315° С).
5. 4Y + ЗО2 = 2Y2O3 (425 -760° С, сгорание на воздухе),
4Y + 6Н2О + ЗО2 = 4Y(OH)3.
6. 2Y + ЗС12 = 2YC13 (100—200° С),
2Y + 3S = Y2S3 (600 —700° С).
7. 2Y + N2 = 2YN (выше 750° С),
2Y + 2NH3 = 2YN + ЗН2 (450 600° С).
8. Y + 6NO2 = Y(NO3)3 + 3NO (до 140° С).
612. ¥2О3 — ОКСИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически
пассивен; не реагирует с водой, щелочами Проявляет основные свойства:
реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 й влагу из воздуха.
Получение см? 6115, 6131, 6141, 6151
Мг = 225,81; d = 4,85; u = 2430° С; U., « 4300° С.
1. Y2O3 + ЗН2О(Ж) = 2Y(OH)3 Y2O3 + Н2О(ж) = 2YO(OH) (ниже 350° C, p), (выше 350° C, p).
2. Y2O3 + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + ЗН,О
3. Y2O3 + Н2О + 2СО2 = 2YCO3(OH) (комн).
4. Y2O3 + 6HF= 2YF3 + ЗН2О (400— 500° C),
Y2O3 + 3H2S = Y2S3 + 3H2O (1050 1200°C).
5. Y2O3 + ЗС (кокс) + 3CI2 = 2YC13 + 3CO (750— 850° C)
613. Y(OH)3 — ГИДРОКСИД ИТТРИЩШ)
Белый с желтоватым оттенком, аморфный, при нагревании разлагается Не
растворяется в воде. Не реагируете© щечочами, гидратом аммиака. Проявляет
основные свойства. реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из
воздуха Получение см. 6111 5, 6121, 6144’5, 6155'6.
317
Mr =139,93; рПР25 = 24 50
1. 2Y(OH)3 = У2О3 + ЗН2О (выше 200° С).
У(ОН)ад = УО(ОН)(т) + Н20(ж) (выше 700° С, р, конц. NaOH).
2. У(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = УС13 + ЗН2О,
2У(ОН)3 + 3H2SO4 (разб ) = Y2(SO4)3 + 6Н2О
3. 2У(ОН)з (суспензия) + ЗСО2 = У2(СОз)з 1 + ЗН2О (комн).
614. Y(NO3)3 — НИТРАТ ИТТРИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе разлагается при нагревании. Хорошо раство-
ряется в воде (слабый гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со
щелочами Вступает в реакции обмена. Получение см 611
Мг = 274,92; d = 2,682 (кр.); к, = 96,7(22 5).
1. 4Y(NO3)3 = 2У20з + 12NO2 + ЗО2 (выше 420° С).
2. 2{Y(NO3)3 5Н2О} = 2Y(NO3)O + 4NO2 + О2 + ЮН2О (до 280° С).
3. Y(NO3)3 (разб ) + 8Н2О = [У(Н2О)8]3+ + 3NO3 (pH < 7, см 6153).
4. Y(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = У(ОН)3Ф + 3NaNO3,
Y(NO3)3 + 3NaOH = УО(ОН)Ф + Н2О + 3NaNO3 (кип.).
5. Y(NO3)3 + 3(NH3 Н2О) [разб ] = У(ОН)3Ф + 3NH4NO3.
6. Y(NO3)3 + Na3PO4 = УРО4Ф + 3NaNO3.
7. Y(NO3)3 + 2К2СО3 (разб.) + Н2О = УСО3(ОН)4< + 3KNO3 + КНСО3.
615. Y2(SO4)3 — СУЛЬФАТ И П РИЯ(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холоц-
ной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо рас г ворвется в горячей воде,
серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, тдратом аммиака.
Получение см. 6132.
Мг = 466,00; d = 2,52; ks = 7,47(I6), 1,99<95).
1. 2Y2(SO4)3 = 2Y2O3 + 6SO2 + 3O2 (900— 1100° C).
2. Y2(SO4)3 8H 2O = Y2(SO4)3 + 8H 2O (120—400° C).
3. Y2(SO4)3 (разб.) + 16H2O = 2[Y(H2O)8]3+ + 3 SO2,
[Y(H2O)8]3+ + H2O<=> [Y(H20)7(OH)]2+ + H3O+; pXK = 9,08.
4. 2Y2(SO4)3 + 2H2O (nap) = 4YSO4(OH) + 2SO2 + O2 (550 600° C).
5. Y2(SO4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Y(OH)31 + 3Na2SO4.
6. Y2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2У(ОН)3Ф + 3(NH4)2SO4.
616. YCI3 —ХЛОРИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворя-
ется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо — в концентриро-
ванной хлороводородной кислоте. Реагируел с кипящей водой, щелочами.
Вступает в реакции обмена. Получение см. 611 6, 6122 5, 6 1 32
318
Mt = 195,27; d = 2,8; fnjl = 721 ° C; zK„n = 1482° C;
ks= 75,l(20), 78,1(M)).
1. YCh 6H2O = Y(C1)O + 5H2O + 2HC1 (150 - 270° C).
2. YCl3 (разб ) + 8H2O = [Y(H2O)K]3+ + ЗСГ (pH < 7. см. 615я).
3. YCl3 + 2HiO = YC1(OH)21 + 2HC1 (кип ).
4 YCI3 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)3i + 3NaCl.
5 YCI3 + 3(NH3 H2O) (разб.) = Y(OH)3i + 3NH4Cl.
6. YCh + 3HF (конц.) = YF31 + 3HCI.
7. YCh + 3Li = Y + 3L1CI (250—300° C).
8. 2YCl3(«) элсктролиз> 2Yl (катод) + 2C12 T (анод)
617. Y2S3 — СУЛЬФИД ИТТРИЯ(Ш)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной
воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полнос-
тью; не осаждается из раствора Разлагается кислотами-неокислителями; реа-
гирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6116, 6124.
Мг = 274,01; d = 3,87; /пл = 1925° С
1. Y2S3 + 6Н2О (гор.) = 2Y(OH)31 + 3H2S Т.
2 Y2S3 + 6HCI (разб) = 2YC13 + 3H2ST.
3. Y2S3 + 30HNO3 (конц) = 2Y(NO,)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O.
4. 2Y2S3 + 9O2 = 2Y2O3 + 6SO2 (выше 650° C),
ЛАНТАНОИДЫ
618. la ЛАНТАН
Серебристо-белый (в виде порошка серый), мягкий, пластичный пирофор-
ный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок-
сидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами
Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота-
ми; при нагревании окисляется кислородом, азотом, хлором, серой. Получение
см. 6238’9.
Мг= 138,906; d =6,162; Znn = 920° С; /кип = 3450° С
1. 2La + 6Н2О (гор ) = 2La(OH)3i + ЗН2Т.
2. 2La + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + ЗН2Т.
3. 8La + 30HNO3 (оч. разб.) = 8La(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.
4. 2La + нН2 = 2LaHn (2 < п < 3, выше 250° С)
5. 4La + ЗО2 = 2La2O3 (450° С, сжигание на воздухе).
6. 4La + 2Н2О + ЗО2 = 4LaO(OH)
7. 2La + ЗС12 = 2LaCI3 (выше 100° С)
319
2La + N2 = 2LaN
2La + 3S = La2S3
8. 2La + 2NH3 = 2LaN + 3H2
9. 2La + 3H2S = La2S3 + 3H2
10 La + 6NO2 = La(NO3)3 + 3NO
11. 2La + M2O3 — La2O3 + 2M
(750° С, сжигание на воздухе),
(600— 800° С)
(550° С)
(600—650° С)
(до 150° С)
(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb)
619.1 a2O3 — ОКСИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый тугоплавкий, термически устойчивый Реакционноспособный; реагиру-
ет с водой. Проявляет основные свойсгва: реагирует с разбавленными кислота-
ми. Поглотает СО2 и влагу из воздуха Получение см 618' 620,621 622', 6244
Мг= 325,81; d = 6,5l; /Пл = 2280сС; гКИп«4200°С.
I. La2O3 + ЗН2О = 2Еа(ОН)3Ф.
2. La2O3 + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + ЗН2О
3. La2O3 + Н2О + 2СО2 = 2LaCO3(OH)
4. La2O3 + 6HF = 2LaF3 + ЗН2О
5 БагОз + ЗНгБ + ЗС (кокс) — La2S3 + ЗСО + ЗН2
6. La2O3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2LaCl3 + ЗСО
(комн ).
(400—500° С)
(1000° С).
(800—900° С).
620. La(OH)3 — ГИДРОКСИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается Не растворяется в воде. Не
реагирует со щелочами, гидратом аммиака Проявляет основные свойства:
реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из воздуха Получение
см. 6 1 8', 6214 5, 6225 , 6234’5.
М,= 189,93; рПР25 = 22,44.
1 2La(OH)3 = La2O3 + ЗН2О (300 И00° С)
2 La(OH)3<T) = LaO(OH)(T) + Н2О(Ж) (выше 700° С р в конц NaOH)
3 La(OH)3 + ЗНС1 (разб ) = LaCl3 + ЗН2О.
4 2La(OH)3 (суспензия) + ЗСО2 = La2(CO3)3l + ЗН2О.
621. La(NO3)3 — НИТРАТ ЛАНТАНА(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании Хорошо раство-
ряется в воде (слабый гидролиз по катиону) азотной кислоте Реагирует с
концентрированной серной кислотой, щелочами, гидраюм аммиака. Вступает
в реакции обмена Получение см 6183 10
ЛУГ = 324,92; ks = 113,4(25).
1 4La(NO3)3 = 2La2O3 + 12NO2 + ЗО2 (780° С)
2. La(NO3)3 6Н2О = La(NO3)3 + 6Н2О (комн., вак над H2SO4),
2{La(NO3)3 6Н2О} = 2La(NO3)O + 4NO2 + О2 + 12Н2О (600—780° С)
320
3 La(NO3)3 (разб ) + 8H2O = [La(H2O)8]3+ + 3NO3,
(La(H2O)43+ + H2O <=> [La(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; p/CK = 10,70.
4 . La(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Ьа(ОН)3Ф + 3NaNO3,
La(NO3)3 + 3NaOH = LaO(OH)J< + 3NaNO3 + H2O (кип )
5 La(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = La(OH)4 + 3NH4NO3.
6 . 2La(NO3)3 (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = La2(SO4)3i + 6HNO3.
7 La(NO3)3 + Na3PO4 = LaPOj + 3NaNO3.
8 La(NO3)3 + 2Na2CO3 (разб ) + H2O = LaCO3(OH)4< + 3NaNO3 + NaHCO3.
622. La2(SO4)3 — СУЛЬФА Г ЛАНТАНА(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается без плавления Плохо растворяет-
ся в воде (особенно в горячей), разбавленной серной кислоте. Реагирует с
водяным паром, концентрированной серной кислотой, щелочами. Получение
см 6216, 6236.
Мт = 566 00; d = 3 60 ^ = 2,14(25), 0,96(75).
1. 2La2(SO4)3 — 2La2O3 + 6SO 2 + 3O2 (1150-1200° C).
2. La2(SO4)3 9H2O = La2(SO4)3 + 9H2O (600° C).
3. 2La2(SO4)3 + 2H2O (nap) = 4LaSO4(OH) + 2SO2 + O2 (500—650° C).
4. La2(SO4)xT) + 3H2SO4 (конц) = 2La(HSO4)xP) (20 45° C).
5 La2(SO4)3 + 6NaOH (разб ) = 2La(OH)4 + 3Na2SO4.
623. LaCI3 —ХЛОРИД ЛАНТАНА(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения Хорошо растворя-
ется в воде (слабый гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте Реагиру-
ет с кипящей водой, концентрированной серной кислотой, щелочами, гидра-
том аммиака. Вступает в реакции обмена Получение см. 618 619 ,6, 6203.
Mr = 245,27; d = 3,842; t„n = 862° С; /кип = 1710° С;
к, = 97,2(25>, 170,3(92).
1 . LaCl3 7Н2О = La(Cl)O + 2НС1 + 6Н2О
2 LaCl3 (разб.) + 8Н2О = [La(H2O)8]3+ + ЗСГ
3 . LaCl3 + 2Н2О = LaCl(OH)2l + 2НС1
4 LaCl3 + 3NaOH (разб хол.) = La(OH)3i + 3NaCl.
5 LaCl3 + 3(NH3 H2O) [разб ] = La(OH)3J< + 3NH4C1
6 . 2LaCl3 (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = La2(SO4)3^ + 6HC1
7 LaCl3 + 3HF (конц ) = LaF3J< + 3HC1
8 2LaCl3 + 3Ca = 2La + 3CaCh
9 . 2LaCl3(X) --------> 2La (катод) + 3Cl2T (анод).
(91 400° C).
(pH < 7, cm. 6213).
(кип.).
(750 850° C)
11 — 2270
321
624. La2S3 — СУЛЬФИД ЛАНТАН A(HI)
Красновато-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый Нс растворяется в
холодной воде Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде —
полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислота.ми-неокислигеля-
ми; реагируете азотной кислотой, кислородом. Получение см. 618 9, 619 .
ЛА = 374,01; d = 4,911; /пл = 2150° С; рПР25 = 26,28.
I . La2S3 + 6Н2О (гор ) = 2La(OH)J + 3H2Sf
2 La2S3 + 6HCI (разб.) = 2LaCl3 + 3H2ST.
3 La2S3 + 30HNO3 (конц) = 2La(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O.
4 . 2La2S3 + 9O2 = 2La2O3 + 6SO2 (выше 700° C)
625. Се — ЦЕРИЙ
Серебристо-белый (в виде порошка — серый) тяжелый пластичный парамаг-
нитный металл Во влажном воздухе покрывается оксиднои пленкой Не реа-
гирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстанови-
тель; реагирует с горячей водой, кислотами, водородом, кислородом, галоге-
нами Получение см 6275, 631 У.
ЛА =140,115; d = 6,668; Гпл = 804° С; Гки„« 3450° С.
1 2Се + 6Н2О (гор ) = 2Се(ОН)3Ф + ЗН2Т
2. 2Се + 6HCI (разб.) = 2СеС13 + ЗН2Т.
3. Се + 4HNO3 (разб ) = Ce(NO3)3 + NOT + 2Н2О.
4 2Се + лН2 = 2СеН„ (2 < п < 3, 400- 500° С).
5 Се + О2 = СеО2 (160 180° С, сжигание на воздухе).
6 2Се + ЗС12 = 2СеС13 (200° С).
7 . 2Се + 3S = Ce2S3 (400—600° С).
8 2Се + N2 = 2CeN (450—500° С).
9 Се + 2С (графит) = СеС2 (1000° С).
626. Се2О3 — ОКСИД ЦЕРИЯ(Ш)
Желтый, тяжелый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с хо-
лодной водой, поиющает влагу и СО2 из воздуха. Реагирует с кипяшей водой.
Проявляет основные свойства: переводится в раствор кисло гами. Окисляется
кислородом Получение см. 627 б, 628 , 6296
ЛА = 328,23; d = 6,86; ГПл = 2180° С
1 . Се2О3 + ЗН 2О = 2Се(ОН)3Ф
2 . Се2О3 + 6НС1 (разб ) = 2СеС13 + ЗН2О
3 Се2О3 + 2СО2 + Н2О = 2СеСО3(ОН)
4 2Се2О3 + О2 = 4СеО2
(кип),
(комн),
(комн)
(400° С).
322
627. СеОг —ОКСИД ЦЕРИЯ(1\ )
Церианит Светло-желтый, тугоплавкий, нелетучий, термически устойчивый.
Не реагирует с водой; осаждается в виде кристаллогидрата СеО2 • иН2О из
щелочного раствора. В прокаленном виде химически пассивный. Проявляет
амфотерные свойства: реагирует с серной и азотной кислотами, щелочами
при спекании. Окислитель; восстанавливается водородом, углеродом, ме-
таллами. Получение см 6255, 6264, 6291, 6301 3
Мт = 172.11; d= 7,132; гпл = 2700° С (р); рПР25 = 22,04
1. 2СеО2 + 8НС1 (конц) = 2СеС1з + С12 + 4Н2О (кип ),
2СеО2 + 6НС1 (разб.) + Н2О2 = 2СеС1з + О2Т + 4Н2О (комн )
2 СеО2 + 2H2SO4 (конц) = Ce(SO4)2 + 2Н2О (кип.),
4СеО2 + 6H2SO4 (разб.) = 2Се2(8О4)з1 + О2 + 6Н2О (кип )
3 . СеО2 + ЗНЫОз (конц.) = Ce(NO3)3OH + Н2О (кип ).
4 СеО2 + 2NaOH = Na2CeO3 + Н2О (850—900° С)
5 2СеО2 + Н2 = Се2О3 + Н2О (1250—1400° С),
СеО2 + 2Н2 = Се + 2Н2О (1380° С, кат. Ni).
6 2СеО2 + С (графит) = Се20з + СО (900 -1250° С),
2СеО2 + Са = Се2О3 + СаО (900—950° С)
628. Се(ОН)з — ГИДРОКСИД ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, аморфный (обладает адсорбционной способностью) или кристалличес-
кий. При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реагирует со
щелочами, гидратом аммиака Проявляет основные свойства: реагирует с
кислотами. Восстановитель; окисляется кислородом Поглощает СО2 из воз-
духа. Получение см 6251, 626 , 6295, 6314
Мт = 191,14; рПР25 = 21,19
1. 2Се(ОН)з = Се2О3 + ЗН 2О (400—500° С),
Се(ОН)з(Т) = СеО(ОН)(т) + Н2О(Ж) (750° С р)
2. СЬ(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = CeCh + ЗН2О
3. Се(ОН)3 + СО2 = СеСОз(ОН) + Н2О (комн.).
4 4Се(ОН)з (суспензия) + О2 = 4СеО2Ф + 6Н2О (кип.)
5 4Се(ОН)з + Са(СЮ)2 = 4СеО2Ф + СаС12 + 6Н2О
629. Се(МОз)з — НИТРАТ ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), азотной кислоте. Разлагается щелочами Слабый восстановитель
Получение см. 6253, 6306.
Мг = 326,13; ks = 75,6(25), 282,8(5С).
1. 2Се(ЬЮ3)з = 2СеО2 + 6NO2 + О2
2 Се(ЬЮз)з 6Н2О = Се(1^Оз)з + 6Н2О
(700—750° С).
(комн., над Р4О10),
11
323
2{Ce(NO3)3 6H2O} = 2Ce(NO3)O + 4NO2 + 02 + 12H2O (200- 250° C)
3 . Ce(NO3)3 + 8H2O = [Ce(H2O)«]3+ + 3NOJ,
[Ce(H2O)8]3+ + H2O [Ce(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; pK* = 9,00.
4 2Ce(NO3)3 + 3H2SO4 = Ce2(SO4M + 6HNO3.
5 Ce(NO3)3 + 3NaOH (разб ) = Ce(OH)3l + 3NaNO3.
6 2Ce(NO3)3 + 3H2 = Ce2O3 + 6NO2 + 3H2O (600—700° C)
7 2Ce(NOi)3 + ЗМ2СО3 (разб.) = Ce2(CO3)3l + 6MNO3 (M = Na+, K+,NHJ).
8. 2Ce(NO3)3 + K2S206(O2) + 2H2O = 2Ce(NO3)3OH + K2SO4 + H2SO4.
630. Ce(NO3)3OH — ГИДРОКСИД-ТРИНИТРАТ ЦЕРИЯ
Красный (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо
растворяется в подкисленной холодной воде, полностью гидролизуется по
катиону (без образования осадка) Разлагается кипящей водой, щелочами,
концентрированной хлороводородной кислотой Сильный окислитель в вод-
ном растворе. Получение см. 627:
Л/г = 343.13
1. 4{Ce(NO3)3OH ЗН2О} = 4СеО2 + 12NO2 + ЗО2 + 14Н2О (200—550° С).
2 6Ce(NO3)3OH (разб ) + 12Н2О (хол.) = [Себ(ОН)]2]12+ (желт.) + 6Н3О +
+ I8NO3 (в разб HNO3).
3. Ce(NO3)3OH (разб.) + Н2О = CeO2l + 3HNO3 (кип.)
4. 2Ce(NO3)3OH + 8НС1 (конц.) = 2СеС13 + С12Т + 6HNO3 + 2Н2О.
5 Ce(NO3)3OH + 3NaOH (разб ) = СеО21 + 3NaNO3 + 2Н2О.
6. Ce(NO3)3OH + 3HNO3 + FeSO4 = Ce(NO3)3 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + H2O,
2Ce(NO3)3OH + H2O2 = 2Ce(NO3)3 + O2 + 2H2O (в разб HNO3)
631. CeCI3 — ХЛОРИД ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, плавится и кипит без разложения Хорошо растворяется в холодной
воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте Разлагается кипящей
водой, щелочами Получение см. 6252'б, 626 628
М' = 246,47; d = 3,97; Гпл = 822° С; Гкип = 1650° С.
1. СеС13 7Н2О = Се(С1)О + 2НС1 + 6Н2О (250° С),
СеС13 7Н2О = СеС13 + 7Н2О (400° С присутствии NH4C1)
2. СеС13 (разб ) +8Н2О (хол ) = [Се(Н2О)8]3++ ЗСГ (pH < 7, см 6293).
3 СеС13 + 2Н2О = СеС1(ОН)21 + 2НС1 (кип).
4. СеС13 + 3NaOH (разб ) = Се(ОН)3Ф + 3NaCi
5 СеС13 + 3HF (разб ) = CeF3>l + ЗНС1.
6 2СеС13 + 3H2S = Ce2S3 + 6НС1 (720—7505 С).
7. 2СеС13 + 4F2 = 2CeF4 + 3CI2 (400° С).
8. 2СеС13 + ЗСа = ЗСаС12 + 2Се (550—650° С).
9. гСеС^ж) 3:1ектролю > 2Се (катод) + ЗС12Т (анод)
324
632. Pr — ПРАЗЕОДИМ
Белый с желтым оттенком пластичный металл На воздухе покрывается оксид-
ной пленкой. Пассивируется в холодной воде, не реагирует со щелочами,
гидратом аммиака Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, реа-
гирует с кислотами. Ион Рг3+ имеет желто-зеленую окраску. Получение см.
633 , 6377’8.
Мг= 140 908; d= 6,710; /ПЛ = 931°С; Гкип = 3510° С.
1 2Рг + 6Н2О (гор ) = 2Рг(ОН)3Ф + ЗН2Т.
2 . 2Pr + 6НС1 (разб.) = 2РгС13 + ЗН2Т.
3 Pr + 6HNO3 (конц) = Pr(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4 12Pr + i 102 = 2Рг6Оц (350° С, сгорание на воздухе).
5 2Рг + ЗС12 = 2РгС13 (300° С).
6 . 2Рг + 3S = Pr2S3 (т.-бур), Pr + 2S = PrS2 (бур.) [500—800° С].
633. Рг2О3 — ОКСИД ПРАЗЕОДИМА(Ш)
Желто-зеленый, тугоплавкий термически устойчивый. Не реагирует с холод-
ной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства;
реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается водородом, каль-
цием; окисляется кислородом. Получение см 6343
Л/г = 329 81 J=6 97; > 2000° С гкип» 4300° С.
1. Рг2О3 + ЗН2О (гор.) = 2Рг(ОН)31.
2. Pr2O3 + 6НС1 (разб.) = 2РгС13 + ЗН2О
3. Рг2О3 + Н2 = 2РгО (черн.) + Н2О
4 ЗРг2О3 + О2 = РгбОн
5. Pr2O3 + 3H2S = Pr2S3 + ЗН2О
6. Pr2O3 + 6NH4CI = 2РгС13 + 6NH3 + ЗН2О
7 Рг2О3 + ЗСа = 2Рг + ЗСаО
(1400° С, кат. ТЬО2).
(300° С, р).
(1300—1350° С).
(300° С).
(1000—1100° С)
634. Рг6О| । — УНДЕКАОКСИД ГЕКСАПРАЗЕОДИМА
Черно-коричневый, термически устойчивый Не реагируете водой, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается разбавленными кислотами, реагирует с
сильными окислителями Получение см. 6324, 6334 636
Мг= 1021,44
1. Рг6О! । + 6НС1 (разб ) = 2РгС13 + 4РгО24 + ЗН2О
2 РгбОн + 11H2SO4 (конц.) = Pr (SO4)3 + 4Pr(SO4)2i + 11Н2О (кип ).
3 РгбО| 1 + 2Н2 = ЗРг2О3 + 2Н2О (500—700° С).
4 2Рг60ц + О2 = 12РгО2 (300—400° С, р, кат У2О3).
5. ЗРгвОп + NaClO3 = 18PrO2 + NaCI (до 250° С).
6 РгбОн + 12N2C>5 + О3 = 6Pr(NO3)4 (70° С, в нитрометане).
325
635. PrO2 — ОКСИД ПРАЗЕОДИМА(1У)
Черно-коричневый, при умеренном нагревании разлагается Не реагирует с
водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свой-
ства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Получение см. 634 '
Л/г =172,91; </=6,82
1. 12РгО2 = 2Рг60ц + О2
2. РгО2 + 2H2SO4 (конц.) = Pr(SO4)2l + 2Н2О.
3. РгО2 + 2NaOH = Na2PrO3 + Н2О
(выше 400° С)
(850—900° С)
636. Pr2(SO4)3 —СУЛЬФАТ ПРАЗЕОДИМ А(Ш)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде
(слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагиру-
ет со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 6342.
Л/г = 570,00, d- 3,726; ks = 12,6(20), 3,5(*О)
1. 6Pr2(SO4)3 = 2Рг6О| 1 + 18SO2 + 7О2 (выше 850° С)
2. Pr2(SO4)3 8Н2О = Pr2(SO4)3 + 8Н2О (600—650° С)
3. Pr2(SO4)3 (разб ) + 16Н2О = 2[Рг(Н2О)к]3+ + 3SO^“,
[Рг(Н2О)«]3+ + Н2О [Рг(Н2О)7(ОН)]2+ + Н3О+; рКК = 8,02.
4. Pr2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Рг(ОН)4 + 3Na2SO4.
5. Pr2(SO4)3 + 6(NH3 Н2О) [конц.] = 2Pr(OH)3l + 3(NH4)2SO4.
637. РгС13 — ХЛОРИД ПРАЗЕОДИМА(Ш)
Зеленовато-голубой (кристаллогидрат — зеленый), плавится без разложения
Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрирован-
ной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака
Восстанавливается кальцием и электро тити чески Получение см 6322,5,
6332 6, 6341.
Мг = 247,27; d = 4,02; гпл = 786° С;
гкип = 1630° С; ks = 98,4(25). 141,6(*0).
1. РгС13 • 7Н2О = Рг(С1)О + 2НС1 + 5Н2О (100—350° С).
2. РгС13 (разб ) + 8Н2О = [Рг(Н2О)к]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 6363)
3. РгС13 + 3NaOH (разб ) = Рг(ОН)4 + 3NaCL
4. PrCh + 3(NH3 • Н2О) [конц ] = Рг(ОН)3Ф + 3NH4C1
5 PrCh + 3NaF (конц., гор.) = РгР3Ф (желт) + 3NaCl.
6 2РгС13 + 4KrF2 = 2PrF4 (бел.) + ЗС12 + 4Кг (20° С)
7. 2РгС13 + ЗСа = 2Рг + ЗСаС12 (750—850° С).
8. 2РгС15(Ж) Эл^-Тролиз > 2Рг1 (катод) + ЗС12Т (анод).
326
638. Nd —НЕОДИМ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок-
сидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Nd имеет фиолетово-розовую окраску.
Соединения неодима по химическим свойствам подобны соединениям ланта-
на. Получение — термическое восстановление Nd2O3 кальцием, электролиз
раствора NdCl3.
Mr = 144,24; d = 7,01; tnn = 1024° С; /кип = 3080° С
1. 2Nd + 6Н2О (гор.) = 2Nd(OH)3i + ЗН2Т.
2. 2Nd + 6НС1 (разб.) = 2NdCl3 + ЗН2Т
3. Nd + 6HNO3 (конц.) = Nd(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О.
4. 4Nd + ЗО2 = 2Nd2O3 (300° С, сгорание на воздухе).
5. 4Nd + 6Н2О + ЗО2 = 4Nd(OH)3
6. 2Nd + ЗС12 = 2NdCl3 (300° С).
7. 2Nd + 3S = Nd2S3 (т.-зел.) [500—800° С].
639. Pm — ПРОМЕТИЙ
Серебристо-белый пластичный металл. Радиоактивен, наиболее дол! оживу-
щий изотоп 145Рт. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влаж-
ном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Нс реагирует с
холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель;
реагирует с горячей водой, кислотами, хлором. Ион Рт3+ имеет ярко-розо-
вую окраску. Миллиграммовые количества прометия образуются при делении
ядер Z35U в ядерном реакторе. Выделен в виде РтС13. Получение восста-
новление РтС13 кальцием при нагревании.
Мг =144,913; J=7.26: /пп=1170°С; гК11П« 3000° С.
I. 2Pm + 6Н2О (гор.) = 2Рт(ОН)31 + ЗН2Т.
2. 2Рт + 6НС1 (разб.) = 2РтС13 + ЗН2Т
3. Pm + 6HNO3 (конц.) = Pm(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4. 4Рт + ЗО2 = 2Рт2О3 (фиол.) [300° С, сгорание на воздухе]
5. 4Рт + 6Н2О + ЗО2 = 4Рт(ОН)3.
6. 2Рт + ЗС12 = 2РтС13 (желт.) [250—300° С].
640. Sm — САМАРИЙ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок-
сидной пленкой. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный
восстановитель; реагирует с водой, кислотами, фгором, хлором, серой. Ион
Sm + имеет оранжево-красную окраску ион Sm + — светло-желтую. Получение
см. 6416, 643*
Mr = 150,36; d = 7.47; гпл = 1072° С; /кип * 1800° С.
327
1. 2Sm + 6H2O = 2Sm(OH)3i + 3H2T (комн )
2. 2Sm + 6HC1 (разб ) = 2SmCl3 + 3H2T
3 Sm + 6HNO3 (конц.) = Sm(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O.
4 4Sm + 3O2 = 2Sm2O3 (300° С, сгорание на воздухе),
5. 4Sm + 6H2O + 3O2 = 4Sm(OH)3.
6. 2Sm + 3C12 = 2SmCl3 (300° C)
7. 2Sm + 3S = Sm2S3 (желто-роз ) [500 800° C]
641. Sm2O3 — ОКСИД CAM АРИЯ(Ш)
Светло-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холод-
ной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства
реагирует с горячей водой, кислотами, кислотными оксидами. Восстанавли-
вается лантаном. Получение см 6404 642
Мт = 348,72; d = 8 347; 1 пл= 2270° С
1. Sm2O3 + ЗН2О (гор ) = 2Sm(OH)3i
2. Sm2O3 + 6НС1 (разб ) = 2SmCl3 + ЗН2О
3. Sm2O3 + 3H2SO4 (конц.) = Sm2(SO4)3 + ЗН2О (кип.).
4. Sm2O3 + 6HF (конц.) = 2SmF3i + ЗН2О, Sm2O3 + 3H2S = Sm2S3 + 3H2O (1200—1300° C)
5. 2Sm2O3 + 3CC14 = 4SmCl3 + 3CO2 (500 700° C)
6. Sm2O3 + 2La = La2O3 + 2Sm (1100—1200° C).
642. Sm2(SO4h — СУЛЬФАТ САМ АРИЯ(Ш)
Светло-желтый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде
(слабый гидролиз по канону), концентрированной серной кислоте. Реагирует
со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом
Получение см. 6413.
Mt = 588,91; d = 2,93 (кр.); ks = 2 67(2О), 1 99(4О).
1. 2Sm2(SO4)3 = 2Sm2O3 + 6SO2 + ЗО2 (выше 900° С).
2. Sm2(SO4)3 • 8Н2О = Sm2(SO4)3 + 8Н2О (450° С).
3 Sm2(SO4)3 (разб ) + 16Н2О = 2[Sm(H2O)K]i+ + 3SO^ ,
[Sm(H2O)«]3+ + Н2О <=* [Sm(H2O)7(OH)]2+ + Н3О+ рКк = 7,81.
4. Sm2(SO4)3 + 6NaOH (разб ) = 2Sm(OH)p[ + 3Na2SO4,
Sm2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = 2Sm(OH)3^ + 3(NH4)2SO4
5. Sm2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = 2SmSO4l + H2SO4.
643. SmCh — ХЛОРИД САМАРИЯ(П)
Красно-коричневый, плавится без разложения, при сильном нагревании разла-
гается Растворяется в холодной воде (гидро шза нет) и концентрированной
328
хлороводородной кислоте (в отсутствие кислорода) Сильный восстановитель;
окисляется горячей водой, растворенным в воде Ог, разбавленными кислотами
Получение см 644
Мг = 221,27; </= 4 56; /пл = 859° С; ип=1950°С.
1 3SmCI2 - 2SmCl3 + Sm (выше 1000° С. вак ).
2 6SmCl2 + 6Н2О (гор ) = 2Sm(OH)3l + 4SmCl3 + ЗН2Т.
3 SmCl2 (разб.) + иН2О (хол.) = [Sm(H2O)J2+ + 2СГ,
4[Sm(H2O)„]2+ + О2 = 3[Sm(H2O)«]3+ + ОН + Sm(OH)34< + (4л - 26)Н2О
4 2SmCl2 + 2НС1 (разб ) = 2SmCl3 + Н2Т
644. SmCh — ХЛОРИД САМАРИЯ(Ш)
Желтый (в виде кристаллогидрата — желто-зеленый), плавится без разложе-
ния Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентриро-
ванных хлороводородной и азотной кислотах Реагирует со щелочами, гидра-
том аммиака Восстанавливается водородом, самарием и электролитически.
Получение см 640 6, 641 5, 6431 4
Мг = 256,72; </=4.46; /пл = 678° С; к> = 93,4(2О), 99,9(50).
1 2SmCl3 = 2SmCl2 + Cl2 (1300° С).
2. SmCl3 • 6Н2О = SmCl3 + 6Н2О (выше 110° С, в присутствии NH4C1).
3 SmCl3 (разб ) + 8Н2О = [Sm(H2O)«]3+ + ЗСГ (pH < 7 см. 6423).
4 SmCl3 + 3NaOH (разб.) = Sm(OH)3i + 3NaCI,
SmCh + 3(NH3 H2O) (конц.) = Sm(OH)3l + 3NH4C1.
5 2SmCl3 + H2 = 2SmCl2 + 2HC1 (400° C),
2SmCl3 + Sm = 3SmCl2 (800° С, атмосфера Ar).
6. SmCl3 + 3NaF (конц.) = SmF3i + 3NaCl
7 2SmCl3(p) + 2Na2SC>4(p) электролиз > 2SmSO4l (катод) + 3C12T (анод) + 4NaCl.
645 Eu—ЕВРОПИЙ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидрок-
сидпой пленкой. Пассивируется в холодной воде, реагирует с ней в щелочной
среде Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, кислотами, хлором,
серой. Ион Ей + имеет светло-желтую окраску (почти бесцветен), ион Еш —
светло-розовую (почти бесцветен) Получение см 6477.
Mr = 151 965; </ = 5,244, гпл = 826° С; Гкип = 1440° С.
1. Eu + 2Н2О = Еи(ОН)2(Р) + Н2Т (комн., в атмосфере Н2, конц. NaOH)
2 2Eu + 6Н2О (гор ) = 2Eu(OH)3i + ЗН2Т
3. 2Eu + 6НС1 (разб.) = 2EuCl3 + 3H2t
4 Eu + 6HNO3 (конц.) = Eu(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
5. 4Eu + 3O2 = 2Eu2O3 (300° С, сгорание на воздухе),
329
4Eu + 6H2O + 3O2 = 4Еи(ОН)з
6. 2Eu + 3C12 = 2EuCl3 (300° C).
7. 2Eu + 3S = E112S3 (бел.)
Eu + E112S3 = 3EuS (кор.-фиол.)
[500° C],
[600—1100° С].
646. EuO — ОКСИД ЕВРОПИЯ(П)
Темпо-красный (в виде порошка — коричневый), тугоплавкий, легучий (в ва-
кууме). Проявляет оснбвные свойства: реагирует с холодной водой, кислотами-
неокислителями. Окисляется горячей водой, азотной кислотой. Получение
см. 6475.
Мг = 167,96; d = 8,2; гпл = 1700° С.
I. EuO + Н2О (хол.) = Еи(ОН)2(Р).
2. 2ЕиО + 6Н2О (гор.) = 2Еи(ОН)з1 + ЗН2Т.
3. EuO + ЗНС1 (разб., хол.) = ЕиС12 + Н2О.
4. EuO + 4HNO3 (конц., гор.) = Еи(Ь1Оз)з + NO2T + 2Н2О
647. Еи2Оз — ОКСИД ЕВРОПИЯ(Ш)
Светло-розовый (почти белый), тугоплавкий, термически устойчивый. Не реа-
гирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные
свойства: реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается углеро-
дом, европием, лантаном, атомным водородом. Получение см 6455, 648
Mr = 351,93; d = 6,55; tm > 2200° С.
1. Еи2Оз + ЗН2О (гор ) = 2Еи(ОН)зФ.
2. Еи20з + 6НС1 (разб.) = 2ЕиС13 + ЗН2О
3. Еи20з + 3H2SO4 (конц.) = Еи2(8О4)з + ЗН2О (кип ).
4. Еи20з + 3H2S = Eu2S3 + ЗН2О (500° С).
5. Еи?Оз + С (графит) = 2ЕиО + СО (1300° С),
Еи2Оз + Ей = ЗЕиО (выше 1220° С, в атмосфере Аг).
6. Еи2Оз (суспензия) + Н2О + 2Н° (А1, конц. NaOH) = 2Еи(ОН)г(р).
7. Еп2Оз + 2La = La2O3 + 2Eu (1200° С).
648. Eu2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ЕВРОПИЯ(Ш)
Белый (кристаллогидраI — светло-розовый), при прокаливании разла1ается.
Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрирован-
ной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавли-
вается атомным водородом. Получение см. 6473.
Л/г = 592,12; J=4,95; ks = 2,1<20), 1,54(40).
1. 2Еи2(5О4)з — 2Еи2Оз +6SO2 + ЗО2
2 Eu2(SO4)3 8Н2О = Eu2(SO4)3 +8Н2О
(1600° С).
(375° С).
ЗЗО
3. EU2(SO4)3 (разб.) + I6H2O = 2[Еи(Н2О)к]3+ + 3SO2 ,
[Eu(H2O)«]3+ + H2O <=> [Eu(H2O)7(OH)]2+ + H30+; рЛ\ = 7,78.
4. Eu2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Eu(OH)3J< + 3Na2SO4,
Eu2(SO4)j + 6(NH3 H2O) [конц ] = 2Eu(OH)3i + 3(NH4)2SO4
5. Eu2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = 2EuSOj + H2SO4
(комн.)
649. EuCh — ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(П)
Белый, плавится без разложения, при сильном нагревании разлагается. Хоро-
шо растворяется в холодной воде (гидролиза нет) и концентрированной хло-
роводородной кислоте (в отсутствие кислорода). Мягкий восстановитель; реа-
гирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Медленно окисляется
растворенным в воде Ог- Получение см. 6463, 6506 7.
Мг = 222,87; <7 = 4,88; гпл = 854°С; /кип = 2060° С.
1. 3EuCh = 2ЕиС1з + Ей (выше 1000° С, вак.).
2. EuCh 2Н2О —> EuCh + 2Н2О (300° С, в токе НС1).
3. 6EuC12 + 6Н2О (гор.) = 2Eu(OH)3i + 4EuCl3 + ЗН2Т.
4. EuCh (разб.) + лН2О (хол.) = [Еи(Н2О)я]2+ + 2СГ,
4[Еи(Н2О)я]2+ + О2 = 3[Еи(Н2О)8]3+ + ОН + Eu(OH) J + (4л - 26)Н2О.
5. 2EuCh + 2НС1 (разб , гор.) = 2ЕиС13 + Н2Т.
6. EuCh + 2NaF (конц., гор.) = ЕиЕ2Ф + 2NaCl,
EuCh + Na2S (насыщ., хол.) = EuSi + 2NaCl.
7 EuCh + ИагСОз (конц.) = EuCO3i + 2NaCl.
650. EuCh — ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(1П)
Светло-желтый (кристаллогидрат — белый), при плавлении разлагается Хо-
рошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной
хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восста-
навливается водородом и электролитически. Получение см. 6453 6, 6472, 6495.
Мг = 258,32; d = 4,89; tnn = 626° С (разл.).
1. 2EuCh = 2EuCh + CI2 (700— 1400° С).
2. EuCh • 6Н2О = EuCI3 + 6H2O (400° С, в присутствии NH4CI).
3. EuCh (разб.) + 8Н2О = [Еи(Н2О)к]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 6483).
4. EuCh + 3NaOH (разб.) = Eu(OH)3l + 3NaCl,
EuCh + 3(NH3 H2O) (конц.) = Еи(ОН)3Ф + 3NH4CI.
5. EuCh + 3NaF = EuF3l + 3NaCl.
6. 2EuCh + H2 = 2EuCh + 2HC1 (270° C),
EuCh(p) + H (Zn разб HCI) = EuCh + HCI (комн ).
7. 2EuCh(p) электролил > 2EuCh (катод) + Cht (анод),
2EuCh(P) + 2Na2SO4(p) злекгроли% 2EuSO4l (катод) + ChT (анод) + 4NaCl.
331
651. Gd — ГАДОЛИНИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлрром, серой. Ион Gd3+ бесцветен. Соединения гадолиния по
химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термичес-
кое восстановление Gd2O3 кальцием, электролиз раствора GdCl3.
Ms= 157,25; d = 7,886; .'ПЛ=1312°С; гкип = 3272° С.
1. 2Gd + 6Н2О (гор.) = 2Gd(OH)3l + ЗН2Т.
2. 2Gd + 6НС1 (разб.) = 2GdCl3 + ЗН2Т.
3. Gd + 6HNO3 (конц.) = Gd(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4. 4Gd + ЗО2 = 2Gd2O3 (300°.С, сгорание на воздухе),
4Gd + 6Н2О + ЗО2 = 4Gd(OH)3.
5. 2Gd + ЗС12 = 2GdCl3 (300° С).
6. 2Gd + 3S = Gd2S3 (желт.) [500—800° С].
652. Tb — ТЕРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой.
Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный
восстановитель: реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион
ТЬ3+ имеет светло-розовую окраску (почти бесцветен). Соединения тербия по
химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термичес-
кое восстановление ТЬ2О3 кальцием, элекгролиз раствора ТЬС13.
Мт = 158,925; d = 8,234; = 1356° С; /кип = 3073° С.
I. 2ТЬ + 6Н2О (гор.) = 2ТЬ(ОН)31 + ЗН2Т.
2. 2Tb + 6НС1 (разб.) = 2ТЬС13 + ЗН2Т.
3. Tb + 6HNO3 (конц.) = Tb(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4. 8Tb + 7О2 = 2ТЬ4О7 (350° С, сжигание на воздухе),
ТЬ4О7 + Н2 = 2ТЬ2О3 + Н2О (400 - 500° С).
5. 2ТЬ + ЗС12 = 2ТЬС13 (300° С).
6. 2Tb + 3S = Tb2S3 (т.-желт.) [500—800° С].
653. Dy — ДИСПРОЗИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Dy3+ имеет светло-желтую окраску с зеленова-
тым оттенком. Соединения диспрозия по химическим свойствам подобны
соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Dy2O3 каль-
цием, электролиз раствора DyCl3.
332
Л/г = 162,50; d = 8,559; /ПЛ = 1409° С; /кип = 2587° С.
1. 2Dy + 6Н2О (гор.) = 2Dy(OH)3l + ЗН2Т.
2. 2Dy + 6НС1 (разб.) = 2DyCl3 + 3H2t.
3. Dy + 6HNO3 (конц.) = Dy(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O.
4. 4Dy + 3O2 = 2Dy2O3 (300° С. сгорание на воздухе)
5. 4Dy + 6H2O + 3O2 = 4Dy(OH)3.
6. 2Dy + 3C12 = 2DyCl3 (300° C).
7. 2Dy + 3S = Dy2S3 (желт.) [500 -800° С].
654. Но —ГОЛЬМИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Но3+ имеет желтую окраску. Соединения голь-
мия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение —
термическое восстановление Но2О3 кальцием, электролиз раствора НоС13.
Мт = 164,930; d = 8,799; /пл = 1470° С; гкип = 2707° С.
1. 2Но + 6Н2О (гор.) = 2Ho(OH)3i + ЗН2Т.
2. 2Но + 6НС1 (разб.) = 2НоС13 + ЗН2Т.
3. Но + 6HNO3 (конц.) = Ho(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О.
4. 4Но + ЗО2 = 2Но2О3 (300° С, сжигание на воздухе),
4Но + 6Н2О + ЗО2 = 4Но(ОН)3.
5. 2Но + ЗС12 = 2НоС13 (300° С).
6. 2Но + 3S = Ho2S3 (кор.) [500—800° С].
655. Ег —ЭРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Ег3+ имеет ярко-розовую окраску. Соединения
эрбия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение —
термическое восстановление Ег2О3 кальцием, электролиз раствора ЕгС13.
Л/г = 167,26; d = 9,062; гпл = 1522° С; /КИп = 2857° С,
1. 2Ег + 6Н2О (гор.) = 2Ег(ОН)31 + ЗН2Т.
2. 2Er + 6НС1 (разб.) = 2ЕгС13 + ЗН2Т.
3. Er + 6HNO3 (конц.) = Er(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
4. 4Ег + ЗО2 = 2Ег2О3 (300° С, сгорание на воздухе),
4Ег + 6Н2О + ЗО2 = 4Ег(ОН)3.
5. 2Ег + ЗС12 = 2ЕгС13 (300° С).
6. 2Er + 3S = Er2S3 (желто-кор.) [500—800° С].
333
656. Tm —ТУЛИЙ
Белый мягкий пластичный металл Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Тт’+ имеет светло-зеленую окраску. Соедине-
ния тулия по химическим свойствам подобны соединениям лантана Получе-
ние — термическое восстановление Тт2О3 лантаном.
Мг = 1.68,934; d = 9,332; /пл - 1545° С; /кнп = 1947° С
1. 2Тт + 6Н2О (гор ) = 2Тт(ОН)3Ф + ЗН2Т
2. 2Tm + 6НС1 (разб.) = 2ТтС13 + ЗН2Т.
3. Tm + 6HNO3 (конц.) = Тт(ЫО3)з + 3NO2T + ЗН2О.
4. 4Тт + ЗО2 = 2Тт20з (300° С, сгорание на воздухе),
4Тт + 6Н2О + ЗО2 = 4Тт(ОН)3.
5. 2Тт + ЗС12 = 2ТтС1з (300° С).
6. 2Tm + 3S - Tm2S3 (кор ) [500—800° С).
657. Yb —ИТТЕРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Yb2+ имеет желто-зеленую окраску, ион Yb3+
бесцветен. Получение см. 6584
Мг = 173,04; d = 6,760; znn = 824° С; /кип = 1211° С.
1 2Yb + 6Н2О (гор.) = 2Yb(OH)3l + ЗН2Т.
2. 2Yb + 6НС1 (разб.) = 2YbCl3 + ЗН2Т.
3. Yb + 6HNO3 (конц.) = Yb(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4. 4Yb + ЗО2 = 2Yb2O3 (400° С, сгорание на воздухе),
4Yb + 6Н2О + ЗО2 = 4Yb(OH)3.
5. 2Yb + ЗС12 = 2YbCh (300° С).
6. 2Yb + 3S = Yb2S3 (желт.) [500—800° С].
658. Yb2O3 — ОКСИД ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой,
щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства: реагирует с
горячей водой, кислотами. Восстанавливается лантаном. Получение см. 6574,
659*.
Мт = 394,08; </ = 9,175; /™ = 2430°C; /кип * 4300° С.
1. Yb2O3 + ЗН2О (гор.) = 2УЬ(ОН)зФ
2. Yb2O3 + ЗНС1 (разб.) = 2YbCl3 + ЗН2О.
334
3 Yb2O3 + 3H2SO4 (конц) = Yb2(SO4)3 + 3H2O
4 Yb2O3 + 2La = 2Yb + La2O3
(кип ).
(1100—1200° С).
659. Yb2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый
гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, i идратом аммиака Восстанав-
ливается атомным водородом. Получение см. 6583.
Mr - 634,27; d = 3,793; ks = 38,4(20), 6 92(8О).
1 2Yb2(SO4)3 = 2Yb2O3 + 6SO2 + ЗО2
2. Yb2(SO4)3 • 8Н2О = Yb2(SO4)3 + 8Н2О
3. Yb2(SO4)3 (разб.) + 16Н2О = 2[Yb(H2O)K]3+ + 3SO2 ,
[Yb(H2O)8]3+ + H2O <=> [Yb(H2O)7(OH)]2+ + H3O+; pXK = 7,37.
4. Yb2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Yb(OH)3l + 3Na2SO4,
Yb2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц] = 2Yb(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
5 Yb2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = 2YbSO4l + H2SO4
(900° C)
(600° C).
660. YbCh — ХЛОРИД ИТТЕРБИЯ(П)
Белый (в виде кристаллогидрата — желто-зеленый), плавится без разложения,
при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной
воде (гидролиза нет). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
разбавленными кислотами. Получение см. 6611 6,7
Мг = 243,95 J = 5,08 /пл = 702° С; /кип = 2033° С
1. 3YbCl2 - 2YbCl3 + Yb (выше 1000° С, вак.).
2. YbCl2 2Н2О = YbCl2 + 2Н2О (300° С, в токе НС1).
3 6УЬС12 + 6Н2О (гор ) = 2Yb(OH)3i + 4YbCl3 + ЗН2Т.
4. YbCl2 (разб ) + лН2О (хол.) = [Yb(H2O)„]2+ + 2СГ
5 2YbCh + 2НС1 (разб ) = 2YbCl3 + Н2Т.
661. YbCI3 — ХЛОРИД ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрирован-
ных хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Восстанавливается водородом и электролитически. Получение см.
6572’5, 6582 6601 5
Мг = 279,40; d = 5,75(кр.); = 865° С.
1 2YbCl3 = 2YbCl2 + Cl2 (1300 1400° С)
2. YbCl3 • 6Н2О = YbCl3 + 6Н2О (180° С, в присутствии NH4C1)
3. YbCh (разб.) +8Н2О = [Yb(H2O)8]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 6593).
4. YbCh + 3NaOH (разб ) = Yb(OH)3l + 3NaCl,
335
YbCl3 + 3(NH3 H20) [конц ] = Yb(OH)3l + 3NH4CI
5. YbCb + 3NaF (конц.) = YbF3l + 3NaCI.
6. 2YbCl3 + H2 = 2YbCh + 2HC1 (560° C).
7. 2УЬС1з(р) электролиз-» 2YbCl2 (катод) + C12T (анод).
8. 2YbCl3(p) + 2Na2SO4(p) Э--^—> 2УЬ8ОД(катод) + С12Т (анод) + 4NaCl.
662. Lu —ЛЮТЕЦИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-
гидроксидной пленкой Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Lu3+ бесцветен. Соединения лютеция по хими-
ческим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое
восстановление Lu2O3 кальцием, электролиз раствора LuCl3.
М, = 174,967; d = 9,835; = 1663° C; \-и., =3412° С
1. 2Lu + 6H2O (гор ) - 2Ьи(ОН)3Ф + ЗН2Т
2. 2Lu + 6НС1 (разб.) = 2LuCl3 + ЗН2Т,
Lu + 6HNO3 (конц ) = Lu(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
3. 4Lu + ЗО2 = 2Lu2O3 (400° С, сгорание на воздухе),
4Lu + 6Н2О + ЗО2 = 4Lu(OH)3.
4. 2Lu + ЗС12 = 2LuCI3 (300° С).
5 2Lu + 3S = Lu2S3 (св.-желт.) [500—800° С].
АКТИНОИДЫ
663. Ас —АКТИНИЙ
Серебристо-белый тяжелый мягкий радиоактивный металл. Во влажном воз-
духе покрывается оксидной пленкой Сильный восстановитель; реагирует с
водой, кислотами Миллиграммовые количества актиния (наиболее долгожи-
вущий изотоп 227Ас) синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядер-
ных реакторах. Его выделяют в виде AcF3. Получение — термическое восста-
новление AcF3 литием.
Мг = 227,028; d = 10,07; /пл = 1050° С; G„n = 3300° С.
1 2Ас + 6Н2О = 2Ас(ОН)3Ф + ЗН2Т.
2 2Ас + 6НС1 (разб ) = 2АсС13 + ЗН2Т.
3 . 8Ас + 30HNO3 (разб ) - 8Ac(NO3)3 + 3N2OT + 15Н2О.
4 . 4Ас + ЗО2 = 2Ас2О3 (сжигание на воздухе)
5 2Ас + 3F2 = 2AcF3 (1300—1350° С)
664. Ас2О3 —ОКСИД АКГИНИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Проявляет
оснбвные свойства: реагирует с кислотами. Получение см. 6634, 6651, 6661.
336
Mt = 502,05; d = 9,19; « 2500° C
1. Ac2O3 + 6HC1 (разб.) = 2АсОз + 3H2O.
2. Ас2О3 + 6HF = 2AcF3 + ЗН2О
3. Ас20з + 3H2S = Ас28з (черн.) + ЗН2О
(700° С).
(1400° С).
665. Ас(ОН)з — ГИДРОКСИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде Проявляет оснбв-
ные свойства реагирует с кислотами Получение см. 663,666 , 667
Мг = 278,05; рПР,8= 18,68.
1. 2Ас(ОН)3 = Ас20з + ЗН2О (1100° С).
2. Ас(ОН)з + ЗНС1 (разб.) = АсОз + ЗН2О.
3. Ас(ОН)3 + 3NH4C1 = АсС13 + ЗМНз + ЗН2О (до 400—450° С).
666. Ас(1\Оз)з — НИТРАТ АКТИНИЯ(1П)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). Вступает в реакции обмена. Получение см. 6633.
Мг = 413,04.
1. 4Ас(ЬЮз)з = 2Ас2О3 + 12NO2 + ЗО2 (600—800° С).
2. Ас(МОз)з лН2О = Ас(ЫОз)з + лН2О (комн., вак., над H2SO4).
3. Ас(ЫОз)з (разб.) + лН2О = [Ас(Н2О)л]3+ + 3NO3,
[Ас(Н2О)я]3+ + Н2О [Ас(Н2О)и-|(ОН)]2+ + Н3О+.
4 Ac(NO3)3 + 3NaOH (разб ) = Ас(ОН)31 + 3NaNO3.
5 2Ac(NO3)3 + 6Н2О + 3Na2S = 2Ас(ОНМ + 3H2Sf + 6NaNO3
667. АсОз —ХЛОРИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании возгоняется Умеренно растворяется в воде (гидролиз
по катиону). Разлагается в концентрированных кислотах Получение см 663 ,
6641, 6652 .
Мт = 333,39; d = 4,81.
1 АсС1з иН2О —-—> АсОз + иН2О (300° С, в присутствии NH4O).
2 . АсС1з (разб.) + «Н2О = [Ас(Н2О)л]3+ + 30 (pH < 7, см. 6663).
3 2АсОз(т) + 3H2SO4 (конц.) = Ас2(8О4)з + 6НОТ (кип.).
4 АсОз + 3NaOH (разб ) = Ас(ОН)31 + 3NaCl.
668. Th —ТОРИЙ
Белый пластичный пирофорный металл Радиоактивен. На воздухе покрывает-
ся оксидной пленкой. Пассивируется в воде, серной, азотной и фтороводород-
ной кислотах; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восста-
337
новитель; реагирует с водяным паром, горячей концентрированной хлоро-
водородной кислотой, «царской водкой», неметаллами Получение см 669 ,
67 27 *
Л/г = 232,038; d = 11,72; /п. = 1750° С; /Кип « 4200° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Th + 4Н2О (пар) = Th(OH)4 + 2Н2 (150—280° С)
Th + 4НС1 (конц., гор.) = ThCl4 + 2Н2Т (в присутствии HF)
3Th + 4HNO3 (конц.) + 12НС1 (конц.) = 3ThCl4 + 4NO? + 8Н2О.
2Th + лН2 = 2ThH„
Th + О2 = ThO2
Th + 2Е2 = ThE4
Th + 2S = ThS2
3Th + 2N2 = Th3N4
(выше 200° С, 2 < п < 3,75)
(250° С, сгорание на воздухе)
(Е = F, комн.; Е = С1, 450—500° С).
(500—600° С).
(1200—1300° С).
669. ThO2 — ОКСИД ТОРИЯ(1¥)
Торианит. Белый, тяжелый, термически устойчивый В прокаленном виде
химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами (кроме концентрирован-
ных серной и азотной кислот), щелочами, гидратом аммиака. Восстанавлива-
ется кальцием при нагревании. Вступает в реакции комплексообразования.
Получение см. 668 ,670 671
Мт = 264,04; ^ = 9,7; tnn« 3350° С; гкип« 4400°С
1 ThO2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = [Th(HSO4)(SO4)]HSO4 + 2Н2О,
(Th(HSO4)(SO4)]HSO4(p) = Th(SO4)2i + H2SO4 (0° С, разбавление водой)
2 ThO2 + 4HNO3 (конц.) = Th(NO3)4 + 2Н2О (в присутствии HF)
3. ThO2 + 4HF = ThF4 + 2Н2О (400—500° С)
4. ThO2 + 2С12 + 2СО = ThCl4 + 2СО2 (400 500° С)
5. ThO2 + 2H2S = ThS2 + 2H2O (1300—1500° С)
6 ThO2 + SiO2 = ThSiO4 (1400° C).
7. ThO2 + 2Ca = Th + 2CaO (950° С, в атмосфере Ar).
8. ThO2 + 4KHSO4 = Th(SO4)2 + 2K2SO4 + 2H2O (350—400° C)
670. Th(OH)4 — ГИДРОКСИД ТОРИЯ(1¥)
Белый, аморфный при умеренном нагревании разлагается Не растворяется в
воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные
свойства, реагирует с кислотами Поглощает СО2 из воздуха. Получение см.
6681, 6715. 6724.
Л/г = 300,07; рПР25 = 43,1 1
1. Th(OH)4 = ThO2 + 2Н2О (выше 470° С)
2. Th(OH)4 + 4НС1 (разб.) = ThCI4 + 4Н2О.
3. Th(OH)4 + 4HF (конц ) = ThF4l + 4Н2О.
4. Th(OH)4 (суспензия) + СО2 = Th(CO3)(U + 2Н2О
338
671. Th(NOj)4 — НИТРАТ TOPHH(IV)
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо расгворяется в холодной воле
(сильный гидролиз по катиону), концентрированных хлороводородной и азот-
ной кислотах. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции
обмена Получение см. 6692.
Мт = 480,05, d = 2,80 (кр.); к, = 190,7(2О).
I.
2.
3.
Th(NO3)4 = ThO2 + 4NO2 + О2
2{Th(NO3)4 5Н2О} = 2Th(NO3)2O + 4NO2 + O2 + 10H2O
2{Th(NO3)4 5H2O) + 5N2O5 = 2Th(NO3)4 + !0HNO3
Th(NO3)4 (разб.) + лН2О = [ТЬ(Н2О)Л]4+ + 4NO3,
(выше 400° С).
(185—270° С),
(150—160° С)
[Th(H2O)„]4+ + Н2О [rh(H2O)„_!(OH)]3+ + Н3О+; рКк = 2,36,
(Th(H2O)n i(OH)]u + Н2О <=» [Th(H2O)n-2(OH)2]2+ + Н3О+; рКк = 3.30
4. Th(NO3)4 + 2Н2О = Th(NO3)2(OH)2i + 2HNO3 (кип).
5 Th(NO3)4 + 4NaOH (разб ) = Th(OH)J + 4NaNO3.
672. ThCl4 — ХЛОРИД ТОРИЯДУ)
Белый, в вакууме летучий, плавится без разложения Хорошо растворяется в
холодной воде (сильный гидролиз по катиону), концентрированной хлорово-
дородной кислоте. Разлагается кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования. Получение см. 668‘ 3 6, 6694
Мг = 373,85; d = 4,60; /пл = 770° С; гКиП = 922° С; ks = 125(0).
1 ThCl4 8Н2О = ThCl2O + 2HCI + 7Н2О (200 300° С),
ThCl4 8Н2О = ThO2 + 4НС1 + 6Н2О (650 -750° С).
2 ThCl4 (разб.) + лН2О (хол.) = [ТЬ(Н2О)Л]4+ + 4СГ (pH < 7, см. 6713).
3. ThCl4 + Н2О = ThCl2Ol + 2НС1 (кип.).
4 ThCl4 + 4NaOH (разб.) = Th(OH)J + 4NaCl.
5. ThCl4 + 2KC1 = К2[ТЬС1б] (700—800° С).
6. ThCl4 + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH = Th(CO3)Ol + 4NaCI + H2O.
7. ThCI4 + 4Na = Th + 4NaCI (500° C).
8. ТИСЦж) элсктролиз > TfoJ, (катод) + 2CI2t (анод).
