Химические свойства неорганических веществ: учебное пособие

Р.Л. Лидин
В.А. М о л о ч к о
Л.Л. Андреева
Химические
свойства
неорганических
веществ
Под редакцией проф. Р.А. ЛИДИНА
Издание третье, исправленное
Рекомендовано Министерством образования
Российской Федерации в качестве учебного пособия
для студентов высших учебных заведений,
обучающихся по направлению “Химия ”
и специальности "Неорганическая химия "
Мо сква
".ХИМИЯ2000
ББК 24.12
Л 55
УДК 546.04(075.8)
Федеральная
программа
книгоиздания России
Рецензенты:
кафедра общей и неорганической химии МИСиС
и докт. хим. наук проф. В.С. Первое
Л55
Лидин Р.А. и др.
Химические свойства неорганических веществ: Учеб,
пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р.А. Лидин, В.А. Мо­
лочко, Л.Л. Андреева; Под ред. РА. Лидина. - М.: Хи­
мия, 2000. 480 с.: ил.
ISBN 5-7245-1163-0
Пособие по химическим свойствам неорганических соединений
105 элементов Периодической системы. Носит информационно-спра­
вочный характер, содержит сведения о 3500 веществах, имеет четко раз­
работанную структуру, снабжено указателями, позволяющими легко най­
ти нужное соединение или уравнение реакции.
Для студентов химических специальностей вузов. Прекрасное допол­
нение к традиционным учебникам по химии. Будет полезно преподавате­
лям, аспирантам, а также научным и инженерно-техническим работни­
кам химической промышленности.
1704000000-004
Л -----------------------050(01)—00
Без обм вл.
ISBN 5-7245-1163-0
ББК 24.12
© Р. А. Ладин, В. А. Молочко,
Л. Л. Андреева, 2000
С О Д Е РЖ А Н И Е
П р е д и с л о в и е .........................................................................................................................
С т р у к т у р а п о с о б и я .........................................................................................................
С п и с о к с о к р а щ е н и й и у с л о в н ы х о б о з н а ч е н и й .......................................
4
^
7
ЧАСТЬ I. ХИМИЯ «-ЭЛЕМЕНТОВ.......................................................................................
8
Водород..........................................................................................................................................
Элементы IA-группы.............................................................................................................
Литий (12). Натрий (18). Калий (29). Рубидий (40). Цезий. Франций (45)
Элементы ИА-группы................................................................................................................
Бериллий (51). Магний (56). Кальций (59). Стронций (65). Барий. Радий (68)
8
12
51
ЧАСТЬ И. ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ....................................................................................
74
Элементы ША-группы...............................................................................................................
Бор (74). Алюминий (82). Галлий (88). Индий (91). Таллий (94)
Элементы IVA-группы..........................................................................................................
Углерод (99). Кремний (109). Германий (119). Олово (123). Свинец (129)
Элементы VA-группы............................................................................................................
Азот (137). Фосфор (164). Мышьяк (185). Сурьма (193). Висмут (203)
Элементы VIA-группы..........................................................................................................
Кислород (209). Сера (214). Селен (239). Теллур. Полоний (245)
Элементы VHA-группы.........................................................................................................
Фтор (252). Хлор (254). Бром (264). И од Астат (270)
Элементы VIHA-группы.......................................................................................................
74
99
137
209
252
279
ЧАСТЬ III. ХИМИЯ d- И /-ЭЛЕМЕНТОВ....................................
286
Элементы 1Б-группы..............................................................................................................
Медь (286). Серебро (294). Золото (299)
Элементы ПБ-группы............................................................................................................
Цинк (301). Кадмий (305). Ртуть (309)
Элементы ШБ-группы..........................................................................................................
Скандий (314). Иттрий (317). Лантаноиды (319). Актиноиды (336)
Элементы IVB-группы..........................................................................................................
Титан (351). Цирконий (357). Гафний. Резерфордий (361)
Элементы УБ-грушш............................................................................................................
Ванадий (364). Ниобий (371). Тантал. Дубний (373)
Элементы VIE-группы..........................................................................................................
Хром (376). Молибден (387). Вольфрам (392)
Элементы УНБ-группы.........................................................................................................
Марганец (395). Технеций (404). Рений (406)
Элементы УШБ-группы........................................................................................................
Железо (412). Кобальт (426). Никель (434). Рутений (439). Родий (442).
Палладий (444). Осмий (44в). Иридий (450). Платина (454)
Б и б л и о г р а ф и ч е с к и й с п и с о к ..............................................................................
Ф о р м у л ь н ы й у к а з а т е л ь ..........................................................................................
П р е д м е т н ы й у к а з а т е л ь ...........................................................................................
286
301
314
351
364
376
395
412
466
467
475
3
П РЕД И С Л О В И Е
Современная высшая школа в большой мере ориентирована на индивидуаль­
ную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на I курсе,
в частности при изучении общей и неорганической химии.
Индивидуальная работа заключается в домашней проработке конспекта
лекций, подготовке лабораторного журнала, решении задач и ответах на
контрольные вопросы. И тут незаменимым будет данное пособие как связую­
щее звено между лекционным курсом и лабораторным практикумом.
Настоящее пособие носит информационно-справочный характер, не имеет
аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе, охватывает
все разделы неорганической химии, изучаемые в химических вузах.
В книге представлены физические и химические свойства (уравнения реак­
ций) важнейших соединений элементов от водорода до нильсбория. Детально
описаны около 1000 неорганических веществ, составляющих необходимый
«химический багаж» инженера-химика. Отбор веществ проводился по их про­
мышленной важности (исходные вещества для химических процессов, мине­
ральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учеб­
но-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты
качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической техно­
логии.
Порядок расположения и алгоритм поиска подробно описаны в разделе
«Структура пособия».
При создании этого пособия авторы опирались на свой многолетний
научно-педагогический опыт работы в Московской государственной академии
тонкой химической технологии им. М. В. Ломоносова на кафедре неорганичес­
кой химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН
Н. Т. Кузнецову и проф. Б. Д. Степину за консультации и внимание к работе,
благодарит доц. Л. Ю. Аликберову и Н. С. Рукк, старшего преподавателя Г. П.
Логинову и других коллег за поддержку и ряд важных замечаний, а также
рецензентов — коллектив кафедры общей и неорганической химии МИСиС
(зав. кафедрой проф. Г. М. Курдюмов) и заведующего кафедрой общей и
физической химии МИХМ проф. В. С. Первова, взявших на себя нелегкий труд
внимательного прочтения рукописи и внесших конструктивные предложения,
учет которых заметно улучшил пособие.
Авторы ожидают, что книга окажется полезной преподавателям и студен­
там кафедр общей и неорганической химии в качестве учебного пособия и
справочно-информационной базы данных.
Все замечания и предложения читателей будут приняты с признательнос­
тью.
4
СТРУКТУРА ПОСОБИЯ
Описаны химические свойства неорганических веществ элементов, располо­
женных по группам Периодической системы, последовательно представлены
свойства элементов A-групп (г- и p-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 КМпО* представ­
лены в разделах, посвященных соединениям хрома и марганца (а не в разделе
соединений калия), поскольку в большинстве реакций этих веществ катионы
калия К* участия не принимают, а просто переходят из реагентов в продукты,
тогда как дихромат-ион С ^О ^'и перманганат-ион МПО4 определяют главное
для этих веществ — их сильные окислительные свойства. Водородные соедине­
ния элементов находятся в разделах соответствующих элементов, то же отно­
сится к оксидам и гидроксидам.
Разделы, посвященные химии того или иного элемента, включают ряд
пронумерованных рубрик, каждая из которых отвечает одному веществу. Для
удобства пользования справочным материалом в пособии сделана сквозная
нумерация рубрик.
Порядок расположения рубрик внутри раздела следующий.
простое вещество (всегда первая рубрика раздела);
водородные соединения;
оксиды;
гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гидроксиды);
соли металлов (наиболее распространенные — карбонаты, нитраты, суль­
фаты, хлориды и др.),
бинарные соединения;
комплексные соединения.
Соли менее известных и малораспространенных кислот находятся в разде­
лах кислотообразующих элементов вслед за соответствующими кислотами.
Для нахождения рубрик таких солей следует пользоваться формульным указа­
телем в конце пособия.
Описание вещества начинается с краткой словесной характеристики, вклю­
чающей цвет (обычно для агрегатного состояния при комнатной температуре),
некоторые качественные физические свойства (твердость, хрупкость, термичес­
кая устойчивость, фазовые переходы), особенности строения, устойчивость на
воздухе, растворимость в воде, наличие или отсутствие взаимодействия с
5
распространенными простыми и сложными веществами, указание на способы
получения в лаборатории и в промышленности, встречающиеся в литературе
технические, тривиальные и минералогические термины. В конце словесной
характеристики приведены основные коисганты вещества — относительная
молекулярная масса Мг, плотность (d или р), температура плавления (/пл),
температура кипения (Лот), коэффициент растворимости в воде (к, 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;
комплексообразование;
электролиз.
В уравнениях химических реакций указаны условия проведения и протека­
ния реакций, когда это важно для понимания химизма и степени обратимости.
К таким условиям относятся:
агрегатное состояние реагентов н 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
коми. — при комнатной температуре
конц. — концентрированный
кор. — коричневый
красн. — красный
насыщ. — насыщенный
н. у. — нормальные условия
оранж. — оранжевый
оч. разб. — очень разбавленный
(р) — в растворе
разб. — разбавленный
роз. — розовый
св. — светло­
сер. — серый
син. — синий
(т) — твердое состояние
т. — темнотелесн. — телесный
фиол. — фиолетовый
хол. — холодный
черн. — черный
электрич. — электрический
ПР — произведение растворимости
(верхний индекс — темпера­
тура), рПР = - lg (ПР)
d — относительная плотность для
твердого и жидкого состояния
(верхний индекс— /, отсутст­
вие индекса
— при 1825 °С) по воде (1 г/см3, 4 °С)
Кв— йонное произведение воды
К* — константа кислотности (при
25° С), рК, = - lg (Кк)
Ки — ступенчатая константа нестой­
кости комплекса (при 25° С),
рА-„ = - ig (А„)
К0 — константа . основности (при
25° С), рКо = - Ig (Ко)
Ку — ступенчатая константа устой­
чивости комплекса (при 25° С)
Кс — константа равновесия, выра­
женная через молярные кон­
центрации (при комнатной
температуре), рКс = - lg (Кс)
К„ — ионное произведение раство­
рителя (верхний индекс — тем­
пература), рК, = - lg (Кг)
ks — массовый коэффициент рас­
творимости (верхний индекс —
температура), г/100 г воды
Мг — относительная молекулярная
масса
р — избыточное давление
pH — водородный показатель,
pH = - ig [Н30 +]
/■сип — температура кипения
/пл — температура плавления
/субл — температура
сублимации
(возгонки)
/(а-»р) — температура полиморфно­
го перехода
Vj — объемный коэффициент рас­
творимости газа (верхний ин­
декс — температура),
мл (н. у .)/100 г воды
рн — общая константа нестойкости
комплекса (при 25° С), ррн =
= - l g (Рн)
р — плотность газообразного со­
стояния
т — медленное протекание реакции
7
Часть I
ХИМИЯ 5-ЭЛЕМЕНТОВ
ВО ДО РО Д
1. н 2— ДИВОДОРОД
Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп 'Н (протай)
с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактив­
ного изотопа 3Н (тритий Т, следы). Неметалл. Бесцветный трудносжижаемый
газ. Одень 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 Н 2 или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстано­
вительного процесса. Получение см. 5- 14' |5, |7,2\ 36", 424 , 484**.
М, = 2,016;
dfr) = 0,08667<_1во>;
^ ж) = 0,07108(' Ш);
р = 0,08988 г/л (и.у.);
/ „ = -259,19° С;
Г.™ = -252,87° С;
vj = 2,15й ,
1,82<20>,
1,60<60).
1. Н2 « = * 2Н°
(2000—3500° С).
2. Н 2 + F2 = 2HF
(от -250° С до коми.),
Н2 + С12 = 2НС1
(сжигание, коми. — на свету)
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = НС1 + С Г
Н2 + Е2 = 2НЕ
(Е = Вг, I; 350-500° С, кат. Pt).
3. 2Н2 + 0 2 = 2Н20
(550° С, сгорание на воздухе)
Элементарные акты: Н2 + 0 2 = 2ОН0, ОН0 + Н2 = Н20 + Н°, Н° + 0 2 =
= ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°.
4. Н2 + S = H2S
(150—200° С),
ЗН2 + N 2 = 2NH 3
(500° С, р, кат. Fe).
5. 2Н2 + С (кокс) = СН 4
(600° С, р, кат. Pt),
Н2 + 2С (кокс) = С2Н2
(1500—2000° С).
6. Н2 + 2Na = 2NaH
(300° С),
Н2 + Са = СаН2
(500—700° С),
7. 4Н2 + (F e'^ e^ K b = 3Fe + 4Н20
(выше 570° С),
8 . Н2 + A&SO., = 2Ag + H2S04
(выше 200° С),
* Здесь и далее цифра в строке — номер рубрики, верхний индекс — номер
уравнения реакции в этой рубрике.
8
(550—600° С, кат. F e ^ ,).
4Н2 + 2Na2S04 = Na2S + 4H20
(800— 1200° С),
9. 3H2 + 2ВСЬ = 2В + 6НС1
(270° С).
Н2 + 2ЕиСЬ = 2EuC12 + 2HCI
(200° С, кат. Си20).
10. 4Н2 + С 0 2 = СН4 + 2НгО
(выше 2200° С),
11. Н2 + СаС2 = Са + С2Н2
(выше 1800° С),
12. Н2 + 2С (кокс) + N 2 = 2HCN
(до 0° С, р).
13. Н2 + ВаН2 = Ва(Н5)2
14. 2H°(Zn, разб. HCI) + K N 03 = K N 02 + Н20 ,
8Н°(А1, конц. КОН) + K N 03 = NH3t + КОН + 2Н20
(кип ).
15. 2H°(Zn, разб. HCI) + EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1,
2Н°(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Ag4 + НгО + NaHS.
16. 2H°(Zn, разб. H2S04) + C2N 2 = 2HCN.
2. D2 — ДИДЕЙТЕРИЙ
Тяжелый водород. Бесцветный трудносжижаемый газ. Природный водород
содержит 0,012—0,016% (масс.) D2 (остальное— 'Н 2 н следы Т2). В газовой
смеси D2 с 'Н 2изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень
мало растворяется в обычной и тяжелой воде. Изотопный обмен с обычной
водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее
реакционноспособный. Получение.см. 63' 4' |7.
Мт= 4,028;
4 ж) = 0,17(-253);
и = -254,5° С;
= -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 l4N нейтронами космического излучения,
следы его содержатся в природных водах. Получение — бомбардировка лития
медленными нейтронами в ядерном реакторе.
М, = 6,032;
/„л = -252,52° С;
= -248,12° С.
4. HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД
Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде. По
химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см. 6 1*.
М, = 3,022;
d(r) = 0,146<_257); р = 0,135 г/л (н. у.);
= -256,5° С;
(щп = -251,02° С.
5. НЮ — ВОДА
Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая
вода (лед) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная
вода - в основном Н2'Ю с примесями Нг’Ю и Н2|70 , по изотопному составу
водорода — в основном *Н20 с примесью FIDO. Жидкая вода подвергается
9
авто протолизу (продукты HjO+ и ОН-); катион оксоння HjO+ — самая сильная
кислота и гидроксид-ион ОН- — самое сильное основание в водном растворе,
а сама вода — самый слабый сопряженный протолит (в протонной теории
кислот и оснований). Образует кристаллогидраты со многими веществами.
Химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидроли­
зует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий рас­
творитель неорганических соединений. Для химических целей природную воду
обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода).
Специальными методами получают сверхчистую воду. См. также I3.
А/г = 18,02;
0,998203<ю),
<U = 0,917®;
0,997044<25),
<**) = 0,999841»,
0,97180(*о),
0,95835<1ОО);
</(Н2'Ю) = 1 ,1 1<20>;
р = 0,8652 г/л (и. у ),
0.5977 г/л
(до, 100° С);
/ „ = 0,00° С;
= 100,00е С;
f«n(Hj'*0)= 100,13° С;
1.
2.
АГ"= 1,008 10-'4.
2НЮ
2Hj + 0 2
НЮ ---- ►Н°, Н2. О0, 0 2, ОН0, Н20 2, НО^
Н20
кислота I
+
(выше 1000° С),
(радиолиз).
Н20
?=±
ОН+
НэО+
основание II
основание I
кислота II
3.
Н20 + НСЮ4 = СЮ; + н 3о +, Н20 + H C N ^ z ? CN- + н 3о +.
4.
4Н20 + NaOH = рМаШЮЫ* + ОН", Н20 + NHM— » N H J+ ОН-.
(pH 7).
5. 4Н20 + NaCIO* = [Na(H20 )4]+ + С Ю ;.
6. 4Н20 + Zn(C104)2 = [Zn(H20 )4]2+ + 2СЮ ;,
НЮ + [Zn(H20 )4]2+4n=* (Zn(H20 )3(0H)]+ + НзО+.
7. 4НЮ + NaCN = [Na(H20 )4]+ + CN-, НЮ + CN",---- » HCN + ОН-.
8. 6НЮ + А128 з = 2Al(OH)j 4- + 3H2S t, 2НЮ + SiCU = Si02 4- + 4HC1,
6НЮ (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)24 + 2NH3 1,
2НЮ + CaC2 =Ca(OH)2 + C2H2t .
9. H20 + NaЮ = 2NaOH, H20 + CaO = Ca(OH)2, 3H20 + La20 3 = 2La(OH)3.
10. НЮ + C120 7 = 2HC104, H20 + SO3 = H2S04, 6НЮ + P4O|0 = 4H3P 04,
11. лН20 + Cl2 = С12лНЮ, С12лНЮ4= ± HC1 + HCIO + (л - 1)H20 .
12. 2НЮ + СаН2 = Са(ОН)2 + 2H2t.
13. 2НЮ + 2М = 2МОН + Н21
(М = Li, Na, К, Rb, Cs),
2НЮ + М = М(ОН)2 + H2t
(М = Са, Sr, Ва, Ra).
14. 4НЮ (пар) + 3Fe =(Fel,Feil,) 0 4+ 4Н2
(до 570° С).
10
15. 6Н 2О (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2А1 = 2Na[Al(OH)4] + ЗНг t .
16. 2HiO + 2CrS04—
H2t + 2Cr(S04)0 H.
17. H 2O + C(KOKc)^=t CO + Hi
(800— 1000° C),
H 2O + ГП <— > CO2 + H 2
18. H 2O + F 2 = 2HF + О0
H 2O + О0 = H 2O 2, H 2O + Оз = Н 2О2 + 0 2
(выше 230° С, кат. Fe203).
(коми., примесь Оз),
(УФ-облученне).
19. 2Н20 (гор.) + 2XeF2 — *-► О 2 1 + 2Хе t + 4HF.
20. 2Н 2О + 2C0i(SO4)3 = 4C 0SO4 + 0 2f + 2H 2SO4,
2Н20 + 4KM n0 4 — — ►4МпОг I + 3 0 2 1 + 4К.ОН.
21. 2Н20 зл-к — % 2Н2 1 (катод) + О 2 1 (анод).
В н е й т р а л ь н о м растворе (электролит Na2S04):
(на катоде) 2НгО + 2е~ = Н 2 1 + 20Н~,
(на аноде) 2НгО - 4е~ = О 2 t + 4Н+ (точнее, НзО+),
(в растворе) О Н ' + Н+ = Н 2О.
В к и с л о м растворе (электролит H2SO4):
(на катоде) 2Н+ (точнее, НзО+) + 2е~ = Н 2 1,
(на аноде) 2НгО - 4е~ = О2 1 + 4Н+ (точнее, НзО+).
В щ е л о ч н о м растворе (электролит КОН):
(на катоде) 2НгО + 2е' = Нг t + 20Н',
(на аноде) 4 0 Н ' - 4е~ = Ог7 + 2НгО.
6.
D2O — ОКСИД
ДЕЙТЕРИЯ
Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обыч­
ная вода Н 2О. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у НгО.
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
D 2O и в DiO как растворителе протекают медленнее, чем для Н 2О. Содержится
в природных водах (массовое отношение D 2O : Н 2О = 1 : 5500). Получают прн
многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в
остатке электролита).
Мг = 20,03;
4ж>= 1,1071(" '6),
lm = 3,813° С;
1,1042(25);
(кип = 101,43° С.
I.
2D20 4 = + D sO+ + OD'; р К, = 14,70.
2.
3.
4.
5.
DzO + H iO ^rz? 2HDO.
2D20 + 2Na = 2NaOD + D2 1
D 2O (nap) + Mg = MgO + D 2
D ,0 + 2Ct HsC(0)E = (CeHsCO)20 + 2DE
(коми).
(выше 480° С).
(80—120° C, E = F, Cl).
11
6.
DjO + HSO3F = HDSO4 + DF
7. 2D20 + SiCU = Si02 + 4DC1
8. DjO + PC15 = PCbO + 2DC1, 4D 2O + PCls = D 3PO4 + 5DC1.
9. 12D A + 4РВг3 = 12DBr + 3D 3PO4 + PD3 1
10. 4 D A + 3Br2 + S = D 2S 0 4 + 6DBr.
11. вЭгО + 2P (красы.) + 5I2 = 10DI + 2D3PO4
12. бЭгО + A12S3 = 2Al(OD)3 4- + 3D2S t
13. D A (хол.) + SO3 = D 2S04, 2DJO + SCIA j = D2S04 + 2DC1.
14. 6D£> + MgsN2 = ЗМ^СЮЬ I + 2ND3 t
15. бЭгО + P4O 10 = 4D 3PO4
16. 4D20 + Li[A1H4] = LiOD + А1(ОЭ)з i + 4HD t
(кип.).
(95—100° С).
(в эфире).
17. 2DA*) ?”gnp^
[см. также 51'].
7.
ТгО — ОКСИД
> 2D2 1 (катод) + 0 21 (анод)
(50—70° C).
(коми.).
(кип ).
(кип.).
(коми.).
ТРИТИЯ
Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем D20 и Н20 .
Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с
Н20 и D20 приводит к образованию НТО и DTO. Растворяющая способность
меньше, чем у D & и НгО. По химическим свойствам ие отличается от Н20 и
D А ио все реакции протекают медленнее. Следы Т20 содержатся в природных
водах и атмосферной влаге. Получение— пропускание Т2 над раскаленным
СиО.
М, = 22,03;
ЭЛЕМ ЕНТЫ
= 4,5° С.
1А -Г Р У П П Ы
ЛИ ТИ Й
8.
и — ЛИТИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий,
иизкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит­
ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает
пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реаги­
рует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91, ls, 104"6,
1810*,2, 20'.
М = 6,941;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
12
d = 0,534,
tm = 180,5° С;
/„„„ = 1336,6° С.
2Li + 2Н А = 2LiOH + Н2 Т.
2Li + 2НС1 (разб.) = 2УС1 + Н2 Т.
2Li + 3H2S04 (конц.) = 2LiHS04 + S02 1 + 2НгО.
3Li + 4HNO 3 (разб.) = 3LiNOs + NO t + 2H20.
2Li + H2 = 2LiH
(500—700° C).
2Li + E2 = 2LiE
(коми., E = F, Cl, Вг; выше 200° С, E = I).
(выше 200° С, примесь Li2Ch).
(выше 130° C).
(коми),
(200—250° C, p).
(выше 200° С, вак).
(600—700° С, примесь Li2Si).
(220° C),
(400° C).
[-40° C],
[Li(NH3)4]° + пЫНад <=?■ [Li(NH3)4] + e nNH3.
7. 4Li + O 2 = 2L12O
8. 2Li + S = L12S
9. 6Li + ЫгСвлажн.) = 2Li3N
6Li + N 2 = 2Li3N
10. 2Li + 2C = Ы 2С 2
11. 4Li + Si = Li4Si
12. 2Li + 2NH 3 = 2LiNHz + H 2
2Li + NH 3 = Li2NH + H 2
13. Li + 4NHjW = [Li(NH3)4]° (син.)
9.
LiH — ГИДРИД
ЛИТИЯ
Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагрева­
нии. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами,
оксидами неметаллов. Получение см. 8s, 204.
Mr = 7,95;
d = 0,82;
tm = 680° С.
1. 2LiH = 2Li + H 2
2. LiH + H 2O = LiOH + H 2 1.
3. LiH + HC1 (разб.) = LiCl + H21
4. 2LiH + 0 2 = 2LiOH
5. LiH + Cb = LiCl + HC1
6. 2LiH + 2S = Li2S + H2S
7. 3LiH + N 2 = Li3N +NH 3
8. 2LiH + 4C (графит) = Li2C 2 + C2H 2
9. 2LiH + 2S0 2 = Li2S0 4 + H2S
10. LiH + CO2 = Li(HCOO)
11. 4LiH + 3Si02 = 2Li2Si03 + Si + 2Нг
12. LiH+ NH 3 = LiNH 2 + H 2
13. LiH + NH**, = LiNH2 4- + H2t
14. 4LiH + A1C13 = Li[AIH4] + 3LiCl i
15. 2LiHw
10.
(850° С или вак., 450° С).
(коми.)
(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)
?дПрОЛИЗ>2Ц (катод) + H2 1
U 2O — ОКСИД
(анод).
ли ти я
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, 141.
М, = 29,88;
d= 2,013;
/„л = 1453° С;
г™,-2600° С.
13
1. U 2O + Н20 = 2LiOH.
U 2O + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + Н 2О.
3. U 2O + H 2S = Li2S + Н 2О
4. 2Li20 + Si = 4Li + Si0 2
5. Li20 + Mg = 2Li + MgO
6. 3Li20 + 2A1 = 6Li + AI2O3
7. Li20 + CO 2 —Li2C03
8. 2Li20 + Si02 = Li^SiO,
Li20 + Si02= Li2Si03
2.
11.
(900—1000° C).
(1000° C).
(выше 800° C).
(выше 1000° C).
(500—600° C).
(1000° C),
(1200— 1300° C).
U 2O2 — ПЕРОКСИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется
водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СОг из воздуха. Получе­
ние см. 12*.
А/г = 45,88;
d= 2,363.
1.
2.
3.
4.
5.
2Li2C>2 —2Li20 + O2
Li202 H 2O = Li2C>2 + H 2O
U 2O 2 + 2H20 (хол.) = 2LiOH + H 2O 2,
2Li202 + 2НгО(гор.) = 4LiOH + ОгТ.
Li202 + 2HC1 (разб., хол.) = 2LiCl + H 2O 2,
2Li202 + 2H 2SO4 (разб., гор.) —2Li2SO, + 2H 2O + O2 1 .
2Li202 + 2СОг= 2Li2C03 + O2
Li202 + CO = Li2C03
12.
UOH — ГИДРОКСИД
(200—400° C).
(выше 0° C).
(выше 200° C),
(40—70° Q .
ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в
атмосфере Н 2. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства оснбвных
гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, погло­
щает СОг из воздуха. Получение см. 81, 92' 4, 101, 139, 166, 18й.
А/г = 23,95;
d= 1,46;
* ,« 1 2 ,8 »
/„, = 471° С;
15,*».
1. 2LiOH = U 2O + Н 2О
(800—1000° С, в атмосфере Н 2).
2. LiOH • Н 2О = LiOH + Н 2О
(500е С, в атмосфере Н 2).
3. LiOH (разб.) + 4Н20 = [и(НзО)4]+ + ОН'.
4. LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + Н 20 .
5. 2LiOH (конц.) + СО2 —Li2COj -I + Н 2О
(коми.)
6.
4LiOH (разб.) + БЮгогхИИ^ Li^SiO^) + 2НгО
7. 2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SOj + Н 2О.
8. 2LiOH + Н 2О + 2Н 2О 2 (гор.) = Li20 2 • Н 2О 2 • ЗН2О I
14
(коми.).
(в этаноле),
9.
У 20 2 • Н 20 2 • ЗН20 = УЮ : + Н 20 2 + ЗН20
2LiOH (ход.) + Ch = LiClO + LiCl + Н 20,
6UOH (гор.) + ЗС12 = LiClOj + 5LiCl + 3H20 .
13.
LhCOj — КАРБОНАТ ЛИТИЯ
(над Р4О10, в ак ).
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. Кг, 12s, 164.
М, = 73,89;
<*= 2,11;
к, = 1,27<И),
1.
2.
3.
4.
5.
г™ = 618° С;
0,85м ».
Li2CO} = УЮ + С 0 2
У 2СО} + 2НС1 (разб.) = 2УС1 + С 0 21 + Н 20 .
Li2CO} + С (кокс.) = Li20 + 2СО
У 2СОз + Mg = 2У + MgO + С 0 2
хол.к
У 2С0з(т) + Н20 + С 0 2 4.^ ...» 2LiHCO}<p).
6.
2У 2СО} + Si0 2 = Li4Si0 4 + 2С0 2
7. У 2СО} + 4В(ОН)3 = Li2B407 + С 0 2 + 6НЮ
8. У 2СОз + А1Ю} = 2ЫА102 + С 0 2
9. У 2СО} + Са(ОН)2 = 2УОН + СаС0 3
10. 4У 2СО} + 2С г20 3 + 302 = 4Ь1гСг04 + 4С 0 2
(730— 1270° С).
(800° С).
(500° С).
(800— 1000° С).
(600° С).
(800—900° С).
(до 600° С).
(600—700° С)
14. UNO} — 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;
к, = 74,5<20),
1.
2.
3.
4.
5.
tm = 253,0° С;
194,1м ».
4LiN0 3 = 2УЮ + 4N 0 2 + 0 2
UNO} ЗН20 = UNO} + ЗН20
LiNO} (разб.) + 4Н20 = [Li(H20 )4f + N O i
LiNO} + 2H°(Zn, разб. HC1) = LiN 0 2 + НЮ
UNOj + Pb = LiN0 2 + PbO
(475—650° С)
(200° С, вак.)
(pH 7)
(400° С)
15. ЬЫЧ>4— ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ
Литиофосфат. Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде,
растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кисло­
тами. Получение см. 187'*.
15
Mr = 115,79;
d = 2,537;
к, = 0,03(2О).
(120° С, вак.).
tm = 837° C;
1. U 3PO4 12H20 = U 3PO4 + 12HjO
2. U 3PO4 + 2HC1 (конц.) = U H 2PO4 + 2LiCl.
3. 21Л3РО4 + H 2SO4 (разб.) = 2Li2H P 0 4 + Li2S 04,
U 3PO4 + 3H 2SO4 (конц.) =3LiHS0 4 + Н 3Ю 4.
4. 2U 3PO4 + ЗСаСЬ (конц.) = 6УС1 + Саз(Р0 4)2 4.
16.
U 2SO4 — СУЛЬФАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Вступает в реакции обмена. Получение см. 99, 196.
Мг = 109,94;
d = 2,221;
tm = 859° С; к, = 34,7(20), 31,9(75).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
(130—500° C).
(pH 7).
Li2S 0 4 Н 2О = Li2S0 4 + Н20
Li2S 0 4 (разб.) + 8Н20 = 2[Li(H20)4]+ + SOj“
Li2S04 + H 2SO4 (конц.) = 2LiHS04.
Li2S04 (конц.) + Ыа2СОз = Li2C03 i +Na 2S04
Li2S 0 4 + BaCl2 = BaS0 4 i + 2LiCl.
Li2S 0 4 + Ba(OH)2 = BaS04 1 + 2LiOH.
Li2S 0 4 + Ba(N 3)2 = 2LiN 3 + BaS0 4 4.
Li2S04 + 4C (кокс) = Li2S + 4CO
Li2S04 + 4H 2 = Li2S + 4H20
(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 горячей воде и в присутствии гидрата
аммиака или фторида аммония. Кристаллогидратов не образует. Разлагается
концентрированными кислотами, реагирует с гидроксидами и оксидами ще­
лочноземельных металлов. Получение см. 8*, 185.
М, = 25,94;
tm„ = 167бр С;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 2,635;
tm = 845,10 С;
к, = 0,27<18),
0,1З5<35).
LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF 2Xp).
LiF + H 2SO4 (конц.) = LiHS0 4 + HF t.
LiF + HNO 3 (конц.) = LiNOs + HF t.
2LiF + CaO = Li20 + CaF 2
2LiF + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF 2 4.
(600—700° C).
18. LiCI — ХЛОРИД ЛИТИЯ
Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо
растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кисло­
тами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 82' 6, 9 , 102, I24, 132, 165.
16
Mr = 42,39; d = 2,068; /M = 6!0°C; /„„ = 1380° С; k, = 84,5(25), 112,3(80).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
LiCl • H20 = LiCl + НгО
(выше 98° C).
LiCl (разб.) + 4H20 = [У(Н 20 )4]+ + СГ
(pH 7).
2LiCl<T) + H2SO« (конц.) = Li2SO« + 2HC11
(кип.).
LiCl + LiHSO« = Li2SO« + HC1
(450—500° C).
LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF 4 + NH«C1.
LiCl (хол.) + AgN0 2 (насыщ.) = LiN0 2 + AgCl 4.
3LiCl (конц.) + К 3ГО4 = У 3Р 0 4 4 + 3KC1.
ЗУС1 (конц.) + Na 2H P0 4 + NaOH = У 3Р 0 4 4 + НгО + 3NaCl.
LiCl (конц.) + 4(NH3 H 20 ) [конц.] = [Li(NH3)4]Cl + 4H 20 .
10. 2LiCl(*)
” 2Li (катод) + Cl2 1 (анод).
11. 2LiCl + 2H20 ■ - е- 7^ Л
-У> 2LiOH + H21 (катод) + Cl2 (анод).
12. 2LiCl(p)
19.
3iltKTp^ 1”
(на Hg-катоде)
2Li (катод) + Cl21 (анод).
LhS — СУЛЬФИД ЛИТИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (силь­
ный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Восстановитель; во
влажном состоянии окисляется 0 2 воздуха. Реагирует с кислотами, неметалла­
ми. Получение см. 8*. 96, 105, 168' 9.
Mr = 45,95;
d = 1,66;
tm = 950° С.
1. Li2S (разб.) + 8Н20 = 2[У(НгО)4]+ + S2',
S2' + H 20 4Z=7 HS* + ОН'; рКа = 1,09.
2. Li2S + 2НС1 (разб.) = 2УС1 + H2S t.
3. Li2S + 3H2S0 4 (конц.) = 2LiHS0 4 + S 0 2 1 + S 4 + 2H20 .
4. Li2S + 4HNOj (конц.) = 2LiNOj + 2N 0 2 1 + S 4 + 2НгО.
5. Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) =2LiHS.
6. Li2S + 20 2 = Li2S0 4
7. 2Li2S + 2H20 ( хол .) + 0 2 = S 4 + 4УОН.20
(выше 300° C).
20. U jN — НИТРИД ТРИЛИТИЯ
Темно-красный, плавится под избыточным давлением, разлагается при нагре­
вании. Полностью гидролизуется в воде, разлагается кислотами. Получение
см. 89, 9 .
Mr = 34,83;
d= 1,28;
t„ = 813° С (р).
1. 2Li3N = 6Li + N 2
2. Li3N + 4Н20 (хол.) = ЗУОН + NH 3 Н 20.
(300—500° С, вак.).
17
3. LijN + 4НС1 (разб.) = 3LiCl + NH 4CI.
4. LijN + 3Hj = 3LiH + NHj
(300° С, примесь U 2NH).
21. LINH2— АМИД ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Пол­
ностью гидролизуется водой. Реагирует с кислотами. Получение см. 8 , 9
Mr = 22,96;
</= 1,178;
t„ = 374° С.
1. 2LiNH 2 = Li2NH + NHj
2. LiNH 2 + 2НгО (хол.) = LiOH + NH 3 H 20 . .
3. LiNH 2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH 4CI.
(400—500° С).
22. LhNH — ИМИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде. Реаги­
рует с кислотами, водородом. Получение см. 812, 211.
Мг = 28,90;
1.
2.
3.
4.
d = 1,48.
3Li2NH = 2Li3N + NH 3
Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NH 3 H 20 .
Li2NH + НС! (разб.) = LiCl + NH 4CI.
Li2NH + H 2 = LiNHj + LiH
(выше 500° С).
(250—350° С).
Н АТРИ Й
23. Na — НАТРИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен­
ком), легкий, очень мягкий, низкоплавкнй. Темно-красный пар натрия состоит
из атомов Na (преобладают) и молекул Na 2. В особых условиях образуется
фиолетоао-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяет­
ся в жидком ЫНз (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособ­
ный; на аоздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при
умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восста­
новитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С азотом
реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амаль­
гаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия)
реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраня­
ется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инерт­
ных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере
расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых
твердых веществ (NaCl, NajCOj, уголь, железо, AI2O3, SiC, ZrCh), образуя
серо-черные моноатомные покрытия. Окрашивает пламя газовой горелки в
желтый цвет. Наиболее распространенный металл в морской воде. Получение
см. 2832, 29", 3610'" .
18
Mr = 22,990;
^ т) = 0.968;
d(ж, = 0.927<ад);
/пл = 97,83° С
1.
2.
3.
4.
5.
2Na + 2Н20 = 2NaOH + Н 2 Т.
2Na + 2HCI (разб.) = 2NaCl + H 2
(600° C).
2Na + 2NaOH = 2Na20 + H 2
(250-400° C, p).
2Na + H 2 = 2NaH
(сжигание, примесь Na 20),
2Na + 0 2 (воздух) = Na 20 2
(250—400° C).
2Na + 0 2 = Na 20 2
6. 4Na + 0 2 + 2H20 = 4NaOH.
(коми., E = F, Cl; 150—250° С, E = Br, I).
7. 2Na + E2 = 2NaE
(выше 130° С, E = S, Se, Те),
8. 2Na + E = Na2E
l- 40° С, в жидк. NHj, n = 1, 2, 4, 5].
2Na + nS = Na 2(S,)
(100° С, электрич. разряд),
9. 6Na + N 2 = 2NajN
[200° С, в атмосфере Аг].
3Na + P (красн.) = NajP (зсл.)
(150—200° С).
10. 2Na + 2C (графит) = Na 2C 2
(в бензоле).
11. 2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHS4- Н2Т
[- 40° С],
12. Na + 4NH* k) = [Na(NHj)4] (син.)
[Na(NH 3)4] + « N H ^ x — ♦ [Na(NH,)4]+
13. 2Na + 2NHj(r) = 2NaNH 2 + H 2
14. 2Na + B20 3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H20
24.
е • л]МНз.
(350° С).
(250—300° С).
NaH — ГИДРИД НАТРИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н 2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам­
миаком, кислородом. Получение см. 23\ 8201.
А/г = 24,00;
1.
2.
d= 1,364;
2NaH = 2Na + H 2
NaH + H20 = NaOH + H 2 t .
3. NaH + HC1 (разб.) = NaCl + H 2 1.
4. 2NaH + Oi = 2NaOH
5. NaH + Cl2 = NaCl + HC1
2NaH + 2S = Na2S + H2S
6. 2NaH + 4C (графит) = Na 2C 2 + C 2H 2
7. NaH + C 0 2 = Na(HCOO)
8. 2NaH + 2S0 2 = Na 2S04 + H2S
9. 4NaH + AlCU = Na[AlH4] + 3NaCl
10. 2NaH + (Fe Fe " 1 )04*4NaOH + 3Fe
11 . 2NaH + TiCU = Ti + 2NaCl + 2HC1.
12. NaH + NHsfr) = NaNH 2 + H 2
/„, = 638° С (pj.
(430—500° С, вак.)
(выше 230° С).
(450—500° С),
(350—400° С).
(350° С).
[до 200° С, р\.
(200—250° С).
(в эфире).
(350—420° С).
(350° С).
19
25. NazO — ОКСИД НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные оснбвные
свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кисло­
тами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение
CM. 233' 5, 26110, 2815, 29', 2 9 4 ,3039.
M, = 61,98;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
d = 2,36;
(„ = 1132° C (p).
(выше 700° С).
2Na30 = Na 202 + 2Na
NazO + H 2O = 2NaOH.
NazO + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + HzO.
Na20 + CO 2 = NazC0 3
NazO + NO + NO 2 = 2NaNOz
NazO + Alz0 3 = 2NaA102
2NazO + O 2 = 2NazOz
NazO + NH**) — — * NaNHz + NaOH
(450—550° С).
(250° С).
(1200° С).
(250—350° С, р).
(- 50° С).
26. N«202 — ПЕРОКСИД НАТРИЯ
Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaC>2). При нагревании на воздухе
желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением Ог. Имеет ионное
строение (N a^M O ^). Поглощает СОг из воздуха. Полностью разлагается
водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, монои диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Получение см. 23 , 251' 7, 2831.
М, = 77,98;
1.
d = 2,60;
/щ, = 596° С (р).
2Na20 2 = 2Na20 + 0 2
(400—675° С, вак ).
ИагОг + 8Н 2О (влага) = №гОг • 8Н 2О
(0° С).
3. NazOz + 2Н20 (хол.) = Н 20 2 + 2NaOH,
2Na 202 + 2НгО (гор.) = Ozf + 4NaOH.
4. ЫагОг + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + Н 2О 2.
5. 2Na202 + 2H 2SO4 (разб., гор.) = 2NazS04 + 2НгО + О 2 Т.
6 . Na 2C>2 + О 2 = 2ЫаОг
(450 500° C, p).
7. 2Na202 + S = NazS0 3 + NazO
(100° C),
2Na 2C>2 + С (графит) = NazC0 3 + NazO
(100° C),
3Na 202 + 2A1 (порошок) = 2NaAlC>2 + 2ЫагО
(70— 120° C).
8. 2Na 202 + 2C0 2 = 2Na2C 0 3 + 0 2, NazOz + CO = Na 2C 0 3
(коми.).
9. Na 202 + МпОг = Na 2Mn04
(400—500° C).
10. Na 202 + 2Na = 2NazO
(130—200° С, в атмосфере Ar).
1 1 . 5Na 202 + 8H 2SO4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5 0 2 1 + 2MnS0 4 + 8H20 +
+ 5Na2S0 4 + K 2SO4.
12. NazOj + 2H 2SO4 (разб.) + 2NaI = I2 i + 2Na 2S04 + 2H20.
2.
20
13. 3Na20 2 + 2Na3[Cr(OH)6] (гор.) = 2Na2CrO„ + 8NaOH + 2H20.
14. Na 20 2 + 2H 2S04 (разб.) + 2FeS0 4 = FeKSO^j + Na 2S0 4 + 2НгО,
Na 20 2 + 2Ре(ОН)2(суспензия) = 2FeO(OH)i +2NaOH.
27.
N a 0 2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное
строение (Na+) (Oj). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углеро­
да. Сильный окислитель. Получение см. 266, 406*.
А/г = 54,99;
</=2,21.
1. N a0 2 10(^ - ° — -> Na 20 2
2.
С?
> N aA
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2Na0 2 + Н20 (хол.) = NaOH + N aHO^) + 0 2t ,
2NaH0 2(p) — I—> 2NaOH + 0 2t
4N a0 2 + 2H20 (гор.) = 4NaOH + 3 0 2t.
2N a0 2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCI + H 20 2 + 0 2t.
4N a0 2 + 2C0 2 = 2Na 2C03 + 302
2Na0 2 + C 0 = Na 2CO3 + 0 2
4N a0 2 + ЗС(графит) = 2Na2COJ + C 0 2
N a0 2 + А1(порошок) = NaA102
28.
NaOH — ГИДРОКСИД НАТРИЯ
(коми ).
(коми).
(100°C).
(100° C).
(100°C).
Едкий натр, каустическая сода, к&устик. Белый, гигроскопичный, плавится и
кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзо-эффектом),
создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость
многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляет
свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кисло­
тами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает С 0 2из воздуха. Реагируег
с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Получе­
ние см. 231' 6, 252, 298, 36".
Мг = 40,00;
</=2,130;
гкип = 1390° С;
1.
2.
3.
4.
f„„ = 32l°C;
к, = 108,Т ^ , 314(80).
NaOH Н20 = NaOH + Н20
NaOH (разб.) + 4Н20 = [Na(H 20 )4]+ + ОН".
NaOH + НС1(разб.) = NaCl + Н 20.
2NaOH + H 2S0 4(pa36.) = Na 2S0 4 + НгО,
NaOH + H2S 04(kohu., хол .) = NaHS0 4 + H 20 .
5. NaOH + HNOj(pa36.) = NaNOj + H 20.
6. NaOH (разб.) + НзР0 4(конц.) = NaH 2P0 4 + H 20,
2NaOH(pa36.) + НзЮ 4(разб.) = Na 2HP0 4 + 2 H A
3NaOH(koHU.) + НэР04(разб.) = №эГО 4 + ЗНгО.
(100—400° С, вак.)
21
7.
NaOH + HF(pa36.) = NaF + H 2O, NaOH + 2H F( k oh u ) = Na(HF2) + H 20.
NaOH(K0Hq.) + HCN = NaCN + H 20 .
9. 6NaOH(pa36.) + 4F2= OF2t + 6NaF + 0 2t + 3H20 .
10. 2NaOH(K0Hq., хол.) + E2 = NaEO + NaE + H20
(E = Cl, Br, I),
6NaOH(K0Hq., rop.) + 3E2 = NaEOj + 5NaE + 3H20 .
11. 12NaOH(K0Hi|., rop.) + 5C12 + Br2 = 2№ВЮз + lONaCl + 6H 20 .
12. 20NaOH(pa36., гор.) + 7C12 + I2 = 2№зН 2Юб4 +14NaCl + 8H20 ,
24NaOH(KOHij., хол.) + 7C12 + I2 = 2№зЮб4 +14NaCl + 12H20 .
8.
13. 6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 H 20 ) — — > 6NaBr + N2T + 8H20
14. 2NaOH(rop.) + I2 + H 20 2 =2Nal + 0 2T + 2H20 ,
2ЫаОН(хол.) + 12 + H 2S(r) =; 2NaI + S4 + 2H20.
15. 2NaOH + 2Na = 2Na20 + H 2
16. 4NaOH + 3Ca-= 3CaO + Na20 + 2Na + 2H2
17. 2(NaOH • H 20 ) + 2A1 = 2NaA102 + 3H2
2NaOH(KOHq.) + 6H 20(rop.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2t.
18. 2NaOH(KOHU.) + 2H20 + Zn = Na 2[Zn(OH)4] + H 2t.
19. NaOH(pa36.) + E 0 2 = NaH E0 3
2NaOH(KOHq.) + E 0 2 = Na2EOs + H 20.
20.
(коми).
(600°C).
(600°C).
(400—500°C),
(E = C, S),
4NaOH(KOHq.) + Si02- -* Na^SiOj + 2H20 ,
(900— 1000° C).
2NaOH + Si0 2 = Na 2Si0 3 + H20
(350—400° C).
21. 4NaOH + 6NO = 4NaN0 2 + N 2 + 2H20
22. 2NaOH(xon.) + NO + N 0 2 = 2NaN0 2 + H 20 ,
4NaOH(rop.) + 4N 0 2 + 0 2 = 4NaN0 3 + 2H20 .
23. 2NaOH + A120 3 = 2NaA102 + H20
(900— 1100° С),
NaOH + Al(OH)3 = NaA102 + 2H20
(1000° С).
24. 2NaOH(KOHu., гор.) + 3H20 + А12Оз =2Na[Al(OH)4],
NaOH(KOHu) + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4].
25. 2NaOH(60%-й) + H20 + ZnO = Na2[Zn(OH)4]
(90° С),
2NaOH(KOHu.) + Zn(OH)2 = Na 2[Zn(OH)4]
(коми),
26. NaOH(KOHu) + N H 4C1(kohu.) = NaCl + NH3T + H20
(кип.),
27. 2NaOH(pa36.) + Fel2 = 2NaI + Fe(OH)24(в атмосфере N2),
2NaOH(pa36.) + 2AgN0 3 = Ag2O l + H20 + 2NaN03.
28. 3NaOH(pa36.) + AlCb = Al(OH)34 + 3NaCl,
4NaOH(KOHu.) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl.
29. 2NaOH(pa36.) + ZnCl2 = Zn(OH)24 + 2NaCl,
4NaOH(KOHU.) + ZnCl2 = Na 2[Zn(OH)4] + 2NaCl.
30. 2NaOH(pa36„ хол.) + Zn + 2S0 2 = Na 2S20 4 + Zn(OH)2i .
31. 2NaOH + 2H20 + ЗН20 2(конц.) = Na 20 2 • 2H20 2 4H20 i
(0° C),
Na 20 2 • 2H20 2 ■4H20 = Na 20 2 + 2H20 2 + 4H20 (коми., над конц. H 2S04).
32. 4NaOH(*>
22
электролиз
4Na(xaTOfl) + 0 2Т(анод) + 2Н20.
29. Na2C 0 3 — 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.
Мг = 105,99;
d = 2,539;
1,446 (10-гидрат);
г„л = 851° С;
ks = 21,8<20), 45,1<80).
1. NaiCOj = Na20 + С 0 2
2. Na 2C 0 3 10Н2О = Na 2C 0 3+ 1ОН20
3. Ыа2С 0 3(разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + СО^ ,
(выше 1000° C).
(100—120° С, вак ).
СО^ + Н г О * ^ НСОз + 0Н~; рК0 = 3,67.
4. Na 2C 0 3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + C 0 2t + Н20.
(30—40° C)
5. Ыа2С 0 3(насыщ.) + Н20 + С 0 2 = 2NaHC03l
6. Na 2C 0 3 + 2HF(pa36.) = 2NaF + Н20 + C 0 2t,
Na 2C 0 3 + 4H F( kohu .) = 2Na(HF2) + C 0 2t + H 20.
7. ЗЫа2СОз(конц.) + 2Н3Р 0 4(разб.) = 2Na3P 0 4 + 3H20 + 3C02f
(кип.).
8. Na 2C 0 3 + М(ОН)2(насыщ.) = M C034 + 2NaOH
(M = Ca, Sr, Ba).
9. 3Na2C 0 3 + 3H20(rop.) + 2AIC13 = 2Al(OH)3i + 3C02t + 6NaCl.
10. Na 2CO3(K0HU„ гор.) + 3E2 = 5NaE + N aE0 3 + 3C02t
(E = Cl, Br, I).
11. Na 2C 0 3 + 2C(kokc) = 2Na + 3CO
(900—1000° C).
12. Na 2C 0 3 + C( kokc) + CaCN 2 = 2NaCN + CaC0 3
(600—700° C).
13. Na 2CO3(K0Hu.) + S 0 2 = Na 2S0 3 + C 0 2f.
30. NaHC03 — 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. 28” , 295, 36*.
Мт= 84,01;
d - 2,24;
ks = 9,59<20>, 20,2<80).
1
2.
2NaHC0 3 = Na 2C 0 3 + C 0 2 + H20
NaHC 0 3(pa36.) + 4H20 = [Na(H20 )4]+ + HCQj,
3.
4.
5.
6.
HCO 5 + H 20 „r= * H 2C 0 3 + OH'; pK0 = 7,63.
NaHC0 3 + НС1(разб.) = NaCl + C 0 2t + H20.
NaHC0 3 + NaOH(KOHu) = Na 2C0 3 + H 20.
6NaHC0 3(KOHu.) + 3C12 = NaC103 + 5NaCl + 6C02t + 3H20
NaHC0 3 + SOm = NaHS0 3 + C 0 2t.
(250—300° C).
(кип).
23
7. NaHCOs + NaH 2PC>4 = Na 2HPC>4 + C 0 2t + H 20 .
8. 4NaHC0 3 + 2CuS04 = Cu 2C 0 3(0H) 24- + 2Na 2S04 + 3C02t + H20
31.
(кип).
NaNOj — НИТРАТ НАТРИЯ
Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится
без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяет­
ся в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не
образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте.
Сильный окислитель при спекании. В ^раство^е восстанавливается только
атомным водородом. Получение см. 285' 2, 2985- , 303 .
Мт= 84,99;
d = 2,266;
tm =306,5° С;
k,= 87,6(JO), 149(®0).
(380—500° С; примеси Na 20 , N 0 2)
(pH 7)
(коми.)
3. N aN 0 3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = N aN 0 2 + H20
N aN 0 3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H20 + NaOH
(кип.)
4. 2NaN0 3 + (NH 4)2S04 = Na 2SC>4 + 2N20 + 4H20
(230—300° C)
5. 8NaN0 3 + lONa = N 2 + 6Na3NC>4
(250° С, вак.)
N aN 0 3 + NajO= NasN04
(310—320° C)
6. N aN 0 3 + Pb = PbO + N aN 0 2
(выше 350° C)
7. 3NaN0 3 + 4NaOH + Cr20 3 = 2Ыа2СЮ 4 + 3NaN0 2 + 2H20 (350—400° C)
1.
2NaN0 3 = 2NaN0 2 + 0 2
2. N aN 0 3(pa36.) + 4HzO = [Ыа(Н20 )4]+ + N O i
32. N « £ 0 4 — СУЛЬФАТ НАТРИЯ
Тенардит; глауберова соль, или мирабилит (гидрат). Белый. Плавится и кипит
без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в
реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 284,
ЗЗ5, З6 3, 396' ".
Мг = 142,04; d = 2,66; tm = 884° С;
/кип = 1■430° С; к,= \ 9,2(20), 43,3(80).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2(Na2S0 4 • 10Н2О)(*) = Na 2S044- + Na 2S04(нacыщ.) + 20Н2О
(32,384° С).
Na2S04(pa36.) + 8Н20 = 2[Na(H20)4]+ + SOj(pH7).
Na2SC>4(T) + Н 2Б04( конц.) = 2NaHS04(p).
Na2S04 + S 03 = Na2S207.
Na 2S04 + 4H 2 = Na2S + 4H20
(550—600° С, кат. Fe20 3).
Na 2S04 + 2F 2 = 2NaF + S 0 2F 2 + 0 2
(100— 150° C).
Na 2SC>4 + 2C(kokc) + CaC0 3 = Na 2C 0 3 + CaS + C 0 2
(1000°C).
Na 2SC>4 + BaX2 = BaS044’ + 2NaX
(X = СГ, OH-)-
33. N aH S04 — ГИДРОСУЛЬФАТ
НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного про­
24
толиза иона HSO^. Кристаллогидрат NaHSO« ■Н20 имеет строение
N a+H 30 +SO4'. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Полу­
чение см. 284, ^23, З63, 4245, *'9.
М, = 120,06;
d = 2,742, 2,103 (кр);
tm = 186° С;
к„ - 28,6(0), 50(|оо).
1. 2NaHS0 4 = Na 2S20 7 + Н20
2. NaHS0 4 Н20 = NaHS0 4 + Н20
2(NaHS0 4 HjO) = Na 2S20 7 + 3H20
3. NaHSO 4(K0HU.) + 4H20 = [Na(H20 )4f + HSO; ,
h s o ; + h 2o = s o 2
4- + H 30 +
4. NaHS0 4 + NaOH(K0HU.) = Na 2S0 4 + H 20.
5. NaHS0 4 + NaCl = Na 2S0 4 + HC1
(250—320° С, вак).
(до 120° С, вак ),
(250° С).
(разбавление).
(450—800° С).
34. NaF — ФТОРИД НАТРИЯ
Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде
(гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристал­
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступа­
ет в реакции обмена. Получение см. 237, 287 , 2373 5.
Л/г = 41,99;
d = 2,558;
tm = 997° С;
к, = 4,28(20), 4,69(80).
1. NaF(pa36.) + 4Н20 = [Na(H20 )4]+ + F ,
F + Н20,«Г=) HF + ОН'; рК0 = 10,82.
2. NaF + H F ( kohu.) = Na(HF2),
NaF + nHF(*) = NaF wHFl,точнее Na[F(HF)„]
3. 2NaF + Н2Б04(конц.) = Na2S04 + 2H Ft
4. NaF + ЫОН(насыщ.) = NaOH + LiFl.
5. 2NaF(KOHU.) + H2[SiF«] = Na2[SiF6]4- + 2HF.
6. 3NaF(KOHu.) + A1F3 = Na3[AlF*j4..
(я = 1 + 4).
(кип).
7. NaF(*) ■э"<УтРолиз » 2Na4(KaTOfl) + F2t(aHOfl).
35. Na(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив в сухом воздухе. Умеренно
растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF
создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон­
центрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287,
29 , 34 .
Л/, = 61,99;
d = 2,08;
к, = 3,25е201, 7,5е901.
25
1. Na(HF2) = NaF + HF
2. Na(HF2)(pa36.) + 4H20 = [Na(H20>4]+ + H F f ,
(270—400° С).
HF2'« = > HF + F , HF + Н20«Г=> F + H30 +; ptf, = 3,18.
3. 2Na(HF2) + H2S 04(kohu.) = Na2S 04 + 4H F t
4. Na(HF2) + ЫаОН(конц.) = 2NaF + H20 .
5. Na(HF2) + Са(ОН)2(насыщ.) = NaOH + H20 + CaF24r.
36.
(кип.).
NaCI — ХЛОРИД НАТРИЯ
Поваренная соль, галнт. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность
резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей маг­
ния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидро­
лиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в
присутствии НС1, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке.
Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть
природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер. Получе­
ние см. 232' 7, 283 “ , 29*, 32е.
М, = 58,44;
d = 2,165;
tm = 800,8° С;
Uип = 1465° С;
к, = 35,9(20), 38,1(,0).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
NaCI ■2H20 4 (ГГ* NaCl(Hacbim ) + 2H20
(до +0,15° C),
NaCI 2H20 = NaCI + 2H20
(коми., в сухом воздухе).
NaCl(pa36.) + 4H20 = [Na(H20 ) 4]+ + СГ
(pH 7).
NaCl(T) + H 2S 0 4(kohu.) = NaHS04 + HC11
(до 50° С).
2NaCl(T) + H 2S 0 4(kohu.) = Na2S04 + 2HClt
(кип.).
NaCI + NaHS04 = Na2S04 + HC1
(450—800° С).
2NaCl(T) + 4H 2S 0 4( kohu.) + Pb02 = Cl2t + Pb(HS04)2 + 2NaHS04 +
+ 2Н20
(коми.),
2NaCl(T) + 2H 2S 0 4(k oh u ) + M n02 = Cl2t + MnS04 + Na2S04 +
+ 2H20
(100° C).
10NaCl(T) + 8H 2S 0 4(kohu„ гор.) + гКМпСЦт) = 5Cl2t + 2MnS04 +
+ 5Na2S 0 4 + K2S 04 + 8H20.
NaCl(Hacbim) + AgN02(Hacbiui.) = N aN 02 + AgCli,
NaCl(pa36.) + AgNOj = NaNOj +AgCl4-.
ЫаСКнасыщ.) + H20 + NH3 + C 0 2 = NaH C03i + NH4CI.
NaCI + AlCb = Na[AlCl4]
(до 300° C).
10. 2NaCi(*> - ЗЛектр°ПИЗ> 2Ыа(катод) + Cl2t(aHOfl).
11. 2NaCl + 2H20 _ злектролИ] > Н2Т(катод) + С12Т(анод) + 2NaOH,
2NaCl(p) - ЗЛ” ТР°ЛИЗ > 2Na(KaTOfl) + С121"(анод).
(на Hg-катоде)
26
37. NaBr — БРОМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Восстановитель. Получение см. 231, 2813, 386.
Мг= 102,89;
</=3,211;
f№= 755°C;
к, = 90,8<го), 118,3<80).
1. NaBr 2Н20 = NaBr + 2Н20
(выше 51° С, вак).
2. NaBr(pa36.) + 4Н20 = [Na(H20 )4f + Вг~
(pH 7).
3. 2NaBr(T) + H2SO4(10—50%, хол.) = Na2S 04 + 2HBr,
2NaBr(T) + 3H2S 04(>50%-я, гор.) = 2NaHS04 + Br2 + S 02 + 2H20 .
4. 2NaBr(rop.) + Cl2 = 2NaCl + Br2t .
5. 5NaBr + 3H2S 04(pa36.) + NaBrOj = 3Br2 + 3Na2S04 + 3H20 ,
2NaBr + 2H 2S 0 4( kohu.) + M n02 = Br2 + Na2S 04 + MnS04 + 2H20
(кип).
6.
NaBr + 3H20
- л-ек^ -л--> ЗН2Т(катод) + NaBrOs (аиод).
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' 11, 5247.
М, = 149,90;
d = 3,667;
rm = 661°C;
к,= 179,3(20), 296(80).
1. 2NaI = 2Na + 12
(выше 1400° С).
2. Nal ■2Н20 = Nal + 2Н20
(выше 68,9° С, вак.).
3. Nal(pa36.) + 4НгО = [Na(H20 )4f + Г
(pH 7)
4. 8Nal(T) + 9H 2S 0 4(kohu.) = 412I + H2S t + 4Н20 + 8NaHS04
(30—50° С),
2NaI(T) + 4 H N 0 3(kohu.) = I2I + 2N 02t + 2H20 +
+ 2NaN03
(кип., примесь НЮз).
5. 6NaI + 2H20 + 0 2 — -—> 4NaOH +2Na[I(I)2]
(коми., на свету),
4NaI + 4НС1(разб.) + 0 2 = 2124 + 4NaCl + 2H20
(коми., на свету).
6. 2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + I2I
(E = Cl, Br),
N al(rop) + 3H20 + 3C12 = NalOs + 6HC1.
7. Nal + 4NH3<«) = [ N a ^ H j ^ l l ^ [Na (NH3)4f + Г.
8. 2NaI + 3H 2S 0 4( kohu.) + M n02 = 2NaHS04 + 12I + 2H20.
9. Nal + 4NaOH + 4NaN03 = NasIO* + 4NaN02 + 2НгО
(300—330° C).
10. Nal + 3H20 - ап? тр{>ли1» ЗН^(катод) + NaI0 3 (aHOii).
39. Na2S — СУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош­
кообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноактивный; во влажном состоянии
окисляется 0 2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный
восстановитель. Получение см. 23*. 32s, 4136.
27
М, = 78,05;
d = 1,86;
tM = 1180° С;
к, = 18,6(20), 49,$ щ .
1. Na2S ■9Н20 = Na2S + 9Н 20
(15—35° С; над конц. H2S04, Р4О 10)
2. Na2S(pa36.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + S2',
S2' + H20 ^ = * HS' + ОН'; pAo = 1,09.
3. Na2S + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St.
4. Na2S + 3H 2S04( kohu.) = 2NaHS04 + S 02t + S i + 2H20 ,
Na2S + 4 H N 0 3(kohu.) = 2NaN03 + 2N 02t + S i + 2H20 .
5. N a2S(p> 02
T > вСколлоид), Na2(S,), Na2SOjS.
6. Na2S(T) + 2 0 2 = Na 2S04
7. Na2S + H2S(Hacbiiu.) = 2NaHS.
8. Na2S(P) + ( n - 1)S = Na2(S.)
N a2S + S = Na2(S2)
Na2S + 3S = Na2(S4)
N a2S + 4S = Na2(Ss)
9. Na2S + CaCOj = Na2CQ3 + CaS
10. Na2S(pa36.) + Na2S 03(pa36.) + 12 = Na2S 03S + 2Nal.
11. Na2S + 4Н 20 2(конц .) = Na 2S04 + 4H20 .
40.
(выше 400° C).
[кнп.],
[600° C],
[400° C],
[200° С].
(1200°C).
NaHS — ГИДРОСУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальней­
шем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз
по аннону). Разлагается в кипящем растворе. Нейтрализуется щелочами (в
отличие от N H 4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется
кислородом воздуха. Получение см. 23", 397, 4 136' |2' 22.
Л/г = 56,06;
d = 1,79;
tm = 350° С;
к, = 75,5(20).
1. NaHS = Na2S + H2S
2. NaHS • rtH2O i < > NaHS(Hacbiui.) + иН20
3. NaHS(pa36.) + 4Н20(хол.) = [Na(H20 >4]+ + HS',
HS + H 20 < = > H2S + OH'; pKa = 7,02.
2NaHS(p) = Na2S + H2S t
NaHS + НС!(разб.) = NaCl + H2St,
NaHS + 3 H N 0 3( kohu.) = S4- + 2N 02t + NaNOs + 2H20 .
6. NaHS + NaOH(KOHU.) = Na2S + H20 .
7. 2nNaHS(T) + ( n - 1)02 = 2H20 + (2л - 4)NaOH + 2Na2(S„)
8. NaHSOtacbiiu., гор.) + NaOH + (и - 1)S = Na 2(S„) + H20 .
4.
5.
(450—500° C).
(коми., n £ 3).
(кип.).
[100—250° С].
41. N«2(S„) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) НАТРИЯ
Смесь Na2(S„) [и = 2, 4, 5] имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого
цвета. Все Na2(S») — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы —
28
коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при
возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону)
значительно слабее, чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску. Окисля­
ются на воздухе. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Полу­
чение смеси Na2(S„) см. 238, 398, индивидуальных Na2(S„) — 398.
Na2(S2): М, = 110,11; /ш, = 490° С.
Na2(S4): Mr = 174,24; d = 2,08; I™ - 286° C.
Na2(S5): A/r = 206,31; d= 2,08; /щ, = 253°С.
(выше 600° С)
1. Na2(S„) = Na2S + (n - 1)S
2. Na2(S«)(pa36.1 + 8H20 = 2[Na(H20 )4l+
,
S ^ + H A ^ r ^ H S ; + OH'; pKa = 7,70 (л = 4); 8,30(л = 5).
(коми.),
3. Na2(S») + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2S t + (n - l)S i
(- 15° С),
Na2(S„) + 2НС1(конц.) = 2NaCl + H2S*
(на свету),
4. 2Na2(S„) + 2Н20(хол.) + 0 2 = л5(коллоид) + 4NaOH
2Na2(S,)(Hacbuy., rop.) + 302 = 2Na2S 03S + (2л - 4)Sl.
5. Na2(S*) + H20 + S 02 = Na2SOjS + H2S t + (л - 2)Si
(коми.).
6. Na2(S») + SnS2 = Na2[SnSj] + (л - I)S4,
3Na2(S«) + As2Sj = 2Naj(AsS,] + (Зл - 5)Si.
7. Na2(S») + (л - l)Na[Sn(OH)3] + 3(л - l)NaOH = nNa2S + (л - l)Na2lSn(OH)6].
42. NaNHi — АМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагрева­
нии разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны).
Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется в воде,
реагирует с кислотами. Получение см. 2313, 2412, 2945.
Мг = 39,01;
1.
2.
d= 1,39;
/Ш
1= 2Ю°С;
6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2
NaNH2 + 2Н20 ( хол.) = NaOH + NHj H A
NaNH2 + H20(rop.) = NaOH + N H jt.
3. NaNH2 + 2НС1(разб.) = NaCI + NH 4CI.
4. 2NaNH2 + 2HNOj = NaNj + NaNOj + 3H20
5. NaNH2 + C ( kokc) = NaCN + H2
6. NaNH 2 + NH 4CI = 2NHj + NaCI
= 400° С.
(500—600° C).
(кип.).
(500—600° C).
(- 40° С, в жидк. NH3).
КАЛИЙ
43. К — КАЛИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен­
ком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К
(преобладают) и молекул К2. Химически растворяется в жидком аммиаке
29
(темно-снний раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с 0 2 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, А1 и Ga. Образует
ннтерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в
фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение
см. 441, 49й , 57*'7, 76013, 761й .
М, = 39,098;
dM = 0,8629;
= 0,83(И);
= 63,51° С;
/«мп = 760° С.
1. 2К + 2Н20 = 2КОН + H2t .
2. 2К + 2НС1(разб.) = 2КС1 + H2t.
3. 8К + 6H2S 04(pa36.) = 4K2S 04 + S 0 2 + S i + 6H20
(примесь H2S),
21 К. + 26HN03(pa36.) = 21KN03 + N O t + N2O t + N2t + 13H20.
4. 2K + 2KOH = 2K20 + H2
(450° C).
5. 2K + H2 = 2KH
(200—350° C).
6. К + 0 2(воздух) = K 0 2
(сгорание, примесь К 20 2),
к —- ■
->к2о24-
ко2;
7. 4К + 0 2 + 2Н20 = 4КОН.
8. 2К + Е2 - 2КЕ
9. 2К + Е = К 2Е
10. ЗК + Р(красн.) = КзР(зел.)
11. 2К + 2H2S(Hacbiu/.)= 2KHS4 + H2t
12. 2К + 2NH3<r) = 2KNH 2 + Н 2
13. К + 6NH 3<*) = [K(NHj)*] (т.-син.)
[K(NH3W + /iNH**)
44.
[K(NH3W+ +
(- 50° С, в жидк. NH3).
(коми.; Е = F, Cl, Br, I).
(100—200° С; Е = S, Se, Те).
[200° С, в атмосфере Аг].
(в бензоле).
(65—105° С).
[- 50° С],
• nNH3.
КН — ГИДРИД КАЛИЯ
Белый. Прн нагревании разлагается, под избыточным даалением Н2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам­
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 435.
А/г = 40,11;
d= 1,43;
1. 2КН = 2К + Н2
2. КН + Н20 = КОН + Н2Т.
3. КН + НС1(разб.) = КС1 + H2t.
4. 2КН + 0 2 = 2КОН
5. КН + С12 = KCI + НС1
6. КН + С 0 2 = К(НСОО)
30
/пл * 400° С (р).
(400° С, вак ).
(выше 200° С).
(400—450° С).
[до 150° С ,рJ.
7. 4КН + 3Si02 = 2K2Si03 + Si + 2Н2
8. KH + NH)(r, = KNH2 + H2
45.
(500° C).
(300° C).
K20 — ОКСИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Проявляет оснбвные свойства, энергично
реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислот­
ными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Подучение см. 434, 471' и ,
49", 501.
М, = 94,20;
d = 2,33;
1. 2К20 = К 20 2 + 2К.
2. К 20 + Н20 = 2КОН.
3. К гО + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н20 .
4. К20 + С 0 2 = К 2СОз
5. К 20 + 2N 02 = K N 02+ KNOj
6. К20 + A12O j = 2КАЮг
7.
К20 + N Нз<ж) — Х
— + KN H2i + КОН
46.
К20 2 — ПЕРОКСИД КАЛИЯ
tm = 740° С (р).
(350— 430° С).
(400° С)
(150—200°С).
(1000° С).
(- 50° С).
Белый (с примесью К 0 2 — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет
и разлагается, плавится под избыточным давлением 0 2. Имеет ионное строение
(К+)2( 0 2~). Чувствителен к С 0 2 воздуха. Полностью разлагается водой, кисло­
тами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восста­
новительные свойства. Получение см. 43®, 471, 49м.
А/г = 110,19;
d = 2,40;
Ли, = 545° С (р).
1. 2К20 2 = 2К20 + 0 2
(выше 500° С).
2. К 20 2 + 2Н20(хол.) = 2КОН + Н20 2,
2К20 2 + 2Н20(гор.) = 4КОН + 0 2.
3. К20 2 + 2НС1(разб„ хол.) = 2КС1 + Н20 2.
4. 2К20 2 + 2H2S04(pa36., гор.) = 2K2SO< + 2Н20 + 0 2Т.
5. К 20 2 + 0 2(воздух) = 2 К 0 2
( ком и .),
6. 2К20 2 + 2 С 0 2 = 2К2СОз + 0 2, К 20 2 + СО = К 2С 0 3
(ком и .).
7. 2К 20 2 + С(графит)= К 2СОз + К 20
(100° С).
8 . 5К20 2 + 8Н2Б04(разб.) + 2KMn04= 502Т + 2MnS04 + 6K2S04 + 8Н20 .
47. КОг — НАДПЕРОКСИД КАЛИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным
давлением. Имеет ионное строение (К4) (Oj). Реагирует с водой, кислотами,
моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный
окислитель. Получение см. 43®.
А/, = 71,10;
d= 2,158;
ton = 535° С (р).
31
К 02
2.
Kz02- ^ ^
KzO.
2К 0 2 + НзО = КОН + КНОад + 0 2t
гкн оад —
2к о н + o 2t
3. 4 К 0 2 + 2Н20(гор.) = 4КОН + 302t .
4. 2 К 0 2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н А + 0 2t .
5. 2 К 0 2 + Н25 0 4(безводн.) = K2S04 + O st + НгО
6. К 0 2 + Оз = КОз + 0 2
7. 2К 0 2 + S = K2S 04
2К 0 2 + S 02 = K2S04 + 0 2
8. 4К 0 2 + ЗС(графит) = 2К2СОз + С 0 2
9. 4К 0 2 + 2СОз(влажн.) = 2К2СОз + 3 0 2
10. 2 К 0 2 + СО = К 2С 0 3 + Оз
11. 2 К 0 2 + 2N 02 = 2KNOs + 0 2
12. K 0 2 + 3K = 2KzO
13. 2К02 + 2NHs —
►2КОН + N2 + 2HzO
(0° С),
(коми.).
(коми.)
(до 0° С, в жидк. CC12F2)
(130— 140° С)
(100° С)
(30° С)
(коми.)
(50° С)
(70° С)
(700° С, р)
(коми.]
48. КОз — ОЗОНИД КАЛИЯ
Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании.
Имеет ионное строение (K*)(Oj). Хорошо растворяется в жидком аммиаке,
частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой.
Очень сильный окислитель. Получение см. 4 г , 4910.
А/г = 87,10;
</=1,99.
1. 2КОэ = 2К 0 2 + 0 2
(20—60° С).
2. 4КОз + 2Н20 = 4КОН + 5 0 2Т
(примесь радикалов ОН0).
3. 4КОз + 4НС1(разб., хол.) = 4КС1 + 5 0 2t + 2Н20 ,
2КОз + 4НС1(разб., гор.) = 2КС1 + С12Т + 203t + 2НгО.
4. 4КОз + Н20(влага) + ЗС 02 = К 2СОз + 2КНСОз + 502
(коми.).
5. 6КОз + 5S = K2S04 + 2K2S20 7
(50° С).
6.
K 0 3 + NH3(«) « = ? N H 40 3 + K N H 2
49.
КОН — ГИДРОКСИД КАЛИЯ
( -5 0 ° С).
Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения.
Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелоч­
ную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам),
нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными
оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и С 0 2.
Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431' 7 5010, 577.
М, = 56,11;
d= 2,044;
ГМ = 404°С;
32
f«H„= 1324° С;
k,= 112,4(20), 162,5^.
КОН • 2HjO = КОН • HjO + HjO
(33—40° С, вак.),
КОН • H20 = КОН + НгО
(500° С, вак ).
2. КОНфазб.) + 6Н20 = (K(H2OW+ + ОН'.
3. КОН + НС1(разб.) = КС1 + Н 20 , КОН + НЫОзфазб.) = КЫОз + Н 20 .
4. 2КОН + H 2S0 4(pa36.) = K 2S0 4 + 2 Н 20 ,
КОН + H 2S 0 4(kohu., хол .) = KHS0 4 + Н 20 .
5. КОНфазб.) + Н 3Р 0 4(конц.) = КН 2Р0 4 + Н 20 ,
2КОНфазб.) + Н 3ГО4фазб.) = К 2Н Ю 4 + 2НгО.
ЗКОН(конц.) + Н 3Р0 4фазб.) = К 3Р 0 4 + ЗН20.
6 . КОНфазб.) + НРфазб.) = KF + Н 20 ,
КОН(конц) + 2H F( kohu.) = K(HF2) + НгО.
7. КОНфонц.) + HCN = KCN + НгО.
(Е = Cl, Br, I),
8. 2КОН(конц„ хол.) + Е2 = КЕО + КЕ + Н20
бКОНфонц., гор.) + ЗЕг = КЕОз + 5КЕ + ЗН20 .
9. 12КОН(конц., гор.) + 5С1г + Br2 = 2КВЮ 3 + 10КС1 + 6НгО.
(до 20° С).
10. 4КОН + 4 0 3 = 4К 0 3 + Ог + 2НгО
11. 2КОН + 2К = 2КгО + Н 2
(400-450° С).
12. 2(КОН • 2НгО) + 2А1 = 2КА102 + ЗН2 + 2НгО
(400—500° С),
2КОН(конц.) + 6НгО(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)4] + 3H2t .
13. 2КОН(конц.) + Е 0 2 = К 2Е 0 3 + НгО
(Е = С, S),
КОН + ЕОг = К Н Е 0 3 4(в этаноле).
14. бКОНфонц.) + 5Si0 2 = K4Si0 ^p) + K 2Si40$4' + 3H20.
15. 4КОН + 6NO = 4KN0 2 + N 2 + 2НгО
(400° С).
16. 2КОНфазб.) + 2N 0 2 = K N 0 2 + K N 0 3 + НгО.
17. 2КОН(хол.) + NO + N 0 2 = 2KN0 2 + H 20,
4KOH(rop.) + 4N 0 2 + Ог = 4KN0 3 + 2НгО.
18. 2KOH + A12O j = 2КАЮг + НгО
(900— 1100° С).
КОН + А1(ОН)3 = КАЮг + 2НгО
(1000° С).
19. 2КОН(конц., гор.) + ЗНгО + А120 3 = 2К[А1(ОН)4],
КОН(конц) + А1(ОН)3 = К[А1(ОН)4].
20. КОН(конц) + ЫН4С1(конц.) = КС1 + NH3t + НгО
(кип.),
21. 2КОН + Feh = 2KI + Fe(OH)2i
(в атмосфере N2),
2КОНфазб.) + 2AgN0 3 = А&04 + НгО + 2KN03.
22. ЗКОНфазб.) + А1С13 = А1(ОН)34. + ЗКС1,
4КОН(конц.) + А1С13 = К[А1(ОН)4] + ЗКС1.
23. бКОН(конц) + 2H2S + 4S0 2 = 3K2S 03S + 5НгО.
24. КОН + (2—4)НгОг(конц.) — — * КгОг • (2—4)НгОг 4(0° С),
1.
КгОг • (2~4)НгОг
■—►КгОг + (2-4)НгОг
(над конц. H 2S 04).
25. 4КОН(Ж) — —^ ° ЛИЗ> 4К(катод) + 0 2t (анод) + 2НгО.
33
50. КгСОз — КАРБОНАТ КАЛИЯ
Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз­
лагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по
аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами,
оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 47 ' ' , 49 ,
51м , 53е.
Мк= 138,20;
d = 2,428;
= 891° С;
к, = 111,0(JO), 139,2<Ю).
1 . КгСОз = К 20 + СОг
2. К 2СО 3 1,5Н20 = К 2СО3+ 1,5Н20
3. КгСОзфазб.) + 12НзО = 2[К(НзО)б]+ + СО 3' ,
(выше 1200° С).
(100—150° С, вак ).
C O f- + Н г О * ^ Н С О 3 + ОН’ ; рК„ = 3,67.
4. К 2СОз + 2НС1(разб.) = 2К.С1 + C 0 2t + НгО.
5. К 2СОз(насыщ.) + 2НС10«(конц., хол.) = 2КС1044 + НгО + СОгТ.
6 . ЗК 2СОз(конц.) + 2НзР0 4(разб.) = 2К 3Р 0 4 + ЗН20 + 3 C 0 2t .
7. К 2СО 3 + 2HF(pa36.) = 2KF + Н20 + C 0 2t ,
К 2СО 3 + 4H F( kohu.) = 2 K(HF 2) + НгО + C 0 2t .
K 2CO3 + H20 + СОг = 2КНСОз
(30—40° C).
9. К 2СОз(разб.)+ H20 + 2 S 0 2 = 2K H S 0 3 + C 0 2t .
10. K2CO3 + Са(ОН)2(насыщ.) = CaC034- + 2K.OH.
11. ЗК 2СОз(конц., гор.) + ЗЕ2 = 5КЕ + КЕОз + 3CO?t
(Е = Cl, Br, I).
12. ЗК 2СО 3 + ЗНгО(гор.) + 2А1С1з = 2А1(ОН)з 4 + 3 C 0 2 1 + 6КС1.
13. ЗК 2СО3 + Н20 + 2FeBr3 = бКВг + 2FeO(OH)4 + 3C02t
(кип.)
14. К 2СО 3 + BaS20 6 = K 2S2O6 + ВаСОз 4.
15. К2СОз + С(кокс) + CaCN 2 = 2KCN + СаСОз
(900° С).
16. К 2СО 3 + C(NH2)20 = 2KOCN + 2Н20
(40 °С).
8.
51. КНСОз — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ
Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления.
Устойчив на воздухе. Имеет строение (К+)2(НСОэ)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, 508.
А/г = 100,11;
d= 2M ;
к, = 33,3(го), 68,3™
1. 2КНСОз = К 2СО 3 + СОг + н 20
2. КНСОз(разб.) + 6Н20 = [К(Н 20)б]+ + НСОз,
3.
34
НСОз +
Н2СОз + ОН"; рКа = 7,63.
КНСОз + НС1(разб.) = КС1 + C 0 2t + Н 20 .
(100—400° С).
4.
5.
6.
7.
КНСОз + КОН(конц.) = КтСОз + НзО.
6К Н С 0 3(конц.) + ЗСЬ = КСЮз + 5КС14 + 6C 02t + ЗН20 .
КНСОз + S 0 2 = KHSO 3 + C 0 2t .
4КНСОз + 2CuS0 4 = Си2СОз(ОН)24 + 2K2S0 4 + 3C02t + НгО
(кип).
52. KNOs — 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. 47п , 493’|7, 3047 '.
А/, = 101,10;
d = 2,109;
tm = 334,5° С;
*, = 31,6(J0), 168,8(М).
1.
2.
3.
4.
2KN0 3 = 2KN0 2 + 0 2
(400—520° С).
КЫОз(разб.) + 6Н20 = [К(НгО)бГ + N05
(pH 7).
КЫОз(насыщ) + (1-2)НЫОз (конц.) = KNO 3 • ( 1- 2)HN 03 4
(коми.).
KNOs + 2H°(Zn, разб. НС1) = K N 0 2 + Н 20 ,
КЫОз + 8Н°(А1, конц. КОН) = NH3t + 2НгО + КОН
(кип ).
5. 2KN0 3 + (NH 4)2S 0 4 = K 2S0 4 + 2N20 + 4НгО
(230—300° С).
6. КЫОз + H2S04(kohu.) = НЫОзТ + KHS04
(вак.)
7. 2KNO 3 + ЗС(графит) + S = N 2 + ЗС0 2 + K2S (сгорание «черного пороха»).
8. 6KNO 3 + 10А1 = 6КАЮ 2 + 2АЬ0з + 3N2
(400° С).
9. KNO 3 + Pb = K N 0 2 + РЬО
(350—400° С),
КЫОз(конц.) + РЬ(губка) + Н20 = K N 0 2 + Pb(OH)2i.
10. ЗКЫОз + 2КОН + Fe = K 2Fe0 4 + 3KN0 2 + H20
(400-^20° С).
53.
K2SO, — 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. 477,49 4,541’3'4, 572, 60*. 427'.
М, = 174,26;
d = 2,662;
tm = 1074° С;
г,ип > 2000° С;
*, = 11,1(М>, 21,4т .
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
K 2S0 4(pa36.) + 12Н20 = 2[К(Н20)«]+ + SO?KaSO^T, + H 2S 0 4( kohu.) = 2KHS04.
K 2S0 4 + SO3 = k 2s 2o 7.
K 2S 0 4 + BaX2 = BaS04i + 2KX
K 2S 0 4 + BaS20 6 = K 2S20 6 + BaS044.
K 2S0 4 + 4H 2 = K 2S+ 4H20
K 2S 0 4 + 4C(kokc) = K2S + 4CO
K 2S 0 4 + Ca(OH)2 + 2CO = K(HCOO) + CaS0 4
2K(HCOO) + 0 2 = К 2СОз + C 0 2 + H20
(pH 7).
(X = СГ, OH").
(600° С, кат. Fe20 3).
(900° C).
(200° C,p),
(700° C).
35
54.
KHS04 — ГИДРОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Меркаллит. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет
полного протолиза иона HSO 4 .Кристаллогидратов не образует. Нейтрализу­
ется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 4 9 ,5 3 , 57 .
М ,= 136,17;
1.
d = 2,322;
^ = 218,6°С;
А:, = 51,4<20), 121,6<100).
3.
4.
5.
6.
7.
2KHSQ« = K 2SO4 + H 2SO4
(240° С).
2KHS0 4 = K 2S2O7 + Н20
(320—340° С).
KHSO 4 (конц.) + 6Н20 = [К(Н20)б]+ + HSOi,HSOi-+ НЮ = SO} + НэО+
(разбавление водой).
KHSO 4 + КОН (конц.) = K 2SO4 + Н20 .
KHSO4 + КС1 = K2SO4 + НС1
(450—700° С).
KHSO4 + Н 2О 2 (конц.) = KHS0 3(0 2) + Н20
(0°С).
2KHSO 4 + ТЮ 2 = Ti(S04)0 + K 2SO4 + H 2O
(300° С).
6 KHSO 4 + M j0 3 = M 2(S0 4 )3 + 3 K 2SO4 + ЗН 2О (300—500° С; М = А1, Сг).
8.
2KHSO 4 (насыщ.)
55.
KF — ФТОРИД КАЛИЯ
2.
элеГ1ролиз > н 2Т (катод) + K2S206(02) (анод) (0—7° С).
Кароббиит. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Получение см. 438, 496, 507, 561'7.
Мт= 58,10;
d = 2,48;
tm = 857° С;
к, = 94,2(20), 150,1<8о).
1 . KF 2НгО = KF + 2НгО
2. KF (разб.) + 6Н20 = [К(Н20)б}+ + Г ,
F" + Н20 т = ± HF + ОН"; рКо “ 10,82.
3. KF + HF (конц.) = K(HF 2),
KF + лНР(Ж) = KF nH Fi, точнее K[F(HF)„]
4. 2KF + H 2SO4 (конц.) = K 2SO4 + 2H Ft
5. KF + LiOH (насыщ.) = КОН + LiF-i.
6. 2KF (конц.) + H 2[SiF6] = K2[SiF6]4. + 2HF.
7. KF + S02(*) = KSO2F.
8.
KF(„)
(350° C).
(n = 1 + 4).
(кип.).
ЗПеКТР°ЛИЗ> 2 K i (катод) + F2t (анод).
56. K(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД КАЛИЯ
Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при
дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион час­
тично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристал­
36
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтра­
лизуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553.
А/г = 78,10;
d= 2,37;
tm = 238,7° С;
к, = 39,2(го), 114(80).
1. K(HF2) = KF + HF
(310—400° С).
2. K(HF2) (разб.) + 6 Н2О = [K(H2OW+ + H Ff ,
HFj
HF + F", HF + H20
F" + H 30 +; рК, = 3,18.
3. 2K(HF2) + H 2S0 4 (конц.) = K 2S0 4 + 4H F t
(кип).
4. K(HF2) + КОН (конц.) = 2KF + H 20.
5. K(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = КОН + НгО + CaF 24.
6. K(HF2) + H 2S 0 4 + 2S0 3 = 2HSO3F + K HS0 4
(коми., в олеуме).
7.
K(HF2)(m> ■мектРолиэ> н 2Т (катод) + F2t (анод) + KF.
57. КCl — ХЛОРИД
КАЛИЯ
Снльвин. Белый, плавится и кнпит без разложения. Умеренно растворяется в
воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в
концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый вос­
становитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть {наравне с
NaCl) природных залежей сильвинита. Получение см. 43г'®, 493'20, 5(Г, 534.
М, = 74,55; d= 1,984; и = 770° С; /„„ = 1430° С; к, = 34,4(20), 51,1т .
1. КС 1 (разб.) + 6НiO = [К(Н 20)бГ + СГ
(pH 7).
2. 2KC1<T) + H 2S 0 4 (конц.) = K 2S 0 4 + 2HClt
(кип).
3. КС1 + KHS0 4 = K 2S 0 4 + НС1
(450—700° С).
4. 10КС1(Т) + 8H2S 0 4 (конц., гор.) + гК М п О ^ = 5Cl2t + 2MnS0 4 + 6K 2S 0 4 +
+ 8Н20.
5. КС1 (конц.) + ЫаСЮ4 (насыщ.) = КСЮ44 + NaCl
(10° С).
6.
2КС1(Ж) — —
7.
2КС1 + 2Н20
> 2К (катод) + Cl2t (анод).
H2t (катод) + С12Т (анод) + 2КОН,
2КС1(Р) ~(нТйХ!,да)> 2К (катод) + Cl2t (анод).
8.
КС1 + ЗН20 —-1да^ОПИЗ> 3H2t (катод) + КСЮз (анод)
[40—60° С].
58. КВт — БРОМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бро­
моводородной кислоте. Восстановитель. Получение см. 43®, 594, 5121.
МТ=119,00; d = 2,75; и = 734°С; к, = 65,$щ ,94,6т .
1
КВг (разб.) + 6Н20 = [К(Н 20)бГ + Вг
(pH 7).
37
2.
3.
4.
5.
2КВг(Т) + H 2SO4 (10—50%-я, хол.) = K2SO« + 2НВг,
2КВг(т) + 3H 2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO« + Br2t + S 0 2t + 2НгО.
2КВг + С12 = 2КС1 + Br2t
(кип.).
5KBr + 3H 2SO4 (разб.) + КВЮз = 3Br2 + 3K 2SO4 + ЗНгО,
2KBr + 2H 2SO4 (конц.) + МпОг = Br2 + K2SO* + MnSO< + 2Н20
(кип.).
КВг + ЗН20 (гор.)
элоггр° — > 3H2t (катод) + КВЮз (анод).
59. KI — ИОДИД КАЛИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза
нет). Кристаллогидратов не образует. Типичный восстановитель. Водный рас­
твор К1 химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение
см. 43е, 4921, 5254,5.
М, = 166,00;
d - 3,115;
tm = 681° С;
ks = 144,5<М), 190,7(eo).
1. К1 (разб.) + 6Н20 = [К(НгО)б]+ + Г
2. 8К1(Т) + 9H 2SO4 (конц.) = 4I2i + H2S t + 4Н20 + 8KHSO4
(pH 7).
(30—50° С).
3.
К1 + 2Н20 + 0 2 — 1—►4КОН + 124>+ К[Щ)2]
(коми., насвету)
4К1 + 4НС1 (разб.) + 0 2 = 2124- + 4КС1 + 2Н20
(коми., насвету)
4. 2К1 + Е2 = 2КЕ + I2i
(Е = С1, Вг).
5. KI + ЗН20 + ЗС1г(г) = НЮз + КС1 + 5НС1,
KI (конц.) + 6К.ОН (конц.) + ЗС1г(Г) = КЮз4- + 6К.С1 + ЗН20 .
6. К1(Р) + 12 = К[1(1)2](р) (желт.).
7. 10KI + 8 H 2SO4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5 h i + 2MnSC>4 + 8Н20 + 6 K 2SO 4,
6К1 + 7 H 2SO4 (разб.) + К 2Сг20 7 = Cr2(S04)3 + 3124- + 7Н20 + 4K2S 04.
8. 2К 1 + H 2SO4 (разб.) + Н 2О 2 = h i + K 2SO4 + 2Н20 ,
2К1 + 2H 2SO4 (разб.) + 2KN02 = 2K2S04 + h i + 2NOt + 2H20 .
9. 2KI + Fe2(S04)3 = h i + 2FeSC>4 + K 2SO4
(в разб. H 2S 04).
10. 2KI + 2CuS 0 4 + K 2SO3 + H20 = 2C uli + 2K2S0 4 + H 2SO4
(в темноте).
11. KI + 3H20
злектр°лю> 3H2t (катод) + КЮз (анод).
60. K jS- СУЛЬФИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош­
кообразный K2S пирофорен в сухом аоздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии
окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами.
Типичный восстановитель. Получение см. 439, 53' .
Мг = 110,26;
1.
2.
38
d = 1,74;
K2S 5Н20 = K2S + 5H20
K2S (разб.) + 12H20 = 2[K(H20)*]+ + S2',
S2- + Н 2О г= ± HS“ + OH'; pKo = 1,09.
u = 912°C.
(150° С).
3.
4.
K2S + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + H 2St.
K2S + 3H2S 0 4 (конц.) = 2KHSO« + S 02t + S i + 2H20 .
5. K 2S(p> ° 2
T* S (коллоид)'
K 2SO,S.
6.
K 2S(T) + 2 0 2 = K 2S 0 4
7. K 2S(p, + (n - 1)S = K 2(S,)
K 2S + S = K2(S2)
K 2S + 2S = K^Sj)
K2S + 3S = KKS4)
K 2S + 4S = K 2(S5)
8. K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS.
61.
(выше 500° С),
[кип.],
[500° С],
[кип. в этаноле],
[250—300° С],
[175—220° С].
KtfS,) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2-) КАЛИЯ
Смесь Кг(Б„) (и = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску. Все K 2(S«) — весьма твер­
дые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Терми­
ческая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо растворяются в
воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K 2S; раствор имеет
желтую окраску. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают
окислительным действием. Получение смеси K 2(S«) см. 6057, индивидуальных
M S ,) (л = 2 + 5) — 607, K^S*) — 617.1234567
K 2(S2): Mt = 142,33;
d= 1,973;
tm = 520° C.
K 2(S3): Mr = 174,39;
d= 2, 102;
= 2920 C.
K 2(S4): Mr - 206,46;
159° C.
K 2(Sj): Mr = 238,53;
d= 2,128;
= 2 ll°C .
K 2(S*). M r - 270,59;
d = 2,02;
tM = 196° C.
1. M S») = K2S + (n - 1)S
2. M S .) [разб.] + 12НгО = 2[К(Н20)*]+ + S7' ,
S7- + Н20 j = ± НБЛ+ ОН’; рК0 = 7,70 (л = 4), 8,30 (л = 5).
3. K 2(S„) + 2HCI (разб.) = 2КС1 + H2S t + (л - \)S i
M S ,) + 2НС1 (конц.) = 2КС1 + H 2S,
4. 2K2(S„) + 2НгО (хол.) + 0 2 = лБ (коллоид) + 4КОН
2K2(S„) [насыщ., гор.] + 3 0 2 = 2К2Б03Б + (2л - 4)Sl.
5. M S .) + НгО + S 0 2 = K 2S 0 3S + H2S t + (я - 2)S4
6. K 2(S,) + SnS2 = K 2[SnS3] + (л - I)Si,
3K 2(S„) + As2S3 = 2K3[AsS4]+ (Зл - 5)Sl.
7. K 2(S3) + S = K 2(S*)
(выше 600° С).
(коми ),
(-15° С).
(на свету),
(коми.).
[120— 180° С].
62. KNH2 — АМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На
воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Мало растворяется а
39
жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см.
43 |2, 44*. 457.
М, = 55,12;
tm = 338° С.
6KNH 2 = 6К + 4NH 3 + N 2
KNH 2 + 2НгО (хол.) = КОН + NH 3 Н 20 ,
KNH 2 + Н20 (гор.) = КОН + NH 3t.
KNH 2 + 2HCI (разб.) = KCI + NH 4CI.
2KNH 2 + 2H N 0 3 = KN 3 + KNO 3 + 3H20
KNH 2 + С (кокс) = KCN + Н 2
KNH 2 + NH 4C1 = 2NH 3 + KCI
1.
2.
3.
4.
5.
6.
(600—700° С).
(кип.).
(500—600° С).
(-40° С, в жидк. NH 3).
РУБИ ДИ Й
63. Rb — РУБИДИЙ
Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окра­
шен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH 3 (темно­
синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; силь­
нейший восстановитель. Энергично реагирует с Ог воздуха, водой (идет вос­
пламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами,
неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо
сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью
образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.
Получение см. 641, 651, 694, 737'*.
М, = 85,468; d(r) = 1,532; фж) = 1,472<40); tm = 39,3° С; Um = 696° С.
1.
2Rb + 2Н20 = 2RbOH + H2t.
2Rb + 2HCI (разб.) = 2RbCI + H 2t.
3. 8Rb + 6H 2S0 4 (разб., хол.) = 4Rb 2S0 4 + S 0 2 + S4- + 6H20 (примесь H 2S).
4. 21 Rb + 26HN03 (разб., хол.) = 21 R bN0 3 + N O t + N2O t + N 2t + I3H 20 .
5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb20 + H 2
(400° C).
6 . 2Rb + H 2 = 2RbH
(300—350° C, p).
7. Rb + 0 2 (воздух) = R b0 2
(сгорание),
8 . 4Rb + 0 2 = 2Rb20
(на холоду),
O2, t
Rb
— > Rb20 24R b024(-50° С, в жидк. NH 3).
9. 4Rb + 0 2 + 2H20 = 4RbOH
(коми.).
10 2Rb + E2 = 2RbE
(коми.; Е = F, Cl, Br, I).
П. 2Rb + S = Rb2S
(100— 130° С),
12. 2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHSi + H2t
(в бензоле).
13. 2Rb + 2NH3(r) = 2RbNH 2 + H 2
(40—60° С).
14. Rb + 6ЫНз(Ж) = [Rb(NH3)6] (т.-син.)
[-40° С],
2.
.
40
[Rb(NH 3)6] + n N H * * * ^ Rb(NH3)*]+ + e • nNHj.
15. 4Rb + 3Si0 2 = RbjSiOj + Si
64.
(выше 300° C).
RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н 2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам­
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 634.
М, = 86,48;
d = 2,59;
2RbH = 2Rb + Н 2
RbH + Н20 = RbOH + H 2t.
3. RbH + HC1 (разб.) = RbCl + H 2t.
4. 2RbH + 0 2 = 2RbOH
5. RbH + Cl2 = RbCl + HC1
2RbH + 2S = Rb2S + H2S
6. RbH + NHj(r) = RbNH 2 + H 2
1.
2.
tm * 400° С(р).
(выше 200° C).
(выше 200° C).
(400° C),
(300—350° C).
(300° C).
65. НЬгО — ОКСИД РУБИДИЯ
Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме.
Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом возду­
хе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется
сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиа­
ком. Получение см. 63 , 671, 701.
Мг = 186,94;
d = 3,72;
г™= 505° С (р).
1.
2.
3.
4.
2RbjO = Rb 20 2 + 2Rb
v
(400—550е С)
Rb20 + Н20 = 2RbOH.
Rb20 + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H A
Rb20 + C 0 2 (влажн.) = Rb 2COj, Rb20 + НгО + 2СОг = 2RbHCOj (коми ).
5.
Rb20 + NHW — I—►RbNH24 + RbOH
(-50° C)
66. Rb20 2 — ПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Белый (с примесью R b0 2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без
разложения. Чрезвычайно чувствителен к 0 2 и С 0 2 воздуха. Имеет ионное
строение (Rb +)2 (Oj~). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 63е, 671.
Мг = 202,93;
= 3,80; Ли = 570° С; Л™ = 1010° С (разл.).
1. 2Rb20 2 = 2Rb20 + 0 2
2. Rb 20 2 + 2Н20 = 2RbOH + Н 20 2
2R bA 2 + 2Н20 (гор.) = 4RbOH + 0 2t .
3. R b A j + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbC1 + Н 20 2,
(выше 1010° С).
(0° С),
41
4.
5.
6.
2Rb20 2 + 2H 2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2S04 + 2Н20 + 0 2t.
Rb202 + 0 2 (воздух) = 2Rb02
(коми.).
2Rb20 2 + 2C02 = 2Rb2COj + 0 2, Rb20 2 + CO = Rb2COj
(коми.).
5R b:02 + 8H2S04 (разб.) + 2RbMn04 = 5 0 2t + 2MnS04 + 6Rb2S04 + 8H20 .
6 7 .R b 0 2 — НАДПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным
давлением 0 2. Имеет ионное строение (Rb+) (O j), Энергично реагирует с
водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень
сильный окислитель. Получение см. 63 694.
М г = П 7,47;
400^ 00°g > Rb20 2
d = 3,06;
1.
R b0j
»ьшгс|010.с
2.
2Rb02 = Rb20 2 + 0 2
2Rb02 + H20 = RbOH + RbHO^) + 0 2T
tm = 540° С (р).689
Rb20
2RbH02(p) — I—> 2RbOH + 0 2t
4R b02 + 2H20 (гор.) = 4RbOH + 3 0 2t .
2Rb02 + 2HC1 (разб., хол.) = 2RbCl + H20 2 + 0 2t.
2Rb02 + 2H2S04 (безводн.) —2RbHS04 + O3T + H20
4Rb02 + 2C02 (влажн.) = 2Rb2C 0 3 + 302
2Rb02 + CO = Rb2C 0 3 + 0 2
7. ЯЬОг + O 3 —Rb 03 + O 2
8. 2Rb02 + 2NH3 —
>2RbOH + N2 + 2H 1O
3.
4.
5.
6.
(290° С, вак.).
(0° C),
(коми.).
(коми.).
(коми.),
(30—40° С).
(коми.).
(коми.).
68. НЬОэ — ОЗОН ИД РУБИДИЯ
Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КОз, разлагается при нагревании.
Имеет ионное строение (Rb+) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами,
серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 677, 694.
Л/г = 133,47;
d = 2,75.
1. 2Rb03 = 2Rb02 + 0 2
(60—90° С).
2. 4Rb03 + 2Н20 = 4RbOH + 5 0 2t
(примесь радикалов ОН0).
3. 4RbOj + 4НС1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5 0 2t + 2Н20,
2Rb03 + 4НС1 (разб., гор.) = 2RbCl + Cl2t + 202Т + 2Н20 .
4. 4RbOj + Н20 (влага) + ЗС02 = Rb2C 0 3 + 2RbHC03 + 5 0 2
(коми).
5. 6RbO} + 5S = Rb2S04 + 2Rb2S20 2
(40—50° С).
6. R b 0 3 + NH 3(,) 4= ? N H 403 + RbNH2
(-50° С).
69. RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при силь­
ном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, созда42
ет сильнощелочную среду. Проявляет свойства оенбвных гидроксидов (отно­
сится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксида­
ми, кислородом, озоном. Получение см. 631'67*9, 672,3, 7 0 ,7 2 .
М, = 102,48;
d = 3,203;
= 382° С;
к,= \ 79(|5), 282<47).
1. RbOH 2HjO = RbOH H jO + H jO
RbOH Н 2О = RbOH + Н 2О
2. RbOH (разб.) + 6Н 2О = [Rb(HiO)6]+ + ОН’.
3. RbOH + НС1 (разб.) = RbCl + Н 2О.
2RbOH + H 2SO4 (разб.) = Rb 2S0 4 + Н 2О,
RbOH + HNO 3 (разб.) = RbNOj + Н 2О.
4. 4RbOH(*> + 3 0 2 = 4Rb0 2 + 2HzO
4RbOH + 40з = 4RbOs + 0 2 + 2H20
5. 2RbOH (конц.) + CO 2 = Rb 2C0 3 + H 20.
6.
RbOH(,)
(47—54° С, вак ),
(300° С, в токе Н2).
(450° C),
(20° C).
3J?np<y"3> 4Rb (катод) + 0 2t (анод) + 2НгО.
70. RbjC03 — КАРБОНАТ РУБИДИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным дав­
лением С 0 2. Чувствителен к влаге и С 0 2 воздуха. Очень хорошо растворяется
в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разла­
гается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 67<9, 69 .
Mr = 230,94;
tm = 873° С (р)\
к, = 223(И>), 301,1(50).
1. Rb2C03 = Rb 20 + С 0 2
(выше 900° С, вак.).
2. Rb 2C 0 3 1,5НгО = RbiCOs + 1.бИзО
(выше 190° С)
3. Rb 2C 0 3 (разб.) + I 2H2O = 2[Rb(H20)*]+ + СО^',
С 0 2'+ Н 20 1= ± HCOi + ОН'; ?Ко = 3,67.
4. Rb 20 O3 + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + C 0 2t + Н 2О.
5. Rb 2C 0 3 + 2HCIO4 (конц., хол.) = 2RbCK>4i + C 0 2t + Н 2О.
6.
Rb 2C03 + H20 + C 0 2< = = = = = > 2RbHC03.
170—180* C
7. Rb 2C 0 3 + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2RbOH + CaCOsi.
71. RbN03 — НИТРАТ РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Крис­
таллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе
восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 634, 69 .
= 147,47;
d= 3,11;
1. 2RbN03 = 2RbN0 2 + 0 2
tluI = 313°C;
k, = 53,S ^ , 309(Ю).
(540—880° C).
43
2. RbNOj (разб.) + 6H20 = [Rb(HjO)*]+ + N 05
(Рн 7>3. RbNOj (насыщ.) + (1 - 2) НЫОз (конц.) = RbNOj (1 - 2 ) H N O ji (коми.).
4. RbNOj + 2H°(Zn, разб. НС1) = RbNOj +H20
(коми ),
RbNOj + 8Н° (Zn, конц. NaOH) = NHyt + 2H20 + RbOH
(кип.).
5. 2RbN0j + (NH 4)2SO< = Rb 2S0 4 + 2N20 + 4H20
(300—350° C).
6. RbNOj + Pb = RbNOj + PbO
(400° C).
72.
— СУЛЬФАТ РУБИДИЯ
Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде
(гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена.
Получение см. 633, 732,3, 74*.
М, = 267,00; d = 3,613; 1™= 1066° С; <„„«1700° С; к, = 48,2<20), 75,0<80).
1. Rb 2S 0 4 (разб.) + 12HjO = 2[Rb(H20)t]+ + SO^'
(pH 7).
2. Rb 2S 0 4 + H 2S 0 4 (конц.) = 2RbHS04.
3. Rb 2S 0 4 + BaX2 = BaS04-t + 2RbX
(X = СГ, OH").
4. Rb 2S 0 4 + A12(S0 4)3 + 24H20 = 2{RbAl(S04)2 • 12H20}4 (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-'0. 693, 704, 723.
М, = 120,92;
d = 2,76;
tm = 718° С;
= 1395° С,
к, = 91,1<20), 127,2<80).
1. RbCl (разб.) + 6Н20 = [Rb(H20)t]+ + СГ
(pH 7).
2. 2RbCl(T) + H 2S0 4 (конц.) = Rb 2S0 4 + 2HClt
(кип.).
3. RbCl + RbHS0 4 = Rb 2S0 4 + HC1
(500—600° C).
4. 10RbCl(T) + 8H2S 0 4 (конц., гор.) + гКМпО^т) = 5Cl2t + 2MnS0 4 +
+ 5Rb2S0 4 + K 2S 0 4 + 8H 20 .
5. 2RbCl + H 2[SnCl«] —Rb2[SnCU]4" + 2HC1
(в этаноле).
6. 2RbCl + H 2[PtCl«] = RbrfPtCUji + 2HC1
(в разб. HC1).
7.
2RbCl(X)
8.
2RbCl + 2H20
2RbC,*>
3iieripo™3-» 2Rb (катод) + Cl2t (анод).
элегф°лиз> H2t (катод) + Cl2t (анод) + 2RbOH,
2Rb
+^
<*ноД).
74. НЬгБ — 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. 63м, 643.
Мг = 203,00;
<*=2,912;
tm = 530° С.
1. Rb2S 4Н20 = Rb2S + 4Н20
2. Rb2S (разб.) + 12Н20 = 2[Rb(H20)t]+ + S2',
S2" + H 2O j = * HS~ + ОН'; рК„ = 1,09.
3. Rb2S + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + H 2St.
4. Rb2S + 3H2S0 4 (конц.) = 2RbHS0 4 + S 02t + S i + 2НгО.
5.
Rb 2S(p)
S (коллоид), Rb 2(S,), Rb 2SOjS.
6.
Rb 2S(T) + 2 0 2 = Rb 2S 0 4
7. Rb 2S(p, + (n - l)S = Rb 2(S«)
8. Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS.
Ц Е ЗИ Й .
75.
(200° С, вак ).
(выше 500° C).
(кип., n = 2, 3, 5).
Ф РАЦЦИЙ
С»— 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, 81*. 85*.
Мг = 132,905;
<*« = 1.873;
<*,«>= 1,841(W);
tm = 28,7° С;
= 667,6° С.
1. 2Cs + 2Н20 = 2CsOH + H 2t.
2. 2Cs + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H 2t .
3. 8Cs + 6H 2S0 4 (разб., хол.) = 4Cs2S0 4 + S0 2 + S4 + 6H20
(примесь H 2S),
21Cs + 26HNO 3 (разб., хол.) = 21CsN0 3 + N O t + N2O t + N2t + 13НгО.
4. 2Cs + 2CsOH = 2Cs20 + H2t
(300—350° C).
5. 2Cs + H 2 = 2CsH
(300—350° C, p).
6. Cs + 0 2 (воздух) = C s0 2
(сгорание).
7. 4Cs + 0 2 = 2Cs20
(на холоду),
Cs — ^ C S20 2i
Cs0 24
(-50° С, в жидк. NH 3).
8. 4Cs + 0 2 + 2HzO = 4CsOH.
9. 2Cs + E2 = 2CsE
(коми.; Е = F, Cl, Br, I).
45
10. 2Cs + S = Cs:S
11. 2Cs + 2H 2S (насыщ.) = 2CsHS4- + H2t
12. 2Cs + 2NHj(r) = 2CsNH2 + H 2
13. Cs + 6NHj(*) = [Cs(NH3)t] (т.-син.)
(100—130° C).
(в бензоле).
(30-45° C).
[-40° C],
[Cs(NH3)*] + hNH 3<m)<-=» [Cs(NH3)6]+ + e ■/1NH 3.
14. 4Cs + 3Si0 2 = 2Cs2SiOj + Si
(выше 300° C).
76.
C*H — ГИДРИД ЦЕЗИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н 2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам­
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 75 .
Л/г =133,91;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
</=3,41;
/ „ * 400° C (p).
(выше 200° C).
2CsH = 2Cs + Н 2
CsH + Н20 = CsOH + H 2t .
CsH + HC1 (разб.) = CsCl + H 2t .
2CsH + 0 2 = 2CsOH
CsH + Cl2 = CsCl + HC1
2CsH + 2S = Cs2S + H2S
CsH + NHj(r) = CsNH 2 + H 2
(выше 200° C).
(400° C),
(300—350° C).
(350° C).
77. СюО — ОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем
черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устой­
чив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагиру­
ет с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными
оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791.
Л/, = 281,81;
1.
2.
</=4,68;
tm, * 490° С (р).
3.
4.
2Cs20 —Cs20 2 + 2Cs
(300—500° C).
Cs20 + H20 = 2CsOH.
Cs20 + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + НгО.
Cs£> + C 0 2 (влажн.) = Cs2C 0 3, Cs20 + H20 + 2C 0 2 = 2CsHC0 3
(коми.).
5.
Cs20 + NHj(.j — — * C sNH 24- + CsOH
(-50° C).
78. С*202 — ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Белый (с примесью C s0 2— желтый). Термически устойчивый, при сильном
нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к 0 2 воздуха,
поглощает влагу и С 0 2. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 757, 791.
Л/г = 297,81;
46
</ = 4,74;
= 594° С.
(640—980° Q .
1. 2CS2O2 ~ 2CS2O + O2
(0° С).
2. CS2O2 + 2НгО = 2CsOH + H 2O2
2CS2O 2 + 2H 2O (гор.) = 4CsOH + 0 2t .
3. CS2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H 2O 2.
4. 2CS2O 2 + 2H 2SO4 (разб., гор.) = 2Cs2S04 + 2H 2O + 0 2t.
5. CS2O 2 + O 2 (воздух) = 2Cs02
(k o m h ).
6. 2CS2O 2 + 2C 0 2 = 2CS2CO3 + O 2, CS2O 2 + CO = CS2CO3
(коми ).
7. 5CS2O 2 + 8H 2SO4 (разб.) + 2CsMn0 4 = 502T + 2MnS04 + 6CS2SO4 + 8H 2O.
79. СЮ2— НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под
избыточным давлением Ог. Имеет ионное строение (Cs+) (O j). Энергично
реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком.
Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 8 I4.
М, = 164,90;
</=3,80;
tm, = 515° С (р).
1.
C s0 2 -« fcЧц
g E S ...» CS2O2
+ CS2О.
Ч »1
2. 2Cs0 2 + Н2О = CsOH + СзНОзф) + 0 2t
2CSHO20.) — — ►2CsOH + 0 2t
3. 4Cs0 2 + 2НзО (гор.) = 4CsOH + 3 0 2t .
4. 2Cs0 2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H 2O2 + 0 2t.
5. 2Cs0 2 + 2H 2SO4 (безводн.) = 2CsHS04 + 0 3t + H2O
6. C s0 2 + Оз = СаОз + 0 2
7. 2Cs0 2 + 2NH 3 — S—►2CsOH + N 2 + 2НзО
8. 4C s02 + 2CO2 (влажн.) = 2С$гСОз + ЗОг
2Cs02 + CO = CS2CO3 + O 2
(0° C),
(коми.).
(коми.).
(коми).
(коми.).
(коми.).
(30—40° С).
80. С*Оз — ОЗОНИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный. Более устойчив, чем КОз и ЯЬОз, разлагается при умерен­
ном нагревании. Имеет ионное строение (Cs*) (Oj). Энергично реагирует с
водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 796, 81 *.
М, = 180,90;
</=3,19.
1. 2Cs03 = 2Cs0 2 + О 2
(70—100° С)
2. 4Cs03 + 2HiO = 4CsOH + SOjt
(следы радикалов ОН0).
3. 4СзОз + 4НС1 (разб., хол.) = 4CsCl + 50гТ + 2Н 2О,
2Cs03 + 4HCI (разб., гор.) = 2CsCI + Cl2t + 202t + 2Н 2О.
4. 4CSO3 + H 2O (влага) + 3C 02 = CsjCOj + 2CsHC03 + 502
(коми.)
5. 6СаОз + 5S = CS2SO4 + 2CS2S2O7
(30—40° С).
6. CsOs + 2NHj<«)<r=+ NH 4O 3 + C sNH2
(-50° С).
47
81. СЮН — ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, летучий. Хорошо растворим в воде с сильным
экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет оснбвные свойства
(относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными
оксидами, кислородом, озоном. Получение см. 751'®,*772, 82 , 8 4 ,8 5 .
М г = 149,91;
d = 3,675 (кр.);
tm = 346° С;
к, = 385,6<IS), 303<30).
1. CsOH Н20 = CsOH + НгО
2. CsOH (разб.) + 6Н 2О = [С5(НгО)«Г + ОН’.
3. CsOH + НС1 (разб.) = CsCl + Н 2О,
2CsOH + H 2SO4 (разб.) = CS2SO4 + 2Н 2О,
CsOH + HNO 3 (разб.) = CsNOj + Н 2О.
4. 4CsOH(X) + ЗО2 = 4Cs0 2 + 2H20
4CsOH + 4 0 3 = 4Cs0 3 + O 2 + 2H20
5. 2CsOH (конц.) + C O 2 = CS2C O 3 + H 20 .
6.
4CsOH(*>
(300° С, в токе Н2).
.
(400° С),
(20° С).
злеггролиз> 4Cs (катод) + 0 2t (анод) + 2НгО.
82. CS2CO3— КАРБОНАТ ЦЕЗИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением
С 0 2. Чувствителен к влаге и С 0 2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается
кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 774, 8 Is.
М, = 325,82;
tm = 793° С (р),
к, = 308,3(20), 347(40).
1. Cs2C 0 3 = Cs20 + СОг
2. CS2CO 3 3.5 Н 20 = CS2CO3 + 3,5Н20
3. CS2CO 3 (разб.) + 12НгО = 2[Cs(H 2OW+ + С О ^,
(620— 1000° С, вак.).
(150—160° С).
C O f + НгО < = » НСОз + ОН'; рК0 = 3,67.
4. CS2CO 3 + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + C 0 2t + Н 20 .
5. CS2CO3 (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц., хол.) = 2CsC 104^ + C 0 2T + Н 20.
6.
CS2CO3 + Н 2О + С 0 2< ^ С —1" 2CsHC03.
7.
CS2CO 3 + Са(ОН)г (насыщ.) = 2CsOH + СаСОз-t.
170—180” С
83. CsNOs — НИТРАТ ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде с эж)о-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогид­
ратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанав­
ливается только атомным водородом. Получение см. 75J, 813.
М, = 194,91;
48
d= 3,685;
tm = 414° С;
ks = 23,0(20), 134(80).
(585—850° C).
2CsNOj = 2CsN0 2 + 0 2
(pH 7).
CsNOj (разб.) + 6НгО = [Cs(H20)e]+ + NO 3
(коми.),
CsNOj (насыщ.) + (I - 2)HNOj (конц.) = CsNOj • (l - 2)HNOjl
(коми.),
CsNOj + 2H°(Zn, разб. HC1) = C sN0 2 + HjO
(кип).
CsNOj + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NHjT + 2H20 + CsOH
(350° С).
5. 2CsNOj + (NH 4)2SO„ = Cs2S0 4 + 2N20 + 4H20
(400° С).
6. CsNOj + Pb = CsNOj + PbO
1.
2.
3.
4.
84.
Cc2S04 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ
Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро­
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Полу­
чение см. 75s, 813, 86*.
М, = 361,87;
d = 4,243;
/М=1019°С;
* ,= 178,7е*0*, 210,3е80*.
1.
2.
3.
4.
Cs2S 0 4 (разб.) + 12HjO = 2[Cs(H20 ) 6]+ + SOj"
(pH 7).
CsjSO^r) + H 2S0 4 (конц.) —2CsHS04.
Cs2S0 4 + BaX2 = BaS04i + 2CsX
(X = СГ, OH~)
Cs2S0 4 + A12(S04)j + 24H20 = 2{CsA1(S04)2 12H20 } i (квасцы).
85.
CsCl — ХЛОРИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в аоде (гидро­
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной
хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обме­
на. Получение см. 752'9, 813, 824, 843.
М, = 168,36;
d = 3,988;
и = 645° С;
(«л = 1302° С;
к, = 186,5(М), 25&щ .
1. CsCl (разб.) + 6Н20 = [Cs(H20)«]+ + СГ
(pH 7).
2. 2CsCl(T) + H 2S 0 4 (конц.) = Cs2S0 4 + 2HClt
(кип).
3. CsCl + CsHS0 4 = Cs2S0 4 + HC1
(550—700° C).
4. I0CsCI(t) + 8H 2S0 4 ( конц ., гор.) + 2KMnO«T) = 5Cl2t + 2MnS0 4 + K 2S0 4 +
+ 5Cs2S04 + 8HjO.
5. 2CsCl + H 2[SnCI«] = Cs2(SnCl«]4' + 2HCI
(в конц. HC1).
6. 3CsCI + 2H[SbCI4] = Csj{Sb2C I,ll + 2HCI
(в конц. HC1).
7. 2CsCl + H 2[PtCU] = CsJPtCU]! + 2HC1
(в разб. HC1).
8.
2CsCl(*) —^ т^олиз» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).
2CsCl + 2HjO
электролиз
H2t (катод) + Cl2t (анод) + 2CsOH,
2CeClw 7 ^ нГГГда) * 2Cs (катод>+ C,jt <анод>
49
86.
CsiS — СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ
Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен
в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону).
Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется Ог воздуха, присо­
единяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение
см. 7510, 76 .
Мг = 297,88.
1. CsiS • 4Н 2О = CsiS + 4НгО
2. CsjS (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(HjO)*]+ + S1",
(150° С, вак.).
S1' + H20,«=z? HS' + ОН"; pКо = 1,09.
3. CsiS + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + HjSt.
4. CsjS + 3H 2SO4 (конц.) = 2CsHSC>4+ S i + SOjT + 2H20 .
5.
CsiS<p) °* a g y 1 > S (коллоид), Cs2(S,), Cs2SOjS.
6. Cs2S<T) + 2O 2 = CS2SO4
7. CsjSo,) + (n - 1)S = Cs2(S.)
8. Cs2S + HiS (насыщ.) = 2CsHS.
87.
(выше 500° C).
[кип.].
Csj(S.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) ЦЕЗИЯ
Смесь Cs^S.) (л = 2, 3, 5, 6) имеет желто-бурую окраску. Все Cs2(S„) — весьма
твердые, плавятся без разложения, расплавы—темно-коричневые подвижные
жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо
растворяются в воде, в меньшей степени (по сравнению с Cs2S) гидролизуются
по аниону, раствор окрашен в темно-желтый цвет. Окисляются на воздухе,
разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение
см. 865,7.
Cs2(S2): Мг = 329,94;
= 460° С.
Cs2(S3): Mr =362,01;
/Ш
1 = 217°С.
Cs2(Ss): Mr =426,14;
Гщ, = 210°C.
Cs2(S6): Mr =458,21;
l«. = 185° C.
1.
2.
3.
4.
CS2(S„) —Cs2S + (л - 1)S
Cs2(S,) [разб.] + 12Н20 = 2[Cs(H20)6]+ +
(выше 600° C).
,
Sj- + H204= ± HS; + OH’; pX0 = 8,30 (л - 5).
Cs2(S.) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H 2ST + (л - l)S l
Csj(S,) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + HjS,
2Cs2(S,) + 2H20 (хол.) + O2 = 2лБ (коллоид) + 4CsOH
(коми),
(-15° C).
(на свету).
88. Fr — ФРАНЦИЙ
Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее дол­
гоживущий изотоп m Fr (период полураспада 22 мин). Самый реакционноспо­
50
собный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На
воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель, энергично
реагирует с водой и кислотами, выделяя Н 2. 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 FrCIO* и Fr 2[PtCU] методом соосаждения с
соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Мг = 223,020;
d = 2,3+ 2,5;
/„« = 21° С;
/„„ = 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, 95910, 96*.
А/, = 9,012;
d= 1,85;
tm = 1287° С;
/«„„ = 2507° С.
1. 2Ве + ЗН20 = Ве04- + Ве(ОН)24. + 2Н2Т
(кип.).
2. Be + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + Н 2Т,
ЗВе + 8 HNO 3 (разб., гор.) = 3Be(NOj)2 + 2N O f + 4Н20 .
3. Be + 2NaOH (конц.) + 2Н20 = Na 2{Be(OH)«] + H 2t ,
Be + 2NaOH = Na 2Be0 2 + H 2
(400—500° C).
4. 2Be + 0 2 = 2ВеО
(900° С, сгорание на воздухе).
5. Be + Е2 = ВеЕ2
(коми., Е = F; 250° С, Е = С1; 480° С, Е = Вг, I).
6. Be + S = BeS
(1150° С),
ЗВе + N 2 = Be2N 2
(700—900° С),
2Ве + С (графит) = ВегС
(1700— 1900° С, вак.).
7. Be + 4HF (конц.) = H ^ F J + Н 2Т.
8. ЗВе + 2NH 3 = BejN2 + ЗН2
(500—700° С).
9. Be + С 2Н 2 —ВеС2 + Н 2
(400—450° С).
10. Be + MgO = ВеО + Mg
(1075° С).
90. ВеО — ОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бромеллит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе 0 2 и
водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно ад­
сорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кон­
центрированными кислотами и щелочами, кислотными н оснбвнымн оксидаtM.
, У З , 94 .