673. Pa —ПРОТАКТИНИЙ
Светло-серый блестящий ковкий металл. Радиоактивен, наиболее долгоживу-
щий изотоп 231 Ра На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в
воде, концентрированных хлороводородной и азотной кислотах; не реагирует
со щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель, реагирует с разбавленной
хлороводородной кислотой, неметаллами, аммиаком. Образуется при естест-
венном радиоактивном распаде ядер 235U. Получение см. 6763, 6791.
Mr = 231.036; d = 15,37; = 1580° C /KHn« 4500° C.
339
I. Pa + 4HC1 (разб.) = РаС14 + 2H2T
2. 2Pa + 3H2 = 2PaH3
3. 4Pa + 5O2 = 2Pa2O5
4 2Pa + 5F2 = 2PaF5
5. Pa + 2NH3 = PaN2 +3H2
(250—300° C).
(350° С, сгорание на воздухе).
(200 250° С).
(800° С).
674. Ра2О5 — ОКСИД ПРОТАКТИНИЯ(V)
Белый, тяжелый, разлагается при очень сильном нагревании. В прокаленном
виде малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кисло-
тами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной
и фтороводородной кислотами. Восстанавливается водородом. Получение см.
67 33, 6751.
Мт = 542,07; </=9,0.
1. 2Ра2О5 = 4РаО2 + О2
2. Ра2О5 + 6H2SO4 (конц., гор.) = 2H3[Pa(SO4)3O] + ЗН2О.
3 Ра2С>5 + I2HF (конц., хол.) = 2H[PaF6] + 5Н2О,
Ра2О5 + 10HF (конц) = 2PaF5^ + 5Н2О
4. Ра2О5 + Н2 = 2РаО2 + Н2О
Ра2О5 + 8HF + Н2 = 2PaF4 + 5H2Q
5 Ра2О5 + 5СС12О = 2РаС15 + 5СО2
(1550° С).
(110° С).
(1500—1550° С),
(350—500° С)
(300—550° С).
675. Ра(ОН)5 — ГИДРОКСИД ПРОТАЮ ИНИЯ(У)
Белый, аморфный, разлагается при нагревании Не растворяется в воде Не
реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства,
реагирует с сильными кислотами. Получение см. 6773'5, 6784, 6792.
Л/г = 316 07; </=13,43.
1. 2Ра(ОН)5 = Ра2О5 + 5Н2О
2. Ра(ОН)5 + ЗНС1 (разб.) = РаС13О + 4Н2О.
3 Ра(ОН)5 + 3H2SO4 (конц.) = H3[Pa(SO4)3O] + 4Н2О.
4 Pa(OH)s + 3HNO3 (конц.) = Pa(NO3)3OJ< + 4Н2О.
(до 475° С)
676. PaF4 — ФТОРИД ПРО ГАКТИНИЯ(1У)
Красновато-коричневый, нелетучий, плавится без разложения Не растворяет-
ся в воде, азотной кислоте, «царской водке», гидрате аммиака. Реагирует' со
щелочами. Окисляется фтором, восстанавливается барием. Вступает в реакции
комтексообразования. Получение см. 6744.
Mr = 307,03; Гпл = 1030° С; rKH„ = 1630° С.
1 PaF4 + 4NaOH (конц.) = PaO2J< + 4NaF + 2Н2О.
2 2PaF4 + F2 = 2PaF5 (700° C).
340
3 PaF4 + 2Ba = Pa + 2BaF2
4. PaF4 + MF = M[PaF5]
(1400° C).
(700—1000° С; M = Li, Na, K)
677. PaFs — ФТОРИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Белый, легколетучий, чрезвычайно гигроскопичный. Мало растворяется в
холодной воде (с разложением). Не реагирует с азотной кислотой Полностью
гидролизуется в кипящей воде; реагирует с гидратом аммиака, концентриро-
ванной фтороводородной кислотой Вступает в реакции комплексообразова-
ния. Получение см 6734, 6743, 6762.
Мг = 326,03.
I. 2{PaFs • 2Н2О) = Pa2OF« + 2HF + Н2О (160° С).
2. 2PaF5(T) + 4Н2О (хол.) [Ра(ОН)4]++ [PaF6] + 4HF.
3. PaFs + 5Н2О = Ра(ОН)54 + 5HF (кип.).
4. PaF5 + HF (конц.) = H[PaF6].
5. PaF5 (насыщ.) + 5(NH3 • Н2О) = Pa(OH)5l + 5NH4F.
6. PaFs + 2KF (насыщ.) = К2[Рар7]Ф,
PaFs + 3MF = M3[PaF8] (1000° С; M = Li, Na),
PaF5 + 4CsF = Cs4[PaF9] (700—750° C).
678. PaCl4 — ХЛОРИД ПРОТАКТИНИЯ(1У)
Желто-зеленый, летучий, плавится без разложения Умеренно растворяется в
холодной воде (сильный гидролиз по катиону) Реагирует с кипящей водой,
сильными кислотами. Сильный восстановитель; окисляется растворенным в
воде О2, «царской водкой». Получение см. 6731, 6794.
Мг = 372,85; </=4,68; /^ = 680° С; /кип = 850°С.
I. РаС14 + 4Н2О (хол.) = [Ра(Н2О)2(ОН)2]2+ + 2Н3О+ + 4СГ,
[Ра(Н2О)2(ОН)2]2+ + 2СГ <—> [РаС12(ОН)2] (коллоид) + 2Н2О.
2. РаС14 + Н2О = РаСЬО? + 2НС1 (кип.).
3. 4РаС14 + 2Н2О + О2 = 4РаС13О + 4HCI (комн.).
4 4РаС14 + О2 + 16(NH3 • Н2О) + 2Н2О = 4Pa(OH)s>L + 16NH4CI (комн ).
5. РаС14 + 2HCI (конц.) = Н2[РаСк] (комн ).
6. ЗРаС14 + HNO3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = ЗН[РаС16] + NO? + 2Н2О.
7. РаС14 + 2(NH4)2CO3 (разб.) = Ра(СО3)24< + 4NH4C1.
679. Pads — ХЛОРИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Светло-желтый, низкоплавкий, легколетучий. При сильном нагревании разла-
гается. Реагирует с водой, сильными кислотами. Очень слабый окислитель.
Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 6745.
Мг = 408,30; /пл = 301 ° С; /кип = 420° С.
341
1. 2РаС15 = 2Ра + 5С12 (1000° С вак ).
2. РаС15 + 5Н2О = Pa(OH)5i + 5НС1.
3 РаС15 + 3HNOs (конц.) + Н2О = Pa(NO3)3OJ< + 5НС1.
4. 2РаС15 + Н2 = 2РаС14 + 2HCI (600—800° С),
ЗРаС15 + А1 = ЗРаСЦ + А1С1з (400—450° С).
5. PaCh + 2НС1 (конц.) + [Сг(Н2О)4С12] = Н2[РаС16] + [Сг(Н2О)4С12]С1,
РаС15 + 2НС1 (разб.) + [П(Н2О)б]С13 = Н2[РаС16] + H2[TiCl4(OH)2] + 4Н2О.
6. РаС15 + MCI = М[РаС16] (300 -400° С; М = К, Rb, Cs).
680. U — УРАН
Белый металл (в виде порошка — темный); относительно твердый, ковкий,
тяжелый, высоко плавкий, высококипяший. Радиоактивный; природный уран
представляет собой смесь изотопов 23fiU (преобладает, период полураспада
4,468- 10у лет), 235U и 234U. На воздухе медленно покрывается сине-серой
оксидной пленкой. Пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Вос-
становитель; медленно реагирует с горячей водой, быстро —с кислотами,
пероксидом водорода в [цепочной среде. При нагревании окисляется водоро-
дом, кислородом, азотом, галогенами серой Получение см. 6871 б, 688
Л/г = 238.029; d = 19,04; ^=1134° С; /КНп ~ 4200° С.
1. U + 2Н2О —UO2J< + 2Н2Т (150—200° С, р, примесь UH3).
2 U + 4НС1 (конц.) = UC14 + 2Н2Т (примесь UC13).
3 4U + 14HNO3 (разб.) = 4UO2(NO3)2 + 3N2OT + 7Н2О.
4. U + 2Н2О2 (конц ) = U(OH)4i (в конц. NaOH).
5. 2U + ЗН2 = 2UH3 (100—250° С).
6. 3U + 4O2=(U^U ‘)О8 (150- 500° С, сгорание на воздухе).
7. U + 2Е2 = UE4 (Е = F, комн.; Е = С1, 40 60° С).
8 U —S—> US3, US2, U2S3, U3S5 (т.-сср.) [500 800° С].
681. UO2 —ОКСИД УРАНА(1¥)
Уранинит. Коричневый с черным оттенком, высокоплавкий, летучий при на-
гревании. Имеет область гомогенности UO2+v ( 0,03 <х 5 0,2), расширяющуюся
при росте температуры. Малореакционноспособный в обычных условиях; не
реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Проявляет основные свойства, реагирует с концентрированной серной кисло-
той. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом, галогена-
ми. Получение см. 6801, 6831’3, 6861.
Л/г = 270,03; d = 10,96; /пл = 2850° С.
1. 3UO2 + 2Н2О (пар) = (U2VUV,)O8+ 2Н2 (500—550° С).
2. UO2 + 2H2SO4 (конц) —1—> U(SO4)2 + 2Н2О.
342
3. UO2 + 4HNO3 (конц.) = UO2(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O.
4. 3UO2 + O2 = (U^UV1 )O8 (600—750° C).
5. UO2 + 3F2 = UF6 + O2 (выше 500° C)
6. UO2 + Cl2 = (UO2)CI2 (500° C).
682. СОз — ОКСИД УРАНА(У1)
Желто-оранжевый, кристаллический или аморфный, при умеренном нагрева-
нии разлагается. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с водой, кислота-
ми, щелочами. Переводится в раствор действием карбонатов щелочных метал-
лов. Получение см. 6835, 6841, 6855.
Л/г = 286,03; d = 8,34; 6,80 (аморфн.).
1. 6UO3 = 2 (и^иУ1)О8 + О2 (450—500° С).
2 UO3 + Н2О = иО2(ОН)2Ф (кип.).
3 иО3 + 2HCI (разб) = (UO2)C12 + Н2О,
UO3 + H2SO4 (конц., гор.) = (UO2)SO4 + Н2О,
UO3 + 2HNO3 (разб.) = UO2(NO3)2 + Н2О
4. 2UO3 + 2NaOH (конц., гор.) = Na2(J2O?'L (желт.) + Н2О,
UО3 + 2NaOH = Na2UO4 + Н2О (400° С).
5. 2UO3 + 6F2 = 2UF6 + ЗО2 (выше 500° С).
6. 4ООз + 10CCU = 4UC1S + ЮСС12О + О2 (100—160° С).
7. UO3 + М2СО3 = M2UO4 (желт.) + СО2 (800° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs),
UO3 + 3Na2CO3 (конц.) + Н2О = Ма4[и(СОз)зО2] + 2NaOH.
683. (Vi UV,)O8 — ОКСИД УРАНА(¥1)-ДИУРЛНЛ(¥)
Настуран. Темно-зеленый (почти черный), тяжелый, при прокаливании разла-
гается. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, разбавленной сер-
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированны-
ми серной и азотной кислотами, реагирует со фтором. Восстанавливается
водородом, сероводородом. Получение см. 6806, 6811 \ 6851
М, = 842,08; d = 8,39.
1. (U^U^Os = 3UO2 + О2 (900—1500° С, вак ).
2. (UyU^^ + 4H2SO4 (конц., гор.) = U(SO4)2 + 2(UO2)SO4 + 4Н2О,
(UyUvl)O8+ 8HNO3 (конц., гор.) = U(NO3)4 + 2UO2(NO3)2 + 4Н2О.
3. (U^UVI)OR + 2Н2 = 3UO2 + 2Н2О (500—900° С).
4. 3 (U2VUV1)OR + 20H2S = 9US2 (черн.) + 20Н2О + 2SO2 (выше 1150° С).
5. 2(UYUv1)O8+ О2 = 6ПОз (500—550° С, р).
6 (U^Uv,)O8+9F2 = 3UF6 + 4O2 (выше 500° С).
684. СО2(ОН)2 — ГИДРОКСИД УРАНИЛА
Урановая кислота. Темно-красный кристаллический или желтый аморфный
(осажденный). При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реаги-
343
рует с разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует
с кислотами, концентрированными щелочами и гидратом аммиака. Получение
см 6822, 6852, 6902.
Мт = 304,04; d = 5,926.
1. 2UO2(OH)2 = U2O5(OH)2 (или H2U2O7) + Н2О (160° С),
UO2(OH)2 = иО3 + 2Н2О (350—400° С).
2. UO2(OH)24 Н2О = UO2(OH)2 + Н2О (100° С).
3. UO2(OH)2(T) + 6Н2О <==► [U(H2O)6O2]2+ + 2ОН ; рПР25 = 14,70.
4 UO2(OH)2 + 2НС1 (разб.) = (UO2)CI2 + 2Н2О.
5. 2UO2(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2U2O7l + ЗН2О
6. 2UO2(OH)2 + 2(NH3 • Н2О) [конц ] = (NH4)2U2O74< + ЗН2О.
685. UO2(NO3)2 —НИТРАТ УРАНИЛА
Желтый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз
по катиону), концентрированной азотной кислоте. Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака, карбонатами щелочных металлов. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 680J.
Мт- 394,04; d = 2,807 (кр.);
/пл = 59,5° С (кр.); к., = 119,3(20), 203(8О).
I 6UO2(NO3)2 =2 (U2VUV,)O8+- 12UO2 + 4О2 (350—750° С).
2. UO2(NO3)2 6Н2О (желто-зел.) = UO2(NO3)2 + 6Н2О (170— 180° С),
UO2(NO3)2 6Н2О = UO2(OH)2i + 2HNO3 + 4Н2О (50—60° С, в этаноле).
3. UO2(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [U(H2O)6O2]2+ + 2NO3,
[U(H2O)6O2]2+ + Н2О [U(H2O)5O2(OH)]+ + Н3О+; рХк = 5,16.
4. 2UO2(NO3)2 + 6NaOH (конц.) = Na2U2O74 + 4NaNO3 + ЗН2О.
5. 2UO2(NO3)2 + 6(NH3 H2O) [конц.] = (NH4)2U2O7i + 4NH4NO3 + 3H2O.
(NH4)2U2O7 = 2UO3 + 2NH3 + H2O (250—280° C)
6 UO2(NO3)2 + 2NH4HS (гор ) = (UO2)Si + 2NH4NO3 + H2ST.
7. UO2(NO3)2 + Na2CO3 (разб.) = (UO2)CO3I + 2NaNO3.
686. U(SO4)2 — СУЛЬФАТ УРАНА(1У)
Белый, при высокой температуре разлагается. Хорошо растворяется в подкис-
ленной холодной воде (сильный гидролиз по катиону), растворимость умень-
шается с ростом температуры. Разлагается кипящей водой, щелочами. Силь-
ный восстановитель; окисляется иодом Получение см. 6812, 6832,7
Мг = 430,15; d = 3,60 (кр.); ks = 10,9(24), 6,7(63).
1. U(SO4)2 = ио2 (кор.) + 2SO2 + О2 (выше 750° С).
2 U(SO4)2 • 4Н2О (св.-зел.) = U(SO4)2 + 4Н2О (300° С).
344
3. U(SO4)2 (разб.) + 8Н2О = [U(H2O)8]4* (зел.) + 2SO^ ’ (в оч. разб. H2SO4),
[U(H2O)s]4+ + Н2О <==? [U(H2O)7(OH)]3* (бур.) + НзО+; ptfK = 1,52.
4. U(SO4)2 + ЗН2О = U(SO4)O 2H2Oi + H2SO4 (кип.).
5. U(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = U(OH)4I + 2Na2SO4.
6. U(SO4)2 + 4HF (конц.) = UF4I + 2H2SO4.
7. U(SO4)2 + 2H2O +12 = (UO2)SO4 + 2HI + H2SO4 (30 50е C).
687. UF3 — ФТОРИД УРАНА(Ш)
Красно-фиолетовый, плавится и кипит без разложения, термически устойчи-
вый. Не растворяется в холодной воде, не реагирует с разбавленными кислота-
ми. Разлагается кипящей водой. Восстанавливается кальцием, окисляется кис-
лородом. Получение см. 6886
Мт = 295,02; d = 8,965, г™ = 1495° С; /кнп = 2300° С.
1. 4UF3 = 3UF4 + U (1200° С, вак ).
2. 2UF3 + 8Н2О = 2U(OH)4I + Н2? + 6HFT (кип).
3. 4UF3 + 6Н2О + О2 = 4(UOF2 Н2О)4, +4HFT (кип).
4. 4UF3 + 4HF (разб.) + О2 = 4UF4i + 2Н2О (30 50° С).
5. 4UF3 + 12NaOH (конц.) + 2Н2О + О2 = 4О(ОН)44< + 12NaF
6. 2UF3 + ЗСа = 2U + 3CaF2 (400° С).
688. UF4 — ФТОРИД УРАНА(1У)
Зеленый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения Плохо
растворяется в холодной воде и разбавленных щелочах, лучше — в азотной
кислоте. Разлагается концентрированными щелочами. Восстанавливается во-
дородом, активными металлами Окисляется фтором, кислородом. Образует
фторокомплексы. Получение см. 6807, 6866.
Л/г = 314,02; d = 6,72; Г™ =1036° С; /кип=1730°С; к, = 0,01(25).
1 UF4 2,5Н2О = UF4 Н2О + 1,5Н2О (100° С),
UF4 - 2,5Н2О = UF4 + 2,5Н2О (300—450° С, в атмосфере HF).
2. 3UF4 (насыщ.) = UF| + [UFsf + UF4 ^=2 2UF3T + [UF6]2
3. UF4 + 4NaOH (конц.) = и(ОН)Д + 4NaF
4. 2UF4 + O2 = (UO2)F2 + UF6 (350—500° C)
5. UF4 + F2 = UF6 (450° C),
2UF4 + F2 = 2UF5 (до 250° C).
6. 2UF4 + H2 = 2UF3 + 2HF (1000° C).
7. UF4 + 2M = U + 2MF2 (выше 400° С; M = Mg, Ca).
8. UF4 MF > M[UF5], M2[UF6], M4[UFb]
(в конц. HF; M = Li*, Na*, K*. Rb*, Cs*,NH;,TI*. Ag*).
9. UF4 -злектролиз> и (каТОд) + 2F2 (анод) [в расплаве KF],
345
689. LFs — ФТОРИД УРАНА(¥)
Светло-желтый (почти белый, a-модификация) или светло-серый ф-модифика-
ция). При нагревании возгоняется и подвергается дисмутации. Реакционноспо-
собный; разлагается водой, щелочами. Стабилизируется в растворе за счет
комплексообразования. Получение см. 6885, 6904
Мт = 333,02; d = 5,81 (а), 6,45 ф);
Гпл = 348° С (р); /кип = 530° С; I (а->Р)=125°С.
I. 2UFs - UF4 + UF6 (выше 150° С, вак ).
2. 2UF5 + 2НгО (гор.) = UF41 + (UO2)F2 + 4HF
3. 2UF5 + lONaOH (разб.) = U(OH)4>L + UO2(OH)2l + lONaF + 2H2O.
4 UF5 + MF = M[UF6]
(в конц. HF; M = H+, Li+, Na\ K+, Rb\ Cs+,NHJ.Tf).
5. UF5 M[UF6], M2[UF7], M3[UF8],
(150—350° С; M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+, Ag+,NHJ).
690. LFe — ФТОРИД УРАНА(У1)
Белый, легколетучий, термически устойчивый при нагревании и в сухом возду-
хе. Энергично гидролизуется водой, разлагается щелочами. Сильный окисли-
тель; восстанавливается водородом, бромоводородом. Образует фтороком-
плексы. Получение см. 6825, 6836, 6884,
Мт = 352,02; d = 5,060; rnn = 64° С ф); гсубл = 56,4° С.
I. UF6 + 2Н2О = (UO2)F2 + 4HF.
2 UF6 + 6NaOH (разб.) = UO2(OH)24< + 6NaF + 2H2O.
3. UF6 + H2 = UF4 + 2HF (500—600° С).
4. UF6 + 2HBr (конц.) = UF44< + Br2 + 2HF.
5. UF6 + UF4 = 2UF5 (100 -150° C).
6 UFfi ~F > M[UF7], M2[UF8], Mj[UF9] (250—350° С; M = Na, K, Rb, Cs).
691. Np — НЕПТУНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, пластичный, радиоактивный. Во
влажном воздухе покрывается оксидной пленкой Пассивируется в холодной
воде, концентрированных серной и азотной кислотах Не реагирует со щелоча-
ми, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
хлороводородной кислотой, разбавленными серной и азотной кислотами.
Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Катион Np3+ имеет
темно-красную окраску, катион Np4+ — желто-зеленую Синтезирован (наибо-
лее устойчивый изотоп 23 Np) бомбардировкой нейтронами урана в ядерном
реакторе. Выделен в виде NpFs и NpF4. Получение — восстановление кальцием
или барием этих фторидов при нагревании.
346
Mr= 237,048; d = 20,48; /пл = 637° С; zKHn * 4100° C.
1. 2Np + 6H2O (гор.) = 2Np(OH)sJ' (красн.) + 3H2T,
Np + 2H2O (гор.) + O2 = Np(OH)4i (серо-зел.).
2 2Np + 6HC1 (разб.) = 2NpCI3 + 3H2T,
Np + 4HC1 (разб.) + O2 = NpCl4 + 2H2O
3. 2Np + 10HNO3 (разб.) = 2Np(NO3)4 + N2OT + 5H2O,
4Np + 4HNO3 (разб.) + 5O2 —> 4(NpO2)NO3 + 2H2O.
4. 2Np + 3H2 = 2NpH3 (черн.) (выше 50° С, примесь NpH2],
NpH3 + NH3 = NpN (черн.) + ЗН2 (750 775° С)
_ .. Ог(сжигание) NO2, 450° С /хт Vxt Vkzx z \
5. Np -------------► NpO2 (зел.)----------------> (Np2 Np )OK (кор.) ------>
-NO
Оз. H2O, 150° C .. ~ 4
----------------> NpO2(OH)2 (кор.).
, XT F2, 200° C xt _ ., . 1-2. 500° С xi c / X KrF2. 20°C
6. Np -------------> NpF3 (фиол.) --------------> NpF4 (зел) ------------->
XI _ , 4 F2,560—600° С XI C- Z \
---> NpFs (роз.) ------------> NpFe (оранж ).
_ x, Cl2,400” C x. „. . , NpO?. 500° C X1 z 4
7. Np -------------> NpCl4(Kop.) —--------------> NpCI2O (кор.),
2NpCl4 + H2 = 2NpCI3 + 2HC1 (450° C).
o XT S. 400” C xr c z x 500”С. вак Ki c z \ 900” С. вак. v
8. Np -------------> NpS3 (черн.) --------------> Np3Ss (cep.) ----------->
—s
xr о z \ Np, 1600” C XI C z \
---> Np2S3 (cep.) — ---------> NpS (черн ).
9. 8Np + 5LiC104 = 4Np2O5 (кор.) + 5LiCI (260 - 300° C).
10. 5Np + 28HNO3 (разб.) + 6KMnO4 = 5NpO2(NO3)2 (роз.) + 6Mn(NO3)2 +
+ I4H2O + 6KNO3i
Np + 2HNO3 (разб ) + KBrO3 = NpO2(NO3)2 + KBr + H2O
11 2Np + I4KOH (разб ) + 7K2S2O6(O2) (гор.) = 2NpO3(OH) (черн.) +
+ 14K2SO4 + 6H2O (кат. Ag2O).
692. Pu — ПЛУТОНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный (наиболее устой-
чивый изотоп 244Ри). Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой.
Пассивируется в холодной воде, концентрированной серной кислоте, азотной
кислоте. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстанови-
тель; реагирует с горячей водой, хлороводородной кислотой, разбавленной
серной кислотой. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Кати-
он Ри3> имеет сине-фиолеговую окраску, катион Pu4’ — желто-коричневую.
Синтезирован бомбардировкой нейтронами урана в ядерном реакторе. Выде-
лен в виде PuF3 и PuF4. Получение — восстановление кальцием или литием
этих фторидов при нагревании.
Мг = 244,064; d = 19,86; /пл = 640° С; « 3350° С
347
1. 2Pu + 6H2O (гор.) = 2Ри(ОН)з^ (гол.) + ЗН2Т,
Ри + 2Н2О (гор.) + 01 = Ри(ОН)Д (зел ).
2. 2Ри + 6НС1 (разб.) = 2РиС13 + ЗН2Т
3. Ри + 2С12 = РиС14 (в конц. НС1).
4. 2Ри + 3H2SO4 (разб.) ——> Pu2(SO4)3 + ЗН2Т.
5. Ри + 4HNCh (разб., гор.) + 02 —-—* Pu(NO3)4 + 2Н2О,
Ри + 2HNO3 (разб.) + Оз = PuO2(NO3)2 + Н2О.
, _ О2 (сжигание) . Ри. 1500° С п .
6 Ри -------------> РиО2 (желт.) ---------------> Ри2Оз (черн )------>
Оз. Н2О,90° С _ „ „ П| , .
--------------> РиОз нН2ОФ (красн.).
7. 2Ри + ЗН2 = 2РиНз (черн.)
2Ри + N2 = 2PuN (черн.)
О n F2. 150° С п Г- /. ч F2, 300-400° С
8. Ри ---------------> PuF3 (фиол.) -------------->
----> PuF4 (желт.) —F2, 693 * * * * * * 700 С—> PuF6 (бел.)
9 2Ри + ЗС12 = 2РиС13 (зел.)
[150—-200° С],
[1000° С].
[450° С].
D S. 400—600° С „ с , , 1200° С
10 Ри ---------------> PuS2 (черн.)---------------->
п „ , . 1400° С г. с Z Ч 1800° С
----> Pu2S3 (сер.) ----------------> PU5S7 (сер.) ----------------->
—S э
-----► Pu3S4 (сер.)
Ри. 1600°с
------------>
PuS (желт.)
693. Ат — АМЕРИЦИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспо-
собный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной
пленкой. Сильный восстанови гель; реагирует с горячей водой, разбавленными
кислотами Сильными окислителями переводится в оксокагионы. Ион Ат + в
разбавленном растворе имеет розовую окраску, заметно гидролизуется. Синте-
зирован (наиболее устойчивый изотоп Z43Am) бомбардировкой нейтронами
плутония в ядерном реакторе. Выделен в виде АтРз. Получение — восстанов-
ление АтРз барием при нагревании.
Мг = 243,061; d =11,7; /ПП=1292°С; гКнп = 2880° С.
I 2Ат + 6Н2О (гор.) = 2Ат(ОН)з4' + ЗН2Т.
2. 2Ат + 6НС1 (разб.) = 2АтС1з + ЗН2Т,
8Ат + 30HNO3 (разб.) = 8Ат(ЬЮз)з + 3N2Ot + 15Н2О
3. Ат + HNO3 + 3HF = AmF3i + NOT + 2Н2О
4 2Ат + лН2 = 2АтНл (50—60° С, п = 2,7 ± 0,3)
5. Ат + О2 = АтО2 (черн.) [сжигание на воздухе],
2АтО2 + Н2 = Ат2О3 (желт) + Н2О (600° С).
б. 2Ат + 3F2 = 2AmF3 (роз.) [до 200° С],
348
Am + 2Fz = AmF4 (оранж.) [выше 400° С]
7. Am + 2Н2О + 2NaClO = Am(OH)4i (черн.) + 2NaCI (в конц. NaOH).
Am + 2H2O2 (конц.) = Am(OH)4i (в разб. NH3 Н2О).
8 2Am + 2HNO3 + 4Н2О + 5К252Ой(О2) [хол ] = 2(AmO2)NO3 (желт ) +
+ 5K2SO4 + 5H2SO4.
9 Am + 2HNO3 + ЗОз = AmO2(NO3)2 + 3O2? + H2O.
694 Cm —КЮРИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Рсакционноак-
тивный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной
пленкой. Восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота-
ми Ион Ст3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован
(наиболее устойчивый изотоп 47Ст) бомбардировкой нейтронами плутония
или америция в ядерном реакторе. Выделен в виде СтРз. Получение — восста-
новление CmF3 барием при нагревании.
Л/г = 247,070; d= 13,51; /Пл=1345°С; тКИп * 3200° С.
1. 2Cm + 6Н2О (гор.) = 2Ст(ОН)3? + ЗН2Т
2. 2Ст + 6НС1 (разб.) = 2СтС13 + ЗН2?,
Ст + 4HNO3 (разб ) = Cm(NO3)3 + NO? + 2Н2О.
3 2Ст + (2 + х)Н2 = 2CmH2+v (200—250° С).
4 4Ст + 30? = 2Ст2Оз (зел ) [сгорание на воздухе],
ЗСт + 2Оз = ЗСтО2 (черн ) [650° С].
5 Ст + HNO3 + 3HF = CmF3? + NO? + 2Н2О.
6. Ст + 4HNO3 + 2K2S2Ofi(O2) = Cm(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4
695. Bk — БЕРКЛИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспо-
собный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной
пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными
кислотами Ион Bk3 в разбавленном растворе имеш зеленую окраску, заметно
гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 24 Bk) бомбарди-
ровкой а-часгицами кюрия на ускорителе Выделен в виде BkF3. Получение
восстановление BkF3 литием при нагревании
Мг = 247,070; d = 14,8; тпл ~ 1050° С; гкип * 2630° С.
1 2Вк + 6Н2О (гор ) = 2Вк(ОН)з? + ЗН2?
2 2Вк + 6HCI (разб ) = 2ВкС13 + ЗН2?,
Bk + 4HNO3 (разб ) = Bk(NO3)3 + NO? + 2Н2О
3 Вк + Ог = ВкОг (желт ) [сгорание на воздухе].
2ВкО2 + Н2 = Вк2О3 (зел.) + Н2О (600° С).
4 . Bk + HNO3 + 3HF = BkF3i + NO? + 2Н2О.
5 . Bk + 4HNO3 + 2NaBrO = Bk(NO3)4 + 2NaBr + 2H2O
349
696. Cf — КАЛИФОРНИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспо-
собный: реагирует с кислородом, на воздухе покрывается оксидной пленкой.
Сильный восстановитель; реагирует с водой, разбавленными кислотами Ион
Cf в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее
устойчивый изотоп 'СГ) бомбардировкой кюрия нейтронами в ядерном реак-
торе Выделен в виде Cf2O3. Получение — восстановление Cf2O3 литием при
нагревании
Мг = 251,080; Гпл = 900° С; tK„n = 1227° С.
1 2Cf + 6Н2О = 2Cf(OH)3i + ЗН2Т.
2. 2Cf + 6НС1 (разб.) = 2CfCl3 + 3H2t,
Cf + 4HNO3 (разб ) = Cf(NO3)3 + NOT + 2H2O.
3. 4Cf + 3O2 = 2Cf2O3 (сжигание на воздухе),
Cf + O2 = CfO2 (300° C, p).
4. Cf + 4НВг (конц) + Zn = CfBr2 (желт.) + ZnBr2 + 2H2T
5. Cf + 4HNO3 + 2K2S2O6(O2) = Cf(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4.
697. Es —ЭЙНШТЕЙНИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 2Es (период полурас-
пада 472 дня). Химический аналог Но. В растворе присутствует в виде иона
Es + который при действии атомного водорода восстанавливается до иона
Es * Другие химические свойства не изучены. В микрограммовых количествах
Es синтезируют при бомбардировке U, Cf или Вк ядрами дейтерия, гелия или
азота на ускорителе. Выделен в форме фторида EsF3. Получение — высокотем-
пературное восстановление EsF3 литием
Мт = 252,083; = 860° С.
698. Fm —ФЕРМИЙ
Радиоактивней металл, наиболее долгоживущий изотоп 257Fm (период полу-
распада 100,5 дня) Химический аналог Ег. В растворе присутствует в виде иона
Fm *, который восстанавливается до иона Fm + при действии атомного водо-
рода. Другие химические свойства не изучены. В микрограммовых количествах
Fm синтезирован при бомбардировке Th, U или Ри ядрами Ne, О или С на
ускорителе, а также при облучении Cf потоком нейтронов в ядерном реакторе.
Mr = 257,095.
699. Md — МЕНДЕЛЕВИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 25KMd (период полу-
распада 55 дней). Химический аналог Tm В растворе присутствует в виде иона
Md *, который при действии сильных восстановителей последовательно пере-
ходит в ионы Md2+ и Md+ Другие химические свойства не изучены В микро-
350
количествах Md синтезирован бомбардировкой U или Ри ядрами Nc на уско-
рителе.
Л/г = 258,099.
700. No —НОБЕЛИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 259No (период полу-
распада 58 мин) Химический аналог Yb, устойчивые степени окисления (+11)
и (+III) Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах No
синтезирован при бомбардировке U, Ри или Ст ядрами Ne, С или О на
ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК окончательно утвердила приведенные
выше символ и название элемента 102.
Л/г = 259,101.
701. Lr — ЛОУРЕНСИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 260Lr (период полурас-
пада 3 мин) Химический аналог Lu, характерная степень окисления (+III).
Образует летучий хлорид LrCh- Другие химические свойства не изучены В
микроколичествах Lr синтезируют при бомбардировке U, Am, Ст, Вк или Cf
ядрами В, С, О или N на ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК окончатель-
но утвердила приведенные выше символ и название элемента 103.
Л/г = 260,105
ЭЛЕМЕНТЫ IVE-ГРУППЫ
ТИТАН
702. Ti — ТИТАН
Белый, пластичный (хрупкий — с примесями TiN, TiO2, TiC), обладает высо-
кой коррозионной стойкостью. В обычных условиях устойчив на воздухе (не
тускнеет), при нагревании покрывается оксидно-нитридной пленкой. В виде
тонкодисперсного порошка пирофорен. Пассивируется в воде, разбавленных
серной и азотной кислотах. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидра-
том аммиака. Реагирует с водяным паром, хлороводородной и фтороводород-
ной кислотами, концентрированной серной и азотной кислотами, концентри-
рованными щелочами, галогенами, халькогенами, фосфором, углеродом,
кремнием. При умеренном нагревании энергично поглощает водород. Про-
мышленно важен сплав с железом — ферротитан (18—45% Ti). Получение см
70311, 710'1, 7111.
Мт = 47,88; </=4,51; tm = 1668° С; /кнп = 3260° С
1. Ti + 2Н2О (пар) = TiO2 + 2Н2 (выше 800° С).
2. 2Ti + 6HCI (конц., гор ) = 2Т С1з + 3H2t.
3. 2Ti + 6H2SC>4 (конц., гор.) = Ti2(SC>4)3 + 3SO2T + 6Н2О.
351
4. Ti (порошок) + 4HNO3 (конц., гор.) = TiO(OH)24< + 4NO2T + Н2О.
5. 3Ti + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц., гор.) = ЗН2[Т1Рб] + 4NO? + 8Н2О.
6. Ti + 6HF (конц., гор ) = H2{TiF6] + 2Н2Т.
7. Ti (порошок) + 2NaOH (конц.) + Н2О —-—> №2Т1Оз?Ф + 2Н2? (кип., р).
8.
Н2. до 400° С „
Ti <- .... ->
-Hz, 450-1000 °C
TiH2.
9. Ti + О2 = TiO2 10. Ti + 2E2 = TiE4 (600- 800° C). (E = F, 150° С; E = Cl, выше 300° C)
11. Ti —- > TiE2, T1E3, TiE4 (100—600° С; E = Br, I).
12. Ti > TiE, Т1Е2, Т1Е3, Ti2E3 13. 2Ti + N2 = 2TiN Ti + P (красн ) = TiP 14 Ti + С (графит) = TiC Ti + 2Si = TiSi2 (400—600° С; E = S Se Те), (выше 800° С), (950 1000° С). (1800—2400° С), (900—1350° С)
703. TiO2 — ОКСИД ТИТ AHA(IV)
Белый, желтеет при нагревании, термически устойчивый. Существует в трех
полиморфных модификациях: а-ромбическая (брукит), р-тефагональная (ана-
таз) и у тефагональная (рутил). Из раствора осаждается гидрат Т1О2 лН2О
Растворяется в расплавах Na3[AlF6], Na2B4O? и PbF2 Химически стоек (особен-
но прокаленный); не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается горячей конценфированной серной кислотой,
фтороводородной кислотой, горячими концентрированными щелочами. При
высоких температурах реагирует с карбонатами и оксидами металлов. Восста-
навливается водородом, монооксидом углерода, титаном Получение см. 7021 9,
7041, 706'
ЛА = 79 88; d= 4,14(a), 3.90(Р) 4,85(у);
/(а->у) = 650° С; /(₽->у) = 915° С; rra= 1870°C
1. 6ТЮ2 = 2Т1зО5 + О2 (1800 2200° С, вак ).
2. Т1О2 лН2О = Т1О(ОН)2 + (л - 1)Н2О (комн., вак., над силикагелем)
3- TiO2(T) + 6H2O<Z^ [Ti(H 2О)4(ОН)2]2* + 2ОН ; рПР1* = 29,00.
4. TiO2 + 2H2SO4(96%) —L-> Ti(SO4)2 + 2Н2О (180—200° С)
5. TiO2 + 6HF (конц.) = H2[TiF6] + 2Н2О.
6. 2TiO2 + Н2 = Т12Оз + Н2О (1000° С, в присутствии TiCl4),
ТЮ2 + Н2 = TiO + Н2О (1750° С)
7. 2TiO2 + СО = Ti2O3 + СО2 (800° С)
8. ЗТЮ2 + Ti = 2Ti2O3 (фиол.) [900—1000° С],
TiO2 + Ti = 2TiO (желт) [ 1400— 1500° С]
352
9. TiO2 + 2С (кокс) + 2С12 = TiCl4 + 2СО (600—800° С).
10. ТЮ2 М2С°Э > М2ТЮз, M2Ti2O5, M4TiO4 (900 -1000° С; M = Na, К),
—СОг
TiO2 + МСОз = (MTi)O3 + СО2 (800 -1100° С; М = Mg, Ca, Sr, Ва),
TiO2 + МО = (TiM)O3 (1200 —1300° С, М = Pb, Мп, Fe, Со).
11. 2ТЮ2 + 7С (кокс) + Fe2O3 = 2(Ti, Fe) + 7СО (1600—1700° С),
ферротитан
12. ТЮад <=* ТЮ2+ + О2-.
704. TiO(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ТИТАНА
Белый, рентгеноаморфный, при прокаливании разлагается Из холодного рас-
твора осаждается гидрат TiO2 • лН2О, после высушивания образуется
TiO(OH)2. Свежеосажденный TiO2 лН2О химически активен и легко пептизи-
руется. При продолжительном кипячении водной суспензии образуется
TiO(OH)2 вследствие оляции (образование мостиковых связей [Ti—(ОН)—Ti])
и оксоляции (образование связей [Ti—О—Ti]), это «старение» осадка снижает
химическую активность. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака.
Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода (качест-
венное обнаружение). Получение см. 7065-7, 7101 5
Л/г = 97,89.
1. TiO(OH)2 = TiO2 + Н2О (600—700° С).
2. TiO(OH)2 + H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)Ol + 2Н2О (кип., вак.).
3. TiO(OH)2 + 2NaOH(40%-ft)<=> Na2TiO3? + 2Н2О (почти не идет).
4. TiO(OH)2 + 2HNO3 (конц.) = Ti(NO3)2(OH) 2(р) + Н2О.
5. TiO(OH)2 + Н2О2 + (л - 2)Н2О = TiO(Oj’) лН2О1 (желт.) [1 < п < 2,4].
6. TiO(OH)2 + Н2О2 (конц.) + 2HNO3 (разб.) + Н2О =
= fTi(H2O)4CO2_)](NO3)2 (желт.),
TiO(OH)2 + 4КОН (разб.) + 4Н2О2 (конц.) = K4[Ti(O2")4] (красн.) + 7Н2О.
705. Ti2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ТИТАНА(111)
Зеленый, при прокаливании разлагается Очень плохо растворяется ‘ в воде,
концентрированной серной кислоте (кристаллизуется безводный продукт).
Переводится в раствор действием разбавленной серной кислоты, при охлажде-
нии раствора кристаллизуется фиолетовый сольват 3Ti2(SO4)3 H2SO4 25Н2О.
Мало реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные
свойства. Получение см. 7023, 706 .
Мг = 383,95.
1. Ti2(SO4)3 = 2TiO2 + 2SO3 + SO2 (500—600° С).
2. 3Ti2(SO4)3 H2SO4 25H2O (суспензия) = 3Ti2(SO4)3l + H2SO4 + 25H2O
«2 - - 22’0 (190° С, В КОНЦ. H2SO4).
353
3 Ti2(SO4)3 (суспензия) = 2Ti(SO4)O>L + SO2T (выше 220 С, в конц. H2SO4).
4. Ti2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Ti(H2O)6]3+ (фиол.) + 3SO2* (в разб H2SO4).
5 Ti2(SO4)3(T) + 6NaOH (разб )<zzz> 2Ti(OH)3l (фиол ) + 3Na2SO4
6 Ti2(SO4)3 + 2H°(Zn разб H2SO4) —T > 2TiSO4<p)9 + H2SO4
7. 2Ti2(SO4)3 + O2 + 6H2O —I—> 4TiSO4(OH)2 + 2H2SO4
(в разб H2SO41 кат Pt),
5Ti2(SO4)3 + K2H2O + 2KMnO4 = 10TiSO4(OH)2 + 2MnSO4 + K2SO4 +
+ 2H2SO4 (в разб. H2SO4).
8. Ti2(SO4)3 + M2SO4 (насыщ.) + 24H2O = 2{MTi(SO4)2 • 12Н2О}1 (красн )
[0° С, в разб H2SO4, M = Rb, Cs].
706. Ti(SO4)O — ОКСИД-СУЛЬФАТ ТИТАНА
Белый, при нагревании плавится и разлагается Хорошо (но медленно) раство-
ряется в холодной подкисленной воде с образованием прозрачного раствора
Плохо растворяется в концентрированной серной кислоте. Кристаллогидрат
Ti(SO4)O 2Н2О имеет строение TiSO4(OH)2 Н2О Разлагается горячей водой,
щелочами, гидратом аммиака, растворами карбонатов и сульфидов щелочных
металлов Восстанавливается железом и цинком в кислотной среде. Получение
см. 7042, 7053, 71 13.
Л/г = 159,94, Гпл = 580° С (разл ); кх » 74(|8-20).
1. Ti(SO4)O = TiO2 + SO3 (выше 580° С).
2 Ti(SO4)O 2H2O;<ZZ* Ti(SO4)O (насыщ) + 2Н2О (в 70%-й H2SO4).
3 Ti(SO4)O + Н2О (влага воздуха) = TiSO4(OH)2.
4 Ti(SO4)O (разб ) + 5Н2О (хол.) = [Ti(H2O)4(OH)2]2+ + SO^“ (в разб H2SO4).
5 Ti(SO4)O + 2Н2О (гор ) = TiO(OH)2J< + H2SO4.
6 . Ti(SO4)O + 2NaOH (разб ) = TiO(OH)24< + Na2SO4,
Ti(SO4)O + 2(NH3 H2O) [конц ] = TiO(OH)2i + (NH4)2SO4.
7 Ti(SO4)O + Na2CO3 (конц) + H2O (гор.) = TiO(OH)2J< + CO2T + Na2SO4
8 2Ti(SO4)O + H2SO4 (разб) + 2H° (Fe Zn) = Ti2(SO4)3 + 2H2O
9 . 4Ti(SO4)O + 2H2SO4 (разб.) электролн > 2Ti2(SO4)3 (катод) + O2T (анод) +
+ 2Н2О.
707. TiF4 — ФТОРИД THTAHA(IV)
Белый, возгоняется при слабом нагревании Энергично реагирует с водой,
щелочами Восстанавливается цинком Образует фторокомплексы. Получение
см. 70210.
Л/г = 123 87; d = 2,798; tnn « 400° С (/>);, tcy6« = 285 5 С
1 TjF4 + ЗН2О (гор ) = ТЮ(ОН)21 + 4HF.
2. TiF4 + Н2О (пар) = Ti(O)F2 + 2HF (100—120° С)
354
3 TiF4 + 4NaOH (разб.) = ТЮ(ОН)2Ф + 4NaF + H2O
4 TiF4 + 2HF (конц ) = H2(TiF6],
H2[TiF6] (разб ) + 2H2O<=> H2[Ti(OH)2F4] + 2HF
5 TiF4 + 2MF (конц.) = M2friF6]i (бел ) (M = Na+, K+, Rb+, Cs+, ТГ.ТЧЩ).
6 2TiF4 + Zn + 6MF = 2M3[TiF6]>L + ZnF2 (в конц HF; M = Na, K).
708. TiCh — ХЛОРИД ТИТАНА(П)
Черный, термически неустойчивый, чрезвычайно чувствителен к влаге и О2
воздуха. Плохо растворяется в воде на холоду, реагирует с водой уже при
комнатной температуре. Разлагается кислотами, щелочами Сильный восста-
новитель. Получение см 70918, 7109.
Л/г =118,79; </=3,13; /пл = 1035° С (р).
1. 2TiCI2 = TiCl4 + Ti (выше 475° С, вак.).
2. TiCI2(T) + 6H2O«=Z? [Ti(H2O)6]2+ + 2СГ (0° С),
2TiCl2+12H2O ——> 2[Т1(Н2О)5(ОН)]С12 + Н2Т (комн)
3 2TiCl2 + 2HCI (разб.) = 2TiCh + H2t
4 TiCh + 2NaOH (конц) = Ti(OH)24, + 2NaCI (0° С, в атмосфере H2),
2Ti(OH)2 (суспензия) + O2 (воздух) бьгстро > 2TiO(OH)2i (комн.)
5. TiCl2 + O2 = TiO2 + Cl2 (комн )
6. TiCh + 2Na(C5H5) = [ri(C5H5)2] (зел) + 2NaCll (кип в бензоле).
709. TiCh — ХЛОРИД ТИТАНА(Ш)
Темно-фиолетовый, при умеренном нагревании сублимируется, при сильном
нагревании разлагается Хорошо (но медленно) растворяется в воде (гидролиз
по катиону), меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте Свет-
ло-фиолетовый кристаллогидрат TiCh 6Н2О является аквакомплексом
ГП(Н2О)б]С1з, имеет неустойчивый зеленый изомер [Т1(Н2О)4С12]С1 2Н2О. Раз-
лагается щелочами Сильный восстановитель; окисляется кислородом, диокси-
дом серы Очень слабый окислитель; восстанавливается атомным водородом,
титаном при высокой температуре Вступает в реакции комплексообразования
Получение см 7022, 7083 710 914
Л/г = 154,24; d = 2,64; = 730° С (р).
I. 2TiCl3 = TiCl4 + TiCl2
(440 -700° С).
2 TiCh 6Н2ОФ <--------> TiCh (насыщ.) + 6Н2О (0° С, в конц НС1)
3 TiCh (разб). + 6Н2О = [Ti(H2O)6]3+ + ЗС1 ,
[Ti(H2O)6]3+ + H2O<ZZ? [Ti(H2O)5(OH)]2+ + H3O+; ptfK = 2,25.
4 TiCl3 + 3NaOH (разб ) = Ti(OH)34, + 3NaCl (в атмосфере N2),
2Ti(OH)3 (суспензия) + O2 —-—> 2Т1О(ОН)24< + H2O2.
12*
355
5. 4TiCh + 4НС1 (конц.) + О2 + 6Н2О = 4(Ti(H2O)2Cl4] (кат. Pt),
5TiCI3 + 8HCI (конц.) + KMnO4 + 6Н2О = 5(Ti(H2O)2Cl4] + KCI + MnCl2.
6 4T1CU + 4HC1 (конц.) + SO2 + 6H2O = 4[Ti(H2O)2CU] + Si,
2TiCh + (NH3OH)CI + 2HC1 (конц.) + 4H2O = 2[ri(H2O)2Cl4] + NH4C1.
7. T1CI3 + 6H2O + H°(Zn, разб HCI) —> (Т1(Н2О)б]С12 + HCI
8 2TiCb + Ti = 3TiCl2 (800—900° C).
9. T1CI3 (конц.) + 2KCI (конц.) + H2O = K2[ri(H2O)C15].
10. T1CI3 + 6KX = КзГПХб] + ЗКС1Ф (в ацетонитриле; X = CN", NCSl
синие
710. TiCl4 — ХЛОРИД ТИTAHA(IV)
Бесцветная низкокипящая жидкость Разлагается во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо смешивается с тетрахлоридом углерода, концентрирован-
ной хлороводородной кислотой, жидкими SiCl4 и GeCl4. Весьма реакционно-
способный; реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака, типичными
восстановителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Полу-
чение см 702'°, 7039, 709'.
Л/г = 189,69; d = 1,726(2О); гпл = -24,1 ° С; /кнл = +136 4° С.
I. TiCU + 2Н2О (хол.) = TiCI2(OH)2i + 2НС1,
TiCl2(OH)2 + Н2О = TiO(OH)24< + 2НС1Т (кип.)
2. TiCl4 + 2Н2О (пар) = ТЮ2 + 4HCI (900—950° С)
3. TiCI4 + 2Н2О = |Ti(H2O)2CI4] (в конц. НС1),
ГП(Н2О)2С14] (разб.) + 2H2O<=z? [TiCl4(OH)2]2“ + 2Н3О+
4. TiC^M) + 2НС1(гИ=> Н2[Т1С1б]
5 TiCl4 + 4NaOH (разб ) = ТЮ(ОН)21 + 4NaCl + Н2О,
TiCl4 + 4(NH3 Н2О) [конц ] = TiO(OH)2i + 4NH4CI + Н2О
6. TiCl4 + О2 = TiO2 + 2CI2 (1000—1200° С)
7 2TiCI4 + Н2 = 2TiCl3 + 2НС1 (500° С)
8. 3TiCI4 + Ti = 4Т1С1з (500° С),
TiCl4 + Ti = 2TiCl2 (800—900° С).
9. TiCl4 + H°(Zn, конц HCI) = TiCh + HCI.
10. TiCl4 + 4HI = Til4 + 4HC1 (250° C)
11. TiCl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Ti (800—850° С, в атмосфере Ar),
TiCl4 + 4NaH = 4NaCl + Ti + 2H2 (400—500° C).
12. TiCl4 + 2MCI = M2[TiCI6] (300 -350° С, p, M = K*. Rb+, Cs",NЩ)
13. TiCl4 + 6KNCS = K2[Ti(NCS)6] + 4KC1I (в ацетонитриле).
14. 2TiCI4 ---------> 2T1CI3 (катод) + C12T (анод) [в конц. НС1].
711. Til4 — ИОДИД ТИТАНА(1 V)
Красно-коричневый, низкоплавкий, легкокипящий. При сильном нагревании
356
разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с концентрированной серной
кислотой, щелочами. Образует иодокомплексы. Получение см. 702", 7101
Л/г = 555,50; d = 4,40; = 155° С; /кнп = 379,5° С.
1. TrI4 = Ti + 2I2 (550—II00° С).
2. Til4 + ЗН2О = ТЮ(ОН)2^ + 4HI (кип).
3. 3Til4 + 5H2SO4 (конц.) = 3Ti(SO4)Oi + 6I2X + 2S4- + 5H2O
(примеси H2S, SO2).
4 Til4 + 4NaOH (разб). = ТЮ(ОН)2Ф + 4NaI + H2O.
5. Til4 + 2KI = K2[Til6] (красн.) ' [200° С].
ЦИРКОНИЙ
712. Zr —ЦИРКОНИЙ
Белый, довольно пластичный (хрупкий в присутствии примесей ZrO2, ZrN,
ZrC, ZrH2), тугоплавкий, высококипящий. На воздухе не тускнеет В виде
тонкодисперсного порошка пирофорен. Устойчив к коррозии в химически
агрессивных средах. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щело-
чами (даже в расплаве), гидратом аммиака. Простых аквакатионов не образу-
ет Переводится в раствор действием концентрированной серной кислоты,
фтороводородной кислоты, «царской водки». Реагируете кислородом, галоге-
нами, серой, азотом при нагревании. Слабый восстановитель. Поглощает
заметные количества Н2 и О2. Промышленно важен сплав с железом ферро-
цирконий (40% Zr). Получение см. 7137 8 * 10 11, 7I76, 7191.
Мг = 91,224, J = 6,50; г™ =1855° С; /кнп~4340°С.
1. Zr + 2НгО (пар) = ZrO2 + 2Н2 (выше 300° С, примесь ZrH2)
2. Zr + 4H2SO4 (конц.) ——► H2[Zr(SO4)2O] + 2SO2T + 3H2O.
3. Zr + 4HF (конц.) + H2O = H2[ZrOF4] + 2H2T.
4 3Zr + 6HCI (конц.) + 4HNO3 (конц.) = [ггзС1з(ОН)б]С1з + 4NOT + 2Н2О.
5. Zr + Н2 <- ---- ZrH2 (сер , точнее ZrH2_v) [0,1<л<0,7].
выше 400° С
6. Zr + О2 = ZrO2 (200—700° С).
7. Zr (порошок) + 2Е2 = ZrE4 (200 400° С; Е = F, CI).
8. Zr (порошок) + 2Вг2 = ZrBr4 (бел.) [380° С].
9 Zr + 212 = Zrl4 (300 500° С, р).
, Л „ S. 600—650° С о z „ 800° С ,
10. Zr -----------> ZrS3 (оранж.)-------> ZrS2(Kop).
11. 2Zr + N2 = 2ZrN (желт.) “S [700 800° С].
713. ZrO2 — ОКСИД ЦИРКОНИЯ(1¥)
Бадделеит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой.
Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • лНгО Химически стой-
357
кий (особенно в прокаленном виде); не реагирует с хлороводородной и азотной
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной
серной кислотой, переводится в раствор концентрированной фтороводород-
ной кислотой. При высокой температуре галогенируется, реагирует с гидрок-
сидами типичных металлов. Восстанавливается углеродом. Получение см.
7121'6, 7141, 7I51, 7181,2'4.
Мт = 123,22; d = 5,89; гпл = 2700° С; /КИ11« 4300° С.
1. ZrO2 • «Н2О = ZrO(OH)2 + (п - 1 )Н2О (140° С).
2. ZrO2(T) + 2H2O<Z=? Zrlv + 4OFT; рПР25 = 63,86.
3. ZrO2 + 2H2SO4(60%) —> Zr(SO4)2l +’2Н2О.
4. ZrO2 + 4HF (конц.) = H2[ZrOF4] + Н2О.
5. ZrO2 + С (графит) + 2Е2 = ZrE4 + СО2 (500—700° С; Е = С1, Вг).
6. ZrO2 + 2МОН = M2ZrO3 + Н2О. (1000—1100° С; М = Na, К).
7. ZrO2 + 2С (кокс) + Fe = (Zr, Fe) + 2СО (1400— 1600° С),
ферроцир-
коний
714. ZrO(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ЦИРКОНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде.
Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • лН2О, который при
слабом на!ревании переходит в ZrO(OH)2. При стоянии под раствором теряет
химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелоча-
ми. Разлагается кислотами. Получение см. 7 1 31, 7 1 74, 7 1 86’7.
Мг= 141,24; </=3,25.
1. ZrO(OH)2 = ZrO2 + Н2О (300—600° С).
2. ZrO(OH)2(T) + Н2О<=? Zr,v + 4ОН’; рПР25 = 30,98.
3. ZrO(OH)2 + 2НС1 (разб.) = ZrCl2O(p) + 2Н2О.
4. ZrO(OH)2 + 2Н28О4(60%-я) = Zr(SO4)2i + 3H2O.
5. ZrO(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Zr(NO3)2O(p) + 2H2O.
6. ZrO(OH)2 + NaOH(30%-fi) + 4H2O<=? Na[Zr(H2O)3(OH)5],
ZrO(OH)2 + 2NaOH(40%-fi) + H2O<=> Na2[Zr(OH)6].
715. ZrSiO4 — ОРТОСИЛИКАТ ЦИРКОНИЯ(1¥)
Циркон. Белый, при прокаливании разлагаегся. По-видимому, является двой-
ным оксидом (ZrSi)O4. Не растворяется в воде. Химически стойкий, не разла-
гается сильными кислотами, частично разлагается в концентрированной фто-
роводородной кислоте, щелочах. При высокой температуре реагирует с гидр-
оксидами и оксидами типичных металлов. Получение см. 7188.
Мг= 183,31; 4? =4,169.
358
1. ZrSiO4 = ZrO2 + SiO2 (1540 -1900° C).
2. 4ZrSiO4<T) + 24H2O<=^ [Zr4(H2O)i6(OH)8]K++4H2SiOi'; рПР25 = 29,08.
3. ZrSiO4 + 1OHF (конц.)<=^ H2[ZrOF4] + H2[SiF6] + 3H2O.
4. ZrSiO4 + 5NaOH (конц.) + 3H2O«ZZZ? Na[Zr(H2O)3(OH)s] + Na4SiO4
(400° C, p).
5. ZrSiO4 + 4NaOH = Na2ZrO3 + Na2SiO3 + 2H2O (580—650° C).
6. ZrSiO4 + 2CaO = (CaZr)O3 + CaSiO3 (выше 1100° C).
7. ZrSiO4 + 4C (кокс) + 4C12 = ZrCl4 + SiCl4 + 4CO (850— 1000° C).
716. ZrF4 — ФТОРИД ЦИРКОНИЖ1V)
Белый, при сильном надевании возгоняется. Плохо растворяется в холодной
воде. Кристаллогидрат ZrF4 • ЗН2О имеет строение [Zr2(H2O)6F6]F2. Разлагает-
ся горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фтороком-
плексы. Получение см. 7I27.
Мг = 167,22; d = 4,6; /субл > 600° С;
/пл = 910° С (р); к, = 1,5(25), 1,39(511).
1. ZrF4 ЗН2О = ZrF4 + ЗН2О (80 100° С, вак.)
2. 2ZrF4 (разб.) + 8Н2О = [Zr2(H2O)2(OH)4F6]2 + 2Н3О++ 2HF (комн.)
ZrF4 + ЗН2О = ZrOF2 2Н2О1 + 2HF (выше 50° С)
3. ZrF4 + 2H2SO4 (конц., гор.) + Н2О =
4. ZrF4 +Н2О = H2[ZrOF4f
5. ZrF4 + 3MF (конц.) = M3[ZrF7]
(NH4)3[ZrF7] > (NH4)2[ZrF6]
717. ZrCl4 — ХЛОРИД ЦИРКОНИЯ(1У)
H2[Zr(SO4)2O] + 4HFt
(в конц. HF).
(М = Na+,NH4),
365 » С 500-600 ° С
----> NH4[ZrF5] -----------> ZrF4.
-NH4F -NH3. -HF
Белый, весьма летучий, плавится только под избыточным давлением. Разлага-
ется водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислородом.
Восстанавливается типичными металлами, цирконием. Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 7 1 27, 7 1 33 4 5, 7 1 57, 7 1 81
Мг = 233,04; </=2,80; tM = 437 438° С (р); /субл = 331°С.
1. ZrCl4--------> ZrCl3, ZrCl2, ZrCl (выше 1700° С).
Ch
2. ZrCl4 (разб.) + Н2О (хол.) = ZrCl2O(p> + 2НС1.
3. 3ZrCl4 + 6Н2О = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 + 6НС1 (в конц. НС1).
4. ZrCl4 + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)2i + 4NaCl + Н2О,
ZrCl4 + 4(NH3 H2O) [конц.] = ZrO(OH)2l + 4NH4C1 + H2O.
5. ZrCl4 + O2 = ZrO2 + 2C12 (600° C).
6. ZrCl4 + 4Na = Zr + 4NaCl (500° С, вак.),
359
ZrCl4 + 2Mg = Zr + 2MgCl2 (700° C).
7. 3ZrCl4 + Zr = 4ZrCI3 (зел.) [460—500° C, p],
ZrCI4 ------------> ZrCh (черн.) ----------> ZrCI (черн.).
8. ZrCl4 + C12O = ZrCl2Ol + 2C12 (комн., в жидк. CC14).
9. ZrCl4 + 2KC1 = K2[ZrCl6] (500° C, p).
10. 2ZrC14<»<=^ ZrCl3 + [ZrCl5]’<=^ ZrCll+ + [ZrCL]2
718. ZrCl2O — ОКСИД-ДИ ХЛОРИД ЦИРКОНИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде,
значительно меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте.
Кристаллогидрат ZrCI2O 8Н2О имеет строение [Zr4(H2O)i6(OH)8]Cl8 - 12Н2О.
Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом
аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7143, 7172'9
Mt= 178,13; d = 1,91 (кр.);
/11Л = 115° С (разл.); ks = 51,8(М), 85(60).
1. 2ZrCl2O = ZrCl4 + ZrO2 (выше 250° С).
2. ZrCl2O • 8Н2О = ZrCI2O + 8Н2О (115—150° С),
ZrCl2O 8Н2О = ZrO2 + 2НС1 + 7Н2О (выше 300° С).
3. 4ZrCl2O (разб.) + 20Н2О (хол.) = [Zr4(H2O)tfi(OH)8]8+ + 8СГ,
2ZrCl2O + 6Н2О (гор.) = Zr2Cl2O3 5H20l + 2НС1.
4. ZrCl2O + Н2О (пар) = ZrO2 + 2НС1 (выше 300° С).
5. 3ZrCl2O + ЗН2О = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 (в конц. НС1).
6. ZrCl2O + 2NaOH (разб.) = ZrO(OH)2l + 2NaCl,
ZrCl2O + 2(NH3 • H2O) [конц.] = ZrO(OH)2l + 2NH4C1.
7. ZrCI2O + Na2S + 2H2O = ZrO(OH)2l + H2ST + 2NaCI,
ZrChO + Na2CO3 + H2O = ZrO(OH)2l + CO2T + 2NaCl.
8. ZrCl2O + Na4SiO4 + 2HC1 (разб.) = ZrSiO4l + 4NaCI + H2O.
719. Zrl4 — ИОДИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Желто-оранжевый, при умеренном нагревании летучий, при прокаливании
разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами, щелочами, аммиа-
ком при высокой температуре. Получение см. 7129.
Мг = 598,84; d =4,76; /пл = 500° С (р); /субл = 418°С.
1. Zrl4 = Zr + 2I2 (1300—1400° С).
2. Zrl4 + Н2О = ZrI2Ol + 2HI
3. Zrl4 + 4H2SO4 (конц.) = H2[Zr(SO4)2O] + 2121 + 2SO2 + 3H2O.
4. Zrl4 + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)2l + 4NaI + H2O
5. 2ZrI4 + 2NH3 = 2ZrN + 3H2 + 4I2 (1000° C).
360
ГАФНИЙ. КУРЧАТОВИЙ
720. Hf—ГАФНИЙ
Белый, достаточно тяжелый, более твердый, чем цирконий; тугоплавкий, вы-
сококипящий. На воздухе не тускнеет. В виде тонкодисперсного порошка
пирофорен. Устойчив к коррозии в химически агрессивных средах. Не реаги-
рует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами (даже в расплаве), гидра-
том .аммиака. Переводится в раствор концентрированными серной и фторово-
дородной кислотами, «царской водкой». Окисляется кислородом при высокой
температуре (медленнее, чем цирконий), реагирует с галогенами, серой, азотом.
Получение см. 7246, 7261.
Л/г = 178,49; d = 13,29; /пл = 2230° С; /КИ11* 4620° С.
1. Hf + 2Н2О (пар) = HfO2 + 2Н2 (300° С, примесь HfH2).
2. Hf + 4H2SO4 (конц.) = H2[Hf(SO4)2O] + 2SO2T + 3H2O.
3. 3Hf + 6HC1 (конц.) + 4HNO1 (конц.) = [Hf3Ch(OH)6]Cl3 + 4NOT + 2H2O.
4. Hf + 4HF (конц.) + H2O = H2[HfOF4] + 2H2t.
100—350° С
5. Hf + H2 < ----? HfH2 (сер.).
выше 400° С
6. Hf + О2 = HfO2 (700° С).
7. Hf (порошок) + 2Е2 = HfE4 (200 400° С; Е = F, CI).
8. Hf + 2Вг2 = HfBr4 (бел ) [320—350° С].
9. Hf + 212 = НП4 (300—500° С, р).
ш иг S.600 -650° с . 800° С ,
10. Hf--------------> HfS3 (оранж.) ----------> HfS2 (кор.).
11. 2Hf + N2 = 2HfN (кор.) [700—800° С].
721. HfO2 — ОКСИД ГАФНИЯ(1У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Из раство-
ра осаждается желтый гидрат HfO2 • «Н2О, при нагревании переходит в
HfO(OH)2. Химически стойкий, особенно в прокаленном виде. Не реагирует с
хлороводородной и азотной кислотами, щелочами в растворе, гидратом ам-
миака. Разлагается концентрированной серной кислотой, переводится в рас-
твор действием концентрированной фтороводородной кислоты. При высокой
температуре галогенируется, реагирует с гидроксидами типичных металлов.
Восстанавливается углеродом. Получение см. 7201'6, 7221, 7245, 7251’2'4
Мг= 210,49; </ = 9,68; /пл = 2790° С; /кип ~ 5400° С.
1. HfO2 • «Н2О = НЮ(ОН)2 + (л - 1)Н2О
2. HfO2(T) + 2Н2О<=> Hf*v + 4ОН“; рПР25 = 63,94.
3. HfO2 + 2Н2БО4(60%-я) ——> Hf(SO4)2l + 2Н2О.
(140—200° С).
361
4. HfO2 + 4HF (конц.) = H2[HfOF4] + H2O.
5 HfO2 + С (графит) + 2Е2 = HfE4 + СО2
HfO2 + 4HF = HfF4 + 2Н2О
6 HfO2 + 2МОН = M2HfO3 + Н2О
(выше 500° С; Е — С1, Вг),
(500 - 550° С).
(1000 1100° С; М = Na, К)
722. НЮ(ОН)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ГАФНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде.
Из раствора осаждается желтый гидрат НЮ2 лН2О, при нагревании переходит
в HfO(OH)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («ста-
реет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами.
Получение см. 721', 7244, 72567, 7264
М, = 228,50.
1. HfO(OH)2 = HfO2 + Н2О (600 -1000° С).
2. НЮ(ОН)2(Т) + rt2O^z^ Hf,v + 4ОН ; рПР25 = 28,90.
3 HfO(OH)2 + 2НС1 (разб.) = HfCl2O(p) + 2Н2О
4. HfO(OH)2 + 2H2SO4 (60%-я) = Hf(SO4)2l + ЗН2О,
HfO(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Hf(NO3)2O(p) + 2H2O.
5. НЮ(ОН)2 + NaOH (30%-й) + 4H2(\=? Na[Hf(H2O)3(OH)5],
HfO(OH)2 + 2NaOH (40%-й) + H2O<=Z? Na2[Hf(OH)6]
723. HfF4 — ФТОРИД ГАФНИЯ(1¥)
Белый, при нагревании возгоняется. Не растворяется в холодной воде Крис-
таллогидрат HfF4 - ЗН2О имеет строение [НС2(Н2О)бЕ6]Е2. Разлагается горячей
водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. По-
лучение см 7207, 7215, 7249.
Мг = 254.48; <7=7,13; • Гсубл > 970° С;
Гпл * 1020° С (р), рПР25 = 24,52.
1. HfF4 ЗН2О = HfF4 + ЗН2О (80- 100° С, вак.)
2. HfF4 + ЗН2О = HfOF2 2H20l + 2HF (выше 70° С).
3 HfF4 + 2H2SO4 (конц , гор ) + Н2О = H2[Hf(SO4)2O] + 4HFT.
4. HfF4 + Н2О = H2[HfOF4] (в конц. HF)
5. HfF4 + 3MF (конц.) = M3[HfF7] (М = Na+,NH4),
240о с 350 °C 500-600 ° С
(NH4)3[HfF7J - > (NH4)2[HfF6]----------> NH4[HfF5] ---------->HfF4
“NH4F -NH4F -NH3 -HF
6. HfF4 + 4LiF = Li4[HfFK] (900° C),
HfF4 + 2MF = M2[HfF6] (700—900° С; M = K, Rb, Cs).
724. HfCl4 — ХЛОРИД ГАФНИЯ(1¥)
Белый, весьма летучий, плавится под избыточным давлением. Чувствителен к
влаге воздуха («дымит»). Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом
362
аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами,
гафнием Образует хлорокомплексы. Получение см '20,721 , 725 .
Мг = 320,30; Гпл = 435° С (р); /субл = 315° С.
1. HfCI4 ----------> HfCh, HfCl2, HfCl (выше 1700° С)
-Ch
2 HfCl4 (разб.) + Н2О (хол.) = HfCl2O(P) + 2НС1.
3 3HfCl4 + 6Н2О = [Hf3Cl3(OH)fi]Cl3 + 6НС1 (в конц НС1)
4. HfCl4 + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)2l + 4NaCI + Н2О,
HfCl4 + 4(NH3 - H2O) [конц.] = HfO(OH)2l + 4NH4C1 + H2O.
5 HfCl4 + O2 = HfO2 + 2C12 (500° C)
6 HfCl4 + 4Na = Hf + 4NaCI (450 500° С, вак ),
HfCl4 + 2Mg = Hf + 2MgCl2 (650 700° C).
7 3HfCl4 + Hf = 3HfCl3 (зел.) [500° С, p],
,.f ,sno c Hf, 625-800 °C
8 HfCl4 > HfCI2 (черн.) -----------> HfCl (черн )
9. HfCl4 + 4HF(JK) = HfF4 + 4HC1.
10 HfCl4 + 4N2Os = Hf(NO3)4i + 4(NO2)C1 (комн., в жидк. CC14).
11 HfCl4 + C12O = HfCl2Oi + 2C12 (комн., в жидк. CC14)
12. HfCl4 + 2KC1 = K2[HfCl6] (500° C, p).
13. 2HfCl4(xx=> HfCla + [HfCl5]<==> HfCll+ + [HfCI6]2\
725. HfChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД ГАФНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, хуже — в
концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат HfCl2O
• 8Н2О имеет строение [Hf4(H2O)i6(OH)8]Cl8 12Н2О. Реагирует с горячей водой
и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см
7223, 7242’".
Мт = 265,40.
1. 2HfCl2O= HfCl4 + HfO2 (выше 300° С)
2. HfCl2O 8Н2О = HfCl2O + 8Н2О (выше 65° С).
3. 4HfCI2O (разб.) + 20Н2О (хол.) = [НГ4(Н2О)1б(ОН)8Г + 8СГ,
2HfCI2O + 6Н2О (гор.) = Hf2Cl2O3 • 5H2Oi + 2HCI
4 HfCl2O + Н2О (пар) = HfO2 + 2НС1 (выше 300° С)
5 . 3HfCl2O + ЗН2О = [Hf3Cl3(OH)6]Cl3 (в конц. НС1).
6 HfCl2O + 2NaOH (разб.) = HfO(OH)4 + 2NaCl,
HfCl2O + 2(NH3 H2O) (конц.) = HfO(OH)2^ + 2NH4C1
7 HfCl2O + Na2S + 2H2O = HfO(OH)2l + H2S? + 2NaCl,
HfCI2O + Na2CO3 + H2O = HfO(OH)2J- + CO2T + 2NaCl
363
726. НП4 — ИОДИД ГАФНИЯ(1У)
Желто-оранжевый (крупные кристаллы — коричневые), при нагревании летуч,
при прокаливании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами,
щелочами, аммиаком при высокой температуре. Получение см. 720 .
Мг = 686,11; d =5,60; /пл = 449 455° С (р); /субл = 392° С
1. НП4 = Hf + 212 (1100° С).
2. НП4 + Н2О = НП2О1 + 2HI.
3. НП4 + 4H2SO4 (конц.) = H2[Hf(SO4)2O] + 2121 + 2SO2T + ЗН2О.
4 НП4 + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)2l + 4Nal + Н2О.
5. 2НП4 + 2NH3 = 2HfN + ЗН2 + 412 (900—1000° С).
727. Ku — КУРЧАТОВИЙ
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 261 Ku (период полурас-
пада 65 с). Химический аналог Hf; устойчивая степень окисления (+IV). Реаги-
рует с хлором при 300—350° С с образованием КиС14. Летучесть КиС14 и HfCl4
одинакова. Проявляет, как и Hf, высокую способность к образованию в
растворе анионных комплексов. Другие химические свойства не изучены. В
микроколичествах Ku синтезирован при бомбардировке Pu, Cm, Вк или Cf
ядрами Ne, С, N или О на ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК присвоила
элементу 104 название дубний и символ Db.
Мг = 261,109.
ЭЛЕМЕНТЫ VE-ГРУППЫ
ВАНАДИЙ
728. V — ВАНАДИЙ
Светло-серый металл; ковкий (в присутствии VN и VC — очень твердый и
хрупкий), тугоплавкий. Не тускнеет во влажном воздухе. В виде тонкодисперс-
ного порошка пирофорен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. В растворе катион V2+ имеет фиолетовую окрас-
ку, Vй — сине-зеленую, VO2+ — синюю и VOj — красную. Реагирует с кон-
центрированными серной и азо гной кислотами, «царской водкой» фтороводо-
родной кислотой, водородом, кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфо-
ром, углеродом, аммиаком. Промышленно важен сплав с железом —
феррованадий (35—80% V). Получение см 72910, 736к, 740
Мг = 50,942; d = 5,96—6,12; /пл = 1920° С; ?кнп = 3450° С
1. V + ЗН25О4(конц., гор.) = (VO)SO4 + 2SO2 + ЗН2О.
2. V + 6HNO3(kohu„ гор.) = (VO2)NO3 + 5NO2 + ЗН2О.
3. 3V + 12НС1(конц.) + 4НМО3(конц.) = 3VC1^) 1 + 4NOT + 8H2O
4. 2V + 12НГ(конц., гор.) = 2H3(VF6] + 3H2t.
364
5 4V + 4NaOH + 5О2 = 4NaVO3 + 2Н2О 4V + 12NaOH + 5О2 = 4Na3VO4 + 6Н2О до 500° С (500 650° C), (750—900° C).
6. 2V + Н2 < —2VH (сер ). выше 900° С кг/
7. 4У(порошок) + 5О2 = 2V2Os (400 - 500° C).
8. 2V + 5F2 = 2VF5 (300° C, p),
У(порошок) + 2С12 = УС14 (200—350° С, ток Cl2).
9. V —Вг? > УВг2(кор ), УВг3(черн ) [400—600° C],
V —-1-—> a-VI2 (черн.), Р-У12(красн ), У13(черн ) [300—500° C]
10 У(порошок) > VS, VS2, V2S3,V(S2 h (400—1000° C)
И. 2V + N2 = 2VN (900—1350° C),
V + VN = V2N (1100—1400° C).
12. Р(красн.) V —— —* VP, VP2, V2P, V3P (500—550° C)
С(графит)
13 V > VC, V2C (1300° C).
14. 2V + 2NH3 = 2VN + 3H2 (900—1350° C).
729. V2O5 — ОКСИД ВАНАДИЯ(У)
Навахоит и алаиг (гидраты). Оранжевый аморфный порошок или красно-ко-
ричневые кристаллы. Перегоняется с водяным паром. При нагревании плавит -
ся и разлагается Очень мало реагирует с водой. Из раствора осаждается
желтый гидрат V2O5 лН2О (/7=1,2, 3). В особых условиях образует коллоид-
ный раствор. Проявляет амфотерные свойства (кислотные свойства преобла-
дают): реагирует с кислотами, щелочами Реагирует с типичными восстанови-
телями в водной среде, восстанавливается водородом, кальцием и углеродом
при высокой температуре. Получение см 728 , 730 \ 7321 ’3
Л/г = 181,88; d = 3,357; tпл = 690° С; /Кип = 1800° С (р); /с, = 0,07(25 ,(Ю).
1. 2V2O5 = 4УО2 + О2 (700 - 1250° С, примесь V6Oi3).
2. 5V2O5(t) + 7Н2О <—H2V10O28 + 4Н3О+ (идет в малой степени).
3 V2O5 + 2Н2О(пар) = H4V2O7(r) (100° С).
4 V2O5 + 6НС1(конц) = 2(VO)Ch + CI2T + ЗН2О (кип )
5. 2V2O5 + 4H2SO4(kohh.) —> 4(VO)SO4 + 4Н2О + О2Т (кип),
V2O5 + 2HNO3(kohu.) = 2(VO2)NO3 + Н2О
6 V2O5 + 6МОН(Ю%-й) = 2M3VO4 + ЗН2О (М = Na К),
V2O5 + 2(NH3 Н2О)[конц] = 2NH4VO3 + Н2О
7. V2O5 + Na2CO3(KOHu.) = 2NaVO3 + СО2Т (кип).
8. V2O5 + 2Н2 = V2O3 + 2Н2О (400—500° С).
9. V2O5 + 5Са = 2V + 5СаО (950° С)
365
10 V2O5 + Fe2O3 + 8С(кокс) = 2(У, Fe) + 8СО (1000° С),
феррованадий
11. V2O5 + ЗС(кокс) + 6CI2 = 2VCUO + ЗСС12О (300-350° С).
12. V2O5 + ЗН28О4(разб.) + S = + SOzt + ЗН2О (кип.)
13 V2O5 + 10НС1(разб.)--агек-пх»1”?.> 2УС1з(катод) + 2С12?(анод) + 5НгО.
730. (VO)SO4 - СУЛЬФАТ ВАНАДИЛА
Синий, термически неустойчивый. В виде кристаллогидрата хорошо (но
медленно) растворяется в воде, после кипячения в концентрированной сер-
ной кислоте становится зеленым и практически нерастворимым в воде Ион
VO2+ в растворе имеет строение [У(НгО)5О]2+ Разлагается концентрирован-
ной азотной кислотой, щелочами. Восстанавливается цинком в кислотной
среде, окисляется перманганатом калия. Получение см. 7281, 7295, 7327.
Mr = 163,00; d = 2,21 (кр); ks = 112,75<22>.
1. 2(VO)SO4 = V2O5 + SO2 + SO3 (520-530° С).
2. (VO)SO4 ЗН2О(гол.) = (VO)SOu + ЗН2О (260-280° С).
3. (VO)SO4 + 5НгО = [У(Н20)5О]2Дсин.) + SO4 ',
[У(Н2О)5О]2+ + Н2О [У(Н2О)4О(ОП)]+ + НзО- рА; = 2 65.
4 (VO)SO4 + 2НГЮз(конц) = (УО2)Г4Оз + NO2 + H2SO4.
5. (VO)SO4 + 2NaOH(pa36.) = VO(OH)2I + Na2SO4.
6 (VO)SO4 + 4НС1(разб.) + H°(Zn) ------—> VCh + H2SO4 + HCI + H2O
7. 10(VO)SO4(kohu.) + 2KMnO4 + 7H2O = 5V2O5I + 2MnSO4 + 7H2SO4 +
+ K2SO, эласгрол», (КИП., В разб. H2SO4).
8 (V0)S0.[H2SO4(kohu )] .o2t(aHOB) н22 H(V(SO4)2], У8О4(катод)
731. NaVO3 - МЕТАВАНАДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде, бесцветный
ион VO3 в растворе тримерен (У.О^ ), раствор быстро желтеет из-за раз-
ложения. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Реагирует с перокси-
дом водорода. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7285, 7297 , 7325,
7333.
Л/г =121,93; d= 2,79(кр); /Пл = 630°С; ks = 21 ,1(25), 38 8<75).
1. NaVO3 • 2НгО = NaVO3 + 2НзО (300-400° С)
2 ЗКаУОз(разб ) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ +- ,
5V3O^ ' + ЗН2О -----frSP0 > HV10O^ (желт.) + 5HVO* ’.
3 10NaVO3(pa36) + 2H2SO4(pa36 ) = NaeVioOze + 2Na2SO4 + 2HzO,
2NaVO3(KOHu.) + 2H2SO4(kohu.) = У2О5! + 2NaHSO4 + H2O
4. 2NaVO3 + NaOH(pa36.) = Na3HV2O7,
NaVOsGiacbim) + 2NaOH(Konn.) = МазУОД + НгО.
5. NaVO3 + NH4CI(kohh.) = 1ЧН4УОз>1 + NaCI
366
6. NaVO3 + 2Н2О2(конц.) +HNO3(kohu.) = H3[VO2(O^’h] (желт.) + NaNO3 +
+ H2O.
732. NH4VO3 —МЕТАВАНАДАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, раствор бы-
стро желтеет. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кислотами, щело-
чами. Восстанавливается водородом, гидросульфитом аммония. Получение см.
7296, 7315.
Л/г= 116,98; с? = 2,326; = 0,52(15), 1,6(5П).
1. 2N Н4 VO3 = V2O5 + 2NH3 + Н2О
(50—150° С, вак.; 500—550° С. на воздухе).
2. 3NH4VO3(pa36.) = 3NH; + V3O^ ,
5V3Oj +3H2O HV10O^’ (желт.) + 5 HVOj’
3. 2NH4VO3 + 2НС1(разб.) = V2O5i + 2NH4CI + H2O,
2NH4VO3 + 2НС1(конц.) + (n - 1)H2O = V2O5 «Н2О (коллоид) + 2NH4C1.
4. NH4VO3 + 3NaOH(KOHu.) = Na3VO4 + NH3T + 2H2O (кип.).
5. 2NH4VO3 + M2CO3 (конц.) = 2MVO3 + 2NH3 ? + CO2? + H2O
(кип.; M = Na. K).
6. 2NH4VO3 + 2H2 = V2O3 + 2NH3 + 3H2O (700—750° C).
7. 4NH4VO3 + 2NH4HSO3 + 5Н2БО4(разб.) = 4(VO)SO4 + 3(NH4)2SO4 + 6H2O
(кип.).
8. NH4VO3 + 2NH4HS + 2H2S = (NH4)3[VS4] (фиол.) + 3H2O
(в разб. NH3 - H2O).
9. 12NH4VO3 + Н3РО4(конц.) + 5НС1(разб.) = (NH4)7[PV12O36] + 5NH4C1 +
+ 4H2O.
733. Na3VO4 — ОРТОВАНАДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гид-
ролиз по аниону). Разлагается кипящей водой, сильными кислотами Восста-
навливается цинком в кислотной среде, реагирует с пероксидом водорода.
Получение см. 7285, 7296, 7314, 7324
Мг= 183,91; /пл = 866° С; к, = 22,17(25).
1. Na3VO4 - 10Н2О = Na3VO4 + 10Н2О
2. Na3VO4(pa36.) + 12Н2О (хол.) = 3[Na(H2O)4]+ + VO3/ ,
a) VO34“ + Н2О <=> HVOj’ + ОН’; рХо = 2,87,
(выше 300° С).
HVO* + Н2О <=* H2VO; + ОН ; рХо = 5,05;
б) 2HVO^’^=> HV2O^ + OH’.
3. Na3VO4 + Н2О = NaVO3 + 2NaOH (кип).
4. 10Na3VO4(pa36.) + 12Н2БО4(разб.) = №бУ|0О2к(оранж.) + l2Na2SO4 + 12Н2О,
2Na3VO4(Konu.) + 6H2SO4(kohu.) = V2Os I + 6NaHSO4 + 3H2O.
367
5. 2№3УО4(насыщ) + 2HC1O4(4 M) = Na4V2O7i + 2NaClO4 + H2O (0° С).
6. 2Na3VO4 + 6H2SO4 + Zn —I—* 2(VO)SO4 + 3Na2SO4 + ZnSO4 + 6H2O
7 Na3VO4 + 4Н2О2(конц ) = Na3[V(O2~)4] (сине-фиол.) + 4H2O
8 2Na3VO4 + 6H2O зиек1ропи3 > 2V(OH)3I (катод) + О2?(анод) + 6NaOH
(в атмосфере N 2)
734. VFs —ФТОРИД ВАНАДИЯ(У)
Белое твердое вещество, бесцветная вязкая жидкость. Легкоплавкий, низкоки-
пящий Энергично реагирует с водой, щелочами. Образует фторокомплексы
Получение см. 728й.
Мг = 145,93 d(T}= 2,177; /т=19,5°С; /кип = 47,9° С.
1. VF5 + Н2О(влага) = УОР3(желт.) + 2HF.
2. 2VF5 + 5Н2О = V2O5I + 10HF.
3. VFS + 2Н2О = H[V(OH)2F4]? + HF (0° С, в конц HF)
4. 2VF5 + 1 ONaOH(pa36 ) = V2O5I + IONaF + 5H2O.
5. VF5(x) + MF = M[VF6] (M = К Ag)
6. VFs(x) <=> VF4 + (VFfi]-.
735. VCI2 — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(П)
Светло-зеленый (крупные кристаллы — черные), менее гигроскопичен, чем
VC13 и VC14. Термически устойчивый Хорошо растворяется в ледяной воде,
разлагается в кислотной среде Кристаллогидратов не образует Реагирует со
щелочами Очень сильный восстановитель Образует хлоро ко мп лексы Полу-
чение см. 7361*7’", 737й.
Мг = 121,85; <7= 3 09; U,» 1350° С
1 УС12 + 6Н2О = [У(Н2О)б] +(фиол.) + 20 (0° С, в атмосфере N2),
[V(H2O)6]2+ + Н2О [V(H2O)5OH]+ + Н3О+ рХк = 6 46
2. 2VC12 + 2НС1(разб.) —> 2УС13 + Н2Т (20—80° С).
3. УС12 + H2SO4(kohh.) = (VO)C12 + SO2T + Н2О,
VC12 + 3HNO3(kohu.) = (VO2)C1 + 3NO2T + H2O + HCI.
4. VCI2 + 2NaOH(pa36 ) = VfOHh'I'Ocop.) + 2NaCl (0° С в атмосфере N2).
5. VC12 + H2O + 2AgNO3 = (VO)C12 + 2Agi + 2HNO3
6. VC12 + MCI = M[VC13J (при сплавлении: M = К ТГ.МНд),
VC12 + 2МС1 = М2[УС14] (при сплавлении; М = К, Cs)
736. VCI3 — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(Ш)
Фиолетовый, нелетучий. Плохо растворяется в воде, лучше — в подкисленной
воде. Зеленый кристалле! идрат VCI3 6Н2О имеет строение [V(H2O)4C12]C1
• 2Н2О Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, гидратом ам-
368
миака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Образует хлорокомплск-
сы. Получение см. 72913, 7371’7,9
Мт = 157,30; J=2,87.
1. 2VC13 = VC12 + VC14
2VCI3 = 2VCI2 + Cl2
(400 500° С, в гоке N2),
(500—800° С, в атмосфере N2).
2. VCI3 • 6Н2О(зел.)Ф< г* УС1з(насыщ.) + 6Н2О
3. VCI3 + 6Н2О = [У(Н2О)6]3+ + ЗСГ
(0° С. в атмосфере НС1).
(в 4 М НС1О4),
[У(Н2О)6]3+(разб.) + Н2О [V(H2O)5(OH)]2+ (кор.) + НзО+; р^к = 2,92,
2[У(Н2О)5(ОН)]2+ <=> [V2(H20)ioO]4+(koP.) + Н2О.
4. VCI3 + 4Н2О = [V(H2O)4CI2]+ + СГ (в конц. НС1).
5. 2VCh + H2SO4(kohu.) = 2(УО)С12 + SO2 + 2НС1,
VCI3 + 2HNO3(kohu., гор.) = (VO2)C1 + 2NO2 + 2HCI.
6. VCh + 3NaOH(pa36.) = V(OH)3I + 3NaCl,
VCh + 3(NH3 • Н2О)[конц.1 ——> VO(OH)l + 3NH4C1 + H2O (кип.).
7. VCI3 + H°(Zn, разб. HCI) ——> VC12 + HCI,
2VCI3 + H2 = 2VCI2 + 2HC1 (400° C),
2VCh + 3H2 = 2V + 6HC1 (выше 900° C).
8. VCh ——> К[УСЦ]. К3[УС1б1. K2[V2CI9] (800° С).
9. 2УС1з + 12СО + 4Mg = Mg[V(CO)6]2i + 3MgCI2 (135° С, р. в пиридине),
Mg[V(CO)fi]2 + 2HC1 = [V(CO)6] + MgCI2 + н2Т (комн., в эфире).
10. VCh + 3Na(C5H5) = [У(С5Н5)2] + 3NaCl + C5H§ (кип. в Диоксане).
(в разб. HCI).
2VC13 3neKTpo'™3> 2УС12(катод) + С12Т(анод)
737. VC14 — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(1У)
Темно-красная жидкость, вязкая, тяжелая, летучая. Разлагается при нагрева-
нии, на свету, во влажном воздухе («дымит»). В особых условиях получен
твердый коричневый димер V2Ch со строением VCl^VCls] (rn-t = 260° С). Нс
смешивается с ледяной водой. Реагирует с горячей водой, концентрированны-
ми кислотами, щелочами, фтороводородом. Восстанавливается водородом.
Образует хлорокомплексы. Получение см. 7283’8, 7361, 7394
Мг = 192,75; d = 1,83(20); tm = -20,5° С; гКи„ = 153° С (разл.).
1. 2VCU = 2VCU + С12
2. VC14 + Н2О(влага) = (VO)C12 + 2HCI.
3. VCI4 + 8Н2О(гор.) = [V(H2O)5O]2+(chh.) + 4СГ + 2Н3О+.
4. VCh + 2НС1(конц.) = Н2[УС1б](Р)(кор.).
5. УС14 + HNO3(kohu.) + Н2О = (VO2)CI + NO2 + 3HCI.
(153—170° С).
369
6 VC14 + 4NaOH(pa36 ) = VO(OH)4 + 4NaCI + H2O
7. VC14 + H°(Zn, конц. HCI) —I—> VC13 + HCI.
8 VC14 + H2 = VC12 + 2HC1 (500—600° C)
9 3VC14 + V = 4VC13 (320—400° C).
10. VCU + 2MC1 = М2[УС16](красн) [400° С; M = K, Rb, Cs]
11 усЦж) <=? vci; + [vci5]_.
738 VCI3O — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ВАНАДИЯ
Желтая (с оранжевым оттенком) жидкость, тяжелая, летучая. Разлагается во
влажном воздухе. Реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанав-
ливается водородом, цинком Соединение VCU неизвестно Получение см
729", 7391
Мг = 173,30; d= 1,839(2П); гпл = -77°С; гкнп =+126,7° С.
1. 2VChO + ЗН2О(хол.) = У2О5Ф + 6НС1,
2УС1зО(суспензия) = 2(VO)CI2 + С12Т (кип )
2 VChO + Н2О = (VO2)C1 + 2НС1 (в конц. HNO3)
3. 2VCI3O + 6NaOH(pa36.) = V2O5 i + 6NaCl + 3H2O
4 2VCI3O + 8(NH3 Н2О)[конц ] = 2NH4VO3i + 6NH4CI + 4H2O
5 VChO + H2 = У(С1)О + 2HC1 (500° С)
6 2VC13O + Zn = 2(VO)C12 + ZnCI2 (400° C, p)
739. (VO2)C1 — ХЛОРИД ДИОКСОВАНАДИЯ(У)
Оранжево-красный, очень гигроскопичный. Ион УО2 устойчив только в силь-
нокислотной среде Реакционноспособный; разлагается водой и щелочами,
реагирует с пероксидом водорода. Сильный окислитель. Получение см. 7382.
Л/, = 118,39; <'/=2 29
1. 3(VO2)C1 = V2O5 + VChO (150° С).
2 (VO2)C1 + «Н2О = [У(Н2О)ЛО2]+ + Cl (в 1 М НС1О4)
3 10(VO2)Cl + 8Н2О = НбУц)О28 + I0HC1 (вразб HCI),
Н6У юО2н + 4Н2О - Н2 Vl0O28 + 41 hO (разбавление),
Н2У10О<8 + Н2О HVI0Oj8 + Н3О+.
HVI0O28 + Н2О ^-"3? У10О28 (оранж ) + Н3О+.
4 2(УО2)С1 + 8НС1(конц., хол.) = 2УС14(ж)1 + С12Т + 4Н?О,
2(VO2)CI + 4НС1(конц.) = 2(УО)С12 + С12 Т + 2Н2О (кип )
5. 2(УО2)С1 + 2NaOH(pa36.) = У2О5Ф + 2NaCI + Н2О.
6 (VO2)C1 + НСЦразб.) + H"(Zn) ——> (VO)C12 + Н2О
7. 2(УО2)С1 + 4НС1(разб ) + 2KI = 2(УО)С12 + 14 + 2Н2О + 2КС1.
8. 2(УО2)С1 + 2НС1(разб.) + H2S = 2(VO)CI2 + Si + 2Н2О,
370
2(УО2)С1 + 2НС1(разб) + S02 = 2(VO)CI2 + H2SO4
9 2(VO2)C1 + 2(NH3OH)C1 = 2(VO)CI2 + N2? + 4H2O (в разб HCI)
10. (VO2)C1 + H2O2 + (n - l)H2O = [V(H2O)„O(C>2-)]C1 (красно-кор )
[в разб HCI],
740. |V(CO)6] — ГЕКСАКАРБОНИЛВАНАДИЙ
Черный с синевато-зеленым оттенком, летучий, при нагревании разлагается.
Не реагирует с водой. Растворяется в эфире (образуется оранжевый неустойчи-
вый раствор). Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, ре-
агирует с водородом, щелочными металлами, иодом. Получение см. 736
Mt = 219,00.
I. [У(СО)б] - V + 6СО (60—70° С, в атмосфере N2).
2. [V(CO)6] + 3H2SO4(kohu., гор ) = (VO)SO4 + 2SO2 + 3H2O + 6COT.
3. 4[V(CO)6] + 17О2 = 2V2O5 + 24СО2 (150—200° С).
4. 2[У(СО)б] + 3I2 = 2У13 + 12СО? (кип., в эфире)
5. 2[У(СО)б] + Н2 <=> 2[У(СО)6Н] (0° С, р, в эфире)
6 [У(СО)б] + М = М[У(СО)б] (комн., в тетрагидрофуране; М = Na, К).
НИОБИЙ
741. Nb —НИОБИЙ
Светло-серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии NbH)
тугоплавкий, высококипящии коррозионно-стойкий. При нагревании на воз-
духе покрывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой, разбав-
ленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концент-
рированных серной и азотной кислотах Реагирует с концентрированной фто-
роводородной кислотой (быстрее в присутствии азотной кислоты),
щелочами при кипячении Окисляе1ся кислородом, галогенами. Реагирует с
водородом Промышленно важен сплав с железом — феррониобий (14—66%
Nb, может содержать до 9% Та) Получение см. 74210, 7446 745 6
Мг = 92,906; 4= 8,560; tm = 2470° С; Un = 4927° С.
1. 2Nb + 12HF(kohu.) —► 2H[NbF6] + 5Н2Т
2. 3Nb + 18HF(kohu.) + 5HNO3(kohu.) = 3H[NbF6] + 5NO + 10H2O.
3. 2Nb(nopouuoK) + 2NbOH(kohu ) + 4H2O = 2(NaNb)O3X + 5H2t (кип).
4 4Nb + 4NaOH + 5O2 = 4(NaNb)O3 + 2H2O (450—600° C),
4Nb + 12NaOH + 5O2 = 4Na3NbO4 + 6H2O (500—700° C)
20—400° C
5. 2Nb + H2 c ,n<> 2NbH,
500—1000° C
Nb + H2 = NbH2 (350° C,p)
371
6 4Nb + 5O2 = 2Nb2O5
7. 2Nb + 5E2 = 2NbE5
(выше 500° C)
(20—100° С E = F; 100—200° С, E = Cl)
742. Nb2O5 — ОКСИД НИОБИЯ(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становился
химически пассивным. Не реалируст с водой, пептизируется разбавленной
хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Nb2Os «Н2О,
более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фюроводород-
ной кислотой, щелочами, реагирует с карбонатами щелочных металлов при
спекании. Восстанавливается водородом (в отличие oTTa2Os) Легко хлориру-
ется Получение см. 7416, 7432, 744
Mt = 265,81; d =4 47 5,29. 4 3(кр);. U = 1490—1500° С
1. Nb2O5 > NbO„(T.-CHH.) [800—1000° С, вак.; 2,4 < п < 2,5].
2 bJb2C>5 лН2О = Nb2Os + «Н2О (выше 500° С)
3 Nb2Os(T) + ЗН2О <=♦ 2NbO3 + 2Н3О+; рПР25 = 20,14
4 . Nb2O5 + 1 2HF(koiih.) = H2[NbF7] + H2[NbOF5] + 4H2O.
5 Nb2O5 + 6HF(25%-a, хол.) + 4K(HF2)(T) = 2K2[NbF7] + 5H2O.
1\аОН(конц.)
6 Nb2°5(r> «"нецразб) ' [Nb6°iyl*’’ [Nb4O|2(OH)4]8-.
7 . Nb2O5 + M2CO3 = 2(MNb)O3 + CO2 (800° С, вак.; M = Li, Na)
8 . Nb2O5 + H2 = 2NbO2(cHH ) + H2O (800—1000° C)
9 Nb2O5 + 5C(kokc) + 5C12= 2NbCl5 + 5CO (600—900° C).
10 2Nb2O3 _злектропиз > 4МЬ1(катод) + 5О2Т(анод) [в расплаве KF].
743 NbFs —ФТОРИД НИОБИЯ(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Реагирует с
водой разлагается разбавленными кислотами, щелочами. Образует фтороком-
плексы. Получение см. 741 , 744
Мг = 187,90; d = 3,293; /ил = 79,5° С; Гкип = 234,5° С.
I NbFs + Н2О(влага) = NbOF3 + 2HF,
NbF5 + ЗН2О(хол.) = [NbOF5]2" + 2Н3О+.
2 . 2NbF3 + 5Н2О = Nb2Os4- + 10HF (кип. или в разб. H2SO4).
3 NbFs + 2КОН(разб ) = K2[NbOF5] + Н2О.
4 NbFs + 2HF(kohu ) = H2[NbF2],
NbFs + 2KF(kohu ) = K2[NbF7] (в 25%-й HF)
744. NbCIs — ХЛОРИД НИОБИЯ(У)
Светло желтый (почти белый), при нагревании становится темно-желтым. Лег-
коплавкий. низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воз-
372
духа Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте
Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кислородом. Восстанавливается
натрием Образует хлорокомплексы Получение см 7417, 742
Мг = 270,17; <7=2,75; тпл = 204,7° С; /кип = 247.4° С.
1 NbCh + Н2О(влага) = МЬС13О(бел ) + 2НС1
2NbCl5 + 5Н2О = Nb2O5l + 10НС1.
2. NbCls + 6КаОН(конц.) = (NaNb)O3i + 5NaCl + 3H2O.
3 NbCls + 5HF(X) = NbFs + 5HClT (кип )
4 2NbCI5 + O2 = 2NbCl3O + 2C12 (150° C)
5. 4NbCl5 + Nb = 5NbCl4 (300° C, p).
6. NbCb + 5Na = Nb + 5NaCl (450° C)
7. NbC^) + MCI = M[NbCI6] (M = Na+, K+, Rb\ Cs+.NHJ)
745. K2|NbF7] — ГЕПТАФТОРОНИОБАТ(У) КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Умеренно рас-
творяется в воде (изменение состава аниона), хорошо — в разбавленной фто-
роводородной кислоте. Из концентрированной фтороводородной кислоты
осаждается K2[NbF7], из раствора на холоду — продукт гидролиза по аниону
K2[NbOFs], Разлагается серной кислотой Восстанавливается натрием Получе-
ние см. 742 .
Mr = 304 09; ks = 8(U!), 8 3(25).
1 K2[NbF7] + Н2О = K2[NbOF5] + 2HF
2 K2[NbF7] + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [NbF7]2' (в 10%-й HF)
3. K2[NbF7] + HF(40%-k) = K[NbFfi] + K(HF2).
4 2K2[NbF7] + 2H2SO4 (разб ) + 5H2O = Nb2Os^ + 2K2SO4 + 14HF
5. K2[NbF7] + 5Na = Nb + 2KF + 5NaF (1100°C)
6. 2K2[NbF7] электР°лиз> 2Nb>L(катод) + 5Р2Т(анод) + 4KF (в расплаве KF)
ТАНТАЛ. НИЛЬСБОРИЙ
746. Та —ТАНТАЛ
Серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии ТаН), тугоплав-
кий, высококипящий, коррозионно-стойкий При нагревании на воздухе по-
крывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой разбавленными
кислотами и щелочами гидратом аммиака. Медленно реагирует с концентри-
рованной фтороводородной кислотой (быстрее — в присутствии азотной кис-
лоты), концентрированными щелочами при кипячении. Окисляется кислоро-
дом, галогенами. Реагирует с водородом Входит в состав промышленно
важного сплава ниобия с железом (содержит до 9% Та) Получение см. 7494,
7507’8.
Мт = 180,948; d = 16,60; /пл = 3010° С; гкип = 5425° С.
373
1. 2Та + 16HF(kohu.) —х—> 2H3[TaF8] + 5H2t.
2. ЗТа + 21HF(kohu.) + 5HNO3(kohu) = 3H2[TaF7] + 5NOT + ЮН2О.
3. 2Та + 2NaOH(KOHU.) + 4Н2О —-—> 2(NaTa)O3i + 5Н2Т (кип ).
4. 4Та + 2NaOH + 5О2 = 4(NaTa)O3 + 2Н2О (500° С),
4Та + 12NaOH + 5О2 = 4Na3TaO4 + 6Н2О (500 600° С).
20—400е С
5. 2Та + Н2 2ТаН.
500^-1000° С
6. 4Та + 5О2 = 2Та2С>5 (выше 600° С).
7. 2Та + 5Е2 = 2ТаЕ5 (20—100° С, Е = F; 170 250° С, Е = CI).
747. Та2О5 — ОКСИД ТАНТАЛА(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится
химически пассивным. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной
хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Ta2Os • лН2О,
более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводород-
ной кислотой, щелочами, аммиаком при нагревании. Восстанавливается угле-
родом, но не восстанавливается водородом (в отличие от Nb2Os) Легко хлори-
руется. Получение см. 7466, 7491, 750 .
Мт = 441,89; d = 8,235; = 1890° С.
1. Ta2Os • «Н2О = Ta2Os + иН2О (выше 600° С).
2. Ta2Os + 14НР(конц.) = 2Н2[ГаР7] + 5Н2О.
3. Та2О5 + 6НЕ(конц., хол.) + 4K(HF2)(t) = 2K2[TaF7]l + 5Н2О.
№ОН(конц.)
5. Ta2O5 + 2NaOH = 2(NaTa)O3 + H2O (500° C).
6. Ta2O5 + 5C(kokc) + 10Cl2 = 2TaCI5 + 5CCI2O (300—350° C),
2Ta2O5 + 10CI2 = 4TaCls + 5O2 (выше 1000° C).
7. Ta2O5 + 10HC1 = 2TaCl5 + 5H2O (выше 1000° C).
748. TaFs — ФТОРИД ТАНТАЛА(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Плохо раство-
ряется в концентрированных азотной и серной кислотах. Реагирует с водой,
разлагается разбавленными кислотами, щелочами. Образует фторокомплексы.
Получение см. 7467, 7493.
Мг = 275,94; d=4,74; Гпл = 96,8° С; /Кип = 229,5° С.
1. TaFs + ЗН2О = [TaOFs]2’ + 2Н3О+.
2. 2TaFs + 5Н2О = Ta2Osi + 10HF (в разб. H2SO4).
3. TaFs + 2КОН(разб.) = K2[TaOF5] + Н2О
4. TaFs + 3HF(kohu.) = H3[TaF8].
374
5 TaF5 + ЗКР'разб.) + H2O = Кз[ТаОРб] + 2HF
TaFs + 2KF(kohli ) = K2[TaF7]
(в разб. HF),
(в конц HF)
749. TaCls —ХЛОРИД TAHTAJIA(V)
Белый, легкоплавкий низкокипяший, термически устойчивый. Чувствителен к
влаге воздуха Хорошо растворяется в концензрированной хлороводородной
кислоте Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается
типичными металлами, танталом. Образует хлорокомплсксы. Получение см.
7467, 7476’7
Мг = 358,21, б/=3,68; /Ш1 = 216,2°С; /кип = 239° С
1. 2ТаС15 + 5Н2О = Ta2O5i + 10НС1.
2 TaCls + 6NbOH(kohu ) - (НаТа)Оз1+ 5NaCl + ЗН2О
3 TaCls + 5HF(X) = TaF5 + 5HC1T (кип )
4. 4TaCI$ + Та = 5ТаС14(кор.) [280 - 290° С],
ЗТаС15 + А1 = А1С13 + ЗТаС14 (200—400° С),
2TaCls + 5Mg = 2Та + 5MgCl2 (750° С)
5. ТаС15<ж) + MCI = М[ТаС1б] (М = Na*. К*, Rb*, Cs* NHJ)
750. K2|TaF7] — ГЕПТАФТОРОТАНТАЛ AT(V) КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха Очень плохо
растворяется в воде (изменение состава аниона), еще хуже — в разбавленном
растворе фторида калия Перекристаллизуется из концентрированной фторо-
водородной кислоты Разлагается кипящей водой с образованием осадка
K4Ta4OfiF 2 (соль Мариньяка эквимолярная смесь K2fTaF7], K2[TaOFs] и
Ta2Os) Реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается натрием Полу-
чение см. 747 , 7485.
М, = 392 13 /пл = 775° С; к., = 0 5(15)
1. K2[TaF7](T) + 14Н2О <=> [TaOF6]' + 2[К(Н2О)6]* + Н3О* + HF.
2. 4K2[TaF7] + 6Н2О = K4Ta4O6F|2J, + 4KF + 12HF (кип).
3 2K2[TaF7] + 2Н25О4(разб ) + 5Н2О = Ta2O5i + 2K2SO4 + I4HF
4. 2K2[TaF7] + ЮКОН = Ta2O5l + 14KF + 5Н2О.
5. K2[TaF7] + НР(45%-я) = K[TaF6] + K(HF2).
6 K2[TaF7](T) + KF(kohh ) Кз[ГаРк](Р),
Кз[ТаРц](р) + H2O < > Кз[ТаОРб] + 2HF (разбавление).
7. K2[TaF7] + 5Na = Та + 5NaF + 2KF (1100° С).
8 2K2[TaF7] -элек1р0Л1П> 2Та1(катод) + 5Р2Т(анод) + 4KF (в расплаве КF).
751. Ns — НИЛЬСБОРИЙ
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп Ns (период полурас-
пада 34 с) Химический аналог Та характерная степень окисления (+ V)
375
Летучесть NsEs и TaEs (Е = Cl, Br) одинакова. Другие химические свойства не
изучены. В микроколичествах Ns синтезирован при бомбардировке Ат или Cf
ядрами Ne или N на ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК присвоила
элементам 105—109 следующие названия и символы: 105 — жояиотий Л,
106—резерфордий Rf, 107 — борий Bh, 108 — ганий Нп, 109 — мейтнерий
Mt.
Mt = 262,114.
ЭЛЕМЕНТЫ У1Б-ГРУППЫ
ХРОМ
752. Сг — ХРОМ
Серый металл; очень твердый, ковкий (технический продукт — хрупкий), туго-
плавкий. На воздухе покрыт очень тонкой оксидной пленкой. Не реагирует с
холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентриро-
ванной азотной кислоте и «царской водке». Реагирует с разбавленными хлоро-
водородной и серной кислотами, расплавами КСЮз и KNO3. Медленно окис-
ляется кислородом воздуха при нагревании, быстро — галогенами. Реагирует
, с серой, азотом. Промышленно важен сплав с железом — феррохром (60—85%
Сг). Получение см. 7537, 7557, 758", 76614, 771'.
Mt- 51,996; d= 7,140; гПл=1890°С; /кип = 2680° С.
1. 2Сг + ЗН2О(пар)= Сг2Оз + ЗН2 (600—700° С)
2. Сг + 2НС1(разб.) + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12] + Н2?,
Сг + 2НС1 = СгС12 + Н2 (1150-1200° С)
3. Сг + Н28О4(разб.) = CrSO4 + Н2Т.
4. 4Сг(порошок) + ЗО2 —-—> 2Сг2Оз
5. 2Cr(Hg) + О2 —~—> 2СгО(черн.)
ЗСгО = Сг2Оз + Сг
6. Сг + 2F2 = CrF4
7. ЗСг + 8F2 = 2CrF5 + CrF6
8. 2Сг(порошок) + 3E2 = 2СгЕз
9. 2Cr + 3I2 = 2Сг!з(черн.)
Сг + I2 = Сг12(красн.)
10. Cr S’T > CrS, Cr2S3
11. Cr + N2 = 2СгН(черн.)
12. 2Cr + КСЮз = Сг2Оз + KC1
2Cr + 3KNO3 = Сг2Оз + 3KNO2
(600° C).
[30—50° C],
(выше 700° C).
(350 500° С, примесь CrFs).
(400° С, p, охлаждение до 150° С).
(1100—1200° С; Е = Cl, Вт).
[до 475° С],
[700° С].
(1000° С).
[800—900° С].
(500—700° С),
(400—550° С).
753. Сг2Оз — ОКСИД XPOMA(llI)
Эсколаит. Темно-зеленый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует
с водой Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами в расгво-
376
ре, гидратом аммиака Проявляет амфотерные свойства при высокой темпера-
туре; реагирует со щелочами, дисульфатом калия. Восстанавливается типичны-
ми металлами в жестких условиях, реагирует с сильными окислителями. Полу-
чение см. 7521-412, 7571, 761", 7621, 7682 * *Л
Мт =151,99; </=5,21; tn„ = 2340° С; /КИП« 3000°С.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Сг2Оз(т) + 15Н2О <=> 2[Сг(Н2О)6]3+ +6ОН"; рПР25 = 73,57
Сг2О3 + 2МОН = 2МСгО2 + Н2О (400—500° С; М = Li, Na).
Сг2Оз + FeO = (Cr2Fe) О4
Сг2Оз + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
2Сг2Оз + O2 = 4CrO2 (черн.)
Сг2Оз + ЗС (графит) + ЗС12 = 2СгС1з + ЗСО
Сг2Оз + 2AI = 2Сг + А12Оз
Сг2Юз + ЗСа = 2Сг + ЗСаО
5Сг20з + 3H2SO4 (разб.) + 2Н2О + 6NaBrO3 = 5Н2Сг2О7(р) + ЗВг2 + 3Na2SO4
(кип.).
Сг2Оз + КСЮз + 2К2СОз = 2K2CrO4 + КС1 + 2СО2 (500—700° С),
Сг2Оз + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2 (400—600° C).
(1600° С).
(400 450° С).
[400° С, р].
(800° С).
(800° С),
(700—800° С).
754. СгОз — ОКСИД XPOMA(Vl)
Хромовый ангидрид. Темно-красный, гигроскопичный, летучий, низкоплав-
кий. Термически неустойчивый; при нагревании разлагается с образованием
CrO2,fi7 [или СгзОк, строение (Cr2v Cfv1)Ok], CrOws [или CtkOzi. строение
(Сг3+)2(Сг2О7)з], СгО2.5 (или Cr2Os), СгО24 [или CrsOt2, строение (Сг3+)2(СгО4)з],
СгО2 и Сг2Оз. Проявляет кислотные свойства; химически растворяется в воде.
В конценгрированном растворе образуются изополихромовые кислоты
Н2СглОзл+| (л = 3, 4) и сильная дихромовая кислота Н2Сг2О7 в разбавленном
растворе — сильная хромовая кислота Н2СгО4. Реагирует со щелочами и гид-
ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. 7615.
Мг = 99,99; d = 2,70; гпл = 195° С; к, = 167(2I,), 190(W,).
220° С 280° С _ 370° С
1- СгОз —------------> СгО2б7 ------------> [СгО2,б25 + СтО2.5 + СгО24] ---------Б----->
—Ог -Ог V2
500° С
-----> СгО2 (черн.) -------——> Сг2Оз.
2. СгОз + Н2О (по каплям) = Н2СглОзл+1 (конц., г.-красн.)
а) ЗН2Сг4О|3(Р) + Н2О = 4Н2СгзО10(Р) (красн.)
2Н2СгзОю(р) + Н2О = ЗН2Ст2О7(р) (оранж.);
б) Н2Сг2О7(Р) + 2Н2О = С^О2- (оранж.) + 2НзО+,
Сг2О2" + Н2О <=> 2НСгО4; рК< = 2,2;
в) Н2Ст2О7(р) + Н2О = 2Н2СгО4(р)
И = 2^ 4].
[разбавление],
(разбавление),
377
г) H2CrO4(p) + Н20 = HCrO4 + Н30+,
НСгО4 + Н20 <=> СтО4 (желт.) + Н30+; рКк = 6,50.
3. СгО3 + 2НС1 (конц.) = СгС12О2{ж)Ф + Н2О (0° С, в конц. H2SO4).
4. CrO3 + 2МОН (разб.) = M2CrO4 + Н2О (М = Na, К).
5. 2СгО3 + 2(NH3 Н2О) [разб.] = (NH4)2Cr2O7 + Н2О,
СгОз + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = (NH4)2CrO4 + Н2О.
6. 2СгО3 + 5F2 = 2CrF5 + ЗО2 (выше 300° С).
7. 2СгОз<р) + 3H2S(p) = 2Cr(OH)3i + 3S1.
755. (Cr2Fe)O4 — ТЕТРАОКСИД ЖЕЛЕЗА-ДИХРОМА
Хромит. Двойной оксид, содержит Сгш и Fe11. Коричнево-черный, тугоплав-
кий, термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разла-
гается концентрированными сильными кислотами, щелочами. Восстанавлива-
ется углеродом, окисляется кислородом при высокой температуре. Получение
см. 7533.
Мг = 223,84; J=4,97; ^ = 2200° С; рПР25 = 95,47.
I. (Cr2Fe)O4 + 8НС1 (конц.) = 2CrCI3 + FeCb + 4Н2О.
2. (Cr2Fe)O4 + 4H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + FeSO4 + 4Н2О.
3. (Cr2Fc)O4 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + Fe(NO3)3+ NO21 + 5H2O.
4. (Cr2Fe)O4 + 6NaOH (конц.) + 4H2O —2Na3[Cr(OH)6] + Fe(OH)21
(в атмосфере N2).
5. 4(Cr2Fc)O4 + 24NaOH (конц.) + 14HZO + O2 (воздух) = 8Na3[Cr(OH)e] +
+ 4FeO(OH)l.
6. 4(Cr2Fe)O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2
(1000— 1200° C).
7. (Cr2Fe)O4 + 4C (кокс) = [Fe + 2Сг] (феррохром) + 4CO (1100— 1200° C).
756. Cr(OH)2 — ГИДРОКСИД XPOMA(II)
Желтый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый Не растворяет-
ся в воде. Кристаллогидрат Сг(ОН)2 • 4Н2О имеет вну грикомплексное строение
[Сг(Н2О)4(ОН)2]. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами. В виде суспензии легко окисляется
растворенным в воде кислородом. Получение см. 7655.
Мг = 86,01; рПР25= 17,17.
1. 2{Сг(ОН)2 - 4Н2О} = 2СтО(ОН) + Н2 + 9Н2О (выше 150° С).
2. Сг(ОН)2 + 2HCI (разб.) = СгС12 + 2Н2О.
3. 4Сг(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Сг(ОН)3Ф.
4. 2Сг(ОН)2 + 4СН3СООН (конц.) = [Сг2(Н2О)2(СН3СОО)4] Ф (т.-красн.) + 2Н2О.
378
757. Сг(ОН)з — ГИДРОКСИД ХРОМЛ(Ш)
Серо-зеленый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора
осаждается серо-голубой аморфный гидрат Сг(ОН)3 • дН2О, легко образую-
щий коллоидный раствор при пептизации хлоридом хрома(Ш); при стоянии
под раствором теряет реакционную способность (’’стареет ) Проявляет амфо-
терные свойства: реагирует с кислотами, щелочами. Почти не растворяется в
гидрате аммиака Получение см. 754 758 6, 7596’7, 7661 769 6, 7702 3
Л/г =103,02, <7=2,9.
1. Сг(ОН)з = СгО(ОН) [зол.] + Н2О (100° С, на воздухе),
2Сг(ОН)з = Сг20з + ЗН2О (430—1000° С),
Сг(ОН)3 лН2О = Сг(ОН)з + нН2О (100° С, вак ).
2 Сг(ОН)з(т) + 6Н2О <=► [Сг(Н2О)б]3+ + ЗОН’; рПР25 = 30,13
Сг(ОН)з(т) + 6Н2О <=» [Cr(OH)6]V + ЗН3О+; рПР25 = 16 00.
3 Сг(ОН)з + ЗНС1 (разб ) = СгС13 + ЗН2О,
2Сг(ОН)з + 3H2SO4 (разб.) = Cr2(SO4)3 + 6Н2О,
Сг(ОН)3 + ЗНМОз (разб.) = Cr(NO3)3 + ЗН2О.
4 . Сг(ОН)з + 3HF (конц.) = CrF3l + ЗН2О.
5 . Сг(ОН)з + 3NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6],
Сг(ОН)з + МОН = МСгО2 (зел.) + 2Н2О (300—400° С; М = Li, Na).
6 2Сг(ОН)з + 4NaOH (конц.) + ЗН2О2 (конц) = 2Na2CrO4 + 8Н2О
758. Cr2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ХРОМА(Ш)
Светло-розовый, при нагревании разлагается. Кристаллогидрат Cr2(SO4)3
18Н2О со строением [Сг(Н 2О)б]2(5О4)3 • 6Н2О хорошо растворяется в воде,
кристаллогидрат Cr2(SO4)3 6Н2О со строением H2[Cr2(H2O)4 (SO4)3(OH)2J—
значительно хуже, безводная соль очень плохо растворяется в воде В растворе
протекает сильный гидролиз по катиону Реагирует со щелочами, гидратом
аммиака, жидким аммиаком. Слабый восстановитель, слабый окислитель. Обра-
зует двойные сульфаты — хромовые квасцы Получение см 7534, 7573, 7684
Мг = 392,18; <7 = 3 012, 1.7 (кр ); = 80° С (кр.); к, = 64<25).
1 2Cr2(SO4)3 = 2Сг2О3 + 6SO2 + ЗО2 (выше 700° С, примесь SO3).
2 . Cr2(SO4)3 18Н2О (фиол.) = Cr2(SO4)3 6Н2О (зел.) + 12Н2О (80° С).
Cr2(SO4)3 18Н 2О = Cr2(SO4)3 + 18Н 2О (115 325° С, вак.)
3 Cr2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Cr(H2O)s]3+ + 3SO1’ (комн.),
[Сг(Н2О)б]3+ + Н2О <=> [Сг(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рКк = 3,95,
2[Сг(Н2О)5(ОН)]2+ <=> [Сг2(Н20),о(ОН)2]4+
4 Cr2(SO4)3 (конц.) + 6Н2О —*—> H2[Cr2(H2O)4(SO4)3(OH)2] (кип ).
5 . Cr2(SO4)3 + 6NaOH (разб ) = 2Cr(OH)3i + 3Na2SO4l
379
Cr2(SO4)3 + 12NaOH (конц) = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4.
6 Cr2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2Cr(OH)3l + 3(NH4)2SO4.
7 . Cr2(SO4)3 + 12МН3(ж) = [Cr(NH3)6]2(SO4)3 ( 40° C).
8 Cr2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4
9 . Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3K2S2O6(O2) = K2Cr2O7 + 4KHSO4 + 5H2SO4
(в конц H2SO4),
Cr2(SO4)3 + lONaOH (конц.) + 3H2O2 (конц.) = 2Na2CrO4 + 8H2O + 3Na2SO4.
10 Cr2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (конц.) + 24H2O = 2{MCr(SO4)2 • 12H2O]l (фиол.)
[0° С; M = Na+, K+, Rb+, Cs+, TI+,NHJ.
11 . 2Cr2(SO4)3 + 2H?O 3;iCKipt^l2> 4CrSO4 (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
(0c C),
2Cr2(SO4)3 + 6H2O элсктрол^ 4Cri (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4.
759. KCr(SO4)2 — СУЛЬФАТ ХРОМА(1П)-КАЛИЯ
Красный, при нагревании разлагается Темно фиолетовый кристаллогид-
рат KCr(SO4)2 12Н2О (хромокалиевые квасцы) имеет строение
[К(Н2О)б][Сг(Н2О)б] (SO4)2. Кристаллогидрат хорошо растворяется в воде, без-
водная соль — очень плохо. В растворе протекает сильный гидролиз ио катио-
ну хрома(Ш) Реагируете© щелочами, гидратом аммиака Слабый окислитель
слабый восстановитель. Получение см. 758
Мг = 283,22; d = 1,842 (кр.); /пл = 89° С (кр ); к. = 12.51<25’
1 4KCr(SO4)2 = 2Сг20з + 6SO2 + ЗО2 + 2K2SO4 (700 900° С)
2. KCr(SO4)2 • 12Н2О = KCr(SO4)2 + 12Н2О (350 400° С).
3 KCr(SO4)2 (разб.) + 12Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Сг(Н2О)6Г + 250^
(pH < 7, см. 7583).
4. 2KCr(SO4)2 (конц.) + 6Н2О —> H2[Cr2(H2O)4 (SO4)3(OH)2] + K2SO4
(кип.)
5. 2KCr(SO4)2 + 12Н2О + 6HCI(r) = 2[Cr(H2O)6] Cl3l + K2SO4 + 3H2SO4
(0—10° C).
6. KCr(SO4)2 + ЗКОН (разб.) = Cr(OH)34 + 2K2SO41
KCr(SO4)2 + 6KOH (конц) = K3[Cr(OH)6] + 2K2SO4.
7. 2KCr(SO4)2 + 6(NH3 • H2O) [разб ] = 2Cr(OH)3l + K2SO4 + 3(NH4)2SO4.
8. 2KCr(SO4)2 + 2H° (Zn, разб.Н25О4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4.
9. 2KCr(SO4)2 + 10КОН (конц) + ЗН2О2(конц.) = 2K2CrO4 + 8H2O + 4K2SO4
760. K2CrO4 —ХРОМАТ КАЛИЯ
Тарапакаит. Желтый, при нагревании краснеет и плавится Устойчив на возду-
хе Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной
среде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами. Значительно
380
более слабый окислитель в водном pacieope по сравнению с К2СГ2О7 Вступает
в реакции обмена Получение см 7539, 7544, 761
М< = 194,19; d = 2,732, = 968,3° С; К = 63,0(2О). 75,1(8О).