51
Л/r = 25,01;
d= 3,015;
t„ = 2580° C;
/„„„ = 4260° C.
1. BeO + 2HC1 (конц.) = BeCI2 + H 20 ,
BeO + H 2SO4 (конц.) = BeS04'l' + H 20 .
2. BeO + 2NaOH (конц., гор.) + H20 = Na 2[Be(OH)4],
BeO + 2NaOH = Na 2Be0 2 + H20
3. BeO + 2Na20 = Na 4Be0 3
4. BeO + 2HF(r) = BeF2 + H20
BeO + 4HF (конц.) = H 2[BeF4] + H 20 .
5. BeO + 2NH 4(HF2) = (NH 4)2[BeF4] + H20
6. 2BeO + 2F 2 = 2BeF2 + 0 2
7. 2BeO + ЗС (графит) = Be2C + 2CO
8. BeO + С (графит) + Cl2 = BeCl2 + CO
9. 2BeO + CS2 = 2BeS + C 0 2
10. 2BeO + Si0 2 = Be2Si0 4
фенакит
11. BeO + AI20 3 = (BeAl2)04
хризоберилл
12. BeO + Mg = MgO + Be
(250—300° С).
(500° С).
(220° С),
(100—200° С),
(выше 400° С).
(1800— 1930° С).
(700—900° С).
(650—700° С).
(1500— 1600° С).
(1400° С).
(700—800° С).
91. Be(OH)2 — ГИДРОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бехоит. Белый, аморфный или кристаллический, при нагревании разлагается.
В кристаллическом виде малореакционноспособный. Не растворяется в воде.
Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует
с разбавленными кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Легко
образует фторо- и карбонатокомплексы. Поглощает С 0 2 из воздуха. Получе­
ние см. 89’, 9456, 9645.
Mr = 43,03;
d - 1,92.
1. Ве(ОН)2 = BeO + Н20
(200—800° С).
2. Ве(ОН)2(т) + 4Н 20 <1 = > [Ве(Н20 )4]2+ + 20Н ; рПР 25 = 21,10.
3.
4.
5.
6.
В е^ Щ зд + 4Н20 ^ ш * [Ве(ОН)4]2‘ + 2Н30 +; рПР 25 = 29,68.
Ве(ОН)2 + 2HCI (разб.) = ВеС12 Н-гНгО.
Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na 2[Be(OH)4],
Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na 2Be0 2 + 2Н20
(200—300° С).
2Ве(ОН)2 + С 0 2 = Ве2С 0 3(0Н)21 + Н 20.
Ве(ОН)2 + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н20 ,
Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H 2[BeF4] + 2Н20 .
92. ВсСОз — КАРБОНАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в
холодной воде. Не переводится в раствор действием С 0 2. Разлагается горячей
52
водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов
щелочных металлов и аммония. Получение см. 95 .
М, = 69,02.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
ВеСОз = ВеО + СО:
ВеСОз 4Н :0 = ВеСОз + 4Н20
2ВеСОз + Н20 (гор.) = Ве2СОз(ОН)24 + C 0 2t.
ВеСОз + 2НС! (разб.) = ВеС12 + C 0 2t + Н 20 .
ВеСОз + 4HF (конц.) = HJBeFJ + C 0 2t + Н 20.
ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Ыа2[Ве(ОН)ч] + № 2С0з
ВеСОз(т) + (NH 4)2C 0 3 (конц .) = (МН4)2[Ве(СОз)2](р).
(выше 180° С).
(100° С, вак.).
93. Ве(МОз)2 — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образова­
нием осадка оснбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гид­
ролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в
реакции обмена. Получение см. 892, 947.
М{ = 133,02;
к, - 106,б™, 177,8(40).
\ . 8Be(N03): = 2[Be4(N 0 3)60] + 4N 0 2 + 0 2
(125° С, вак.),
2Be(NC>3)2 = 2ВеО + 4N 0 2 + 0 2
(выше 1000° С).
2. 24[Be(N03)2 • 4Н20] = 6[Be4(N 0 3)eO) + 8HN0 3 + 4NO + 302 + 92Н20
(100° С).
3. ВеСЧОз): (разб.) + 4Н20 (хол.) = [Ве(Н20 )4]:+ + 2NOj
(в разб. HNO 3),
[Ве(Н20 )4]2+ + Н 20„Г=Г? [Ве(Н20)з(0Н)]+ + Н 30 +; рКх = 5,70,
3[Ве(Н20)з(0Н)]+< = ? [Вез(Н20)в(0Н)з]3+ + ЗН20.
4. Be(N0 3)2 + Н20 (хол.) = Be(N0 3)OH4. + H N 03.
5. Be(N0 3)2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)24- + 2NaN03,
Be(N03): + 4NaOH (конц.) = Na 2[Be(OH)4J + 2NaN03.
6. Be(N03)2 + 2(NH3 • НгО) [конц.] = Be(OH)2i + 2NH4N 0 3.
7. 3Be(N03): + 2Na2HTO4 (гор.) = Вез(Ю 4)24. + 4NaN0 3 + 2HN03.
8. Be(N0 3)2 + NH 4N 0 3 + Na 3P 0 4 = Be(NH4)P044- + 2NaN03.
94. BeS04— СУЛЬФАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не раство­
ряется в концентрированной серной кислоте. Реагирует с кипящей водой,
щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 901, 95*.
А/г= 105,07;
1.
BeS04 = ВеО + S 0 3
d - 2,443;
tm = 540° С;
*, = 39,1<20>, 67,2<80>
(547—600° С).
53
2.
3.
BeS04 4H20 = BeS04 + 4HjO
BeS04 (разб.) + 4H20 = [Be(H20 )4]2+ + SOj"
[Be(H20 )4]2+ +
(220—400° C).
(в разб. H 2S 04),
[Ве(Н20)з(0Н)]+ + H 30 +; pКш = 5,70,
ЗГВсСНгОМОН)]".^ [Всз(НгО)«(ОН)з]3+ + 3H20.
BeS0 4 + 2Н20 = Be2S0 4(0H )24 + H 2S0 4
BeS0 4 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)24. + Na 2S04,
BeS0 4 + 4NaOH (конц.) = Na 2[Bc(OH)4] + Na 2S04.
6. BcS0 4 + 2(NH 3 ■H 20 ) (коиц.] = Be(OH)2i + (NH 4) 2S04.
7. BcS04 + Ba(N0 3)2 = Be(N03)2 + BaS0 4i .
4.
5.
(кип).
95. BcF2 — ФТОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо рас­
творяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в кипящей воде и концент­
рированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фто­
ридами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электро­
литически. Получение см. 89s, 904’6, 981.
М, —47,01; d = 1,986; tm = 803°С;
= 1175°С; к, = 84,6(25).
1. BeF2 • Н20 = BeF2 + Н20
(140— 160° С, в токе HF).
2. BeF2 (разб.) + 4Н20 (хол.) = [Be(H20 )4]2+ + 2 F ,
[Ве(Н20 )4]2+ + Н 20<=г+ [Ве(Н20)з(0Н)]+ + Н 30 +; рК* = 5,70,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
[Ве(Н20 )4]2+ + F < = * [Be(H20 )3F]+ + Н 20 ; lgXy = 6,00.
BeF2 + 2Н20 = Be(OH)2i + 2H F t
(кип.).
BeF^r) + H 2S0 4 (конц.) = BeS04i + 2HFt.
BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2i + 2NaF,
BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na 2[Be(OH)4] + 2NaF.
BeF2 + 2(NH 3 H 20 ) [коиц.] = Be(OH)2i +2NH 4F.
BeF2 + 2MF (конц.) = M2(BeF4]
(M = H+, K+, NHJ),
BeF2 + 2NaF (конц.) = Na 2[BeF4]4.
BeF2 + Na 2C 0 3 = ВеСОз4 + 2NaF
(коми., насыщение C 0 2).
BeF2 + Mg = Be + MgF2
(700—750° C).
10. BeF^*).
злеТгролиз >
(катод) + р 2Т (анод).
96. BeCh — ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо раство­
ряется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок
оснбвной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается
электролитически. Получение см. 89s, 90*.
М, = 79,92; d = 1,90; /га = 415° С;
54
= 550° С; к , - 72,8<20), 77,0<ЗО).
(выше 176° С).
1. ВеСЬ 4HjO = ВеС1(0Н) + НС1 + ЗНзО
2. BeCh + НзО (гор.) = ВеС1(0Н)4 + НС1,
ЗВеСЬ (конц.) + 6Н20 « = + 2[Ве(Н20)зС1]+ + [ВеСЦ]2(в конц. НС1).
3. ВеСЬ (разб.) + 4HjO (хол.) = (BcOfiOM2* + 4СГ
(в разб. НС1),
[Ве(Н20 ) 4]:+ + Н 20 ^ = ± [Ве(Н20)з(0Н)Г + НзО; рК* * 5,70,
7.
8.
S I B e ^ ^ O H j r ^ [Вез(Н20)б(ОНЬ)3+ +ЗН 30.
ВеСЬ + 2NaOH (разб.) = Ве(ОН)21 + 2NaCl,
ВеСЬ + 4NaOH (конц.) = N a ^ O H M + 2NaCl.
ВеСЬ + 2(NH3 • НзО) [конц.] = Ве(ОН)24- + 2NH4CI.
ВеСЬ + 4HF (конц.) = HrfBeFJ + 2HCI.
ВеСЬ + 4NaF (конц.) = Наг[ВеР4]4 + 2NaCl.
ВеСЬ + 2LiH = ВеН24 + 2LiCU
9.
ВеС1з(ж) э^ тр^ 1” -» Ве4 (катод) + С12Т (анод).
97.
ВегС — КАРБИД ДИБЕРИЛЛИЯ
4.
5.
6.
(в эфире).
Желтовато-красный, очень твердый, при плавлении разлагается. Медленно
гидролизуется во влажном воздухе, быстро — в горячей воде. Реагирует с
разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на
воздухе, восстанавливается водородом, легко галогенируется. Получение см.
89е, 901.
М, = 30,04;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 1,90;
tm = 2150° С (разл.).
Be2C = 2Be + С (графит)
Be2C + 4H20 (гор.) = 2Be(OH)2i + CH 4t .
Be2C + 4HCI (разб.) = 2ВеСЬ + CH 4t.
ВезС + 4NaOH (конц.) + 4НзО = 2Na2[Be(OH)4] + CH 4t .
Be2C + 2H2 = 2Be + CH 4
Be2C + 20 2 = 2BeO + C 0 2
Be2C + 4Cb = 2ВеСЬ + ССЦ
[выше 2150° С].
(2000° С).
(600—700° С).
(выше 300° С).
98. (NH4MB*F4| — 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. 903, 957.
М, = 121,08;
г™= 280° С (разл.);
1- (NH 4)3[BeF4] = NH^BeFs] + NH4F
(NH M BeFJ = 2NH4F + BeF2
2. (NHOifBeFJ (разб.) = 2NHJ+ [BeF4]2',
к, = 47,5<23).
(280—320° С),
(800— 1100° C).
55
3.
4.
[BeF4]2“ + H 20 < = ? lBe(H20)F3r + F"; рКя = 2,26.
(NH 4) 2[BeF4] + 4НС1 (конц.) = ВеС12 + 2NH4C1 + 4H F t
(кип).
(NH 4)2[BeF4] + 4NaOH (конц.) = Na 2[Be(OH)4] + 2(NH 3 H 20 ) + 4NaF.
МАГНИЙ
99. Mg — МАГНИЙ
Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воз­
духе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро­
ванных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами.
Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота­
ми, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 100 ,
105", 106'.
М г = 24,305;
1.
2.
d = 1,737;
= 648° С;
Mg + 2НгО (гор.) = Mg(OH)2i + H 2t.
Mg + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + H 2t .
4Mg + lOHNOj (разб.) = 4Mg(N0 3)2 + N2O t + 5H20 .
Mg + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCh + 2NH3t + H 2t .
3.
4.
5. Mg + H2 = MgH2
6. 2Mg + O2 = 2MgO
3Mg + N2 = MgsN2
7. Mg + CI2 (влажн.) = MgCl2
8.
/««„ = 1095° С.
(175° С, p, кат. Mgh).
(600—650° С, сгорание на воздухе),
(780—800° С, сгорание на воздухе).
(коми.).
(500° С).
(600—850° С).
(150° С, вак., в этилацетате).
(ниже 800° С, в атмосфере Н 2),
(1000° С).
Mg + H2S = MgS + H2
9.
3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + ЗН2
10. Mg + 2N 204 = Mg(N0 3)2i + 2NO
1 1 . 4Mg + Si02 = Mg2Si + 2MgO
2Mg + Si0 2 = Si + 2MgO10
100. MgO — ОКСИД МАГНИЯ
Жженая магнезия, периклаз. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В
прокаленном виде малореакционноспособный, не реагирует с водой. Проявля­
ет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом,
кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО 2 из воздуха. Получение см. 996,
101', 102', ЮЗ1-2, 104'.
м , = 40,30;
1
2.
3.
4.
56
d = 3,62;
/m = 2825°C;
MgO + Н20 (пар) = Mg(OH)2
MgO + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + Н 20 .
2MgO + Н 2О + СО2 = Mg2C0 3(0 H)2.
MgO + С (кокс) = Mg + СО
tKKn = 3600° С.
( 100— 125° С).
(выше 2000° C),
5.
6.
7.
8.
MgO + Са = СаО + Mg
MgO + С (кокс) + С12 = MgCl2 + СО
MgO + Н20 2 (конц.) = M g024 + НгО
2MgO + CS2 = 2MgS + СОг
MgO + M20 3 = (MgM2)0 4
шпинели
(1300° С)
(800—1000° С)
(до 20° С)
(600—700° С)
(1200—1400° С; М = A l, Cr, Fe)
101 Мс(ОН)г — ГИДРОКСИД МАГНИЯ
Брусит. Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами, кислотными оксидами. В жестких
условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает С 0 2 из воздуха. Перево­
дится в раствор солями аммония. Получение см. 991, ЮЗ4, 104s, 105*.
М, = 58,32;
d = 2,39;
рПР 25 = 11.17.
(350—480° С).
1. Mg(OH)2 = MgO + н2о
2. Mg(OH)j + 2HCI (разб.) = MgCl2 + 2HjO.
(коми),
3. 2Mg(OH)2(T) + COj = Mg2C 0 3(0H )2 + H20
(коми).
Mg(OH)2 (суспензия) + 2COj = Mg(HC0 3)j<p)
(100—110°
С).
4. Mg(OH)2 + 2NaOH (насыщ). = Naj(Mg(OH)4]4
5. Mg(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2N H jt + 2H20 .
102. MgCOj — КАРБОНАТ МАГНИЯ
Магнезит. Белый, при умеренном нагревании разлагается. Мало растворяется
в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах,
концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с С 0 2 в растворе,
образуется гидрокарбонат Mg(HC0 3)2(известный только в растворе), который
определяет врёменную жесткость природных вод. Переводится в раствор дей­
ствием карбоната аммония. Получение см. 104*.
Мт = 84,31;
</=3,037;
Л, = 0,185***;
рПР 25 = 5,10.
I MgCOj = MgO + СОг
(350— 650° С)
2. 2(MgC 0 3 5Н20 ) = Mg2COj(OH)2+ С 0 2 + 9НгО
(60— 80° С).
3. 2MgC 0 3 + НгО (гор.) = Mg2C 0 3(0 H)2i + C 0 2t,
Mg2C 0 3(0 H)2 + С 0 2 = 2MgC 0 3 + Н20
( 180— 220° С).
4. M gC0 3 + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + C 0 2t + Н 20,
M gC0 3 + (NH 4)2S0 4 ( конц .) = MgS0 4 + 2NH3t + C 0 2t + H20
(кип.).
5. MgC0 3 + 2HF (конц., гор.) = MgF24 + C 0 2t + НгО.
6.
M gCO *, + H20 + СОг < = = * Mg/HCOjbcp).
103. M g(N 03)2 — НИТРАТ МАГНИЯ
Магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный.
При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз
57
по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует
со щелочами. Получение см. 993'10.
Мг = 148,31; d= 1,636 (кр); к„= 73,3<20\ 110,1<80>.
1.
2.
3.
2Mg(N0 3>2 = 2MgO + 4NOj + 0 2
Mg(NOj)2 6Н20 = Mg(NOj)OH + HNOj + 5Н20
Mg(NOj)2 (разб.) + 6Н20 = [Mg(H20)*]2+ + 2NOj
4.
[Mg(H20)«]2+ + H 20 < Z ^ [Mg(H20 ) 3(0H)]+ + HjO+; рКк = 11,42.
Mg(N0 3)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2± + 2NaNOj.
104.
(выше 300° С).
(выше 130° С).
MgS04 — 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. 94й, 1024.
Mr = 120,37;
d = 2,66;
tm =1137° С;
к, = 35,1<го), 54,8<80>.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
2MgS0 4 = 2MgO + 2S0 2 + 0 2
(выше 1200° С).
MgS0 4 • 7Н20 = MgS0 4 + 7Н20
(200—330° С).
MgS0 4 (разб.) + 6Н20 = [Mg(H20)6]:+ + SO^“
(pH < 7, см. 1033).
MgS0 4 + H 2S 0 4 (конц., хол.) = Mg(HS04)2.
MgS0 4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)24r + Na 2S 04.
MgS0 4 + 2(NH3 H:0 ) [конц.] = Mg(OH)24r + (NH 4)2S 04.
MgS0 4 + М(СЮ4)2 = M SO ^ + Mg(C104)2
(M = Ca, Sr, Ba).
8. M gS04 + 2KHCOj = MgCOj! + K 2S 0 4 + H20 + C 0 2t
2M gS0 4 + НЮ + 2Na2COj = Mg 2C 0 3(0 H )2>t + 2Na 2S 0 4 + C 0 2T (кип.)
9. MgS0 4 (насыщ.) + СаСЮ 4 (насыщ.) = MgCr0 4 + CaS044-.
10. MgS0 4 (насыщ.) + M2S 0 4 (насыщ.) + 6H20 = M2Mg(S0 4)2 • 6H2O l
шеииты
(M = K+,N H J).
105.
MgCl2 — ХЛОРИД МАГНИЯ
Хлоромагнезит, бишофит (гидрат). Белый, плавится без разложения, перегоня­
ется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону),
концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, амми­
аком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обме­
на. Получение см. 9924'7, 1002'5, 101 , 1024.
Мг = 95,21; d = 2,32; 1™= 714° С; Г«„„ = 1370° С; к* = 54,8<го), 65,8<80).
1.
2.
3.
58
MgCl2 6Н20 = MgCl2 + 6Н20
MgCl2 (разб.) + 6Н20 = [Mg(H20)*]2+ + 2СГ
MgCl2 + Н20 (пар) = MgO + 2НС1
(100—200° С, ток НС1).
(pH < 7, см. ЮЗ3).
(500° С).
4. MgCl2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaCl.
5. MgCh (насыщ.) + 2(NH3 • H 20 ) [конц., гор ] = Mg(OH)2i + 2NH4CI.
6. MgCl2 (конц.) + H20 + MgO = 2MgCl(OH)i.
7. MgCl2 + CaCl2 + 4KHC0 3 (конц., гор.) = CaMg(C03)2i + 4K.C1 + 2C 02t *
+ 2H 20 .
8. MgCl2 + NH 3 • H20 (разб.) + Na 2HE0 4 = Mg(NH4)E04i + 2NaCI + H20
(E = P, As)
9. MgCh (насыщ.) + KC1 (насыщ.) +6H20 = KMgCl3 6H2O i (карналлит).
10. MgCl2 + 6N H *, = [Mg(NH3)6]Cl2.
11. MgClfl*)
106.
^ e!frP2^” > Mg (катод) + C12T (анод).
MgsN2 — ДИНИТРИД ТРИМ АГНИЯ
Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами.
Окисляется 0 2 воздуха при высоких температурах. Получение см. 99
Л/г =100,93;
1.
2.
3.
4.
</=2,71.
Mg3N 2 = 3Mg + N 2
Mg3N 2 + 6Н20 = 3Mg(OH)2 1 + 2NH3t
Mg3N 2 + 8НС1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4C1.
2Mg3N 2 + 3 0 2 = 6MgO + 2N2
(700— 1500° С).
(кип )
(500—800° C).
107. Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМЛГНИЯ
Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галоге­
нами. Получение см. 99й.
Мт= 76,70;
d = 1,94;
t„„ = 1085° С.
1.
2.
Mg2Si + 4Н20 = 2Mg(OH)2l + SiH4 1
(примеси SinH2„*2, n > I)
Mg2Si + 4HC1 (разб.) + 2H20 = 2MgCl2 + Si02| + 4H2?
(примесь SiH4)
2Mg2Si + 8HC1 = 4MgCl2 + Si-i + 2H2t + SiH4t
(коми., в эфире)
3.
Mg2Si —'-Mg3(i4>4)2U*>
4.
5.
Mg2Si + 2C12 = 2MgCl2 + Sii
Mg2Si + 4NH4Br = SiH4t + 2MgBr2 + 4NH 3
^'"^2л+2
(50—60° C ,n > 1, примесь H2)
(30—40° С, в жидк. CC14)
(в жидк. NH3)
КАЛЬЦИЙ
108. Ca — КАЛЬЦИЙ
Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твер­
дый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окра­
шивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособ­
ный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими
неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель, реагирует с водой,
разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 109 , ПО , 117
М, = 40,078;
d = 1,54;
tm = 842° С;
„ = 1495° С.
1. Са + 2Н20 = Са(ОН)24 + Н2Т
(коми),
2Са + Н20 (пар) = СаО + СаН 2
(200—300° С).
2. Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H 2t.
3. 4Са + lOHNOj (разб.) = 4Ca(NO})2 + N2O t + 5НгО,
4Са + ЮНЫОз (оч. разб.) = 4Ca(NOj)2 + NH«NCh + 3H20 .
(500—700° С),
4. Са + Н 2 —СаН 2
(выше 300° С, сжигание на воздухе),
5. 2Са + 0 2 = 2СаО
(коми., Е = F; 200—400° С, Е = Cl, Br, I).
6. Са + Е2 = СаЕ 2
(150° С).
7. Са + S = CaS
(200—450° С, сжигание на воздухе),
8. ЗСа + N 2 = CajN 2
(350—450° С).
ЗСа + 2Р (красн.) = СазР2
(550° С),
9. Са + 2С (графит) = СаС 2
[коми.],
10. Са + 6!МНз(г)= [Ca(NH3)t](02(T) (желт.)
(600—650° С).
6Са + 2ЫНз<г) = СазЫ2 + ЗСаН 2
[-40° С, в атмосфере Аг],
11. Са + 6ЫНз<ж)= [Са(1ЧНзМ (сии.)
(кат. Pt).
Са + 2ЫНз<ж)= Ca(NH2)24 + H2t
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, 1179.
Mt = 42,09;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
d= 1,90;
СаН 2 = Са + Н 2
СаН 2 + 2Н20 = Са(ОН)24 + 2H2t .
СаН 2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2H2t.
СаН 2 + 0 2 = СаО + Н20
ЗСаН2 + N 2 = Ca 3N 2 + ЗН 2
2СаН 2 + T i0 2 = 2СаО + Ti + 2Н2
ЗСаН 2 + 2КСЮз = 2КС1 + ЗСаО + ЗН20
СаН 2 + H2S = CaS + 2Н2
tm « 1000° С.
(выше 1000° С).
(300—400° С),
(выше 1000° С).
(750° С).
(450—550° С).
(500—600° С).
110. СаО — ОКСИД КАЛЬЦИЯ
Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термичес­
ки устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагиру­
ет с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет основные свойства,
реагирует с кислотами. Поглощает С 0 2 из воздуха. Получение см. 1085, 1094,
И З1.
60
М г = 56,08;
d - 3,35;
I™*2614° С;
/«„„ = 2850° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
СаО + Н20 = Са(ОН)2
СаО + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н 20.
СаО + 2HF (разб.) = CaF2l + Н 20 .
ЗСаО + 2НзРО< (разб.) = Ca3(P04)2i + ЗН20.
СаО + С 0 2 = СаСОз
СаО + Si0 2 = CaSi0 3
волластонит
7. СаО + ТЮ2 = (CaTi)0 3
перовскит.
8. 4СаО + 2Сг20 3 + 3 0 2 = 4СаСЮ<
хроматит
9. 2СаО + 2С12 = 2СаС12 + 0 2
СаО + ЗС (кокс) = СаС 2 + СО
10. 4СаО + 2А1 = ЗСа + (СаА12)0<
1 1. СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н 2
(коми).
(коми).
( 1 100— 1200° С).
(900— 1100° С).
(600—700° С).
(700° С),
(1900— 1950° С)
(1200° С).
(700° С).
Ш . СаОг — ПЕРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с холодной
водой. Полностью разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Сильный
окислитель в реакциях при спекании. Получение см. 11213.
М, = 72,08;
d = 2,92.
1. 2Са0 2 = 2СаО + 0 2
2. С а0 2-8Н20 = С а0 2 + 8Н20
3. С а0 2 + 2Н20 (гор.) = Са(ОН)21 + Н 20 2
2Са0 2 + 2Н20 = 2Са(ОН)24 + 0 2t
4. С а0 2 + 2НС1 (конц., хол.) = СаС12 + Н 20 2
5. 4Са0 2 + 2Сг20 3 + 0 2 = 4СаСЮ<
112.
(250—380° С).
(130° С, вак.)
(50—60° С),
(кип.)
(500° С).
Са(ОН)2 — ГИДРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Гашеная известь, портландит. Белый, при нагревании разлагается без плавле­
ния. Плохо растворяется в воде, (образуется разбавленный щелочной раствор).
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает С 0 2 из
воздуха. Получение см. 108*, 109, ПО1.
Mr = 74,09;
1.
2.
3.
4.
d = 2,08;
к, = 0,160(20>, 0,092(вО).
Са(ОН)2 = СаО + Н20
Са(ОН)2• (0,5— 1)Н20 i
CatOH)^, + (0,5— 1)Н20 (Ж)
Са(ОН)2 (оч. разб.) + 6Н20 = [Са(Н20)«]2+ + 20Н‘.
Са(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н20 ,
Са(ОН)2 + H2S04 (конц.) = CaSC^l + 2Н20.
(520—580° С).
(100° С, р).
61
5.
ЗСа(ОН>2 + 2НзГО4 (разб.) = Са 3(ГО4)21 + 6Н 20 ,
Са(ОН)2 + НЭР 0 4 (конц.) = СаНР044 + 2Н20.
6. Са(ОН)2 + Е 0 2 = СаЕОз! + Н20
(Е = С, S),
Са(ОН >2 (суспензия) + 2ЕОг = Са(НЕОз>2(р)
7. Са(ОН)2 + 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н20 .
8. Са(ОН )2 + 2В(ОН)3 = C a fB C ^ i + 4Н20
(кип).
9. Са(ОН)2 + СО = СаСОз + Н 2
(400° С).
10. 2Са(ОН)2 (суспензия, хол.) + 2С1г = Са(СЮ)г + СаС1г + 2НгО,
Са(ОН )2 (суспензия, гор.) + 6CI2 = Са(С 10 з)2 + 5СаС1г + 6Н 2О.
11. Са(ОН)г (суспензия) + 2NaC10 (хол.) = Са(С10)г1 + 2NaOH.
12. ЗСа(ОН)2 + 6Н 2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН202)2 + 2PH3t
(40—50° С).
13. Са(ОН )2 + Н 2О 2 (конц.) = С а021 + 2Н20
(40—50° С).
113.
СаСОз — КАРБОНАТ КАЛЬЦИЯ
Кальцит (тригональный), арагонит (ромбический). Белый, при прокаливании
разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СО 2. Прак­
тически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кисло­
тами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО 2,
образуется гидрокарбонат Са(НСОз)г (известный только в растворе), кото­
рый определяет врёменную жесткость природных вод. Получение см. 110s,
112е, 117е.
Л/г = 100,09;
d = 2,93;
t т = 1242° С(р);
рПР 25 = 8,36.
1. СаСОз = СаО + СО2
2. СаСОз + 2НС1 (разб.) = CaCl2 + C 02t + Н 20.
3. СаСОз + 2HF (разб.) ~ CaF2l + C02t + Н 20.
(900— 1200° С).
коми..
4.
СаСОз(т) + СО2 + Н 2О <
5.
6.
7.
8.
9.
СаСОз + БЮг = СаБЮз + СОг
СаСОз + 2NH 3 = CaCN 2 + ЗН2О
СаСОз + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH 3 + Н20 + С 0 2
СаСОз + H2S = CaS + НгО + СОг
СаСОз + С (кокс) = СаО + 2СО
114.
^ Са(НСОз)г(р).
(800° С).
(700—900° С),
(кип.).
(900° С).
(800—850° С).
Ca(N03)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. 1083, 1183.
Л/г = 164,09;
I.
62
</=2,36;
/1Ш= 561°С(разл.);
Ca(N 0 3)2 = Ca(N 0 2)2 + 0 2
к, = 129,3(го), 358,7(80).
(450—500° С),
2.
3.
4.
5.
6.
115.
2Ca(N0 3)2 = 2CaO + 4N 0 2 + 0 2
(выше 56 Г С).
Ca(N0 3)2 • 4H20 = Ca(N0 3)2 + 4H20
(60—100° C).
Ca(N0 3)2 (разб.) + 6H20 = (Ca(H20)*]J+ + 2 N 0 3
(pH 7).
Ca(N0 3)2 + 4H° (Zn, разб. HC1) = Ca(N0 2)2 + 2H20 .
3Ca(N0 3)2 + 2Na2H P0 4 = Ca3(P04)2i + 4NaN0 3 + 2HN0 3
(кип).
5Ca(N0 3)2 + 3(NH4)2H P0 4 + 4(NH3 H20 ) [разб] = Са5(Р0 4)30Н4- +
+ lONH^Os + ЗНгО
(кип).
C aS04 — СУЛЬФАТ КАЛЬЦИЯ
Ангидрит, гипс (цигидрат), бассанит, или жженый гипс (гемигидрат). Белый.
Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается. Мало растворяется в
воде; растворимость повышается в присутствии NaCl, MgCI2, хлороводород­
ной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Вос­
станавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость
природных вод. Получение см. 1047, 1 124, 1 17.
М т= 136,14,
d = 2,96;
= 1450° С (разл.);
к, = 0,206<го), 0, 102т .
1. 2CaS0 4 = 2СаО + 2S0 2 + 0 2
(выше 1450° C).
100—128* С
2. CaS0 4 2H20 <- =- ■ > CaS0 4 0,5Н2О + 1,5Н20 ,
20* С
3.
4.
5.
6.
CaS0 4• 0,5Н2О = CaS0 4 + 0,5Н2О
CaS0 4 + H 2S0 4 (конц.) * Ca(HS04)2.
CaS0 4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + С 0 2
CaS0 4 + 4СО = CaS + 4C 0 2
CaS0 4 + Na 2C 0 3 (конц.) = CaC034 + Na 2S04.
(163—200° C).
(900° C).
(600—800° C).
116. CbF2 — ф т о р и д к а л ь ц и я
Флюорит, Белый. Плавится без разложения. Не растворяется в воде (раствори­
мость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не обра­
зует. Химически пассивный, ие реагирует с разбавленными кислотами, щело­
чами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. 1086,
ПО3, ИЗ3, 1171,
Л/г = 78,07;
<(=3,18;
Tra = 1419°C;
рПР35= 10,40.
1. CaF 2 + Н20 (nap) = CaO + 2HF
CaF^*) + Н20 (пар) + Si0 2 = CaSi0 3 + 2HF
2. CaF 2 + H 2S0 4 (конц.) = CaS0 4 + 2H F t
3. C a F ^ + 2HF (конц.) + 6H20 (хол.) = Ca(HF 2)2 • 6H 2O i.
(выше 800° С),
(1450° С).
(130—200° С).
117. CaCh — ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ
Гидрофилит, аитарктицит (гексагидрат). Белый, плавится без разложения.
Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо раство­
63
ряется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кисло­
той. Вступает в реакции обмена. Получение см. 110,113.
М ,= 110,98;
d= 2,51;
/ „ = 782° С;
= 1960° С;
к, = 74,5<го), 147,0(8О).
(200—260° C).
СаСЬ 6Н20 = СаС12 + 6Н20
(pH 7).
СаСЬ (разб.) + 6Н20 = [Ca(H20)*]J+ + 2СГ
(выше
425°
C).
СаСЬ + 2Н20 (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1
(кип.).
СаОдт) + H2S 04 (конц.) = CaS04-l + 2HClt
СаСЬ + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2i + 2NaCl.
6 . СаСЬ + Na2COj = CaCOj-l + 2NaCl.
7. СаСЬ + 2NH4F = CaF24- + 2NH4C1.
(800° C).
8. СаСЬ + K2S 04 = CaS04 + 2KC1
(600—700° С; кат. Pt, Fe, Ni).
9. СаСЬ + H2 = CaH2 + 2HC1
(600—700° C).
10. ЗСаСЬ + 2A1 = 3Ca + 2A1C13
1.
2.
3.
4.
5.
11
118.
СаС1цЖ) - Л
-?ПрОЛ" » Ca (катод) + Cl2t (анод).
CaS — СУЛЬФИД КАЛЬЦИЯ
Ольдгамит. Белый, при плавлении разлагается. Мало растворяется в холодной
воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, сильных
кислотах. Восстановитель. Получение см. 1087, 1098, 113®, 1154 5.
А/г = 72,14;
d = 2,59;
1™* 2450° С (разл );
к, = 0,02(М).
1. CaS —Ca + S
2. CaS + 2H20 = Ca(OH)2i + H2S t
3. CaS + 2HC1 (разб.) = СаСЬ + H2S t,
CaS + 4H N 03 (конц.) = Ca(N 03)2 + S l + 2N 02t + 2H20 .
4. CaS + C 0 2 + H20 = CaCOji + H2St.
5. CaS(T) + H2S (насыщ.) = Ca(HSb(p)
6. CaS + 2 0 2 = CaS04
119.
(выше 2450° C).
(кип.).
(коми.).
(700—800° С).
CajP2 — ДИФОСФИД ТРИКАЛЬЦИЯ
Красно-коричневый, плавится под избыточным давлением фосфора. Медленно
разлагается во влажном воздухе, быстро — при прокаливании. Гидролизуется
водой, разлагается разбавленными кислотами. Окисляется фтором, кислоро­
дом. Получение см. 108*, 3374.
А/г = 182,18;
d - 2,51;
1 2Са3Р2 = 6Са + 2Р2
2. Са3Р2 + 6Н20 = ЗСа(ОН)24- + 2PH3t
3. Са3Р2 + 6НС1 (разб.) = ЗСаСЬ + 2PH3t.
64
fm,* 1600°С (р).
(выше 1250° С).
(примеси Р2Н4, Н2).
4. Са3Р2 + 2Н3РОа(разб.) = Саз(РОд)2 + 2 РН 3Т.
5. СазРг + 4СЬ = Саз(Р04>2
(150° С).
Ш .С аС г — АЦЕТИЛЕНИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — карбид кальция — буро-черный из-за примеси
угля). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Полностью гидролизуется водой с выделением ацетилена, реагирует с кислота­
ми. Восстановитель. Получение см. 1089, 1109, 2141.
М, = 64,10;
d - 2,22;
tm = 2160° С.
[выше 2200° С].
1. СаСг = Са + 2С (графит)
СаС
2
+
2НгО
=
Ca(OH)2
i
+
C
2
H
2
t.
2.
3. СаС 2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + C 2H 2t .
(выше 2200° С).
4. СаСг + Нг = Са + С 2Н 2
(700—900° С, примесь СаСОэ).
5. 2СаС2 + 5 0 2 = 2СаО + 4СОг
(выше 250° С).
6. СаС 2 + 5СЬ = СаСЬ + 2ССЦ
7. CaC 2 + N 2 = Ca(CN )2
(300—350° С),
[1000— 1150° С].
СаСг + N 2 = CaCN 2 + С (графит)
8 . 2СаС 2 + N 2 + 2NH 3 = 2CaCN 2 + C 2H 2 + 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. 1227,1274,7, 1281.
Мг = 87,62;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d = 2,630;
fan = 768° C;
f„„„= 1390°C.
Sr + 2Н20 = Sr(OH)2i + H2t
(коми),
2Sr + H20 (nap) = SrO + SrH 2
(200—300° C).
Sr + 2HC1 (разб.) = SrCh + H2.
4Sr + IOHNO3 (разб.) = 4Sr(N0 3)2 + N2O t + 5H20,
4Sr + IOHNO3 (04. разб.) = 4Sr(N 0 3)2 + NH 4NO 3 + 3H20 .
Sr + H 2 = SrH 2
(200—500° C).
Sr + O2 = 2SrO
(выше 250° С, сжигание на воздухе).
Sr + Cb = S1CI 2
(200—400° С).
3Sr + N 2 = Sr3N 2
(450—500° С, сжигание на воздухе).
Sr + 2C (графит) = S1C 2
(550° С).
6Sr + 2NHs<r) = Sr3N 2 + 3SrH2
(600—650° С).
65
[-40° С. в атмосфере Ar],
(кат. Pt).
10. Sr + 61ЧНз(ж) = [Sr(NH3)*] (син.)
Sr + 2NHX*) = Sr(NH 2)24- + H 2
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 С 0 2 из воздуха. Получение см.
121s, 123', 124'-, 1261.
М г = 103,62;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 5,02;
tm = 2650° С;
tm„ » 3000° С.
(коми.).
SrO + Н20 = Sr(OH)2
SrO + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + НгО.
SrO + 2HF (разб.) = SrF 24- + Н 20 .
3SrO + 2НзРО« (разб.) = Sr3(P 0 4)24- + ЗНгО.
SrO + С 0 2 = SrC0 3
28Ю + 0 2 = 25Ю2
48Ю + 2А1 = 3Sr + (SrAl2) 0 4
(коми.).
(400° С, р).
(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.
А/г = 121,63; d = 3,625; tm = 460° С; к, = 0,81(2О), 8,3(М).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Sr(OH)2 = SrO + Н20
Sr(OH)2 8НгО = Sr(OH)2 + 8НгО
Sr(OH)2 (оч. разб.) + лН20 = [Sr(H20).]2+ + 20Н '
Sr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + 2НгО.
Sr(OH)2 + H 2S 0 4 (конц.) = SrSOil + 2НгО.
3Sr(OH)2 + 2Н 3ГО« (разб.) = Srj(P0 4)24« + 6Н20 .
Sr(OH)2 + ЕОг = SrEOj-t + Н20
Sr(OH )2 + 2Е 0 2 = S^HEOj)^).
8. Sr(OH)2 + 2HF (конц.) = SrF 24- + 2НгО.
9. Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H 2S(r) = SrS4- + 2НгО.
124.
(500—850° С).
(100° С, вак.).
(л = 6 + 8).
(Е = С, S),
SrCOj — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ
Стронцианит. Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится при
избыточном давлении С 0 2. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами.
Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор
избытком С 0 2. Получение см. 1237, 1264.
А/г = 147,63;
66
d = 3,70;
= 1497° С (р);
рПР 25 = 9,28.
1. SrCOj = SrO + С 0 2
2. SrCOj + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + C 0 2t + H 20.
3. SrCOj + 2HNOj (конц.) = Sr(NOj)2 + 2H20 + C 0 2T
(П 00— 1200° С).
4. SrC03(T) + C 0 2 + H20 (хол.)< -^-» Б^НСО^ад.
5. SrCO^r) + 2NH 4CI (конц.) = SrCh + 2NH3T + H20 + C 0 2t
(кип.).
6. SrCOj + H2S = SrS + C 0 2 + H20
(900— 1000° С, в токе H2).
7. SrCOj + С (кокс) = SrO + 2СО
(800—850° С).
125. SKNOjh — НИТРАТ СТРОНЦИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза
нет), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. В кислом
растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 1215, 1243, 1287.
М, = 211,63;
d = 2,99;
tm = 570° С (разл.);
кг = 70,4(20), 98<80).
1. Sr(NOj)2 = Sr(N 0 2)2 + 0 2
(450—500° С),
2Sr(NOj)2 = 25Ю + 4N 0 2 + 0 2
(выше 570° С).
2. Sr(NOj)2 4Н20 = Sr(NOj)2 + 4НгО
(100° С).
3. Sr(NOj)2 (разб.) + пН20 = [Sr(H20),]2+ + 2 N 0 3
(и = 6 -s- 8, pH 7).
4. Sr(NOj)2 (насыщ.) + 2NaOH (иасыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaNOj
(коми.).
5. Sr(NOj)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Sr(N0 2)2 + 2H20.
6. Sr(NOj)2 + (NH 4)2Cr04 = 5гСЮ44 + 2NH 4NO j .
126. SrS04 — СУЛЬФАТ СТРОНЦИЯ
Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном дав­
лении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присут­
ствии SrCl2). Малореакциониоспособный; не реагирует с кислотами (кроме
концентрированной серной кислоты), щелочами. Восстанавливается углеро­
дом при спекании. Получение см. 123s, 127*, 1286.
Мг = 183,68;
1.
2.
3.
4.
d = 3,96;
tm = 1500° С (р);
2SrS0 4 = 2SrO + 2S0 2 + 0 2
SrS04<T) + H 2S 0 4 (конц.) = Sr(HS0 4)2<p).
SrS04 + ЗС (кокс) = SrS + 2СО + С 0 2
SrSC>4 + Na2COj (конц.) = SrCOji + Na 2SC>4.
к, = 0,013(г0), 0,011т .
(выше 1300° С).
(800— 1100° С).
127. SrCI2 — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворя­
ется в аоде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте.
Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена.
Получение см. 121 , I234, I242.
67
Л/г = 158,53;
d = 3,052;
Г™ = 873° С;
к , = 53,1'(20), 93.1(80).
1. SrCl2 6Н20 = SrCh + 6Н20
2. SrCl2 (разб.) + лН20 = [Sr(H20 ) J 2+ + 2СГ
3. SrCl2 + 2Н20 (пар) = Sr(OH)2 + 2НС1
4. SrCh(T) + H 2S 0 4 (конц.) = SrS04± + 2HClt
5. SrCl2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaCl
6. 3SrCl2 + 2A1 = 3Sr + 2А1СЬ
7.
128.
SrCl^.)
мекТ|—
(100—250° С)
(и = 6 + 8, pH 7)
(до 500° С)
(кип.)
(коми.)
(600—700° С)
Sr (катод) + Cl2t (анод).
SrS — СУЛЬФИД СТРОНЦИЯ
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Мало растворяется в
холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой,
кислотами. Восстановитель. Поглощает С 0 2 и влагу из воздуха. Получение см.
1239, 1246, 1263.
Mr = 119,69;
d = 3,65;
tm * 2000° С (разл.).
1. SrS = Sr + S
2. SrS + 2Н20 = Sr(OH)2i + H2S f
3. SrS + 2HC1 (разб.) = SrCh + H 2St,
SrS + 4HNOj (конц.) = Sr(NOj)2 + S i + 2N 02t + 2H20 .
4. SrS(T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)i(p).
5. SrS + C 0 2 + H20 = SrC034 + H 2St.
6. SrS + 2 0 2 = SrSO„
(выше 2000° С).
(кип).
(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 н другими неметаллами. Сильный
восстановитель; реагирует с водой, кислотами, сероводородом, аммиаком.
Получение см. 1301, 13г.
М, = 137,327;
d = 3,60;
= 727° С; /ки„ « 1860° С.
1. Ва + 2Н20 = Ва(ОН)2 + Н2Т
(коми.).
2. Ва + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н 2Т.
3. 4Ва + 1OHNCb (разб.) = 4Ba(NOj)2 + N2O t + 5Н20,
4Ва + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ba(N0 3)2 + NH 4N 0 3 + 3H20 .
4. Ва + Н 2 = ВаН2
(150—300° С).
5. ЗВа + 2 0 2 = 2ВаО + В а0 2
(до 500° С, сгорание на воздухе),
68
2Ва + 0 2 = 2ВаО
Ва + Е2 = ВаЕ2
7. Ва + S = BaS
8. ЗВа + N 2 = Ba3N 2
9. Ва + 2С (графит) = ВаС2
10. Ва + H2S = BaS + Н 2
11 . 6Ва + 2NHxr) = Ba3N 2 + ЗВаН2
12. Ва + 6NH**) = [Ba(NH3)6] (син.)
Ва + 2ЫНнж) = Ba(NH2)2 + Н 2
13. 2Ва + ЗС0 2 = 2ВаС0 3 + С(графит)
6.
(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)
[коми].
130. ВаНг — ГИДРИД БАРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Сильный восстановитель;
реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 129 .
Mr = 139,34;
</ = 4,15;
taл = 675° С (разл.).
(выше 675° С).
BaH2 = Ва + H 2
2. ВаН2 + 2Н20 = Ва(ОН)2 + 2Н2Т.
3. ВаН 2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2Т.
4. ВаН 2 + 0 2 —ВаО + Н20
5. ЗВаН2 + N 2 = Ba3N 2 + ЗН2
6. ЗВаН2 + 2КСЮ 3 = 2К.С1 + ЗВаО + ЗН20
1.
(150—200° С).
(400—450° С).
(350—400° С).
131. ВаО — ОКСИД БАРИЯ
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу­
рах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами, Поглощает С 0 2 из воздуха. Получениесм. 129s, I321, I34l f, 135'.
Л/г = 153,33;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 5,72;
ВаО + Н20 = Ва(ОН)2.
ВаО + 2HCI (разб.) = ВаС12 + Н20 .
2ВаО + 0 2 = 2Ва0 2
ВаО + С 0 2 = ВаСОз
ЗВаО + Si = BaSi0 3 + 2Ва
ЗВаО + 2AI = 2Ва + (ВаА12)0 4
1ш, * 2020° С.
(до 500° С).
(коми.).
(1200° С),
(1100—1200° С).
132. ВЮ 2 — ПЕРОКСИД БАРИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной
воде. Полностью гидролизуется теплой водой, разлагается кипящей водой,
кислотами. В растворе проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Сильный окислитель в реакциях при сплавлении. Получение см. 129s, 1313, 133*.
69
А/, = 169,33;
d = 4,96;
tm = 450° С (p)\
к , = 0,1 б # 20*.
(выше 790° С).
2ВаОг = 2ВаО + 0 2
(100° С, вак.).
Ba0
2
8
HjO
=
Ва0
2
+
8
НгО
2.
3. ВаОцт) + 9НгО < = * [Ва(НгО)в]2+ + HOj + ОН',
Ва0 2 + 2НгО = Ва(ОН)2 + Нг0 2
(50-60° С),
2Ва0 2 + 2НгО = 2Ва(ОН)2 + 0 2t
(кип).
4. В а0 2 + 2НС1 (конц., хол.) = ВаС12 + Нг02.
5. В а0 2 + 2H2S04 + 2FeS0 4 = BaS044 + Fe^SO^j + 2HjO.
6. B a0 2 + Hg(N03)2(p) = Ba(N0 3)2 + Hg<*)4 + 0 2t .
7. Ba0 2 + 2KOH + 2Kj[Fe(CN)6] = Ba(OH)2 + 2K4Fe(CN)*] + 0 2t .
(700—900° C).
8. 4Ba0 2 + 2СггОз + 0 2 = 4ВаСЮ4
(до 100° C, p).
9. BaOj + 0 2 = Ba(Oj )2
(-80° С, в жидк. CC12F 2).
10. B a0 2 + 20з —Ba(Oj)2+ 0 2
1.
133.
Ba(OH)2 — ГИДРОКСИД БАРИЯ
Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильнощелочной раствор.
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 1291, 131 1383.
А/г = 171,34; d= 4,5; tm = 408° С; к, = 3,89<20), 101,4(М).
1. Ва(ОН)2 = ВаО + НзО
(780—800° С).
2. Ва(ОН)2 8Н20 = Ва(ОН)2 + 8НгО
(125— 130° С, вак.).
3. Ва(ОН)2 (разб.) + 8НзО = [Ва(НгО)«]2+ + 20Н '.
4. Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н А
Ва(ОН)2 + H 2S 0 4 (разб.) = BaS04i + 2НгО.
5. Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF24 + 2НгО.
6. ЗВа(ОН)2 + 2НзР 0 4 (разб.) = Ваз(Р04)24 + 6Н 20 ,
Ва(ОН)2 + Н 3Р 0 4 (конц.) = ВаНР044 +2НгО.
7. Ва(ОН)2 + Е 0 2 = ВаЕОз4 + Н А
(Е = С. S),
Ва(ОН)2 + 2Е0 2 = Ва(НЕОз)2.
8. Ва(ОН)2 + Н А : (конц.) = Ва024 + 2НгО
(0° С).
9. Ва(ОН)2 + 2H2S (насыщ.) = Ba(HS)2 + 2Н20 ,
Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2НА10. Ва(ОН)2 + КгСЮ 4 = ВаСЮ44 + 2КОН.
11. Ва(ОН)2 + MnS20 6 = BaS А« + Мп(ОН)24
(40—70° С).
12. Ва(ОН)2 (насыщ.) + 2NHAIO 3 (конц.) = Ва(СЮз)2 + 2NH3t + Н А (кип).
134.
ВаСОз — КАРБОНАТ БАРИЯ
Витерит. Белый, прн нагревании на воздухе разлагается, плавится под избы­
точным давлением С 0 2. Не растворяется в воде. Частично переводится а
70
раствор избытком С 0 2. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см.
1314, 1337, 137s, 138” .
Мг = 197,34;
d = 4,43;
tm = 1555° С (p);
рПРк = 8,31.
1. ВаСОз = BaO + СОг
2. ВаСОз + 2НС1 (разб.) = ВаСЬ + C 0 2t + Н 20.
(1000—1450° С).
комн
3. ВаСОз<т) + н20 (хол.) + С0 2<
> Ва(НСОз)г(р,.
4.
ВаСОз + 2HF = BaF2 + С 0 2 + Н20
ВаСОз + H2S = BaS + СОг + Н20
5. ВаСОз + С (кокс) = BaO + 2СО
135.
(900—1100° С),
(1000° С, в токе Н2).
(выше 1000° С).
Ba(N03)2 — НИТРАТ БАРИЯ
Баритовая селитра, нитробарит. Белый, при нагревании плавится н разлагает­
ся. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщен­
ных растворах хлорида н нитрата кальция, не растворяется в концентрирован­
ной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водоро­
дом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1293, 1387.
Мг = 261,34;
d = 3,23;
tm = 594° С (разл.);
к, = 9,05w , 26,64(М).
1.
Ba(N0 3)2 = Ba(N0 2)2 + 0 2
2Ba(N0 3)2 = 2ВаО + 4NOz + 0 2
2. Ba(N0 3)2 (разб.) + 8НгО = [Ва(Н20),]2+ + 2NOj
3. Ba(NOs)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ba(N0 2)2 + 2Н20 .
4. Ba(N0 3)2 + H 2S 0 4 (разб.) = BaS04l + 2HN03.
5. ЗВа(ЫОз)2 + 2Na2H P0 4 = Ba3(P04)2i + 4NaN0 3 + 2HN0 3
(594—620° C),
(620—670° C).
(PH 7).
(кнп.)
136. BaSCh — СУЛЬФАТ БАРИЯ
Барит. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Не
растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малореакционноспособ­
ный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанав­
ливается углеродом при спеканнн. Получение см. 1ЗЗ4, 1375.
Мг = 233,39;
1.
d = 4,50;
tm = 1580° С (разл.);
2BaS0 4 = 2BaO + 2S0 2 + 0 2
2. BaSO^r) + H 2S 0 4 (kohu.)4=Z? Ba(HS0 4)2(p)
рПР 25 = 9,74.
(выше 1580° C).
(20—50° C).
3. BaS0 4 + 2NaOH (конц., хол.)4^ г 7 (BaOH^SO^) + Na 2S 0 4
(20—40° C).
4. BaS0 4 + 4 0 (кокс) = BaS + 4CO
(1100— 1200° C).
5. BaS0 4 + 4CO = BaS + 4C0 2
(600—800° C),
BaS0 4 + 4H 2 = BaS + 4H20
(900—1000° C).
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. IЗЗ4, 1342, 138*.
М, = 208,23;
d - 3,856;
г„, = 961°С;
к, = 36,2(20), 52,^
(выше 113° С).
(pH 7).
(900—950° С).
(кип.).
ВаСЬ ■2Н20 = ВаС12 +2НгО
ВаС12 (разб.) + 8НгО = [Ва(Н20)»]2+ + 2СГ
3. ВаС12 + Н20 (пар) = ВаО + 2НС1
4. BaCl^r) + H 2S 0 4 (конц.) = BaS044- + 2HClt
5. ВаС12 + N a 2S0 4 = BaS044 + 2NaCl,
BaCl2 + Na 2C 0 3 (конц.) = BaCO}4- + 2NaCl.
1.
2.
6.
BaCl2 + 6H20
6H2t (катод) + Ba(C103)2 (анод).
138. BaS — СУЛЬФИД БАРИЯ
Белый, термически устойчивый, при сильном нагреаании плавится и разлага­
ется. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по
аниону). Разлагается а кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно
окисляется растворенным в аоде кислородом. Поглощает С 0 2 и влагу из
воздуха. Получение см. 1297, |0, 1344, 1364,5.
М, = 169,39;
d = 4,36;
tm » 2000° С (разл.);
к, = 7,86(2в>, 49,91(М).
1.
2.
3.
4.
5.
BaS = Ва + S
(выше 2000° С).
BaS (насыщ.) + 14Н20 « = » Ba(HS)2 ■4Н204- + Ва(ОН)2 8Н204(коми.).
BaS(Tj + 2Н20 (пар)'= Ва(ОН)2 + H2S
(450° С, в токе С 0 2).
BaS (разб.) + 2Н20 = Ва(ОН)2 + H2S t
(кнп ).
BaS (разб.) + 8НгО (хол.) = [Ва(Н20)*]2+ + S2',
S2- +
HS + ОН’; рКо = 1,09.
BaS + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + H 2St.
7. BaS + 4HNOj (конц.) = Ba(NOj)2 + S-t + 2N 02t + 2H20
8. BaS + 0 2 = BaS0 4
9. BaS (насыщ.) + СаС12 (насыщ.) = CaS4 + BaCl2.
10. BaS + H2S (насыщ.) = Ba(HS)2.
11. BaS + H20 + C 0 2 = BaCOji + H 2St,
2BaS + H20 + C 0 2 = BaCOji + Ba(HS)2.
6.
(кип.).
(1000— 1050° C).
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 Oj. Получение см. 133 , 138 .
Мт= 203,48;
к, = 48,8<20), 63,9(80).
1. Ba(HS)2 = BaS + H2S
2. Ba(HS)2 ■4H j0 4 -^ = ? Ba(HS)2 (насыщ.) + 4H20
Ba(HS): ■4HjO = Ba(HS)2 + 4H20
3. Ba(HS)2 (разб.) + 8Н20 = [Ва(Н20 )8]2+ + 2HS',
4.
5.
6.
7.
8.
(выше 450° С).
(20° С),
(50° С, вак ).
HS' + Н 20«=Г? H2S + ОН', рКо = 7,02.
Ba(HS)2 + 2Н20 = Ва(ОН)2 + 2H2S t
(Ba(HS)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2H2S t.
Ba(HS)2 + 6HNOj (конц.) = Ba(N0 3)2 + 2S4- + 4N 02t + 4HjO.
Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = BaS + 2H20.
Ba(HS)2 + 0 2 = Ba(OH)2 + 2S4-.
(кип.).
140. Ra — РАДИЙ
Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наибо­
лее долгоживущий изотоп 226Ra, Реакционноспособен, на воздухе покрывается
темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в
темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами,
хлором, серой. Миллиграммовые количества радия выделяют при переработке
урановых руд в виде RaCl2. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртут­
ном катоде.
Мг = 226,025;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d * 6;
tm = 969° С;
tm„ = 1536° С.
Ra + 2Н20 = Ra(OH)2 + H 2t.
Ra + 2HC1 (разб.) = RaCl2 + H 2t.
Ra + H2S04 (разб.) = RaS044- + H 2t.
4Ra + 10HNO3 (разб.) = 4Ra(N0 3)2 + N2O t + 5H20.
2Ra + 0 2 = 2RaO
(100° C, сгорание на воздухе).
Ra + Cl2 = RaCl2
(коми.),
3Ra + N 2 = Ra3N 2
( 100° C, сгорание на воздухе).
Ra + S = RaS
(150° С).
Ra + 2НгО + Na 2C 0 3 = RaC034 + H2t + 2NaOH.
73
Часть II
ХИМИЯ /7-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМ ЕНТЫ
Ш А -Г Р У П П Ы
БОР
Ml. в — БОР
Неметалл. Серо-черный (кристаллический) или коричневый (аморфный). Туго­
плавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; не реагирует с водо­
родом, водой, разбавленными кислотами, щелочами в разбавленном растворе.
Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогена­
ми, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании.
Получение см. 1421, 144*, 1503, 151
М, - 10,811;
d = 2,340;
<™= 2075° С;
= 3700° С.
2В + ЗН20 (пар) = В2Оз + ЗН2
(700—800° С).
В + 3HNOj (конц., гор.) = B(OHb4 + 3N 0 2t .
2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + бНзО = 2Na[B(OH)4] + 3H2t.
4В + 4NaOH + 302 = 4NaBO: + гНзО
(350—400° С).
4В + 302 = 2В2О з
(700° С, сжигание на воздухе).
2В + ЗЕ 2 = 2ВЕз
(30° С, Е = F; выше 400° С. Е = Cl, Вг, I).
2В + 3S = B 2S 3
(выше 600° С).
2В + N 2 = 2BN
(900— 1000° С).
В + Р (красн.) = ВР
(900— 1200° С),
10. 4В + С (графит) = В«С
(выше 2000° С, примесь В|зС2).
11. 2В + 6 НЕ = ВЕз + ЗН 2
(400—500° С; Е = F, С1),
2В + 3H2S = B2S 3 + ЗН 2
(800—900° С),
2В + 2N H 3 = 2BN + ЗН 2
(1000— 1200° С).
12. 5В + 3NO = В2Оз + 3BN
(800° С).
13. 2В + ЗСО = В2Оз + ЗС (графит)
[1400° С],
4В + 3CS2 = 2B2S3 + ЗС (графит)
[930° С].
14. 4В + 3 S i0 2 = 2В2О з + 3Si
(1300— 1500° С).
142.
ВгНб — ДИБОРАН(б)
Родоначальник гомологического ряда бороаодородов с общей формулой
В»Н.+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный;
реагирует с водой, 0 2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см. 1586,
159s, 1755.
74
Mr = 27,67;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
p = 1,234 r/л (н.у.);
7кип = -92,5° С.
гпл = -165,5° С.
В2Н6 = 2В + ЗН2
(300—550° С),
В2Н6 + 6Н20 = 2В(ОН)з4- + 6Н21\
В2Нб + 2NaOH (конц.) + 6Н20 = 2Na[B(OH)4] + 6 Н 2Т.
В2Н6 + 3 0 2 = В20 3 + ЗН20
(сгорание на воздухе)
В2Н6 + 6 С 12 = 2ВС1з + 6 НС1 .
2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH4]4 + Na[B3H8] + 2Hg<*)
(в эфире).
В2Нв + 6НС1 = 2BCU + 6 Н2.
3B2H6 + 6NH3 = 2 B3H6N 3 + 12Н2
(180— 190° С)
В2Нб + 2LiH = 2Li[BH4]
(кип., в эфире)
143. В4Ню — ТЕТРАБОРАН(10)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой
ВлНя+б. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе. Мед­
ленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кисло­
родом, хлором, аммиаком. Получение см. 144*.
М, = 53,32;
р = 2,397 г/л (н.у );
;пл = -120° С;
/кип = +18° С (разл.).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
В4Ню---- ►В2Нв(г), B5Hi»(r), BioHi^*), (ВН)Л(т)
(выше 100° С)
В4Н,о+ 12Н20 = 4В(ОН)з4-+ 11Н2Т.
В4Ню + 4NaOH (конц.) + 12Н20 = 4Na[B(OH)4] + 11Н2Т.
2В4Н ю + 1Ю2 = 4В20 з + 10Н2О
(сжигание на воздухе).
2В4Н ю + 17С12 = 8 BCI3 + 10НС1.
ЗВ4Н,0 + 12NHj = 4B3H6N3+ 21Н 2
(200° С, р).
144. В2Оз — ТРИОКСИД ДИБОРА
Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низ­
коплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен
Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводород­
ной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см 1415
1424, 145', 1478.
Мт = 69,62;
'
d = 1,84 (аморфн.), 2,46;
/пл = 450° С;
2000° С;
ks = 2,2(20), 9,5<80).
1. В20 3 (аморфн.) + ЗН20 = 2В(ОН)з4.
2. 2В20 з (аморфн.) + 2NaOH (разб.) = Na2B407 + Н20
(коми),
В20 3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + ЗН20 = 2Na[B(OH)4]
(коми.)
3. В20 3 + 2NaOH = 2NaB02 + Н20
(400 —550° С)
4. В20 3 (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН20.
5. В20з + 3CaF2 + 3H2S04 (конц.) = 2ВРзТ + 3CaS04i +ЗН20
(кип).
75
6.
7.
8.
9.
145.
В2Оз + 2NH3 = 2BN + 3H20
В2Оз + 2А1 = А12О з + 2В
В2Оз + 6Mg = MgjB2 + 3MgO
Mg3 B 2 + Н 3ГО4 (конц.) = B 4H. 0M + Mg3(P 0 4 )2i
В20з + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2ВС1з + ЗСО
(2000° С; кат. С, Mg)
(800—900° С)
(750—900° С)
(д о +10° С)
(1000° С)
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, 150', 160‘.
Мг = 61,83;
d = 1,435;
tm = 170° С (р)\
к, = 4,87(J0), 23,54<SO).
1. В(ОН)з = Н В 02 + Н20
2В(ОН)з = В2Оз + ЗН20
2. В(ОН)3 (разб.) + Н20 = [В(Н2ОМОН)з],
[В(Н2ОХОН)з] + Н 20 4 = ^ [В(ОН)4]“ + НзО+; р/Г« = 9,24.
3. 4В(ОН)3 + 2NaOH (разб.) = Na2B407 + 7Н 20 ,
В(ОН)3 + NaOH (насыщ.) = Na[B(OH)4].
4. В(ОН)3 + NaOH = NaB0 2 + 2Н20
5. 2В(ОН)з + Na 2C 0 3 = 2NaB0 2 + С 0 2 + ЗН20
6. В(ОН)3 + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН 20 .
7.
В(ОН)з + 3 H S 0 3F(K) = 3H 2S04 + BF 3T
(70— 160° С),
(235° С).
(350-400° С).
(выше 850° С).
(30— 55° С).
146. N aB 02 — МЕТАБОРАТ НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной
водой анион BOj переходит в [В(ОН)4]~. Разлагается горячей водой, кислотами.
Получение см. 2916, 1414, 1474, 1601.
М, = 65,80;
d = 2,34;
tm = 965° С;
/кип = 1434° С;
к , = 25,4<20), 31,4(80).
1. N aB0 2 + 6Н20 (хол.) = (Na(H 20 )4]+ + [В(ОН)4Г
(pH > 7, см. 1603).
2. 4NaB0 2 + Н20 (гор.) = Na 2B407 + 2NaOH.
3. N aB0 2 + НС1 (разб.) + 2НгО = NaCl + [В(Н20)(0Н )3].
4. 2NaB0 2 + 2H2S0 4 (ко иц .) + 2НгО = 2NaHS04 + 2B(OH)3l.
147. Na2B407 — ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ
Бура, или тинкал (гидрат). Белый, плавится без разложения. Умеренно раство­
ряется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава).
76
Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение
см. 144 , 1453, 1604.
Мг = 201,22;
rf= 2,367;
iw = 741°C;
ks = 2,5<м), 24,3(80).
1. Na 2B40 7 10Н2О = Na 2B40 7 + 10Н2О
(выше 380° С).
2. Na 2B40 7 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + B4O f' (точнее, [В40 5(ОН)4]2”),
В40 2 + 11Н20 <= > 4[В(Н20)(0Н ) з] + 20Н”; рК 0 = 7,89.
3. Na 2B40 7 + 2НС1 (разб.) + 9Н20 = 2NaCl + 4{В(Н20)(0Н)з],
Na 2B40 7 + 2H2S 0 4 (ко и ц .) + 5Н20 = 4В(ОН)з4 + 2NaHS0 4
(40—50° С).
4. Na 2B40 7 + 7Н20 + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)4],
Na 2B40 7 + 2NaOH = 4NaB0 2 + H20
(700—750° С).
5. Na 2B40 7 + ЗВ20 3 = 2NaBs0 8
(650—700° С).
6. Na 2B40 7 + СоО = 2NaB0 2 + Со(В0 2)2 (син.)
[750—800° С].
7. Na 2B40 7 + 2NaOH + 4Н 20 2 (конц.) + 11Н20 = 2Na2[B2( 0 ^ 2(OH)4] • 6H 20 i .
8. Na 2B40 7 + 2H2S0 4 (ко нц .) + 12C2HsOH = 4В(С2Н 50)зТ + 2NaHS0 4 +
+ 7Н20
(к о м и ),
2В(С2Н зО)з + 1802 = В2Оз + 12С02 + 15Н20
(сгорание на воздухе)
148. NaBsOg — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(1И) НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава
аниона. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 1475.
М, = 205,04;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
и = 785° С (разл.);
к, = 9,24(0), 11,9(20).
NaBsO* = NaB0 2 + 2В20 3
(выше 785° С)
NaBsO* 5Н20 = NaBsO* + 5Н20
(350° С).
NaBsO» (разб.) + 6Н20 = [Na(H 20 )4]+ + [Bs06(0H)4] .
NaBsO» + НС1 (разб.) + 12H20 = NaCl + 5[В(Н20)(0Н)з].
2NaBsO» + 2H2S 0 4 (конц.) + 14H20 = 2NaHS0 4 + 10B(OH)34.
NaBsO» + 8H20 + 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. Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 1416, 1445, 1457, 1571' 4.
Мг = 67,81;
р = 3,209 г/л (н.у.);
/щ, =-128,36° С;
/кип = -100,3° С;
V, = 106<0).
1. BF3 + 2Н20 = (НзО)[В(ОН)Рз](Т)
(до 6° С).
BF, + Н20 =[B(H20 )F j]
(8— 18° С),
[B(H20 )F j] + Н20 = [B(OH)F3]" + НзО+.
3. 4BF3 + ЗН20 = 3H[BF4] + В(ОН)34
(20—80° С).
4. I 6BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = !2Na[BF4] + Na 2B4Or + 7Н 20 .
2.
77
(до 0° C).
(M = Na+, NHJ),
(M = K, Rb, Cs).
5. BF3 + NH 3 = [B(NH3)F3]
6. BF 3 + MF(p) = M[BF4](p)
BF3 + MF<p) = M[BF4]1
150.
BCb — ТРИХЛОРИД БОРА
Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспо­
собный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в
другие соединения бора. Получение см. 141 , 144.
М, = 117,17;
= 1,434™ 1,343(||);
tm = -107° С;
?кип =+12,5° С.
1. ВС1з + ЗН20 = В(ОН)31 + ЗНС1.
2. 4ВС1з + 14NaOH (разб.) = Na 2B4C>7 + 12NaCl + 7Н 20 ,
ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl.
3. 2ВС1з + ЗН2 = 2В + 6НС1
(800— 1200° С).
4. 2ВС1з + 3F 2 = 2BF3 + ЗС12
(коми.).
5. ВС1з + 4NH 3 = BN + 3NH4CI
(500— 1000° С, в токе Н2).
6. ВС13 + А1Р = ВР + А1С1з
(950° С).
151. В1з — ТРИИОДИД
БОРА
Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Полностью гидро­
лизуется водой, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислоро­
дом. Получение см. 14I6, 158s.
Afr = 391,52;
= 3,35;
tm = 49,7° С;
= 209,5° С.
1. 2В1з = 2В + 312
(выше 700° С или на саету).
2. В13 + ЗН20 = В(ОН)31 + 3HI.
3. 8BI3 + 3H2S0 4 (конц.) + 12Н20 = 8В(ОН)34- + 12I24- + 3H2S t
(кип),
2ВЬ + 2H N 0 3 (разб.) + 2Н20 = 2В(ОН)31 + 3I24- + 2NOT
(кип).
4. 4В13 + 14NaOH (разб.) = Na 2B4Cb + 12NaI + 7Н20,
В13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaI.
5. 2BI3 + 9 0 2 = ВгОз + 31гОз
(150— 175° С).
152. ВгБз — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА
Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком ам­
миаке. Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение
см. 1417 ,1 3 .
М, = 117,82;
d - 1,55;
U>310°C.
1. B2S3 + 6H20 = 2В(ОН)31 + 3H2ST.
2. B2S3 + 9H 2S0 4 (конц.) = 2В(ОН)31 + 12S0 2 + 6H 20 .
3. B2S3 + 24HN03 (конц.) = 2В(ОН)31 + 3H2S0 4 + 24N02 + 6H20
78
(кип.).
153. BN — МОНОНИТРИД БОРА
Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графит) или алмазопо­
добный ((3-модификация— боразон). Тугоплавкий, термически устойчивый,
очень твердый (P-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-мо­
дификация); не реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в
растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галоге­
нами. Получение см. 141е' 11, 144 , I505.
М, = 24,82;
d = 2,29 (а), 3,45 (Р);
/ш. (Р) = 2800° С (а), 3200° С (Р).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
a-B N ---- ►Р-BN
(выше 1350° С, р, кат. Na)
(800° С)
2(a-BN) + ЗН20 (пар) = В20 3 + 2NHj
(кип.)
a-BN + NaOH (конц.) + 3H20 = Na{B(OH)4] + NHj t
(комн.)
BN + 4HF (конц.) = NH 4[BF4]
(выше 700° С)
4(a-BN) + 3 0 2 = 2B20 3 + 2N2
(комн.)
2BN + 3F2 = 2BFj + N 2
(выше 700° С)
2(a-BN) + 3CI2 = 2BC13 + N 2
154. B3H6N3 — БОРАЗИН
Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол).
Имеет циклическое строение (BH)j(NH)j . Разлагается на свету. Реагирует с
водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом.
Получение см. 142е, 1436, I587.
Mt —80,50;
d = 0,824(О);
/Ш
1 = -56°С;
t«„„ = +55° С.
1. BjH sN j = 3BN + ЗН2
(300° С или на свету).
2. BjHeNj + 9Н20 (гор.) = ЗВ(ОН)34. + 3NH,T + 3H2t.
3. BjHtNj + 3NaOH (коиц.) + 12H20 (хол.) = 3Na[B(OH)4] -t- 3H2T +
+ 3(NHj H 20).
4. 4BjH*Nj + 210 2 = 6B2Oj + I2NO + 12H20
(электрич. разряд).
155. BP — МОНОФОСФИД БОРА
Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном
нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реаги­
рует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентри­
рованных серной и азотной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегре­
тым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. 141 , 1506.
М, = 41,79;
/и = > 2000° С (разл ).
I 4ВР(Ж)
Р4 + 4В
(выше 2000° С).
2. ВР + ЗН20 (пар) = В(ОН)з + РН3
(100° С).
3. BP + 4H 2S 0 4 (конц., гор.) = B(OH)3i + Н 3Ю 4 + 4S02t + Н 20.
79
4.
BP + 8HNO 3 (конц., хол.) = ( B P p ii + 8N O jt + 4НгО,
BP + 8HNO 3 (конц., гор.) = B(OH)ji + H 3PO4 + 8N 02t + H 2O.
5. BP + 2(KOH 2H20 ) = K B 0 2 + КРОз + 4H 2 + H20
(500—600° C).
6. 4BP + 8O 2 = 2ВгОз + P4O ,0
(300-400° C).
156. H|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) ВОДОРОДА
В свободном виде не выделен. Существует в бесцветном растворе, сильная
кислота. При комнатной температуре не реагирует с диоксидом кремния.
Разлагается в горячем растворе, нейтрализуется щелочами. Получение см. 144 ,
1456, 1493.
М г = 87,81;
(ш (40%-й р-р) = 130° С (разл.).
1.
H[BF4] (разб.) + Н20 (хол.) = [BF4]' + НзО+
2.
H[BF4] Н|° н>~ ^ [B(H3Q)F 3]
3.
4.
H[BF4] (ко нц .) + МОН (разб.) = M[BF4] + Н20
H[BF4] (ко нц .) + NH 3 Н 2О = NH 4[BF4] + Н 20 .
(в разб. HF).
(примеси H[B(OH)2F2], H(B(OH)3F]).
(М = Na, К).
157. Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз­
лагается. Хорошо растворяется в холодной воде; аннон [BF4]~ частично подвер­
гается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в
кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см.
149345'6, 1563.
Mr = 109,79;
d = 2,47;
tm = 384° С;
к, = 108(26' ч.
1. Na[BF4] = NaF + BF3
Na(BF4] (разб.) + 4Н20 (хол.) = [Na(H20 )4]+ + [BF4]~.
HjO .
Н2О .
[ B F 4 ] - < = » [B(H20 )F 3]
[B(OH)F3]-.
(выше 450° С).
2.
3. Na[BF4] + 3H20 = B(OH)3± + NaF + 3H Ft
4. 2Na[BF4] + H 2SO4 (конц., гор.) = Na 2S04 + 2ВРзТ + 2H Ft.
5.
(кип.).
Na[BF4] Na° ” a(pOHU) > 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. 1429.
Л/г = 21,78;
d = 0,67.
1.
80
2Li[BH4] = 2УН + 2В + ЗН2
(выше 278° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
159.
Li[BH«] + 4H20 = LiOH + B(OH)34 + 4H 2f .
Li[BH«] + 3H20 + HC1 (разб.) = LiCl + B(OH)34- + 4H 2t,
2Li[BH4] + 2HCl(r) = 2LiCI + B2H6 + H 2
Li[BH4] + 2 0 2 = LiB0 2 + 2H20
3Li[BH4] + 8I2 = 3LiI + ЗВЬ + 4H 2 + 4HI
6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6t + 6LiCl43Li[BH4] + 3NH 4C1 = B3H6N 3 + 9H 2 + 3LiCl
боразин
(выше 75° С),
(выше 250° С),
(кип. в гексане),
(в эфире).
(220° С).
Na)BH<l — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(111) НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холод­
ной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей
водой, кислотами, кислородом. Получение см. 23м, 1426.
М, = 37,83;
d = 1,074;
tm = 400° С (разл.);
к, = 20,5<о>, 5#щ .
1.
2.
3.
4.
Na[BH4] = Na + В + 2Н2
(выше 450° С).
Na[BH«] (разб.) + 4Н20 (хол.) = [Na(HI0)«]+ + [ВН«]'.
Na[BH<] + 4Н20 (гор.) = NaOH + В(ОН)34- + 4H 2t .
Na[BH^] + 3H20 + HCI (разб.) = NaCl + В(ОН)34 + 4H 2t ,
2Na[BH4l + 2НС1<Г) = 2NaCl + В2Н« + Н 2
(выше 100° С).
5. 2Na[BH4] + H 2S04 = B2H tt + Na 2SC>4 + 2H2t
(-10° С, в хлорбензоле).
6. Na[BH4] + 20 2 = NaB0 2 + 2H20
(выше 300° C).
160. Na|B(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТаН) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде,
подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислота­
ми. Получение см. 1413, 1453, 1461, 1474.
Мг = 101,83;
d = 1,905;
к, = 45,7(М), SS,?*».
1. Na[B(OH)4] = NaB0 2 + 2НгО
(выше 306° С).
2. Na[B(0 H)4]-2H 20 = Na[B(OH)4] + 2Н20
(выше 60° С, над Р4О 10)
3. Na[B(OH)4] (разб.) + 4НгО (хол.) = [Na(H20 )4]+ + [В(ОН)4Г,
[В(ОН)4Г + Н 20 <=► [В(Н2ОКОН)3] + ОН'; рК0 = 4,76.
4. Na[B(OH)4] (гор.) = N a ^ O r + 2NaOH + 7Н 20.
5. Na[B(OH)4j + НС1 (разб.) = NaCl + [В(Н2ОХОН)3].
6. 2Na[B(OH)4] + 2H2S 0 4 ( конц .) = 2NaHS0 4 + 2B(OH)34 + 2H20 .
161. |B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР
Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давле­
нием. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид­
«
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см. 149s.
Mr = 84,84;
d= 1,854;
= 162°С(р);
к, = 36,0<25).
1. 4{B(NH3)F 3] = BN + 3NH 4tBF4]
(выше 125° C).
2. [B(NH3)F 3] + 2 H20 (хол.) = [В(НгО)Рз] + NH 3 H 2O.
3. [В(ЫНз)Рз] + HjO (гор.) = NH 4{B(OH)F3],
4{B(NH3)F 3] + 3HjO = B(OH)34- + 3H[BF«J + 4NH3t
(кип).
4. [B(NHj)F3] + HC1 (разб.) + HjO = NH 4C1 + [B(H20)F j).
5. 16(B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол.) + 9НзО = l2Na[BF4] + Na 2B40 7 +
+ 16(NHs НзО).
АЛЮ М ИНИЙ
162.
А1 — АЛЮМИНИЙ
Белый легкий пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной
азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой
оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реаги­
рует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. 163й, 171 .
М, = 26,982;
d= 2,702;
tm = 660,37° С;
= 2500° С.
1. 2(А1, Hg) + 6Н20 = 2А1(ОН)з4 + 3H2t + 2Hg4
(коми.)
2. 2А1 + 6НС1 (разб.) = 2А1С!з + ЗН 2Т.
3. 8А1 + 30 HNO 3 (разб.) = 8A 1(N0 3)3 + 3N20 + 15Н20 ,
8А1 + 30 HNO 3 (оч. разб.) = 8А1(ЫОз)з + ЗЫ Н ^О з + 9НгО.
4. 2А1 + 2(NaOH Н 20 ) = 2NaA102 + ЗН2
(400—500° С),
2А1 + 2NaOH (конц.) + 6Н20 (гор.) = 2Na(Al(OH)4] + 3H2t .
8А1 + 18НгО + 3KNOj + 5КОН = 8К[А1(ОН)4] + 3NH3t
(кип.),
4А1 (порошок) + 3 0 2 = 2А120 з
(сгорание на воздухе).
7. 2А1 + 3F2 = 2 AIF3
(600° С),
2А1 (порошок) + ЗЕ2 = 2А1Ез
(25° С; Е = CI, Вг),
2А1 (порошок) + 312 = 2А11з
(25° С, кат. капля Н 20 )
8. 2А1 + 3S = A12S5
(150—200° С)
9. 2А1 (порошок) + N2 = 2A1N
(800—1200° С)
4А1 + Р4 = 4А1Р
(500—800° С, в атмосфере Н2)
10. 4А1 + ЗС (графит) = АЦСз
(1500— 1700° С)
11. 2А1 + 6HF(r) = 2 AIF3 + ЗН2
(450—500° С)
2А1 + 3H2S = A12Ss + ЗН2
(600— 1000° С)
12. 2А1 + 2NH} = 2A1N + ЗН2
(выше 600° С)
13. 8А1 + 3 (FeHF<4u )0 4= 4А120 з + 9Fe
(выше 2000° С)
82
163. АЬОз — ОКСИД АЛЮМИНИЯ
Корунд, глинозем. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокален­
ном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами
и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированны­
ми кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании.
Получение см. 162е, 1641, 1651.
Мг =101,96;
d - 3,97;
:т = 2053° С;
> 3000° С.
1. АЬОз + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С1з + ЗН20.
2. АЬОз + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН20 = 2Na[Al(OH)4],
АЬОз + 2NaOH = 2NaAl0 2 + НгО
3. АЬОз + Na 2C 0 3 = 2NaA102 + СОг
4. АЬОз + 3K2S20 7 = Ab(SO„)3 + 3K2SO.»
А1гОз + 6KHS0„ = A12(S04)3 + 3K2SO< + 3H20
5. А1гОз + 3N 2Os = 2A1(N03)3
6. А120з + MgO = (MgAI2)04
7. АЬОз + 6HF(r) = 2A1F3 + 3H20
8. 2АЬОз + 9C (кокс) = АЦСз + 6CO
9. АЬОз + ЗС (кокс) + ЗСЬ = 2А1С1з + ЗСО
10. АЬОз + ЗС (кокс) + N 2 = 2A1N + ЗСО
п - гАЬОз
164.
в расплаве Na^AIF,} ' 4А1 (катод) + 3 0 2t (анод)
(900— 1100° С).
(1000— 1200° С).
(400—470° С),
(400—550° С).
(35—40° С).
(1600° С).
(450—600° С).
(1800° С).
(800—900° С).
(1600— 1800° С).
[900° С]
АКОН)з — ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Гиббсит (моноклинный), байерит (тригональный). Белый, термически неустой­
чивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом
аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотер­
ные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании.
Получение см. 1684'3, 1717, 1764, *’
'
М, = 78,00;
d - 2,42.
1. А1(ОН)3 = АЮ(ОН) + Н20
2А1(ОН)з = АЬОз + ЗН20
2.
(до 200° С),
(выше 575° С).
А1(ОН)з<т) + 6Н20 < = > [А1(Н20)б]3+ + ЗОН'; рПР 25 = 31,24,
А1(ОН)з<Т)+ 4Н20
[А1(Н20 ) 2(0НМ- + НзО+; рПР 15 = 14,43.
3. А1(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = А1С13 + ЗН20.
4. А1(ОН)э + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)„],
А1(ОН)з + NaOH = NaA102 + 2Н 20
(1000° С).
5. А1(ОН)3 + 3HF (конц.) + 3NaF = Na 3[AlF6]4- + 3H20.
83
165. АКХОН) — МЕТАГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Диаспор (a-модификация), бёмит (0). Белый, при нагревании разлагается. По
сравнению с А1(ОН)3 обладает меньшей реакционной способностью. Не реаги­
рует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Полу­
чение см. 1641, 1685, 1717.
М, = 59,99;
d= 3,01—3,35.
1. 2АЮ(ОН) = А12О з + Н20
2. АЮ(ОН) + ЗНС1 (конц.) = А1С13 + 2Н20 .
3. АЮ(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н20 = Na[Al(OH)4],
АЮ(ОН) + NaOH = NaA102 + Н20
(360—575° С).
(1000° С).
166. AKN03)3 — НИТРАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). Растворяется в азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Получение см. 1623, 1635, 167*.
М, = 212,99;
d = 1,89;
1м(кр.) = 66° С (разл.);
к, = 73,9<20>, 132,6<80).
1. 4А1(ЫОз)з = 2А12О з + 12N 02 + 3 0 2
(150— 200° С).
2. А1(ЫОз)з 9НгО = A 1(N0 3)3+ 9Н20
(до 40° С, вак ).
3. А1(ЫОз)з (разб.) + 6НгО = [АКНгО)*]3* + 3N O ;
(pH < 7, см. 1673).
4. А1(ЫОз)з + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OH)4] + 3NaN03.
5. А1(ЫОз)з + 3(ЫНз НгО) [конц., хол.] = Al(OH)3i + 3NH4N 0 3,
А1(ЫОз)з + 3(NH3 • Н 20 ) [конц., гор ] = A10(OH)i + ЗЫ Н^Оз + Н 20 .
167. Al2(S04)3 — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). В кипящей воде разлагается. Не реагирует с кислотами. Полностью
разлагается щелочами в растворе и при спекании, реагирует с гидратом аммиа­
ка. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1634.
А/г = 342,15; </=2,71; Г™= 770° С (разл ); к, =36,4<м), 73,1(80).
1. 2A12(S 0 4)3 = 2А12Оз + 6 S 0 2 + 3 0 2
2. A12(S 0 4)3 18Н20 = A12(S 0 4)3 + 18Н20
3. AlKSOOs (разб.) + 12НгО (хол.) = 2[А1(Н20)б]3+ + 3SO^,
(770—860° С).
(420° С).
[А1(Н20)б]3+ + Н20 4= * [А1(Н20 ) 5(0Н)]2+ + НзО+; рК, = 5,02,
2[А1(Н20 ) s(0H)]2+ <=> [Al2(H 20)g(0H)2]4+ + 2НгО; lg Кс = 2,78.
A 12(S0 4)3 (оч. разб.) + 6Н20 = 2Al(OH)3i + 3H2S0 4
(кип ).
A12(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Al(OH)3i + 3Na2S04,
A12(S0 4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2S04.
6. A12(S0 4)3 + 8NaOH = 2NaA102 + 3Na2S0 4 + 4H20
(900— 1000° C).
4.
5.
84
7. Ah(S0 4)3 + 6 (NH 3 • H2O) [конц., хол.] = 2А1(0Н)з4' + 3 (NH 4)2S0 4,
Ab(S0 4)3 + 6(NH 3 • H 2O) [конц., гор.] = 2AIO(OH)i + 3(NH 4)2S0 4 + 2H20 .
8. A12(S0 4)3 + 3M(N0 3)2 = 3MS04-l + 2A1(N 0 3)3
(M = Ba, Pb).
168. KAKS04)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.);
к, = 5,9(20), 71,0(8О).
1. 4 KA 1(S0 4)2 = 2K2S 0 4 + 2А12Оз + 6 SO2 + ЗО2
(800—900° С).
2. KA1(S04)2 12Н20 = KA1(S04)2 + 12НгО
(120° С).
3. KA 1(S0 4)2 (разб.) + 12НгО = [К(НгОМ+ + [Al(H20)e]3+ +2SO^,
[А1(Н20)б]3+ + НгО 4= > [А1(Н 20 )5(0 Н)]2+ + НзО+; рК* = 5,02,
2[А1(Н20 )s(0 Н)]2+ 4= ^ [А12(Н 20 ) 8(0Н )2]4+ + 2Н20; lg Кс = 2,78.
KA 1(S0 4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)34. + 2K2S 04,
KA1(S04)2 + 4КОН (конц.) = К[А1(ОН)4] + 2K2S04.
5. 2KA1(S04)2 + 6(NH 3 Н 20)[конц., хол ] = 2А1(ОН)34- + K 2S 0 4 + 3(NH 4)2S 04,
2KA1(S04)2 + 6(NH 3 Н 20)[конц., гор.] = 2AIO(OH)i + K 2S0 4 +
+ 3(NH 4) 2S 0 4 + 2H20 .
4.
169. NaAICh — ДИОКСОАЛЮМИНАТ(ШУ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильноще­
лочной среде переходит в Na[Al(OH)4J. Разлагается кислотами. Вступает в
реакции обмена. Получение см. 25*, 2812' 23, 1624, 1632 3, 176*.
Мт = 81,97;
d = 2,693;
= 1800° С.
1. NaAIC>2 + 2Н20 (го р.)— -—►NaOH + А1(ОН)з4-(аморфн ).
2. NaA102 + 4Н20 = Na[Al(H20 )2(0 H)4]
(в разб. NaOH),
NaA102 + 2Н20 = Na[Al(OH)4]
(в конц. NaOH).
3. NaA102 + 4НС1 (конц.) = NaCl + AICI3 + 2НгО.
4.
5.
170.
2NaA102 + 3H20 + С 0 2 — -—►Na 2C03 + 2А1(ОН)я (крист.)
[кип.].
2NaA102 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)0 4
(700—800° С).
шпинель
AIF3— ФТОРИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяет­
ся в холодной воде, лучше — в горячей; не растворяется в жидком HF. Не
реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Пере­
85
водится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение
см. 1627' ", 1637.
Л/г = 83,98;
d = 2,88;
к, = 0,50(25), 0,89(75).
1.
2.
3.
4.
5.
171.
AIF 3 H 2 O = AIF3 + НЮ
(150—200° С).
A1F3 + ЗН20 (пар) = А1(ОН) 3 + 3HF
(400° С).
4A1F3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3Na[AIF4],
AIF 3 + 3(NH3 H20 ) [ко нц .] = А1(ОН)з4- + 3NH4F.
AIF3 + 3HF (конц.) = Нз[А1Рб], AIF 3 + 3NaF (конц.) = Na 3 [AlF*],
AIF 3 (насыщ.) + HF(r> + N H 3(r> = N H 4 AIF 4 I .
АЮз — ХЛОРИД АЛЮМИНИЯ
Хлоралюминит (гидрат). Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется
(«дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в хо­
лодной воде (гидролиз по катиону). Мало растворяется в концентрированной
хлороводородной кислоте. В горячей воде разлагается. Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 16227,1639, 1643.
М, = 133,34;
1.
d - 2,47;
= 192,6° С (р);
к, = 45,9(М), 48,6(М).
(179,7° С),
2А1С1з<т) < = ? А12С1б(Г)
AliCW) < = ? 2А1С1з(Г)
(440—800° С).
2. А1С1з 6Н20 = А1С1(ОН)2 + 2НС1 + 4Н20
(100—200° С),
2(А1С1з 6Н20 ) = А12О з + 6НС1 + 9Н20
(200—450° С).
3. А1С13 (разб.) + 6Н20 (хол.) = [А1(Н20)в]3+ + ЗСГ
(pH < 7, см. 1673).
4. А1С1з + ЗН20 (гор.) = А1(ОН)з4 + 3HClt.
5. А1С1з(Т)+ 2Н20 (влага воздуха) = А1С1(ОН)з + 2НС1.
6. АЮз + 3NaOH (разб.) = А1(ОН),4- + 3NaCl,
А1С1з + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl.
7. А1С1з + 3(NH, HjO) [конц., хол.] = Al(OH)3i + 3NH4C1,
AICI3 + 3(NH, HjO) [коиц., гор.] = A10(OH)i + 3NH4C1 + HjO.
8. A1CU + Na3P 04 = A1P04 (аморфн.) + 3NaCl.
9. AICI3 + 3Na[BH4] = А1[ВН4]з + 3NaCl
(45—50°C).
10. AlCb + NH4C1 = NH4[A1C14]
(220—250° C).
11. 2АЮз(«)
172.
Меггр°ЛИ^> 2A1 (катод) + 3CI2t (анод).
АШз — СУЛЬФИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давле­
нием N 2. П олностью гидролизуется водой, не осаждается из водного раствора.
Реагирует с кислотами. Получение см. 162е.
Л/, = 150,16;
86
</=2,02;
= 1120° С (р).
1.
2.
3.
4.
173.
AhS3 + 6H 2O = 2А1(ОН)3 4- + 3H2ST
(коми).
AhSj + 6HCI (разб.) = 2AICb + 3H2ST.
A12S3 + 30HNOa (конц., гор.) = 2AI(N0 3)3 + 3H 2S04 + 24N02 + 12H20 .
2A12S3 + 9 0 2 = 2A120 3 + 6S0 2
(700—800° C).
АЦСз — ТРИ КАРБИД ТЕТРААЛЮМИНИЯ
Желтый, при прокаливании разлагается. Полностью гидролизуется водой.
Разлагается разбавленными кислотами, концентрированными щелочами.
Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом при нагревании. Легко
хлорируется. Получение см. 16210, 163*.
М, = 143,96;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 2,36.
А1„С3 = 4А1 + ЗС (графит)
[выше 2200° С].
А14С 3 + 12Н20 = 4А1(ОН)31 + 3CH4t .
AI4C 3 + 12НС1 (разб.) = 4A1CU + ЗСН/Г.
А14С 3 +4NaOH (конц.) + 12НгО = 4Na[Al(OH)„] + ЗСН4Т.
А14С 3 + 6Н 2 = 4А1 + ЗСН4
(2200° С).
А14С 3 + 6 0 2 = гАЬОз + ЗС0 2
(650—700° С).
174. Na3jAlF6| — 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. 346, 164 .
Мг = 209,94;
d = 2,98;
t т * 1000° С (разл.);
1. Na 3[AlF6]« = 3Na+ + [A1F*]3-
к, = 0,04(2О).
(1000° С),
[A1F6]3' 4=^=? [A1F4]' + 2 Р
(выше 1000° С).
2. 2Na3[AlF6] + 9H 2S 0 4 (конц.) = 6NaHS0 4 + A12(S0 4)3 + 12HFT.
3. Na3[AlFel + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 6NaF.
4. Na 3[AlF6] + 6(NH 3 H 20 ) [конц] = 3NaOH + Al(OH)3i + 6NH 4F.
175. Li|AIH4| — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(1Н) ЛИТИЯ
Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается прн нагревании. Реакцион­
носпособный, окисляется 0 2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с
водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 9м.
М , - 37,96;
1.
2.
3.
4.
</=0,72.
2Li[AlH4] = 2LiH + 2А1 + ЗН 2
Li[AlH4] + 4Н20 = LiOH + Al(OH)3i + 4H 2t.
Li[AlH4] + 4HC1 (разб.) = LiCl + A1C13 + 4H 2t .
2Li[AlH4] + 4 0 2 = ЫгО + A120 3 + 4H20
(125—170° С).
(выше 150° C),
87
5.
176.
(коми.),
(в эфире).
Li[AlH4] + 4F 2 = Li[AlF4] + 4HF
3Li[AlH4] + 4BClj = 3LiCl + 3A1CU + 2B2H6t
Na|AKOH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОАЛЮМИНАТ(Ш) НАТРИЯ
В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в
концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав
аниона усложняется.
При кристаллизации выделены Na 4[Al(OH>7],
Ыаб[А1б04(0Н )|6] и Ыа4[А14Оэ(ОН)|о]. Разлагается при разбавлении раствора
водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом
алюминия. Получение см. 2817' 24' 28, I624, 164?, 1692.
М, = 118,00.
1. Na[Al(OH>4] = NaA102 + 2Н20
2. 6Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Ыаб[А160 4(0Н ),6]1 +4Н20
(800° С).
(40° С, в 50%-м NaOH).
Na[Al(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН20 = Na 4tAl(OH)7] 3H2O i
(60—65° С).
4Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Na4[Al4O 3(OH),0]4 + ЗН20
(100° С, в 50%-м NaOH).
3. Na[Al(OH)4] (разб.) + 4Н20 = [Na(H 20 )4]+ + [А1(ОН)4Г
(в конц. NaOH),
Na[Al(OH)4] + 6Н20 = [Na(H 20 )4]+ + [А1(Н20 ) 2(ОН)4]"
(в разб. NaOH).
4.
5.
6.
7.
Na[Al(OH)4] — -—►Al(OH)3i + NaOH
(разбавление водой).
Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб.) = А1СЬ + NaCl + 4Н20 .
Na[Al(OH)4] + С 0 2 = А1(ОН)з4 + NaHCOj.
2Na[Al(OH)4] + (NH 4)2C 0 3 = 2АЮ(ОН)1 + Na2COj + 2NH3t +
+ 4H20
(кип.).
8. 3Na[Al(OH)4] + A1C13 (конц.) = 4Al(OH)3i + 3NaCl.
ГАЛЛИЙ
177.
Ga — ГАЛЛИЙ
Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, плас­
тичный металл. В твердом и жидком состояниях образован молекулами Ga2,
газ — одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая
оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, силь­
ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см.
1783, 1829.
М, =69,723;
d = 5,904, 6,0948(30);
/пл = 29,78° С;
/кип = 2403° С.
1.
2Ga + 6Н20 (гор.) = 2Ga(OHbi + ЗН2 1,
2Ga + 4НгО (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2
(350° С).
2. 2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H 2t.
3. Ga + 6HNO 3 (конц.) = Ga(NOj)3 + 3N 02t + ЗНгО.
4. 2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6H20 = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2t ,
2Ga + 2(NH3 • H 20 ) [конц., хол.] + 6H20 = 2NH 4[Ga(OH)4] + 3H2t.
5. 2Ga + 2Na2COj (конц.) + 8H20 = 2Na[Ga(OHW + 3H2t + 2NaHC03.
6. 2Ga + 0 2 = 2GaO?
(сгорание на воздухе).
7. 2Ga + 3C12 = 2GaCl3
(80—200° C).
8. 2Ga + 3S = Ga2Sj
(800°C).
9. 2Ga + 3H2S = Ga 2S3 + 3H 2
(250—350°C).
10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H 2
(1050— 1200°C).
178.
Ga20 3 — ОКСИД ГАЛЛИЯаП)
Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводник. Не реагирует с водой. В
прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; пере­
водится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавли­
вается водородом. Получение см. 1791, 1801, 1811 183®.
А/г = 187,44;
d= 5,88;
1
™- 1725° С(р).
1. Ga 20 3 + 6НС1 (конц.) = 2GaCl3 + ЗН20 .
2. Ga 20 3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Ga(OH)4l,
Ga 20 3 + 2NaOH = 2NaGa0 2 + НгО
3. Ga 20 3 + 3H 2 —2Ga + ЗНгО
4. Ga 20 3 + 3SC120 = 2GaCl3 + 3S0 2
Ga 20 3 + 6NH 4CI = 2GaCl3 + 6NH 3 + ЗНгО
5. Ga 20 3 + 6NaHS0 4 = Ga 2(S04)3 + 3Na2S0 4 + ЗНгО
6. Ga 20 3 + Z nC 0 3 = (ZnGa2)04 + C 0 2
7. Ga 20 3 + 3H2S = Ga 2S3 + ЗНгО
8. вагОз + 2NH 3 = 2GaN + ЗНгО
9. Ga 20 3 + 4Ga = 3Ga20
(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*. 1804,5' 8, 1814 5,
182 ' , 183 .
Мг = 120,74.
1. Ga(OH )3 =GaO(OH) + Н20
2Ga(OH)3 = Ga 20 3 + 3H20
(80—400° С),
(540—600° С).
2. Ga(OH)xT) + 6Н 20 ^ = » [Ga(H20 )6]3+ + ЗОН'; рПР 25 = 35,39,
Ga(OH)XT>+ 4Н 20 < = > [G afH ^M O H W + Н 30 +; рПР 25 = 10,54.
89
3.
4.
Ga(OH)3 + 3HC1 (разб.) = GaCh + 3HjO.
Ga(OH)j + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4],
Ga(OH >3 + NaOH = N aG a02 + 2H20
5. Ga(OH )3 + NH 3 • H20 (конц., хол.) = NH4Ga(OH)4]
(выше 150° C).
180. Ga(N03)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.
М ,= 255,74;
* ,= 181(М>.
1. 4Ga(N03)3 = 2Ga20 3 + 12N 02 + 3 0 2
(110— 200° С).
2. G a(N 03)3 9Н20 = G a(N 03)3 + 9Н20
(40— 60° С, вак.).
3. Ga(NOj)3 (разб.) + 6Н20 = [Ga(H20)*]3+ + 3 N 0 3,
[Ga(H20)*]3+ + Н20 < = + [Ga(H20)s(0H)]2+ + НзО+; pKK= 2,81.
4.
5.
6.
7.
8.
G a(N 03)3 + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)3i + 3NaN03,
G a(N 03)3 + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaN 03 .
G a(N 03)3 + 3(NH3 H20 ) [разб.] = Ga(OH)3i + 3NH 4NO 3,
G a(N 03)3 + 4(NH3 H20 ) [конц., хол ] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH 4NO 3.
G a(N 03)3 + 3HF (разб.) = GaF3i + 3HN03.
Ga(N 0 3)3 + K 3PO4 = G aP044- + 3KN03.
2Ga(N03)3 + 6H20 + 3Na2S = 2Ga(OH)3i + 3H2S t + 6NaN03.
181. Ga^SChh — СУЛЬФАТ ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образу­
ет двойные соли — каасцы. Получение см. 178s.
Мт= 427,63;
к, = 92(М).
1. 2Ga2(S04)3 = 2Ga20 3 + 6S02 + 3 0 2
(520—700° С).
2. Ga2(S04)3 • 18Н20 = Ga 2(S04)3 + 18Н20
(40—360° С, вак ).
3. Ga2(S04)3 (разб.) + 12Н20 = 2[Ga(H20)*]3+ + 3SO^
(pH < 7, см. 1803).
4. Ga2(S04)3 + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)3i + 3Na2S04,
Ga 2(S04)3 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na 2S04.
5. Ga 2(S04)3 + 6(NH3 H20 ) [разб ] = 2Ga(OH)3i + 3(NH 4) 2S04,
Ga2(S04)3 + 8(NH3 • H20 ) [конц., хол ] = 2NH4[Ga(OH)4] + 3(NH 4)2S04.
6. Ga 2(S04)3 + M 2S04 + 24H20 = 2 {MGa(S04)2 12H20} l(M = K+, Rb+, Cs+,N H ;).
182. GaCh — ХЛОРИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, ннзкоплавкий, летучий; в газе димеризуется. Неустойчив во влажном
воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реагн90
рует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щело­
чами, гидратом аммиака. Получение см. 1772' 7, 1781 1795, 183 .
М, = 176,08;
d = 2,47;
tm = 77,8° С;
1ти = 201,3° С.
(выше 300° С).
1. GaClj Н20 = Ga(Cl)0 + 2НС1
(pH < 7, см. 1SO3)2. GaClj (разб.) + 6Н20 (хол.) = [Ga(H 20)t]3+ + ЗСГ
3. GaClj + 2HjO (гор.) = GaGl(OH)24 + 2НС1,
(350° С),
GaClj + 2Н20 (пар) = GaO(OH) + ЗНС1
(коми., в 6 М НС1).
4. GaClj + НС1 (конц.) = H[GaCl4]
5. GaClj + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)j± + 3NaCl,
GaClj + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl.
6. GaClj + 3(NHj • H 20 ) [разб.] = Ga(OH)j i + 3NH4C1,
GaClj + 4(NH 3 • НгО) [конц., хол ] = NH 4[Ga(OH)4] + 3NH 4C1.
7. GaClj + 4LiH = Li[GaH4] + 3LiCl4(до 10° С, в эфире).
8. 4GaClj + 2Ga = 3(Ga+)[GaCU]
(до150°С).
9.
183.
2GaClj(p)
2Ga4- (катод) + 3CI2t (анод).
GajSj — СУЛЬФИД ГЛЛЛИЯ(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.
М, = 235,64;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 3,747;
tm = 1125° С(р).
Ga2Sj = Ga 2S2 + S
(950— 1300° C).
Ga2Sj + 6H20 = 2Ga(OH)j4- + 3H2St.
Ga2Sj + 6HC1 (разб.) = 2GaCb + 3H2S t.
Ga2Sj + 5NaOH (конц., гор.) + 3H20 = 2Na[Ga(OH)4] + 3NaHS.
Ga 2S3 + Na2S = 2Na[GaS2]
(700—800° C).
2Ga2Sj + 9 0 2 = 2Ga2Oj + 6S0 2
(500— 750° C).
ИНДИЙ
184.
In — ИНДИЙ
Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изме­
няется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа­
ка. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами.
Получение см. 1854,5, 188*.
Мт= 114,82;
d =7,30;
/M = 156,634° С;
1. 2In + 6НС1 (разб.) = 2InClj + 3H2t,
In + 2HCl(r) = InCl^r) + H 2
t
= 2024° С.
(700—970° C).
91
2.
3.
4.
5.
6.
7.
In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(N03>3 + NO t + 2H20 .
(800° С, сжигание на воздухе)
4In + 3 0 2 = 21п20з
(120— 150° С)
2In + 3C12 = 2InCl3
(1050— 1100° С)
2In + 3S = In 2S3
(850° С)
21n + C 0 2 = ln20 (черн.) + CO
(700—800° С)
2In + H2S = In2S + H 2
185.1п2Оз — ОКСИД ИНДИЯ(Ш)
Светло-желтый (при высокой температуре — корйчневый), малолетучий, пла­
вится под избыточным давлением 0 2, полупроводник «-типа. В прокаленном
виде не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Прояв­
ляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спека­
нии. Восстанавливается водородом и углеродом. Получение см. 1843, 186 , 187 ,
188', 190*.
Л/г = 277,64;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1п20з<т) <
d= 7,179;
U = 1910° С (р);
/кнп я 3300° С.
(1200— 1700° С).
* 1п2Оз<г) < * 1п20(г) + 0 2
1п20з + 6НС1 (разб., гор.) = 21пС13 + ЗН20.
ЬзОз + 2NaOH = 2NaIn0 2 + Н20
1п20з + ЗН 2 = 21п + ЗН20
1п20з + ЗС (графит) = 2In + ЗСО
21п 20 3 + ЗС (графит) + 6С12 = 41пСЬ + ЗС0 2
1п20 3 + 2NH 3 = InN + 3H20
1п20з + 3H2S = In 2S3 + 3H20
(500— 600° С).
(700° С).
(800—900° С).
(500° С).
(600—630° С).
(500— 700° С).
186.1п(ОН)з — ГИДРОКСИД ИНДИЯ(1И)
Джалиндит. Белый, аморфный, при нагреаании разлагается. Не растворяется в
воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет
амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Полу­
чение см. 187°, 1885'6, 1893- .
Мг = 165,84;
1.
2.
3.
187.
d = 4,33;
рПР 25 = 36,89.
21п(ОН)3 = 1п20 3 + ЗН20
1п(ОН)з + 3HN0 3 (разб.) = In(N0 3)3 + ЗН20 ,
21п(ОН)з + 3H2SO„ (разб.) = In2(S0 4)3 + 6Н20 .
1п(ОН)3 + NaOH = N aln0 2 + 2Н20
(340—850° С).
(400—550° С).
In(N03)3 — НИТРАТ ИИДИЯ(1П)
Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону),
азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см.
1842, 1862.
92
Mr = 300,83.
(100—160° C),
1. 2ln(N0 3)3 = 2In(N03)0 + 4N 0 2 + 0 2
(230—250° C).
4In(NOj)j = 2In20 3 + 12N0 2 + 3 0 2
(60° С, вак.).
2. In(N0 3)3 5НгО = In(NOj)j + 5H20
3. In(N0 3)3 (разб.) + 6H20 = рпСНгО)»]** +3N O J,
[1п(Н20)б]3+ + H 20 < = > [In(H20)s(0H)]2+ + H 30 +; pK* = 3,58
4. ln(N 0 3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3i + 3NaN03.
5. In(N0 3)3 + 3(NH3 • НгО) [конц.] = In(OH)34 + 3NH4N 0 3.
6. In(N0 3)3 + ЗКЮз = 1п(Ю3)34 + 3KN03.
188. In2(S04)3 — СУЛЬФАТ ИНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 1862.
Мг = 517,83;
d = 3,438 (кр.);
к, = 11 f K).
1. 2In2(S0 4)3 = 2In20 3 + 6S0 2 + 3 0 2
2. ln 2(S0 4)3 -9H 20 = ln 2(S0 4)3 + 9H20
3. In 2(S0 4)3 (разб.) + 12HjO = 2[1п(Н20)б]3+ + 3SO ^,
Pn(H 20)*]3+ + HjO
(выше 600° С).
(200° С, вак).
Pn(H 20)s(0H)]2+ + Н 30 +; ptf, = 3,58,
4.
5.
6.
7.
[In(H20)*]3+ + SOj- «=► pn(H 20 ) 4(S04)]+ + гНгО, lg Ky = 3,04.
In 2(S0 4)3 (конц.) + H 2S0 4 (конц.) = 2HPn(S04)2],
In 2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2In(OH)3l + 3Na2SO„.
In 2(S0 4)3 + 6(NH 3 • H 20 ) [конц.] = 2In(OH)3l + 3(NH4)2S04.
ln 2(S0 4)3 + 3H2S = IiuSsi + 3H2S04.
8.
21n2(S0 4)3 + 6НгО
.эле1ггр0;п11 > 4jn (кат0Д| + 3o2t (анод) + 6H 2S04.
189. InCI3 — ХЛОРИД ИНДИЯ (III)
Белый, летучий, плавится без разложения под избыточным давлением С12.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте.
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Полу­
чение см. 184м , 1852' 6, 190'.
Мг = 221,18;
1.
2.
3.
4.
5.
d= 3,46;
tm = 583° С (р);
к, = 191,1(22), 373,7(М).
1пС13 • 4Н20 = In(Cl)0 + 2НС1 + ЗН20
(56— 200° С)
1пС13 (разб.) + 6Н20 = [1п(Н20 )* Г + ЗСГ
(pH < 7, см. 1873).
InCl3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)34 + 3NaCl.
InCl3 + 3(NH3 ■Н 20 ) [конц.] = In(OH)3 4- + 3NH4C1.
InCl3 + 4NH 3(r) = InN + 3NH4C1
(600° С, в присутствии NH 4F).
93
6.
InCb + 3HF = InF 3 i + 3HC1, InClj + 3CsCl = Cs^lnCUji.
7. 2InCb + 3H2S = In2Sj i + 6HC1.
8. InCb + 3KCN = In(CNfc 1 + 3KC1.
9. InCb + K$PO« = InPO«i + 3KC1.
10. InCb + 3LiH = InHj 4 + 3LiCl
190.
(в эфире).
IniS} — 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. 1845,
185*, 1887, 1897.
Мт= 325,84;
d = 4,648;
/„» = 1072° С;
рПР15 = 83,04.
1. In 2S3 + 6НС1 (конц.) = 2InCl3 + 3H2S t
(кип.).
2. In 2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2In(N0 3)3 + 24N02 + 3H2SO« + 12H20
(кип).
3. In 2S3 + 3NaOH (конц., гор )" + 3H20 = 2In(OH)3 i + 3NaHS.
4. 2In2S3 + 9 0 2 = 21n20 3 + 6S0 2
(выше 650° C).
5. In 2S3 + 3Na2S (конц.) = 2Na 3[InS3](p)
(коми.),
In 2S3 + Na2S (конц.) = 2NaPnS2]
(120—140° C, p).
ТАЛЛИ Й
191.
П — ТАЛЛИЙ
Серебристо-белый металл, пластичный, очень мягкий, легкоплавкий. На воз­
духе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой,
хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной
и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором. Получение см. 1921' 4,
198s, 1994.
М, = 204,383;
</=11,84;
tm = 303,6° С;
= 1457° С.
1. 2П + H 2SO< (разб., хол.) = Tl2SO«i + H2t .
2. ЗТ1 + 4H N 0 3 (разб., гор.) = 3T1N03 + N O t + 2Н20 ,
Т1 + 6H N 0 3 (конц., гор.) = T1(N03)3 + 3N 02t + 3H20 .
3. 4Т1 + 2 0 2 = Т120 + Т120 3
(400° С, сгорание на воздухе),
4Т1 + 2Н20 + 0 2 = 4Т10Н
(50—70° С),
4. 2Т1 + ЗН 20 2 (конц.) = П гО ^ + ЗН20 .
5. 2П + С12 = 2Т1С1
(коми),
2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2Н[ПС1«].
6. 2П + S = T12S
(320° С, в атмосфере Н2),
2TI + 3S = T12S3
(200—250° С).
94
192. ThO — ОКСИД ТАЛЛИЯ(1)
Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме. На воздухе частично окисляется.
Проявляет оснбвиые 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, 195', 196'.
М, = 424,77;
1.
d = 9,52;
tm = 303° С;
ТЬО(Т)- TljOo-) <- - Ti + o2
f««„ - 1100° С.
(выше 1300° С).
2 . ТЬО + Н 2О = 2Т10Н.
3. Т120 + 2НС1 (раэб.) = 2ПС1 4- + Н20 , TI2O + 2HN03 = 2T1N03 + Н20.
(выше 500° С),
4. Т120 + Н 2 = 2Т1 + Н20
(250— 325° С)
Т120 + СО = 2Т1 + С 0 2
5. ПгО + Ог = Т 1203
(до 200° С)
193.
ТЬОз — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Авицеинит. Коричнево-черный, малолетучий, плавится без разложения под
избыточным давлением Ог, при прокаливании разлагается. Не реагирует с
водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Из растворов солей таллия(Ш) осаждается в виде полигидрата. Проявляет амфотерные свойства;
реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Сильный окислитель. Полу­
чение см. 1913' 4, 196', 1971' 3,5, 2004’6.
Мг = 456,76;
d= 10,11;
tm = l\T C {p ).
1. ThOs = Т120 + 0 2
(500— 1000° С).
2. ПгОз • лНгО = Т1203 + яНгО
(до 300° С, вак.).
3. ThOj + 8НС1 (конц.) = 2НГПС12] + 2C ht + ЗН20.
4. Т120 3 + 4H 2SO4 (конц.) = 2H[T1(S04)2] {или T 1(HS04)S0 4}4- + ЗН20 .
5. T120 3 + 6HNOj (конц.) = 2T1(N03)3 + ЗН 2О.
6. T h 0 3 + 2МОН = MTIO2 + Н20
(450—575° С; М = Li, Na, К, Rb).
7. ТЬОэ + 2Н2 = Т120 + 2НгО
(150— 185° С).
8. ТЬОэ + 3F3 = 2T1F3 + ЗО2
(до 550° С).
9. 2Л203 + 5S (порошок) = 2TUS + 3S02
(коми.).
10. ЛгОэ + Н 2О2 = 2Т10Н + O jt + 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 СОг из воздуха. Получе­
ние см. 1913, 1922, 1984.
M r
= 221,39;
d = 7,44;
tm
= 125° С (разл.);
ks = 34,3<|8), 126,1<90).
95
1. 2ТЮН = Л 2О + H20
2. TlOH 2H20 = TlOH + 2H20
2{T10H • 2H 2O} = TI2O + 5H 2O
3. TlOH (разб.) + лНгО = {T1(H20)J+ + ОН".
4. Т О Н + НС1 (разб.) = TIC14 + Н20 ,
ТО Н + HNOs (разб.) = TINO3 + Н20 .
5. 2Т10Н (разб.) + Zn(N 03)2 = Zn(OH)24 + 2TINO3,
2Т10Н (конц.) + Zn(OH)2 = n 2[Zn(OH)4] + 2TINO3.
6. 2ТЮН + 0 2 = TI2O3 + Н 2О
2Т10Н + 4NaOH + 2CI2 = TI2O3 4 + 4NaCl + 3H20.
TlOH
(разб.) + C 0 2 = Т1НСОз4,
7.
2T10H + CO 2 = Л 2СО3 4 + H20
(выше 125° C).
(45—60° С, вак.),
(140° C).
(200° C),
(в этаноле).
195. ThCOj — КАРБОНАТ ТЛЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при последующем нагревании разлагается.
Растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не
образует. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислота­
ми. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 1947.
М, = 468,77;
d = 7,11;
tw = 272° С;
к, = 5,23(18), 27,2(|0О).
1. ThCOj = TI2O + С 0 2
2. Л 2СО 3 (разб.) + 2лН20 = 2ГП(Н20),]+ + С О ?',
(300—360° С).
С О ^ + Н20 <=*■ НСОз + ОН'; рК0 = 3,67.
3. ТЬСОз + 2НС1 (разб.) = 2ПС1-1 + Н20 + С 0 2 1.
4. Л 2СО 3 (разб.) + Н20 + С 0 2 = 2Т1НСОз4.
196. ТВЧОз — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиза иет), растворимость сильно увеличи­
вается с ростом температуры. Кристаллогидратов ие образует. Восстанови­
тель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1912, 194 .
Мг = 266,39;
d= 5,556;
t„* = 206,5°C;
k, = 9,55<JO), 111(80).
1. 4TINO3 = TI2O 3 + TI2O + 4N 02
4TINO3 = 2T120 + 4N 02 + 0 2
2. TINO 3 (разб.) + nH20 = ГП(Н20)*]+ + NO 3
3. TINO3 + 4H N 03 (конц.) = T1(N03)3 + 2N 02 + 2H20 .
4. TINO 3 + NaCl = ЛС14- + NaNOs5. 2TINO3 + H2S = T12S4- + 2HN03.
6. 3T 1N 03 + Na3P 0 4 = Т1зР 0 44 + 3NaN03.
7. 2TINO 3 + K2C r04 = Л 2СЮ44 + 2KN03,
96
(250—350° C),
(выше 500° C).
(pH 7).
2T1N0j + К 2 СГ2 О 7 = Т12СГ2О74 + 2KNO 3.
8. 5TlN0j + 16HNO 3 + 2KMnO< = 5П(ЫОз)з + 2Mn(N03)2 + 8H20 + 2KN03.
197. TKN03)3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре
разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкислен­
ном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе.
Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кисло­
той, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 191 , 193s, 196*.
М, = 390,40;
и = 102° С (кр.).
1. 4{Т1(ЫОз)з ЗНзО} = 2ПгОз + 12NOj + 302 + 12НзО
(300° С).
2. Т1(ЫОз)з (конц.) + 6Н20 = ГГКНзО)*]* + 3NOj
(в разб. H N 03),
ГЩН20)*]3+ + Н20 <— 7 [Tl(H20)j(OH)]J+ + НзО+; рКк = 1,24.
3. 2T 1(N 03)3 (разб.) + ЗН20 = TbOsi + 6HNO 3.
4. n (N 0 3)3 + ЗНС1 (конц.) = TlCli + Cl2t + 3HN03.
5. 2T 1(N 03)3 + 6NaOH (разб.) = Т12Оз4' + 6NaN0 3 + ЗН2О.
6. 2n (N O j )3 + 3H2S = T12S i + 2S i + 6HNO 3.
7. Т1(КОз)з + НгО + K 2SOs = TINO3 + K 2S0 4 + 2HN03.
198. T12S04 — 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.
Mr = 504,83;
1.
2.
3.
4.
d = 6,765;
tm = 632° С;
T12S0 4 (разб.) + 2лН20 = 2[T1(H 20)J+ + S O ^
T12S0 4 + 2HC1 (конц.) = 2ПС14- + H 2S04.
T12S 0 4 + H 2S0 4 (конц.) = 2T1HS04
T12S0 4 + Ba(OH)2 = 2T10H + BaS0 4i .
5. 2T12S0 4 + 2H20
k, = 4,87(М), 14,61(80).
(pH 7).
(20—40° C).
ЗПеГГрОЛ>° > 4Tli (катод) + 0 2t (анод) + 2H2S04.
199. T1C1 — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ (I)
Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо рас­
творяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с серной кисло­
той, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом.
Получение см. 191s, 1953, 196ч, 197*, 1981.
97
Mr = 239,84;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
200.
d = 7,0;
tm = 431°C;
k, = 0,32(M), 1,60».
f„,„ = 818°C;
2Т1С1 <— » TlCli-v (фиол.) + 0,5*C12
(на свету, коми.).
ПСЦт) + H 2S 0 4 (конц.) = TIHSO^, + HClt
(20— 40° С).
ПС1 + 5H N 0 3 (конц.) = TKNCbb + 2N 02 1 + НС1 + 2H20 .
2Т1С1 + H 2 = 2П + 2HC1
(650—750° C).
3T1C1 + 6HC1 (конц.) + 8KC1 + КСЮ 3 = ЗКзГПСЦ] + 3H20 .
T1CI (суспензия) + Cl2 = Т1С1з
(коми.).
ТЮз — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый, разлагается при нагревании. В подкисленном концентрированном рас­
творе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с
хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см. 199 .
Мг = 310,74;
d = 3,03 (кр.);
U = 155° С (разл.);
к, = 60,3(гО).
1.
2ПС13 = Т1ГПП1Си] + С12
ПСЬ = Т1С1 + С12
2. Т1С1з 4Н20 = ПСЬ + 4Н20
3. TICb (конц.) + ЗН20 (хол). = [Т1(Н20)зС1з]
4.
5.
6.
7.
8.
9.
201.
(выше 40° С),
(выше 150° С).
(ком и ., вак., над H 2SO„).
(в разб. НС1),
2[П(Н 20 ) зС1з]4= ? [П(Н 20 ) 4С12]+ + [Т1С14Г + 2Н20; рК£ = 0,5.
2ПС13 (разб.) + ЗН20 (гор.) = Tl20 3i + 6НС1.
TICb + НС1 (конц.) = Н[ПС14].
2Т1С1з + 6NaOH (разб.) = Т12Оз4 + 6NaCl + ЗН20 .
2ПС13 + 3H2S = T12S 4 + 2S4 + 6НС1.
ПСЬ + ЗК.С1 (конц.) = Кз[Т1С1б], 2Т1С13 + 3CsCl = CS3ITI2CI9].
ПСЬ (конц.) + 2П (порошок) = ЗТ1С1 4.
"ПгБ — СУЛЬФИД ТАЛЛИЯ(1)
Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий.
Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со
щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см.
191*, 1965.
Мг = 440,83;
d = 8,39;
tm = 448,9° С;
г„нп= П77°С;
к, = 0,02(2О).
1. T12S + 2НС1 = 2ЛС14 + H 2St.
2. T12S + 4HNOj (конц., хол.) = 2T1N03 + 2N 02t + S4 + 2H20 ,
T12S + I 8HNO 3 (конц., гор.) = 2T 1(N 0 3)3 + 12N02t + H 2S 0 4 + 8H 20 .
3. T12S + 2 0 2 = T12S0 4
(250° C).
98
ЭЛЕМЕНТЫ IVА-ГРУППЫ
УГЛЕРОД
202.
С — ГРАФИТ
Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны
также термодинамически метастабильные формы: Р-С — алмаз, (С2), — карбин, Сбо и С 70 — фуллерены, Графит — серо-черный, с металлическим блеском,
жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически акти­
вен (в отличие от алмаза и карбина); реагирует с водородом, кислородом,
фтором, серой, металлами. Типичный восстановитель; реагирует с водяным
паром, концентрированной азотной кислотой, оксидами металлов. Получение
в промышленности — пиролиз каменного угля или углеводородов.
М, = 12,011;
d = 2,27;
^ * 3 8 0 0 ° С;
4000° С.
1. С + Н20 (пар)<=? СО + Н2
(800— 1000° C).
2. С + 2H2S04 (конц., гор.) = C 0 2t + 2S02f + 2Н20,
С + 4HNO 3 (конц., гор.) = C 0 2t + 4N 02t + 2Н20.
3. С + 2Н2 = СН4
(600° С, p, кат. Pt),
2С + Н2 = С2Н2
(1500—2000° C).
4. С + 0 2 = С 0 2
(600— 700° С , сжигание на воздухе),
2С + 0 2 = 2СО
(выше 1000° С),
5. С + 2F2 = CF4
(выше 900° С).
6. С + 2S = CS2
(700—800 ° С),
7. 2С + N 2* = ? C2N2
(электрич. разряд),
2C + H2 + N 2 = 2HCN
(выше 1800° С).
8. C + Si = SiC
(1200— 1300° С).
9. 2C + Ca = CaC2
(550° С).
10. C + 2PbO = 2Pb + C 0 2
(600 °С).
11. 2C + Na2S 04 = Na2S + 2C02
(600° С),
2C + Na2C 0 3 = 2Na + 3CO
(900— 1000° С)
12. 3C + 8H2S 04 ( конц .) + 2K 2Cr 207 (конц.) = 3C02t + 2Cr2(S04)3 + 2K2S04 +
+ 8H20 .
■7
HN° 3 + H2SO4 + K.CIOj(K.Mn0 4) .
13. ^ —
—— —-------------------- >
„ _
СяО
оксиды графита
14. 2С + tiF 2 = 2CF, (фториды графита)
8С + F 2 = 2(C ;)(F-)
15. (8 + *)С + М = МС!+* (графитиды)
16. С(алмаз) — -—>С(графит)
(С2)я (карбин) — — » 2пС (графит)
(п = 2 + 2,75; коми.).