1. К2СгО4 (разб ) + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + СгО4 ,
СгО^ + Н2О<—► НСгО4 + ОН ; рКо = 7,50.
2. 2K2CrO4 + 2НС1 (разб ) = K2Cr2O7 + 2КС1 + Н2О
К.2СгО4 + 2НС1 (< 20%-я) = К[Сг(С1)О3] + КС1 + Н2О
3. 2К2СгО4(т) + I6HC1 (36%-я, гор.) = 2СгС13 + ЗС12 Т + 8Н,О + 4КС1
4. 2К2СгО4 + H2SO4 (разб ) = K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О.
5 2К2СгО4 (конц.) + Н2О + 2СО2 = К2Сг2О7 + 2КНСО3 (комн., р).
6. К2СгО4 + 2AgNO3 = Ag2CrO4l + 2KNO3,
К2СгО4 + Hg2(NO3)2 =Hg2CrO4i + 2K.NO3.
7. K2CrO4 + M(NO3)2 = MCrO4i + 2KNO3 (M = Ba. Pb, Hg)
8 2K2CrO4 + 2H2O (гор.) + 3H2S(r) = 2Cr(OH)31 + 3Si + 4KOH,
2K2CrO4 + 8H2O + 3K2S = 2Кз[Сг(ОН)6] + 3S1 + 4KOH (в конц. KOH).
9 2K2CrO4 + 5KOH (конц.) + 8H2O + 3K[Sn(OH)3] = 2K3[Cr(OH)6] +
+ 3K2[Sn(OH)6].
10. K2CrO4 + 4H2SO4 (безводн.) + 2KC1 = CrCl2O2 + 4KHSO4 + 2H2O
(30- 50° C)
761. K2Cr2O7— ДИХРОМАТ КАЛИЯ
Калиевый хромпик лопецит. Оранжево-красный, плавится без разложения,
при дальнейшем нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде анион
частично переходит в ион НСгО4>который подвергается кислотному протоли-
зу. Устойчив в кислотной среде. Кристаллогидратов нс образует. Реагирует с
концентрированной хлороводородной кислотой, разлагается щелочами Силь-
ный окислитель в растворе и при спекании, реагирует с типичными восстано-
вителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение
см. 7604.
Л/г= 294,18; </= 2,684; Тпл = 397,5° С, Л, = 12 48(20), 73,01(8О)
1. 4К2Сг2О7 = 4К2СгО4 + 2Сг20з + ЗО2
2 K2Cr2O7 + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + Сг2О^ ,
Сг2О? + Н2О <=> 2НСгО4; рКс = 2,2,
НСгО4+ Н2О<=^ СгО4 + НзСГ; р/С = 6,50.
К2Сг2О7 (конц.) —К2сго4—* К2СгзО10, К2Сг4О1з (г.-красн.)
(500 600° С).
[кип].
4 К2Сг2О7(т) + 14 НЕ (конц.) = 2СгЕ3 + ЗЕ2 + 7Н2О + 2КЕ (Е = Cl, Br, 1)
5. К2Сг2О7 + 2H2SO4 (96%-я) = 2KHSO4 +2СгО31 + Н2О (75 90° С).
6 К2Сг2О7 + 2КОН (конц.) = 2К2СгО4 + Н2О
381
7. K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6K1 = Cr2(SO4)3 + 312Ф + 4K2SO4 + 7H2O,
К2Сг2О7(т) + 7H2SO4 (конц.) + 6KBr = Cr2(SO4)3 + 3Br2 + K2SO4 + 7H?O
(кип.).
8. K2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб ) + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3S1 + 7H2O + K2SO4.
K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 2Сг(ОН)Д + 3S i + 2KOH,
K2Cr2O7 + 7H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3Si + 2KOH (в конц. KOH).
9. K2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 3SO2 = Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O,
K2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3KNO2 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 4H2O + K2SO4,
K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fc2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.
10. К2Сг2О7 + 8HCI (₽азб ) + 3C2H5OH = 2СгС13 + ЗСН3С(Н)О + 7H2O + 2KCI
(кип).
11. 8K2Cr2O7 4- Cl2H220n = 8Cr2O3 + 8K2CO3 + 4CO2 + 11H2O (120 450° C)
12. 3K2Cr2O7 + 21H2SO4 (разб.) + 8A1 = 6CrSO4 + 4AI2($O4)3 + 21H2O + 3K2SCU
K2Cr2O7 + 4AI =• 2Cr + 2КАЮ2 + A12O3 (800—900° C)
13. K2Cr2O7 + 3H2 = Cr2O3 + 2KOH + 2H2O (500° C),
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4 (800 — 1000° C),
K2Cr2O7 + 2C (кокс) = Cr2O3 + K2CO3 + CO (800° C).
14. K2Cr2O7 + 2AgNO3 = Ag2Cr2O7i + 2KNO3.
15. K2Cr2O7 (насыщ.) ——> К2Сг30ю, K2Cr4Ot3.
16. K2Cr2O7 + H2SO4 (разб ) + 4H2O2 (конц.) = 2[Cr(H2O)O(O2 )2](Р) (син.) +
+ }H2O + K2SO4,
[Cr(H2O)O(Oh2](P) + Ь(ж) = [Cr(L)O(O*-)2] (син.) + Н2О(Ж) (L — эфир).
762. (\'H4)2Cr2O7 — ДИХРОМАТ АММОНИЯ
Оранжевый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиз по катиону), анион частично изменяет состав до НСгО4 и подвергается
кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концент-
рированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Силь-
ный окислитель в растворе Получение см 7545
Мт = 252,06; </=2,15; ks = 35,6(20) 11Л
1. (NH4)2Cr2O7 — Сг7О3 + N2 + 4Н2О
2. (NH4)2Cr2O7 (разб.) = 2NHJ+ Сг2О72,
(168—185° С).
а) СгО2 + Н2О <=> 2НСгО4;рК( = 2.2.
НСгО4+ Н2О СгО2 + Н3О : рКк = 6 50;
б) NH; + 2Н2О NH3 Н2О + Н3О+: рКК = 9,24.
3. (NH4)2Cr2O7(T) + 14 НЕ (конц., гор.) = 2CrE3 + ЗЕ2 + 7Н2О + 2NH4E
(E = Cl Br I).
4. (NH4)2Cr2O7 + 2NaOH (конц.) = Na2CrO4 + (NH4)2CrO4 + Н2О
5 (NH4)2Cr2O7 + 2(NH3 H2O) [конц ] = 2(NH4)2CrO4 + Н2О.
382
6 (NH4)2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6KI = Cr2(SO4)3 + 312Ф + 3K2SO4 + 7H2O +
+ (NH4)2SO4.
763. CrF4 — ФТОРИД XPOMA(I V)
Коричневый аморфный или темно-зеленый кристаллический, в газообразном
состоянии — синий. Легкоплавкий, низкокипящий. Рсагпрусг с кипящей
водой, кислотами, щелочами, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы.
Получение см. 7526, 76615.
Мг= 127,99; <7=2,89; /„, ~ 200° С; /Кип® 400°С.
1. 3CrF4 + 10Н2О = 2Cr(OH)3l + H2CrO4 + 12HFT (кип.).
2. 2CrF4 + 8НС1 (конц., гор.) = 2СгС13 + С12Т + 8HF.
3. 3CrF4 + 20NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6] + Na2CrO4 + 12NaF + 4H2O.
4. CrF4 + S1O2 —CrO2 + SiF4 (350 400° C)
5. CrF4 + 2MF = M2[CrF6] (роз.) [в жидк. BrF3; М = К, Rb, Cs].
764. CrFs — Ф ГОРИД ХРОМА(V)
Красный, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, летучий. Разлагается водой,
щелочами. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводо-
родной кислотой, триоксидом серы Образует фторокомплексы. Получение
см. 7527, 7546.
Мт = 146,99; /пл = 30° С.
1. 3CrF5 + 11Н2О = Cr(OH)3i + 2H2CrO4 + 15HF
2. CrF5 + 5НС1 (конц.) = СгС13 + С12Т + 5HF.
3. 3CrFs + 22NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)e] + 2Na2CrO4 + 15NaF + 8H2O
4 CrF5 + 2SbF5(x> = (CrF4+) [Sb2Fii](J(() (кор ),
CrFs + CsF = Cs[CrF6] (в жидк. BrF3).
765. CrCl2 — ХЛОРИД ХРОМА(П)
Белый, возгоняется при нагревании в вакууме, термически устойчивый. Хоро-
шо растворяется в воде, при стоянии из раствора выделяется водород. Темно-
голубой кристаллогидрат СгС12 4Н2О имеет строение [Сг(Н2О)4С12]; анало-
гичное строение имеет СгС12 в растворе. Реагирует с концентрированными
серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака Очень сильный
восстановитель, легко окисляется растворенным в воде кислородом. Получе-
ние см 7522, 7562, 76613-,4.
Мг =122,90; <7 = 2,75 ч-2,90; г™ = 824° С; /кил = 1330° С.
I. СгС12 4Н2О = СгС12 + 4Н2О
2 СгС12 + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12]
[Сг(Н2О)4С12] + Н2О<=? [Сг(Н2О)5С1]+ + СГ,
[Сг(Н2О)5С1]+ + Н2О <=? [Сг(Н2О)4С1(ОН)] + Н3О+
(113° С).
(0° С),
383
3. 2CrCl2 + 10H2O —I—> 2[Cr(H2O)4 C12]OH + П2Т (комн.).
4. 2CrCl2 + 4H2SO4 (кони.) = Cr2(SO4)3 + SO2t + 2H2O + 4HCIT (кип.),
CrCl2 + 4HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + NO2t + 2HC1T + H2O (кип.).
5. CrCl2 + 2NaOH (разб.) = Cr(OH)2i + 2NaCI (в атмосфере H2).
CrCl2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cr(OH)21 + 2NH4CI (в атмосфере H2).
6. 4CrCl2 + 18Н2О + О2 = 4[Сг(Н2О)4С12] ОН.
7. СгСЬ + 2KF (насыщ.) = СгР2Ф + 2К.С1.
8. 2СгС12 + 10(NH3 • Н2О) [конц.] + 2NH4C1(t) = 2[Cr(NH3)6]CI3l + H2t +
+ 10Н2О (осаждение этанолом).
9. 2СгС12 + H[SnCI3] —2СгС13 + Snl + HCI (в разб. НС1).
10. 2СгС12 (конц.) + 2Н2О + 4Na(CH3COO) = [Сг2(Н2О)2 (СН3СОО)4]Ф + 4NaCl.
(т.-красн.)
766. СгС13 — ХЛОРИД ХРОМА(Ш)
Фиолетово-красный тугоплавкий, разлагается при прокаливании. Сублимиру-
ется при надевании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но
чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии СгС12), гидроли-
зуется по катиону. Для кристаллогидрата СгС13 • 6Н2О существуют изомеры:
серо-голубой [Сг(Н2О)б]С131 светло-зеленый [Сг(Н2О)5С1]С12 • Н2О и темно-зеле-
ный [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О; зеленые изомеры нерастворимы в концентрирован-
ной хлороводородной кислоте. Из суспензии СгС13 6Н2О в эфире выделен
коричневый кристаллогидрат СгС13 • ЗН2О со строением [Сг(Н2О)3С13]. Реаги-
рует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, в растворе восста-
навливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом,
кальцием, хромом. Слабый восстановитель, в растворе окисляется хлорнова-
той кислотой, перманганатом калия, галогенами, при высокой температуре
фтором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см.
752^, 7536, 7573, 7595.
СгС13: Мт = 158,36; d = 2,76: гпл = 1150° С (р); к, = 34.9(25).
[Сг(Н2О)6]С13: Мг = 266,45; d = 1,76; /пл = 95° С; к, = 77(25)
[Cr(H2O)5Cl]Cl2: Mr = 248,43: d = 1,76.
[Cr(H2O)4Cl2]Cl: Mr = 230,42; d = 1,585; /1Ц = 83° C; k, = 50,6(25)
[Cr(H2O)3CI3]: Mr = 212,40.
1. 2CrCl3 = 2СгС12 + Cl2 (1300° C).
2. [Cr(H2O)6]Cl31<ZZZ? CrCl3 (насыщ.) + 6H2O (0° C),
[Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2Oi <=» CrCl3 (насыщ.) + 6H2O
3. [Cr(H2O)fi]Cl3 = [Cr(H2O)4Cl2]CI • 2H2O
[Cr(H2O)5CI]Cl2 • H2O = [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O
2[Cr(H2O)3CI3] = [Cr(H2O)4CI2]CI 2H2O + CrCb,
(кип.).
(300° C),
(50—55° C),
(200- 220° C)
384
4.
(650° С),
5.
2{[Сг(Н2О)4С12]С1 2Н2О} = Cr2O3 + 6HCI + 9Н2О
[Сг(Н2О)4С12]С1 2Н2О —» [Сг(Н2О)4С12]С1 + 2Н2О
(комн., вак., над конц. H2SO4).
(0—10° С, pH <7; см. 7583),
С1 , 50—80° С
[Сг(Н2О)5С1]2+ < НгО > [Сг(Н2О)4С12]+.
(св-зел.) 2 (т.-зел.)
-> [Сг(Н2О)6]С1з + [Сг(Н2О)4С12]С1 (комн.),
(30 50° С, в разб. НС1),
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
СгС13 (разб.) + 6Н2О = [Сг(Н2О)6]3+ + ЗСГ
,. С1 . 30—50° с
[Сг(Н2О)й]3 < >
. X HjO
(серо-гол.)
2СгОз (конц.) + 12Н2О —
[Сг(Н2О)6]С1з (конц.) = [Сг(Н2О)5С1]С12 + Н2О
[Сг(Н2О)6]С1з (конц.) = [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О1 (50— 80° С, в конц. HCI).
СгС1з 6Н2О = [Сг(Н2О)зС13] + ЗН2О(ж)1
[Сг(Н2О)зС13] + Н2О = [Сг(Н2О)4С12]С1
2СгС13 + ЗН2О (пар) = 6НС1 + Сг2О3
СгС1з + 3NaOH (разб.) = Сг(ОН)31 + 3NaCl,
СгС1з + 6NaOH (конц.) = №з[Сг(ОН)б] + 3NaCI.
СгС13 + 3(NH3 • Н2О) [разб.] = Сг(ОН)31 + 3NH4C1
2СгС1з + ЗН2О + 3Na2CO3 = 2Сг(ОН)31 + 3CO2t + 6NaCl
4CrCl3 + ЗО2 = 2Сг2О3 + 6С12
СгС1з + Н° (Zn, разб. HCI) + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12] + НС1,
2CrCh + Н2 = 2CrCl2 +2HCI
2СгС13 + Ст = ЗСгС12
2СгС13 + ЗСа = 2Сг + ЗСаС12
2СгС1з + 4F2 = 2CrF4 + ЗС12
2СгС13 + 3H2S = Cr2S3 + 6НС1
CrCl3 + 6NH3(x) = [Cr(NH3)6]CI3
CrCl3 + 5NH3(x) = [Cr(NH3)5Cl]Cl2
2CrCl3 + 16NaOH (конц.) + 3C12 = 2Na2CrO4 + 12NaCl + 8H2O.
2СгС1з + НСЮз (конц.) + 4H2O = H2Cr2O7(p) + 7НС1Т (кип.),
10CrCl3 + 6KMnO4 (конц.) + 9H2SO4 (разб.) = 5H2Cr2O7(P) + 6MnSO4 +
+ 3K2SO4 + 30HC1? (кип.).
CrCh + 3KCN = Cr(CN)3 + 3KC1,
CrCI3 + 6KCN = K3[Cr(CN)6] (желт.) + 3KC1.
CrCh + 6СО + Al (порошок) = [Сг(СО)б]^ + А1С1з (140° С, р, в бензоле).
CrCh + 3Na(CsHs) = [CrfCsHsh] + 3NaCl + С5Н<- (кип. в диоксане).
2СгС1з{р) элсктролиз > 2СгС12 (катод) + С12? (анод)
(комн., в эфире),
(кип.).
(350— 450° С).
(800—1000° С).
(420—500° С).
(250° С, в жидк. AlCh),
(900—1000° С, в атмосфере Аг).
(350—500° С).
(600— 650° С).
(-50° С, кат. NaNH2),
(-33,4° С, кип.).
20.
21.
22.
23.
767. СгС12О2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД ХРОМА
Темно-красная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается
во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с жидким РС1зО. тстрахлоридом
углерода. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака.
Получение см. 7543, 76O10
13 — 2270
385
Mr = 154,90; d = 1,91(25); Гпл = -96,5° C; ZK„n = +117° C.
1. CrCl2O2 + 2Н2О (по каплям) = Н2СгО4(оранж.) + 2HCI,
а) H2CrO4 + H?O = НСгСЦ (оранж.) + H3O+ (разбавление),
HCI + H2O = СГ + H3O+,
6) HCrO4 + СГ + H3O+ <=> [Сг(С1)О3]~ (оранж.) + 2H2O.
2. CrCl2O2 + 4NaOH (разб.) = Na2CrO4 + 2NaCl + 2H2O.
3. CrCl2O2 + 4(NH3 H2O) [разб ] = (NH4)2CrO4 + 2NH4C1 + 2H2O.
768. Cr2S3 — СУЛЬФИД XPOMA(IIl)
Черный, плавится под избыточным давлением пара серы, при прокаливании
разлагается, на воздухе окисляется. Не растворяется в воде Прокаленный
продукт не гидролизуется водой (в отличие от A12S3). Не осаждается из раство-
ра вследствие полного гидролиза ионов Сг3+ и S2” при их совместном присут-
ствии (как ионы А13+ и S2 ). Разлагается водяным паром, кислотами, щелочами,
частично — гидратом аммиака. Получение см 752 го, 7661
Мг = 200,19; d = 3,77; « 1000° С (р).
1. Cr2S3 = CrS (черн.) + 2S (1350° С, вак ).
2. Cr2S3 + ЗН2О (пар) = Cr2O3 + 3H2S (400— 450° С).
3 Cr2S3 + 6HCI (конц.) = 2СгС13 + 3H2St
4. Cr2S3 + 6HzSO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + 3S4- + 3S0z + 6HzO,
Cr2S3 + 30HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O.
5. Cr2S3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3 [Cr(OH)6] + 3Na2S + 6H2O
6. Cr2S3(T) + 3(NH3 • H2O) [разб.] + 3H2O ^=2 2Cr(OH)3i + 3NH4HS
7. Cr2S3 + 3O2 = Cr2O3 + 3SO2 (800—900° C).
769. |Сг(\Н3)б|С1з — ХЛОРИД ГЕКСААММИНХРОМА(Ш)
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается. Чувствителен к свету. Умерен-
но растворяется в холодной воде, в разбавленном растворе протекает аквата-
ция. Устойчив в сернокислотной и азотнокислотной средах. Разлагается кипя-
щей водой, концентоированной хлороводородной кислотой, щелочами. Полу-
чение см. 765к, 7661 .
Мг = 260,54; d = 1,59.
I. [Cr(NH3)6]Cl3 = CrCh + 6N H3 (выше 600° C).
2. [Сг(МН3)б]С13(конц.) = [Cr(NH3)6]3+ (оранж.) + ЗСГ (комн.).
3 [Cr(NH3)6]Cl3 + 3H2O = Cr(OH)3i + 3NH3t + 3NH4C1 (кип).
4. [Сг(МН3)б]С13 (насыщ.) + HCI (конц., гор ) = [Cr(NH3)5Cl]Cl2 4 + NH4CI.
5. [Cr(NH3)6]Cl3 (конц.) + 3HNO3 (конц.) = [Cr(NH,)rJ (NO3)3I + 3HC1 (0° C).
6 [Сг(МН3)б]С13 + 3NaOH (разб.) = Cr(OH)3l + 3NaCl + 6NH3? (кип ).
386
770. Na3|Cr(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОХРОМАТДП) НАТРИЯ
Зеленый, термически неустойчивый. В растворе устойчив в сильнощелочной
среде. Разлагается горячей водой, кислотами. Более сильный восстановитель и
более слабый окислитель, чем Cr2(SO4)3 и Cr(NO3)3. Не восстанавливается
атомным водородом. Получение см 757 758
Мт = 223,01.
1 Na3[Cr(OH)6] = CrO(OH) + 3NaOH + Н2О (200° С),
Na3[Cr(OH)6] = NaCrCh + 2NaOH + 2Н2О (400° С).
2. Na3[Cr(OH)6] + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [Cr(OH)6f (в 10%-м NaOH),
Na3[Cr(OH)6] (конц.) —Cr(OH)3l + 3NaOH
(разбавление водой или кип.).
3. Na3[Cr(OH)6] + ЗНС1 (разб.) = Сг(ОН)31 + 3NaCl + ЗН2О,
Na3[Cr(OH)6] + 6НС1 (конц) = CrCI3 + 3NaCl + 6Н2О.
4 2Na3[Cr(OH)6] + 3NaClO (конц.) = 2Na2CrO4 + 3NaCI + 2NaOH + 5H2O.
5 2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц) + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
2Na3[Cr(OH)6] + NaBrO3 (конц.) = 2Na2CrO4 + NaBr + 2NaOH + 5H2O.
6 2Na3[Cr(OH)6](P) + 3Na2O2= 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O (кип.),
2Na3[Cr(OH)6] +' 4NaOH (конц.) + 3PbO2 = 2Na2CrO4 + 3Na2[Pb(OH)4] +
+ 2H2O.
771. |Сг(СО)б| — ГЕКСАКАРБОНИЛХРОМ
Белый, летучий, термически неустойчивый. Чувствителен к свету. Не реагирует
с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается
концентрированной азотной кислотой. Окисляется хлором кислородом. Вос-
станавливается натрием. Вступает в реакции обмена лигандами Получение
см. 76621
Мг = 220,06; d = 1,77; U = 154,5° С (/;)
1 [Сг(СО)б] = Ст + 6СО (120 200° С).
2 [Сг(СО)б] + 18HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + 15NO2? + 6СО2Т + 9Н2О
3 4[Сг(СО)6]+ 15О2= 2Сг2О3 + 24СО2 (300° С).
4. 2[Сг(СО)б] + ЗС12 —L—► 2СгС13 + 12СО (комн ).
5. [Сг(СО)б] + 2Na = Na2[Cr(CO)s] (желт ) + COt (-40° С, в жидк. NH3).
6. 2[Сг(СО)6] + 4N2O5 = 2Cr(NO3)3 + 12СОТ + 2NOt (в жидк СС14).
7 [Сг(СО)6] + С6Нб(5к) = [Сг(СбН6)2 ] (кор.) + 6СОТ (кип ).
МОЛИБДЕН
772. Мо — МОЛИБДЕН
Светло-серый металл; достаточно твердый, пластичный Устойчив на воздухе.
Не реагируете водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа-
ка, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с
13*
387
водяным паром, концентрированными серной и азотной кислотами (особенно
хорошо — в смеси с фтороводородной кислотой), при сплавлении — со щело-
чами на воздухе, кислородом, галогенами, серой, моно- и диоксидом углерода,
сероводородом. Промышленно важен сплав с железом — ферромолибден
(> 55% Мо). Получение см. 77410, 7776, 778'Л 779h3.‘
Мг = 95,94; d = 10,23; tM = 2620° C; zK„n = 4630° C.
I. Mo + 2H2O (nap) = MoO2 + 2H2 (700—800° C).
2. Mo(T) + 4H2SO4 (конц.) < > H4[Mo(SO4)O4]{p) + 3SO2 + 2H2O.
3. Mo + 2HNO3 (30%-я, гор.) = MoO3l + 2NOt ’+ H2O.
4. Mo + 4HF (конц.) + 2HNO3 (конц., гор.) = H2[MoO2F4] + 2NOt + 2H2O.
5. 2Mo + 4NaOH + ЗО2 (воздух) = 2Na2MoO4 + 2Н2О (400— 500° С).
6. Mo + 2NaOH + 3NaNO3 = Na2MoO4 + 3NaNO2 + H2O (350—400° С),
Mo + 2КОН + KCIO3 = К2МоО4 + КС1 + Н2О (400° С).
7. Mo + 3F2 = MoF6 (20— 50° С),
2Мо (порошок) + 5С12 = 2МоСЬ (40 100° С).
8. 2Мо + ЗО2 = 2МоО3 (600— 700° С, примесь МоО2).
9. Mo + 2S = MoS2 (600—700° С),
Mo + 2H2S = MoS2 + 2Н2 (выше 800° С).
10. Мо + 2СО2 = МоО2 + 2СО (1200° С),
Mo + 6СО = [Мо(СО)б] (200° С, р).
773. МоОг —ОКСИД ¥1ОДИБДЕНА(1¥)
Коричнево-фиолетовый, летучий при прокаливании, разлагается при высокой
температуре. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленны-
ми кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается в виде МоО(ОН)2.
Разлагается концентрированной азотной кислотой, частично реагирует с кон-
центрированными щелочами. Окисляется хлором, восстанавливается водоро-
дом. Легко хлорируется и сульфидируется. Получение см. 7721’10, 7741”, 7782 .
Мг = 127,94; <7= 6,47; рПР,к = 50,0.
1. ЗМоО2 — Мо + 2МоО3
2. МоО2 + 2HNO3 (конц.) = МоО31 + 2NO2t + Н2О
3. МоО2(Т) + 2NaOH (конц.) < > Na2MoO3(P) (гол.) + Н2О.
4. МоО2 + 2Н2 = Мо + 2Н2О
5. МоО2 + 2С12 = МоС12О2
6. МоО2 + 2CCU = МоС14 + 2СС12О
7. МоО2 + 2H2S = MoS2 + 2Н2О
(1800° С),
(кип.).
(700° С).
(350° С).
(250° С).
(400° С).
774. МоОз — ОКСИД МОЛИБДЕНА(¥1)
Молибдит. Белый (крупные кристаллы — светло-зеленые), при нагревании
обратимо желтеет, перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой. Из
холодного раствора осаждается желтый гидрат МоО3 2Н2О (менее точно
Н2МоО4 • Н2О), из горячего раствора — белый гидрат МоО3 • Н2О (менее
точно Н2МоО4 — молибденовая кислота); они легко обезвоживаются концент-
рированной азо гной кислотой, чувствительны к свету (синеют вследствие
частичного восстановления MoVI до Mov). Проявляет кислотные свойства,
реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор конденси-
рованными кислотами (кроме азотной). В растворе восстанавливается атом-
ным водородом, при нагревании — водородом, калием. Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 7723,к. 7732, 7751'4, 7784,7, 7792.
МоО3: Мг = 143,94; d = 4,692; (пл = 795° С;
/кип =1155° С; Л, = 0,138(2О), 2.107(“О).
МоО3 Н2О: Mr = 161,95; d = 3.112; к, = 0,29(25); 0,5(М)).
МоО3 • 2Н2О: Мг = 179,97; d = 3,124; к, = 0,14(1К).
I. 7МоО3(Т) + 7Н2О < > Н Мо О44 + 4Н3О+ (идет в малой степени).
2. 8(МоО3 2Н?О)(Т)<-----* Н4М0Ю26 + 14Н2О (в разб. HNO3),
Н4МокО2б + Н2О _ Н3Мо8О26 + Н3О+; рЛ'к = 1,84,
Н3Мо8О26 + Н2О <=> Н2Мо8О^+ Н3О+; рА\ = 5,01.
3. МоОз 2Н2О = МоОз Н2О + Н2О
(70—115° С или над конц. H2SO4. вак.),
МоОз Н2О = МоОз + Н2О (150— 450° С).
4. МоОз • 2Н2О + HNO3 (дымящ.) = МоОз 1 + HNO3 (разб.) + 2Н2О.
5. МоОз + 4HCI (конц.) = Н2[МоС1402] + Н2О.
МоОз + H2SO4 (конц.) + Н2О = H4[Mo(SO4)O4] о».
6. 2МоО3 + 12HF (конц.) = H2[MoF8] + H2[MoO2F4] + 4Н2О.
7. МоОз + 2NaOH (конц.) = Na2MoO4 + Н2О.
8. МоОз + 2МОН = М2МоО4 + Н2О (500—600° С; М = Li, Na, К).
9. 7МоОз + 6(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)6 Мо7О24 + ЗН2О (0° С),
МоОз + 2(NH3 Н2О) [конц.] = (NH4)2MoO4{p) + Н2О (комн ).
10. МоОз + ЗН2 = Мо + ЗН2О (650 1000° С),
МоОз + Н2 = МоО2 + Н2О (450 470° С).
11. МоОз + иК<ж) ——> К„МоОз (красн., п = 0,26; гол., п = 0,30).
«молибденовая
бронза»
, _ . . „ Н° (Zn. разб. HCI)
12. МоОз ---------------> [Мо4ОИ)(ОН)2 + Мо2О4(ОН)2],
«молибденовая синь» (коллоид)
Мо5О7(ОН)8 (красн.), МоО(ОН)2(зел.).
13. 2МоОз + 16KCN + 7HCI (конц.) + N2H5C1 = 2K4[Mo(CN)8] (желт) +
+ N2T + 6Н2О + 8КС1.
389
388
5K4|Mo(CN)«] + 8HCI (разб ) + KMnO4 = 5K3[Mo(CNM (желт ) +
+ MnCl2 + 6KCI + 4H2O.
14. 12МоОз + H3PO4 (конц.) = НзЕРМонО^] (желт.) [кип., в конц. HNO3].
775. (\Н4)ЛМ07О24—24-ОКСОГЕП 1ЧМОЛИБДАТ(¥1) АММОНИЯ
Парамолибдат аммония. Белый, термически неустойчивый. Очень хорошо
растворяется в воде (гидролиз по катиону и аниону) Разлагается кислотами
щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, реагирует с водородом,
иодоводородом, сероводородом и другими сильными восстановителями. Мо-
либдат аммония (NH4)2MoO4 устойчив в растворе в присутствии избытка
гидрата аммиака. Получение см. 774
Мг = 1163,79 d = 2 498 (кр.); к> = 280(2,,). 470(Ж)~ад).
1. 4(NH4)fiMo7O24 = 7(NH4)2Mo4Oi3 + 10NH3 + 5H2O (150—180° С),
(МН4)6Мо7О24 = 6NH3 + 7МоОз + ЗН2О (350—450° С).
2. (NH4)6Mo7O24 4Н2О = (КН4)6Мо7О24 + 4Н2О (90—100° С, вак ).
3. (NH4)6Mo7O24(pa36.) = 6NH;+Мо7О$; (рН«7),
NH4 + 2Н2О^=? NH3 Н2О + НзО+; р/С = 9,24.
Мо7О*4 + Н2О <=* НМо7О^4 + ОН"; рКо = 9,24
4. (NH4)6Mo7024 + 6HNO3 (конц ) = 7МоО3 +6NH4NO3 + ЗН2О (кип )
5. (МН4)бМо7О24 + 14NaOH (конц.) - 7Na2MoO4 + 6(NH3 Н2О) + 4Н2О.
6 (NH4)(>Mo7024 + 8(1МНз • П2О) [конц.] = 7(NH4)2MoO4(p, + 4Н2О
(50—80° С)
R. HCI (разб.)
7. (NH4)6Mo7024(p> н ---------> [Мо4О10 (ОН)2 + Мо2О4(ОН)2]
«молибденовая синь» (коллоид)
(R восстановители: SO2, H2S KI. NJhCl, SnCl2, H°, Mo, сахароза).
8. (NH4)(1Mo7O24 + ЗП2О + 7H2 = 7MoO(OH)2l + 6(NH3 H2O)
[50° С, кат Pd-чсрнь]
9. 12(NH4)6Mo7024 + 58HNO3 (конц.) + 7NH4(H2PO4) =
= 7(NH4)3 [PMoi204o] J- + 58NH4NO3 + 36H2O.
776. MoFfi — ФIОРИД МОЛИБДЕНA(V1)
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий.
Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в жидком HF. Весьма
реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, водородом кремнием.
Образует фторокомплсксы. Получение см. 7727, 7794
Мт = 209,93; d = 2,543(|9>; = 17,58° С; тКИ11 = 33,88° С.
1. 2МоРб + ЗН2О (влага) = MoOF4 + MoO2F2 + 6HF.
МоРб + ЗН2О = МоОз! + 6HF
2. MoFfi + 8NaOH (разб.) = Na2MoO4 + 6NaF + 4H2O.
390
3 2MoFe + Н2 = 2M0F5 + 2HF (150—200° С, примесь - зел. MoF4).
4. 4MoF6 + Si + 6HF(jk) = 4H[MoF6] + H2[SiF6J.
5. MoF6 + 2H2O + 2KF (конц) = К2[МоО2Р4]>1 + 4HF (0° C)
6 MoF6 + 3H2O + 3NH4F (конц ) = (NH4)3[MoChF3] I + 6HF (0° C)
777. M0CI5 — ХЛОРИД МОЛИБДЕНА(У)
Черно-синий, чрезвычайно гигроскопичный, при нагревании сублимируется и
разлагается Чувствителен к влаге воздуха Реагирует с водой, кислотами,
щелочами Восстанавливается водородом, окисляется кислородом при нагре-
вании Получение см 772 .
Мг = 273,21; d= 2,927; /ПЛ=194°С; /КИП = 268°С.
1 M0CI5 = MoCh + С12 (300 -350° С).
2 M0CI5 + Н2О (влага) = MoChO + 2HCI,
2MoCls + 5Н2О = Н2[МоС15О] (зел.) + 5НС1 + МоО(ОН)3Ф (кор ).
3. M0CI5 + HNOs (конц) + 2Н2О = МоОз! + NO2T + 5НС1Т (кип)
4 M0CI5 + 5NaOH (разб ) = МоО(ОН)31 + 5NaCl + Н2О
5. 2МоС15(ж) + О2 = 2МоС14О (зел.) + С12 (200° С)
6 2МоС15 + 5Н2 = 2Мо + I0HCI (900° С).
7. ЗМоС15 + 6СО + 5AI = 3[Мо(СО)6] + 5AICU (100° С, р, в эфире)
778. M0S2 — СУЛЬФИД МОЛИБДЕНА(1¥)
Молибденит. Серо-i олубой кристаллический или черный порошок; очень мяг-
кий, жирный на ощупь (как графит), летучий при нагревании, тугоплавкий. Не
растворяется в воде Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами,
гидратом аммиака Реагирует с концентрированными кислотами-окислителя-
ми, «царской водкой», кислородом, водородом Получение см 7729, 773
Мг =160,07; d = 4,68 -г 5 06; /Пл~2Ю0°С
1 MoS2 = Mo + 2S (1100° С, вак.)
2 M0S2 + 2Н2О (пар) = МоО2 + 2H2S (500° С).
3 MoS2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = МоО24 + 2Si + 2SO? + 2Н2О.
4 MoS2 + I8HNO3 (конц ) = MoO3i + I8NO2 + 2H2SO4 + 7Н2О (кип.)
5 3MoS2 + I8HNO3 (конц.) + I2HC1 (конц.) = ЗН2[МоС14О2] + 18NOt +
+ 6H2SO4 + 6Н2О.
6 MoS2 + 2Н2 = Mo + 2H2S (800° С)
7. 2MoS2 + 7О2 = 2МоО3 + 4SO2 (400 600° С)
8 2MoS2 + 6Ка2СОз + 9О2 = 2Na2MoO4 + 4Na2SO4 + 6СО2 (600— 800° С).
779. |Мо(СО)б| — ГЕКСАКАРБОНИЛМОЛИБДЕН
Белый, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии устойчив на
воздухе, в этанольном растворе разлагается О2 воздуха Перегоняется с водя-
391
ным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами,
гидратом аммиака Разлагается концентрированными кислотами Реагирует с
натрием, галогенами. Получение см. 772 ", 7777
М, = 264,00; d = 1,96; = 148° С; Zk„„ = 155° С (разл.).
1. [Мо(СО)б] = Mo + 6СО (выше 155° С)
2 [Мо(СО)й] + 18HNO3 (кони) = MoO3i + 6СО21 + 18NO2 + 9Н2О (кип )
3 [Мо(СО)б] + ЗО2 (воздух) = МоФ + 6СО2 (в этаноле).
4 [Мо(СО)6] + 9F2 = MoF6 + 6COF2 (50—70° С)
ВОЛЬФРАМ
780. W — ВОЛЬФРАМ
Светло-серый металл: очень твердый, пластичный (технический продукт —
хрупкий). Наиболее тугоплавкий из всех металлов Устойчив на воздухе. Мало-
реакционноспособный' не реагирует с водой, разбавленными и концентриро-
ванными кислотами (кроме смеси азотной и фтороводородной кислот), щело-
чами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Окисляшся кислородом, галоге-
нами; реагирует с серой, углеродом, сероводородом, моно- и диоксидом
углерода. Промышленно важен сплав с железом — ферровольфрам (65—80%
W). Получение см. 781е, 785
Мт= 183,85; d = 19,35; /пл = 3387° С; /кип« 6000° С.
I. W + 2Н2О (пар) = WO2 + 2Н2 (выше 600° С).
2. W + 4HF (конц ) + 2HNO3 (конц.. гор.) —H2[WO2F4] + 2NOt + 2Н2О
(примесь H2[WFk]).
3 2W + ЗО2 = 2WO3 (выше 500° С)
4. 2W + 4NaOH + ЗО2 = 2Na2WO4 + 2Н2О (500—600° С),
W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O (400—500° С)
5. W + 3F2 = WFt (20— 150° С, сгорание во фторе),
W + 3CI2 = WC16 (500— 800° С, в токе хлора).
6. W + 2E = WE2 (800° С. p; E = S, Se).
7. W----——аф—-----> WC, W2C (1430—1630° С, в атмосфере H2)
8. W + 2H2S = WS2 + 2H2 (выше 400° C).
9. W + 2CO2 = WO2 + 2CO (1200° C)
10 W + 6CO = [W(CO)6] (200— 300° C. p)
781. WO3 — ОКСИД ВОЛЬФРАМA(VI)
Светло-желтый, при нагревании становится оранжевым Летучий при про-
каливании. Очень плохо реагирует с водой, при стоянии на свету водная
суспензия синеет. Из раствора осаждаются малорастворимые гидраты: желтый
WO3 2Н2О (менее точно H2WO4 • Н2О), при кипячении в кислотной среде —
392
белый W03 НгО (менее точно H2WO4 — вольфрамовая кислота, тунгстит).
Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с концентрированными
щелочами, гидратом аммиака, при высокой температуре — с оксидами метал-
лов. Переводится в раствор галогеноводородными кислотами. В растворе
восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водоро-
дом, вольфрамом, углеродом. Легко фторируется и хлорируется. Образует
гетерополисоединения. Получение см. 7803, 782* 3
ЛА = 231,85; d= 7,16- 7,27; /Пл=1473°С;
Гкип» 1800° С, к, = 0,002(|К)
1 WO3 2Н2О = WO3 Н2О + Н2О (70—100° С),
WO3 H20 = W03 + H2O (180—350° С).
2. 6WO3(T) + 6Н2О < > H3W6O2^ + ЗН3О+ (идет в малой степени).
3. WO3 2НгО = WO3 Н2О1 + Н2О (кип. в разб. НС1),
WO3 Н2О + 3HCI (конц ) = H[WC13O2] + 2Н2О
4 WO3 + 2МОН (конц.) ——> M2WO4 + Н2О (кип ; М = Li, Na, К).
5. WO3 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] —(NH4)2WO4(p) + Н2О (60—70° С),
12(NH4)2WO4 + 14НС1 (оч разб ) = (NlDiobbW^j + I4NH4CI + 6Н2О.
6 WO3 + 4HF (конц.) = H2[WO2F4] + Н2О.
7. WO3 + МО = MW04 (600 - 800° С; М = Mg, Са, Pb, Мп, Fe, Си, Zn, Cd).
8. WO3 + ЗН2 = W + ЗН2О (1000 -1200° С).
9 Wo3 коиц- HC|)> [w10O29(OH) + W3O8 (OH)]i, W2O5(OH)I (кор.).
«вольфрамовая синь»
10 2WO3 + 6F2 = 2WF6 + ЗО2 (300—450° C),
WO3 + 3CC14 = WC16 + 3CC12O (450° C, p).
11. WO3 + 4C (кокс) = WC + 3CO (900—1000° С, в атмосфере CH4).
12 WO3 + nNa(x) = Na„WO3
«вольфрамовая
бронза»
(син.-фиол., п = 0,3; красн., п = 0,6; желт., п = 0,9).
13. 12WO3 + Н3РО4 (конц.) = H3[PW|204o](p) (бц.) [кип., в конц. HNO3].
782. (NH4)ioH2Wi2042 — 42-ОКСОДОДЕКАВОЛЬФРАМАТ(У1)
ДИВОДОРОДА-ДЕКААММОНИЯ
Паравольфрамат аммония Белый, при нагревании разлагается Плохо раство-
ряется в воде, разбавленной хлороводородной кислоте Разлагается концент-
рированными кислотами щелочами гидратом аммиака Вольфрамат аммония
(NH4)2WO4 устойчив только в аммиачном растворе. Получение см 7815
Мг = 3060,56; к, = 1,08(17), 8,6(70).
I. (NH4)i0H2Wl2O42 = 10NH3 + 12WO3 + 6Н2О (400—500° С).
393
2. (NH4)ioH2W12042 • 4Н2О = (NH4)ioH2W12042 + 4H2O (40° С, вак.)
3. (NH4)ioH2Wi2042 + ЮНС1 (конц.) = 12WO4 + 10NH4CI + 6H2O (кип )
4. (NH4)ioH2W12042 + 24NaOH (конц.) = 12Na2WO4 + 10(NH3 • H2O) + 8H2O.
5 (NH4)ioH2Wi2042 + 14(NH3 • H2O) [конц.] = l2(NH4)2WO4(p) + 8H2O
783. VVC16 — ХЛОРИД ВОЛЬФРАМА(¥1)
Черно-фиолетовый, весьма гигроскопичный. При нагревании плавится, кипит
и разлагается. Чувствителен к действию влаги воздуха («дымит»). Неустойчив
на свету Реакционноспособный; гидролизуется водой (медленно — на холоду,
быстро — при кипячении), реагируете© щелочами. Восстанавливается водоро-
дом, 1ИПИЧНЫМИ металлами. Получение см. 780 781
Мг = 396,57; d =3,52; /пл = 275° С; Ткип = 347° С.
1. 2WC16 = 2WCl5 + С12 (выше 350° С).
2. 2WC16 + ЗН2О (влага) = WCl4O (оранж ) + WC12O2 (желт.) + 6НС1,
WC16 + ЗН2О = WO4 + 6НС1 (кип.)
3. WC16 + 8NaOH (конц.) = Na2WO4 + 6NaCl + 4Н2О.
4. WC16 + 6СО + 2А1 = [W(CO)6]I + 2A1C13 (200° С, p, в эфире)
784. W С — МОНОКАРБИД ВОЛЬФРАМА
Серо-синий, очень твердый (почти как алмаз), тяжелый, термически устойчи-
вый. Химически пассивный: устойчив на воздухе, не реагирует с водой, разбав-
ленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака Разлагается концентриро-
ванной азотной кислотой, «царской водкой». Реагируете кислородом, хлором.
Промышленно важен сплав с кобальтом — победит (« 90% WC). Получение см.
7807, 781", 7851.
Мт = 195,86; d = 15,63; t„n = 2780° С (разд.).
1. WC = W + С (графит) [выше 2780° С].
2. WC + IOHN03 (конц.) —> WO3i + СО2? + 10NO2 Т + 5Н2О (кип.),
WC + 4НС1 (конц.) + 10HNO3 (конц.) = H2[WC14O2] + 10NO21 + 6Н2О +
+ СО2 Т (кип ).
3. 2WC + 8NaOH + 5О2 = 2Na2WO4 + 2Na2CO3 + 4Н2О (500 - 550° С).
4. WC + 2О2 = WO3 + СО (800 1200° С).
5. WC + ЗС12 = WC16 + С (графит) [до 400° С].
785. |W(CO)6| — ГЕКСАКАРБОНИЛВОЛЬФРАМ
Белый, низкоплавкий, летучий в вакууме, разлагается при нагревании В сухом
виде устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кисло-
той, реагирует с кислородом. Получение см. 78010. 7834.
Мт = 351,91; <7=2,65; ТПЛ=169°С; <КНП=175°С
394
I [W(CO)6] = W + 6C0 (выше 375° C)
[W(CO)6] = WC + 4C0 + C02 (~ 1030° C)
2. (W(CO)6)] + 18HNO3 (конц.) = WO3i + 6CO2 T + 18NO2T + 9H2O (кип ).
3. [W(CO)6] + ЗО2 (воздух) = Wl + 6CO2t (кип. в этаноле).
4 2[W(CO)6] + 28NaOH + 9O2 = 2Na2WO4 + 12Na2CO3 + 14H2O
(400—500° C)
ЭЛЕМЕНТЫ УПБ-ГРУППЫ
МАРГАНЕЦ
786. Мп — МАРГАНЕЦ
Серебристо-белый или светло-серый металл, более твердый и хрупкий по
сравнению с железом. В виде очень мелкого порошка пирофорен. В холодной
воде пассивируется. Реагируете водяным паром, кислотами, галогенами, кис-
лородом. серой. Поглощает водород, но нс реагирует с ним. Промышленно
важен сплав с железом — ферромарганец (>70% Мп). Получение см. 78811,
78913, 79313, 801*.
Мг = 54,938; d = 7,44; /пл = 1245° С; fKHn = 2080° С.
1. Мп (порошок) + 2Н2О (пар) = Мп(ОН)2 + Н2 (150° С).
2. Мп (порошок) + 2НС1 (разб.) = МпС12 + Н2Т,
Мп (порошок) + H2SO4 (разб.) = MnSO4 + H2t
3 Мп + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2? + 2Н2О (70—80° С),
Мп + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Mn(NO3)2 + 2NOT + 4Н2О.
4. Мп (порошок) + 2Н2О + 2NH4Ci (конц.) = МпС12 + 2(NH3 Н2О) + Н2Т
5. Мп + О2 = МпО2 (до 450° С),
4Мп + ЗО2 = 2Мп2О3 (до 800° С),
Мп —> [МпО + (МпПМп^)О4] (выше 800° С),
«окалина», гаусманиит
6. ЗМп + 4F2 = MnF? + 2MnFi (выше 100° С),
Мп + 2F2 = MnF4 (гол ) [600° С, охлаждение до -60° С].
7. Мп + Е?= МпЕ2 (200° С; Е = Cl, Br. 1).
8. Мп + S = MnS (до 1580° С).
787. МпО — ОКСИД МАРГАНЦА(И)
Зеленовато-серый, термически устойчивый. Имеет область гомогенности
MnOi+л (О < х < 0,13; манганозит). Практически не реагирует с водой и щело-
чами Хорошо растворяется в расплаве KCI. Проявляет основные свойства,
реа1ирует с кислотами, диоксидом кремния. Окисляется кислородом, восста-
навливается водородом и алюминием при нагревании. Получение см. 788
78912, 791'.
395
Mr = 70,94; d = 5,18; Z™ = 1780° C.
I MnO(T) + 7H2O4ZZZ? [Mn(H2O)6]2+ + 2OH ; рПР25 = 9 82
2 MnO + 2HC1 (разб ) = MnCl2 + H2O
3 . 2MnO + O2 —Z—+ 2MnO2
4 MnO + SiO2 = MnSiO} (роз.)
2MnO + SiO2 = Mn2SiO4 (красн )
5 . MnO + H2 = Mn + H2O
ЗМпО + 2A1 = 3Mn + A12O3
(300 500е C).
[1100° C],
[1100 1200е C]
(1400° C),
(800° C)
788. Mn2O3 — ОКСИД МАРГАНЦА(Ш)
Биксбиит. Бурый, термически устойчивый, разлагается при очень сильном
нагревании. Возможно, что в определенных условиях содержит примеси Мп1
и MnIV Не реагирует с водой. Реа ирует с кислотами, окисляется кислородом,
восстанавливается водородом монооксидом углерода и алюминием при нагре-
вании. Получение см 7865, 789 ' 7, 7921
Мг =157,87; d =4,90.
1 6Mn2O3 = 4(Mn,IMn,2")O4 + О2
2 Mn2O3 Z1H2O = 2MnO(OH) + (n - 1)Н2О
3. МпгОзм + ЗН2О<=> 2Mnm + 6ОН’; рПР25 = 83,92.
4. Мп2Оз + 6HCI (конц., гор.) = 2MnCh + С12Т + ЗН2О
5 Мп20з + 3H2SO4 (50%-я, хоз ) = Mn2(SO4)3 + ЗН2О
6 Мп20з + 2HNO3 (разб ) = Mn(NO3)2 + МпО21 + Н2О
7. 2Мп2Оз + О2 —-—* 4МпО2
8 2(Мп2Оз мН2О) + 2лН2О + О2 ——> 4(MnO2 nH2O)J,
9 ЗМп2Оз + Н2 = 2(Мп"Мп’п)О4 + Н2О
МпгОз + Н2 = 2МпО + Н2О
10. Мп2Оз + СО = 2МпО + СО2
11. МпгОз + 2А1 = А120з + 2Мп
789. МпО2 — ОКСИД МАРГАНЦА(1У)
(940 1090° С).
(100° С).
(кип).
(300° С).
(до 230° С),
(300—800° С).
(600 800° С).
(800° С).
Черный с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Нестсхиометри-
ческое соединение MnO2_.v (недостаток кислорода). Не реагирует с водой. Из
раствора осаждается гидрат МпО2 • лН2О. Переводится в раствор действием
концентрированных кислот. Проявляет окислительно-восстановительные
свойства В природе — самое распросграненное соединение марганца (пиро-
люзит). Получение см. 7865, 7873, 7887, 798ly, 7996 9, 8005.
Мт = 86,94; d = 5 026.
1 4МпОг = 2Мп20з + О2
396
(530—585° С).
2. MnO2 - лН2О = МпО2 + «Н2О (200—250° С, вак.).
3 МпО2(т) + 2H2O<=z> Mn,v + 4OFT; рПР|й = 56,0
4 MnO2 + 4НС1 (конц) = MnCU + 2Н2О (0° С, примесь МпС1з),
МпСЦ<р) = МпС12 + СЪ? (комн.)
5 2МпО2 + 8НС1 = 2МпС13 + Cl2t + 4Н2О ( 63° С, в этаноле),
2МпС1з = 2МпС12 + С12 Г "" (выше -40° С, в этаноле).
6. 4МпО2 + 6H2SO4 (конц.) = 2Mn2(SO4)3 + О2Т + 6Н2О (до 110° С),
2МпО2 + 2H2SO4 (конц.) —-—> 2MnSO4 + О2Т + 2Н2О (кип.).
7. 2МпО2 + 3NaOH (конц.)<=± MnO(OH)i + Na3MnO4 + Н2О (0° С).
8. 4МпО2 + 12NaOH + О2 = 4Na3MnO4 + 6Н2О (800° С).
9 МпО2 + KNO3 + 2КОН = K2MnO4 + KNO2 + Н2О (350—450° С),
ЗМпО2 + КСЮз + ЗК2СО3 = 3K2MnO4 + КС1 + ЗСО2 (400° С).
10.
И.
12
13
14.
15.
16.
(800° С, в атмосфере О2).
(до 10° С, примесь MnSO4),
(450° С).
(170—800° С)
(600—700° С),
(комн., кат. СиО).
MnO2 + 4СаО = (Са4Мп)Ой
MnO + 2SO2(P) = MnS Об
MnO2 + SO2 = MnSO4
MnO2 + Н2 ~ MnO + Н2О
МпО2 + С (кокс) = Мп + СО2
МпО2 + СО = МпО + СО2
МпО2 + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = MnSO4 + O2t + 2Н2О
(основная реакция — каталитическая: 2Н2О2 = 2Н2О + О2Т).
МпО2 + H2SO4 (разб., гор.) + KNO2 = MnSO4 + KNO3 + Н2О.
МпО2 + 2H2SO4 (разб) + 2FeSO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2Н2О
17. 6МпО2 + 2NH3 = ЗМп20з + N2 + ЗН2О
(500—600 С).
790. Мп2О7 — ОКСИД МАРГАНЦА(УП)
Марганцовый ангидрид Темная маслянистая жидкость (в отраженном свете —
зеленая в проходящем свете — красная), черное твердое вещество Весьма
гигроскопичен, летуч в вакууме. Термически чрезвычайно неустойчив (разла-
гается в обычных условиях со взрывом даже при перемешивании или помеще-
нии в вакуум) Устойчив в твердом состоянии при низких температурах в
атмосфере аргона Смешивается и реагирует с концентрированной серной
кислотой (раствор темно-зеленый). Проявляет кислотные свойства реагиру-
ет с водой и щелочами. Сильный окислитель Получение см 7984
Мт = 221,87; d = 2,396(М); tm = 5,9° С.
1. Мп2О7 - Мп20з + 2О2 (выше 55° С),
2Мп2О7 —-—> 4МпО2 + ЗО2
(0° С, влажный воздух, примеси Оз, НМпО4).
2 Mn2O7 2H2OJ'4zzz? Мп2О7 (насыщ.) + 2Н2О (до -4° С в конц. H2SO4).
3 Мп2О7 + Н2О(хол.) = 2НМпО4(р).
4 Mn2O7 + 2NaOH (разб., хол.) = 2NaMnO4 + Н2О
397
5. Mn2O7 + 2H2SO4 (98%-я) = 2(MnOj)HSO4 + Н20 (0—10° С),
Мп2О7 + 3H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + 2О2? + ЗН2О (70—75° С).
6. Mn2O7 + 3CCU = 2МпО2Ф + ЗСС12О + ЗС 12Т (10° С, примесь СО2).
791. Мп(ОН)2 — ГИДРОКСИД МАРГАНЦА(П)
Белый, иногда с розовым оттенком (пирохроит), при нагревании разлагается.
Не растворяется в воде В виде осадка под раствором быстро темнеет из-за
окисления растворенным кислородом. В обычных условиях проявляет оснбв-
ные свойства: реагирует с кислотами, хлоридом аммония в растворе В очень
жестких условиях реагирует со щелочами, переводится (частично) в раствор
действием гидрата аммиака. Проявляет восстановительные свойства. Получе-
ние см. 786', 7934'5, 7995.
М,= 88,95; d= 3,258; рПР25 = 12,80.
1. Мп(ОН)2 = МпО + Н2О (220—800° С. в атмосфере N2).
2. Mn(OH)2 + 2НС1 (разб.) = МпС12 + 2Н2О.
3. Mn(OH)2 + 2NaOH(> 50%-й) = Na2[Mn(OH)4]i (кип. в атмосфере N2),
Mn(OH)2 + 2NaOH(T) —-—> Na2[Mn(OH)4] (130° С, в атмосфере N2).
4. Мп(ОН)2(т) + 6(NH3 Н2О) [конц.]<=2 [Mn(NH3)6](OH)2 + 6Н2О
5 Mn(OH)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = MnCl2 + 2NH3T + 2Н2О.
6. 2Мп(ОН)2 + О2 = 2МпО2 + 2Н2О (300° С),
4Мп(ОН)2 (суспензия) + О2 (воздух) = 4МпО(ОН)Ф + 2Н2О.
7. Мп(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = MnO2i + 2Н3О (побочное выделение О2).
8. 2Мп(ОН)2 + Са(С1О)2 = 2МпО21 + СаС12 + 2Н2О.
9 Мп(ОН)2 + Вг2(р) = МпО2Ф + 2НВг.
792. МпО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД МАРГАНЦА
Манганит Бурый (почти черный), при умеренном нагревании разлагается. Не
растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Мп2О3 • кН2О, при высу-
шивании переходите МпО(ОН). Разлагается концентрированными кислотами.
Окисляется кислородом (медленно — при комнатной температуре, бысгро
при нагревании). Восстанавливается водородом. Получение см. 7897, 7936,
794х 6, 7999.
ЛЛ = 87,94; d = 4,!4.
1 2МпО(ОН) = Мп2О3 + Н2О
2. MnO(OH)(T) + H2O<=t Мп,п + ЗОН’; рПР1* = 36,0.
3. 2MnO(OH) + 6HCI (конц., юр ) = 2МпС12 + С12Т + 4Н2О
4. 2MnO(OH) + 3H2SO4 (50%-я, хол.) = Mn2(SO4)3 + 4Н2О.
5. 2MnO(OH) + 2HNO3 (разб.) = Mn(NO3)2 + МпО21 + 2Н2О
6. МпО(ОН) + Н2О + 3NaOH (50%-й) = Na3[Mn(OH)6]i
(250° С, вак ).
(кип).
(180° С, р)
398
7. 4MnO(OH) + 02 = 4MnO2 + 2H2O (300° С),
4МпО(ОН) + О2 + (4и - 2)Н2О —> 4(МпО2 кН2О).
8 2МпО(ОН) + Н2 = 2МпО + 2Н2О (500—700° С).
793. M11SO4 — СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(П)
Белый (в виде кристаллогидратов — красновато-розовый), при прокаливании
плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону).
Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует
с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена. Получение см. 786 ’,
789", 8004.
Л/г = 151,00 d = 3,25; 6,Л = 700° С; к, = 62,9{2О), 45,6(8о).
1. 3MnSO4 = (Mn’^n’11^ + 2SO3 + SO2 (850—1155° С).
2. MnSO4 5Н2О = MnSO4 + 5Н2О (250° С, вак ).
3 MnSO4 (разб ) + 6Н2О = [Мп(Н2О)6]2+ + SO< ,
[Mn(H2O)d2+ + Н2О<=± [Мп(Н2О)5(ОН)]+ + НзО+; рКк = 10,59.
4. MnSO4 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)2l + Na2SO4 (в атмосфере N2).
5. MnSO4 + 2(NH3 Н2О) [конц.] = Mn(OH)2i + (NH4)2SO4 (в атмосфере N2).
6. 2MnSO4 + 4(NH3 H2O) + H2O2 = 2MnO(OH)i + 2(NH4)2SO4 + 2H2O
(кип., побочное выделение О2).
7 3MnSO4 + 2Н2О (гор.) + 2КМпО4 = 5MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4,
3MnSO4 + 8H2SO4 (конц.) + 2KMnO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
(50—60° C).
8. 2MnSO4 + 3H2O + 5H3PO3(O2) [конц.] = 2HMnO4 + 5H3PO4 + 2H2SO4,
2MnSO4 + I6HNO3 (разб.) + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 2Na2SO4 +
+ NaNO3 + 7H2O.
9 MnSO4 + 2H2O + K2S2O6(O)2 = MnO2l + K2SO4 + 2H2SO4,
2MnSO4 + 8H2O + 5K2S2O6(O2) ——> 2KMnO4 + 4K2SO4 + 8H2SO4
(кат. AgNO3).
10. 2MnSO4 + 8HNO3 (конц.) + 5PbO2 = 2HMnO4 + 4Pb(NO3)2 + 2H2O +
+ Pb(HSO4)2.
11. MnSO4 + 2NaOH (разб.) + NaClO = MnO2i + NaCI + Na2SO4 + H2O
12. 2MnSO4 (разб ) + 2Na2CO3 + H2O = Mn2CO3(OH)2>l + 2Na2SO4 + CO2t
13. 2MnSO4 + 2H2O элсктролиз> 2Mn4 (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
(до 40° С),
2MnSO4 + H2SO4 (40%-я) J'!eKT| лю> H2t (катод) + Mn2(SO4)3 (анод).
794. Mn2(SO4)3 —СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(Ш)
Темно-зеленый термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентри-
рованной серной кисло ie, из раствора на холоду кристаллизуется коричнево-
399
красный гидрат Mn2(SO4)3 H2SO4 6Н2О со строением (Н3О+) [Mn(SO4)2]
2Н2О. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель,
реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см.
7885, 7896, 79 24, 79313, 7984.
Мх = 398,06; d = 3,24.
1. 2Mn2(SO4)3 = 4MnSO4 + 2SO3 + O2 (выше 300° C).
2. 2{Mn2(SO4)3 H2SO4 6H2O) = 4MnSO4 + 4H2SO4 + O2 + 10H2O
(160—300° C).
3. Mn2(SO4)3 (разб.) + 2H2O —MnSO4 + MnO2i + 2H2SO4 (комн ),
Mn2(SO4)3 (разб.) + 4H2O = 2MnO(OH)l + 3H2SO4 (кип.).
4. 2Mn2(SO4)3 + 2H2O = 4MnSO4 + O2T + 2H2SO4 (кип. в конц H2SO4).
5. Mn2(SO4)3 + 2HCI (конц.) = 2MnSO4 + Ci2? + H2SO4
6. Mn2(SO4)3 + 6NaOH (конц.) = 2MnO(OH)i + 3Na2SO4 + 2H2O,
Mn2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [конц.] = 2МпО(ОН)Ф + 3(NH4)2SO4 + 2H2O.
795. Na3MnO4 — TETPAOKCOM АНГАН AT(V) НАТРИЯ
Темно-зеленый, на воздухе чувегвителен к влаге и СО2, термически устойчив
Нс растворяется в концентрированных щелочах. Ярко-голубой кристаллогид-
рат Na3MnO4 12Н2О всегда содержит адсорбированную щелочь. В растворе
устойчив только при низких температурах, разлагается горячей водой Окис-
ляется хлором, восстанавливается хлороводородом. Получение см 7898.
Mt = 187,90; d - 2,61; 1ПЛ = 1250° С; к, = 0,059(о> (в 28%-м NaOH).
1. Na3MnO4 1 2H2O'L<zzz? Na3MnO4 (насыщ.) + 12Н2О
(0° С, в кони. NaOH)
2. 2Na3MnO4 + 2Н2О (гор.) = Na2MnO4 + MnO2i + 4NaOH.
3. 2Na3MnO4 + I6HC1 (кони.) = 2MnCl2 + 3CI2? + 8H2O + 6NaCl.
4. 3Na3MnO4 (суспензия) + 4CO2 = NaMnO4 + 2МпО2Ф + 4Na2CO3.
5. Na3MnO4 (суспензия) + Cl2 = NaMnO4 + 2NaCI.
6. Na3MnO4 + NaMnO4 = 2Na2MnO4 (комн., в конц. NaOH)
796. K2MnO4 — МАНГАНАТ КАЛИЯ
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. Устойчив в сильнощелочном
растворе. Кристаллогидратов не образует. Проявляет окислительно-восстано-
вительные свойства; разлагается водой (быстро — в кислотной среде). Окисля-
ется хлором, псроксодисульфатом калия. Получение см. 7899 7985’11,13,15
Мг = 197,13; <7=2,80; = 600° С (р);
М = 22,47(2О) (в 10%-м КОН), 0,315(2О) (в 40%-м КОН).
1. ЗК2МпО4 — 2К3МпО4 + МпО2 + О2
(190—500° С).
400
2 K2MnO4 + 12H?O = 2[К(НгО)б]+ + МпОд" (зел.) (в 10%-м КОН)
ЗК2МпО4(разб.) + 2Н2О —2КМпО4 + МпО2Ф + 4КОН.
3. 3K2MnO4 + 4НС1 (разб ) = 2KMnO4 + MnO2i + 4КС1 + 2Н2О.
K2MnO4 + 8НС1 (конц.) = MnCI2 + 2С1/Г + 2КС1 + 4Н2О
4. ЗК2МпО4 + 2СО2 = 2КМпО4 + МпО2Х + 2К2СО3.
5. гКзМпОхКр) + Cl2 = 2КМпО4 + 2KCI,
6. К2МпО4 + С2Н5ОН (гор.) ——> МпОД + СН3С(Н)О + 2КОН
7. 2К2МпО4 + 2Н2О ---------> Н2Т (катод) + 2КМпО4 (анод) + 2КОН.
797. НМпО4 — МАРГАНЦОВАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена Существует в виде фиолетового водного
раствора (максимальная массовая доля 0,2); сильная кислота. На холоду крис-
таллизуется гидрат НМпО4 - 2Н2О с ионным строением (Н5Ог)МпО4.Нейтра-
лизуется щелочами, разбавленным гидратом аммиака. Разлагается в горячей
воде, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный
окислитель Получение см. 7903, 793*
Мг = 119,94.
1 4НМпО4 (20%-я) —4МпО4 + ЗО2Т + 2Н2О
2. НМпО4 (разб.) + Н2О = НзО+ + МпО4 .
3. 2НМпО4 + 14HCI (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О.
4. НМпОч + NaOH (разб.) = NaMnO4 + Н2О
5. HMnO4 + NH3 • Н2О (разб.) = NH4MnO4 + Н2О
2НМпО4 + 2(NH3 Н2О) [конц ] = 2MnO2l + N2T + 6Н2О
(комн).
(на холоду),
(на холоду),
(комн.).
798. КМпО4 — ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ
Красно-фиолетовый (почти черный), при нагревании разлагается. Умеренно
растворяется в воде (раствор окрашивается в интенсивный фиолетовый цвет),
гидролиза нет. Крис iаллогидратов нс образует. Разлагается в растворе (мед-
ленно), при действии концентрированных кислот, щелочей и гидрата аммиака
при нагревании. Сильный окислитель в растворе и при спекании; в сильнокис-
лотной среде восстанавливается, как правило, до Мп11, в нейтральной среде —
до Mnlv, в сильнощелочной среде — до MnVI. Реагирует с типичными восста-
новителями, этанолом, водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см.
7939, 7962-5’7.
Мт = 158,03; d = 2,703; к, = 6,36(2О), 25(6S).
1 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (200—240° C),
3KMnO4 = K3MnO4 + 2MnO2 + 2O2 (500—700° C).
2. KMnO4 + 6H2O = [K(H2O)6]+ + MnO4 (pH 7),
4KMnO4 + 2H2O —4MnO2i + 3O2T + 4KOH
401
3. 2KMnO4 + I6HCI (конц., гор.) = 2MnCl2 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1,
2КМпО4 + 16НС1 (конц.) + 2КС1 (конц.) = 2K2[MnCl6]i + 3CI2t + 8Н2О
(0° С, в эфире),
КМпСЦт) + 8НС1 (конц.) + KCI (насыщ.) = K2[MnCls]4’ + 2С12? + 4Н2О.
4. 4КМпО4 + 6H2SO4(60%-h) = 4MnSO4 + 2K2SO4 + 5О2Т + 6Н2О
(примесь О?,),
2КМпО4(т) + 2H2SO4 (98%-я) = 2KHSO4 + Мп2О7 + Н2О
(комн., побочное образование МпО2),
2КМпО4(т) + 4H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + K2SO4 + 4Н2О + 2О2Т
(70—75° С).
5. 4КМпО4 (насыщ.) + 4КОН (15%-й) = 4K2MnO4 + О2Т + 2Н2О (кип.),
4КМпО4 (конц.) + 4Ва(ОН)2(Т) = 4BaMnO4i + О2Т + 2Н2О + 4КОН (кип).
6. 2КМпО4 + 2(NH3 Н2О) [конц ] = 2MnO2l + N2T + 2КОН + 4Н2О.
7. 2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5Н2О2 = 2MnSO4 + 5О2Т +8Н2О + K2SO4,
2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5KNO2 = 2MnSO4 + 5KNO3 + ЗН2О + K2SO4.
8. 2KMnO4 + 8H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fc2(SO4)3 + K2SO4 +
+ 8H2O.
9 2KMnO4 + 2H2O (гор.) + 3MnSO4 = 5MnO2l + K2SO4 + 2H2SO41
2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
(50—60° C)
10. 2KMnO4(p) + 3H2 —I—► 2MnO2i + 2KOH + 2H2O (кат. AgNO3),
2KMnO4<p) + 3H2S = 2MnO2i + 3Si + 2KOH + 2H2O.
11. 2KMnO4 (разб.) + 8H2SO4 (разб.) + 10KI = 5I24 + 2MnSO4 + 8H2O + 6K2SO4,
8KMnO4 (конц.) + 8K.OH (конц.) + KI(T) = 8K2MnO4 + KIO41 + 4H2O,
2KMnO4 (конц.) + 2KOH (конц.) + КЮад = 2K2MnO4 + KIO4i + H2O.
12. 2KMnO4 + 3H2SO4 (разб.) + 5K2SO3 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O,
2KMnO4 + H2O + 3K2SO3 (конц.) = 2MnO2l + 3K2SO4 + 2KOH
13. 2KMnO4 + 2KOH (конц.) + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O . (комн ),
KMnO4 + 2KOH (конц.) + K2SO3(T) = K3MnO4 + K2SO4 + H2O. (0° C).
14. 2KMnO4 + ЗКОН (конц.) + K2(PHO3) = 2K2MnO4 + K3PO4 + 2H2O,
4KMnO4 (конц.) + 6KOH (конц.) + K(PH2O2) = 4K2MnO4 + K3PO4 + 4H2O.
15. 2KMnO4 + 2КОН (конц.) + KCN = 2K2MnO4 + KOCN + Н2О,
8КМпО4 + ЮКОН (конц.) + KNCS = 8K2MnO4 + KOCN + K2SO4 + 5Н2О
16. 2КМпО4 + 2BrF3 = K2[MnF6] + MnO2 + ЗО2 + Br2 (100—150° С).
17. KMnO4 + 2HSO3F(X) = MnO3F + KSO3F + H2SO4 (0° C).
18. KMnO4 + MNO3 = MMnO4i + KNO3 (M = Rb, Cs, Ag).
19. 2KMnO4 + 3C2H5OH = 2MnO2l + ЗСН3С(Н)О + 2KOH + 2H2O
(20—30° C).
799. MnCI2 — ХЛОРИД МАРГАНЦА(П)
Скаккит. Темно-розовый Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону),
хлороводородной кислоте Кристаллогидраты МпС12 4Н2О и МпС12 2Н2О
402
имеют строение [Мп(Н2О)4С12] и [Мп(Н2О)2С12]. Не реагирует с водородом.
Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Окисляется кислородом, озоном,
фтором, хлором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования Полу-
чение см 7862а7, 789 ,7912’5.
Л/г = 125,84; d = 2,977; Г„л = 650° С,
/кип = 1231° С; /сл = 73,920, 112,780.
I
2.
3.
4.
5.
6
7
8
9.
МпС12 - 4Н2О = МпС12 + 4Н2О
МпС12 4Н2О = MnCl(OH) + ЗН2О + НС1
МпС12 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Мп(Н2О)б]2+ + 2СГ
ЗМпС12 + 4Н2О (пар) = 6НС1 + (МппМп*п)О4 + Н2
МпС12(Т) + H2SO4 (конц., гор.) = M11SO4 + 2HCI?.
MnCl2 + 2NaOH (20%-й) = Mn(OH)2l + 2NaCI
MnCl2 + NH3 Н2О (разб.) = MnCl(OH)i + NH4CI
4МпС12 + ЗО2 = 2Мп20з + 4С12
МпС12 + Н2О + Оз = MnO2i + 2НС1 + О2Т
(до 198° С, вак ),
(230° С).
(pH < 7, см. 7933).
(500° С).
(в атмосфере N2),
(600—700° С),
(комн.).
(кип),
MnCl2 + NH4HS (насыщ ) + лН2О = MnS • иН2ОФ (тслесн.) + NH4CI + HCI
MnS • иН2О (суспензия) —-—> a-MnSl (зел.) [кип. в атмосфере N2].
MnCl2 + 2Na(CH3COO) + H2S ——> 0-MnSi (бур ) + 2NaCI +
+ 2CH3COOH
4MnCI2 + Ca(ClO)2 + 4Ca(OH)2 = 4MnO(OH)i + 5CaCl2 + 2H2O (кип),
MnCl2 + (NH4)2S2O6(O2) + 2H2O = MnO2i + (NH4)2SO4 + H2SO4 + 2HCI.
10 2MnCl2 + С12(г) + 4MCI = 2M2[MnCl5] (красн) [0° С; M = Na, К NH4]
MCI (конц.)
II. MnCl2 -------------+ М[МпС1з], M2[MnCl4], M4[MnCl6] (M = Na, K).
12 MnCl2 + 2KC1 + 3F2 = K2[MnF6] + 2C1Z (375 400° C),
MnCl2 + MC12 + 3F2 = M[MnF6] + 2Cl2 (500—550° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
13. 2MnCl2 + 10CO = [Мп2(СО)ю] + 2CI2 [p, кат. А1(С4Н9)з].
14 MnCI2 + 6KCN (конц) = K4[Mn(CN)6] (фиол) + 2KC1 (в атмосфере N2).
15 MnCl2 + 2Na(CsHs) = [MnfCsHsh] + 2NaCl (кип в диоксане).
800. MnS — СУЛЬФИД МАРГАНЦА(П)
Зеленый (устойчивая «-.модификация) или красновато-бурый (метастабильная
0-модификация), крупные кристаллы — коричнево-черные (алабандин). Тер-
мически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Из раствора осаждает-
ся кристаллогидрат MnS мН2О светло-розового (телесного) цвета Разлагает-
ся кислотами, окисляется кислородом. Получение см. 7868, 79978.
/4 =87,00- J=3,99; z(0->a) 200—300° С;
Гпл = 1615° С; рПР25 = 12,96 (a-MnS).
403
1. MnS nH2O —-—> а-MnS + иН2О
2. MnS(T) + H2O<=Z> Mn(HS)OH(p)
3. MnS + 2HC1 (разб.) = MnCl2 + H2S?.
4. MnS + 4H2SOa (конц., гор.) = MnSO4 + 4SO2? + 4H2O,
MnS + 8HNO3 (конц., гор.) = MnSO4 + 8NO2T + 4H2O.
5. 2MnS + 4O2 (воздух) = 2MnO2 + 2SO2
(120—175° C).
(в разб. NaOH).
(300—400° C).
801. |Mn2(CO)io| — ДЕКАКАРБОНИЛДИМАРГАНЕЦ
Желтый, летучий, перегоняется с водяным паром, разлагается при нагревании.
Устойчив на воздухе, чувствителен к свету. Является кластером [(CO)sMn—
Mn(CO)s]. Нерастворим в воде. Реагирует с концентрированными кислотами-
окислителями, восстанавливается щелочными металлами, водородом. Получе-
ние см. 79913
Мт = 389 98; d = 1,75; Z™ = 154° О<р).
1. [Mn2(CO),o] = 2Mn + ЮСО (выше 110° С).
2. [Мп2(СО)ю] + 4H2SO4 (конц.) = 2MnSO4 + 2SO2t + 4H2O + IOCOT,
[Mn2(CO)10] + 8HNO3 (конц.) = 2Mn(NO3)2 + 4NO2T + IOCOT + 4H2O.
3. [Мп2(СО)ю] + 2M = 2M[Mn(CO)s] (в диоксане; M = Li, Na, К).
4 [Мп2(СО)ю] + 2(Na, Hg) + 2H2O = 2[MnH(CO)sW + 2NaOH + 2Hgi,
[Mn2(CO) 10] + H2 = 2[MnH(CO)5] (200° C, p),
[MnH(CO)5] + H2O<=Z? [Mn(CO)5] + H3O+; ptfK « 7,0.
5. [Mn2(CO)io] + [Re2(CO)io] = 2((CO)5Re— Mn(CO)5] (150—160° C)
ТЕХНЕЦИЙ
802. Тс —ТЕХНЕЦИЙ
Серебристо-белый с серым оттенком, тугоплавкий, высококипящий. На возду-
хе тускнеет. Радиоактивен, наиболее долгоживущие изотопы 9RTc и 99Тс. пер-
вым из элементов был синтезирован искусственно при бомбардировке молиб-
дена ядрами дейтерия или рутения нейтронами. Химическая активность значи-
тельно ниже, чем у марганца. Не реагирует с водой, хлороводородной
кислотой, щелочами, пероксидом водорода. Реагирует с азотной кислотой,
«царской водкой», кислородом, галогенами. Продукт деления 235U в ядерных
реакторах. Получение см 8031, 80549.
Л/г = 97,907; <7=11,49; « 2250° С; /кнп«4600°С.
I Тс + 7HNO3 (конц., гор ) = НТсО4 + 7NO2T + ЗН2О
2. ЗТе + 18НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц) = ЗН2[ТсС1б]'+ 4NOT + 8Н2О.
3. 4Тс + 7О2 = 2Тс2О7 (450—500° С, примесь ТсО3?).
4. 2Тс + 5F2 = 2TcF5 (200° С),
404
Тс + 3F2 = TcF6 (400° С).
5. Тс + 2С12 = ТсСЦ (400° С, примесь ТсСк).
803. ТсО2 — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(1У)
Коричнево-черный летучий при сильном нагревании, термически устойчи-
вый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат
ТсО2 • иН2О, при высушивании в контролируемых условиях переходит в
Тс(ОН)4. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода,
кислородом. Частично переводится в раствор концентрированными щелочами
(продукты реакции неизвестны) Получение см. 8041, 8051, 807 .
Мг= 129,91; </=6,9.
1. ТсО2 = Тс + О2 (выше 1100° С).
2. ТсО2 • лН2О = Тс(ОН)4 + (п 2)Н2О (100° С, вак ),
ТсО2 • лН2О = ТсО2 + «Н2О (400° С, в токе N2).
3. ТсО2 + 6HCI (конц) = НДТсСк] + 2Н2О
4. ТсО2 + ЗНМОз (конц., гор.) = НТсО4 + 3NO2T + Н2О.
5. 2ТсО2 + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = 2NaTcO4 + 4Н2О.
6. 4ТсО2 + ЗО2 = 2Тс2О7 (200° С).
804. Тс2О7 — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(УП)
Светло-желтый, летучий, при нагревании разлагается Проявляет кислотные
свойства, реагирует с водой, образует сильную технециевую кислоту НТсО4;
концентрированный раствор — темно-красный, разбавленный раствор — бес-
цветный. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель.
Получение см. 8023, 8036.
Л/г= 307,81; </=3,5; 1пл= 119,5° С; /Кнп = 310,6° С (р)
I 2Тс2О7 = 4ТсО2 + ЗО2 (260° С).
2. Тс2О7 + ЗН2О = 2НТсО4 + 2Н2О = 2Н3О+ + 2ТсО;,
2НТсО4 = Тс2О7 + Н 2О (160° С).
3. Тс2О7 + 2NaOH (разб.) = 2NaTcO4 + Н2О,
Тс2О7 + 2(NH3 • Н2О) [конц ] = 2NH4TcO4 + Н2О.
4. 2Тс2О7 + 15S = 4TcS2 + 7SO2 (1000° С, р).
5. Тс2О7 + 7СС14 = 2ТсС14 + 7СС12О + ЗС12 (400° С).
6. Тс2О7 + 6KI + I4НС1 (конц.) = 2K2[TcCl6]i + 3121 + 2KCI + 7Н2О
(30—50° С).
805. NH4TcO4 —ПЕРТЕХНЕТАТ АММОНИЯ
Белый с розовым оттенком, при прокаливании разлагается. При хранении
окрашивается в зеленовато-голубой цвет вследствие радиоактивности. Хоро-
шо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов нс образу-
405
ет. Разлагается концентрированной хлороводородной кислотой. Восстанавли-
вается водородом Слабый окислитель в растворе. Получение см 804
Л/г = 179,94.
1. 2NH4TcO4 = 2ТсО2 + 4Н2О + N 2 (700—800° С).
2 NH4TcO4 (разб ) = NHJ + ТсО4.
NH; + 2H2O<Z=? NH3 Н2О + Н3О+; рЛ\ = 9,24.
3. 2NH4TcO4 + 20НС1 (конц.) = 2Н2ГГсС1б] + ЗС12 + 8Н2О + 2NH4C1 (кип.).
4. 2NH4TcO4 + 4Н2 = 2Тс + 8Н2О + N2 (300—700° С, примесь NH3)
5. 2NH4TcO4 + 3Zn + 20HCI (конц ) = 2Н2[ГсС16] + 3ZnCl2 + 2NH4C1 + 8Н2О
6. 2NH4TcO4 + 17CO = [Тс2(СО)ю] + 7CO2 + 2NH3 + H2O (240—250° C, p).
7. NH4TcO4 + 16C2H5OH + 18K = K2[TcH9]>L + I6K(C2H5O) + NH3t + 4H2O
(60—70° C).
8. 2NH4TcO4 + 2HC1 (разб.) + 7H2S(r) = Tc2S7i + 2NH4C1 + 8H2O.
9. 4NH4TcO4 + 2H2SO4 (разб.) электролиз > 4тсф (катод) + 7О2Т (анод) +
+ 2(NH4)2SO4 + 2Н2О.
806. ТсЕб —ФТОРИД ТЕХНЕЦИЯ(У'1)
Ярко-желтое твердое вещество, желтая жидкость. Весьма чувствителен к влаге
воздуха. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами Получение
см. 8024
Л/г = 211,90; с? =3,02; гпл = 37,4° С; гкип = 55,3° С.
1. 3TcF6 + 10Н2О = TcO2i + 2НТсО4 + 18HF
2. 3TcF6 + 20NaOH (разб ) = TcO2l + 2NaTcO4 + !8NaF + ЮН2О
807. ТсС14 — ХЛОРИД ТЕХНЕЦИЯ(1 V)
Темно-красный, возгоняется при нагревании в токе хлора. Гидролизуется
водой с образованием осадка, реагирует с хлороводородной кислотой, щело-
чами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 802s, 8045.
Мт = 239,72; d = 3,3; /субл > 300° С
I. ТсС14 + 2Н2О = ТсО21 + 4НС1.
2. ТсС14 + 2НС1 (конц.) = Н2[ТсС161.
3. ТсС14 + 4NaOH (конц.) = Тс(ОН)4Ф + 4NaCl (кип.).
4. ТсС14 + 2NH4CI (конц ) = (NH4)2(TcClfi]i (в конц. НС1)
РЕНИЙ
808. Re —РЕНИЙ
Светло-серый, весьма твердый, тяжелый, тугоплавкий, высококипящий. Устой-
чив на воздухе. Не реагирует с водой, гидратом аммиака, водородом, иодом,
азотом, углеродом, хлороводородной и фтороводородной кислотами Перево-
406
дится в раствор концентрированными кислотами-окислителями и пероксидом
водорода, реагирует с кислородом, гало!енами, серой. Получение см. 81 ]5,
8144, 82I1.
Л/г= 186,207; <7= 20,53; гпл = 3190°С; zKHn« 5900°C
1 2Re + 7H2SO4 (конц.) ——+ 2HReO4 + 7SO2T + 6Н2О (кип ),
Re + 7HNO3 (30%-я) = HReO4 + 7NO2 + ЗН2О.
2. 2Re + 7Н2О2 (конц.) = 2HReO4 + 6Н2О.
3 4Re (порошок) + 2Н2О + 7О2 —-—> 4HReO4
4. 4Re + 4NaOH (конц ) + 7О2 —-—> 4NaReO4 + 2Н2О.
5. 4Re + 7О2 = 2Re2O7 (400° С).
6 Re + 3F2 = ReF6 (125° С, p. примесь ReF7),
2Re + 7F2 = 2ReF7 (600—700° C).
7. 2Re + 5CI2 = 2ReCl5 (400° С, в токе Cl2).
8. Re + 2E = ReE2 (400 800° С, p\ E = S, Se).
809. ReO2 —ОКСИД РЕНИЯ(1У)
Серо-черный, нелетучий, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается корич-
невый гидрат ReO2 - иН2О, при высушивании переходит в Re(OH)4. Реагирует
с концентрированными кислотами, пероксидом водорода, щелочами Окисля-
ется кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом. Получение см.
8116, 814*, 8192. ,
Л/г= 218,21; <7=11,4.
I.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9
10.
11
7ReO2 = 2Re2O7 + 3Re
ReO2 иН2О = Re(OH)4 + (и 2)H2O
ReO2 лН2О = ReO2 + лН2О
ReO2 + 6НС1 (конц ) = H2[ReCU] + 2Н2О
ReO2 + 3HNO3 (конц.) = HReO4 + 3NO2 + H2O.
ReO2 + 2NaOH = Na2ReO3 (кор.) + H2O (350
400° С, в атмосфере N2).
4ReO2 (суспензия) + 2H2O + 3O2 —-—> 4HReO4,
4ReO2 + 4NaOH + 3O2 (воздух) = 4NaReO4 + 2H2O
2ReO2 + 3H2O2 (конц.) = 2HReO4 + 2H2O.
2ReO2 + 4H2O + 3C12 = 2HReO4 + 6HC1.
ReO2 + 2H2 = Re + 2H2O
2ReO2 + 5O2 = 2Re2O7
ReO2 + 2MOH + MNO3 = M2ReO4 (зел.) + MNO2 + H2O
(850° С, вак).
(120° С, вак.),
(500° С, вак)
(325—375° C)
(400 - 700°C)
(400° C)
(300—400° С; M = Na. K).
810 ReO3 —ОКСИД РЕНИЯ(¥1)
Темно-красный, нелетучий, при нагревании плавится, затем разлагается. Нс
реагирует с водой, разбавленными кислотами Реагирует с концентрированной
407
азотной кислотой. Окисляется кислородом. Восстанавливается водородом.
Получение см. 8116.
М, = 234,20; d = 7,43; = 160° С.
I ЗИеОз — ReO7 + Re2O7
8ReO3 — 4ReO2 + 2ВегО7 + Ог
2 ReO3 + HNO3 (конц.) = HReO4 + NO2.
3. 3ReO3 + 4NaOH = 2NaReO4 + Na2ReO3 + 2H2O
4. 4ReO3 + O2 = 2Re2O7
5. ReO3 + 3H2 = Re + 3H2O
(300° С, вак.),
(выше 400° С).
(350—400° С).
(160—400° С).
(450—800° С).
811. Re2O7 — ОКСИД РЕНИЯ(УП)
Светло-желтый, летучий, при нагревании темнеет и разлагается. Проявляет
кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восста-
навливается водородом, рением, монооксидом углерода. Получение см. 8085,
8O91'10, 8 1 22, 8214
Мг = 484,41; ^ = 6,14; tnn = 301,5° С; гюп = 358,5° С.
1. 2Re2O7 = 4ReO2 + ЗО2 (600° С).
2. ВегО7 + Н2О (гор.) = 2HReO4.
3. Re2O7 + 6НВг (конц.) = 2ReC>2i + ЗВгг + ЗН2О (кип.).
4 Re2O7 + 2NaOH (разб.) = 2NaReO4 + Н2О,
ВегО7 + 2(NH3 H2O) [конц., гор.) = 2NH4ReO4 + Н2О.
5. Re2O7 + 7Н2 = 2Re + 7Н2О (выше 500° С).
6. 3Re2O7 + Re = 7ReC>3 (250—300° С, в атмосфере Nj).
2Re2O7 + 3Re = 7ReO2 (500—650° С).
7. Re2O7 + 17CO = [Re2(CO)10l + 7CO2 (250° C, p).
812. HReO4 — РЕНИЕВАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Устойчива в бесцветном водном растворе
(максимальная массовая доля 0,7), сильная кислота При выпаривании раство-
ра образуется светло-желтая «твердая рениевая кислота» H4Re2O9, термически
неустойчивая. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака Очень слабый
окислитель Получение см. 808|—3, 8094’6 R, 8И2, 8136, 8161.
HReO4 Мг= 251,21.
H4Re2O9: Мт = 520,44; d = 4,87.
I HReO4 (разб ) + Н2О = Н3О+ + ReO4.
2. 2HReO4 (конц.) + Н7О —-—> H4Re2O9(T) (35° С, вак., выпаривание),
2H4Re2Oy = 2HReO4 + Re2O7 + ЗН2О (65—160° С).
3. HReO4 + МОН (разб.) = MReO4 + Н2О (М = Na, К, 72 Ва),
HReO4 + NH, Н2О (конц.) = NH4ReO4 + Н2О.
4 2HReO4 + 21НС1 (конц.) + 7H[SnCl3] = 2Rel + 7H2[SnC16] + 8Н2О.
408
813. KReO4 — ПЕРРЕНАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, еще хуже — в
растворах щелочей и хлорилов щелочных металлов. Кристаллогидратов не
образует. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Реагирует со щелоча-
ми при спекании, сероводородом, монооксидом углерода, водородом Получе-
ние см. 8I23, 8I46.
Mr = 189,30; d = 4,887; гвд = 553° С;
Гкнп = 1367° С; к., = 1,20<25), 7,47(75)
1 KReO4 + 2КОН = K3RcO5 (красн ) [400—550° С]
2 2KReO4 + 7Н2 = 2Re + 2КОН + 6Н2О (800° С)
3 2KReO4 + 8HCI (конц.) + 4Н2 = K2[Re2CM (красн ) + 8Н2О
(290 325° С, р).
4. 2KReO4 + 7H2S(r) + 2HCI (разб.) = Re2S7l + 2КС1 + 8Н2О
(в атмосфере N2).
5. 2KReO4 + 17СО = [Re2(CO)10] + К2СО3 + 6СО2 (250—270° С р).
6. KReO4 + Н3О+ (катионит) = HReO4 + К+ (катионит) + Н2О.
814. NH4ReO4 — ПЕРРЕНА! АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), растворимость уменьшается в присутствии NH4CL Кристаллогидра-
тов не образуе! Реагирует!: концентрированной хлороводородной кислотой
Очень слабый окислитель; восстанавливается водородом фосфиновой кисло-
той Получение см. 8114, 8123
Мг = 268,24; d = 3,970; к> = 6,23(20), 32,34(ЯО).
1. 2N H4ReO4 = 2RcO2 + N 2 + 4Н2О
(365 400° С, вак ).
2. NH4ReO4 (разб.) = NH4 + ReO4
NH; + 2H2O4zzzz> NH3 H2O + НзО+; рКк = 9,24
3. NH4ReO4 + 6HCI (конц.) —> NH4[ReCl4O] + CI2T + ЗН2О.
4 2NH4ReO4 + 4Н2 = 2Re + N2 + 8Н2О (400 1000° С).
5 2NH4RcO4 + 2NH4CI + I0HC1 (конц) + ЗН(РН2О2) (конц.) =
= 2(NH4)2[ReCI6] I + ЗН2(РНОз) + 5Н2О.
6. NH4RcO4 + MNO3 (конц.) = MReO4i + Ь1Н4ЬЮз (М = К. Rb, Cs, TI, Ag).
7. NH4ReO4 + 18Na + I3C2H5OH = Na2[ReH9j>L + 13Na(C2H5O) + 3NaOH +
+ NH3 H2O.
815. ReFe — ФТОРИД PEHHR(VI)
Желтое твердое вещество, темно-желтая жидкость бесцветный газ Низкоплав-
кий, легкокипящий, чувствителен к влаге воздуха Реакционноспособный реа
409
гируст с водой, кислотами-окислителями, щелочами, диоксидом кремния Вос-
станавливается водородом. Окисляется кислородом. Образует фторокомплек-
сы. Получение см. 808
М< = 300,20, d = 3,58, гпл = 18,6° С; Гкип = 33 7° С
1. 3ReF6 + 10Н2О = 2HReO4 + ReO2i + 18HF.
2. ReFe + HNO3 (конц.) + ЗН2О = HReO4 + 6HF + NO2.
3. 3ReF6 + 20NaOH (разб.) = 2NaRcO4 + ReO2i + 18NaF + 10H2O.
4. 4ReF6 + 14H2O + O2 = 4HReO4 + 24HF.
5. ReF6 + H2 = ReF4 + 2HF (200° C).
6. 3ReF6 + 3SiO2 = 2ReO3F + ReF4 + 3SiF4 (до 300° C).
7. ReF6(M) + 2MF = M2[ReF8] (роз.) [M = K, Rb, Cs],
816. ReF7 — ФТОРИД РЕНИЯ(УП)
Желтый, летучий, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый Ре-
акционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом
кремния. Восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получе-
ние см 8086
Мт = 319,19, б/=3,65<52); гпл = 48,3°С; /кип = 73,3° С.
I. ReF7 + 4Н2О = HReO4 + 7HF.
2. ReF7 + 8NaOH (разб.) = NaReO4 + 7NaF + 4H2O
3. 2ReF7 + 3H2 = 2ReF4 + 6HF
4 2РеР7(Ж) + 3SiO2 = 2RcO3F + 3SiF4
5. ReF7(X) + MF = M[ReFg] (желт.)
(200° C)
(50—70° C).
[M = K+, NO+,NO2].
817. ReCh — ХЛОРИД РЕНИЯ(Ш)
Красно фиолетовый (в газообразном состоянии — зеленый), при нагревании
разлагается. Является кластером [Re3Cl9] Хорошо растворяется в холодной
воде, гидролизуется с образованием осадка. При стоянии во влажном воздухе
образует гидрат ReCl3 2Н2О. Реагирует с хлороводородной кислотой, щело-
чами. Слабый окислитель и восстановитель в растворе. Образует хлороком-
плексы. Получение см. 8181, 8191
Мт = 292,57; гпл = 257° С; ГКИп = 327° С
1. 2ReCI3 = 2Re + ЗС12 (360—600° С, вак.).
2. 3ReCI3 (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Re3Cl9] • 2Н2О(Р).
3. 2ReCI3 + (3 + и)Н2О —-—> Re2O3 «Н2ОФ + 6НС1 (в атмосфере Н2).
4. 3ReCl3 + 3HCI (конц.) = H3[Re3Cli2].
5. 2ReCl3 + 6NaOH (разб.) = Re2O3i + 6NaCI + ЗН2О
6. 2RcCl3 + ЗН2 = 2Re + 6НС1 (250—300° С)
7. 3RcCl3 + ЗМС1 (конц ) = M3[Re3CI12]4< (в конц. HCI; М = Rb, Cs)
410
818. ReCU — ХЛОРИД PEHMfl(IV)
Черный с зеленым оттенком или коричневый. Устойчив в сухом воздухе,
чувствителен к влаге. Гидролизуется водой с образованием осадка. Реагирует
с кислотами, щелочами, водородом. Вступает в реакции комплексообразова-
ния. Получение см. 819fi.
Мг = 328,02; d= 4,28 - 4,50.
1. 2ReCU = ReCU + ReCU (300° С, в токе N2).
2. ReCU + (2 + л)Н2О = ReO2 иН2О1 + 4HCI.
3. ReCU + 2HCI (конц.) = H2[ReCI6] (зел.)
4. ReCU + 6NaOH (конц.) = Na2ReOyl + 4NaCI + 3H2O (кип.).
5. ReCU + 2Н2 = Re + 4HCI (250—300° С)
6. ReCU + 2МС1 (конц.) = M2[ReCl6]>L
(в конц. HCI; М = К+, Rb+, Cs+,NHJ )
7. ReCU + 6KCN (конц.) = K2[Re(CN)6] (красн.) + 4КС1.
819. ReCU — ХЛОРИД РЕНИЯ(У)
Коричнево-серый с зеленым оттенком, чувствителен к влаге воздуха («ды-
мит»). Перегоняется без разложения в потоке хлора или в вакууме. Реагирует
с водой, кислотами, щелочами, кислородом. Восстанавливается водородом.
Получение см. 8087.
ЛА = 363,47; d = 3,98; Г™ = 278° С; /кнп = 330° С (разл.).
I. ReCU = ReCU + С12 (выше 330° С, в атмосфере N2),
2ReCU = 2Re + 5С12 (выше 600° С).
2. 3ReCl5 + (8 + 2л)Н2О (гор ) = HReCU + 2(ReO2 »H2O)i + 15HCI.
3. 3ReCl5 + 4H2O = HReCU + 2H2[ReCl6] + 3HC1 (в 10%-й HCI).
4. 2ReCl5 + 4HCI (конц ) = 2H2[ReCU] + C12T
5. 3ReCU + l6NaOH (разб ) = NaReCU + 2ReO2i + 15NaCI + 8H2O (кип.).
6. 2ReCU + H2 = 2ReCU + 2HC1 (70° C),
2ReCI5 + 5H2 = 2Re + I0HC1 (250—300° C).
820. Na2|ReH9J — ИОНАГИДРИДОРЕНАТ(¥П) НАТРИЯ
Белый, при на1реваиии разлагается. Чувствителен к влаге и кислороду воздуха.
Хорошо растворяется в холодной воде, анион устойчив в щелочной среде.
Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, пероксидом
водорода. Получение см. 8147.
Л/г = 241,26.
1. 2Na2[ReH9] = 4NaH + 2Re + 7Н2 (245° С).
2. Na2[ReH9] + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4] + [ReH9]2 (в разб NaOH).
3. Na2[ReH9] + 5Н2О (пар) ——> NaReO4 + NaOH + 9Н2.
411
4. 2Na2[ReH9] + 4HCI (разб.) = 4NaCl + 2Rel + 11H2T
5 4Na2[ReH9] + 22HNO3 (разб ) = 4NaReO4 + 9NH4NO3 + 4NaNO3 + 11H2O
(кип.).
6 Na2[ReH9] + 9H2O2 (конц ) = NaReO4 + NaOH + I3H2O (кип ).
7. 4Na2[ReH9](p) + IIO2 (воздух) —-—> 4Rci + 8NaOH + 14H2O.
821. |ReXCO)io| — ДЕКАКАРБОНИЛДИРЕНИЙ
Белый, нелетучий, низкоплавкий, разлагается при нагревании. Не реагирует с
водой, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кисло гами-окис-
лителями, кислородом Получение см. 811 , 8135
М, = 652,51; d = 2,79; tm = 177° С.
I. [Re2(CO)|0] = 2Re + ЮСО (250—420° С).
2. [Re2(CO)io] + 34HNO3 (конц.) = 2HReO4 + 34NO2 + 10CO2? + 16H2O.
3. 2[Re2(CO)|0] + 4NaOH (конц) + 7O2 = 4NaReO4 + 20CO? + 2H2O.
4. 2[Re2(CO)|0] + 17O2 = 2Re2O7 + 20CO2 (400° C).
5. [Re2(CO)|0] + [Mn2(CO)i0] = 2[(CO)5Re - Mn(CO)5] (150—160° C).
ЭЛЕМЕНТЫ УШБ-ГРУППЫ
ЖЕЛЕЗО
822. Fe — ЖЕЛЕЗО
Серый мягкий ковкий металл; при обычном давлении существует в трех
полиморфных модификациях (а, у, 5); порошок пирофорен. Медленно окисля-
ется во влажном воздухе (процесс ржавления). Не реагирует с водой, гидратом
аммиака; пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах,
разбавленных щелочах. Реагирует с разбавленными кислотами, концентриро-
ванными щелочами, неметаллами, монооксидом углерода. Вытесняет благо-
родные металлы из их солей в растворе. Катион Fe ’ — бесцветный, катион
Fe — бесцветный (в сильнокислотной среде) или желтый (в разбавленном
растворе). Техническое железо (чугун, сталь) содержит С (частично в виде
Fe3C), Мп, Si, S, Р и другие примеси. Второй (после алюминия^ по распростра-
ненности в природе металл. Получение см. 82411'12, 834 |7, 844 .
Л/г = 55,847; d = 7,864(a), 7,590(у), 7,409(5);
z(a->y) = 917° С; f(y->5) = 1394° С; tM = 1539° С; ZKHn « 3200° С
1. 3Fe + 4Н2О (пар) = (FenFe^*)О4 + 4Н2 (800° С, примесь FeO).
2. Fe + 2НС1 (разб.) = FeCl2 + Н2Т (без доступа воздуха),
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + Н2Т (в атмосфере СО2).
3. Fe + 4HNO3 (разб., гор.) = Fe(NO3)3 + NO? + 2Н2О,
412
5Fc + 12HNO3 (оч. разб.) = 5Fe(NOs)2 + N2T + 6Н2О
(О—10° С; примеси N2O, NH4NO3).
4. Fe + 2NaOH (50%-й) + 2Н2О = Na2[Fe(OH)4] + H2t (кип. в атмосфере N2).
5 Ржавление железа
a) 2Fe + 2НгО (влага) + Ог (воздух) —-—> 2Fe(OH)2;
б) 2Fe + 2Н2О (влага) + О2 (воздух) + 4СО2 —-—* 2Ре(НСОз)г,
Ре(НСОз)2 (влажн.) —-—> Fe(OH)2 + 2СО2 (30° С);
в) 4Fe(OH)2 + О2 (воздух) + (2п - 4)Н2О —-—> 2(Ре2Оз пН2О),
(Fe2O3 лН2О) ——> 2FeO(OH) + (л - 1)Н2О;
г) Fe(OH)2 + Fe2O3 • лН2О —(FeHFe“*)O4 + (и + 1)Н2О.
6. 3Fe (порошок) + 2О2 = (FeI,Fe^,,)O4 (150 -600° С, сгорание на воздухе).
7. 4Fe + 20NaOH (50%-й) + ЗО2 + 6Н2О = 4Na5[Fe(OH)8]i (20—25° С),
2Fe + 14NaOH (50%-й) + 3Br2 + 2Н2О = 2Na4[Fe(H2O)(OH)7]l + 6NaBr
(50—60° С).
8 2Fe + ЗЕ2 = 2FeE3 (выше 300° С, Е = F; 200—250° С, Е = CI)
9. 2Fe + ЗВг2 (насыщ.) = 2РеВгз (кип ),
Fe + Br2 = FeBr2 (600—700° С).
10. 3Fe + 412 —(FeHFein)l8
Fe + I2 = Fel2
11. Fe + E = FeE
12. Fe P(KpaCH ) > Fe3P, Fe2P, FeP, FeP2
13. Fe + N2 + 3Li = (Li3Fe)N2
14. 6Fe + P4 + 8O2 (воздух) = 2Рез(РО4)г
15. Fe-------------> FcSiO3, Fe2SiO4
фаялит
16. Fe + 2НЕ = FeE2 + Н2
(комн., растирание),
(500° С).
(600—950° С; Е = S, Se, Те)
(600—700° С).
(600° С)
(1000° С).
(1100—1300° С).
(800 900° С; Е = F, С1, Вг).
17. Fe ———> Fe2+AN (0 < х < 0,5), Fe3N, Fe4N (350—550° С).
-Hz
18. 2Fe + 3SQ2 (влажн.) —-—> FeSOs + FeSChS (комн ).
19. Fe + Fe2O3 = 3FeO (900° C).
20. 18Fe + С6Нб = 6Fe3C + 3H2 (700° С, вак ).
21. Fe + SCO = [Fe(CO)5] (180—220° C, p).
22. Fe + CuSO4(p) — FcSO4 + Cu-L
23. Fe + 2KOH + 3KNO3 = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (400 420° C).
24. Fe + 2KOH (конц.) + 2H2O электрол.и- » зн2Т (катод) + K2FeO4 (анод.)
823. FeO — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(П)
Черный, при умеренном нагревании разлагается, но при дальнейшем Haipeea-
413
нии продуктов разложения образуется вновь. После прокаливания химичес-
ки неактивен. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fei.vO
(0,05 < х < 0,11; вюстит). В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной
водой. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают);
реагирует с кислотами, гидроксидом натрия (при сплавлении). Легко окисля-
ется кислородом. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см.
82219, 82412’13, 82518, 8261.
Мг = 71,85; d = 5,75; /пл = 1368° С.
1. 4FeO = (Fel[Fe^)O4 + Fe (560—700° С).
2. FeO(T) + 7H2O<=Z> [Fe(H2O)6]2+ + 2OH’; рПР25 = 14,37.
3. FeO + 2HCI (разб.) = FeCI2 + H2O,
FeO + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2? + 2H2O.
4. FeO + 4NaOH = Na4FeO3 (красн.) + 2H2O (400—500° C).
5. 4FeO + 2«H2O + O2 ——> 2(Fe2O3 nH2O),
6FeO + O2 = 2(Fe" FeJ’)O4 (300 500° C).
6. FeO + H2S = FeS + H2O (500° C).
7. FeO + H2 = Fe + H2O (350° C).
FeO + С (кокс) = Fe + CO (выше 1000° C).
824. Fe2O3 — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
Красно-коричневый (тригональная модификация, гематит) или темно-корич-
невый (кубическая модификация состава Fe2.6?O4; Мг = 213,11; d = 4,88; более
реакционноспособная). Термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидра-
том аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, щело-
чами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом. Полу-
чение см. 82223, 8256, 8271, 8311. 8374
Мг = 159,69; d = 5,26; гпл = 1562° С (р).
1. 6Fe2O3 = 4(Fen Fe?*)О4 + О2 (1200— 1390° С).
2. Fe2O3(T) + 1 ЗН2О<=> 2[Fe(H2O)5(OH)]2+ + 4ОН“; рПР25 = 59,39.
3. Fe2O3 + 6НС1 (разб.) ——> 2FeCl3 + ЗН2О.
4. Fe2O3 + 6НС1(Г) = 2FeCl3 + ЗН2О (500° С, в атмосфере С12).
5. Fe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + ЗН2О,
6.
7.
8.
9.
10
Fe2O3 + 6HNO3 (разб.) ——> 2Fe(NO3)3 + ЗН2О.
Fe2O3 + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн ) + H2O
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Fe2O3 + 5Na2O —-—> 2NasFeO4
2Fe2O3 + 8Na2O + O2 = 4Na4FeO4
Fe2O3 + MO = (M,1Fe",,)O4
(600° C, p).
(800—900° C).
(450—500° C).
(450° C).
(прокаливание; M = Mg, Cu, Ti, Mn, Fe, Ni, Zn, Cd).
414
11. 3Fe2O3 + Н2 = 2(Fe1IFe,2,I)O4 + Н2О (400° С),
Fe2O3 + ЗН2 = 2Fc + ЗН2О (1050—1100° С).
12. 3Fe2O3 + СО = 2(FenFe£’)О4 + СО4 (400° С),
Fe2O3 + СО = 2FeO + СО2 (500—600° С),
Fe2O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (700° С).
13. Fe2O3 + Fe = 3FeO (900° С).
825. (FellFe2,,)O4 — ОКСИД ДИЖЕЛЕЗА(Ш)-ЖЕЛЕЗА(11)
Магнетит. Двойной оксид. Черный, очень твердый, термически устойчивый. В
прокаленном виде химически неактивен. Не реагирует с водой. Из раствора
кристаллизуется реакционноспособный гидрат (Fe’^e”*)О4 • 2Н2О. Во влаж-
ном состоянии легко окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, щелочами
(при сплавлении) Восстанавливается водородом, мопооксидом углерода, же-
лезом. Получение см. 8221’5'6, 82411, 8276
Л/г = 231,54; </ = 5,11; U = 1538° С (разл.); рПР25 = 70,24.
1. 2(FeIIF4,1)O4 = 6FcO + О2 (выше 1538° С).
2. (F^'Fe1”^ • 2Н2О = (FenFe^)O4 + 2Н2О (300—400° С).
3. (F^Fe^Kh + 8HCI (разб.) = FeCI2 + 2FeCl3 + 4Н2О.
4. (Fe,,F4l,)O4 + IOHNO3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + NO2? + 5H2O.
5. (Fe11FeJl,)O4 + 14NaOH = Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O (400—500° C).
6. 4(FeIIFeiI,)O4 + O2 (воздух) = 6Fe2O3 (450—600° C).
7. (FcnFeJn)O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O (1000° C),
(Fe11F4,,)O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2 (700° C).
8. (FenFe*n)O4 + Fe = 4FeO (900 1000° C).
826. Fe(OH)2 —ГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА(И)
Белый (иногда с зеленоватым оттенком, амакинит), термически неустойчивый.
Легко окисляется на воздухе, особенно быстро — во влажном состоянии. Нс
растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные
свойства (оснбвные свойства преобладают), реагируют с разбавленными кис-
лотами, конценгрированными щелочами. Переводится в раствор хлоридом
аммония Типичный восстановитель. Получение см. 8225, 8305. 8345’15
А/г = 89,86; <7=3,4; рПР25 = 15,10.
I. Fe(OH)2 = FeO + Н2О [150 -200° С; примеси Fe, (Fe11 FeJ’KX].
2. Fe(OH)2 + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + 2H2O.
3. Fe(OH)2 + 2NaOH (> 50%-й) = Na2[Fe(OH)4]i (сине-зсл.)
[кип. в атмосфере N2].
4. Fe(OH)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = FeCl2 + 2NH3T + 2Н2О
5. 4Fe(OH)2 (суспензия) + О2 (воздух) = 4FeO(OH)i + 2Н2О (кип.).
415
6 2Fe(OH)2 (суспензия) + H2O2 (разб.) + (л - 3)НгО = Ре20з • лН2ОФ.
7. Fe(OH)2 + NaNO2 (конц.) = FeO(OH)l + NOT + NaOH (60° С).
827. Fe2O3 иН20 — ПОЛИГИДРАТ ОКСИДА ЖЕЛЕЗА(Ш)
Лимонит. Бурый аморфный (осажденный), при выдерживании под щелочным
раствором переходит в FeO(OH); соединение стехиометрического состава
Ре(ОН)з не выделено При нагревании обезвоживается. Не растворяется в воде.
Не реагирует с гидратом аммиака Проявляет амфотерные свойства, реагирует
с кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстано-
витель. Получение см. 8225 8316’11, 8321, 8335, 83589
Л/г = 213,74 (для п = 3) d= 3,00 4- 3,12; рПР25 = 49,92 (для п = 3).
1. Fe2O3 лН2О = 2FeO(OH) + (п 1)Н2О (200—250° С).
Ре20з • лН2О = Ре2Оз + лН2О (500—700° С).
2 Ре20з • лН2О + 6НС1 (разб.) = 2FeCl3 + (п + 3)Н2О.
3. Ре2Оз лН2О NaQH(K0HU> > Fe2o3 (примесь Na3[Fc(OH)6](P).
4. БегОз • лН2О (суспензия) + 8NaOH(T) = 2Na4[Fe(H2O)(OH)7] (бел.) +
+ (л - 5)Н2О (70° С).
5 Ре20з лН2О(т) + 10NaOH(T) = 2Na5[Fe(OH)8] + (и 3)Н2О
(75° С, в токе N2).
6 Ре2Оз лН2О + Fe(OH)2 = (F^Fe^CU + (л + I)H2O (600—1000° С).
7 Fe2O3 лН2О + ЗН2 = 2Fe + (л + 3)Н2О (500—600° С).
8. Fe2O3 лН2О + ЗЕ2 + 1 ОКОН (конц) = 2K2FeO4 + 6КЕ + (л + 5)Н2О
(45—55° С; Е = С1, Вг).
828. FeO(OH) — МЕГАГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА
Гётит. Светло-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в
воде Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства:
реагирует с кислотами концентрированными щелочами Слабый окислитель и
восстановитель. Получение см 8225, 8265,7, 8271, 8315, 83519
Mr = 88 85; J = 4,37; рПР25 = 41,66.
I 2FeO(OH) - ЕегОз + НгО (500—700° С, на воздухе).
2. FeO(OH) + ЗНС1 (разб.) = FeCI3 + 2Н2О
3. FeO(OH) —NaOH (конц) > регОз (примесь \аз[Ре(ОН)б](Р)).
4. 2FeO(OH) + Fe(OH)2 = (FenFe”l)O4 + 2Н2О (600—1000° С).
5. 2FeO(OH) + ЗН2 = 2Fe + 4Н2О (500—600° С).
416
829. FeSO4 — СУЛЬФАТ ЖЕЛЕЗА(П)
Белый (кристаллогидрат — светло-зеленый; мелантерит, железный купорос).
При нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катио-
ну). Быстро окисляется в растворе Ог воздуха (медленнее — в присутствии
серной кислоты), раствор желтеет и мутнеет. Окисляется концентрированной
азотной кислотой. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака Типичный
восстановитель. Присоединяет монооксид азота. Для реакций обычно берут в
виде Fe(NH4)2(SO4)2. Получение см 822222, 8365.
Л/г = 151 91; </=3,14, fc, = 26,6(20), 43,7<к0).
1 . 2FeSO4 = Fe2(SO4)O + SO3 (300° С),
4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 (700° С, примесь SO3).
2 FeSO4 7H2O = FeSO4 + 7H2O (до 250° С, в атмосфере H2).
3 FeSO4 (разб ) + 6H2O = [Fe(H2O)fi]2+ + SO2 i
[Fe(H2O)6]2+ + H2O<=> [Fe(H2O)5(OH)]+ + H3O+; pKK = 6,74.
4 . 2FeSO4 + H2SO4 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 2NO2T + 2H2O
(95—100° C).
5 FeSO4 + 2NaOH (разб ) = Fe(OH)2i + Na2SO4 (в атмосфере N2),
FeSO4 + 2(NH3 H2O) [конц ] = Fe(OH)2i + (NH4)2SO4
6 4FeSO4 + O2 (воздух) + 2H2O —-—> 4FeSO4(OH)i
7 . FeSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M2Fe(SO4)2 • 6H2Oi
(0°C M = K+, Rb+, Cs+,NH4).
8 2FeSO4 (конц.) + CuSO4 = Cui + Fe2(SO4)3
9 I0FcSO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O +
+ K2SO41
6FeSO4 + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O +
+ K2SO4.
10 . 2FeSO4 + H2SO4 (разб.) + H2O2 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 2H2O,
6FeSO4 (конц.) + 4H2SO4 (конц.) + 2KNO3 = 3Fe2(SO4)3 + 2NOT + 4H2O +
+ K2SO4 (кип ).
11 FeSO4 + NO + 5H2O -------> [ Fe(NO+)(H2O)5]SO4 (бур ) [комн.].
830. Fe(NH4)2(SO4)2 — СУЛЬФАТ ДИАММОНИЯ-ЖЕЛЕЗА(П)
Соль Мора. Белый, при нагревании разлагается. Менее чувствителен к дейст-
вию О2 воздуха в растворе (в отличие от FeSO4). Хорошо растворяется в воде,
подвергается гидролизу по катиону железа(П). Реагирует с азотной кислотой,
щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель Получение см. 8298.
Мг = 284,05; d = 1,864 (кр.); к, = 26,4(2О), 52(70).
1. 2Fe(NH4)2(SO4)2 = Fe2(SO4)O + SO3 + 2NH4HSO4 + 2NH3 (300° C).
2. Fe(NH4)2(SO4)2 6H2O = Fe(NH4)2(SO4)2 + 6H2O (100° C).
14 — 2270
417
3. Fe(NH4)2(SO4)2 (разб.) + 6H2O = [Fe(H2O)6]2+ + 2NHJ + 2SO4
(pH < 7, см. 8293).
4. 2Fe(NH4)2(SO4)2 + H2SO4 (разб.) + 2HNO3 (конц.) = Fe2(SO4)3 +
+ 2(NH4)2SO4 + 2NO2T + 2H2O (кип.).
5. Fe(NH4)2(SO4)2 + 2NaOH (разб ) = Fe(OH)2i + (NH4)2SO4 + Na2SO4
(в атмосфере N2),
Fe(NH4)2(SO4)2 + 2(NH3 H2O) [конц ] = Fe(OH)2i + 2(NH4)2SO4
6. 10Fe(NH4)2(SO4)2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5Fe2(SO4)3 +
+ 10(NH4)2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O,
6Fe(NH4)2(SO4)2 + 7H2SO4 (разб ) + K2Cr2O7 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 +
+ 6(NH4)2SO4 + K2SO4 + 7H2O
831 Fe2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ЖЕЛЕЗА(Ш)
Белый (иногда светло-желтый), при нагревании разлагается. Хорошо раство-
ряется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону) Не растворяется в
концентрированной серной кислоте. Разлагается горячей водой, щелочами,
гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции обмена. Получе-
ние см 8245, 8334, 8364, 8373
Л/г = 399,88; d = 3,097; кх = 440(18~ 25).
1. Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3 (500 - 700° С),
2Fe2(SO4)3 = 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2 (900 1000° C).
2. Fe2(SO4)3 9H2O = Fe2(SO4)3 + 9H2O (70—175° C).
3. Fe2(SO4)3 + 12H2O = 2[Fe(H2O)6]’+ + 3 SO^ (в 50%-й H2SO4),
a) [Fe(H2O)6]3+ + H2O<=Z? [Fe(H2O)5(OH)]2+ (желт.) + H3O+; pX'K = 2,17,
[Fe(H2O)5(OH)]2+ + H2O<Z=? [Fe(H2O)4(OH)2]+ (желт.) + H3O+; pXK = 3 26;
6) 2[Fe(H2O)6]3+ + 2H2O<=* [Fe2(H2O)8(OH)2]4+ (желт.) + 2H3O+; pKc = 2,91.
4. Fe2(SO4)3 + 2H2O = 2FeSO4(OH)>L + H2SO4 (150° C, p)
5. Fe2(SO4)3 + 2NaOH (разб.) = 2FeSO4(OH)l + Na2SO4,
Fe2(SO4)3 + 6NaOH (15—20%-й) = 2FeO(OH)i + 3Na2SO4 + 2H2O (кип.).
6. Fe2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) + (л - 3)H2O = Fe2O3 /?H2(U + 3(NH4)2SO4
7. Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8NaOH (разб.) = (Fe,lFe^n)O4i + 4Na2SO4 + 4H2O
(кип.).
8. Fe2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (конц.) + 24H2O = 2{MFe(SO4)2 12H2O} I
(0° С; M = K+. Rb+, Cs+,NH4 ).
9. Fe2(SO4)3 + 2NaH2PO4 = Na2SO4 + 2H2SO4 + 2FePO J
10. Fe2(SO4)3 + H[SnCl3] + 3HC1 (конц.) = 2FeSO4 + H2[SnCl6] + H2SO4,
Fc2(SO4)3 + 3H°(Fe, разб H2SO4) = 2FeSO4 + H2SO4.
418
832. NaFeCh — ДИОКСОФЕРРА Г(Ш) НАТРИЯ
Зеленый с коричневым оттенком, плавится без разложения. Реагируете водой,
кислотами, оксидом и пероксидом натрия Окисляется кислородом галогена-
ми в щелочной среде Получение см 8246,7.
Mr = 110,84; d = 4,05; гпл = 1350° С.
1. 2NaFeO2 + (л + 1)Н2О (хол.) —~> Fe2O3 • лН2О1 + 2NaOH
2. NaFeO2 + Н2О = FeO(OH)l + NaOH (кип).
3. NaFeO2 + 4НС1 (разб.) = FeCl3 + NaCI + 2H2O.
4 NaFeO2 + 2Na2O > NasFeO4 (500° С. в атмосфере N2),
4NaFeO2 + 6Na2O + O2 (воздух) = 4Na4FeO4 (400° C).
5 2NaFeO2 + 3Na2O2 = 2Na2FeO4 + 2Na2O (500° С, в расплаве NaOH)
6. 2NaFeO2 + 3E2 + 8NaOH (конц) = 2Na2FeO4 + 6NaE + 4H2O
(50—60° С; E = Cl, Br)
833. K2FeO4 — ФЕРРАТ КАЛИЯ
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде
в присутствии щелочей. Сильный окислитель; реагирует с кипящей водой,
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 82223,24, 827*.
М,= 198,04
1 2K2FeO4 = K3FeO4 + KFeO2 + О2 (500 700° С, примесь Fe2O3).
2 K2FeO4 + 12Н2О = 2[K(H2O)ft]+ + FeOj" (в разб. КОН)
3 4K2FeO4 + 6Н2О = 4ЕеО(ОН)Ф + 8КОН + ЗО2Т (кип )
4 4K2FeO4 + ЮН28О4(разб.) = 2Fe2(SO4)3 + ЗО21 + 4K2SO4 + ЮН2О.
5. 4K2FeO4 + 4KOH = 4K3FeO4 + O2 + 2H2O (400—450° C)
6. 2K2FeO4 + 2(NH3 Н2О)[конц.] = 2FeO(OH)l + N2T + 4KOH + 2H2O
(кип).
7 4K2FeO4(p) + 3Cr(OH)2 = 4РеО(ОН)Ф + ЗК2СгО4 + 2KOH (кип )
8 K2FeO4 + H2O + BaCl2 = BaFeO4 Н2ОФ(красн.) + 2KC1.
834. FeCh —ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(П)
Лавренсит Белый (кристаллогидрат — зеленый), плавится и кипит без разло-
жения. Летуч в потоке НС1 при нагревании, в газе — димер Fe2Cl4. На воздухе
желтеет вследствие окисления Хорошо растворяется в холодной воде (гидрог
лиз по катиону) и хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой,
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при сто-
янии раствора окисляется растворенным в воде О2 Восстанавливается водоро-
Д°М2 ^ступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см.
822 ' , 823 , 826 ' , 83514’|8.
Мг= 126,75, d= 3,162; tnn = 674° С /кип = 1023° С; к. = 68,5(20), 90,7(W,).
1. FeCl2 • 4Н2О = FeCl? + 4Н2О (220° С, в атмосфере N2).
2. РсС12(разб ) + 6Н2О(.хол.) = (Fe(H2O)6]2+ + 2СГ (pH < 7, см. 8293).
3. FeCl2 + Н2О = FeCl(OH)P + НС1 (кип.)
4. FcC12(T) + H2SO4(kohli., гор.) = FeSO4 + 2HClT,
FeCh + 4HNO3(kohu) = Fe(NO3)3 + NO2T + 2HC1T + H2O (кип ).
5. FeCl2 + 2№ОН(разб.) = Fe(OH)24< + 2NaCI (в атмосфере N2).
FeCl2 + 2(NH3 • Н2О)[конц.] = Fe(OH)2i + 2NH4C1 (80° С, в атмосфере N2).
6. 4FeCl2 + 3O2 = 2Fc2O3 + 4CI2 (450 -480е C).
7. 4FeCl2 + 6H2O + O> = 4FeO(OH)i + 8HC1? (кип.)
8. FeCl2 + H2 = Fe + 2HC1 (выше 500° C).
9. 2FeCl2<p) + Cl2 — 2FeCl3.
10 FeCI2 + Na2S = FeS-L + 2NaCL
11. РеС12(насыщ.) + (NH4)2CQ3 (насыщ.) = FcCO3i + 2NH4C1
сидери. (0_10o c в атмосфере CO2)
12. 5FeCl2 + 8НС1(разб.) + KMnO4 = 5FeCI3 + MnCl2 + 4H2O + KCI.
6FeCl2 + 14НС1(разб.) + K2Cr2O7 = 6FeCl3 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KC1
13. FeCl2 + 2Na(C5H5) = [Fe(C5H5)2] + 2NaCl 4< (в этаноле).
14 FeCl2 —МС1-(-нас-щ) -> M[FeCl3], M2[FeCl4]
(M = Na*. Rb+, Cs+.NH; ,TF).
15. 3FeCl2 + бКСЬДразб ) = 6KC1 + (Fe2+)2[Fe(CN)6] l (в атмосфере N2).
FeClz + 6KCN(kohu.) = K4[Fc(CN)6] + 2KC1.