[л< 1,12; 450° С],
[коми., в атмосфере HF],
[М = К, Rb, Cs; до 150° С].
[выше 1200° С],
[2300° С].
99
203. СО — МОНООКСИД УГЛЕРОДА
Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде
(растворимость повышается в присутствии NH 3, НС1). Химически активен при
высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом,
хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленнос­
ти — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + Н2), в лабора­
тории — разложение муравьиной кислоты НСООН.
М, = 28,01; р = 1,250 г/л (н. у.);
„ = -191,5° С;
v, = 2,32е20’, l,43w .
(выше 230° С, кат. Ре2Оз).
СО + Н20 (пар)<__ ? С 0 2 + Н2
[120— 130° С ,р].
2. СО + NaOH = Na(HCOO)
(150—
200° С, кат. Ni),
3. СО+ Н2= СН4+ н2о
(250—
300°
С,
р,
кат.
СиО/Сг2Оз).
СО + 2Н2 = СНзОН
(коми., кат. МпОг/СиО),
4. 2СО + 0 2 = 2С02
(сжигание на воздухе).
2СО + 0 2 = 2С02
(125— 150° С, кат. C/Pt).
5. СО + С12 = ссьо
(350° С, кат. С).
6. СО + S = CSO
7. СО + NH3 = HCN + Н20
(500—800° С, кат. А12Оз/ T h 0 2),
СО + NH3 Н20 (гор.) = NH4(HCOO).
8. 5СО + I2Os = ЗСОг + l2.
9. СО + H20 (пар) + СаО = СаСОз + Н2
(400—500° С).
10. 4СО + Ni = [Ni(CO)4]
(50—100° С).
11 . 5СО + Fe = [Fe(CO)s]
(100— 200° С, р).
12. СО + PdCl2 + H 2O = Pd't + C 0 2t + 2HCI.
13. 3CO + H20 + KOH + 2KMnO« = 2M n024- + ЗКНСОз
(кат. Ag).
14. 3CO + 4H20 + КОН + К 2СГ2О7 = 2Сг(ОН)з4- + ЗКНСОз
(кат. HgO).
15. СО + Na20 2 = Na 2C03
(коми).
1.
204. СО2— ДИОКСИД УГЛЕРОДА
Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжа­
тии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый С 0 2
(«сухой лед») при комнатной температуре возгоняется. Плохо растворяется в
воде, частично реагирует с ней. Проявляет кислотные свойства, реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, во­
дородом, углеродом. Получение см. ИЗ1' 2, 2024, 2034.
Мг = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у.);
v, = 87,8<20), 35,9(60). ■
1. 2С0 3 = 2СО + 0 3
2. 8СО 2 ■46Н20 (Т) (клатрат) = 8С 0 2 + 46Н20
3. СОдр) + Н20 = С 0 2 ■Н20(рц— * Н2СОз(р); рКс = 2,49
100
(выше 2000° С).
(выше-21° С).
(коми.).
4. С 0 2 + NaOH (разб.) = NaHCCh, С 0 2 + 2NaOH (кони ) = Na2C 0 3 + Н20
5. С 0 2 + Ва(ОН)2 = BaCOj I + Н20 , С 0 2 + ВаСОад + Н20 = Ва(НС03)2(р).
6. С 0 2 + NH3 Н20 = NH4H C 03.
7. С 0 2 + 4Н2 = СН4 + 2Н20
(200° С, кат. Си20).
8. СО2 + С = 2СО
(выше 1000° С)
9. С 0 2 + 2Mg = С + 2MgO, 2С02 + 5Са = СаС2 + 4СаО
(500° С)
Ю. 2С02 + 2Na20 2 = 2Na2C 0 3 + 0 2
(комн )
205. Н2СОз — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при
комнатной температуре в виде гидрата С 0 2 ■Н20 , частично изомеризуется в
Н2С 0 3 (молекулы Н2С 0 3 обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота,
нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение
см. 2043.
М, = 62,02.
1. Н2СОз(р) = со2+н2о
2.
3.
4.
5.
6.
Н2С 0 3 (разб.) + Н20 (хоп Ц
(кип ).
* НСОз + Н30 +; р К* = 6,37,
НСОз + Н20 « = > С О ^ “ + Н30 +; рАГк = 10,33.
Н2С 0 3 + NaOH (разб.) = NaHC03 + Н20,
Н2С 0 3 + 2NaOH (конц.) = Na2C 0 3 + 2Н20.
Н2С 0 3 + Na2C 0 3 = 2NaHC03.
H2C 0 3 + NH3 Н20(конц.) = NH«HC03 + Н20
[примесь (NH4)2CO>]
Н2С 0 3 + Са(ОН)2 = СаС03 1 + 2Н20, Н2С 0 3 + СаСОз<т) = С а(Н С 03)2гр).
206. ССЦ — ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА
Тетрахлорметан. Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Тер­
мически малоустойчив. Практически ие смешивается с водой. Химически пас­
сивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апротонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см. также
987, 1206, 2086.
М, = 153,82; d = 1,594<»>); 2пл = -22,96° С; 1кмп = 76,75° C.
1. ССЦ = С + 2С12
(450— 600° C)
2. ССЦ + ЗН20 = Н2С 0 3 + 4НС1
(коми., кат. Fe)
3. ССЦ + 6NaOH (конц.) = Na2C 0 3 + 4NaCl + 3H20
(кип.)
4. 2ССЦ + 0 2 = 2ССЦО + 2С12
(250° С. кат. Ni)
5. ССЦ + 2H2Se = CSe2 + 4НС1
(500° C)
6. ССЦ + 2HF(*) = CC12F2 + 2HClt,
ЗССЦ + 3SbF3 = 3CC12F2 + 2SbCl3
(в жидк. HF)
7. ССЦ + 4AgF = CF4 + 4AgCl
(150—300° C)
8. ЗССЦ + 4A1E3 = 3CE4 + 4А1СЦ
(180—250° С; E = Br, 1)
101
207. CClrf) — 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. 203s, 2064, 2087.
М г = 98,92;
4 » = 1,436m;
tm = -118,8° С;
= +7,56° С.
1. СС1гО + 2Н :0 (хол.) = НгСОз + 2НС1,
CCI2O + Н 2О (пар) = СО1 + 2НС1
2. CChO + Н 2О = С 0 2 1 + 2НС1
3. CCI2O + 4NaOH = NajCOs + 2NaCl + 2Н 2О.
4. CCI2O + 4(NH 3 • H 2O) = 2NH 4CI + C(NH i)20 + 4H 2O
(коми.),
(в разб. НС1).
карбамид
5.
6.
(выше 350° С),
(в ацетонитриле).
3CCI2O + AljOj = 2А1СЬ + ЗСО2
CCI2O + 2NaF = COFi + 2NaCl
208. C Sj — 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. Гидролнзуется водяным паром, реагирует с бинарными соедине­
ниями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. 2026.
А/г= 76,14;
d= 1,261(22);
<mm= 46,24е С;
к, = 0,179(JO), 0,014(Se).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
CSi + 2НгО (пар) - COj + 2HiS
(150е С, примесь CSO).
CSi + Ba(OH)j = ВаСОз 4 + BaS + HjO.
CS2 + 2(NH 3 HjO)+Ca(OH )2 = NH 4NCS + CaS4 + 4HjO
( 1 10° C, p).
CS2 + 4Hj = 2H2S + CH4
(выше 50° С, кат. Pt/MoS2).
CS2 + ЗО2 = CO2 + 2S02
(сгорание на воздухе).
CS2 + ЗСЬ = CCI4 + S2CI2
(кат. МпСЬ/АЮз).
CS2 + ЗС12О = CCI2O + 2SChO, CS2 + ЗБОз = CSO + 4S02
( ко м и ),
CS2 + 2SnO = CO2 + SnS
(220—300° C).
8. CS2 + PClj = CSCI2 + PSCI3.
9. CS2 + K2S (конц.) = K2CS3.
10. CS2 + CaCN 2 = C 2N 2 + CaS + S
(700—850° C).
11. 3CS2 + 4KM n0 4 + 2KOH (разб.) = 6S4 + 4M n0 2 4 + ЗК2СО 3 + H 2O.
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.
2081°, 2106 9, 5741.
М, = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.); tm = -21,15° С; v, = 450(20).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
210.
C 2N 2 = 2(* CN) — радикал циан
(выше 1000° С).
C 2N 2 + 4Н20 (гор.) = (NH4)2C20 4.
C 2N 2 + H 2SO4 (конц., гор.) + ЗН20 = СО t + C 0 2t + 2NH4HS04.
C 2N 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + H20
(коми).
C2N 2 + 20г = 2СОг + N 2
(сжигание на воздухе).
C 2N 2 + 2Н° (Zn, разб. H 2S04) = 2HCN.
HCN — ЦИЛНОВОДОРОД
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% нзо-формы, при
охлаждении количество нзо-формы уменьшается. Разлагается при сильном
нагревании и на свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота и
бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Неограниченно сме­
шивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется
циановодородной кислотой. В концентрированном растворе неустойчив и
постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор —
следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановитель­
ные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной
серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный
растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см.
2027, 20З7, 2123-5, 8396.
Мг = 27,03;
d = 0,699<Н);
и = -13,3° С;
/кип = +25,65° С.
1.
HCN (разб.) + Н 2О (xoh.J^ZT? НзО+ + CN~; р/С = 9,31,
2.
h c n (конц.) + 2h 2o 4= ? n h ;+ НСОСГ.
HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н 2О.
3. HCN + NH 3 Н 2О (конц.)
NH4CN + H 2O
4. HCN(r) + H 2O + H 2S 0 4 (конц.) = CO + NH 4HS0 4
5. HCN + 4H° (Zn, разб. HC1) = CH 3NH 2.
6 . 4HCN + 5 0 2 = 4СОг + 2N2 + 2H20
4HCN + O 2 = 2C2N 2 + 2H20
7. HCN(p) + Cfe<=? (CN)C1 + HC1,
2HCN(r) + Cl2 = C 2N 2 + 2HC1
HCN + H 2O + CI2 = HOCN + 2HC1
8. 2HCN + 5НСЮ = 2C02t + H 2O + N2t + 5HC1.
9. 2HCN + NOj = C2N 2 + NO + H20
(коми.)
(сгорание на воздухе),
(150° С, кат. Ag)
(кат. активный уголь),
(кат. А12Оз)
(коми.).
103
211. N«CN — 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 С 0 2 из влажного возду­
ха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель.
Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 28 ,
29 , 2102.
Мг = 49,01;
d = 1,596;
tm = 563,7° С;
и т = 1497° С;
к, = 58,2(20), 82,5<55).
1. NaCN • 2Н20 = NaCN + 2Н 2О
(коми., вак., над Р4О 10).
2. NaCN (разб.) + 4HjO (хол.) = [N aO ^M * + CN"
(pH > 7. см. 2121).
3. NaCN (конц.) + 2HjO = Na(HCOO) + NH3t
(кип.).
4. NaCN(T) + НС1 (конц., хол.) = NaCl + HCNt.
5. 2NaCN + H2S04 (30%-я) = 2HCNt + Na2S04
(30—40° C).
6. 2NaCN + НгО + C 0 2 = Na2C 0 3 + 2HCN
(коми.).
7. 2NaCN (разб., гор.) + 0 2 = 2NaOCN
(кат. Ni).
8. NaCN (разб.) + S = NaNCS
(кип.).
9. NaCN + Na2S40« + НгО = NaNCS + Na2S 0 3S + H2S04.
10. NaCN + H20 2 (30%-й) = NaOCN + H20 .
11. NaCN + P b02 = NaOCN + PbO
(250° C).
12. 2NaCN + H # + 5NaC10 = 2NaHC03 + 5NaCl + N2t.
13. NaCN (разб.) + AgN03 = AgCN^ + N aN 03,
NaCN (конц.) + AgCN(x, = 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 С 0 2 из воздуха. Присоединяет кислород, серу.
Восстановитель. Вступает в реакции обмена н комплексообразования. Получе­
ние см. 497, 50IS, 62*.
Мг = 65,12;
</=1,52;
tm = 634,5° С;
к, = 69,9(20), 99,8(80).
1.
KCN (разб.) + 6Н20 (хол.) = [К(Н 20 )6]+ + CN”,
CN“ +
HCN + ОН'; рК0 = 4,69.
2. KCN + 2Н20 = NH3t + К(НСОО)
3. KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCNt.
4. 2KCN + H 2S0 4 (30%-я) = 2HCNt + K 2S0 4
5. KCN + H20 + C 0 2 = КНСОз + HCN.
6. 2KCN (разб., хол.) + 0 2 = 2KOCN
7. KCN (разб.)+ S = KNCS
104
[кип.].
(30—40° С).
(кат. Ni).
(кип.).
8.
KCN + K 2S40 6 + H20 = KNCS + K 2S 0 3S + H 2S 0 4.
KCN (конц.) + E 2 = (CN)E + KE
(E == Cl, Br, 1),
(700° С).
(CN)C1 + KF = (CN)F + KC1
10. KCN + H 20 2 (30%-й) = KOCN + H 20.
11. KCN + PbO = Pb + KOCN
(400 — 500° С).
12. KCN + 2KOH (конц.) + 2KMn0 4 = KOCN + 2K2M n0 4 + H 20.
13. 2KCN + H20 + 5KC10 = 2KHC0 3 + 5KC1 + N 2 1.
14. 2KCN (конц.) + AgN0 3 = K[Ag(CN)2] + K N 03.
15. 8KCN (конц.) + A u2S3 = 2K[Au(CN)4] + 3K2S.
16. 2KCN (разб.) + NiS0 4 = Ni(CN)24 + K 2S 04l
2KCN (конц.) + Ni(CN )2 = K 2 [Ni(CN)4],
17. 6KCN (разб.) + 2FeCl3 = (Fe}+) [Fe(CN)*] (кор.) + 6KC1,
6KCN (конц.) + FeCl3 = K^F^CNW + 3KC1.
9.
213. H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА
Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H 2N—CsN. В эфире
изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабо­
кислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидра­
те аммиака. Реагируете водородом, кислородом. Получение см. 2145, 27317.
Мт= 42,04;
d = 1,0729;
tm = 43° С;
= 140° С (вак.);
ks = 456<20).
1. 3H2CN 2 = [NC(NH 2)]3
(150° С).
меламин
2.
3.
H 2CN 2 + Н20 <z ^ ? H C N 2 + Н30 +
H 2CN 2 + H 20 = C(NH2)20
(практически не идет)
(в конц. H 2S 04, NaON)
карбамид
4. 2H2CN 2 (разб.) + Са(ОН)2 <=► Ca(HCN 2)2 + 2Н20.
5. H 2CN 2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH 3
6. 2H2CN 2 + 3 0 2 = 2С0 2 + 2N2 + 2Н20
(400° С)
(300° С).
7.
(в эфире).
H 2CN 2<zr=? C(NH )2
карбодиимид
214. CaCN2 — ЦИАНАМИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — темно-серый из-за примеси угля). Летучий,
плавится без разложения под избыточным давлением N2, при прокаливании
разлагается. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Полностью
разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами. Во влажной почве под
влиянием бактерий медленно разлагается с выделением аммиака. Получение
см. ПО", ИЗ6, 1207' 8.
М, = 80,10;
1.
CaCN 2 = CaC 2 + N 2
d= 2,29;
и = 1300° С;
к, = 2,50<25).
(выше 1150° С).
105
2. CaCN 2 + 6H20 (хол.) = [Са(Н20 )6]г+ + CN
3.
4.
5.
6.
7.
8.
,
C N | + H 20 < = ? HCN 2 + OH'.
CaCN 2 + 3H20 (гор.) = Ca(OH )2 + C(NH2)20
CaCN 2 + 3H20 (nap) = CaC0 3 + 2NH 3
CaCN 2 + H 2S 0 4 (разб.) = CaS0 4i + H 2CN2.
CaCN 2 + C 0 2 + H20 = CaCOji + H 2CN2.
CaCN 2 + 3H2 = Ca + C (графит)+ 2NH 3
2CaCN 2 + 302 = 2CaC0 3 + 2N2
(70° C).
(300° C).
(550—650° C).
(420—450° C).
215. (SCN)2— БИС(ТИОЦИАН)
Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких
температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро полимеризуется в красный (SCN),. Хорошо растворяется в воде (с частичным
разложением), быстро разлагается в присутствии растворенного кислорода.
Хорошо растворяется в сероуглероде и тетрахлориде углерода; медленно раз­
лагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает 12;
слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 2I74' 7, 2I86' 7, 5726.
Мг = 116,17;
1.
г„л = -2° С.
h(SCN)2 = 2(SCN)„ (паратиоциан)
3(SCN)2 + 4Н20 —
» HCN + 5HNCS + H 2S04,
(SCN)2 + 0 2 + 2Н20 — I—> HCN + HNCS + H 2S0 4
3. (SCN)2 + 16HN03 (конц.) = 2H2S 0 4 + 2C02t + 2NH4N 0 3 +
+ !4N 02t + 2H20 .
4. (SCN)2(p) + 2Na = 2NaNCS.
5. (SCN)2 + 3KI (конц.) = 2KNCS + K[I(I)2],
[выше 20° С].
2.
6.
216.
(т = 0,5 ч).
(SCN)2 + KNCS (конц.) + 6H20 < = ♦ [K(H20 )e]+ + (NCS)J •
HNCS — ТИОЦИАНАТ ВОДОРОДА
Родановодород. Бесцветная вязкая сильнополярная жидкость, белое твер­
дое вещество Существует при очень низких температурах. Имеет строение
(Н—N = C = S ) с возможной примесью таутомера (Н—S—C^=N). При повыше­
нии температуры до -90+ -85° С образует белый полимер. Устойчив в разбав­
ленном растворе (тиоциановая или, менее точно, роданистоводородная кисло­
та). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При
концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводо­
родом, типичными окислителями. Получение см. 2114' 5, 2 1810.
М, = 59,09; tm (мономер) = -П 0° С; (полимер)+(3—5)° С (разл.)
1. HNCS (разб.) + Н20 = Н 30* + NCS'.
2. 3HNCS (конц.) = HCN + H 2C 2N 2S3 (ксантановый водород, красн.).
106
3.
4.
5.
6.
7.
HNCS + 2НгО + HC1 (разб.) = C 0 2t + H2S f + NH 4C1
(кип).
2HNCS + 2H20 + H 2S 0 4 (разб.) = (NH 4)2S 0 4 + 2CS0
(40— 50° C).
HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + H 20.
HNCS + HjO + H 2S(r) = CS2 + NH 3 H20
(коми).
HNCS + 3H20 2 (конц.) = HCN + H 2S 0 4 + 2НгО
(коми),
5HNCS + 4H2S 0 4 (разб.) + 6KMn0 4 = 5HCN + 6MnS0 4 + 3K2S 0 4 + 4НгО.
217. KNCS — ТИОЦИАНАТ КАЛИЯ
Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагрева­
нии синеет вследствие разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным
эндо-эффектом (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кислотами.
Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2 127, 2 185.
А/г = 97,18;
d = 1,886;
/„„ = 173,2°^
(«ил = 500° С (с разл.);
/с, = 2 1 408<67).
1.
2.
3.
4.
KNCS = KCN + S
KNCS • 0,5Н2О4
KNCS (насыщ.) + 0,5 Н20
KNCS (разб.) + 6Н20 = [К(Н 20)*]+ + NCS'
2KNCS(T) + H 2S 0 4 (конц.) = 2HNCST + K 2S0 4
HNCS + K 2S0 4
(выше 500° С).
(до 6 ,8° С).
(pH 7)
(на холоду, вак.).
5.
KNCS (влажн.) + KHSO^, —
6.
2KNCS + 2H2S04 (разб.) + Мп02 = (SCN)2 + MnS04 + 2Н20 + K2S04.
(коми., вак.)
(0° С).
7. 2KNCS(p> + 1 2 K I + (SCN)2
(0° С).
8. KNCS + 10 КОН (конц.) + 8KMn0 4 = KOCN + 8K2M n0 4 + K 2S 0 4 + 5H20
9. KNCS (конц.) + K N 0 2 + H 2S 0 4 (разб.) = (NO+)NCS + K 2S0 4 + H20
(0° C).
10. 2KNCS + Sn0 2 = SnS + 2CO + N 2 + K2S
(450° C).
11. 2KNCS + Pb(N0 3)2 = Pb(NCS)2 4- + 2KN03.
12. KNCS (разб.) + AgN0 3 = AgNCS 4- + K N 03,
2KNCS (конц.) + AgN0 3 = K[Ag(—SCN)2] + K N 03.
13. KNCS (разб.) + 5H20 + FeCl3 = [Fe(H20)s(—NCS)]Cl2(KpacH.) + KC1,
6KNCS (конц.) + FeCl3 = K 3[Fe(NCS)*] (красн.) + 3KC1.
218. NH4NCS — ТИОЦИАНАТ АММОНИЯ
Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокарбамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом
(гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Крис­
таллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и
щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена
и комплексообразования. Получение см. 27512.М
,
М, = 76,12;
d = 1,305;
tm = 149° С;
ks = 170<М), 431(70).
107
1.
(140—150° С).
NH4NCS^=> CS(NH 2)2
тиокарбамнд
2. NH 4NCS (разб., хол.) = N H J+ NCS',
N H J+ Н 2О ч=г^ NH 3 H jO + Н 30 +; рК* = 9,24.
3. 3NH 4NCS (конц.) + 2HjO — — * H2C iN i Sj + 2(NH3 • Н 20 ) + NH 4CN.
4. NK»NCS + H 2S 0 4 (разб.) + Н20 = CSO t + (NH 4)2S 0 4
(30° С).
5. NH 4NCS (конц.) + КОН (конц.) = KNCS + NH3t + Н20
(кип.).
6. 2NH4NCS(p) +
2NH4I + (SCN)2
7. 2NH4NCS + 2H2S04 (разб.) + Мп02 = (SCN)2 + MnS04 +
(0° С).
+ 2НгО + (NH 4)2S0 4
NH 4NCS + PtKNOsb = Pb(NCS)2 4- + NHJSlOs.
9. NHJMCS (разб.) + 5HjO + FeCl3 = [РефгОМ—NCS)]CI2 + NH 4C1,
6NH 4NCS (конц.) + FeCl3 = (NH4b[Fe(NCS)«] + 3NH 4C1.
10. NH4NCS + H 30 + (катионит) = HNCS + N H J (катионит) + H 20 .
(0° С).
8.
219. HOCN — ЦИАН AT 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 = 0 ); при 20° С содержит 98% изо-формы. Хоро­
шо растворяется в воде (циановая кислота). Медленно разлагается в разбавлен­
ном растворе при нагревании (быстро — в присутствии сильных кислот). Про­
являет слабо кислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение
см. 2107.
М, = 43,03;
1.
2.
3.
4.
5.
d= 1,140(JO);
tm = —80° С;
/«„„ = 23,6° С.
HOCN (разб.) + НгО (хол.)<г=^ OCN* + Н 30 +; рКк = 3,46.
HOCN (разб.) + Н20 (гор.) = NH3t + C 0 2t
[примесь C(NH 2) 20],
HOCN (разб.) + Н20 + НС1 (разб.) = NH 4C 1 + С 0 2Т.
HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + Н 20 .
HOCN + NH 3 Н20 (конц.) = ССМН^гО + Н 20 .
220. KOCN — ЦИАНАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не
образует. Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Вос­
станавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5016, 2126,10' ", 217*.
Мг = 81,12;
1.
d= 2,056;
4KOCN = 2KCN + К2С 03 + СО + N2
*, = 75(И).
(700—900° С).
2. KOCN (разб.) + 6H20 (хол.) = [К(Н 20)бГ + OCN',
OCN" + Н;0<---- * HOCN + ОН'; рКа = 10,54.
3.
4.
5.
6.
KOCN (конц.) + 2Н20 (гор.) — — ►КНСОэ + NH 3f .
KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1
KOCN + H 2 = KCN + H20
KOCN + AgNOj = AgOCNi + KNOj,
AgOCN + NH 4CI = AgCl4- + NH 4OCN.
7. 4KOCN (конц.) + ZnCh = K 2 [Zn(OCN)4] + 2KC1.
221.
(коми).
(500° С).
NH 4OCN — ЦИАНАТ АММОНИЯ
Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо
растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается
горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кислотой, гипо­
хлоритом натрия. Вступает в реакции обмена. Получение см. 220 .
Мг = 60,06.
1.
NH 4OCN 7 =
60° с
=
±
160—190* С. »ак
C(NH 2)20.
карбамид
2. NH 4OCN (разб., хол.) = N H ;+ OCN',
N H ;+ 2Н20 < = ? NHj НгО + Н 30 +; рК, = 9,24,
OCN' + Н20
HOCN + ОН", рКа = 10,54.
3. NH 4OCN (конц., гор.) <---- * C(NH 2) 20.
4. NH 4OCN + НС1 (конц.) = HOCN + NH 4CI
(коми).
5. NH 4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3T + Na 2C 0 3
(кип ).
6. NH 4OCN + 2HN0 2 ( конц .) —
2N2 1 + C 0 2t + 3H20.
7. NH4OCN + 3NaC10 = N2T + 3NaCl + C 0 2 1 + 2H20
(кип ).
8. NH 4OCN + AgN0 3 = AgOCN 4 + NH 4N 0 3,
2AgOCN + 12 = 2Agl4 + (NCO)2
(0° С, в жидк. ССЦ).
бисоксоциан
КРЕМНИЙ
222.
Si — КРЕМНИЙ
Неметалл. Крупнокристаллический — темно-серый, с металлическим блеском,
весьма твердый, очень хрупкий, непрозрачный, полупроводник при комнатной
температуре. Аморфный (рентгеноаморфный) в виде очень мелких кристаллов —
белый (без примесей) или коричневый (с примесями, в основном железа).
Плавится с уменьшением объема. Устойчив на воздухе (образование защитной
оксидной пленки). В кристаллической форме — малореакционноспособный; не
реагирует с водой, кислотами (включая и фтороводородную кислоту), водоро­
109
дом. В аморфной форме — более активный; реагирует с концентрированной
фтороводородной кислотой, щелочами (частично переводится в раствор даже
в слабощелочной среде), поглощает значительные количества различных газов
(в том числе Н2). Окисляется кислородом, галогенами, реагирует с галогеноводородами, 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, A g.A u. Промышленно важен сплав с железом —
ферросилиций (12—90% Si). Второй по распространенности (после кислорода)
элемент в литосфере Земли. Получение см. 2231, 22615' |4, 2335,4' 6, 2377,8.
Mr = 28,086;
d = 2,33 (крист.);
tm = 1415° С;
* 3250° С.
1. Si (аморфн.) + 2Н20 (пар) = SiOi + 2Н2
(400—500° С).
2. Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiO« + 2H2t .
3. Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = H2[SiFe] + 2H2t ,
Si + 4HF(r) = SiF4 + 2Н2
(40— 100° C).
4. 3Si + 18HF (конц.) + 4HNOj (конц.) = 3H2[SiF*] + 4NOt + 8H20 .
5. 3Si + 18HF (конц.) + 2KC!Oj = 3H2[SiF6] + 2KC1 + 6H20 ,
Si + 6HF (конц.) + KNOj = H2[SiF6] + 2KNQ2 + 2H20 .
6. Si + 0 2 = Si02
(1200— 1300°C).
7. Si + 2F2 = SiF4
(коми., сгорание во фторе).
8. Si + 2C12 = SiCU
(340— 420° С, в токе аргона).
9. Si + 2Br2 = SiBr4
(620— 700° С, в токе аргона).
10. Si + 212 = Sil4
(750— 810° С, в токе 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),
S i ------- ►MSi, MSi2
(при сплавлении; М = Са, Sr, Ва),
2Si + М = MSi2
(при сплавлении; М = La, Th, Ti, Сг, 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 Si*Hb,+2. Бесцветный
газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма
реакционноспособный, аоспламеняется на воздухе при комнатной температуре
в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей
110
воде. Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение
см. 1071’3'5, 2241, 22615, 233м .
p = 1,44 г/л (н. y.);
М, = 32,12;
</, = 0.68НМ);
-111,9°
C.
/пл = —185° С;
Гкнп “
(400— 1000° C)
1. SiH4 = Si + 2Н:
(кат.
разб.
H 2S0 4, NaOH).
2. SiH4 + 2Н 2О (гор.) = Si02^ + 4 Н 2
SiH
4
+
4NaOH
(конц.)
=
Na
4
Si0
4
+
4НгТ.
3.
(150° С, сгорание на воздухе).
4. SiH4 + 20г = S1O 2 + 2НгО
5. 3SiH4 + 8KM n0 4 = 8M n02i + 3Si0 2 i + 8KOH + 2H20.
224. SioHix+i — ПОЛИСИЛАНЫ
Кремневодороды (п = 2 + 15), структурные аналоги предельных углеводородов
(алканов C,H 2,+2). В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (я = 2) —бесцветный газ, трисилан (я = 3) и тетрасилан (я = 4) — бесцветные жидкости;
устойчивость уменьшается с увеличением я. Чувствительны к воздуху, терми­
чески неустойчивы. Дисилан SijHe очень мало растворяется в холодной воде.
Жидкие силаны практически не смешиваются с холодной водой. Энергично
разлагаются горячей водой, щелочами. Сильные восстановители. Близки по
химическим свойствам (ниже приведены реакции для Si2H6). Получение смеси
силанов см. 1073; разделение смеси на отдельные силаны проводят фракцион­
ной конденсацией.
S12H6: Л/г = 62,22; р = 2,83 г/л (н. у.); Ли =-132° С; <«„„ = -14,5° С,
SijHg: М, = 92,32; </ = 0,739(М); Ли =-117,4° С; 1КИ„ = +52,9° С,
Si4Hi0: Мг = 122,42; </ = 0,79<о); /щ, = -84,3° С; /«„„ = +107° С.
1.
2.
3.
4.
5.
SiiH6---- >SiH4, Н:, (SiHi)„, (SiH),
(350—400° С).
SijHg + 4HjO (гор.) = 2SiChi + 7H it
(в воде или разб. NaOH).
SijHe + 8NaOH (коиц.) = 2Na4Si04 + 7H2t.
2S12H 6 + 70г (воздух) = 4S1O 2 + 6H 2O
(сгорание, коми.)
3S»2H6 + 14KMn04 = 14Mn02i + 6Si02 i + 14KOH + 2H20.
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-*)*, при старении или умеренном длительном
нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si, и (SiOi).. Реагирует с перегре­
тым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем
S1O2), щелочами /быстрее, чем БЮг). Окисляется кислородом, галогенами.
Получение см. 2262.
М, = 44,09;
</=2,15.
111
1.
2.
3.
4.
5.
2/jSiO— — ►(SiC>2), + Si,
(400—700° C)
SiO + H20 (nap) = Si0 2 + H 2
(500° C)
SiO + 4NaOH (конц.) = H21 + Na4Si04 + H 20 .
4SiO + 0 2 = 2Si2Oj
(3 5 0 - 1000° C)
SiO + C 0 2 = Si0 2 + CO
(500° C)
2SiO + S 0 2 = S + 2Si0 2
(выше 800° С, примесь SiS2)
6.
SiO
) > SiH4 t , SiF41\ H2 1
(примеси S u H ^ )
7. 2SiO + 4C12 = 2SiCU + 0 2
8. SiO + 2CaO + MgO = Ca 2Si0 4 + Mg
(800° C)
(1350° C)
-H2O
226. SiCh — ДИОКСИД КРЕМНИЯ
Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модифи­
каций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлажде­
нии расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стек­
ло. Характеристика различных форм:
а-кварц (тригон.):
d = 2,648; /(->Р-кварц) = 573° С,
(3-кварц (гексагон.):
d = 2,533; 1(->|3-тридимит) = 870° С; = 1550° С,
а-тридимит (ромбич.):
d = 2,265; г(-»р-тридимит) = 163° С.
p-тридимит (гексагон.):
d = 2,192; 1(->|3-кристобалит) = 1470° С;
/ш, = 1680° С,
а-кристобалит(тетрагон.):
d = 2,334; /(-»р-кристобалит) = 470° С,
р-кристобалит(кубич.):
d = 2,194;
= 1720° С,
китит(тетрагон.): d - 2,503,
коэсит(монокл.): d= 2,911,
стишовит(тетрагон.):
d = 4,287,
меланофлогит(кубич.):
d = 2,05; /(-кр- кристобалит) = 800—900° С,
волокнистый кремнезем(ромбич.):
d = 1,975;
г(—кР-кр истобалит) = 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 Si0 2 • лН 20 . Не реагирует с кислотами
(кроме фтороводородной кислоты), гидратом аммиака; из галогенов реагирует
только со фтором. Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами в
растворе и при сплавлении. Легко фторируется и хлорируется, восстанавлива­
ется углеродом и типичными металлами. Распространен в природе в виде
кварца (имеет много окрашенных примесями разновидностей). Получение см.
222Г' 6, 227', 228“' 6, 233|Д 12,13
Mt = 60,08;
= 2950° С;
кз = (а-кварц) = 0,001(25);
(аморфн.) 0,0125<м), 0,017<м), 0,0416(98).
112
НгО
1.
Si02 (аморфн.)
SiC>2 • лНгО (гидрогель)
H4SiO<(p).
(до 35° С),
2. Si(>2 + 6HF (конц.) = H 2[SiFe] + 2НгО
(250—400° С).
Si0 2 + 4HF (г) = SiF4 + 2Н20
3. Si02 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4Si04 + 2НгО,
(900— 1000° C).
Si0 2 + 2NaOH = Na2SiOj + НгО
4. Si0 2 (аморфн.) + 2ЫагСОз (конц.) = Na4Si04 + 2СОгТ
(1150° С, M = Na, K),
5. Si0 2 + М2СОз = M2Si03 + С 0 2
(1150° C).
2Si02 + M 2CO 3 = M2Si205 + CO 2
(250—400°
C).
6. SiCh + 2F 2 = SiF4 + O 2
7. Si0 2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na 2[SiF6] + 2H20.
8. Si02 (аморфн.) + 6NH 4F (насыщ.) + 2НгО = (NH 4) 2[SiFe] + 4(ЫНз • H 2O),
Si0 2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH 4F + 2H20
(200—250° C).
(900— 1000° C).
9. Si02 + С (кокс) + 2 CI2 = SiCU + 2CO
(1200— 1300° C).
10. 3Si02 + 2 AI2S3 = 3SiS2 + 2 AI2O 3
(1100—1200° C).
11 . 3Si02 + 6C (кокс) + 2 N 2 = SisN4 + 6CO
(1100—1400° С,вак.),
12. SiC>2 + Si = 2SiO
(1300° С, вак.; примеси Si, SiC).
S1O 2 + С (кокс) = SiO + CO
(800—900° С, в атмосфере Аг),
13. Si02 + 2Mg = 2MgO + Si
Si0 2
воздух, Mg
-------------------> Si, Mg2Si
14. Si02 + 5C (кокс) + CaO = Si + СаСг + 3CO
15. 2Si0 2 + 2 Li[AlH4 ] = 2SiH4 + Li20 + AI2 O 3
16. Si0 2
(700—900° C).
—MgO, -MpNi
C (xoxc), Fe, FeO
Ico
♦ (Fe, Si)
(800—1000° C).
(170—200° C).
(1200— 1400° C).
ферросилиций
227.Si02 лНгО — ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ
Кремниевые кислоты с переменным содержанием Si02 и НгО. Белые, аморфные
(стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и
каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяют­
ся в воде. Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная
слабая ортокремниевая кислота H 4Si04- При поликонденсации медленно обра­
зуется смесь дикремниевых кислот (H6Si207, H 2Si20j, Н к&гОу), затем гидрозоль
условного состава (НгбЮз)* (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель
SiC>2 • яНгО (я< 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение моно­
мерного состава Нг8Юз не выделено. Не реагируют с кислотами, гидратом
аммиака. Переводятся полностью в раствор действием концентрированных
щелочей. По остальным химическим свойствам подобны диоксиду кремния
Si(>2. Встречаются в природе в виде опала (коллоидный конгломерат SiC>2 •
лНгО) и силгидрита (ромбич., Si0 2 • 0,ЗЗН2О). Получение см. 2303, *, 233'.
113
d= 2,1 + 2,3 (аморфн.); 2,175 (опал).
Si02 • лНгО:
H 4Si04:
M, = 96,11;
к, = 0,00673<м).
H«Si20?:
M i= 174,21;
к, = 9,01 б?*20».
H 2Si205:
M, = 138,18;
к, = 0,0276(М>.
HioSijO»:
M, = 210,24;
к, = 0,0061м .
(HjSiOi),:
M, = 78,10;
к, = 0,00781(М)
(в расчете на H 2Si03).
1. Si0 2 «HjO = Si0 2 + «HiO
2.
(900— 1000° С).
SiC>2 • nHjO (гидрогель)! 4~T ? H^SiO^), (HjSiOj)» (гидрозоль);
а) H 4Si0 4 + H 2O < = ? HjSiOJ + HjO+; pK« = 9,80,
HjSiOJ + H 2O
» H 2SiOj + HjO+; pKi = 11,73;
HjSiOJ + H 2O < = ? HSiOj- + HjO+; pK* = 12,00,
HSiOj" + H 2O < = » SiOj-+ HjO+; p
б ) 2Н£Ю 4 —
= 13,70;
HtSijO? + H 2O,
mSijCb — -—►HjSijOs + 2H 2O,
H2Si205 + 4H 2O — I—►H l0Si2O9,
3.
nHioSi20» — -—►2(H 2Si0 3 ), (гидрозоль) + ЗлНгО.
Si0 2 • nH20 + 4NaOH (конц.) = Na4Si0 4 + (2 + л)Н 20 .
228. NazSiO} — МЕТАСИЛИКАТ
НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде
(сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный
(«жидкое стекло», содержит гидрозоль Si0 2 - RH2O). Разлагается в горячей
воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см.
23» 2263' 3, 230'.
М, = 122,06;
d = 2,4;
t„ = 1089е С;
к, = 18,8(20>.
1. Na2SiOj 9HjO = Na2SiOj + 9HjO
(100—300° С).
2. nNa2SiOi (разб.) + 8лН20 (хол.) = 2R[Na(HI0 )4]+ + (S iO ^ )„ ,
(S i°^-).
H2O I t ОН-
< = *
'/2nSi20 |H2O I t ОН-
< = >
'/ 2RH 4s iao ?-
*===*
H tO
(H SiO j),
«SiOjH2O I t OH-
H iO
«H 3s i o ; .
3. ИагбЮз + (л + 1)НгО (гор.) — -—►2NaOH + Si0 2 • ЛН2О (гидрогель)!.
4. Na2SiOi + 2HC1 (разб.) = Si02! + 2NaCl + H 2O.
114
5. NaiSiOj + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO< + H 2O.
6. Na 2SiO] + CO2 = Si02-1' + ЫагСОз.
2 » . КгвЮз — МЕТАСИЛИКАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде
(сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный
(«жидкое стекло», содержит гидрозоль S1O 2 • лНгО). Разлагается в горячей
воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см.
447, 226s.
М, = 154,28;
tm = 976° С.
1. лКгБЮз + 12лН20 (хол.) = 2л[К(Н 20)б]+ + (S iO f )„
2.
3.
4.
5.
6.
7.
230.
(pH > 7, см. 2282).
K2Si0 3 + (л + 1)НгО (гор.) — -—►2КОН + Si02 • лНгО (гидрогель)-!-.
КгБЮз + 2НС1 (разб.) = Si02i + 2КС1 + Н 2О.
4K 2Si03 + ЗН2О = K2Si40»>! + 6КОН
(кнп., в разб. КОН).
K 2S1O3 + СОг = 81024- + К 2СО3.
K 2Si0 3 + 12МоОз + H 2SO4 + Н 2О = H«[SiMoi204o] (желт.) + K 2SO4 (кип.).
K 2Si0 3 + 12W0 3 + 2НС1 (конц.) + Н20 = H4[SiWl204o]4- (бел.) + 2КС1
(в эфире).
N>4Si04 — ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится н разлагается. Хорошо растворяется в холод­
ной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — кол­
лоидный (содержит гидрозоль Si0 2 • лНгО). Разлагается горячей водой, кисло­
тами. Получение см. 2222, 2263,4, 2273.
М, = 184,04;
tM = 1120° С (разл.);
к, = 28,3<20).3456
(выше 1120° С).
Г1Ч
О
сЯ
1. Na 4SiC>4 = Na 2Si03 + Na20
2. Na 4Si04 (разб.) + 16Н 2О (хол.) = 4[Na(H 20)4]+ + SiOj- ,
H2O .
ню t
nSiOj'/2flSi20 ? '
‘ OH
H2O i t OH
H2O i t OH
H2O
ню ь
nH3SiO^
'/2лН4а 2о |-
HjOitOH
(H SiO j),
3. Na 4Si04 + (л + 2)Н20 (гор.) —
4NaOH + (Si0 2 • лНгО) [гидрогель]-!-.
4. Na4Si04 + 4НС1 (конц.) = Si024- + 4NaCl + 2Н2О
(кип.),
х! C r\ HCI (разб.)
__
т
nNa4Si04
— ►nH4Si04(p)
* (H 2S1O3)* (гидрозоль).
5. Na4Si04 + 2С0 2 = Si024- + 2Na2C03.
6. Na4Si04 (коиц.) + 4NH 4C1 (конц.) = Si024- + 4NaCl + 4NH3f + 2H20
(кип.)
11S
231.
N^zSizOs — 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 .
А/г = 182,15;
d = 2,496;
tm = 874° С.
1. N a 2Si20 5 + 10Н2О (хол.) = 2[Na(H20 >4]+ + H4Si20?~
(см. 2302).
2. Na 2Si20 5 + (2л + 1)Н20 (гор.)— 1—>2NaOH + 2(Si0 2 • лН 20 ) [гидрогель],!,.
3. Na 2Si20 5 + 2НС1 (разб.) = 2Si024 + 2NaCl + Н 20.
4. Na2Si205 + 6NaOH (кони., хол.) = 2Na4Si0 4 + 3H 20 .
5. NajSijOs + С 0 2 = 2SiOj4' + Na 2C03 .
232.
SiF4 — ТЕТРАФТОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устой­
чивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью при
комнатной температуре. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щело­
чами, типичными металлами, аммиаком. Образует фторокомплексы. Получе­
ние см. 2223; 7, 226*6 •, 236I J, 2371' 26.
М, = 104,08;
diя) = 1,590(' 7,);
Гсубл = -95,7° С;
t„ = -90,2° С (р);
1.
2.
SiF4 + 2Н20 (пар) = Si0 2 + 4HF
3SiF4 + 2Н20 (гор.) = Si024- + 2H2[SiF*].
3.
SiF4 + 4Н20 (хол .) <
4.
5.
SiF^) + 2HF(«) <=+ H2[SiF6]
SiF4 + 4M = Si + 4N(1F
SiF4 + 2Mg = Si + 2MgF2
233.
г»„ = -65° С (р).
(выше 800° С).
* H 2Si0 4 + 4HF
6. SiF4 + Si <
7.
р = 4,684 г/л (н.у.);
* 2SiF2(r>
SiF4 + 2MF = M 2[SiF6]
(примесь H 2[SiF6]).
(коми).
(500° С, M = Na, K),
(500—600° С, примесь Mg2Si).
(1100— 1400° С, вак ).
(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).
SiCU — ТЕТРАХЛОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветная жидкость. Низкоплавкий, легкокипящий, летучий, термически ус­
тойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Полностью гидролизуется
водой. Разлагается щелочами, реагирует с водородом, типичными металлами,
оксидами металлов и неметаллов, аммиаком. Получение см. 222е, 226*.
Mr = 169,90;
d = 1,483<J0);
и = - 68,8° С;
1кнп —+57,6° С.
1.
116
SiCl4 + (2 + л)Н20 = Si0 2 ■ЛН2О (гидрогель) + 4НС1.
Элементарные акты:
а) SiCU + Н 2О ---- > [Si(H20)CU] (активированный комплекс),
[Si(H20)CU]---- ►SiCl3(OH) + НС1;
б) SiCb(OH) + Н 2О ---- > [Si(H20)CUCOH)] (активированный комплекс),
[Si(H20)Cl3(0H)]---- ►SiCl2(OH)2 + HC1;
в) SiCl2(OH)2---- > Si0 2 + 2HC1;
r) 2SiCl3(OH)--- > Cl3Si—O—SiCl3 + H A
Si2CUO + 3H20 ---- > 2Si0 2 + 6HC1.
SiCU
+ 4NaOH (разб.) = Si024- + 4NaCl + 2H A
2.
SiCU + 8NaOH (конц.) = Na^iCU + 4NaCl + 4HA(800° C),
3. SiCU + 2H2 = Si + 4HC1
(1200— 1300° С, кат. A1C13).
SiCU + 4H 2 = SiH4 + 4HC1
(0° С, в эфире),
4. SiCU + Li[AlH4] = SiH4t + LiCl + A1C13
(выше 450° С).
SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + A1C13 + 2H2
5.
SlCl4
H2, электрич. разрид
—HC1
6.
SiCU + 4M = Si (аморфн.) + 4MC1
7. SiCU + 2Zn = 2ZnCl2 + Si
8. 2«SiCU + 3nMg = 2(SiCl)„l + 3nMgCl2
9. nSiCU + nSi = 2(SiCl2)„ (желт.)
10. SiCU
(п = 2 -5- 6).
БцС^+г
(600—700° С; М = Na, К).
(950° С).
(в эфире).
[1250° С, охлаждение до 100° С].
| b^ 3b > SiCUF^
(кип., п = 1 ч- 3, кат. SbCU).
11 . 3SiCl4 + 16NH3 = Si3N 4 + 12NH4C1
12. 3SiCl4(X) + Р4Ою = 4PC130 + 3Si02.
13. 3SiCU(*, + 2A120 3 = 3Si0 2 + 4A1C13
14. SiCU + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1
15. SiCU + 4AgNCO = Si(—NCO)4 + 4AgCl
234.
(выше 400° С, ток Аг).
(40° С).
(140— 150° С, в бензоле).
(10° С, в бензоле).
SiSi — ДИСУЛЬФИД КРЕМНИЯ
Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен
к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется водой, особенно легко — прн
кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с
аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см.
222"' |6\ 226го.
М,г= 92,22;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 2,02;
i„ = 1090° С;
<««„ = 1130° С.
nSiS2 = (SiS), + nS
(850° С, вак.).
SiS2 + 2Н20 = Si02i + 2H2S
(кип. в воде, разб. НС 1).
SiS2 + 16HN03 (конц.) = Si024- + 2H2S0 4 + 16N02t + 6H 20 .
SiS2 + 4NaOH (разб.) = Si02i + 2Na2S + 2H20.
SiS2 + 2(NH3 H 20 ) [конц.] = Si02i + 2NH4HS.
117
б.
7.
8.
9.
(200—300° C).
(1200— 1450° C).
[850° С, вак.].
(M = Na, K).
SiS2 + 3 0 2 (воздух) = Si0 2 + 2S0 2
3SiS2 + 4NHj = SbN 4 + 6H 2 + 6S
nSiS2 + nSi = 2(SiS). (желт.)
SiS2 + M2S (конц.) = MJSiSj]
235. SiC — МОНОКАРБИД КРЕМНИЯ
Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеле­
ного до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник
л-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой Si02. 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. 22211.
Мт= 40,10;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
</ = 3,217;
tm = 2830° С (разл.).
[выше 2830° С].
SiC = Si + С (графит)
(выше 1300° С).
SiC + 2H20 (nap) = Si0 2 + CH 4
(в конц. НС1),
3SiC + 8HNOj (конц.) = 3SiQ24- + 3C02t + 8N O t + 4H20
3SiC + 18HF (конц.) + 8HNOj (конц.) = SHJSiF*] + 3C02t + 8N O t +
+ 10H2O.
SiC + 4NaOH (конц.) + 0 2 = Na4Si0 4 + С (графит)-!- + 2H20 ,
SiC + 4NaOH + 20 2 = Na2SiOj + 2H20 + Na2COj
(выше 350° С).
2SiC + 3 0 2 = 2Si0 2 + 2CO
(950— 1700° С).
SiC + 2C12 = SiCU + С (графит)
[600— 1200° С].
6SiC + 7N 2 = 2SijN4 + 3C2N 2
(1000— 1400° С).
2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2
(700° С).
SiC + Na2COj + 20 2 = Na2SiOj + 2C0 2
(выше 850° С),
SiC + 4Na2Oj = Na2SiOj + Na2COj + 2Na20
(700—800° С).
236. H ^ iF e) — ГЕКСАФТОРОСИЛИКЛТ(1У) ВОДОРОДА
Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде не выделен.
Существует в растворе тетрафторида кремния в жидком HF. Устойчив в
бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,61), перегоняется
без разложения в виде 13,3%-го раствора. Твердые белые кристаллогидраты
HzlSiF*] 4НгО [tm = -53е С (с разл.)] и H 2[SiF6] 2Н20 (Ли * +19° С) имеют
ионное строение (H jO ^SiFe] и (H jO ^SiFe). Не разлагается разбавленными
кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбо­
натами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см.
2223"5, 2262, 2322”4 9М
,
М, = 180,12;
118
</=1,111 (13,3%-й р-р), 1,314 (34%-й р-р).
1.
HJSiFe] {— » SiF4 + 2HF
(коми., в жидк. HF).
2.
3.
4.
Hi[SiFt] + 2HjO
[Si(HjO):F4] + 2HF
(pH < 7, см. 4801).
Hi[SiFt] = SiF4t + 2HF
(в конц. H 2S 0 4).
H 2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = NaJSiFeli + 2H20 ,
HzESiFe] + 2(NHs • H 20 ) [разб.] = (NH 4)2[SiF6] + 2H 20 .
5. H^SiFe] + МгСОз = MJSiFe] + C 0 2T + НгО
(M = Li+,NHJ., 72Mg2+),
H^SiFe] + M2COj = M^SiFeJ'i’ + C 0 2t + H20
(M = Na, K, Rb, Cs),
H ^iF s] + MCOj = M[SiF6] i + C 0 2t + НгО
(M = Ca, Sr, Ba).
237. Na^SiFel — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1У) НАТРИЯ
Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется
в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не обра­
зует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом ам­
миака. Реагирует с жидким HF. Получение см. 2327, 2364-5.
М, - 188,05;
d = 2,68;
/„* = 846° С (р)\
к, = 0,6(2О), 1,96(*0).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Na^SiFe] = 2NaF + SiF4
(570—600° С).
NazTSiFe] + H 2S0 4 (98%-я) = Na 2S0 4 + SiF4t + 2HFt.
NajsiFej + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4Si0 4 + 4H 20.
Na 2[SiF6] + 4(NHj • H 20 ) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + Si02i + 2H20 .
Na^SiFe] + 2Na2COj (конц.) = 6NaF + Si024 + 2C02t
(кип.).
Na 2[SiF*] + 2HF(*) = 2Na(HF2) + SiF4t
(кип.).
SNatfSiF*] + 4A1 = 3Si + 2Naj[AlFt] + 2A1F j
(700° C).
8.
Na 2[SiF*]
■
элапролиз-> S ii (катод) + 2F2t (анод) + 2NaF
(в жидк. NaF).
ГЕРМ А Н И Й
238. Ge — ГЕРМАНИЙ
Светло-серый хрупкий твердый металл. Во влажном воздухе покрывается
оксидной пленкой. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбав­
ленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентриро­
ванными серной и азотной кислотами, переводится в раствор действием перок­
сида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогена­
ми, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. 2391
240'°, 2435.
М, = 72,610;
1.
2.
3.
4.
d= 5,350;
= 937° С;
f„,„*2850°C.
Ge + 4H 2S 0 4 ( конц .) = Ge(S0 4)2 + 2S02t + 4НгО.
Ge + 4HNOj (конц.) — I—►Ge0 2i + 4N 02t + 2НгО.
3Ge + 4HNOj (конц.) + 1 2HC1 (конц.) = 3GeCl4* i + 4NOt + 8НгО.
Ge + 2NaOH (разб.) +2НгОг - N a ^ e O j + 3H20 ,
119
Ge + 2NaOH (конц.) + 2Н20 2 = Na 2[Ge(OH)6].
(примеси Ge„H2„+2 при л > 1)
5. Ge + 4Н° (Mg, разб. H2S 04) = GeH4T
(выше 700° С)
6. Ge + 0 2 = G e0 2
(100°
С,
сгорание
во фторе)
7. Ge + 2F2 = GeF4
Ge + 2E2 = GeE4
(150—200° С, E = С1; 350° С, Е = Вг; 560° С, Е = I)
(600—860° С)
8. Ge + 2S = GeS2
(выше 1000° С)
Ge + S = GeS
(600—700° С; Е = Se, Те)
9. Ge + E = GeE
(200° С, р)
10. Ge + 2HF* = GeF 2 + H2t
(600—800° С)
Ge + H2S = GeS + H 2
(650—700° С)
11. 3Ge + 4NH 3 = Ge3N 4 + 6H 2
(700—900° С)
12. Ge + C 0 2 = GeO + CO
(выше 500° С)
13. 3Ge + 2S0 2 —2Ge0 2 + GeS2
239. Ge»H2*+2 — ПОЛИГЕРМАНЫ
Германоводороды (л = I + 5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости
(л = 2 + 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже
приведены реакции для GeH 4, свойства остальных германов аналогичны. По­
лучение см. 2385, 24012, 243*.
<ЗеН4: М, = 76,64; р = 3,420 г/л (н.у.);
= -165,8° С; Л<„„ = -88,5° С.
<Зе2Н«: А/, = 151,27; d(T)= l,98; tm = -109° С; /„„„ = +30° С.
Ge3He: А/г = 225,89; d(r) = 2,2;
= -105,6° С; /„„„ = +110,7° С.
Ga»H юг Mr = 300,52; /„„ = +177° С.
Ge5Hl2: М, = 375,15; /„„„ = +235° С.
1.
2.
3.
4.
5.
GeH 4 = Ge + 2Н2
GeH 4 + 2Н20 (гор.) = G e02! + 4Н2Т.
GeH 4 + 2 0 2 = G e0 2 + 2Н20
GeH 4 + 4S = GeS2 + 2H2S.
GeH 4 + 4AgN0 3 = Ag4Ge4- + 4HNQ3.
(220—350° C).
(выше 200° C).
240. G e02 — ОКСИД ГЕРМАНИЯМ)
Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетрагональная,
p-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные а-модификация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции
относятся к p-модификации. Плохо реагирует с водой. Из раствора осаждается
гидрат лЮ е0 2 - лН 20 , 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.
А/г = 104,61; //= 6,239 (а), 4,703 (Р), 3,637 (аморфн.);
/ (a -> р) = 1033° С;
120
/„„=1116° С;
k, = 0,43(2О), 1,0(|ОО).
(380° С).
1.
mGeCh • nH30 = mGeCh + nH^O
2. ОеОад + НгО <~zz* HjGeO^),
HGe0 3 + H 2O <---- * НЮеОз+ H 30 +; pAT, = 8,73,
HGeOJ + H 2O «=► G e 0 3'+ H30 +; pAT, = 12,72.
3. Ge02 + 4HC1 (конц.) = GeCU + 2НгО
(170— 180° C,p),
GeOi + 4HCl<r) = GeCU + 2H 2O
(450—500° C).
4. G e0 2 + 2NaOH (15—20%-й, гор.) = Na2G e0 3 + H 2O,
GeOi + 2NaOH (>20%-й) + 2НгО = Na 2[Ge(OH)«].
5. G e0 2 + 4HF (конц.) = GeF«t + 2H20 .
6. G e0 2 + 2H2S = GeS2 + 2НгО
(760—800° C).
7. G e0 2 + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]4 + 2HC1 + 2НгО (M = K, 7 3Ba).
8. GeOj + Na 2C 0 3 = Na 2G e0 3 + CO 2
(1200°C),
Ge02 MzO IOOO‘ c > M2G e03, M«Ge207, M4G e0 4
(M = Li, Na, K).
9. G e0 2 + MO = MGeOs
(1200° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
10. GeOj + 2Hj = Ge + 2HzO
(600—650° C),
G e0 2 + С (кокс) = Ge + CO2
(500—600° С, в атмосфере H2).
11. GeOj + H(PH 202) [конц ] + НгО = Ge(OH)2i + Н 2(РН0 3)
[100° С].
12. G e0 2 + Na[BH4] + СН3СООН (конц.) + Н20 = GeH4t + В(ОН)34 +
+ Na(CH 3COO).
13. Ge02 (аморфн.)---- ►a-Ge 02
(350—380° С, р, в воде).
241. N»2G*03 — ГЕРМАНАТ 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.
М, = 166,59;
d = 3,31;
tm = 1070° С;
к, = 23,6(20), 49,2(50).
1. Na 3G e0 3 7НгО = Na 2G e0 3 + 7Н20
2. Na 2G e0 3 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + GeO^',
GeOf"+ Н20
H G eO j+ ОН"; pA:„ = 1,28.
3. Na2G e0 3 + 6HC1 (конц.) = Na 2[GeCl6] + 3H20 .
4. Na 2G e0 3 + 2HN0 3 (разб.) = G e024 + 2NaN0 3 + H20 .
5. Na2Ge0 3 + ЗН2О (хол.) = Na 3[Ge(OH)*]
(300° С).
(в конц. NaOH).
242. GeCh — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(11)
Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит
в желтый полимер (GeCh)*, нелетучий, термически неустойчивый. Реагиру­
ет с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см
2436, 2442.
121
М, = 143,52.
2GeCl2 = GeCl4 + Ge
GeCI2 + 2H20 = Ge(OH)24 + 2HCI.
3. GeCh + HCl(r) = GeHClj* (или H[GeCI3]
4. GeCl2 + 2HN0 3 (конц., гор.) = G e024 + 2N 02t + 2HC1.
5. GeCI2 + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)24 + 2NaCI.
6. 2GeCl2 + 0 2 —G e0 2 + GeCU
7. GeCh + H 2S(r) = G eSi + 2HC1
1.
2.
(75—460° C).
[40° С].
(60—70° C).
(в конц. HCI).
243. GeCU — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯМ)
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.
М, = 214,42;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
</ = 1.ввО*20’;
<„ = —49,5° С;
U„n =+83,1° С.
GeCU + 2H20 = G e024 + 4HC1.
GeCU + 2HCI (конц.) <==+ HJGeCI*].
GeCU + 4NaOH (разб.) = G e024 + 4NaCI + 2H20 .
GeCU + 2H 2S(r) = GeS24 + 4HCI
GeCU + 2H 2 = Ge + 4HCI
GeCU + H(PH 20 2) + H20 = GeCI2 + HKPH03) + 2HCI
G eC l^) + 2MCI = M2[GeClt]
GeCU + Li[AlH4] = GeH4t + LiCI + AICI3
(в конц. HCI).
(700° С).
(в конц. НС1).
(М = Rb, Cs).
(в эфире).
244. GeS — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(Н)
Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложе­
ния. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реаги­
рует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфи­
дом аммония. Получение см. 238*’ , 2427, 245*'5.
А/г = 104,68;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
122
d - 4,01;
/ „ = 655° С;
П Р" = 3,0 • КГ33.
GeS(T) + Н20
(Gel+)? + HS" + ОН"
(практически не идет).
GeS + 2HC1 (конц.) = GeCh + H 2St.
GeS + 2HI (конц.) = Gel24 + H2S t
(80° С, в жидк. CHCI3).
GeS + IOHNO3 (конц., гор.) = G e024 + H 2S0 4 + l0NO2t + 4H 20 .
GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)24 + Na2S
(кип.).
GeS + 2 0 2 = G e0 2 + S0 2
(800— 1000° C).
GeS + (NH 4)2(S.) = (NH 4)2[GeS3] + (л - 2)Si.
245. GtS2— СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Белый, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Гидролизуется водой. Реагирует
с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водоро­
дом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см.
238', 2394, 240', 2434.
М, = 136,74;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 2,94;
tm = 825° С.
(кип.).
GeS2 + 2Н20 — — > О е021 + 2H2S t
OeS2 + I 6HNO 3 (конц.) = G e024 + 2H2S04 + 16N02t + 6НгО.
3GeS2 + 6NaOH (конц.) = N a2[Ge(OH)6] + г Н а ^ С ^ ].
(350—400° С).
OeS2 + H 2 = GeS + H2S
(в конц. НС1).
GeS2 + H(PH 20 2) + H20 = G eSi + H ^ H O j) + H2S t
(1000° С).
GeS2 + 302 = G e0 2 + 2S0 2
GeS2 + Na2S (конц.) = NaJGeSj],
GeSi NlliS- > NaJGeSj], Na6[Ge2S7], Na4[GeS4]
(400° С).
ОЛ О ВО
246. Sn — ОЛОВО
Серебристо-белый очень мягкий металл, тягучий при комнатной температуре
ф-модификация, белое олово). Ниже +13,2° С рассыпается в серый порошок
(a-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует
с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с
кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется галогенами, кислоро­
дом, халькогенами. Получение см. 247*, 2494, 25010, 25214, ,7.
М, = 118,710;
d = 5,75 (а), 7,31 ф);
(м = 231,9681° С;
/„„ = 2620° С.
1. Sn + ЗНС1 (конц.) —
HfSnCb] + Н 21\
Sn + 2НС1(г) = SnClj + Н 2
2. Sn + 2Н 2§04 (конц.) — -—* SnS04 + S 0 2f + 2Н20
3. Sn + 4HN0 3 (конц.) = SnOrt + 4N 02t + 2HjO
5Sn + 12HNOj (разб.) — -—* 5Sn(NOj)2 + N2t + 6H20
(150—250° С)
[примесь Sn(S04)2].
(кип),
(примесь NO),
4Sn + lOHNOj (оч. разб.) — I—> 4Sn(N0 3)2 + NH 4NO3 + 3H20 .
4. Sn + NaOH (конц., хол.) + 2H20 — S—» Na[Sn(OH)3] + H 2t .
Sn + 2NaOH (конц.) + 4HjO = Naj[Sn(OH)6] + 2H2t
(кип).
5. 3Sn + 4HNOj (конц.) + 18HC1 (конц.) = ЗНзрпСЦ] + 4NOt + 8H20 .
6. Sn + 0 2 = Sn0 2
(200° С, сжигание на воздухе).
7. Sn + 2E2 = SnE4
(до 100° С, E = F; коми., E = Cl, Br),
8. Sn + I2 = Snl2
(кип. в разб. НО),
123
Sn + 2\г = Snl4
(кип. в жидк. CCU).
Sn + E = SnE
(900° С; E = S, Se, Те),
Sn + 2S = SnS2
(430—440° С, в присутствии NH 4C1).
10. Sn (порошок) + CuSO<(p) = SnS0 4 + Cu-i
(в разб. H 2S04).
9.
247. SnO — ОКСИД ОЛОВА(П)
Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании разлагается, при
дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчи­
вый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленны­
ми щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует
с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при
слабом нагревании. Получение см. 248*, 2491' 4, 252*.
Мг = 134,71; d = 6,25; tm = 1040е С; Г™ = 1425° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
(400° C).
2SnO = Sn0 2 + Sn<*>
SnO(r) + 4H20 « = ? [Sn(HjO)}]2+ + 20H~; рПР25 = 26,80.
SnO + 3HC1 (конц.) = H[SnClj] + H 20 .
(komh .),
SnO + NaOH (конц.) + H20 « = ? Na[Sn(OH)3]
(400° C).
SnO + 2NaOH = Na 2Sn0 2 + H20
(выше 220° C).
2SnO + 0 2 (воздух) = 2Sn0 2
(60° C).
SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + НгО
SnO + MO = (MSn)0 2
(1000° С; M = Ca, Sr, Ba).
248. Sn0 2— ОКСИД ОЛОВА(1У)
Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристалли­
зуется гидрат Sn0 2 • лНгО (1 < п £ 2, a -модификация), при стоянии под раство­
ром переходит в химически пассивную P-модификацию (л £ 1); соединения
стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnOj не выделены. Все указанные
ниже реакции относятся к a-Sn0 2 ■лН20 . 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 '■1, 2511,4,6,7, 253’■1 3' 6.
А/г = 150,71;
d = 7,00;
tm = 1630е С;
г*™= 2500° С.
1. Sn0 2 лНгО = Sn0 2 + лНгО
(600° С).
2. БпОад + 8Н20 < = ? [Sn(HjO)«]4+ + 40Н '; рПР25 = 57,32.
3. Sn0 2 + 6НС1 (конц.) = HJSnCU] + 2Н20.
4.
5.
6.
7.
124
Sn0 2 + 2H2S0 4 (разб., гор.) —
►Sn(S0 4)2 + 2Н20.
Sn0 2 + 2NaOH (конц.) + 2НгО = NarfS^OH)*]
(60—70° C).
Sn0 2+ 2NaOH = Na2SnOj + НгО
(350—400° C).
Sn0 2 + 2M20 —M4Sn0 4
(500° С; M = Na, K).
8.
Sn0 2 + 2H2 = Sn + 2H20
Sn0 2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO
9. Sn0 2 + Sn = 2SnO
10. Sn0 2 + 2KNCS = SnS + 2CO + N 2+ K2S
11. Sn0 2 + 2Na2C 0 3 + 4S = Na 2[SnS3]+ Na 2S0 4 + 2C0 2
(500—600° C),
(800—900° C).
(1000— 1100° C).
(450° C).
(400—500° C).
249. Sn(OH)2 — ГИДРОКСИД ОЛОВА(Н)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в
воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • лН 20 , соединение стехиометри­
ческого состава не выделено. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с
кислотами, щелочами. Сильный восстановитель в щелочной среде. Получение
см. 2514' 6 7, 2525,6.
М, = 152,72.
1. Sn(OH)2 = SnO + Н20
(60— 120° С, в атмосфере Н2).
2. Sn(OH)*, + ЗН20 <==? [Sn(H20 )3]2+ + 20Н“, рПР 25 = 26,26,
Sn(OH)i(T) + 2Н20 « = ? [Бп(ОН)зГ + Н30 +; рПР 25 = 14,43.
3. Sn(OH)2 + 3HCI (кони.) = H[SnCI3] + 2НгО.
4. Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3],
2Na[Sn(OH)3J(p) —
Snl + Na 2[Sn(OH)«]
Na[Sn(OH)3](p> = NaOH + Sn04- + H20
(коми ),
(кип., в атмосфере N2),
2Na[Sn(OH)3](p> э- ? т^олиз » 2Sn4- (катод) + 0 2t (анод) + 2NaOH + 2H20.
5. Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H20 + N 2H 4 H20 = Na 2[Sn(OH)«] +
+ 2(NH3 H 20).
6. 3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(N0 3)3 = 3Na2[Sn(OH)«] + 2Bi4- + 6NaN03.
7. 3Sn(OH)2 + 8KOH (конц.) + 8H20 + 2К 2СЮ 4 = 3K2[Sn(OH)«] +
+ 2К 3[Сг(ОН)б].
250. SnS04— СУЛЬФАТ ОЛОВА(Н)
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. 246г' 10.
М, = 214,77;
1.
SnS0 4 —SnO + S 0 3 < —1 Sn0 2 + S 0 2
2. SnS0 4 • 3H20 = SnS0 4 + ЗНгО
3. SnS0 4 (разб.) + НгО = [Sn(H20 )S 0 4],
7[Sn(H20 )S 0 4] + 13НгО
А, = 18,8(1,).
(выше 360° С).
(40° С, вак., над Р4Ою).
[Sn^OHW24 + [SibtfOH)*]24 + 7S 0 2 + 10Н3О+.
125
4. SnSO« (разб.) + 2Н 2О = Sn(0H)j4 + H 2SO4
5. SnS0 4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCb] + H 2SO 4.
6. SnS0 4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2i + N ajS04,
SnS0 4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)a}+ Na 2S04.
7. SnS04 + 2(NHj H 2O) [конц.] = Sn(OH)ji + (N H ^SO *
8.
9.
(кип.).
4SnS0 4 + 0 2 + 4H20 — L- ►2Sn024- + Sn2S04(0H)24- + 3H 2SC>4.
5SnS04 + 30HC1 (конц.) + 2KMn0 4 = 5H 2[SnCl«] + 2MnS0 4 + K 2SO4 +
+ 2H 2SO4 + 8H 2O.
10. 2SnS04 + 2H 2O
элапрол1°> 2Sn4- (катод) + 0 2t (анод) + 2H 2SO4.
251. Sa(S04)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. 248,233 .
А/, = 310,83;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d - 4,5 (кр.).
Sn(S04)2 = Sn0 2 + 2SOj
(150—200° С).
Sn(S0 4)2 • 2Нг04- <— * Sn(S0 4)2 (насыщ.) +2Н20
(коми., в разб. H 2SO4),
Sn(S04)2 2Н 2О = SnS04(0 H)2 + H 2SO4
(выше 50° С).
Sn(S0 4)2 (разб.) + ЯН2О = [Sn(H20WS04)]2+ + S O j'
(в разб. H2SO4).
Sn(S0 4)2 + 2Н 2О —SnO :i + 2H 2SO4
(кип.).
Sn(S0 4)2 + 6НС 1 (конц.) = Hz[SnCU] + 2H 2SO4.
Sn(S0 4)2 + 4NaOH (разб.) = Sn0 2i + 2Na 2S04 + 2H20 ,
Sn(S04)2 + 6NaOH (конц.) = Na 2[Sn(OH)6] + 2Na2S 04.
Sn(S0 4)2 + 4(NHj H 2O) [конц.] = Sn02i + 2(NH 4)2S0 4 + 2H20 .
252. SnCh — ХЛОРИД ОЛОВА(Н)
Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизу­
ется влагой и окисляется 0 2. Хорошо растворяется в малом количестве воды,
при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCh - 2Н20
имеет строение [Sn(H20 )Cl2] ■Н 2О («оловянная соль»). Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для
реакций в растворе берут H[SnCb] — продукт химического растворения SnCb
в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. 2461.
М, = 189,62;
d = 3,95;
tm = 247° С;
tnm = 652° С;
к, = 269,8<15).
1. SnCl2 ■2Н20 = Sn[(H20 )Cl2] + Н 2О
(80° С),
SnCl2 • 2Н20 = SnCl2 + 2Н20
(130—135° С, ток сухого НС1).
2. SnCl2 (конц.) + Н 2О = [Sn(H20 )Cl2],
7 [Sn(H20 )Cl2] + 1ЗН2О ---- * [Snj(OH)4]J+ + [Sn4(OH)6]2+ + 14СГ + ЮН30 +.
126
3. SnCl2 (конц.) + НгО = SnCl(OH)4 + НС1
4. SnCh + H Q (коиц.) = HfSnClj].
5. SnCh + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)24- + 2NaCl,
SnCl2 + 3NaOH (коиц.) = Na[Sn(OH)j] + 2NaCl.
6. SnCh + 2(NH 3 • HjO) [коиц.] = Sn(OH)24- + 2NH«C1.
(разбавление).
7. SnCl2 + 0 2 (воздух) + 2НгО (влага) — -—►2SnCU + 4SnCl(OH).
8. SnCl2 (коиц.) + H2S (иасыщ.) = SnSi + 2HCI.
9. SnCl2 + Na2COj = SnO + 2NaCl + C 0 2
(750—900° С, в атмосфере N 2).
10. SnCh + 4HCI (коиц.) + Br2 = H ^nC U ] + 2НВг
(примесь Н^пВгб]).
11. 5SnCl2 + 26HC1 (коиц.) + 2KMn0 4 * SH^nCU] +2MnCl2 + 2KC1 + 8H 20 ,
3SnCl2 + 20HC1 (коиц.) + KjCr207 = ЗН^пСЦ] + 2СгСЬ + 7НгО + 2KC1.
12. SnCl2 + 2HC1 (коиц.) + 2FeClj = H ^nC U ] + 2FeCl2.
13. SnCl2 + 4HC1 (коиц.) + 2AgNOj = НгРпСЦ] + 2Agl + 2HNOj.
14. SnCl2 (коиц.) + M G (коиц.) * MfSnClj]
(M = Na, K).
15. SnCl2 + Cl2 = SnCU
(коми ).
16. SnCl2 + M = MC12 + Sn
(200—300° С; M = Mg, Zn),
3SnCl2 + 2A1 = 2A1C1) + 3Sn
(250—300° C).
17. SnCl^j ■—ек-РУ°д» S nl (катод) + G 2t (аиод).
253.
SnCU — ХЛОРИД ОЛОВА(1У)
Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложе­
ния. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротоииый растворитель;
хорошо растворяет фосфор, серу, иод, трииодид мышьяка, иодид олова(1У).
Реагирует с аодой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Обычно для
реакций в растворе берется в виде H 2[SnCU]. Получение см. 2467, 2527' |5.
М, = 260,52;
d = 2,2262(J0);
tw = -33° С;
t„„ = +114,1° С.
1. SnCU • ЗНгО^ <
SnCU (иасыщ.) + 5НгО
(19—56° С, в конц. HCI),
SnCU • 5Н20 —Sn0 2 + 4НС1 + НгО
(выше 200° С),
SnCU • 5НгО + 5SCI20(x) = SnCU + 5S0 2 + 10НС1
(кип.).
2. SnCl4 4- 2Н20 = SnOrl + 4НС1
(примесь H 2[SnCU])
3. SnCU + 2HC 1 (конц.) = HrfSnCU])4. SnCU + 2H2S0 4 ( конц .) = Sn(S0 4)2 + 4HClt
(кип.)
5. SnCU + 4NaOH (разб.) = Sn024- + 4NaCl + 2H20 ,
SnCU + 6NaOH (конц.) = Na^Sn^H)*] + 4NaCl.
6. SnCU + 4(NHj • H 20 ) [коиц.] = SnO ji + 4NH 4C1 + 2H20.
7. SnCU + 4HF = SnF4 + 4HC1
(130—220° C).
8. SnCU + 2MC1 (коиц.) = M 2[SnCl6]
(M = K+ N H I)
9. SnCUoo + C120 = 2C 12 + SnCljO.
10. SnCU 5НгО + 5N20j(*) =Sn(NO J)4 + 4HC1 + 6HNOj.
11. SnCU + Li[AlH4] —SnH4t + LiCl + AICI3
(-20° С, в эфире).
127
254. SnS — СУЛЬФИД ОЛОВА(Н)
Герценбергит. Коричневый и темно-серый, мягкий. Возгоняется при нагрева­
нии в потоке Hi. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака,
сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Перево­
дится в раствор действием полисульфида аммония.'Получение см. 246,248 ,
252*, 255'.
Mr = 150,78;
d * 5,1;
(„ = 880° С;
рПР 25 = 27,52.
1. SnS + ЗНС1 (конц.) = H[SnCb] + H 2St.
2. SnS + 10HNO3 (конц.) = Sn02i + lONOjt + H 2S0 4 + 4H20 .
3. SnS + 3NaOH (конц.) —
►Na[Sn(OH)3] + Na 2S.
4. SnS + (NH 4)2(S„) = (NH 4)2lSnS3] + (ft - 2)Si.
5. SnS + 2 0 j = Sn0 2 + S 0 2
(700 -800° C).
255. SrtSi — СУЛЬФИД ОЛОВА(1У)
Желтый, мягкий, жирный на ощупь как графит («сусальное золото»). Устойчив
на воздухе, при нагревании темнеет и разлагается. Не растворяется в воде.
Образует коричневый кристаллогидрат SnS2 • 2HiO. 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.
М г = 182,84;
d = 4,5;
рПР 35 = 57,64.
1.
2.
3.
4.
5.
SnS2 = SnS + S
(500—600° С).
SnS2 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2S t + S i.
3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na 2(Sn(OH)6].
SnS2 + Na2S (разб.) = Na 2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na 4[SnS4],
2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H 20 ) [конц.] = (NH 4)2(SnS3] +
+ (NH 4)4[SnS4] + 3H20 .
6. SnS2 + 3 0 2 = Sn0 2 + 2S0 2
(600—800° C).
256.
H2|SnCU| — ГЕКСАХЛОРОСТАННАТ(1У) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидрата), гигроскопичный. Неустойчив во влажном
воздухе и при слабом нагревании. Растворяется в воде, сильная кислота,
протекает частичная акватация аниона. Устойчиа в концентрированной хло­
роводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо­
родом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 2483, 25210' ", 2533.
Мг = 333,14;
1.
2.
128
d = 1,925 (кр.);
tm = 19,2° С (кр ).
H 2(SnCl6] 6Н20 = SnCl4 5Н20 + 2НС1 + Н20
HJSnCls] + 2Н20 = 2Н30 + + [SnCl6]J',
(25—30° С).
[SnCU]2' + H20
{Sn(H20)C lsr + СГ
3. H2[SnCU] (конц.) + 2NaOH (разб.) = Na 2[SnCU] + 2H20 ,
NaJSnCUJ + 6NaOH (конц.) = Na 2[Sn(OH)6] + 6NaCl.
4. HrfSnCU] (конц.) + 2(NH 3 • H 20 ) [разб] = (NH^SnCU] + 2H 20 ,
(NH 4) 2[SnCl6] + 4(NHj НгО) [конц.] = S n02i + 6NH«C1 + 2H 20 .
5. H 2[SnCU] + 2H2S(r> = SnS24 + 4HC1.
6. HJSnCU] + Sn « = > 2H[SnCl3],
257.
Na2|Sn(OH)«| — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, раство­
римость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образу­
ет. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 246*,
2485 249* *
М ,= 266,73;
*, = 61,3°55),
50(,ов>.
1. N aJS^O HW = Na 2Sn0 3 + ЗНгО
(140° С),
3Na2Sn0 3 = 3Na20 + 3Sn0 2
(900° С)
2. N a2[Sn(OH)i] (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]J+ + [Sn(OH)*]J'.
3. Na 2[Sn(OH)*] + 2HC1 (разб.) = Sn024 + 2NaCl + 4НгО.
4. Na 2[Sn(OH)6] + C 0 2 = S n02l + ЫагСОэ + 3H20 .
5. Na 2[Sn(OH)«] + M (N0 3)2 = M[Sn(OH)*]l + 2NaN0 3
(M = Ca, Sr, Ba).
СВИНЕЦ
258.
РЬ — СВИНЕЦ
Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный ме­
талл. Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой.
Малореакииоииоспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте,
разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реаги­
рует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор
концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окис­
ляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. 26417, ” , 26510,
2667, 2697’*.
Мт= 207,2;
1.
2.
d= 11,337;
/„ = 327,502° С;
= 1745° С.
Pb + 3H 2S0 4 (> 80%) = Pb(HS0 4)2 + S 02t + 2Н20
Pb + 2H2S 0 4 (конц .) = PbS04i + S 02t + 2НгО
ЗРЬ + 8H N 0 3 (разб., гор.) = 3Pb(N0 3)2 + 2NOt + 4Н20 .
(30—50° С),
(кип).
3. РЬ + 2NaOH (конц.) + 2Н20 — L- >Na 2[Pb(OH)4] + H 2t.
4. 2Pb + 0 2 = 2РЬО
(выше 600° С).
ЗРЬ + 2 0 2 = (Pb2, Pb,v) 0 4
(400—500° С).
5. Pb + Е2 = PbE2
(200—300° С, Е = F, Cl, Вг, I),
129
6.
7.
Pb + 2F2 = PbF<
Pb + 2HF = PbFi + H 2
Pb + E = PbE
(400—500° C).
0 60° C).
(800-1200° С; E = S, Se, Те).
8 . 2Pb (порошок) + 2HiO + Oi — -—►2Pb(OH)rl',
2Pb + HiO + 0 2 + COi — L- » PbiCOi(OH)i4-.
259.
PBO — ОКСИД СВИНЦА(П)
Красный (низкотемпературная a -модификация, глёт) или желтый (высокотем­
пературная ^-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. 262 , 2631, 2641' ", 2694.
М, = 223,20;
</ = 9,13 (а), 9,45 (р);
I (а -» Р) = 488° С;
/ „ = 886° С;
tmn = 1535° С;
к, = 0.279*” »(а), 0,513(U) (Р).
1 . РЬО(Т) + 4HiO < = » [Pb(HiOb]J+ +20Н*; рПР 25 = 15,42.
2. РЬО + 2НС1 (раэб.) = PbC hi + Н А ,
PbO + 2HNOj (разб.) = Pb(NOj) 2 + Н А
3. PbO + HiO (гор.) + 2NaOH (конц.) = Nai[Pb(OH)4],
PbO + 2NaOH = (Na 2Pb)Oi + H A
(400° C).
4. 2PbO + COi + H A
PbAOj(OH)i4-.
5. 6 PbO + Oi = 2(P bi'P blvA 4
(445—480° C).
6. 2PbO + 4СаСОз + Oj = 2(CaiPbA« (оранж.) + 2 COi
(800° C).
7. 2PbO + Ca(C10)2 = 2PbOi4- + CaCh
(в разб. NaOH).
8 . PbO + TiOi = (TiPbAj (желт.)
[выше 400° С].
9. PbO + Hi = Pb + H A
, (200 -350° C),
PbO + CO = Pb + COi
(300-400° C).
10. PbO + MCN = Pb + MOCN
(400—500°C;M = Na, K).
11. PbO + H A + C(NHi)A = PbCOj4- + 2NHjT
(180° С, p, в разб. CHjCOOH).
12. PbO + 3 H A + 2NaOH - аяапт°л” > H2T (катод) + Nai[Pb(OH)6].
360.
PbOl — ОКСИД CBHHIU(IV)
Платтнсрнт. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается
без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат mPbOi ■
лН А - Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиа­
ка. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в рас130
хвор концентрированными щелочами прн кипячении. Сильный окислитель в
кислотной и щелочной среде. Получение см. 2597, 2 6 14, 267 4, 271 .
М , * 2 3 9 ,2 0 ;
d = 9,375.
1.
5PbOj = (P b “ PbIvp 4 + 2РЬО
2PbOj = 2РЬО + O i
(290— 420° С),
(600° c >
2.
РЬОцт) + 2HjO £ = * Pb,v + 4 0 Н '; рП Р25 = 65,52.
3.
2PbOj + 10HCl(r) —
HrfPbCU] + PbCU + 4HjO
(0° C),
P b 0 2 + 4HC1 (коиц., гор.) = PbClji + Cl2t + 2 H A
Pb0 2 + 2H2S0 4 (коиц., хол.) = Pb(S04H + 2 H A
2Pb0 2 + 2H2S 0 4 (коиц., гор.) = 2PbS044. + 0 2t + 2H A
3Pb0 2 =(Pbi‘Pb,v)0 44 + 0 2t
(335—375° С, p, в разб. NaOH),
P b 0 2 = 2NaOH (конц.) + 2HiO * Na 2[Pb(OH)«]
(кип ).
2РЬ0 2 + 4 К 0 2 * 2 К 2РЬ0,(желт.) + 3 0 2
(400— 500° С).
Pb0 2 + 2S = PbS + S 0 2
(400° C),
4.
5.
6.
7.
Pb0 2 (влажн.) + 2H2S(r) — ~ ►PbS + S + 2 H A
P b 0 2 (влажн.) + S 0 2 — -—►PbS0 4
(коми.).
9. P b0 2 + Pb + 2H2S0 4 (коиц., гор.) = 2PbS044- + 2H A
10. Pb0 2 + 4HNOj (разб.) + 2K.I = РЬОМОэЬ + h i + 2НФ + 2KNOj,
P b 0 2 + 2HNOj (разб.) + H A (коиц.) * Pb(NOj)2 + 0 2t + 2H20.
11. 5PbOa + 6HNO 3 (разб.) + 2Mn(NOj)2 = 5Pb(NOj)2 + 2HMn0 4 + 2 H A
P b 0 2 + 8HNOj (разб.) + 2FeO = Pb(NOj)2 + 2Fe(NOj)j + 4H20 .
12. 3Pb0 2 + 2Naj[Cr(OH)t] + 4NaOH (коиц.) = ЗЫа^Р^ОН^] + 2Иа2СЮ 4 +
8.
+ 2HA.
261. (Pbf Pblv) 0 4 — ОКСИД СВИНЦА(1У}-ДИСВИНЦА(11)
Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлага­
ется, плавится только под избыточным давлением 0 2. Не реагирует с водой,
гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Сильный окислитель. Получение см. 2584, 259s, 260s, 2636, 27 Is.
М, = 685,60;
d * 9,07;
■ 830° С (р).
1. 2(Pb“ PbIV) 0 4= 6РЬО + 0 2
(выше 550° С).
2. (РЬ?РЬ,у) 0 4(т)+ 8НЮ
2[РЬ(НАЫ2+ + Pb,v + 40Н '; рП Р" = 50,28.
3. (PbJ‘Pblv) 0 4+ 8НС1 (коиц., гор.) = ЗРЬС124- + С12Т + 4НгО.
4. (PbJIPb,v) 0 4+ 4HNO, (разб.) = РЮ 21 + 2Pb(NOj)2 + 2Н20.
5. (PbyPblv) 0 4+ 6NaOH (конц.) + 4Н20 (гор.) = гЫагГРМОНЫ +
+ NaJPb(OHM.
6. (Pbi‘PbIV) 0 4+ 8HNOj (разб.) +2KI = 3Pb(NOj)2 + I2I + 4H20 + 2KNOj.
7. (Pbj1Pblv) 0 4+ 6HNOj (разб.) + H 20 2 (конц.) = 3Pb(NOj)2 + 0 2t + 4H 20 .
131
262. РЬ(ОН)2 — ГИДРОКСИД СВИНЦА(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реаги­
рует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реа­
гирует с кислотами и щелочами. Поглощает С 0 2 из воздуха. Слабый восстано­
витель. Получение см. 258е, 2646,7, 2665.
М, = 241,21.
1.
РЬ(ОН) 2 = РЬО + Н20
2.
РМОН)^) + ЗНгО
3.
4.
5.
6.
7.
(1 0 0 -1 4 5 ° С).
[РЬ(Н20 ) з]2+ + 20Н'; рПР 25 = 15,26,
РЬСОН)^) + 2Н20
[РЬ(ОН)зГ + НзО+; рПР25 = 19,92.
Pb(OH ) 2 + 2НС1 (разб.) = РЬС124- + 2Н20 ,
РЬ(ОН)2 (суспензия) + H 2SC>4(разб.) = PbSO^i + 2Н 20,
Pb(OH ) 2 + 2 H N 0 3 (разб.) = P b (N 0 3) 2 + 2Н 20 .
Pb(OH)2 + 2NaOH (коиц.) = Na 2[Pb(OH)4]<p),
Na 2[Pb(OH)4](p) = Pb04- + 2NaOH + H20
(кип).
2РЬ(ОН) 2 (суспензия) + С 0 2 = РЬзСОз(ОН)24- ч-НгО.
РЬ(ОН)2 + Н 20 2 (конц.) = РЬ024- + 2Н20
(в разб. NaOH).
2РЬ(ОН)2 + Са(СЮ)2 = 2РЬ02А + СаС12 + 2Н20
(в разб. NaOH).
263. РЬСОз — КАРБОНАТ СВИНЦА(И)
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 С 0 2. Окисляется
кислородом. Получение см. 259м, 26415, 265678.
М, = 267,21;
d = 6,55;
рПР 25 = 13,44.
1. РЬСОз = РЬО + С 0 2
(выше 315° С),
2РЬС0 3 + Н20 = РЬ2СОз(ОН ) 2 [или РЬз(СОэ) 2(ОН)2] + C 0 2t
(кип ).
3. РЬСОз + 2НС1 (разб.) = РЬС12± + Н20 + C 0 2t.
4. 2РЬСОз + 2NaOH (разб.) = РЬ2СОэ(ОН)24- + Na 2C 0 3,
РЬСОз + 4NaOH (конц.) = Na 2[Pb(OH)4] + Na 2C 0 3.
2.
20* С
5.
РЬСОз + Н20 + С 0 2
РЬ(НСОз)ад.
6.
7.
8.
бРЬСОз + 0 2 = 2(Pb»PbIvp 4 + 6СОг
2РЬСОз + 3S = 2PbS + 2СОг + S02
РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF24- + Н20 + C 0 2t
РЬСОз + H2S (насыщ.) = PbS-l- + C 0 2t + НзО
(350° С).
(300—500° С).
(кип.),
(60° С).
264. РЬ(ЬЮз)2 — НИТРАТ СВИНЦА(Н)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении расгво132
ра разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов боль­
шинства металлов). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Восстанавливается цинком. Вступает в реакции обмена. Сильный окислитель
при спекании. Получение см. 2582, 2592.
А/г = 331,21;
d = 4,53;
к, = 52,2(20),
107,4<ЯО).
1. 2Pb(N0 3)2 = 2РЬО + 4N 0 2 + 0 2
(200-^70° С).
2. Pb(NOj)2 (разб.) + ЗНгО = [РЬ(Н20)з]2+ + 2 N O j,
2[Pb(H20)j]2+ + 2Н20
[Pb2(H 2OWOH)2]2+ + 2H30 +, pKK= 6,15.
3. Pb(NOj)2 (конц.) + H20 = PbN0 3(0 H )i + H N 0 3
(кип).
4. Pb(N0 3)2 + 2HC1 (разб.) = PbCl24- + 2HN03.
5. Pb(N0 3)2 + H 2S0 4 (разб.) = PbS0 4i + 2HN03.
6. Pb(N0 3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)24- + 2NaN03,
Pb(N0 3)2 + 4NaOH (конц.) = Na 2[Pb(OH)4] + 2NaN03.
7. Pb(N0 3)2 + 2(NH 3 • H 20 ) (конц.) = Pb(OH)2i + 2NH 4N 0 3.
8. Pb(N0 3)2 + 2KE = PbE2l + 2KN0 3
(E = F, Cl, Вт, I),
Pb(N0 3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KN03.
9. Pb(N0 3)2 + KF + KE = Pb(E)Fi + 2KN0 3 (в оч. разб. H N 03; E = Cl, Br).
10. Pb(N0 3)2 + 2KE0 3 = Pb(E03)24 + 2KN0 3
(E = Br, 1).
11. Pb(N0 3)2 + Na2E = PbE4- + 2NaN0 3
(E = S, Se, Те).
12. Pb(N0 3)2 + Na 2E 0 4 = PbE04i + 2NaN0 3
(E = S, Se).
13. Pb(N0 3)2 + 2NaN 3 = Pb(N3) 24- + 2NaN03.
14. 3Pb(N0 3)2 + 2Na3E 0 4 = Pb3(EO„)24- + 6NaN0 3
(E = P, As).
15. 2Pb(N0 3)2 (разб.) + Na 2C 0 3 (разб.) + 2H20 = Pb2C 0 3(0H ) 24- + 2NaN0 3 +
+ 2HN03,
Pb(N0 3)2 (конц.) + Na 2C 0 3 (конц.) = PbC034- + 2NaN0 3
(10— 12° C).
16. Pb(N0 3)2 + K 2MO„ = PbM 04i + 2KN0 3
(M = Cr, Mo, W),
2Pb(N0 3)2 + K 2Cr20 7 + H20 = 2РЬСЮ44 + 2KN0 3 + 2HN03.
17. Pb(N0 3)2 + Zn = Pb4- + Zn(N03)2.
18. 2Pb(N0 3)2 + 4FeO = 2PbO + 2Fe20 3 + 4N 0 2
(500—600° C).
19. Pb(N0 3)2 + 2H20 - - ек-тро- из> P b i (катод) + O jt (анод) + 2HN03.
265.
PbS04 — СУЛЬФАТ СВИНЦА(П)
Англезит. Белый. При прокаливании разлагается, плавится под избыточным
давлением 0 2. Очень плохо растворяется в воде, разбавленной серной кислоте.
Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Разлагается в концентрированных кислотах и щелочах. Восстанавливается
водородом, цинком. Получение см. 258*, 2623, 264s, 269м .
А/, = 303,26; rf= 6,2 + 6,4; t пя= 1170° С (р)\ рПР25 = 7,77.
1.
2PbS04 = 2РЬО + 2S02 + 0 2
(выше 1087° С).
133
2. PbS04 + 4HCI (конц.) * HJPbCU) + H2SO4.
3. PbS04 + H2SO4 (конц.) = Pb(HS0 4 )*p),
Pb(HS0 4 )j(p) = PbSO*! + HjS04
(разбавление водой).
4. 2PbS0 4 + 2HN0 3 (конц., гор.) = Pb(NOj)i + Pb(HS0 4)2.
2PbS04 + 2 NaOH (разб.) = PbjS0 4 (0 H)24 + Na 2S0 4
(кнп.).
PbSO< + 4NaOH (конц.) = Na 2(Pb(OH)4) + N 82604.
6. PbS0 4 + 2KI (разб.) * P b ljl + K 2 SO4 .
PbS0 4 + К 2СЮ 4 = P b C rt^ i + K 2SO4, PbS04 + Na:S = PbSl + Na2S04.
(10— 12° C).
7. PbS04 + NajCOa (конц.) = PbCOjl + Na2S04
(500-600° Q ,
8 . PbS0 4 + 4H 2 = PbS + 4HjO
PbS04 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2
(550-650° C).
(800—1000° C).
9. PbS0 4 + PbS * 2Pb + 2SO2
10 PbSO< (влажн.) + Zn (пластина) = P b l (губка) + ZnS04.
5.
266. PbCh — ХЛОРИД СВИНЦА(11)
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. 258s, 259*, 2623, 26З3.
М, = 278,11;
(ran = 950° С;
d - 5,85;
fM = 50l°C;
к, = 0,978(М), 2,62ой4.
1. PbCl: (насыщ.) + 2HjO = [Pb(HjO)jClj) < = * [PbOUOfeCI]* + СГ,
[Pb(H20)2Cl]+ + H 2O £Z=* [Pb(HjOb),+ + СГ; pKH= 1,62.
2. PbClj + H 2O (nap) = PbCI(OH) + HCI
(50° C),
2PbCI(OH) = PbO + PbCl2 + H 2O
(аыше 140° C).
3. PbClj + 2HC1 (конц.) = H 2{PbCU](p)
(коми., примесь H[PbClj]),
H 2[PbCU)o>) - PbCU-l- + 2HC1
(кнп.).
4. PbCh + H 2SO4 (конц., гор.) = PbS04^ + 2HClt.
5. PbClj + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2! + 2NaCl,
PbClj + 4NaOH (конц.) = Na 2(Pb(OH)4l + 2NaCl.
6. PbCh + NH 3 HzO (разб.) = PbCl(OH)i + NH 4CI.
7. PbCl2 + H 2 = Pb + 2HC1
(300 -350° C).
8. РЬС1г + 2KI (разб.) = P b ljl + 2KC1,
PbCU + H2S (насыщ.) = PbS-l- + 2HC1,
PbClj + К 2СЮ 4 = PbC K U + 2KC1.
9. 2PbClj + NajCOj (разб.) + 2NaOH (разб.) = РЬ2СОз(ОН):1 + 4NaCl.
10. PbClj + 4NajSOjS (конц., хол.) = Na*{Pb(SOjS)4] + 2NaCl.
134
11 . PbClj + Clj + 2HC 1 (кони.) = Hi[PbClt](p).
Н 2[РЬС1б](р) = РЬС1и<*)4. + 2HCI
12. PbClj + Clj + 2MCI = М2[РЬС1б]
(0е С, в 96%-й HiS04).
(М = K+,NHJ; в конц. НС1).
267. PbCU — ХЛОРИД CBHHUA(IV)
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 комплексообразования. Получение см. 266й.
М, - 349,01;
1.
2.
3.
PbCU = PbClj + сь
PbCU + 2HjO = PbOj4- + 4HCI.
5.
tm = -7° С.
(30— 100° C).
PbCU + 2HC1 (конц.) = Hj[PbCl*](p>
HjIPbCUlo» + 2MCI = Mj[PbCU]4> + 2HCI
HjIPbCUkp, —
4.
</=3,18m;
PbCIj i + c i j t + 2HC1
(коми.),
(0° С; M = K+,NHJ),
(разбавление водой, кип.),
Hj[PbCUkp)
Pb4- (катод) + C ljt (анод) + 2HC1.
PbCU + 4NaOH (разб.) = PbOj4- + 4NaCl + 2HjO,
PbCU + 6NaOH (конц.) = Naj[Pb(OH)*) + 4NaCl.
PbCUeo + 2MC1 = MjtPbCU]
(M = K+, NHJ)
268. РЫт — ИОДИД СВИНЦА(Н)
Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влаж­
ном состоянии чувствителен к свету и Oj воздуха. Из раствора, содержащего
нодоводород, кристаллизуется Н[РЬЬ] • 5HjO. Плохо растворяется в воде, раз­
бавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелоча­
ми. Получение см. 2585, 264*, 266*, 270J.
А/г = 367,14;
</ = 6,16;
U = 402° С;
к, = 0,07б(25), 0,3(8О>.
1. Pblj
- » Pb + Ij
(на свету).
2. 4PbIj + 5HjSCU (конц., гор.) = 4PbS044- + 4Ij4- + H jSt + 4HjO,
3PbIj + 8HNOj (30%-я) = 3Pb(NOj)j + 3Ij4- + 2NOt + 4HjO
(кип.).
3. Pblj + 4NaOH (конц.) = Naj[Pb(OH)4] + 2NaI.
4. 2PbIi (влажн.) + Oj — *— * 2PbO + 2Ij
(на свету).
5. Pblj + NajS = PbS4-+ 2NaI.
6. Pblj + MI (конц.) = MfPbhkp)
(M = H, Na, К; прнмесь Mj[PbI4J),
MfPbUkp)e MI + Pblj-t
(разбавление водой).
13S
269. PbS — СУЛЬФИД СВИНЦА(Н)
Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный.
При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет об­
ласть гомогенности PbSi+.t (0 < х й 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 г = 239,27; d = 7,1 (аморфи.), 7,58; tm = 1077° С; рПР 25 = 28,06.
1.
2.
3.
4.
PbS + 4НС1 (конц.) = Н^РЬСЦ] + H 2S t.
PbS + 2H2S 0 4 (конц.) = Pb(HS0 4)2 + H2S t
PbS + 4H 2S0 4 (ко иц .) = PbS04i + 4S02t + 4H20
3PbS + 8HNO 3 (разб.) = 3PbS04i + 8N O t + 4H20
PbS + 2 0 2 — I—> PbS0 4
2PbS + 3 0 2 = 2PbO = 2S0 2
5. 3PbS + 4 0 3 = 3PbS0 4
6. PbS + 4H20 2 = PbS0 4 + 4H20
7. PbS + 2PbO = 3Pb + S 0 2
8. PbS + H 2 = Pb + H2S
(коми.),
(кип.).
(кип.).
(300 - 400° С),
(1200° С).
(коми.).
(коми.).
(800—900° С).
(400—600° С).
270. К|РЫз| — ТРИИОДОПЛЮМБАТ(Н) КАЛИЯ
Светло-желтый (почти белый). Устойчив в разбавленном растворе в присутст­
вии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Не реагирует с
гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Получение см. 264*, 268*.
А/г = 627,01;
d = 4,21;
= 349° С (разл.).
1. К[РЫз] — -—* KI + РЬ + 12
(выше 349° С).
2. К[РЫз] 2HjO = К[РЫз] + 2НгО
(30—97° С, вак).
3. К[РЫз] + 6Н20 = [К(Н 20)*]+ + [РЫзГ
(в разб. KI),
К[РЫз](р> = KI + РЫ21
(разбавление водой),
KfPbbkp) + KI (коиц.) <=► К 2[РЫч](Р).
4. 8К[РЫ3] + 15H2S04 (коиц., гор.) = 8PbS04i + 12I24- + 3H2S t + 12Н20 +
+ 4K 2S 04.
5. 2К[РЫ3] + 8H N 0 3 (30%-я) = 2Pb(N0 3)2 + 312i + 2NOT + 4Н20 +
+ 2КЫОз
(кип.).
6. К[РЫз] + 4КОН (коиц.) = K 2[Pb(OH)4] + 3KI.
7. К[РЫз] + K2S = PbSl + 3KI.
271. NB2|Pb(OH)«| — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМБАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в
растворе в присутствии избытка гидроксид-иоиов, разлагается при разбавле­
136
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. 2591г,
2605, 26 Is.
Л/, = 355,22;
</=3,975.
1. Na 2[Pb(OH)6] = Na2Pb03 (желт.) + ЗНгО
2Na2(Pb(OH)<] = 2РЬО + Ог + 4NaOH + 4НгО
2. Na2[Pb(OH)6](p) = 2NaOH + РЬОг4- + 2НгО
(300° С, вак.),
(« 700° С).
(разбавление водой),
2Na2[Pb(OH)«](p) — — ►2Na2[Pb(OH)4] + 0 2t + 2Н20 .
3. Na2[Pb(OH)e] + 2НС1 (разб.) = 2NaCI + P b024 + 4НгО,
Na2[Pb(OH)e] + 6HC1 (коиц.) = PbC hl + Cl2t + 2NaCl + 6H20
(кип.).
4. 3Na2[Pb(OH)«] + 2Na3[Cr(OH)4] = 3Na2[Pb(OH)4] +
+ 2NaOH +
+ 8H20 .
5. Na2[Pb(OHW + 2Pb(OH)2 = (Pb^'Pblv)C>4i + 2NaOH + 4НгО
(кип).
ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ
АЗОТ
272. N2— ДИАЗОТ
Неметалл. Бесцветный газ, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие
от жидкого кислорода), кипит при более низкой температуре, чем жидкий
кислород. В твердом состоянии белый. Составная часть воздуха, содержание
N2 равно 78,09% (об.) или 75,51% (масс.) [М, (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 0 2 при действии электричес­
кого разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной темпе­
ратуре. При нагревании реагирует с Mg, Са, А1 и другими металлами. В особых
условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химичес­
кой активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кисло­
родом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из
изотопа i4N (с примесью l5N). Получение в промышленности — фракционная
дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см.
279®, 283®, 2941, 304", Зр5' , 7621.
М, = 28,014; </(1) = 0,8792; </,*> = 0.808196;
р = 1,25056 г/л (н.у.); tm = -210,0° С;
= -195,802° С;
1,54<гО),0,96<М).
1.
2N°
2.
N2 + 3H2<= > 2NH j
N2 + 3H2 = 2NH3
(вак., электрич. разряд)
(коми., электрич. разряд; почти не идет):
(500° С, р, кат. Fe, Pt)
137
3. N 2 + H 2
(1000° C).
NiH 2(r)
ДИИМИН
(коми., электрич. разряд, почти не идет),
N 2 + 0 2<= ? 2NO
(2000е С, кат. Pt/Mn0 2 ).
N 2 + Oi = 2NO
(электрич. разряд).
5. 2Nj(m) + ЗОг<ж)= N 2O 34
(электрич. разряд).
6. N 2 + 3F2 = 2NFj
(электрич. разряд).
CjNj
7. N 2 + 2C (графит) ^
(коми.),
8 . N 2 (влажн.) + 6 Li = 2LljN
(100* С, электрич. разряд).
N 2 + 6Na = 2NajN
(на воздухе, 780—800° Q .
9. N 2 + 3Mg = MgjNi
(800— 1200° Q .
10. N 2 + 2A1 (порошок) = 2A1N
(500—600° С).
1 1 . N 2 + 3LiH = LijN + N H j
(300—350° Q ,
1 2 . N 2 + CaC 2 = Ca(CN)i
N 2 + CaC 2 = CaCNj + С (графит)
[1000—1150° C).
13. N 2 + 5HC1 (конц.) + 4 [Cr(HjO)4Cb] = NiHjCl + 4 {Cr(HiO)<Cli]Cl,
2Nj + H 2SO4 (конц.) + 4H20 + 4VS04 = (N2H s)2S04 + 4(V0)S0 4
(кип.).
14. N 2 + 8HC1 (конц.) + 6 [Ti(H20 )t)Cb = 2NH4C1 + 6 [Ti(H20 )2CU] + 24H20.
4.
273.
NHj — АММИАК
Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжи­
жается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо
растворяется в воде, образует гидрат NH> ■Н 2О, раствор имеет слабощелоч­
ную среду. Разбавленные растворы аммиака (3— 10%-й NHj) называют наша­
тырным спиртом, концентрированные растворы (18,3—23%-й N H j)— 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(NO>)2 (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция.
Жидкий аммиак — оенбвный протонный растворитель; хорошо растворяет
серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды
аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, суль­
фаты, карбонаты. Получение см. 31* 2722, 2732, 2834.
М, = 17,03;
4») = 0,6814(-55);
р = 0,7708 г/л (н. у.);
/пл = -77,75° С;
| и = -33,4° С;
к, = 87,5<0), 52,6(20), 15,4(М).
1. 2N H j4^r? N 2 H4 + Н 2
(коми., УФ-облучение),
2NH3<-T^ N 2 + 3Hj
2. NHj(r) + Н 20<Г=? NHj Н20(рн=1? NH4 + OH".
3. NH3 + HCl(r) =NH4C1(T).
4. NHj + H 2 SO4 = NH 4 HSO4 , 2NHj + H2 SO4 = (NH4)2S04.
138
(1200-1300° С).
NH 3 + H 2S = NH4HS
(0° С, в эфире).
2NHj(«) + H2S = (NH4)2S
MO° C)
(сгорание).
6. 4NH 3 + 3 0 2 = 2N2 + 6H20
7. Промышленный способ получения азотной кислоты:
а) 4NH 3 + 5 0 2 = 4NO + 6Н20
(800° С. кат. Pt/Rh),
б) 2NO + 0 2 = 2N 0 2
(коми ).
в) 4N 0 2 + 0 2 + 2Н20 (разб. HNOj, гор.) = 4H N 0 3 (конц).
5.
(коми).
8. 2NH3 + 403
-> NH4N 03 + 402 + Н20
(130— 140° С, в атмосфере N2).
9. 4NH j + 3F 2 = NF j + 3NH4F
(коми., в атмосфере N2),
(сгорание).
(-40° С, примесь S4N4).
1 1 . 3NH j<*) +
[S(NH,),]0
(30—50° С, в жидк. ССЦ)
16NH3 + 4S + 6C12 = S4N 4 + 12NH4C1
(200° С)
12. 4NH 3 + 3 0 F 2 = 3H20 + 6HF + 2N2
(коми., р)
13. NH jm + H20 + СОцг) = NH 4HCOj
(коми.)
14. 2NH 3 + СОг = NH 4(NH 2COO)
(180—500° С,р)
2NH 3 + C 0 2 = C(NH2)20 + H20
(800—900° С)
15. 2NH, + С (кокс) + Na 2C 0 3 = 2NaCN + 3H20
16. NH 3 + СО = HCN + Н20
(500—800° С, кат. А120 /П Ю 2)
17. 2NH 3 + (CN)C1 = NH4C li + H 2CN 2
(в эфире)
(220° С).
18. 2NH 3 + 2Li = 2LiNHj + H 2
(400° С)
NH 3 + 2Li = Li2NH + H 2
19. 2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2
(350° С).
(600—850° С),
20. 2NH 3 + 3Mg —Mg3N 2 + 3H2
(выше 600° С).
21. 2NH 3 + 2A1 = 2A1N + 3H2
22. 2NH 3 + 6M n0 2 = 3Mn20 3 + N 2 + 3H20
(500—600° С).
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H20
(500—550° С)
1-40° С]
23. 4NH3(, ) + Na = [Na(NH3)4)° (сии.)
10. 2NH 3 + Cl2 = NH 2C1 + NH 4C1
8NH j + 3C12 = N 2 + 6NH 4C1
[Na(NH3)4]° + «NH jo. xZZ? [Na(NH3)4]* + e’ «NH3.
24. 2NH 3,*) + 2Na = 2NaNH 24. + H2T
(-40° С, кат. Fe)
25. 4NHj,*) + 2NH4C! + Mg = [Mg(NH3)6]Cl2 + H2t
(-40° C)
26. 2NHJ,*) + Ca = Ca(NH2)2i + H2t
(-40° С, кат. Fe)
6NH 3(r) + Ca = [Ca(NH 3)6 (О^т) (желт.)
[коми]
27. 8NH**) + Cal 2 = [Ca(NH3)*]I2i
(-40° C)
12NH*») + AuCl = AuCl • 12NH3i
(-40° C)
28. 6NH*r) + CuCl2 = [C u(NH3)6]C12
(0° С, в этилацетате)
29. 4NH3(r) + H20 + 2Hg2(N 0 3)2 = (Hg2N )N 0 3 H2O i + 2Hgi + 3NH4N 0 3.
30. 6N Н^ж» + K E < = ? [K (N H 3) t r + Б'
(E = Cl, Вг, I)
31. n h 3(«) + h c i o 44= > n h ; + c i o ;,
nh^
+ hcn^ ^
n h ; + c n -.
32. 2NH j(«h = ? N H ; + n h 2; p k ;53= 2 i ,o.
139
274. NDj — ТРИДЕЙТЕРИОЛММИЛК
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес­
ким свойствам аналогичен NHj. Получение см. 6 м.
Мг = 20.05; t„ = -74,36° С; /«„„ = -31.04° С.
275. NHj НгО — ГИДРАТ АММИАКА
Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH 4OH (такое ионное соеди­
нение не существует). Белый, кристаллическая решетка— молекулярная. Из­
вестны также твердые гидраты 2NHj ■Н 2О (М, = 52,08; Ли = -78,2° С) и NHj• 2HiO (А/, = 53,06; /Пл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака,
представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями
N - H —О. Рвзбавленные растворы (3— 10%-й NHj, d = 0,982 + 0,958) называют
нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные раство­
ры (18,5—25%-й NHj, d = 0,93 + 0,91) — аммиачной водой (выпускаются про­
мышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделя­
ется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстанЬвительные свойства.
Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образо­
вание бурого (коричневого) осадка с ОДНеЦ] (следы NHj ■НгО дают желтое
окрашивание раствора). Получение см. 2 7 3 ,28910.
М, = 35.05;
г„л = -77° С.
1. NHj Н 2О (разб.)<Г=? N H J+ ОН'; рК0 = 4,76.
2. NHj • Н 2О (конц.) = N H jf + Н 2О
(кип. или добавление NaOH),
3. NHj • Н 2О + НЕ (разб.) = NH«E + Н20
(Е = F, Cl, Вг, 1),
NHj Н 2О + 2HF (конц.) = NH 4(HF2) + Н 20.
4. N H j Н 2О + H 2SO4 (КОНЦ., ХОЛ.) = N H 4 HSO 4 + Н 20 ,
2(NHj • Н 2О) + H 2SO 4 (разб., гор.) = (NH 4)2S04 + Н 2О.
5. NHj H jO + HNO j (разб.) = NH4NO j + H jO.
6. NHj Н 20(разб.) + Н 3Р 0 4 (конц.) = NH 4(H 2P04) + H 20,
2(NHj H 20 ) [разб] + H 3PO4 (разб.) = (NH 4)2HP0 4 + 2Н20.
7. N H 3 Н 2О (разб.) + ЕОг = N H 4HEO 3
(Е = С, S),
2(NH 3 ■НгО) [конц.] + ЕОг = (N H ^E O j + Н20
(коми.).
8. N H j НгО(конц) + H2S (насыщ.) = N H 4HS + НгО.
9. NHj НгО + CHjCOOH (конц.) = NH4(CH3COO) + НгО.
10. 4(NH 3 НгО) + 4S = (NH4)2SOjS + 2NH4HS + НгО.
11. NHj НгО (гор.) + СО = NH4(HCOO).
12. 2(NHj • НгО) + CS2 = NH 4NCS + H2S t + 2Н20
(110° С,р).
13. 3(NHj НгО) [конц., хол.] + AlClj = Al(OH)s4- + 3NH4C1,
3(NHj НгО) [конц., гор ] + AlClj = А10(0Н)4- +3NH 4C1 + НгО.
14. 6(NH3 НгО) + (л - 3)НгО + Fe2(S0 4)j = Fe2Oj лН20 1 + 3 (NH 4)2S0 4 .
140
15. NH 3 НгО + NaCIO (разб.) = NH2C lt + NaOH + H20
(до 25° С, вак.),
2(NH 3 H 2O) + NaCIO (конц.) = N 2H4 H20 + NaCl + 3H20
(кип ).
16. 8(NH 3 H 2O) [конц.] + ЗВГ2 = N2t + 8H 2O + бМЩВг
(40—50° С).
17. 2(NHj H 20 ) [конц.] + 2KMnC>4 = 2МпОг4 + N 2t + 2KOH + 4НгО,
2(NH 3 H 20 ) [конц ] + К 2Сг207(т) = 2Cr(OH)34 + N2T + 2КОН +
+ Н20
(кип.).
18. 2(NH3 • Н 20 ) [конц.] + AgCl(T) = [Ag(NH3)2] a + 2HjO,
4(NH 3 • Н 2О) [конц.] + C 11SO4 = [Cu(NH 3)4]S04 + 4HjO.
19. 4(NH 3 H 20 ) [конц ] + BafPtCU] = [Pt(NH3)4]Cl2 + BaCl2 + 4H 20,
2(NH3 • H 2O) [конц.] + Ba[PtCU] = tyuc-[Pt(NH3)2CU] + BaCh + 2H20.
20. 4(NH 3 H 20 ) + 2K2[Hgl4] = (Hg2N)l H 20-l + 4KI + 3NH41 + 3H20.
276.
(NH4hC03 — КАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в раство­
ре более устойчив к нагреванию. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону), образует сильнощелочной раствор. Кристаллогидратов не имеет.
Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами
Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2757.
пт.
Мт = 96,09;
к, = 100(|5).
1. (NH 4)2C0 3 — -—> NH 4(NH 2COO) + НгО
(коми ),
(NH 4) 2COj — т
— > NH 4H C 0 3 + NH 3
(NH 4)2C 0 3 = С 0 2 + Н20 + 2NH3
2. (NH 4)2C 0 3 (разб.) = 2N H J + СО 3',
(30° С),
(58° С).
3.
4.
5.
6.
7.
СО^' + Н 20 < = » HCOJ + ОН“; рК0 = 3,67.
(NH 4)2C0 3 (насыщ.) = 2NH3T + С 0 2Т + НгО
(NH 4) 2C 0 3 + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + C 0 2t + Н 20.
(NH 4)2C0 3 (насыщ.) + НгО + С 0 2= 2NH 4HC0 3
(NH 4) 2COj + 2NaOH (конц.) = Na 2C 0 3 + 2(NH3 • Н 20).
(NH 4) 2C0 3 + СаС12 = СаС034 + 2NH4C1.
8
3(NH4)2C 0 3 + Bi20 3 — ±~* Bi2C03(0H)44 + 6NH3t + 2C02t +
+
9. (NH4)2COj (коиц.) + BeCO) = (NH4)2[Be(C0 3)2].
(выше 70° С).
(коми.).
(кип.).
277. NH4H C 03— ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлага­
ется полностью при слабом нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде
(слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается
горячей водой, кислотами, щелочами. Вступает в реакции обмена Получение
см. 273 \ 2761’5.
141
Afr = 79,06;
d = 1,58;
tm = 106° С <р);
1.
NH<HCOj = N H j + HjO + COi
2.
NHJJCO j (раэб.) = N H I + H C O I ,
*, = 21,7(М).
(36— 70° С).
Н С О , + H j O « = * H jCO j> OH'; p K> = 7,63.
3. NH 4HCOJ (насыщ.) = N H jt + C O it + HjO
4. NH 4HCO} + HC1 (раэб.) = NH«C1 + C O jt + HjO.
5. NH 4HCO 3 + 2NaOH (конц.) = NajCOj + NHj HjO + HjO.
6 . N H 4HCO} (конц.) + N H Xr) - (NH4) iCO j
7. NH 4HCO) (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = N aHCO ji + NH 4CI,
N H 4HCO 3 + B ad ] = BaCOji + N H 4CI + H C lt
278.
(50—60° C).
(20° C, p).
(кнп.).
NH4 NO 3 — НИТРАТ АММОНИЯ
Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый
(примесь N H 4CI понижает температуру разложения, примеси N H ,F и N H 4Br —
повышают). Хорош о растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз
по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированны­
ми щелочами. Слабый окислитель н восстановитель. Получение см. 275s, 305*.
М , = 80,03; d = 1,72;
/™ = 169,6° С; *, = 19 2 ,0 ^ , 580,О ^ .
1.
NH«NOj = N 2 0 + 2HjO
2NH4NO» = N j + 2NO + 4HjO
2 NH 4 NO) = 2N 2 + Oj + 4HjO
2. NH^NOj (раэб.) = NH J + NO S .
3.
4.
5.
279.
NH I + 2H jO *rr? NHj H jO + HjO+; p K, = 9,24.
NH^NOj + NaOH (конц.) = NaNOj + NHj HjO
NH 4NOJ + 2H° (Zn, раэб. HC1) = NH«NOj + HjO
NH«NOi + 8 H° (Al, конц. NaOH) = 2N H ,t + 3HjO
6 NH<NOj + 3MnOj
—
3Mn(NOjb + Nj + 4NHj + 6 H 2O
(190— 245° C),
(250—300° C),
(аыше 300° C).
(коми ),
(кнп.).
(до 175° C).
(NH 4 HSO4 — СУЛЬФАТ АММОНИЯ
Масканьит. Белый, п ри нагревании разлагается. Хорош о растворяется в воде
(гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции
обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 273,27S4, 280*.
М , = 132,14;
d = 1,769;
к , = 75,4(М). 9 4.1(Ю).
1.
2.
3.
4.
5.
142
(N H 4hS 04 = NH 4 HSO4 + NHj
(235— 357° С).
(N H 4) jS 0 4 (разб.) = 2 N H 4 + S O 2'
(pH < 7, см. 2782).
(N H 4) 2S0 4 (t) + H 2SO4 (конц.) = 2NH 4HSO 4.
(N H 4hS 04 + 2NaOH (конц.) = NajS 0 4 + 2 N H jt + 2HjO
(кип.).
(NH 4) i S 0 4 + ВаСЬ = B aS 04i + 2N H 4CI.
6.
(NH 4)2S0 4 + 2KMn0 4 = 2Mn024 + N jt + 4Н20
(NH 4)2S0 4 + КгСггСЬ = N 2 + Сг2Оэ + K 2S 0 4 + 4Н20
7. (NH 4)2S 0 4 (насыщ.) + H 2S 0 4
+ (NH4) 2S20 6(0 2)[aMOflJ
(кип., в разб. КОН),
(250—350° С).
H2t (катод) +
(0— 10° С).
280. NH4H S 0 4— г и д р о с у л ь ф а т а м м о н и я
Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разла­
гается. Термически устойчивее, чем (NH 4)2S04. 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, 27S4, 2791, 42 Г.
Мт- 115,11;
d = 1,78;
(пт = 490° С;
I™ = 251° С;
к, - 100(" - 25).
1. NH 4HS0 4 = NHj + SOj + Н20
(выше 500° С, примеси S 0 2, 0 2)
2NH4H S0 4 = (NH4)2S207 + НгО
(370-420° С, вак.)
2. NH 4HS0 4 (разб.) = N H I + HSO i , HSO i + Н20 = SO 42' + Н 30 +,
NH J + 2Hj0 4= ? NH j Н20 + HjO+; рХ, = 9,24.
3. NH 4HS0 4 + NH j Н20 (конц .) = (NH4) 2S0 4 + Н 20.
4. 2NH4HS0 4(Hacbiuj.) - Z S & 2 2+ H2t (катод) + (NH4)2S20 6(0 2)[aHofl]
(0— 10° С).
281. N H tf — ФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в
воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон­
центрированными кислотами, щелочами. Получение см. 27S1.
А/, = 37,04;
d - 1,009;
к, = 82,6(М), 117,6(М).
1.
2.
3.
4.
2NH4F = NH j + NH 4(HF2)
NH4F (рдзб.) = NH 4 + Г
NH4F + H 2S0 4 (конц.) = NH 4HS0 4 + H Ft.
NH4F + NaOH (конц.) = N H jt + NaF + HjO
2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NHj H 20 ) + CaF 24.
5. N H ^ + HF (коиц.) * NH 4(HF2).
[выше 168° С].
(pH < 7, см. 2782).
(кип.),
281 NIMHFj) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева­
нии разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет
протолиза HF. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрирован­
143
ными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака.
Получение см. 2753, 281 '*5.
Л/г = 57,04;
</= 1,50;
tM = 126,2° С;
к, = 60,15<20), 292,7(80).
1. NH 4(HF2) = NH 3 + 2HF
2. NH 4(HF2) (разб.) = NH 4 + H F I ,
(выше 238° С).
H F 2^z =^ HF + Г ; рКс = 0,6,
3.
4.
283.
HF + H 2O v = ^ V + Н 30 +; p * . = 3,18.
NH 4(HF2) + H 2S0 4 (конц.) = NH 4HS0 4 + 2HFt.
NH 4(HF2) + 2NaOH (коиц.) = NH3t + 2NaF + 2H20
NH 4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = NHj ■НгО + H20 + CaF 2i.
(кип ),
NH4C1 — ХЛОРИД АММОНИЯ
Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяет­
ся в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлага­
ется концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором,
типичными металлами, оксидами и нитритами металлов. Получение см. 2733,
2753, 290м.
М, = 53,49;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d = 1,527;
tm = 400° С (р);
NH 4C1 = NHj + НС1
(выше 337,8° C).
NH 4C1 (разб.) = NHJ + СГ
(pH < 7, cm . 2782).
(кип.).
2NH4C1<t) + H 2S0 4 (конц.) = (NH4)2S0 4 + 2HClt
NH 4C1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + N H jt + H 20 ,
2NH 4C1(T) + Са(ОН)2<т) = 2NH 3 + CaCl2 + 2H20
(200° C).
NH 4C1 (насыщ.) + 3C12 = Cl3N t + 4HC1
(60—70° C).
2NH 4C1 (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + H2t + 2NH3t.
2NH4C1 + 4CuO = N 2 + 4H20 + CuCl2 + 3Cu
(300° C),
2NH 4C1 + FeO = FeCl2 + 2NH 3 + H20
(500—700° C).
(кип.).
NH 4C1 (насыщ.) + K N 0 2 (насыщ.) = N2t + KC1 + 2H20
NH 4C1 + Na(Hg)(*> = NaCl + NH 4(Hg)-t (возможно, N H je ),
2NH 4(Hg)(T) — -—►2NHj + H 2 + Hg(X)
284.
к, = 37,2(20), 65,6(80).
(коми., т » 5 мин).
NH4Br — БРОМИД АММОНИЯ
Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на
воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гид­
ролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентриро­
ванной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов.
Слабый восстановитель. Получение см. 275316.
Л/, = 97,94;
144
d = 2,429;
к, = 74,2(м); 119,3(80).
(выше 394° С).
1. NH4Br = NH 3 + HBr
(pH
< 7, см. 2782).
2. NH4Br (разб.) = NHJ + ВГ
3. 2NH 4Br(T) + H 2S 0 4 (30%-я, гор.) = (NH 4)2S 0 4 + 2HBrt,
2NH 4Br(T) + 3H 2S0 4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HS0 4 + Br2 + S 02t + 2H 20.
4. NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3T + H 20,
NH 4Br(T, + Са(ОН)г(Т, = 2NH 3 + CaBr2 + 2H20
(200° С)'.