16. FeCl2 + K3[Fc(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]4' + 2KCI.
17. FcC12(p) э-ск-^-из > Ре1(катод) + Cl2t (анод) [90° С, в разб. НС1].
835. FcCl3 — ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
Молизит. Черно-коричневый (темно-красный в прохолящем свете, зеленый в
отраженном свете). При нагревании плавится (красная жидкость), кипит и
разлагается; в жидкости и паре — димер Fe2Cle. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по катиону) и в хлороводородной кислоте. Кристалле! ид-
рат FeCl3 6Н2О имеет строение [Fe(H2O)4Cl2]Cl 2Н2О. Реагирует с кипящей
водой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования. Получение см. 822х, 824 , 8272. 8349
Мт = i62,21; d = 2,898; tnn = 307,5° С(р);
tK„„ = 316° С(разл.). ks = 91,9<2О). 526(W,).
1. 2FeCl3<=? 2FeCl2 + Cl2 (500° C).
2. FeCl3 6H2O (желто-кор.) = [Fe(H2O)4Cl2]Cl + 2H2O (37° C),
2{FeCl3 6H2O} = Fe2O3 + 6HC1 + 9H2O (выше 250° C)
3. 2FeCl3(KOHU.) + 4Н2О(хол.) = [Ре(Н2О)4С12]+(Желт.) + [FeCl4]
4. РеС13(разб.) + 4Н2О(хол.) = [Fe(H2O)4Cl2f + Cl ,
a) [Fe(H2O)4Cl2f + H2O [Ре(Н2О)5С1]2+(желт.) + СГ; pK„ = 0.30.
420
[Fe(H2O)5Cl]2+ + H2O <=? [Fe(H2O)6]3+ + Cl ; рА'н = 1,48;
6) [Fe(H2O)5Cl]2+ + H2O <—► [Fe(H2O)4Cl(OH)]+ + H3O+, pKK = 3,05.
5. FeCl3 + 2H2O(rop.) = FeCl(OH)2l + 2HC1,
2FeCl3 + 3H2O(nap) = Fe2O3 + 6HC1 (350 500е C)
6 FeCl3 + НС1(конц.) + H2O = H(FeCl4] + H2O = [FeCU] + H3O\
a) [FeCI4] + 2H2O [Fe(H2O)2Cl4];
6) [Fe(H2O)2Cl4] + H2O (Ре(Н2О)3С13](желт.) + СГ; lgtf„ = 1,63.
7. 2FeCI3(T) + 3H2S04(kohu., гор.) = Fe2(SO4)3 + 6HC1T.
8. 2FeCl3 + 6NaOH(pa36 , гор.) + (n - 3)H2O = Fe2O3 нН2ОФ + 6NaCl,
2FeCl3 + 3BaCl2 + 12NaOH (29—33%-й) = Ba3[Fe(OH)ft]2 i + 12NaCl
(кип),
FeCl3 + 2BaCl2 + 7NaOH(50%-fi) = Ba2[Fe(OH)7]l + 7NaCl (кип).
9. 2FeCl3 + 6(NH3 Н2О[конц.] + (n - 3)H2O = Fe2O3 «H2Oi + 6NH4CI
10. 4FeCl3 + ЗО2(воздух) = 2Fe2O3 + 3Cl2 (350 -500° C).
11. FeCl3 ---——> K[FeCU], K2[FeCl5] (350° С, в атмосфере Cl2),
2FeCl3 + 3CsCl = Cs3[Fe2C19] (400° С, в атмосфере Cl2).
12. РеС13(безводн ) + FeCl3 6H2O = 6Fe(CI)O + 12HC1 (250—300° C).
13. 2FeCI3 + 2KI = 2FeCl2 + 12Ф + 2KC1 (на холоду — примесь Fel3?),
2FeCl3 + 3Na2S = 2FeSl + Si + 6NaCI (на холоду — примесь Fe2S3?).
14 2FeCl3 + H2 = 2FeCI2 + 2HC1 (250—300° C),
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 Ф (кип в тетрагидрофуране).
15. FeCl3 + Al = Fe + A1C13 (200° C),
2FeCl3 + 3M = 2Fe + 3MC12 (300-400° С; M = Mg, Zn).
16. 2FeCl3 + 2H2O + SO2 = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HC1,
2FeCl3 + 2H2S = Fe(S2) + FeCl2 + 4HC1 (600° C).
17. 2FcCl3 + НС1(конц.) + H[SnCl3] = 2FeCl2 + H2[SnCl6].
18. 2FeCh + 6KCN(pa36.)= (Fe’+)[Fe(CN)6] + 6KC1,
FeCI3 + 6KCN(kohu) = K3[Fe(CN)6] + 3KC1.
19. FeCI3 + K4[Fe(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)ft]l + 3KC1.
20. FeCl3 + лКМС8(разб.) + mH2O = [Fe(H2O)Hi(NCS)JI]Cl3_n(KpacH.) + лКС1
(m + n = 6, n = 1-3).
21. FeCl3 + nKNCS(KOHu ) + mH2O = K«_3[Fe(H2O)m(NCS)n] (красн.) + 3KC1
(m + n = 6, n = 3 6),
a) K3[Fe(NCS)6] + 4KF(kohu.) = K[FeF4](P)(6u.) + 6KNCS;
6) K3[Fe(NCS)6] + 2H3PO4 = H3[Fe(PO4)2](p)(6u.) + 3KNCS + 3HNCS.
836. FeS — СУЛЬФИД ЖЕЛЕЗА(П)
Темно-серый с зеленым оттенком (почти черный), термически устойчивый,
разлагается при прокаливании Нестехиометрический, имеет область гомоген-
ности Fei-.xS (0,1 <х ^0,2; пирротин). Чувствителен к О2 воздуха во влажном
421
состоянии. Нс растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом
аммиака Разлагается кислотами. Получение см. 822", 834 fl, 835 3.
Л/г = 87,91; </ = 4,62; г„л = 1195° С; рПР25 = 16,47.
1. FeS = Fe + S (выше 700° С, вак ).
2 FeS + 2НС1(разб.) = FeCI2 + H2S? (в присутствии Fe, примесь Н2).
3 FeS + 2СН3СООН(кони.) = Ре(СНзСОО)2 + H2S ?.
4 2FeS + H2SO4(kohu) + 18НМОз(конц) = Fe2(SO4)3 + I8NO2 Т + ЮН2О.
5. FeS (вл аж н.) + 2О2(воздух) —-—> FeSO4 (примеси S. Ре20з • лН2О).
6 Ре5(суспензия) + Н2О < > Fe(HS)OH(p) (в разб. КОН)
7. 2FeS + S + K2S = 2K[FeS2](KpacH ) [950—1000° С]
8. 2FcS + S + Cu2S = 2(Fe",CuI)S2 (800—1000° C)
халькопирит
2(Fe,llCul)S2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2 (1000° C).
837. Fe(S2) — ДИСУЛЬФИД(2-) ЖЕЛЕЗА(П)
Светло-желтый (а-ромбичсская модификация) или темно-желтый (0-кубичес-
кая модификация). Термически устойчивый. Не растворяется в воде. Нс реаги-
рует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается
кислотами-окислителями Окисляется при прокаливании на воздухе В про-
мышленности используют минералы марказит (а) и пирит (0) Получение
см. 83516.
Мг = 119,98; d = 4,9(а), 5 02(0); /пл = 743° С; /(а---------> 0) > 365° С.
I. Fc(S2) - FeS + S (выше 1170° С, вак.)
2 Fe(S2)(T) + 6Н2О <—> [Fe(H2O)6]2+ +S^; рПР25 = 26,27(0).
3 2Fe(S2) + 14H2SO4(kohu) = Fe2(SO4)5 + I5SO21 +J4H2O (кип ),
Fe(S2) + 18НКОз(кош1.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2T + 7H2O (кип).
4. 4Fc(S2) + 1102 = 8SO2 + 2Fe2O3 (800° C).
838. ГезС — КАРБИД ТРИЖЕЛЕЗА
Цементит. Серый, относительно твердый, термически устойчивый. Компонент
сплавов железа с углеродом (техническое железо). Не реагирует с водой
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами, реагирует с кислоро-
дом. Получение см. 82220
Мт = 179,55; d = 7,66; /11Л = 1650° С(разл.).
1 FC3C = 3Fe + С(графит) [выше 1650е С]
2. РсзС 6НС1(конц ) - 3FeCI2 + С(графит)Ф + ЗН2Т
3. РсзС + 22НМОз(конц.) = 3Fe(NO3)3 + СО2? + 13NO2 + 11Н2О.
4. РсзС + ЗО2 = (Fe"Fe^)O4 + СО2 (600—700° С),
4Fe3C + (Fe"Fe2U)O4 = !5Fe + 4СО (1000—1100° C).
422
839. K4Fe(CN)6| — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(П) КАЛИЯ
Белый (кристаллогидрат — светло-желтый, «желтая кровяная соль»), при на-
гревании разлагается Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде. Не
реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Слабый
восстановитель; окисляется концентрированной азотной кислотой, перманга-
натом калия, хлором. Вступает в реакции обмена Реактив на катион Fe
(образуется синий осадок так называемой берлинской лазури, или турнбулевой
сини). Получение см. 83415, 8405”8.
Л/г = 368,35; d = 1,85(кр.); /пл = 70° С(кр ); к, = 28,0(2О), 67,0(80).
1. 3K4[Fe(CN)6] = 12KCN + Fe3C + 5С(графит) + 3N2 (650° С).
2. K4[Fe(CN)6] • ЗН2О = K4[Fe(CN)6] + ЗН2О (70—120° С).
3. K4[Fe(CN)6](pa36.) + 24Н2О = 4[К(Н2О)6]+ + [Fe(CN)(,]4;
[Fe(CN)ftf~ + Н2О [Fe(H2O)(CN)5]3" + CN’; рА"„ = 18,30.
4. K4[Fe(CN)6] + 4НС1(конц.) = H4[Fe(CN)6]i + 4KC1 (комн., в эфире).
5. K4[Fe(CN)6] + 6H2SO4 (конц.) + 6Н2О = 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 +
+ 6COT (кип).
6. K4[Fe(CN)6] + ЗНГЧОз(конц) = NO2T + HCNT + K2[Fe(H2O)(CN)5] +
+ 2KNO3 (кип),
2K4[Fe(CN)6] + 6HNO3 (безводн.) = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2T +
+ 4KNO3 + 2H2O (0— 10° C).
7. 2K4[Fe(CN)6] + 4H2SO4 + 4KNO2 = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2NOT + C2N21 +
+ 4K2SO4 + 4H2O,
a) K2[Fe(NO+)(CN)5] + Си5О4(конц.) = Cu[Fe(NO+)(CN)5]>L + K2SO4;
6) 2Cu[Fe(NO+)(CN)5] + 4NaHCO3 (конц.) = 2Na2[Fe(NO^)(CN)5] +
+ Cu2CO3(OH)2J, + 3CO2T + H2O.
8. K4[Fe(CN)4 + 2FeSO4 = (Fe2+)2[Fe(CN)6]i (бел.) + 2K2SO4.
9. K4[Fc(CN)6](Hacwiu) + РсС13(разб.) = 3KC1 + K(Fe3+)[Fe(CN)di,
3K4[Fe(CN)6] + 2Fe2(SO4)3(KOHu.) = (Fe3+)4[Fe(CN)6]3 ^(син.) + 6K2SO4.
10. 2K4[Fe(CN)6] + E2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KE (в разб. HE; E = Cl, Br),
5K4[Fe(CN)6] + 8НС1(разб.) + KMnO4 = 5K3[Fe(CN)6] + MnCl2 + 6KC1 +
+ 4H2O.
11. K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 = Cu2[Fe(CN)6]i(Kop.) + 2K2SO4,
K4[Fe(CN)6] + 4AgNO3 = Ag4[Fe(CN)6]+(6^i.) + 4KNO3.
840. K3|Fe(CN)4 — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(Ш) КАЛИЯ
Соль Гмелина, «красная кровяная соль». Темно-красные кристаллы или темно-
желтый порошок, при умеренном нагревании разлагается. Хорошо растворя-
ется в воде, подвергается акватации и гидролизу по аниону СЬГ. На свету
увеличивается степень гидролиза и ускоряется переход в K4[Fe(CN)6]. Кристал-
логидратов не образует. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом
аммиака. Разлахается кислотами. Окислитель. Вступает в реакции обмена
423
Реактив на катион Fe2+ (образуется синий осадок так называемой берлинской
лазури, или турнбулевой сини). Получение см. 83518, 83910.
Мт - 329,25; d = 1,894; ks = 46,0(2о), 81,8(8С).
1. 6K3[Fe(CN)6] = 18KCN + 2Fe3C + N2 + 8C2N2 (350—400° C).
2. K3[Fe(CN)6](pa36.) + 18H2O = 3[K(H2O)6]+ + [FefCNJe]3-,
[Fe(CN)6]3 + H2O <=? [Fe(H2O)(CN)5]2’ + CN"; p/CH = 1,0,
CN + H2O HCN + OH ; ptfo ~ 4,69
3. K3[Fe(CN)6] + H2O = K2[Fe(H2O)(CN)5] + KCN (кип.)
4. K3[Fe(CN)6] + НС1(разб.) + H2O = HCNT + K2[Fe(H2O)(CN)5] + KCI
(кип ),
K3[Fe(CN)6](Hacbiiu) + ЗНСЦконц) = H3[Fe(CN)6](Kop.) + 3KC1
(0° С, осаждение эфиром).
5. 4K3[Fe(CN)6] + 4КОН(конц.) = 4K4[Fe(CN)6] + 2H2O + O2? (кип).
6. 2K3[Fe(CN)6] + 2KI = 2K4[Fe(CN)6] + I2
7. 2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Н2О2(конц.) = 2K4[Fe(CN)6] + O2? + 2H2O,
2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Pb(OH)2 = 2K4[Fe(CN)6] + PbO2i + 2H2O.
8. 3K3[Fe(CN)6] + 5КОН(разб.) + Cr(OH)3 = 3K4[Fe(CN)6] + K2CrO4 + 4H2O.
9. K3[Fe(CN)6](Hacbim.) + РеС12(разб.) = 2KCI + K(Fe3*)[Fe(CN)6]l,
K3[Fe(CN)6] + РеС13(разб.) = (Fe3+)[Fe(CN)6](p) (кор.) + 3KC1.
10 4K3[Fe(CN)6] + 3FcSO4(kohu.) = (Fe3+)4[Fe(CN)6]4 (син.) + 3K2SO4 + 6KCN
11. 2K3[Fe(CN)6] + 3CuSO4 = Cu3[Fe(CN)6]2>t (зел) + 3K2SO4,
K3[Fe(CN)6] + 3AgNO3 = Ag3[Fe(CN)6](opaHX.) + 3KNO3
841. K(Fe3+)[Ee(CN)6j — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(П) ЖЕЛЕЗА(Ш)-КАЛИЯ
Берлинская лазурь, или турнбулева синь. Синий, при нагревании разлагается.
В строении комплексного аниона — короткие связи Feu— CN~, в кристалли-
ческой решетке образуются также длинные связи Fe111 — NC“. Не растворяется
в воде. В избытке чистой воды образуется коллоидный раствор («растворимая»
берлинская лазурь) При стоянии под раствором избытка реагентов медленно,
а при добавлении NaCI — быстро переходит в соль (Fe3+)4[Fe(CN)6]3, не обра-
зующую коллоидного раствора («нерастворимая» берлинская лазурь, пруссе-
новская лазурь). Не реагирует с разбавленными кислотами, гидратом аммиака.
Переводится в раствор щавелевой кислотой (продукты неизвестны, раствор —
синий), разлагается щелочами. Получение см. 8399, 8409,
Мг = 306,90; рПР'^20,0.
1. 12K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 3(Fe3+)4[Fe(CN)6]3 + 3K4[Fe(CN)6] (200° С),
6K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 6KCN + 15N2 + 4Fe3C + 26С(графит) [выше 560° С].
2. 4K(Fe3+)[Fc(CN)6] T,NaCl > (Fe3+)4[Fe(CN)6]31 + K4[Fe(CN)6],
коллоид
424
3. K(Fe3+)[Fe(CN)6] + ЗКОН(разб) = FeO(OH)i + H20 + K4[Fe(CN)6].
4 5K(Fe3+)[Fe(CN)6] + 9KCI + 8НС1(конц.) + KMnO4 = 5K3[Fe(CN)6] +
+ 5FeCl3 + MnCl2 + 4H2O.
842. Na2(Fe(NO+XCN)5f — ПЕНТАЦИАНОНИТРОЗИЛИЙФЕРРАТ(П) НАТРИЯ
Нитропруссид натрия. Темно-красный, плавится без разложения под избыточ-
ным давлением NO, термически неустойчив на воздухе Хорошо растворяется
в воде, на свету постепенно разлагается. Реагирует с концентрированной
серной кислотой. Реактив на ион S2” (красно-фиолетовая окраска) и ион SO3"
(розовая окраска), продукты этих реакций неизвестны Получение см. 8397.
Мг= 261.92; 1,72; im = 687° С(р); ks = 40(|6).
1. Na2[Fe(NO+)(CN)5] = 6NO + 6C2N2 + 12NaCN + 2Fe3C + N2 (400° C).
2. Na2[Fe(NO+)(CN)5] 2H2O = Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 2H2O
(50 -100° С, в токе NO).
3. Na2[Fe(NO+)(CN)5](pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4] ++ [Fe(NO+)(CN)5]?
(в темноте),
Na2[Fe(NO+)(CN)5] + H2O —> Na2[Fe(H2O)(CN)5] + NOT (на свету).
4 2Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 1 0H2SO4(kohh.) + 10H2O = 2Na2SO4 + Fe2(SO4)3 +
+ 2NOT + 5(NH4)2SO4 + IOCOT (кип ).
5. 4Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 17O2 = 8NaCN + 4NO2 + 12CO2 + 6NZ + 2Fe2O3
(700—900° C).
843. [FefCjHshJ — БИС(ЦИКЛОПЕНТАДИЕНИЛ)ЖЕЛЕЗО
Ферроцен. Желто-оранжевый, низкоплавкий, низкокипящии. Летучий, перего-
няется с водяным паром, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Не
растворяется в холодной воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака.
Разлагается горячей водой. Окисляется азотной кислотой, галогенами, кисло-
родом при прокаливании Восстанавливается водородом. Получение см. 83413.
Мг = 186,04; tn„ = 173 ч- 176° С; zK„n = 249° С.
1 [Fe(CsH5)2] = Fe + 2СН4 + 8С(графит) + Н2 (выше 470° С).
2. [Fe(C5H5)2] + Н2О(гор ) = Fe(OH)4 + 2С5Н6
3. 3[Fe(C5H5)2] + 4HNO3 (разб ) = 3[Fe(C5H5)2]NO3 (гол.) + NOT + 2Н2О.
4. 4[Fe(C5H5)2] + 53O2 = 2Fe2O3 + 40СО2 + 20Н2О (700—800° С).
5. 2[Fe(C5H5)2] + 1ЗЕ2 = 2FeE3 + 4С5Н5Е5 (комн.; Е = С1, Вг).
6. [Fe(CsH5)2] + 5Н2 = Fe + 2С5Н10 (350° С, р, кат. Ni)
844. |Fe(CO)5| — ПЕНТАКАРБОНИЛЖЕЛЕЗО
Светло-желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Не смешивается с холодной водой; смешивается с жидким аммиа-
ком. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, кислородом, моноок-
сидом азота. Восстановитель. Получение см. 822
425
М, = 195,90; d = 1,457(20); Z™ = - 20° С; /Кип = +103° С.
1 [Fe(CO)5] = Fe + 5СО (160—200° С).
2. 6[Fe(CO)5] + 12Н2О = 6FeO(OH)i + 9Н2Т + ЗОСОТ (кип.).
3. [Fe(CO)5] + 2Н1(конц.) = Fel2 + Н2Т + 5COt.
4. [Fe(CO)s] + H2SO4 = FeSC>4 + H2T + 5COT (в эфире).
5 [Fe(CO)5] + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NOT + 2Н2О + 5СОТ (в эфире).
6 4[Fe(CO)5J + 1ЗО2 = 2Fe2O3 + 20СО2 (500° С).
7. 2[Fe(CO)5] = [Fe2(CO)9] I + СОТ
(комн., в конц. СН3СООН, УФ-облучение),
3[Fe(CO)s] = [Fe3(CO)i2]i + ЗСОТ [в этаноле, кат. Na(C2HsO)].
8. [Fe(CO)s] + 3NaOH(KOHU.) = Na[Fe(CO)4H] + Na2CO3 + H2O
(комн., в метаноле),
6Na[Fe(CO)4H] + 9H2SO4 (< 50%-я) + 6MnO2 = 2[Fe3(CO),2]>L + 6MnSO4 +
+ 3Na2SO4 + 12H2O.
9. [Fe(CO)5](*) + Ba(OH)2 = BaCO3i + [Fe(CO)4H2] (- 15° C),
[Fe(CO)4H2] + H2O > [Fe(CO)4H] + H3O+; p/CK « 4,0 (в атмосфере H2).
10. [Fe(CO)5] + 2Na = Na2[Fe(CO)4]i(6en.) + COT (- 40° С, в жидк. NH3).
11 [Fe(CO)5] + 4NO = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO (44 45° C, p).
12. 2[Fe(CO)5] + 13Н2О2(конц.) = 2FeO(OH)l + ЮСО2 T + 12H2O (кип ).
КОБАЛЬТ
845. Co —КОБАЛЬТ
Темно-серый порошкообразный (почти черный) или желтовато-серый (с синим
оттенком) компактный металл; относительно твердый, ковкий, пластичный,
высокоплавкий. При нагревании на воздухе покрывается оксидной пленкой. В
виде порошка пирофорен. Пассивируется в конценгрированных серной и азот-
ной кислотах. Не реагирует с водой, фтороводородной кислотой, щелочами в
растворе, гидратом аммиака, азотом. Реагирует с разбавленными кислотами,
щелочами при сплавлении, неметаллами, аммиаком, монооксидом углерода.
Заметно поглощаег Н2 при комнатной температуре. В водном растворе катион
Со + окрашен в розовый цвет. Получение см. 8467, 8475, 8509, 859 .
М, = 58,933; d = 8,84, /11Л = 1494° С; /кил = 2960° С
1 Со + 2НС1(разб , гор.) —-—> СоС12 + H2t,
Со + Н28С>4(разб., гор.) —-—> CoSO4 + H2t.
2. ЗСо + 8HNO3(pa36 , гор.) = 3Co(NO3)2 + 2NOT + 4Н2О.
3. 4Со + 4NaOH + ЗО2 = 4NaCoO2(KpacH.) + 2Н2О (600—1000° С).
4. 2Со + О2(воздух) = 2СоО (до 300° С),
ЗСо + 2О2(воздух) = (Со ’Со"*)О4 (500° С)
426
5 Co + E2 = CoE2 (200—300° С, E = F; 100° С, E = Cl),
Co + E2 = СоЕ2(зея ) [20—50° Сл E = Br, I]
6. Co —“> CoS, Co(S2), (ConCo’ll)S4, Co9Ss (650° C).
7 Co—P(KpaC>l-—> Co2P, CoP, СоРз(серо-черн.) [650—700° C]
D „ NH3, 250—300°C „ NHj, 380—500° C „ ..
8. Co -----------------> C03N -----------------> Co2N.
- H2 - H2
9 Co + 2N2O4 = 2NO + Со(МОз)2(красн [комн., в этилацетате]
,Л „ СО, до 220° С к п _ Со 500-800° С
10. Со ------—-------> Со2С ---------------> СозС.
- сс>2
.. ~ СО, 130° С, р 1 50° С, бензол г is х
11. Со --------------> [Со2(СО)в] ----—q--------> [Со4(СО)|2](черн ).
12 Со + NaHCO?(kOHii) + Н2О -тролиз> Н2? (катод) + СоСОз^анод) +
+ NaOH
846. СоО — ОКСИД КОБАЛЬТА(П)
Темно-зеленый (почти черный). Термически усюйчивый. На воздухе поглоща-
ет О2. Имеет небольшую область гомогенности С01 VO. Не реагирует с водой,
гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства пре-
обладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными ще-
лочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см.
8454, 847', 8481, 8501, 8595.
Мт = 74,93; d = 6,47; /пл = 1810° С
I. СоО(т) + 7Н2О «ZZ? [Со(Н2О)бГ + 2ОН; рПР25 = 14,37
2 СоО + 2НС1(разб ) = СоС12 + Н2О
3. СоО + 2NaOH(KOHu) + Н2О —-—> На2[Со(ОН)4]4'(син.) [кип ]
4. бСоО + О2(воздух) = 2(Со11Со‘1|)О4 (390—700° С).
5 4СоО + О2 + 24(NH3 Н2О)[конц] = 4[Со^Н3)б](ОН)з(желт.) + 18Н2О.
6 СоО + 2HF = CoF2 + Н2О (300—400° С)
7. СоО + Н2 = Со + Н2О (120—500° С).
8 2СоО + 2SiO2 = Co2SiO4 (фиол.) [1300— 1450° С].
9 СоО + А12Оз = (СоА12)О4(син.) [1100° С в расплаве КС1]
847. (Со[1Со2,,)О4 — ОКСИД ДИКОБАЛЬТА(Ш)-КОБАЛЬТА(11)
Серо-черный, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами,
гидратом аммиака; в виде крупных кристаллов почти не реагирует с хлорово-
дородной и азотной кислотами В виде порошка разлагается концентрирован-
ными кислотами. Окисляется кислородом при спекании со щелочами и окси-
427
дами металлов на воздухе Восстанавливается водородом Получение см. 8454,
8464, 849'.
Л/г = 240,80; d= 6,073; рПР25 = 99,15.
I 2(Со,,СоУ,)О4 = 6СоО О2 (905 925° С).
2 (ConCoJn)O4 + 8НС1(конц.) —ЗСоС12 + СГ2Т + 4Н2О,
2(СопСоУ1)О4 + 6H2SO4(kohii) = 6CoSO4 + О2Т + 6Н2О (кип).
3 4(СопСо2 ‘)О4 + 12NaOH + О2 = 12NaCoO2 (красн.) + 6Н2О (400° С)
4. 4(ConCoJn)O4 + О2 + 6ZnO = 6(Co’l,Zn)O4(3cn.) [800° С].
5. (СопСо“')О4 + 4Н2 = ЗСо + 4Н2О (120—500° С).
848. Со(ОН)2 — ГИДРОКСИД КОБАЛЬТА(П)
Темно-фиолетовый кристаллический или синий аморфный (свежеосажденный,
с примесями оснбвных солей), при стоянии под раствором солей кобальта(П)
становится розово-красным Во влажном состоянии поглощает из воздуха О2
и СО2. Не растворяется в воде. В органической среде осаждается синий гидрат
Со(ОН)2 • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства (оенбвные свойства пре-
обладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными ще-
лочами Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Восстановитель.
Получение см. 8504 853^, 8554, 8575
Мт = 92,95; d = 3 597 рПР25= 14,80
1. Со(ОН)2 = СоО + Н2О (168 170° С вак).
2. Со(ОН)2 + 2НС1(разб ) = СоС12 + 2Н2О.
3 Со(ОН)2 + СоС12(разб.) = СоС1(ОН)Ф(зел),
Со(ОН)2 + СоС12(10%-й) = Со2С1(ОН)31(роз.).
4. Со(ОН)2 + 2NaOH(50%-fi) ——> №2[Со(ОН)4]4Чфиол.)
5 Со(ОН)2 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = [Со^Н3)6](ОН)2(желт.) + 6Н2О
6. 4Со(ОН)2 + О2 = 4СоО(ОН) + 2Н2О (100° С, р).
7 2Со(ОН)2(влажн.) + СО2 —-—> Со2СО3(ОН)2 + Н2О.
8 2Со(ОН)2 + Н2О2(конц) = 2СоО(ОН)1 + 2Н2О (кип).
9. 2Со(ОН)2 + Е2 + 2NaOH(pa36.) = 2СоО(ОН)1 + 2NaE + 2Н2О
(Е = С1, Вг).
10 2Со(ОН)2 + NaClO(Hacbim) = NaCi + Н2О + 2CoO(OH)i
11. Со(ОН)2 + 2А1(ОН)3 = (СоА12)О4(син ) + 4Н2О (600—800° С).
849. СоО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД КОБАЛЬТА
Темно-коричневый аморфный (осажденный) или черный кристаллический (ге-
терогенит) При прокаливании разлагается. Из раствора осаждается гидрат
Со2О3 иН2О, при кипячении суспензии или при нагревании переходит в
СоО(ОН). Нс растворяется в воде. Не реагирует со щелочами. Легко разлага-
428
ется концентрированной хлороводородной кислотой, труднее — другими кис-
лотами При нагревании переводится в раствор действием гидрата аммиака
Окислитель. Получение см. 8486'к l0, 8536, 8565.
Мг = 91,94; d = 4 29(аморфн ); 4,72—4,90.
1. 12СоО(ОН) = 4(Со"Со5")О4 + О2 + 6Н2О (600° С)
2. СоО(ОН)(Т) + 7Н2О [Со(Н2О)6],+ + ЗОН’. рПР25 = 42,60.
3. 2СоО(ОН) + 6НС1(конц ) = 2СоС12 + С12Т + 4Н2О.
4. 4СоО(ОН) + 4H2SO4(kohu., гор ) = 4CoSO4 + О2? + 6Н2О.
5. 4СоО(ОН) + 8HNOj(kohh.) = 4Co(NO3)2 + О2? + 6Н2О (75 85° С).
6 СоО(ОН) + 6(NH3 • Н2О)[конц„ гор ] ——> [Со^Нз)б](ОН)з(желт ) +
+ 5Н2О.
7. 4СоО(ОН) + 6F2 = 4CoF3 + ЗО2 + 2Н2О (250—300° С).
8. 4СоО(ОН) + 8М2О + О2 = 4М4СоО4 + 2Н2О
(600—700° С; М = Li, Na, К, Rb. Cs, 72 Ва)
850. CoSC>4 — СУЛЬФАТ КОБАЛЬТА(П)
Красный (кристаллогидрат — розовый, биберит), при нагревании разлагается
Хорошо (но медленно) растворяется в воде (с ростом температуры раствори-
мость сначала увеличивается, затем падает), гидролизуется по катиону. Плохо
растворяется в концентрированной серной кислоте Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака Восстановитель Получение см. 8451, 8494. 8543
Л/г = 155,00; d = 3,71; Л, = 36,3(2О>, 60,0(43), 49,3(80).
1 2CoSO4 = 2СоО + 2SO2 + О2 (600—700° С, примесь SO3).
2. CoSC>4 7Н2О = CoSO4 + 7Н2О (41 —420° С)
3. Со5О4(разб.) + 6Н2О = [Со(Н2О)6]2+ + SO2’,
[Со(Н2О)6]2+ + Н2О [Со(Н2О)5(ОН)]+ + Н3О+; рХк = 8,90
4. 2Со8С>4(разб ) + 2№ОН(разб ) - Na2SC>4 + Co2SC>4(OH)2 Ф(син ),
Со8О4(разб.) + 2NaOH(10%-fi) = Co(OH)2i + Na2SO4.
5. COSO4 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = [Со^Нз)б]8О4(желт.) + 6Н2О.
6. 2CoSO4 + 2NH4HS = 2CoSi + (NH4)2SO4 + H2SO4.
7 2CoSO4 + 4А1(ОН)з = 2(СоА12)О4(син.) + 2SO2 + О2 + 6Н2О (800° С).
8 2CoSO4 + H2SO4 (4 М) электропиз> Н2 ф(катод) + Co2(SO4)3i (анод)
[0° С],
9. 2CoSO4 + 2Н2О _электРолиз> 2Со1(катод) + О2Т(анод) + 2H2SO4.
851. CoF2 — ФТОРИД КОБАЛЬТА(П)
Розовато-красный, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в
холодной воде. Из раствора кристаллизуется гидрат CoF2 4Н2О, из фторово-
429
дородной кислоты — C0F2 5HF 6Н2О. Разлагается кипящей водой, концент-
рированными кислотами, щелочами и гидратом аммиака Образует фтороком-
плексы. Получение см. 8455, 8466. 852’.
Mr = 96,93; d = 4,43; u = 1127° С; Un« 1740° С; кх = 1,5(25).
1. CoF2 4Н2О = CoF2 + 4Н2О (300° С, в токе N2).
2. CoF2 + Н2О ——► Co(OH)F’l + HF Т (кип).
CoF2 + Н2О(пар) = СоО + 2HF (700° С).
3. CoF2(T) + H2SO4(kohu., гор ) = CoSO4 + 2HFf
4. CoF2 + 4NaOH(40%-fi) = Na2[Co(OH)4]>L + 2NaF
5. CoF2 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = [Со(МН3)б]Р2 + 6Н2О.
6. 2CoF2 + F2 — 2CoF3 (75—200° С).
7. CoF2 —^F(pa—ав) > M[CoF3], M2[CoF4], M4[CoF6] (М = Na, К).
8. 2CoF2 + 2HF(kohU.) + 7Н2О —Н2Т(катод) +
+ 2(CoF3 3,5Н2О) 'Цанод) [0—10° С]
852. C0F3 —ФТОРИД КОБАЛЬТ А(П1)
Свегло-коричневый, термически неустойчивый, во влажном воздухе темнеет
Из фтороводородной кислоты кристаллизуется зеленый гидрат C0F3 - 3,5Н2О
со строением [Co(H2O)3F3] • 0,5Н2О. Разлагается водой, кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. Очень сильный окислитель; окисляет и фторирует многие
неметаллы. Получение см. 8497, 8516 .
Мт= 115,93; <7=3,88
1 2CoF3 = 2CoF2 + F2 (350—700° С)
2. CoF3 + 2Н2О(хол ) ——> СоО(ОН)^ + 3HF,
4C0F3 + 10Н2О = 4Co(OH)2i + О2? + 12HFT (кип).
3. 2CoF3 + 6НС1(конц ) = 2СоС12 + Cl2t + 6HF
4. C0F3 + 3NaOH(pa36., хол.) = CoO(OH)i + 3NaF + Н2О.
5. C0F3 + 6(NH3 Н2О)[конц ] = [Co(NH3)6]F31 + 6H2O
6. 2C0F3 + 4N2Os = 2Со(ЬЮ3)3(зел.) + 2NF3 + O2 (от - 70 до + 40° С).
853. CoCh — ХЛОРИД КОБАЛЬТА(П)
Голубой (кристаллогидрат — розовый), летучий при умеренном нагревании в
атмосфере НС1, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по катиону), хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Окисляется О2 воздуха Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 8451’5, 8482, 8493.
Мг = 129,84; d = 3,367; ztu, = 740° С;
Un = 1049° С; к., = 52,9(2(1), 97,6(8О).
430
1 CoCl? • 6H2O - C0CI2 + 6H2O (160—170° С, в токе сухого HCI)
2. СоС12(разб.) + 6Н2О = [Со(Н2О)б]2+ + 2С1 (pH < 7, см. 8503),
[Со(Н2О)бГс==^ [СО(Н2О)4С12](СИН.) <==* [ СО(Н2О)2С12](СИН.).
H2V, ZU С rtjO
3. C0CI2 • 6Н2О + 4L = C0CI2 • 4L (син.) + 6Н2О (L = этанол, ацетон).
4 СоС12(разб.) + NaOH(pa36 ) = NaCI + CoCl(OH)i (зел или син.),
СоС12(разб.) + 2NaOH(10%-ft) = Co(OH)2i + 2NaCI
5 CoCl2(T) + 6NHXr) —[Co(NH3)6]C12 (комн.),
C0CI2 + 6(NHj НгО)[конц ] = [Co(NH3)e]C12 + 6H2O (комн )
6. 4CoCh + 16(NH3 - Н2О)[конц ] + O2 = 4CoO(OH)4< + 8NH3 T + 8NH4CI +
+ ЮН2О (кип.),
4СоС12(конц.) + 4NH4C1(t) + 20(NH3 H2O) [конц.] + O2 =
= 4[Co(NH3)6]Cl3i + 22HZO (комн.).
7. СоС1г(конц.) + H2S(r) = CoS4< + 2HCI (в присутствии CH3COOH).
8. 2СоС12 + 6MC1 + 6F2 = 2Мз[СоР6](гол.) + 5C12
(200° С; M = Li, Na, K, Rb, Cs)
9. C0CI2 МСЩииди»)» М[СоС13], М2[СоС14] (M = Rb+, T1+,NH;)
C0CI2 + 3CsCl - Cs3[CoC15](chh ) [600—700° С].
10 C0CI2 + 4NH4NCS = (NH4)2[Co(NCS)4](chh.) + 2NH4CI (в ацетоне).
11. C0CI2 + 7NaNO2 + 2CH3COOH = Na3[Co(NO2)6] + 2NaCl +
+ 2Na(CH3COO) + NOT + H2O (50—60° C).
12. C0CI2 + 2Na(C3H5) — [Со(С5Н5)2](фиол.) + 2NaCl'l (кип. в лиоксанс).
13. СоС12(р) элекгро2!?^ Coi(KaTOfl) + Cl2t (анод)
854. CoS — СУЛЬФИД КОБАЛЬТА(П)
Серый кристаллический или черный аморфный (осажденный), термически
устойчивый, при прокаливании плавится и разлагается. Имеет область гомо-
генности CoSi+v(0,04< х<0,13; джайпурит). В виде порошка пирофорен. В
свежеосажденном виде чувствителен к влаге и О2 воздуха, легко образует
коллоидный раствор; при стоянии под раствором становится малореакционно-
способным («стареет»). Не растворяется в воде. Разлагается кислотами, окис-
ляется Ог при нагревании. Получение см. 8456, 8506, 8537.
Мг = 91,00; d = 5 45; ГПл=1Н8°С; рПР25 = 19,75.
1 CoS = Со + S (выше 1160° С).
2 Со8(аморфн.) + 2НС1(разб ) = C0CI2 + H2ST,
Со8(аморфн.) + 2СН3СООН(разб.) = Со(СН3СОО)2 + H2ST.
3 CoS + 8HNO3(Koim., гор ) = CoSO4 + 8NO2 + 4Н2О
4. 4CoS + 2НгО(влага) + О2 (воздух) —-—> 4CoS(OH) I (примесь CoSO4).
5. 6C0S + ЮО2 = 2(Со,|Со^,1)О4 + 6SO2 (680° С).
431
855. |Со(1ЧН3)б|С12 — ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЬТА(П)
Светло-красный, термически неустойчивый. Во влажном состоянии постепен-
но окисляется на воздухе. Не растворяется в концентрированном гидрате
аммиака. Устойчив в растворе только в присутствии гидрата аммиака. Разла-
гается кислотами, щелочами. Окисляется пероксидом водорода, восстанавли-
вается водородом. Получение см 8535
Л/г = 232,03; d = 1,479.
1
2.
3.
4.
5.
6.
[Co(NH3)6]C12 = [Co(NH3)2C12](chh ) + 4NH3
[Co(NH3)6]C12 = СоС12 + 6NH3
[Co(NH3)6]Cl2(pa36.) = [Co(NH3)6]2+ + 2СГ
[Co(NH3)6]2+ + 12H2O <—? [Со(Н2О)б]2+ + 6(NH3 H2O); PpH « 4 - 5
[Co(NH3)6]Cl2 + 6НС1(разб.) = CoCl2 + 6NH4CI.
[Co(NH3)6]C12 + 2NaOH(pa36.) + 6H2O = Co(OH)2l + 2NaCl + 6(NH3 H2O)
(65—67° С, вак.),
(выше 150° С),
(в разб. NH3 Н2О).
4[Co(NH3)6]C12 + 2H2O + O2 —~> 4[Co(NH3)fi]CI2(OH)
(кат. активный уголь).
2[Co(NH3)6]Cl2 + 2Н2О2(конц.) = [Co2(NH3)!0(O^)]Ci4+2(NH3 H2O).
856. ICo(NH3)6jCI3 — ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЫ A(11I)
Красно-коричневый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в
холодной воде, концентрированном гидрате аммиака Кристаллогидратов не
образует. Устойчив к действию концентрированной серной кислоты. Разла-
гается кипящей водой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение
см. 8536.
Mr = 267,48; d = 1,7016; ks = 6,95(2O), 12,04(5O).
I 6[Co(NH3)6]Cl3 = 6CoCl2 + 6NH4CI + N2 + 28NH3 (выше 420° C).
2. [Со(МН3)б]С13(разб.) = [Co(NH3)6]3+ + ЗСГ.
3. 4[Co(NH3)6]CI3 + 10H2O = 4Co(OH)24, + O2T + 12NH4C1 + 12NH31
[кип., примесь CoO(OH)]
4. [Со(Т4Н3)6]С13(насыщ.) + ЗНМО3(разб ) = [Co(NH3)6](N03)3 + ЗНС1.
5 [Co(NH3)6JCl3 + 3NaOH(KOH4., хол.) + 5H2O = СоО(ОН)Ф + 3NaCl +
+ 6(NH3 - Н2О).
857. Na3|Co(NO2)6[ — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТАТДП) НАТРИЯ
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При слабом
нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Не реагирует
с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах и концент-
рированных щелочах. Получение см 853"
Mr = 403,93
432
1. 4Na3[Co(NO2)6] 0,5H2O = 12NaNO2 + CoO + 4NO + 8NO2 + 2H2O
(200—250° C).
2. Na3[Co(NO2)6] (разб.) + 12H2O (хол.) = 3[Na(H2O)4]+ + [Co(NO2)d5'
3 3Na3[Co(NO2)6] + 2H2O = 9NaNO2 + 3CoNO3(OH)i + 5NOT + HNO3
(кип).
4. 3Na3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (разб.) = 9NaNO2 + 3Co(NO3)2 + 5NO? + H2O
(кип.).
5. Na3[Co(NO2)6] + 2NaOH (конц.) = Co(OH)2i + 4NaNO2 + NaNO3 + NO?
(кип.).
6. Na3[Co(NO2)6](p) + 3MNO3 = M3[Co(NO2)6]i + 3NaNO3
(M = K+, Cs+ Tl+, Ag+,NHJ ),
858. K3|Co(NO2)6] — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТAT(111) КАЛИЯ
Соль Фишера. Желтый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в
холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат K3[Co(NO2)6] •
• 1,5Н2О. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде,
концентрированных кислотах и щелочах. Получение см. 8576.
Мг = 452,26; d = 2,64; к, = 0,9(17).
1 4K3[Co(NO;)6] = 12KNO2 + 4СоО + 4NO + 8NO2 (выше 200° С).
2. 3K3[Co(NO2)6] + 2Н2О = 5NO? + 9KNO2 + 3CoNO3(OH)i + HNO3 (кип).
3 3K3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (конц.) = 5NO? + 9KNO2 + 3Co(NO3)2 + H2O
(кип.).
4. K3[Co(NO2)6] + 2KOH (конц.) = Co(OH)2l + 4KNO2 + KNO3 + NO?
(кип ).
859. |Co2(CO)8] — ОКТАКАРБОНИЛДИКОБАЛЬТ
Оранжевый (порошок) или красный (крупные кристаллы), летучий, при нагре-
вании плавится и разлагается. Чувствителен к свету. Не реагирует с холодной
водой. Разлагается кипящей водой, концентрированными кислотами Восста-
навливается водородом, натрием. Получение см. 845".
Л/г = 341,95; 1,73; = 51° С.
I. 2[Со2(СО)в] = [Со4(СО)12] + 4СО (60° С).
[Со2(СО)8] —-—> 2Со + 8СО (80—90° С, на свету).
2. [Со2(СО)8] + 4H2SO4 (конц.) = 2CoSO4 + 2SO2 + 8СО? + 4Н2О,
[Со2(СО)8] + 8HNO3 (конц ) = 2Co(NO3)2 + 4NO2 + 8СО? + 4Н2О.
3. [Со2(СО)8] + Н2 = 2[Со(СО)4Н](ж) (желт.) [0° С, р, в толуоле],
[Со(СО)4Н] + Н2О = [Со(СО)4Г + Н3О+ (10° С).
4. [Со2(СО)8] + 2(Na, Hg) = 2Na[Co(CO)4] + 2Hg(X) (в диоксане).
5. [Со2(СО)8] + 5О2 = 2СоО + 8СО2 (250- 300° С)
433
НИКЕЛЬ
860. Ni — НИКЕЛЬ
Белый ме1алл_ относительно твердый, тягучий, поддается ковке В виде черно-
го порошка пирофорен Менее реакционноактивен, чем железо и кобальт; во
влажном воздухе устойчив. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа-
ка, азотом; пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Катион Ni2+
в растворе имеет ярко-зеленую окраску. Реагирует с разбавленными кислота-
ми, кислородом, галогенами, халькогенами, аммиаком, монооксидом углеро-
да. Переводится в раствор карбонатом аммония. Поглощает заметное количе-
ство Н2- При обработке фтором компактный металл покрывается очень устой-
чивой пленкой NiF2. Получение см. 861 . 865s, 867 , 8711
Мг = 58,69 <7=891; /ПЛ=1455°С; гкип» 2900°С
1. Ni + 2НС1 (разб.) —^—> NiCl2 + Н2Т.
2. 3Ni + 8HNO3 (разб.) = 3Ni(NO3)2 + 2NOT + 4Н2О.
3. 2Ni + О2 = 2NiO (500—1000° С)
4. Ni + Е2 = NiE2 (выше 700° С, Е = F; 300—600° С, Е = С1),
Ni + Br2 = NiBr2 (комн., в эфире)
5. Ni + Е = NiE (черн.) [900° С; Е = S, Se, Те].
6. Ni + Е = NiE (красн.) [700 900° С; Е = As (никелин), Sb].
7. 6Ni + 2NH3 = 2Ni3N + ЗН2 (445° С).
8. 3Ni + 2СО —*—> Ni3C (черн.) + СО2 (270° С).
9. Ni (порошок) + 4СО = [Ni(CO)4] (50—100° С).
10. Ni + 2(NH3 Н2О) [10%-й] + Н2О + (NH4)2CO3 (конц) =
= [Ni(H2O)2(NH3)4](OH)2 + СО2Т (кип).
861. NiO — ОКСИД НИКЕЛЯ(П)
Бунзенит. Желтый, при нагревании в инертной атмосфере становится коричне-
вым, при нагревании на воздухе — темно-зеленым. Термически устойчивый, в
прокаленном виде не реагирует с кислотами, водой. Проявляет амфотерные
свойства (оснбвные свойства преобладают); реагирует с кислотами, при спека-
нии со щелочами и оксидами типичных металлов. Переводится в раствор
действием концентрированного гидрата аммиака. Получение см. 8603, 8621,
8641'2, 8651.
Мг = 74,69; <7 = 6,67; /ПЛ= 1955°С.
I. NiO(T) + 7Н2О <=> [Ni(H2O)6]2+ + 2ОН"; рПР25 = 15,77.
2. NiO + 2НС1 (разб.) = NiCl2 + Н2О,
NiO + H2SO4 (разб.) = NiSO4 + Н2О,
NiO + 2HNO3 (разб ) = Ni(NO3)2 + Н2О.
3. NiO + 2NaOH = Na2NiO2 (зел.) + H2O
NiO + BaO = (BaNi)O2 (черн )
(400° C),
[1200° C]
434
4. N О + 6(NH3 H2O) [конц.] —-—> [ЪН(МНз)б](ОН)2 (син ) + 5H?O.
5. NiO + Н2 = Ni + H2O (200 -400° C),
NiO + С (кокс) = Ni + CO (300—400° C)
6. 2NiO + SiO2 = Ni2SiO4 (1200° C)
862. Ni(OH)2 — ГИДРОКСИД НИКЕЛЯ(П)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из
раствора осаждается гидра г Ni(OH)z нН2О, при выдерживании над концент-
рированной серной кислотой переходит в Ni(OH)z 0,67Н2О. Проявляет амфо-
терные свойства (оснбвные свойства преобладают): реагирует с разбавленными
кислотами, шеломами при спекании. Переводится в раствор действием гидрата
аммиака Слабый восстановитель. Получение см. 8644 8654, 8714
Л/г = 92,70; d = 3.65; рПР25 = 13 80
1. Ni(OH)2 = NiO + Н2О (230—360° С).
2. Ni(OH)2 + 2НС1 (разб.) = NiCIz + 2Н2О
3. Ni(OH)2(T) + 2NaOH(T) = Na2[Ni(OH)4] (140° С).
4. Ni(OH)2 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6](OH)2 (син.) + 6H2O.
5. Ni(OH)2 + 4(NH3 - H2O) + 2NH4C1 (конц ) = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
6. 2Ni(OH)2 + CI2 + 2KOH (конц.) = 2NiO(OH)i + 2KCI + 2H2O,
6Ni(OH)2 + KBrO3 (насыщ.) = 6NiO(OH)i + КВг + 3H2O (кип.).
7. Ni(OH)2 + K2S2O6(O2) + 2KOH (конц.) + (n - 2)H2O =
= NiO2 • nHzO-l (черн.) + 2KzSO41
4(NiO2 • иНгО) [суспензия] —-—> 4NiO(OH)i + O2T + (4л - 2)H2O
(кип).
8 2Ni(OH)z (суспензия) злектРолиз > н2Т (катод) + 2NiO(OH)i (анод).
863. NiO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД НИКЕЛЯ
Черный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора
осаждается серо-черный гидрат Ni2O3 лНгО, при стоянии под раствором
«стареет», при слабом нагревании переходит в черный (Ni Nij )Oz(OH)4 (без-
водный оксид Ni2O3 не выделен). Не реагирует со щелочами, гидратом ам-
миака. Разлагается кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 8626 к,
8642-6 7, 865б.
Л/г = 91,70; d = 4,!5; рПР18 = 37,0.
1. 4NiO(OH) = 4NiO + 2Н2О + О2 (250—350° С).
2. 2NiO(OH) + Н2О—-—> NizO(OH)4i (комн., «старение»).
3. 2NiO(OH) + 6НС1 (конц.) = С12Т + 2NiCl2 + 4Н2О.
4 4NiO(OH) + 4H2SO4 (разб.) = O2t + 4NiSO4 + 6Н2О.
5 2NiO(OH) + 3H2SO4 (разб.) + 2K1 = I2>L + 2NiSO4 + K2SO4 + 4H2O.
435
864. Ni(NO3)2 — НИТРАТ НИКЕЛЩП)
Светло-зеленый, йелетучий, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется
в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, 1идратом аммиака,
сильными окислителями Получение см 8602, 861 8674.
Л/г =182,70; </=2,05(кр),
?11Л = 56,7° С (кр.); кх = 94,2(20), 172(70).
1 2Ni(NO3)2 = 2NiO + 4NO2 + О? (выше 500° С),
Ni(NO3)2 = Ni(NO2)2 + О2 (150° С, вак.).
2 4{Ni(NO3)2 6Н2О] = 4NiO(OH) + 8NO2 + О2 + 22HZO (100—140° С),
2{Ni(NO3)2 - 6Н2О} = 2NiO + 4NO2 + O2 + 12H2O (выше 300° C).
3. Ni(NO3)2 + 6H2O = [Ni(H2O)6]2+ + 2NOJ. (pH <7, см 8653).
4 Ni(NO3)2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2i + 2NaNO3.
5. Ni(NO3)2 + NH3 • H2O (разб.) = Ni(NO3)OHJ, + NH4NO3,
Ni(NO3)2 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6](NO3)2 (син.) + 6H2O.
6. 2Ni(NO3)2 + NaClO + 4NaOH (разб ) = 2NiO(OH)>l + NaCI + 4NaNO3 +
+ H2O,
2Ni(NO3)2 + 6NaOH (конц.) + Br2 = 2NiO(OH)i + 4NaNO3 + 2NaBr + 2H2O.
7 2Ni(NO3)2 + 4H2O ,,эпектролиз > ц2| (катод) + 2NiO(OH)i (анод) + 4HNO3
(комн.).
865. NiSO4 — СУЛЬФАТ НИКЕЛЯ(П)
Светло желтый (кристаллогидрат — зеленый, моренозит), при прокаливании
разлагается Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону) Реагирует со
щелочами, гидратом аммиака, сильными окислителями. Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 8612, 8673, 8682.
Мг = 154,75; d = 3,68, кх = 38 4(2О), 66,7(К0)
I 2NiSO4 — 2NiO + 2SO2 + О2 (выше 700° С).
2. NiSO4 • 7Н2О = NiSO4 + 7Н2О (280° С)
3. NiSO4 (разб.) + 6Н2О = [Ni(H2O)6]2+ + SO2*,
[Ni(H2O)fi]2+ + Н2О [Ni(H2O)5(OH)]+ + Н3О+, рХк = 10,92.
4 2NiSO4 (конц.) + 2NaOH (разб.) = Ni2SO4(OH)2i + Na2SO4,
NiSO4 (разб ) + 2NaOH (конц.) = NitOHb-l + Na2SO4.
5 NiSO4 + 4(NH3 H2O) [10%-й] = [Ni(H2O)2(NH3)4]SO4 + 2H2O,
NiSO4 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Ni(NH3)ft]SO4 + 6H2O.
6. 2NiSO4 + NaClO + 4NaOH (разб ) = 2NiO(OH)i + NaCI + 2Na2SO4 + H2O
7. NiSO4 + 2KCN (разб.) = Ni(CN)2i + K2SO4,
Ni(CN)2 + 2KCN (конц.) + H2O = K2[Ni(CN)4] H2Oi (на холоду)
8. 2NiSO4 + 2H2O ----—°лиз > 2Nii (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4.
436
866. NiF2 — ФТОРИД НИКЕЛЯ(П)
Желтовато-зеленый, термически устойчивый, летучий при прокаливании.
Плохо растворяется в воде, растворимость не зависит от температуры. Из
фтороводородной кислоты кристаллизуется сине-зеленый гидрат NiF2 5HF
6Н2О. Не реагирует с кислотами даже при нагревании. Разлагается щелочами,
гидратом аммиака, восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы.
Получение см 8604, 8679
ЛА = 96,69; d = 4,63; lm = 1160° С (р);
Гсубл > 1000° С; ks = 2,56(20). 2,58(90)
1 NiF2 • 4Н2О (зел.) = NiF2 + 4Н2О (150 -350° С)
2. NiF2 + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)21 + 2NaF + Н2О
3. NiF2 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]F2 + 6Н2О
4. NiF2 + Н2 = Ni + 2HF (600° С).
5 NiF2 + MF (конц ) = (MNi)F3>L (M = Li, Na, К, Rb, Cs).
2NiF2 + 3K(HF2) = (KNi)F3 + K2[NiF4] + 3HF (800° С, вак ),
2(MNi)F3 + F2 + 4MF = 2M3[NiF6] (фиол.) [600° С; M = Li, Na, К].
867. NiCh — ХЛОРИД НИКЕЛЯ(П)
Желто-коричневые кристаллы или желтый порошок, летучий при нагревании
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Зеленый кристаллогидрат
NiCl2 6Н2О имеет строение [Ni(H2O)4Cl2] - 2Н2О. Плохо растворяется в кон-
центрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует с кон-
центрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака,
кислородом, водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.
Получение см. 8601 4, 8622, 8691 3.
Мт = 129,60, d = 3,55; /субл = 973° С;
гпл = 1009° С (р); ks = 64,0(2о), 86,2(75).
1
2.
3
4.
5
6.
NiCh 6Н2О = NiCI2 + 6Н2О
NiCI2 (разб.) + 6Н2О = [Ni(H2O)6]2+ + 2CI
(175—250° С)
(pH < 7. см. 8653)
NiCl2(T) + H2SO4 (конц.) = N1SO4 + 2НС1Т (кип ).
3NiCl2(T) + 8HNO3 (30%-я) = 3Ni(NO3)2 + ЗС12Т + 2NOT + 4Н2О (кип.).
NiCl2 (конц.) + NaOH (разб ) = NiCl(OH)J< + NaCI,
NiCl2 (разб.) + 2NaOH (конц) = Ni(OH)2i + 2NaCI
NiCh + NH3 H2O (разб.) = NiCI(OH)l + NH4C1,
NiCl2 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O,
7
8.
9.
NiCI2 + 6NHXr) —I—> [Ni(NH3)6]C12
NiCl2 + H2 = Ni + 2HC1
2NiCl2 + O2 = 2NiO + 2C12
NiCl2 + F2 = NiF2 + Cl2
(комн)
(400 500° C)
(выше 700° C).
(150—400° C),
437
NiCI2 + 2KF (разб.) = NiF2l + 2KCI.
10 NiCh + H2S (насыщ.) = NiSl + 2HC1,
NiCl2 + NH4HS = NiSl + NH4CI + HCI
11 NiCl2 MC1 > (MNi)Ch, M2[NiC14]
(при нагревании; M = Na+, K+,NH<),
NiCh + 3CsCl = Cs3[NiCl5} (700° C).
12. 2NiCl2 (разб.) + H2O + 2Na2CO3 (разб.) = Ni2CO3(OH)2l + 4NaCl + CO2?
(комн)
13 NiCl2 (конц) + NaHCO3 (конц.) = NiCO3l + NaCI + HCI
(250° С, p, в атмосфере CO2).
14 NiCl2 (безводн ) + 2сп(ж) = [Ni(en)2]Cl2 (син.)
[en — этилендиамин NH2CH2CH2NH2],
15. NiCI2 + 2H2L = [Ni(HL)2]l (красн.) + 2HC1
(в разб. CH3COOH, NH3 • Н2О; H2L — диметилглиоксим C4HsO2N2).
16. NiCl2 + 2Na(C5H5) = [Ni(C5H5)2] (зел.) + 2NaCl (40° С, в жидк. C5H6).
17 NiClz(p) электролиз> Nil (катод) + С12Т (анод).
868. NiS — СУЛЬФИД НИКЕЛЩП)
Миллерит. Черный, термически устойчивый. Не растворяется в воде. Не реа-
гирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом. Разлагается кислотами.
При осаждении из уксуснокислого раствора или при стоянии осадка под
раствором образуется еще менее реакционноспособная модификация. Получе-
ние см. 8605, 86712.
Л/г = 90,76; </=5,3 + 5,65; гпл = 797° С; рПР25 = 21,03.
1 NiS + 2HCI (конц.) = NiCh + H2ST (кип )
2 NiS + 8HNO3 (конц ) = NiSO4 + 8NO2 + 4Н2О.
3 . 2NiS + 2H2O (влага) ——> (NiOH)2S + H2S.
4 . 2NiS + 3O2 = 2NiO + 2SO2 (600—800° C).
5 NiS + S = Ni(S2) (cep.) [450° С].
6 2NiS + 2CO = 2Ni + CO2 + CS2 (300 400° C, p).
869. [Ni(NH3)6jCl2 — ХЛОРИД ГЕКСААММИННИКЕЛЯ(Н)
Голубовато фиолетовый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в
холодной воде, катион устойчив в аммиачной среде. Кристаллогидратов нс
образует. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака Разлагается
кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. По-
лучение см. 8625, 8676.
Л/г = 231.78 </=1,468.
I. [Ni(NH3)6]CI2 = NiCl2 + 6NH3 (176,5—450° С)
2 [Ni(NH3)6]Cl2(R) = [Ni(NH3)6]2 + 2СГ (комн., в разб. NH3 • Н2О),
438
[Ni(NН3)6]2+ + 4H2O <Z=> [Ni(H2O)2(NH3)4]2+ + 2(NH3 H2O) ptfH = 1,27.
3 [Ni(NH3)6]Cl2(P) = NiCh + 6NH3? (кип).
4. [Ni(NH3)6]CI2 + 6HCI (конц.) = NiCl2 + 6NH4C1.
5. [Ni(NH3)6]CI2 + 2NaOH (конц) + 6H2O = Ni(OH)2l + 6(NH3 H2O) + 2NaCI
870. K2|Ni(CN)4] — ТЕТРАЦИАНОНИККОЛАТ(Н) КАЛИЯ
Оранжево-красный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в хо-
лодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, концентри-
рованными щелочами, сильными восстановителями Получение см. 865
Мт = 240 96 d = I 875 (кр ).
I K2[Ni(CN)4] = 2KCN + Ni + C2N2 (выше 500° С).
2. K2[Ni(CN)4] Н2О = K2[Ni(CN)4] + Н2О (100° С).
3. K2[Ni(CN)4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [Ni(CN)4]2 (желт.).
4. K2[Ni(CN)4](p) = 2KCN + Ni(CN)2l (фиол.) [кип.].
5 K2[Ni(CN)4] + 2НС1 (разб.) = Ni(CN)2l + 2КС1 + 2HCN.
6. K2[N (CN)4] + KCN (конц.) < > K3[Ni(CN)s](P) (красн ).
7. 4K2[Ni(CN)4] + N2H4 H2O + 4KOH (кони.) = 4K3[Ni(CN)4] (красн ) + N2? +
+ 5H2O
8. 2K2[Ni(CN)4] + 2H° (Zn) + 2KOH (конц) = K4[Ni2(CN)fi] + 2KCN + 2H2O.
9. K2[Ni(CN)4] к, > K4[Ni2(CN)fi] K KCN > K4[Ni(CN)4]
(св.-красн.) (желт)
[-75° С, в жидк. NH3].
871. |Ni(CO)4| — ТЕТРАКАРБОНИЛНИКЕЛЬ
Бесцветная жидкость. Низкокипящий, термически неустойчивый, в газообраз-
ном состоянии на воздухе взрывоопасен. Мало смешивается с водой Не
реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Энергично разлагается кон-
центрированными серной и азотной кислотами; реагирует с кислородом По-
лучение см. 8609
Мг = 170,73; d = 1,78(-55), 1,32<+2О); /пл = -19,3° С; /кнп = +42,3° С.
1. [N1 (СО)4] = Ni + 4СО (180—200° С).
2. [Ni(CO)4] + 2H2SO4 (конц.) = NiSO4 + SO2 + 4СОТ + 2Н2О.
3. [Ni(CO)4] + 12HNO3 (конц) = Ni(NO3)2 + 10NO2 + 4СО/Г + 6Н2О
4. 2[Ni(CO)4] + 2Н2О (влага) + 5О2 (воздух) —-—> 2Ni(OH)2 + 8СО2,
2[Ni(CO)4] + 5O2 = 2NiO + 8CO2 (300 400° С)
РУТЕНИЙ
872. Ru — РУТЕНИЙ
Белый с серым опенком металл семейства платины; очень твердый, хрупкий
(растирается в порошок), тугоплавкий, высококипящий. Блаюродный металл:
439
не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа-
ка, «царской водкой». Простых катионов в растворе не образует. Реагирует с
концентрированными кислотами (в присутствии кислорода), сильными Окис-
лителями (при спекании), кислородом, галогенами, серой. Поглощает значи-
тельное количество Нг. В природе встречается в самородном виде, наиболее
редкий среди платиновых металлов. Получение см 873‘’5, 876 .
Л/г = 101,07; d = 12,30; /„л = 2607° С; /КИп =» 4900° С.
1.
2.
3.
4
5
6
7.
8
Ru + 6НС1 (конц.) + О2 = H2[RuClfi] + 2Н2О (125° С, р).
5Ru + 4H2SO4 (разб., гор.) + 8КВгО3 = 5RuC>4(P) + 4Br2 + 4K2SO4 + 4Н2О.
Ru + 2Н2О + ЗС12 = H2[RuCI4O2] + 2HCI
4Ru + 7CI2 + 2иН2О = 2{RuCl3 RuC14 иН2О}1
Ru + О2 = RuO2
2Ru + ЗО2 = RuO2 + RuO4
2Ru + 5F2 = 2RuF5
Ru + 3F2 = RuFe
2Ru + 3C12 = 2RuCI3
(комн),
(кип. в конц. НС1).
(400° С),
(выше 700° С).
(300- 400° С),
(750° С, в токе F2, резкое охлаждение).
(330° С, в присутствии CO).
Ru + 2S = Ru(S2)
лаурит
2Ru + 4KOH + 3O2 = 2K2RuO4 + 2H2O
Ru + 2KOH + 3KNO3 = K2RuO4 + 3KNO2 + H2O
Ru + K2CO3 + KC1O3 = K2RuO4 + KCI + CO2
[450° С].
(500—600° C),
(400—500° C),
(400—600° C).
873. RuO2 — ОКСИД РУТЕНИЯ(П)
Сине-черный, нелетучий (в отличие от RuO4). при прокаливании плавится и
разлагается Малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат RuO2 • нН2О.
Переводится в раствор хлороводородной кислотой, насыщенной хлором
Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается водородом
Получение см. 8724, 8741 5>6, 8753, 8764
Mr = 133,07; d = 6,97; tm = 955° С (разл.); рПР1* = 49,0
1 RuO2<=> Ru + О2 (955—1250° С),
2RuO2 = Ru + RuO4 (выше 1300° С).
2. 3RuO2 + 12НС1 (конц., насыш. С12) = [RuC14 + 2RuCl3](P) + С12Т + 6Н2О.
700—1400° С
3 RuO2 + о2 <400_500„с/ RuO^).
4. 2RuO2 + 3Na2O2 = 2Na3RuO4 + O2 (700- 800° C).
5. RuO2 + 2H2 = Ru + 2H2O (300° C).
874 RuO4 — ОКСИД РУТЕНИЯ(УШ)
Желто-оранжевый, летучий уже при комнатной температуре, низкоплавкий,
термически неустойчивый. Умеренно растворяется в воде (гидратируется и
440
проявляет свойства слабой кислоты). Реагируете кислотами, щелочами, перок-
сидом водорода Сильный окислитель. Получение см. 8722 4, 8731'3, 875s .
Мт= 165,07; <7=3,29; /пл = 25,4° С; ks = 1,71(0), 2,03(20).
1. R11O4 = RuO? + Ог
2. RuO^t) + иН2О = RuO4 лН2О(р),
(100—108° С).
RuO4 • лН2О + Н2О <=* (RuO4(OH)](?) + Н3О+; рА\ = 11,0.
3. RuO4 + 6HCI (разб.) = H2[RuC14O2] + С12Т + 2Н2О,
4RuO4 + 32HCI (конц.) = 9С12Т + 2(RuCh RuC14)>L + I6H2O.
4. 4RuO4 + 4КОН (конц.) = 4KRuO4l (черн.) + O2t + 2Н2О
2RuO4 + 4КОН (конц.) = 2K2RuO4 (оранж ) + О2Т + 2Н2О
5 RuO4 + 2Н2О2 (разб.) = RuO2>L + 2O2t + 2НгО.
(комн),
(кип).
875. K2RuO4 — ТЕТРАОКСОРУТЕНАТ(¥1) КАЛИЯ
Зеленый с красным оттенком, термически устойчивый. Хорошо растворяется в
воде, анион устойчив только в щелочной среде. Реагирует с кислотами Прояв-
ляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см 8728, 8744, 8765
Мг = 243,26.
1. K2RuO4 • Н2О - K2RuO4 + Н2О (200° С).
2. K2RuO4 + 12НгО = 2(К(НгО)б]+ + RuO^ (оранж.) [в разб. КОН].
3. 3K2RuO4 + 4НС1 (разб.) = 2KRuO4 (зел.) + RuO2i + 4КС1 + 2Н2О.
4. 2K2RuO4 + I2HC1 (конц.) = 2K2[RuCU] (желт.) + Ог? + 6Н2О (кип ).
5. 2K2RuO4 (конц.) + С12(р) = 2KRuO4J< + 2КС1,
2KRuO4 + С12 (насыщ.) = 2RuO4{p) + 2КС1.
6. 2K2RuO4 + Н2О + КСЮ = 2KRuO4I + КС1 + 2КОН (комн.),
K2RuO4 + КСЮ (насыщ.) + Н2О = RuO^pj + КС1 + 2КОН (кип ).
7. 5K2RuO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = SRuO^p, + 2MnSO4 + 6K^SO4 +
+ 8Н2О.
876. RuCh — ХЛОРИД РУТЕНИЯ(Ш)
Черно-коричневый, при нагревании разлагается Не растворяется в холодной
воде. Из хлороводородной кислоты кристаллизуется синий гидрат RuCh - Н2О.
Реагирует с горячей водой, кислотами Проявляет окислительно-восстанови-
тельные свойства Так называемый водорастворимый RuCh содержит RuCh и
RuC14. Получение см. 872е, 8732.
Мт =207,43; <7=3,11.
1. 2RuCh = 2Ru + 3CI2 (500—850° С).
2. RuCh + 5Н2О (гор.) = [Ru(H2O)3CI(OH)2](p) (красн.) + 2НС1.
3. RuCh + ЗНС1 (конц.) = HjJRuCle].
4. 2RuCh + 2О2 = 2RuO2 + 3Ch (600—700° С).
441
5. 2RuCl3 + 8KOH (разб ) + 2KMnO4 = 2K2RuO4 + 2MnO2i + 6KCI + 4H2O
6. 4RuCl3 + 2H2S (насыщ.) + 2H2O = Ru(S2)l + 2RuC121 + RuO2l + 8HG1.
7. RuCh + 2MCI (конц.) + H2O - M2[Ru(H2O)C15] (M = K, Rb, Cs).
8 2RuCl3 + 12(NH3 H2O) [конц ] + Zn = 2[Ru(NH3)6]CI2 + ZnCl2 + 12H2O.
[Ru(NH3)6]C12 + 2H2O «zzz* [Ru(H2O)(NH3)5]C12 + NH3 • H2O,
[Ru(H2O)(NH3)5]C12 + N2 <=> [Ru(N2)(NH3)5]C12 + H2O.
РОДИЙ
877. Rh — РОДИЙ
Серебристо-белый металл семейства платины, более твердый, чем палладий и
плагина; трудно поддается обработке. Тугоплавкий, высококипящий. В осо-
бых условиях получают коллоидный родий и родиевую чернь (тонкодисперс-
ный родий, весьма реакционноспособный). Благородный металл: в компакт-
ном виде не реагирует с водой, кислотами, «царской водкой», щелочами,
гидратом аммиака. Родиевая чернь реагирует с концентрированной серной
кислотой, «царской водкой», хлором в щелочной среде, хлороводородной
кислотой — в присутствии кислорода. Окисляется при сплавлении с гидросуль-
фатом калия. Реагирует с кислородом, галогенами. Встречается в природе в
самородном состоянии (в сплавах на основе платины). Получение см. 8781'5,
8797’®’121 is 880i,5
Л/г = 102,906; d = 12,41; гпл = 1963° С; /кип « 3700° С.
1. 4Rh (чернь) + 24HCI (конц.) + ЗО2 = 4H3[RhCI6] + 6Н2О (150° С, р).
2. 2Rh (чернь) + 6H2SO4 (конц., гор ) = Rh2(SO4)3 (желт.) + 3SO2T + 6Н2О.
3. Rh (чернь) + 6НС1 (конц.) + HNO3 (конц.) = H3[RhClfi] + NOT + 2Н2О
4. 4Rh + ЗО2 —> 2Rh2O3 (600—800° С),
2Rh (чернь) + ЗО3 = Rh2O3 + ЗО2 (комн.).
5. 2Rh + 5F2 = 2RhF5 (400° С).
Rh + 3FZ = RhF6 (700—750° C).
6. 2Rh + 3C12 = 2RhCl3 (400—600° C, p).
7. 2Rh (чернь) + lONaOH (разб.) + 5C12 = Rh2O3l + O2? + lONaCl + 5H2O.
8. 2Rh + 3C12 + 6NaCl = 2Na3[RhCl6] (300° C).
9. 2Rh + 12KHSO4 = 2K3[Rh(SO4)3] + 3SO2 + 6H2O + 3K2SO4 (700° C).
878. Rh2O3 —ОКСИД РОДИЯ(Ш)
Серо-черный, термически устойчивый, при прокаливании в вакууме разлагает-
ся. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается светло-желтый гидрат
Rh2O3 7Н2О (или Rh(OH)3 2Н2О) — более реакционноспособный, реагируег
с кислотами Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получе-
ние см. 8774 7, 879х519, 8804
442
Mr = 253,81;
d =8,20
1 2Rh2O3 = 4Rh + 30? (выше 1100° С, вак.).
2. Rh2O3 7Н2О = Rh2O3 + 7Н2О (выше 200° С).
3. Rh2O3 • 7Н2О(т) + 8Н2О <=? 2[Rh(H2O)6]3+ + 6ОН ; рПР18 = 47,70.
4. Rh2O3 + 6HCI (конц.) = H3[RhCl6] + ЗН2О.
5. Rh2O3 + ЗН2 = 2Rh + ЗН2О (400° С).
6. Rh2O3 • 7Н2О + Na[Sn(OH)3] + NaOH (конц.) = 2Rh(OH)2l (син ) +
+ Na2[Sn(OH)6] + 4Н2О.
7. Rh2O3 + 4NaOH (конц.) + 3NaClO = 2Na2RhO4(p)? + 3NaCI + 2H2O
879. RhCl3 — ХЛОРИД РОДИЯ(1Н)
Коричнево-красный, сублимируется в потоке хлора при 900° С После прока-
ливания не растворяется в воде, гидрат RhCh • иН2О растворяется лучше (ниже
приведены свойства гидрата). Не диссоциирует в воде, свежеприготовленный
раствор не дает осадка при добавлении AgNO3. Не реагирует с серной и
азотной кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом.
Получение см. 8776, 8803.
Мг = 209,27; </=3,11.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
11.
12.
13.
2RhCl3 = 2Rh + ЗС12
(выше 964° С),
RhCl3 «Н2О = RhCl3 + иН2О (до 80° С, вак , возможно, п = 4),
2(RhCl3 лН2О) = Rh2O3 + 6HCI + (2л - 3)Н2О (выше 180° С)
RhCl3 + ЗН2О = [Rh(H2O)3Cl3] (кор.).
RhCl3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[RhCl6] + ЗН2О = ЗН3О+ + (RhCU]3 (роз)
2RhCl3 + 6NaOH (разб.) = Rh2O3l + 6NaCl + ЗН2О.
RhCl3 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Rh(NH3)6]Cl3! + 6Н2О (в этаноле).
RhCl3 + 3MCI (конц.) = M3[RhCl6]!
2(NH4)3[RhCI6] = 2Rh + 6NH4C1 + 3CI2
2RhCl3 + ЗН2 = 2Rh + 6НС1
4RhCl3 + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12
2RhCI3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12
RhCh + 3HF (разб.) = RhF3! + 3HC1.
2RhCl3 + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1
(в этаноле; М = Na\ К+ NH4 ),
(600° C)
(400° С, в токе CO2).
(750—800° C)
(600° C),
(350° C)
4RhCl3 + 3(N2H4 H2O) + 12(NH3 H2O) = 4Rh (коллоид) + 3N2t +
+ 12NH4C1 + 15H2O.
4RhCl3 + 6HC(H)O + 9K2CO3 = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 +
+ 9CO2T + 3H2O (кип ).
880. Na3IRhCl6] — ГЕКСАХЛОРОРОДАТ(Ш) НАТРИЯ
Розовый, при нагревании разлагается Хорошо растворяется в воде,
анион подвергается акватации Образует темно-красный кристаллогидрат
443
Na3[RhClc] • 12H2O. Реагирует co щелочами, восстанавливается водородом.
Получение см. 8778, 8797.
Мт = 384,59.
1. 2Na3[RhCl6] = 2Rh + 6NaCl + ЗС12 (выше 550° С).
2. Na3[RhCl6] (конц.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [RhCl6]S (роз.),
[RhCle]3- -К Н2О < > [Rh(H2O)C15]2- (красн.) + СГ (разбавление).
3. Na3[RhCl6) (конц,) + 3HCI(r) = H3[RhCl6] + 3NaCl (0—5° С),
H3[RhCU] + лН2О 80°С’вак > H3[RhCI6] • лН2О1 10°°^ > RhCl3 - лН2О.
4. 2Na3[RhCl6] + 6NaOH (конц.) + 2Н2О = Rh2O3 - 5H20l + 12NaCl.
5. 2Na3[RhCl6] + ЗН2 = 2Rh + 6NaCI + 6HCI (400 -500° С).
6. 2Na3[RhCI6] + 8Н2О 3H2t (катод) + 2H2RhO4? (фиол.) [анод] +
+ 6NaCl + 6HCI (в разб. НС1О4).
7. 2Na3[RhCI6] + 6NaOH (разб.) ^^р0™3» НД (катод) + 2RhO2l (анод) +
+ 2Н2О+ !2NaCl.
ПАЛЛАДИЙ
881. Pd —ПАЛЛАДИЙ
Светло-серый металл семейства платины; относительно мягкий, ковкий. На-
именее плотный, самый низкоплавкий и наиболее реакционноспособный из
всех платиновых металлов. В особых условиях образует коллоидный палладий
и палладиевую чернь (тонкодисперсный палладий) Катион Pd2+ в растворе
имеет коричневую окраску. Благородный металл: не реагирует с водой, разбав-
ленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентриро-
ванными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, серой.
Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия. Поглощает максимальное
(среди металлов) количество Н2, причем окклюдированный водород находится
в атомном состоянии; насыщенный водородом металл загорается на воздухе.
В природе находится в самородном виде (сплавы на основе платины). Получе-
ние см. 8859, 8867’8, 888118.
Мг = 106,42; d = 12,02; tnn = 1554° С; /кнп = 2940° С.
I. Pd + 2HCI (конц.) + 2С12 = H2[PdCl6](P) (черн.) [60—80° С],
H2[PdCl6](p) = H2[PdCI4] (конц.) [кор.] + С12Т (упаривание в конц. HCI),
H2[PdCl6](P) = PdCI2l + Cl2 + 2НС1 (разбавление водой).
2. Pd + 2H2SO4 (конц.) = PdSO4i + SO2? + 2Н2О (80° С).
3. Pd + 4HNO3 (конц.) = Pd(NO3)2i + 2NO2T + '2H2O (80° С).
4. 3Pd + I8HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PdCI6] + 4NOt + 8H2O,
3Pd + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCI4] + 2NOT + 4H2O (кип.).
444
5. 2Pd (чернь) + O2 = 2PdO
6. 2Pd + 3F2 = 2PdF3
7. Pd + Cl2 = PdCI2
S
8. Pd-------► PdS (син.), Pd(S2) (черн.)
9. Pd (чернь) + 2KCI (конц.) + Cl2 = K2[PdCl4]
10. Pd + 4KHSO4 = PdSO4 + SO2 + 2K2SO4 + 2H2O
(до 730° C).
(400—500° C).
(500—550° C).
[400—500° С].
(80° C).
(250-^00° C).
11. Pd + 4HC1 (конц.) эле1СТролиз> H2t (катод) + H2[PdCl4] (анод).
882. PdO —ОКСИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Палладинит. Черный, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с
водой, в особых условиях образует коричневый коллоидный раствор. В прока-
ленном виде — малореакционноспособный. Не реагирует с «царской водкой».
Реагирует с концентрированной бромоводородной кислотой, оксидами типич-
ных металлов при спекании. Легко восстанавливается водородом Получение
см. 8815, 883', 8841, 88513, 8863.
Мт = 122,42; <7=8.70
1. 2PdO = 2Pd + О2 (780—800° С).
2. PdO(T) + 5Н2О <=? [Pd(H2O)4]2+ + 2ОН‘; рПР25 = 32,92.
3. PdO + 4НВг (конц.) = H2[PdBr 4] + Н2О.
4. PdO + Н2 = Pd + Н2О (комн.).
5. PdO + К2О = K2PdO2 (600° С, в атмосфере Аг).
6. PdO (коллоид) + 4НС1 (конц.) = H2[PdCl4] + Н2О.
7. 2PdO (коллоид) + N2H4 - Н2О = 2Pd (коллоид) + N2? + ЗН2О.
883. Pd(OH)2 — ГИДРОКСИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Бурый аморфный, при сильном нагревании разлагается. Не растворяется в
воде. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают): реа-
гирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, гидра-
том аммиака. Легко восстанавливается водородом, гидратом гидразина; окис-
ляется «царской водкой». Получение см. 884 , 8856, 8861, 8883’6.
Мг = 140,43; рПР25 = 28,92.
1. Pd(OH)2 = PdO + Н2О (выше 500° С)
2. Pd(OH)2 + 2НС1 (разб.) = PdCl2l + 2Н2О.
3. 3Pd(OH)2 + 18НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 2NOt + ЮН2О.
4. Pd(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Pd(OH)4] (желт.).
5. Pd(OH)2 + 4(NH3 • Н2О) [конц.] = [Pd(NH3)4](OH)2 + 4Н2О.
6. Pd(OH)2 + Н2 = Pd + 2Н2О (комн).
7. 2Pd(OH)2 + N2H4 • Н2О = 2Pd (чернь)Ф + N2? + 5Н2О (кип.).
445
884. Pd(NO3)2 — НИТРАТ ПАЛЛАДИЯ(П)
Желто-коричневый, полимер {Pd(NO3)2}n Термически неустойчивый, при на-
гревании разлагается. Полностью гидролизуется водой; хорошо растворяется
в подкисленной воде, плохо — в концентрированной азотной кислоте. Реаги-
рует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом
аммиака. Получение см. 88 Р.
Л/г = 230,43.
1.
2.
3
4.
5.
6.
2Pd(NO3)2 = 2PdO + 4NO2 + О2
Pd(NO3)2 + Н2О = PdNO3(OH)l + HNO3
Pd(NO3)2 + 2H2O = Pd(OH)2i + 2HNO3
Pd(NO3)2 + 4H2O = [Pd(H2O)4]2+ + 2NO3
Pd(NO3)2 + 4HC1 (конц.) = H2[PdCl4] + 2HNO3
Pd(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2l + 2NaNO3.
(выше 350° C).
(комн),
(кип).
(в разб. HNO3).
Pd(NO3)2 + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4](NO3)2 + 4H2O.
885. PdCh — ХЛОРИД ПАЛЛАДИЯ(П)
Фиолетово-коричневый, летучий при нагревании, плавится под избыточным
давлением С12. Умеренно растворяется в холодной воде, практически не диссо-
циирует; кристаллогидрат PdCl2 • 2Н2О растворяется лучше, чем безводная
соль. Гидролизуется горячей водой, реагирует с концентрированной хлорово-
дородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водоро-
дом, муравьиной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Для
проведения реакций обычно берется в виде раствора H2[PdCl4]. Получение см.
88 Г7, 8832.
Мт = 177,33; d - 4,08; /пп = 680° С (р).
1 PdCl2 = Pd + Cl2 (590—740° С).
2. PdCl2 2Н2О (красно-кор.) = PdCl2 + 2Н2О (150° С, вак).
3 PdCI2 (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Pd(H2O)2Cl2]
4. PdCI2 + 2Н2О (гор.) = Pd(OH)4 + 2НС1
5 3PdCI2 + 12НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = ЗН 2[PdCl6] + 2NOt + 4Н2О.
6. PdCl2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2i + 2NaCl.
7. PdCl2 + 2NH4C1 (разб.) = 4uc-[Pd(NH3)2Cl2] 1+ 2HC1
8. PdCl2 + 2(NH3 H2O) [разб.] = wpaHc-[Pd(NH3)2CI2]i + 2H2O.
9. PdCl2 (суспензия) + H2 = Pdi + 2HC1 (комн.),
PdCl2 + HCOOH =Pd (чернь)4< + 2HCI + CO2T (50—70° C).
10. PdCl2 + 2MC1 (конц.) = M2[PdCl4](P) (M = H, Na).
11. PdCl2 + H2S (насыщ.) = PriS^ (черн.) + 2HC1.
12 PdCl2 + H2O + CO = Pdl + 2HC1 + CO2? (комн.).
13. PdCl2 + NaNO3 = PdO + NaNO2 + Cl2 (270—370° C)
446
886. K2|PdCI4| — ТЕТРАХЛОРОП АЛЛАДАТ(П) КАЛИЯ
Желто-коричневый, плавится без разложения, термически устойчивый. Плохо
растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов не образует Не реагирует
с разбавленными кислотами. Разлагается кипящей водой, «царской водкой»,
щелочами, гидратом аммиака Проявляет слабые окислительно-восстанови-
тельные свойства Получение см. 8819, 8871’3.
Мг = 326,43; d =2,67; гпл = 525° С; рПР,к = 4,80.
1. K2[PdCl4] + 2Н2О = Pd(OH)2l + 2КС1 + 2НС1Т (кип).
2. 3K2[PdCl4] + 6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3K2[PdCl6]l + 2NOT + 4Н2О
3. K2[PdCl4] + 2КОН (разб.) = PdO (коллоид) + 4КС1 + Н2О
4. 2K2[PdCl4] + 4(NH3 Н2О) [разб ] = [Pd(NH3)4][Pd1,Cl4]l + 4KCI + 4Н2О
5. K2[PdCl4] + 2NH4C1 (разб.) = 4uc-[Pd(NH3)2Cl2]i + 2КС1 + 2HCI
6. K2[PdCI4] (суспензия) + Cl2 = K2[PdC16]i (в присутствии КО).
7. 2K2[PdCl4] + N2H4 Н2О + 4(NH3 Н2О) [разб ] = 2Pd (коллоид) + N2T +
+ 4КС1 + 5Н2О + 4NH4O.
8. K2[PdCl4] + К(НСОО) = Pd (чернь)! + ЗКС1 + СО2Т + НО (кип ).
887. K2]PdCI6| — ГЕКСАХЛОРОПАЛЛАДАТ(П) КАЛИЯ
Красно-коричневый, при нагревании разлагается Плохо растворяется в холод-
ной воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, кон-
центрированной хлороводородной кислоте, щелочах, гидрате аммиака Силь-
ный окислитель Получение см. 8862 6
Мт = 397,33; d = 2,74; рПР25 = 5,22.
I K2[PdCL] = K2[PdCl4] + Cl2 (380° С).
2. K2[PdCl6] + 2Н2О = Pd(OH)2! + Cl2? + 2КС1 + 2НС1Т (кип.)
3. K2[PdCl6] = K2[PdCl4]! + С12Т (в гор. конц. НС1).
4 K2[PdCle] + 4КОН (разб.) = PdO2! + 6КС1 + 2Н2О (кип ).
5. 3K2[PdCl6] + 8(NH3 Н2О) [разб ] = 3{i/uc-[Pd(NH3)2CI2]}! + N2T + 6КС1 +
+ 6NH4CI.
888. |Pd(NH3)2Cl2| — ДИХЛОРО ДИАММИНПАЛЛАДИЙ
Существует в виде устойчивого оранжевого лпранс-изомера и неустойчивого
желто-коричневого t/uc-изомера. Имеет координационный олигомер
[Pd(NH3)4][PdllC!4]. Термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной
воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой, реагирует с
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется «царской водкой», хло-
ром; восстанавливается водородом. Получение см. 8857, *, 8864 8875
Mr = 211,39; d = 2,5; ks = 0,304(|6).
1 3[Pd(NH3)2CI2] = 3Pd + 4NH4C1 + 2HC1 + N2 (выше 210° С).
447
2. tyuc-[Pd(NH3)2C12] (суспензия) —-—> zHptwc-[Pd(NH3)2Ch] (комн.).
3 [Pd(NH3)2C12] + 2Н2О = Pd(OH)2l + 2NH4C1 (кип р).
4. [Pd(NH3)2C12] + 2НС1 (конц ) = (NH4)2[PdCl4]l (80° С).
5 3[Pd(NH3)2Ch] + 12HCI (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3(NH4)2[PdCI6]l +
+ 2NOT + 4Н2О.
6. [Pd(NH3)2Ch] + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2i + 2NaCl + 2NH3t (кип.).
7. [Pd(NH3)2Cl2] + 2(NH3 H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4]Cl2 + 2H2O.
8 [Pd(NH3)2Cl2] + H2 = Pd + 2NH4C1 (900° C).
9. wpcHc-[Pd(NH3)2Cl2] + Ch = wpaw-[Pd(NH’3)2Cl4] (комн.)
ОСМИЙ
889.Os —ОСМИЙ
Светло-голубой с серым оттенком металл семейства платины; самый тяжелый
из металлов, очень твердый, хрупкий (растирается в порошок), тугоплавкий,
высококипящий. Благородный металл: не реагирует с водой, разбавленными
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. На воздухе легко окисляется до
максимальной степени окисления (+VIII) Простых катионов в растворе не
образует. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами,
сильными окислителями, галогенами серой Поглощает заметное количество
Н2. В природе встречается в самородном виде (сплавы с золотом, иридием,
платиной). Получение см. 8905'6, 8915, 8925, 8936.
ЛЛ = 190,2; d — 22,61; inn = 3027° С; /кип« 5000° С.
I. Os + 6HCI (конц.) + О2 —> H2[OsCl6] + 2Н2О.
2. Os + 8HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 8NO2 + 2Н2О.
3. Os + 4Н2О2 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 2Н2О (кип ).
4 Os + ЗКС1О + 2КОН (конц , гор.) + Н2О = K2[OsO2(OH)4] + ЗКС1
5 Os + 2(КОН Н2О) + КСЮз = K2[OsO2(OH)4] + KCI + Н2О (150° С),
Os + 2(КОН Н2О) + 3KNO3 = K2[OsO2(OH)4] + 3KNO2 + Н2О (150° С),
2Os + 4(КОН Н2О) + ЗО2 = 2K2[OsO2(OH)4] + 2Н2О (150° С)
6. Os + 2Ог = OsO4 (400° С, сгорание на воздухе),
Os + OsO4 = 2OsO2 (150° С).
7 Os + 3F2 = OsFe (250° С, сгорание во фторе).
8 2Os + 7F2 = 2OsF? (желт.) [500—600° С, p, охлаждение до -150° C]
9. 2Os + 10HF = 2OsF5 + 5H2 (100° C).
10. 2Os + 3C12 = 2OsCl3 (100—500° C),
Os + 2C12 = OsCl4 (650—700° C).
11. Os + 2S = Os(S2) (450° C).
12. Os + 2KCI + 2Ch = K2[OsCl6] (красн) [500—600° С].
448
890. OsO4 —ОКСИД ОСМИЯ(УШ)
Светло-желтый (почти белый), летучий, легкоплавкий (в жидком состоянии
маслянистый), низкокипящий (в газообразном состоянии мономерен) Весьма
реакционноспособный: реагирует с водой (образуется почти нейтральный рас-
твор), концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом
аммиака Сильный окислитель; восстанавливается водородом, реагирует с
типичными восстановителями. Получение см. 8896, 8931.
М, = 254.20; d = 4 906; znn = 40,6° С;
Гкнп = 131,2° С; ks = 5,3(О), 6,44<2(|), 7,47(25).
I OsO4 + 2Н2О = [Os(H2O)2O4],
2. OsO4 + 10НС1 (конц.) = H2[OsCl6] + 2CI2T + 4Н2О.
3. OsO4 + 2МОН (конц.) =М2 [rap«HC-OsO4(OH)2] (кор ) [М = К, Cs, ’/2 Ва].
4 OsO4 + 2(NH3 Н2О) [конц ] = (NH4)2[OsO4(OH)2] (красн.) [комн ],
OsO4 + NH3 • Н2О (разб.) = H[Os(N)O3] + 2Н2О (кип ).
5. OsO4 + 4Н2 = Os + 4Н2О (250° С).
6. OsO4 + 4FeCI2 + 8HCI (конц.) + 2NH4CI = (NH4)2[OsCI6]i (красн.) +
+ 4FeCl3 + 4Н2О,
(NH4)2[OsC16] + 2Н2 = Os + 2NH4C1 + 4HC1 (300 400° С)
7. OsO4 + KNO2 (разб.) + 2KOH + H2O = K2[OsO2(OH)4] + KNO3
891. OsCh — ХЛОРИД ОСМИЯ(Ш)
Коричнево-черный, летучий, при нагревании разлагается. Хорошо растворяет-
ся в воде, диссоциирует в незначительной степени, гидролизуется по катиону.
Из разбавленной хлороводородной кислоты кристаллизуется темно-зеленый
гидрат OsCl3 ЗН2О. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителя-
ми, щелочами, монооксидом углерода Легко восстанавливается до металла.
Получение см. 88910, 8926.
Мг = 296.56.
1. 2OsCI3 = OsCl2 + OsCI4 (500 560° С, вак ).
2. OsCl3 (разб.) + 4Н2О [Os(H2О)4С12]+ + СГ,
[Os(H2O)4CI2]+ + Н2О <=> [Os(H2O)3Cl2(OH)] + Н3О+.
3. OsCIj + 5HNO3 (конц.) + Н2О = [Os(H2O)2O4] + 5NO2T + 3HCI (кип ).
4 2OsCl3 + 6NaOH (разб.) + (n 3)H2O = Os2O3 • лН2О1 + 6NaCl
5 2OsCI3 + 3SO2 (насыщ) + 6H2O = 2Osi + 3H2SO4 + 6HCI,
OsCI3 + 3FeCI2 = Osi + 3FeCI3 (в разб HCI).
892. OsCI4 — ХЛОРИД ОСМИЯ(1У)
Коричневый с черным оттенком, летучий, термически устойчивый, плавится
без разложения. Гидролизуется водой; реагирует с кислотами, щелочами. По-
лучение см. 88910, 8911.
15 — 2270
449
Mr = 332,01; Гпл = 323° С
1. OsCl4 + 4Н2О —Os(OH)4l + 4НС1.
2. OsCLkt) + 2НС1 (конц.) <—2» HzfOsCk] (оранж.).
3. OsCI4 + 4HNO3 (конц., гор.) = [Os(H2O)2O4] + 4NO2T.
4. OsCl4 + 4NaOH (разб.) = Os(OH)4l + 4NaCI.
5. OsCl4 + 2H2 = Os + 4HC1
6. 2OsC14(p) элск2?олиз > 2OsClxP) (катод) + C12T (анод)
(250° C).
[в разб. HCI).
893. K2|OsO2(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОДИОКСООСМАТ(У'1) КАЛИЯ
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается Ранее формулу изображали
как K2OsO4 • 2Н2О (безводный осмат калия не выделен) Хорошо растворяется
в холодной воде, устойчив в щелочном растворе. Разлагается кипящей водой,
кислотами. Восстанавливается сероводородом, цианидом калия, водородом.
Окисляется в О2 воздуха. Получение см. 8894 5, 890
Мг = 368,42.
1. 2K2[OsO2(OH)4] = OsO2 + OsO4 + 4KOH + 2H2O (140—200° С).
2. K2[OsO2(OH)4] + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + [OsO2(OH)4]2' (роз.)
[в разб. КОН].
3. 2K2[OsO2(OH)4](P) = Os(OH)4l + K2[OsO4(OH)2] + 2КОН (кип).
4 2K2[OsO2(OH)4] + 2H2SO4 (разб.) = Os(OH)4l + [Os(H2O)2O4] + 2K2SO4 +
+ 2H2O.
5. K2[OsO2(OH)4] + 4HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 2NO2 + 2KNO3 + 2H2O.
6. K2[OsO2(OH)4] + 3H2 = Os + 2KOH + 4H2O (200° C).
7 2K2[OsO2(OH)4] + O2 + 2H2O —T- > 2[Os(H2O)2O4] + 4KOH (комн ).
8. K2[OsO2(OH)4] + ,5H2S (насыщ.) = Os(S2)l + Si + 2KHS + 6H2O.
ИРИДИЙ
894. Ir —ИРИДИЙ
Серебристо-белый металл семейства платины; очень твердый, хрупкий, весьма
тугоплавкий, высококипящий. В особых условиях получен коллоидный ири-
дий. Благородный металл: не реагирует с водой, кислотами, «царской водкой»,
щелочами, гидратом аммиака. Катион 1г в растворе окрашен в желтый цвет.
Переводится в раствор концензрированной хлороводородной кислотой в при-
сутствии О2. Реагирует с сильными окислителями (при сплавлении), кислоро-
дом, галогенами, серой. Встречается в природе в самородном виде (сплавы с
осмием и платиной). Получение см. 8957 8971'7Л 899I R, 900 6, 9011'6.
Мг = 192,22; d = 22,421; U = 2443° С; гкип = 4380° С.
450
I. Ir + 6HC1 (конц.) + O2 = H2[IrCI6] + 2H2O (125° С, p).
2. Ir (порошок) + O2 = IrO2 (до 600° C).
3. Ir + 3F2 = IrF6 (до 240° C),
21r + 5F2 = 2IrF5 (350—380° C).
4. 2Ir + 3C12 = 2IrCl3 (600—620° С, в присутствии CO, на свету).
5. Ir ——> Ir2S3, IrS2 (до 650° C).
6. Ir + 2BaO2 = IrO2 + 2BaO (до 800° C).
7. 21r + 6KHSO4 = 2K3[Ir(SO4)3] + 3H2 (300 400° С, примесь SO2).
8. Ir + Na2CO3 + 2NaNO3 = Na2IrO3 + 2NaNO2 + CO2 (выше 350° C).
895. Ir2O3 — ОКСИД ИРИДИЯ(Ш)
Сине-черный, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Из раствора
кристаллизуется темно-зеленый гидрат 1г2О3 иН2О. Реагирует с кислотами.
Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см.
8961’5'6, 8996'7.
Л/г = 432,44.
I. 21г2О3 = 3IrO2 + Ir (400 500° С).
2. 1г2О3 иН2О = 1г2О3 + иН2О (300° С).
3. 1г2О3(т) + 15Н2О <=? 2[1г(Н2О)б]3+ + 6ОН ; рПР18 = 47,70.
4. Ir2O3 + 6НС1 (конц.) —L-> Н3[1гС16] + ЗН2О
5. Ir2O3 + 3H2SO4 (разб ) = Ir2(SO4)3 + ЗН2О (в атмосфере N2).
6. Ir2O3 + 2HNO3 (конц.) = 2IrO2i + 2NO2? + H2O (кип.).
7. Ir2O3 + ЗН2 = 2Ir + ЗН2О (400—550° С).
8. 21г2О3 + О2 = 41гО2 (600° С).
896. lr2(SO4)3 — СУЛЬФАТ ИРИДИЯ(Ш)
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Термически
неустойчивый. Хорошо растворяется в подкисленной воде. Реагирует с кон-
центрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака
В слабощелочной среде постепенно окисляется О2 воздуха Получение см.
8955, 8994
Л/г = 672,63.
1. Ir2(SO4)3 • »Н2О = Ir2O3 + 3SO3 + иН2О (300—400° С).
2. Ir2(SO4)3 + 12Н2О = 2[1г(Н2О)6]3+ + 3 SO^ (в разб. H2SO4).
3. Ir2(SO4)3 (конц.) + 3H2SO4 (>80%-я) = 2H3[Ir(SO4)3],
4. Ir2(SO4)3 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = 2IrO24- + 2NO2? + 3H2SO4 (кип.).
5. Ir2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = Ir2O3l + 3Na2SO4 + 3H2O,
2Ir2(SO4)3 + !2NaOH (разб ) +O2 (воздух) —-—> 4IrO2l + 6Na2SO4 +
+ 6H2O.
6. Ir2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [конц ] = Ir2O3i + 3(NH4)2SO4 + 3H2O
15*
451
897. IrCb — ХЛОРИД ИРИДИЯ(Ш)
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. После прокаливания не растворя-
ется в воде, гидрат 1гС1з иН2О растворим лучше, мало диссоциирует (ниже
приведены свойства гидрата). Реагирует с концентрированными кислотами,
щелочами, гидратом аммиака, кислородом (в слабокислотной среде) Окисля-
ется хлором и пероксидом водорода, восстанавливается водородом. Получение
см. 8944.
Мт = 298,58; d = 5,30 (кр.).
• т-^1 Д° 773° С т z ч 773—798° С т , t ч выше 798° С г
1. IrCh------------> 1гС12 (кор.) ------------> IrCl (красн) -----------> 1г.
2. 1гС13 + ЗН2О = [1г(Н2О)3С1з].
3. IrCh + ЗМС1 (конц.) = Мз[1гС16] (М = Н, Na),
21гС1з + 4МС1 (конц.) + С12 = 2М2[1гС16].
4. 1гС13 + HNO3 (конц.) + Н2О = IrO2i + NO2? + 3HClt (кип).
5 21гС1з + 6NaOH (разб.) = Ir2O3l + 6NaCl + ЗН2О.
6. 21гС1з + 6(NH3 • Н2О) [конц ] = 1г2ОзФ + 6NH4C1 + ЗН2О.
7. 21гС13 + ЗН2 = 21г + 6НС1 (400° С).
8. 41гС1з + 3(N2H4 Н2О) + 12(NH3 Н2О) = 41г (коллоид) + 3N2T +
+ I2NH4C1 + 15Н2О.
9. 41гС1з + ЗО2 = 21г2Оз + 6С12 (500—600° С).
10. 21гС1з + С12 = 21гС14 (400° С, р).
11. 21гС1з + 2Н2О + Н2О2 (конц.) = 2IrO2i + 6НС1Т (кип ).
898. IrCh — ХЛОРИД ИРИДИЯ(1У)
Коричневый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной
воде, подвергается акватации и обмену лигандами. Из разбавленной хлорово-
дородной кислоты кристаллизуется гидрат IrCh иН2О. Разлагается горячей
водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелоча-
ми. Восстанавливается водородом. Получение см. 897|0, 900
Мг = 334,03.
1. IrCl4 = lr + 2Ch
2. IrCh (конц.) + 2H2O (хол.) = [Ir(H2O)2Cl4],
[Ir(H2O)2Cl4] + H2O <=? [1г(Н2О)зС1зГ + Cl .
3. IrCh + 2H2O (гор.) = IrO2i + 4HC1.
4. IrCl4 + 2MCI (конц.) = M2[IrCl6]
5. IrCh + 4NaOH (разб.) = IrO2i + 4NaCl + 2H2O.
6. IrCh + 2H2 = lr + 4HC1
(выше 700° C).
(M = H, Na).
(350—450° C)
899. Na3|IrCl6] — ГЕКСАХЛОРОИРИДАТ(Ш) НАТРИЯ
Темно-зеленый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, анион
подвергается акватации. Реагирует с концентрированными серной и азотной
452
кислотами, щелочами, гидратом аммиака, хлором В слабощелочной среде
окисляется О? воздуха Восстанавливается водородом Получение см. 897
М,= 473,91; кл = 21,35(|5).
I. 2Na3[IrCU] = 21г + 6NaCl + ЗС12 (800 1000° С).
2 Na3[IrCU] 12H2O = Na3[IrCl6]+12Н2О (50° С вак.).
3 . Na3[IrCl6] (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [IrClf,]s (в разб НС1),
[IrCle]3" + Н2О <=> [1г(Н2О)С15]2 + СГ.
4 . 2Na3[IrCl6] + 6H2SO4 (<40%-я) = Ir2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 12HC1T (кип.).
5 Na3[lrCI6] + 4HNO3 (конц ) + H2O = IrO2l + NO2T + 3NaNO3 + 6HClt
(кип).
6 . 2Na3[IrCI6] + 6NaOH (разб) = Ir2O3l + 12NaCl + 3H2O
(в атмосфере CO2),
4Na3[lrCle] + 12NaOH (разб.) + O2 (воздух) —-—> 4IrO2l + 24NaCl + 6H2O.
7 . 2Na3[IrCl6] + 6(NH3 H2O) [конц ] = 1г2О3Ф + 6NaCI + 6NH4CI + 3H2O.
8 2Na3[IrCI6] + 3H2 = 2Ir + 6NaCI + 6HC1 (400—450° C).
9 2Na3[IrCl6] + Cl2 = 2Na2[IrCl6] + 2NaCl (400—500° C).
10 Na3[IrCk] + 3MCI (насыщ ) = M3[IrCl6]l + 3NaCl (10° С; M = K/.NHj).
900. Н2[1гС1б| — ГЕКСА ХЛОРО И РИД AT(IV) ВОДОРОДА
Черно-красный кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен Терми-
чески неустойчивый. Кристаллизуется из хлороводородной кислоты, имеет
строение (Н3О+)2[1гС1б]2 4Н2О Хорошо растворяется в холодной воде, анион
подвергается акватации и обмену лигандами. Реагирует со щелочами Восста-
навливается кипящей водой, водородом. Получение см. 894,8973 8984
Мг = 406.95.
1. Н2[1гС16] 6Н2О = 1гС14 + 2НС1 + 6Н2О (200—300° С),
Н2[1гС16] 6Н2О = lr + 2С12 + 2НС1 + 6Н2О (выше 700° С).
2. Н2[1гС16] + 2Н2О (хол.) = 2Н3О+ + [1гС16]2 (красн ) [в разб. НС1].
3. Н2[1гС16] +- 2Н2О = [1г(Н2О)2С14] (желт) + 2НС1,
[1г(Н2О)2С14] + Н2О <=> [1г(Н2О)3С13]+ (желт.) + СГ.
4 4Н2[1гС16] + 2Н2О = 4Нз[1гС16] + О2Т (кип в разб НС1),
Н3[1гС1б] + HNO3 (конц.) = H2[IrCl6] + NO2 + Н2О,
2Н3[1гС16] + С12 (насыщ ) = 2Н2[1гС16] + 2НС1,
2Н3[1гС16] + Н2О2 (конц.) = 2Н2[1гС1б] + 2Н2О.
5 Н2[1гС16] + 6NaOH (разб.) = IrO2l + 6NaCI + 4Н2О,
4Н2[1гС16] + 24NaOH (конц.) = 2IrzO3i + O2t + 16Н2О + 24NaCI (кип ).
6 Н2[1гС1б] + 2Н2 = lr + 6НС1 (300—500° С).
7. Н2[1гС1б] + 2МС1 (насыщ.) = М2[1гС16]+ 2НС1 (М = К+, NHJ .
453
901. (NH4)2|IrCl6| — ГЕКСАХЛОРОИРИДАЩУ) АММОНИЯ
Иридиевый нашатырь. Черно-красный, термически неустойчивый. Плохо рас-
творяется в холодной воде, лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не
образует. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается щелочами,
гидратом аммиака. Восстанавливается водородом Получение см 900
Мт = 441,02; d = 2,856; к, = I 09<25>; 4.38(80).
1. 3(NH4)2[IrCl6] = 31г + 2N2 + 2NH4C1 + 16НС1 (200 - 500° С)
2. (NH4)2[IrCl6](p) = 2NH4 + [1гС16]2“ (в разб. НС1)
3. (NH4)2[IrCl6] + 2Н2О = 2NH;+ [1г(Н2О)2С14] + 2CI .
[Ir(H2O)2Cl4] + Н2О [1г(Н2О)3С1зГ + СГ.
4> (NH4)2[IrCl6] + 4NaOH (разб.) = 1гО2Ф + 4NaCl + 2NH4C1 + 2Н2О.
5. (NH4)2[IrCI6] + 4(NH3 Н2О) [конц ] = IrO2l + 6NH4C1 + 2Н2О
6. (NH4)2[IrCl6] + 2Н2 = Ir + 2NH4CI + 4HC1 (200 - 350° С)
ПЛАТИНА
902. Pt — ПЛАТИНА
Серовато-белый металл; относительно мягкий, очень тягучий, ковкий, туго-
плавкий. В особых условиях образует губчатую платину (с сильно развитой
поверхностью), платиновую чернь (тонкодисперсный порошок) и коллоидную
платину. Благородный металл; занимает последнее (самое электроположитель-
ное) место в электрохимическом ряду напряжений. Легко сплавляется с плати-
новыми металлами (кроме рутения и осмия), а также с Fe, Со, Ni, Си, Аи и
другими, с трудом сплавляется с Sb, Bi, Sn, Pb, Ag. Химически весьма пассив-
ный: не реагирует с водой, кислотами (за исключением «царской водки»),
щелочами, гидратом аммиака, монооксидом углерода Переводится вводный
раствор хлороводородной кислотой, насыщенной С12. При нагревании окисля-
ется кислородом, галогенами, серой, при комнатной температуре — тетрафто-
ридом ксенона. Губчатая платина и платиновая чернь активно поглощают
значительное количество Н21 Нс, О2. В природе встречается в самородном виде
(в сплавах с Ru, Rh, Pd, Os, Ir). Получение см. 907 ’ 917H I°, 9191
Mr = 195,08; d = 21,45; гпл = 1772° C; гкип ~ 3800° С
1 Pt + 2НЕ (конц., гор ) + 2Е2 = H2[PtEfi] (кип.; Е = С1, Вг).
2 3Pt + 18НЕ (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PtE6] + 4NOT + 8Н2О
(кип.; Е = С1, Вг).
3 2Pt (чернь) + О2 = 2PtO (до 510° С),
Pt + O2 = PtO2 (400 500° С, р)
4 . Pt + 2F2 = PtF4 (450° С),
Pt + 3F2 = Pt Ft, (550—600° С, резкое охлаждение).
5 Pt + O2 + 3F2 = (O;)[PtF6] (450° C)
454
6. Pt + 2C12 = PtCl4
2Pt + 3C12 = (PtllPtn)CI6
Pt + Cl2 = PtCl2
7. Pt + S = PtS
куперит
Pt + 2S = PtS2
8. Pt + XeF4 = PtF4 + XeT
(275—300° С, в токе Cl2),
(до 400° С, p),
(500° С. в токе С12).
(200° С),
(650° С)
(в жидк. HF)
9. Pt + 6НС1 (кони.) элек1рол^> 2Н2Т (катод) + Н2[Р1С16] (анод).
903. PtO2 лН2О — ГИДРАТЫ ОКСИДА ПЛАТИНЫ(1¥)
Темно-коричневый (п = 1), коричневый (п = 2), желтый (п - 3), светло-желтый
(п = 4). Практически не растворяются в воде Реакционная способность возрас-
тает' с увеличением и; PtO2 • Н2О не реагирует с разбавленными кислотами,
щелочами и гидратом аммиака, PtO2 - 4Н2О (или [Pt(H2O)2(OH)4]) легко реа-
гирует с ними. Из раствора кристаллизуется PtO2 4Н2О, при нагревании и
стоянии под раствором «стареет», ступенчато теряет воду и переходит в другие
РЮ2 • иН2О (п < 3). Ниже приведены реакции с участием PtO2 • 4Н2О. Получе-
ние см 9084, 9224.
PtO2 Н2О: Мг = 245,09; /разл= 120° С.
PtO2 2Н2О Mr = 263,11; /разл = 200° С.
РЮ2 ЗН2О: Mr = 281,12; /раза = 300° С.
PtO2 4Н2О. Л/г = 299,14, /разл = 420° С.
I PtO2 4Н2О = Pt + О2 + 4Н2О (420° С)
2. PtO2 • 4Н2О = PtO2 ЗН2О + Н2О (комн., над конц. H2SO4),
PtO2 ЗН2О = PtO2 2Н2О + Н2О (30—40° С, над конц. H2SO4),
PtO2 2Н2О = PtO2 • Н2О + Н2О (100° С на воздухе).
3 PtO2 • 4Н2О (суспензия) < * [Pt(H2O)2(OH)4](p) (комн.),
[Pt(H2O)2(OH)4] + Н2О <=? [Pt(H2O)(OH)5]' + Н3О+,
[Pt(H2O)(OH)5]- + Н2О [Pt(OH)6]2 + Н3О+.
4 PtO2 • 4Н2О + 6HCI (конц.) = H2[PtCl6] + 6Н2О
5. PtO2 4Н2О + 2NaOH (конц.) = Na2[Pt(OH)fi] + 2Н2О.
904. PtF4 — ФТОРИД ПЛАТИНЫНV)
Коричневый, летучий при нагревании. Разлагается водой, реагирует с кон-
центрированной фтороводородной кислотой, щелочами. Окисляется дифтори-
дом ксенона Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 902 ,
90618,9, 9075.
Мт = 271,07.
455
I. P1F4 + (n + 2)H2O (гор.) —I—> PtO2 nH2Ol + 4HF
2. PtF4 + 2HF (конц.) = H2[PtFfi].
3 PtF4 + 4NaOH (конц., хол.) = PtO2l + 4NaF + 2H2O
PtF4 + 6NaOH (конц, гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 4NaF.
4. 2PtF4 + 7XeF2 =2(XeF5+)[PtF6] + 5Xe
5. PtF4 + 2H2 = Pt + 4HF
(комн.).
(150—200° C).
905. PtFs — ФТОРИД ПЛАТИНЫ(У)
Темно-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Разлагается водой,
кислотами, щелочами. Химически растворяется во фторидах галогенов Силь-
ный окислитель. Образует фторокомплексы. Получение см. 411, 9077.
Мг = 290,07; /пп = 80° С
1. 2PtFs - PtF6 + PtF4 (выше 130° С).
2 4PtF5 + 6H2O = 2PtO2l + 2Hz [PtF6] + O2t + 8HF (кип ).
3. 4PtF5 + 4HF (конц.) + 2H2O = 4H2[PtF6] + O2?
4. 4PtF5 + 28NaOH (конц., гор.) = 4Na2[Pt(OH)fi] + O2T +20NaF + 2H2O.
5. 2PtF5+ 5H2 = 2Pt + 10HF (70—120° C).
6. PtFs + KF = K[PtF6] (80—90° C).
7. PtF5 + EFXM) = (EF2+)[PtF6] (E = Cl, Br),
PtF5 + IF5()K)=(IF;)[PtF6]l
8. 2PtFs + 4OF2 = 2(O2)[PtF6] + 3F2 (komh.).
9 2PtF5 + 3XeF2(M) = (XeF+)[PtF6J +(Xe2F3+)[PtFft],
2PtF5 + ЗХеР^ =(XeF5+)[PtF6] + (Xe2F1+1)[PtF6].
906. PtF6 — ФТОРИД ПЛАТИНЫ(У1)
Темно-красный, легкоплавкий, низкокипящий, термически неустойчивый. В
жидком состоянии — бурый, в газообразном состоянии — коричневый Чувст-
вителен к свету. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и фтори-
рующий агент. Получение см. 9024, 9051
Мт = 309,07; </= 3,826(64); ?ПЛ = 61.3°С; tKHn = 69,l°C
1. PtF6 = PtF4 + F2 (90—200° С).
2. 2PtF6 + 4H2O = PtO21 + H2[PtF6] + O2T + 6HF (кип.).
3. 2PtFs + 2H2O = 2H2 [PtF6] + O2T (в конц HF).
4. 2PtF6 + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + O2 T + 12NaF + 2H2O
5 PtFe + 3H2 = Pt + 6HF (20—50° C).
6. PtF6 + O2 =(O2)[PtF6]' (комн).
7. 2PtF6 + ЗВгР3(ж) =2(BrF2)[PtF6]” + BrFs.
8. 2PtF4x) + SiO2 = 2PtF4 + O2T + SiF4.
456
9 3PtF6(*) + U = 3PtF4 + UF6.
10. PtF6 + Xe = (Xe+) [PtF6f (25—60° С, в атмосфере SF6),
4PtF6 + 2Xe = (Xe2+) [PtF6]2 + (Xe2+) [Pt2F,o] + F2 (165° C).
907. PtCl2 — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(П)
Коричневый или серо-зеленый, при сильном нагревании плавится и разлагает-
ся. В кристаллической решетке — кластеры [Pt«Cl|2]. Не растворяется в воде.
Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с серной и азотной кислотами.
Реагирует с горячей хлороводородной кислотой. Проявляет окислительно-вос-
становительные свойства. Обычно для реакций берется в виде раствора
H2[PtCl4], Получение см. 9026, 9091. 9151.
Мт = 265,99; d = 6,05; /пл = 581 ° С (разл.).
I PtCl2 — Pt + Cl2
2. PtCl2 + 2МС1 (конц., гор.) = M2[PtCl4]
3. PtCl2 + Н2 = Pt + 2НС1
4. PtCI2 + О2 = PtO2 + Cl2
5. 2PtCh + 5F2 = 2PtF5 + 2C12
2PtCl2 + 4HF = 4HC1 + Pt + PtF4
6 PtCI2 + Cl2 = PtCI4
(581—583° С, примесь PtCl).
(M = H, Na, K).
(150—200° C).
(300— 400° C, p).
(350° C),
(200— 250° C).
(200—250° C)
908. PtCl4 — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(1¥)
Красновато-коричневый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо
растворяется в воде, подвергается акватации и проявляет кислотные свойства.
Реагирует с горячей водой, кислотами Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Окислитель. Обычно для реакций берется в виде раствора Н2[Р1С1б].
Получение см 9026, 9171, 918
Мх = 336,89; d = 4,303; /пл = 370° С (разл.); к, = 142,1(25), 367(80).
1. 2PtCl4 = (PtnPt,v) Cl6 + С12
2. PtCl4 10Н2О = [Pt (Н 2О)2С14] + 8Н2О
3. PtCl4 (разб.) + 2Н2О (хол.) = [Pt(H2O)2Cl4],
(370—380° C).
(100° C)
[Pt(H2O)2Cl4] + HzO^ZZZ* [Pt(H2O)CI4(OH] + H3O+,
[Pt(H2O)Cl4(OH)f + H2O<=> [PtCl4(OH)2]2~ + H3O+.
4 PtCl4 + (n + 2)H2O (гор.) ——> PtO2 лН2О + 4HC1.
5. PtCl4 + 2HC1 (конц.) = H2[PtCl6].
6. PtCl4 + 2H2 = Pt + 4HCI (250—300° C),
PtCl4 + 2HCOOH —> Pt4< + 2CO2T + 4HCI (комн ).
7. PtCI4 + Pt (чернь) = 2PtCl2 (300° C).
8. PtCl4 + 2MCI (конц.) = M2[PtCl6]i (M = Na+, K+, Rb\ Cs*,NH; ).
457
909. (PtnPtIV)C16 — ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(1¥)-ПЛАТИНЫ(П)
Темно-зеленый, сублимируется при нагревании в потоке Ch, термически неус-
тойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Реагирует с кислотами, щело-
чами, гидратом аммиака Окисляется в Н2О2. Получение см. 9026, 908
Мг = 602,88; d= 5,256
1. (PtnPtlv)Cl6 = 2PtCh + Cl2 (435° С).
2. (PtnPtIV)Cl6 + 4НС1 (конц.) = H2[PtCl4] + Hi[PtCl6],
3, (PtnPtIV)Cl6 + 6NaOH (конц , хол.) = Pt(OH)2>l + PtO2^ + 6NaCl + 2H2O
4. (Pt”PtIV)Cl6 + 6(NH3 H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Ch + i/ur-[Pt(NH3)2Cl4] +
+ 6H2O.
5. (PtnPtlv)Cle + 8(NH3 H2O) [конц ] + H2O2 (конц.) =
- w/?6wc-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + w^HC-[Pt(NH3)4C12]Ch + 8H2O
910. [Pt(NH3)4|Cl2 — ХЛОРИД ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(П)
Хлорид I основания Рёйзе. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо рас-
творяется в воде (акватация катиона отсутствует), гидрате аммиака. Реагирует
с кислотами, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойст-
ва. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение с.м. 9165, 9235, 9246.
Mr = 334,11; d = 2,74 (кр.); к, = 20(,О).
I. [Pt(NH3)4]Cl2 = транс- [Pt(NH3)2Cl2] + 2NH3 (230-250° С).
2. [Pt(NH3)4]Cl2 Н2О = [Pt(NH3)4]Cl2 + Н2О (110° С).
3. [Pt(NH3)4]Cl2 (разб.) = [Pt(NH3)4]2+ + 2CI
4 [Pt(NH3)4]Cl2 + 2HCI (конц., гор ) = /7y?GHc-[Pt(NH3)2CI2] i + 2NH4C1
5. [Pt(NH3)4]Ch + 2NaOH (разб.) + 4H2O = Pt(OH)2l + 2NaCi + 4(NH3 H2O).
6. [Pt(NH3)4JCl2 + 2H"(Zn) + 2HC1 (разб.) = Ptl + 4NH4C1 (20—60° C).
7. [Pt(NH3)4]CI2 + Ch + 2(NH3 H2O) [конц.] = [Pt(NH3)6]Cl4 + 2H2O.
8. [Pt(NH3)4]Cl2 + H2O2 (конц.) = [Pt(NH3)4Cl2] (OH)2{p) (бц ).
9. [Pt(NH3)4]Ch + K2 [PtCl4] = [Pt(NH3)4] [PtnCl4]i + 2KC1.
911. |Pt(NH3)4]|PtnCl4| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИН AT(II)
ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(П)
Соль Магнуса. Темно-зеленый, при нагревании изомеризуется в транс-
[Pt(NH3)2Cl2] Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует.
Реагирует с кислотами, щелочами, концентрированным гидразом аммиака при
нагревании Получение см. 910
Mr = 600,10.
1. [Pt(NH3)4][PtnCl4] = 2(W/YW-[Pt(NH3)2Cb]) (290° С).
2. [Pt(NH3)4][PtnCl4] = n?paw-[Pt(NH3)4C12] Cl2 + Pti (в разб гор. HCI).
3. [Pt(NH3)4][Pt1ICl4] + 4HNO3 (конц.. гор.) = 2PtO2>l + 4NO2 T + 4NH4C1.
458
4. [Pt(NH3)4][PtnCl4] + 4NaOH (разб ) + 4H2O = 2Pt(OH)2i + 4NaCI +
+ 4(NH3 H20).
5 [Pt(NH3)4][PtnCl4] + 4(NH3 H2O) [конц ] = 2[Pt(NH3)4]Cl2 + 4H2O (70° C)
912. K|Pt(C2H4)Ch| — ТРИХЛОРО(ЭТИЛЕН)ПЛАТИНАТ(П) КАЛИЯ
Соль Цензе. Желтый, термически неустойчивый. В анионе лиганд С2Н4 коор-
динирован атомом Pt11 по двойной связи С=С. Хорошо растворяется в воде
(анион устойчив к акватации) Не реагирует с хлороводородной кислотой
Разлагается шелочами, концентрированным гидратом аммиака Восстанавли-
вается водородом. Получение см. 916
Л/г = 368,59; d = 2,88 (кр.)
I. K[Pt(C2H4)Cl3] = PtCl2 + KCI + С2Н4 (выше 220° С)
2. K[Pt(C2H4)Cl3] Н2О = K[Pt(C2H4)Cl3] + Н2О (75- 100° С).
3 К[Р1(С2Н4)С13] (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]++ [Pt(C2H4)Cl3]-
4. K[Pt(C2H4)Cl3] + 2КОН (разб., хол.) = Pt(OH)2i + C2H4t + 3KCI.
5. K[Pt(C2H4)Cl3] + 4(NH3 H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2l <- С2Н4Т + KCI +
+ 4Н2О.
6. K[Pt(C2H4)Cl3] + 2Н2 = Pt + С2Нб + KCI + 2НС1 (150 200° С).
913. H2|Pt(CN)4| — ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАТ(П) ВОДОРОДА
Красный кристаллогидрат, в безводном состоянии нс получен. Хорошо раство-
ряется в воде (анион устойчив к акватации). Нс реагирует с хлороводородной
кислотой Разлагается в сернокислотной среде. Сильная кислота, реагирует со
щелочами. Получение см. 9145.