5. 2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + H2t + 2NH3T.
6. NH4Br (насыщ.) + K N 0 2 (насыщ.) = N2f + KBr + 2H20
(кип.).
285. NH4 — ИОДИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо рас­
творяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. При
хранении твердый NH4I и его водный раствор желтеют вследствие разложения.
Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, реа­
гирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. 2753, 27610.
М, = 144,94;
t/= 2,514;
к, = 172,3(20), 228,8(80).
1. NH4I = NH 3 + HI
(выше 404,7° С).
2. NH4I (разб.) =N H J + Г
(pH < 7, см. 2782).
3. 8N H 4I(t) + 9H 2S0 4 ( конц .) = 412i + H2S t + 4Н20 + 8NH 4HS0 4 (30—50° С),
2N H 4I(t, + 4 H N 0 3(kohu.) = I2i + 2N 02t + 2H20 + 2NH 4N 0 3
(кип).
4. NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3t + H 20.
5.
5NH4I + 2H20 + 0 2 — — * 4(NH 3 • H 20 ) + I24- + NH 4[I(I)2]
(коми., на свету).
6.
NH.Io,, + 12(т) = N H ^ K I)^ ,.
7.
10NH4I + 8H2S0 4 + 2KMn0 4 = 5I2i + 2MnS0 4 + 8H20 + 5(NH4)2S0 4 +
+ K 2S 0 4.
286. NH4HS — ГИДРОСУЛЬФИД АММОНИЯ
Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, терми­
чески неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по аниону), раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами,
присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется [средняя соль (NH4)2S не
существует в растворе]. Получение см. 2735, 275*10
Л/г = 51,11;
d= 1,17;
tm = 120° С (р).
1 NH4HS = NH 3 + H2S
2. NH4HS (разб.) = N H J+ HS~,
(выше 20° С).
HS’ + НгО^ГЗ? H2S + OH'; pK0 = 7,02.
3. NH4HS + HC1 (разб.) = NH4CI + H2St.
4. NH4HS + 3H N 0 3 (конц.) = S i + 2N 02t + NH 4N 0 3 + 2H20.
145
5.
6.
7.
8.
9.
NH4HS(p)
S (коллоид), (NH4)2(S„), (NH4)2S03S.
■\NH) •HjU)
NH4HS (насыщ.) + NHj HjO (конц.) + (n - 1)S = (NH4)2(S„) +
+ H 2O
(до 10° C),
2NH4HS (rop.) + 4NH4HSOj (rop.) = 3(NH4)2SOjS + ЗН2О.
2NH4HS (насыщ. H2S) + 2CuS04 = (NH4)iS04 + H2S 04 + 2CuSi,
NH4HS + 7(NHj H 2O) + 2CuS0 4 = C uSi + [Cu(NH3)4] (OH)2 +
+ 2(NH4)2S04 + 5 H 2O.
3NH4HS + 3(NHj H 2O) + As2S3 = 2(NH4)j[AsS3] + ЗН2О,
3NH4HS + 3(NH3 H 2O) + As2S5 = 2(NH4HA sS4] + ЗН2О.
287. (NH4)2(S.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) АММОНИЯ
Смесь (NH4)2(S,) [я = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет,
"
« 95° С (р), при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4)2(S,)
имеет окраску от желтой до красной. На воздухе раствор мутнеет. Хорошо
растворяется в разбавленном растворе аммиака, плохо — в концентрирован­
ном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное
время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным дей­
ствием. Получение см. 28б5'*.
1. (NH4)2(S.) = 2NH3 + H2S + (п - 1)S
(выше 120° С).
2. (NH4)2(S.) [разб.] = 2NHJ +
,
S*' + НгО+гг» HS; + ОН'; рКв = 7,70 (п = 4), рКв = 8,30 (п = 5).
(NH4)2(S„) + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + H2S t + (n - 1)S4.
2(NH4h(S«) + 2H20 (хол.) + 0 2 = nS (коллоид) + 4(NH3 • H 2O)
[на свету],
2(NH4)2(S„) [насыщ., гор ] + 3 0 2 = 2(NH4)2S 03S + (2и - 4)S4.
5. (NH4)2(S,) + H20 + S 02 = (NH4)2S03S + H2ST + ( n - 2)S4(komh.).
6. (NH4)2(S„) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (n - 1)S4,
3(NH4)2(S.) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3n - 5)S4.
3.
4.
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 гидрат
N 2H4 - Н 2О. Реагирует с кислотами, Ог воздуха, щелочными металлами. Силь­
ный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl,
CaCh, NaNOs, NaC104, Mg(C104)j. Получение см. 2731, 2891, 2901,5.
М, = 32,05; 4т) = М 46; фя) = 1,012(,5);
ha = 1,4° С; /— =113,5" С.
1. 3N 2H 4 = 4NH 3 + N 2
N 2H 4 = N 2 + 2Н 2
2.
146
(выше 350° С),
(200—300° С, кат. Pt, Rh, Pd).
N 2H 4 + Н20 = N 2H 4 H 20 4= ? N 2H s +OH*.
3. 2N2H4 + H 2 SO4 (разб.) = (N 2H s)2S04 , N2H4 + HjS04 (конц.) = (N2H6)S04.
4. N2H4 + HNOj (разб.) = NjHjNOj,
N2H4 + 2HN03 (конц.) = N2H«(NOj)2
(примеси N2, HN3)
5. N2H4 + H N 02 (конц .) = HN3 + 2H20 .
6. N2H4 + 0 2 (воздух) = N2 + 2НгО
(сгорание.).
7. 3NjH4 + 60Fj = Nj + 4NF3 + 6HjO
(250° C).
8. N2H4 + 2(NaC10 5H20) = 2NH2Clt + 4(NaOH HjO) + 4H20
(до 25° С, вак.).
9. N jH4 + 2H jO m = N2t + 4H20.
10. 2N2H4 + 2Na = H2t + 2Na(N2H3) [гидразид натрия].
11. 2N2H4<«m= ? >N2H } + N2H i ; pK f * = 24,70.
2*9. N 2H4 HjO — ГИДРАТ ГИДРАЗИНА
Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к 0 2 воздуха. Неогра­
ниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор). Проявляет
оснбвиые свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелоч­
ной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных метал­
лов). Слабый окислитель. Получение см. 27515, 2882.
М, = 50,06;
d = 1,032(JO>;
r„ = -51,7°C;
= 120,1° С.
1. N 2H 4 • HjO = N 2H4 + HjO
(100—140° С, в присутствии NaOH, ВаО).
2. N 2H4 • HjO (разб.)4= > N2H 5 + ОН'; рК, = 5,77;
N jH | + H jO<i = * N jH 2+ + ОН*; рАо= 15,20.
3. N 2H4 • HjO (конц.) + 2НС1 (конц.) = N 2H*C1j4- + HjO
N 2H 4 H jO + НС1 (разб.) = NjHjCl + HjO.
4. 2(N2H 4 • HjO) + H 2S0 4 (разб.) = (N 2H 5)2S04 + 2HjO,
N 2H 4 • HjO + H2S04 (конц.) = (N2H*)S044- + HjO
5. N 2H4 HjO + HX (разб.) = N jH jX + HjO
6. N 2H 4 • HjO + 20j (воздух) — x— * N2t + 2H j0 2 + HjO.
7. 5(Njtt, HjO) + 4KE0 3 = 5N jt + 2Ej + 4KOH+13HjO
5(NjH 4 • HjO) + 2E2 — L- ►N2t + 5HjO + 4N2H3E
8. N 2H 4 • HjO + 2H 202 (разб., гор.) = N 2t + 5HjO
N 2H4 H jO + 4KOH (разб.) + 2K2SjO«(Oj) —
9. N 2H 4 • HjO + 4C u(OH)2 = 2CujOi + N 2t + 7HjO
(коми.),
(0° C).
(X = N i , C 1 0 i ) .
(E = Вт, I),
(E = Cl, Вг, I).
(кат. Na 2Mo04),
N2t + 4K2S0 4 + 5H 20.
(кип ),
3(N2H4 H jO) + 4KMn0 4 — I—►3N2t + 4M n024- + 4KOH + 7H 20.
10. N 2H 4 H jO + HjO + 2H° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 HjO),
N 2H4 H jO + NaOH + 3HjO + Na[Sn(OH)j] = 2(NH3 HjO) +
+ Naj[Sn(OH)*].
147
290.
N2H5CI — ХЛОРИД
ГИДРАЗИНИЯ (1+)
Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к Ог воздуха.
Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с
концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восста­
новитель, слабый окислитель. Получение см. 2893.
М, = 68,51;
/щ, = 89° С;
/с,= 179<25).
(* 350° С).
1. NiHsCl = N 2H 4 + НС1
2. N 2H 5CI (разб). = N 2H j + СГ,
N 2H j + 2Н20 < = ± N 2H 4 • Н 2О + Н 30 +; рКк = 8,23.
3. N 2H sC 1(t) + НС1 (конц.) = N 2H 6CI24.
N 2H*Cb = N 2H 5CI + НС1
4. N 2H 5CI + NaOH (конц.) = N 2H 4 • Н 2О + NaCl.
5. N 2H 5CI + NHj = N 2H 4 + NH 4CI
6.
7.
(коми.),
(выше 198° С).
(150— 190° С).
N 2H 5CI + 202 (воздух) — — ►N 2 + 2H 2O 2 + HC1.
5N 2H 5CI + 4KEOj = 5N2t + 4KC1 + 12H 2O + HC1
N 2H 5CI + 2E2 — — ►N2t + 4HE + HC1
8. N 2H 5CI + ЗН2О 2 (конц.) = N 20t + 5H 2O + HC1
(Е = Br, I),
(Е = Cl, Вг, I).
(кат. Na 2Mo0 4).
9.
N 2H 5CI + 4FeCl3 — *-* N2t + 4FeCl2 + 5HC1,
N 2H 5CI + 4AgNOj = 4Agi + N 2t + 4HNOj + HC1.
10. 5N 2H 5CI + 7HC1 (разб.) + 4KMn0 4 = 5N2t + 4MnCh + I6H 2O + 5KC1.
11. N 2H 5CI + HC1 (разб.) + 2He(Zn) = 2NH 4CI,
N 2H 5CI + 4HC1 (конц.) + H[SnCh] = 2NH 4CI + H 2lSnCU].
291.
NH2OH — ГИДРОКСИЛ АМИН
Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически
неустойчив. Чувствителен к О2 воздуха. При комплексообразованци иногда
изомеризуегся (М—NH 2O H ----►М—ONHj). Хорршо растворяется в воде,
образует гидрат NH 2OH • Н2О (раствор слабощелочной). Частично разлагает­
ся в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnC>2).
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстанови­
тель, слабый окислитель. Жидкий NH 2OH хорошо растворяет K.I, KCN, NaCl,
NaNOj, NaOH. Получение см. 2921в.
Afr = 33,03;
1.
2.
3.
4.
148
d= 1,204;
3NH 2OH = NH 3 + N 2 + ЗН2О
tm = 32° С;
/„„п = 58° С (вак.).
(выше 100° С).
NH 2OH + Н 2О = NH 2OH Н 20 + = » NH 3OH+ + ОН"; рКо = 7,97.
7N H 2OH (конц.) = 3(NH3 Н 2О) + N2t + N 2OT + ЗН2О
(кат. Pt).
NH 2OH + НС1 (конц.) = (NH 3OH)Cl,
NH 2OH + НСЮ4 (разб.) = (NH3OH)C104.
5. NHzOH + H 2SO4 (конц., хол.) = (N H 30H )H S04,
2NH 2OH+H 2SO4 (разб.) = (NH 30 H)2S0 4.
6. NH 2OH (разб.) + H N 0 3 (разб.) = (NH 30 H )N 0 3,
4NH2OH + 2HN0 3 (20%-я) = 3N2OT + 7H 20.
7. N H 2OH + HNO 2 = H 2N 2O 2 + H 20 ,
NH 2OH (конц.) + ЫаЫОг + NaOH = Na 2N 20 2 + 2НгО.
8. N H 2OH + H2S (разб.) = N H 3 H 2O + S4.
9. NH 2OH + NaOH (разб.) + 0 2 — x— > N aN 0 2 + 2H20 2
10. 2NH2OH + 2NO = N 2OT + N2t + ЗН2О.
(комн).
11. 2NH2OH + 2KOH (разб.) + 12 — *—►N 2T + 2K1 + 4H 20 .
12. NH 2OH + 2HzO + NaOH (разб.) + Na[Sn(OH)3] = NH 3 H20 +
+ Na 2[Sn(OH)<].
13. 2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu 20-l- + N2t + 5H20
14. NH 2OH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH 3 • H 2O.
15. 2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OH)24- + N2t + 2H20 .
16. 4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH 2OH)4]Cl2,
3NHjOH + ЫСЮ4 = [Li(—0 NH 3)3]C104.
(кип).
292. (NH3OH)CI — ХЛОРИД ГИДРОКСИЛАМИНИЯ
Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо рас­
творяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированными
щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2914, 2965.
Мг = 69,49; d= 1,67; /пл = 159° С (разл.); к, = 83(П), 194(|00).
1. 4(NH 3OH)Cl = 2NH 4CI + N 2O + ЗН20 + 2НС1
2. (NH 3OH)Cl (разб.) = NH 3OH+ + СГ,
(выше 159° С)
NH 3OH+ + 2H20 4 = t NHjOH Н20 + Н 30 +; рК* = 6,03.
3. 2(NH3OH)Cl + 2HN0 3 (20%-я) = N2OT + 2HNOz + 2НС1 + 3H 20.
4. (NH 3OH)Cl + NaOH (конц.) = NH2OH H20 + NaCl.
5. 2(NH 3OH)Cl + HCIO (насыщ.) = N2T + 3HC1 + 3H20.
6.
(N H 3OH)Cl + H20 + S 0 2 = N H 4CI + H 2SO 4 .
7. (NH 3OH)Cl + 2HI (конц.) = NH 4C1 + I24- + H 20 .
8. 2(NH 3OH)Cl (разб.) + 4FeCl3 = N 2OT + 4FeCl2 + 6HC1 + HzO.
9. 3(NH3OH)Cl + Na 3P 0 4 = (NH 3OH)3P04-lr + 3NaCl.
10. (NH 3OH)Cl + Na(C 2HsO) = NH2OH + NaClJ- + C 2H 5OH (0° С, в этаноле),
(NH 3OH)Cl + 3Na(C 2HsO) + C 2H 5N 0 3 = Na 2N 20 3 + N aCli +
+ 4C 2H 5OH
(кип.).
293. HN3— АЗИДОВОДОРОД
Азоимид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с
эфиром. Азид-ион NJ — линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла­
149
бая кислота; раствор называется азидоводородной кислотой. Водные растворы
с массовой долей до 20% взрывобезопасны. При хранении раствор постепенно
разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кон­
центрированной азотной кислотой. Проявляет окислительио-восстановительные свойства. Смесь концентрированных HN 3 и HCI по действию подобна
«царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. 2885,
294*''4, 302".
Mr = 43,03;
d - 1,13<и>;
/ „ = - 80° C;
1.
2HN 3 = 3N 2 + H 2
2.
HN 3 (разб.) + H 204= z* N i + H 30 +; pKK= 4,72.
tKm = +35,7° C.
(выше 300° C).
(коми.).
2HN 3 (конц.) + H20 — *-+ N 2t + (NH 3OH)N 3
(кат. Pt).
HN 3 (коиц.) + 3HC1 (конц.) = NH 4C1 + N2t + Cl2t
HN 3 (конц.) + ЗНС1 (кот. )<---- » 2С1° + N jt + NH 4CI,
3HN 3 (конц.) + 11НС1 (конц.) + 2Аи = 2Н[АиСЦ] + 2NH4C1 + 31М2Т,
2HN 3 (конц.) + 8НС1 (конц.) + Pt = H 2[PtCl*] + 2NH4C1 + 2Njt.
6. 2HN 3 + 4HN 03 (конц.) = 2N jt + N :O t + 4NO jt + 3H 20.
7. HN 3 (конц.) + H N 0 2 = N jt + N 2O t + H20
(кип.).
8. HN 3 + NaOH (разб.) = NaN 3 + H 20 .
9. 2HN 3 + М2СОз = 2MN 3 + C 0 2t + НгО (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NHJ).
10. HN 3 + NH 3 H 20 (10%-й) = NH 4N 3 + H 20.
11. HN 3 + 3H1 (конц.) = N2t + NH 4tI(I)2],
12. 4H N 3 + 2Na = 2NaN 3 + N H 4N 3 + N 2t .
3.
4.
5.
294.
N«N 3 — АЗИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании выше температуры плавления разлагается без взрыва.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не
образует. Разлагается кислотами, реагирует с водородом, галогенами, нитри­
тами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свой­
ства. Вступает в реакции обмена. Получение см. 42*’6, 2938,9.
М, = 65,01; d = 1,846; tm * 200° С; к, = 40,8(го), 55,3(,00).
1. 2NaN 3 = 2Na + 3N2
2. NaN 3 (разб.) + 4Н20 = [Na(H 20 )4]+ + N 3 ,
(250—300° С, вак.).
N I + Н204ПГ» HN 3 + ОН*; рК0 = 9,28.
NaN 3<T) + НС1 (20%-я) = NaCl + HN3t
(коми.),
NaN 3 + 4НС1 (конц.) = Cl2t + 1МН4С1 + NaCl + N 2t
(кат. Pt).
4. NaN 3 + H 2S0 4 (конц.) = NaHS0 4 + HN 3T
(до 10° С, вак.).
5. NaN 3 + Н 2 = NaNH 2 + N 2
(200° С, примесь NH 3, кат. Pt).
6. 2NaN 3 + 2F 2 = N 2F 2 + 2N2 + 2NaF
(90° C).IS
O
3.
ISO
7. 2NaN 3 + H 2SO4 (разб.) + h = 2H1 + 3N 2T + Na 2S04.
8 5NaN 3 + NaNOj = 8N 2 + 3N a 20
(350—400° С, вак.).
9. NaN 3 + H 2SO4 (разб.) + N aN 0 2 - N 2t + N 2O t + H 2O + Na 2S0 4
(кип ).
10. NaN 3 + (NO)Cl = NaCl + N 2 + N 20
(40—50° C).
11 . 2NaN, + Pb(N 03>2 = №(N 3)2! + 2NaN03.
12. NaNs + AgNOs = AgN3i + NaNOs.
13. 4NaNs (коиц.) + CdCh = Na 2[Cd(N3)4] + 2NaCl.
14. NaNs + НзО+ (катиоиит) = HN 3 + Na+ (катионит) + H 2O.
295.
N2O — ОКСИД ДИАЗОТА
«Веселящий газ», закись азота. Бесцветный газ, термически устойчивый. Плохо
растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется
клатрат N 2O • 5.75Н20. Малореакциониоспособный, не реагирует с разбавлен­
ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании
реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, ам­
миаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель,
слабый восстановитель. Получение см. 314, 52s, 278', 300*.
Mr = 44,01; 4«, = 1,226й "0; р = 1,9778 г/л (н. у.);
/в* = -90,9° С; /„„„ = -88,6° С; v, = 130,0<о), 62,9<20), 54,4(25).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
2N20 = 2 N2 + О2
N 2 O + НгЭС^/коиц., гор.) = 2NOT + БОгТ + Н 2 О
N 2 O + Н2 = N 2 + Н 2 О
6N 2 О + Р4 = Р4 О6 + 6N 2
2N20 + С (графит) = СО 2 + 2 N 2
N 2 O + Mg —N 2 + MgO
N 2 O + 2Cu = N 2 + СигО
3 N 2O + 2 NH 3 = 4 N 2 +3 H2O
(выше 500° С),
(кип. в атмосфере N 2).
(150—200° С).
(550—625° С),
(450—600° С).
(500° С),
(500—600° С).
(250° С).
7. N 2O + Н 2О + SO 2 — х— + N2t + H 2SO4 .
8. N 2O + 8НС1 (конц.) + Н 2О + 2H[SnCl3] = 2(NH3OH)Cl + 2H2[SnCl6].
9. 5N20 + 3H 2SO4 (разб.) + 2KMn04 = lONOt + 2MnS04 + K 2SO4 + 3H20.
296.NO — МОНООКСИД АЗОТА
Бесцветный газ, голубая жидкость. В твердом состоянии полностью димеризо­
ван (N 2O 2), в жидком состоянии — частично (* 25% N 2O 2), в газе — в очень
малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде.
Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа­
ка. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании
реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окисли­
телями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO 2.
Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 3034 3041214
ЗОб*'20'31.
151
М, = 30,01;
4«) = 1,269Н52);
tm = -163,6° С;
р = 1,3402 г/л (н. у.);
/,„„ = -151,7° С;
v, = 7,38(0), 4,71<20), 2,70(1Ю
).
I. 2NO = N 2 + Ог
(выше 700° С, кат. ВаО),
4NO(„) — — * N 2O + N 2O3.
(практически не идет).
2. 4N 0 + H20 — — ► N 2O + 2HNO 3
(коми.),
-> 2NaN02 + N 2O + Н 2О
3. 4NO + 2NaOH(T) (350—400° C).
6NO + 4NaOH = 4NaNOz + N 2 + 2H:0
(200° C).
4. 2NO + 2Нг = N2 + 2НгО
(40° С, кат. Pt/C),
5. 2NO + ЗН2 + 2НС1 (разб.) = 2(NH3OH)Cl
NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH 3 ■Н 2О.
(коми., очень быстро).
6. 2NO + О 2 = 2N 03
(коми.),
7. 4NO + 4H 2SO4 (конц.) + Ог = 4(N 0 )HS04 + 2Н:0
(коми.),
8 . NO + Оз = NO 2 + О 2
9. 2NO + $2 = 2(NO)E
(на холоду; Е = F, С1, Вг).
(400—500° С).
10. 2NO + С (графит) = N 2 + СОг
(150—200° С).
1 1 . 10NO + 4Р (красн.) = 5N 2 + РЮю
(-50° С, в жидк. NH3).
12 . NO + Na = Na+ + NO
нитрозид
13. 2NO + 4Cu = N 2 + 2Cu20
14. 2NO + 2HZS = N 2 + 2H:0 + 2S
(500—600° С).
(300—350° С).
15. 2NO + 2SO2 — -—* N 2 + 2SO3
(коми., р),
2NO + Н20 (гор.) + SO2 = N jO t + H 2SO4.
16. 2NO + Na2S20 4 + 2NaOH (разб.) = N2O t + 2Na2S 0 3 + H 2O.
17. 2NO + 4H 2SO4 (разб.) + 6CrS04 = (NH30H)2S04 + 3Cr2(S04)3.
18. 2NO + 14HC1 (конц.) + 4H[SnCl3] = NH4C1 + (NH3OH)Cl + 4H2[SnCl6] +
+ H 2O.
19. 2NO + H20 + ЗНСЮ = 2HN03 + 3HC1,
2NO + 3 H 2SO4 (конц.) + 2СЮз = 2HN03 + Cr2(S04)3 + 2H20.
20. 4NO + [Fe(CO)s] = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO
(44—45° C, p),
NO + 5НгО + FeS04 — -—►[Fe(N0 +)(H 20)s]S04 (бур.)
[коми.].
21. NO + CuCl2 = (NO+)[CuCI2]
(коми., в бутаноле-1).
22 . Реакции смеси NO и N 0 2:
a) N 0 + N02 = N20 3
(-80° С);
б) NO + NO2 + Н20 /пар)<---- » 2HN02<r), NO + NO 2 + Н20 = 2HN02(P);
в) NO + N 0 2 + 2H 2SO4 (безводн.) = 2(N0 )HS04i + Н20
(коми.);
г) NO + NO 2 + 2NaOH (хол.) = 2NaN02 + Н20 ,
NO + NO 2 + Na2C 0 3 = 2NaN02 + C 0 2
(450—500° C);
д) NO + N 0 2 + 2НСЮ4 (конц.) = 2(N0)C104 + H20.
152
297.
N20 3 — ТРИОКСИД ДИАЗОТА
Синяя жидкость, термически неустойчивая. При комнатной температуре на
90% разлагается на NO и N 0 2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет
температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или
голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO+)(N O j).
В газе имеет молекулярное строение ON—NO 2. Проявляет кислотные свойства,
реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с
кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. 2725, 29622, 2983.
М ,= 76,01;
4ж)= 1,447®;
fM = -IOI°C.
1. N 2 0 3 = N 0 2 + N 0
(5—100° С),
^Оз<ж)<=^ N O 2 (раствор в N 2O 3) + N O t
(выше -40° С).
2. N20 3 + Н20 (хол.) — 1- ►HN02 [точнее, NO(OH) + N(H)02],
3N 2O3 + Н 2О (гор.) = 2HN03 + 4NOt,
N 203(r) + Н 2О (пар)< —? 2HN02<r).
3. N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaN02 + H2O.
4. N 2O 3 + 2(NH3 • H 2O) [разб.] = 2NH4N 0 2 + H 20.
5. 2N 2O3 + 0 2 = 2N 2O4
6. N 2O 3 + 3Cu = N 2 + ЗСиО
(-10° С)
(600° С).
7. N 2O 3 + 3H2S0 4 (безводности* 2NO+ + 3HSOi + НэО+.
298.
N 02 — ДИОКСИД АЗОТА
Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — краснобурая смесь N 0 2и его димера (тетраоксида диазота) N 2O4. 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 N 0 2и N 0 (см. 2%). Получение см. 2641
2966, 2975.
N 0 2:
Mr - 46,01;
N20«: М, = 92,01;
р = 2,0527 г/л (н. у.).
</(т)= 1,536;
^ ж) = 1,491(0); 1™=-11,2° С.
1. 2 Ш * Ж) = N 204(,h==* NO+ + NOj
N 204(r)4T=? 2N02(r)
2. NO 2 = NO + 0 2
3. 4N 02(*) + H 2O (хол.) = 2HN0 3 + N 2O 3,
3N 0 2 + H 2O (гор.) = 2HNOj + NOt.
4. 2N 0 2 + 2NaOH (разб.) = N aN 0 2 + N aN 0 3 + H 20.
5. 4N 0 2 + 0 2 + 2H20 = 4HN03,
(о т-11,2 до +20,7° С),
(20,7— 135° С).
(135—620° С).
153
4N 0 2 + O j + 4NaOH (гор.) = 4NaNOj + 2HjO.
6. NOj + HC1 (разб.) + 5Htf(Zn) = (NHjOH)Cl + HjO.
7. 2NOj + 7H2 = 2NHj + 4НгО
8 . 2NOj + F2 = 2(NOj)F
9. 2N02(m) + KE = (NO)E + KNOj
10. 2NOj + 2CljO = 2(N0j)C10 + Ch
11. 2NOj + HsIO* = 2HNOj + HIOj + H2O.
(кат. Pt, Ni).
(коми.).
(E = Cl, Br).
(0° C).
12. NOj + H j0 4(rop.) + SOj = H 2S0 4 + N O t.
(130— 150° C).
13. 2NOj + 2S = N 2 + 2S02, IONOj + 8P = 5N2 + 2P4O ,0
(коми.),
14. 6N 0 2 + 2CS2 = 3N2t + 2C02t + 4SOj
(коми).
15. 2NO2(>0 + Na = N O t + NaNOj, N 0 2 + К = К Ж >2
(70—110° С).
16. 6N 0 2 + Bi = Bi(NOjb + 3NO
(500—600° С).
17. 2NOj + 4Cu = N 2 + 4CuO
(25—30° С).
18. 2N 0 2 + [Ni(CO)4]w = Ni(N0 2)2 + 4COt
19. 4N 0 2 + 3H2S0 4 (разб.) + 6FeS0 4 (конц.) = N2t + 3Fe2(S04)j + 2Н20 +
+ 2HNOj.
(30—50° С).
20. N 0 2 ( дымящ. HNO j) + HKPHOj) = H jP0 4 + N O t
21. 2N 02 + 3H 2S0 4 (бсзводн.)4= ? NO+ + N 0 2 + 3H S0 4 + HjO+.
299. N2O s — ПЕНТАОКСИД Д И АЗОТА
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 ( N 0 2) (N O j) — нитрат
иитроила. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гид*
ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. З0633, 5664.
М, = 108,01;
<^)= 1,642;
»™= 41°С(р).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2N20 j —
4 N0 2 + 0 2
(20—50° С).
N 205 + Н20 = 2HNOs.
N 2O s + 2NaOH (разб.) = 2NaN0 3 + Н 20 .
N 2O s + 2(NH3 Н 20 ) [разб.] = 2NH4NOJ + НгО.
N 2O s + Н 20 2 (безводн.) = HNO 3 + H N 0 4
[точнее, H N 0 2 (О i )] (-80° С).
NjOsw + 2NH 3 = Н20 + 2(N0 2)NH 2 (амид нитроила).
3N 20 5 + А12Оз = 2А1(ЫОз)з
(35—40° С).
ЫгОз + 5Cu = 5CuO + N 2
(500° С).
N 205 + НСЮ4 (безводн.) = (NO 2)СЮ4 + HNO 3.
10. N 205(«h = ? NO } + NO 3 , N 20 3(T)4= t N 205 (r)
(до 32° С).
300. H2N20 2— АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к 0 2 воздуха. Энер­
гично разлагается при механических воздействиях или самопроизвольно при
1S4
комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в
воде. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окисли­
тель и восстановитель. Получение см. 2917, 30212, 30312.
Мг = 62,03.
1. H 2N 2O 2 = Н 2О + N20
2. H 2N 2O 2 (разб.) + Н20<1ГГ* HN 20 2‘ + Н 30 +; рКк = 7,70,
(20—25° С).
HN 2O 2 + Н 20 ^ = + N 20 ^-+ Н 30 +; рКк = 11,70.
3. H 2N 2O 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2N 20 2 + 2НгО.
4. H 2N 20 2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) — *—►N 2H 5CI + 2Н 2О.
5. 2H 2N 2O 2 + 3 0 2 (воздух) — *—►2HN0 2 + 2HN03.
6. H 2N 20 2 + ЗНгО + 3I2 = H N 0 3 + H N 0 2 + 6H1.
7. H2N 20 2 + H N 0 2 (конц.) — x— > H N 0 3 + N2f + H 20 .
8. 5H2N 20 2 + 12H2SO« (разб.) + 8KMnO« = 10HNO3 + 8MnSO< + 4K 2SO« +
+ 12H 20 .
301. Na2N20 2— ГИПОНИТРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет­
ся в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Не реагирует с HNO:
Разлагается кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные
свойства. Получение см. 2917, ЗОО3, ЗОЗ11.
М, = 105,99;
d= 2,466.
1. 4Na2N 20 2 = 3N2 + N aN 0 2 + N aN 0 3 + 3Na20
(335° C)
2. Na 2N 20 2 • nH 20 = Na 2N 20 2 + иН20
(60— 120° С, вак., n i 9).
3. Na 2N 20 2 (разб.) + 8H20 = 2[Na(H20 )4]+ + N 30 ^ ,
N 20 ^ ' + Н гО ^Г ? HN 20 2 + OH'; pAT0 = 2,30.
4. Na 2N 202 + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + H20 + N 2O t
Na 2N 20 2 + 2HC1 = H 2N 20 2 + 2NaCl
(кип.),
(0° С, в эфире)
5. Na 2N 20 2 + 2H20 + 4H°(Zn, конц. NaOH) — I—►2NH2OH + 2NaOH.
6.
Na 2N 20 2 + ЗН2О + 3I2 — I—» N aN 0 3 + N aN 0 2 + 6HI,
3Na2N 20 2 + 4H20 + 8KMnO« = 6NaN0 3 + 8M n0 2 + 8KOH
(кип.)
7. Na 2N 20 2 + C 0 2 = N20 + Na 2C 0 3
(250—350° C).
8. Na 2N 20 2 + 2AgN0 3 = Ag2N 20 2^ (желт.) + 2NaN03.
302. H N 0 2 — АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде известна только в газовой фазе, существует в водном
растворе. Имеет две таутомерные формы: NO(OH) и N(H)0 2 (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 )02 кислотой не является. Нейтрализует*
ся щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислоро­
дом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свой­
ства. Получение см. 296й , 297*, 3064, 3142, 4247.
Л/г = 47,01.
1. 2HNOw
NO + N 0 2 + HjO,
3HNOw = HNOj + 2NO + H20
2.
HNOj (разб.) + H20 (хол.)
3.
H N 0 2 (кони.) + Н3П \ ----- » NO+ + 2H20
4.
2H N 0 2
(выше 100° C).
N07 + HjO+; pK, = 3,29.
( в 60%-й H N O j).
? NO+ + N 07 +H 20
(0° С, в 30%-й HNOj),
NO+ +N07 £ = + N jO j.
5. H N 0 2 + NaOH (разб.) = N aN 0 2 + HjO.
6. H N 0 2 + NHj НЮ (конц., хол.) = NH 4N 0 2 + H 20 .
7. H N 0 2 + HC1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH 4C1 + 2H20.
8 . 2HN02 + 0 2 — *-+ 2HNOj.
9. 2H N 0 2 + 2HI = I2i + 2NOt + 2H20
(примесь N 20).
10. H N 0 2 + H 20 2 ( к о н ц о в ? HNO(0^1 + H20
(0°Q ,
H N 0 2 + H 20 2 (конц.) = HNOj + НгО
(кип.)
11. H N 0 2 (конц.) + N 2H4 = HN 3 + 2H 20 .
12. H N 0 2 + NH2OH = H 2N20 2 + H 20 .
13. 3H N 0 2 + 3H 2S 0 4 + 6FeS0 4 (конц.) = N2t + 3Fe2(S04)j + 4H 20 .
14. 5H N 0 2 (конц .) + HNOj (разб.) + 2KMn0 4 = 2Mn(NOj)2 + 2KNOj + 3H20.
эоз.
n «n o 2— НИТРИТ
НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. В
сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — окисляется 0 2 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, 31е, 367, 3025.
Мт= 69,00;
d= 2,168;
tm = 271° C;
k, = 82,9(M), 135,5<SO).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
4N aN 0 2 = 2Na20 + 2N2 + 3 0 2
(700—900° C).
NaNOj (разб.) + 4H20 = [Na(H20 )4]+ + N07
(pH > 7, см. 3042).
N aN 0 2 + HC1 (разб.) = NaCl + H N 0 2
(коми.).
2NaN0 2 (насыш) + H 2S 0 4 (конц.) = Na 2S 0 4 + N O t + N 0 2t + НЮ (кип.).
2N aN 02(T) + 2HNOj (конц.) = 2NaNOj + N 0 2t + N O t + H 20.
N aN 0 2 + 6H°(Zn, конц. NaOH) = N H jt + NaOH + H20
(кип.).
7.
2NaNOj (разб., гор.) + 0 2 — ^-+ 2NaNOj.
156
8.
N aN 0 2 + F 2 = N 0 2F + NaF
(200° C).
9. 2N aN 0 2 + 6Na = 4Na20 + N 2
(350—400° C).
10. 2NaN0 2 + 2Na = Na4N20 44 (желт.)
H 0 ° С, в жидк. NHj],
11. 2NaN0 2 + 4Na(Hg) + 2Н20 = Na2N20 24 + 4NaOH
(в этаноле).
12. 2NaN0 2 + 4Na(Hg) + 2H20 + 2AgN0 3 = Ag2N20 24 + 4NaOH +
+ 2NaN0 3
(0° C),
Ag2N 20 2 + 2HC1 = H 2N 20 2 + 2AgCli
(в эфире).
13. 5NaN0 2 + 3H2S 0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5NaN0 3 + 2MnS0 4 + 3H20 +
+ K 2S04.
14. N aN 0 2 + H 20 2 (гор.) = N aN 0 3 + H 20 .
15. 2NaN0 2 + 2H2S 0 4 (разб.) + 2Nal = 2N O t + I2i + 2H20 + 2Na2S 04.
16. N aN 0 2 + H 2S0 4 (разб.) + NaN 3 = N2T + N2OT + Na 2S0 4 + H20
(кип.).
17. 2NaN0 2 (насыщ.) + (NH 4) 2S0 4 (насыщ.) = 2N2f + Na 2S0 4 + 4НгО (кип ).
304.
K N 02— НИТРИТ КАЛИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлага­
ется. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется
кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо раство­
ряется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окисли­
тель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислота­
ми, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 491517, 521,4,9
Мг = 85,10;
d = 1,915;
U = 440° С;
1. 4K N 0 2 = 2К20 + 2N2 + 3 0 2
2. K N 0 2 (разб.) + 6Н20 = [К(Н20)б]+ + N O ;,
к, = 306,7(М\ 376(80).
(900—950° С).
NO; + Н 20 < = + H N 0 2 + ОН'; ptf0 =10,71.
K N 0 2 + НС1 (разб.) = KC1 + H N 0 2
(коми.).
ЗКЫОад + 2HC1 (конц.) = 2КС1 + K N 0 3 + 2NOT + H20
(кип),
K N 0 2 + 2НС1 (конц.) = (NO)Cl + КС1 + H20
(коми.).
5. 2KN0 2 (насыщ.) + H 2S0 4 (конц.) = K 2S0 4 + N 0 2t + N O t + H 20.
6. 2KN02(t) + 2HN0 3 (конц.) = 2KN0 3 + N 0 2t + NOT + H 20 .
3.
4.
7.
2K N 0 2 (разб., гор.) + 0 2 — — ►2KN03.
K N 0 2 + Нг0 2 (гор.) = K N 0 3 + H20
(в разб. H 2S 0 4),
K N 0 2 + H20 + Br2 = K N 0 3 + 2HBr.
9. 5KN0 2 + 3H 2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5KN0 3 + 2MnS0 4 + K 2S0 4 + 3H 20 ,
3K N 0 2 + 4H 2S 0 4 (разб.) + КгСг20 7 = 3KNO} + Cr 2(S0 4)3 + 4H20 + K 2S04.
10. K N 0 2 + 6H°(Zn, конц. КОН) = NH3T + КОН + H20
(кип ).
11. 2KN0 2 (насыщ.) + (NH 4) 2S0 4 (насыщ.) = 2N2T + K 2S0 4 + 4H20
(кип.).
12. 2K N 0 2 + 2H2S0 4 (разб.) + 2KI = 2NOT + I2i + 2H20 + 2K2S04.
13. 2K N 02(t) + 2H2S0 4 (разб.) + гр еБ О ^ = 2NOT + Fe2(S0 4)3 + K 2S0 4 + 2H20
14. 3KN0 2 + Cr 20 3 + KNOj = 2K2C r0 4 + 4NO
(400—500° C).
8.
157
15. K N 0 2 ( ко нц .) + N H 4CIO4 (конц.) = KCICU + N H 4N O 2
16. 2K N 0 2 (разб.) + 2AgN0 3 = (Ag—ONO, Ag—N 0 2)-i + 2KNC)3,
K N 0 2 ( конц .) + AgN0 2 = K[Ag(—N 0 2)2).
(до 15° С).
305. NH 4N 02 — НИТРИТ АММОНИЯ
Белый, неустойчив при хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чув­
ствителен к 0 2воздуха, особенно во влажном состоянии. Хорошо растворяется
в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Кристаллогидратов не
образует. Разлагается в кипящей воде, щелочах. Проявляет окислительно-вос­
становительные свойства. Получение см. 2784, 297,304 .
М, = 64,04;
d = 1,69;
к, = 180,1(20), З00(34).
1. NH4N 0 2 = N2 + 2Н20
2. NH4N 0 2 (разб.) =N H J + N 0 2,
(60—70° С).
N H J+ 2Н20<=г + NH3 Н20 + Н30 +; рК« = 9,24,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
NOj + Н20^=3» H N 02 + ОН'; рКа =10,71.
NH4N 0 2 ( конц .) = N2t + 2Н20
NH4N 0 2 + НС1 (разб.) = NH4C1 + H N 02
NH4N 0 2 + NaOH (конц.) = N aN 02 + NH3t + НгО.
( кип ).
(коми).
2NH4N 0 2 (разб.) + 0 2 —
» 2NH4N03.
5NH4N 0 2 + 3H2S04 (разб.) + 2KMn04 = 5NH4N 0 3 + 2MnS04 + 3H20 +
+ K2S 04.
2NH 4N 02(t) + 2H 2SO4 (разб.) + 2FeS04 = 2NOt + Fe2(S04)3 + (NH4)2S04 +
+ 2H20.
306. HNOs — АЗОТНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окраши­
вается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хоро­
шо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость,
d = 1,56<20>). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных
условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% H N 0 3; d = 1,41(20);
tKнп = 120,7° С). Образует гидраты H N 03 • Н20 (точнее, H3N04 — ортоазотная кислота, г™= -37,85° С) и H N 03 • ЗН20 (/щ, = -18,47° С). В растворе —
сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с
оснбвными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окис­
литель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями.
Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th,
U; не реагирует c Au, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. He разрушает диоксид кремния.
Смесь концентрированных H N 03 и НС1 («царская водка») обладает сильным
окислительным действием (превосходит чистую H N 03), переводит в раствор
золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNQ3 и HF.
158
Безводная кислота — протонный растворитель. Получение см.: в промышлен­
ности — 2737, в лаборатории — 526, 298 , 299J.
Л/г = 63,01; d= 1,503(25); ^ = -41,6° С; tKm = +82,6° С (разл.).
1.
dHNQ 3<-r-> 4N 0 2 + 2Н20 + 0 2 1
(коми., на свету).
HNOj + Н20 = N 0 3' + Н 30 +.
HNO 3 (разб.) + NaOH —NaN 03 + Н 20 ,
HNOj (разб.) + NHj Н20 = NH 4NO j + Н 20 .
4. 2HNOj (2—3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H 2S 04) = NH 4NO 3 + ЗН20 ,
2HNOj (5%-я) + 8Н° (Mg, разб. H 2S 04) = N 2O t + 5Н20,
HNOj(30%-a) + 3H°(Zn, разб. H 2S 04) = NO + 2H20 ,
HNOj(60%-a) + 2H° (Zn, разб. H 2S 04) = H N 0 2 + H20
(кат. Pd).
5. 2HNOj (конц.) + Ag = AgNOj + N 0 2t + H 20 .
6. 8HNO 3 (разб.) + 3Cu = 3Cu(N0 3)2 + 2NOt + 4H20 ,
lOHNOj (разб.) + 4Mg = 4Mg(NOj)2 + N20 t + 5H20
(примесь H2),
2.
3.
7.
8.
9.
12HNOj (разб.) + 5Sn — -—> 5Sn(NOj)2 + N2t + 6H20
30HNO3 (он. разб.) + 8A1 = 8Al(NOj)3 + 3NH 4N 0 3 + 9H20
12HNOj (04. разб.) + 5Fe = 5Fe(N03)2 + N21 + 6H20
4HNOj (разб.) + Fe = Fe(NOj)j + N O t + 2H20.
4HNOj (конц., гор.) + Hg = Hg(NOj)2 + 2N 02t + 2H20,
8HNO 3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NOj)2 + 2NOf + 4H20.
(примесь NO).
(примесь H2).
(0— 10° C),
10. 4HNOj (конц.) + Ge —
> G e02l + 4N 02f + 2H20.
И. 6HNO 3 (конц.) + S = H 2S 0 4 + 6N 02t + 2H20
5HN0 3 (конц.) + P (красн.) = НзЮ 4 + 5N 02t + H20
12. IOHNO3 (коиц., гор.) + I2 = 2Н10з + 10NO2f + 4H 20.
13. 2HNOj (разб.) + MgO = Mg(N0 3)2 + H 20.
14. 2HNOj (разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NOj)2 + 2H20.
15. 4HNOj (коиц.) + Na 2[Zn(OH)4] = Zn(NOj)2 + 2NaN0 3 + 4H 20 ,
2HNOj (разб.) + Na 2[Zn(OH)4] = Zn(OH)2i + 2NaNOj + 2H20 .
16. 2HN0 3 + Na2COj = 2NaNOj + C 0 2t + H 20,
2HNOj (он. разб.) + CaSOj = Ca(N 0 3)2 + S 0 2t + H 20.
17. HNOj (коиц.) + KF(T) = KNOj + H Ft.
18. 3HNOj (разб.) + [Ag(NH3)2]OH = AgNOj + 2NH4N 0 3 + H 20,
6HNOj (конц.) + [Ni(NH3)6](N03)2 = Ni(N0 3)2 + 6NH 4N 0 3.
19. HNOj (конц.) + H 20 2 (конц.),<^=? H N 0 2( 0 ^ ) + H 20.
20. 2HNOj (конц., гор.) + S 0 2 = H 2S0 4 + 2N 0 2t.
21. 2HNO 3 (коиц.) + As203 + 2H20 = 2HjA s0 4 + N 20 3t
4HNOj (коиц.) + As203 + H20 = 2H3As0 4 + 4N 02t
22. 6HNOj (60%-я) + HI = HIO 3 + 6N 02t + 3H20
4H N 0 3 (конц.) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2N 02f + 2H20 + 2KN0 3
(кип.)
(кип.)
(0° C),
(кип.).
(кип.),
(коми).
159
23. 2HN0 3 (разб., хол.) + 3H(PH20 2) —
ЗН2(РН03) + 2NOt + Н 20 .
24. 4H N 0 3 (конц.) + МС12 = M (N0 3)3 + 2НС1 + N 0 2 1 + Н20
(М = Fc, Сг).
25. 2HN0 3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) — -—►S4- + 2N 0 2 + 2Н20 ,
4H N 0 3 (конц.) + Na2S = 2NaN0 3 + 2N 02 1 + S i + 2HiO,
8H N 0 3 (конц.) + CuS(T) = CuS0 4 + 8N 02t + 4H20
26. H N 0 3 (конц.) + Na(S0 3NH2) = NaHS0 4 + (NO+2) NH2.
(кип.).
27. H N 0 3 (конц.) + 3HC1 (конц.)^=> (NO)Cl + 2CI° + 2H20
(коми ),
2HN0 3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H20
(100— 150° C).
28. H N 0 3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Au = H[AuCU] + N O t + 2H20 .
29. 4H N 0 3 (конц.) + 18HC1 (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4N O t + 8H 20 .
30. 4H N 0 3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF«] + 4NOt' + 8H20 ,
2HN0 3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W —
H 2(W0 2F4] + 2NOt + 2H20.
31. 2HN0 3 (разб.) + 3H2S 0 4 (разб.) + 6Hg = 2NOt + 3Hg2S 04i + 4НгО.
32. 2H N 0 3 (конц.) + H 2S 0 4 (конц.) +
+ 2HiO
3n° nv° ^
на Hg-катоде
> (NH 30H ) 2S0 4 (катод) + 3 0 2Т(анод)
[до 15° С],
33. 4H N 0 3 (дымящ.) + Р4Ою = 2N2Os + 4НР0 3
(в атмосфере 0 2 + 0 3).
34. H N 0 3 (безводн.) + F 2 = (N 0 2)0 F + HF
(коми.).
35. НЫОз (безводн.) + HS0 3C1 = (N 02)C lt + H 2S 0 4
(0° C).
36. H N 0 3 (безводн.) + 2НСЮ4 (безводн.) = (N 0 2)C104+ НСЮ4 ■H204- (коми.).
37. H N 0 3 (безводн., хол.) + 2HF<*) < * H 2N 0 3++ HF2.
HNOs (безводн., гор.) + 4HFW <==► H 30 + + NOJ + 2HF2:
38. H N 0 3 (безводн.) + 2S0 3 <
^ NOJ + HS20?,
H N 0 3 (безводн.) + 2H2S 0 4 (безводн.) < >H 30 + + N 0 2 + 2HSOJ.
39. 6H N 0 3 (безводн.) + 2K4Fe(CN)s] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + 0 2T +
+ 4K N 0 3 + 2H20,
3HN0 3 (конц.) + K4[Fe(CN)t] = N 0 2t + H C N t + K 2[Fe(H20)(CN)5] +
+ 2KN0 3
(кип.).
40. H N 0 3 (безводн.) + K N 0 3 = K+ + [H(N03)2]'.
41. ЗНЫОз (безводн.) <=► H2NO}+ [H(N03)2]'; pA “ =1,70,
H 2N 0 ^ 4==± NO j + H 2Ot [H(N03)2] + H20 < = ? H 30 + + 2N 03.
307.
NH2CI — ХЛОРАМИН
Бесцветная маслянистая жидкость. При низких температурах разлагается,
более устойчив в атмосфере NH3. Стабилизируется при введении органических
радикалов. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно разлагается. В
неводных растворителях относительно устойчив. Полностью разлагается горя160
чей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислитель­
но-восстановительные свойства. Получение см. 27310, 2751 , 288 .
Мг =51,48;
t„ = - 66° С.
1.
2.
3.
4.
3NH 2C1 = N 2 + NH 4CI + 2НС1
NH 2CI (конц.) + 2Н20
NH 3 • Н 2О + НСЮ
3NH 2C1 + ЗН20 = 3NH3 1 + 2НС1 + НСЮз
NH 2C1 + 2НС1 (конц.) = NH 4CI + Cl2t
5.
4 NH 2CI + 4NaOH (разб.) —
+ H 2O
(выше-40° С).
(до 10° С)
(60—80° С)
(коми.)
Ni t + 2(NH3 • Н 2О) + 3NaCl + NaClO +
(т = 3 -г 4,5 ч).
6. NH 2C1 ( конц .) + NH 3 • НгО (разб.)
N 3H | + СГ + Н 20.
7. 2NH 2C1 + N 2H4 • Н 2О = N2t + 2NH 4CI + Н20
(кат. СиС12).
8. 2NH 2C1 + NaClO (коиц.) + 2NaOH (конц.) = N it + 3NaCl + 3H20 .
9. NHiCl + 2Н 2О + 2KI (разб.) = NH 3 • HjO + h i + КОН + KC1.
308.
NF3 — ТРИФГОРИД 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;
d(X) = 1,885*”,30);
/т = -206,78° С;
р = 3,168 г/л (и. у.);
= -129° С.
1. 2NF 3 = N 2 + 3Fi
2.
3NF 3 + 5Н20 — — > HNO 3 + 2NO t + 9H F t
(выше 600° С).
(кип.).
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2NF 3 + ЗН20 (пар) 4~~г~> N 2O3 + 6H F t
(0° С, электрич. разряд.)
NF 3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNCh + 2Н20.
2NF 3 + ЗНг = N 2 + 6HF
(электрич. разряд)
2NFs + Oi = 2NOF 3
(-196° С, электрич. разряд)
NF 3 + 3S = S(N)F + S2F 2
(400° С, вак.)
4NF 3 + С (графит) = 2N2F 4 + CF 4
(350—375° С)
2NF 3 + Cu = N 2F 4 + CuF 2
(375° С)
10. NF 3 + N H.F = N 2 + 4HF
(600—700° С)
11 . NF 3 + EF 5 + F 2 = (NF4+)[EF6]
(Е = As, Sb; УФ-облучеиие)
309.
(NO)F — ФТОРИД НИТРОЗИЛА
Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо раство­
ряется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами,
161
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диок'
сидом кремния. Получение см. 2969, 311 6.
Мг = 49,00; 4 г, = 1,719;
</<«) = 1,326(Чв);
р = 2,335 г/л (н. у.);
t „ - -132,5° С;
/,нп =-59,9° С.
1. (NO)F + Н20 (хол.) = HNOj + HF,
3(NO)F + 2HjO (гор.) = 2N O t + HNO 3 + 3HF.
2. (NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNOj + NaF + H 20 ,
(NO)F + 2(NH 3 ■HjO) [разб., хол.] = NH 4N 0 2 + NH4F + H 20 .
3.
4.
5.
6.
7.
8.
(NO)F + hHF(«)
(NO)F nHF
(NO)F + Oj = (N02)F + 0 2
(NO)F + F2 = NOFj
(NO)F + OF 2 = 0 2 + N F 3
5(NO)F + P (красн.). = PF 5 + 5NO
4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO
4(NO)F + Si0 2 = SiF4 + 2NO + 2N 0 2
9. (NO)F + CIF3 = (NO^ICIFJ
310.
(« = 3, 6).
(коми.),
(коми.),
(коми.),
(коми.),
(коми.),
(коми.).
(-25° С).
( N 0 ) 0 — 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.
М г = 65,46;
= 1,592й *
р = 2, 992 г/л (н. у.);
/пл = -59,6° С;
;„нп = -5,4° С.
1. 2(NO)Cl
2NO + С12
(25-100° С).
2. (NO)Cl + Н20 (хол.) = H N 0 2 + НС1,
3(NO)Cl + 2Н20 (гор.) = HNO 3 + 2NO t + ЗНС1.
3. (N 0 ) 0 + 2NaOH (хол.) = N aN 0 2 + NaCl + Н 20 ,
3(NO)Cl + 4NaOH (гор.) = N aN 0 3 + 2NOt + 3NaCl + 2H20 .
4. (N 0 )0 + O 3 = (N 0 2)C1 + 0 2
(коми.).
5. 4(NO)Cl + Si = SiCl4 + 4NO.
6. 3(NO)Cl + Fe = FeCU + 3NO.
7. 2(NO)Cl + 2HI (разб.) = I24, + 2NOt + 2HC1.
8. 2(NO)Cl + 3H20 + 2S0 2 = N2O t + 2H2S0 4 + 2HC1.
9. (NO)Cl(«) < = > NO+ + СГ.
311.
(N 0 2)F — ф т о р и д н и т р о и л а
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, угдеро162
дом. Сильно корродирует металлы. А бсорбируется ртутью. Получение см.
298s, 3094, 3136.
Мт= 65,00;
р = 2,90 г/л (н. у.);
<kr) = 1,924;
4„) = 1,492(‘73);
tm = -166,0° С;
Л™ ,
=-72,4° С.
2(N02)F = 2(NO)F + 0 2
(N 02)F + Н20 = HNO 3 + HF.
(N 02)F + 2NaOH (разб.) = N aN 03 + NaF + H 2O.
(N 02)F + nHF,») 4= ? (N 02)F • nHF
4(N02)F + 3Si = 3SiF4 + 4NO + 2Si0 2
6(N02)F + 6 H 2O + 2Fe = 2FeF34- + 6 HNO 3 + 3H2t ,
3(N02)F + 2Fe = Fe2Q 3 + 3(NO)F
1.
2.
3.
4.
5.
6.
312.
(300° C).
(n = 3,5; 4; 5,25; 6,67).
(K O M H .).
(150—200° C).
(N 0 2 )0 — 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. ЗОб35, 3104.
Мг = 81,46;
р = 2,57 г/л (н. у.);
Ли = -141° С;
/о» = -14,3° С.
1. 5(N0 2)C1(»)
N 2Os + (NO)Cl + N 20 4 + 2Cl2t,
2(N0 2)C1 = 2N 0 2 + Cl2
2 . (N 0 2)C1 + H20 = HNO 3 + HC1.
3. (N 0 2)C1 + 2NaOH (разб.) = N aN 0 2 + NaCIO + HjO
4. 6 (NOj)Cl + 6 H 2O + 2Fe = 2FeCI3 + 6 HNO 3 + 3H2t ,
3(NQ2)C1 + 2Fe = Fe20 3 + 3(NO)Cl
313.
(выше 100° C).
(коми.).
(40—50° C).
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.
308*, 309s.
Mr = 87,00;
d = 0,927й 4 ; р = 3,88 г/л (н. у.);
Ли = -160° С;
Л™„=-85°С.
1. NOF 3 = (NO)F + F 2
2.
3.
4.
5.
(300° С).
NOF 3 + 2Н20
.* HNO 3 + 3HF
(практически не идет).
NOF 3 + 4NaOH (конц., гор.) = N aN 0 3 + 3NaF + 2Н20 .
NOFj + С12 = 2C1F + (NO)F
(коми)
NOF 3 + 2NO = 3(NO)F
(коми.).
163
6.
7.
2NOF3 + 4NO k»> = 2(NO)F + 4<N02)F.
NOF 3 + EF 5 = (NOF^[EF6]
(150° С; E = As, Sb).
314. (N 0)H S04 — ГИДРОСУЛЬФАТ НИТРОЗИЛА
Нитрозилсерная кислота. Белое твердое вещество, устойчивое в сухом воздухе.
Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается
водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляет ртуть. Получение см. 296 ' ,
415s, 424м.
М, = 127,08;
U« = 73,5° С (разл.).
1. 2(N0)HS0 4 = H 2SO4 + SO3 + NO + N 0 2
2. (N 0 )H S 0 4 + Н 2О (хол.) = HNO 2 + H 2SO4,
3(N0)HS04 + 2Н20 (гор.) = 3H 2SO4 + HNO 3 + 2NO.
(выше 73,5° С).
(в гор. конц. H 2SO 4).
2(N0)HS04 — 1—►(N0)2S20 7 + Н 2О
(N 0)H S04 + 3NaOH (разб.) = N aN 02 + Na2S04 + 2Н20 ,
(N 0)H S04 + 3(NH3 H 2O) [конц., гор.] = N2t + (NH4)2S04 + 4H20 .
(в конц . H2SO4).
5. 2(N0)HS0 4 + 2Hg = 2NOt + Hg2S0 4 i + H 2S0 4
6 . (N0)HS04 + НС1<Г) = (NO)Clt + H 2SO4
(в безводн. H2SO4).
7. 2(N0)HS0 4 + SO3 = (NO)2S2Ot + H2S04
(в безводн. H2SO4).
8 . (N 0)H S0 4 + NO
N , 0 ; (син.) + h s o ;
(в безводн. H 2SO4, р ) .
3.
4.
ФОСФОР
315. Р — ФОСФОР
Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах.
Б е л ы й фосфор состоит из молекул Р4, метастабильный, при комнатной
температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду хрупкий. Плавится и
кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водя­
ным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием
радикалов РО, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется
в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, жидких РС1з,
РВгз, N H 3, S2C12 и S 0 2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода. Не
растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно хими­
чески активен. Энергично окисляется кислотами H 2SO4 и HNO 3, пероксидом
водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливает­
ся водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается
дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей. Не
реагирует с азотом, углеродом.
К р а с н ы й фосфор состоит из полимерных молекул Р, разной длины,
метастабильный, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется. Окисляется
на воздухе (значительно медленнее, чем белый фосфор). Не растворяется в воде
и (в отличие от белого фосфора) в сероуглероде. Химическая активность
164
красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного фосфора. Рас
творяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется ф и о л е т о в ы й
фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р« (d = 2,32 + 2,36; /ВОзг = 429° С).
Ч е р н ы й 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. 337s, 3531; красный и черный фосфор
получают из белого фосфора в особых условиях.
Р4 :
= 123,896; </=1,82; 1™ = 44,14° С;
/,нп = 287,3° С;
*<и , = 3,3 • 10^.
Р (красн.):
Мг = 30,974;
d = 2,34;
;пл = 593° С (р).
Р (черн.):
Мг = 30,974;
</=2,7;
/п„ * 1000° С (р).
1. 2Р (красн.) + 8Н20 (ж) = 2НзР0 4 + 5Н2 (700— 900° С, р- кат. Pt, Си, Ti, Zr)
2. Р4 + 6H 2S 0 4 (конц.) = 4Н2(РНО з) + 6S02,
Р4 + 3H2Se0 3 + ЗН20 = 4Н 2(РН 03) + 3Se4.
3. Р(краси.) + 5HN0 3 (коиц.) = Н 3Ю 4 + 5N 0 2 + Н20
(кип.)
4. Р4 + 8NaOH (конц.) + 4Н20 = 4Na2(PH03) + 6Н2Т
(кип.)
Р4 + 3NaOH (конц.) + ЗН20 (хол.) — — ►3Na(PH 20 2) + РНзТ.
2Р4 + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н20 = ЗВа(РН20 2)2 + 2РН3Т
(70° С)
Ва(РН20 2)2 + H 2S0 4 (разб., хол.) = BaS044- + 2Н(РН20 2).
6. Р4 + 6Н 2 = 4РН3
(300— 360° С, р)
7. Р4 + 5 0 2 = Р4Ою
(34—60° С, сгорание на воздухе),
4Р (красн.) + 5 0 2 = Р4О т
(240—400° С, сгорание на воздухе).
8. Р4 + 6Н20 (влага) + 3 0 2 (воздух) — — > 4Н2(РНОз)
[коми.],
Р4 + 4Н20 (влага) + 4 0 2 = 2Н4Р20 6
(30^40° С).
9. Р4 + ЮН20 2 (разб.) + 4NaOH (оч. разб.) = 4NaH 2P 0 4 + 8Н20
(коми ),
5.
2Р (красн.) + 4Н 20 2 (разб.) + 2NaOH (10%-й) — — » Na2H2P20 64- +
+ 4Н20
(30—50° С).
(-60° С).
(в жидк. CS2),
I
13. Р4 + 412 = 2Р214 (оранж.)
2Р (краси.) + 312 = 2Р1з
14. Р4 + 7S — — * P4S7
+ РВГ5.
[коми., в CS2],
(кип., в CS2).
(коми., в CS2),
165
P <KPaCH>
S, ЮО^КХГС .
(атмосфера СОг)*
4P (красн.) + 9S
15. P4 + 3E=P«E j
„о
PS'
P4S9
(л = 2, 3,5 +7, 9, 10),
(550° С, p, примесь P4S7).
(кип. в гептане, Е = Se, Те).
16. P (красн.) —— * NajP, Na 2P5
(200° с ).
2Р (красн.) + ЗСа = СаэР2
(350— 450° С).
17. Р4 + 6НС1 = 2РН3 + 2РСЬ
(300°С).
18. 6Р4 + 4РЬ + 48Н20 (по каплям) = 12РН41 +16НзР04
(30—40° С).
19. Р4 + 6N20 = Р40б + 6N 2
(550—625° С),
Р4 + 6СО 2 = Р4О 6 + 6СО
(650°С).
20. Р4 + 4NaC102 + 4NaOH (разб.) = 2Na 2H 2P206 4-+ 4NaCl
(10— 15° С),
12Р (красн.) + IOKCIOj = ЗР4О ,0 + 10КС1
(50°С).
21. Р4 + 4H2S 0 4 (разб.) + 4КМ п0 4 = 4КН 2Р 0 4 + 4MnS0 4
(коми ).
22. 6Р (красн.) + 4Н20 (гор.) + 8КМп0 4 = ЗК 2Н 2Р20б + 8M n024 + 2КОН.
-> 24НзЮ 4 + 20Си3Р1 + 60H2SO4
(0° С),
23. 11Р4 + 96Н20 + 60CuSO4
(кнп.).
Р4 + 16НЗО + 10CuSO4 = 4Hj P0 4 + 10Cu4- + 10H2SO4
(кнп.).
24. P4 + I6H 2O + 20AgNOj = 4Н зР 0 4 + 20Agi + 20HNOj
25. P4 + 2H2S20 7 (олеум) + 2HSO3F =(P42+XS0 3F)2 + S 0 2 + 3H2S 04,
8P (красн.) +
(олеум) + 2HSO}F =(P82+)(S0 3F)2 + S 0 2 + 3H2S 04.
26. P^t) ---- ►4P (красн.)
[250—260° С, кат. I2, Na]
27. P^t) ---- ►4P (черн.)
[от коми, до 200° С, р)
Р^т) ---- ►4Р (черн.)
[370—380° С, кат. Hg]
28. 4Р (красн.) < = + РЧг)
(416° С)
29. 4Р (черн.) £ = * Рт
Р (черн.)---- ►Р (красн.)
_
800—900* С
___
(453° С)
[550—560° С, р]
1700-1800 “С .
30. Р«г)---------------- * 1Рт -------- -------- > 4Р(Г).
316.
РНз — ФОСФИН
Монофосфан. Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней.
При низких температурах образует твердый клатрат 8РНэ- 46Н20 . Не реагиру­
ет со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, окисляется
концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, перок­
сидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значи­
тельно слабее, чем у аммиака. Получение см. 119м , 3154-6' |7, 3171’2' 4, 3231-10.
М, = 34,00;
р = 1,5294 г/л (н. у.);
и = -133,8° С;
/кип = -87,42° С.
1.
2.
166
РНз + 3H 2S 0 4 (конц.) = Н^РНОз) + 3 S 0 2t + ЗН 20 .
РНз + 8HNO 3 (конц., гор.) = H jP0 4 + 8N 02t + 4НгО.
(150° С)
3. РНз + 2 0 2 = Н 3 РО4
4. РНз + 2Н20 + 2Ь = Н(РН20 2) + 4HI,
РНз + NaOH (разб.) + 2NaCIO = Na(PH20 2) + 2NaCI + Н20 .
5. 2РНз + 4NaOH (конц.) + 7Н20 2 (конц.) = ЫадРгОб 4- + 12Н20.
6. РНз + НС1(г) = РН4 С1
(30° С, при полном отсутствии влаги),
РНз + HI (конц.) = PH 4 I.
7. 4РН3 + Ni — I—> [Ni(PH3)4](T)
317 .
(коми., р)
PH 4 I — 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.
Мт= 161,91;
4т) =2,86;
fiu, = 18,5° С;
/кип = 80° С (раэл.);
/сувл = 62,3° С.
выше 80° С
1. РН41 Г
""
от -20 до -10° С
* РНз + HI.
2. PH4 I + Н20 = РНзТ + НзО+ + Г.
3. 2 PH4 I + 7H2S04 ( конц .) = 2Н2(РНО з) + I2i + 7S02t + 8Н20,
2РН41 + I 8 HNO 3 (конц., гор.) = 2 Н 3 РО4 + I2i + 18N02f + ЮН20.
4. PH4 I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н20.
5. PH4 I + 4Н20 2 ( конц .) = Н 3 РО4 + HI + 4Н20.
318. Р4О6— ГЕКСАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Белый, весьма летучий, при умеренном нагревании разлагается. Неустойчив на
свету (вначале желтеет, затем краснеет). Чувствителен к 0 2 воздуха. Проявляет
кислотные свойства, медленно реагирует с холодной водой (горячей водой
разлагается), щелочами. Реакционноспособный, реагирует с хлороводородом,
галогенами, серой. Получение см. 31519, 3I99.
Мг = 219,89;
d= 2,135;
1 4Р40 6 = ЗР40 8 + 4Р (красы.)
/„ = 23,8° С;
/.„„ = 175,4° С.
(210—250° С, вак.).
2. Р40б + 5Н20 ( хол .) —
2Н2(РНОз) + Н2(Р2Н205),
6Р40 6 + 24Н20 (гор.) = 8Р (красы.)4 + 15Н3Ю 4 + РН3Т.
3. Р40б + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PH 03) + Na2(P2H20 5) + Н20.
4. Р4 О6 + 2 0 2 = Р4 О 1 0
(50— 120° С).
5. Р4 О6 + 6Е2 = 4РЕзО + 0 2
(коми.; Е = С1, Вт).
6. Р40 6 + 9S = P4S« + 3S02
(выше 150° С).
7. Р40 6 + 6НС1(Г) = 2Н2(РНО з) + 2РС13.
167
319. Р4О 10— ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидрати­
рующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и
кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический Р4О 10 возго­
няется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкопо­
движную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаж­
дении жидкости образуется стеклообразный продукт (Р 2О 5)». Проявляет кис­
лотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко
галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения.
Получение см. 3157' 20, 3184.
М, = 283,89; d = 2,39 (аморфн.), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист );
= 422° С (р); /«ип = 591°С (р).
1.
Р4 0 ю Н— — С -> Н ГО )—
2.
Р4 0 ,о + 4НЫОз (безводн.) = 4Н Ю з + 2N 20 5
Р4О 10 + 4НСЮ 4 (безводн.) = 4Н Ю з + 2 CI2O 7
Р4О 10 + 12NaOH (разб.) = 4Na3P 0 4 + 6Н20 .
Р4Ою + 6F 2 = 4POF3 + 3 0 2
Р4О 10 + 3HF = POF 3 + ЗНЮз
3.
4.
5.
Р4О 10
—Н2О
Н 4Р 2О7
Н г0
|си- - > Н 3РО4 .
(0° С),
(-25° С, атмосфера Оз).
(100° С).
(120—170° С),
> H[PF6], H [ro 2F 2], H 2[P0 3F].
Р4О 10 + 6NH 4F = 2NH 4[ r o 2F2] + 2(NH 4)2[P0 3F]
(300° С)
7. Р4О 10 + ЗНЕ(Г) = РЕзО + ЗНЮ з
(200° С; Е =С1, Вг)
8 . Р4О 10 + 6 PCI5 = IOPCI3O
(150— 175° С)
9. ЗР4О 10 + 2Р4 = 5Р40 6
(50° С)
10. ЗР4О 10 + 2 2 М = ЮМГОз + 4М3Р
(300—400° С; М = Li, Na)
6.
1 1 . Р4ОЮ + 8 Н 2О 2 (безводн.) = 4НзЮ 2( 0 ^ ) 2 +2Н 20
(-20° С),
(коми.).
Р40ю + 4Н20 2 (конц .) + 2Н20 = 4Н3Ю з (Oj )
12. Р4ОI о(Т) -
359* С
____
-► Р40 10(г) -
выше 1100* С
- > 2 Р гО з (г).
320. Н(РН202) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее Н 3РО2. Белая. Низко­
плавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в
растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Н 2(РНОг). Ней­
трализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в кон­
центрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение
см. 3151, 3I64, 321*.
Мг = 66,00;
168
d = 1 ,493;
= 26,5° С;
к, » 100(,8).
1. 3H(PH20 2) = 2Нг(РНОз) + РНз
2Н(РН20 2) = НзРО« + РНз
(50— 140° С),
(160— 170° С).
2. Н(РН20 2) + Н20 ( х о л .) * ^ РН20 2 + Н30 +; рАГ, = 1,10.
3. Н(РН20 2) + Н20 = Н2(РНОз) + H2t
(коми., кат. Pd),
8Н(РН20 2) [конц.] = РН3Т + 4Р (красн.) 4- + 2H2t + ЗН3Р 04 + 4Н20 (кип ).
4. Н(РН20 2) + H2SO„ (конц., хол.) = Н2(РНОэ) + S 02 + Н20 ,
5.
6.
7.
8.
9.
ЗН(РН20 2) + 2HNO 3 (разб., хол.) — -—* ЗН2(РН 03) + 2NOt + Н20.
Н(РН20 2) + NaOH (разб.) = Na(PH20 2) + Н20 ,
Н(РН20 2) + NH3 • Н20 (конц.) = NH4(PH20 2) + Н20 .
ЗН(РН20 2) [конц.] + ЗН20 + 2C uS 0 4 (разб.) = 2СиН4 + ЗН2(РНОз) +
+ 2H2S 04.
Н(РН20 2) [конц.] + 2AgN03 + Н20 = 2Ag4 + Н2(РНОэ) + 2HN03 (50° С)
ЗН(РН20 2) [конц.] + As2O s = 2As4- + ЗН2(РН 03)
[в разб. НС1].
Н(РН20 2) + 4Н° (Zn, разб. H2S 04) = PH3t + 2Н20.
321. Na(PH20 2) — ФОСФИНАТ НАТРИЯ
Гипофосфит натрия. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяет ­
ся в воде (гидролиза нет). Мало растворяется в жидком аммиаке. Восстанови­
тель. Получение см. 3 15 , 3 164, 3205, 3226.
М, = 87,98;
к, = 83(25), 554(,00).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
5Na(PH20 2) = Na4P20 7 + N aP03 + 2РН3 + 2Н2
(230—240° С).
Na(PH20 2) Н20 = Na(PH20 2) + Н20
(150—170° С).
Na(PH20 2) [разб ] + 4Н20 = [Na(H20 )4]+ + РН20 2
(pH 7).
2Na(PH20 2) + 3NaOH (разб.) = 3H2t + Na2(PH03) + Na3P 04 (кат. Ni, Pd)
Na(PH20 2) + NaOH (разб.) + H 20 2 (конц.) = Na2(PHOs) + 2H20.
Na(PH20 2) + НзО* (катионит) = H(PH20 2) + Na+ (катионит) + H20.
322. Са(РН20 2)2— ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ
Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гид­
ролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрирован­
ными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение
см. 112 12.
Мг =170,05;
ks = 15,4(U\
1. 3Ca(PH20 2)2 = ЗСа(РНОз) + Н 2(РНОз) + 2РН3
(200° С)
2. Са(РН 20 2)2 (разб.) + 6Н20 = [Са(Н20 )6]2+ + 2РН 20 2
(pH 7)
3. Са(РН 20 2)2 + H 2S0 4 (разб.) = CaS04i + 2Н(РН20 2),
2Са(РН 20 2)2 + H 2S 0 4 (конц.) = CaS04 1 + Ca(H 2P 04)21 + 2PH3t
(кип.)
4. Са(РН 20 2)2 + 2Са(ОН)2 = Ca3(P04)2i + 4H2t
(кип.)
5. Са(РН 20 2)2 + 2Н20 + 4AgN0 3 = 4Agi + 2Н2(РНОз) + Ca(N0 3)2 + 2H N 03.
6. Ca(PH 20 2)2 + Na 2C03 (насыщ.) = 2Na(PH 20 2) + СаСОз 4-
169
323. Нг(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфористая кислота, ранее Н 3РО 3. Белая, разлагается при нагревании. На
воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе
незначительно изомеризуется в трнгидроксид фосфора Р(ОН)з. Слабая кисло­
та, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем Н(РН 20 2),
слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получе­
ние см. 3152' 8, 3161, 3182' 7, 348', 3532.
М, = 82,00;
d= 1,651;
tm = 74° С;
к, = 309(0), 694(30).
1.
2Н2(РНОз) = Н 2(Р2Н 20 5) + Н20
4Н 2(РНО з) = ЗН3Ю 4 + РНз
(100° С, вак ),
(170—200° С, примесь Р2Н4).
2.
Н 2(РНОз) + Н 20 < = * Н(РНОз)" + НзО+; р К х = 2,00,
Н(РНОз)' + Н20 <=► РНО^" + НзО+; рКк = 6,59.
Н 2(РНОз) + Н20 (пар) = Н зЮ 4 + Н 2
4. Н 2(РНОз) + H 2S0 4 (96%-я, гор.) = Н 3Ю 4 + S 0 2 + Н 20 ,
Н 2(РНОз)+ N 0 2 (ды м ящ . HNO 3) = Н 3Ю 4 + NOT
5. Н 2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PH03) + Н 20 ,
Н 2(РНОз) + 2NaOH (конц.) = Na 2(PH 03) + 2Н20 .
6. 2Н 2(РНОз)(р> + 0 2(Г) — -—>2Н зЮ 4
3.
7.
Н 2(РНОз) + Н20 + С12 —
—
*
(100— 120° С).
(30—50° С).
(кнп., кат. 12).
Н 3Ю 4 + 2НС1.
8. Н 2(РНОз) + 2AgN0 3 + Н20 — — > 2Agl + Н 3РО4 + 2HNOs.
9. Н 2(РНОз) + Hg(N0 3)2 + Н20 — — > H gl + Н 3РО4 + 2HNO 3.
10. Н 2(РНОз) + 6 Н° (Zn, разб. H 2S 0 4) = РНзТ + ЗН 20 .
324. Na^PHOs) — ФОСФОНАТ НАТРИЯ
Фосфит натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), в кислотной среде анион
неустойчив. Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Образует гетеропо­
лисоединения. Получение см. 315*, 3183, 323s, 3482.
Мт= 125,96:
1.
2.
(щ, = 53° С (кр.);
к, = 419<0), 456(25).
8Na2(PH 03) ■5Н20 = 2РНз + Na4P20 7 + 4Na3P 0 4 + 41Н20
Na 2(PH 03) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + РНО!‘,
(120 —250° С).
(РНОз)2' + Н 20 4Г=? Н(РНОзГ + ОН"; рКа = 7,41.
3. Na 2(PH 03) + Н 2(РНОз) = 2NaH(PH03)
[0° С],
2NaH(PH03) = Na 2(P 2H 20 j) + Н20
(100° С, в разб. HNO 3).
4. Na 2(PH 03) + 3NaOH (разб.) + Е2 = Na3TO4 + 2NaE + 2Н20
(Е = С1, Вг).
5. Na2(PH03) + 2HgCl2 + 3NaOH (10%-й) = Na3P0 4 + Hg2Cl24- + 2NaCl + 2H20.
6. Na 2(PH 03) + 2AgN0 3 = Ag2(PH 0 3)4- (бел.) + 2NaN03,
170
7.
Na 2(PH 03) + MC12 = M(PH03)1 (бел.) + 2NaCl
(M = Ca, Sr, Ba).
Na 2(PH03) + 6МоОэ + 3NH4N 0 3 = (ЫН4)3[РМОб02,]1 + 2NaNOj +
+ H N 03
(в 10%-й HNO j)
325. Н4Р2О б— ГЕКСАОКСОДИФОСФAT(1 V) ВОДОРОДА
Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и
разлагается. Имеет строение (НО^ОР—РО(ОН)2. При хранении изомеризуется в
фосфористофосфорную (изогипофосфорную) кислоту Н 3(Р2НОб) со строением
(НО)(Н)ОР—О—РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, ней­
трализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кислотами. Проявляет слабые
восстановительные свойства. Получение Н4РгОб см. 3266, Н 3(Р2НОб) — 33015.
Мг = 161,97;
tm = 73° С (разл).
1.
2.
3.
Н4Р20б — — * Н 3(Р2НОб)
(коми),
Н4Р20 6 = Н 2(РН 03) + НГО3
(выше 73° С).
Н4Р2Об • 2Н20(Т) — -—> Н4Р2Ов + 2Н20
(коми., вак., над Р4Ою),
Н 4Р20 6 ■2Н20 = Н 2(РН03) + Н3Р 0 4 + Н20
(70— 100° С)
Н4Р20 6 (разб.) + Н20
Н 3Р20 6 + НэО+; рА", = 2,19,
H 3P2Oj + Н20
Н 2Р20 ^ + НэО+; рКк = 2,81,
Н 2Р2ОГ + Н20 « = > НР20>' + Н 30 +; рКк =7,26,
н р 2о ^ + н 2о < = > Р20 ^ + Н 30 +; рА:, = 10,02.
4.
5.
Н4Р20<, (конц.) + Н20 = Н3Р 0 4 + Н 2(РН03)
[кип. в конц. H 2S 04, HNOj]
H4P20 6 + 2NaOH (разб.) = Na 2H 2P20 6i + 2Н20,
Н4Р20 6 + 4NaOH (конц.) = Na4P20 6 4- + 4Н20 .
6. 5Н4Р2Об (конц.) + 3H2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 + 2Н20 = 10Н 3РО4 +
+ 2MnS0 4 + K 2S04.
326. N a ^ O e — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1У) НАТРИЯ
Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разла­
гается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается
горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 3165, 3275' 6.
Mr = 249,90;
d = 1,82 (кр.);
f„„(Kp.) = 250° С (разл );
ks = 1,5*“ », 3,1(50>.
1. 4(Na4P20 6 10Н 2О) = РН3 + ЗЫ а^О т + Na 3P 0 4 + NaOH + 38Н20
(выше 250° С).
2. Ыа4Р20 6 (разб.) + 16Н20 (хол.) = 4[Na(H20 )4]+ + Р20< ,
Р20« + Н20 < = > НР20 ^ + ОН'; рК„ = 3,98,
HP2Og' + Н20 < = > Н 2Р20 ^ + ОН"; рАс = 6,74.
3. Na4P20 6 + 2Н20 (гор.) = Na 2H 2P20 6 + 2NaOH,
171
Na4P20 6 + H20 — — * Na 2HP0 4 + Na 2(PH 03)
(кип ).
2Na4P2Oe + H20 + 4HNOj (конц.) = 2NaH2P 0 4 + Na 2(P2H 20 5) +
+ 4NaN0 3
(кип.).
5. Na4P2Oe + NaBЮ (коиц.) = Na4P2Oj + NaBr.
6. Ыа4РгОб + 2Pb(CH3COO)2 (коиц., гор.) = Pb2P2Oe 4 + 4Na(CH 3COO),
Pb2P2Oe (суспензия) + 2H2S(r>= H4P2Oe + 2PbS4.
4.
327.
Na2H2P 2Oe — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ ДИВОДОРОДА-ДИНАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно
растворяется в воде, анион Н 2Р20^ подвергается кислотному протолизу. Раз­
лагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами ще­
лочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 3159, , 3255, З2б3.
Mr = 205,94;
d = 1,8;
tт = 250° С;
к, = 4,67(25), 15,0(5О).
1. 4Na2H 2P2Oe = РН 3 + 7NaP0 3 + NaOH + 2НгО
2. Na 2H 2P20 6 6Н20 = Na 2H 2P2Oe + 6Н20
3. Na 2H 2P20 6 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + Н 2Р20 ^ ,
4.
5.
6.
7.
328.
(600° С).
(100° С).
H 2P2O f + Н20 <=> НР2С^- + Н 30 +; рКК= 7,26.
2Na2H 2P2Oe + Н20 = 2NaH2P 0 4 + Na 2(P2H 2Os)
[кип. в конц. HNOJ.
Na 2H 2P20 6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2Oe 4 + 2НгО.
Na 2H 2P2Ofi (насыщ.) + Na 2C 0 3 (конц., гор.) = Na4P20 64 + C 0 2t + Н 20.
Na 2H 2P20 6 + NaBrO = Na 2H 2P2Q7 + NaBr.
НРОз — МЕТАФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном
нагревании. Является циклическим олигомером Н„(Р03)„ (и = 3,4). Очень хорошо
растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагает­
ся кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 3191,2, 3301.
Мг = 79,98;
d = 2,2—2,5;
tm « 40° С.
1. иНР03 + иН20 (хол.)^Ш*(Р03)Л”+ иН30 +
2. Н Ю 3 + Н20 = Н 3Ю 4
3. Н Р 0 3 + NaOH (конц.) = N aP0 3 (олигомеры) + Н20
ijiv -»
H P0 3
NaOH (конц.), 40* С
_
--------- > NasP3Oio, Na4P20 7;
HPOj + NaOH = № Р 0 3(полимеры) + H20
.
NaOH (разб.), 100* С
(500—600° С).
_ _
4
Н Ю 3 ------- --------------- ►Na 3P30 9, Na 3P04.
5.
4НР0 3 + 4NaOH (30%-й, хол.) = Na4P4Oi2 4+ 4Н20
172
(и = 3, 4).
(кип.).
(0° С),
(в конц. NaCl).
329. NaPOs — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и
плавится. Является полимером Ыал(РОз)я с п — 1000—10 000 (л возрастает с
ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвлениых цепей
тетраэдров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла
и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические
олигомеры Ыа„(РОз)я (л = 3, 4) или соли ЫазРзСХ Na4P40i2- Хорошо растворя­
ется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются
до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигоме­
ры образуют кристаллогидраты ЫазРзОв • 6Н 2О, Na 4P40 i2 • 4НгО. Разлагается
горячей водой, щелочами. Получение см. 3283-5, 33012, 33210, ЗЗЗ1, 3441.
N aP03 :
Мг= 101,96; d = 2,56 + 2,62; tm = 630—650° С;
к, = 97,32(М), 174,4<м).
NasPjO,:
Na 4P40,2 :
Мт= 305,88;
М г = 407,84;
d = 2,476 (кр);
d = 2,484 (кр.);
к , - 5,17<ао).
к, = 14,5^, 32,5100.
1. nNaTO3 (конц.) + 4пН20 (хол.) = л [Na(H20 )4]+ + (P 0 3)J"
(л = 3, 4),
НгО v
(РОз)Г <===> Н 2Р3О?0 , Н 2Р20 ? ,Н 2Р 0 4-
(разбавление)
2. ЫаЮз - Н-° <ГОР) > Na3H 2P3Oi0, ЫагНгРгОт, NaH 2P 0 4.
3. ЫаРОз -------- ---------------> ИазРэО* ЫазР04;
МаРОз-------- ---------------►NasPsOio, Na4P2074. 4NaTO3 + 2NaOH (50%-Й) = Na6P40i3l + H20
5. N aP0 3 + Ыа4Рг0 7 = Na5P3Oio
6. ЫаРОз + AgN 03 = AgP034 (бел.) + NaN 03-
(40° С, осаждение ацетоном).
(300—500° С).
330. Н3РО4 — ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жид­
ком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разла­
гается. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется щелоча­
ми, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксо-,
изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 3151,3, 3I62' 3, 3191, 3492, 3501.
Mr = 97,99;
^ т) = 1,834;
4„>= 1,88<43);
r« = 42,35° С;
1.
к, = 548(20).
2 Н 3РО4 = Н 4Р2О 7 + НгО
Н 3РО4 = НРОз + Н 20
2. Н 3РО4 0,5Н2О(Т) — — ►Н 3ГО4 + 0,5Н2О
(150° С),
(300° С, вак.).
(100° С, вак.).
173
3.
Н 3РО4 (разб.) + Н20 «Ш ? Н 2Р 0 4 + НзО+; рАГ« =2,14,
Н 2РО; + Н20
НРО|- + Н 30 +; рК, = 7,21,
НРО|~ + НгО £ = * РО}- + Н 30 +; рКк = 12,34.
4.
Н 3РО4 +НСЮ4 (безводн.)^=? Р(ОН)1 + СЮ4,
H3PO4 + H2SO4 (безводн.) 4 = ^ P (O H )J + HSO4.
Н 3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН 2РО4 + НгО
(М = Na, К),
Н 3РО4 (разб.) + 2МОН (разб.) = М 2НР04 + 2НгО,
Н 3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М 3РО4 + ЗН20 .
6. Н 3РО4 (конц.) + NH 3 • Н20 (разб.) = 1МН4(НгР04) + Н 20 ,
Н 3РО4 (конц.) + 2(NH 3 • Н 20 ) [разб.] = (NH 4)2HP04+ 2НгО.
7. 2НзР0 4 (разб.) + 3Mg = Mg3(P0 4)24- + 3H2t .
8. ЗН3Ю 4 (разб.) + 4Fe = FeHP044- + Fe3(P04)24- + 4H 2t.
9. Н 3ГО4 (конц.) + Са(ОН)г = СаНР044- + 2НгО,
2Н 3РО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Са 3(Р0 4)2 4- + 6Н 20 .
10. Н 3РО4 (разб.) + 3AgN03 = Ag3P04-l- + 3 H N 0 3 (добавление ЫаНСОз).
11 . 8Н 3РО4 (конц.) + Р4О 10 = 6Н4Р2О7
(80— 100° С).
12. Н 3РО4 (безводн.) + NaCl = N aP0 3 + НС1 + НгО
(400— 500° С),
Н 3РО4 (конц.) + NaNOs = NaP03 (соль Мадрелла) + HNO 3 + НгО
5.
(330° С).
13. Н 3РО4 (конц.) + 12МОз = Нз[РМ|г04о](р) (кип., в конц. HNO 3, М = Mo, W).
14. Н 3РО4 + НгО
КТР°ЛИ- > H2t (катод) + Н 3РО3 (О ^ ) (анод)
ЗНзР0э( 0 ^ ) (р) = НзР04 + Н4Рг0 б(0 |-)+ НгО + 0 2 Т
331.
(0° С),
(20—30° С).
Na3P04 — ОРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя­
ется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в
раствор цинк и алюминий. Частично разлагается концентрированной серной
кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 297, 3305, 3326.
Мг =163,94; d= 2,536; г™= 1340° С; А:, = 14,5<25>, 68,0<80).
1. Na 3P04 12НгО = Na 3P0 4 + 12НгО
2. Na 3P0 4 (разб.) + 12НгО = 3[Na(H 20 )4]+ + P O j ',
POj- + НгО
3.
4.
5.
6.
174
(200° С, вак.).
H P O i + ОН'; рК0 = 1,66.
Na 3P04 + H2SO4 (конц.)
NaH 2P04 + Na 2S04.
2Na 3P04 (конц.) + 2AI + 8Н20 = 2Na[AI(OH)4) + 2№ гНР0 4 + 3H2t (кип.),
2Na 3P04 (конц.) + Zn + 4НгО = Na 2[Zn(OH)4) + 2Na 2HP04 + H2t
(кип.).
2Na3P 0 4 + 3MC12 = М3(Р0 4)г4- + 6NaCl
(M = Ca, Sr, Ba, Ra).
Na 3P 0 4 + 3AgN0 3 = Ag3P044- (желт.) + 3NaN03.
332. Na2HP04 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо раство­
ряется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с концентрированной ортофосфорной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения. Получение см. 28*, ЗЗЗ4.
М, = 141,96; d = 2,066; tm = 40° С (кр ); к, = 7,66(20), 92,4(в0).
1. 2Na2H P0 4 = Na 4P20 7 + Н20
2. Na 2HTO4 12Н20 = Na 2H P 0 4 + 12Н20
3. Na 2H P0 4 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + НРО^',
(120— 300° С).
(95— 100° С).
HPOj' + H20
H 2PO; + ОН'; рК0 = 6,79.
(0— 10° С, ток HClj.
4. Na 2H P0 4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н 3Р 0 4 + 2NaCli
5. Na 2H P0 4 (разб.) + Н 3Р 0 4 (конц.) = 2NaH 2P 0 4.
6. Na 2H P0 4 (разб.) + NaOH (конц.) = Na 3P 0 4 + Н20
7. 2Na2H P 0 4 + NaH 2P 0 4 = Na 5P3O )0 + 2НгО
(350—550° C).
8. 4Na2H P0 4 (разб.) + ЗСаСЬ = Ca 3(P04)2 1 + 6NaCl + 2NaH 2P 0 4,
Na 2H P0 4 (конц.) + СаС12 = CaHP04i + 2NaCl.
9. 2Na2H P 0 4 + 3AgN0 3 = Ag3TO44 + 3NaNO} + NaH 2P 0 4.
10. Na 2HPO„ (насыщ.) + NH 4C1 (насыщ.) = NaNH 4 (H P04) i + NaCl
(0° C),
NaNH 4 (HPO„) = N aP0 3 (соль Курроля) + NHj + H20
(700—750° C).
11. Na 2H P 0 4 + NaH(PH03) = Na 3(P 2H 0 6) + H20
(180° C)
333.
NaH2P 0 4— ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион
Н 2РО^ подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щело­
чами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение
см. 286, 3159, 3292.
А/г = 119,98;
d = 1,9096 (кр.);
к, = 85,2(20), 207,3(8О).
1. 2NaH 2P 0 4 = Na 2H 2P 20 7 + Н20
NaH 2TO4 = N aP0 3 (соль Грэма) + Н20
2. NaH 2P 0 4 2Н20 = NaH 2P 0 4 + 2Н20
3. NaH 2TO4 (разб.) + 4Н20 = [Na(H20 )4]+ + Н 2РОч ,
(160° С).
(220—250° С)
(100° С, вак.)
н 2р о ; + н2
о
HTOJ- + Н 30 +; рКК= 7,2 1.
4. NaH 2P 0 4 + NaOH (разб.) = Na 2H P0 4 + Н 20 ,
NaH 2P 0 4 + 2NaOH (конц.) = Na 3P 0 4 + 2Н20 .
5. NaH 2P 0 4 (конц.) + NH 3 Н20 (конц.) = NaNH 4(H P04) i + Н20
(0° С)
6. NaH 2TO4 + Na 4P20 7 = Na 5P3O |0 + Н20
(выше 120° С)
7. 3NaH 2P 0 4 + 3AgN0 3 = Ag3TO44 + 2NaN0 3 + 2H3P 0 4.
175
334. KjP 0 4 — о р т о ф о с ф а т к а л и я
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. 4 9, 50 ,
3353, ЗЗб3.
Л/г = 212,26; d= 2,564; /ПЛ= 1640°С; к, = 98,5(20), 178,5(60).
1.
2.
К 3 РО4 ■7Н20 = К 3 РО4 + 7HjO
К 3 Ю 4 (разб.) + 18НгО = 3[K(H20 )e f + POj’
3.
4.
К 3 РО4 + H 2 S0 4 (конц.)
КН 2 Р 0 4 + K 2 S04.
2КзЮ 4 (конц.) + 2А1 + 8Н20 = 2К[А1(ОН)4] + 2К2Н Ю 4 + 3H2t
(кип.),
2КзР04 (конц.) + Zn + 4Н20 (гор.) = K2[Zn(OH)4] + 2К2Н Ю 4 + H2t.
К 3 РО4 + 3AgN03 = Ag3P044- + 3KN03.
5.
(250° С, вак.).
(pH > 7, см. 3312).
335. К2Н Р 0 4 — ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в
воде (гидролиз по аниону). Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводородом, орто-фосфорной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см.
495, ЗЗб3.
Mr = 174,17; d= 2,33 (кр.); к, = 159,8(20), 267,5(63).
1. 2К2НГО4 = К4Р20 7 + Н20
(250° С).
2. К 1 НРО4 ЗН20 = К 2НР04 + ЗН20
(110— 125° С, вак.).
3. К 2Н Р 04 + 12Н20 = 2[К(Н20)бГ + HPOj'
(pH > 7, см. 3323).
4. К 2 НРО4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н 3 РО4 + 2КС1
(0— 10° С).
5. К 2 НРО4 (разб.) + Н 3 Ю 4 (конц.) = 2КН2Р 0 4.
6 .
К 2 НРО4 + КОН (конц.) = К 3 РО4 + Н20 .
7. 2К2Н Ю 4 + 3AgNOj = Ag3P04>l + 3KNOj + KH2P 04.
336. КН2РО 4 — ДИГИЛРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя­
ется в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается кислотному протолизу. Кристаллогид­
ратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения. Получение см. 49s, 31521, 3355.
М, = 136,08;
1.
2.
3.
4.
5.
176
d = 2,338;
= 252,6° С (разл.);
КН 2Р04 = КРОз + Н20
К Н 2 Р0 4 + 6Н20 = [К(Н20 )б Г + Н 2РО;
КН 2 Р 0 4 + КОН (разб.) = К 2 НРО4 + Н 2 0 ,
КН2Р 0 4 + 2КОН (конц.) = К 3 РО4 + 2Н20.
КН 2 РО4 + 2 К 2 НРО4 = К 5 Р3 О 1 0 + 2Н20
КН 2Р04 + 3AgNOi = Ag3P 04'l + 3KNO} + 2Н3Р 0 4.
ks = 22,6<20), 70,4<80).
(выше 252,6° С).
(рН<7, см. ЗЗЗ3).
(500—600° С).
337. Саз(Р04)2 — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Витлокит. Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристал­
логидратов не образует. Разлагается кислотами. Восстанавливается углеродом
при спекании. Получение см. 1104, 112s, 114s, 3383 *, 3393' 5' 6.
М т= 310,17;
= 3,14;
rra = 1670°C,
рПР 25 = 25,00.
1.
2.
3.
4.
Са3(Р0 4)2 + 6HNO 3 (конц.) = 3Ca(N 0 3>2 + 2Н3Р 0 4.
Са3(Ю 4>2 + 2H 2S 0 4 ( конц .) = Са(Н 2Р 04)24 + 2CaSO„4.
Са3(Р 0 4)2 + 4Н 3Р0 4 = ЗСа(Н2Р 0 4) 24.
Са3(Р 0 4)2 + 8С (кокс) = СазР2 + 8СО
ЗСа3(Р 0 4)2 + 16А1 = ЗСа3Р2 + 8А12Оз
5. 2Са3(Р0 4)2 + 10 С (кокс) + 6Si0 2 = 6CaSi0 3 + Р4 + 10 СО
(900— 1000° С),
(500° С).
(1000° С).
338. С «Н Р04 — ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Монетит, брушит (гидрат). Белый, при сильном нагревании разлагается. Мало
растворяется в холодной воде, при кипячении суспензии разлагается. Реагирует
с кислотами, щелочами. Получение см. 112s, 3309, 332*.
Мт= 136,06;
d = 2,31;
к, = 0,02<J5), 0, 1 1<60).
1. 2СаНР0 4 = Са2Р20 7 + Н20
2. СаНРО» 2Н 2О = СаНР0 4 + 2НгО
2{СаНР0 4 2Н:0} = Са2Р207 + 5Н20
3. 7СаНР0 4 + Н20 — — * Са5(Ю 4)зОН 4 + 2Са(Н2Ю 4)2 4,
ЗСаНР0 4 (суспензия) = Са3(Р04)24 + НзР0 4
4. 2СаНР0 4 + H 2S0 4 (конц.) = Са(Н 2ГО4)24 + CaS044.
5. С аН Ю 4 + 2HNO, (конц.) = C a(N 0 3)2 + Н 3Ю 4.
6. ЗСаНР0 4 + 3NaOH = Са 3(Р04)24 + Na 3P 0 4 + ЗН20.
339.
(выше 900° С).
(109° С),
(360— 450° С).
(кнп.).
Са(Н2Р 0 4)2 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде
Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 3372,3,
3383' 4.
М, = 234,05;
d = 2,22 (кр.);
*, = 1,7<30).
1
2.
Са(Н2Р 0 4)2 = С а(Р 03)2 + 2НгО
Са(Н2Р 0 4)2 Н20 = Са(Н2Ю 4)2 + Н 20
( 1 50—200° С).
(109° С).
3.
4.
5.
6.
7.
8.
ЗСа(Н2Р 0 4)2 (суспензия) = Са3(Р04)24 + 4Н3Р 0 4
(кип.).
Са(Н 2Р 0 4)2 + 2HNO, (конц.) = Ca(N0 3)2 + 2Н3Ю 4.
ЗСа(Н 2Р 0 4)2 + 12NaOH = Са3(Ю 4)2 4 + 4Na3P 0 4 + 6Н 20.
ЗСа(Н2Ю 4)2 + 8NaHC0 3 (конц.) = Са3(Р0 4)2 4 + 4Na2HP0 4 + 8C02t + 8Н 20.
Са(Н 2Р 0 4)2 (насыщ.) + Na 2HTO4 = СаНЮ 4 4 + 2ЫаН2Ю 4.
ЗСа(Н2Р 0 4)2 + ЮС (кокс) = Са3(Р0 4)2 + ЮСО + Р4 + 6Н20
(800° С).
177
340. (NHUhHPO* — ГИДРООРТОФОСФАТ
АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разла­
гается. Хорошо растворяется в воде. Реагирует с ортофосфорной кислотой,
щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 341 .
Мг= 132,06;
d= 1,619;
*, = 6*ад; 10600».
1. (NH«)i HP04 = NHj + NH4 (Н 1РО4)
[70° С].
2. (NH4)j HP04 (разб.) = 2NHJ + H P Q j'
(pH > 7. см. 3323).
3. (NH 4)j HP04 (разб.) + H 1PO4 (коиц.) = 2NH4(H2P04).
4. (NH«)j HP04 + 3NaOH (конц.) = NajPCb + 2(NH3 HjO) + H20 .
5.
6.
(NH4>j HP04 + NHj HjO (конц.)
(NH4>j P04 + HjO.
2(NH4)i HP04 + 3AgNOj = AgjPCU + 3NH 4NOJ + NH4(H2P04)
341. NH4(H2P04>— ДИГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагре­
вании разлагается. Хорошо растворяется в аоде (гидролиз по катиону, кислот­
ный протолиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щело­
чами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 330е.
М, = 115,03;
d = 1,803;
/ „ = 190° С (р)\
к, = 35,3<М), 1
2NH4(H2PC>4) = Н20 + (NH4)2H2P207
ЗИН4(Н2Ю4) = 2HjO+ (NH4hH 2P30.o
3NH4(H2P04) = 3NH 4PO} + 3H20
2. NH4(H2TO4)(pa36.) = N H ; + H 2POi
N H ;+ 2H jO
NH3 H20 + HjO+; p*„ = 9,24,
1.
(140° С),
(140— 170° С),
(выше 190° С).
H2POi + H20 4Z=? HPCtf + HjO*; p*„ = 7,21.
3. NH4(H2r o 4) + 3NaOH (конц.) = Na3P 04 + NHj H20 + 2H20.
4. NH4(H2PC>4) + NHj H20 (разб.) = (NH4bHP04 + H20,
5.
ИН 4(Н2Ю 4) + 2(NHj H20 ) [конц] < = ? (NH4)jP04 + 2H20 .
3N H4(H2P04) + 3AgNOj = AgjPCU + 3NaNOj + 2Н3Ю 4.
342. H4 P 2O 7 — ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигро­
скопичная. Плааится без разложения, разлагается при нагревании а вакууме.
Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства кислоты, сильной
по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Разлагается горячей водой
в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с перок­
сидом водорода. Получение см. 319*, ЗЗО1' .
М, = 177.97;
178
= 61° С;
fc = 709<IJ).
(300° С, вак).
1. H«PjO t = 2HPOj + Н20
2. Н4Р2О 7 (разб.) + НаО (хол.) = H j PjO, + НзО+,
H3P20} + HzO «Ш* Н2Р20? + НзО+; рК, = 1,49,
Н2Р20? + Н ,0
НР20? + НзО+: рК, - 5,77,
НР20^- + Н ,0
Р20? + НзО+; рК*= 8,22.
3. Н«Р:07 + НгО = 2НзЮ4
(кип., в присутствии HNOj).
4. Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4Pj07 + 4Н20 ,
Н4Рг07 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P20> + 2НгО.
5. Н4Р 2О7 + 2NHs(r) = (NH4)2H2Pj07 4
(0—5° С, в этаноле),
(NH 4)2H2P2Cb (суспензия) + 2NH*r) — -—►(NH 4)4P2C>7 1
(до 10° С, в этаноле).
6. Н4Р2С>7 (разб.) + 4AgN03 = Ag4P207 4- (бел.) + 4HNO 3.
7. H4P20 7(t) + Н20 2 (кони.) =Н„Р20 6( 0 ^ ) + НгО,
Н4Р20 в( 0 2")+ Н20 «— * Н3РО4 + H3P 0 j( 0 2')
[0° С, разбавление].
343. N»4P20 7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя­
ется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кисло­
тами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисосдииения. Получение см.
332', 3424, 3445.
М, = 265,90;
d = 2,373;
~ 985° С;
*, = 5,50<гО), 54,2<82).
1. Na4P207 10Н2О = Na4P207 + ЮН20
2. Na4P20 7 (разб.) + 16Н20 (хол.) = 4[Na(H20)4)^ + Р20$ ,
(100° С, вак ).
Р20 ? ' + Н20 < = ? НР2ф + ОН ; рХ0 = 5,78.
3. Na4P207 + Н20 (гор.) = 2Na2HP04.
4. Na4P20 7 + Н20 + 2HNOs (разб.) = 2NaH2P04 + 2NaN03
(кип.)
5. Na4P20 7 (иасыщ.) + 2СНзСООН (конц.) = Na2H2P20 7 + 2Na(CH3COO)
[0— 10° С].
6. Na4P20 7 + 2M(N03)2 = М2Р207 4- + 4NaNOs (М = Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Pb).
344. N b2H2P 20 7 — ДИГИДРОДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде,
анион Н 2Р20,~ подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей
водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 333', 342*, 3435.
А/г = 221,94;
1.
d = 1,862;
к, = 4,6(0),
Na2H2P207 — -—►2NaPOj (соль Грэма) + НгО
3Na2H2P20 7 — — * 2NajPjO« + 3H20
(220— 250° С),
(650° С)
179
2.
3.
ЫагНгРгСЬ ■6Нг04 7~» ЫагНгРгСЬ (насыщ.) + 6Н2О
NajHjPiOr 6Н 2О = ЫагНгРгОт + 6Н20
ЫагНгРгО? (разб.) + 8НгО (хол.) = 2[Na(H20)«r + Н2Р2С^' ,
(коми.),
(80° С, вак.).
Н 2Р20 ^ + Н20 +=+ НР20^ + Н 30 +; рКк = 5,77.
4. ЫагНгРгОу + Н20 (гор.) = 2NaH 2PO„.
5. ЫагНгРгОт + 2NaOH (разб.) = Na4P207 + 2Н20.
345. NasPjOio— ДЕКАОКСОТРИФОСФАТ(У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод­
ной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Полу­
чение см. 3 2 9 '5, 3327.
М, = 367,86;
d = 2,52 + 2,59;
tm = 692° С (разл.);
* ,= 16,3<,0).
1. NasPjOio = ЫачРгО? + NaPOs
2. Ыа5РзОю 6Н20 = Ыа5РзО,о + 6Н 2О
3. NasP30 io (разб.) + 20Н2О (хол.) = 5[Na(H20)4]+ + P3OJ0 ,
(выше 692° С).
(120° С).
Р3О?0- + Н20 <=»• НР30?о + ОН-; рКо = 5,00,
HPjOfo + Н 2О £=?• H 2P3Ojo + ОН'; рК0 = 7,00,
Н2Р30?6 + Н 20 <г=» H3P3Of0 + OH ;p/(o= 11,00.
4. Ыа5РзОю (разб.) + Н20 (гор.) = Na4P207 + №НгРС>4.
5. Na 5P30 m + 2HN0 3 (разб.) + 2Н20 = 3NaH 2P 0 4 + 2NaN0 3
(кип ).
346. PFs — ТРИФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Медленно гидролизуется водой, реагиру­
ет со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом
кремния. Получение см. 31510, 3471, 3484.
Мг = 87,97: р = 4,193 г/л (н. у.);
/„, = -151,5° С;
г— = - 101.8е С.
1.
2.
3.
4.
PF 3 + ЗН2О —
> Н 2(РНОз) + 3HF
PF 3 + 5ЫаОН(конц.) = Ыа2(РНОз) + 3NaF + 2Н20.
2PF3 + О 2 = 2POF3
PF 3 + СЬ = PCI2F 3
(в атмосфере N 2).
(50—60° С).
(40—50° С),
2p c i 2F3(,) т-— 0>с д° - 140‘ > ( p a ;x P F <ir,
5.
180
2PCI2F 3 + 7КОН(конц„ хол.) = K[PF6]4 + К.2НРО4 + 4КС1 + ЗН20.
4PF 3 + Ni = [Ni(PF3)4](*)
(30—50° С, р ).
347.
PFs — ПЕНТАФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается.
Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом
кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. 3 1510, 3499 ,0.
М, = 125,96;
р = 5,805 г/л (и. у.);
tm = - 93,75° С;
'«л = - 84,55° С.
1. PFs = PF 3 + F 2
(выше 400° С).
2. PFs + НгО(влага) = POF3 + 2HF,
PFs + 4Н20 = Н3ГО4 + 5HF.
3. PFs + 8NaOH(KOHU.) = Na 3P 0 4 + 5NaF + 4H20 .
4. 2PFS+ Si0 2 = 2POF3 + SiF4
(400° C).
5. PFs + HF = HfPFe]
(- 20° С, в жидк. S 0 2).
6. PFs + MF = MfPFe]
(при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag).
7. PFs + 3SbFs<*) = (PF 4+)[Sb3F16].
348.
PCI3— ТРИ ХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, летучая, неустойчива во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагиру ет
со щелочами. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается
водородом. Получение см. 315м' |7, 3491' 4.
М г = 137,33;
d = 1,5567<W);
tm = - 90,34° С;
tmn = + 75,3° C.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
349.
РСЬ + 3H20 = Н 2(РНОз) + 3HC1
(коми., в воде; 0° С, в жидк. ССЦ)
PClj + 5NaOH(pa36.) = Na 2(PH03) + 3NaCl + 2Н20 .
электрич. разряд
Р2С14 + 2НС1.
2РСЬ + Н2
2РС13 + 0 2 = 2РС1зО
РС1з<ж) + С12 = РСЬ
РС1з<ж) + 3HF = PF 3 + ЗНС1
2РС1з<«) + 3ZnF 2 = 2PF 3 + 3ZnCl2
PClj + S = PSCI3
ЗРС1з<ж) + КСЮз = ЗРСЬО + КС1
4РС1з<ж) + [Ni(CO)4] = [Ni(PCb)4] + 4CO t.
(50—60° С).
(коми., р).
(50—60° С),
(коми).
(160° С, р, кат. А1С13).
(коми).
РСЬ — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА
Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопич­
ный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав
Р2С1ю и строение (РСЦ)[РСЬ]~. Весьма реакционноспособный; гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфо­
ром, аммиаком. Получение см. 315м, 348s, 3565.М
,
М, = 208,24;
d = 2,11;
tm = 166,8° С (р).
181
160-300* с
>•
K h + Cl1
2. PCls + НзО(влага) = РСЬО + 2НС1,
РСЬ + 4HjO = H jP04 + 5НС1.
3. PCls + 8ЫаОН(разб.) = NajPO< + 5NaCl + 4HjO.
(75— 100° C).
4. 6PC15 + P4 = lOPClj
(50-60° C),
5. PCls + SOi * РСЬО + SCljO
(50—60° C).
2РСЦ + CaSOj = 2PCbO + CaCh + SCI20
6. PCls + НзБСЫбеэводн.) = РСЬО + HC1 + HSOjCl.
(150° C)
7. 3PC15 + 2B(OH)j = 3PCljO + 6HC1 + B2Oj
8. PCls + 6MF = M[PF«] + 5MC1
(175—230° С, M = Na+, К ,NHJ).
(300—400° C).
9. 2PCls + 5CaF2 = 2PFS + 5CaCl2
(коми.).
10. 3PCl5 + 5AsFx*> = 3PFS+ 5AsCb
(0°
С,
в
жидк.
AsCIs).
11. 2PCls + 2AsFj = (PCi;)[PF6] 4- + 2AsCls
(210—230°
C).
12. PCls + NbCls(«) =(PCi;)[NbCl«]
(40°
C),
13. PCls + 8NHj<M) = PNO^H^s + 5NH 4CI
(125°
С,
вак.).
PN(NH 2)2 = РК(ЫНХфосфам) + NH 3
14. PCiso«) = P C i;+ (P C u r
350. PCI3O — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во
влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
фтороводородом, аммиаком. Апротонный растворитель, умеренно растворяет
хлориды металлов и аммония. Получение см. 319 , 348 , 349s' 1.
Л/, = 153,33;
d = 1,645<М);
= 1,25° С,
Л™ = 105,8° С.
1.
2.
3.
4.
5.
РСЬО + 3H20 = H3PO4 + 3HC1.
PCI3O + 6ЫаОН(разб.) = Na 3P04 + 3NaCl + 3H20 .
PCI3O + 3HF = POF, + 3HC1
PCI3O + 3LiI = PI3O + 3L1C14PCI3O + 6NHXr>= P(NH2)30 4 + 3NH«CI
(65° С, кат. SbCls).
(коми., в жидк. CSs).
(- 15° С, в СНС1з).
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. 315 , 3 5 2 '\
Мт= 270,69;
d - 2,852(,5);
/„,= -4 1 ,5 ° С;
t„„ = +173,3° С.
1. PBrj + ЗН20(хол.) = H j(PHO j) + ЗНВг
(в атмосфере Ni).
2. 2РВг3 + 101ЧаОН(разб.) = 2Na2(PH 03) + 6NaBr + 5НгО.
182
(70—90° Q .
(100—150° С).
3. 2PBr3 + Oj = 2PBrjO
4. РВгз^ + Bn = PBrs
352.
PBrs — ПЕНТАБРОМ ИД ФОСФОРА
Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известей
красный изомер с ионным строением (РВг< )В Г .Растворяется в тетрахлориде
углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восста­
навливается фосфором. Получение см. 31512, 3S14.
Mr = 430,49;
d * 3,57;
tm »
= 106° С(разл ).
1. РВг5 = PBn + Bn
2. PBr5 + НгО(влага) = PBnO + 2HBr,
PBrs + 4HiO « H 3 PO4 + 5HBr.
3. PBrs + 8ЫаОН(раэб.) = ЫазРОч + 5NaBr + 4H^>
4. 3PBrs + 2Р(красн.) = 5PBrs
353.
(выше 106° C).
(в жидк. CS2 ).
Pis — ТРИИОДИД ФОСФОРА
Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагре­
вании. Получение см. 3I5,J.
М, = 411,69;
= 4,18;
/M = 6I,0°C.
1. 2РЬ s Pjb + Ь
2РЬ = 2Р(красн.) + 3Ij
2. PI3 + 3HjO = Hj(PHOs) + 3HI
3. РЬ + 5ЫаОН(разб.) = NarfPHOj) + 3NaI + 2HjO.
4. 2РЬ + Oj - 2РЬО(фиол.)
5. 2Р1з + 3P4 + 24HjO(no каплям) = 6 PH 4 I + 8 H 3 PO4
354.
(100—120° С),
(выше 200° С),
(в атмосфере N 2 ).
(40—50° С, кат. Pt]
(30-40° С)
P*Sj— ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Желто-зеленый, очень твердый, плавится н кипит без разложения, при прока­
ливании разлагается. Устойчив на воздухе. Не реагирует с холодной водой,
разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой,
щелочами, кислородом, серой. Получение см. 315 .
Mr = 220,09; d = 2,03; tm « 172,5° С; t™, = 407,5° С.
1. P4 S3 = 4Р(красн.) + 3S
(выше 700° С).
2.
P4S 3 ■— Н(^ Р) > НзРО*, HtfPHOj), H(PH20j).
3.
P4S 3 + 38НЫОз(конц., гор.) = 4 Н1 РО4 + 3H]S04 + 38NO* + IО Н А
4'
P4Sr S - T ^ * NajPO*-N^
H 0 »). Na(PH20 2).
183
5.
P4S3 + ЗОцг)
P4O 6 i + 3Sl
(коми., в бензоле),
P4S3 + 8 0 2 = P4O 10 + 3S0 2
(100—300° С).
6.
P4S3 + 2S = P4S5
(коми., на свету, в жндк. CS2, кат. 12),
P4S 3 + P4S7
(выше 530° С).
355.
P4S ю — ДЕКАСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Темно-желтый, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2S5 .
Гидролизуется водой, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом,
аммиаком. Образует тиокомплексы. Получение см. 315
М ,=
1.
444,56;
</=2,09;
<ш, = 288°С;
<KHn= 514° С (разл.).
P4S 10 + I 6 H 2O = 4Н зР 0 4 + IOHjS.
P4S 10 + 80H N O 3( kohu.) = 4 Н 3Ю 4 + IOH2SO4 + 8 ONO2 + 24Н20
(к и п .).
3. P4S10 + 24ЫаОН(конц.) = 4Na 3POsS + 6Na2S + 12Н20
(70° С),
NasPOsS + Н 2О = Na 3P04 + H2S t
(кип.).
4. P4S10 + 16NaOH(KOHU.) = 4 М а 3Ю 28 2 + 2Na2S + 8H20
(50° C),
P4S 10+ 10NaOH(KOHu.) + 2NaHS(KOHu.) = 4Na3POS3 + 6 H2O
(до 10° C).
5. P4S10 + 6 Na 2S(Hacbiin., гор.) = 4 Na 3[PS4].
6.
P4 S 10 + I 5 0 2= P4O 10 + 1OSO2
(300° C).
7. P4Sio + 6 PCls= IOPSCI3
(150—200° C, p ) .
2.
8
. P4S 10------ — > P3N 5
356.
(230—600° С, в токе NH3).
—H 2S, —S. —Hz
P3N5 — ПЕНТАНИТРИД ТРИФОСФОРА
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Реакционнопассив­
ный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты),
щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кисло­
родом, хлором, водородом. Получение см. 355®.
М ,=
162,96;
</=2,51.
1.
.
3.
4.
5.
6.
P3N 5 = 3PN + N 2
P3N 5 + 12HjO = ЗН3 РО4 + 51МНз
P3N 5 + 5НГМОз(конц.) + !2Н20 = ЗН3 РО4 + 5 NH 4 NO3
4PjN 5 + 1502 = ЗР4О 10 + lONj
2P3N5 + 15СЬ = 6 PCI5 + 5N2
4P3N 5 + 30Н2 = ЗР4 + 2 ONH3
357.
H|PF6| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) ВОДОРОДА
2
(700—760° С).
(выше 180° С, р ).
(кип.).
(600° С).
(100° С).
(300° С).
Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо рас­
творяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустой­
чив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 3 1 9 ,3475.
184
М ,= 145,97;
iiui = 32° С (кр.).
1. H[PF6] 6Н20 = 3HF + POF3 + 5Н20
2. H[PF6](pa36.) + Н 20(хол.) = [PF6]~ + Н 30 +,
[PFe]’ + 2НгО
[P0 2F2] + 4HF.
3. 2H[PF6] + 5Н20(гор.) = H[P0 2F2] + HJTOjF] + 9HF
4. H[PF6] + NaOH(pa36.) = Na[PF6] + H 20 ,
H[PF6] + NH 3 • Н 20(конц.) = NH 4[PF6] + H 20.
358. Na|PF6| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У)
(150—200° С),
(в конц. H N 03).
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, 349s, 3574.
М, = 167,95;
</=2,51.
(500—600° С).
1. Na[PF6] = NaF + PF 3 + F 2
(80° С, вак.),
2. Na[PF6] H20 = Na[PF6] + H20
(200° С),
Na[PF6] H20 = NaF + POF3 + 2HF
(см. 3572).
3. Na[PF6](pa36.) + 4Н 20(хол.) = [Na(H 20 )4]+ + [PF6]~
4. Na[PF6] + 2H20(rop.) = Na[P0 2F2] + 4HF.
5. 2Na[PF6] + 5H20(rop.) + 2 H N 0 3(kohU.) = H[P0 2F2] + 9HF + 2NaN03.
6. Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na 3P 0 4 + 4H20
(350—400° С),
7. 2Na[PF6] + 3Si0 2 = 2NaTO3 + 3SiF4
(выше 650° С).
МЫШЬЯК
359. As — МЫШЬЯК
Неметалл. Существует в трех формах. С е р ы й мышьяк a-As — устойчивая
форма существования, относительно твердый, хрупкий. Ч е р н ы й мышьяк
P-As — аморфный, хрупкий. Ж е л т ы й мышьяк y-As (состоит из молекул
A s 4) — метастабильный, мягкий (как воск), легко растворим в сероуглероде, по
свойствам напоминает белый фосфор (химическая активность выше, чем у a-As
и P-As). При нагревании аозгоняегся, плавится под избыточным давлением.
Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кисло­
тами. Переводится в раствор действием концентрированной азотной кислоты,
«царской водки», щелочей, типичных окислителей. Реагирует с кислородом,
галогенами, серой, металлами. Все соединения мышьяка чрезвычайно ядовиты.
Получение см. 36116, 3637, 3684.
Мт= 74,922;
d = 5.727(a), 4,9(Р), 2,03(у);
/ал = 817° С (р).
185
1.
2.
3.
2А$ + ЗН^ОДконц., гор.) = AsjOji + 3SOj + ЗН 2О.
2As + бНгБгО^олеум) = 2A s(HS04>j + 3H 2SO4 + 3S021.
As + 5HNOj(kohu.) = H * \s0 4 + 5NO 2 + H 2O,
As + ЗНСЦконц.) + HNOj(kohu.) = AsClj + N O t + 2H 2O.
2As + 2N»OH(20%-A) + 2H 2O — *— * 2NaAs02 + ЗН 2Т
5.
6.
7.
(кип.).
2As + 6КОН(20%-й, хол.) — L- *• 2KjAsOj + 3H2T.
2As + ЗО2 - 2As2Oj
(сгорание на воздухе).
2As + 5 F2 = 2AsF5
(коми., сгорание во фторе).
2As + 3CI2 = 2AsClj
(20—30° С, сгорание в хлоре),
+ 2H jAs0 4 + I0HCI.
2As + 5Cli + 8Н20
(50—80° С, E - Br; кип., в жидк. CS2, E = I).
8. 2As + ЗЕ2 = 2AsEj
(500—600° С, в атмосфере N 2).
9. As ------- ►AS2SJ, As2S;, AS4S4
(нагревание; M = Li, Na, К),
10. As + 3M = M»As
M»As + 3H20 = AsHjT + 3MOH.
(нагревание; M = Mg, Ca, Cu),
11. 2As + 3M —MjAsi
(нагревание; M = Ca, Zn, Fe).
2As + M = MAs;
(400—450° C),
12. 2As + 3Zn = ZnjAsj
Zn3As2 + 3H2S04(pa36.) = 3ZnS04 + 2AsHjt.
(нагревание; M = Al, Ga, In, La),
13. As + M —MAs
MAs + 3H20 = AsHjT + M(OH)j I.
14. As + 3Na + 3NH4Br = A sH jt + 3NaBr + 3NHj
(- 40° С, а жидк. NHj).
15. 2As + 6NaOH(pa36.) + 5NaCIO = 2N ay\s0 4 + 5NaCI + 3H20 ,
2As + 6NaOH(pa36.) + 5 Н 202(конц.) = 2NajAs0 4 + 8H 2O.
16. 2As + 2BrFs = 2AsFj + Br2
(100—200° C).
17. P-As<T)---- ►a-Asw
(270° C),
y-As<T)---- ►a-As(T)
(358° С или медленно на свету).
18. 8(a-AsXT) 613—зоо* с t 2 A s4(d 800—1700* C( As4(r> + 2As2(r).
360. AsHj — АРСИН
Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при
нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной
пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется а воде и не
реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsHj - 46НгО. Хорошо
растворяется а сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается
на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см.
3591214, 361 , 365*, 368*.
Мг = 77,95;
</<*) = 1,62К «);
р = 3,5023 г/л (н у );
Ли = - 116,92° С;
= -62,47° С; v, = 20<W).
1. 2AsH3 = 2As + ЗН2
2. AsH 3 + ЗНС1(конц.) = AsClj + 3H2t.
186
(до 300° С).
3. АвНз + 2H 2SO<(kohu., хол.) = AsSO^OH) + S4 + 3HjO,
AsHj + 8HNO j(kohu) = HjAsO< + 8N O jt + 4HjO.
4. 2AsHj + ЗО2 = AsjO j + ЗН2О
(сгорание на воздухе).
5. AsHj + ЗЬ = Aslj + 3HI
(коми).
6. AsHj + 3NaOH(pa36.) + 4NaC10 = NajAsO« + 4NaCl + 3H 20 .
7. AsHj + ЗЫаОНфазб.) + 4НгС>2(конц.) = NajAsO* + 7HjO.
8. 2AsHj + ЗМ80«(коиц.) + 6NaHCOj = M jAsji + 3Na2SO« + 6C 02t + 6H 2O
(M = Cu, Zn).
9. 2AsHj + 3HgCh = HgjAs2>t(4epH.) + 6HCI
(кип., в рвзб. HCl).
10. 2AsH3 + ЗНгО + l2AgNOj = AsjOji + 12Agl + I2HNQ j.
Э61.
A s jO j —
ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низко­
плавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификаци­
ях: a-AsjOj (монохлинная, клаудетит) и P-AsjO j (кубическая, в узлах кристал­
лической решетки находятся молекулы А$<Об; арсенолит). При быстром охлаж­
дении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо
реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsCh
(метамышьяковистая) и HjAsO j (ортомышьяковистая). Проявляет кислот­
ные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окис­
лительно-восстановительными свойствами. Получение см. 3595,3657, 3 6 8 3 7 11.
М, - 197,84;
d = 4,15(a), 3,74(Р);
tm = 314е С (а), 278° С (0);
/гет = 461°С;
/ЫР) = l.etf20*, 6. 1б010».
1. AsjO jw + НгО(хол.) х~~* 2НА$Ог(насыщ.),
а) HAs0 2 + Н 2О < = + As0 2 + HjO+; рК, = 9,22,
HAsOj + 5 Н 2О < = + [As(H 20 )4(0 H)2]+(?) +OH ; pA0 = 14,30;
б ) HASO2 + HiO
H jAsOj
2. As20j(T) + 3HjO(rop.)
(идет в малой Степени).
2HjAsOj(Hacbiiu),
H jAsO j + Н20
H 2As0 3 + HjO+; pKt = 9,23.
H j AsO j + H 2O
HAsOj* + HjO+; pK, = 12,13,
HAsOj* + H 2O
AsOj' + H jO+; p & - 13,41.
3. As2O j + ЗНС1(разб.)
H jAsOj + AsClj,
As2O j + 6 НС1(конц.) = 2AsClj + ЗН2О.
4. As2O j + 6HE(r> = 2AsEj + 3H20
(140—200° С; E = F, Cl).
5. AsjO j + 4HNO j(kohu.) + H2O = 2HjAsO< + 4N 0 2
(кип).
6. AS2O 3 + 2NaOH (разб.) = 2NaAs0 2 + H 2O,
AsjO j + 6ЫаОН(конц.) = 2NajAsOj + ЗН2О
(примесь NajHAsOj).
187
7. AsiCb + Ыа2СОз(конц., гор.) = 2NaAsOi + C 0 2t .
8. AsjOj + 4HS03F = AsF 3 + SO3 + HF + As(HS0 4)3
(55—65° C).
9. AS2O 3 + бНЦконц.) = 2AsI3± + 3HjO
(коми).
10. АвгОз + 3H2S(Hacbim.) = As2S3± + 3H20
(в конц. HC1).
11. 2AsjC>3 + 9S = 2AsjS3 + 3SOj
(300° C).
12. A sj0 3 + 5H20 + 2E2 = 2H 3ASO4 + 4HE
(кнп.; E = Cl, Br, I).
13. 5АвгОз + 6H 2S0 4(pa36.) + 4KMnO« + 9НгО = IOH3ASO4 + 2K 2S04 + 4MnS04.
14. As20 3 + 6NaOH + 2NaN0 3 = 2Na 3As04 + 2NaN0 2 + 3H20 (400—500° C).
15. АвгОз + ЗН(РНгОг) = 2АвФ + ЗН2(РН03)
[в разб. НС1],
АвгОз + 9НС1(конц.) + 3H[SnCb] = 2Asi + 3H2[SnCls] + ЗНгО.
16. АвгОз + ЗС(кокс) = 2Ав + ЗСО
(700° С, примесь СОг),
АвгОз + 3KCN = 2Ав + 3KOCN
(600—650° С).
17. АвгОз + 12Н° (Zn, разб. НС1 или конц. NaOH) = 2АвНз t + ЗНгО.
18. АвгОз+ 5НгО
эпе|ст?°™.1> 2H2t (катод) + 2НзАв04(анод).
362. АвгОз — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном)
и кристаллическом состояниях. Реагирует с водой. Гидрат АвгОз- 1,67Н20
имеет строение (НзАвзОю)*. Проявляет кислотные свойства, реагирует со ще­
лочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 3631.
Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); к, = 65,8(20), 75,1(80).
1. Ae2Os = АвгОз + Ог
2.
3.
4.
5.
(выше 315° С).
АвгОз + 4НгО — -—> 2(НзАв04 ■0,5Н2О)Ф f
> 2НзАБ04(иасыщ.) + НгО
АвгОз + ЗНгО = АвгОз • 1,67Н2ОФ + 1,ЗЗН20 (
(20° С),
> 2НзАв04(насыщ.)
[80° С].
АвгОз + 6NaOH(KOHU.) = 2Na3Ae04 + ЗНгО.
2АвгОз + 5С(кокс) = 4Ав + 5СОг
АвгОз + 5H 2S(r) = Ae2S3i + 2Sl + 5H20
(400— 500° С).
(30—50° С, в коиц. НС1).
363. H3ASO4 — МЫШЬЯКОВАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в свободном (от воды) виде
не выделено. При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая
кислота, при выпаривании переходит в полимерную форму (Н5А 83О 10)». Хоро­
шо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щело­
чами. Очень слабый окислитель. Получение см. З593 7, З603, 3615' l2, 3622, 3682.
Mr = 141,94;
= 2,0 н- 2,5 (кр.); /пл = 35,5° С (кр.);
ks = 96,1<20>,
1.
188
2(НзАв04 ■0,5Н2О)(т) = Ав2Оз + 4НгО
(250—280° С).
2.
3«HjAs0 4(kohu.) = (H5AS3O10), 4 + 2лН20
( 100° С, выпаривание),
НзАэОДнасыщ.) + 2Н20 = Н?А50б4(возможно H[As(OH)6])
[- 30° С]
3. НзАвОдСразб.) + Н20
H 2A s04+ НзО+; рКк = 2,26,
H2A s04 + Н20 < = » HAs0 4' + НзО+; рКк = 6,97,
HAsOj' + Н20 «=► AsOj- + НзО+; рХ, = 11,52.
4. H3ASO4 + ЫаОНфазб.) = NaH2As04 H2O i
(на холоду),
H 3ASO4 + 2NaOH(pa36.) = Na 2HAs0 4 + 2НЮ
(50—60° С)
5. 2H 3ASO4 + 5H2S(r) = As2S54 + 8Н20
(0° С, в конц. НС1).
6. Н зА 504(конц.) + ЗЫНз<г) + ЗН20 = (NH 4)3As04 • ЗН20 4
(коми.).
7. H3ASO4 + MgCl2 + 3NHj(r) = MgNH4As0 4 4 + 2NH4CI,
4MgNH4As04 + 5С(графит) = 4As + 5C02'+ 4NH 3 + 4MgO + 2H20
(700° С, вак.).
8. 2H 3As04(rop.) + 2S0 2<r)= Аз2Оз4 + 2H2S 0 4 + H20
(кип.).
9. 2H3As04(xon.) + 4Н1(конц.) = Ав2Оз4 + 2Ь + 5H20.
10. H3ASO4 + 12МоОз + 3KNO} = K.3[AsM oi2C>4o] 4(желт.) + ЗНЫОз
(60— 70° C).
364.
NaAs02 — МЕТААРСЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к 0 2 воздуха. Хорошо
растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением
состава). Кристаллогидратов ие образует. Разлагается кислотами, реагирует со
щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение
см. 3594, 3616’7
АУГ= 129,91;
d= 1,87;
* ,= 156(25).
1. 5NaAs0 2 = Na3As0 4 + 2NaAs0 3 + 2As
2. NaAs02(pa36.) + 4Н20(хол.) = [Na(H20)4]+ + A s02,
(300—550° С).
а) As0 2 + H 20 < = ^ HAs0 2 + OH ; pX0 = 4,78,
б) AsOj + 2H 20 4= » H 2As0 j + H 20 <=>• H 3ASO3 + OH'.
3. NaAs0 2 + H 20(rop.) = NaH 2As03.
4. 2NaAsOz + 2НС1(разб.) = 2NaCI + As20 34 + H 20,
NaAs02 + 4НС1(конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H20.
5. NaAs0 2 + ЫаОН(хол) = Na 2HAs03.
6. 2NaAs02 + 0 2(воздух) — -—►2NaAs03 ,
2NaAs0 2 + 2ЫаОН(разб.) + 0 2 = 2Na2HAs0 4
(кат. 0uSO4).
7. 2NaAs0 2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH20 2) = 2As4 + ЗНг(РНОз) + 2NaCl + H 20,
2NaAs0 2 + 14НС1(конц., гор.) + ЗБлС ^) = 2As4 + 3H2[SnCl6l + 4H20 +
+ 2NaCI.
8. NaAs02 + 2ЫаОН(разб.) + NaCIO = Na3As04 + NaCl + H20.
189
9.
NaAsOj + 2NaOH(p«6.) + 2(Ag(NH3)jJOH = 2Ag4- + NasAsC^ + 2N H jt +
+ 2H20
(80° C).
10. 2NaAsOj + 2НС1(разб.) + 3H2S = A sjS j 4- + 2NaCl + 4H 20 .
11. NaAs0 2 + H20 + 3AgN0 3 = AgjAsOji (желт.) + NaNOj + 2HNOj.
12. NaAs0 2 + H20 + NaOH
watTpo'W3-» H 2 1(катод) + Na 2HAsO< (анод).
365. N.jAsCh — АРСЕНАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется а воде (гидролиз по
аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 35915,
361м. З623, 364‘ 8
Mt = 207,89;
d = 2,835;
= 86,3° С(кр.);
к, = 19,1<155), 23,4<10).
1. NajAs0 4 12Н20 = NajAsO^ + 12Н20
2. Na 3As0 4(pa36.) + 12Н20 = 3[Na(H20 )4]+ + AsOi-.
3.
4.
AsOj + H 20 4= ? HAsOi +O H ;pXo = 2,48.
NajAs0 4 + C 0 2 + H20 = Na 2HAs0 4 + NaHCOj.
NajAs04(Hacbim.) + 2HjAs0 4 + 3H20 = 3(NaH 2As0 4 • H 20 )
NaHjAs0 4 HjO
NajHjAsjO.o
(выше 150° С).
[на холоду],
NaAsOj.
5.
Na 3As04 + 3AgN 03 = Ag3As0 4i (кор.)+ 3NaN03,
2NajAsOa + 3MC12 = 6NaCl + M3(As0 4)2 4(M = Ca, Ba. Fe, Co, Ni, Cu, Hg).
6. NajAs04 + MgCl2 + NH 4C1 + 6H20 = MgNH4As0 4 • 6H204-+ 3NaCl.
7. 2NasAs04 + 3H2S0 4 + 4HI = As20 34+ 212i + 5H20 + 3Na2S0 4
8. 2NasAs04 + 21 НС 1(конц.) + 5H[SnCl3] = 2As4- + 5H2[SnCl6] + 6NaCl + 8H20.
9. NajAs0 4 + 4Zn + 11 НС1(разб.) = AsH3t + 3NaCl + 4H20 + 4ZnCl2
366. AsF3— ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная жидкость; ниэкокипящая, легколетучая, тяжелая. Полностью гид­
ролизуется а воде. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагиру­
ет со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона.
Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. По­
лучение см. 3614 *.
Мг= 131,92;
d= 2,73<|5);
<ш, = - 5.94° С;
I». = + 57,8° С.
1. 2AsF3 + ЗНзО = A s20 34> + 6HF.
2. AsF 3 + 2Н1ЧОз(конц.) + 2НзО = H jA sC>4 + 3HF + 2N 02.
3. ASF3 + 5ЫаОН(разб.) = Na 2HAs03 + 3NaF + 2H20 .
4. 4AsF3 + 3Si0 2 = 3SiF4 + 2As2Q 3
190
(100— 150° C).
5. AsF**) + KF = K[AsF*].
6. AsF**> + SbFs = (AsFj*)[SbF*].
7. 2AsFj + 2 0 j = (AsClJM AsF*]
(50—60° С, охлаждение до - 40° С).
367. AsF; — 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-иоиу. Является «сверхкислотой» в смеси
с жидкими HF и HSOjF. Получение см. 359* 16
Mr = 169,91;
4») = 2,33<_53>;
р = 7,71 г/л (н.у );
/щ, = - 79,8° С;
Лшп = - 52,8° С.
1. AsF; + Н 20(влвга воздуха) = AsOF3 + 2HF.
2. 2AsF; + 9НаО = 2(H;As04 0,5Н2О)4. + 1OHF
2AsF; + 6,67HjO = AsjO; l,67H20 4 + 10HF
3. AsF; + 8NaOH(KOHU.) = NasAsO* + 5NaF + 4H20
4. AsF; + HF(kohu.) + HjO = H[AsF*] HjO i
AsF**) + KF = K(AsF*]
5. AsF; + HF(«) < = ? HjF+ + [AsF;]',
(0° C),
(80° C).
(на холоду),
(примесь K 2[AsF 7]).
AsF; + HFW + C*H;F < = ? C*H*F+ + (AsF*]".
6. AsF; + 2HSOjF(*j
H jSOjF* + [As(S03F)F;]".
368. AsCb — ТРИХЛОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная легколетучая тяжелая жидкость. Легко гидролизуется во влажном
воздухе («дымит»). При смешивании с малым количеством воды (до 18 моль
HjO на 1 моль AsCb) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидро­
лизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кис­
лотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлоридноиа. Апротоиный автоиониэируюшийся растворитель; растворяет иодиды
щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 3597, 3613 4, 3644.
А/г = 181,28;
2,16е303;
/„ = - 16,2° С;
/«МП= + 131,4° С.
1. AsC1i (kohu.) + 8HjO
[As(HjO)*(OH)2]+(?) + ЗСГ + 2H30 +,
2AsCl3(pa36.) + 3H20 = As20 34 + 6НС1.
2. AsCb + 2HN03(kohu.) + 2H20 = HjAsO* + 2N 0 2 + 3HC1.
3. AsCb + 5 NaOH(pa36.) = Na 2HAs0 3 + 3NaCI + 2H20 .
4. 2AsCI3 + 3H2 = 2As + 6HC1
(850—900° C),
2AsCI3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As
(500—600° C).
5. 2AsCb + ЗНСКкоиц.) + 3H(SnCb] = 2As4 + 3H2(SnCl*].
191
4AsCl3 + 3Li[AlH4] = 4AsH3t + 3LiCl + 3A1C13
7. AsCl3<*) + АвгОз = 3As(C1)04.
8. AsCl3<*) + KC1 = K[AsC14],
AsCl3<«) + SbCl5 = (AsClJ)[SbCl6J.
6.
9.
2AsCl3<*) < = * AsClj + [AsCU]'
(в эфире).
(идет в малой степени).
369. As2Sj — ТРИСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению
к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами,
гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелоч­
ных металлов, пероксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при
нагревании. Получение см. 359*, 36110' ", 3721,4.
М, = 246,04;
d = 3,43;
/„л = 310°С;
г„яп = 723° С;
рПР1*-25 = 25,0 + 29,0.
1. As2S3 + ЗН20 = As2Oj + 3H2S
(200—250° С).
2. As2S3 + 9H2S04(kohu.) = As2Oj 4 + 12S02 + 9H20,
As2S3 + 28H N O j( kohu.) = 2H 3ASO4 + 28N02 + 3H2S04 + 8H20
(кип.).
3. As2S3 + 6ЫаОН(конц.) = ЫазАэОз + Na3[AsS3] + 3H20 .
4. As2S3 + 6(NH3 Н20)[конц.] = (NH4)3As03 + (NH4)3[AsS3] + 3H20.
5. As2S3 + 14H20 2 (конц ., гор.) = 2H 3ASO4 + 3H 2S04 + 8H20.
6. 2As2S3 + 9 0 2 = 2As20 3 + 6S02
(500° C).
7. As2S3 + 2S = As2S5
(100— 120° C,p).
8. As2S3 + 3Na2S(KOHU.) = 2Na3[AsS3].
9. As2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[AsS4].
370. AsiSj — ПЕНТАСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Реакци­
онноспособный, полностью разлагается кипящей водой, концентрированными
серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей,
гидрата аммиака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окис­
ляется кислородом при нагревании. Получение см. 3599, 3635, 3724.
Мг = 310,17.
1. As2S5 = As2S3 + 2S
(90—500° С).
2. 2A s2S5 + 3H20 = АвгОз! + As2S3-t + 4S4 + ЗНгЗФ
(кип.).
3. As2S5 + 15H2S04 (конц ., гор) = 2H 3ASO4 + 20SO2 + 12H20,
As2S5 + 40НЫОз(конц.) = 2H 3ASO4 + 40NO2 + 5H 2S04 + 12H20
(кип.).
4. 4As2S5 + 24ЫаОН(конц.) = 3Na 3As04 + 5Na 3[AsS4] + 12H20,
4As2S5 + 24(NH3 Н 20)[конц.] = 3(NH4)3As0 4 + 5(NH4)3[AsS4] + 12H20.
5. 2As2S5 + 1302 = 2As20 3 + 10SO2
(300-400° C).
6. As2S5 + 20Н2О 2(коиц„ гор.) = 2H 3ASO4 + 5Нг804 + 12H20.
192
7. AS2S5 + ЗМгБСнасыщ.) = 2M3[AsS4]
(50—60°'С; М = Na, К).
8. As2S5 + 3NH«HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3[AsS4] + 3HC1
(40—50° С)
371.
A S4S4 — ТЕТРАСУЛЬФИД
ТЕТРАМЫШЬЯКА
Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный
(стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже,
чем у AS2S3 и As2S5. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и
щелочами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при
нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфи­
дами щелочных металлов а присутствии серы. Получение см. 359\
Мт= 427,95;
d = 3,25 + 3,56;
tm = 321° С;
I™ = 534° С.
1.
2.
3.
4.
AS4 S4 + 44НЫОз(коиц.) = 4H jAs04 + 4 H2 SO4 + 44N02 + 12Н20
(кип).
3AS4S4 + 16 NaOH(KOHu) = 4 NaAs0 2 + 4As4- + 4Na3[AsS3] + 8 H 2O (кип.).
AS4S4 + 702 = 2As20 3 + 4S02
(400—500° C).
AS4S4 + 6Na 2S(KOH4 ., хол.) + 2S
4Na3[AsS3],
AS4S4 + 6N a 2S(KOHU.) + 6S = 4N a 3[AsS4]
(кип.).
172. Na3|AsS4| — TETPATHOAPCEHAT(V) НАТРИЯ
Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисля­
ется Ог воздуха. Хорошо растворяется в холодной аоде. Разлагается горячей
водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704' 7, 3714.
Л/г = 272,16.
1. 2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S
(450—500° С).
2. N a 3[AsS4] ■8H 2O = N a 3[AsS4] + 8H 2O
(80— 120° С, вак., над P 4O 10).
3. Na3[AsS4](pa36.) + 12Н20(хол.) = 3[Na(H20)4]+ + [AsSJ3-,
Na3[AsS4] + 2H20(rop.) = Na 3[AsS20 2] + 2H2S t.
4. 2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S34 + 3H2S t
(0° C),
2Na 3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S34r + 2S4 + 3H2S
(кип.).
5. Na3[AsS4] + 4ЫаОН(конц.) = Na 3[AsS202] + 2Na2S + 2H20
(коми.).
6. Na 3[AsS4](pa36.) + 0 2 — — * Na 3[AsS202] + 2Si,
Na 3[AsS4] + 6O 2 = NajAs04 + 4S0 2
(500° C).
С У РЬ М А
373. Sb — СУРЬМА
Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается
в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — жел­
тая сурьма, черная сурьма (d = 5,3), взрывчатая сурьма (содержит SbCl3). Не
реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер­
193
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, углеродом. Простых
аквакатионов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями,
«царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халь_
г,
„ ,1 .5 ,6
когенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. 374
„ с 15, 16. 18
, 373
3819' |0- 13
А/г = 121,75;
4т) = 6,684;
4 » = 6,55“ 3|);
t„ = 630,74° С;
= 1634° С.
1.
2Sb + 3HiO(hap) = SbiCb + ЗН2
(600° С).
2.
3.
2Sb + бН^СЦконц., х о л . ) —
» Sb^SO^j 4- + 3S02t + бНгО.
2Sb + IOHNO j( k o h u ) = S b ^ s i + 10NO2t + 5*1^
(кип.),
2Sb + 2HNOj(pa36.) = Sbi034- + 2NOt + HjO
(кип).
4. 3Sb + 18НС1(конц.) + 5HN03 (конц.) = 3H[SbCU] + 5NOt + 1ОНгО
(30-40° C).
5. 6Sb + 6KOH + 5КСЮ3 = 6КБЮ 3 + 5KC1 + ЗНгО
(400—550° С),
2Sb + N a^O s + 5NaN03 = 2NaSb03 + 5NaN02 + C 0 2
(400—500° C).
6. 4Sb + 302 = 2Sb20 3
(650° С, сгорание на воздухе),
7. 2Sb(nopouiOK) + 3C12 = 2SbCl3
(коми., примесь SbClj).
(250—400° С, р),
8. 2Sb + 5S = Sb2Ss
2Sb + 3E =Sb2E3
(650-700° С, Е = S, Se, Те),
9. Sb + З М г М ^ Ь
(сплавление; М = Li, Na, К),
MjSb + 3H20 = SbH3t + 3MOH
(0° С).
10. 2Sb + 3Mg = MgiSb2
(650° С),
MsSb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3t + 3MgCl2
(0° С),
11. Sb(acenT.)----- ►БЬ/металлич.)
[выше - 50° С],
быстро
ащ взрывч.) ------------ * зЬ(металлич.)
БЬ(черн.)----- ►8Ь(металлич.)
12. 4Sb(.)
Sb<(r) »
Sb«r)
* 2Sb2<r) < - / 4Sb(r)
Sb(r)-----►Sb(4epH.)
[100° С, трение],
[400° С].
(1634° С),
(1700—2000° C),
[быстрое охлаждение].
374. SbHj — СТИБИН
Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности
стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к 0 2 воздуха (воспламе­
няется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кисло­
тами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 3739, ,0,37513, м, 381*.
Mr = 124,77; 4,> = 2,204н ,); р = 4,599 г/л (н.у.);
Uп = -94,2° С; Лп,п = -18,4° С; v, = 22<,,).
1. 2SbH3 = 2Sb + ЗН2
2. SbH3 + 4НС1(конц.) = HfSbCU] + 3H2t .
194
(150—200° С).
3. 2SbH3 + 16HNOj (kohu.) = Sb20 5l + 16N02f + 11H20 .
4. SbHj + NaOH(KOHU.) + ЗНгО = Na[Sb(OH)4] + 3H2t.
5. 4SbHj + ЗОг(воздух) = 4Sb + 6НгО
2SbH3(«) + Oj = 28Ь(желт.) + ЗН20
(коми., сгорание),
(от -90 до -50° С).
6.
3SbH3 + 6С12 — S—» 2Sb + SbCh + 9HCI
7. 2SbH3 + 3H20 + 12AgNCb = Sb2O jl + 12A gl + 12HNCb.
(коми.)
375. вЬгОз — ОКСИД СУРЫИЫ(Ш)
Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтоватосерый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и 0ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном
нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (БЬЮб). Не реагирует с
водой, из раствора осаждается гидрат Sb20 3 - лН 20 . Проявляет амфотерные
свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанав­
ливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получе­
ние см. 3812' ®, 3846, 388 .
Мг = 291,50; d = 5,19(a), 5,67(0); и = 655° С;
= 1456° С;
1 (а
-----►0) = 460° С.
1. Sb20 3 лН20 —
2SbO(OH) + (л - 1)Н20
2SbO(OH) = Sb20 3 + Н20
2. Sb2Oj(T) + ПН20
(30° С, вак ),
(300—350° С)
2[Sb(H20)«(0H)2]+ + 20Н '; рПР 25 = 41,40,
Sb2Oj(T) + 7Н20
2[Sb(OH)«r + 2НзО+; рПР25 = 16,85.
3. БЬгОз + 8НС1(конц.) = 2H[SbCU] + ЗНгО,
Sb20 3 + 6НС1<Г) = 2SbCl3 + ЗНгО
4. Sb2Os + 4H2SO«(kohU„ гор.) = 2H[Sb(S04)2](P>+ ЗНгО.
5. БЬгОз + 4НЬЮз(коиц.) — — ►Sb20 5 4- + 4N 02T + 2НгО
6. БЬ2О з + 6Н Ж ) 3(безводн.) = 2Sb(N0 3)3 + 3H20
(60— 80° С).
(кип ).
(0° С).
ЫаОН(разб ) ,
7. БЬ2О з(т) <
> Na 2Sb<07(P), Na 2Sb«Oio(p).
8. Sb2Os + 2NaOH(20%-fi) + 3H20 = 2Na[Sb(OH)a],
Na[Sb(OH)«] + 2NaOH
N 83(50(0 4 )6].
9. Sb20 3 + 2NaOH(50%-fi) + 5H20 = 2(Na[Sb(OH)4] H 20 ) l
10. 2Sb2Oj + 0 2 = 2(Sbll,Sbv)0«
(410-^50° C).
11. 2Sb20 3 + 6C12 = 4SbCb + Ю 2
(1000° C).
12. БЬгОз + 6HF(kohu.) = 2SbF3 + ЗНгО.
13. Sb2Os + 12H°(Zn, разб. H2S 04) = 2SbH3t + ЗНгО.
14. 45ЬгОз + 6Na[BH4] + ЗНгЮ фазб.) + 6НгО = 8SbH3T + 6В(ОН)з4 + 3Na2S 04.
15. БЬгОз + 3H2 = 2Sb + ЗНгО
(500—600° С),
195
2Sb20 3 + 6С(кокс) = 4Sb + 6CO
16. Sb20 3 + 3KCN = 2Sb + 3KOCN
17. 2Sb20 3 + 6S = 2Sb2S3 + 3 0 2
18. 2Sb20 3 + Sb2S3 = 6Sb + 3S0 2
19. БЬгОэ + 8НС1(конц.) + 2C12 =2H[SbCU] + 3H20 .
20. 6Sb20 3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbF*]4- + 10Br2 + 9 0 2
(800— 1000° С).
(650°C).
(550°С).
(600—700° C).
(350° C).
376. Sb2Oj — ОКСИД СУРЬМЫ(У)
Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается.
Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2Os ■лН 20 (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. 373э, 3822,
388 .
М, = 323,50;
d = 7,86;
к, = 0,3°*'25).
1. 2Sb2Os —
►2(SbmSbv)C>4 + 0 2
2. Sb2Os п Н г О = S b i O s + лН20
3.
4.
5.
(300-450° С).
(до 275° С).
Sb2Os ■лН 20(суспензия) <
* 2[Sb(H20)(0H)s] + (л - 7)Н20,
[Sb(H20 )(0 H )5] + Н20
[Sb(OH)tr + НэО+; рК* = 4,40.
3Sb2Os + 5Н20
3Sb205 ■5Н20
Sb2Os + 12НС1(конц.) = 2H[SbCI«] + 5Н20 .
(кип., в разб. НС1).
КОН(разб.) ,
6. Sb2Os(T) <
„ ... * K2Sb40n(p), KeSb^i^p), K3SbsOi4(p).
7.
Sb2Os + 2NaOH(KOHu.) + 5Н20 = 2Na(Sb(OH)t] 4-,
Sb2Oj + 2NaOH = 2NaSb0 3 + H20
8. Sb2Os + 10HF = 2SbFs + 5H20
9. Sb2Os + 3N2O s = 2Sb(N03)30
10. Sb2Os + 5H 2 = 2Sb + 5H20
(500° C).
(150— 170° C).
(40—50° C).
(550—600° C).
377. (Sb'"SbV)04 — ТЕТРАОКСИД СУРЫИЫ(У)-СУРЬМЫ(111)
Сервантит. Белый, при нагревании желтеет, при прокаливании разлагается.
Возможно, имеет строение (SbO+)S b03. Не реагирует с водой. Разлагается
концентрированными кислотами, реагирует со щелочами при сплавлении.
Восстанавливается водородом, углеродом, сурьмой. Получение см. 37510, 3761,
3846.
Мг = 307,50;
1.
196
2(SbulSbv)C>4 —
х—
*
2Sb20 3 + 0 2
d = 5,82.
(выше 930° С).
2. (Sb‘“Sbv)0 4 + 9НС1(конц., гор.) — — > SbCl3A- H[SbCU] + 4НгО.
3. 2(SbinSbv)0« + 4H2S04(kohu., гор.) = 2H[Sb(S04)2] + Sb2Os4- + 3H20 .
4. (SbmSbv)0 4 + 2NaOH = H20 + Na 2Sb2Os [точнее, Na 2(Sb0+)Sb04]
(500° C).
5. (SblnSbv)0 4 + 4H2 = 2Sb + 4H20
(530—580° C).
6. 3(Sb,uSbv) 0 4 + 2Sb = 4Sb20 3
(1000° C).
7. (Sbn,Sbv)0 4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO
(900— 1000° C).
378.
Sb^SO^s — 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(S0 4)3 • НгО. Разлагается горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см. 3732, 3815.
Л/г = 531,69;
1. Sb2(S0 4)3 Н20 — L- ►Sb2(S0 4)3 + Н 20
d = 3,63.
(20—30° С, над Р4О10)
2. Sb2(S0 4)3 + Н 20(хол.) — — * Sb2(S0 4)20l(6en.) + H 2S04,
Sb2(S0 4)3 + 3H20 —БЬгОз-!' + 3H2S 0 4
(кип.)
3. Sb2(S0 4)3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + 3H2S04.
4. Sb2(S0 4)3 + H 2S 0 4( kohu„ гор.) = 2H[Sb(S04)2],
Sb2(S0 4)3 + K 2S 0 4(kohu.) = 2K[Sb(S04)2]4(0° С, в конц. H 2S 04)
5. Sb2(S0 4)3 + 8ЫаОН(конц.) = 2Na[Sb(OH)4] + 3Na2S 04.
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.37512, 3801.
Л/г = 178,74; d = 4,379; U = 287° С; Л,„„ = 319°С;
к, = 444,7(20), 563,6(50).
1. SbF 3(pa36.) + 6НгО(хол.) = [Sb(H20 ) 4(0H )2f + F + 2HF,
HF + НЮ 4= * Г + НзО+; рX, = 3,18.
2. SbF 3 + Н 20(гор.) = Sb(0)F4- + 2HF.
3. 2SbF3 + 4НЫОз(конц.) + Н20 = Sb2Os4- + 4N 0 2 + 6HF
4. SbF 3 + 4NaOH(KOHu.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF.
5. SbF3 + F 2 = SbFs
6. 2SbF3 + 3H2S = Sb2S34 + 6HF
7.
(кип.)
(320—350° C).
(в разб. HF).
SbF3 - Р(НаСЬ,Щ) > K[SbF4], K 4[Sb4F,6], K 2[SbF5], K[Sb4Fi3].
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 • 2Н 2О. При сильном нагре­
вании разлагается. Энергично реагирует с водой, Щелочами, концентрирован­
ной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкис­
лота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 376е, 3795, 3825.
М, = 216,74; d = 2,993(7J); tm = 8,3° С;
U = 149,5° С. '
1.
3.
4.
5.
6.
7.
SbFs = SbF3 + F2
SbFs + Н 20(хол.) = SbOF3i + 2HF,
2SbFs + 5H20 = Sb20 5i + 10HF
SbFs + 6NaOH(KOHu.) = Na(Sb(OH)t]4- + 5NaF.
SbFs + H F ( k o h u ) = H[SbF6l H2O i
SbFs<M) + MF = M[SbF6]i
2SbFs + Si0 2 = SiFs + 2SbOF3
SbFs + 2HF(M)< = > H2F+ + [SbF6]_
8.
SbFs + HF(X) + C6HsF <=► C6H6F+ + [SbF6]_.
9.
SbF 5 + 2HS03F()K)<=z? H 2S 0 3F+ + [Sb(S03F)Fsr.
2.
(выше 400° C).
(кип.).
(0° C).
(M = Na, K).
(250—300° C).
(примесь [SbFg]3').
381. SbCb — ХЛОРИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, низкоплавкий (жидкость — «сурьмяное масло»), летучий, чувствителен
к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в малом количестве воды
(раствор прозрачный), при разбавлении гидролизуется. Реагирует с кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водоро­
дом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3737,3746, 375311, 3847.
Mr = 228,11; d = 3,14; tm = 12,3° С;
r„„ = 221 ° С; к, = 920<25), 1917<50).
1. SbCl3(KOHu.) + Н20 = Sb(Cl)Oi + 2НС1
(разбавление).
2. 4SbCl3 + 5Н20 = Sb4Cl20 5i + 10НС1
(50° С, в разб. НС1),
2SbCb + ЗН2О = S20 3i + 6HCI
(кип., в разб. НС1).
3. SbCb + НС 1(> 15%-я) + Н20 = H[SbCU] + Н20 = НзО+ + [SbCb]’,
[SbCUr + 8HjO < = > [Sb(H20 )4(0 H)2]+ + 4СГ + 2H30 +
(в разб. HC 1).
4.
5.
198
2SbCb + 3HC1(>20%-я)
H 3[Sb2Cl9],
SbCb + ЗНС1(36%-я) = HjfSbCU],
2SbCl3 + 3H2SO<(kohu., хол.) = Sb^SO^s i + 6HC1,
2SbCb + 4HN03(kohu) + НзО = Sb20 5i + 4N 0 2 + 6HC 1
(кип).
2SbCl3 + 6NaOH(pa36.) = Sb20 3i + 6NaCI + 3H2Ot
SbClj + 4NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OHM + 3NaCl.
(кип).
7. 2SbCl3 + 6(NH 3 Н 20)[конц] = Sb20 3i + 6NH«C1 + 3H20
(кип).
8. 2SbCl3 + SNajCO^KOHu) = S b ^ y t + 6NaCl + 3C02T
(730—750° C),
9. 2SbCl3 + 3H2 = 2Sb + 6HC1
4SbCI3 + 3Li[BH4] = 4SbH jt + 3UC1 + 3BC13
(-70° С, в эфире).
2SbCl
3
+
3Fc
=
2Sbl
+
3FeCI
2
(в конц. HC1).
10.
(74—80° C).
11. SbCb + Cl2 = SbCls
(в разб. HCl).
12. 2SbCI3 + 3H2S = Sb2S34- + 6HCI
(в ацетоне).
13. SbCI3 + 3AgN0 3 = Sb(NOj)j + 3AgCll
(M = Na, K, Rb, Cs),
14. SbCb + 2МС1(конц.) = M2[SbCI5]
2SbCl3 + 3CsCI = C sjfSb^l,]!
(в коиц. HCl).
6.
15. 2SbCI3
электролиз
2Sb (взрывч)! [катод] + ЗС12Т[анод]
(0° С, в конц. НС1).
382. SbCls — ХЛОРИД СУРЬМЫ(У)
Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В
вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное
строение (SbClJ)Cr. Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной
хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 384 ".
М, = 299,02;
d = 2,346(20);
и = 2,8° С;
ficim —140° С (разл.).
1. SbCls = SbCl3 + Cl2
2. SbCls + НгО(хол) = 2HC1 + 5ЬС1301(желт),
2SbCls + 5H20 = Sb2Os 4- + 10HCI
3.
4.
5.
6.
7.
SbCls + НСЦконц.) = H[SbClt].
SbCls + 6НаОН(конц.) = Na[Sb(OH)*]-l + 5NaCI.
SbCls<*) + 5HF(r) = SbFs + 5HC1
3SbCls(*) + 2Sb(nopoiuoK) = 5SbCl3.
SbCls(*) + MCI = M[SbCU]
(выше 140° C)
(кип.)
(коми.).
(M = Na, К).
383. Sb(CI)0 — ОКСИД-ХЛОРИД СУРЬМЫ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в холодной
воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получе­
ние см. 381'.
А/г = 173,20.
1. 5Sb(Cl)0 = Sb4CI2Os + SbCl3
6Sb(Cl)0 = 2Sbj0 3 + 2SbCl3
2. 2Sb(CI)0 + H 20 —Sb20 3l + 2HC1
(170—250° С),
(выше 320° C).
(кип.).
199
3.
(50° С, в разб. НС1).
4Sb(Cl)0 + Н20 = Sb4Cl20 54- + 2НС1
«алгаротов п о р о ш о к »
4.
5.
Sb(Cl)0 + ЗНС1(конц.) = H[SbCU] + Н20 .
2Sb(Cl)0 + 4H N O j( kohu.) = Sb20 54 + 4N 02 + 2HC1 + H20
6.
Sb(CI)0 + 2NaOH(KOHu.) + H20 —
(кип.).
►Na[Sb(OH)4] + NaCl.
384. вЬ ^з — 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 тиокомплексы. Получение см. 373*, 381|2.
М г = 339,70;
d = 4,63, 4,15(аморфн.);
tm = 550,5° С;
(кил = 1160° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Sb2S3(T) + 1ЗНгО < = » 2[Sb(H20 )4(0Н )2]+ + 3HS + HjO+; рПР25 = 89,66.
Sb2Sj + 12НС1(конц., гор.) = 2H3[SbCU] + 3H2St.
Sb2S3 + 7H2S04 (конц., гор.) = 2H[Sb(S04)2] + 3Si + 3S02t + 6H20 .
Sb2S3 + 28HN03(kohu.) = Sb20 54 + 3H2S 04 + 28N02 1 + 11H20
(кип ).
Sb2S3 + 4NaOH(KOHU., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4].
2Sb2S3 + 9 0 2 = 2Sb20 3 + 6S02
*
(340° C),
Sb2S3 + 5 0 2 = (SbmSbv)0 4 + 3S02
(550—600° C).
7.
8.
9.
2Sb2S3 + 9C12 —
4SbCl3 + 3S2C12
(250° C).
Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb
(600— 1300° C).
Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H20 = 2K[Sb(OH)6] + 2Cu2S 4 + CuS4
(кип.).
10. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS3].
11. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[SbS4],
Sb2S3 + 8NaOH(l 0%-й) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2S04 + 4H20
(кип.).
12. Sb2S3 —82S > (AgSb)S2(cep.), Ag3[SbS3](KpacH.)
[500—600° С].
385. SIwSs — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(У)
Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чув­
ствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SbmSb')S4
и S. Не растворяется в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами.
Образует тиокомплексы. Получение см. 373*, 3903,4.
И , = 403,83;
</ = 4,12.
1. Sb2S5 = Sb2S3 + 2S
2. Sb2S5 + 6НС1(конц„ гор.) = 2SbCl3 + 2S4 + 3H2St,
200
(120— 170° C).
3.
4.
5.
6.
Sb2Ss(cycneH3Hfl) = БЬгБз! + 2S-1
(кип., в разб. HC1)
SbzSs + 40НЬЮз(конц.) = Sb20s4- + 5 H 2SO4 + 4ONO2 + 15НгО
(кип.)
4Sb2Ss + 18NaOH(KOHu., гор.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OH)6]-i.
2Sb2S5 + 1 5 0 2= 2Sb20 5 + 10SO2
(100—200° C)
Sb2Ss + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS4],
386. H|SbCI6| — ГЕКСАХЛОРОСТИБАТ(У) ВОДОРОДА
Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не
выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрирован­
ной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат H[SbCl6] Н 2О
имеет строение (bhO^fSbCU]'. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Получение см. 3734, 3755' |9, З823.
М, = 335,48;
/пл = 44° С(4,5-гидрат).
1. HfSbCU] • 4,5Н20(т) = H[SbCU] • Н 2О + 3,5НгО
(коми., над конц. H2S04),
H[SbC!6] • Н 2О = SbCls + НС1 + H 2O
(70—80° С, примесь SbChO).
2. H[SbCl6](pa36.) + Н20(хол.) = SbCl30 i + 3HC1,
2H[SbCl6] + 5H20 = Sb2Os-i + 12HC1T
(кип.).
3. H[SbCU](pa36.) + H 2O = НзО+ + [SbCU]
(в конц. HC1).
4. 2H[SbCU] + 121МаОН(разб.) = Sb205l + 12NaCl + 7H20
(кип),
H[SbCl6] + 7№ОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]4. + 6NaCl + H20.
5. 2H[SbCU] + 12(NH3 • Н20)[конц.] = 56205-1- + 12NH4C1 + 7H20.
387. NalSbFel — ГЕКСАФТОРОСТИБАТ(У) НАТРИЯ
Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением).
Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов
не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, раз­
лагается щелочами. Получение см. 375м, 3805.
Мг = 258,73;
d = 3,38;
tm >350° С;
ks = 128,6(20).
1. Na[SbF6](pa36.) + 4НгО = (Ыа(Н20 )4]+ + [SbF6]~,
[SbF6]- + Н20 <=+ [SbOF4]~ + 2HF.
2.
2Na[SbF6] + H20
± Na2tSb2OFi0] + 2HF
Na[SbF6](KOHU.) + 3H F ( kohu.) = H 3[SbFe] + NaF-i
3. Na[SbF6J + NaOH(pa36.) = Na[Sb(OH)Fs] + NaF,
Na[SbF6] + 6NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OH)6]4- + 6NaF.
(в разб. HF),
(0° C).
388. K|Sb(OH)«| — ГЕКСАГИДРОКСОСТИБАТ(У) КАЛИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде,
концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислота­
ми. Очень слабый окислитель. Получение см. 384 .
201
Mr = 262,89;
к , = 0,4<l8), \ , \ т .
1. K[Sb(OH)*] = KSbOj + 3H20
2. K[Sb(OH)*](pa36.) + 6Н 2О = [K(H20)*]+ + [Sb(OH)*r
3. K[Sb(OH)*](T) + HjO(rop.) <=► [Sb(H20K0 H)5](p) + КОН.
4.
5.
6.
7.
8.
389.
2K[Sb(OH)6](cycneH3H*) — х— * Sb20 5 4- + 2КОН + 5НгО
K[Sb(OH)*] + 6НС1(конц.) = K[SbCU] + 6Н 2О.
2K[Sb(OH)6] + 2Н1М03(разб.) = SbjOsi + 2KN0 3 + 7НгО
2K[Sb(OH)6] + бНЦконц.) = SbjOji + 2I24- + 9H20
K[Sb(OH)*] + 4K2S(nacbim.) = K^SbS^i + 6KOH
(680° С).
(в разб. КОН).
(кип.).
(кип.).
(кип).
(0° C).
NasIShSsI — ТРИТИОСТИБАТ(Н1) НАТРИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к Ог воздуха. Очень
хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами.
Получение см. 3845' 10
Mr = 286,92;
* 600° С;
к, * 230<2О).
1. Na3[SbS3] • 9Н20 = Na3[SbS3] + 9Н20
2. Na3[SbS3](pa36.) + 12НгО = 3[Na(H20 )4]+ + [SbS3]^.
3. 2Na3[SbS3] + 6НС1(разб.) = Sb2S34- + 3H2S t + 6NaCl.
4. Na3[SbS3] + 4ЫаОН(конц., гор.) = Na[Sb(OH)*] + 3Na3S.
(150° С).
5.
Na3[SbS3](BnaXH.)
(« = 1 ,2 ).
6.
Na3[SbS3] + S = Na3[SbS4]
390.
02 (_^дух) » Na^SbS.O^]
(кип. в конц. Na3S).
Na3|SbS<| -T E T P A I'HOCTHBAT(V) НАТРИЯ
Соль Шлйппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании
плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде. Разла­
гается кислотами, щелочами. Получение см. 384", 3854,6, 3896.
Mr = 318,98;
d = 1,839(кр.); tm = 87° С(кр.);
к,= 13,3W, 66,3<,00).
1. Na3[SbS4] • 9НгО = Naj{SbS4] + 9НгО
(108—180° С),
Na3[SbS4] 9НгО = Na[Sb(OH)*] + Na2S + 3H2S + ЗН2О
(выше 230° С).
2. Na3[SbS4](pa36.) + 12НгО = ЗР^НгОМ * + [SbS4]^.
3. 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб„ хол.) = Sb2S5i + 6NaCl + 3H2St,
гЫа^ЬБд] + 6НС1(разб., гор.) = Sb2S3i + 2Si + 6NaCl + 3H2S t .
4. 2Na3[SbS4] + 3HzO + ЗСО2 = 3Na2C03 + Sb2S54- + 3H2St.
5. Na3[SbS4] + 6NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OH)*]4r + 4Na2S.
202
ВИСМУТ
391.
Bi — ВИСМУТ
Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый,
хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состоя­
ние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической
системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксид­
ной пленкой). Малореакционноспособный; не реагирует с водой, хлороводо­
родной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных
аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрирован­
ных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и
азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 4054' 5, 4318.
Л/г = 208,980; ^ т) = 9,790; ^ ж) = 10,27<272);
1п„ = 271,44° С; г * = 1564° С.
1. 2Bi + 6H2SO«(40%-h)
-> Bi2(S0 4)3 + 3S0 2 + 6H 20.
Bi + 4HN 0 3(pa36.) = Bi(N0 3)3 + NOT + 2H20.
3. Bi + ЗНС1(конц.) + H N 0 3( kohu ) = BiC!3 + NOT + 2H20
(кип).
4. 4Bi + 302 = 2Bi20 3
(500— 1000° С, сгорание на воздухе).
5. 2Bi + 5F 2 = 2BiF5
(600—700° C),
2Bi + 3E2 = 2BiE3
(200° С, E = Cl, Вг, I).
6. 2Bi + 3E = Bi2E3
(300—400° C ,p ,E = S, Se, Те).
7. 2Bi + 3Mg = Mg3Bi2
(300-400° C),
Mg3Bi2 + 6НС!(конц.) = 3MgCl2 + 2BiH3t
(0° C).
8. Bi + 3N20« = Bi(N0 3)3 + 3NO
(70— 110° C).
9. 4Bi + 4H20 +302 + 2C0 2
2Bi2C 0 3(0H )4 4-.
10. 2Bi + 3HgCI2(Hacbiui.) = 2BiCl3 + 3Hgi.
2.
392.
Bi20 3— ОКСИД ВИСМУТЛ(1П)
Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. Прн про­
каливании сублимируется, термически устойчив. Не реагирует с водой, щело­
чами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислота­
ми. Восстанавливается водородом и углеродом, окисляется пероксидами ще­
лочных металлов, галогенами. Получение см. 3914, 3971, 4053.
Л/, = 465,96;
d = 8,90;
tm = 825° С;
u m = 1890° С.
1• ВЬОз(т> + ЗНгО
2BiHI + бОН'; рПР 25 = 78,30.
2. Bi20 3 + 6НС1(конц„ гор.) = 2BiCI3 + ЗНгО.
3. BijOs + 3H2SO4(40%-h) = BiHSO«)3 + ЗНгО.
4. Bi20 3 + 2HF(kohh.) = 2Bi(0)Fl + НгО
(коми.).
203
5.
Bi20 3 + 3(NH4) 2C 0 3 —
Bi2C 0 3(0H )4 i + 6NH 3 1 + 2C0 2 1 + H20
(кип.).
6. Bi20 3 + 3H 2 = 2Bi + 3H20
(240—270° C),
Bi20 3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO
(800—900° C).
7. Bi20 3 + 6MОН (40%-й) + 2E2 = 2MBi03i + 4ME + 3H20
(кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br).
8. 2Bi20 3 + 2Na20 2 + 0 2 = 4NaBi0 3
(450—600° C),
2Bi20 3 + 6Na 26 2 = 4Na3Bi0 4 + 0 2
(350—600° С, примесь NasBiOs),
Bi20 3 + 2Na20 2 + 2NaOH = 2Na3Bi0 4 + H20
(400—500° C).
9.
Bi20 3 + 2H20 - ЗЯдстр°л>° » 2H2t (катод) + Bi20 5 1(анод)
[в конц. КОН],
393. B h 0 5 — ОКСИД ВИСМУТА(У)
Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не
реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кисло­
род. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2Os лН 20 . Разлагается кислота­
ми, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992.
М, = 497,96;
= 5,10.
1. 2Bi2Os = 2(BilnBiv)0 4 + 0 2
2. Bi2Os • лН20 = Bi205 + лН20
(выше 350° С).
(120° С, в атмосфере 0 2).
3.
4.
Bi2Os • лН 20(суспензия) — -—> 2Bi(OH)3-l + 0 2t + (л - 3)Н20
(коми.).
Bi2Os + 10НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + 2Cl2t + 5Н20 ,
Bi2Os + 3H2S 0 4( kohu., гор.) = Bi2(S0 4)3 + 0 2Т + 3H20 .
5. Bi2C>5 + 2NaOH(KOHH., хол.) = 2NaBi03i + Н 20.
6. 5Bi2Os + 30HNO3(kohu.) + 4MnS0 4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMn0 4 + 9H20 +
+ 4H2S04.
394. (BilllBiv) 0 4 — ТЕТРАОКСИД ВИСМУТА(У)-ВИСМУТА(Ш)
Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный
окислитель. Получение см. 3931, 3992,
М, = 481,96;
d = 5,6;
= 305° С.
1. 2(Bi'"Biv)0 4 = 2Bi20 3 + 0 2
(500—550° С).
2. (BimBiv)0 4 + 8НС1(конц„ гор.) = 2BiCl3 + Cl2t + 4Н20.
3. 2(BinlBiv)0 4 + 6H 2S 0 4(kohu„ гор.) = 2Bi2(S0 4)3 + 0 2t + 6H 20 .
4. 5(BilnBiv)0 4 + 30Н1МО3(конц.) + 2MnS0 4 = 10Bi(NO3)3 + 2HMn0 4 +
+ 12H20 + 2H2S 04.
395. BKOH)3 — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается! Не растворяется в воде.
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель
н окислитель. Получение см. 3933, 3976, 398s.
204
Mr = 260,00;
d = 4,36;
р П Р 25 = 35,52.
(100° С)
1. Bi(OH)j = BiO(OH) + H20
2. Bi(OH)3 + ЗНС1(конц., гор.) = BiCh + 3H20 ,
2Bi(OH)3 + 3H2SO4(40%-a) = Bi2(S0 4)3 + 6H20 ,
Bi(OH)3 + 3HNO j(kohu.) = Bi(N0 3)3 + 3H20 .
3. 6Bi(OH)j + 6НСЮ4(конц.) = [Bi6(OH)i2](C104)6 + 6H 20.
4. Bi(OH)j + HF( kohu.) = Bi(0)F 4- + 2H20.
5. Bi(OH)3 + ЗЫаОН(конц.) + E2 = NaBiOj-i + 2NaE + 3H20
(E = Cl, Br)
Bi(OH)j + ЗКОН(конц) + K 2S20 6(0 2) = КВЮ3 4- + 2K2S0 4 + 3H20 (кип ).
6. Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + 2KMnO„ = КВЮ34 + 2K2M n0 4 + 3H20.
7. 2Bi(OH)3 + ЗЫаОН(конц) + 3Na[Sn(OH)3] = 2Bi4 + 3Na2[Sn(OH)6].
396. ВЮ(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА
Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислитель­
но-восстановительные свойства. Получение см. 3951.
А/г = 241,99;
/„Л= 415°С.
1. 2ВЮ(ОН) = Bi2Oj + Н20
(500—600° С)
2. ВЮ(ОН)(т) + Н20
Bi111 + ЗОН ; рПР1" = 9,40.
3. ВЮ(ОН) + ЗНС1(конц., гор.) = BiCb + 2Н20 ,
2ВЮ(ОН) + 3H2S 0 4(kohu.) = Bi2(S04)j + 4Н 20 .
4. BiO(OH) + ЗЫаОН(конц) + С12 = ЫаВЮ34- + 2NaCl + 2Н20.
5. 2ВЮ(ОН) + 3NaOH(KOHU.) + 3Na[Sn(OH)3J + 2НгО = 2Bi4- + 3Na2[Sn(OH)„]
397. BKN03)3— НИТРАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой, твердый
продукт гидролиза с условной формулой BiN0 3(0H )2в зависимости от условий
имеет различный состав (5— 10)Bi2O 3 • (4-9)N2Os • (7-9)Н20 («жемчужные бели­
ла»), Кристаллогидрат Bi(N0 3)3 • 5Н20 имеет строение [Bi(H20 ) 3(N 03)3] 2Н20
Растворяется без образования осадка в разбавленной азотной кислоте и 10%-м
растворе сахарозы. Реагирует со щелочами. Слабый восстановитель. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 3912' 8, 3952
Mr = 394,99;
d = 2,83(кр.);
tm = 75,5° С(кр.).
1. 2Bi(N0 3)3 = 2Bi(N03)0 {точнее, [В1бО6]04О 3)б} + 4N 0 2 + 0 2
4Bi(N0 3)3 = 2Bi20 3 + 12N 0 2 + 302
2.
Bi(N0 3)3 5Н20 4-
Bi(N0 3)3(Hacbim.) + 5Н20
(200° С),
(700° С).
(коми., в разб. H N 03),
Bi(N0 3)3 ■5Н20 — -—►Bi(N0 3)20 H + H N 0 3 + 4Н20
Bi(N0 3)3 5Н20 = BiN0 3(0H )2 + 2HN0 3 + 3H20
Bi(N0 3)3 5Н20 = Bi(N03)0 + 2HN0 3 + 4Н20
(коми., над КОН),
(80— 110° С),
(150° С, вак.)
205
3.
4.
5.
6.
7.
6Bi(N0 3)j(pa36.) + 24HjO (хол.) = [BU(OH)l2]6+ + 12H30 + + 12NOj
(в разб. HNO3).
Bi(NOj)j + 2HjO = BiN0 3(0H )24 + 2HNCb
(кип.).
Bi(N0 3)3 + 4НС1(конц., хол.) - H[BiCl4] + 3HN03.
Bi(N0 3)3 + 3NaOH(pa36.) = Bi(OH)34 + 3NaNCb.
2Bi(N0 3)3 + 2Na20 2 + 4NaOH = 2NaBi0 3 + 6NaN0 2 + 2H20 + 3 0 2
(600° C),
Bi(N0 3)3 + NaCIO + 4ЫаОН(конц.) = NaBi0 3 4- + 3NaN0 3 + NaCI + 2H20
(кип.).
8. Bi(N0 3)3 + 3KF(pa 36.) = BiF3i + 3KN0 3
(в разб. H N 03),
Bi(N0 3)3 + NaCI + H20 = Bi(CI)Oi + N aN 0 3 + 2HN03.
9. 2Bi(N0 3)3 + 3H2S = Bi2S3i + 6HNCb.
10. Bi(N0 3)3 + H3EC>4 = BiE044 + 3HNCb
(E = P, As).
11. 2Bi(N0 3)3 + 2H20 + ЗЫагС03 = Bi2COJ(OH)4 i + 2C 02t + 6N aN 03.
398. Bi^SCUb — СУЛЬФАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным
давлением. Гидролизуется водой с образованием осадка. Химически раство­
ряется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентри­
рованной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 391 ', З923,
4034, 4052.
М, = 706,15;
d = 5,08;
/ „ = 710° С (р).
1.
2.
3.
4.
5.
Bi2(S0 4)3 = Bi2(S0 4) 0 2 + 2S0 3
(выше 400° С).
Bi^SCbb + 2Н20 = 2BiS04(0 H )i + H 2S04.
Bi2(S0 4)3 + 8НС1(конц., хол.) = 2H[BiCI4] + 3H2S04.
Bi2(S0 4)3 + H 2S 0 4 (конц.) = 2Bi(HS04)S0 4
(возможно, H[Bi(S04)2J).
Bi2(S0 4)3 + 6NaOH = 2Bi(OH)3i + 3Na2S 04.
399. NaBK)3 — ВИСМУТАТ НАТРИЯ
Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под
горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый
Na 3Bi04, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кис­
лотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927' 8, 395s, 3977.
М, = 279,97.
1. NaBi0 3 + 6НС1(конц., хол.) = NafBiCU] + С12Т + ЗН20.
2. 2NaBi0 3 + 2HN 0 3(pa36., хол.) = (и - 1)Н20 = Bi2Os «Н 20-1- + 2NaN03,
4NaBi0 3 + 4 H N 0 3(kohu.) = 2(BimBiv)0 4 + 4NaN0 3 + 0 2t + 2H20
(кип).
3.
4.
206
NaBi0 3 + 2NaOH(40%-fl) —
Na3Bi044 + НгО
(кип.).
1ONaBiCb + 16H2S04 + 4MnS0 4 = 5Bb(S04b + 4HMn0 4 + 14НгО + 5Na2S04,
6NaBi0 3 + 4H2S0 4 + 4KCr(SQ4)2 = 3Bi2(S04b + гКгСгзСЬ + 3Na2SQ4 + 4HjO
400. BiF3 — ФТОРИД ВИСМУТА(Ш)
Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной
воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат BiF3 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.
А/г = 265,97;
1.
2.
3.
4.
</=5,32;
/м = 727° С;
= 900° С.
BiF3 + HjO(rop.) = Bi(0)F4. + 2HF.
2BiF3 + 3H2S04(kohu., гор.) = Bi2(S0 4)3 + 6HF t.
BiF3 + F 2 = BiFs
BiF3 + MF(kohu) = M[BiF4]
(460—550° C)
(M = K+,NHJ).
401. BiFs — ФТОРИД ВИСМУТA(V)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реаги­
рует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и
фторагент. Образует фторокомплексы. Получение см. 3915, 4003.
М, = 303,97;
</ = 5,4;
tm = 151° С;
/«„„ = 230° С.
1. BiFs = BiF3 + F 2
2. 3BiFs + ЗН20(хол.) = 3BiF34- + 0 3t + 6HF,
3BiFs + 6НгО(гор.) = 3Bi(0)F4- + 0 3 1 + I2HF.
3. BiFs + 2НС1(конц., гор.) + H20 = Bi(0)F4- + Cl2t + 4HF.
4. BiFs + 6NaOH(KOHu.) = NaBi034- + 5NaF + 3H20 .
5. 2BiFs + С(графит) = CF 4 + 2BiF3
6. BiFs<«) + KF = K[BiF6].
(725—800° С).
(170° C)
402. BiCb — ХЛОРИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидроли­
зуется водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кисло­
тами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3915, 3922, 3952.
Л/г = 315,34;
</=4,75;
1„ = 232° С;
1. BiCl3 • H2O l 4 ^ ВЮ13(иасыщ.) + НгО
2. BiCI3 + НгО = BiCl(OH)24- + 2HCI
BiCt(OH)2 = Bi(CI)0 + НгО
3. BiCb + НС1(20%-я, хол.) = H[BiCl4]{p),
2H[BiCl4](p, + НС1(20%-я, хол.) <=► HsfBizCUJo,,,
H[BiCi4](p) + ЗНС1(36%-я, хол.) = H 3[BiCI6]<p),
H[BiCI4](p, = BiCb + HCI
4. 2BiCl3(T) + 3H2S0 4 (коиц.) = Bi2(S0 4)3 + 6H Clt
/*„„ = 441° С.
(коми., в разб. HCI).
(кип. в разб. HCI),
(260—280° С).
(кип. в коиц. НС1)
(кип.).
207
5.
BiCb + 2NaOH(KOHU.) = Bi(Cl)Oi + 2NaCl + H 20.
2BiCb + 0 2 = 2Bi(Cl)0 + 2C12
7. BiCb + N 0 2 = Bi(Cl)0 + NO + Cl2
8. B ids + ЗН1(разб.) = Bilsi + 3H d.
(250—350° C).
(200—300° C).
9.
(250—300° C).
6.
B id s -^
K 2[Bi2Cl«], K 2[BiCl5], KsfBiCU]
403. ВКС1)0 — ОКСИД-ХЛОРИД ВИСМУТА
Бисмоклит. Белый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается Bid(OH)2. Разлагается
кислотами, щелочами. Восстанавливается углеродом в присутствии карбоната
натрия. Получение см. 397*, 4022’6.
М, = 260,43;
d = 7,72;
tm = 232,5° С.
1.
2.
3Bi(Cl)0 = BiiOj + BiClj
(575—600° С).
Bi(Cl)0(T) + НгО = B id (O H ) 2i ,
ВЮ1(ОН)2(суспензия) <==► Bi111 + СГ + 20H*; рПР 25 = 35,47.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Bi(Cl)0 + ЗНС1(конц., хол.) - •--■- » H[BiCU] + НгО.
2Bi(Cl)0 + 3H2S04(kohu.) = Bi2(S0 4)3 + 2H20 + 2HC1T
(кип).
6Bi(Cl)0 + бНСЮч(конц ) + 6НгО = [Bi6(OH)i2] ( d 0 4)6 4- + 6HC1
(0° C).
2Bi(Cl)0 + 2NaOH(KOHq., гор.) = В1гОз + 2NaCl + H 20.
Bi(Cl)0 + 3HF(r) = BiFj + НгО + HC1
(300° C).
4Bi(Cl)0 + ЗС(кокс) + 2Na 2COj = 4Bi + 5C 0 2 + 4NaCl
(300-^00° C).
404. B ib — ИОДИД ВИСМУТА(Ш)
Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается.
Не растворяется в холодной воде. Гидролизуется горячей водой с образовани­
ем осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует
со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. 3915, 402®.
М, = 589,69;
d = 5,778;
/„л = 407,7° С;
г«ип = 542° С(разл.);
рПР1* = 18,09.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Bib = Bi! + 12
(выше 542° С).
Bib + Н 20(гор.) = Bi(l)04- + 2Н1.
Bib + НЦконц., хол.) = H[Bib].
8Bib + 15H2S 04(kohu., гор.) = 4Bi2(S0 4)3 + 12124- + 3H2S f + 12H20 .
2Bib + 12HN0 3(kohu., гор.) = 2Bi(N0 3)3 + 3I2± + 6N 02t + 6H 20 .
BiIj(T) + 2NaOH(KOHq.)
Bi(l)Oi + 2Nal + H 20.
7. Bil3(T) + 3b <=?■ ВЦ1(1)2]з<р) *
8. Bib + К1(конц.) = K[BiI4]
K[Bil4](p) = K1 + Bib i
208
(в разб. HI).
(желт.),
(разбавление водой).
405. Bi2S i — СУЛЬФИД ВИСМУТА(Ш)
Висмутин. Коричнево-черный, при проквливании разлагается. Не растворяет­
ся в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом
аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медлен­
но реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом,
восстанавливается железом. Получение см. 391ft, 397".
М, = 514,16;
d = 6,38;
t„„ = 685° С(разл );
1. B12S3 = 2BiS + S
рПР 25 = 104,05.
(выше 685° С).
2. B12S3 + 12H 2S04 (конц., гор.) — -—> Bi2(S04>3 + l2S02t + 12НгО (кип.).
B12S3 + 24Н1МОз(конц., гор.) = Bi2(S04)3 + 24N02 + I 2НгО.
3. 2B12S3 + 90г = 2В12Оз + 6SO2
(выше 400° С).
4. Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS
(1000° C)
5. 4Bi2S3 + 12Na 2C03 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2S0 4 + 12C02
(700—800° C)
6. Bi2S3 + 3(NH 4)2C0 3 + 2H20 — *—> В12СОз(ОН)4 i + 6NH3t + 2C 02t +
+ 3H2S t
(кип.)
7. Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2)
(600—800° C)
ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ
КИСЛОРОД
406. 02 — ДИКИСЛОРОД
Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии — светло-голубой, в твердом —
синий. Жидкий Ог кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная
часть воздуха; содержание 62 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [М, (воздух) = 28,966,
р (воздух) = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем
N2). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реаги­
рует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические
соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционно­
активен как окислитель атомный кислород О0 (в большей степени, чем Оз),
образующийся при термическом разложении многих соединений или получае­
мый искусственно из молекулярного кислорода 0 2 непосредственно в зоне
реакции. Природный кислород содержит изотоп |60 (с примесями | 70 , |#0).
Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха
при глубоком охлаждении, электролиз воды (521) и расплава щелочи (2832); в
лаборатории — см. 265 *, 52', 132 , 26014, 4081' 14, 497\ 501', 5951, 789й , 798' 7.
Л/г = 31,998; </(Т)= l,288(-m); d(x) = 1, 14<-,SJ);
р = 1,42895 г/л (н.у.);
= -218,7° С; tm„ = - 182,962° С,
V, = 4,89(0), 3,1 О<20), 1,78<ко).
209
1. 02 4= ? 20 °
О 2 + О0
(электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000° С),
Оз.
2.
О г -----НО2, Н 2О 2, Н2Оз, Н 2О4
(-196° С, электрич. разряд).
О 2 + 2Нг = 2Н20
(550° С, сгорание Н 2 в Ог)
элементарные акты: Ог + Н 2 = 20Н0, ОН 0 + Н 2 = НгО + Н°, Н° + Ог =
= ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°.
4. О 2 + 2H°(Zn, разб. HCI) = Н 20 2.
(-183° С, электрич. разряд)
5. о 2 + f 2 = o 2f 2
(электрич. разряд)
0 2 + N 24= ? 2NO
(сгорание на воздухе)
6 . О2+ S = so2
(сгорание на воздухе)
502 + 4Р(красн.) = Р4О 10
(600—700° С, сжигание иа воздухе)
7. Ог + С(графит) = СОг
(выше 1000° С)
Ог + 2С(графит) = 2СО
(выше 200° С. примесь U 2O 2)
8. Ог(воздух) + 4Li = 2Li20
(сжигание на воздухе, примесь Na 20 )
9. О 2 + 2Na = ЫагОг
(400° С, р)
О 2 + Na 20 2 = 2Na0 2
(примесь К 2О 2)
10. Ог(воздух) + К = К 0 2
(М = Rb, Cs)
Ог(воздух) + М = М 0 2
(сгорание на воздухе)
1 1 . О 2 + 2Mg = 2MgO
(сгорание на воздухе)
3 0 2 + 4А1 = 2А120 з
(выше 300° С)
12. 2Са + Ог= 2СаО
(сгорание на воздухе)
13. 20 2 + ЗВа = 2ВаО + Ва0 2
(выше 800° С)
О2 + 2Ва = 2ВаО
(до 500° С)
Ог + 2ВаО = 2ВаОг
(до 100° С, р)
0 2 + ВаОг = Ba(Oj )2
(сгорание на воздухе)
14. О 2 + 2Zn = 2ZnO
(160—250° С)
О 2 + 4Cu = 2Си20
15. Ог + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)i + 2Н20 ,
3.
Ог + 4Сг(ОН)г + 2НгО = 4Cr(OH)jJr.
16. О 2 +.H 2S04(pa36.) + Pb = PbSO^J- + H 2O 2,
O 2 + 4H20 + 2TiCl3 + 2HC1 = H 20 2 + 2H 2[TiCl4(OH)2],
O 2 + 2H[SnCl3] + 6НС1(разб.) = 2H 2[SnCU] + 2ШО.
17. 110 2 + 4Fe(S2) = 2РегОз + 8SO2
(обжиг на воздухе).
18. O 2 + 2Co(N 0 3)2 + 10(NH3 H 2O) = [Co2(NH3) io (ц-О^ )] (N 03)4] + 10H2O.
19. Ог + HemFe = [HemFe *---- 0 = 0]
(HemFe — гем-группа гемоглобина крови).
20 . 02 + PtF6 = ( 0 2+)[PtF6],
02 + E + 3F 2 = (0 J)[E F 6]
(150—500° С, p; E = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au).
210
407. Оэ — ОЗОН
Светло-синий газ, в жидком состоянии — темно-голубой, в твердом — темнофиолетовый (до черного). Может оставаться в состоянии переохлажденной
жидкости до -250е С. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде
углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значи­
тельно сильнее, чем 0 2, но слабее, чем 0 °); реагирует со щелочами, металлами
при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Au). Образуется в атмосфе­
ре при УФ-облучении из 0 2 (406') или в специальном приборе — озонаторе.
См. также 4092.
Мг = 47,997; ^ т) = 1,73НИ); d(K) = 1,46н |2);
р = 2,144 г/л (н.у.); tm = -192,7е С; /«„ = -111,9е С;
V, = 49,4<0), 45,4(|8).
1. Оз«г=? о2+ о°
2.
Оз + О0 = 2 0 2
20з = 302
(УФ-облучение),
(кат. N 0, С12, Pt, CuO, CCIFj при УФ-облучении).
(250е С, кат. М п02),
(коми.).
2 0 з<р) — -—► ЗОад
0 3 + Н г0 2 —2 0 2 + НгО.
20з + 2Н° = 2 Н 0 2 + 0 2
(-196е С; примеси Нг02, Н 20 3, Н 20<)
Оз + М 20 2 — МОз + М 0 2
(М = К, Rb, Cs; в жидк. CC12F2),
Оз + М 0 2 — МОз + 0 2
(коми.)
(М = К, Rb, Cs; в жидк. NHs)
Оз + МОН = МОз + ОН 0
4 0 3 + 4МОН = 4МОз + 0 2 + 2 Н £ >
(коми.)
7. Оз + 4ИНз(Ж) + Li —[Li(NH 3)J 0 3
(-40° С)
8. Оз + NO = N 0 2 + 0 2
(разрушение озонового слоя атмосферы Земли)
9. Оз + Н20 + 2KI = I24r + 0 2t + 2КОН,
ЗОз + KI = КЮз + 3 0 2t
(в гор. конц. КОН)
10. 20 3 + 2Ag = (AglAglll)0 2 + 20 2
( ком и .)
11. Оз + H2S(r) —
so2+ Н20 ,
40з + 3H2S(p, = 3H2SO«.
12. 4 0 3 + 3PbS = 3PbS04
13. Оз + M n(N0 3)2 + Н20 = M n02-l + 0 2t + 2HN03.
(коми.).
408. НгОг — ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на
свету и примесями, стабилизируется добавками H 2SC>4, Н 3РО4, Na4P2Cb. Пере­
гоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет КС1, Na 2S04,
K 2S04, хуже — NaCl, N aN 03. Неограниченно смешивается с водой, образуя
слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют
30%-й раствор (пергидроль). Гидрат НгОг • 2НгО имеет ионное строение
Нз0+[Н20 2(0Н)]-. Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окис­
лительная функция преобладает. Получение см. 1324,4392,4403,5; современный
211
промышленный способ синтеза безводного Н 2О 2— автоокисление 2-этилантрагидрохинона кислородом воздуха.
Мт= 34,01; d(т) = 1,71 (~20);
d(x) = 1,448(20);
tпл = -0,43° С; tкип = +150° С(разл.).
1.
5.
2НгОг = 2НгО + Ог
(выше 150° С или коми., кат. NaOH, МпОг, Pt, Си).
Н 20 2 2 Н 20 (т) = Н 20 2 + 2Н20
(выше -50° С).
НгОгфазб.) + Н20
НО; + НзО+; р/Гк = 11,62.
НгОгфазб.) + ЫаОН(разб.) = ЫаНОг + НгО,
Нг02(конц.) + Ва(ОН)г = ВаОг^ + 2НгО.
2Н 202(гор.) + НгО + 2ЫОН = Ы2 О 2 Н2О 2 ЗН2О I
(в этаноле).
6.
Н2О 2 + H2 SO4 + 2KI = h i + 2НгО + K 2SO4 ,
2.
3.
4.
Н 2О2 + 2KI = I24 + 2КОН,
ЗН2О2 + KI = К Ю з + ЗН20
(в конц. КОН).
7.
Н 2О 2 + H 2SO4 + 2FeS0 4 — L- > Fe2(S04)3 + 2Н20 ,
Н 2О 2 + K N 0 2 — L- ►KNO 3 + H 2O
(в разб. H 2SO4).
8. 4Н 20 2 + PbS (черн.) = PbS0 4 (бел.) + 4Н 20 ,
Н 2О2 + NajSOj = Na 2S0 4 + Н 20.
9. Н 2О 2 + NaOH + Na[Sn(OH)3] = Na 2[Sn(OH)6],
ЗН2О 2 + 2Na3[Cr(OH)6] = 2Na2C r0 4 + 8H 2O + 2NaOH.
10. H 2O 2 (конц.) + Мп(ОН)г = МпОг-!' + 2H20 .
1 1 . 2H 202(*) + N 2H 4 = N2t + 4H 20.
12. H 2O 2 + Оз = 202t + H 2O,
H 2O 2 + С 12(насыщ.) = 0 2t + 2HC1.
13. H 2O 2 + Ag20 = 2Agi + 0 2T + H 2O,
H 2O 2 + 2Hg(N0 3)2 = 0 2t + Hg2(N 0 3)2 + 2HN03.
14. 2H 2O 2 + Ca(CIO)2 = CaCI2 + 2H20 + 2 0 21\
5 H 2O 2 + 3 H 2SO4 + 2KMn04 = 2MnS0 4 + 5 0 2T + 8 H 2O + K 2SO4 .
15. H 2O 2 + TiS0 4(0 H )2 + K 2SO4 = K 2(Ti(S04)2(0 ^1 ] + 2H20
(в разб. К О Н ),
желто-оранж.
H 2O 2 + TiS0 4(0H )2 + 2HjO = (Ti(H20 )4(O^)]SO 4
16. ЗНг02(ж) < ...— 2НОг + 2H20
( к о м и .,
(в разб. H 2S04).
кат. Ti111, Fe", Celv).
409. OF2— ДИФТОРИД КИСЛОРОДА
Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании
разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворя­
ется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реаги­
рует со щелочами, аммиаком, гидразином. Получение см. 4794.
Мг = 54,00; р = 2,421 r/л (и.у.); tm = -223,8° С;
= -144,8° С; v, = 6,8(0), 40(18).
212
(выше 200° C).
1. 2 0 F 2 —02 + 2 F 2
(коми.),
2. 4 0 F 2 + 4НгО — L-* 20з + 0 2 + 8HF
(выше 250° С),
0 F 2 + H20(nap) = 0 2 + 2HF
(до 0° С; Е = Cl, Br, I).
3. 0 F 2 + 4HE = H 2 O + 2E2 + 2HF
4. OF 2 + 2NaOH(pa36., гор.) = ОгТ + 2NaF + H 2 O.
(коми.).
5. 0 F 2 + 2H2 = H20 + 2HF
(200° С)
6. 30F2 + 4NH3 = 3H20 + 6HF + 2N2
(150° С),
7. 20F2 + F2 + N 2 H4 = 2NF3 + 2H20
(выше 25° С),
8. 2 OF 2 + 2Xe = 2XeF2 + 0 2
(коми.).
9. 0 F 2 + 2CIF3 = CIOF3 + CIFj
10. 4 0 F 2 + 2EF; =2(OJ)[EF«] + 3F2
(Е = Р, As, Sb, Bi, Nb, Та, Ru, Rh, Pt, Au)
410.O 2F2— ДИФТОРИД ДИКИСЛОРОДА
Темно-красная жидкость, коричневый газ. Термически неустойчивый, разлага­
ется при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получе­
ние см. 4065.
М, = 69,99;
d = 1,45<~S8);
tm = -163° С;
Л™п = -57° С(разл.).
1.
O2F2 = О2 + F2
2.
3.
4.
5.
6.
7.
O2 F 2 + Н20 = 2HF + 30°
O 2 F 2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + 0 2
2 O 2 F 2 + 4ЫаОН(разб.) = 4NaF + 2Н20 + 3 0 2t
O 2 F 2 + ЗН2 = 2НгО + 2HF
O2 F 2 + Хе = XeF2 + 0 2
O2 F 2 + C1F = CIO2 F 3
8. 202F2(*) + 2EFj =2 (OJ)[EF6] + F2
(выше -51° С)
(о т -100 до 0° С)
(до 0° С; Е = Cl, Br, I)
(коми.)
(коми.)
(-60° С)
(-78° С)
(Е = Р, As, Sb, Bi)
411. (OiMPtFel — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) ДИОКСИГЕНИЛА
Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чув­
ствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавлива­
ется водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень
сильный окислитель. Получение см. 406м, 40910.
А/г = 341,07;
л,* = 219° С(р).
1. 2 (0 ;)|P tF e]= 2PtFs + F2 + 202
(«100° С).
2. 2(OJ)[PtF6]+ 4Н20 = Pt02l + H2[PtF6] + 3 0 2 1 + 6HF.
3. 2 (0 ;)[P tF 6] + 2H20 = 2H2[PtF6] + 3 0 2t
(в конц. HF).
4. 2(OJ)[PtF6]+ !6NaOH(KOHu., гор.) = 2Na2[Pt(OH)«] + 302t + 12NaF + 2H20.
213
5. (OJ)[PtF6]+ 5 H 2 = Pt + 6HF + 2H20
6. 2 (OJ) [PtF61+ Xc = (Xc2+KPtF6j2+ 20j
2(Oj)tPtF6] + Rn = (RnF^lPtFs] + 20j + PtF5
(50—70° С).
(коми ),
(коми.).
СЕРА
412. S — СЕРА
Халысоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях
(ромбическая a -сера, моноклинная P-сера) и в аморфной форме (пластическая
сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических
молекул Se- Плохо растворяется в этаноле, хорошо — в сероуглероде и жидком
аммиаке (красный раствор). Не реагирует с жидкой водой, иодом. Окисляется
концентрированными серной и азотной кислотами, подвергается дисмутации
в растворах щелочей и гидрата аммиака. Реагирует с металлами, водородом,
кислородом, галогенами. Получение в промышленности — из природных мес­
торождений самородной серы, см. также 4139' " • 19, 4154' 2I' 22, 42415' 16.
Мт= 32,066;
d = 2,07(a), 1,96(р);
tm = 119,3° С;
= 444,674° С;
t(a ---- ►Р) = 95,5° С.
1.
2.
(выше 400° C).
3S + 2HjO(nap) = 2HjS + SOj
S + 2H 2S04(Komi.) = 3SOj + 2HjO
(кип.),
S + 6 H N 0 3( kohu.) = H 2S 0 4 + 6NO 2 + 2НгО
(кип.).
(кип., примесь Na 2S0 3),
3. 4S + 61ЧаОН(конц.) = Na 2S 03S + 2Na2S + ЗН2О
4S + 4(NH 3 H 2O [конц., гор.] = (NH4)2S0 3S + 2NH4HS + H 20.
4. S + H 2 = H2S
(150—200° С).
5. S + O 2 = SO2
(280—360° С, сгорание на воздухе, примесь S 03).
6. S + 3F 2 = SF*
(коми.).
7. S + Cb = SCb
(до 20° С),
2S + Cl2 = S2CI2
(125— 130° С),
2S + 2Ch + O2 = 2SCI2O
(180—200° С, кат. активный уголь).
8. 2S + Вг2 —S2Br2
(100° С, р).
9. 2S + С(графит) = CS2
(700—800° С).
10. S + 2Ch + 4NaF = SF4 + 4NaCl
(200—300° С, р).
11 . S + 2HI(r) = lj + H2S
(500° С).
12. 3S + 2SCl202(«) = SCI2 + SjCb + 2SO:
(кат. А1С13).
13. S + 4CoF 3 = 4C o F 2 + SF4
(350—400° С).
14. 3S(*> + 2AgF = Ag2S + S2F 2 [изомер (—SF)2],
(400° С, вак ).
3S + NF 3 = S(N)F + S2F 2 [изомер S(S)F2]
15. S + 2Na = Na2S
(выше 130° С),
3S + 2A1 = A12S3
(150—200° С).
16. (и - 1)S + Na 2S<p) = Na 2(S*)
[кип.],
S + Na2S0 3(KOHU.) = In^ S O ^
(кип.).
214
17. 3S + SO2 = 2S2O [точнее, S(S)0]
(выше 100° С, вак., электрич. разряд),
2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)0]
( 150—200° С, вак ).
18. 10S + !2AgI + 16NHX*) = S4N 4 + 6Ag2S l + I2NH 4I.
19. 8S + 6SO3 + НгБО^безводн.) =(Sj +)(HSjO io)2 i + SO2 1
(на холоду).
2° s - ^ S 5a .> (S?6+)[EF 6]2,(S|")[EF 6b,(Sj+)[EF6]2
(E = As,Sb).
550* C
900” C
„
1500—2700*
_
о
««’ С
21. SXr)---------- ► S<Kr)------------► SXr) ---------- ► S 2(r) --------------- * S(r).
413. H2S — СЕРОВОДОРОД
Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфаиов H 2S« (л = 1 *
+ 8). Бесцветный газ, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холод­
ной воде, слабая кислота. Насыщенный (« О, I М) раствор называют «серово­
дородной водой», при стоянии на воздухе мутнеет (ингибитор — сахароза).
Нейтрализуется щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислотамиокислителями, галогенами, кислородом, типичными окислителями, диоксидом
серы. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1183' 4, 1384**'11, 139°, 1721-2,
41 2 ° \ 415м, 424™, 8362.
М, = 34,08; р = 1,539 г/л (н.у.); tm = - 85,54° С;
/*„„ = - 60,35° С; к, = 0,71(в), 0,39<2о). 0,14(щ;
v, = 467(0), 258,2(i0), 91 ,?щ ;
К, = (_70) = 1 1 0’и .
1. H2S = Н 2 + S
8H 2S • 46НгО(Т) (клатрат) = 8H 2S + 46НгО
2.
3.
H 2S + Н 2О
(400—1700° С),
(выше 0° С).
HS' + НзО+; рА« = 6,98,
HS' + Н 20 .
S2 +НзО+; рАк = 12,91.
4. H2S + H2S 04(kohu.) = S i + S 02t + 2НгО
(коми.),
H2S + 3H2S04(kohu.)= 4S02t + 4НгО
(кип.)
5. НгБОзасыщ.) + 2НЫОз(конц., хол.) = S i + 2NO 2 1 + 2НгО.
H2S + 8H N 03(kohu.) = H 2S0 4 + 8N 02t + 4HzO
(кип.)
6. H2S + NaOH(pa36.) = NaHS + H 20,
H2S + 2NaOH(KOHu.) = Na2S + 2НгО.
7. НгБОисыщ.) + NH 3 H 2O = NH4HS + НгО.
8. H2S + 2NH3(«, = (NH4)2S
(- 40° С)
9. 2Н 28(насыщ.) + O 2 = 2Si + 2НгО
(на свету),
2H2S + ЗО2 = 2S0 2 + 2H20
(250—300° C сгорание на воздухе).
10. H2S + 4C12 + 4H20 = H 2S0 4 + 8HCI.
11. H 2S(Hacbw.) + E2 = S i + 2HE
(Е = Вг, 1).
12. 2H2S + 2Na = 2NaHS + H 2
(150° С).
13. H2S + Sn = SnS + H 2
(400—450° С).
14. H2S + ZnO = ZnS + H20
(800— 1000° С).
215
15. Н 28(насыщ.) + Na 2CC>3 = NaHS + NaHCC>3.
16. Н 28(насыщ.) + 2AgN 03 = Ag2S 1 + 2HNO 3,
Н 28(насыщ.) + MC12 = M Sl + 2HC1
(M = Pb, Cu, Cd, Hg).
17. ЗН28(насыщ.) + 2KMn0 4 = 2M n02l + 3Sl+ 2H20 + 2KOH,
ЗН 28(насыщ.) + 4H 2SO< (разб.) + КгСггСЬ = 3S l + Cr 2(S0 4)3 + 7H20 +
+ K 2S 04.
18. H2S + S 0 2 = H 2S20 2
(- 70° C),
2H 2S(r) + ЗОад = 3S + 2H20
(ком и ., кат. H 20).
19. H 2S(r) S° Al’>' H—-> 8(коллоид), H 2S*C>6.
20. 2H2S + 6NaOH(KOHU.) + 4S02 = 3Na2S 03S + 5H20.
21. Процесс удлинения цепи
2H 2S(«) + S„C12 = H 2S. +2 + 2HC1
Примеры: 2H2S + SC12 = H 2S3 + 2HC1,
2H2S + S2C12 = H 2S4 + 2HC1,
2H2S + S3C12 = H 2S5 + 2HC1,
2H2S + SsCl2 = H 2S7 + 2HC1.
(M = Li, Na, К; в эфире),
22. H2S + M(C 2HsO) = M HSl + C2HsOH
(до -5° С, в эфире),
23. H2S + SO3 = H 2S 0 3S
(до- 80° С).
H2S + HSO3CI = H 2S 03S + HC1
24. H2S + SbFs,*) + HF = (HjS^SbFe].
25. 2H2S(*)4= ? H 3S+ + HS".
414.
Нгв, — ПОЛИСУЛЬФАНЫ
Смесь H 2S,, (л = 2 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость
(d » 1,7<го)). Смесь H 2S, практически не растворяет воду и сама мало растворя­
ется в воде (расслаивание). Все H 2S, имеют цепное строение HS(S,_ 2)SH.
Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Реагируют с кислотамиокислителями, разлагаются щелочами. Низшие H 2S* хорошо растворяют серу
(без образования высших H 2S*). Получение смеси H 2S* см. 4 13, чистых H 2S*(n =
= 2ч-4) —4142, высших H 2S, — 41321, 414*.
H 2S2 :
Л/г = 66,15;
d= 1 ,334(W);
Г™= -89,6° С;
1кнп = +70,7° С;
H 2S3 : М, = 98,21;
d= 1,491(М);
/M= -54°C ;
гкип ~ +69° С (вак);
H 2S4 .
М, = 130,28;
d = 1,582(20);
tm = -85° С;
H 2S5 :
Мт - 162,35;
d = 1,644(W);
tm = -50° С;
H 2S6 :
216
Л/г = 194,41;
d= 1,688(20);
Mr = 226,48;
d = 1,721(20);
H 2S8 : M ,= 258,54;
d = 1,747(20).
H 2S7 :
1. Н ^ ж ) — ^
2.
H2S + H 2S ^ ,.
Крекинг: H 2S, = H2Sn~ni + mS
Примеры: H 2S, = H 2S4 + (n - 4)S
H 2S„ = H 2S2 + (и —2)S
H 2S„ = H 2S3 + (n - 3)S
2H2S3 = H 2S2 + H2S + 3S
(при нагревании).
(75° С),
(110° С),
(125° С),
(выше 140° С).
H2ST + (и - 1)S4.
3. H 2S^p) —
4. H 2S„ + NaOH(pa36.) = NaHS + (n - 1) S i + H 20 .
5. 2H2S,fpj + 0 2(воздух) = 2nSi + 2H20 ,
2H2S„ + 0 2 = 2hS 0 2 + 2H20
(сжигание на воздухе).
6. H 2S* + H 2S 0 4(kohu.) = wS-t + S 0 2 + 2H20
(komh.).
7. H 2S, + 2HNOj(kohu.) = nS-l + 2N 0 2 + 2НгО
(коми.)
8. Процесс удлинения цепи: 2H2S,i^ + S«Cl2(x) = 2H2S3» + 2HC1.
Примеры: 2H2S2 + SC12 = H 2S5 + 2HC1, 2H2S2 + S2CI2 = H 2S6 + 2HC1,
2H2S2 + S3C12 = H 2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H 2S* + 2HC1.
9.
H 2S„ —
H 2S ,0 3 [точнее, H 0 3S(S^2)SH]
(и = 3 + 7),
сульфанмоиосулъфоновые кислоты
H 2S ,0 3 —
10. H 2S.
415.
H 2S,Os
(-78° С, в эфире)
-> H 2S ,0 6
(в эфире)
S 0 2— ДИОКСИД СЕРЫ
Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в
воде; медленно создает слабокислотиую среду, но не образует определенного
соединения. Химически активный; в растворе медленно окисляется. Типичный
восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии — неводный раство­
ритель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см
4125, 4134,9, 4165, 42414' |6_|8, 8374.
Мт= 64,06;
dx = 1,462(-||);
р = 2,9269 г/л (н.у.);
г™= -75,46° С;
гк„„ = -10,1° С;
к, = 22,8(0), 11,3(20), 2,1(90).
1. S 0 2 = S + 0 2
2. 6S0 2 • 46Н20 = 6502(насыщ.) + 46Н20
3. S0 2(pa36.) + лН20 = S 0 2 ■иН20 (сернистая кислота),
(2500° С)
(выше 12° С)
S 0 2 иН20 + Н20 < = ? HSOJ + НзО+ + (п - 1)Н20 ; рК* = 1,78,
H S 0 3 + Н20 <— > SOf + Н30 +; р К = 7,20.
217
(150° C ,p).
3SO: + 2HjO(*) = 2HjS04(pa36.)+ S i
(0—5° C),
S 0 2 + НЫОз(конц) = (N 0+)H S0 4
SOj + 2НЫОз(конц., гор.) = H 2S 0 4 + 2N 0 2 T.
6 . SOj + 2ЫаОН(конц.) = Na 2S0 3 + H 20 ,
S 0 2 + ЫаОНфазб.) = NaHSOj.
7. S 0 2 + NH 3 Н 20(разб.) = NH 4HSOj ,
S 0 2 + 2(NH 3 Н 20)[конц] = (NH 4)2S 0 3 + H 20 .
(коми.),
8. 2S0 2 + Са(ОН)2(насьнц.) = Ca(HS0 3)2(p)
(кип.).
S 0 2 + Са(ОН)2(суспензия) = CaS0 3-l+ H20
9. S 0 2 + НгО + Na 2S 0 3 = 2NaHS03,
S 0 2 + Na 2S 0 3(Hacbim.) = Na 2S20 s
(в этаноле, в атмосфере Н2).
(коми.),
10. S 0 2 +Ыа 2С 0 3(конц.) = Na 2S 0 3 + C 0 2 1
(40—60° С).
2S0 2 + Ыа2С 0 3(конц.) = Na 2S20 j + C 0 2t
(400—500° С; кат. Pt, V20 5, Fe20 3),
1 1 . 2S0 2 + 0 2 = 2S0 3
4.
5.
2S02 + 2H20 + 0 2 —
12. So
2H2S04.
. 0 2 . -196°О.C
.. > s o 1[Т0Чнее so,(0?-)]. S20 7 [точнее, S20 j5(0^)1.
Я ЗО Я П
v
/j
ЗЛ Й ГГП И Ч
13. so2+ o3—
so3+ o2
14. SOz + 6Н°(Р1-чернь) = H2S + 2H20 .
15. so2+ f 2 = s o 2f 2
S 0 2 + 3F2= SF6 + 0 2
i
*■
Л
t
(коми.).
(коми., кат. Pt),
(650° С).
16. S 0 2 + 2H20 + 12 = H2S 0 4 + 2HI.
17. S 0 2 + Cl2 = SC120 2
(на свету, кат. камфора).
18. S 0 2 + H2S04(kohu.) + 2КСЮ3(насыщ.) = 2KHSOJ+ 2СЮ2 1,
3S0 2 +. 3H20 + КЮ 3 = 3H2S 0 4 + KI.
19. S 0 2 + 3S = 2S20
(выше 100° С, вак., электрич. разряд).
20 . 2S0 2 + Se0 2 = Se + 2S03,
S 0 2 + H 20(rop.) + N 0 2 = H 2S0 4 + N O t.
21. S 0 2 + C(kokc) = S + C 0 2
(400—600° C).
22. S 0 2 + H2S = H 2S20 2
(-70° C),
(коми., кат. H 20).
SO^d + 2H 2S(r) = 3S + 2H20
23. 4S0 2 + 6NaOH(KOHU.) + 2H2S = 3Na2S 03S + 5H20 ,
S 0 2 + H20 + Na 2(S„) = Na 2S 0 3S + H2S t + (n - 2)S
(коми.).
24. 2S0 2 + 2H20 + S2C12 = H 2S40 6 + 2HC1
(0° С),
25. 2S0 2(p) + 2(Na, Hg) = Na 2S20 4 + 2Hg4(до 10° С),
2S0 2 + M = MS20 4
(M = Zn, Co; 60° С, в смеси этанола и воды).
26. 2S0 2 + Со + 2NaHC0 3 = (Co2+)S02! + N i 2S 0 3 + 2C02t + H20
(40—50° С, в этаноле).
27. 5S0 2 + 2Н20 + 2КМ п0 4 = 2H2S0 4 + 2MnS0 4 + K 2S0 4
(в разб. H 2S 04),
S 0 2 + РЬОг(суспензия) = PbS0 4-l.
28. 2S0 2 + (NH 3OH)2S 0 4 = 2HS0 3NH2I + H 2S 0 4
(в олеуме).
218
29. 2S02(Hacbiui.) + Ва02 = BaS206
(0° С),
3SOj(r) + 2(Mn02 • яН20)[суспензия] = MnS2Os + MnS04 + 2л Н 20 ,
ЗБО^г) + Fe203 • яН 20(суспензия) = FeS206 + FeS03l + лН 20 .
30. 3S0 2 + 2K 2SOjS(Hacbim.) = 2K2S30 61 + S i
(-10° C)
31. S 0 2 + PCls = PCbO + SC120
(50—60° C).
S 0 2 + CCU = СС1гО + SC120
(150° С, p, кат. AIClj)
32. S0 2 + Br2 + PCI, = PCI,О + SBr20
(0° C),
3S0 2 + Br2 + BrF, = 3S(Br)02F
(12° C, p).
33. S<V> + MF = M(S0 2F)
[M = Na, K, Rb. Cs],
БОдж) + HF(X) 4~ * HS0 2F*.
34. SO*», + (Fc2(CO),] = [Fe2(COM—S 0 2)l + COt.
35. З б О д » ) * ^ S2O f + S (^416.
NazSO, — 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 0 2воздуха. Слабый окислитель. Получение
см. 28” , 29'3, 41716.
Мг = 126,04;
d = 2,633;
/„л = 911° С (д);
к, = 26,1<20>, 29,0(8О).
1. 4Na2SO, = Na2S + 3Na2S 0 4
(600—700° С).
2. Na 2SO, 7Н20 = Na 2SO, + 7НгО
(150° С).
3. Na 2SO,(pa36.) + 8Н20 = 2(Na(H20 ) 4]+ + SO^ ,
S O f + H20 « = ♦ HSOj + ОН'; pКа = 6,80.
4. Na 2SO, + 2НС1(разб.) = 2NaCl + S 02t + H 20.
5. Na 2SO, + 2H 2S 0 4( kohu., хол .) = 2NaHS0 4 + S 02t + H 20 ,
Na 2SO, + 2 H N O ,( kohu., гор.) = Na 2S 0 4 + 2N 02t + НгО.
6. 2Na 2SO,(pa36.) + 0 2 = 2Na2S04.
7. Na 2SO, + 2NaOH + E2 = Na 2S0 4 + 2NaE + H20
(E = Cl, Br, I),
Na 2S0 3(pa36.) + Na 2S(pa36.) + 12 = Na 2SO,S + 2NaI.
8. Na 2SO,(KOHu.) + S = Na 2S 03S
(кип.).
9. Na 2SO,(pa36.) + H20 + S 0 2 = 2NaHS03,
Na 2S0 3(Hacbmi.) + S 0 2 = Na 2S20 3.
10. Na 2S 0 3 + НгО + 2AgN0 3 = Na 2S0 4 + 2Agl + 2HN03,
Na 2S 0 3 + H20 + FetfS0 4)3 = 2FeS0 4 + H 2S 0 4 + Na 2S 04.
11. 5Na2SO, + ЗНгбОфазб.) + 2KMn0 4 = 5Na2S0 4 + 2MnS04 + ЗНгО + K 2S04,
3Na2SO} + НгО + 2KMnO„ = 3Na2S 0 4 + 2M n02 1 + 2KOH,
Na 2S 0 3 + 2КОН(коиц.) + 2KMn0 4 = Na 2S0 4 + 2K2M n0 4 + H 20 .
219
12. 3Na2SOj + 4Нг804(разб.) + К 2СГ2О7 —3Na2S04 + Cr2(S04)3 + 4НгО + K 2SO4.
13. 2Na 2S03 + 6H[SnCb] + 16HC1 = SnS2i + 5H2[SnCl6] + 4NaCI + 6H 2O.
417. N aH S03 — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает
кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио­
на (HSO 3). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляет­
ся Ог воздуха. Получение см. 2819, 306, 4169.
Мт= 104,06;
d= 1,48;
к, = 57,5(20).
1. 2NaHS0 3 = Na 2S 0 3 + SO2 + Н20 (выше 25° С).
2. NaHS 0 3(pa36.) + 4НгО = [Na(H 20 )4]+ + HSOj ,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
H S O j . ^ S(H)C>3, HSOj + H20 4= » S 0 32 + H 30 +; pKK= 7,20.
2NaHSOj(Hacb^.) = Na 2S20s + H 2O
(в атмосфере SO2).
NaHS0 3 + НС1(разб.) = NaCI + S02t + H 2O.
NaHS0 3 + НгБСЫконц., хол.) = NaHS 04 + SCht + H 2O.
NaHS0 3 + 1МаОН(конц.) = Na 2S 0 3 + H 20.
4NaHS0 3 + Ог(воздух) = 2Na 2S04 + 2SO2 + 2НгО.
4NaHSO} + 2NaHS = 3Na2S 0 3S + 3H20
(кип.).
10NaHSO3 + H 2S0 4(pa36.) + 4KM n0 4 = 5Na 2S 0 4 + 4MnS0 4 + 6H20 +
+ 2K 2SO4.
10. 4NaHS0 3
ктр°Л-- > Na2S204(KaTofl) + 0 2Т(анод) + 2НгО
(на холоду).
418. K2SO 3 — СУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет SO2. Типичный
восстановитель; окисляется Ог воздуха. Получение см. 49IJ, 4191' 6.
Mr = 158,26;
к., = 107,0(М), 111,5(80).
1. 4K2S 0 3 = K2S + 3K 2SO4
2. K2S 03 Н20 = K2S 03 + Н20
3. КгБОзфазб.) + 12НгО = 2[К(Н20 )6]+ + S 0 32~,
6.
7.
8.
SO^ + Н20
HSO 3+ ОН“; рКа = 6,80.
K2S 03 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + S 02t + Н20.
КгБОз + 2H 2S04( kohu., хол .) = 2KHSO4 + S 0 2t + Н20,
K2S 03 + 2 H N 0 3( kohu., гор.) = K 2SO4 + 2N 021 + Н20.
2К280з(разб.) + Ог(воздух) = 2K 2SO4.
K2S 0 3 + 2КОН(конц.) + Е2 = K 2SO4 + 2КЕ + Н20
K2S 0 3(pa36.) + K2S(pa36.) + I2 = K 2SO3S + 2KI.
9.
K 2S 0 3( kohu.) + S = K 2S0 3S
4.
5.
220
(600° С).
(« 200° С).
(Е = Cl, Br, I).
(кип.).
10. K 2S0 3 + н 20 + S0 2 = 2KHSO3,
K 2SO3 (насыщ.) + S 0 2 = K2S205
(в этаноле, в атмосфере Н2)
11. 3K2S 0 3 + Н20 + 2КМ п0 4 = 3K2S0 4 + 2M n0 2 + 2КОН,
3K2S 0 3 + 4Н 2Б 0 4(разб.) + К 2Сг20 7 = 4K 2S0 4 + Cr2(S0 4)3 + 4H 20.
419.
K H S03— 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-неокислителями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется 0 2возду­
ха. Получение см. 4913, 509, 516, 41810.
М, = 120,17.
1. 2KHS 0 3 = K 2S0 3 + s o 2 + н 2о
2. КНБОзфазб.) + 6Н20 = [К(Н 20 )6]+ + HSOJ ,
HSOj
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
420.
(190° C).
S(H )O j,
HSOj + Н20
SO^' + НзО+; рК, = 7,20.
2KHS0 3(Hacbiui.) = K 2S2Os + Н20
(в атмосфере S 0 2).
KHSOs + НС1(разб.) = КС1 + S 02t + Н 20.
KHS0 3 + H 2S 0 4(kohu., хол.) = KHS0 4 + S 0 2t + H20.
K HS0 3 + КОН(конц.) = K 2S 0 3 + H 20 .
4KHS0 3 + Ог(воздух) = 2K2S0 4 + 2S0 2 + 2НгО.
4KHS0 3 + 2KHS = 3K2S 03S + 3H20
(кип.).
10KHSO3 + H 2S0 4(pa36.) + 4KMn0 4 = 7K2S0 4 + 4MnS0 4 + 6H 20.
( N H ^ C h — СУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет диоксид серы.
Типичный восстановитель; окисляется 0 2 воздуха. Получение см. 2757, 4211 5,
4442.
А/г = 116,14;
d= 1,41(кр.);
4(NH4)2S 0 3 = 3(NH4)2S0 4 + 2NH3 + H2S
(NH 4) 2S0 3 • H20 = (NH 4)2S 0 3 + H20
(NH 4) 2S 0 3 Н20 = NH 4HS0 3 + NH 3 + Н20
(NH 4)2S0 3(pa36.) = 2NHJ+ SO^',
к, = 28,0(О).
(120— 170° С).
(20° С, вак.),
(60° С).
SO2' + Н20
H S 0 3 + ОН'; р/Co = 6,80.
(NH 4)2S 0 3 + 2НС1(разб.) = 2NH4C1 + S 02t + Н 20 .
(NH 4)2S 0 3 + 2H2S0 4 (конц., хол.) = 2NH 4HS0 4 + S 0 2t + H 20 ,
(NH 4)2S 0 3 + 2НЫ0 3(конц., гор.) = (NH 4)2S0 4 + 2N 02t + H 20 .
6. 2(NH 4)2S0 3(pa36.) + 0 2 (воздух) = 2(NH4)2S0 4
(кат. СоС13).
221
7.
(NH 4)2S 0 3 + 2(NH3 • H jO)[kohu.] + E2 = (NH 4)2S0 4 + 2NH4E + H20
(E = Cl, Вг, I).
8. (NH 4)2S 0 3 + H20 + S 0 2 = 2NH 4HSOj .
9. 3(NH4)2SO, + H20 + 2KMn0 4 = 3(NH4)2S 0 4 + 2M n02i + 2K0H.
10. 3(NH4) 2SO, + 4H 2S0 4(pa36.) + K 2Cr20 7 = K 2S0 4 + 3(NH4) 2S04+ Cr 2(S0 4)3 +
+ 4НгО.
421. NH4HS0 5— ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабо­
кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио­
на (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисля­
ется 0 2 воздуха. Получение см. 2757, 420*8.
М, = 99,11;
d = 2,03;
А:, = 71,8<0), 84,7<60).
1. 2NH 4H S0 3 = (NH 4) 2S 0 3 + S 0 2 + Н20
16NH4H S03 = 6(NH4) 2S0 4 + 4NH 3 + 7S0 2 + 3S + 10H2O
(70° С, вак.),
(150° C).
2.
NH 4HS0 3(pa36.) = NHJ + HSOJ ,HSOj < = * S(H)OJ ,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
HSOJ + H20 « = > SO?' + H 30 +; pKK= 7,20.
NH 4H S0 3 + НС 1(разб.) = NH 4C1 + S 0 2t + H 20 .
NH 4HS0 3 + H 2S 0 4( kohu., хол.) = NH 4HS0 4 + S 02t + H20 .
NH 4H S0 3 + NH 3 ■Н 20(конц.) = (N H ^SO j + H 20 .
4NH 4H S0 3 + 0 2(воздух) ~ 2(NH4) 2S0 4 + 2S0 2 + 2H20.
4NH4H S0 3(rop.) + 2NH4HS(rop.) = 3(NH4)2S 03S + 3H20 .
10NH4HSO3 + H 2S0 4(pa36.) + 4KMn0 4 = 5(NH4)2S0 4 + 4MnS0 4 + 6H20 +
+ 2K2S 04.
422. KSO2F — ФТОРСУЛЬФИТ КАЛИЯ
Фторсульфннат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в
ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком S 0 2. Кристаллогидратов не обра­
зует. Разлагается водой, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получе­
ние см. 557.
Mr = 122,16.
1.
2.
3.
4.
222
K S02F = KF + S 0 2
K S02F + 6Н20 = [K(H20)«f + S 0 2F ,
S 0 2F ' + Н20 <— * HS02F + ОН'
S 0 2F ' + (и + ОНгО
S 0 2 ■яН20 + HF + ОН'
K S02F + НС1(разб.) + пН]0 = S 0 2 лН20 + HF + КС1.
K S02F + 2 H N 0 3( kohu.) = KHS0 4 + 2N 021 + HF.
(170— 180° С).
(на холоду),
(коми ).
5. KS0 2F(p, + F 2 = S0 2F2t + KF,
2KS02F + Е2(насыщ.) + 2H20 = S 0 2F2 1 + 2KE + H 2S0 4 + 2HE
(E = Cl, Br).
423. SOj — ТРИОКСИД СЕРЫ
Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, лри плавлении образует
бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температу­
рах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера S3O9,
цепного слоистого и сетчатого полимеров (S03)»; ниже 25° С трнмер переходит
в полимер. Хорошо растворяется в безродной серной кислоте и реагирует с ней,
образуя H2S2O7; техническая смесь H2S04, H 2S2O7 н избыточного растворенно­
го SO3 называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой
и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение
см. 41511. 13, гоi 426 ' *, 831'.
М, = 80,06; d(n = 1,97; <*<«>= 1,923<|7);
tax = 16,8° С; ГКип = 44,7° С.
1. 2S03< = ^ 2SO2 + O 2
2SO3 = 2S02 + 0 2
2. SO3 + Н20(хол.) = Нг804(разб.),
SO3 + Н20(разб. H2S 04) = H2S 04
SO3 + H2S 04(6e3BOflH.) = H 2S2O7
3. SO3 + 2NaOH(pa36.) = Na 2S0 4 + H 20.
4. SO3 + HF = HSO3F
БОз<*) + M F = MSO3F
5. SO3 + HCl(r, = HSO3CI
6. 2SO3 + H2S 04 + CaF 2 = 2HSO3F + CaS04l
(400—700° C)
(800— 1100° C)
(конц., безводн.)
(примеси НгБзОю, H 2S4Oi3)
(35-45° С)
(М = Li+, K+,NHJ)
(коми., в олеуме)
(коми., в олеуме)
424. H2S04 — СЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаж­
дается до 0° С (</(к) = 1,859*®). При нагревании частично разлагается (выделяет­
ся SO3), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H 2S0 4 98,3%); прн
более высоких температурах разлагается полностью. Неограниченно смешива­
ется с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты
H2S0 4 • Н 2О н H 2S0 4 • 2НгО имеют ионное строение H 30 +H S 0 4 и (НзО^гБО^
соответственно. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В кон­
центрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Со, Fe, Mg, Nb) пасси­
вируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в
разбавленном растворе. Безводная H 2S0 4 — неводный растворитель для суль­
фатов металлов; хорошо растворяет H 2S2O7 и SO3 (техническая смесь —
олеум). Получение см. 41511,20, 42У, 4261,2, 4331.
Мг = 98,08;
d = 1,834(20);
tm = 10.4° С;
?кип = 296 + 340° С (разл).
223
1.
1,09Н28О4(безводн.) = [H2SO4 + 0,09H20] + 0,09SOjt
(296—340° C),
азеотроп
2.
3.
H 2SO4(6e3B0j*H.) = H20 + SOj
H 2S 0 4 2H2O l < = » H2S 0 4 + 2HiO
(450° C).
(- 39,5° C).
H 2S0 4 H2O i < = > H 2S 0 4 + H20
(до 8,48° C).
H2S 0 4(kohu.) + H^O = H2S 0 4 H20 < = ? HSO; + HjO+,
HSO; + H20 < = » SOj- + НзО+; pK, = 1,95.
4.
5.
H 2S0 4(pa36.) + 4H20 = SO j' 2H20 + 2H30 +.
H2S 0 4(kohu., ход.) + NaOH = NaHS0 4 + H 20,
H 2S0 4(pa36.) + 2NaOH = Na 2S0 4 + 2H20.
6. H2S 0 4(kohu., ход.) + NH 3 • H20 = NH 4HS0 4 + H 20 ,
H 2S0 4(pa36„ гор.) + 2(NH3 H 20 ) = (NH 4)2S0 4 + 2H20.
7. H 2S0 4(pa36.) + CaO = CaS04i + H 20 ,
H 2S0 4(pa36.) + Ca(OH)2 = CaS04i + 2H20 ,
H 2S 04+ Ba(N0 2)2 = 2HN0 2 + BaS0 4i .
8. H 2S0 4(kohu.) + NaCl(T) = NaHS0 4 + HClt
H 2S0 4(kohu.) + 2NaCl(T) = Na 2S 0 4 + 2HClt
9. H2S 0 4(kohu.) + Na 2S0 4 = 2NaHS0 4
10. H 2S0 4(pa36„ гор.) + Na 2C 0 3 = Na 2S0 4 + C 0 2t + H 20 ,
H 2S0 4(pa36., хол.) + CaC0 3 = CaS044 + C 0 2t + H 20 .
(30—50° C),
(кип.).
(40° C).
11. H2S 0 4(kohu.) + HF(kohu.) <---- * H S03F + H20 .
12. H2S 0 4(kohu.) + H 20 2 (конц.) = H 2S 0 3(0*) + H20
13. H 2S0 4(pa36.) + Zn = ZnS0 4 + H 2t,
5H2S 0 4(kohu.) + 4Zn = 4ZnS0 4 + H2S t + 4H20
14. 2H2S 0 4(kohu.) + Cu = CuS0 4 + S 02t + 2H20,
2H2S 0 4(kohu.) + 2Ag = Ag2S044 + S02t + 2H20,
2H2S04( kohu., гор.) + 2Hg = Hg2S04i + S 02t + 2H20 .
(0° C).
(примеси S, S 02).
15. 2H2S 0 4(kohu., хол.) + 4H2
5(коллоид) + БОад + 6H20 .
16. H2S 0 4(kohu.) + H2S = S i + S 02t + 2H20,
2H2S 0 4(kohu) + S = 3S02t + 2H20
(кип.).
17. 2H2S 0 4(kohu., гор.) + С(графит) = 2S02t + C 0 2t + 2H20 .
18. 3H2S 0 4(kohu.) + 2КВг(Т) = S 02t + Br2 + 2H20 + 2KHS0 4
(40—60° С, примесь S),
5H2S 0 4(kohu.) + 8KI(T) = H2S t + 412i + 4H20 + 4K2S 0 4
(кип., примеси S, S 02).
19. H 2S0 4 (конц.) + HCOOH = C O t + H 2S 0 4 • H20 ,
6H2S 0 4(kohu.) + СбНцОб = бС(графит) + 6(H 2S0 4 • H 20 )
{0—5° С, примеси CO, C 0 2, SOJ.
20. 2H2S 0 4(kohu., хол.)
224
злсктр°ли:| >
(катод) + H2S20 6 (0 2) [анод].
21. H 2SO*(kohu.) + F2 = 2HF + SO* [точнее, S 0 2(C>2~)]
(0° C).
22. Н280*(безводн.) + SO3 = H 2S207
(коми.).
23. H2SO*(6e3BOflH.) + 2SO3 + I2 = 2(I+)HSO* + S 02
(в олеуме)
24. 2H2SO*(6e3BOflH.) + NO + N 0 2 = 2(NO+)HSO*4- + H20
(коми.)
25. H 2SO*(6 e3BOflH.) + PCls = HSO3CI + PCI3O + HC1.
26. 2 H2SO*(6 e3BOflH.) + HN0 3(6 e3BOflH.) 4= ^ H30 + + NOJ + 2HSOi,
H2SO*(6 e3BOAH.) + НСЮ4(безводн.) <
* H3SOJ + C104.
27. 2H 2S0 4(6e3BOflH.) 4 = ? H 3S O J+ H S O ;;p*J 0 = 3,70,
2 H2SO*(6 e3BOflH.) 4 = ?
425.
H30 + + H S jO ^ p tf ] 0 = 4,16.
D ^O * — СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной
и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2S 0 4. Получение
см. б'3.
М, = 100,09;
d = 1,8572<и);
= 14,35° С.
426.
НгвгО? — ДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Про­
являет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. 424й .
А/г = 178,14;
d = 1,9;
= 35,22° С.
1. H 2S20 7 = H 2S0 4 + so3f
2. H2S20 7 + H 20(rop.) = 2H2SO*.
3. H 2S2C>7 + 4NaOH(pa36., гор.) = 2Na2S0 4 + 2H20 .
4. H2S207+SO, + 12=гсОнБО* +so2
5.
6.
7.
8.
427.
2H 2S20 7 + 2Cu = CuSO* + S 02t + 2H2SO*
H zStO? + НС1(Г) = HSO3CI + H 2SO*
H 2S20 7 + C(NH2)20 = 2HSOsNH 2 + C 0 2f
2H2S20 7 + P4O |0 = 4НРОз + 4S03t
(80— 100° C)
(в олеуме)
(200° C)
(0° С, в олеуме)
(до 80° С, в олеуме)
(55° С)
КгвгО? — ДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней (анион S2O 7' пол­
ностью переходит в ион SOJ"). Кристаллогидратов не образует. Разлагается
щелочами, присоединяет SO3. Сульфатирующий реагент. Получение см. 533,
54'. 440'.
А/г = 254,32;
1.
K 2S2C>7 = K 2S0 4 + SO3
с/ = 2,27;
/ra*300°C.
(выше 440° С; примеси S 0 2, 0 2).
225
2.
3.
4.
5.
6.
K 2S207(pa36.) + H20 = K 2S 0 4 + H 2S 04.
КгЗгСЬСконц.) + НгО(хол.) = 2KHS04.
K^SjCh + 2КОН(разб.) = 2K2S0 4 + НгО.
K-iSiOi + SO3 = K.2S3O10
(до 50° C).
(400—500° С; M = Al, Cr).
3K2S20 7 + MjO, = Mz(S0 4)3 + 3K2S0 4
428. HSO3F — ФТОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Смешивается с безводной серной
кислотой. В отсутствие влаги ие реагирует с большинством металлов, диокси­
дом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фто­
ридов тяжелых металлов. Получение см. 4234' 6.
А/г = 100,07;
d= 1,740*|8);
- 87°С;
/„„ =+163° С.
1. 2HSO3F = 2S0 2 + 2 0 2 + 2HF
2. HSO3F + Н20 = H 2S 0 4 + HF.
3. HSO3F + 3NaOH(pa36.)= Na 2S 0 4 + NaF + 2H20 .
4. HSOjFw + NaCl = N aS03F + HC1.
5. HSO3F + КСЮ 4 = CIO3F + KHS0 4
6.
2HS0 3F(*) ^
(выше 900° С).
(50—85° C).
H2SOj F+ + SO3F .
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. 424й , 4266, 4552 3.
Мг = 116,52; d = 1,79(20); /га = -80,5° С; /,Нп = +152° С (разл.).
1.
2HSO3CI = H 2S0 4 + SCljCh
HSO3CI = SO3 + НС1
2. HSO3CI + H20 = H 2S0 4 + HC1.
3. HSO3CI + 3NaOH (разб.) = Na 2S0 4 + NaCl + 2H20 .
4. HSO3CI + HF(*| = HSO3F + H Clt
5. 2HS0 3C1<*) + H 20 2 (безводн.) = Н^гО^Ог) + 2HC1
(80— 100° С, вак.),
(выше 152° С).
(0° С).
(0° С).
430. HSO 3NH 2 — АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполяр­
ного (цвиттер-) HOHa~S03NH].npH плавлении разлагается. Хорошо растворя­
ется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме. Медленно
реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется
щелочами. Получение см. 415м, 426.
Mr = 97,09; d = 2,126; г™= 207° С (разл.); *, = 14,7<0), 47<80).
1.
226
H S0 3NH 2 = SO3 + NH 3
(выше 207° С).
2. HSOjNH 2 (разб.) + Н А (хол.) = SOjNH j + Н 30 +.
3. 2HSOjNH 2 + 2Н20 (гор.) — > (NH 4)2S0 4 + H 2S0 4
4. HSOjNH 2 + HNOj (конц.) = N A t + H 2S0 4 + Н20
5. HSOjNH 2 + NaOH (разб.) = Na(S0 3NH2) + H A
(в разб. H 2S 04).
(50—60° С).
431. Na2S 20 4 — ТЕТРАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Неустойчив на воздухе,
особенно кристаллогидрат. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз
по аниону с частичным разложением). Разлагается горячей водой, реагирует с
сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислоро­
дом воздуха. Получение см. 2830, 415м, 41710
Мт= 174,11;
к, = 24,1(20).
1. 2Na2S20 4 = Na2SOjS + Na 2S2Os
2. Na 2S20 4 • 2Н20 = Na 2S20 4l + 2Н20
3. Na 2S20 4 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + S2O j' ,
(выше 52° С)
(40—50° С, в этаноле)
S20 ^ + Н 20 « = » HS 20 ; + ОН'; рАГ0 = 11,55,
S20 1~ + НгО < = » HSOi + HSOI {точнее, SCKOH) и S(H )02],
28205 ^ = » S20 | + SO3S2 , S2O j'+ 2 n H A < = > 2(SOj • лН 20).
4. 2Na2S20 4 + Н А (гор.) = 2NaHS0 3 + Na 2SOjS.
5. Na 2S20 4 (разб.) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H 2S20 4
(на холоду),
2Na2S A 4 + H A + HC1 (разб.) = 3NaHS0 3 + S i + NaCl
(коми.)
6. Na 2S20 4 + 6HNO 3 (коиц.) = Na 2S 0 4 + H 2S0 4 + 6N 02t + 2H A7. 2Na2S20 4 (влажн.) + 0 2 = 2Na2S2Os
(коми.),
гЫ агБА^, + 2H A + 0 2 = 4NaHSOj.
8. Na 2S20 4 + 2AgNOj = 2S02t + 2Agl + 2NaN03.
432. N a ^ A s — ПЕНТАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается, при хранении на воздухе окисляется.
Хорошо растворяется в холодной воде, создает в растворе кислотную среду за
счет частичного перехода аниона S20 | ' b ион H S 03»подвергающийся обрати­
мому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами.
Восстановитель. Получение см. 416*, 4173, 431|-7.
А/г = 190,11; </=1,48; к, = 65,3(20),
1. Na 2S A 5 = Na 2S 0 3 + S 0 2
2. Na 2S A 5 ■7H204-<Z Z > Na 2S2Os (насыщ.) + 7H A
(65— 150° С).
(до 5,5° C).
3. Na 2S A 5 (разб.) + 8H А (хол.) = 2[Na(H20 )4f + S20 | ,
S20 52 + H 20 <= > 2HSOi,Zl=> 2S(H)Oj ,
HSOj + H A < = ? S O ^ + HA*; ptf, = 7,20.
227
4. Na2S2Os + H20 = 2NaHS03
(выше 80° С).
5. NajSjOs + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + 2SOjt + HjO.
6. Na2S20 s + 2H 2SO4 (конц., хол.) = 2NaHS04 + 2S02t + H20 ,
Na 2S20 s + 4HNOj (конц., гор.) = Na 2S04 + H 2S(>4 + 4N 02t + H 20.
7. Na 2S20 5 + 2NaOH (конц.) = 2Na2S 0 3 + H 20 . .
8. 2Na2S20s(T) + 0 2 (воздух.) = 2Na 2SC>4 + 2S0 2
(коми.).
433.
HiSiOe — ДИТИОНОВАЯ КИСЛОТА
Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот H 2S„06 (л = 2 +
10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном рас­
творе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная
кислота, нейтрализуется щелочами. Более устойчива к действию окислителей
и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. 4354.
Мг= 162,14.
1.
2.
3.
434.
H 2S206<p) - H 2S(>4 + S 0 2t
H 2S20* (разб.) + Н20 (хол.) = HS2Oj + Н 30 +,
HS2O j+ Н 20 < = * S20 ^ + Н30 +; рК* = 3,40.
H 2S206 + 2NaOH (разб., хол.) = Na 2S206 + 2Н20.
(выше 50° С).
K2S 2O6 — ДИТИОНАТ КАЛИЯ
Родоначальник гомологического ряда тионатов калия K 2S*06 (л = 2 + 6).
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окисли­
телей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. 5014, 53s, 435s.
Mr = 238,32;
1.
2.
d = 2,277;
к, = 6,64ро), 63,3(100>.
K 2S20 6 = K 2S04 + SO:
K 2S20* (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)«]+ + S20 ^ ,
S20 2' + Н 20 < = * HS2Oj + ОН'; рК0 = 10,60.
3. К2Б20б<р) = S 0 2t + K2S04
435.
(258—300° С).
(кип., в разб. H 2S04).
BaS206 — 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. 133й.
М, = 297,45;
1.
2.
3.
228
d = 4,536(кр.);
к, = 8,5(0), 1в ^ 20’, 24,8(30).
ВаБгОб —BaS04 + SO 2
BaS20* 2Н20 = BaS20 6 + 2Н20
BaS206 (разб.) + 8Н20 = [Ва(Н20)*]2+ + S20 2' ,
(выше 140° С).
(120° С).
SjO^- + H 20 < = ? HS2Oj + OH"; pKa = 10,60.
4. BaSjOe + H 2SO4 (разб.) = BaS04i + H 2S2O6
(коми.).
BaS20 6 = SO2T + BaSC^I
(кип., в разб. H 2SO4)
5. BaS20 6 + M2X = M 2S2O6 + BaXi
(M = Na, К; X = C O f',S O j")
436. H2S4O6 — ПОЛИТИОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение H03S(S,.i)S03H (л = 3 + 18)
В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные
кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты
H2S40« и особенно FhSsOe, при слабом нагревании разлагаются. В этанольном
растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и
восстановителями (активность выше, чем у H 2S2O6). Получение смесн НгБяОб
(жидкость Ваккенродера) см. 41319 и 414 , отдельных НгБяОб — 4375.
1. H 2S„06(p) — — * (п - 2)Sl + SO2 + H 2SO4
2. H2SB0 6 (разб.) + НгО (хол.) = HS„Oj + Н30 +,
3.
4.
5.
6.
7.
(выше 20° С)
HS„0; + НгО<— ►S „0|- + НзО+
НгБяОб + 2NaOH = Na 2S,Oe + 2НгО
(0° С, в этаноле)
НгБяОб + 4NaOH (разб., хол.) = (л - 2)Si + Na 2S03 + 3H20 + Na2S 04.
H 2S«Oe (конц.) + S < ~ > H 2S«+iOe.
НгБяОб + НгО + SO2 = Нг8я-|Об + H 2SO3S
(0° С, в эфире).
НгВяОб + (6л - 10)HNC>3 (конц., гор.) = лНгБОб + (6л - 10)NC>2 + (2л - 4)НгО
437. K2S.06 — ПОЛИТИОНАТЫ 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 K 2S4O6 (до 500° С). Хорошо раство­
ряются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образу­
ют, кроме K 2S5O 6 • 1,5НгО. В кислом растворе более устойчив Кг!чОб, в щелоч­
ном растворе — K 2S3O6. Реагируют с концентрированными кислотами. Полу­
чение см. 443*"",2.
K 2 S3 O 6 . М, = 270,39;
</=2,33;
к, = 18,4(20).
K 2 S4 O6 : М, = 302,45;
</=2,29;
к, = 23,2(W).
K 2S5O 6: М, = 334,52;
КгБбОв:
</= 2,11(кр.);
к, = 24,8(20).
М, = 366,59.
1. КгБяОб - K2SO4 + SO2 + (л - 2)S
(нагревание).
2. K2S,06(разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)б]++SbO|",
s,o|- + н2о<—? HS„06+ОН
229
3.
4.
5.
KjS.O^p) = S 02t + KjSC>4 + ( n - 2)S4
(кип., в разб. H2SO4).
K 2S«06 + (6n - 10)HNO3 (конц., гор.) = K 2SO4 + (n - 1)H jSC>4 +
+ (6л - 10)NO2t + (2л - 4)HjO.
K 2S«06 (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц.) = 2KCI04i + H 2S .0 6
(0° C).
6.
К&Оад,
K° Hh(^QH1I')-> K 2S 03, K 2S 0 3S, K 2S, K 2S0 4
(кип.).
438. H£03(02) — 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.
АУГ= 114,08;
Ли, = 45° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
439.
(коми.),
H2S 03( 0 2) —
* h 2s o 4 + о0
(выше 47° С).
2H2S 03(0 2) = 2H2S04 + 0 2
(0° С).
H2S0 3(0 2) + Н 20 = HS03(0 2) + н3о+
H2S 0 3( 0 2) + Н20 (гор.) = H 2S04 + н2о2.
H2S 0 3( 0 2) + 2НС1 (конц.) = Cl2t + H2S 04 + Н20.