Л/г = 301.17; /„л = 100° С (кр.. разл.)
1. H2[Pt(CN)4] 5Н2О = 2HCN + Pt + C2N2 + 5Н2О
2. H2[Pt(CN)4] + 2Н2О = 2Н3О* + [Pt(CN)4]2’.
3. H2[Pt(CM)4] = Pt(CN)21 + 2HCN
4. H2[Pt(CN)4] + 2NaOH (разб.) = Na2[Pt(CN)4] + 2H2O.
(выше 100° C).
(в разб. H2SO4).
914. K2[Pt(CN)4| — ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАT(I1) КАЛИЯ
Светло-желтый с синеватым оттенком, кристаллы обладают плеохроизмом
(желтые или голубые в зависимости от ориентации) При прокаливании разла-
гается. Умеренно растворяется в воде (анион устойчив в акватации). Не реаги-
рует с хлороводородной кислотой, шелочами, гидратом аммиака. Разлагается
серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 91612
М< = 377,35; d - 2.455; к, = 33,8(2О), 139(6О).
1. K2[Pt(CN)4] = 2KCN + Pt + C2N 2
2. K2[Pt(CN)4] 3H2O = K2[Pt(CN)4] + 3H2O
3. K2[Pt(CN)4] (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6f + [Pt(CN)4]2\
(400—600° C).
(100° C).
459
4. K2[Pt(CN)4] + H2SO4 (разб , гор.) = K2SO4 + Pt(CN)2l + 2HCN
5. K2[Pt(CN)4] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(CN)4]l + 2KNO3.
915. H2|PtCl4] — ТЕГРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П) ВОДОРОДА
В свободном виде нс выделен. Существует в виде темного красно-коричневого
раствора при наличии избытка НС1. Термически неустойчивый, разлагается
при выпаривании раствора, при длительном стоянии протекает дисмутация
Разлагается щелочами, карбонатами щелочных металлов, сероводородом.
Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 9072,
9176.
Мх = 338,91
1 H2[PtCl4](p)= PtCl2 + 2НС1Т (выпаривание воды),
2H2[PtCl4]<p> —H2[PlClfi] + Ptl + 2НС1 (комн ).
2. H2[PtCl4] (разб.) + 2Н2О = 2Н3О" + [PtCI4]2 (в разб НС1)
3. H2[PtCl4] + 4NaOH (разб.) = Pt(OH)2l + 4NaCl + 2Н2О (кип )
4. H2[PtCl4] + 6(NH3 Н2О) [10%-й] = [Pt(NH3)4]CI2 + 2NH4C1 + 6Н2О.
5. H2[PtCU] + Na2CO3 (конц.) = Pt(OH)J + 2NaCl + 2HClt + CO2 T (кип.)
6. H2[PtCl4](p) + H2S(r) = PtSi + 4HC1
7. H2[PtCI4] + 2H° (Zn, разб HCI) = Pt I + 4HC1,
H2[PtCl4] + H[SnCl3] = Pti + H2[SnCl6] + HCI.
8. 2H2[PtCl4]•+ N2H4 H2O + 8(NH} • H2O) [разб.] = 2Ptl + 8NH4CI +
+ 9H2O + N2T
9. H2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = H2[PtCl6],
5H2[PtCl4] + 16HC1 (разб ) + 2KMnO4 = 5H2[PtCl6] + 2MnCl2 + 8H2O +
+ 2KC1.
10. H2[PtCI4] + 2(NH3 H2O) [конц ] + H2O2 (конц.) = i/uc-[Pt(NH3)2CI4] i +
+ 4H2O.
916. K2|PtCl4| —ТЕТРАХЛОРОПЛАТИН AT(ll) КАЛИЯ
Темно-красный, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в
холодной воде (растворимость повышается с ростом температуры), лучше — в
хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Не разлагается
кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом. Про-
являет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена
лигандами. Получение см. 9072, 9188,9
Мг = 415,09; d = 3,38; к, = 0,93(16), 5,3(100)
I. K2[PtCl4] = 2КС1 + PtCl2 (475° С)
2. K2[PtCl4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [РгСЦ]2 (16 100° С).
3. K2[PtCl4J + 2КОН (разб.) = Pt(OH)24- + 4К.С1 (в атмосфере N2)
4. K2[PtCl4] + 2(NH3 -Н2О) [5%-й] = цис- [Pt(NН3)2С12]I + 2КС1 + 2Н2О (0° С)
5. K2[PtCl4] + 4(NH3- Н2О) (> 10%-й) = [Pt(N Н3)4]С12 + 2КС1 + 4Н2О.
460
6. K2[PtCl4] + H2S(r) = PtSl + 2HCI + 2KC1.
7. K2[PtCl4] + H2 = Pt + 2KC1 + 2HC1 (200° C).
8 K2[PtCl4] + H[SnCh] + HCI (конц.) = Ptl + H2[SnCI6] + 2KC1.
9. K2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = K2[PtCl6]l-
10 5K2[PtCl4] + 16HC1 (разб.) + 2KMnO4 = 5K2[PtClfi] + 2MnCl2 + 8H2O + 2KC1.
11 K2[PtCl4] + 2(NH3 H2O) [конц ] + H2O2 (конц.) = i^c-[Pt(NH3)2Cl4] 1 +
+ 2KOH + 2H2O.
12. K2[PtCl4] (насыщ.) + 4KCN (конц.) = K2[Pt(CN)4] I + 4KC1 (0° C).
13. K2[PtCl4] + C2H4 = K[Pt(C2H4)Cl3]l + KCI (0° С, в конц. HCI).
917. H2|PtC16| — ГЕКСАХЛОРОПЛ ATI1HAT(IV) ВОДОРОДА
Оранжево-желтый гидрат (в безводном состоянии не выделен), при нагревании
разлагается На воздухе подвергается выветриванию. Хорошо растворяется в
воде (при кипячении раствора протекает акватация аниона), хлороводородной
кислоте. Сильная кислота, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Окис-
литель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см 9021'2’ 9. 9034,
9085, 9151’9.
Mr = 409,81; d = 2,431 (гексагидрат);
/пл = 60° С (гексагидрат); ks = 140(,м
1. H2[PtCl6] 6Н2О = PtCl4 + 2НС1 + 6Н2О (275 -300° С, в токе С12).
2. H2[PtCl6] (разб.) + 2Н2О = 2Н3О+ + [PtCl6]2 (комн ),
H2[PtCl6] + ЗН2О = 2Н3О+ + [Pt(H2O) С15] + СГ (кип ).
3. H2[PtCl6] + 2NaOH (5%-й) = Na2[PtCl6] + 2Н2О,
H2[PtCl6] + 8NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 6NaCl + 2Н2О.
4. H2[PtCl6] + 4(NH3 H2O) [конц ] = ifwc-[Pt(NH3)2Cl4] I + 2NH4C1 + 4H2O.
5. H2[PtCl6] + 2MC1 = M2[PtCl6]l + 2HCI (M = K+, Rb+, Cs+,NH;).
6. H2[PtCl6] + H2C2O4 (насыщ.) —L-► H2[PtCl4] + 2CO2? + 2HC1 (0° C)
2H2[PtCl6] (конц.) + N2H6C12(T) = 2H2[PtCl4] + 6HC1 + N2T (70° C)
7. H2[PtCl6] + 4H° (Zn) = Ptl + 6HC1,
H2[PtCl6] + 2H[SnCI3] = Ptl + 2H2[SnCl6] (в конц. HCI).
8. H2[PtCl6] (разб.) + N2H4 H2O + 6(NH3 H2O) [разб ] = Pt (коллоид) +
+ N2T + 6NH4C1 + 7H2O.
9. H2[PtCl6] + 2HCOOH + 3Na2CO3 = Pt (чернь)! + 6NaCI + 5CO2T + 3H2O
(кип.).
10. H2[PtCl6](p) злекП)Ол.^ ptl (катод) + 2C12T (анод) + 2HC1 (70 - 80° C).
918. K2|PtC16| — ГЕКСАХЛОРОПЛАТИНАТ(1У) КАЛИЯ
Светло-желтый (с примесью соответствующей соли иридия, рутения или пал-
ладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый) При нагревании разла-
гается. Очень плохо растворяется в холодной воде, в горячей воде анион
461
подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не образует. Не
растворяется в концентрированном растворе хлорида калия. Не реагирует с
кислотами. Переводится в раствор гидроксидом калия при нагревании. Реаги-
рует с гидратом аммиака, сероводородом Окислитель. Вступает в реакции
обмена лигандами. Получение см. 908s. 9169 9 1 75, 9223.
Л/г = 485,99; d = 3,499; Л, = 0,774(20), 3,71(80)
I K2[PtClfi] = 2КС1 + PtCU (250° С)
2. K2[PtCl6] (разб.) + 12Н?О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + [PtCl6]2 -
3. K2[PtCl6] + 1ЗН2О = 2[К(Н2О)6]+ + [Pt(H2O)C15f -+ СГ (80- 100° С),
[Pt(H2O)CI5r + Н2О <=► [PtCl5(OH)]2’ + НзО+.
4. К2[РгС1б] + 4КОН (конц., хол.) = РЮ2Ф + 6KCI + 2Н2О,
K2[PtClfi] + 6КОН (конц., юр.) = K2[Pt(OH)6] + 6КС1.
5. K2[PtCl6] + 2(NH3 Н2О) [конц ] = iyuc-[Pt(NH3)2Cl4] I + 2КС1 + 2Н2О.
6 K2[PtCl6] + 2H2S (насыщ.) = PtS2l + 4HC1 + 2KC1.
7. K2[PtCl6] + 2H2 = Pt + 2KCI + 4HCI (200—250° C).
8 K2[PtCl6] (суспензия) + Pt (чернь) + 2KC1 = 2K2[PtCl4].
9 2K2[PtCl6] (суспензия) + N2H6CI2(T) = 2K2[PtCl4]l + 6HCI + N2? (кип.)
10. K2[PtCl6] + 5KNO2 + H2O = K2[Pt(NO2)4] I + KNO3 + 4KC1 + 2HC1
(50° C).
11. K2[PtCl6] (насыщ.) + 6KCN (конц.) = K2[Pt(CN)f,]J- + 6KC1 (0° C).
12. K2[PtCl6] + 6KNCS (конц.) = K2[Pt( SCN)fi] (красн.) + 6KC1.
919. (NH4)2|PtC16| — ГЕКСАХЛОРОПЛЛТИНАТ(1¥) АММОНИЯ
Платиновый нашатырь Светло-желтый (с примесью соответствующей соли
иридия, рутения или палладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый).
При нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде, в горячей
воде анион подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидраюв не обра-
зует. Не растворяется в концентрированном растворе хлорида аммония. Не
реагирует с кислотами. Переводится в раствор i идроксидом натрия при нагре-
вании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в
реакции обмена лигандами. Получение см. 908s. 9175.
М, = 443.88; d = 3,065; ks = 0,50(2О), 2,16(W1).
1 (N H4)2[PtCl6] = Pt (губка) + 2NH4C1 + 2CI2 (215—350° C),
3(NH4)2[PtCl6] = 3Pt (губка) + 2NH4C1 + 16HCI + 2N2 (350—600° C).
2. (NH4)2[PtCl6](p) = 2NH« + [PtCU]2- (20° C).
3. (NH4)2[PtCl6J + H2o = 2NH;+ [Pt(H2O)Cl5] + СГ (80—100° C).
[Pt(H2O)Cl5]’ + H2o <=> [PtCk(OH)]2 + H3O+
4 (NH4)2[PtCU] + 4NaOH (конц., хол.) = PtO2i + 2NH4CI + 4NaCl + 2H2O,
(NH4)2[PtCl6] + 6NaOH (конц., гор.) = (NH4)2[Pt(OH)6] + 6NaCI
5 (NH4)2[PtCl6J + 2(NH3 H2O) [конц.] = yue- [Pt(NH3)2Cl4]l + 2NH4Ci + 2H2O
462
6. (ЫН4)2[РЮб] + 2H2S (насыщ.) = PtS2l + 4НС1 + 2NH4C1.
7. (NH4)2[PtCl6] + 2HCOOH —> Ptl + 2CO2T + 2NH4C1 + 4HC1 (комн ).
8. 2(NH4)2[PtC16] (суспензия) + М2НбС12 = 2(NH4)2 [PtCU] + N2t + 6HC!
(кип).
920. K|PtFe| —ГЕКСАФТОРОПЛАТИНAT(V) КАЛИЯ
Желто-коричневый, при прокаливании разлагается. Чувствителен к влаге воз-
духа. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окисли-
тель. Получение см. 9056.
Мт = 348,17.
1. 2K[PtF6] = 2PtF4 + F2 + 2KF (750° С).
2. 4K[PtF6] + 6Н2О = 2PtO2l + 2K2[PtF6] + O2T + 12HF.
3. 2K[PtFfi]+ 4HC1 (конц.) = 2H2[PtF6] + C12T + 2KC1.
4. 4K[PtF6] + 20 KOH (конц., хол.) - 4PtO2l + O2T +24KF + 10H2O.
5 6K[PtF6] + 20(NH3 • H2O) [конц.] = 6{цис- [Pt(NH3)2F4]}I + N2t + 6KF +
+ 6NH4F + 20H2O.
6 2K[PtF6] + 5H2 = 2Pt + 2KF + IOHF (150— 200° C).
921. K2[Pt(NO2)4| — ТЕТРАНИТРОПЛАТИНАТЩ) КАЛИЯ
Белый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При нагревании
разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде. Нс реагирует с хлорово-
дородной кислотой. Реагирует с серной кислотой, щелочами, гидратом аммиа-
ка. Окисляется пероксидом водорода. Получение см. 91810
Mt = 457,30; к, = 3,8(l5).
1. K2[Pt(NO2)4] 2Н2О = 2KNO2 + Pt + 2NO2 + 4H2O (выше 150° С).
2. K2[Pt(NO2)4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [Pt(NO2)4]2’.
3. 2K2[Pt(NO2)4] + 4H2SO4 (разб.) = K2[Pt2(H2O)2(SO4)4] + 2NO? + 4HNO2 +
+ 2KNO2 (доЮ°С).
4. K2[Pt(NO2)4] + 2KOH (разб.) = Pt(OH)J + 4KNO2 (в атмосфере CO2).
5. K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 H2O) [разб.] = цис- [Pt(NH3)2(NO2)2] I + 2KNO2 +
+ 2H2O.
6. K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 • H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) =
= i/uc-[Pt(NH3)2(NO2)4] I + 2KOH + 2H2O.
922. K2]Pt(OH)6] — ГЕКСАГИДРОКСОПЛАТИНАТ(1У) КАЛИЯ
Желто-зеленый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде,
анион особенно устойчив в щелочной и аммиачной средах. Кристаллогидратов
не образует. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена лигандами.
Получение см. 918^
Мг = 375,32; d = 5,18.
463
1. K2[Pt(OH)fi] = 2KOH + Pt + 02 + 2H2O (160 - 450° C).
2. K2[Pt(OH)6] + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Pt(OH)6]2 (в разб. KOH).
3. K2[Pt(OH)6] + 6HC1 (конц., гор.) = K2[PtCl6] + 6H2O.
4. К2[Р1(ОН)б] + 2СНзСООН (конц.) + (и — 4)H2O = PtO2 • лН2О i +
+ 2K(CH3COO).
5. K2[Pt(OH)6] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(OH)6]4 (св.-желт.) + 2KNO3.
923. m/>OHC-|Pt(NH3)2Ch| — лфш/с-ДИХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Хлорид II основания Рёйзе. Светло-желтый, при нагревании разлагается. При
кипячении водной суспензии подвергается частичной акватации Очень плохо
растворяется в воде, при комнатной температуре растворимость ниже, чем у
i/uc-изомера. Кристаллогидратов не образует Не реагирует с хлороводородной
и серной кислотами. Разлагается концентрированной азотной кислотой, щело-
чами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами Получение
см. 910' 4, 9111, 9241 ’, 9256.
Мг = 300,05; к, = 0,036(25), 0,7<1ОО).
1. лл/лд/c-[Pt(N Нз)2С12] = Pt + 2NH3 + С12 (340° С).
2. wpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + Н2О^=> [РЦН2О)(1ЧНз)2С1]С1 (кип ).
3. щр«нс-[Р1(ЫНз)2С12] + 2HNO3 (конц.) = PtO21 + 2NO2T + 2NH4CI
4. wp«Hc-[Pt(NH3)2CI2] + 2NaOH (конц., хол.) + 2H2O = Pt(OH)2-l +
+ 2(NH3 H2O) + 2NaCl.
5. wpaHc-[Pt(NH3)2CI2] + 2(NH3 H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]CI2 + 2Н2О
6. wpa«c-[Pt(NH3)2Cl2] + C12(r) = wpaHc-[Pt(NH3)2Cl4]J' (кип).
924. q«c-[Pt(NH3)2CI2] — цш>ДИХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Соль Пейронё Темно-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристал-
лы. При нагревании в твердом состоянии или при кипячении водной суспензии
медленно переходит в юронс-изомер. Очень мало растворяется в воде, раство-
римость несколько выше, чем у транс-изомера. Кристаллогидратов не образу-
ет. Реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой, концентрированной
серной кислотой (образуется зеленый раствор неизвестного состава), щело-
чами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение
см 9164.
Л/г = 300,05; кх = 0,26(25), 3,0(1О0).
1. i/uc-[Pt(N Нз)2С12] —> транс- [РфЧНз)2С12] (270—275° С)
2. ^uc-[Pt(NH3)2Cl2] + Н2О «zzz? [Pt(H2O)(NH3)2Cl]CI.
3. t/wc-[Pt(NH3)2Cl2] (суспензия)----—> трянс-[Р1(МНз)2С12]
(выше 100° С, кат. Pt).
4. i/uc-[Pt(NH3)2Cl2] + 2НС1 (разб.) = H[Pt(NH3)C13] + NH4C1 (кип).
464
5. i/ue-[Pt(NH3)2Cl2] + 2NaOH (конц., хол) = 2H2O = PtfOHhi +
+ 2(NH3 H2O) + 2NaCI.
6. 4wc-[Pt(NH3)2CI2] + 2(NH3 H2O) [конц ] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2H2O.
7. t/^-[Pt(NH3)2C12] + Cl2 = i/wc-[Pt(NH3)2Cl4] I (кип )
925. /ry?a/<c-|Pt(NH3)2CI4] — лфш,с-ТЕТРАХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Соль ЖерАра Ярко-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристаллы
При нагревании разлагается. Очень плохо растворяется в воде. Кристаллогид-
ратов не образует. Хорошо растворяется в хлороводородной кислоте. Разлага-
ется концентрированными серной и азотной кислотами при кипячении, реаги-
рует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 9236
Мх =370,95; d = 3,508; ^ = 0,14(0), 3.0(|<к,).
1 wpaHc-[Pt(NH3)2CI4] = PtCI4 + 2NH3 (280— 340° С).
2. wpa«c-[Pt(NH3)2Ci4] + 2Н2О + 2HNO3 (конц.) = PtO21 + 2NH4NO3 +
+ 4HC1T (кип.).
3. znp«Ho[Pt(NH3)2Cl4] + 6NaOH (конц., гор ) = Na2[Pt(OH)6] + 2NH3 ? +
+ 4NaCL
4. mpaHc-[Pt(NH3)2Cl4] + 3(NH3 • H2O) [конц.] = [Pt(NH3)5Cl]Cl3 4 + 3H2O.
926. 4wo|Pt(NH3)2Cl4| — цис-ТЕТРАХЛОРОДИАММИНПЛАТИНА
Соль Клёве. Ярко-желтый, при слабом нагревании становится темно-зеленым,
подвергается изомеризации. Очень плохо растворяется в воде, лучше — в
разбавленном растворе аммиака хорошо растворяется в хлороводородной
кислоте при нагревании Разлагается концентрированными серной и азотной
кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 91Т, 9247
Мт = 370,95; d = 3,42; fe = 0,33(О), 1,54(1ОО).
1. i/wc-[Pt(NH3)2Cl4] —транс- [Pt(NH3)2Cl4] (240° С).
2. i/uc-[Pt(NH3)2Cl4] + 2Н2О + 2HNO3 (конц) = PtO2l + 2NH4NO3 + 4НС1Т
(кип.).
3. tyuc-[Pt(NH3)2Cl4] + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 2NH3T + 4NaCl
4 i/uc-[Pt(NH3)2Cl4](T) + NH3 • H2O (конц , хол.) » i/uc-[Pt(NH3)3Cl3]Cl +
+ н2о
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Руководство по неорганическому синтезу/Под ред. Г. Брауэра; Пер. с нем.
Т. 1—6. М.: Мир, 1985—1986.
2. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. 1,2. М.: Химия, 1973
3 Реми Г. Курс неорганической химии/ Пер. с нем. Т. I, II. М.: Мир,
1972—1974.
4. Gmelins Handbuch der anorgamschen Chemie. Berlin, 1924 (продолжающееся
издание).
5 Турова Н. Я. Справочные таблицы по неорганической химии. Л. Химия,
1977.
6. Химический энциклопедический словарь/Под ред. И. Л. Кнунянца. М :
Советская энциклопедия, 1983.
7. Коттон Ф„ Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. М.: Мир, 1979.
8. Анорганикум/Под ред. Л. Кольдица; Пер. с нем. Т. 1,2. М.: Мир, 1984.
9. Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической
химии. Константы неорганических веществ. М.: Химия, 1987.
10. Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л., Цветков А. А. Основы номен-
клатуры неорганических веществ. М.: Химия, 1983.
11. Кан Р., Дермер О. Введение в химическую номенклатуру/Под ред. В. М.
Потапова и Р. А. Лидина; Пер. с англ. М.: Химия, 1983.
12. Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная спо-
собность/Под ред. Б. Д. Степина и Р. А. Лидина; Пер. с англ. М.: Химия,
1987.
13. Химическая энциклопедия/Подред. И. Л. Кнунянца. Т. 1—4. М.: Советская
энциклопедия, 1988—1995.
14. Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Задачи по неорганической
химии. М . Высшая школа, 1990
15. Лидин Р. А., Аликберова Л. Ю., Логинова Г. П. Неорганическая химия в
вопросах М.: Химия, 1991.
16 Химия. Справочное издание/Под ред. В. Шрётера; Пер. с нем. М.: Химия,
1989.
17. Номенклатурные правила ИЮПАК по химии/Пер. с англ. Т. 1,3, 6. М.:
ВИНИТИ, 1979—1988.
18. Степин Б Д., АликбероваЛ. Ю. Книга по химии для домашнего чтения. М.:
Химия, 1994.
19. Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,
1994.
20. Степин Б. Д Применение Международной системы единиц физических
величин в химии. М.: Высшая школа, 1990.
466
ФОРМУЛЬНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ
(Химические формулы расположены в порядке латинского алфавита. Рядом с
формулами указаны порядковые номера рубрик. Приведены формулы веществ,
простых и комплексных анионов. Формулы распространенных анионов: Вт,
С , Coi , Cl , F“, Н , I , N3 , NO3, О2 , , ОН , РОд-, S2 , SO4 не представ-
лены из-за многочисленности их соединений.)
Ас 663
АсС1з 667
Ас(КОз)з 666
АсгОз 664
Ас(ОН)з 665
Ag 564
AgBr 569
[Ag(CN)2f 574
AgCl 568
AgF 567
Agl 570
AgNCS 572
[Ag(NH3)z]OH 573
AgNCh 566
AgiO 565
Ag2S 571
Al 162
AI4C3 173
AICI3 171
AIF3 170
[AIF6]3 174
[AlH4f 175
A1(NO3)3 166
A1O2 169
А12Оз 163
А1(ОН)з 164
[A1(OH)4]~ 176
AIO(OH) 165
AI2S3 172
AI2(SO4)3 167
Am 693
Ar 539
As 359
AsCh 368
ASF3 366
AsF5 367
AsH3 360
AsO2 364
AsO4 363, 365
As2€>3 361
As2O5 362
[ASS4]3" 372
As2S3 369
As2S5 370
AS4S4 371
At 536
Au 575
[Au(CN)2] ’ 579
AuCl 577
AuCh 578
[AuCI4]" 580
Аи2Оз 576
В 141
ВС1з 150
BF3 149
[BF4r 156. 157
[BH4]~ 158, 159
B2H6 142
B4H10 143
B3H6N3 154
Bh 151
BN 153
[B(NH3)F3] 161
BO? 146
В2Оз 144
B4O? 147
В5ОЙ 148
В(ОН)з 145
[B(OH)4] 160
BP 155
B2S3 152
Ba 129
ВаСОз 134
BaCl2 137
Ва(С1Оз)2 498
BaH2 130
Ba(HS)2 139
Ba(NO3)2 135
BaO 131
BaO2 132
Ba(OH)2 133
BaS 138
BaSO4 136
BaS2O6 435
Be 89
Be2C 97
ВеСОз 92
BeCl2 96
BeF2 95
[BeF4]2- 98
Be(NO3)2 93
BeO 90
Be(OH)2 91
BeSO4 94
Bi 391
(BiniBiV)O4 394
B1CI3 402
Bi(Cl)O 403
B1F3 400
B1F5 401
B1I3 404
Bi(NO3)3 397
B1O3 399
В12Оз 392
Bi2O5 393
Bi(OH>3 395
BiO(OH) 396
Bi2Ss 405
Bi2(SO4)3 398
467
Bh 751 CdSO4 591
Bk 695 Ce 625 CeCl3 631 Ce(NO3)3 629
Br2 507 Ce(NO3)3OH 630
BrCl 518 CeO2 627
BrF 515 Ce2O3 626
BrF3 516 Ce(OH)3 628
BrF5 517 BrO" 509 Cf 696
BrO3 510—512 Cl2 483
BrO4 513, 514 CIF 503 C1F3 504
C 202 CIF5 505
Cl" 120 C13N 506 СЮ" 490- Л92
CC14 206 CC12O 207 C1O2 487
CN’210 212 C1O2 493, 494
CN1"213. 214 C1O3 488
C2N2 209 CIO3 495 498
CO 203 C1O4 499—502
CO2 204 CliO 486
CS2 208 ChCh 489
Ca 108 CaC2 120 Cm 694
CaCN2 214 Co 845
CaCO3 113 [Co2(CO)s] 859
CaCl2 117 CoCh 853
Ca(ClO)2 492 (ConCo12H)O4 847
CaF2 116 CoF2 851
CaH2 109 CoF3 852
CaHPO4 338 [Co(NH3)6]Cl2 855
Ca(H2PO4)2 339 [Co(NH3)6]Cl3 856
Ca(NO3)2 114 [CoCNO^]3" 857, 858
CaO 110 CoO 846
CaO2 111 Co(OH)2 848
Ca(OH)2 112 CoO(OH) 849
Ca3P2 119 CoS 854
Ca(PH2O2)2 322 CoSO4 850
Ca3(PO4)2 337
CaS 118 Cr 752
CaSO4 115 [Сг(СО)б] 771 CrCl2 765
Cd 588 CrCl3 766
CdCl2 592 CrCl2O2 767
CdO 589 CrF4 763
Cd(OH)2 590 CrFs 764
CdS 593 (Cr2Fe)O4 755
[Cr(NH3)6]Cl3 769
CrO3 754
С1Ю4 760
Cr2O3 753
Cr2Oi“ 761, 762
Cr(OH)2 756
Cr(OH)3 757
[Cr(OH)6]3 770
Cr2S3 768
Cr2(SO4)3 758
Cs 75
Cs2CO3 82
CsCl 85
CsH 76
CsNO3 83
CsO2 79
CsO3 80
Cs2O 77
Cs2O2 78
CsOH 81
Cs2S 86
Cs2(Sn) 87
Cs2SO4 84
Cu 551
Cu2CO3(OH)2 555
CuCl 558
CuCl2 559
Cui 560
[Cu(NH3)4]SO4 563
Cu(NO3)2 556
CuO 553
Cu2O 552
Cu(OH)2 554
CuS 562
Cu2S 561
CuSO4 557
D2 2
DC I 485
DF 481
D2O6
D2SO4 425
Db 727
Dy 653
Er 655
Es 697
468
Eu 645 GeO2 241 H4P2O6 325
EuCh 649 GeS 244 H4P2O7342
EuCh 650 EuO 646 ЕигОз 647 GeSz 245 H2 1 H2[Pt(CN)4] 913 H2[PtCl4] 915 H2[PtC16] 917
Eu2(SO4)3 648 H3AsO4 363 HReO4812
Fz 479 H[AuC14] 580 HS 40. 139, 286
H[BF4] 156 H2S 413
Fe 822 HBr 508 HzSn 414
Fe3C 838 HBrO 509 HSO5 4I7. 419. 421
[Fe(C5H5)z] 843 [Fe(CN)6]3~ 840 НВгОз 510 HBrO4513 HCN 210 HSO4 33, 54, 280, 314 H2SO4 424
[Fe(CN)e]4- 839, 841 HzCNz 213 HzSzOe 433
[Fe(CO)s] 844 H2SzO? 426
FeClz 834 FeCh 835 (FeHFeV)O4 825 НСОз 30, 51, 277 Н2СОз 205 HCI 484 HC1O 490 НСЮг 493 НгЗлОб 436 HSO3CI 429 HSO3F 428
FefNH4)2(SO4h 830 HSO3NH2 430
[Fe(NO+)(CN)5]2“ 842 НСЮз 495 H2SO3(O2) 438
FcO 823 HC1O4 499 HzSzOfi(Oz) 439
FeOz 832 HD 4 H2SO3S 441
FeO4~ 833 FezCh 824 HF 480 HF5 35. 56, 282 H[SbCl6] 386 HzSe 458 H2SeO3 462
Fe2O3 zjH2O 827 Hl 520 H2SeO4 464
Fe(OH)z 826 FeO(OH) 828 H1O 522 НЮз 523 Hz[SiF6] 236 H2[SnCl6] 256
FeS 836 HzIOt 527 H2Te 468
Fe(S2) 837 Н51Об 526 Н2ТеОз 472
FeSO4 829 Fe2(SO4)3 831 H2[IrCl6] 900 HMnO4 797 HN3 293 Н4ТеОб" 476 НбТеОб 474
Fm 698 HNCS 216 H2W12O$- 782
Fr 88 HNO2 302 HNO3 306 He 537
Ga 177 HzNzOz 300 Hf 720
GaCh 182 HzO 5 HfCl4 724
Ga(NO3)3 180 HzOz 408 HfClzO 725
GazO3 178 HOCN 219 HfF4 723
Ga(OH)3 179 HOF 482 Hfl4 726
GazS3 183 H[PF6] 357 НГО2 721
Ga2(SO4)3 181 H(PHzOz) 320 Нг(РНОз) 323 HK)(OH)2 722
Gd 651 НРОз 328 Hg 594
Ge 238 GeCIz 242 GeCl4 243 GenHza+z 239 HPOl 332, 335, 338. 340 H2PO4 333, 336, 339, 341 HzPzOi' 327 H2P2O^ 344 HgCl2 599 HgzCl2 598 Hgl2 601 [Hgl4]2 603 Hgzlz 600
GeOz 240 H3PO4 330 Hg(NO3)z 597
469
Hg2(NO3)2 596 K3[Co(NO2)6] 858 K2SO3 418
HgO 595 К2СЮ4 760 K2SO4 53
HgS 602 К2СГ2О7 761 K2S2O6 434
KCr(SO4)2 759 K2S2O7 427
Hn 751 KF 55 K2S„Of, 437
Ho 654 K3[Fe(CN)6] 840 KSO2F 422
K4[Fe(CN)6] 839 K2S2O6(O2) 440
h 519 KFe[Fe”(CN)6] 841 K2SO3S 443
IBr 534 K2FeO4 833 K[Sb(OH)6] 388
ICI 532 KH 44 K2S1O3 229
I2CU 53.T КНСОз 51 K2[TaF7] 750
1FS 530 IF7 531 I3N 535 K(HF2) 56 KH2PO4 336 K2HPO4 335 Kr 540 KrF2 541
IO” 522 IO3 523—525 KHSO3 419 KHSO4 54 Ku 727
K2H4TeOfi 476 Ia618
IO4 528, 529 K2[HgI4] 603 LaCh 623
1O^ 526, 527 KI 59 La(NO3>3 621
I2O5 521 КЮз 525 La2O3 619
KIO4 529 Ьа(ОН)з 620
In 184 KMnO4 798 La2S3624
InCh 189 K2MnO4 796 La2$O4)3 622
ln(NO3)3 187 KNCS 217 Li 8
1п2Оз185 KNH2 62
1п(ОН)з 186 KNO2 304 Li[AlH4] 175
ln2S3 190 KNO3 52 Li[BH4] 158
ln2(SO4)3 188 K2[NbF7l 745 L12CO3 13
K2[Ni(CN)4] 870 LiCl 18
lr 894 KO2 47 L1CIO3 496
IrCh 897 КОз 48 L1CIO4 500
lrCI4 898 K2O 45 LiF 17
[IrCh]2 900, 901 K2O2 46 LiH 9
[IrCh]3- 899 KOCN 220 Li3N 20
1г2Оз 895 KOH 49 L1NH2 21
lr2(SO4)3 896 K2[OsO2(OH)4] 893 Li2NH 22
K3PO4 334 LiNO3 14
JI 751 K[Pbh] 270 LizO 10
K2[PdCI4] 886 L12O2 11
К 43 K2[PdC16] 887 LiOH 12
K[Ag(CN)z] 574 К[Р1(С2Н4)С1з] 912 LnPO4 15
KAI(SO4)2 168 K2[Pt(CN)4] 914 L12S 19
K[Au(CN)21 579 K2[PtCl4] 916 L12SO4 16
KBr 58 K2[PtCl6]918 1 r 701
КВгОз 512 K[PtFfi] 920
KBrO4 514 K2[Pt(NO2]4] 921 Lu 662
KCN 212 K2[Pt(OH)6] 922
K2CO3 50 KReO4813 Vid 699
KCI 57 K2RUO4 875
КСЮз 497 K2S 60 Mg 99
KCIO4 501 K2(Sn) 61 MgCO3 102
470
MgCh 105
Mg(CIO4)2 502
Mg3N2 106
Mg(NO3)2 103
MgO 100
Mg(OH)2 101
MgSO4 104
Mg2Si 107
Mn 786
[Mn2(CO)io] 801
MnCh 799
MnO 787
MnO2 789
MnO4 797, 798
MnO4“ 796
MnO4 795
МпгОз 788
Mn2O? 790
Мп(ОН)г 791
MnO(OH) 792
MnS 800
MnSO4 793
Mn2(SO4)3 794
Mo 772
[Мо(СО)б] 779
Mods 777
MoF6 776
MoO2 773
МоОз 774
MO7O24 775
M0S2 778
Mt 751
N2 272
N3 293, 294
NCS" 216-218, 572
ND3 274
NF3 308
NH2'22
NH221, 42, 62
NH3 273
NH3 H2O 275
N2H4 288
N2H4- H2O 289
(NH4)2[BeF4] 98
NH4Br 284
(NH4)2CO3 276
NH2CI 307
NH4CI 283
N2H5CI 290
(NH4)2Cr2O7 762
NH4F 281
NH4HCO3 Zll
NH4(HF2) 282
NH4(H2PO4) 341
(NH4)2HPO4 340
NH4HS 286
NH4HSO3 421
NH4HSO4 280
(NH4)ioH2W|2042 782
NH41 285
(NH4)2[lrC16] 901
(NH4)6Mo7O24 775
NH4NCS 218
NH4NO2 305
NH4NO3 278
NH4OCN 221
NH2OH 291
(NH3OH)C1 292
(NH4)2[PtClfi] 919
NH4ReO4 814
(NH4)2(S„) 287
(NH4)2SO3 420
(NH4)2SO4 279
(NH4)2SO3S 444
NH4TcO4 805
NH4VO3 732
NO 296
NO2 298
NO2 302—305
N2O 295
N2ol‘ 300, 301
N2O3 297
N2O5 299
(NO)C1 310
(NO2)C1 312
(NO)F 309
NOF3 313
(NO2)F 311
(NO)HSO4314
Na 23
Na3[AlF6] 174
NaAIO2 169
Na[Al(OH)4] 176
NaAsO2 364
Na3AsO4 365
Na3fAsS4] 372
Na[BF4] 157
Na[BH4] 159
NaBO2 146
NaBsOs 148
Na2B4O7 147
Na[B(OH)4] 160
NaBiO3 399
NaBr 37
NaBrO3 511
NaCN 211
Na2CO3 29
NaCI 36
NaClO 491
NaClO2_494
Na3[Co(NO2)6] 857
Na3[Cr(OH)fi] 770
NaF 34
Na2[Fe(NO+)(CN)5] 842
NaFeO2 832
Na2GeO3 241
NaH 24
NaHCO3 30
Na(HF2) 35
Na3H2lO6 527
NaH2PO4 333
Na2HPO4 332
Na2H2P2O6 327
Na2H2P2O7 344
NaHS 40
NaHSO34l7
NaHSO4 33
Nal 38
NaIO3 524
NaIO4 528
Na3[IrClfi] 899
Na3MnO4 795
NaN3 294
NaNH242
NaNO2 303
NaNO33l
Na2N2O2 301
NaO2 27
Na2O 25
Na2O2 26
NaOH 28
Na[PF6] 358
Na(PH2O2) 321
Na2(PHO3) 324
NaPO3 329
471
Na3PO4 331
КазРгОб 326
Na4P2O7 343
NasP3Oio 345
Na2[Pb(OH)6] 271
Na2[ReH<)] 820
Na3[RhCle] 880
Na2S 39
Na2(Sn) 41
Na2SO3 416
Na2SO4 32
Na2S 2O4 431
Na2S2O5 432
Na2SO3S 442
Na[SbF6] 387
Na3[SbS3] 389
Na3[SbS4] 390
Na2Se 459
Na2SeO3 463
Na2SeO4 465
Na2[SiFfi] 237
Na2SiO3 228
Na2Si2O5 231
Na4SiO4 230
Na2[Sn(OH)6] 257
КагТе 469
Na2TeO3 473
NaeTeOb 475
NaVO3 731
Na3VO4 733
Na4XeOfi 545
Na2[Zn(OH)4] 587
Nb 741
NbCls 744
NbFs 743
[NbF7]2- 745
Nb2Os 742
Nd 638
Ne 538
Ni 860
[Ni(CN)4]2 870
[Ni(CO)4] 871
NiCl2 867
NiF2 866
[Ni(NH3)6]Cl2 869
Ni(NO3)2 864
NiO 861
Ni(OH)2 862
NiO(OH) 863
NiS 868
NiSO4 865
No 700
Np 691
Ns 751
O2 406
O2 27. 47. 67. 79
O3 407
O3 48. 68. 80
OCN 219—221
OF 482
OF2 409
O2F24IO
(O5)[PtFfi] 411
Os 889
OsCl3 891
OsCl4 892
OsO4 890
[OsO2(OH)4]2’ 893
P315
P3 119, 155
PBr3 351
PBr5 352
PC13 348
PCls 349
PC13O 350
PF3 346
PFs 347
[PFe]~ 357. 358
PH3 316
PH4I 317
PHOl' 323, 324
PH2O2 320 -322
PI3 353
P3N5 356
PO3 328. 329
Р2Об“ 325—327
P2O7 342—344
Р3Оц) 345
Р4Об 318
Р4Ою 319
P4S3 354
P4S10 355
Pa 673
PaCk 678
PaCls 679
PaF4 676
PaFs 677
Pa2Os 674
Pa(OH)5 675
Pb 258
PbCO3 263
PbCl2 266
PbCU 267
Pbl2 268
[Pbh]” 270
Pb(NO3)2 264
PbO 259
PbO2 260
Pb(OH)2 262
[РЬ(ОН)б]2- 271
(Pb^PbIV)O4 261
PbS 269
PbSO4 265
Pd881
PdCh 885
[PdCU]2 886
[PdCle]2" 887
[Pd(NH3)2Cl2] 888
Pd(NO3)2 884
PdO 882
Pd(OH)2 883
Pm 639
Po 478
Pr 632
PrCl3 637
PrO2 635
Pr2O3 633
PreOn 634
Pr2(SO4)3 636
Pt 902
[Pt(C2H4)Cl3] 912
[Pt(CN)4]2’ 913, 914
PtCl2 907
PtCl4 908
[PtCl4]2-911, 915, 916
472
[PtC16]2’ 917—919 Ru 872 Sb2O3 375
PtF4 904 RuCl3 876 Sb2O5 376
PtF5 905 RuO2 873 [Sb(OH)6] 388
PtF6 906 RuO4 874 [SbS3]^ 389
[PtF6r 411, 549, 920 RuOl” 875 JSbS4]y 390
[Pt(NH3)2Cl2] 923, 924 Sb2S3 384
[Pt(NH3)2Cl4] 925, 926 S 412 Sb2S5 385
[Pt(NH3)4]Cl2 910 [Pt(NH3)4](PtuCl4] 911 [Pt(NO2)4]2~ 921 41, 61. 87, 287, 414, 837 (SCN)2 215 Sb2(SO4)3 378 (Sb nSbV)O4 377
PtO2 лН2О 903 SC12 449 Sc 604
[PtfOHk]2 922 (PtnPt,V)C16 909 SCU 452 ScCl3 609
S2C12 450 Sc(NO3)3 607
S„C12 451 Sc2O3 605
Pu 692 S(C1)F5 453 Sc(OH)3 606
Ra 140 SC12O 454 Sc2S3 610
SC12O2 455 SF4 446 Sc2(SO4)3 608
Rb 63 Rb2CO3 70
SF6 448 S2F2 445 Se 457 Se2- 458, 459
RbCI 73 S2Fio 447 SeCl4 466
RbH 64 S4N4 456 ScO2 460
RbNO3 71 RbO2 67 SO24I5 SeO3461
RbO3 68 SO2 431 SeO: 462, 463
Rb2O 65 SO3 423 SeO4 464, 465
Rb2O2 66 SO3 416—421 Si 222
RbOH 69
Rb2S 74 S2O4 431 SiC 235
Rb2SO4 72 S2O1“ 432 SiCU 233
Re 808 S2Oj 433-435 SiF4 232 [SiF6]2" 236 237
[Re2(CO),0] 821 S2O^ 426 427 SiH4 223
ReCI3817 S„O6 436, 437 Si„H^+2 224
ReCl4818 SO3CF 429 SiO 225
ReCl5819 SO2F 422 SiO2 226
ReF6815 SO3F 428 SiO2 mH2O 227
ReF? 816 [ReH9]2- 820 ReO2 809 ReO3 810 SO3NH2 430 SO3(O2)2 438 S2Ofi(O2)2 439.440 SO3S2 441—444 SiO2- 228, 229 S1O4 230, 715 Si2oi" 231
ReO4 812—814 SiS2 234
Re2O78II Sb 373 Sm 640
Rf 751 SbCl3 381 SmCl2 643
SbCl5 382 SmCh 644
Rh 877 [SbCl6r 386 Sm2O3 641
RhCh 879 Sb(Cl)O 383 Sm2(SO4)3 642
[RhCh]3- 880 SbF3 379
Rh2O3 878 SbF5 380 Sn 246
[SbFfif 387 SnCl2 252
Rn 550 SbH3 374 SnCl4 253
473
[SnCk]2' 256 Th(OH)4 670 V2O5 729
SnO 247 (VO2)C1 739
SnO2 248 Ti 702 (VO)SO4 730
Sn(OH)2 249 [Sn(OH)6]2 257 SnS 254 SnS2 255 SnSO-i 250 Sn(SO4)2 251 TiCh 708 T1CI3 709 TiCk 710 TiF4 707 T1I4 711 T1O2 703 TiO(OH)2 704 W 780 WC 784 [W(CO)6] 785 WC16 783 WO3 781 Wi2oH" 782
Sr 121 Ti2(SO4)3 705 Xe 542 XeF2 546
S1CO3 124 SrCh 127 Ti(SO4)O 706
Sr(NO3)2 125 TI 191 XeF4 547
SrO 122 TI2CO3 195 XeFfi 548
Sr(OH)2 123 SrS 128 T1C1 199 TICI3 200 ХеОз 543 XeO4 544
SrSO4 126 TINO3 196 XeO* 545
T1(NO3)3 197 (Xe+)[PtF6] 549
T23 TI2O 192 ¥611
T2O 7 TI2O3 193
Ta 746 TIOH 194 YCI36I6
TI2S 201 Y(NO3)36I4
TaCI5 749 TI2SO4 198 Y2O36I2
TaF5 748 Y(OH)3 613
[TaF?]2' 750 Tm 656 Y2S36I7
Ta2Os 747 U 680 Y2(SO4)3 615
Tb 652 UF3 687 Yb 657
Tc 802 TcCk 807 UF4 688 UF5 689 г т гт z YbCh 660 YbCh 661 Yb2O3 658
TcF6 806 TcO2 803 UF6 690 UO2 681 Yb2(SO4)3 659
TcOS 805 UO3 682 UO2(NO3)2 685 Zn 581 ZnCh 585
TC2O7 804 UO2(OH)2 684 ZnO 582
Tc 467 U(SO4)2 686 Zn(OH)2 583
Те2' 468. 469 (иУиУ1)О8 683 [Zn(OH)4]2' 587
TeCl4 477 ZnS 586
TeO2 470 V 728 ZnSO4 584
ТеОз" 472. 473 [V(CO)6] 740 VC12 735 Zr 712
ТеОз 471 VCI3 736 Z1CI4 717
ТеОб” 474 — 476 VC14 737 ZrChO 718
VChO 738 ZrF4716
Th 668 VF5 734 Zrl4 719
ThCI4 672 ZrO2 713
Th(NO3)4 671 VO3 731, 732 ZrO(OH)2 714
ThO2 669 VOl' 733 ZrSiO47l5
474
ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ
(указаны порядковые номера рубрик)
Азид 294
Азидоводород 293
Азот 272
Актиний 663
Алюминат, гидридо- 175
Алюминат, гидроксо- 176
Алюминат, оксо- 169
Алюминат, фторо- 174
Алюминий 162
Америций 693
Амид
калия 62
тития 21
натрия 42
Аммиак 273
дейтерио- 274
Аргентат. циано- 574
Аргон 539
Арсенат 365
Арсена г, тио- 372
Арсенит, мета- 364
Арсин 360
Астат 536
Аурат, хлоро- 580
Аурат, циано- 579
Ацетиленид 120
Барий 129
Бери.шат, фторо- 98
Бериллий 89
Берклий 695
Бор 141
фтороаммин- 161
Боразин 154
Боран 142—3
Борат, гидридо- 158—9
Борат, гидроксо-160
Борат, мета- 146
Борат, оксопента- 148
Борат, тетра- 147
Борат, фторо- 156—7
Борий 751
Бром 507
Бромат 511—2
Бромат, пер- 514
Бромид
аммония 284
иода 534
калия 58
натрия 37
серебра 569
фосфора 351 —2
Бромоводород 508
Ванадат, мета- 731—2
Ванадат, орто- 733
Ванадий 728
карбонил- 740
Висмут 391
Висмутат 399
Вода 5
Водород 1
дейтерио- 4
Вольфрам 780
карбонил-785
Вольфрамат, оксо- 782
Гадолиний 651
Галлий 177
Ганий 751
Гафний 720
Гелий 537
Герман 239
Германа! 241
Германий 238
Гидразин 288
Гидрат
аммиака 275
гидразина 289
оксида железа 827
оксида кремния 227
оксида платины 903
Гидрид
бария 130
калия 44
кальция 109
лития 9
натрия 24
рубидия 64
цезия 76
Гидроксид
актиния 665
алюминия 164
бария 133
бериллия 91
бора 145
висмута 395
галлия 179
гафния 722
железа 826
индия 186
и ттрия 613
кадмия 590
калия 49
кальция 112
кобальта 848
лантана 620
лития 12
магния 101
марганца 791—2
меди 554
натрия 28
никеля 862
олова 249
палладия 883
протактиния 675
рубидия 69
свинца 262
скандия 606
стронция 123
ташгия 194
титана 704
тория 670
уранила 684
хрома 756- 7
цезия 81
церия 628, 630
цинка 583
циркония 714
Гидроксид, мета-
алюминия 165
висмута 396
железа 828
кобальта 849
никеля 863
475
Гидроксиламин 291
Гольмий 654
Графит 202
Дейтерий 2
Диспрозий 653
Дубний 727
Европий 645
Железо 822
карбонил- 844
циклопентадиенил- 843
Жолиотий 751
Золото 575
Имид 22
Индий 184
Иод 519
Иодат 524—5
Иодат, метапер- 528 9
Иодат, ортопер- 527
Иодид
аммония 285
бора 151
висмута 404
гафния 726
калия 59
меди 560
натрия 38
ртути 600 1
свинца 268
серебра 570
титана 711
фосфония 317
фосфора 353
циркония 719
Иодоводород 520
Иридат, хлоро- 899—901
Иридий 894
Иттербий 657
Игтрий 611
Кадмий 588
Калий 43
Калифорний 696
Кальций 108
Карбид
алюминия 173
бериллия 97
вольфрама 784
железа 838
кремния 235
Карбонат
аммония 276
бария 134
бериллия 92
калия 50
кальция 113
лития 13
магния 102
меди 555
натрия 29
рубидия 70
свинца 263
стронция 124
таллия 195
цезия 82
Карбонат, гидро-
аммония 2Т1
калия 51
натрия 30
Кислород 406
Кислота
азотистая 302
азотная 306
азотноватистая 300
бромная 513
бромноватая 510
бромноватистая 509
иодная, ортопер- 526
йодноватая 523
иодноватистая 522
марганцовая 797
мышьяковая 363
рениевая 812
селенистая 462
селеновая 464
серная 424
серная, ди- 426
серная, пероксо- 438—9
серная, тио- 441
сульфоновая, амино- 430
сульфоновая, фтор- 428
сульфоновая, хлор- 429
теллуристая 472
теллуровая, орто- 474
тионовая, ди-433
тионовая, поли- 436
угольная 205
фосфиновая 320
фосфоновая 323
фосфорная, ди- 342
фосфорная, мета- 328
Кислота
фосфорная, орто- ЗЗО
хлористая 493
хлорная 499
хлорноватая 495
хлорноватистая 490
Кобальт 845
аммин- 855—6
карбонил- 859
Кобальтат, низро- 857—8
Кремний 222
Криптон 540
Ксенон 542
Ксенонат, оксо- 545
Курчатовий 727
Кюрий 694
Лантан 618
Литий 8
Лоуренсий 701
Лютеций 662
Магний 99
Манганат 795—6
Манганат, пер- 798
Марганец 786
карбонил-801
Медь 551
аммин- 563
Мейтнерий 751
Менделевий 699
Меркурат, иодо- 603
Молибдат, оксо- 775
Молибден 772
карбонил- 779
Мышьяк 359
Натрий 23
Неодим 638
Неон 538
Нептуний 691
Никель 860
аммин- 869
карбонил- 871
Никколат, циано- 870
Нильсборий 751
Ниобат, фторо- 745
Ниобий 741
Нитрат
актиния 666
алюминия 166
аммония 278
476
Нитрат
бария 135
бериллия 93
висмута 397
галлия 180
индия 187
иттрия 614
калия 52
кальция 114
лантана 621
лития 14
магния 103
меди 556
натрия 31
никеля 864
палладия 884
рту-1 и 596—7
рубидия 71
свинца 264
серебра 566
скандия 607
стронция 125
таллия 196—7
тория 671
уранила 685
цезия 83
церия 629—30
Нитрид
бора 153
иода 535
лития 20
магния 106
серы 456
фосфора 356
хлора 506
Нитрит 303—5
Нитрит, гипо- 301
Нобелий 700
Озон 407
Озонид
калия 48
рубидия 68
цезия 80
Оксигенат, фторо- 482
Оксид
азота 295—9. 313
актиния 664
алюминия 163
бария 131
бериллия 90 -
Оксид
бора 144
ванадия 729, 738
висму1а 392—4, 403
вольфрама 781
галлия 178
гафния 721 —2, 725
германия 240
дейтерия 6
европия 646—7
железа 755, 823—5
золота 576
индия 185
иода 521
иридия 895
иттербия 658
иттрия 612
кадмия 589
калия 45
кальция 110
кобальта 846—7
кремния 225—6
ксенона 543—4
лантана 619
лития 10
магния 100
марганца 787—90, 792
меди 552—3
молибдена 773—4
мышьяка 361—2
натрия 25
никеля 861
ниобия 742
олова 247—8
осмия 890
палладия 882
празеодима 633—5
протактиния 674
рения 809—11
родия 878
ртути 595
рубидия 65
рут ения 873—4
самария 641
свинца 259—61
селена 460— I
серебра 565
серы 415, 423, 454—5
скандия 605
стронция 122
сурьмы 375—7, 383
Оксид
таллия 192—3
тантала 747
теллура 470—1
технеция 803—4
титана 703—4, 706
тория 669
трития 7
углерода 203- 4, 207
урана 681 3
фосфора 318—9, 350
хлора 486—9
хрома 753—5, 767
цезия 77
церия 626 - 7
цинка 582
циркония 713—4, 718
Оксид, надпер-
калия 47
натрия 27
рубидия 67
цезия 79
Оксид, пер-
бария 132
водорода 408
калия 46
кальция 111
лития 11
натрия 26
рубидия 66
цезия 78
Олово 246
Осмат, гидроксо- 893
Осмий 889
П алл адат, хлоро- 886—7
Палладий 881
хлороаммин- 888
Платина 902
аммин- 910—1
хлороаммин- 923 -6
Платинат, гидроксо- 922
Платинат, нитро- 921
Платинат, фторо-
калия 920
ксенона 549
оксигенила 411
Платинат, хлоро- 911—2,
915—9
Платинат, циано- 913- -4
Платинат, этилен- 912
477
Плутоний 692
Плюмбат, I идроксо- Zl 1
Плюмбат. иодо- 270
Полоний 478
Празеодим 632
Прометий 639
Протактиний 673
Радий 140
Радон 550
Резерфордий 751
Ренат, гидридо- 820
Ренат, пер- 813—4
Рений 808
карбонил- 821
Родат, хлоро- 880
Родий 877
Ртуть 594
Рубидий 63
Рутенат. оксо- 875
Рутений 872
Самарий 640
Свинец 258
Селен 457
Селенат 465
Селенид 459
Селенит 463
Селеноводород 458
Сера 412
Серебро 564
аммин- 573
Сероводород 413
Силан 223—4
Силикат, мета- 228 9
Силикат, оксоди- 231
Силикат, орто-
натрия 230
циркония 715
Силикат, фторо- 236—7
Силицид 107
Скандий 604
Станнат. гидроксо- 257
Станнат. хлоро- 256
Стибат, гидроксо- 388
Стибат, тио- 389—90
Стибат, фторо- 387
Стибат, хлоро- 386
Стбин 374
Сгронций 121
Сульфан, поли- 414
Сульфат
алюминия 167—8
аммония 279. 830
бария 136
бериллия 94
ванадила 730
висмута 398
галлия 181
дейтерия 425
европия 648
железа 829 31
индия 188
иридия 896
иттербия 659
иттрия 615
кадмия 591
калия 53, 168, 759
кальция 115
кобальта 850
лантана 622
лития 16
магния 104
марганца 793—4
меди 557
натрия 32
никеля 865
олова 250—1
празеодима 636
рубидия 72
самария 642
свинца 265
скандия 608
стронция 126
сурьмы 378
таллия 198
титана 705—6
урана 686
хрома 758—9
цезия 84
цинка 584
Сульфат, 1идро-
аммония 280
калия 54
натрия 33
нитрозила 314
Сульфат, ди- 427
Сульфат, оксоди- 431 2
Сульфат, пероксоди- 440
Сульфат, тио- 442 4
Сульфид
алюминия 172
Сульфид
бария 138
бора 152
висмута 405
галлия 183
германия 244—5
железа 836
индия 190
иттрия 617
кадмия 593
калия 60
кальция 118
кобальта 854
кремния 234
лантана 624
лития 19
марганца 800
меди 561—2
молибдена 778
мышьяка 369—71
натрия 39
никеля 868
олова 254—5
ртути 602
рубидия 74
свинца 269
серебра 571
скандия 610
стронция 128
сурьмы 384—5
таллия 201
углерода 208
фосфора 354 5
хрома 768
цезия 86
цинка 586
Сульфид, гидро-
аммония 286
бария’139
натрия 40
Сульфид, ди- 837
Сульфид, поли-
аммония 287
калия 61
натрия 41
цезия 87
Сульфит 416, 418. 420
Сульфит, гидро- 417, 419,
421
Сульфит, фгор- 422
Сурьма 373
478
Таллий 191
Тантал 746
Танталат, фторо- 750
Теллур 467
Теллурат, гидроорто- 476
Теллурат, орто- 475
Теллурид 469
Теллурит 473
Теллуроводород 468
Тербий 652
Технетат. пер- 805
Технеций 802
Тионат, ди- 434—5
Тионат, поли- 437
Титан 702
Торий 668
Тритий 3
Тулий 656
Углерод 202
Уран 680
Фермий 698
Феррат, нигрозилий- 842
Феррат, оксо- 832 3
Феррат, циано- 839—42
Фосфат, гидроди- 344
Фосфат, гидроорто-
аммония 340—1
калия 335 —6
кальция 338—9
натрия 332—3
Фосфат, ди- 343
Фосфат, мета- 329
Фосфат, оксоди- 325—7
Фосфат, оксотри- 345
Фосфат, орто-
калия 334
кальция 337
лития 15
натрия 331
Фосфат, фторо- 357—8
Фосфид
бора 155
кальция 119
Фосфин 316
Фосфинат 321—2
Фосфонат 324
Фосфор 315
Франций 88
Фтор 479
Фторид
азота 308, 313
алюминия 170
аммония 281
бериллия 95
бора 1,49
брома 515—7
ванадия 734
висмута 400—1
гафния 723
дейтерия 481
иода 530—1
калия 55
кальция 116
кислорода 409—10
кобальта 851—2
кремния 232
криптона 541
ксенона 546—8
лития 17
молибдена 776
мышьяка 366—7
натрия 34
никеля 866
ниобия 743
нитрсмила 309
нитроила 311
платины 904 6
протактиния 676—7
рения 815 6
серебра 567
серы 445—8, 453
сурьмы 379—80
тантала 748
технеция 806
титана 707
урана 687—90
фосфора 346 - 7
хлора 503—5
хрома 763 4
циркония 716
Фторид, гидроди-
аммония 282
калия 56
натрия 35
Фтороводород 480
Хлор 483
Хлорамин 307
Хлорат 496—8
Хлорат, пер- 500—2
Хлорид
актиния 667
алюминия 171
аммония 283
бария 137
бериллия 96
бора 150
брома 518
ванадия 735—8
ванадия, оксо-739
висмута 402 3
вольфрама 783
галлия 182
гафния 724—5
германия 242- 3
гидразиния 290
гидрокейламиния 292
дейтерия 485
европия 649—50
железа 834 -5
золота 577- 8
индия 189
иода 532—3
иридия 897—3
иттербия 660—1
иттрия 616
кадмия 592
калия 57
кальция 117
кобальта 853
кремния 233
лантана 623
лития 18
магния 105
марганца 799
меди 558—9
молибдена 777
мышьяка 368
натрия 36
нике.1я 867
ниобия 744
нитрозила 310
нитроила 312
олова 252—3
осмия 891—2
палладия 885
платины 907—9
празеодима 637
протактиния 678—9
рения 817 9
родия 879
479
Хлорид
ртути 598—9
рубидия 73
рутения 876
самария 643—4
свинца 266—7
селена 466
серебра 568
серы 449—55
скандия 609
стронция 127
сурьмы 381—3
таллия 199, 200
тантала 749
теллура 477
технеция 807
титана 708—10
тория 672
углерода 206—7
Хлорид
фосфора 348—50
хрома 765—7
цезия 85
церия 631
цинка 585
циркония 717—8
Хлорит 494
Хлорит гипо- 491—2
Хлороводород 484
Хром V52
аммин- 769
карбонил- 771
Хромат 760
Хромат, гидроксо- 770
Хромат, ди- 761—2
Цезий 75
Церий 625
Циан 209
тио- 215
Цианамид- 213—4
Цианат 219—21
Цианат, тио-
аммония 218
водорода 216
калия 217
серебра 572
Цианид 211—2
Циановодород 210
Цинк 581
Цинкат, гидроксо- 587
Цирконий 712
Эйнштейний 697
Эрбий 655
Учебное издание
Ростислав Александрович ЛИДИН
Вадим Александрович МОЛОЧКО
Лариса Леонидовна АНДРЕЕВА
ХИМИЧЕСКИЕ
СВОЙСТВА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
ВЕЩЕСТВ
Редактор Г. И. Белан
Художественный редактор Н. В. Носов
Технический редактор В. В. Лебедева
Корректор Л. В. Лазуткина
ИБ № 3111 р.
Подписано в печать’22.05.97. Формат 60 х 84 1/16. Бум. книжно-журнальная. Гарнитура
Пресс-Роман. Печать офсетная. Усл. печ. л. 27,90. Усл. кр.-отт 27,90 Уч.-изд. л. 27,43 .
Тираж 4000 экз. Заказ 2270 С. 24 Изд. № 4224. ЛР 010172 от 17 01 97
Ордена «Знак Почета» издательство «Химия», 107076, Москва, Стромынка, 21, корп. 2.
Отпечатано с готовых пленок в Московской типографии № 2 РАН
121099 Москва Шубинский пер 6