H2S 03(0 2) + NaOH = NaHS03(0 2) + H20
(0° С, в этаноле),
2H2S 03( 0 2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na 2S04 + 4Н20 + 0 2t .
3H2S 03( 0 2) + 8(NH3 Н20 ) [конц] = 3(NH4)2S 04 + N2t + 11Н20 .
H2S 03(0 2) + 2КЕ = Е2 + K 2S04 + Н20
(Е = Br, I),
5H2S 03( 0 2) + ЗН20 + 2MnS04 = 2HMn04 + 7H2S04.
H2S 03(0 2) + HSQ3C1 = H2S20 6(0 2) + HC1.
H2S 20 6 ( 0 2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше темпера­
туры плавления. Устойчива в концентрированном растворе, разлагается в
разбавленном растворе (быстро — в щелочной среде). Сильный окислитель;
реагирует (полностью, но медленно) с гидратом аммиака, иодидом калия.
Получение см. 424м, 438s, 4406.
Мг = 194,14;
Л™= 65° С (разл.).
1. 2H2S20 6(0 2) = 2H2SC>4 + 2S03 + 0 2
(выше 65° С).
2. H2S20 6(0 2) (разб.) + Н20 = H2S 0 3(0 2) + H2SC>4
(0° С),
H2S20 6(0 2) (разб.) + 2Н20 = 2H2S04 + Н20 2
(20—25° С).
3. 2H2S20 6(0 2) [к о и ц ] + 4NaOH = Na2S20 6(0 2) + NaHS03(0 2) + NaHS04 +
+ ЗНгО
(0° С),
2H2S20 6(0 2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2S04 + 6Н20 + 0 2t.
230
4.
5.
6.
7.
8.
3H 2S20 6(0 2) + 14(NH3 • H 20 ) = 6(NH 4)2SO< + N2t + 14H20.
H 2S20 6( 0 2) + 2AgNOj + 2НгО = (Ag,Ag,,,)0 24 + 2H2SO< + 2HN03.
H 2S20t(02) + 2KI = h i + K 2S 0 4 + h 2s o 4.
5H 2S20 6(0 2) + 2MnS0 4 + 8H20 = 2HMn0 4 + 12H2S0 4
(кат. AgNOj)
НгБгОвСОг) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)4 + 2Na2S0 4 + 4H20
(M = Fc, Co, Ni).
9. H 2S20 e(0 2) + H 20 2 (конц.) = 2H2S 0 j(0 2)
[на холоду]
440.
К £ 20 « ( 0 2) — ПЕРОКСОДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора
разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложени­
ем, полностью разлагается горячей водой. Кристаллогидратов не образует.
Типичный сильный окислитель. Получение см. 548, 47917.
А/, = 270,32;
d = 2,477;
к, = 4,7<20), 11,0(4О).
гКгБгОбСОг) = 2K2S20 7 + 0 2
2K2S20e(02) + 2Н20 (влага воздуха)
(65—100° С)
-» 4KHS0 4 + 0 2 (примесь Оз)
K 2S20 6( 0 2) (разб.) + 12НгО (хол.) = 2[К(Н20 )6]+ + S20 6( 0 2)2S20 6( 0 2)2' + 2Н20 4= > HS0 3(0 2)- + SO] + HjO+
(0° С)
S206(02)2' + 4H20 4----* 2 SOj~+ НгОг + 2НзО+
(коми.)
2K 2S20 e(0 2) + 2H20 (гор.) = 2K2S0 4 + 2H2S0 4 + 0 2t
(кат. M n02)
K 2S20 s(0 2) + 2H20 = K 2S0 4 + H 2S 0 4 + H 20 2
(коми., в разб. H 2S 04)
K 2S20 6( 0 2) + H20 = Н2Б0 з(0 2) + K 2S 0 4
(0° С, в разб. H 2S 0 4)
K 2S20 6(0 2) + 2H2SO„ (коиц.) = Н 28г0б(02) [конц ] + 2KHS0 4
(0° C)
2K2S20 6(0 2) + 4KOH (гор.) = 4K 2S0 4 + 0 2t + 2H20
(кат. M n02)
K2S20 6( 0 2)(t) + 2БОз(г) = K 2S40 | 2(0 2)
[над олеумом]
K 2S20 6( 0 2) + 2FeS0 4 = Fe2(S0 4)3 + K 2S0 4
(в разб. H 2S 04)
10. K 2S20 e(0 2) + 2HI = I24 + K 2S0 4 + H 2S0 4
(коми.)
5K2S20*(02) + 12KOH + I2 = 10K 2SO4 + 2К10з + 6H20
(кип.)
11. K2S20 6(0 2) + 2H20 + MnS04 = M n02i + 2H2S04 + K2S 04.
12. 3K 2S20 6(0 2) + 8НгО + Cr 2(S0 4)3 = 2КНСЮ 4 + 7H2S0 4 + 2K 2S04.
13. K 2S20 6( 0 2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 = NaBiOji + K 2S 0 4 + Na 2S0 4 +
+ 3H20
(кип.).
14. К 25г0 6( 0 2) + 2KOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)4 + 2K2S0 4 + 2НгО
(М = Fe, Со, Ni).
441.
ВДЗОзб — ТИОСЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких темпера­
турах. Термически неустойчива. Быстро (но не мгновенно) разлагается в воде
(сильная кислота), мгновенно — в присутствии серной кислоты, медленно и не
полностью — в эфирном растворе при комнатной температуре. Реагирует со
щелочами, галогенами. Получение см. 413й , 4426.
231
М, = 114,15.
1. 2H2SOjS = H2S + H 2S30«
2. H 2S 03S (разб.) + H20 = HS0 3S~ + H30 +,
HS03S“ + H20 < = ? S03S2 + H30 +; pKK= 1,72.
3. H 2S 0 3S(p) = H20 + S4- + S 0 2
4. H 2S 03S + 2NaOH (разб., гор.) = S i + Na 2S 0 3 + 2H20 .
5. H 2S 0 3S + 4E2 + 5H20 = 2H 2SO< + 8HE
2H2S 03S + I2 = H 2S<0« + 2HI.
6. H 2S 0 3S<H ^ H2S + S0 3
442.
(выше -78° C).
(в разб. H 2SO<).
(E = Cl, Br),
(коми., в эфире).
N a^O sS — ТИОСУЛЬФАТ НАТРИЯ
Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на
воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагает­
ся кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 395' 10, 414- 5, 4167,8.
М, = 158,11;
d= 1,667, 1,715 (кр.);
к, = 70,1(20), 229(80).
1.
Na 2S 03S = Na 2S 0 3 +S
(220—300° С),
4Na2S 0 3S = 3Na2SO« + Na 2(Ss)
[до 600° С, примесь других Na 2(S„)].
2. Na 2S 0 3S • 5Н20 = Na 2S 03S + 5Н20
(100—110° С).
3. Na 2SQ3S (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + S0 3S2”,
S03S2‘ + Н20^==» HS03S' + ОН’; р Ко = 12,28.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Na 2S 03S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + S 02f + S i + Н 20 .
Na 2S 0 3S + 2НС1 (конц.) + Н20 = H 2SO< + H2S t + 2NaCl
(кип).
Na 2S 03S + 2НС1(Г) = H 2S0 3S(», + 2NaCl
(-80° C).
Na 2S 0 3S + 2HN0 3 (конц., хол.) = Na 2S04 + S i + 2N 02t + H 20.
Na 2S 0 3S(T) + H20 (влага) + С12(Г) = Na 2S04 + 2HC1 + S.
Na 2S 03S + 5H20 + 4E2 (насыщ.) = Na 2SO« + H2SO4 + 8HE
(E = Cl, Br).
10. 2Na2S 03S (разб.) + I2 = N a ^ O * + 2Nal,
Na 2S 0 3S + lONaOH (конц.) + 4I2 = 2Na 2S04 + 8Nal + 5H20 .
1 1 . 2Na2S03S + 6F 2 = 4NaF + 2SOF2 + 2S0 2F 2
(-80° С, примесь SF6).
(60— 120° C),
12. 3(Na2S 0 3S 5H20 ) + 0 2 = 3Na 2S04 + 2S + H2S + 14H20
2Na2S 03S + 0 2 (воздух) = 2Na 2S04 + 2S
(120— 150° C).
13. 5Na2S03S + 8N aI0 3 + H20 = 9Na2SO< + H2S 0 4 + 412i.
14. 3Na2S 03S + 4H 20 2 (
. ) = 2Na2S3Oei + 2NaOH + 3H20
(в этаноле).
15. 2Na2S 03S + H 2S20 e(0 2) —H 2S04 + Na2S04 + Na 2S406.
(E = Cl, Br, I).
16. 2Na2S03S (конц.) + AgE = Na 3[Ag(S03S)2] + NaE
к о н ц
17. 2Na2S 03S + 2H20
+ 2NaOH.
232
—1^ зли-> H2t (катод) + [Na2S20 6 + 2Si] (анод) +
443.
K2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет­
ся в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Восстанови­
тель. Получение см. 49 , 614'5, 418®9, 419®.
М г = 190,33;
d = 2,23;
к, = 155,4<20), 312(90).
1. 4K2SOjS = 3K 2SO4 + K2(S5)
2. K2SOjS • 1,67Н20 = K2SOjS + 1,67Н20
3. K2SOjS (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)«]+ + S03S2~,
(выше 430° С).
(180—200° С).
SO3S2- + H20 < = f HSO3S + ОН ; рАГо = 12,28.
4. K2SOjS + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + S 02t + S i + Н20
(коми),
K2SOjS + 2НС1 (конц.) + Н20 = H 2S0 4 + H2S t + 2КС1
(кип).
5. K 2S03S + 2HN0 3 (конц., хол.) = K 2S0 4 + S-t + 2N 02T + H 20 .
6. 2K2S 03S + 0 2 (воздух) = 2K2S0 4 + 2S
(120— 150° C).
7. K 2S03S + 5H20 + 4E2 = K 2S0 4 + H 2S0 4 + 8HE
(E = Cl, Br).
8. 5K2S03S + 8КЮ 3 + H20 = 9K2S0 4 + H2S0 4 + 412i.
9. 2K2S 03S (насыщ.) + 3S0 2 = 2K2S30 64- + S i
(-10° C).
10. 2K2S03S (разб.) + I2 = K 2S40 6 + 2KI.
11. 2K2S03S + SC12 = K 2Sj06 + 2KC1
(0° С, в конц. HC1).
12. 2K2S03S + S2C12 = K 2S60 6 + 2KC1
(0° С, в конц. HC1).
444. (N H ^SO sS — ТИОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно
разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном
растворе. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. 27510, 2865 7.
Л/г = 148,21;
</=1,68;
1. (NH 4)2S03S ---- ►(NH 4)2S04, NH3, H2S
к, = Ю3,3<|00).
(150° С, примеси S 02, S).
2. (NH 4)2S 03S (разб.) —
( NH4)2S 0 3 + Si.
3. (NH 4)2S03S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH 4C1 + S02t + S i + H 20,
(NH 4)2S03S + 2HC1 (конц.) + H20 = H2S0 4 + H2S t + 2NH 4C1
(кип).
4. (NH 4)2S03S + 2HN0 3 (конц., хол.) = (NH 4)2S0 4 + S i + 2N 02t + H 20 .
5. (NH4)2S03S + 5H20 + 4E2 = 2H2S0 4 + 2NH4E + 6HE
(E = Cl, Br),
2(NH4)2S03S (разб.) + I2 = (NH 4)2S40 6 + 2NH4I.
6. 2(NH4)2S 0 3S(p> + 3S0 2 = (NH 4)2S3Oe + (NH 4)2S4Oe
(коми.).
445. S2F2 — ДИФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением
(—SF)2 (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)F2 (устой­
чивая форма). Выше 15° С неустойчивая форма переходит в устойчивую. При
нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелоча233
ми, кислородом. Получение неустойчивой формы см. 412м, устойчивой
формы — 412м, 4508.
М, = 102,13; ^ Ж) = 1,5(’|00); р = 4,3 г/л (н. у.);
(—SF)2: Ли = -133° С;
Л™ = +15° С;
S(S)F2: /щ, = -164,6° С; Л™ =-10,6° С.
1. 2S2F 2 = SF4 + 3S
(выше 180° С).
2. 2S2F 2 + 2Н20 =s S 0 2 + 3S + 4HF
(коми.).
3. S2F 2 + 3H2S0 4 (конц., гор.) = 5S0 2 + 2HF + 2Н20 ,
S2F 2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2H2S0 4 + 10NO2 + 2HF + 2Н20 .
4. 2S2F 2 + 6NaOH (разб.) = Na2S0 3 + 3S + 4NaF + 3H20 .
5. 2S2F 2 + 5 0 2 = SOF4 + 3S0 3
(200° С, p, кат. N 0 2).
446. SF4 — ТЕТРАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Термически устойчив. Растворяется в апротонных органичес­
ких растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами. Получе­
ние см. 41210' |3, 445', 449*.
А/г = 108,06;
d= 1,9191(~73); Л» = -121,0° С;
/кип = -37° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
3SF4 = 2SF6 + S
(600—650° С).
SF^x) + Н20 (влага воздуха) = 2HF + SOF2.
SF4 + 2Н20 = S 0 2 + 4HF.
SF4 + 2НЫОз (конц.) + 2НгО = H 2S0 4 + 2N 02t + 4H F t
(кип.).
SF4 + 6NaOH (разб.) = Na 2S 0 3 + 4NaF + ЗНзО.
2SF4 + 0 2 = 2SOF4
(200° С, p, кат. N 0 2).
SF4 + Cl2 + CsF = S(Cl)Fj + CsCl
(150— 175° C, p).
SF*,,) + BFj = (SF3+)[BF4], SF^*) + CsF = Cs[SFs].
9.
SF4 + 2HF(*,
электро.л|^
Hjt (катод) + SF6t (анод).
447. S2F io — ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании
мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в мень­
шей степени, чем SFe); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавлен­
ными щелочами. Разлагается кипящей водой и концентрированными щелоча­
ми, реагирует с хлором. Получение см. 4534.
А#г = 254,11;
I•
2.
3.
4.
234
d = 2,08<М); tm= -60° С;
Лси„ = +29° С.
S2Fio(r) = 2(*SFs)(r) (радикал)
[выше 70° С].
S2F ю + 6Н20 — -—►S 02t + H 2S0 4 + 10HF
(кип.).
S2F io + 14NaOH (конц.) = Na2S03 + Na 2S0 4 + lONaF + 7H20
(кип.).
S2F, o + Cl2 = 2S(C1)F5
(200° C).
448. SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. 3 твердом состоянии легко летучий. При нагревании разлага­
ется. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Химичес­
ки пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом
аммиака, кислородом, водородом. Окисляет иодоводород, сероводород и ак­
тивные металлы. Получение см. 412*, 41515, 446*.
Мт= 146,05;
rf(*> = 1,88м ,); р = 6,976 г/л (н. у.);
Г» = -50,7° С (р)\
Тсубя = -63,8° С;
v, = 1 ,47(0), 0,55<25).
1. SF6 = S + 3F 2
2. SF6 + 4H20 (nap) = H 2SO4 + 6HF
3. SF6 + 8Н1(Г) = H 2S + 4 h + 6HF
4. SF6 + 3H2S = 6HF + 4S
5. SF6 + 8Na = 6NaF + Na2S
(выше 800° С)
(выше 300° С, р)
(200° С)
(400° С)
(270—420° С)
449. SCh — ДИХЛОРИД СЕРЫ
Родоначальник гомологического ряда соединений S*Cl2(« =1 + 8). Темно­
красная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизи
руется добавкой РС13. Реакционноактивиый; реагирует с водой, кислотами
окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи
Получение см. 4127' l2, 4506.
Мг = 102,97; d= 1,621(20); IM = -1210 C;
t„„ = +59,6° С.
1. 2SCh = S2CI2 + СЬ
2. SC12 + 2Н20 = 2НС1 + H 2SO2 [точнее, S(OH)2 + S(H)0(0H)]
(выше 70° С)
(0° С, в эфире)
2SC12 + 2Н20 = 4НС1 + S4. + S 0 2
(коми.; примеси H 2SO3S, НгБлОв, H 2SO4)
3. SC12 + 4H N 0 3 (конц., гор.) = H 2SO4 + 4N 02t + 2НС1,
SCI2 + H 2SO4 (конц., гор.) = 2S0 2 + 2НС1.
4. 2SC12 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + S4- + Na 2SOj + ЗН 2О.
5. 2SCh* + O2 = 2SChO
6. 2SCl2(*) + 4S0 3 = 3 SO2 + SCI2 O + S2CI2O 5 .
7. SCl2()K) + С1г(ж) = SCU.
(примесь S2CI2O5)
8. 3SCb + 4NaF = SF4 + S2CI2 + 4NaCl
9. Процесс удлинения цепи
2SCh + НгБ» = Бя+гСЬ + 2НС1
Примеры: 2SCI2 + H2S = S3Cl2 + 2НС1,
2SC12 + H2 S2 = S4 CI2 + 2НС 1,
2SC12 + H 2S3 = S5CI2 + 2НС 1,
2SC12 + H 2S4 = SeCh + 2НС1.
(68—12° С, в ацетонитриле)
(см. также 41321)
(от -20 до - 6° С, в жидк. ССЦ)
235
10. SCI2 + 2KOH + 2S0 2 = K 2S30« + 2HCI
11. SCl2 + 2K2S 03S = K 2Ss0 6 + 2KC1
450.
(-5° С, в петролейном эфире).
(0° С, в конц. HCI).
S 2CI2— ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ
Второй член гомологического ряда соединений 3ЛС12 (л = I -г- 8). Бесцветная
или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии
оранжево-желтый, имеет строение (—SCI)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
М, = 135,04;
d = 1,678<0); 1,688<20);
fitHn = +138° С.
tm = -77° С;
(выше 300° С).
1. S2C12 = 2S + С12
2. S2CI2 + 2Н20 = H 2S20 2 + 2HCI
(0° С),
2S2C12 + 2Н20 = 4НС1 + 3Si + S 0 2 (коми., примеси H 2S 0 3S, H 2SnOe, H 2S),
S2CI2 + 2H20 = H2S + S 0 2 + 2HC1
(кип.).
3. S2CI2 + 3H 2S0 4 (конц., гор.) = 5S0 2 + 2HC1 + 2H20 ,
S2C12 + I0HNO 3 (конц.г гор.) = 2H2SO« + I0NO 2 + 2HC1 + 2H20 .
4. 2S2CI2 + 6NaOH (разб., хол.) = 3Sl + Na 2S 0 3 + 4NaCI + 3H 20,
S2C12 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na 2S 0 3 + 2NaCI + 3H20 .
5. 2S2CI2 + 5 0 2 = 2S0 2 + 2S0 3 + 2CI2
(300—500° C).
6. 3 2С1г(Ж) + С1г(Г) = 2SCI2
(до 20° С, кат. FeCI3).
7. S2CI2 + 8H20 + 5CI2 = 2H2S 0 4 + I2HCI.
8. S2CI2 + 2KF = 2KC1 + S2F 2 [точнее, изомер S(S)F2]
(140— 145° C).
9. S2CI2 + 2H20 + 2S0 2 = H 2S40 6 + 2HC1
(0° C).
10. 8 2С1г(ж) + S 0 3 = S 0 2 + S + SChO.
11. 2S2CI2 + 2ZnS = 2ZnCl2 + 6S
(150—200° C).
12. 3S2CI2 + Na 2S 0 4 = 2SC120 2 + 2NaCl + 5S
(до 300° C).
13. S2CI2 + 2K 2S 0 3S = K 2S60 6 + 2KCI
(0° С, в конц. HCI).
14. 6S2CI2 + 4LiN3 = 3S4N 4 + 4LiCI + 4CI2
(коми., в бензоле),
15. 6S2C12 + (бИН^ж) = S4N 4 + 8S l + 12NH4CI
[примесь S(C1)N],
16. Процессы удлинения цепи
(см. также 4I321).
а) S2Cl2(») + (л - 2)S = S„CI2
(п = 3,4);
(л = 5+19).
б) 2SiC[i(M) + H 2S^*) = S.+4CI2 + 2HCI
Примеры: 2S2CI2 + H2S = SsCI2 + 2HCI,
2S2C12 + H2S2 = S6CI2 + 2HCI,
2S2C12 + H2S3 = S7CI2 + 2HCI,
2S2C12 + H2S4 = SgCI2 + 2HCI;
(л > 20).
в) flS2Cl2(*> + (л - 2)H2 = 2S*C12 + 2(л - 2)HCI
236
(150° С).
17. SiCIi + Н 2 = 2НС1 + 2S
18. S2Cl2(«) + SbClj = (S2C1+) [SbCU],
S2Cl2<*) + HgCl2 = (HgCl+) [S2C13].
19. 2S2Cl2<*)<=?- S2C1+ + [S2C13]-.
451. S,C12— ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ
Оранжево-красная жидкость (смесь S*C12). В свободном виде выделены S*C12 с
п = 3 + 8; в смеси существуют S*C12 с л £ 100 (при п = 20 * 24 — очень вязкие
жидкости, при и > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По
химическим свойствам аналогичны бгСЬ. Низшие S«C12 — исходные вещества
в процессе удлинения цепи. Получение см. 449s, 45016.
SjCl2: Mr — 167,10
d= 1,7441(20),
S<C12: Mr = 199,17
d= 1,7774<20),
SjCl2: Mr = 231,24
d= 1,8018<20),
S6C12: Mr = 263,30
d= 1.8219110',
StC12: Mr = 295,37;
d= 1,84<20),
S8C12: Mr = 327,43;
d = 1,85(M).
1. S„CI2 = S2C12 + (л - 2)S
2. Процесс удлинения цепи
2S*C12 + H 2S* = Sj,Cl2 + 2HC1.
(выше 20° C)
(см. также 41321)
452. SCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ
Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реа­
гирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 4491
Mr = 173,88;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
/щ, = (-30) + (-20)° С.
SCU = SC12 + C12
SCU + Н20 (влага воздуха) = SC120 + 2НС1.
SCU + 2Н£> = 4НС1 + S 0 2.
SCU + 2HN0 3 (конц.) + 2Н20 = H 2SO< + 2N 02f + 4НС1.
SCU + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na 2S 0 3 + 3H20.
SCUw + SbCU = (SCI?) [SbCU].
(выше-15° С)
453. S(Cl)Fs — ПЕНТАФТОРИД-ХЛОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения. Реагирует с водой (медлен­
но), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается
водородом. Получение см. 4467, 447*.
А/г = 162,51;
d = 1,541<_60>;
tm = -64° С;
»„П= -19°С.
237
1. S(C1)F5 • 17H204- (клатрат)<=^ S(Cl)Fs(p) + 17H20
(на холоду).
2. S(Cl)Fs + 4H20 —
> HC1 + SHF + H 2S 04.
3. S(Cl)Fs + 8NaOH (разб.) = NaCl + SNaF + Na 2S0 4 + 4H 20.
4. 2S(Cl)Fs + H 2 = S2F io + 2HC1
(коми., свет ртутной лампы).
454. SChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ
Тионилхлорид. Бесцветная жидкость, выше температуры кипения разлагается.
Перегоняется в вакууме при комнатной температуре. Полностью обезвоживает
гидратированные хлориды металлов. Реагирует с водой, азотной кислотой,
щелочами, металлами, жидким HF. Неводный растворитель для неполярных
веществ. Получение см. 4127, 4495'6.
М, = 118,97;
d = 1,638<20);
tm = -104,5° С;
/«„„ = +75,6° С.
1. 4SChO = 2S0 2 + ЗС12 + S2C12
2. SC120 + Н20 (хол.) = 2НС1 + S 0 2,
3SC120 + 5Н20 = 6НС1 + 2H2S 0 4 (разб.) + S i
3. SC120 + 2 h N 0 3 (конц.) + Н20 = H2S 0 4 + 2НС1 + 2N 0 21\
4. SC120 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na 2S 0 3 + 2H20.
5. SC120 + 2НВг(г) = SBr20 + 2HC1
6. 2SC120 + 4HI(r) = S 0 2 + S + HC1 + 2I2
7. SCl20 (m) + 2HF(m) = SOF2t + 2HCJt
8.
SC120
HzS" > S80
9. 10SCl2O + P4Sio = 10S2C12 + P4Oio10. 3SC120 + 6A1 = A12S3 + АЬОз + 2A1C13
11 . 6SC120 (K) + FeCb 6H20 = 6S0 2 + FeClj + 12HC1.
(85—440° С).
(кип.).
(0° C).
(коми).
(кат. SbCl5).
(-40° С, в жидк. CS2).
(400—600° C).
455. SC120 2— 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 БОэ. Получение см. 41517,
429', 450|2.
М, = 134,97;
d = 1,667(20);
tm = -54,1° С;
/К1|п = +69,5° С.
1.
SC120 2 = so2+ Cl2
2.
SC120 2 + H20 —
►HSO3CI + HCI
SC120 2 + 2Н20 = 2НС1 + H 2S 0 4
SC120 2 + H 2S0 4 (безводн.) = 2HS0 3C1.
SC120 2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na 2S0 4 + 2H20 .
5С120 2(ж) + 2CaO = CaS0 4 + CaCl2.
3.
4.
5.
238
(160—300° C).
(коми.),
(кнп.).
6. 2SCl202(*) + 3S = SC12 + S2CI2 + 2SOj
7. SCljOj + F 2 = SO2F 2 + Cl2
8. SCljO: + 2NaF = S 0 2F 2 + 2NaCI
9. SC120 2 + 2NH 3 = S(NH 2)20 2 + 2HC1
(кат. AlCb)
(коми.)
(60— 150° С, p , в сульфолане)
(коми., в СНС1з).
сульфамид
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. 4121*, 45014' 15.
А/, = 184,29;
d = 2,22;
tm = 178° С;
/„„ = 185° С.
(80° С, кат. AgF2)
1. S4N 4 = 2S2N 2
«S4N 4 = 4(SN)„
(124— 139° С)
S4N 4 = 4S + 2N2
(выше 200° С)
2. S4N 4 + 6Н20 (гор.) = 4N H jt + S i + 3S02t
(примеси H 2S„C>6, H 2SOjS)
3. S4N 4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6НгО = 4NH 4C1 + S i + 3S0 2t ,
S4N 4 + 8HNO 3 (конц., гор.) + 4НгО = 4S02t + 4N 02t + 4NH 4NO 3.
4. S4N 4 + 6NaOH (разб.) + 1320 = 4(NH 3 • H 20 ) + S i + 3Na2SOs.
5. S4N 4 + 4S = 2S4N 2
(110° С, p, в жидк. CS2).
6. S4N 4 + 24HI = 4H2S + 10I21 + 4NH 4I
(примесь S)
7. S4N 4 + К = K(S4N 4)
[на холоду, в тетрагидрофуране]
С ЕЛ ЕН
457.
Sc — СЕЛЕН
Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: ус­
тойчивая — серый (металлический) a-Se и неустойчивая — красный З-Se; из­
вестен также аморфный Se (окраска серая или красная), а особых условиях
получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый
Красный З-Se состоит из молекул Seg. 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. 46010,", 4624,6-*, 4635 ‘, 464й.
Мг = 78,96;
d = 4.79(a), 4,46(Р), 4,28 (аморфн.);
Ли = 217° С;
/„„ = 685,3° С
1. Se (аморфн.) + 2НгО (пар) = Se0 2 + 2Н2
(| 50° С)
239
2.
8Se + 4H 2SO 4 (ко нц ., хол.) =(Se|*)S3C>io (зел.) + S C h t + 4 Н : 0 ,
Se + 2H 2SO4 (конц.) = SeCh'l- + 2SO2T + 2НгО
3(a-Se) + 4HNO3 (разб., гор.) + Н 2О = ЗНзЗеОз + 4NOT,
P-Se + 4HNO 3 (конц.) = НгБеОз + 4NO 2T + НгО.
3Se + 6NaOH (конц.) = ЫазБеОз + 2Na 2Se + ЗН2О
(кип.)
(кип.)
(коми.),
Se + 2H°(Mg, разб. HCI) = H2Se
(350—450° С).
Se + H 2 = H 2Se
(250° С, кат. NOz).
6 . Se + O 2 —Se02
(коми.)
7. 2Se + 5 F 2 - SeF6 + SeF4
(в жидк. ССЦ),
8 . 2Se (суспензия) + СЬ = Se2Cl2
(коми.)
Se + 2CI2 = SeCU
(коми., в жидк. CS2),
9. 3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeB^-l(25—30° С).
Se (порошок) + ЗН2О + 21г = bhSeCh + 4HI
(-40°
С,
в
жидк.
NH
3
;
М
= Na, К).
10. Se + 2M = IVhSe
(600—650° С).
11. 3Se + 2AI = Al2Se3
12. Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О 2 (конц.) = Na 2SeC>4 + 4НгО.
13. Se + 3K.N03 + 2К.ОН = K 2Se0 4 + 3KN0 2 + Н20
(350—400° С).
14. 3Se + 4CIF3 = 3SeF4 + 2C1Z
[20° С, примесь Se(Cl)F5].
15. 5Se + 6BrF 5 = 5SeF6 + 3Br2
(100° C).
16. Se + 3F2 + NaCIO =(SeF 5+)C10 + NaF
(коми.).
17. Se (коллоид) + Na 2(S„) = Na 2[SeS2] + (n - 2)Si
(на свету).
18. Se + Na 2SC>3 (конц., гор.) = Na 2SC>3Se (селеносульфат натрия).
(20—30° C),
19. 5(a-Se) + 3H20 + 4Н10з = 5H2Se0 3 + 2I24
(200° C).
5(P-Se) + 4НЮз(т> = 5Se0 2 + 212 + 2HzO
(коми.),
20. Se + H20 + 2H2Se0 4 — — * 3H2Se03
(выше 100° С).
Se + 2HzSe04 (конц.) = ЗЗеОг^ + 2НгО
4.
5.
EFs. H F ,„
21. Se
22 . Se (аморфн.)
Se«(r)
(E = As, Sb).
—-E F j » (Se^)[EF 6]2,(Se^)[EF 6]2
до 850" C ,
72" C
rp _
P-Se(-W
.
,
I30"C
a-Se,:<T>,
900-1000° C . c
----------- —> [Se6<r) + Se4<r>j --------------------- > Se2(r>
> 1500” c
■» Se(r).
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 (н. у.);
?„л = -65,72° С;
г«ип = -41,5° С;
»•., = 377(4>, 270(25>.
HzSe —Н 2 + Se
240
(до 300° С).
2.
H2Se (разб.) + Н 20 ^ = ^ HSe' + Н 30 +, рК« = 3,81,
HSe" + Н 20 4^— * Se2- + Н 30 +; рАГк = 11,00.
3.
4.
5.
H 3Se(p)------- * Н 2 + Sei
(коми., примесь H 2Se„)
H2Se + 6H N 0 3 (конц.) = H 2Se0 3 + 6N 02t + 3H20.
H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + H 20,
H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H20.
6. 2H 2Se(p) + O 2 (воздух) — -—* 2НгО + 2Se-J(коми.)
2H2Se + ЗО2 = 2Se0 2 + 2H20
(сгорание на воздухе).
7. НгБе (насыщ.) + S — -—> H2S + Se4(коми.).
8. H 2Se<r) + 2Na = Na2Se + H 2
(100° С)
9. H2Se + PbO = PbSe + H20
(выше 300° С)
10. 2H2Se + 2C uS0 4 = Cu2Sei + Se4 + 2H2S0 4
(примесь CuSe)
459. NazSe — СЕЛЕНИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гид­
ролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при
кипячении. Образует кристаллогидраты ЫагБе • «НгО (п = 4, 5, 9, 10, 16). Не
растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный
восстановитель, легко окисляется Ог воздуха. Получение см. 457'°, 4585,8, 4631' 10
М, = 124,94;
d = 2,5;
* 875° С.
1. NajSe + НгО (влага) = 2NaOH + НгЭе
(коми., в отсутствие Ог, СОг).
2. NajSe (разб.) + 8Н 2О (хол.) = 2[Na(H20)4]+ + Se2"
(в атмосфере N 2),
Se2" + Н 20 < = > HSe" + ОН'; рК0 = 3,00.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
ЫагБе + Н 2О — -—►Na 2(Se*), Se, NaOH, H 2
Na2Se + 2HC1 (разб.) = 2NaCI + H 2Set.
Na2Se + 8HNO 3 (конц.) = Na 2Se0 4 + 8N 02t + 4H 20.
Na 2Se(p) + (n - 1)Se = Na 2(Se„)
Na 2Se (конц.) + НгБе (насыщ.) = 2NaHSe.
2Na 2Se + 2НгО + Ог (воздух) = 2Se4- + 4NaOH
(кип.).
[кип., n = 2 + 6]
[примесь Na 2(Se*)].
460. Se02 — ДИОКСИД СЕЛЕНА
Селенолит. Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеОг). В газообразном состо­
янии зеленовато-желтый. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой,
щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует с перок­
сидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. 4571,2,6, 9,2°,
461. >5-9, 462', 465s.
Л/г = 110,96;
d = 3,954;
t„л = 340° С (р);
tcy&,. = 315° С;
к, = 264(22), 471(65).
241
(коми.)
1. Se0 2 + Н20 = H 2Se0 3
2. Se0 2 + 2NaOH (разб.) = Na 2Se0 3 + H 20,
Se0 2 + M(OH)2 = MSe0 3 + 2НгО
(при нагревании; M = Pb, Ni, Си).
3. Se0 2 + 2HF(«) = HJSeChFj].
4. Se0 2 + 2НС1(Г) —HJSeCbOJr
(komh.).
5. Se0 2 + 2НС1<Г) = SeCl20
(в конц. H 2S04, примеси SeCl2l Cl2).
6. Se0 2 + 2SC120 = SeCU + 2S0 2
(75—90° C).
7. 5Se0 2 + 2H N 0 3 (разб.) + 4H20 + 2КВЮ 3 = 5H2SeO„ + Br2 + 2KN03.
8. Se0 2 + H 20 2 (конц.) = H 2Se0 4
(кип. в атмосфере 0 2),
Se0 2 + Na 20 2 = Na 2Se0 4
(выше 350° C).
9. Se0 2 + Se + 2F2 = 2SeOF2
(50—75° C).
10. Se0 2 + 2H2S(r> = Se + 2H20 + 2S,
Se0 2 + 2БОг(г) = Se + 2S03.
11. Se0 2 + N 2H 4 H20 (гор.)' —Sei + N2t + 3H20 .
12. гЗеОго-мГГ? 2SeO(r, + 0 2
(выше 1000° C).
461. S*Ch — ТРИОКСИД СЕЛЕНА
Белый в твердом, жидком и газообразном состоянии. При слабом нагревании
сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жид­
ком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реа­
гирует с водой, щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный
окислитель. Получение см. 461465*.
Мт = 126,96;
4«> = 2,75°,9),
= 118,5° С;
Гсу&,. > 100° С.
1.
(175° С, вак.),
(выше 185° С).
4Se0 3 = 2(Se0J+)Se0 4<T) + 0 2
2Se0 3 = 2Se0 2 + 0 2
2. Se0 3 + H20 = H 2Se04.
3. Se0 3 + 2NaOH (разб.) = Na 2Se0 4 + H 20 .
4. Se0 3 + 2HC1 (конц.) = H 2Se0 3 + Cl2t
5. Se0 3 + 2HCl(r) —Se0 2 + Cl2 + H20
6. Se0 3 + HF(«) = HSeOsF.
7. 2Se0 3 + 3S = 2Se + 3S0 2
8. Se0 3 + H 2Se0 4 (конц.) = H2Se207.
(0° С).
(коми.)
(90— 120° С).
462. HiSeCh — СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе,
быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяет­
ся в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из
раствора. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4573,19'20, 4584, 4601,
4614, 464, ,°
М, = 128,97;
242
d = 3,004;
tm = 66,5° С.
(выше 70° С или над Р4Ою)
1. H 2Se0 3 = Se0 2 + Н20
2. НгБеОз (конц.) +
H S eO j+ НзО+,
2 H S eO j< = ? Se2Oj + Н 20.
3. H 2Se0 3 (разб.) + Н 20 <= > ' HSeOj + H 30 +; рКк = 2,61,
HSeOj + Н 20 < = ? Se03~ + H 30 +; pKK= 8,32.
4. H 2Se0 3 + 4HC1 (конц.) = Sel + 2C12 + 3H20.
5. H 2Se0 3 + NaOH (разб.) = NaHSe0 3 + H 20,
H 2Se0 3 + 2NaOH (конц.) = Na 2SeC>3 + 2H20,
H 2Se0 3 + 2NaOH (насыщ.) + H20 = Na 2[Se(OH)6].
6. H 2Se0 3 + 4HI = Sel + 2I21 + 3H20.
7. H 2Se0 3 + 2H2S = Sel + 2Si + 3H20.
8. H 2Se0 3 + N 2H 4 • H20 = Se (коллоид) + N2T + 4H20
(кип. в темноте).
9. He2Se0 3 + E2 + H20 = H 2Se0 4 + 2HE
(E = Cl, Br),
H 2Se0 3 + H 20 2 (конц.) = H 2Se0 4 + H 20.
10. 5H2Se0 3 + 3H2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5H2Se0 4 + 2MnS0 4 + 3H20 +
+ K 2S04.
11. H 2Se0 3 + 2AgN0 3 = Ag2Se03l + 2HN03.
12. H 2Se0 3 + HC104 (безводн.) = Se(OH)$ (или НзБеОз) + СЮ4.
13. H 2Se0 3 + H20
463.
злектР°ли:1 > н 2Т(катод) + H 2Se0 4 (анод).
Na2S e 0 3 — СЕЛЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Разлагается в горячей воде, сильных кислотах, реагирует
с галогенами, углеродом, водородом. Восстановитель более слабый и окисли­
тель более сильный, чем Na 2S 03. Получение см. 4602, 462s, 4651.
Мг = 172,94;
= 710° С (разл.);
1. 2Na2Se0 3 = 2Na2Se + 3 0 2
2. Na 2Se0 3 • 5Н20 = Na 2Se0 3 + 5Н20
к, = 60<37), 85<89).
(выше 710° С, примесь Na 2Se20s).
(40° С, вак.).
3. Na 2Se0 3 (конц.) + Н20 < * Na 2Se20s + 2NaOH.
4. Na 2Se0 3 (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20 )4]+ + SeO2-,
SeOl~ + H 20 < = ? HSe0 3 + ОН'; pA:0 = 5,68.
5. Na2SeOj + 6НС1 (конц.) = 2NaCl + Sel + 2C12 1 + 3H20.
6. Na 2Se0 3 + 2AgN0 3 = Ag2Se03l + 2NaN03.
7. Na 2Se0 3 + H 20 2 (конц.) = Na 2Se0 4 + H 20,
Na 2Se0 3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na 2Se0 4 + 2NaCl + H 20.
8. Na 2Se0 3 + 2H[SnCl3] + 8HC1 (разб.) = Sel + 2H2[SnCl6] + 2NaCl + 3H20.
9. Na 2Se0 3 + K N 0 3 = Na 2Se0 4 + K N 0 2
(350— 400° C),
2Na2Se0 3 + 0 2 (воздух) = 2Na2Se0 4
(700—725° C).
243
(550— 650° С),
(600— 700° С).
10. Na 2Se0 3 + ЗН2 = Na2Se + 3H20
2Na2Se0 3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + ЗС0 2
11. Na 2Se0 3 + Н20
зле|строли:| > н 2Т (катод) + Na2Se0 4 (анод).
464. H2Se04 - СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА
Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к
переохлаждению (до +15* С, </<Ж) = 2,60(|5)). Перегоняется в вакууме без разло­
жения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавлен­
ном растворе — сильная кислота. Гидрат H 2Se0 4 • Н20 имеет ионное строение
НэО+H Se04. 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. 460е, 4612, 4629 1 .
М, = 144,97;
1.
2.
3.
d = 2,95;
= 62,4° С;
H 2Se0 4
Se0 3 + Н20
2H2Se0 4 = 2H2Se0 3 + 0 2
2H2Se0 4 = Se0 2 + 0 2 + 2Н20
H 2Se0 4 ■ Н 20(Т) = H 2Se0 4 (безводн.) + Н20
H 2Se0 4 (конц.) + Н20 (хол.) = H 2Se0 4 ■Н20 ^
к, = 566,6(М), 2757(50).
(коми., над Р4Ою),
(до 70° С, вак.),
(160—200° С).
(140° С, вак.).
H Se0 4 + Н 30 +,
H Se0 4 + Н20 < = > SeO ^+ Н 30 +; рЯ, = 1,66.
4. H 2Se0 4 (разб.) + 2Н20 = S e 0 ^ + 2 H 30 +.
5. H 2Se0 4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSe0 4 + Н 20,
H 2Se0 4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na 2Se0 4 + 2Н20.
6. H 2SeO„ (разб.) + М2С 0 3 = M2Se0 4 + C 0 2t + Н20
(М = Na, К).
7. 2H2Se0 4 (безводн.) + Na 2C 0 3 = 2NaHSeO„ + С 0 2 + Н20
(70— 80° С),
2H2SeO„ (безводн.) + Na 2C 0 3 = Na 2Se20 7 + С 0 2 + 2НгО
(120— 150° С).
8. H 2SeO„ + BaCh = 2НС1 + BaSeO-Д.
9. 2H2Se0 4 (конц.) + Na 20 2 = H 2Se0 3(0 2) + Na 2Se0 4 + H20
(до 0° C).
10. 2H2Se0 4 (конц.) + 2Ag = Ag2Se044' + H 2Se0 3 + H 20,
6H 2Se0 4 + 2Au = Au2(Se0 4)3 + 3Se0 2 + 6H20
(200° C).
2H2Se0 4 (конц., гор.) + Си = CuSe0 4 + Se0 2 + 2H20 ,
4H 2Se0 4 (конц.) + 3Hg = Hg2Se044' + HgSe0 4 + 2Se0 2 + 4H20
(кип.).
11. 2H2Se0 4 (разб.) + 3N2H sC1= 2Se (коллоид) + 3N2t + 3HC1 + 8H 20 ,
H 2Se0 4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Se4- + 3H2 [SnCl6] + 4H20.
H 2Se0 4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Se4- + 4H 20 .
12. H 2Se0 4 + H 2S0 4 (разб.) + 2FeS0 4 = H 2Se0 3 + Fe2(S0 4)3 + H 20.
13. H 2Se0 4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) 4 * H 2Se0 3 + 2C1° +' H 2Ot
H 2Se0 4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = Se0 2 + Cl2t + 2H20
(кип.).
244
14. 3H 2SeC>4 (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeCU + 2H[AuCU] + 6H 2O
2H 2SeC>4 (конц.) + 6НС1 (конц.) + Pt = 2SeCU + ^[PtCU] + 4НгО
465.
(кип.),
(кип.).
Na2Se04 — СЕЛЕНАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном
нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реаги­
рует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, во­
дородом, углеродом. Получение см. 45712, 4637' 9' ", 4645 6 9.
Л/г = 188,94; d = 3 ,2 1; !т = 730° С (р); к, = 57,2<25), 74,8<75).
1. 2Na 2Se0 4 —2Na 2Se03 + О 2
2. Na 2Se0 4 • IOH2O = Na 2Se0 4 + 10H2O
3. Na 2Se0 4 (разб.) + 8H20 = 2[Na(H20)4]+ + SeOj“ .
4. Na 2SeCU (конц.) + H 2Se0 4 (конц.) = 2NaHSe04.
5. Na 2Se0 4 + 4HCI (конц.) = Se0 2 + Cl2t + 2NaCI + 2HzO
6. Na 2Se0 4 + 4H2 = Na2Se + 4H20
Na 3Se04 + 4C (кокс) = Na3Se + 4CO
(500° C).
(200° С, вак.).
(кип).
(600—700° С),
(750—900° С)
7. Na3Se04 + BaCU = 2NaCI + BaSeO»!.
8. Na 2Se04 + S 0 3 = N a^SCU + Se0 3
(110° С).
466. SeCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА
Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится
только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается.
Реагируете водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов. Получе­
ние см. 457*, 4606.
Мг = 220,77;
d = 3,80;
= 305° С (р);
/субЛ> 196° С.
1. БеСЦг) = SeCl2(r) + С1г
(200—300° С, примесь Se),
БеСЦг) = Se + 2СЬ
(выше 350° С, примесь SeCU).
2. SeCU + Н 2О (влага воздуха) = SeCUO + 2HCI.
3. SeCU + ЗН 2О = H 2Se0 3 + 4HCI.
4. SeCU + 6NaOH (разб.) = Na 2Se0 3 + 4NaCl + 3H20.
5. SeCU + SeCU = 2SeCUO
(66° С, вак., в конц. H 2SO4).
6. SeCU + 4HCI (конц.) + 2T1N03 = Sei + 2H[TICU] + 2HN03.
7. SeCl4<r) + AICI3 = (SeCl3+)[ AICI4 ].
8. SeCU + 2HCI(r) = H 2[SeCI6]P
(0° С, в конц. HCI),
SeCU + 2MCI = M 2[SeCI6]
(0° С, в конц. HCI; M = K+, Rb+, Cs+,N H ;).
ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ
467. Те — ТЕЛЛУР
Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состо­
янии состоит из молекул Тег и имеет желтую окраску. Не реагирует с водой,
245
хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотамиокислителями и щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами,
металлами. Получение см. 4705' 6, 4737, ", 476\
A/r = 127,60; d = 6,00 + 6,25; /„* = 449,8° С; /„„ = 990° С.
(100— 160° С).
Те + 2Н :0 (пар) = TeOj + 2Н:
1.
2. 4Те + 4H 2SO4 (конц.) =(Te 4+)SjOio (красн.) + SO: + 4НгО.
(кип.),
3. 2Те + 8HNO 3 (конц.) = 2ТеО:^ (красн.) + 8N O :t + 4Н 2О
(кнп.).
4. ЗТе + 6NaOH (конц.) = №гТеОз + 2Na:Te + ЗН2О
(0° С),
5. Те + 2Н° (А1, разб. НС1) = Н2Те
(выше 450° С).
6. Те + Ог =ТеОг
(1 0 0 - 120° С),
7. Те + 3F2= TeF6
(200° С).
Те + 2TeF6 = 3TeF4
(100° С).
8. Те + 2СЬ = ТеСЦ
(0° С),
9. Те + 2Вг2
-+ ТеВг4
(коми.).
10. Те + 2h (влажн.) = Те14
(-40° С, в жидк. NHj; М = Na, К),
11. Те + 2М = М2Те
(выше 500° С, в атмосфере Аг).
12. ЗТе + 2А1 = А12Те3
(выше 600° С, в атмосфере СО 2).
13. Те + 2SCI2O —ТеСЦ + SO2 + S
14. Те + ЗН2О 2 (конц.) = НвТеОб
(кнп. в разб. H2SO4),
Те + 2NaOH (разб.) + ЗН2О 2 (конц.) = ЫагШТеОб 4- + 2НгО.
15. 5Те + 6НСЮ3 + 12НгО = 5Н6Т е0 6 + ЗС12.
(400—430° С).
16. Те + 2KNOj = ТеО: + K.NO:
17. 5Те + 6BrFs = 5TeF6 + ЗВг2
(20° С).
(40—50° С).
18. Те + 3F2 + H2S04 (безводн.) =(TeFs+)HSO» + HF
(75° С; М = Rb, Cs).
19. Те + 3F 2 + 2MF —M2(TeFJ
20. Те (коллоид) + Na 2(S«) = ЫагГТебз] + (я— 3)S4-.
(в жидк. HF; Е = As, Sb).
21. 4Те + 3EF 5 =(Te7+)[EF6]2 + EF 3
22. 2Те + 2Н:0 (разб. H 2S 04)
электролиз ^ 2н 2Те t
23. 2Те(Ж) = Тв2(г)
Тв2<г) <---- * 2Те(Г)
(катод) + О 2 1 (анод)
[0° С].
(1000— 1200° С),
(выше 1400° С).
468. Н2Те — ТЕЛЛУРОВОДОРОД
Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. При растворении в
воде (насыщенный раствор — децимолярный) быстро разлагается; слабая кис­
лота. Реагирует с кислотами-окислнтелямн, щелочами. Очень сильный восста­
новитель; легко окисляется Ог воздуха в газообразном состоянии н растворе.
Получение см. 4675,2г, 4694.
М, = 129,62; р = 5,81 r/л (н. у.); /„* = -51° С;
246
= -1,8° С;
= 100(0).
(на свету),
1. НгТе(ж)---- > Н2, Те, НгТе»
(выше 20° С),
НгТв(г)= Нг + Те
(коми., прнмесь Н 2Те»).
2. НгТеад — L- > Н 2 + T el
3. НгТе (разб.) + Н20 + = * НТе' + Н 30 +; рАГг = 2,64,
НТе' + НгО «ZZ? Те1' + Н 30 +; р * , =12,17.
4. Н2Те + 6Н1МОз (конц.) = Т е021 + 6N 02 1 + 4HjO.
5. Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2НгО.
6. 2H2Te + 0 2 (воздух) = 2Н20 + 2Те
2Н2Те + 3 0 2 = 2Н20 + 2Те0 2
7. Н2Те + Н2Ог (разб.) = T e l + 2НгО.
(коми.),
(сгорание на воздухе)
469. Na2Te — ТЕЛЛУРИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Чувствителен к 0 2 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. 467м, 4685.
М, = 173,58;
d = 2,90;
/ „ = 1035° С.
1. Na2Te • 9H20 I
Na2Te (насыщ.) + 9НгО
(коми., в атмосфере Нг).
2. Na2Te (разб.) + 8Н20 (хол.) = 2[Na(HjO)4)+ + Те2",
Те2' + Н20 4= z ? НТе" + ОН'; рК0 = 1,83.
3.
4.
5.
6.
7.
Na2Te
Na 2(Te,), Те, NaOH, Н 2
Na2Te + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2T et
2Na2Te + 2НгО + Ог (воздух) = 2Tel + 4NaOH
Na2Te + (л— 1)Те = Na 2(Te,)
Na2Te + 2AgN0 3 = Ag2T el + 2NaN03.
(кип.)
(на холоду)
[примесь Na 2(Te«)]
(кип., п й 7)
470. ТеОг — ДИОКСИД ТЕЛЛУРА
Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, мало­
летучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с
концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый
восстановитель. Получение см. 4671,3' |6, 4733, 4741.
М, = 159,60;
d = 5,67;
/ „ = 733° С;
= 1257° С.
1. ТеОг<т) + 2НгО « = ? Te,v + 40Н '; рПР 18-25 = 53,52.
2. 2ТеОг + 2НС1 (конц.) = ТегС1г03 + НгО,
2ТеОг + H2S04 (конц., хол.) = Тег(804)О 3 + НгО.
3. ТеОг + 2МОН (конц.) = М 2Т е0 3 + НгО
(М = Na, К).
4. ТеОг + М20 = М2Т е0 3
(при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs).
5. ТеОг + N 2H« НгО = T e l + N2t + ЗНгО.
247
6.
T e0 2 + С (кокс) = Те + С 0 2
(600—700° С),
Т е0 2 + 2Н 2 = Те + 2Н20
(1000° С).
7. 5Те0 2 + 2КМ п0 4 + 6HNO 3 + 12НгО = 5Н6Те0 6 + 2KN0 3 + 2Mn(N03)2.
8. T e0 2 + 2NaOH (конц.) + Н 20 2 (конц.) = Ыа2Н4ТеОб4-,
ЗТе0 2 + 4КОН (конц.) + 4Н20 + 2К 0 2 = 3K2H4TeOei.
9.
2Те02(Г) <
* 2ТеО(Г) + 0 2
(выше 1000° С).
471. Т е0 3 — ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА
Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства
выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислота­
ми и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная
форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кис­
лотой, концентрированными щелочами, HF. Слабый окислитель. Получение
см. 474'.
Мг = 175,60;
d= 6,21, 5,075 (аморфн.);
к, = 0,05(|8).
1.
2Те0 3 = 2ТеОг + 0 2
2.
3.
4.
5.
6.
Т е0 3 (аморфн.) + ЗН20 (гор.) — -—> Н6ТеОв.
Т е0 3 + 2НС1 (конц.) = Н2Т е034 + С12Т
(кип).
Т е0 3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н20 = Na 2H4 Те064-.
Т е0 3 + 3Ag20 = Ag6Te0 6
(200° С).
Т е0 3 + 5HF(») = HtTeOFsb) + 2Н20
(коми),
Т е0 3 + 4HF(*, + MF = M|TeOF5] + 2Н20
(коми., М = Li+, Na+, К +, Rb+, Cs+,N H ;).
(выше 400° С).
472. Н2Т е 0 3— ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат Т е0 2 • яН 20 , при
старении переходит в Н 2Т е0 3 • Н 20 . Реагирует с концентрированными кисло­
тами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см.
4713, 4733 4, 4754.
Мг =177,61;
1.
2.
3.
4.
5
d = 3,05;
к, = 5,3 • 10“5.
Н 2Т е0 3 = Т е0 2 + Н20
(выше 40° С).
Н 2Т е0 3 + 4НС1 (конц.) = Те4- + 2С12Т + ЗН20 .
2Н2Т е0 3 + H N 0 3 (конц., хол.) = Te2(N 0 3)0 3(0H) + 2Н20.
Н 2Т е0 3 + 2NaOH (конц.) = Na 2T e0 3 + 2Н20.
Н 2Т е0 3 + N 2H4 Н20 = Те (коллоид) + N2t + 4Н20
(30—40° С),
Н 2Т е0 3 + 2S0 2 + Н20 = T el + 2H2S04.
6. 5Н 2Т е0 3 + 6H N 0 3 + 7Н20 + 2KMn0 4 = 5Н6Те0 6 + 2Mn(N03)2+ 2KN03,
H 2T e0 3 + 2NaOH (конц.) + Н 20 2 (конц.) = Ыа2Н4ТеОб4- + Н 20 .
7. Н 2Т е0 3 + M (N0 3)2 = МТе034- + 2HNQ3
(М = Са, Sr, Ва, РЬ).
248
473. Na2TeCb — 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. 47(г 4, 472'*.
Мг = 221,58.
1. NajTeOj (разб.) + 8Н20 = 2[Na(H20)«]+ + ТеО^ ,
Т е 0 2~+ Н20 < = ? HTeOj + ОН'; рКа = 3,30.
2. 2Na2T e0 3 (конц.) + Н20 <=► Na 2Te20 5 + 2NaOH.
3. Na 2T e0 3 + 2HNO} (разб.) = H 2Te03i + 2NaN0 3
(0° C),
Na 2T e0 3 + 2HN0 3 (разб., гор.) = T e02i + 2NaN0 3 + H 20 .
4. Na 2T e0 3 (разб., хол.) + 2C0 2 + 2H20 = H 2T e03i + 2NaHCO}.
5. 2Na2T e0 3 + 0 2 = 2Na2Te0 4
(450° C)
6. 2Na2T e0 3 + 4Na 20 2 = 2Na6Te0 6 + 0 2
(700° C),
Na 2T e0 3 + 3H20 (гор.) + Na 20 2 = Na 2H 4Te0 6 l + 2NaOH
(в конц. NaOH)
7. Na2TeOj + 2Na[Sn(OH)3] + 3H20 = T e l + 2Na2[Sn(OH)*] (в конц. NaOH).
8. Na 2T e0 3 + Cl2 + 2NaOH + H20 = Na 2H4Te06 1 + 2NaCl.
9. 3Na2T e0 3 + 7H20 + 2KMn0 4 = 2Mn024- + 3Na2H4Te06i + 2KOH,
3Na2TeOs + 7H20 + K 2Cr 20 7 = 3Na2H4 Te06i + Cr(OH)3 1 + 2KOH.
10. Na 2T e0 3 + K N 0 3 = Na 2Te0 4 + K N 0 2
(350— 400° C)
11. Na2TeOs + H20 _злектроли:>> j ej, (катод) + o 2t (анод) + 2NaOH.
474.
НбТеОб — ОРТОТЕЛЛУРОВАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления
разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной фор­
мулой Н 2Т е04). 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 IS, 4707, 4712, 4763 4
Мт= 229,64; d = 3,07; tm = 136° С (д); к, = 50,05<30), 106,4(80).
1.
2.
НбТеОб = Н 2Т е 0 4 + 2Н20
Н6ТеОб = ТеОз + ЗН20
2НбТеОб = 2Т е02 + 0 2 + ЗН20
НбТеОб • 4Н 20 ( т) - НбТеОб + 4Н20
3.
НбТеОб (разб.) + Н20
(140° С, д),
(220—320° С)
(400— 600° С).
(выше 10° С).
+ Н5ТеОё + Н30 +; рКК= 7,72,
H5TeOj + Н20 <— ?■H 4TeOj" + Н 30 +; рКк = 10,96,
Н 4ТеО | + Н20
Н 3ТеО^ + Н 30 +; рX. = 15,00.
249
4.
5.
НбТеОв + 2НС1 (конц.) = H 2T e03i + С12Т + ЗН20.
НбТеОв (конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4Te06i + 2Н20
(кип.).
НбТеОв» + 6NaOH(T) = Na«Te06 + 6НгО
(290—300° С).
6. НбТеОв (конц.) + 2КОН (конц.) = К 2Н4ТеОв + 2Н20
(кип.)
7. 2НбТеОв (разб.) + 3(N2H4 Н 20 ) = 2Те (коллоид) + 3N2t + 15Н20
(40—50° С),
НбТеОб (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HCI (конц.) = T ei + 3H2[SnCI6] + 6Н 20.
8. НбТеОв (конц.) + 6М 0 3 = Нб[ТеМб024]
(кип.; М = Mo, W).
475. NaeTeOe — ОРТОТЕЛЛУРАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Разлагается во влажной атмосфере. Хорошо
растворяется в воде (с изменением состава аниона), гидролизуется по аниону.
Не образуется при нейтрализации кислоты НбТеОб гидроксидом натрия в
растворе. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получе­
ние см. 4736, 4745.
Мг = 361,53.
1.
NaeTeOe 2Н20 = NaeTeCfo + 2Н20
2.
NaeTeOe + 4Н20 (влага) — -—> Na 2H4Te06 + 4NaOH.
Na6T e0 6 (разб.) + 27Н20 = 6[Na(H20 )4]+ + H J e O ^ + ЗОН',
3.
(коми., вак., над Р4Ою).
H 3T eO j'+ М20 « = » Н Д еО ^'+ ОН'; рКа = -1,00
(см. 4763).
4. Na 6T e0 6 + 8НС1 (конц.) = H 2T e03i + Cl2t + 6NaCl + ЗН20.
5. NaeTeOe + 4Н20 = Ыа2Н4ТеОб4 + 4NaOH
(в конц. NaOH).
6. NaeTeOe + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н20 = T el + 3Na2[Sn(OH)e] + 3NaOH (коми.).
476. К2Н4ТеОб — ГЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз ло
аниону). Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется.
Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см.
47О8, 4746
Wr = 305,82.
1. К 2Н 4Те0 6 = К 2Т е0 4 + 2Н20
2К 2Н4ТеОб = 2К 2Т е0 3 + 0 2 + 4Н20
(275—330° С),
(500—600° С).
2.
3
(коми., вак.).
К 2Н4ТеОб ЗН20 — -—* К 2Н4Те0 6 + ЗН20
К 2Н4Т е0 6 (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)б]+ + Н 4ТеО^' ,
Н4ТеОб + Н20 4= ^ Н 5ТеОб+ ОН', рКа = 3,04,
4.
250
Н5ТеОб + Н20
НбТеОб + ОН'; рКа = 6,28.
К 2Н4ТеОб + 2HNO, (разб., гор.) = НбТеОб + 2KN03.
5. 2К 2Н 4Те0 6 + 3(N2H 4 • Н 20 ) = 2Те4- + 3N2 1 +4К0Н + 11H20 (60—90° C)
K 2H4TeOe + ЗК[Бп(ОН)з] + 2НгО + КОН (конц., хол.) = Те4 + ЗК 2р>п(ОН)б].
<77. ТеСЦ — ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА
Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-крас
ный. Термически устойчивый. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами метал­
лов. Получение см. 467®'13.
А/г = 269,41;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 3,26;
tm = 224° С;
= 380° С.
ТеСЦ + Н20 (влага воздуха) = ТеСЬО + 2НС1.
ТеСЦ + 2Н20 = Т е0 2 4- + 4НС1.
ТеСЦ + 6NaOH (разб.) = 1Ча2ТеОз + 4NaCl + 3H20.
ТеСЦ*, + А1СЦ = (TcClJ)[ А1С1< ].
ТеСЦ + 2МС1 (конц.) = М 2(ТеС16]4(М = К +, R b \ C s \ TT.N H J)
ТеСЦ + H 2S(*> —ТеС12 + 2НС1 + S
(-77° С).
478.
Ро — ПОЛОНИЙ
Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долго­
живущий изотоп "*Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду
урана возникает изотоп 2|°Ро (период полураспада 138, 38 дня). Не реагирует с
водой, гидратом аммиака, азотом. Не образует катионов в растворе. Проявля­
ет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелоча­
ми при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами
Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка аисмута нейтро­
нами иа циклотроне.
А/г = 208,982;
d = 9,32;
tm = 254° С;
tmn = 962° С.
1. Ро + 6НС1 (коиц.) = Н 2[РоСЦ] + 2Н2Т.
2. Ро + 4H 2S 0 4 (конц., гор.) = Po(S0 4)2 + 2S02f + 4НгО,
Ро + 8 H N O 3 (коиц.) = Ро(1ЧОз)4 + 4N 02t + 4Н20.
3. Ро + 2(NaOH Н 20 ) = 1Ча2РоОз + 2Н2 + Н20
4. Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = Н2РоТ
,
_
О г 2S0° С
(450° С)
(0° С).
_ л
5. Р о ------------- > РоОц*.
6. Ро + Е 2 = РоЕ2
(150—200° С; Е = Cl, Вг),
Ро + 2Е2 = РоЕ4
(300—350° С).
7. Ро + 2H2S0 4 (конц.) + 4HI = PoI44- + 2S02f + 4Н 20.
8. Ро + М = МРо
(325—350° С; М = Pb, Hg).
9. Ро + H 2S0 4 (конц.) + H2S = PoS4 + S 02t + 2НгО.
10. ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4],
11. Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = РоО(ОН)24- + 4NaCl + Н 20 .
12. Ро + 5НС1 (разб.) + N 2H jC1 = Нг{РоСЦ] + 2NH4C1,
Ро + 5НС1 (разб.) + 2Н20 2 = Н[Ро(НгО)С15] + ЗН20.
251
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ
ФТОР
479.
F2— Д И Ф ТО Р
Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворя­
ется в жидком HF. Сильнейший окислитель; при обычных условиях энергично
реагирует с металлами, неметаллами (кроме Не, Ne, Аг), водой, кислотами,
щелочами, аммиаком. Образует многочисленные соединения с другими гало­
генами. Получение см. 347, 558, 56 .
Мт= 37,996;
d(K) = 1,108Н89); р = 1,696 г/л (н. у.);
г„л = -219, 699° С;
=-188,2° С.
~2 <-
2F"
(выше 800° С или электрич. разряд).
(до 0° С),
Fj + Н 20 (лед) = HOF + HF
(коми., примесь Оз),
F 2 + Н 20 = 2HF + О0
F 2 + nO° = 0 „ F 2
(и = 1 + 8).
4. 4F2 + 6NaOH (разб.) = O F2t + 6NaF + 3H20 + 0 2t.
[примесь СЮз(ОР)],
5. 2F2 + 4НСЮ4 = 4CI03F + 0 2t + 2H20
(коми.).
F 2 + HNOj (безводн.) = (N O j)O F + HF
(от -250° С до коми., в темноте).
6 . F 2 + H 2 = 2HF
(-183° С, электрич. разряд).
7 F 2 + 0 2 = 0 2F 2
(Е = С1 и Вг, 200° С; Е = I, коми.)
8 5F 2 + E: = 2EF 5
(коми.),
9. 3F 2 + S = SF 6
(электрич. разряд),
10. 3F 2 + N 2 = 2NFi
(коми.).
5F 2 + 2P (красн ) = 2PF?
(400° С, р).
II F 2 + Xe = XeF,
(коми).
12. F 2 + 2Na = 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF,
13. F 2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2.
(сгорание NH 3 в F2, 130— 140° С).
14. F 2 + 8N H 3(r) = N 2 + 6NH 4F
(коми.).
15. 2F2 + S i0 2 = SiF4 + 0 2
(коми).
16. 2F2 + 2Na:C 0 3 = 4NaF + 2 C 0 2 + 0 2
(коми.; примеси KSO 3F, К Н 50з(02)[.
17 F 2 + 2K H S04 = K2S20 6( 0 2) + 2HF
2.
3
480.
HF — Ф ТОРОВОДОРОД
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 • Н20 и 2HF • Н20
имеют ионное строение НзО+Р и НзО+ HFf. Нейтрализуется щелочами. Жид­
кий фтороводород —типичный неводный протонный растворитель. Получе­
ние см. 35', 56'. 116:, 1742, 479*.
252
М, = 20,01;
</(*) = 0,99<l3);
p = 1,693 г/л (н. у.);
Гпл = -83,36° С;
Гкип = +19,52° С.
1.
H F <----- > H° + F°
(выше 3500° С)
2.
HF ■Н204.< = + HF(«) + Н20
(до -34,5° С),
2HF • Н204-<=+ 2HF(*> + Н20
(до -78° С)
3. HF (разб.) + Н20
F + НзО+; рК„ = 3,18,
2HF + Н20 < = + H Ff + Н30 +; рЛ"* = 2,58,
К + HF (конц.) < = + HF2 ; lg Кс = 0,6.
HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + НгО,
HF (конц.) + NaOH (ход.) = Na(HF2) + Н 20.
5. 4HF (разб.) + Si0 2 = SiF4 + 2НгО,
6HF (конц.) + Si0 2 = H 2[SiF6] + 2Н20.
6. HF (разб.) + Na 20 2 = 2NaF + Нг02.
7. HF(*> + 2СЮз = C102F + НС104.
8. 2HF(«) + EFS= (H 2F+)[EF6]
4.
9.
(E = As, Sb),
HF,*» + EF 5 + C6H 5F < = + C6H6F+ + [EF6r.
HF(*)+ НСЮ4 (безводн.) = ClOsFt + H 20 ,
HF(«) + H 2S0 4 (безводн.) < = * HSO3F + H 20 .
10. 2HF(*) + HNO 3 (безводн. )<:
4HF(*> + HNO3 (безводн.) <
* H 2NC>3 + HF2',
* НзО+ + NOJ + 2 H F f.
3HF(*) £ = * H 2F+ + H F ;;pK f = 11,70.
12. HFn(*) <
(HF)m(r)
(HF)m(r) = mHF(r)
13. HF(r) + SO3 = HSO3F
(n = 1 4- 4, m = 2,6 4- 8),
(выше 90° C).
(35—45° C).
481. DF — ФТОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветные жидкость и газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде.
По химическим свойствам аналогичен HF. Получение см. 65,6, 4255.
М, = 21,01;
tmr = -83,6° С;
tma = +18,36° С.
482. HOF — ФТОРООКСИГЕНАТ(0) ВОДОРОДА
Бесцветные жидкость и газ (выше 0° С). Весьма летучий, термически неустой­
чивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Силь­
ный окислитель. Получение см. 4792.
М, = 36,01;
/ш, = -117° С.
253
1.
2.
3.
4.
2HOF = 2HF + 0 2
HOF + H20 = HF + H 20 2.
HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + N aH 0 2 + H 20.
HOF + 3KI (конц.) = K[I(I)2] + KOH + KF.
(выше 20° С).
ХЛОР
483. Cl2— ДИХЛОР
Галоген. Желто-зеленый газ, термически устойчивый. При насыщении хлором
охлажденной воды образуется твердый клатрат. Хорошо растворяется в воде,
в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется в
тетрахлориде углерода, жидких SiCU и TiCU. Плохо растворяется в насыщен­
ном растворе NaCl. Не реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами.
Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Обра­
зует соединения с другими галогенами. Получение см. 365, |0,", 574, 484||—1 .
М, = 70,906; d(T) = 1,9(~l02); d(M) = 1,557(' 35); р = 3,214 r/л (н. у.);
tm = -101,03° С; и н„ = -34,1° С; v, = 229,9<J0), 68,3<М).
(выше 1500° C).
1.
C h < = * 2C1
2.
8C12 • 46H20 4-.
Г? 8C12 (насыщ.) + 46H20
3.
С1г(Г) + лН20 «I
Cl2 • иН 20; Kc = 0,062
Cl2 • лН 20(р)
HC1 + HC10 + (л— 1)H20; pKc = 3,38.
(0—9,6° C).
(коми),
4. 2C12 + 2H20 ->• 4HC1 + 0 2
(на свету или кип.).
5. С12 + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaCIO + Н 20 .
6 . ЗС12 + 6NaOH = 5NaCl + NaC103 + ЗН20
(кип.).
7. С12 + Н 2 = 2НС1
(сжигание Н 2 в С12 или коми., на свету).
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н 2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = НС1 + С Г
8. С12— — >C1F, C1F3, C1F5
(200—400° С).
9. С12 + Е2 = 2ЕС1
(0° С, Е = Вг; коми., Е = 1).
10. С12 (влажн.) + 2Na = 2NaCl
(коми.),
ЗС12 + 2М = 2МСЬ
(коми., М = Sb; выше 250° С, М = Fe)
1 1 . ЗС12 + 2Р (красн.) = 2РС1з
(сжигание Р в С12).
12. С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + 124-,
ЗС12 (конц.) + Nal (гор.) + ЗН20 = 6НС1 + N a l0 3.
13. С12 + ЗН20 2 (конц.) = 2НС1 + 2НгО + 0 2t.
14. 2СЬ + 2НгО (пар) + С (кокс) = С 0 2 + 4НС1
(500—600° С),
2С12 + 2С (кокс) + ТЮ 2 = TiCU + 2СО
(900° С).
15. С12 + 2AgC103 (насыщ.). =
+ 0 2t + 2C102t,
(коми.).
Cl2 + 2(NaC102 • 3H20 ) = 2NaCl + 2С102 1 + 6Н20
16. ЗС12 + NH 4CI (насыщ.) = Cl3N t + 4НС1
(60—70° С).
17. С12 + КС1 (конц.)
254
К[С1(С1)2].
18. 2С1: + H20 + HgO = HgCbi + 2НСЮ
2С1г<г) + HgO = HgCl2 + C120
(0—5° C),
(0° C)
484. HC1 — ХЛОРОВОДОРОД
Бесцветный газ, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, сильная
кислота; 35—36%-й раствор называют соляной кислотой, 20—24%-й и 7—10%-й
растворы — концентрированной и разбавленной хлороводородной кислотой
Реагирует с концентрированной азотной кислотой («царская водка»); нейтра­
лизуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счет СГ1) и окисли­
тель (за счет Н1). Получение см. З63' 4, 4834' 7' |9, 4957.
М' = 36,46; d(X) = 1,187<-84); р = 1,6391 г/л (н. у.); /, = -114,0° С;
/кип = -85,08° С; к , = 72,0<ао>, 56,1(60).
2НС1 = 2Н° + 2С1°
НС1 Н20 (т>= НС1(г) + НгО
НС1 (разб.) + НгО = СГ + НзО+.
(аыше 1500° С)
(-15° С)
(КОМИ.)
ЗНС1 (конц.) + HNOj (конц.) < = » (NO)Cl + 2С1° + 2Н20
6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4НгО
(100—150° С)
НС1 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н20 .
НС1 (разб.) + NH3 • НгО = NH4C1 + НгО,
НС1(Г, + NHj(r, = NH4Cl<T>
(комн.)
4НС1 + Ог = 2Н20 + С12
(до 600° С, кат. СиС12).
2НС1 + F2 = 2HF + С12
(комн.)
2НС1 (разб.) + М = МС12 + H2t
(М = Fe, Zn)
2НС1(г) + Си = СиС12 + Н2
(600—700° С).
4НС1 (конц.) + 2Си + 0 2 = 2СиС12 + 2Н20.
10. 2НС1 (разб.) + СаСОз = СаС12 + СОгТ + НгО.
11 4НС1 (конц.) + М п02 = МпС12 + 2Н20 + Cl2t,
4НС1 (конц.) + РЬОг = PbCl2i + Cl2 1 + 2НгО.
12. 16НС1 (конц.) + 2КМп04 = 2МпС1г + 5С12Т + 8НгО + 2КС1,
14НС1 (конц.) + К2Сг20 7 = 2СгС1з + ЗС12Т + 7НгО + 2КС1
(60—80° С)
13. 4НС1 (конц.) + Са(СЮ)2 = 2С12Т + СаС12 + 2НгО,
6НС1 (конц.) + КСЮз = 3Cl2t + КС1 + ЗН20 .
14. 2НС1(Ж) + 2C102F = 2HF + 2С102 + С12
(-110° С).
2(НС1 • Н 20 )(т) + 2C10F3(*) = 6HF + 2СЮ2 + С12
(-40° С)
15. 2НС1(р)
485.
электролиз
H2t (катод) + С12Н (анод).
DC1 — ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес­
ким свойствам аналогичен НС1. Получение см. 65 7 *, 4254.
А/г = 37,47; /„ =-114,7° С;
= -84,75° С; А:,(в D 20 ) = 59120*
255
486. ChO — ОКСИД ДИХЛОРА
Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагает­
ся на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные
свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окис­
литель. Получение см. 4831*.
Л/г = 86,91;
р = 3,89 г/л (н. у.);
= +2.2° С;
1. 4С120 = ЗСЬ + 2СЮ2
2. С120 Н20 = С120,ж) + Н20
3.
4.
5.
?пл- - П 6°С;
= 99<"i).
(выше 20° С или на свету).
(выше -36° С).
С!20 + Н20 — —
т * 2HCIO
С120 + 2NaOH (разб.) = 2NaCIO + Н 20.
3Ci20 + ЗН20 + 6AgNOj = 4AgCli + 2AgC!03 + 6HNO 3.
(коми ).
487. СЮ2 — ДИОКСИД ХЛОРА
Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустой­
чив. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно реагирует (на свету).
Растворяется в тетрахлориде углерода, безводных серной и уксусной кислотах.
Разлагается в горячей воде, концентрированной хлороводородной кислоте,
щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение
см. 48315, 4977.
Мт= 67,45;
р = 3,214 г/л (н. у.);
f„л = -59,5° С:
Л».. = +П,0° С;
к, = 6,03(4).
(на свету),
1. 6С102 = 4С103 + Ci2
(40—70° С),
2СЮ2 = Ci2 + 2 0 2
(выше 0° С),
2. СЮ2 6Н 20 (Т) = СЮ2 + 6Н20
(на свету),
3. 2СЮ2 + Н20 (хол.) = НСЮ2 + НСЮз
6СЮ2 + ЗН20 (гор.) = HCI + 5НСЮз.
4. 2С102 + 8HCI (конц.) = 5С12 + 4Н 20.
5. СЮ2 + 2NaOH (хол.) = NaCi0 2 + NaCI0 3 + Н 20,
8СЮ2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCi + 5NaCi0 4 + 4Н 20.
6. 2СЮ2 + Na 2C 0 3 = NaCI0 2 + NaCi0 3 + С 0 2 1.
7. 2СЮ2 + I0HI (конц.) = 2HCI + 5I24- + 4Н 20.
8. 2С102 + Н 20 2 = 2НСЮ2 + O 2t(0 °С), 2СЮ2 + Na 20 2 = 2NaCI0 2 + 0 2,
2СЮ2 + Н 20 2 + 2NaOH (разб.) = 2NaC!0 2 + 0 2t + 2Н20.
9. 2СЮ2 + F 2 = 2CI02F
(-50° С),
СЮ2 + Оз = СЮз + 0 2
( - 10° С).
10. 4С102 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОН)2 = 4NaCi0 2 + CaCOsi + 3H20.
i 1. 2С102 + 5H2S 0 4 (разб.) + IOFeS04 = 5Fe2(S0 4)3 + 2НС! + 4Н 20.
256
488. СЮз — ТРИОКСИД ХЛОРА
Темно-красная жидкость; тяжелая, летучая, маслообразная. Смешивается с
тетрахлоридом углерода. Разлагается водой, реагирует со щелочами, жидким
HF. Получение см. 487*.
М, = 166,90;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 2,02w;
tm = 3,5° С.
4СЮз — — * 2СЮ2 + С12 + 40:
2СЮэ + Н20 = НСЮз + НСЮ4.
2СЮз + 2NaOH (разб.) = ЫаСЮз + ЫаСЮ4 + Н 20.
2СЮз + HF(*, = C102F + НСЮ4.
2 СЮз(т) = (С10 2) СЮф),
(коми.)
2С Ю з(,)^=? С120 « < ,)^= ? С10 2+ +С104.
489.
С120? — ГЕПТАОКСИД ДИХЛОРА
Бесцветная тяжелая маслянистая летучая жидкость. Наиболее устойчивый из
оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода. Про­
являет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро).
Окислитель. Получение см. 499*.
М, = 182,90;
1.
d = 1,86(0);
tm = -90° С;
и т = +83° С.
2С120 7 = 2С12 + 7 0 2
(120° С).
2. С120 7 + Н20 — — > 2НС10„.
3. С120 7 + 2NaOH (разб.) =2NaCI0 4 + Н 20 .
4. 5С120 7(ж) + 712 = 7120 5 + 5С12.
490.
НСЮ — ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая
доля 20—25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в
вакууме, разлагается на свету. Экстрагируется из воды в эфир. Нейтрализуется
щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 4833
4863, 5062.
М, = 52,46.
1. HCIO^ZZ? HCI + O0
(на свету или выше 30° С),
2HCIO^=z» H20 + 2CI° + 0°
(на свету),
НСЮ + 20°
НСЮз
ЗНСЮ = НСЮз + 2HCI
2. НСЮ (разб.) + Н20 (хол.) (—
(на свету),
2НСЮ (насыщ.) 4
(60— 80° С).
СЮ" + НзО+; рКк = 7,55,
» С120(р) + Н20
(коми., в темноте).
257
3.
4.
н е ю + НС 1 (конц.) = c i j t +Н 2О.
НСЮ + NaOH (разб.) = NaCIO + НЮ,
НСЮ + NH 3 НЮ (конц.) = NH 4CIO +НЮ5. НСЮ + 2HI = НС1 + 12 4 + НЮ.
6. НСЮ + НЮ* = НЮ + 0 2t + НС1.
7. 4НСЮ + MnS = MnS0 4 + 4НС1.
491. NaCIO — ГИПОХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окисли­
тель. Получение см. 2810, 4864, 4927.
М, = 74,44; d = 1,097; tm = 24,5° С (кр); к, = 53,4(JO), 129,9(S0).
1.
3NaC10 = NaClOj + 2NaCl
(30— 50° С),
2NaC10 = 2NaCl + 0 2
(выше 70° C).
2. NaCIO • 5НЮ = NaCIO + 5НЮ
(коми., вак., над конц. H 2S0 4).
3. NaCIO (разб.) + 4H20 (хол.) = [Na(H 20 )4]+ + СЮ',
СЮ' + НЮ
НСЮ + ОН'; рКо = 6,45.
4.
3NaC10 (разб., гор.) — — * NaClOj + 2NaCl,
2NaC10 (конц.) = 2NaCl + 0 2t
5. NaCIO + 2HC1 (конц.) = Cl2 1 + NaCl + НЮ.
6. 5NaC10 + 2NaOH + I 2 = 5NaCl + 2NaI0 3 + НЮ.
(кип.).
492. Са(СЮ)2 — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется кСа(СЮ )2 х
хуСа(ОН)2- гНЮ (белильная, или хлорная, известь). Реакционноактивный;
полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реаги­
рует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает С 0 2 из
воздуха. Получение см. 11210’ ".
Mt = 142,98;
d = 2,35;
к, = 27,9°, 33,3<25).
1. Са(СЮ)2 = СаС12 + 0 2
(180° С).
2. Са(СЮ)2 ЗНЮ = Са(СЮ)2 + ЗНЮ
(до 50° С),
2{Са(СЮ)2 ЗНЮ} = 2Са(ОН)2 + 2С12 + 0 2 + 4НЮ
(85—90° С).
3. Са(СЮ)2 (разб.) + 6НЮ (хол.) = [Са(НЮ)*]2+ +2СЮ'
(pH > 7 , см. 49I3).
4. ЗСа(СЮ)2 (конц., гор.) = 2СаС!2 + Са(СЮ3)2.
5. Са(СЮ)г(т) + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2Cl2t + 2НЮ6. Са(СЮ)2 + H 2S0 4 (конц., гор.) = CaS04l + 2HClt + 0 2t.
7. Са(СЮ)2 + С 0 2 + НЮ = СаС031 + 2НСЮ
(коми),
Са(СЮ)2 + Na 2C 0 3 = С аС 034 + 2NaClQ.
258
493. НСЮ2 — ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцве­
тен). Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно­
восстановительные свойства. Получение см. 487s, 5042.
Мт= 68,46.
1. 4НС102 — 1—►НС1 + НСЮз + 2СЮ2 + Н20
2. 5НСЮ2 = 4СЮ2 + НС1 + 2НгО
(коми., на свету)
(40° С)
3. НСЮ2 (разб.) + Н20 <=► СК >2 + Н 30 +; рК< = 1,97.
4. НС102 + ЗНС1 (конц.) = 2С12Т + 2Н20 ,
НСЮ2 + 4HI (конц.) = НС1 + 2124 + 2Н20 .
5. НС102 + NaOH (разб., хол.) = NaC102 + Н20
6.
НС10 2 + НСЮ = НС1 + НСЮз.
7. 5НС102 + 3H2S 0 4 (разб.) + 2КМпО« = 5НСЮз + 2MnS0 4 + K 2S 0 4 + 3H20
494. NaCI02— ХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Растворяется в холодной воде, очень мало
гидролизуется по аниону. Реагирует с горячей водой, сильными кислотами.
Слабый восстановитель, сильный окислитель в кислотной среде. Получение см.
4875' 6-*'|0, 4935.
Mr - 90,44;
к, = 64<17), 122<60).
1. 3NaC102 = 2NaC103 + NaCl
(180—200° С).
2. NaC102 3H20 = NaC102 + 3H20
(37,4° С)
3. NaC10 2 (разб.) + 4H20 ( х о л . ) = [Na(H20 )4]+ +С Ю 2 ,
ClOi + H20 <=► HC102 + ОН'; рК0 = 12,03.
4. NaC102 (конц.) = NaCl + 0 2
(кип.).
5. NaC102 + 4НС1 (конц.) = 2Cl2t + NaCl + 2Н20 .
6. 4NaC102 + 2H2S 0 4 (разб.) = 2Na2S 0 4 + НС1 + НСЮз + 2C102t + H 20 .
7. 2NaC102 + Cl2 = 2СЮ2 + 2NaCl
(100— 120° C)
8. NaC102 + S = NaCl + S 0 2
(200—250° C).
9. 5NaC102 + 3H2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5NaC103 + 2MnS04 + K 2S0 4 + 3H20
495. НСЮз — ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь­
ная массовая доля 40%, сильная кислота. При слабом нагревании разлагается.
Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получе­
ние см. 4 8 7 ,4984, 5052.
Мт= 84,46; d= 1,11 (20%-й раствор); 1,28 (40%-й раствор).
1.
6НСЮ3 (конц.) = 4С102 + С120? + ЗН20
ЗНСЮз (конц.) = НС104 + С12Т + 2 0 2Т + Н20
(40—60° С),
(кип.).
259
2.
3.
4.
НСЮз (разб.) + Н20 = СЮ ;+ Н 30 +.
НСЮз (конц.) + 5НС1 (конц.) = 3CI2t + ЗН20
НСЮз (разб.) + 6HI (разб.) = НС1 + 3124- + ЗН20,
6НСЮ3 (конц.) + 5HI (конц.) = 3Cl2t + 5НЮз + ЗН20.
5. НСЮз + NaOH (разб.) = NaCIOs + НЮ,
НСЮз + NH 3 Н20 (разб.) = NH 4CIO3 + Н 20 .
6. НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н 20.
7. НСЮз + 6Н° (Al) = НС1 + ЗН20 .
8. 2НСЮз (конц.) + I2 = Cl2t + 2НЮз.
9. НСЮз + 3S0 2 + ЗН20 = НС1 + 3H2S04,
НСЮз + 3H 2S0 4 (разб.) + 6FeS0 4 = 3Fe2(S0 4)3 + HCI + 3H 20 .
10. 2НСЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + 3C0 2t.
(кип.).
496. УСЮз — ХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из
всех неорганических солей. В растворе гидролизу ие подвергается. Сильный
окислитель прн спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Полу­
чение см. 129.
А/г = 90,39;
d - 1,12;
/Ш1=129°С;
*, = 313,5е"4.
1. 4УСЮэ = 3LiC104 + LiCl
(270° С),
2LiC103 = 2LiCl + 3 0 2
(400° С нли 250° С, кат. М п02).
2. УСЮз 0,5Н2О = УСЮз + 0,5Н2О
(90° С).
3. УСЮз(разб.) + 4Н20 = [Li(H20 )4]+ + CIO;
(pH 7).
4. Ь1СЮз(т) + 6HC1 (конц.) = LiCl + 3Cl2t + 3H20 .
5. ЗУСЮз<т) + 3H2S0 4 (конц.) = 3LiHS0 4 + 2СЮ2 + НСЮ4 + H 20.
6.
УС10з + Н20
Зле1стр°ли:>> H2t (катод)+УСЮ 4 (анод).
497. КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ
Бертолетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева­
нии разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогид­
ратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный
окислитель при спекании. Получение см. 49*, 57*, 4985.
А/г = 122,55; d = 2,32; tm = 357° С; к, = 7,3<20), 37,6<80).
1. 4КСЮз = ЗКСЮ4 + KCI
(400° С),
2КСЮэ = 2КС1 + 302
(150— 300° С, кат. М п02).
2. КСЮз (разб.) + 6Н 20 = [К(Н 20)*Г + СЮ;
(pH 7).
3. КСЮз(Х) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН20.
4. ЗКСЮз(т) + 2H2S0 4 ( конц .) = 2KHS0 4 + 2СЮ2 1 + КСЮ4 + Н 20.
5. 2КСЮз + Е2 = 2КЕОз + Cl2t
(Е = Br, I; в гор. разб. HNO 3).
6. 2КСЮз + 3S = 2КС1 + 3S0 2
(выше 130° С),
260
IOKCIOj + 12P (красн.) = 10KC1 + ЗР4О 10
(выше 250° С)
7. 2КСЮ3 (насыщ.) + H2S04 (конц.) + S 02 = 2KHSO< + 2C10jt.
8. КСЮз + Н20
- эл<зггрол- > H2f (катод) + КСЮ4 (анод).
4М.Ва(СЮз)г — 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. 1ЗЗ12, 137*.
Л/г = 304.23;
</=3,18 (кр.);
»„(кр.) = 414° С (разл.);
к, = 33,81(го), 84,84<®0).
1. Ва(С10з)2 Н20 = Ва(СЮ3)2 + Н20
4{Ва(С10з)2 Н20} = ЗВа(СЮ4)2 + ВаС12 + 4Н20
Ва(СЮз)2 Н20 = ВаС12+ 302 + Н20
2. Ва(С10з)2 + 8Н20 = [Ва(Н20 )8]2+ + 2С10;
3. Ва(С10з)2 + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н20
4. Ва(СЮз)2 + H2S 04 (разб.) = BaS044 + 2НСЮ3.
5. Ва(С10з)2 + 2КЮ3 = Ва(Ю3)24 + 2КСЮ3.
(120° С, вак.),
(до 250° С),
(выше 414° С).
(pH 7).
499. НСК>4— 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, 1ГИП- 11Г С). Гидрат
HCIO4 • Н20 обладает ионным строением (НзО+ХСЮ^). Нейтрализуется щело­
чами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентри­
рованном растворе при нагревании. Получение см. 4892, 4951, S013.
М, = 100,46;
d = 1,664(20>;
tm = -101е С;
г™ = +120,5° С.
1.
2.
3.
4.
ЗНСЮ4 (безводн.) — — ►СЬСЬ + НСЮ4 Н20 4
(0—20° С).
НСЮ4 • НгОст) = HCIO4 (безвод.) + Н20
(выше 50° С).
НСЮ4 (разб.) + НгО = СЮ; + НзО+
НСЮчфазб.) + NaOH (разб.) = NaClC>4+ Н 20.
НСЮ4 (конц., хол.) + КОН (насыщ.) = КСЮ44 + HzO,
НСЮ4 (разб.) + NH 3 • Н20 (разб.) = NH 4CIO4 + Н 20 .
5. 4НСЮ4 + 2F 2 = 4CIO3F t + 0 2t + 2Н20 ,
2НСЮ4 (конц.) + 4HzO + I2 = 2Н5Юб + СЬ t .
6. НСЮ4 (конц.) + MCI (конц.) = МСЮч 4 + НС1
(М = К, Rb, Cs).
7. НСЮ4 (разб.) + вГГКНгОМСЬ = 9НС1 + 8[Ti(H20)4(0H)2]Cl2 + 4НгО.
261
8.
2НСЮ4 (безводн.) + H N 03 (безводн.) =(NOJ )С104+ НСЮ4 H2O i
(коми.).
4НС10ч (безводн.) + Р4О |0 = 2С 1г07 + 4Н Ю 3
(-25° С, в атмосфере Оз),
НСЮ4 (безводн.) + Н3Р04<жн=? Р(ОН); + СЮ4.
10. 4HCIO4 (безводн.) + 7С (графит) = 7C02t + 2Cl2t + 2НгО.
11. НСЮ4 (безводн.) + HF(*) = CIO3FT + НгО.
9.
12. НСЮ4 (безводн.) + H2S04 (безводн.)
СЮ4 + H3SOJ.
500. иСЮ4 — ПЕРХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде, гидролиза нет. Сильный окислитель при спека­
нии. Получение см. 4961' 6.
М, = 106,39; d = 2,428; tm = 236,7° С; к, = 56,12(й>), 123,00*0’.
1. UCIO 4 = LiCl + 2 0 2
2. L1CIO4 ЗНгО = L1CIO4 + ЗНгО
3. L 1CIO4 (разб.) + 4НгО = [Ы(Н20)4]+ + СЮ4
4. L1CIO4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO
(400—500° С).
(90—150° С).
(pH 7).
(450° С).
501. КСК>4 — ПЕРХЛОРАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в
холодной воде (в отличие от NaC 104), гидролиза нет. Кристаллогидратов не
образует. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 50s, 57J, 4971’ 8,
499‘
Mr = 138,55;
d = 2,524;
tm = 525° С;
1. KCIO4 = КС1 + 2 0 2
к, = 1,68(М), 13,4(80).
(550— 620° С).
2. КСЮ 4 (разб.) + 6Н20 = [К(Н20)б)+ +СЮ ;
3.
4.
5.
(pH 7).
2КСЮ 4 + H 2S0 4 (коиц.) = K 2S04 + 2НСЮ4Т
(160° С, вак ).
ЗКСЮ4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А120 з
(600—700° С).
КСЮ4(р) + вГЩ НгОДО, = КС1 + 8НС1 + 8ГП(Н20 ) 4 (ОН) 2]С12 + 4НгО,
КСЮ 4<т) + 8 TiCl3 = КС1 + 6 HCI 4 + 2ТЮ2
(400— 450° С).
502. Mg(CK)4)2 — ПЕРХЛОРАТ МАГНИЯ
Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон).
Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо
растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Реагирует со
щелочами, жидким аммиаком. Получение см. 1047.
А/, = 223,20; d= 2,21; Г„ = 246°С; А. = 99,2<»»», 109,^5О).
1.
262
4Mg(ClC>4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2С12 + 15 0 2
(382—500° С).
2. М Д О О Д • 6H 2O = Mg(C104)2 + 6H 2O
2{Mg(C104b • 6Н 2О} = 2Mg(OHb + 2C12 + 7 0 2 + ЮНгО
3. Mg(CI04)2 (разб.) + 6HjO = [MgCHzOW2* + 2C 10;;
(до 100° С, вак),
(180— 190° C)
[M gCHjO^r + H j O ^ [ M g ^ H O H )] * + НзО+; рАГк = 11,42.
4. Mg(C104)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2l + 2NaC104.
5. Mg(C104)2 + Ba(Cl0 4)2 + 6NaOH (насыщ.) = B a ^ g ^ H )* ] i + 6NaC104
(кип.).
303. O F — МОНОФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособ­
ный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диок­
сидом кремния. Получение см. 483*, 504*.
М, = 54,45; 4*, = 1,б(-|0в);
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
= -155,6° С; /«„ = -100,1° С.
3C1F = C1F3 + Cl2
(komh .).
C1F + НгО (хол.) = HF + НСЮ,
4C1F + 2H20 (гор.) = 4HF + 2C ht + 0 2 1.
C1F + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaCIO + НзО.
C1F + F 2 = C1F3
(200° C).
2C1F + C102F = C10F3 + CliO
(0° C).
4C1F + Si0 2 = SiF4 + 2C12 + 0 2
(коми.).
(E = As, Sb),
2C1F(«) + EF 5 = (CljF^tEF*]
C1F + MF = M[C1F2]
(175° С, p; M = K, Rb, Cs).
ЗС1Р(Ж) <=► C12F+ [точнее, C^CIF)*] + [С1Р2Г-
504.CIF3 — ТРИФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер ChFe). Неограниченно
смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается
водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фто­
ридами металлов и неметаллов. Получение см. 483*, 5031' 4.
Мг = 184,89; tfa = 1,866(,e); tm = -76,310 С; tm„ = +11,76° С.
1. 2C1F3 = Cl2 + 3F 2
(выше 300° С).
2. ClFj + 2Н20 (хол.) = 3HF + НСЮ2,
3C1F3 + 6НзО (гор.) = 9HF + НС1 + 2НС103.
3. 3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCl + 2NaC103 + бНгО.
4. C1F3 + F 2 = C1F5
(350° С, p),
C1F3 + Cl2 = 3C1F
(180° C, p).
5. 2C1F3 + OF 2 = C10F3 + CIF5
(коми.),
6C1F3 + 2NaC103 = 3C102F + 2NaCl + 3ClFs
(коми.).
6. 4C1F3 + 3Si0 2 = 3SiF4 + 2C12 + 3 0 2
(коми.).
7. 4C1F3 + 6NiO = 6NiF 2 + 2C12 + ЗСЬ
(100° C),
263
(120° С , р ) .
(М = К +, Rb+, Cs+, NO*).
(Е = Р, As, Sb, Bi).
8.
2C1F3 + 3Ag = 3AgFj + Cl2
CIFX«) + MF = M[CIF4]
ClFx«> + EFj = (ClF^EFe]
9.
2C\FXx) = ChF*») <=*■ C1F2+ + [ClF4r.
505. CIFj — ПЕНТАФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нагре­
вании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами,
диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 483е,
50 4 °.
А/г = 130,44;
4ж,= 1.93^"’;
Г™= -103° С;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
2CIF5 = СЬ + 5F2
CIFj + ЗН20 = 5HF + НСЮз.
CIFS + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaClC>3 + 3H20 .
4C1F5 + 5Si0 2 = 5SiF4 + 2Cl2 + 5 0 2
2CIF5 + 2PtF 6 = (CIFj )[PtF 6] + (C1F4+)[PtF 6].
CIFj + KrF 2 + AsFj = (ClFj)[AsFe] + Kr.
7.
2CIF5(„ < = » C!F4++ [ClF6r.
Г«ип = -14°С.
(выше 250° С).
(коми.).
506. ChN — НИТРИД ТРИХЛОРА
Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлага­
ется со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реа­
гирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. 48316.
Мт= 120,37;
d = 1,653(т;
t т= -27° С;
г«„п = +71° С.
1. 2CbN = N 2 + 3C!2
2. C13N + 4Н20 ( х о л . ) = NH 3 НзО + ЗНСЮ,
4CIjN + 6Н20 (гор.) = 4NH3t + 6С12 + 302t.
3. 2CljN + 6NaOH (разб., хол.) + 2Н20 = 2(NH3 • Н 20 ) + 6NaC10,
2Cl3N + 6NaOH (разб., гор.) = 2NH3t + 6NaCl + 3 0 2t.
(90° С).
БРО М
507. Br2 — ДИБРОМ
Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричиевый газ. В жидком
состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образу­
ется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и
в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутст­
вии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в
присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуг­
264
леродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окисли­
тель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 374' 5, 582' 4,
5084,*’9, 5 1 0 ,5 1 13’4, 5123' 4.
М, = 159,808; d(x) = 3,12(20);
tM = -7,25° С;
ft„n = +59,82° С;
к, = 3,58(М), 3,45<40).
1. 6Вг2 • 46Н204- < = » 6Вг2 (насыщ.) + 46Н20
2. Вг2(*) + лН20
Вг2 • лНгОо»; Кс = 0,21
(0—6° С).
(20-40° С),
Вг2 • лН 20(р)
НВг + НВгО + (п - 1)Н20 ; рКс =8,14.
3. 2Вг2(р) + 2Н20 = 4HBr + 0 2t
(на свету или кип.).
4. Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + Н20
(0—5° С),
ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrOs + ЗНгО
(50—80° С),
ЗВг2 + 3Na 2C 03 (конц., гор.) = 5NaBr + 1МаВгОз + 3C0 2t.
5. ЗВг2 + 8(NH 3 ■Н 20)[разб.] = 6NH4Br + N 2t + 8Н 2О
(40—50° С),
(-75° C).
3Br2 + 10NH 3(*) = Br3N ■6NH 34- + 3NH4Br
(350° С, кат. Pt)
6. Br2 + Н 2 = 2HBr
(до 0° C),
7. Br2 + F 2 = 2BrF
(-40° С, в жидк. CCI3F),
Br2 + 3F 2 = 2BrF 3
(200° C)
Br2 + 5F 2 = 2BrF 5
(0° C).
8. Br2 + Cl2 = 2BrCl
Br2 + 5СЬ + 6H 2O (гор.) = 2НВгОз + ЮНС1.
(45° С, в атмосфере N 2).
9. Br2 + h = 21Br
(100— 150° С),
10. 3Br2 + 2P (красн.) + 6H20 = 2H2(PH 03) + 6HBr
3Br2 + S + 4H20 = H 2S0 4 + 6HBr.
11. Br2(p) + H2S (насыщ.) = 2HBr + S-i-.
12. Br2 + 2NaI = 2NaBr + I24.
13. 4Br2 + 4H20 + BaS = BaS04l + 8HBr,
Br2 + SO2 + 2H20 = 2HBr + H 2S04.
(0 -5 ° С),
14. 2Br2 + H20 + HgO = 2НВЮ + H g B ^
3Br2 + 5AgBr0 3 + ЗН2О = 5AgBri + 6 НВЮ 3.
15. Br2 + Na 2S0 3 + 2NaOH = 2NaBr + Na 2S0 4 + H 20 ,
4Br2 + Na 2S 0 3S + lONaOH = 2Na2S0 4 + 8NaBr + 5H20.
16. Br2 + H20 + KNO 2 = 2HBr + KNO 3.
17. Br2 + Cl2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrCl2].
18. Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2].
19 Br2 + 40з = Br20 44’ (желт.) + 4 0 2t
(-50° С, в жидк. CC13F)
Br20 4 — -—> ВггО, Br3Og? (бел.), Br2, О 2
Br20 4 — -—> Вг20з (желт.), Br2, О 2
20. 7Br2 + BrF 5 + 5EFS=5(Br3+)[EF6] (кор.)
21. Br:2<r).
2Br°
(-40° С, вак.)
(-4° С, вак.)
[-196° С; Е = As, Sb]
(выше 1200° С)
265
508. HBr — БРОМОВОДОРОД
Бесцветный термически устойчивый газ. Хорошо растворяется в воде, сильная
кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной
кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентри­
рованной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисля­
ется в кислороде. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Полу­
чение см. Э511, 3522, 50710 " ' 13.
М, = 80,91;
р = 3,6445 г/л (н.у.);
tm = -86,91° С;
t„„ = -66,77° С;
к,= 198,20е20’, 130<|ОО).
1. 2НВг « = > Н 2 + Вг2
2. НВг Н 20 (т) = НВг(Г) + Н20
3. НВг (разб.) + Н20 = Вг' + НэО+.
4. 2НВг (конц.) + H 2S04 (конц.) = Br2 + S 0 2 + 2Н20.
5. НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + НЮ,
НВг + NH 3 НЮ (разб.) = NH4Br + НЮ6. 2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H 2t .
(выше 1000° С).
(выше -29° С).
7. 4НВг (конц.) + 0 2 —
8.
9.
> 2Вг2 + 2НЮ2HBr + Cl2 = 2HC1 + Br2,
5HBr (конц.) + НВЮ 3 = 3Br2 + ЗНЮ4HBr (конц.) + M n0 2 = MnBr2 + Br2 + 2H20 ,
2HBr (конц.) + H 20 2 (конц.) = Вг2 + 2НЮ,
14HBr (конц.) + К гС г^ т ) = 2CrBr3 + 3Br2 + 7H20 + 2КВг
(60—80° С).
509. НВгО — БРОМНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая
доля 30% (желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме. Подвер­
гается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получе­
ние см. 5072 м, 5152.
АГг = 96,91.
1. 5НВЮ — L- ►НВЮ 3 + 2Вг2 + 2Н20
2. НВгО < * НВг + О0
2НВЮ <
3.
(коми).
(на свету или выше 30° С),
* Н20 + 2Вг° + О0
НВЮ + 20° < * НВЮ 3
ЗНВЮ = НВЮ 3 + 2НВг
4. НВЮ (разб.) + Н20 «=► ВЮ + НЮ+; рК« = 8,69.
5. НВЮ + NaOH (разб.) = NaBrO + НЮ.
6. НВЮ (конц.) + НВг (конц.) = Вг2 + НЮ,
НВЮ (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + 124- + НЮ7. НВЮ + НЮ 2 = НЮ + 0 2t + НВг.
266
(на свету; кат. Pt, Fe),
(на свету).
(60—80° С).
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- , 5 172.
Afr = 128,91.
1. 4НВЮ 3 = 2Вг2 + 5 0 2 + 2Н20
2. НВгОз (разб.) + Н20 = ВЮ 3 + Н 30 \
3. НВЮз + NaOH (разб.) = NaBr0 3 + Н 20 ,
НВгОз + NH 3 НгО (разб.) = NH 4 B1-O3 + НгО.
4. НВЮз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН20 .
5. НВЮз (разб.) + 6HI (разб.) = НВг + 3121 + ЗНгО.
6. 2НВЮз (конц.) + 12 = Вг2 + 2НЮз,
6 НВЮ 3 (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5НЮз + ЗН20
7. НВЮз + 6Н°(А1) = НВг + ЗН20.
8. НВЮз + 3S0 2 + ЗН20 = НВг + 3H2S04,
2НВЮз + Н20 + S = НВг + H 2S0 4
2НВЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + 3C 0 2t.
9. НВЮз + Н20 + XeF2 = НВЮ 4 + 2HF + Xet.
(кип.).
(кип.).
511. NaBrCh — БРОМАТ НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет)
Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель,
слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом натрия
Получение см. 28м, 374, 5074.
М, = 150,89; d= 3,339; tm = 384° С (разл ); ks = 36,4(20), 75.7<SO).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
2NaBЮз = 2NaBr + 3 0 2
(выше 384° С)
NaBrOs + 4Н20 = [Na(H 20 )4]" + ВЮ 3
(pH 7)
NaBЮз + 3 H 2S04 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na 2S04 + ЗН20.
2NaBr03<p) + 12 (суспензия) = 2N al0 3 + Вг2.
2NaBЮз + ЗС (графит) = 2NaBr + ЗС 0 2
(450—550° С)
NaBrOj + 2NH 3 = NaBr + N 2 + 3H20
(350-^00° С)
NaBrOs + F 2 = 2NaOH (разб.) = NaBr0 4 + 2NaF + H 20,
NaBr04<p) + H 30 + (катионит) = НВЮ4 + Na+ (катионит) + H 20.
8. NaBЮз + H20 + XeF 2 = NaBЮ 4 + X et + 2HF.
9. NaBr0 3 + H20
злектр°пиз> H2T (катод) + NaBr04 (анод).
512. КВЮз — БРОМАТ КАЛИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет)
Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель.
267
очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом
калия. Получение см. 499, 585, 4975, 5141.
М х = 167,00; d = 3,27; tm = 434° С (разл.); к, = 6,87<М), 34,28(80).
1.
2.
3.
4.
5.
2КВЮз = 2КВг + 3 0 2
КВЮз + 6 НгО = [К(Н 20 )6]+ + ВЮ3'
КВЮз + 3H 2S0 4 (разб.) + 5КВг = ЗВг2 + 3K 2SO„ + ЗН20
2КВгОз(р) + 12 (суспензия) = 2К10з + Вг2.
2КВЮ 3 + ЗС (графит) = 2КВг + ЗС0 2
КВЮз + 2NH 3 = КВг + N 2 + ЗН20
6.
КВЮз + F 2 + 2КОН (разб.) = КВЮч + 2KF + Н 20.
КВЮз + Н20 + XeF2 = КВЮч + Хе + 2HF.
7. 2КВЮз + ВаС12 = Ва(ВЮ3)24- + 2КС1,
КВЮз + AgN0 3 = AgBЮз4. + K N 03.
8.
КВЮз + Н20
(выше 434° С).
(pH 7).
(400—500° С),
(450° С).
ЭЛ<астр0ЛИЗ> H2t (катод) + КВЮ 4 (анод).
513. НВгОч — БРОМНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь­
ная массовая доля 83%, устойчива в растворе при массовой доле менее 53%.
Почти не перегоняется в вакууме. Сильная кислота. Нейтрализуется щелочами,
гидратом аммиака. Медленно реагирует как окислитель. Получение см. 5109,
51 Г, 514“.
Мх = 144,91.
1. 2НВЮ4 (конц.) — -—>2НВЮз + 0 2
2. НВЮ 4 2Н20!,<1=» Н В Ю ч (
. ) + 2Н20
к о н ц
3.
4.
5.
(коми.),
(на холоду).
НВЮч (разб.) + Н20 = в ю ; + Н 30 +.
НВЮч + NaOH (разб.) = NaBr0 4 + Н20,
НВЮч + NH 3 НгО (разб.) = NH 4BrC>3 + Н 20 .
2НВЮч (конц.) + 4НгО + 12 —
2Н5Ю6 + Вг2
514. КВЮч — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ
Белый, прн нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза
нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий
окислитель. Получение см. 5126' 8.
Mr =183,00;
к, = 4,4(25>.
1.
2.
2КВЮч = 2КВЮ 3 + 0 2
КВЮч = КВг + 2 0 2
КВЮч (разб.) + 6Н20 = [К(Н 20 )6)+ + в ю ;
3.
2КВЮч (насыщ.) + 12 (суспензия) — -—>2КЮ 4 + Вг2,
268
(до 275° С),
(выше 390° С).
(pH 7).
КВг0 4 (насыщ.) + HI (конц.) — -—> КЮ 4 + НВг.
4. КВЮц(р) + НзО+ (катионит) = НВЮ 4 + К + (катионит) + HiO.
515.
BrF — МОНОФТОРИД БРОМА
Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует
с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077.
М, = 98,90;
/пл = -33° С;
гКНп = +20° С (разл ).
1. 3BrF = BrF 3 + Вг2
(выше 20° С).
2. BrF + Н20 (хол.) = HF + НВгО, ЗНВЮ
2НВг + НВЮз.
3. BrF + 2НгО (гор.) = 4HF + 2Br2 + 0 2Т.
4. BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + Н 20 ,
3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrCh + 3H 20.
5. 4BrF + S i0 2 = SiF4 + 2Br2 + 0 2
(коми.).
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. 5077, 5151.
Мг = 136,90;
d = 2,843(,);
U = 8,8° С;
= 125,75° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
3BrF3 + 6Н20 = 9HF + НВг + 2НВг03.
3BrF3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2№ВгОз + 6H 20 .
BrF 3 + F 2 = BrFs
(200° C).
ВгРз + 3Si0 2 = 3SiF4 + 2Br2 + 3 0 2
(коми.).
BrF 3<«) + MF = M[BrF4l
(M = K, Rb, Cs, Ag).
BrFs**) + ClFs = (ClF^lBrFJ.
4BrF3 + 2Au = 2(Aui[BrF6] + Br2
(40° C).
BrF 3(*)+E F 5 =(BrF 2+XEF6]
(E = P, As, Sb, Bi).
9.
2BrF 3(T) = (BrF 2)+[BrF4](T)
2BrF3(*)
BrF2+ + [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.
М г = 174,89; d - 2,57(0);
1. 2BrFj = Br2 + 5F2
2. BrFs + 2Н20 = B r02F + 4HF
tm = -60,5° С;
= +40,76° С.
(выше 460° С).
(0° С),
269
3.
4.
5.
6.
7.
BrF 5 + 3H20 = 5HF + HBrOj
BrF 5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBr0 3 + 3H20 .
4BrF 5 + SSiOj = 5SiF4 + 2Br2 + 5 0 2
BrF**, + MF = M[BrF«]
BrFj(«) + EF 5 =(BrF;)[EF 6]
BrF 5 + (KrF+XAsF*] = (BrF6+)[AsF6] + Kr
8.
2BrFj(*) < = > B rF ; + [BrF6r .
518.
(коми.).
(коми.).
(M = K, Rb, Cs).
(E = As, Sb).
(50— 100° C).
BrCI — МОНОХЛОРИД БРОМА
Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада
на С12 и Вг2 при 20° С составляет «40%). Более устойчив в холодных растворах
хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразования). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. По­
лучение см. 507*.
М ,= \\ 5,36;
/щ, = -54° С;
/«„„ = +5,5° С (разл.).
1.
2ВгС1<г) <---- * Вг2(ж) + Cl^r)
(выше 5,5° С).
2.
3.
4.
BrCI + НЮ = НС1 + НВЮ,
ЗНВЮ
2НВг + НВЮ3.
ЗВгС1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBr0 3 + 3H20 .
BrCI + MCI <=► M[BrCh]
(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 С12 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, «йодная вода»), жидком S 02. Слабый
восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азот­
ной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, серо­
водородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см.
384-*'*, 592^ ' 7_,1 483 , 5211' 6, 5244, 5253-5, 560*.
М<= 253,808;
d = 4,93;
г„л=ПЗ,5°С;
/кип = 184,35° С;
к, = 0,029(JO), 0,22(щ. ■
1. 1дт) + н 20
HI + НЮ; рАс = 15,59,
12 + НЮ = 12 НЮ (или 12 • ЮН)(р,.
2. 3I2 + 10HNO3 (разб.) = 6НЮ 3 + 10NOT + 2НгО
I 2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2НЮ 3 + l0NO2T + 4Н 20 .
270
(кип.),
3I2 + 2HNO 3 (конц.) + 6 HCI (конц.) = 6ICI + 2NOT + 4НгО
(60— 80° С)
I2 + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + HjO
(0° С),
3NaIO(p> = 2NaI + N aI0 3
(коми).
5. 31г + 6NaOH (гор.) = 5NaI + N aI0 3 + 3HjO.
6. 3I2 + 4(NH 3 H 20 ) = I3N4 + 3NH4I + 4НгО.
(500° С, кат. Pt)
7. Ь + H 2 = 2HI
(-45°
С,
а жидк. CCl3F)
8. h (суспензия) + 3F2 = 2IF34
(коми.)
I2 + 5F 2 = 2IF 3
(-40° С, в жидк. CC13F)
Ь (суспензия) + IF 3 = 3IF4
(коми., E = Cl; 45° С, E = Br)
9. I2 + E2 = 2IE
(-78° C)
I2 + 3CI2 = I 2 CU
(E = Cl, Br)
10. Ь + 5E2 + 6H 2O (гор.) = 2НЮз + 10HE
(50—60° C)
11. 21z + 902 = I(I0 3)3 + 9 0 2
(коми.)
I 2 + 5 0 3 + H 2O = 2H I0 3 + 5 0 г
(150—200° C)
12. 5I2 + 2P (красн.) + 8H 2O = 2H3ro< + 10HI
(выше 100° C)
13. I2 + 2Na = 2NaI
(коми., кат. H 20 )
3I2 + 2AI = 2A1I3
14. I2 + KI (конц.) = K[I(I)2l(p).
(E = Cl, Br),
15. h + 2HE0 3 = 2H10 3 + E 2
b + 2HEO4 (конц.) + 4НгО = 2HslO« + E2.
16. 7I2 + 5С1207(ж) = 7 I 2O 5 + 5Clj.
(0—2° C).
17. 212 (суспензия) + H 2O + HgO = 2НЮ + H g b i
18. I2 + 7KrF 2 = 21F7 + 7Кг
(коми.),
h + SNaCIO + 2NaOH = 5NaCl + 2N al0 3 + H 20 .
I 2 + 5 H 2O 2 (конц., гор.) = 2H103 + 4Н20 .
19. 12 (суспензия) + H2S (насыщ.) = 2H1 + Si,
3
4.
I2 + SO2 + 2HiO = 2HI + HiSO«,
I2 + гКагБОзБад = 2Nal + Na2S40*.
20. b + H(PHj02) + H2O = H2(PH03) + 2HI.
21. I 2 + 3F 2 + 2MF = 2MIIF4]
(M = K, Rb, Cs).
22. 12 + СЬ + 2MC1 (конц.) = 2МРСЬ]
(кип.. M = К, Rb, Cs),
12 + Вг2 + 2МВг (конц.) = 2М[1 Вг2]
(М = К, Cs).
23. 2Ь + 3l 20j + IOH2SO4 (конц.) = 10(IO+)HSO 4 (желт.)4 + 5НгО.
24. 31з(*) ч---- у 13 + Р0)зГ.
12(г)4= ^
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 Г 1). Получение см. 3532, 5197' 2' |9.
М, = 127,91;
р = 5,7891 г/л (н.у.);
tm = -50,9° С;
/кип = -35,4° С;
к, = 234(|0).
1. 2 H I< = » H 2 + I2
2. HI 4H 20 (t) = HI(*) + 4H20
3. HI (разб.) + H20 =Г + H 30 +.
4. 14HI (конц.) + 2H2S0 4 (конц .) = 7I2 + H2S + S4- + 8H20.
5. HI (разб.) + NaOH (разб.) = Nal + H 20.
(выше 200° С).
(выше -37° С).
(коми., в темноте),
(на свету, кат. Си).
4HI(p) + 0 2 (воздух) = 212! + 2H20
7. 2HI(r) + S = I 2 + HiS
(500° С).
8. 4HI (конц.) + 2Ag = 2H[AgI2] + H 2t , 4HI (конц.) + Hg = H ^ g b ] + H 2t.
(ком и .),
9. 2HI + Cl2 (разб.) = I2 + 2HC1
HI + 3C12 (насыщ.) + 3H20 (гор.) = НЮз + 6HC1.
(Е = С1, Вг).
10. 2HI + НЕО = HE + h i + H20
(Е = С1, Вг),
11. 6HI (разб.) + НЕОз (разб.) = HE + 3I2I + ЗНЮ
5HI (конц.) + бНЕОз (конц.) = 5НЮз + ЗЕ2 + ЗН20.
(ком и .).
12. 5HI (конц.) + НЮз = 3124- + ЗН20
13. 2HI + 1М02 = I24- + NOT + Н 20 .
14. 2HI (разб.) + Fe2(S0 4)3 = 2FeS0 4 + I2I + H 2S 04,
14HI (конц.) + К 2Сг20 7(т) = 2CrI3 + I2i + 7Н20 + 2K[I(I)2],
4HI (конц.) + М п0 2 = Мп12 + 124- + 2Н20.
6.
6HI(p) + 0 2 (воздух) < = » 2H[I(I)2] + 2H20
521.12Оз — 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. 51914, 5231, 530s.
М, = 333,80; </=4,799; tm * 300° С (разл.); к, = 253,4(20), 360,8(8О).
1. 2I20 j = 212 + 50:
(300—500° С).
2. I 2Os + Н 20 = 2НЮз.
3. I2Oj + 2H2S 0 4 (безводи.) = 2 (IO j )H S 0 4 + Н 20.
4. I2Os + 2NaOH (разб.) = 2NaIOj + Н 20.
5. 2I20 5 + 2F 2 = 4 I02F + 0 2
(0° С, в жидк. HF),
2I20 5 + 2F 2 = 4 I02F + 0 2
(110° С; примеси IF5, IOF3).
6. 1г05 + 5CO = 5C0 2 + I 2
(коми.).
7. I2Os + 10HC1 (конц.) + 2KC1 = 2K[IC14] + 2Cl2t + 5H20 .
272
522. Н Ю — И О Д Н О В А ТИ С ТА Я КИ СЛ О ТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашен­
ном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом. Очень неустойчива
Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание
ЮН — гидроксид иода(1); основные свойства в растворе преобладают. Разла­
гается щелочами. Получение см. 51917. 5322, 534 .
М,= 143,91.
1.
5 Н 1 0 — — * НЮз + 2124. + 2Н20
2. НЮ + Н20 < = + 10" + НзО+; р/Г, = 10,64,
( ком и .)
ЮН + Н20 < = » Г • Н 20? + ОН'; рК0 = 9,52.
3. НЮ + 12 = 12 НЮ (или 12 ЮН)(Р),
12 ЮН <=► 13+ + ОН".
4. НЮ + Н 30 +
Н20 + Г • Н 20?
5. ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2NaI + NalOj + 3H20.
523.
(в разб. НСЮ4)
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' 5212, 5265 6, 5302.
М, = 175,91; d= 4,629; г„л = 110° С (разл.);
к, = 286(0), 309.4(М), 472,2(!Ш).
1.
ЗНЮз = Н13Ок + Н20
2НЮ3 = 120 5 + Н20
НЮз (разб.) + Н20 = 10; + НзО".
2НЮ 3 (конц.) + 10НС1 (конц., хол.) = I24- + 5Cl2t + 6Н 20 ,
НЮз + 5HI (конц.) = 3124- + ЗН20
4. НЮ 3 + NaOH (разб.) = ЫаЮз + Н 20.
5. 2НЮз(т) + H 2S0 4 (конц.) = (I0 +)2S0 4 + 0 2 + 2Н20
2НЮ 3 (разб.) + (IO+)2S0 4 = 2(Ю+)Ю 3 4(желт.) + H 2S0 4
6. 2НЮ 3 + 5Na2S 0 3 = 5Na2S0 4 + I24 + Н 20 ,
2НЮ 3 + 5H2S0 4 + 10FeSO4 = 5Fe2(S0 4)3 + I2i + 6H 20 .
(110— 120° C).
(240—250° C).
2.
3.
7.
524.
НЮз + 3H20
(коми).
(60—80° C),
(коми).
ЭЛе-Тр°ЛИЭ> H2f (катод) + HsIOt (анод).
N a l0 3 — ИОДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Сильный окислитель в кислотной
среде, слабый восстановитель. Получение см. 2810, 3810, 5194 5 18, 5214.
273
М, = 197,89; d = 4,277;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
= 422° С; к, = 9,5<2S), 26,6<W).
2NaI0 3 = 2NaI + 302
(выше 500° C),
NalOj H20 = N aI0 3 + H20
(80— 100° С, вак.).
NalOj (разб.) + 4H20 = [NafH^M * + IO,
(pH 7).
2NaI 03<T) + 12HC1 (конц.) = I2i + 5Cl2t + 2NaCl + 6H 20.
NalOj + 3H2S 0 4 (разб.) + 5NaI = 3I2i + 3H20 + 3Na2S04.
NalOj + 3H20 2 = Nal + 3 0 2t + 3H20
(в разб. HNOj).
N aI0 3 + H )0 + 2Fe = Nal + 2FeO(OH)i
(кип., на воздухе).
N aI0 3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = Na 5IO*i + 2NaCl + ЗНгО
(кип ),
N aI0 3 + 4NaOH (разб.) + K 2S20*(02) —
■Na 3H2IOei + K 2S0 4 + Na 2S 0 4 +
+ H20
(кип.).
N aI0 3 (конц.) + M N 0 3 (конц.) = M I03i + N aN 0 3
(M = K, Rb, Cs, Ag).
10. N aI0 3 + 2NaOH (разб.) + H20
+ № 3Н 2Юб4- (анод).
N aI0 3 + H20
зле>стРол>|3 > н 2Т (катод) +
злектрол1° > H2t (катод) + N al0 4 (анод)
(в разб. H N 03).
525. КЮз — ИОДАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде
(гидролиза иет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮз • НЮ3.
Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см.
59s ", 44010, 497s, 5291.
М, = 214,00;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 3,93;
/ „ = 560° (разл.);
к, = 8,1<го), 24,5<80).
7.
2КЮ 3 = 2KI + 302
(560—650° С).
КЮ 3 (разб.) + 6Н20 = [К(НгО)бГ + Ю 3
(pH 7).
2КЮ 3 + 12НС1 (конц.) = l2i + 5Cl2t + 6Н20 + 2КС1.
КЮ 3 + 3H2S0 4 (разб.) + 5KI = 3I2i + ЗН20 + 3K2S04.
КЮ 3 + ЗН20 2 = KI + 3 0 2t + ЗН20
(в разб. H N 03).
2КЮ 3 + 6КОН (конц.) + 2С12 = K4H 2I2O ,0 + 4КС1 + 2НгО,
К 4Н 212Ою + 2HN0 3 (разб.) = 2KI04i + 2KN0 3 + 2Н20 .
КЮ 3 + 2КОН (конц.) + K 2S2Ot(0 2) = K I0 4i + 2K2S0 4 + Н 20.
8.
КЮ 3 + Н20
электролю > н 2| (катод) + K I04i (анод)
[в разб. H N 03).
526. Н5106 — ОРТОИОДНАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. При нагревании 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. 5I915, 5237, 5272, 5285, 5312.
М, = 227,94;
274
t„я = 122° С (разл.).
1. 2HSI0 6 = H 4I2O, + 3H20
Н 5Ю 6 = НЮ 4 + 2Н20
4НбЮб = 2(Ю3)Ю 4+ 0 2 + 10Н2О
2HSI0 6 = I2O5 + 5HjO + 0 2
2. Н5Юб (разб.) + Н 20< = ^ Н 4Юв + Н 30 +; рХ„ = 1,55,
H 4IOj + Н 2О
3.
4.
5.
6.
527.
(80° С, вак),
(100° С, вак.),
(117° С, вак ),
(выше 122° С).
Н 3Ю£- + Н 30 +; р К* = 8,27,
Н 3Ю^- + Н20
? H 2IO^- + Н 30 +; рХ, = 14,98.
Н5Юб (разб.) + 3NaOH (разб.) = Na3H2I0 64. + ЗН20.
Н 5Ю 6 + 2N 0 2 = НЮ 3 + 2HN0 3 + Н 2О.
5HsI0 6 + 2MnS0 4 = 2НМ п0 4 + 5НЮ 3 + 2H2S 0 4 + 7H20.
Н 5Юб(т) + H 2S 0 4 (95%) = [I(0H)6]HS04
(коми.)
Na3H2l 06 — ДИГИДРООРТОПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристал­
логидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами
Окислитель. Получение см. 2812, 386, 5248' |0, 5263.
Мг = 293,88;
Г™= 200° С (разл);
1. 2Na 3H 2lO* = 2NaI0 3 + 4NaOH + 0 2
2. Na 3H 2I0 6 + 2HN0 3 (коиц.) = NaH 4I0 6 + 2NaN0 3
= 0 ,15<25).
(200—250° С)
(0— 10° С).
(коми),
(60—70° C)
Na 3H 2I06 + 2HN0 3 (конц.) = N aI0 4 + 2NaN0 3 + 2H20
Na 3H 2I0 6 + 3HN0 3 (конц.) = Н 5Ю6 + 3NaN0 3
3. Na 3H2IOe (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = NaslObl + 2H20.
4. 5Na 3H 2l 06 + 3H 2S0 4 (коиц.) + 2MnS0 4 = 2HMn0 4 + 5NaI0 3 + 5Na2S 0 4 +
+ 7H20
(80° C)
5. 2Na3H 2I0 6 + 3Ba(N0 3)2 = Ва3(Н 2Юб)2 + 6NaN 0 3
(в разб. HN 0 3)
6. Na 3H 2I0 6 + 3AgN0 3 = AgsIOsJ- + 2NaN0 3 + H N 0 3 + H 2O.
528.
N aI04 — МЕТАПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с
частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кис­
лотами, щелочами. Окислитель. Получение см. 52410, 527г.
Мт= 213,89; d= 3,865; tm = 300° С (разл ); к, = 10,2<М), 38,8<50).
1. 2NaI0 4 = 2NaI0 3 + 0 2
2. N aI0 4 3H20 = N aI0 4 + ЗН2О
2{Nal0 4 ЗН2О} = 2NaI0 3 + 0 2 + 6H 2O
3. N aI0 4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH 4106 Нг04
4. N a l0 4 (разб.) + 4H20 = [Na(H 20 )4]+ + IO; ,
(300—325° C)
( I 10°C , вак ).
(175° C)
(0— 10° C)
IOi + 3H20 < = ? H 3IO ^+ H 30 +; pXr = 9,73
(коми.).
275
ю ; + 2Н 20 <=► Н 4Юв; Кс = 0,035
5. N aI0 4 + HNOs (конц.) + 2Н20 = H 5IO* + N aN 0 3
6. N aI0 4 + 2NaOH (разб.) = № 3Н 2Юб4.
7. 5N aI0 4 + 3H20 + 2MnS0 4 = 2HMn0 4 + 5NaI0 3 + 2H2S 0 4
8.
9.
(0— 10° С),
(кип.).
(в разб. HNO 3).
(M = К, Rb, Cs).
(350—500° C).
N aI0 4 (насыщ.) + MNO3 (конц.) = МЮД + NaNCb
N aI0 4 + 2Na20 = NajIO*
529. КЮ4 — МЕТАПЕРИОДАТ КЛЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточ­
ным давлением 0 2. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образу­
ет. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с
изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. 5143, 5256 ".
Л/г = 230,00; </=3,618; >м = 582° С (р); к, = 0,42<М), 4,44(g0).
1.
2.
3.
4.
2КЮ 4 = 2КЮ 3 + 0 2
КЮ 4 + HNO 3 (конц.) + 2Н20 = Н3Юб + KNO 3
2X10^) + 2КОН (конц.) = К 4Н 212Ою(р).
5КЮ 4 + ЗН20 + 2MnS0 4 = 2НМп0 4 + 4КЮ 3 + 2H2S0 4
(290° С).
(кип.).
(в разб. HNO 3).
530. IFs — ПЕНТАФТОРИД ИОДА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Реакционноактивный; гидролизуется водой; реагирует со щелоча­
ми, фтором, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получе­
ние см. 5177, 519*, 5311,4.
Л/г = 221,89; </= 3,231<15), Ли = 9,421° С;
1.
2.
2IF 5 = I 2 + 5F 2
IFs + ЗН20 = 5HF + НЮз.
IFs + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NalOs + 3H20 .
IFs + F 2 = 1F7
4 IF 5 + 5Si02 = 5SiF 4 + 2 I2O 5
3.
4.
5.
6. 3IFs<*) +4(OJ)[AuF6] =3(IF 6+)[AuF6] + 4 0 2t + A uF3.
7. IFs<*) + MF = M[IF6]
!Fs<*) + EFs = (IF 4+)[EF6]
8.
= 104,48° С.
(выше 400° C).
(270—300° C).
(150— 175° C).
(M = K, Rb, Cs),
(E = As, Sb).
21F**) < = > IF ; + [IF6]-.
531. №7 — 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;
4«> = 2,8<6' *
tm = 6,4° C (p).
1. IF7 = IF s + F2
2IF7 = h + 7F 2
2. IF7 + 6H20 = H5IO* + 7HF.
3. IF7 + lONaOH (разб.) = Ыа3Н2Юб + 7NaF + 4НгО.
4. 21F7 + Si02 = SiF4 + 2IOF5
5. IF7W + EF5 =(IF6<)[EF6]
(350° C),
(530° C).
(коми).
(E = As, Sb).
532. ICI — МОНОХЛОРИД ИОДА
Темно-красный, низкоплавкий, при кипении разлагается. Имеет ионное стро­
ение Г[ЮгГ- Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелочами,
хлоридами щелочных металлов. Получение см. 5193 9, 533'.
Л/г = 162,36; d = 3,1822; *„я = 27,19°С; tm = 97,4° С (разл).
1. 2IC1 = 12 + С12
2. IC1 + Н20 (хол.) = НС1 + НЮ,
5IC1 + ЗН20 (гор.) = 5НС1 + HIOj + 2124.
3. ICI + НС1 ( к о н ц . ) = НрС12].
4. ICI + 2H2S 04 ( к о н ц . ) = HIOj + НС1 + 2SO2 + НгО
5. 3IC1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaI + NalOj + 3H20.
6. 1С1(Ж) + MCI = M[IC12]
7. 121С1(Ж) <=?• 3I3C1J {точнее, [l(ICl)2]+> + 3[1С12Г,
(выше 97,4° С).
( к н п .)
(М = К, Rb, Cs)
I2CI6 + 2I2.
533. hC k — ГЕКСАХЛОРИД ДИИОДА
Оранжево-желтый, летучий, при кипении разлагается. Хорошо растворяется в
концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с водой, щелочами,
хлоридами щелочных металлов. Сильный окислитель. Получение см. 5199, 532 .
Mr = 466,53; d = 3,203; tm = 101° С (р); t„„ = 64° С (разл.).
1. 12С16 = 2IC1 + 2С12
(64—77° С)
2. 12С16 + ЗН20 (хол.) = 4НС1 + H[IC12] + НЮ 3
(в разб. НС1).
5I2C1« + I 8H 2O (гор.) = 30НС1 + 6НЮ 3 + 2124-.
3. I2CU + 2НС1 (конц.) + 8Н 20 = 2{Н[1СЦ] ■4H20 } i
(0°С)
4. 3I2CU + 24NaOH (конц., гор.) = 18NaCl + 2NaI + 4N aI03 + 12НгО.
5. 3I2C16 + 4S + 16Н 2О = 4H 2SO4 + 6HI + 18НС1.
6. ЬСЦж) + 2МС1 = 2М[1СЦ]
(М = Na, К)
7.
IjCUm ^z z ? lCl! + [ICUr.
534.1Вт — МОНОБРОМИД ИОДА
Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень распада
составляет *8%), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагнру-
277
ет с водой, концентрированными кислотами, щелочами, бромидами щелочных
металлов. Получение см. 5199.
Mr = 206,81;
= 4,416; /Ш1= 40,5°С; /«„„ = 116° С (разл.).
1.
21Вг(Ж) <- -* 1г<т) + Вгдж)
21Вг(Г) = 1г(ж) + Br2(r)
2. IBr + НгО (хол.) = НВг + НЮ,
51Вг + ЗНгО (гор.) = 5НВг + НЮз + 2124-.
3. 21Br + 5H2S 0 4 (конц.) = 2НЮз + Вг2 + 5S0 2 + 4НгО
4. 31Br + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + N aI0 3 + 3H 20 .
5. 1Вг(ж) + MBr = М[1Вг2]
6. 31Вг(ж) < у ЬВг+ [точнее, 1(1Вг)+] + [1Вг2Г-
(выше 40,5° С),
(выше 116° С).
(кип.).
(М = К, Cs).
535. I3N — НИТРИД ТРИ ИОДА
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*.
Mr = 394,72.
1.
2.
3.
4.
IjN • «NHs-l- + «Н20 (---- * I3N (насыщ.) + «(NH 3 • НгО)
[коми.],
2(bN • «NH 3) = 312 + N 2 +/JNH3
(выше 20° С или при трении).
5I3N + 9Н20 (гор.) = 3NH 4IO3 + 6I2I + 2NH3t.
2I3N + 13H 2SO4 (конц.) = 6HIO 3 + (NH 4)2S 0 4 + 12S02t + 6Н 20 .
I3N + 3NaOH (разб.) + Н20 = NH 3 Н20 + 2NaI + N aI03.
536. At — АСТАТ
Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее
долгоживущий изотоп 2l0At (период полураспада 8,1 ч). Не растворяется в воде
н не реагирует с ней. Растворяется в теграхлорнде углерода. Реагирует с
кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. По­
лучение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядерном ускорителе.
М, = 209,987;
и = 244° С;
/«„„ = 309° С.
1. At + Н° (Zn, конц. НС1) = HAtt,
2At + 2НгО + S 0 2 = 2HAt + H2SO4.
2. 2At + 3NaOH + Na[Sn(OH)3] = 2NaAt + Na 2[Sn(OH)6],
NaAt + 2AgNC>3 + Nal = {Agl + AgAt}^ + 2NaN 03.
соосаждение
3.
278
2At + ВГ2(Ж) = 2AtBr(T),
2At + 12 = 2AtI
2At + 2CsI + I2 = 2Cs[AtI2]
(до 200° C),
(выше 150° C).
4. 3At + H N 0 3 (разб.) + H20 = ЗНАЮ + N O t,
6At + 4 H 2SO4 + К 2СГ2О 7 —6HAtO + Cr2(S 0 4 ) 3 + H 2O + K 2SO4 ,
HAtO + NaOH (разб.) = NaAtO + HjO.
5. 2At + E2(p) + 2H20 = 2НАЮ (или AtOH) + 2HE
(E = Cl, Br; примесь AtCb).
2АЮН + 2ТЮН + 2H2S (насыщ.) = {T12S + At2S}4- + 4H20 ,
соосаждение
2AtCb + 2BiCb + 6H 2S (насыщ.) —{Bi2Ss + At2S3}4- + 12 HC1
соосаждение
(в кони. HC1)
6. 2At + 5NaCIO + H 2O = 2НАЮз + 5NaCI,
2At + 5 K 2S 2 0 6 (0 2) + 6 H 2O = 2HAtO} + 5K 2SO4 + 5 H 2SO4
(кип.)
НАЮз + 2 A g N 0 3 + КЮз = {AgICb + A g A t0 3} 4 + KNO 3 + HNO 3
соосаждение
7. 2At + 8H 2O + 7XeF2 = 2НАЮ 4 + 7Xet + 14HF,
HAtO« + N aI0 4 + 2KOH = {KIO4 + KAt04}i + NaOH + H 20.
соосаждение
8.
2At(T)
A t 2(m) 4
—* A t 2(r).
ЭЛЕМЕНТЫ VIIIA-ГРУППЫ
537. He — ГЕЛИЙ
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый, за­
твердевает только под избыточным давлением. В природе находится в виде
изотопа 4Не (с примесью изотопа 3Не). Содержание Не в воздухе 5 • 10“Vo (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 2М1). Получают из природных гелионосиых горючих газов (фрак­
ционная дистилляция при глубоком охлаждении).
Мг = 4,003; d<«) = 0,145,' 270); р = 0,17847 г/л (н.у.);
U = -271,15° С (р); /„„ =-268,935° С; v, = 0,978<о), 0,861<20).
538. Ne — НЕОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжижаемый. Со­
держание Ne в воздухе 0,0015% (об.). Практически не растворяется в воде,
плохо растворяется в этаноле. Образует клатрат 8Ne 46НгО. Химически
инертный, не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными).
Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком ох­
лаждении.
Mr = 20,180; 4 ж, = 1,205,' 246); р = 0,90035 r/л (н.у.);
/пл = -248,6° С; /*„„ = -246,048° С; v, = 1,23(0), 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 40Аг (с примесями 36Аг, мАг). Образуется при захвате орбитального
электрона ядром нуклида
в литосфере Земли. Содержание Аг в воздухе
0,932% (об.), 1,28% (масс.). Плохо растворяется в воде (растворимость понижа­
ется в присутствии сильных электролитов), лучше — в органических раствори­
телях. Образует клатрат 8Аг • 46НгО и сольваты Аг • 4СбНзОН, Аг 2L (L =
= HCl, HBr, H 2S). Не реагирует со всеми другими веществами (простыми и
сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глу­
боком охлаждении.
М , = 39,948; d(J) = 1,623н90); 4«, = 1,40l( ,86>; р = 1,7837 г/л (н у );
= -1 89,34° С; /«„„ * -185,86° С; v, = 5,24(0), 3,36(20), 1,8 \{Щ.
540. Кг — КРИПТОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Кг в воздухе
1,1 ■К Г Ч (об.). Очень плохо растворяется в воде, этаноле. Образует клатрат
8Кг • 46Н20 и сольват 2,14Кг • I гСбНзОН. 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 KrF 4, КгОз • Н20 и ВаКг0 4 Получе­
ние — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
М, = 83,80; </(т)= 3,100<_г73); ^ ж) = 2,412< |54); р = 3,745 r/л (н.у.);
tm = -157,37° С; /«„„ = -153,35° С; v, = 11,0(О), 5,4(г5), 4,67<50).
541. KrF2 — ДИФТОРИД КРИПТОНА
Белый, легко возгоняется в вакууме. При комнатной температуре — термичес­
ки неустойчивый газ. Растворяется в жидких HF и BrF;. Высокореакционно­
способный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов.
Сильный окислитель, реагирует с ксеноном. Фторирует практически все веще­
ства, переводя их во фториды элементов в высших степенях окисления. Полу­
чение — взаимодействие криптона со фтором (-78° С, электрический разряд).
М, = 121,80;
d = 3,300;
/„* = -77° С (?).
1. KrF 2 — 1—►Кг + 2F0
KrF 2 = Кг + F 2
2. 2KrF 2 + 2Н20 = 2K rt + 4HF + 0 2t .
3. 2KrF 2 + 4NaOH (разб.) = 2K rt + 4NaF + 0 2t + 2HzO.
4. 3KrF 2 + Xe = XeF6 + 3Kr
5. 7KrF 2 + 2Au = 2(KrF+)[AuF5] + 5Kr.
6. KrF 2 + CIFj = Kr + C1F5i
KrF 2 + CIFj + AsF 5 =(ClF 6+)[AsF6] + Kr.
280
(-40° С),
(коми.).
(коми.).
7. 3KrF 2 + 2EF5 = (KrF+)[EF«] + (Kr2F3+)[EF 6]
(коми.; E = As, Sb, Ru, Rh, Pt),
KrF 2 + 2EFS = (KrF+)[E2F ,,]
542.
(-20° С; E = Sb, Nb, Та)
Xc — 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 • ЗС4Н 5ОН. Не реагирует с кислотами, щелочами
Реакционная способность выше, чем у Кг, реагирует с сильными окислителями.
Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком ох­
лаждении.
М, = 131,29; 4 Т) = 2,700<_1ЖЧ; 4*, = 2,987<-,W); р = 5,851 r/л (н. у.);
1пл = -111,85° С; и
1.
= -108,12° С; v, = 24,2№, 9,7(25), 7,12ро).
(выше -3,35° С)
(коми., УФ-облучение или 300—500° С, р)
Хе + 2F 2 = XeF4
(400° С, р\ примеси XeF2, XeFe)
Хе + 3F 2 = XeFe
(300° С, р, примесь XeF4)
Хе + Cl2 = ХеС12
(от -230° С до коми., электрич. разряд)
Xe + 3KrF 2 = XeF6 + 3Kr
(коми.)
Xe + 0 2F 2 = Xe0 2F 2
(коми.)
(коми; Е = Ru, Rh)
Xe + EF 6 = (Xe'HEFe]
ЗХе + (XeF+)(SbF6] + S bF ^) = 2(XeJ)[SbF«].
Хе + PtFe = (Xe1) [PtF«]
(25—60° С, в атмосфере SF6)
2Хе + 4PtF6 = (Хе11) [PtF6J2 + (Хе11) [Pt2F,0] + F 2
(165° С)
Хе + 2 (0 2) [PtF6J = (Хе11) [PtF6]2 + 2 0 2
. (коми.)
8Хе • 46Н20(Т) (клатрат) = 8Хе + 46Н20
2. Хе + F 2 = XeF 2
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
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.
М, = 179,29;
к, = 36(20).
1. 2ХеОз = 2Хе + 3 0 2
(70° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
ХеОэ + 2Н 20 ^ = ? Н2ХеОе + Н 20 <— ? НХе04+ НэО+.
2ХеОз + ЗМОН (хол.) = МНХе0 4 + МгХе04 + Н20 (М = Na, К, Rb, Cs).
2ХеОэ + 4NaOH (гор.) = N a ^ eO e i + X et + 0 2t + 2H20 .
ХеОэ + ЗВа(ОН)2 (конц.) = ВазХеОе4- + ЗН20.
ХеОз + 4МОН + Оз = M ^eO ei + 0 2t + 2НгО
(М = Li, Na).
ХеОз + 4МОН + Оз = NWCeOe + 0 2t + 2Н20
(М = К, Rb, Cs).
8. ХеОз + 2M n0 2 + Н20 = 2HMn0 4 + Xet.
9. ХеОз + 3H2S 0 4 (разб.) + 6Hg = 3Hg2S04i + X et + 3H20,
ХеОз + 3H2S 0 4 (разб.) + 6FeS0 4 = 3Fe2(S0 4)3 + X et + 3H20 .
10. ХеОз<р) + MF = M[XeOjF]i
(M = К, Rb, Cs).
544.
X e04 — ТЕТРАОКСИД КСЕНОНА
Светло-желтый, летучий. При комнатной температуре — бесцветный, терми­
чески неустойчивый газ. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой
(образуется слабокислый раствор), нейтрализуется щелочами. Сильный окис­
литель. Получение см. 545 .
А/г = 195,29;
2.
/пл = -35,8° С.
Хе04 —
> Хе + 202
2Хе04 = 2ХеОз + 0 2
Хе04 + 2Н20 = Н4ХеОб<р)
(до 0° С),
(выше 20° С).
(0° С),
а) Н^еОб + Н20 4= ^ H3XeOj + НэО+; рХк = 2,00
Н 3ХеО; + Н 20 „ = ^ Н 2ХеО^ + НзО+; рК, = 6,00,
3.
4.
5.
6.
545.
Н 2ХеО^" + Н 20 „ = > НХеО^~ + НзО; рАГк = ! 1,00;
б) RtXeOft = ХеОз + 0 2 + 2Н20
(коми ).
Хе0 4 + 2NaOH (разб.) = Na 2H 2Xe06,
Хе0 4 + 3NaOH (конц.) = ИазНХеОб + Н 20.
Хе0 4 + 2Н20 + НЮз = ХеО} + Н5Ю6.
5Хе0 4 + ЗН20 + 2MnS0 4 = 2НМп0 4 + 5ХеОз + 2H2S04.
Хе0 4 + NaOH (разб.) + 2Со(ОН)2 = 2CoO(OH)i + NaHXe0 4 + Н 20.
NiwXeOs — ГЕКСАОКСОКСЕНОНАТ(УШ) НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). При стоянии раствора выделяется 0 2. Разлага­
ется в концентрированной серной кислоте. Сильный окислитель в кислотной
среде. Получение см. 5436.
М, = 319,24;
v, = 0,8<2О>.
1. Na 4Xe0 6 = 2Na20 + Хе + 20 2
(360° С).
2. N a^eO e ■лН20 = Иа^еОб + лН20
(100° С, вак., п = 6, 8).
3 Nа4ХеОб (оч. разб.) + 16Н20 = 4[Na(H20 )4]+ +ХеО£,
ХеО^ + Н20 = НХеО^" + ОН",
НХеО^" + Н 20 < = ? H 2XeOj" + ОН"; рКа = 3,00,
4.
5.
282
2Н 2ХеО^"р) — ^ г Н Х е О ^ 0 2t + 20Н".
2Na4XeOft + 8НС! (разб.) = 0 2t + 2ХеО} + 8NaC! + 4H 20 .
Na^eOft + 4H 2S 0 4 (конц.) = Xe04t + 4NaHS0 4 + 2HzO
(-5° C).
546. XeFj— ДИФТОРИД КСЕНОНА
Белый, легко возгоняется в вакууме. Умеренно растворяется в жидком HF
(неэлектролит), а также в жидких BrF 3, BrFs и SO2. Хорошо растворяется в
холодной воде. Реакционноспособный; реагирует с горячей водой (медленно),
щелочами (быстро), фторидами металлов и неметаллов. Сильный окислитель.
Получение см. 542 ,547*.
М, = 169,29; d = 4,32; tm = 129,03° С; к, = 2,54(0), 4,2(25).
1. 2XeF2 = Хе + XeF4
XeF2 = Хе + F 2
(выше 100° С, вак.),
(600° С).
2. 2XeF2 + 2HjO (гор.) —
►2ХеТ + О 2Т + 4HF.
3. 2XeF2 + 2NaOH (разб., хол.) = 2ХеТ + 0 2Т + 4NaF + 2НгО.
4. XeF2 + 2AgF = 2AgF2 + Хе,
XeF2 + 2 C0 F 2 = 2 C 0 F 3 + Хе.
5. XeF2 + 2НС1<Г) = СЬ + Хе + 2HF
(коми.),
XeF2 + НВЮз + HjO = НВЮ4 + 2HF + ХеТ.
6. 4XeFi + HiS = 4Хе + SF* + 2HF.
7. 2XeF 2 + ССЦ = 2ХеС1г + CF 4
(коми., УФ-облучение),
2XeF2 + ЗНСЮ4 = Хе(СЮ4)2 + Хе(С104)Р + 3HF
(на холоду).
8. 2XeF2 + SiCl4<*) = SiF4 + 2С1гТ + 2Xet.
9. 3XeF2 + 2 EF 5 = (XeF*) [EF6] +(Xe2F3t) [EF6]
(E = As, Sb, V, Nb, Та, Pt).
Ю. 4XeF2 + 3CO + 2SbFs<«) =2(Xe£) [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
м ы ^ . Получение см. 5 4 2 , 5 4 6 5481.
Afr = 207,28;
fw, = 117,10° С.
I. XeF4 + Н 2О (влага воздуха) = XeOF2 + 2HF
(-80° C),
3XeF4 + 2Н20 (влага воздуха) = 2XeOF4 + Хе + 4HF
(коми.).
2. XeF4 + 4HjO = Хе(ОН)4 + 4HF
(на холоду),
3XeF4 + 6Н20 = 2ХеОз + ХеТ + 12HF
(20—40° С).
3. 2XeF4 + lONaOH (разб.) = ХеТ + Na 2H2Xe0 6 + 8NaF + 4Н 20 .
4. XeF4 + Хе = 2XeF2
(400° С).
5. XeF4 + 2Н2 = Хе + 4HF
(70—130° С).
6. XeF4 + F 2 = XeF6
(300° С, р , кат. NiFj).
7. XeF4 + 2SF4 = Xe + 2SF6
(коми.).
8. 3XeF4 + Si0 2 = 2XeOF4 + SiF4 + Xe.
9. XeF4 + Pt = XeT + PtF 4
(в жидк. HF).
283
10. XeF« + 2Hg = 2HgF2 + Xe,
XeF« + 2Ag + 2HjO = (Ag'Ag1" ) ^ + 4HF+ Xct.
11. XeF« + 4KI = 4KF + 2124 + Xet.
12. 2XeF4 + SSbFsj*) =(XeF 3+)[SbF*] +(XeF 3+)[Sb2F,,].
548.
XeF6 — ГЕКСАФТОРИД КСЕНОНА
Белый (в жидком и4газообразном состояниях — светло-желтый), легко возго­
няется в вакууме. Растворяется в жидких HF (слабый электролит) и BrFj.
Реакциоиноактивный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния, фто­
ридами металлов и неметаллов. Сильный окислитель. Получение см. 542 ,
547*.
М, = 245,28; </=3,41; тга = 49,48° С; Л™„ = 75,65° С (разл.).
1. XeF6 = XeF4 + F 2
(выше 76е С).
2. XeF« + Н20 (пар) = XeOF< + 2HF
(коми., примесь X e0 2F2),
XeF6 + ЗН20 (гор.) = ХеОэ + 6HF.
3. 4XeF6 + 36NaOH (коиц., гор.) = 3Na 4Xe0 6l + X et + 24NaF + 18Н20.
4. XeF6 + ЗН2 = Xe + 6HF.
5. XeF6 + 3Hg = 3HgF 2 + Xe.
6. 2XeF6<*) + Si0 2 = 2XeOF4 + SiF4.
7. XeFsc.) + 2MF = M2[XeF,]
(M = Na+, K+, Rb+, Cs+, NO+; примесь M[XeF7]).
8. 3XeF6 + 2EFs = (XeFs+)[EF6] + (Xe2F,+,) [EF6]
(E = P, As, Sb, V, Nb, Та, U. Ru, Rh, Pd, Pt, Au).
9. XeF6 + 2HF{*x=H^ XeFs++ HF 2 +HF 4r= + H 2F+ + [XeF,]".
10. nXeF(i(T) = ( X e F j ^ O n ^ ) ^ (XeF6)»(*)
(л = 4, 6),
2ХеРб<ж)4= » XeFs++ [XeF7r.
549.
(Xe+) |PtFel — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) KCEHOHA(l)
Красный с оранжевым оттенком, возгоняется в вакууме. При умеренном нагре­
вании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, ще­
лочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 542', 90б'°.
М, = 440,36.
1. 4(Хе*) [PtF6] = (XeJ+) [PtF6)2 + (XeJ+) [Pt2Fio] + Xe + XeF 2
(165° C).
2. 2(Xe*) [PtF6] + 4НгО = P t0 2l + H 2[PtF6] + 0 2t + 2Xet + 6HF.
3. 2(X ei [PtF6] + 2H20 = 2H2[PtF6] + 0 2t + 2Xet
(в конц. HF).
4. 2(Xe+) [PtF«] + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na 2[Pt(OH)6] + 0 2t + 2Xet +
+ 12NaF + 2H20.
5. (Xe*) [PtFe] + 3H 2 = Pt + 6HF + Xe
(коми.).
284
550. Rn — РАДОН
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Радиоактивен, наиболее
долгоживущий изотоп 2j2Rn (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 BrF3 и BrFs (предполагаемый продукт —
RnF2), твердым (OJ)[SbF«] при 25° С (продукт— RnF+[SbFeD- Возникает в
природе при радиоактивном распаде нуклидов 232Th, 235U, 238U, 2l8At, 226Ra.
A/r = 222,018; 4*, = 4,40(-62); p = 9,73 r/л (н. у.); t„ = -71,0° С;
/пн. = -61,9° С; V, = 51,0ю, 22,4(25), 13,0<50).
ЧАСТЬ
III
ХИМИЯ d- и /-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМ ЕН ТЫ
1Б -Г Р У П П Ы
М ЕДЬ
551. Си — МЕЛЬ
Красный мягкий ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги
и С 0 2, при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый
восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой, разбавленной
хлороводородной кислотой. Переводится в раствор кнслотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии 0 2, цианидом калия. Окисляется
концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кисло­
родом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Реагирует при нагре­
вании с галогеноводородами. Получение см. 5536789,557м, 55913, 5617' ".
М г = 63,546; d = 8,920; tm = 1084,5° С; /*„„ = 2540° С.
1. Си + H 2S0 4 (конц., хол.) = СиО + S 0 2 + НгО,
Си + 2H 2S0 4 ( конц ., гор.) = CuS0 4 + S 0 2 + 2Н20
2. 2Cu + 2H2S0 4 (безводн.) = Cu2S 044- + 2НгО + S 02t
3.
4.
5.
(примесь Cu 2S).
(200° С).
2Cu + 2H2S0 4 (разб.) + 0 2 (воздух) — -—►2CuS04 + 2H20 .
Си + 4H N 0 3 (конц.) = Cu(N0 3)2 + 2N 02f + 2H20 ,
ЗСи + 8HN 0 3(pa36.) = 3Cu(N0 3)2 + 2NOt + 4H20 .
3Cu + 2H N 0 3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = ЗСиС12 + 2NOt + 4H20
(30—50° С).
2Cu + 4HC1 (разб.) + 0 2 = 2CuC12 + 2H20 .
7. 2Cu + H20 + C 0 2 + 0 2 = Cu 2C 0 3(0H ) 2i.
8. 2Cu + 4CH3COOH (конц.) + 0 2 = [Сиг(Н20 ) 2(СН 3С 0 0 )4] (т.-зел. кластер).
9. Си NHi H2°H(^OHU) 0l t > [Cu(NH3b]OH (6en.)<=> [ С и ^ И ^ О Н Ь (сын ).
6.
10. 4Си + 0 2 = 2СиЮ
(выше 200° С, при недостатке кислорода)
2Cu + 0 2 = 2СиО
(400—500° С, при избытке кислорода)
11. Си + СиО = СигО
(1000— 1200° С)
12. Си + С12 (влажн.) = СиС12
(коми.)
Си (порошок) + Вг2 = СиВг2
(в эфире)
13. 2Си + Е = Си2Е
(300—400° С; Е = S, Se)
Си (порошок) + S (порошок) = CuS
(коми., в жидк. CS2)
14. 2Си + 2НС1(Г) = 2СиС1 + Н 2
(500—600° С)
286
15. 2Cu (суспензия) + 4НВГ(Г>= 2H[CuBr2] + H2t
(в эфире)
16. 6Cu + S 0 2 = Cu2S + 2СиО
(600—«00° С)
17. 4Си + 2NO = 2СиО + N 2
(500—600° С)
18. 4Си + 2N 0 2 = 4СиО + N 2
(500—600° С)
Си + 2N 20« = C u(NOj)2 + 2NO
(80° С, в этилацетате)
19. 2Cu + 4KCN (конц.) + 2НгО = 2K[Cu(CN)2] + 2КОН + H 2t.
20. 6Cu + 12НС1 (конц.) + КСЮэ = 6 H[CuCl2] + KCl + 3H 20 .
552. Cu20 — ОКСИД МВДЩ1)
Куприт. Темно-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы)
Плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Во влажном состоя
нии медленно окисляется 0 2 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' ", 55713, 560s, 561*.
Мг =143,09;
</ = 6,1;
= 1240° С.
1. 2Cu20 = 4Cu + 0 2
2. Cu 20(T) + H 20 <= > 2CuJp) + 20H"; рПР 25 = 14,92.
3. 2Cu20 + 4H20 + 0 2 — — » 4Cu(OH)24-.
4. Cu20 + 2HE (разб.) = 2CuEi + HjO
Cu20 + 4HC1 (конц.) = 2H[CuC12] + H 20 ,
2Cu20 + 8HC1 (разб.) + 0 2 = 4CuC12 + 4H 20.
5. Cu20 + H 2SO* (разб.) = CuSO« + C u l + H 20 .
6. Cu20 + 6HNO 3 (конц.) = 2Cu(N0 3)2 + 2N 0 2 + 3H20
(1800° C)
(E = Cl, Br, 1)
7. Cu 20(T) + 2NaOH (конц.) +
2Na[Cu(OH)2J.
8. Cu20 + 4(NH, H 20 ) (конц.] = 2{Cu(N H3)2]OH + 3H 20.
9. Cu20 + 2(NH„)2S 0 4 ( конц .) + 3H20 = 2[Cu(H2Q) (NH 3)]2SO« + H 2SO«.
10. 2Cu20 + 0 2 = 4CuO
(500° C)
11. Cu20 + H 2 = 2Cu + H20
(выше 250° C)
12. Cu20 + CO = 2Cu + C 0 2
(250—300° C)
13. 3Cu20 + 2A1 = 6Cu + A lj0 3
(1000° C)
14. 3Cu20 + 2NH 3(r) = 2Cu3N (зел.) + 3H20
(250° C)
15. 2Cu20 + 3S = 2Cu2S + S 0 2
(выше 600° C)
16. 5Cu20 + 13H2SO< (разб.) + 2KMnO< = 10CuSO4 + 2MnS04 + K 2S0 4 + 13H20
553. CuO — ОКСИД МЕДИ01)
Тенорит. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается, плавится только
под избыточным давлением 0 2. В прокаленном виде химически пассивный. Не
реагирует с водой, разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства
(преобладание оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, кон287
центрированными щелочами, оксидами щелочных металлов при высокой тем­
пературе. Медленно реагирует с гидратом аммиака. Восстанавливается водо­
родом, углеродом, активными металлами. Получение см. 551IU, 5541'3, 555Е1.3
556'
М, = 79,55;
1.
d = 6,315;
= 1148° С (р).
(1026— 1100° С).
4СиО = 2СигО + 0 2
2. СиО(т) + 5Н204==? [Cu(H 20 )4]2+ + 20Н '; рПР 25 = 20,32.
3. CuO + 2НС1 (разб.) = СиС12 + Н 20 .
4. CuO + 2NaOH(30—40%-й) + Н20 = Na 2[Cu(OH)4]
5. CuO + Na20 = Na 2Cu 0 2
(кип.).
(800— 1000° С).
6 . CuO + 4(NHj H 20 ) [конц.] —
> [Cu(NH j)4](OH)2 + 3H 20 .
7. CuO + Н 2 = Си + Н20
(150—250° С).
8. СиО + СО = Си + С 0 2
(250—450° С),
СиО + С (кокс) = Си + СО
(1200° С).
9. ЗСиО + 2А1 = ЗСи + А1гОз
(1000— 1100° С).
10. ЗСиО + 2NHj(r) = ЗСи + N 2 + ЗНгО
(500—550° С).
554.
Си(ОН)2 — ГИДРОКСИД МВДИ(11)
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 оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами,
концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Полу­
чение см. 55645, 5574' 5, 5596, 5634.
Л/г = 97,56;
d = 3,368 (аморфн.);
1. Си(ОН)2 (суспензия) = СиО + Н20
Си(ОН)2 = СиО + Н20
2. Си(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СиС12 + 2Н20 .
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
288
рПР 23 = 19,25.
(40—80° С),
(200° С).
Си(ОН)2 (влажн.) NaOH (4<)-7 50%-й) > Си(ОН)2 (коллоид),
Na 2[Cu(OH)4] (фиол.),
Na 2[Cu(OH)4](p) = C uO i + Н20 + 2NaOH
(кип.),
Na 2[Cu(OH)4](T) = Na 2C u0 2 + 2Н20
(выше 200° С).
Cu(OH)2 + 4(NHj Н 20 ) [конц.] = [C u (N H j)4] (ОН)2 + 4Н 20.
2Си(ОН)2 (суспензия) + С 0 2 = Си2СОз(ОН)21 + Н 20.
Си(ОН)2 (суспензия) + H2S (насыщ.) = CuSi + 2Н20.
2Cu(OH)2 + 2(NH2OH Н 20 ) = Cu204- + N2t + 7Н20
(кип.),
4Cu(OH)2 + N 2H4 Н20 = 2Cu204- + N2t + 7H20
(кип.).
2Cu(OH )2 + NaAs0 2 (конц., гор.) + 2NaOH = Cu2O l + NajAs0 4 + 3H 20.
2Cu(OH )2 + K 2S20*(02) + 2K.OH = Cu 20 3i + 2K2S0 4 + 3H20.
10. 2Cu(OH)2 + NaEO + 2NaOH (конц.) + H20 = 2Na[Cu(OH)4] + NaE
(E = Cl, Br)
555. Си2СОз(ОН)2— ДИГИДРОКСИД-КАРБОНАТ ДИМЕДИ
Светло-зеленый, при слабом нагревании разлагается без плавления. При осаж­
дении нз раствора имеет переменный состав (1—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 С 0 2 под избыточным давлением. Получение см. 5517, 554s, 5579
Мг = 221,11;
d = 4,05.
1. Cu 2COs(OH)2 = 2CuO + С 0 2 + НгО
(180—200° С)
2. Си2СОз(ОН)г(г) + 8Н20 (хол.)<=> 2[Cu(H20 )4]2+ + C O f + 20Н";
рПР 25 = 33,1 1.
3. Си2СОэ(ОН)2 (суспензия) = 2CuOi + C 0 2t + Н20
(кип.)
4. Cu 2COj(OH )2 + 4НС1 (разб.) = 2C uC12 + C 0 2t + ЗН20.
5. Cu 2CO 3(0H )2 + 4NH4C1 (
. ) = 2CuC1I2 + C 0 2t + 3H20 + 4NH3T (кип.)
6. Cu 2C 0 3(0H )2 + 8(NH 3 Н 20 ) [конц] = [Cu(NH3)4]C 0 3 + [Cu(NH3)4](OH)2 +
+ 8Н20 .
7. Си2СОз(ОН)2 + 8KCN (конц.) = 2K2[Cu(CN)4] + К 2С 0 3 + 2КОН.
8. Си2СОз(ОН)2 + 4С 0 2 + 4КОН (разб.) = 2К 2[Си(СОз)2] (син.) + ЗН 20 .
9. Си2СОз(ОН)2 + С 0 2 = 2СиСОз(бел.) + Н20
(180° С, р)
к о н ц
556. Cu(N03)2— НИТРАТ МЕДИ(Н)
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.
551я' ".
Мг = 187,55; d = 2,07 (кр ); /„„ = 226° С (р), к, = 124,7'W), 207,
1.
2.
3.
4.
5.
2Cu(N 0 3)2 = 2CuO + 4N 0 2 + 0 2
(выше 170° C)
Си(ЫОз)2 • 6H20 (син.) = Си(ЫОз)2 + 6H20
(до 100° С, вак.).
C u(N 0 3)2 (разб.) + 4Н20 = [Cu(H20 )4]2+ + 2 N 0 3
(pH < 7, см. 5573)
Си(1ЧОз)2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)24 + 2NaN03.
Си(]ЧОз)2 + 2(NH3 Н 20 ) [разб ] = Cu(OH)24 + 2NH4N 0 3,
C u(N 0 3)2 + 4(NH 3 Н 20 ) [конц.] = [Cu(NH j)4] (N 0 3)2 (син.) + 4Н20 .
6. ЗСи(ЫОз)2 + 2Na3TO4 + ЗН20 = Сиз(Р0 4)2 • ЗН20 4 (син.) + 6NaNCh.
557. C uS04 — СУЛЬФАТ МВДИ(И)
Халькокианит. Белый, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, при сильном
нагревании разлагается. Кристаллогидрат CuS0 4 • 5Н20 (халькантит, медный
купорос) имеет строение [Cu(H20 ) 4]S0 4 • Н 20 . Хорошо растворяется в воде
289
(гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо­
родом, активными металлами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5511, 5622~ \ 5631.
А/, = 159,61; d = 3,603;
* 200° С; к, = 20,$ щ , 55,$ т .
1. 2CuS0 4 = 2CuO + 2SOi + 0 2
(653—720е С, примесь S 0 3).
2.
CuS0 4 5НзО (гол.)
> CuS0 4 4HjO (гол.)
> CuS0 4 х
х HjO (бел.) 2a^ g r c -» CuS04.
3.
CuS0 4 (разб.) + 4HiO = [Cu(H20 )4]2+ + SOj ,
[Cu(H 20 )4]2+ + Н 20 < = ? C u(H jO)j(OH)]+ + H 30 +; pКл = 7,34.
CuS0 4 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2 (гель) + Na 2S04,
CuS0 4 (разб.) + 2NaOH(T) = Cu(OH)2i + Na 2S04.
5. CuS0 4 + 2(NH 3 HjO) [разб., хол.] = Cu(OH)2i + (NH 4)2S 04.
6 . 2CuS 0 4 + 2(NH3 HjO) [разб., гор.] = Cu 2S0 4(0H)2i + (NH 4)2S 04.
7. CuS0 4 + 4(NH 3 HjO) [конц.] = [Cu(NH3)4]S0 4 + 4НгО.
8. CuS0 4 + SNH^r) = [Cu(NH 3)s]S0 4
(коми),
[Cu(NH 3)5]S0 4 = [Cu(NH 3)4]S0 4 + NH 3
(90° C).
9. 2CuS 0 4 + 4NaHC0 3 = Си2С 0 3(0НЬ4< + 2Na2S0 4 + 3C 02t + H20 (60 °C).
10. CuS0 4 + H2S (насыщ.) = CuS4 + H 2S 04.
11. C uSQ4 + M = Cu4- + M S0 4
(M = Fe, Zn),
CuSO ^, + H2 = Cu4 + H 2S0 4
(180° C, p).
12. 2CuS 0 4 + 2NaE + S 0 2 + 2H20 = 2CuEi + 2H2S 0 4 + Na 2S0 4
(E = СГ, Br', Г, NCS1.
13. 2CuS 0 4 + 2H20 + Na 2S 0 3 = C ujO i + Na 2S0 4 + 2H2S0 4
(кип ).
14. CuS0 4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl4 + Na 2S0 4
(70° С, в разб. HC1).
4.
15. CuSO^)
|C^ 0< > [Cul2?]
6“^ p° -> Cul4
(коми ).
16. 2CuS 0 4 (разб.) + 3H20 + 3H(PH20 2) = 2CuH4 + 3H2(PH 03) + 2H2S 04.
17. 4CuS 0 4 + N 2H4 HjO + 12(NH3 H 20 ) (конц.) = 2[Cu(NH3)2]2S0 4 + N2t +
+ 13HjO + 2(NH4):S04.
18. CuS0 4 + 4KCN (конц.) = K.2[Cu(CN)4] + K 2S04.
19. 2CuS 0 4 + 2HjO
558.
ЗЛСГТР°ЛИЗ> 2C u4 (катод) + O jt (анод) + 2H2S 04.
CuCI — ХЛОРИД МЕДИ(1)
Нантокит. Белый, при умеренном нагревании синеет, плавится и кипит без
разложения. Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой.
Реагирует с концентрированными кислотами. Переводится в раствор гидратом
аммиака, цианидом калия. Вступает в реакции комплексообразования. Полу­
чение см. 551й, 5571214, 559|2.
М г = 99,00;
d= 4,14;
/ „ = 430° С;
/„„„ = 1212° С.
290
1. CuClftK— » Cuo,, + СГ; рПР 25 = 6,66,
2Cu(p) + 4Н 20< = > Cu(T, + [Cu(H20)4]J+; lgKc = 7,0.
(кип.).
2. 2CuCl (суспензия) = Cu-l + CuCb
3. CuCl + HC1 (конц., гор.) = Н[СиС1г],
H[CuCh]<p) = CuCl-t + HC1
(разбавление водой).
4. 4CuCl + 0 2 + 2НгО — — > 4CuCl(OH)i (зел.)
[коми ],
4CuCl + 4HC1 (разб.) + 0 2 = 4CuC12 + 2HzO
(95° C).
5. CuCI + 3HNOj (конц., гор.) = C u(N O j)2 + HC1 + N 0 2t + НгО.
6. CuCl + 2(NH 3 H 2O) (конц.) = [Cu(NH3)2]Cl + 2НгО.
7. 2CuCl + C2H 2 + 2(NH3 H 20 ) [разб.] = Cu2C2i (красн.) + 2NH4C1 + 2H20 .
8. CuCl + HF = CuF (краси.) + HC1
(выше 1000° C).
9. CuCl + NaCl (конц.) = NafCuCk].
10. CuCl<T) + KCN (разб.) = CuCN i + KC1,
CuCl + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN)2] + KC1.
11. 5CuCl(«x=? Cu2Cl2(r) + Си3С1з(г,
559.
(1212° C).
CuCh — ХЛОРИД МВДИ(Н)
Эрнохальцит (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 комплексообразоваиия. Получение см. 551s, 5533, 554J.
М, = 134,45;
d = 3,386;
tm = 596° С;
/«,„ = 993° С (разл.);
к, = 72,Т ^’, 96,1т .
1. 2CuCh = 2CuCl + СЬ
2. СиС12 (2 + л)Н20 (сии.)
...» CuClj 2HjO (зел.)
(выше 993° С)
" <Ц 50° > СиСЬ
3. СиС12 (разб.) + 4НгО = [Си(НгО)4]2+ (гол.) + 2СГ
(pH < 7, см. 5573)
4. СиС1г (конц.) + 2НгО = [Си(Н20)2С 12],
2[Си(Н20)2С 12]4= » [Си(Н20 ) 3С1]+ + [Си(НгО)С13Г.
5. СиС12 + 4НС1 (конц.) + 2НгО = Н 2[СиС1,] (оранж.) + Н г^Н гО Ь С Ц ] (зел ),
СиС12 2НгО + НС1<г) + НгО (влага) = Н[СиС13] ЗН20 (красн ).
6. СиСЬ + 2NaOH (разб.) = Си(ОНЬ^ + 2NaCl [коми., примесь CuCl(OH)],
CuCl2 + 2NaOH (разб.) = CuO i + Н 2О + 2NaCl
(кнп.)
7. CuCl2 + NH 3 • H 2O (разб.) = CuCl(OH)i + NH 4CI
[примесь Си(ОН)г)
8. CuCl2 + 4(NH 3 H 2O) [конц ] = [Cu(NH3)4]Cl2 + 4НгО
(коми ),
CuCl2 + 5(NH3 H 20 ) [конц.] = [Cu(H20 ) (NH 3)5]Cl2 + 4НгО
(0° C)
9. CuCh + 4NHxr) = [Cu(NH3)4]Cl2
(коми.),
291
[Cu(NH 3)4]C12
МС_1СЛОГ
^
[Cu(NH 3)2C12]
270е С
NHj
10. CuCl2 + 6NH 5<r) = [Cu(NH 3)«]C12
11. CuCb + F 2 = C uF 2 + Cl2
» CuCl2.
(0° С, в этилацетате).
(400° C).
12. CuCl2 + Cu — I—> 2CuCli
(в разб. HC1),
2CuCh + Na 2S 0 3 + 2NaOH (разб.) = 2CuCli + Na 2S0 4 + 2NaCl + H 20 .
13. ЗСиСЬ + 2A1 = 2A1C13 + 3Cui,
CuCl2 + M = MC12 + Cu4
(M = Fe, Zn).
14. CuCl2 + H2S (насыщ.) = C uSi + 2HC1.
15. 2CuC12 + 3MC1 (конц.) = M[CuCl3] + M2[CuCl4]
(M = K+, C s\N H J).
16. СиС1г(р)
ЗЛСКТрОЛИЗ» C u i (катод) + Cl2t (анод).
560. Cul — 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. 552,557 .
М, = 190,45;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
d = 5,620;
tm = 605° С;
рПР25 = 11,96.
2 C u I— — * 2Cu + 12
(на свету).
Cul + MI (конц.) = M[CuI2]
(M = H, К).
4CuI + 5H 2S0 4 (конц ., гор.) = 4CuS0 4 + 2I24 + H2S t + 4H 20.
2CuI + 8HN0 3 (конц.) = I2i + 2Cu(N0 3)2 + 4NOzt + 4H20.
2CuI + 2KOH (конц., гор.) = Cu2O i + 2KI + H 20 .
Cul + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN2)] + KI.
Cul + 2Na2S03S (конц.) = Na 3[Cu(S03S)2] + Nal.
2CuI + 4H 2S0 4 ( конц .) + 2MnOz = 2CuS04 + 2MnS0 4 + I2i + 4HzO
(60—80° C).
561. O kS — СУЛЬФИД МВДИ(1)
Халькозин. Черно-синий. Имеет область гомогенности Cu2.*S (0,06 < х < 0,20);
для нестехиометрического соединения Cui.wS Гпл = 1130° С. Не растворяется в
воде. Не реагирует с хлороводородной кислотой, сульфидами щелочных метал­
лов. Окисляется концентрированными кислотами-окислителями, кислородом;
медленно переводится в раствор действием гидрата аммиака, цианида калия.
Получение см. 551,3’|6, 5621,5.
Л/г = 159,16;
</=5,8;
рПР25 = 47,64.
1. Cu2S = Cu2.vS + xCu
2. Cu2S + 2НгО = 2Cu + S 0 2 + 2H2
292
(1000— 1130° C).
(выше 600° C).
-* 2CuSC>4 + 5S02T + 6H20 .
3. Cu2S + 6H 2S0 4 (конц., гор.) 4. Cu2S + 8HNO 3 (конц., хол.) — -—►2Cu(NCb)2 + S i + 4N 0 2 + 4H20 ,
Cu2S + 12HN 03 (конц., гор.) = Си(ЫОз)2 + CuS04 + 10NO2t + 6H20 .
5. Cu2S + 4(]ЧНз • H20 ) (конц.) — -—►[Cu(NH3)2]2S + 4H20.
8Cu2S + 1502 = 6Cu20 + 4C uS04 + 4S02
2Cu2S + 302 = 2Cu20 + 2S02
7. Cu2S + 2Cu20 = 6Cu + S02
8. Cu2S + Cl2 = 2CuCl + S
9. С и£ + СиС12(разб.) = 2CuCll + CuSi
10. Cu2S + 2Fe2(S04)3(p) = 2CuS04 + 4FeS04 + S i
11. Cu2S + 2FeS + S = 2(FeniCu')S2
2(FeCu)S2 + 5 0 2 + 2Si02 = 2Cu + 2FeSi03 +4S02
12. Cu2S + 4K.CN (конц.) = 2K{Cu(CN)2] + K2S.
(500—600°C),
(1200— 1300° C)
(1200— 1300° C)
(300—400° C)
(кип.)
(80°C)
(800— 1000°C).
(1000°C)
6.
562. CuS — СУЛЬФИД МВДИ(П)
Ковеллнн. Черный, при слабом нагревании плавится и разлагается. Во влаж­
ном состоянии медленно окисляется 0 2 воздуха. Не растворяется в воде. Не
реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, суль­
фидами щелочных металлов. Разлагается в концентрированных кнслотах-окнслителях, реагирует с цианидом калия. Восстанавливается водородом. Получе­
ние см. 55113, 55710, 559м.
А/г = 95,61; d = 4,68; rm = 200° С (разл ); рПР 25 = 35,85.
1.
2.
3.
4.
2CuS = Cu2S + S
(200—450° С)
CuS + 4H2S 0 4 (конц., гор.) = CuS0 4 + 4S02t + 4H20
(примесь S)
CuS + 8HNO 3 (конц., гор.) = CuS0 4 + 8N 02t + 4H20.
CuS (влажн.) + 20 2 — -—» CuS04,
2CuS + 302 = 2CuO + 2S0 2
(300—500° С, примесь CuS04)
5. 2CuS + H 2 = Cu2S + H2S
(600—700° C)
6. CuS + 4KCN (конц.) = K 2[Cu(CN)4] + K 2S.
7. CuS + Cl2 = CuCI2 + S
(300—400° C).
CuS + 2FeCl3(p) = CuCl2 + 2FeCl2 + S^
(кнп.)
563. [Cu(NH3)4|S0 4— СУЛЬФАТ ТЕТРЛЛММИНМВДИ(И)
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. 5577 .
А/г = 227,73;
1.
d = 1,81 (кр.);
[Cu(NH 3)4]S0 4 Н20 = CuS0 4 + 4NH 3 + Н20
к, = 16,9(22).
(280—300° С).
293
2.
3.
4.
5.
[Cu(NH3)4]S0 4 (разб.) + 2НгО = [CuCHjOMNHsM2* + S O j'
(в разб. NH 3 ■Н 20),
[Cu(H20)j(NH 3)4]2+ + NH 3 H jO < = ^ Cu(HjO) (NH3)5]2+ + 2HjO
(на холоду),
[Cu(H20)j(NH 3)4]2+ + 2HjO = [Cu(H20)4]2+ + 4NH3f
(80—100° C).
[Cu(NH 3)4]S04 + 2H2S0 4 (разб). = CuS0 4 + 2(NH4)jS04.
[Cu(NH 3)4]S04 -k 2NaOH(20%-(t, гор.) = Cu(OH)j4. + Na 2S0 4 + 4NH 3t .
41C u(NH 3)4]S04 + N jH 4 • H 2O + ЗН2О = 2[Cu(NH 3)2]?S0 4 + N2t +
+ 2(NH4)2S0 4 + 4(NH 3 H 2O).
С ЕРЕБРО
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 H 2S. Встречается
в природе в самородном виде. Получение см. 5661'15, 568,’w—м, '571 , 573s,
574 .
М, = 107,868;
d= 10,494;
= 961,93° С;
= 2170° С.
1. Ag + 2НС1<Г)<— » 2AgCl + Н 2
(200° C).
2. 2Ag + 2H 2SO4 (конц., гор.) = Ag2S0 4i + S 0 2T + 2НгО.
3. 3Ag + 4H N 0 3 (разб.) = 3AgN0 3 + N O t + 2H20 .
4. 2Ag + H2S (влажный) = Ag2S + H2,
4Ag +• 2H2S + O 2 (воздух) = 2Ag2S + 2НгО,
5. 4Ag + 2S0 2 + 202 = 2Ag2S04
(выше 450° C).
6 . 2Ag + 20 3 = (AgIAgI,,)02 (черн.) + 20 2
(коми.),
7. Ag + F 2 = AgF 2(син.)
[выше 300° С],
Ag + AgF (насыщ.) = Ag2F(<f)
[50—90° С],
2Ag + 2HF (кони.) + H 2O 2 = 2AgF + 2H20
(60—80° С).
8. 2Ag + E2 = 2AgE
(E = Cl, Br, 1; 150—200° С),
2Ag + E = Ag2E
(выше 200° C; Е = S, Se, Те),
9. 4Ag + 8KCN + 2H20 + O 2 = 4K[Ag(CN)2] + 4KOH
(коми.),
2Ag + 4KCN (конц.) + H 2O 2 = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH.
565.
Ag20 — ОКСИД СЕРЕБРЛД)
Темно-коричневый, при нагревании разлагается. Реагирует с водой, образует
слабощелочной раствор. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбав­
ленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака.
Переводится в раствор за счет комплексообразования. Суспензия в воде погло­
щает СОг из воздуха. Получение см. 5663, 5706.
294
Mr = 231,74;
d = 7,14.
(160—300° C).
1. 2Ag20 = 4Ag + Ог
=
2. AgjOJ- +
2AgOH (иасыщ.) = 2Ag+ + 20FT; рПР25 7,70.
3. AgjO + 2HC1 (разб.) = 2AgCli + H 2O,
Ag20 + 2HN03 (разб.) = 2AgNCb + H 2O.
4. Ag20 + 4(NH3 H20 ) [конц.1 = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H20 .
5. Ag20 + H20 + 4KCN = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH.
6. Ag20 (суспензия) + C 0 2 = Ag2C034.
(150° C).
7. Ag20 + H2 = 2Ag + H20
Ag20 + H20 2 (конц.) = 2Agi + H20 + 0 2T.
8. Ag20 + H20 + 4KNCS (конц.) = 2K[Ag(—SCN)2] + 2KOH.
566.
AgN03 — НИТРАТ СЕРЕБРАО)
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; tm = 209,7° С; к, = 227,9(М), 635,3(М).
1. 2AgN03 = 2Ag + 2N 02 + 0 2
(300—500° С)
2. AgN03 (разб.) = Ag+ + N O j
(pH 7)
3. 2AgNOj + 2KOH (разб.) = AgjOJr + H20 + 2KN03,
AgN03 + KOH = AgOHi + KNChi
(в этаноле, -50° С)
4. AgNOs + KE (разб.) = AgEi + KNO 3
(E = Cl, Вг, I).
4AgN0 3 + 2C12 = 4AgCli + 2N20s + 0 2T
(0° С, в жидк. ССЦ)
5. 2AgN03 + H2S = Ag2S4- + 2HN03.
6. 2AgN03 + Na2C 0 3 (разб.) = Ag2C 0 3i + 2NaN03,
2AgN03 + Na2SO< (конц.) = Ag2S O ^ + 2NaN03,
3AgN03 + Na3PO< = Ag3P 044- + 3NaN03.
7. 2AgN03 + 2(NH3 H20 ) [разб] = Ag2O i + 2NH<N03 + H20 ,
AgN03 + 2(NH3 H20 ) [конц.] = [Ag(NH3)2]N 03 + 2H20 .
8. 2AgN03 + Na2SCbS (разб.) = Ag2S 03S i + 2NaN03,
AgN03 + 2Na 2S03S (конц.) = Na 3[Ag(S03S)2] + N aN 03.
9. AgNOs + KCN (разб.) = AgCNi + KNO 3,
AgNOs + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KNO 3.
10. AgN03 + K.NCS (разб.) = AgNCSi + KNO 3,
AgN03 + 2KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + KNO 3.
11 2AgN03 + 2KN02 (разб.) = (Ag—ONO, Ag—N 0 2)4 + 2KN03,
AgNCh + 2KN02 (конц.) = K[Ag(—N 0 2)2] + KNO 3.
12. 2AgN03 + Na2S03 (разб.) = Ag2S034 + 2NaN 03 ,
295
AgNCb + 2Na 2S03 (конц.) = Na3[Ag(—БОз)2] + NaN 03 .
13. 4AgN03 (гор.) + 3H20 + 3E = 2Ag2E i + Н2ЕОз + 4H N 03
(E = Se, Те).
14. 2AgN03 + 4KOH = K £& t(O i) = (Ag'Agm) 0 24 + 2KN03 + 2K2S 04 + 2H20 ,
2AgN03 (конц.) + HjO + 2 0 3 = Ag20 3(?)4 + 2HN03 + 202t.
15. 2AgN03 + 3(NH3 H20 ) + HC(H)0 = 2Agi + NH4(HCOO) + 2NH4N 0 3 +
+ 2H20 .
567.
AgF — ФТОРИД СЕРЕБРАО)
Белый, плавится без разложения. Растворяется в воде (гидролиз по аниону).
Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции комплексообразования. Фторирующий агент. Получение см. 5647.
М г = 126,87;
d = 5,85;
t„ = 435° С;
к, = 172(М), 216(50).
1. AgF ■2H20 = AgF (насыщ.) + 2H20
(выше 30° С).
2. AgF (разб.) = Kg + F“, F“ + H20 4= ± HF + OH';; рАГо = 10,82.
3. 2AgF + H2S04 (конц.) = Ag2S044 + 2H Ft
(кип.).
4. 2AgF + 2KOH (разб.) = 2KF + A g ^ i + H20.
5. AgF + NH3 H20 = [Ag(NH3)F ]i + H20 .
6. AgF + F2 + KF = K[AgF4] (желт.)
[100—150° С],
2AgF + F2 + 4KF = 2K2[AgF4] (кор.)
[выше 200° С].
568. AgCI — ХЛОРИД СЕРЕБРАО)
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 комплексообразовання. Получение см. 564*, 5664.
А/г = 143,32;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 5,56;
= 455° С;
w , = 1550° С;
рПР25 = 9,74.
2AgCI = 2Ag + С12
(коми., на свету).
4AgCl + 4КОН = 4КС1 + 4Ag + 0 2 + 2Н20
(выше 450° С).
2AgCI + (NH4)2C 0 3 ( конц ., гор.) + Н20 = 2[Ag(H20 ) (NH3)]C1 + C 0 2t .
AgCI + 2(NH3 H20 ) [конц.] = [Ag(NH3)2Cl + 2H20.
AgCI + 2Na 2S03S (конц.) = Na3[Ag(SC>3S)2] + NaCl.
AgCI + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KC1,
2AgCI + 5KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4] + KCI.
7. 2AgCl + 2F2 = 2AgF2 + Cl2
(коми.).
8. 2AgCI + Na2S (конц.) = Ag2S i + 2NaCl.
9. 4AgCI + 2Na2C 0 3 = 4Ag + 4NaCl + 2C02 + 0 2
(850—900° C).
10. 4AgCl + 2BaO = 2BaCl2 + 4Ag + 0 2
(выше 324° C).
11. 2AgCI + H20 2 + 2KOH (разб.) = 2KC1 + 2Ag4 + 0 2f + 2H20 .
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
счет комплексообразования. Получение см. 564*, 5664, 5726.
M r = 187,77;
d = 6,47;
t„ = 432° С;
рПР25 = 12,30.
1. 2AgBr<T) = 2Ag(T) + Вгкж)
2AgBr(*) = 2Ag(T) + Вг^г)
2. 2AgBr + H 2SO4 (конц.) = Ag2SC>4-i + 2HBr t
3. AgBr + 2(NH3 • Н20 ) [конц.] = [Ag(NH3)2]Br + 2НгО.
4. AgBr + 2Na2S03S (конц.) = Na3[Ag(S03S)2] + NaBr.
5. AgBr + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KBr.
(коми., на свету),
(700° С)
(кип.)
570. Agl — ИОДИД CEPEBPA(I)
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. 564*, 5664, 5733.
M, = 234,77;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 5,67;
tm = 554° С (разл.);
2AgI(T) = 2Ag(T) + I2(T)
2AgI(M) = 2Ag(T) + 12(r>
Agl + лЫНад = [Ag(NH3),]I
Agl + 2Na2S 0 3S (конц.) = Na3[Ag(S03S)2] + Nal.
Agl + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KI.
Agl + (n— 1)KI (конц.) = K„_i[AgI„]
2Agl + KOH = Ag20 + KI + HI
рПР25 = 15,64.
(коми., на свету)
(выше 554° С)
(-40° С, п > 3)
(« = 2 + 4)
(выше 150° С)
571, Ag2S — СУЛЬФИД CEPEBPA(l)
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. 5645'*, 5665, 568*, 5744.
Л/г = 247,80;
1.
2.
3.
4.
</=7,23;
fM = 8450 C;
рПР25 = 49,14,
Ag2S + 10HNO3 (конц., гор.) = 2AgN03 + H 2SO4 + 8N 02t + 4Н20
Ag2S + О 2 = 2Ag + S 02
(500—600° С)
Ag2S + 2Н° (А1, конц. NaOH) + ОН' = 2Agl + Н 2О + HS'.
Ag2S(T) + 4KCN (конц.) 4= 1 ? 2K[Ag(CN)2] + K 2S,
2Ag2S + 8KCN (конц.) + 2 0 2 + H 2O = 4K[Ag(CN)2] + K2S 03S + 2KOH.
297
572. AgNCS — ТИОЦИАНАТ
СЕРЕБРА(1)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидра­
тов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. 566|ф.
А/, = 165,95;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
рПР* = 11,80.
2AgNCS = 2Ag + N 2 + 2С (графит) + 2S
(выше 170° С).
2AgNCS + 3H 2SO4 (конц.) + 2НгО = 2CSO + 2NH4HS04 + Ag2S 04i .
2AgNCS(T) + 2КОН (конц.) <=► 2KNCS ч- Ag20i + Н 2О.
AgNCS + 2(NH3 H 2O) [конц.] = [Ag(NH3)2]NCS + 2НгО.
2AgNCS + 4KNCS (конц.) = K[Ag(—SCN)2] + K3[Ag(—SCN)4].
2AgNCS + Вгг(хол.) = 2AgBrl + (—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. 565*.
А/г = 158,94.
1. [Ag(NH3)2]OH (разб.) = [Ag(NH3)2]+ + ОН',
[Ag(NH3)2]+ + 2НгО ^==> [Ag(H20)(NH3)]+ + NH3 Н20 ; рКи = 3,84.
2. [Ag(NH3)2]OH + 3HCI (разб.) = AgCll + 2NH4CI + Н20 ,
[Ag(NH3)2]OH + 3H N 03 (разб.) = AgN03 + 2NH4N 0 3 + H20.
3. [Ag(NH3)2]OH + KI (разб.) + 2H20 = AgU + KOH + 2(NH3 H20).
4. 3[Ag(NH3)2]OH (конц.) + 2НгО — — *■ Ag3N l + 5(NH3 H20).
5. 2[Ag(NH3)2]OH + HC(H)0 + 2H20 = 2Ag4- + NH4(HCOO) + 3(NH3 H20).
574.
K|Ag(CN)2| — ДИЦИАНОАРГЕНТАТЦ) КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде. 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. 564*, 568*.
А/г = 199,00;
d=2,36;
k,= 25(20), 100(80).
1. 2K[Ag(CN)2] = 2KCN + 2Ag + C 2N 2
(250—420° С).
2. K[Ag(CN)2] (разб.) + 6НгО = [К(Н 20)*]+ + (Ag(CN)2]“.
3. 2K[Ag(CN)2] + 2H2S0 4 ( конц ., гор.) = Ag2S 04i + K 2S0 4 + 4HCNT,
K[Ag(CN)2] + 2HN0 3 (конц., гор.) = AgN0 3 + K N 0 3 + 2HCNT.
4. 2K[Ag(CN)2] + K2S (коиц.) = Ag2S l + 4KCN.
5. 2K[Ag(CN)2](p) + Zn = K 2[Zn(CN)4] + 2Agi.
298
золото
575.
Ап — ЗОЛОТО
Желтый металл, более мягкий, чем медь и серебро; ковкий, тяжелый, высокоплавкий. Устойчив в сухом и влажном воздухе. В особых условиях образуется
коллоидное золото. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами,
гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых
катионов не образует. Переводится в раствор действием «царской водки»,
смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии
цианидов щелочных металлов. При нагревании реагирует с галогенами, 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, 579s, 5806' |0.
М, = 196,967;
d = 19,29;
tm = 1064,43° С;
txm = 2947° С.
1. Au + HNO j(kohu ) + 4HCI (конц.) = H[AuCI4] + NOT + 2НгО.
2. 2Au + 6H 2Se04(*) = Au2(Se0 4)3 + 3Se0 2 + 6H20
(200° C)
3. 2Au + 3F 2 = 2AuFj
(300 —400° C)
4. 2Au + 3CI2 = 2AuClj
(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 + 2H20 — — ►2H[AuCb(OH)].
8. Au + 3E2 + 2HE (конц.) = 2H[AuE4]
(E = Cl, Br, I)
9. 4Au + 8MCN (конц.) + 0 2 + 2НгО = 4M[Au(CN)2] + 4MOH (M = Na, K)
10. Au + K[Ag(CN)2] = K[Au(CN)2) + Agi.
11. Au + NaNOj = NaAu0 2 + NO
(350—400° C).
12. 2Au + 5K.rF2 = 2AuFs + 5Kr
{комн., примесь (KrF+)[AuF6]}
576.
Au2O i — ОКСИД ЗОЛОТА(Ш)
Коричнево-черный, термически неустойчивый, при нагревании разлагается.
Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде гидрата АигОз • лН20
(л * 2-г 3). Проявляет амфотерные свойства: реагирует с кислотами, концент­
рированными щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углеро­
да. Получение см. 578s, 5804.
М, = 441,93;
d= 10,61;
рПР 25 = 45,07.
1. 2A u2O j = 4Au + 3 0 2
(160—290° С).
2. АигОз лН20 = 2Аи0(0Н) + (л— ОНгО
(60—80° С, вак., над Р4Ою),
АигОз • яНгО = АигОз + яНгО
(100— 120° С)
3. АигОз + 8НС1(конц.) = 2Н[АиС14] + ЗН20.
4. Аи2Оз + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Au(OH)4].
299
5.
577.
(выше 260° С),
(100° С).
Аи2Оз + ЗН2 —2Аи + ЗН20
Аи2Оз + ЗСО = 2Аи + ЗС 02
АиС1 — ХЛОРИД ЗОЛОТА(1)
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.
Mr = 232,42;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 7,4;
tм = 289° С (разл.);
рПР 25 = 11,75.
2AuCl = 2Au + С12
(выше 289° С).
3AuC1 + Н20 (гор.) = Н[АиСЬ(ОН)] + 2Aul.
AuCl + МС1(конц.) = M[AuC12]
(М = Н, Na, К).
2AuCl + 3NaOH (конц., гор.) = Na[Au(OH)2)]? + AuOH (золь, син.) + NaCl.
AuCl + 2(NHj Н20)[конц] = [Au(NH 3)2]C1 + 2Н20.
578. AuCl; — ХЛОРИД ЗОЛОТА(Ш)
Темно-красный, летучий (Аи2СЦ), 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 берется в виде Н[АиСЦ]. Окислитель. Получение см.
5754, 5802.
Мг = 303,33;
1.
2.
3.
4.
5.
d=4,67;
tm = 288° С (р);
к3 =
AuCb = AuCl + С12
АиС1з • 2Н20 = АиСЬ + 2Н20
АиСЬ + 2Н20 = [АиС13(ОН)Г + НэО+.
АиС1з + НС1 (конц.) = Н[АиСЦ].
2АиС1з + 6NaOH (разб.) = Аи2Оэ4- + 6NaCl + ЗН20.
.
(150— 185° С)
(выше 30° С).
6.
2АиС13 + 3F2 — 1—►2AuF3 + ЗС12
(200° С).
7. 2АиС1з + 3H2S(r> = Au^s-t + 6НС1
(в эфире).
8. 2АиС1з + ЗН20 2 (конц.) = 2Аи (коллоид) + 3 0 2t + 6НС1.
9. АиС1з + 3FeS0 4 = Аи + Fe2(S0 4)3 + FeCl3
(200° С).
10. АиС1з + 4Na 2S03S (конц.) = Na 3[Au(SC>3S)2] + 3NaCl + Na 2S4Oe.
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 нагревании разлагается концентрированными кисло­
тами, реагирует с сероводородом. Восстанавливается цинком, окисляется гало­
генами. Получение см. 575*'|0.
Мг = 288,10;
300
d= 3,45;
к, = 14<"‘“ 2S), 200(8o).
1. 2K[Au(CN)2] = 2KCN + 2Au + C 2N 2
(250-400° C).
2. K[Au(CN)2] + 6 H2O = [К(НгО)«1+ + [Au(CN)2r.
3. K[Au(CN)2] + HCi (конц.) = AuCNl (желт.) + HCN + KCI
(50° C).
4. 2K[Au(CN)2] ( конц .) + H 2S(r) + 2HC1 (разб.) = AujS-l + 2K.CI + 4HCN.
5. 2K[Au(CN)2] + Zn = K 2[Zn(CN)4] + 2Aul.
580. H|AuCU] — ТЕТРАХЛОРОАУРАТ(111) 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. 5751' 8, 5763, 5784.
М г = 339,79; d = 3,90; 2,44 (кр.);
(кр.) = 196° С (р).
1. Н[АиСЦ] = AuCl + НС1 + С12
(156—205° С).
2. Н[АиСЦ] • 4НгО = Н[АиСЦ] + 4Н20
(100° С, в токе С1г),
H[AuCU] • 4Н20 = AuClj + HCI + 4HiO
(120° С, в токе SCI2O).
3. Н[АиСЦ] (конц.) + Н20 = Н[АиС1з(ОН)] + HCI
(разбавление).
4. 2Н[АиСЦ] + 8NaOH (разб.) = A u2Oj + 8NaCl + 5НзО
(70— 80° С).
5. Н[АиСЦ] + 5(NH 3 • Н 2О) [конц.] = Au(NH 2)2CI i + 3NH4CI + 5Н20.
6. 2H[AuC14] + 3H2S(r) = 2Aul + 3Sl + 8HCI
(кип).
7. H[AuC14] + CsCI = C s[AuCI4] i + HCi.
8. H[AuCU] + 3K.I = A u ll + h i + HCI + 3K.CI
(коми.).
9. H[AuCI4] + SO2 + 2H20 = H[AuCI2] + H 2S0 4 + 2HCI
(0° C).
10. 2H[AuCU] + 3H[SnCl5] + HCI (конц.) = 2Au-l + 3H2 [SnCl6].
11. 4H[AuCI4] (rop.) + 3 N2 H5CI (конц.) = 4Au (коллоид) + 3N2 1 + I9HCI
(кип.),
2H[AuC14] + IIKOH + 3HC(H)0 = 2Au (коллоид) + ЗК(НСОО) + 8KCI +
+ 8 HjO.
12. H[AuC14] + 4MCN (конц.) = M[Au(CN)4] + 3MCI + HCi
(M = H, K).
ЭЛЕМЕНТЫ НБ-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
584IJ, 586*.
А/г = 65,39; d= 7,133; fM = 419,5°C; imn = 906,2° С.
301
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
(600—800° С).
Zn + НгО (пар) = ZnO + Hj
Zn + 2HC1 (разб.) = ZnCl2 + H 2T.
Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO< + НгТ,
(примеси S, SO2).
4Zn + 5 H 2SO4 (конц.) = 4ZnS04 + H2S t + 4НгО
Zn + 4НЫОз (конц., гор.) = Zn(N 03)2 + 2N02t + 2H 2O,
4Zn + IOHNO3 (разб., гор.) = 4Zn(N0 3)2 + N 20f + 5H20 ,
4Zn + i0HNCb(o4. разб., гор.) = 4Zn(NCb)2 + NH 4NO 3 + ЗН2О.
Zn + H 3PO4 (конц., гор.) = ZnHP0 4 'l- + H 2T.
Zn + 2NaOH (конц.) + 2НгО = Na 2(Zn(OH)4] + H 2t ,
Zn + 4(NH 3 H 2O) [конц.] = fZn(NH3)4] (OH)2 + H2t + 2H20 ,
2Zn + 8(NH 3 H 20 ) [конц.] + 0 2 = [Zn(NH3)4](OH)2 + 6H 2O.
Zn + 4NH 4CI (конц., гор.) = [Zn(NH3)4]Cl2 + 2HCI t + H 2t,
Zn + 2HC1 (конц.) + 2NH4C1(t) = (NH4)2 [ZnCI4] + H2t .
(коми.),
2Zn + 2НгО + O 2 — — ►2Zn(OH)24
(коми.).
Zn 2C 0 3(0 H)2 i
2Zn + H 2O + O 2 + CO2
(выше 225° С, сгорание на воздухе),
2Zn + Ог = 2ZnO
(выше 60° С, Е = F; 60° С, в воде; Е = Cl, Вг, I).
10. Zn + E2 = ZnE 2
1 1 . Zn + E = ZnE
(выше 130° С, Е = S; 800—900° С, вак.; Е = Se, Те).
(400—650° С; Е = Р, As).
12. 3Zn + 2E = Zn 3E2
13. 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
(600 —700° С).
14. Zn + C 0 2 = ZnO + CO
(800— 950° Q .
15. 3Zn + 2ЫНз(Г) = Zn3N2 + 3H2
(500—600° C).
16. Zn (порошок) + CdS04 = ZnS04 + Cd4.
17. 4Zn + 7NaOH (конц.) + 6H 2O + NaN 03 = 4Na 2[Zn(OH)4] + ЬШзТ
(кип.).
18. Zn + 4NaCN + 2НгО = Na 2[Zn(CN)4] + 2NaOH + H2t
(кип),
Zn + 2Na[M(CN)2] = Na 2 [Zn(CN)4] + 2M i
(M = Ag, Au).
19. Zn + 2MCI3 = ZnCI2 + 2MCh
(500° С; M = Sm, Eu, Yb).
20. Zn + ZnCl2(*) « = * Zn^++ 2СГ
(350° C).
9.
582. ZnO — ОКСИД ЦИНКЛ(Н)
Цинкит. Белый (иногда с желтоватым оттенком). Термически устойчивый, при
сильном прокаливании возгоняется и разлагается, плавится только под избы­
точным давлением О 2. Не реагирует с водой, не восстанавливается водородом.
Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, кислотны­
ми и оснбвными оксидами. Восстанавливается коксом. Получение см. 581,’9’м,
5831, 5841, 5865.
М, = 81,39;
d = 5,606;
tm = 1975° С (р).
1. ZnO(T) + 5НгО < = ? [Zn(H20)4]2+ + 20Н ; рПР25 = 16,66.
ZnO + 2НС1 (разб.) = ZnCh + Н 2О,
2.
302
3. ZnO + NaOH (40%-й) + НгО = Na[Zn(OH)3]
ZnO + 2NaOH (60%-й) + НгО = Ыаг{гп(ОН)4]
4. ZnO + 2NaOH = ИаггпОг + НгО
5. ZnO + 4(NH3 НгО) [конц.] = [Zn(NH3)4](OH)2 + ЗНгО.
6. ZnO (суспензия) + S 0 2 = ZnS034.
7. ZnO + БЮг = ZnSi0 3
2ZnO + Si0 2 = Zn 2Si04
8. ZnO + БегОг = (Fe2Zn)04
9. ZnO + H2S = ZnS + НгО
10. ZnO + С (кокс) = Zn + CO
11 . ZnO + 4NaCN (конц.) + НгО = Na 2IZn(CN)4] + 2NaOH
12. 2ZnO(T) 4 * 2ZnO(r> < * 2Zii(r) + Ог
583.
(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).
Zn(OHh — ГИДРОКСИД ЦИНКА(11)
Белый, аморфный или кристаллический. Практически не растворяется в воде.
Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Поглоща­
ет СОг из воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см.
581*, 5845' 4, 5854,5, 5 8 7 ^5.
М, = 99,40;
d= 3,03.
1. Zn(OH)2 = ZnO+ НгО
Zn(OH)2 • «НгО = Zn(OH)2 + «НгО
(100— 250° С),
(40— 50° С, вак ).
2. Zn(OH)2(T) + 4HjO « = > (Zn(H20)4]J+ + 20Н’; рПР25 = 15,52,
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Zn(OH)2(T) + 4Н 2О
[Zn(OH)„]2“ + 2HjO+; рПР25 =14,51.
Zn(OH)2 + 2HC1 (разб.) = ZnClj + 2НгО.
Zn(OH)2 + 2NaOH (конц.) = N aJZ n^H ^].
Zn(OH)2 + 4(NH 3 НгО) [конц.] = [Zn(NH3)4] (OH)2 + 4НгО.
Zn(OH)2 + 6NHj(«) = (Zn(NH3)*KOH)2
Zn(OH)2<T) + 2NH«C1 (конц.)
[гп(НгО)г(ЫН3)г]С1г.
2Zn(OH)2 (суспензия) + C 0 2 = Zn^O ^O H ^J- + НгО.
(-40° C).
584. ZUS04 — 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, 586i4 .
М,= 161,45;
d —3,74;
fc,= 54,l(20), 67,г0*0.
1. 2ZnSO« = Zn2(S04)0 + SOs
2ZnS0 4 = 2ZnO + 2S0 2 + Ог
2. Z11SO4 ■7НгО = ZnS04 + 7НгО
(500—600° С),
(740— 1000° C).
(250— 280° C).
303
3. ZnS0 4 (разб.) + 4H20 = [Zn(HjO>4]J+ + S O j',
[Zn(H20 )4]2+ + H20 «=► [гп(НгО)з(ОН)]+ + НзО+; pX, = 7,69.
4. ZnS0 4 + H 2S0 4 (конц., хол.) = Zn(HS04)2.
5. ZnS0 4 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + Na 2S04>
ZnS0 4 + 4NaOH (конц.) = Na^ZnfOH),] + Na 2S04.
6. ZnS0 4 + 2(NH 3 • H 20 ) [разб.] = Zn(OH)2 i + (NH 4)2S04,
ZnS0 4 + 4(NH 3 H20 ) [конц.] = [ZnflMHsM S0 4 + 4НгО.
7. 2ZnS0 4 + H20 + гЫагСОз = гпгСОз (OH)2i + 2Na2S0 4 + C 0 2t,
ZnSO^) + 2КНСОз = ZnCOs i + K 2S0 4 + НгО + C 0 2
(до 10° С, в атмосфере C 0 2).
8. ZnS0 4 + H2E + 2Na(CH3COO) = Z nE i + 2CH3COOH + Na 2S0 4
(50-60° С; E = S, Se),
ZnS0 4 + H2E = ZnE (коллоид) + H 2S04.
9. ZnS0 4 + Na2S = Na 2S0 4 + ZnSl,
ZnS0 4 + BaS = BaS0 4 i + ZnS-i.
10. 3ZnS0 4 + 2H3P 0 4 (конц.) = Zn 3(P0 4)24- + 3H2S0 4
(кип.).
11. ZnS0 4 + 2KCN (разб.) = Zn(CN)2i + K 2S04,
ZnS0 4 + 4KCN (конц.) = KJZnfCN),] + K 2S04.
12. 2ZnS0 4 + 2НгО
585.
элдггролиз> 2Zni (катод) + 0 2t (анод) + 2H2S04.
ZnCI2— 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.
5 8 Г 10, 58 22, 586'.
Mr = 136,30;
d = 2,907;
/ „ = 293° С;
к, = 367<и>>, 549(М).
/«„„ = 733° С;
1. ZnCl2 • 1,5Н20 —
> ZnCl2 + 1,5Н20
2. ZnCl2(pa36.) + 4НгО = [Zn(H20 )4]2+ + 2СГ
3. гпС12(конц.) + 2Н20 = [Zn(H20 ) 2Cl2],
4.
5.
6.
7.
8.
304
[Zn(H20 )2Cl2] + HjO <=♦ [ZnCl2(OH)r + н3о+.
ZnCl2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + 2NaCl,
ZnCl2 + 4NaOH (конц.) = Na 2[Zn(OH)4] + 2NaCl.
ZnCl2 + 2(NH3 НгО) [разб.] = Zn(OH)2i + 2NH4C1,
ZnCl2 + 4(NH 3 НгО) [конц.] = [Zn(NH3)4] Cl2.
ZnCl2 + 6NH 3<«) = [Zn(NH3)t]Cl2
3ZnCl2 + 4Na2HTO4 = г п 3(Ю 4)2Ф + 6NaCl + 21МаН2Ю 4.
ZnCl2<«) + 2MC1 = M 2 [ZnCl4]
ZnCl2 + MCI (конц.) + H20 = М[гп(НгО)С1з].]
(25—30° С, вак.).
(pH < 7, см. 5843).
(-40° C).
(M = Na, K),
9.
ZnClzo»
3^СКТр°ЛЮ» Z n i (катод) + CI2T (анод).
10. ZnCl2(«) + Zn <=?■ Z n |+ + 2СГ
(350° C).
586. ZnS — СУЛЬФИД ЦИНКА(Н)
Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический — кубичес­
кая a -модификация (сфалерит) и гексагональная ^-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 Ог воздуха. Получение см. 581", 5829, 584*
М, = 97,46;
d = 4,14 (а), 3,98(Р), 2,9—3,1 (аморфн );
U = 1650 + 1775° С (р),
t(a -> Р) > 980° С;
/субл > 1185° С;
рПРи = 24,92 (а), 23,10 (Р).
1. ZnS + 2НС1 (конц.) = ZnCl2 + H 2St.
2. ZnS + 4H 2SO« (конц ., гор.) = ZnS0 4 + 4S02t + 4H20
3. ZnS + 8HNO 3 (конц.) = ZnS0 4 + 8N 02t + 4H20
4. ZnS (влажн.) + 20 2 — -—> ZnS04.
5. 2ZnS + 3 0 2 = 2ZnO + 2S0 2
6. ZnS + 2ZnO = 3Zn + S 0 2
(примесь S)
(кип.)
(800—1000° C)
(850—880° С, в токе N2).
587. Na2|Zn(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОЦИНКАТ(Н) 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, С 0 2. Получение см. 5823, 5834, 5854.
М,= 179,40.
1.
2.
3.
4.
Na 2[Zn(OH)<] = ZnO + 2NaOH + Н20
(выше 100° С)
Na 2[Zn(OH)4] 2Н20 = Na 2[Zn(OH)4] + 2НгО
(до 87° С, вак.)
Na 2[Zn(OH)4](P) = 2NaOH + Zn(OH)24(разбавление водой)
Na 2[Zn(OH)4] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Zn(OH)2i + 2Н20 ,
Na 2[Zn(OH)4] + 4НС1 (конц.) = 2NaCI + ZnCl2 + 4H20.
5. Na 2[Zn(OH)4] + C 0 2 = Na2COj + Zn(OH)2i + H 20.
КАДМ ИЙ
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, 5919' ", 592*.
Мг = 112,411; </ = 8,642;
= 321,108° С; /„„ = 766,5° С.
1. Cd + HiO (пар) = CdO + Н2
(выше 350° С).
2. Cd + 2НС1 (разб.) — ^
CdClj + H2t.
3. Cd + 4H N 03 (конц.) = Cd(N03)2 + 2N 02t + гНзО.
4. 2Cd + 0 2 = 2CdO
(325—350° С, сжигание иа воздухе),
Cd (порошок) + 2H20 + 0 2 — -—►2Cd(OH)2
(в разб. NaOH).
5. Cd + E2 = CdE2
(E = F, 200° С; E = Cl и Br, 450—500° C).
6. Cd + I2 (суспензия) = Cdl2
(кип.).
7. Cd + E = CdE
(выше 350° С; E = S, Se, Те).
8. 3Cd + 2P (красн.) = Cd3P2
(600—680° С; примеси CdP2, CdP4),
3Cd + 2As = Cd 3As2
(650— 700° С, в атмосфере H2; примесь CdAs2).
9. Cd + H2E = CdE + H2
(800° С; E = S, Se),
3Cd + S 02 = CdS + 2CdO
(600—700° C).
10. 2Cd + 4NH 4NO 3 (конц., гор.) = Cd(N03)2 + [Cd(H20 )2 (NH3)4](N02)2.
11. Cd + CuSC>4<p)= CdS04 + C 4'l’.
12. Cd + 2FeCl3<p) = CdCl2 + 2FeCl2.
13. 2Cd + 8(NH3 • H20 ) [конц ] + 0 2 = 2[Cd(H20 ) 2(NH3)4] (OH)2 + 2H20 .
14. 2Cd + 8NaCN (конц.) + 2НгО + 0 2 = 2Na2 [Cd(CN)4] + 4NaOH.
589.
CdO — ОКСИД КАДМИЯ(И)
Монтепонит. Коричневый (от темно-желтого до почти черного), при сильном
нагревании аозгоняется и разлагается. Не реагирует с водой, не переводится в
раствор щелочами и гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства;
реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Поглощает С 0 2 из возду­
ха. Получение см. 5884, 5901, 591\ 5934.
М, = 128,41;
</=8,15.
1.
2CdO = 2Cd + 0 2
(900— 1500° С).
CdO + 2НС1 (разб.) = CdCl2 + Н 20 .
3. CdO + 2КОН = K 2C d0 2 (желт.) + НзО
(450—500° С).
CdO + НгО = Cd(OH)24
(в гор. конц. NaOH).
4. CdO (порошок) + С 0 2 = C dC0 3
(120— 140° С).
5. 2CdO (суспензия) + Si0 2 = Cd2Si0 4
(400° С, р).
6 . 2CdO + 3S = 2CdS + S 0 2
(490— 510° С).
7. 2CdO + 2С12 = 2CdCh + 0 2
(500—600° С, в токе С12).
8. CdO + 4NaCN (конц.) + Н20 = Na 2[Cd(CN)4] + 2NaOH.
9. CdO + Н 2 = Cd + НзО
(300° С),
2CdO + С (кокс) = 2Cd + С 0 2
(500—700° С).
10. 2CdO(T) 4 = ? 2CdO(r, 4= ? 2Cd(r) + 0 2
(900— 1500° С).
2.
306
590.
Cd(OH)2 — ГИДРОКСИД КЛДМИЯ(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 комплексообразования. Получение см. 5884, 5893, 5914 5, 5926' 7.
М, = 146,43;
d = 4,79;
рПР 25 = 14,37.
1. Cd(OH>2 = CdO + Н 2О
(170 —300° С)
2. Cd(OH)j + 2НС1 (разб.) = CdCh + 2HiO.
3. Cd(OH>2 + 4NaOH (конц.) i * Na^Cd^H)*]
(практически не идет),
Cd(OH )2 + 2NaOH (насыщ.) — ►Na 2[Cd(OH)4] l
(кип.)
Cd(OH)2 + 2KOH = K 2Cd0 2 (желт.) + 2H 2O
(выше 450° С)
Cd(OH)2 + 4(NH 3 H 2O) [конц.] = [Cd(H20)2 (NH 3)4](OH)2 + 2H 20 .
Cd(OH )2 + 6NHj(«) = [Cd(NH3)6](OH)2
(-40° C)
Cd(OH)2 + 2HCN(p, = Cd(CN)2i + 2H20 ,
Cd(OH )2 + 4KCN (конц.) = K 2[Cd(CN)4] + 2KOH.
591. C dS04 — СУЛЬФАТ КАДМИЯ(И)
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется
в воде (гидролиз по катиону). Разлагается щелочами, реагйрует с гидратом
аммиака, жидким аммиаком. Вступает в реакции комплексообразования. По­
лучение см. 588", 5932 4.
М г = 208,47; d= 4,691; iM = 1135° С (разл ); к, = 76,4(20), 67,2(М).
1. 6CdS0 4 = 2Cd 3(S0 4)20 + 2S0 2 + Ог
2CdS0 4 + 2CdO = 2S0 2 + O 2
2. CdS0 4 • 2.67H20 = CdS0 4 + 2,67НгО
3. CdS0 4 (разб.) + 6H 2O = [Cd(H20)<,]2+ + SOj~,
(1135° С),
(1300° C)
(до 200° C)
[Cd(H20)6]2+ + H 20 4= ^ [Cd(H20 ) 5(0H)]+ + HjO+; pKt = 7,62.
4. CdS0 4 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2l + Na 2S04.
5. CdS0 4 + 2(NH3 H 20 ) [разб ] = Cd(OH)21 + (NH 4)2S 04,
CdS0 4 + 4(NH 3 H 2O) [конц] = [Cd(H20 )2 (NH 3)4]S0 4 + 2 H2O.
6. CdS0 4 + 6NHs(«) = [Cd(NH3)t]S0 4
(-40° C)
7. 2CdS0 4 (разб.) + 2Na 2C 0 3 (разб.) + H20 = Cd 2C 0 3(0H )2 i + 2Na 2S 0 4 +
+ COzt,
CdS0 4 (конц.) + Na 2C0 3 (конц., гор.) = CdC03l + Na2S0 4
(в атмосфере СОг)
8. CdS0 4 + Na2E = CdE i + Na 2S 0 4
(E = S, Se, Те)
CdS0 4 + H2S (насыщ.) = C dSl + H 2S04.
9. CdS0 4 + Zn (порошок) = ZnS0 4 + C dl.
10. CdS0 4 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)2l + K 2S04,
307
CdS0 4 + 4KCN (конц.) = K 2[Cd(CN)4] + K 2S04.
11. 2CdS0 4 + 2H20 -эл-^ ^ 3» 2Cd4- (катод) + 0 2t (анод) + 2H2S04.
592. CdCl2 — ХЛОРИД КЛДМИЯ(П)
Белый, аморфный или кристаллический, летучий, плавится и кипит без разло­
жения. Хорошо растворяется а воде (гидролиз по катиону). Реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 5882-5, 5892' .
М, = 183,32;
d = 4,047;
tm = 568,5° С;
/«„„ = 964° С;
к, = 113,4(20>, 104,4(80).
1. CdCh 2,5Н20 = CdCl2 + 2,5Н20
2. CdCl2 (разб.) + 6Н20 = [Cd(H20)6]J++ 2СГ
3. 2CdCl2 (конц.) + 6Н20 = [Cd(H20)6]2+ + [CdCl4]2’,
(120— 170° С).
(pH < 7, см. 591s).
8.
2[Cd(H20)*]2+ < = > [Cd2(H 2O)10(OH)]3+ + HjO+.
CdCl^T) + 2HC1 (конц.) = HJCdCl4](P),
CdCh + 4MC1 (конц.) = M4[CdCU]4(M = K+, Rb+, Cs+,NHJ).
CdCl2(T> + H 2S 0 4 (конц.) = CdS0 4 + 2HClt
(кип.)
CdCh + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)24- + 2NaCl.
CdCl2 + 2(NH 3 H 20 ) [разб ] = Cd(OH)24- + 2NH4C1,
CdCh + 4(NH 3 H 20 ) [конц ] = [Cd(H20 )2 (NH 3)4]C12 + 2H 20 .
CdCh + 2NH3(r) = [Cd(NH3)2Cl2]
(коми.).
9.
CdCh
4.
5.
6.
7.
тр°ли] > Cd4- (катод) + Cl2 1 (анод)
10. 2CdCl2W4= ?
[в расплаве КС1].
CdCl+ + [CdCh]'
(600° C).
11. C dC l^) + Cd + 2 A \C \^= * Cd2++ 2[А1С14]‘
593. CdS
(600° C).
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,
591®.
А/г = 144,48;
</=4,82;
Гщ, * 1480° С(р)',
рП Р25 = 27,19.
1. CdS + 2НС1 (конц.) = CdCh + H 2St.
2. CdS + H 2S0 4 (разб., гор.) = CdS0 4 + H 2St.
3. CdS + 10HNO3 (конц., гор.) = Cd(N0 3)2 + 8N 02t + H 2S 0 4 + 4H 20,
3CdS + 8H N 0 3 (разб., гор.) = 3Cd(N0 3)2 + 3Si + 2NOt + 4H 20.
308
4. 2CdS + 302 = 2CdO + 2S02
CdS + 2S02 = CdS04 + S
(800° C),
(400—500° C).
РТУТЬ
594. H g— 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,
Са, Ва, Си, Ag, Аи, Zn, Cd, Pb и др.) образует амальгамы (жидкие или твердые) —
интерметаллические соединения или сплавы. В природе встречается в самород­
ном виде. Получение см. 5951, 59610, 5971, 5981' , 59915, 6026 7.
Л/г = 200,59; d = 13,5461(20); Г™= -38,862° С;
= +356,66° С.
1. 2Hg + 2H2 S 0 4 ( конц ., гор.) = Hg2 S 04l + S 0 2 t + 2Н20
(примесь HgS04),
Hg + 2H2 S0 4 ( конц .) = HgS0 4 + S 0 2t + H20 (кип. в присутствии HNO 3 )
2. 6 Hg + 8 HNO 3 (разб., хол.) = 3Hg2 (N 0 3 ) 2 + 2NO t + 4HZO,
Hg + 4 HNO 3 (конц., гор.) = Hg(N0 3 ) 2 = 2N 02t + 2H20.
3. 3Hg + 2HN03 (конц.) + 6HCI (конц.) = 3HgCI2 + 2NOt + 4H20
(50—70° C).
4. 2Hg + 4HCI (разб.) + 0 2 = 2HgCI2 + 2H20.
5. Hg + 4HI (конц.) = H2[HgI4] + H2t.
6. 2Hg + 0 2 = 2HgO
(256-350° C)
7. Hg + CI2=HgCI2
(70— 120° C)
H g+H gC I2 = Hg2Cl2
(250—300° C)
8. Hg + Br2 (насыщ.) = HgBr2i
(коми.).
Hg + HgBr2 = Hg2 Br2
(250—300° C)
9. 3Hg + 2I2 = Hgl2 + Hg2I21
(в этаноле)
10. Hg + S = HgS
(выше 130° С).
Hg + E = HgE
(550—600° С; E = Se, Те)
11. 2Hg + 4N20 4(*) = 2Hg(N03)2 + 4NO.
595. HgO — ОКСИД РТУТИ(Н)
Монтроидит. Ярко-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие крис­
таллы). Темнеет на свету и при слабом нагревании. Термически неустойчивый
Не реагирует с водой. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами
Разлагается гидратом аммиака. Получение см. 5946, 5971 3' 5, 5994, 602s, 6035.
М, = 216,59;
d= 11,14.
I. 2HgO = 2Hg + 0 2
(450—500° С)
309
2.
HgO(r) + H20 <=► Hg& + 20H '; рПР 25 = 25,48.
3.
4.
HgO(T) + Hg(M) + ЗН2О 4TT* [Hg2(H 20 )2]2+ + 20H~
HgO + 2HC1 (разб.) = HgCI2 + H 20 ,
HgO + 2HNOj (разб.) = Hg(N0 3)2 + H 20 .
2HgO + NH 3 • H20 (конц.) = (HgiN)OH • 2H20 4- (желт.)
5.
(Hg2N)OH 2Н20 = (Hg2N)OH Н20 (кор.) + Н20
6. HgO (суспензия) + 2СЬ = HgCl24- + С120
7. HgO + НгО + 2NaE = HgE2 + 2NaOH
596.
(почти не идет).
[коми., в темноте],
(110° С).
(0° С, в жидк. СС14).
(Е = Cl, Вг).
H g^N O sh— ДИНИТРАТ ДИРТУТИ
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой с образова­
нием осадка оснбвной 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 0 2 воздуха. Получение см. 5942, 597м.
Мг = 525,19;
d= 7,79.
1.
2.
3.
4.
Hg2(NOj)2 = 2HgO + 2N 0 2
Hg2(NOj)2 • 2H20 = Hg2(NOj)2 + 2H20
Hg2(N 03)2(конц.) + H20 = Hg2N 0 3(0H)4- + HNO 3
Hg2(NOj)2 (разб.) + 2НгО = {Hg2(H 20)2]2+ + 2 N 0 3
(70—150° C).
(30-40° С, вак ).
(разбавление),
(в разб. HNO 3),
[Hg2(H20 ) 2]2+
Hgfo + Hgw 4- + 2H20 ; pKc = 2,22.
5. Hg2(N 0 3)2 + 2HCI (разб.) = Hg2Cl24 + 2HN03.
6 . Hg2(N 03)2 + 4HN0 3 (конц., гор.) = 2Hg(N0 3)2 + 2N 02t + 2H 20.
7. Hg2(N 03)2 + 2NaOH (разб., гор.) = HgOi + Hg<,)4 + 2NaN0 3 + H 20 .
8. 2Hg2(N 0 3)2 + 4(NH 3 H 20 ) = (Hg2N )N 0 3 H2O i + 2Н&Ж)4- + 3NH4N 0 3 +
+ 3H20
(кип.).
9. 2Hg2(N 03)2 + 4H N 0 3 (разб.) + 0 2 = 4Hg(N0 3)2 + 2H20.
10. Hg2(N 0 3)2 + Cu —2Hg(„)4 + C u(N03)2.
11 .
Hg2(N 0 3)2 + H2S (насыщ.) = HgS4- + Hg(M) 4- + 2HN03.
12. Hg2(N 0 3)2 + 2KE = Hg2E2i + 2KNO 3
(в разб. HNO 3; E = F, Cl, Вг, I).
13. 3Hg2(N 0 3)2 + 4Na 2P0 4 = (Hg2)3(P0 4)24- + 6NaN0 3 + 2NaH 2P 04.
14. Hg2(N 0 3)2 + 2КНСОз = Hg2C 0 34- + 2KN0 3 + H20 + C 0 2t
(на холоду).
597.
Hg(N03)2— НИТРАТ
РТУТИ(Н)
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. 5942,", 595ч, 5966' 9, 6004.
Мг = 324,60;
d = 4,30 (кр.);
= 79° С.
310
1. 2Hg(N0 3)2 = 2HgO + 4N 0 2 + 0 2
Hg(N0 3)2 = Hg + 2N 0 2 + 0 2
2. Hg(N0 3)2 0,5H2O = Hg(N0 3)2 + 0,5H2O
(до 360° C),
(выше 400° C)
(20—30° С, вак., над конц. H 2S 04)
Hg(N0 3)2 (конц.) + H20 = HgOi + 2HN0 3
(разбавление)
Hg(N0 3)2 (разб.) = Hg(p> + 2NOj
(в разб. H N 03)
Hg(N0 3)2 + 2NaOH (разб.) = HgOi + 2NaN0 3 + H 20.
2Hg(N0 3)2 + 4(NH 3 H 20 ) = (Hg2N )N 0 3 H20 i (т.-желт.) + 3NH4N 0 3 +
+ 3H20
(кип.)
7. Hg(N0 3)2 + H2S (насыщ.) = HgSi + 2HN03.
8. 3Hg(N0 3)2 + 2Na2HE0 4 = Hg3(E 0 4)24- + 4NaN0 3 + 2HNO,
(E = P, As)
9. Hg(N0 3)2 + 2NaE0 3 (конц.) = Hg(E0 3)2 + 2NaN0 3
(E = Br, I)
10. Hg(N0 3)2 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + 2KN03,
Hg(N0 3)2 + 4KCN (конц.) = K 2[Hg(CN)4] + 2KN03.
11. Hg(N0 3)2 + 2KNCS (разб.) = Hg(—SCN)2i + 2KN03,
2Hg(—SCN)2 = 2HgS + CS2 + C 3N 4
(150° C)
12. Hg(N0 3)2 + 4KNCS (конц.) = K 2[Hg(—SCN)4] + 2KN03,
Hg(N03)2(T, + 4HNCS = H 2[Hg(—SCN)4] i (желт.) + 2HNOs.
3.
4.
5.
6.
13. Hg(N0 3)2 + 3C2HsOH = Hg(CNO)2i + 2CH3C(H)0 + 5H20 (в разб. H N 03)
Фульминат
ртути(П)
14. Hg(N0 3)2 + Hg(*)
598.
Hg2(N 0 3)2
(вразб. H N 03)
Hg2CI2— ДИХЛОРИД Д И РТУТИ
К&ломель. 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 азотной кислотами. Реагирует с гидратом аммиака. Получение см. 594
5965' |2, 599'I. 12.
” |”3
А/г = 472,09;
</=7,150;
tm = 543° С (р).
Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg
(400° C).
2.
Hg2Cl2(T) + 2H20 , = ?
3.
4.
Hg2Cl2
HgCl2 + Hg<«,4.
(в разб. HC1, NH 4C1)
Hg2Cl2 + 2H2S0 4 ( конц ., гор.) = HgCl2 + HgS04i + S 0 2t + 2H20,
Hg2Cl2 + 4HN0 3 (конц., гор.) = HgCl2 + Hg(N0 3)2 + 2N 02t + 2H20 .
Hg2Cl2 + 2(NH 3 H 20 ) = Hg(NH 2)Cl4. + Hg,K)4- + NH 4C1 + 2H20 .
5.
[Hg2(H 20 )2]z+ + 2СГ; рПР -5 = 17,82.
черный
6.
Hg2Cl2 + H[SnCl3] + HC1 (конц.) = 2Hgw 4. + H 2[SnCl6].
7.
Hg2Cl2(T) 4 —* Hg2Cl(2r) < —* 2HgCl(r>
(383,2° C).
311
599. HgCI2 — ХЛОРИД РТУТИ(Н)
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.
Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гид­
ратом аммиака. Слабый окислитель. Получение см. 5943,4,7,5954,6, 5981'3’4,6022.
Л/г = 271,50; d = 5,44; tm = 280° С;
= 301,8° С;
к, = 6,59<JO), 24,2<80).
1. 4HgCl2(T) + 2НгО (влага) — -—> 2Hg2Ch + 4НС1 + О2
2.
(на свету).
HgCh (разб.) + лН20 < = ? [Hg(H20),Cl]+ + СГ; рК„ = 6,40,
[Hg(H20),Cl]+ + Н20 < = > [Hg(H20 )ll-iCI(0H)] + HjO+.
2HgCI2 + 3HCI (конц.) = H[HgCb] + H 2[HgCI4].
HgCI2 + 2NaOH (разб.) = HgO i + 2NaCl + H 20.
HgCh + 2(NH3 H 20 ) = Hg(NH 2)Cl! + NH4Cl + 2H20
(коми).
2HgCl2 + 4(NH 3 H 20 ) = (Hg2N)CI H2O i + 3NH4Cl + 3H20
(кип).
HgCh + гын^ж) = [Hg(NHj)2Ch]
(-40° C).
HgCI2 + F 2 = HgF2 + Cl2
(400—450° C).
HgCh (насыщ.) + 2KI (разб.) = H g h i + 2KCI,
HgCh (насыщ.) + 4K1 (конц.) = K 2[HgI4] + 2KCI.
10. HgCl2(разб.) + H2S (насыщ.) = HgSi + 2HC1.
11. HgCl2 + 2HCN(P) = Hg(CN)2 + 2HCI,
HgCh + 4KCN (конц.) = K 2[Hg(CN)4] + 2KC1.
12. 2HgCh + 2H20 + S 0 2 = Hg2Cl2i + 2HCI + H 2S04.
13. 2HgCh + H[SnCl3] (разб.) + HC1 (конц.) = Hg2Cl2 i + H 2[SnCI6],
HgCh + HfSnCh] (конц.) + HCl (конц.) = Hg(„)i + Нг[5пС1б].
14. HgCl2<*) + 2NaCl = Na 2[HgCl4],
15. 2HgCl2<«) «3Z+ HgCI+ + [H gChf
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
600. Hg2l 2— ДИИОДИД ДИРТУТИ
Желтый, летучий, низкоплавкнй; в жидком состоянии — черный. Очень чувст­
вителен к свету. Термически неустойчивый. Не 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. 594s, 59612.
М, = 654,99;
d = 7,70;
tm = 290° С;
/сувл = 140° С.
1. Hg2h = Hgl2 + Hg
2.
3.
312
Hg2l 2<T) + 2Н20 <=>■ [Hg2(H20 )2]2+ + 2Г; рПР 25 = 28,27.
Hg2h + 4H 2S0 4 (конц., гор.) = 2HgS04! + h i + 2БОгТ + 4НгО.
(на свету).
4. Hg2I2 + 6HN 0j (конц.) = 2Hg(NOs)2 + 2HI + 2N 02 1 + 2H20 .
5. Hg2I2 + 2KI (конц.) = KifHgb] + Hg(*)l.
601.
Hgh — и о д и д
рту ти (И)
Кокцинит. Красный (устойчивая a -модификация) и желтый (неустойчивая
^-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. 594”, 599*. 6001, 6033.
М, = 454,40; d = 6,283 (a); 6,271 (Р); /(a -> Р) = 131° С;
= 256° С; рПР 25 = 28,55.
1.
2.
3.
4.
Hgl2 + 2H2S04 (конц.) = HgS04i + h i + S 02f + 2H20
(примеси H 2S, S).
2HgI2 + 4(NH3 H 20 ) = (Hg2N )li (кор.) + 3NH4I + 4H20
(кип ).
2Hgh + 3HI (конц.) = HtHgh] + H 2tHgl4].
Hgh + 2KI (конц.) = K ^ g h ] ,
Hgl2 + 2KI (влажн.) = K 2[HgI4] i
(34—56° С, в ацетоне).
5. 2Н812(Ж)4= ^ Н81+ + (Н8ЬГ.
«02. HgS — СУЛЬФИД РТУТИ(Н)
Красный (a-модификация, киноварь) или черный (P-модификация, метациннабарит). При умеренном нагревании темнеет и возгоняется, плавится только под
избыточным давлением, термически устойчивый. При осаждении из раствора
образуется черная модификация. Не растворяется в воде. Не реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах,
при нагревании окисляется 0 2 воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 59410, 5977' ", 59910.
М, = 232,66;
d - 8,10(a); 7,65 (Р); t(а -> Р) = 344° С;
tcy&. = 580° С; tm = 820° С (р); рПР 25 = 44,85.
1.
HgS(T) + Hg(*> + 2Н20 ,
2 . HgS + 2HCI (конц.)
=? [Hg2(H 2o )2]2+ + s2; рПР 25 = 42,%.
HgCh + H2S t
HgS + 4HI (конц.) = H 2[HgI4J + H 2St.
3. 3HgS + 4H2S 0 4 (конц.) = 4S02t + 4H20 + HgS0 4 2HgS i.
(кип),
4.
HgS + lOHNOs (конц.) — ^
Hg(NOj)2 + H 2S0 4 + 8N 02t + 4H20 (кнп ),
3HgS + 8HNO 3 (конц.) + 6HCI (конц.) = 3HgCI2 + 3H2S0 4 + 8N O t + 4H20 .
5. 2HgS + 302 = 2S0 2 + 2HgO
(200—350° C).
6. HgS + Fe = Hg + FeS
(350— 450° C).
7. 4HgS + 4CaO = 4Hg + 3CaS + CaS0 4
(400—500° C).
8 . HgS + M2S (конц.) = M2[HgS2]
(M = Na, K).
313
603.
K2|H gM — ТЕТРАИОДОМЕРКУРАТ(Н) 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, реагирует с гидратом аммиака. Получе­
ние см. 599*, 6014.
М, = 786,40.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
KjfHgb] = 2KI + Hgl2
(400° С).
KjfHgb] • 2НгО = K.2[HgI4] + 2НгО
(100° С, вак.).
K.2[HgI4]<p) = Hgl2i + 2KI
(разбавление водой).
K 2[HgI4] + 4H 2S 0 4 (конц.) = HgS04i + 2121 + 2S0 2 + 4Н20 + K 2S04.
Kj[HgI4] + 2КОН (коиц., гор.) = H gO i + 4KI + Н 2О.
2K2[HgI4] + 4(NH 3 • H 2O) = (Hg2N)I • H jO i + 4KI + 3NH4I + ЗНгО.
ЭЛЕМ ЕНТЫ
Ш Б -Г Р У П П Ы
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;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
605.
d= 3,02;
/„= 1 5 4 1 ° С;
* 2850° С.
2Sc + 6 НгО (гор.) = 2Sc(OH)3i + 3H2t.
2Sc + 6HCI (разб.) = 2ScCI3 + 3H2t.
8Sc + 30HNO3 (04. разб.) = 8Sc(N0 3)3 + 3NH4N 0 3 + 9H20 .
2Sc + лН2 = 2ScH,
( 2 < п й З , 450° C).
4Sc + 3 0 2 = 2Sc20 3
(200—250° С, сгорание на воздухе),
4Sc + 6H20 + 3 0 2 = 4Sc(OH)3.
2Sc + 3CI2 = 2ScCI3
(400° C),
2Sc + 3S = Sc2S3
(600— 800° C),
2Sc + N 2 = 2ScN
(500— 900° C).
Sc + 6N 0 2 = Sc(NQ3)3 + 3NO
(до 120е C).
SC2O 3— 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 С 0 2 и влагу из воздуха. Получение см. 604s, 6061,
607’, 608'.
М г - 137,91;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d - 3,864;
tm « 2450° С.
(250—300° C, p ).
(кип.)
(1150— 1200° C).
(коми.).
(1000— 1150° C).
(800—900° C).
Sc20 3 + H 20(*) = 2ScO(OH)
Sc20 3 + 6HCI (конц.) = 2ScCI3 + 3H20
SciO] + N a20 —2N aSc0 2
Sc20 3 + 2C0 2 + H20 = 2ScC03(0H)
БсгСЬ + 3H2S = Sc2S3 + 3H20
SciO) + ЗС (кокс) + 3C12 = 2ScCI3 + 3CO
606. Sc(OH)3 — ГИДРОКСИД СКАНДИЯ(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде.
Проявляет амфотерные свойства: реагирует с разбавленными кислотами,
концентрированными щелочами. Поглощает С 0 2 из воздуха. Получение см.
6041' 5, 6 0 7 °, 6085' 6, 6 0 9 °.
Mr = 95,98;
d = 2,65;
рП Р 25 = 27,06.
1. Sc(OH)3 = ScO(OH) + Н20
2Sc(OH)3 = Sc20 3 + ЗНгО
2. Sc(OH)3 + 3HCI (разб.) = ScCI3 + 3H 20 .
3. Sc(OH)3 + 3NaOH (конц., гор.) = Na 3[Sc(OH)6],
Sc(OH)3 + NaOH = Na(Sc(OH)«]
Sc(OH)3 + NaOH = NaSc0 2 + 2НгО
4. Sc(OH)3 + C 0 2 = ScCO3(0H) + H20
(250—280° C),
(выше 460° C).
(120— 180° C),
(300—500° C).
(коми.).
607. Sc(N 03)3 — 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.
М, = 230,97;
к, = 77,4<И).
1. 4Sc(N0 3)3 = 2Sc20 3 + 12N02 + 302
(выше 300° C).
2. Sc(N0 3)3 4H20 = Sc(N 03)2OH 3H20 + H N 0 3
(105— 145° C),
4{Sc(N0 3)3 • 4H 20} = 2Sc20 3 + 12N0 2 + 3 0 2 + 16H20
(выше 220° C).
3. Sc(N0 3)3 (разб.) + 6НгО = [Sc(H20)6]3+ + 3 N 0 3
(pH < 7, см. 6083).
4. Sc(N0 3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)34- + 3NaN03,
Sc(N0 3)3 + 3NaOH = ScO(OH)4> + HjO + 3NaN0 3
(кип).
5. Sc(N0 3)3 + 3(NH 3 • H 20 ) [разб., хол.] = Sc(OH)34 + 3NH«N03.
6. Sc(N0 3)3 + 2КгС0 3 (разб.) + H20 = ScC0 3(0H) 4- + 3KN0 3 + K H C 03.
315
60S. SC2(S04)3 — СУЛЬФАТ СКЛНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом
аммиака. Получение см. 6104.
М, = 378,10; d = 2,579; к, = 64,6°2), 32,2(25).
1. Sc2(S04)j = Sc2Oj + SOj + 2S0 2 + 0 2
2. Sc2(S04)j 5H20 = Sc2(S04)j + 5H20
3. 2Sc2(S04) j (разб.) + 6H20 = [Sc(H20 )6]3+ + 3[Sc(S04)2]-,
(выше 600° С).
(250-^00° C).
[Sc(HjO)6]3+ + H20 +=► [Sc(H20)s(OH)]2+ + HjO+; pK* = 4,61.
4. 2Sc2(S04)j + 2H20 (nap) = 4ScS04(0H) + 2S0 2 + 0 2
(520—550° C).
5. Sc2(S0 4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Sc(OH)3-t + 3Na2S 04.
6. Sc2(S04)} + 6(NHj • H 20 ) [разб ] = 2Sc(OH)3-l + 3(NH4)2S04.
609.
ScClj — 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' 4, 6062, 6 102.
А/г = 151,32; d = 2,39; t„ = 967° С (р)\ <«„„ = 975° С; к, = 70,2(25).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
ScClj 6Н20 = Sc(Cl)0 + 2НС1 + 5Н20
ScCb + Н20 = ScCl2(OH) + НС1
ScCb (разб.) + 6НгО = [Sc(H20 )6]5+ + ЗСГ
ScClj + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)34- + 3NaCl.
ScClj + 3(NHj • H 20 ) [разб.] = Sc(OH)j 4- + 3NH4C1.
ScClj + 3HF (конц.) = ScFjl + 3HC1.
ScClj + 3KC1 = Kj[ScCl6]
8.
2ScCl3<*) - —” ТроЛи^-» 2Sci (катод) + 3Cl2t (анод).
610.
(250° C).
(кип.).
(pH < 7, cm.6083).
(770—820° C).
S cjS j — 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, 6055.
М,= 186,11;
d = 2,80;
<„„=1700° С.
1. Sc2Sj + 6Н20 (гор.) = 2Sc(OH)3i + 3H2St.
2. Sc2Sj + 6НС1 (разб.) = 2ScClj + 3H2S t.
3. Sc2Sj + 30HNOj (конц.) = 2Sc(N O j) j + 24N02 + 3H2S0 4 + 12НгО
4. 3Sc2Sj + 15 0 2 = 2Sc2O j + Sc2(S04)j + 6S0 2
(350—425° C).
316
И ТТРИ Й
611. y — ИТТРИЙ
Серебристо-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 '
М, = 88,906; d = 4,45; U = 1 5 2 8 ° C ; /*„„ = 3320° С.
(кип.).
2Y + 6Н20 = 2Y(OH)3 4 + ЗН2Т
2Y + 6НС1 (разб.) = 2YCI, + 3H2t.
8Y + 30HNO} (оч. разб.) = 8Y(N0 3)3 + 3NH4NO} + 9H20 .
(2 < n £ 3, выше 315° C).
2Y + лН 2 = 2YH,
4Y + 3 0 2 = 2Y20 j
(425—760° С, сгорание на воздухе),
4Y + 6Н20 + 302 = 4Y(OH)3.
(100—200° С),
6. 2Y + 3Cl2 = 2YCb
2Y + 3S = Y2S}
(600 —700° С),
7. 2Y + N 2 = 2YN
(выше 750° С),
2Y + 2NHj = 2YN + 3H2
(450—600° С),
8. Y + 6N 0 2 = Y(NOj) j + 3NO
(до 140° С).
1.
2.
3.
4.
5.
612. Y20 3 — ОКСИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном аиде химически
пассивен; не реагирует с водой, щелочами. Проявляет оснбвиые свойства:
реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает С 0 2 и влагу из воздуха.
Получение см. 61 Is, 6131, 6141, 6151.
Л/г = 225,81;
d = 4,85;
и = 2430° С;
1.
Y2O j + ЗН20(ж) = 2Y(OH)3
Y20 3 + Н 20(Ж) = 2YO(OH)
2. Y20 3 + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + 3H20 .
3. Y 2O j + Н20 + 2С0 2 = 2YC0 3(OH)
4. Y20 3 + 6HF = 2YF} + 3H20
Y203+ 3H2S = y 2s 3 + зн2о
5. Y20 3 + ЗС (кокс) + 3C12 = 2YC1} + 3CO
* 4300° С.
(ниже 350° C, p),
(выше 350° C, p).
(коми).
(400— 500° C),
(1050— 1200° C).
(750— 850° C).
613. Y(OH)3 — ГИДРОКСИД ИТТРИЖШ)
Белый с желтоватым оттенком, аморфный, при нагревании разлагается. Не
растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет
оснбвные свойстаа, реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает С 0 2 из
воздуха. Получение см. 6111' 5, 6121, 6144' 5, 6155 6
317
М, = 139,93;
1.
2.
3.
рПР25 = 24,50.
(выше 200° С),
2Y(OH)3 = Y20 3 + 3H20
(выше 700е С, р, конц. NaOH).
Y(OH)3<T) = YO(OH)(T) + Н 20 (ж)
Y(OH)3 + 3HC1 (разб.) = YCl3 + 3H 20 ,
2Y(OH)3 + 3H 2S0 4 (разб.) = Y2(S0 4)3 + 6H 20 .
(коми.).
2Y(OH)3 (суспензия) + 3C0 2 = Y2(C 0 3)3 i + 3H20
614. Y (N 03)3 — НИТРАТ ИТТРИЯ(1Н)
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. 6113' 8.
ЛЛ = 274,92;
d = 2,682 (кр.);
к, = 96,7<225).
(выше 420е C).
1. 4Y(N0 3)3 = 2Y20 3 + 12N 0 2 + 3 0 2
(до 280° C).
2. 2{Y(N0 3)3 5Н 20 ) = 2Y(N03)0 + 4N 0 2 + 0 2 + 10H2O
(pH < 7, см. 6153).
3. Y (N 0 3)3 (разб.) + 8H20 = [Y(H20)g]3+ + 3NOj
4. Y(N0 3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)3i + 3NaN03,
Y (N 0 3)3 + 3NaOH = YO(OH)i + H20 + 3NaN0 3
(кип.).
5. Y(N0 3)3 + 3(NH 3 H 20 ) [разб] = Y(OH)3i + 3NH4N 0 3.
6. Y(N0 3)3 + Na 3P 0 4 = YP044 + 3NaN03.
7. Y (N 0 3)3 + 2K 2C 0 3 (разб.) + H20 = Y C 0 3(0 H )i + 3KN0 3 + K H C 03.
615.
Y ^ S O ^ — СУЛЬФАТ ИТТРИЯ(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холод­
ной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо растворяется в горячей воде,
серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом аммиака.
Получение см. 6132.
М, = 466,00;
d = 2,52;
к, = 7,47<'6), 1,99<95).
1.
2.
3.
2Y 2(S0 4)3 = 2Y20 3 + 6S0 2 + 3 0 2
Y2(S0 4)3 8Н20 = Y2(S0 4)3 + 8Н20
Y2(S0 4)3 (разб.) + 16Н20 = 2[Y(H20)*]3+ + 3 SO^,
4.
5.
6.
[Y(H20)*]3+ + H 20 4= z » [Y(H20 ) 7(0H)]2+ + H 30 +; pKK= 9,08
2Y2(S0 4)3 + 2H20 (nap) = 4YS0 4(0H) + 2S0 2 + 0 2
(550—600° C).
YKS04)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Y(OH)3i + 3Na2S04.
Y2(S0 4)3 + 6(NH 3 H 20 ) [разб ] = 2Y(OH)3i + 3(NH4)2S04.
616.
(900— 1100° C).
(120—400° C).
YC13 — ХЛОРИД ИТТРИЯ(Ш)
Белый, расплывается иа воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворя­
ется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо — в концентриро­
ванной хлороводородной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами.
Вступает в реакции обмена. Получение см. 6112’6, 6 122 5, 6 132.
318
М, = 195.27;
d = 2,8;
tm = 721° C;
f«„„ = 1482° С;
ks = 75,I(W>, 78,1(IW).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8. 2YCl3<*,
617.
(150— 270° С).
(pH <7, см. 6153).
(кип).
YCb 6H20 = Y(CI)0 + 5H20 + 2HCI
YCI3 (разб.) + 8H20 = [Y(H2 0)»]3+ + ЗСГ
YCI3 + 2HjO = YCl(OH)2 4. + 2HCI
YCI3 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)34 + 3NaCI.
YCI3 + 3(NH3 H20 ) (разб.) = Y(OH)34 + 3NH<C1
YCI3 + 3HF (коиц.) = YF 3 4- + 3HCI.
YCI3 + 3Li = Y + 3LiCl
(250-300° С).
3J!^Tpl JIH] > 2Y4 (катод) + 2Ch t (анод).
— 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.
М, = 274,01;
1.
2.
3.
4.
d = 3,87;
/ „ = 1925° С.
Y2S3 + 6Н20 (гор.) = 2Y(OH)34. + 3H2S t.
Y2S3 + 6HC1 (разб.) = 2YCI3 + 3H2St.
Y2S3 + 3 OHNO3 (коиц.) = 2Y(N03)3 + 24N02 + 3H2S 04 + 12H20.
2Y2S3 + 9 0 2 = 2Y2Os + 6S02
(выше 650° C).
ЛАН ТАНОИ ДЫ
618. U — ЛАНТАН
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный пирофор­
ный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидио-гидроксидиой 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. 623*'9
Mr = 138,906;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
</=6,162;
tm = 920° С;
<«„„ = 3450° С.
2La + 6Н20 (гор.) = 2La(OH)34 + ЗН2Т.
2La + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + ЗН2Т.
8La + 3 OHNO3 (оч. разб.) = 8La(N03)3 + 3NH4N 0 3 + 9Н20 .
2La + иН2 = 2LaH,
(2 < п <. 3, выше 250° С).
4La + 3 0 2 = 2La20 3
(450° С, сжигание на воздухе).
4La + 2Н20 + 3 0 2 = 4LaO(OH).
2La + 3CI2 = 2LaCI3
(выше 100° С),
319
(750° С, сжигание на воздухе),
(600— 800° С).
(550° С).
(600—650° С),
(до 150° С).
(1100—1200° С; М = Sm, Eu, Yb).
2La + N 2 = 2LaN
2La + 3S = La 2S3
8. 2La + 2NH 3 = 2LaN + 3H2
9. 2La + 3H2S = La2S3 + 3H2
10. La + 6 N 0 2 = La(N0 3)3 + 3NO
11. 2La + M 20 3 = La 20 3 + 2M
619.
Ьа2Оз — ОКСИД ЛЛНТЛНЛ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Реакционноспособный; реагиру­
ет с водой. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с разбавленными кислота­
ми. Поглощает С 0 2и влагу из воздуха. Получение см. 6185,6201, 621',622', 6244.
А/г = 325,81;
d= 6,51;
/М = 2280°С;
/„и„ » 4200° С.
1.
2.
La 20 3 + ЗН20 = 2La(OH)3i .
La 20 3 + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + 3H20 .
3. La 20 3 + Н20 + 2СОг = 2LaC0 3(0H)
4. La20 3 + 6HF = 2LaF3 + 3H20
5. La20 3 + 3H2S + ЗС (кокс) = La2S3 + ЗСО + ЗН 2
6. La 20 3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2LaCl3 + ЗСО
(коми.).
(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 оснбвные свойства:
реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает С 0 2 из воздуха. Получение
см. 618', 6214 5, 6225, 6234' 5.
A/r = 189,93;
рПР25 = 22,44.
1. 2La(OH)3 = La20 3 + 3H20
(300— 1100° С).
2. La(OH)3(T) = LaO(OHXr) + Н 20(Ж>
(выше 700° С, р, в конц. NaOH).
3. La(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = LaCl3 + 3H20.
4. 2La(OH)3 (суспензия) + ЗС 0 2 = La2(C 03)34 + ЗН20 .
621.
La(N 03)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, гидратом аммиака. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 6183' 10.
А/г = 324,92;
= 113,4<25).
1. 4La(N0 3)3 = 2La20 3 + 12N 0 2 + ЗОг
(780° С).
2. La(N0 3)3 • 6Н20 = La(N0 3)3 + 6Н20
(коми., вак., над H 2SC>4),
2{La(N0 3)3 • 6Н 20} = 2La(N03)0 + 4N 0 2 + 0 2 + 12НгО
(600—780° С).
320
3.
4.
5.
6.
7.
8.
La(N0 3)3 (разб.) + 8H20 = [La(H20)e]3+ + 3 N 0 ,,
[La(H20)g]3+ + H20 {ZZ* [La(H20 ) 7(0H)]2+ + H 30 +; pKK= 10,70.
La(N0 3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = La(OH)34- + 3NaN03,
La(N0 3)3 + 3NaOH = LaO(OH)4- + 3NaN0 3 + H20
(кип.)
La(N 0 3)3 + 3(NH 3 H 20 ) = La(OH)34 + 3NH4N 0 3.
2La(N0 3)3 (конц.) + 3H2S 0 4 (конц.) = La2(S0 4)34- + 6HN03.
La(N 0 3)3 + Na 3PO« = LaP044- + 3NaN03.
La(N 0 3)3 + 2Na2C 0 3 (разб.) + H20 = LaC0 3(0H)4- + 3NaN0 3 + N aH C03.
622. L*2(SO«)3— СУЛЬФАТ 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.
М, = 566,00;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 3,60;
ks = 2,14(2S), 0,96(75).
2La2(S0 4)3 = 2La20 3 + 6S0 2 + 3 0 2
La 2(S0 4)3 • 9H20 = La2(S0 4)3 + 9H20
2La2(S0 4)3 + 2H20 (nap) = 4LaS0 4(0H) + 2S0 2 + 0 2
La 2(S0 4)3(T) + 3H 2S0 4 (конц.) = 2La(HS0 4)3(p)
La 2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2La(OH)34 + 3Na2S 04.
(1150— 1200° C)
(600°C)
(500—650°C)
(20-^5° C)
623. LaCb — ХЛОРИД ЛАНТАНА(1Н)
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. 6182,7, 6I92,6, 6203.
Мг = 245,27;
d= 3,842;
Г™= 862° С;
к, = 97,2(25), 170,3(,2).
tmn = 1710° С;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
LaCl3 7Н20 = La(Cl)0 + 2HCI + 6Н20
LaCl3 (разб.) + 8Н20 = (La(H20 )e]3+ + ЗСГ
LaCl3 + 2Н20 = LaCl(OH)24- + 2НС1
LaCb + 3NaOH (разб., хол.) = La(OH)34 + 3NaCl.
LaCb + 3(NH3 H 20 ) [разб] = La(OH)34 + 3NH4C1.
2LaCl3 (конц.) + 3H 2S0 4 (конц.) = La2(S04)34 + 6HC1.
LaCb + 3HF (конц.) = LaFyt + 3HC1.
2LaCI3 + 3Ca = 2La + 3CaCl2
9.
гЬаС^ж)
(91-^00° С)
(pH < 7, см. 6213)
(кип.)
(750—850° C).
ЗЛОГГрОПИЗ> 2La (катод) + 3Cl2t (анод).
321
624. L « S 3 — СУЛЬФИД ЛАНТАНА(Ш)
Красновато-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в
холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде —
полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. 6187' 9, 6195.
А/г = 374,01;
1.
2.
3.
4.
d - 4,911;
fM = 2150°C;
рПР25= 26,28.
La 2S3 + 6Н20 (гор.) = 2La(OH)3i + 3H2ST.
La2S3 + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + 3H2S t
La 2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2La(N0 3)3 + 24N02 + 3H2SO„ + 12H20 .
2La2S3 + 9 0 2 = 2La20 3 + 6S0 2
(выше 700° C).
625. Cc — ЦЕРИЙ
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), тяжелый пластичный парамаг­
нитный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной 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, 6318' 9.
М, = 140,115;
d = 6,668;
tm = 804° С;
f«„„« 3450° С.
1.
2.
2Се + 6Н20 (гор.) = 2Се(ОН)34 + ЗН2Т.
2Се + 6НС1 (разб.) = 2СеС13 + ЗН2Т.
3. Се + 4H N 0 3 (разб.) = Ce(N0 3)3 + NOT + 2Н20.
4. 2Се + лН 2 = 2СеН„
(2 < п <. 3, 400—500° С).
5. Се + 0 2 = С е0 2
(160— 180° С, сжигание на воздухе).
6. 2Се + ЗС12 = 2СеС13
(200° С).
7. 2Се + 3S —Ce2S3
(400—600° С).
8. 2Се + N 2 = 2CeN
(450—500° С).
9. Се + 2С (графит) = СеС2
(1000° С).
626. Се20 3 — ОКСИД ЦЕРИЯ(Ш)
Желтый, тяжелый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с хо­
лодной водой, поглощает влагу и С 0 2 из воздуха. Реагирует с кипящей водой.
Проявляет оснбвные свойства; переводится в раствор кислотами. Окисляется
кислородом. Получение см. 6275' 6, 6281, 6296.
М, = 328,23;
d = 6,86;
1.
Се20 3 +
ЗН20 = 2Се(ОН)34
2. Се20 3 + 6НС1 (разб.) = 2СеС13 + ЗН20
3. Се20 3 + 2С0 2 + Н20 = 2СеС0 3(0Н)
4. 2Се20 3 + 0 2 = 4СеОг
322
rM = 2180° С.
(кип.).
(коми.).
(коми).
(400° С).
627. CeCh — ОКСИД ЦЕРИЯ(1У)
Церианит. Светло-желтый, тугоплавкий, нелетучий, термически устойчивый
Не реагирует с водой; осаждается в виде кристаллогидрата СеОг • яН20 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. 625s, 6264, 6291, 6301' 3' 5.
М,= 172,11;
d=7,132;
tm = 2700°С (р);
рПР 25 = 22,04.
1. 2СеОг + 8НС1 (конц.) = 2СеСЬ + С12 + 4Н20
2Се0 2 + 6НС1 (разб.) + Н 20 2 = 2СеСЬ + 0 2t + 4Н20
2. Се0 2 + 2H2S0 4 (коиц .) = Ce(S0 4)2 + 2НгО
4Се0 2 + 6H 2S0 4 (разб.) = 2Ce2(S04)3i + Ог + 6Н20
3. Се0 2 + 3HN0 3 (конц.) = Ce(N0 3)30H + Н20
4. Се0 2 + 2NaOH = Na 2CeO} + НгО
5. 2Се0 2 + Н 2 = Се20 3.+ Н20
Се0 2 + 2Н2 = Се + 2НгО
6. 2Се0 2 + С (графит) = Се20 3 + СО
2Се0 2 + Са = Се20 3 + СаО
628.
(кип.),
(коми.)
(кип.),
(кип.)
(кип.).
(850—900° С).
(1250—1400° С),
(1380° С, кат. Ni).
(900— 1250° С),
(900—950° С).
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 оснбвные свойства: реагирует с
кислотами. Восстановитель; окисляется кислородом. Поглощает С 0 2 из воз­
духа. Получение см. 6251, 6261, 6295, 63 И.
М, = 191,14; рПР 25 = 21,19.
1. 2Се(ОН)3 = СегОз + ЗН20
Се(ОН)з(Т) = СеО(ОН)(Т) + Н 20(Ж)
2. Се(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = СеС13 + ЗН20.
3. Се(ОН)3 + С 0 2 = СеСОз(ОН) + НгО
4. 4Се(ОН)3 (суспензия) + 0 2 = 4Се024 + 6Н20
5. 4Се(ОН)3 + Са(СЮ)2 = 4Се024- + СаС12 + 6Н20.
629.
(400—500° С),
(750° С, р).
(коми.).
(кип.).
Ce(N03)3 — НИТРАТ ЦЕРИЯ(1Н)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), азотной кислоте. Разлагается щелочами. Слабый восстановитель.
Получение см. 6253, 630*.
Мг = 326,13; к, = 75,6(25), 282,8(50).
1. 2Ce(N0 3)3 = 2СеОг + 6N 0 2 + Ог
2, Ce(N0 3)3 • 6Н20 = Ce(N0 3)3 + 6Н20
(700—750° С).
(коми., над Р4Ою),
323
2{Ce(N03)3 • 6H20} = 2Ce(N03)O + 4N 02 + 0 2 + 12H20
(200—250° C).
3. Ce(N03)3 + 8НгО = [Ce(H20)*]3+ + 3NOJ,
[Ce(H20 )8]3+ + H20 < = ? [Ce(H20)7(OH)]2+ + H30 +; pK, = 9,00.
4.
5.
6.
7.
8.
2 Ce(N0 3)3 + 3H2S0 4 = C e ^ S O ^ + 6 HNO3 .
Ce(N03)3 + 3NaOH (разб.) = Ce(OH)34- + 3NaN03.
2Ce(N03)3 + 3H2 = Ce20 3 + 6N 02 + 3H20
(600—700° C).
2Ce(NO$)3 + ЗМ2С 0 3 (разб.) = Се2(СОз)з4- + 6 MNO3 (M = Na+, K+,NHJ).
2Ce(N03)3 + K2S20 6( 0 2) + 2НгО = 2Ce(N03)30H + K2S04 + H2S 04.
630. Се(!\Оз)зОН — 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. 6273.
М, = 343,13.
1. 4{Се(Ш э)зОН ЗН20} = 4Се02 + 12N 02 + 3 0 2 + 14Н20
(200—550° С).
2. 6Се(Шэ)зОН (разб.) + 12Н20 (хол.) = [Се*(ОН),2]12+ (желт.) + 6Н30 + +
+ 18NO 3
(в разб. HNO 3).
3. Се(Ы03)з0Н (разб.) + Н20 = Се024 + 3HN03
(кип ).
4. 2С е(Ш 3)зОН + 8НС1 (конц.) = 2СеС13 + С12Т + 6 HNO3 + 2Н20 .
5. Ce(N0 3)30H + 3NaOH (разб.) = Се024- + 3NaN03 + 2Н20.
6. Ce(N0 3)30H + ЗНЫОз + FeS04 = Ce(N03)3 + Fe(N03)3 + H2S04 + H20,
2Се(ЫОз)зОН + Н20 2 = 2Ce(N0 3)3 + 0 2 + 2Н20
(в разб. HNO 3).
631. СеСЬ — ХЛОРИД ЦЕРИЯ(Ш)
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной
воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей
водой, щелочами. Получение см. 6252,6, 6262, 6282.
М, = 246,47; d = 3,97;
= 822° С; ttm = 1650° С.
1. СеСЬ ■7Н20 = Се(С1)0 + 2НС1 + 6Н20
(250°С),
СеСЬ • 7Н20 = СеС13 + 7Н20
(400° С, присутствии NH4C1).
2. СеС1э (разб.) + 8Н20 (хол.) = [Се(Н20)*]3+ + ЗСГ
(pH < 7. см. 6293).
3. СеСЬ + 2Н20 = СеС1(ОН)24- + 2НС1
(кип).
4. СеСЬ + 3NaOH (разб.) = Ce(OH)3i + 3NaCl.
5. СеСЬ + 3HF (разб.) = CeFsi + ЗНС1.
6. 2СеСЬ + 3H2S = Ce2S3 + 6НС1
(720—750°С).
7. 2СеСЬ + 4F2 = 2CeF4 + ЗС12
(400°С).
8. 2СеС13 + ЗСа = ЗСаСЬ + 2Се
(550—650°С).
9.
324
2СеС1з(*)
электр°лиз>2Се (катод) + ЗС12Т (анод).
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.
М,= 140,908; d= 6,710; /М = 931°С; <„„„ = 3510° С.
1. 2Рг + 6Н20 (гор.) = 2Рг(ОН)34- + 3H2t.
2. 2Рг + 6НС1 (разб.) = 2РгС13 + 3H2t.
3. Рг + 6HNO 3 (конц.) = Рг(ЫОз)з + 3N 02t + ЗН20.
4. 12Рг + 11СЬ = 2РгбОц
(350° С, сгорание на воздухе)
5. 2Рг + ЗС12 = 2РгС1з
(300° С)
6. 2Рг + 3S = Pr2Sj (т.-бур ), Рг + 2S = PrS2 (бур.)
[500—800° С]
633. Рг2Оз — 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;
d= 6,97;
и > 2000° С;
*кип * 4300° С.
1.
2.
Рг2Оз + ЗНгО (гор.) = 2Рг(ОН)з4-.
Рг2Оз + 6НС1 (разб.) = 2РгС13 + ЗН20.
3. Рг2Оз + Н 2 = 2РгО (черн.) + Н20
4. ЗРг20з + 0 2 = РгбО| |
5. Рг2Оз + 3H2S = Pr2S3 + 3H20
6. Рг2Оз + 6NH 4C1 = 2РгС1з + 6NH 3 + ЗН20
7. Рг2Оз + ЗСа = 2Рг + ЗСаО
(1400° С,
кат. T h 0 2)
(300° С, р)
(1300— 1350° С)
(300° С)
(1000—1100° С)
634. РгбО) I — УНДЕКЛОКСИД ГЕКСАПРАЗЕОДИМА
Черно-коричневый, термически устойчивый. Не реагирует с водой, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается разбавленными кислотами, реагирует
с
сильными окислителями. Получение см. 6324, 6334, 6 361.
М, = 1021,44.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
РгбО,, + 6НС1 (разб.) = 2РгС1з + 4РЮ24- + ЗНгО.
Рг60 , | + 11H 2SC>4(конц.) = Pr2(S0 4)3 + 4Pr(S04)2l + 11Н 20
(кип.)
Рг60 | | + 2Н2 = ЗРг2Оз + 2НгО
(500—700° С)
2Рг60 п + 0 2 = 12РЮ2
(300—400° С, р , кат. У 2Оз)
ЗРгбО: | + NaC103 = 18Рг02 + NaCl
(до 250° С)
РгбОп + 12N2Os + Оз = 6Рг(ЫОз)4
(70° С, в нитрометане)
325
635. PrCh — 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. 6341’4' 5.
А/г = 172,91;
</=6,82.
1. 12РЮ2 = 2РГбО| | + 0 2
2. РЮ 2 + 2H2S 0 4 ( конц .) = Pr(S04)2i + 2Н20.
3. РЮ 2 + 2NaOH = Na2PrOj + Н20
(выше 400° С).
(850—900° С).
636. Pr^SO^j — СУЛЬФАТ ПРАЗЕОДИМА(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. 634\
Mr = 570,00;
d = 3,726;
к, = 12,6<М), З ^ 80’.
1. 6Pr2(S0 4>3 = 2Рг60 , | + 18S02 + 7 0 2
2. Pr^SCbb 8Н20 = Pr2(S04b + 8Н20
3. Pr2(S0 4)3 (разб.) + 16Н20 = 2[Рг(Н 2ОЬ]3+ + 3SOJ',
4.
5.
637.
(выше 850° С).
(600—650° С).
[Pr(H20)g]3+ + Н20 < = ? [Рг(Н 2ОМОН)]2+ + НзО+; рКж= 8,02.
Pr2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Рг(ОН)34- + 3Na2S 04.
Pr2(S0 4)3 + 6(NH 3 Н 20 ) [конц.] = 2Pr(OH)34- + 3(NH4)2S04.
РгС1з — 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.
Воссганавлнаается кальцием н электролитически. Получение см. 6322’5,
6332' 6, 634'.
М, = 247,27;
tmn = 1630° С;
d = 4,02;
= 786° С;
k, = 98,4<25), 141,6<80).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
РгС1з 7Н20 = Рг(С1)0 + 2HCI + 5НгО
РгСЬ (разб.) + вНгО = [РгСНзОЬ]3* + ЗСГ
РгОз + 3NaOH (разб.) = Pr(OH)34- + 3NaCl.
РгСЬ + 3(NH3 ■Н20) [конц ] = Рг(ОН)3! + 3NH4C1.
РгС1з + 3NaF (конц., гор.) = РгИз^ (желт.) + 3NaCl.
2РгС13 + 4KrF2 = 2PrF4 (бел.) + ЗС12 + 4Кг
2РгС13 + ЗСа = 2 Рг + ЗСаСЬ
8.
2РгС1з<*) — — ЛИЗ> 2Рг4 (катод) + 3CI2t (анод).
326
(100—350° С).
(pH < 7, см. 6363).
(20° С).
(750—850° С).
638. Nd — НЕОДИМ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Nd** имеет фиолетово-розовую окраску
Соединения неодима по химическим свойствам подобны соединениям ланта­
на. Получение — термическое восстановление N 6203 кальцием, электролиз
раствора NdCb.
Mr = 144,24;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 7,01;
lM = 1024° C;
lm„ = 3080° С.
2Nd + 6H20 (гор.) = 2Nd(OH) 3J. + 3H 2T.
2Nd + 6HC1 (разб.) = 2NdCl3 + 3H 2t .
N d + 6 H N O 3 (конц.) = N d (N 0 3) 3 + 3 N 0 2t + 3H 20 .
4Nd + ЗО2 = 2Nd 203
(300° С, сгорание на воздухе)
4Nd + 6H 2O + ЗО2 = 4Nd(OH)3.
2Nd + 3C12 = 2NdCl3
(300° C)
2Nd + 3S = Nd 2S3 (т.-зел.)
[500—800° C]
639. Pm — ПРОМЕТИЙ
Серебристо-белый пластичный металл. Радиоактивен, наиболее долгоживу­
щий изотоп м5Рш. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влаж­
ном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Не реагирует с
холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель:
реагирует с горячей водой, кислотами, хлором. Ион Р т 3+ имеет ярко-розо­
вую окраску. Миллиграммовые количества прометия образуются при делении
ядер 2” U а ядерном реакторе. Выделен в виде РшС1з. Получение — восстаноаление РтС Ь кальцием при нагревании.
М, = 144,913; d= 7,26; tm =1170° С; r,„„ * 3000° С.
1. 2Р т + 6Н20 (гор.) = 2Рт(ОН)з4- + 3H2t.
2. 2 Р т + 6НС1 (разб.) = 2РтС1з + 3H2t.
3. Pm + 6 HNO 3 (конц.) = Pm(N 0 3)3 + 3 N 0 2t + 3H 20 .
4. 4 Р т + ЗОг = 2РшгОз (фиол.)
[300° С, сгорание на воздухе].
5. 4 Р т + 6Н20 + 3 0 2 = 4Рш(ОН)з.
6. 2Р т + ЗС12 = 2РтС1з (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, фтором, хлором, серой. Ион
Sm + имеет оранжево-красную окраску, ион Sm3+ — светло-желтую. Получение
см. 6416, 643'
Mr = 150,36;
d = 7,47;
/„ = 1072° С;
/««„ * 1800° С.
327
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
641.
(коми.).
2Sm + 6Н 2О = 2Sm(OH)34- + 3H2f
2Sm + 6HC1 (разб.) = 2SmCl3 + 3H2T.
Sm + 6HNO 3 (конц.) = Sm(NOj)3 + 3N 02t + 3H20 .
4Sm + 3 0 2 = 2Sm20 3
(300° С, сгорание на воздухе),
4Sm + 6H20 + 3 0 2 = 4Sm(OH)3.
2Sm + 3C12 = 2SmCl3
(300° C).
2Sm + 3S = Sm2S3 (желто-роз.)
[500—800° С].
SimCb — ОКСИД САМАРИЯ (III)
Светло-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холод­
ной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства:
реагирует с горячей водой, кислотами, кислотными оксидами. Восстанавли­
вается лантаном. Получение см. 6404, 6421.
М, - 348,72;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d = 8,347;
t т= 2270° С.
Sm20 3 + ЗН20 (гор.) = 2 Sm(OH)3-l'.
Sm2C>3 + 6НС1 (разб.) = 2SmCb + 3H20.
Sm20 3 + 3H2S0 4 (конц.) = Sm^SCbb + 3H20
Sm20 3 + 6 HF (конц.) = 2 SmF3-i + 3H20,
Sm203 + 3H2S = Sm2S3 + 3H20
2Sm203 + 3CC14 = 4SmCb + 3C0 2
Б т 2Оз + 2La = Ьа2Оз + 2Sm
(кип.).
(1200—1300° C).
(500—700° C).
(1100—1200° C).
642. SmrfSOjb — СУЛЬФАТ СЛМАРИЯ(Ш)
Светло-желтый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде
(слабый гидролиз по катиону), концентрированной серной кислоте. Реагирует
со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается атомным водородом.
Получение см. 641 .
Мг = 588,91;
d = 2,93 (кр.);
к, = 2,67(20), 1,99w .
1. 2Sm2(S04)3 = 2Sm203 + 6S0 2 + 302
2. Sm^SO^s 8H20 = Sm2(S0 4)3 + 8H20
3. Sm2(S0 4)3 (разб.) + 16H20 = 2[Sm(H20 )8]3+ + 3SOj‘ ,
(выше 900° С).
(450° C).
[Sm(H20 ) 8]3+ + HjO < = ? [Sm(H20 ) 7(0H)]2+ + НзО+;
= 7,81.
Sm2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Sm(OH)34- + 3Na2S04,
Sm2(S0 4)3 + 6(NH 3 • НгО) (конц.) = 2Sm(OH)34- + 3(NH4)2S04.
5. Sm^SO^s + 2H° (Zn, разб. HC1) = 2SmS044- + H 2S04.
4.
643. SmCh — ХЛОРИД САМАРИЯ(И)
Красно-коричневый, плавится без разложения, при сильном нагревании разла­
гается. Растворяется в холодной воде (гидролиза нет) и концентрированной
328
хлороводородной кислоте (в отсутствие кислорода). Сильный восстановитель;
окисляется горячей водой, растворенным в водеОг, разбавленными кислотами
Получение см. 6441' 5.
Мг = 221,27;
</ = 4,56;
г™= 859° С;
г««„ = 1950° С.
1. 3SmCl2 = 2БтС1з + Sm
(выше 1000° С, вак.)
2. 6SmCl2 + 6Н20 (гор.) = 2Sm(OH)j4. + 4SmCl3 + 3H2t.
3. SmCl2 (разб.) + иН20 (хол.) = [Sm(H20),J2+ + 2СГ,
4[Sm(H20)iiJJ+ + 0 2 = 3[Sm(H20)g]3+ + ОН' + Sm(OH)34 + (4л - 26)Н20.
4. 2SmCl2 + 2НС1 (разб.) = 2SmClj + H 2t.
644. SmCij — 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. 6402' 6, 6412' 5, 6431' 4.
М , - 256,72;
</=4,46;
/щ, = 678° С;
к, = 93,4(20), 99,9(50).
1. 2SmClj = 2SmCl2 + Cl2
(1300° С)
2. SmCb • 6Н20 = SmCb + 6Н20
(выше 110° С, в присутствии NH 4C1)
3. SmCls (разб.) + 8Н20 = [Sm(H20)gJ3+ + ЗСГ
(pH < 7, см. 6423)
4. SmCl3 + 3NaOH (разб.) = Sm(OH)34. + 3NaCl,
SmCij + 3(NH3 H 20 ) (конц.) = Sm(OH)3i + 3NH4C1.
5. 2SmCl3 + H 2 = 2SmCl2 + 2HC1
(400° C).
2SmCl3 + Sm = 3SmCl2
(800° С, атмосфера Ar)
6. SmCb + 3NaF (коиц.) = SmFsi + 3NaCl.
7.
2SmCl3<p) + 2Na2SO<(p) —”” 1ролиз > 2SmS044 (катод) + 3C12T (анод) + 4NaCl
645. Eu — ЕВРОПИЙ
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, реагирует с ней в щелочной
среде. Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, кислотами, хлором,
серой. Ион Еи2+ имеет светло-желтую окраску (почти бесцветен), ион Еи3+ —
светло-розовую (почти бесцветен). Получение см. 6477.
Мт= 151,965;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 5,244;
= 826° С;
tmn = 1440° С.
Eu + 2Н20 = Еи(ОН)г(р) + Н2Т
(коми., в атмосфере Н2, конц. NaOH)
2Eu + 6НгО (гор.) = 2Еи(ОН)з4 + ЗН2Т.
2Eu + 6НС1 (разб.) = 2EuCl3 + 3H2t .
Eu + 6 HNO3 (конц.) = Eu(N0 3)3 + 3N0 2 + ЗНгО.
4Eu + 302 = 2Eu20 3
(300° С, сгорание на воздухе),
329
4Eu + 6H 2O + 302 = 4Eu(OH)3.
2Eu + 3C12 = 2EuCb (300° C).
7. 2Eu + 3S = Eu2S3 (бел.)
Eu + EU2S3 = 3EuS (кор.-фиол.)
6.
646.
[500° C],
[600—1100° С].
EuO — ОКСИД ЕВРОПИЯ(П)
Темно-красный (в виде порошка — коричневый), тугоплавкий, летучий (в ва­
кууме). Проявляет оснбвные свойства: реагирует с холодной водой, кислотаминеокислителями. Окисляется горячей водой, азотной кислотой. Получение
см. 6473.
М, = 167,96;
1.
2.
3.
4.
d = 8,2;
tm = 1700° С.
EuO + Н20 (хол.) = Eu(OH)2(p).
2EuO + 6 Н 2О (гор.) = 2Eu(OH)j4- + 3H2t .
EuO + 3HC1 (разб., хол.) = EuCh + H 20.
EuO + 4HNO 3 (конц., гор.) = Eu(N0 3)3 + N 0 2t + 2НгО.
647. ЕигОз — ОКСИД ЕВРОПИЯ(Ш)
Светло-розовый (почти белый), тугоплавкий, термически устойчивый. Не реа­
гирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные
свойства: реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается углеро­
дом, европием, лантаном, атомным водородом. Получение см. 645s, 6481.
Л/г = 351,93;
d = 6,55;
tm > 2200° С.
1. ЕигОз + ЗН 20 (гор.) = 2Еи(ОН)31.
2. Еи2Оз + 6НС1 (разб.) = 2ЕиС13 + ЗНгО.
3. ЕигОз + 3H 2SO4 (конц.) = Еи2(504)з + ЗН20
(кнп.).
4. ЕигОз + 3H2S = Eu2S3 + ЗНгО
(500° С).
5. ЕигОз + С (графит) = 2ЕиО + СО
(1300° С),
ЕигОз + Ей = ЗЕиО
(выше 1220° С, в атмосфере Аг).
6. ЕигОз (суспензия) + Н20 + 2Н° (AI, конц. NaOH) = 2Еи(ОН)г<р).
7. ЕигОз + 2La = Ьа2Оз + 2Еи
( 1200° С).
648. Eu2(S04)3 — СУЛЬФАТ ЕВГОПИЯ(1П)
Белый (кристаллогидрат — светло-розовый), при прокаливании разлагается.
Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрирован­
ной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавли­
вается атомным водородом. Получение см. 647\
М, = 592,12;
d= 4,95;
к, = 2,1(М), 1,54<40).
1. 2Eu2(S0 4)3 = 2ЕигОз +6 SO2 + ЗОг
(1600° С).
2. Eu2(S0 4) 3
(375° С).
330
8 Н2О = Eu2(S0 4)3 + 8 Н 2О
3. Eu2(S0 4)3 (разб.) + 16H20 = 2[Eu(H 20 )8]3+ + 3SOj ,
[Eu(H20 )8]3+ + НгО «=► [Eu(H 2OMOH)]2+ + H 30 +; ?K, = 7,78.
Eu2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Eu(OH)3l + 3Na2S04,
Eu2(S0 4)3 + 6(NH 3 НЮ) [конц] = 2Eu(OH)34 + 3(NH4)2S04.
5. Eu2(S0 4)3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = 2EuS044 + H 2S0 4
4.
(коми.).
649. EuCI2— ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(Н)
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 0 2. Получение см. 6463, 6506,7.
Mr = 222,87;
</=4,88;
tm = 854° С;
/кип = 2060° С.
1.
2.
3.
4.
ЗЕиС12 = 2ЕиС13 + Ей
(выше 1000° С, вак ).
ЕиС12 • 2Н20 — -—►ЕиС12 + 2Н20
(300° С, в токе НС1).
6ЕиС12 + 6Н20 (гор.) = 2Еи(ОН)34- + 4ЕиС13 + ЗН2Т.
ЕиС12 (разб.) + лН20 (хол.) = [Еи(Н20 )я]2+ + 2СГ,
4[Еи(Н20 )я]2+ + 0 2 = 3[Еи(Н2ОМ3+ + ОН' + Еи(ОН)31 + (4п - 26)Н20 .
5. 2ЕиС12 + 2НС1 (разб., гор.) = 2ЕиС13 + Н 2Т.
6. ЕиС12 + 2NaF (конц., гор.) = EuF 24- + 2NaCI,
EuC12 + Na2S (насыщ., хол.) = EuSl + 2NaCl.
7. EuC12 + Na 2C 0 3 (конц.) = EuC034- + 2NaCl.
650. EuCI3— ХЛОРИД ЕВРОПИЯ(Ш)
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.
Mr = 258,32;
d = 4,89;
tm = 626° С (разл ).
1. 2EuCl3 = 2EuC12 + Cl2
(700— 1400° С).
2. EuCl3 • 6Н20 = EuCl3 + 6Н20
(400° С, в присутствии 1МН4С1).
3. ЕиС13 (разб.) + 8Н20 = [Eu(H20)«]3+ + ЗСГ
(pH < 7, см. 6483).
4. EuCl3 + 3NaOH (разб.) = Eu(OH)34- + 3NaCl,
EuCl3 + 3(NH 3 НгО) (конц.) = Eu(OH)34 + 3NH4C1.
5. EuCl3 + 3NaF = EuF 34- + 3NaCl.
6. 2EuCl3 + H 2 = 2EuC12 + 2HC1
(270° C),
ЕиС1з(р) + H° (Zn, разб. HC1) = EuC12 + HC1
(коми ).
7.
гЕиОзф) ■■■3n.?STP<>™3> 2EuC12 (катод) + C12T (анод),
2EuCls(p) + 2Na2S04(P)
2EuS044- (катод) + C12T (анод) + 4NaCl.
331
651. Gd — ГАДОЛИНИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело­
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион Gd3+ бесцветен. Соединения гадолиния по
химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термичес­
кое восстановление Gd 20 3 кальцием, электролиз раствора GdCl3.
М, = 157,25;
d= 7,886;
= 1312° С;
= 3272° С.
1. 2Gd + 6Н20 (гор.) = 2Gd(OH)3+ + ЗН21\
2. 2Gd + 6НС1 (разб.) = 2GdCI3 + 3H2t .
3. Gd + 6H N 0 3 (конц.) = Gd(N0 3)3 + 3N 02t + 3H20 .
4. 4Gd + 3 0 2 = 2Gd20 3
(300° С, сгорание на воздухе),
4Gd + 6H20 + 3 0 2 = 4Gd(OH)3.
5. 2Gd + 3C12 = 2GdCl3
(300° C).
6. 2Gd + 3S = Gd 2S3 (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 ТЪ20 3 кальцием, электролиз раствора ТЪС13.
Мг = 158,925;
d = 8,234;
tm = 1356° С;
1к„п = 3073° С.
1. 2ТЬ + 6Н20 (гор.) = 2Tb(OH)3i + 3H2t.
2. 2Tb + 6НС1 (разб.) = 2ТЬС13 + 3H2t.
3. Tb + 6H N 0 3 (конц.) = Tb(N 0 3)3 + 3N02t + 3H20.
4. 8Tb + 7 0 2 = 2Tb 407
(350° С, сжигание на воздухе),
Tb 40 7 + H 2 = 2ТЪ20 3 + Н20
(400—500° С).
5. 2ТЬ + ЗС12 = 2ТЪС13
(300° С).
6. 2ТЪ + 3S = Tb 2S3 (т.-желт.)
[500—800° С].
653. Dy — ДИСПРОЗИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной 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 Dy20 3 каль­
цием, электролиз раствора DyCl3.
332
Mr = 162,50;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 8,559;
tm = 1409° C;
t „ „ = 2587° C.
2Dy + 6H20 (гор.) = 2Dy(OH)34- + 3H2T.
2Dy + 6HC1 (разб.) = 2DyCb + 3H2t.
Dy + 6HNO 3 (конц.) = Dy(NOj)3 + 3N 02t + зн2о.
(300° С, сгорание на воздухе)
4Dy + 3 0 2 = 2Dy203
4Dy + 6H20 + 3Q2 = 4Dy(OH)3.
(300° Q .
2Dy + 3C12 = 2DyCb
[500—800°
С].
2Dy + 3S = Dy2S3 (желт.)
654. Но — ГОЛЬМИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной 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 Но2Оз кальцием, электролиз раствора H 0 CI3.
Мт= 164,930;
d= 8,799;
/„л=1470°С;
/„„„ = 2707° С.
1.
2.
3.
4.
2Но + 6Н20 (гор.) = 2Н о(ОН)34- + 3H2t.
2Но + 6НС1 (разб.) = 2НоС13 + ЗН2Т.
Но + 6HNO 3 (конц.) = Ho(N0 3)3 + 3N 0 2 + 3H20.
4Но + 3 0 2 = 2Но2О з
(300° С, сжигание на воздухе),
4Но + 6Н20 + 302 = 4Но(ОН)3.
5. 2Но + ЗС12 = 2НоС1з
(300° С).
6. 2Но + 3S = Ho2S3 (кор.)
[500—800° С].
655. Ег — ЭРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной 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 Ег2Оз кальцием, электролиз раствора ЕгС!з.
Mr = 167,26; d = 9,062; lm = 1522° С; /«„„ = 2857° С.
1. 2Ег + 6НгО (гор.) = 2Ег(ОН)34- + 3H2t.
2. 2Er + 6НС1 (разб.) = 2ЕгС1з + ЗН2Т.
3. Ег + 6HNO 3 (конц.) = Er(N0 3)3 + 3N02t + 3H20.
4. 4Ег + 3 0 2 = 2Е г2О з
(300° С, сгорание на воздухе),
4Ег + 6Н20 + 3 0 2 = 4Ег(ОН)з.
5. 2Ег + ЗС12 = 2ЕгС13
6. 2Er + 3S = Er2S3 (желто-кор.)
(300° С).
[500—800° С].
333
656. Tm — ТУЛИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело­
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Иои Тш3+ имеет светло-зеленую окраску. Соедине­
ния тулия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получе­
ние — термическое восстановление Т т 20з лантаном.
Л/, = 168,934;
d = 9,332;
tm = 1545° С;
tma = 1947° С.
1.
2.
3.
4.
2Тш + 6Н20 (гор.) * 2Тт(ОН)з4- + ЗН21\
2Т т + 6НС1 (разб.) = 2ТтС1з + ЗН2Т.
Tm + 6HNO 3 (коиц.) = Тт(]МОз)з + 3N 02t + ЗН20.
4Т т + Ю 2 = 2 Т т 20з
(300° С, сгорание на воздухе),
4 Т т + 6Н20 + 3 0 2 = 4Тт(ОН)з.
5. 2Т т + ЗС12 = 2ТтС13
(300° С).
6. 2Т т + 3S = Tm 2S3 (кор.)
[500—800° С).
657. Yb — ИТТЕРБИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной 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, иои Yb3+
бесцветен. Получение см. 6584.
Л/г = 173,04;
d = 6,760;
tm = 824° С;
tmn = 121Г С.
1.
2.
3.
4.
2Yb + 6Н20 (гор.) = 2Yb(OH)34- + 3H2t.
2Yb + 6НС1 (разб.) = 2YbCl3 + 3H2t.
Yb + 6HNO 3 (конц.) = Yb(N0 3)3 + 3N 02t + 3H20 .
4Yb + 3 0 2 = 2УЬ20з
(400° С, сгорание на воздухе),
4Yb + 6H20 + 3 0 2 = 4Yb(OH)3.
5. 2Yb + 3C12 = 2YbCb
(300° C).
6. 2Yb + 3S = Yb2S3 (желт.)
[500—800° С].
658. Yb203 — ОКСИД ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с холодной водой,
щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с
горячей водой, кислотами. Восстанавливается лантаном. Получение см. 6574,
659'.
Л/г = 394,08;
</ = 9,175;
fra = 2430°C;
1. Yb20 3 + ЗН20 (гор.) = 2Yb(OH)34-.
2. Yb20 3 + ЗНС1 (разб.) = 2YbCl3 + 3H20.
334
<*„„» 4300° С.
3. Yb20 3 + 3H2S0 4 (конц.) = Yb2(S04b + ЗН20
4. Yb20 3 + 2La = 2Yb + La20 3
(кип).
(1100— 1200° С).
659. Yb2(S04)3 — СУЛЬФАТ ИТТЕРБИЯ(Ш)
Белый, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (слабый
гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанав­
ливается атомным водородом. Получение см. 6583.
М, = 634,27;
d = 3,793;
к, = 38,4(20), 6,92™.
1.
2.
2Yb2(S04)3 = 2Yb20 3 + 6S0 2 + 3 0 2
Yb2(S0 4)3 8Н20 = Yb2(S0 4)3 + 8Н20
3. Yb2(S0 4)3 (разб.) + 16Н20 = г ^ Н з О )» ]3* + 3SOJ-,
[Yb(H20)i]3+ + HjO «=► [Yb(H2OMOH)]2+ + Н 30 +; рК, = 7,37
4. Yb2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Yb(OH)3i + 3Na2S04,
Yb2(S0 4)3 + 6(NH 3 H 20 ) [конц.] = 2Yb(OH)3i + 3(NH4)2S04.
5. Yb2(S0 4)3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = 2YbS04± + H 2S04.
(900° С).
(600° С)
660. YbCh — ХЛОРИД ИТТЕРБИЯ(Н)
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. 661| 6' 7.
Л/г = 243,95;
1.
2.
3.
4.
5.
661.
d = 5,08;
fM = 702e C;
f.„„ = 2033° С.
3YbCl2 = 2YbCl3 + Yb
(выше 1000° С, вак.).
YbCl2 2Н20 = YbCl2 + 2Н20
(300° С, в токе НС1).
6YbCl2 + 6Н20 (гор.) = 2Yb(OH)3i + 4YbCl3 + 3H2t.
YbCl2 (разб.) + иН20 (хол.) = [Yb(H20),]:+ + 2СГ.
2YbCl2 + 2НС1 (разб.) = 2YbCl3 + H 2t.
YbCl3— 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, 66013.
Мг = 279,40;
1.
2.
3.
4.
d = 5,75(кр.);
tm = 865° С.
2YbCl3 = 2YbCl2 + Cl2
(1300— 1400е С).
YbCl3 • 6Н20 = YbCl3 + 6Н20
(180е С, в присутствии N H 4CI).
YbCl3 (разб.) +8Н20 = [У^НгО)»]3* + ЗСГ
(pH < 7, см. 6593).
YbCl3 + 3NaOH (разб.) = Yb(OH)3i + 3NaCl,
335
YbClj + 3(NH 3 H 20 ) [конц.] = Yb(OH)3i + 3NH 4C1.
5. YbCl3 + 3NaF (конц.) = Y bF ji + 3NaCl.
6. 2YbCl3 + H 2 = 2YbCl2 + 2HC1
(560° C).
7.
гУЬС!^)
3JlertpOJlt°> 2YbCh (катод) + Cl2T (анод).
8.
2УЬС1э(р) + 2Na2S0 4(p) эл<япролиз > 2УЬ5044<катод) + C12T (анод) + 4NaCl.
662. Lu — ЛЮТЕЦИЙ
Белый мягкий пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидногидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щело­
чами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой,
кислотами, хлором, серой. Ион LuJ+ бесцветен. Соединения лютеция по хими­
ческим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое
восстановление Ьиг0 3 кальцием, электролиз раствора LuCl3.
М, = 174,967; d = 9,835; tm = 1663° С; tm„ =3412° С.
1.
2.
2Lu + 6Н20 (гор.) = 2Lu(OH)3i + ЗН2Т.
2Lu + 6НС1 (разб.) = 2LuCl3 + ЗН2Т,
Lu + 6H N 0 3 (конц.) = Lu(N0 3)3 + 3N 02T + 3H20 .
3. 4Lu + 3 0 2 = 2Ьиг0 3
(400° С, сгорание на воздухе),
4Lu + 6Н20 + 302 = 4Lu(OH)3.
4. 2Lu + ЗС12 = 2LuCl3
(300° С).
5. 2Lu + 3S = L u2S3 (св.-желт.)
[500—800° С].
АКТИНОИДЫ
663. Ас — АКТИНИЙ
Серебристо-белый тяжелый мягкий радиоактивный металл. Во влажном аоздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с
водой, кислотами. Миллиграммовые количества актиния (наиболее долгожи­
вущий изотоп 227Ас) синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядерных реакторах. Его выделяют в виде AcF3. Получение — термическое восста­
новление AcF3 литием.
А/г = 227,028;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 10,07;
tm = 1050° С;
/„„„ = 3300° С.
2Ас + 6Н20 = 2Ас(ОНЬ± + ЗН2Т.
2Ас + 6НС1 (разб.) = 2АсС13 + 3H2t .
8Ас + 30HNO3 (разб.) = 8Ac(N0 3)3 + 3N2O t + 15Н20 .
4Ас + 3 0 2 = 2Ас20 3
(сжигание на воздухе).
2Ас + 3F 2 = 2AcF3
(1300— 1350° С).
664. АсгОз — ОКСИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Проявляет
оснбвные свойства: реагирует с кислотами. Получение см. 6634, 6 6 5 6 6 6
336
M r = 502,05;
d = 9,19;
tm * 2500° С.
1. А с2О з + 6НС1 (разб.) = 2АсСЬ + ЗНгО.
2. Ас2Оз + 6HF = 2AcF3 + ЗН20
3. А с20 з + 3H2S = Ac2S3 (черн.) + ЗНгО
(700° С)
(1400° С)
665. Ас(ОН)з — ГИДРОКСИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбвные свойства: реагирует с кислотами. Получение см. 6631, 6664, 6674.
Л/г = 278,05;
рПР 18 = 18,68.
1. 2Ас(ОН)з = Ас2Оз + ЗН20
2. Ас(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = АсСЬ + ЗН20 .
3. Ас(ОН)3 + 3NH4C1 = АсСЬ + 3NH 3 + ЗНгО
(1100° С)
(до 400—450° С)
666. Ас(1ЧОз)з — НИТРАТ АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). Вступает в реакции обмена. Получение см. 6633.
Л/г = 413,04.
1. 4Ac(N03)s = 2Ас2Оз + 12N 0 2 + 3 0 2
(600—800° С).
2. Ac(N0 3)3 • яН20 = Ac(N0 3)3 + яН20
(коми., вак., над H 2S04)
3. Ac(N03)s (разб.) + яН20 = [Ас(Н20 )я]3+ + 3N O ,,
[Ас(Н 20)„]3+ + НгО
[Ac(H 2OW,(OH)]2+ + НэО+.
4. Ac(N0 3)3 + 3NaOH (разб.) = Ас(ОН)31 + 3NaN03.
5. 2Ac(N0 3)3 + 6Н20 + 3Na2S = 2Ac(OH)3i + 3H2S t + 6NaN03.
667. АсСЬ — ХЛОРИД АКТИНИЯ(Ш)
Белый, при нагревании возгоняется. Умеренно растворяется в воде (гидролиз
по катиону). Разлагается в концентрированных кислотах. Получение см. 6632,
664', 6652 5.
Л/г = 333,39;
</=4,81.
1.
2.
3.
4.
АсСЬ • яН 20 — -—►АсСЬ + лН20
(300° С, в присутствии NH 4C1).
АсСЬ (разб.) + яН20 = [Ас(Н20),]3+ + ЗСГ
(pH < 7, см. 6663).
2АсС1з(Т) + 3H2S0 4 (конц.) = Ас2(Ю 4)з + 6НС1Т
(кип.).
АсСЬ + 3NaOH (разб.) = Ac(OH)3i + 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 восста337
новитель; реагирует с водяным паром, горячей концентрированной хлоро­
водородной кислотой, «царской водкой», неметаллами. Получение см. 6697,
6727' 8.
М, = 232,038;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
</ = 11,72;
/„= 1 7 5 0 ° С;
* 4200° С.
(150—280° C).
Th + 4НгО (пар) = Th(OH )4 + 2Н2
(в присутствии HF).
Th + 4НС1 (конц., гор.) = ThCU + 2H2t
3Th + 4HNO 3 (конц.) + 12НС1 (конц.) = ЗП 1СЦ + 4N O t + 8НгО.
2Th + лН2 = 2ThH,
(выше 200° С, 2 5 n 5 3,75).
(250° С, сгорание на воздухе).
Th + 0 2 ~ T h 0 2
Th + 2Е2 —П 1Е4
(Е = F, коми.; Е = С1, 450—500° С).
(500—600° Q .
Th + 2S = ThS2
(1200—1300° С).
3Th + 2N2 = T h ^ 4
669. ТЬ02 — ОКСИД ТОРИЯ(1У)
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. 6685, 670' ,671'.
М , - 264,04;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
670.
</ = 9,7;
/„« 3 3 5 0 ° С;
я 4400° С.
T h 0 2 + 3H2SC>4 (конц., гор.) = rrh(HS 0 4)(S04)]HS0 « + 2HjO,
[Th(HS04XS04)]HS04<p) = Th(SC>4h4 + H2SO4
(0° С, разбавление водой),
T h 0 2 + 4H N 03 (конц.) = Th(NCb)4 + 2HjO
(в присутствии HF).
T h 0 2 + 4HF = ThF4 + 2НгО
(400—500° С).
T h02 + 2Ch + 2CO = ThCU + 2C02
(400—500° С).
T h 0 2 + 2H2S = ThS2 + 2НгО
(1300-1500° С).
T h 0 2 + Si02 = ThSi04
(1400° С).
T h 0 2 + 2Ca = Th + 2CaO
(950° С, в атмосфере Аг).
T h 0 2 + 4KHSO4 = Th(S04)2 + 2K2S04 + 2HjO
(350—400° С).
ТЬ(ОН)4 — ГИДРОКСИД ТОРИЯ(1У)
Белый, аморфный, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в
воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оенбвные
свойства, реагирует с кислотами. Поглощает С 0 2 из воздуха. Получение см.
668', 6715, 6724.
М, = 300,07;
рПР“ = 43,11.
1. Th(OH )4 = T h 0 2 + 2Н20
(выше 470° С).
2. Th(OH )4 + 4НС1 (разб.) = ThCU + 4Н20 .
3. Th(OH)4 + 4HF (конц.) = ThFU + 4Н20.
4. Th(OH )4 (суспензия) + С 0 2 = Th(COj)C)4 + 2Н20 .
338
671. ThfNOjU — НИТРАТ TOPHH(IV)
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде
(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(a4.
1. Th(NOj)4 = T h 0 2 + 4N 0 2 + 0 2
2. 2{Th(NOj)4 5HjO} = 2Th(NOj)jO + 4N 0 2 + Oj + ЮНгО
2{Th(NOjU ■5H*)} + SNiOs = 2Th(NOjU + lOHNOs
3. Th(NOj)4 (разб.) + иНгО = (Т^НгО).]4* + 4N O J,
(Th(H20)»]4+ + H20
(выше 400° С)
(185—270° C),
(150-160° C)
(Th(H20)»_i(0H)]3+ + HjO+; pX* = 2,36,
rrh(H 2OV,(OH)]3+ + H20 «=► ^(H jO V K O H ),]2* + H ,0 +; pX, = 3,30.
4. Th(NOj)4 + 2HK) = ThO^OsMOHhl + 2HNOj
(кип.)
5. Th(NOj)4 + 4NaOH (разб.) = Th(OH)44- + 4NaN03.
672. ТЬСЦ — ХЛОРИД ТОРИЯ(1У)
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. 6682 3' 6, 6694.
Mr = 373,85; d = 4,60; tm = 770° С; /„«„ = 922° С; к, = 125(0».
1.
3.
4.
5.
6.
7.
ThCU 8НгО = ThClK) + 2НС1 + 7НгО
(200—300° С),
ThCU 8НгО = T h 0 2 + 4НС1 + 6НЮ
(650—750° С)
ThCU (разб.) + лНгО (хол.) = (Th(H гО),]4* + 4СГ
(pH < 7 , см. 6710
ThCU + НгО = T h C l^ i + 2НС1
(кип.)
ThCU + 4NaOH (разб.) = Th(OHUl + 4NaCl.
ThCU + 2KC1 = КгГГЬОб]
(700—800° С)
ThCU + N a ^ O j (разб.) + 2NaOH = Th(COj)0-l- + 4NaCl + H20 .
ThCU + 4Na = Th + 4NaCl
(500° С)
8.
ТЪСЦ»)
2.
элег^ >ли% T h l (катод) + 2Cl2t (анод).
673. Ра — ПРОТАКТИНИЙ
Светло-серый блестящий ковкий металл. Радиоактивен, наиболее долгоживу­
щий изотоп 231Ра. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в
воде, концентрированных хлороводородной и азотной кислотах; не реагирует
со щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель; реагирует с разбавленной
хлороводородной кислотой, неметаллами, аммиаком. Образуется при естест­
венном радиоактивном распаде ядер И5и . Получение см. 6 7 6 ,6791.
Мт= 231,036; d = 15,37; t„ = 1580° С; /к«« * 4500° С.
339
1.
2.
3.
4.
5.
Pa + 4HC1 (разб.) = РаСЦ + 2H2t.
2Pa + 3H2 = 2PaH3
4Pa + 5 0 2 = 2Pa2Oj
2Pa + 5F 2 = 2PaF 5
Pa + 2NH 3 = PaN 2 + 3H2
(250—300° C).
(350° С, сгорание на воздухе).
(200—250° С).
(800° С).
674. PaiOs — ОКСИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
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.
67З3, 675'.
М, = 542,07;
</=9,0.
1.
2.
3.
4.
5.
2Ра20 5 = 4Ра0 2 + 0 2
Pa2Oj + 6H 2S0 4 (конц., гор.) = 2H3[Pa(S0 4)30 ] + ЗН20 .
Pa2Os + 12HF (конц., хол.) = 2H[PaFe] + 5Н20 ,
(1550° С).
(110° С).
(1500— 1550° С),
(350—500° С).
(300—550° С).
Pa2Os + 10HF (конц.) = 2PaFji + 5Н20
Pa2Oj + Н 2 = 2Ра0 2 + Н20
Ра20 5 + 8HF + Н 2 = 2PaF4 + 5H2Q
Pa2Oj + 5СС120 = 2PaClj + 5С0 2
675. Ра(ОН)5 — ГИДРОКСИД ПРОТАКТИНИЯ(У)
Белый, аморфный, разлагается при нагревании. Не растворяется в воде. Не
реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства,
реагирует с сильными кислотами. Получение см. 6773' 5, 6784, 6792.
М, = 316,07;
</=13,43.
1. 2Pa(OH)j = PajOs + 5НгО
2. Pa(OH)j + ЗНС1 (разб.) = РаСЬО + 4Н 20.
3. Pa(OH)j + 3H2S0 4 (конц.) = H 3[Pa(S04)30] + 4Н 20.
4. Pa(OH)j + 3HN0 3 (конц.) = Pa(NO3)30 i + 4Н 20.
(до 475° С).
676. PaF4 — ФТОРИД ПРОТАКТИНИЯ(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
комплексообразования. Получение см. 6744.
Мг = 307,03;
1
2.
340
U = 1030° С;
/*„„ =1630° С.
PaF 4 + 4NaOH (конц.) = Pa02i + 4NaF + 2Н20.
2PaF4 + F 2 = 2PaFj
(700° C).
3.
4.
PaF 4 + 2Ва = Ра + 2BaF2
PaF 4 + MF = M[PaFs]
(1400° С).
(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 комплексообразования. Получение см. 6734, 6743, 6762.
Mr = 326,03.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
2{PaF5 • 2HjO} = Pa2OF, + 2HF + H20
(160° С),
2PaFs(T) + 4Н30 (хол.) ^zz? [Pa(OH)4]+ + [PaF6]‘ + 4HF.
PaFs + 5H30 = PaCOHJsi + 5HF
(кип.).
PaFs + HF (конц.) = H[PaF6],
PaFs (насыщ.) + 5(NH3 • HjO) = Pa(OH)s4- + 5NH4F.
PaFs + 2KF (насыщ.) = K2[PaF7]i,
PaFs + 3MF = M3[PaF,]
(1000° С; M = Li, Na),
PaFs + 4CsF = Cs4[PaF9]
(700 —750° С).
678. PaCU — 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 0 2, «царской водкой». Получение см. 6731, 6794.
А/г = 372,85;
d= 4,68;
tm = 680° С;
/„„ = 850° С.
1. РаС14 + 4Н20 (хол.) = [Pa(H20 ) 2(0H)2]J+ + 2Н30 + + 4СГ,
[Pa(H20 )2(0 H)2]J+ + 2СГ ^ zz? [РаС12(ОН)2] (коллоид) + 2Н20.
2. РаС14 + Н20 = РаС1г04- + 2НС1
(кип.)
3. 4РаСЦ + 2Н20 + 0 2 = 4РаС130 + 4НС1
(коми.).
4. 4РаСЦ + 0 2 + 16(NH3 • НгО) + 2НгО = 4Ра(ОН)54- + 16NH4C1
(коми.).
5. РаС14 + 2НС1 (конц.) = Н2(РаС1«]
(коми.).
6. ЗРаС14 + H N 0 3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = ЗН[РаС1«] + N O t + 2НгО
7. РаСЦ + 2(NH4)2C 0 3 (разб.) = Ра(С03)21 + 4NH4C1.
679. PaCls — 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. 674s.
М, = 408,30;
/„„ = 301° С;
/„„ = 420° С.
341
1.
2.
3.
4.
2РаС15 = 2Ра + 5СЬ
(1000° С, вак.).
PaCts + 5H jO = Ра(ОН)54 + 5НС1.
PaCIs + 3HNOj (конц.) + НгО = Pa(NOs)jOi + 5HCI.
2PaCls + H 2 = 2РаСЦ + 2HC1
(600—800° C),
3PaCl5 + AI = ЗРаСЦ + AlClj
(400—450° C).
5. PaCIs + 2HC1 (конц.) + [C i^H jO ^h] = Hj[PaCU] + [C^HjO^ChJCl,
PaCIs + 2HC1 (разб.) + ГЩИзОМСЬ = H^PaCU] + Н ^П С ^О В Д + 4HjO.
6. PaCIs + MCI = MfPaCM
(300—400° С; M = K, Rb. Cs).
680. U — УРАН
Белый металл (в виде порошка — темный); относительно твердый, ковкий,
тяжелый, высокоплавкий, высококипящий. Радиоактивный; природный уран
представляет собой смесь изотопов 23*U (преобладает, период полураспада
4,468 • 10* лет), asU 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 щелочной среде. При нагревании окисляется водоро­
дом, кислородом, азотом, галогенами, серой. Получение см. 6871' 6, 6887,9.
Мт= 238,029;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
d = 19,04;
tm = 1134° C;
t„„ » 4200° С.
U + 2HjO — I—> U O ji + 2H2t
(150—200° С, p, прнмесь UH3).
U + 4HC1 (конц.) = UCU + 2H2T
(примесь UCh).
4U + 14HNCb (разб.) = 4U 0 2(N 0 3)2 + ЗЫгОТ + 7НгО.
U + 2Нг0 2 (конц.) = U(OH)«i
(в конц. NaOH).
2U + ЗН2 = 2UH3
(100—250° С).
3U + 4 0 2 = (U 2 U^XJg
(150—500° С, сгорание на воздухе).
U + 2Е2 = UE,
(Е = F, коми.; Е = CI, 40—60° С).
U —
USj, US2, U 2S3, U 3S5 (т.-cep.)
[500—800° С].
681. U 0 2— ОКСИД yPAHA(IV)
Уранинит. Коричневый с черным оттенком, высокоплавкий, летучий при на­
гревании. Имеет область гомогенности 1Ю2+* (-0,03 йх 5 0,2), расширяющуюся
при росте температуры. Малореакционноспособный в обычных условиях; не
реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с концентрированной серной кисло­
той. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом, галогена­
ми. Получение см. 6801, 6831' 3, 6861.
М г = 270,03;
d = 10,96;
tm = 2850° С.
1. 3U 0 2 + гНгО (nap) =(U 2VU VI)0 8+ 2H2
2.
342
U 0 2 + 2H2S 0 4 (конц .) — —
X + 0 ( 8 0 ^ + 2НгО.
(500—550° С).
3.
4.
5.
6.
682.
Ш 2 + 4HNOj (конц.) = UOi (NOj)2 + 2N02T + 2 Н2О.
3U 0 2 + 0 2 = (U ^U ^K ),
U 0 2 + 3F 2 = UF« + 0 2
U 0 2 + Cl2 = ( U O ^ h
(600—750° С)
(выше 500° С).
(500° С)
UO3— ОКСИД yPAHA(VI)
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. 683*, 6841, 6855.
М, = 286,03;
d = 8,34; 6,80 (аморфн.).
(450—500° C).
I. 6U 0 j =2(U J'U vi)O« + O2
(кип.).
U
O
j
+
Н
2
О
=
UOj(OH)2l
г
з. UOj + 2HC1 (разб.) = (UChJCU + H 2O,
UOj + H2SC>4 (конц., fop.) = (U 0 2)S0 4 + H 2O,
UOj + 2HNOj (разб.) = U O ^ O jfc + H 2O.
4. 2UOj + 2NaOH (конц., гор.) = Na2U2O ri (желт.) + НгО,
(400° C).
UOj + 2NaOH = Na2U 0 4 + H 2O
(выше 500° C).
5. 2UOj + 6F2 = 2UFt + 3 0 2
(100—160°C).
6. 4UOj + 10CCU = 4UClj + IOCCI2O + Oi
(800° С; M = Li, Na, K, Rb. Cs),
7. UOj + M jC O j = M2U 04 (желт.) + C 0 2
UOj + 3NajCOj (конц.) + НгО = Na4lU(C0j)j02] + 2NaOH.
683.
(L tfu 'V b — ОКСИД УРАНА(У1)-ДИУРАНА(У)
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. 680*, 681 , 685
М, = 842,08;
d= 8,39.
1. (Uj,U VI)0« = ЗШ2+Ог
(900—1500° С, вак ).
2. (U j'U vl)Og + 4H2S04 (конц., гор.) = U(S04b + 2(U 0 2)S04 + 4Н 2О,
(U j'U VI)Og + 8HNOj (конц., гор.) = U (N O j)4 + 2U 02(N 0,)2 + 4H 2O.
3. (U ^U ^K ), + 2H2 = 3U 02 + 2НгО
(500—900° C).
4. 3 ( U ^ X * . + 20H2S = 9US2 (черн.) + 20HzO + 2S02
(выше 1150° C).
5. 2(U jU vl)Og+ 0 2 = 6UOj
(500—550° C, p).
6. (U2VU ^ K ), + 9F2 = 3UFt + 4 0 2
(выше 500° C).
684.
UOj(OH)2— ГИДРОКСИД УРАНИЛА
Урановая кислота. Темно-красный кристаллический или желтый аморфный
(осажденный). При нагревании разлагается. Не растворяется в воде, не реаги343
руст с разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует
с кислотами, концентрированными щелочами и гидратом аммиака. Получение
см. 6822, 6852, 6902.
М,= 304,04;
d= 5,926.
1.
2иОг(ОН )2 = U 2Oj(OH)2 (или H 2U 2O7) + Н20
(160° С),
Ш 2(ОН)2 = Ш з + 2Н2О
(350—400° С).
2. U 0 2(0H)2 Н20 = U 0 2(0H )2 + Н20
(100° С).
3. U 0 2(0 H>2(t) + 6Н 2О
[U(H20)e02]2+ + 20Н ; рПР 25 = 14,70.
4. иОг(ОН )2 + 2НС1 (разб.) = (U 0 2)Cl2 + 2Н20 .
5. 2U 0 2(0 H)2 + 2NaOH (конц.) = Na2U2074 + 3H20.
6. 2U 0 2(0H )2 + 2(NH 3 • Н 2О) [конц.] = (N H ^ lb O ^ + 3H20 .
685. U02(N0j)2 — НИТРАТ УРЛНИЛЛ
Желтый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз
по катиону), концентрированной азотной кислоте. Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака, карбонатами щелочных металлов. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 6803.
А/г = 394.04; d = 2,807 (кр.);
tnn = 59,5° С (кр.);
к, = 119,3(20), 203(80).
1. 6U 02(N 0 j)2 =2 (U ^U vl) ( V 12U02 + 4 0 2
(350—750° Q .
2. U 02(N 0 3)2 6H 2O (желто-зел.) = U 0 2(N 0 3)2 + 6H 2O
(170— 180° С),
U 0 2(N 0 3)2 6H 2O = U02(0 H)24 + 2HN0 3 + 4H20 (50—60° С, в этаноле).
3. U 0 2(N 0 3)2 (разб.) + 6H 2O = [U(Hj0 )602]2+ + 2 N 0 3,
[U(H20)602]2+ + H2 O < = » [U(H2 0)502(0H)]+ + H30 +; pКж= 5,16.
4.
5.
6.
7.
2U 0 2(N 0 3)2 + 6NaOH (конц.) = Na2U2074 + 4NaN0 3 + ЗН2О.
2U 0 2(N 0 3)2 + 6(NH 3 H 2O) [конц.] = (N ^ h U jC b l + 4NH 4N 0 3 + ЗН 2О,
(NH 4)2U20 7 = 2U 0 3 + 2NH 3 + H20
(250—280° C).
U 0 2(N 0 3)2 + 2NH,HS (гор.) = (U 0 2)S4r + 2NH*N03 + H 2St.
U0 2(N 0 3)2 + Na 2C 0 3 (разб.) = (U 02)C 034 + 2NaN03.
686. U(S04)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.
М, = 430,15;
d= 3,60 (кр.);
k, = 10М2*\ 6,7<63).
1. U(SO«)2 = UO 2 (кор.) + 2S0 2 + Ог
2. U(SO«)2 4Н20 (св.-зел.) = U(S0 4)2 + 4НгО
344
(выше 750° С).
(300° С).
3. U(S04>2 (разб.) + 8H 2O = ПДНгО),]* (зел.) + 2SO* '
(в оч. разб. H 2SO„)
[и(Н 20 ) , Г + Н20 <=?• [ЩНзОМОН)]* (бур.) + Н 30 +; рКк = 1,52.
4. U(S04>2 + ЗН20 = U(S04)0 2Н204-+ HjSO*
(кип.)
5.
6.
7.
U(S04)2 + 4NaOH (разб.) = U(OH)<4- + 2Na2S04.
U(S04)2 + 4HF (коиц.) = U F 4i + 2 H 2SO 4 .
U(S0 4)2 + 2H20 + I2 = (U0 2)S04 + 2HI + H 2SO4
(30—50° 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. 688*.
Мг = 295,02; d = 8,965; tm = 1495° С; fKH„ = 2300° С.
1.
2.
4UF 3 = 3UF4 + и
(1200° С, вак.).
2UF 3 + 8Н20 = 2U(OH)44- + H2T + 6H F t
(кип.).
3. 4UF 3 + 6H 2O + 0 2 = 4(UOF 2 H 20)4- +4HFT
(кип.).
4. 4UF 3 + 4HF (разб.) + 0 2 = 4UF 44- + 2H20
(30—50° С).
5. 4UF 3 + 12NaOH (конц.) + 2H20 + O 2 = 4U(OH)4i + 12NaF.
6. 2UF 3 + 3Ca = 2U + 3CaF 2
(400° С).
688. UF« — 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.
АГг = 314,02; d - 6,72; и = 1036° С; *«,,„= 1730° С; к, = 0,01<25х.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
UF4 • 2,5Н20 = UF 4 Н20 + 1,5Н20
(100° C),
UF4 2,5Н20 = UF 4 + 2.5Н20
(300—450° С, в атмосфере HF).
3UF4 (насыщ.) = UFJ + [UFS]' + UF 4 <=► 2UF3T+ [UF6]2-.
UF 4 + 4NaOH (конц.) = U(OH)44. + 4NaF.
2UF4 + 0 2 = (U 02)F2 + UF6
(350—500° C).
UF 4 + F 2 = UF 6
(450° C),
2UF4 + F2 = 2UFj
(до 250° C).
2UF4 + H2 = 2UF3 + 2HF
(1000° C).
UF 4 + 2M = U + 2MF2
(аыше 400° С; M = Mg, Ca).
UF 4
M[UFs], M 2[UF6], M4[UF,]
(в конц. HF; M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+,N H ;,T1+, Ag+).
UF4
электролиз _ . .
__
------------►U (катод) + 2F2 (аиод)
[в расплаве KF],
345
689. № — ФТОРИД УРАНАОО
Светло-желтый (почти белый, a -модификация) или светло-серый ф-модификация). При нагревании возгоняется и подвергается дисмутации. Реакционноспо­
собный; разлагается водой, щелочами. Стабилизируется в растворе за счет
комплексообразования. Получение см. 6885, 6904- 5.
М, = 333,02;
tm = 348° С (р);
d = 5,81 (а), 6,45 ф);
(щ, = 530е С;
/ ( а -----►(*) = 125° С.
1.
2.
3.
4.
2UFS= UF 4 + UF 6
(выше 150е С, вак.).
2UFS+ 2Н20 (гор.) = UF4i + (U O j ) F j + 4HF.
2UFS+ 10NaOH (разб.) = U(OH>.i + U O ^O H bi + 1ONaF + 2HjO.
UFS+ MF = M[UF*]
(в конц. HF; M = H+, Li+, Na+, K+, R b \ Cs+, NHJ.Tl*).
5.
UF 5 -■MF > M[UF*], MilUF,], M3[UF»],
(150—350° С; M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+, Ag+,NHJ).
690. UF6 — ФТОРИД yPAHA(VI)
Белый, легколетучий, термически устойчивый при нагревании и в сухом возду­
хе. Энергично гидролизуется водой, разлагается щелочами. Сильный окисли­
тель; восстанавливается водородом, бромоводородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 682s, 6834,6884' .
Mr = 352,02; </=5,060; Л» = 64°С(р); /су&. = 56,4° С.
1.
2.
3.
4.
5.
UF 6 + 2HjO = (U 0 2)F 2 + 4HF.
UF* + 6NaOH (разб.) = иОг(ОН)24. + 6NaF + 2НгО.
UF* + H 2 = UF 4 + 2HF
UFe + 2НВг (конц.) = UF4A + Вг2 + 2HF.
UF* + UF„ = 2UFj
6.
UF* -■MF > M[UF7], M ^ F e ], Mj[UF,] (250—350° С; M = Na, K, Rb, Cs).
(500—600° С).
(100— 150° C).
691. Np — НЕПТУНИЙ
Серебрисго-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 237Np) бомбардировкой нейтронами урана в ядерном
реакторе. Выделен в виде NpFj и NpF4. Получение — восстановление кальцием
или барием этих фторидов при нагревании.
346
Mr= 237,048;
d= 20,48;
/„, = 637°C;
/„„*4100°C .
2Np + 6 H A (гор.) = 2Np(OH)3l (красн.) + 3H2T,
Np + 2H A (гор.) + 0 2 = Np(OH),4 (серо-зел).
2. 2Np + 6HC1 (разб.) = 2NpCl3 + 3H2t ,
Np + 4HC1 (разб.) + 0 2 = NpCU + 2HA3. 2Np + lOHNOj (разб.) = 2Np(NOs)4 + N A t + 5HA,
4Np + 4HNOj (разб.) + 5 0 2 — — ►4(Np02)N 0 3 + 2H A4. 2Np + 3H2 = 2NpHj (черн.)
[выше 50° С, примесь NpH2],
NpHj + NHj = NpN (черн.) + 3H2
(750—775° C).
1.
5. Np
O j (сжигание)
Оэ. HjO, IS0*C
-O j
,
„
NO 2, 450* C
.
/ v . V v i Vlvr»
/
»
-> N p02 (зел.)---------------- ►(N pj Np )0* (кор.)
-N O
♦ NpCh(OH)2 (кор.).
и
F j,, »200*
» v.
C
c
.
Fj, 500*C
-
,
.
K rF2, 20*C
6. Np ---------------- ►NpFj (фиол.)---------------- ►NpF4 (зел.)---------------- >
NpFj (роз.)
Fj, S<0—600*C.
Clj, 400* c
7. Np
* NpCU (кор.)
2NpCU + H2 = 2NpCl3 + 2HCI
8. Np
S. 400*C
-> NpS 3 (4epH.)
NpF6 (оранж).
Np° 2-500*C > NpCIA (кор).
(450° C).
500*С, ш
* NpjSs (cep.)
900*С. ш
---- ►Np2S3 (cep.) -Np' l^ W*C » NpS (черн.).
9. 8Np + 5L 1CIO4 = 4NpAs (кор.) + 5LiCl
(260—300° C).
10. 5Np + 28HN03 (разб.) + 6KMn04 = 5N p0j(N 03)2 (роз.) + 6M n(N03)2 +
+ 14HA + 6K N 03,
Np + 2HN03 (разб.) + КВЮ3 = N p0j(N 03)2 + KBr + H A .
11. 2Np + 14KOH (разб.) + 7K2SA«(Oj) [гор.] = 2N p03(0H ) (черн.) +
+ 14K2S 04 + 6H A
(кат. AgA).
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-фиолетовую окраску, катион Ри4+ — 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.
Л/г = 244,064;
d = 19,86;
tm = 640° С;
г„„« 3350° С.
347
1.
2.
3.
2Pu + 6H 2O (гор.) = 2Pu(OH)34- ( гол .) + 3H2t ,
Pu + 2H 2O (гор.) + 0 2 = Pu(OH)4l (зел.).
2Pu + 6HC1 (разб.) = 2PuCl3 + 3H2T.
Pu + 2СЬ = РиСЦ
(в конц. HC1).
4.
5.
2Pu + 3H 2SO4 (разб.) — 1—►Pu2(S04)3 + 3H2t.
Pu + 4H N 0 3 (разб., гор.) + 0 2 — -—> Pu(N0 3)4 + 2H20 ,
Pu + 2HN0 3 (разб.) + 0 3 = Pu0 2(N 0 3)2 + H 20 .
,
_
6.
Oj (сжигание)
_
P u ---- 1----------->
.
Pu, 1500° C
„
„
.
.
Pu0 2 (желт.) -------- ■-------► Pu20 3 (черн.)-----►
Oj, H 2O, 90° C
7.
* Pu0 3 ■лНгО! (красн.).
2Pu + 3H 2 = 2PuH3 (черн.)
2Pu + N 2 = 2PuN (черн.)
8. Pu
F2, 150* C
F2, 700* C
9.
10 Pu
S, 400—600" C
■» PuFe (бел.).
* Ри5г(черн.)-
Pu2S3 (cep.)
Pu3S4 (cep.)
693.
F2. 300—400* C
* PuF3 (фиол.)
PuF 4 (желт.)
2Pu + 3C12 = 2PuCl3 (зел.)
[150—200° C],
[1000° С].
[450° С].
1200"C
1400"C
---------------► PU5S7 (cep.)
-S
Pu, 1600"C
1S00"C
~
■>
PuS (желт.).
Am — АМЕРИЦИЙ
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. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Ион А т 3+ в
разбавленном растворе имеет розовую окраску, заметно гидролизуется. Синте­
зирован (наиболее устойчивый изотоп ft3Am) бомбардировкой нейтронами
плутония в ядер ном реакторе. Выделен в виде AmF3. Получение — восстанов­
ление AmF 3 барием при нагревании.
М, = 243,061;
d = 11,7;
tm = 1292° С;
/*„„ = 2880° С.
1. 2Am + 6Н 2О (гор.) = 2Ат(ОН)3Ф + 3H2t.
2. 2А т + 6НС1 (разб.) = 2АтС13 + 3H2t ,
8А т + 30HNO3 (разб.) = 8Am(N0 3)3 + 3N2O t + 15Н20 .
3. А т + HNC)3 + 3HF = AmF 34- + N O t + 2НзО.
4. 2А т + лН 2 = 2А тН , (50—60° С, п = 2,7 ± 0,3).
5. А т + Ог = АтСЬ (черн.)
[сжигание на воздухе],
2 А т 0 2 + Н 2 = АтгОз (желт.) + Н20
(600° С).
6. 2Am + 3F 2 = 2AmF3 (роз.)
[до 200° С],
348
Am + 2F2 = AmF4 (оранж.)
[выше 400° С].
7. Am + 2HjO + 2NaC10 = Am(OH)4i (черн.) + 2NaCl
(в конц. NaOH),
Am + 2H20 2 ( ко нц .) = Am(OH)44
(в разб. NH3 • H20).
8. 2Am + 2HN03 + 4H20 + 5K2S20 6(0 2) [хол] = 2(Am02)N 0 } (желт.) +
+ 5K2S04 + 5H2S 04.
9. Am + 2HN03 + ЗОз = Am 02(N 03)2 + 3 0 2T + H20.
«94. Cm — КЮРИЙ
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноак­
тивный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной
пленкой. Восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота­
ми. Ион С т 3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован
(наиболее устойчивый изотоп 247С т) бомбардировкой нейтронами плутония
или америция в ядер ном реакторе. Выделен в виде CmF3. Получение — восста­
новление CmF 3 барием при нагревании.
М, = 247,070;
13,51; tm = 1345° С;
» 3200° С.
1. 2С т + 6Н20 (гор.) = 2Ст(ОН)з1 + ЗН2Т.
2. 2Cm + 6HCI (разб.) = 2СтС1з + ЗН2Т,
Cm + 4 HNO 3 (разб.) = Cm(N03)3 + N O t + 2Н20.
3. 2Cm + (2 + де)Н2 = 2CmH2+v
(200—250° С).
4. 4Cm + 302 = 2 С т 20 з (зел.)
[сгорание на воздухе],
ЗС т + 20з = З С т 0 2 (черн.)
[650° С].
5. Cm + HNO 3 + 3HF = CmFsi + N O t + 2Н20.
6. Cm + 4 HNO 3 + 2K2S20 6(0 2) = Cm(N03)4 + 2K2S04 + 2H2S04.
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 Вк3+ в разбавленном растворе имеет зеленую окраску, заметно
гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 247Вк) бомбарди­
ровкой а-частицами кюрия на ускорителе. Выделен в виде BkFs. Получение —
восстановление BkF 3 литием при нагревании.
М, = 247,070; d = 14,8; /„ • 1050° С; tm„ « 2630° С.
1. 2Bk + 6Н20 (гор.) = 2Вк(ОН)з4 + 3H2t.
2. 2Вк + 6HCI (разб.) = 2ВкС13 + 3H2t,
Bk + 4H N 03 (разб.) = Bk(N03)3 + N O t + 2Н20.
3. Вк + 0 2 = Вк02 (желт.)
[сгорание на воздухе],
2Вк02 + Н2 = Вк20 3 (зел.) + Н20
(600° С).
4. Bk + H N 0 3 + 3HF = BkF34 + N O t + 2Н20 .
5. Bk + 4H N 03 + 2NaBЮ = Bk(N03)4 + 2NaBr + 2H20 .
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
Cf3* в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее
устойчивый изотоп И1С0 бомбардировкой кюрия нейтронами в ядерном реак­
торе. Выделен в виде СГ^Оз. Получение — восстановление СГ^Оз литием при
нагревании.
М, = 251,080;
tM = 900° С;
и т = 1227° С.
1. 2Cf + 6 Н 2О = 2Cf(OH)j'l’ + ЗН2Т.
2. 2Cf + 6НС1 (разб.) = 2CfCh + ЗН21\
Cf + 4HNO 3 (разб.) = Cf(N03)3 + NOT + 2H20.
3. 4Cf + 3 0 2 = гСДОз
(сжигание на воздухе),
C f + 0 2 = C f02
(300° С, р).
4. Cf + 4НВг (конц.) + Zn = CfBr2 (желт.) + ZnBr2 + 2H2t .
5. Cf + 4HNO 3 + 2К 2820б(0 2) = Cf(N03)« + 2K2SO< + 2H2SC>4.
697. Es — ЭЙНШТЕЙНИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 232Es (период полурас­
пада 472 дня). Химический аналог Но. В растворе присутствует в виде иона
Es3*, который при действии атомного водорода восстанавливается до иона
Es2*. Другие хймические 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 EsFi литием.
М, = 252,083;
1Ы = 860° С.
698. Fm — ФЕРМИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп ^ F m (период полу­
распада 100,5 дня). Химический аналог Ег. В растворе присутствует в виде иона
Fm3*, который восстанавливается до иона Fm2* 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.
М, = 257,095.
699. Md — МЕНДЕЛЕВИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 23*Md (период полу­
распада 55 дней). Химический аналог Т т . В растворе присутствует а виде иона
Md3*, 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 Ne на уско­
рителе.
М, = 258,099.
700. No — НОБЕЛИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 25*No (период полу­
распада 58 мин). Химический аналог Yb, устойчивые степени окисления (+11)
и (+Ш). Другие химические свойства не изучены. В микроколичесгвах No
синтезирован при бомбардировке U, Ри или Cm ядрами Ne, С или О на
ускорителе. В 1995 г. Комиссия ИЮПАК окончательно утвердила приведенные
выше символ и название элемента 102.
М,= 259,101.
701. U — ЛОУРЕНСИЙ
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп ^ L r (период полурас­
пада 3 мин). Химический аналог Lu, характерная степень окисления (+III).
Образует летучий хлорид LrCh. Другие химические свойства не изучены. В
микроколичесгвах Lr синтезируют при бомбардировке U, Am, Cm, Bk 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.
М, = 260,105.
ЭЛЕМ ЕНТЫ
1У Б -Г Р У П П Ы
ТИ ТАН
702. Ti — ТИТАН
Белый, пластичный (хрупкий — с примесями TiN, ТЮ2, 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.
703м, 710м, 7111.
Мт= 47,88; d = 4,51; tm = 1668° С;
= 3260° С.
1. Ti + 2Н20 (пар) = ТЮ2 + 2Н2
2. 2Ti + 6НС1 (конц., гор.) = 2TiClj + 3H2t.
3. 2Ti + 6H 2S04 (конц., гор.) = Ti^SO^j + 3S02t + 6НгО.
(выше 800° С).
351
4.
5.
6.
7.
Ti (порошок) + 4HN0 3 (конц., гор.) = ТЮ(ОН)24- + 4N 02T + Н 20.
3Ti + 18HF (конц.) + 4HN0 3 (конц., гор.) = 3H 2[TiF6] + 4NOt + 8Н20 .
Ti + 6HF (конц., гор.) = H 2[TiF6] + 2H2t.
Ti (порошок) + 2NaOH (конц.) + Н20 — -—►Na 2T i0 3?4- + 2H2t (кип., р).
- Н 2, 450-1000 'С
9. Ti + 0 2 = T i0 2
10. Ti + 2Е2 = TiE4
(600—800° С).
(Е = F, 150° С; Е = С1, выше 300° С).
11. Ti — - — > TiE2, TiE3, TiE4
12. Ti ---- ----- > TiE, TiE2, TiE3, Ti2E3
13. 2Ti + N 2 =2TiN
Ti + P (красн.) = TiP
14. Ti + С (графит) = "ПС
Ti + 2Si = TiSi2
(100—600° С; E = Br, I).
(400—600° С; E = S, Se, Те).
(выше 800° С),
(950— 1000° С).
(1800—2400° С),
(900—1350° С).
7Ю.ТЮ2 — ОКСИД ТИТ АН АДУ)
Белый, желтеет прн нагревании, термически устойчивый. Существует в трех
полиморфных модификациях: а-ромбическая (брукит), (3-тетрагональная (анатаз) и у-тетрагональная (рутил). Из раствора осаждается гидрат ТЮ2 • лН 20.
Растворяется в расплавах NajAlFt], Na2B407 и PbF2. Химически стоек (особен­
но прокаленный); не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. Разлагается горячей концентрированной серной кислотой,
фтороводородной кислотой, горячими концентрированными щелочами. При
высоких температурах реагирует с карбонатами и оксидами металлов. Восста­
навливается водородом, монооксидом углерода, титаном. Получение см. 7021'9,
704', 706'.
Мт= 79,88; </=4,14(a), 3,90(р), 4,85(у);
r(a->y) = 650° С;
<((3->у) = 915° С;
и = 1870° С.
1. 6ТЮ2 = 2Ti3Os + 0 2
(1800—2200° С, вак.).
2. T i0 2 яН20 = TiO(OH)2 + (п - 1)Н20
(коми., вак., над силикагелем).
3. Ti02(T) + 6Н 20 4= ? |Ti(H 20 ) 4(0H)2]2+ 20Н"; рПР 18 = 29,00.
4. ТЮ2 + 2H2S04(96%) — — > Ti(S0 4)2 2Н20
(180—200° С).
5. T i0 2 + 6HF (конц.) = H ^ iF s] +
6 . 2Ti0 2 + H2 = Ti20 3 + H20
(1000° С, в присутствии TiCl4),
T i0 2 + H 2 = TiO + H20
(1750° С).
7. 2Ti0 2 + СО = Ti20 3 + C 0 2
(800° С).
8 . 3Ti0 2 + Ti = 2Ti20 3 (фиол.)
[900— 1000° С],
T i0 2 + Ti = 2ТЮ (желт.)
[1400— 1500° С].
352
9. ТЮ2 + 2С (кокс) + 2С12 = TiCU + 2СО
10. ТЮ2
(600—800° С)
М^ ° 3 > М2ТЮ3, М2Т120 5, М4ТЮ4
(900— 1000° С; М = Na, К),
-СОг
ТЮ 2 + МСОз = (MTi)0 3 + С 0 2
(800—1100° С; М = Mg, Са, Sr, Ва),
ТЮ2 + МО = (ПМ)Оз
(1200— 1300° С, М = Pb, Mn, Fe, Со)
11. 2ТЮ2 + 7С (кокс) + ИегОз = 2(Ti, Fe) + 7СО
(1600— 1700° С)
ферротитан
12. ТЮг(ж)4 = ^ Т Ю 2+ + 0 2 .
704. ТЮ(ОН)2— ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ТИТАНА
Белый, рентгеноаморфный, при прокаливании разлагается. Из холодного рас­
твора осаждается гидрат ТЮ 2 • лН 20 , после высушивания образуется
ТЮ(ОН)2. Свежеосажденный ТЮ2 • лН20 химически активен и легко пептизируется. При продолжительном кипячении водной суспензии образуется
ТЮ(ОН)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'*
Мг = 97,89.
1. ТЮ(ОН)2 = ТЮ2 + н 2о
2. TiO(OH)2 + H 2S0 4 (конц.) = Ti(S04)04. + 2H20
3.
4.
5.
6.
(600—700° C)
(кип., вак.).
TiO(OH)2 + 2ЫаОН(40%-й)<=> Na2TiOj? + 2Н20
(почти не идет).
ТЮ(ОН)2 + 2НЫОз (конц.) = TKNOjM O H )^) + НЮ.
ТЮ(ОН)2 + Н 20 2 + (я - 2)Н20 = TiO ((^-) «H2O l (желт.)
[1 <п< 2,4].
TiO(OH)2 + Н 20 2 (конц.) + 2HN0 3 (разб.) + НЮ =
= [Ti(H 20 )4(i0 ^')](N О з)2 (желт.),
ТЮ(ОН)2 + 4КОН (разб.) + 4Н20 2 (конц.) = K4[Ti(0 ^') 4] (красн.) + 7Н20.
705. Т1г(804)з — СУЛЬФАТ ТИТАНА(Ш)
Зеленый, при прокаливании разлагается. Очень плохо растворяется в воде,
концентрированной серной кислоте (кристаллизуется безводный продукт).
Переводится в раствор действием разбавленной серной кислоты, при охлажде­
нии раствора кристаллизуется фиолетовый сольват 3Ti2(S04)3 H 2S04 ■25Н20.
Мало реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные
свойства. Получение см. 7023, 706 .
Мг = 383,95.
1. Ti2(S04)3 = 2ТЮ2 + 2S0 3 + S 0 2
(500—600° С).
2. 3Ti2(S0 4)3 • H 2S0 4 25НЮ (суспензия) = 3Ti2(S04)3i + H 2S0 4 + 25НЮ
(190° С, в конц. H 2SC>4).
353
3. Tii(SC>4)3 (суспензия) = 2Ti(S04)04- + S 02t (выше 220° С, в конц. H 2S 04).
4. Ti2(S0 4)3 (разб.) + 12HjO = 2[Т1(Н20)б]3+ (фиол.) + 3SO^' (в разб. H 2S04).
5. Tij(S0 4>3<T) + 6NaOH (р а зб .)^ 1 ? 2Ti(OH)3i (фиол.) + 3Na2S04.
Ti2(S0 4)3 + 2H°(Zn, разб. H 2S04) —
г ПБО^) ? + H 2S04.
7. 2Ti2(S0 4)3 + 0 2 + 6НгО — x— > 4TiS0 4(0H )2 + 2H2S0 4
(в разб. H 2S04, кат. Pt),
Я ^ Б О ^ з + К2НгО + 2KMn0 4 = l0TiSO4(OH)2 + 2MnS0 4 + K 2S0 4 +
+ 2H2S0 4
(в разб. H 2S 04).
8. Ti2(S0 4)3 + M2S0 4 (насыщ.) + 24НгО = 2{MTi(S04)2 • 12НгО}4 (красн.)
[0° С, в разб. H 2S04, М = Rb, Cs],
6.
706. T i(S04) 0 — 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(S04)0 • 2НгО имеет строение TiS0 4(OH)2 ■НгО. Разлагается горячей водой,
щелочами, гидратом аммиака, растворами карбонатов и сульфидов щелочных
металлов. Восстанавливается железом и цинком в кислотной среде. Получение
см. 7042, 7053, 7113.
М, = 159,94;
tm = 580° С (разл.);
1. Ti(S04)0 = ТЮ 2 + БОэ
к, « 74(" _20).
(выше 580° С).
2.
3.
4.
5.
6.
Ti(S04)0 2H20+^zz> Ti(S04)0 (насыщ.) + 2Н20
(в 70%-й H 2S04).
Ti(S04)0 + Н20 (влага воздуха) = TiS0 4(0 H)2.
Ti(S04)0 (разб.) + 5HjO (хол.) = [Ti(H20 ) 4(0H)2]2+ + S O j' (в разб. H 2S04).
Ti(S04)0 + 2НгО (гор.) = TiO(OH)2i + H 2S04.
Ti(S04)0 + 2NaOH (разб.) = TiO(OH)24- + Na 2S04,
Ti(S04)0 + 2(NH3 ■НгО) [конц.) = ТЮ(ОН)г4 + (NH 4)2S04.
7. Ti(S04)0 + Na 2C 0 3 (конц.) + H20 (rop.) = TiO(OH)2i + C 0 2t + Na 2S04.
8. 2Ti(S04)0 + H 2S0 4 (разб.) + 2H° (Fe, Zn) = TitfSO ^ + 2НгО.
9.
4Ti(S04)0 + 2H2S0 4 (разб.)
+ 2НгО.
2Ti2(S0 4)3 (катод) + 0 2t (анод) +
707. TiF4 — ФТОРИД ТИТАНA(IV)
Белый, возгоняется при слабом нагревании. Энергично реагирует с водой,
щелочами. Восстанавливается цинком. Образует фторокомплексы. Получение
см. 702'°
М, = 123,87; d= 2,798;
» 400° С (р);, /<*&. = 285,5° С.
1. TiF 4 + ЗН20 (гор.) = ТЮ(ОН)24- + 4Н F.
2. TiF 4 + Н20 (пар) = Ti(0)F 2 + 2HF
354
(100— 120° С).
3. TiF« + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 4NaF + HjO.
4. TiF« + 2HF (конц.) = HJTiFd,
HjlTiFt] (разб.) + 2 H jO «= ? HJTKOHhFJ + 2HF.
5. T 1F 4 + 2MF (конц.) = M2(TiF«]l (бел.) (M = Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+,N H i).
6. 2TiF4 + Zn + 6MF = 2MjfTiFt]4r + ZnFj
(в конц. HF; M = Na, K).
708. TiCh — ХЛОРИД ТИТАНA(II)
Черный, термически неустойчивый, чрезвычайно чувствителен к влаге и О 2
воздуха. Плохо растворяется в воде на холоду, реагирует с водой уже при
комнатной температуре. Разлагается кислотами, щелочами. Сильный восста­
новитель. Получение см. 7091’*, 7109.
А/г = 118,79; </=3,13;
= 1035° С (р).
1. 2TiCb = TiCU + Ti (выше 475° С, вак.).
2. TiCl2(T) + 6Н 20 < = ? ГП(НгО)б]2+ + 2СГ
(0° С),
2TiCl2 + I2 H 20 — 1—► 2Ui(H 20)s(0 H)]Cl2 + Н2Т
(коми.)
3. 2TiCI2 + 2HCI (разб.) = 2TiCU + Н 2Т.
4. TiCI2 + 2NaOH (конц.) = Ti(OH)2i + 2NaCl
(0° С, в атмосфере Н2),
2Ti(OH)2 (суспензия) + 0 2 (воздух) ?ыстро > 2ТЮ(ОН)21
(коми.)
5. TiCI2 + 0 2 = T i0 2 + С12 (коми ).
6. TiCI2 + 2Na(CsHs) = {Ti(CsH5)2] (зел.) + 2NaCli,
(кип. в бензоле)
709. TiCU — 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 TiClj • 6Н20 является аквакомплексом
ГП(Н20)б]С1з, имеет неустойчивый зеленый изомер |Ti(H 20 )4Cl2]CI • 2Н 20 . 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 с’м. 7022, 708*. 7107-9 М.
Мг = 154,24;
d = 2,64;
= 730° С (р)
1. 2TiCI3 = TiCI4 + TiCl2
2. TiCU • 6H 20 i 4 * TiCU (насыщ.) + 6H20
3. TiCU (разб). + 6НгО = [Ti(H20 )<]i+ + 3CI ,
4.
(440—700° С)
(0° С, в конц. HCI).
[Ti(H20)6]s+ + H 20 4 = ^ [Ti(H20 ) 5(0H)]2+ + H 30 +; pK, = 2,25.
TiCU + 3NaOH (разб.) = Ti(OH)j4r + 3NaCI
(а атмосфере N2).
2Ti(OH)s (суспензия) + 0 2 — I—►2TiO(OH)24 + H 20 2.
355
5.
4TiClj + 4HC1 (конц.) + 0 2 + 6H 20 = 4[Ti(H20 ) 2Cl4]
(кат. Pt),
5TiClj + 8HC1 (конц.) + KM n0 4 + 6H20 = 5[Ti(H20 ) 2Cl4] + KC1 + MnCl2.
6. 4TiClj + 4HC1 (конц.) + S 0 2 + 6H20 = 4[Ti(H20 ) 2Cl4] + Si,
2TiClj + (NHjOHJCl + 2HC1 (конц.) + 4H20 = 2[Ti(H20 ) 2Cl4] + NH 4C1.
7. TiClj + 6HjO + H°(Zn, разб. HC1) —
» [Ti(H20)6]Cl2 + HC1.
8. 2TiClj + Ti = 3TiCl2
(800—900° C).
9. TiClj (конц.) + 2KC1 (конц.) + H20 = K 2(Ti(H20 )Cl5].
10. TiClj + 6KX = KjfTiXe] + 3KCI±
(в ацетонитриле; X = CN~, NCS~).
синие
710.
TiCU — ХЛОРИД THTAHA(IV)
Бесцветная низкокипящая жидкость. Разлагается во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо смешивается с тетрахлоридом углерода, концентрирован­
ной хлороводородной кислотой, жидкими SiCl4 н GeCl4. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака, типичными
восстановителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Полу­
чение см. 70210, 7039, 709'.
М г = 189,69; d = 1,726<20); tm = -24,1° С; Um = +136,4° С.
1.
TiCl4 + 2Н20 (хол .) = TiCl2(OH)2i + 2НС1,
TiCl2(OH )2 + Н20 = TiO(OH)2i + 2HClt
2. TiCl4 + 2Н20 (пар) = ТЮ 2 + 4НС1
3. TiCl4 + 2Н20 = [Ti(H20 ) 2Cl4]
ГП(Н20 ) 2С14] (разб.) + 2Н 204= ^ [TiCl4(OH)2]2 + 2HjO+.
(кип).
(900—950° С).
(в конц. НС1),
TiCl^*) + 2HCl(rk= > Н2[Т1С1б].
5. TiCl4 + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 4NaCl + H 20 ,
TiCl4 + 4(NH 3 H 20 ) [конц ] = TiO(OH)2± + 4NH 4C1 + H 20.
6 . TiCl4 + 0 2 = ТЮ2 + 2C12
(1000— 1200° C).
7. 2TiCU -HH 2 = 2TiCl3 + 2HC1
(500° C).
8. 3TiCl4 нI- Ti = 4TiClj
(500° C),
TiCU + Ti = 2TiCl2
(800—900° C).
9. TiCU + H°(Zn, конц. HC1) = TiClj + HC1.
10. TiCU + 4HI = Til4 + 4HC1
(250° C).
11. TiCU + 2Mg = 2MgCl2 + Ti
(800—850° С, в атмосфере Ar),
(400—500° C).
TiCU + 4NaH = 4NaCl + Ti + 2H2
12. TiCU + 2MC1 = МгГПСУ
(300—350° С, p, M = K+, Rb+, Cs+,N H ;).
13. TiCU + 6KNCS = K 2[Ti(NCS)6] + 4KCli
(в ацетонитриле).
4.
14. 2TiCU
711.
электролиз
ч
ж,
♦ 2TiCl3 (катод) + Cl2t (анод)
.
[в конц. НС1].
Til4 — ИОДИД TMTAHA(IV)
Красно-коричневый, ннзкоплавкий, легкокипящий. При сильном нагревании
356
разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с концентрированной серной
кислотой, щелочами. Образует иодокомплексы. Получение см. 702м, 710™.
Мг = 555,50; </ = 4,40; г™=155° С; г*и„ = 379,5° С.
1. TiI4 = Ti + 2I2
(550— 1100° С).
2. ТИ4 + ЗН20 = ТЮ(ОН)24 + 4HI
(кип ).
3. 3TiI4 + 5H2S 0 4 (
. ) = 3Ti(S04)04 + 6 I2i + 2Si + 5H20
(примеси H 2S, S 0 2).
4. Til4 + 4NaOH (разб). = TiO(OH)2l + 4NaI + HjO.
5. Til4 + 2KI = K 2[TiI«] (красн.)
[200° С].
к о н ц
ЦИРКОНИЙ
712.
Zr — ЦИРКОНИЙ
Белый, довольно пластичный (хрупкий в присутствии примесей Z r0 2, 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 образ) ет. Переводится в раствор действием концентрированной серной кислоты,
фтороводородной кислоты, «царской водки». Реагирует с кислородом, галоге­
нами, серой, азотом при нагревании. Слабый восстановитель. Поглощает
заметные количества Н 2 и 0 2. Промышленно важен сплав с железом — ферроцирконий (40% Zr). Получение см. 7137, 7 1 /, 7191.
Мг = 91,224; </=6,50; г™=1855° С; tmn» 4340° С.
1. Zr + 2НгО (пар) = Z r0 2 + 2Н2
(выше 300° С, примесь ZrH2).
2. Zr + 4H 2S 0 4 (конц.) —
H2[Zr(S0 4)20] + 2S02T + 3H 20 .
3. Zr + 4HF (конц.) + H20 = H^ZrOF.,] + 2Н2Т.
4. 3Zr + 6НС1 (конц.) + 4HNQ 3 (конц.) = [Zr3Cl3(OH),i]Cl3 + 4NOf + 2НгО.
5.
100—350* С .
Zr + Н 2 <—
---- - ZrH 2 (сер., точнее ZrH2_v)
6.
Zr + 0 2 = Z r0 2
7. Zr (порошок) + 2Е2 = ZrE 4
8. Zr (порошок) + 2В г2 = ZrBr4 (бел.)
9. Zr + 2I2 = Zrl 4
,п
[0,1<хг<0,7].
выше 400* С
гг
S, 600—650* С
„ 0
„
(200—700° С)
(200—400° С; Е = F, С1)
[380° С]
(300—500° С, р)
800* с
10. Zr ---------------- ► ZrS3 (оранж.)---------- ► ZrS2 (кор.).
11. 2Zr + N 2 = 2ZrN (желт.)
S
713.
[700—800° С]
Z r0 2 — ОКСИД ЦИРКОНИЯЦУ)
Бадделеит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой
Из раствора осаждается в виде желтого гидрата Z r0 2 ■лН 20 . 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, 715',
Mr = 123,22;
d = 5,89;
tm = 2700° С;
tm„ • 4300° С.
1. ZrOi пНгО = ZrO(OH )2 + (л - i)H20
(140° С).
2.
ZrO*) + 2Н20«ГТ» ZrIV+ 40Н ”; рПР 23 = 63,86.
3.
4.
5.
6.
7.
ZrOj + 2H jSO4(60%) —
Zr ( S0 4)24. +'2H 20.
Z r0 2 + 4HF (коиц.) = HJZrOF.,] + НгО.
Z r0 2 + С (графит) + 2E2 = ZrE4 + C 0 2
(500—700° С; E = Cl, Br).
ZrOi + 2MOH = MzZrCb + H 20 .
(1000—1100° С; M = Na, K).
ZrOi + 2С (кокс) + Fe = (Zr, Fe) + 2CO
(1400— 1600° C).
ферроцирКОННЙ
714. ZiO(OH)2 — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ЦИРКОНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде.
Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrOi ■лН 20 , который при
слабом нагревании переходит в ZrO(OH)2. При стоянии под раствором теряет
химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелоча­
ми. Разлагается кислотами. Получение см. 7131, 7174, 718*’7.
М ,= 141,24;
d = 3,25.
1. ZrO(OH )2 = ZrOi + НгО
2. ZKXOH)^, + Н 20 .< = ^ Zrlv + 40Н"; рПР 25 = 30,98.
3. ZrO(OH )2 + 2НС1 (разб.) = ZrCl20 (P) + 2Н20.
4. гЮ(ОН)2 + 2H2SO„(60%-a) = Zr(S0 4)2l + зн 2о.
5. гЮ (ОН )2 + 2HNO 3 (разб.) = Zr(N 03)20 (p) + 2НгО.
6.
(300—600° С).
ZrO(OH )2 + NaOH(30%-й) + 4Н 20 < = > Na[Zr(H 20 ) 3(0H)5],
гЮ (ОН )2 + 2NaOH(40%-fl) + Н А * ^ Na 2[Zr(OH)6].
715. ZrSK>4 — ОРТОСИЛИКАТ ЦИРКОНИЯ(1У)
Циркон. Белый, прн прокаливании разлагается. По-видимому, является двой­
ным оксидом (ZrSi)04 . 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. 718®.
А/г = 183,31;
358
d = 4,169.
1. ZrSi0 4 = Z r0 2 + Si0 2
(1540— 1900° C).
2. 4ZrSiO«(T) + 24H20 < = > [г^НгОМОН)*]** +4H2SiO^‘ ; рПР 25 = 29,08.
3.
ZrSiC>4 + 10HF (*онц )t— > Н 2(гЮ р 4) + HJSiF*] + 3H20 .
4.
ZrSi04 + 5NaOH (конц.) + ЗНгО^ГГ^ Na[Zr(H 20 ) 3(0H )5] + Na 4SiCU
'
(400° C, p).
5. ZrSi0 4 + 4NaOH = N a ^ rO j + Na2SiOj + 2H20
(580—650°C)
6. ZrSi04 + 2CaO = (CaZr>03 + CaSi0 3
(выше 1100° C).
7. ZrSi04 + 4C (кокс) + 4C12 = ZrCl4 + SiCU + 4CO
(850— 1000° C).
716.
ZrF4 — ФТОРИД ЦИРКОНИЯ(1У)
Белый, при сильном нагревании возгоняется. Плохо растворяется в холодной
воде. Кристаллогидрат ZrF 4 • ЗН20 имеет строение [Zr2(H 20)6F6]F2. Разлагает­
ся горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. Получение см. 712*.
М, = 167,22; d = 4,6; 1 ^ > 600° С;
tm = 910° С (р)\ к,= 1,5*25), 1,39(50).
1. ZrF 4 ЗН20 = ZrF 4 + ЗНгО
(80— 100° С, вак.)
2. 2ZrF4 (разб.) + 8Н20 = [Zr^O M O H U F*]2' + 2Н30 + + 2HF
(коми.).
ZrF 4 + ЗН20 = ZrOF 2 2Н204- + 2HF
(выше 50° С)
3. ZrF 4 + 2H2S 0 4 (
. , гор.) + Н20 = H2[Zr(S04)20] + 4HFT.
4. ZrF 4 +Н20 = H 2[ZrOF4r
(в конц. HF).
5. ZrF4 + 3MF (конц.) = MstZrFr]
(М = Na+,NHJ),
к о н ц
(NH 4)3[ZrF7]
300е С
-NH<F
___________
+ (NH4)2[ZrF6]
365 ° С
NH4[ZrF5]
‘NH4F
500-600 ° С
-> ZrF 4
-N H ,, -H F
717. ZrCU — ХЛОРИД ЦИРКОНИЯ(1У)
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
комплексообразоваиия. Получение см. 7127, 713s, 7157, 718*.
М, = 233,04;
1.
d = 2,80;
= 437—438° С (р);
/суб* = 331° С.
ZrCU-
-> ZrCl3, ZrCl2, ZrCl
(выше 1700° С)
-cij
2. ZrCl4 (разб.) + Н20 (хол.) = ZrCl20 (P) + 2НС1.
3. 3ZrCl4 + 6Н20 = [Zr3Cl3(OH)*]Cl3 + 6HG1
(в конц. НС1).
4. ZrCU + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)24. + 4NaCl + H 20 ,
ZrCl4 + 4(NH 3 H 20 ) [конц] = ZrO(OH)24 + 4NH 4C1 + H 20 .
5. ZrCU + 0 2 = Z r0 2 + 2C12
(600° C).
6. ZrCU + 4Na = Zr + 4NaCl
(500° С, вак.),
359
7.
(700° С).
[460—500° С, р],
ZrCU + 2Mg = Zr + 2MgCl2
3ZrCU + Zr = 4ZrCl3 (зел.)
7г
Zr, 625—800° C (
ЯSO ® C
ZrCl (черн.).
ZrCU ----- :---------- > ZrCU (черн.)
(коми., в жндк. CCU).
8. ZrCU + С1гО = ZrCUOi + 2C12
(500° С, р).
9. ZrCU + 2KC1 = K 2[ZrCl6]
10. 2ZrCl-K*)4==^ ZrClj + [ZrCl5] « = ZrCl2+ + [ZrCU]2'.
718.
ZrChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД ЦИРКОНИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде,
значительно меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте.
Кристаллогидрат ZrCI2O • 8Н20 имеет строение [Zr4(H 20)i6(0H)8]CU • 12Н20.
Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом
аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7143, 7172*9.
Мг =178,13;
d - 1,91 (кр.);
г„л = 115° С (разл.);
к, = 51,8(М), 85(60).
1 . 2ZrCl20 = ZrCU
+ Z r0 2
(выше 250° С).
2. ZrCUO • 8Н20 = ZrChO + 8Н20
(115— 150° С),
ZrCUO 8Н20 = гЮ 2 + 2НС1 + 7Н20
(выше 300° С).
3. 4ZrCl20 (разб.) + 20Н2О (хол.) = [Zr4(H20 )i6(0H)8]8+ + 8СГ,
2ггС1гО + 6Н20 (гор.) = г г 2С1гОз • 5Н20 4 + 2НС1.
4. ZrCUO + Н20 (пар) = Z r0 2 + 2НС1
(выше 300° С).
5. 3ZrCl26 + ЗН20 = [гг3С1з(ОН)б]С1з
(в конц. НС1).
6. ZrCl20 + 2NaOH (разб.) = ZrO(OH)2i + 2NaCl,
ZrCl20 + 2(NH3 Н 20 ) [конц.] = ZrO(OH)2i + 2NH4C1.
7. ZrChO + Na2S + 2H20 = гЮ (ОН)24 + H2S t + 2NaCl,
ZrCUO + Na 2C 0 3 + H20 = ZrO(OH)2i + C 0 2t + 2NaCl.
8. ZrCUO + N 348104 + 2HC1 (разб.) = ZrSi04i + 4NaCl + H 20.
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;
rf=4,76;
= 500°С (р)\
гсубл = 418°С.
1. Zrl 4 = Zr + 2I2
(1300— 1400° С).
2. Zrl 4 + H20 = ZrI2O i + 2HI.
3. ZrU + 4H 2S 0 4 (конц.) = H 2[Zr(S0 4)20] + 2I24 + 2S0 2 + 3H20.
4. ZrU + 4NaOH (разб.) = гЮ(ОН)24 + 4NaI + H 20.
5. 2ZrI4 + 2NH 3 = 2ZrN + 3H 2 + 4I2
(1000° C).
360
ГАФНИЙ. РЕЗЕРФ ОРДИ Й
720.
НГ— ГАФНИЙ
Белый, достаточно тяжелый, более твердый, чем цирконий; тугоплавкий, высококипящий. 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;
tm = 2230° С;
I„„„ * 4620° С.
1. Hf + 2НгО (пар) = НЮг + 2Нг
(300° С, примесь НПЬ).
2. Hf + 4H 2SO4 (конц.) = H2[Hf(S04)20] + 2S02T + ЗН2О.
3. 3Hf + 6НС1 (конц.) + 4HN03 (конц.) = [Hf3Cl3(OH)s]Cl3 + 4NOT + 2Н20.
4. Hf + 4HF (конц.) + Н20 = H2[HfOF4) + 2Н2Т.
100—350° С
5.
Hf + Н2 * = - — -■
6.
Hf + 02 = нга2
7.
8.
9.
Hf (порошок) + 2Ег = HfE4
Hf + 2Br2 = HfBr4 (бел.)
Hf + 212 = НП4
in
uf
выше 400" С
S. 600—650“ С
-> HfH2 (сер.).
(700° C).
(200—400° С; E = F, Cl).
[320—350° С].
(300—500° C, p).
.
10. H f ---------------- ►HfS3 (оранж.)
HfS2 (кор.).
11. 2Hf + N 2 = 2HfN (кор.)
721.
[700—800° С].
НЮ2— ОКСИД ГАФНИЯ(1У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Из раство­
ра осаждается желтый гидрат НГОг ■лНгО, при нагревании переходит в
НЮ(ОН)г. 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, 7251ХА.
А/г = 210,49;
d= 9,68;
/„„ = 2790° С;
1.
2.
НГО2 «Н20 = НГО(ОН)2+ ( « - 1)Н20
НЮ2(т) + 2Н 20«=> Hf*v + 40Н “; рПР25 = 63,94.
3.
НЮ2 + 2H2SO4(60%-b) — —>Hf(S04)2i + 2НгО.
tym « 5400° С.
(140—200° С).
361
4.
5.
НЮ 2 + 4HF (конц.) = HjJHfOFJ + Н 20 .
НЮ 2 + С (графит) + 2Е2 = HfE4 + С 0 2
НЮ 2 + 4HF = HfF4 + 2Н20
6. НЮ 2 + 2МОН = М 2НЮ 3 + Н20
722.
(выше 500° С; Е = С1, Вг),
(500—550° С).
(1000—1100°C;M = Na, К).
HftHOHh — ДИГИДРОКСИД-ОКСИД ГАФНИЯ
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде.
Из раствора осаждается желтый гидрат НЮ 2 ■лН 20 , при нагревании переходит
в НЮ(ОН)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («ста­
реет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами.
Получение см. 721', 7244, 725*J , 126 .
Mr = 228,50.
1. НЮ(ОН)2 = НЮ 2 + НгО
(600—1000° С).
2. НЮ(ОН)г(г) + Й г О ^ ^ Hflv + 4 0 Н“; рПР 25 = 28,90.
3. НЮ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = НГСЬОф, + 2Н20 .
4. НГО(ОН)2 + 2H2S 0 4 (60%-я) = Hf(S04)24 + ЗНгО,
НЮ(ОН)2 + 2HN0 3 (разб.) = Hf(N03)A p) + 2НгО.
5. НЮ(ОН)2 + NaOH (30%-й) + 4Н 20 4= > NatHf(H 20 )3(0 H)5],
НЮ(ОН)2 + 2NaOH (40%-й) + Н 20 4= = > Na 2[Hf(OH)4
723. HfF4 — ФТОРИД ГАФНИЯ(1 V)
Белый, при нагревании возгоняется. Не растворяется в холодной воде. Крис­
таллогидрат HfF 4 ■ЗН20 имеет строение [H ty ^ O ^ F e ^ . Разлагается горячей
водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. По­
лучение см. 720\ 7215, 724*.
М, = 254,48;
rf=7,13; • /су&, > 970° С;
/„л * 1020° С (р);
рПР25 = 24,52.
HfF4 ЗН20 = HfF 4 + ЗН20
(80—100° С, вак.).
HfF4 + ЗН20 = HfOF2 • 2Н20 4 + 2HF
(выше 70° С).
HfF4 + 2H 2S 0 4 (конц ., гор.) + Н20 = Hj[Hf(S04)20] + 4HFt.
HfF 4 + Н20 = Нг[НЮР4]
(в конц. HF).
HfF 4 + 3MF (конц.) = M3[HfF7]
(М = N a \N H ;),
(NH 4)3[HfF7] 240° С * (NH 4HHfF6]
-NH4F
HfF 4 + 4LiF = Li4[HfFg]
HfF 4 + 2MF = M2[HfF6]
724.
350 . с
500-600° С
NH^HfFs]
-> HfF4.
-NH3, -HF
(900° C),
(700—900° С; M = K, Rb, Cs).
HfCU — ХЛОРИД ГАФНИЯ(1У)
Белый, весьма летучий, плавится под избыточным давлением. Чувствителен к
влаге воздуха («дымнт»). Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом
362
аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами,
гафнием. Образует хлорокомплексы. Получение см. 7207, 721s, 7251.
Mr = 320,30;
t„ = 435° С (р);
1. HfCU---------- ► HfClj, HfCl2, HfCl
-Cli
= 315° С.
(выше 1700° С).
2. HfCU (разб.) + H20 (хол.) = HfCl20(p) + 2HC1.
3. 3HfCU + 6НгО = [HfjCl3(OH)6jClj + 6HC1
(в конц. HC1).
4. HfCU + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)24 + 4NaCl + H 20 ,
HfCU + 4(NHj • H 20 ) [конц.] = НГО(0Н)24 + 4NH4C1 + НгО.
5. HfCU + 0 2= H f0 2 + 2C12
(500° C).
6. HfCU + 4Na = H f+ 4NaCl
(450—500° С, вак),
HfCU + 2Mg= Hf+2M gCl 2
(650—700° C).
[500° C, p\.
7. 3HfCU + Hf = 3HfClj (зел.)
u r зсл» r
Hf, 625—
800 ®C
8.
HfCU
■ > HfCl2 (черн.)--------------- > HfCl (черн ).
9. HfCU + 4HF(») = HfF 4 + 4HC1.
10. HfCU + 4N 20 5 = Hf(N03)4l + 4(N0 2)C1
(komh ., в жидк. CCU).
11. HfCU + C120 = HfCl2O i + 2C12
(komh., в жидк. CC14).
12. HfCU + 2KC 1 = K^HfCU]
(500° С, p).
13. гНГСЦжнт» HfClj + [H fC ljJ V ^ HfCl?+ + [HfCU]2-.
725.
HfCl20 — ОКСИД-ДИХЛОРИД ГАФНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, хуже — в
концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат HfCl20 ■
• 8Н20 имеет строение [Hf4(H 20)i«(0H)e]CU • 12НгО. Реагирует с горячей водой
и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см.
7223, 7242'".
Mr = 265,40.
1. 2HfCl20 - HfCU + НЮ 2
(выше 300° С).
2. HfCl20 8Н20 = HfCl20 + 8Н20
(выше 65° С).
3. 4HfCl20 (разб.) + 20Н2О (хол.) = [Hf4(H20)ie(0H)«]*+ + 8СГ,
2HfCl20 + 6НгО (гор.) = Hf2C h0 3 5НгО! + 2НС1.
4. HfCl20 + НгО (пар) = НЮ2 + 2НС1
(выше 300° С).
5. ЗНГСЬО + ЗН20 = [HfjCbfOHWCU
(в конц. НС1).
6. HfCl20 + 2NaOH (разб.) = НЮ(ОН)21 + 2NaCl,
HfCUO + 2(NH3 НгО) (конц.) = HfO(OH)24 + 2NH 4C1.
7. HfCl20 + Na2S + 2НгО = НГО(ОН)24 + H2S t + 2NaCl,
HfCUO + Na 2C 0 3 + H20 = HfO(OH)24 + C 0 2t + 2NaCl.
363
726. НП4 — ИОДИД ГАФНИЯ(ГУ)
Желто-оранжевый (крупные кристаллы — коричневые), при нагревании летуч,
при прокаливании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами,
щелочами, аммиаком при высокой температуре. Получение см. 7209.
Л/г = 686,11;
d = 5,60;
/ш, = 449—455° С (р )\
/суйп = 392° С.
1. НП4 = Hf + 2Ь
(1100° С).
2. НП4 + HjO = НП204. + 2HI.
3. НП4 + 4H 2SO4 (конц.) = H 2[Hf(S04)20] + 2Ij4. + 2S02t + 3H20.
4. НП4 + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)24. + 4NaI + Н20 .
5. 2НП4 + 2NH3 = 2HfN + ЗН2 + 4Ь
(900— 1000° С).
727. Rf— РЕЗЕРФОРДИЙ
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 261R f (период полурас­
пада 65 с). Химический аналог Hf; устойчивая степень окисления (+IV). Реаги­
рует с хлором при 300—350° С с образованием RfCU. Летучесть RfCU и HfCU
одинакова. Проявляет, как и Hf, высокую способность к образованию в
растворе анионных комплексов. Другие химические свойства не изучены. В
микроколичествах R f синтезирован при бомбардировке Pu, Cm, Bk или Cf
ядрами Ne, С, N или О на ускорителе.
До 1997 г. имел название и символ
к у р ч а т о в и й Ки.
М , = 261,109.
ЭЛЕМЕНТЫ УБ-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, V5+ — сине-зеленую, V 02+ — синюю и VO2 — красную. Реагирует с кон­
центрированными серной и азотной 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, 736", 7401.
М ,=
50,942;
d=
5,96—6,12;
/„л =1920о С;
/к„„ = 3450° С.
1.
V + ЗНгБОДконц., гор.) = (VO)S04 + 2SO2 + ЗН2О.
2.
V + 6 H N 0 3(kohU., гор.) = (VChJNOj + 5 N 0 2 + 3H20 .
3.
4.
3V + 12НС1(конц.) + 4Н1М03(конц.) = ЗУС^ж) 4- + 4NOt + 8НгО.
2V + 12HF(kohu„ гор.) = 2H3[VF6] + 3H2t.
364
(500—650° C),
(750—900° C).
5.
4V + 4NaOH + 5 0 2 = 4NaV03 + 2H20
4V + 12NaOH + 5 0 2 = 4Na3V04 + 6H20
до 500»c
6- 2V + H2 <выше
- 900°
__ *C 2VH (cep.).
v r /
7. 4V(nopomoK) + 5 0 2 = 2V2Os
8. 2V + 5F2 = 2VFS
У(порошок) + 2C12 = VCU
9. V —
(400—500° C).
(300° C, p),
(200—350° С, ток Cl2).
[400—600° C],
уВг2(кор.), УВг3(черн.)
[300—500° С].
V — 1-2—> a-VI2 (черн.), Р-У12(красн ), У13(черн.)
(400— 1000° C).
(900— 1350° C),
(1100— 1400° C).
10. У(порошок) — -—> VS, VS2, V2S3,V (Sj')2
11. 2V + N 2 = 2VN
V + VN = V2N
Р(красн.)
12. V - 1—— —* VP, VP2, V2P, V3P
(500—550° C).
С(графит)
(1300° C).
(900— 1350° C).
13. V ------------- >■VC, V3C
14. 2V + 2NH3 = 2VN + 3H2
729. V2Os — ОКСИД ВАНАДИЯ(У)
Навахоит и алаит (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 V2Os • иН20 (и = 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. 7287, 7301' 7, 73213.
Afr = 181,88; d = 3,357; /„« = 690° С; /«„„ = 1800°С (р), к, = 0,07<25 |00>.
1.
2V20 s = 4V02 + 0 2
2.
3.
4.
5V205<t) + 7Н20 < = ? H 2Vl0O ^ + 4Н30 +
V2Os + 2Н20(пар) = НЛ^От/г)
V2Os + 6НС1(конц.) = 2(V0)C12 + Cl2t + ЗН20
5.
2V20 s + 4 Н 25 0 ч( к о н ц .) — — > 4(VO)S04 + 4Н20 + 0 2t
V2Os + 2ШМ03(конц.) = 2(V02)N 03 + H20 .
V2Os + 6МОН(Ю%-й) = 2M3V04 + 3H20
V2Os + 2(NH3 Н20)[конц ] = 2NH„V03 + H20.
V2Os + Na2C 0 3(KOHU.) = 2NaV03 + C 0 2t
V2Os + 2H2 = V20 3 + 2H20
V2Os + 5Ca = 2V + 5CaO
6.
7.
8.
9.
(700— 1250° С, примесь V60 , 3).
(идет в малой степени).
(100° С).
(кип).
(кип ),
(M = Na, K),
(кип.).
(400—500° C).
(950° C).
365
(1000° С).
10. V 2O 5 + FeiCb + 8С(кокс) = 2(V, Fe) + 8CO
феррованадий
11. VKJs + ЗС(кокс) + 6СЬ = 2VCbO + 3CCUO
12. V2Os + ЗНгБОчфазб.) + S = V2(SC>4)34- + SCht + ЗНЮ
(300-350° C).
(кип.)
13. VjOs + 10НС1(разб.)---- зи°арализ > 2УС1з(катод) + 2СЬТ(анод) + 5НЮ.
730. (VOJSOa - 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
VO1* в растворе имеет строение [V(H20)s0]2+. Разлагается концентрирован­
ной азотной кислотой, щелочами. Восстанавливается цинком в кислотной
среде, окисляется перманганатом калия. Получение см. 7281, 729s, 7327.
Л/г = 163,00; ^ = 2,21 (кр); к, = 112,75<и>.
1. 2(VO)SC>4 = V 2O 5 + SO 2 + SO 3
(520-530° С).
2. (VO)SC>4 ЗНгО(гол.) = (V O )S04 + ЗН2О
(260-280° С).
3. (VO)SC>4 + 5НгО = [V(H20)5C>P+(chh.) + S O* ' ,
[V(H20) s0 ]2+ + Н 2О
[V(H20)40(0Н)]+ + НзО+; рК, = 2,65.
4. (VO)SC>4 + 2Н1МОз(конц.) = (V02)N03 + NO 2 + H 2SO4.
5. (VO)SC>4 + 2ЫаОН(разб.) = VO(OH)24>+ Na2S04.
6. (V0)S04 + 4НС1(разб.) + H»(Zn)
7.
— > VCb + H 2SO4 + HC1 + HjO.
10(V 0 ) S 0 4( kohu.) + 2KM n04 + 7НЮ = 5V2Os4- + 2MnSC>4 + 7 H 2SO 4 +
+ K2SO4
__
(кип., в разб. H2SO4).
8. (VO)S04(H2S04(kohu.)]
- o 2T (анод), н 2о
H tv (S 04)2], VSO4(KaT0fl).
731. NaVOs - MET ABАН АДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде, бесцветный
нон V 0 3 в растворе тримерен ( V j O^ "), раствор быстро желтеет из-за раз­
ложения. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Реагирует с перокси­
дом водорода. Вступает в реакции обмена. Получение см. 728s, 7297, 732s,
733s.
А/, = 121,93;
d
= 2,79(кр.);
/ш, = 630° С; fo = 21,1(25), Зв.вГО.
1. NaVOs 2НгО = NaVOs + 2НгО
(300-400° С).
2. ЗЫаУОз(разб.) + 12НгО = 3[Na(H20)4]+ +- VjO* ' ,
5V30* ' + ЗН2О — быстр°
> HV,0O j8‘ (желт.) + 5HVO* ' .
3. ЮЫаУОз(разб.) + 2H2S04(pa36.) = Na6Vio02« + 2Na2S04 + 2НгО,
2ЫаУОз(конц.) + гНгЭСЦконц.) = Уг054- + 2NaHSC>4 + Н 2О.
4. 2NaV03 + ЫаОН(разб.) = Na3H V 2O 7 ,
НаУОз(насыщ.) + 2ЫаОН(конц.) = Na3V044- + Н 2О.
5. ЫаУОз + NH4C1(kohu.) = NH 4VO34 + NaCl.
366
6. NaV0 3 + 2 Н2О2ОСОНЦ.) +Н>Юз(конц.) = Нз^ОгСО^г] (желт.) + NaN0 3 +
+ H2O.
732. NH4 VO 3 — 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
Mr = 116,98; d = 2,326; к , = 0,52<15), 1,6(50).
1. 2 NH4 VO3 = V2O5 + 2NH3 + Н2О
(50—150° С, вак.; 500—550° С, на воздухе).
2. 3NH4VOj(pa36.) = 3NH; + V3O j-,
5 V3O9
3.
+ ЗН2О - быстр° > HV,0O ^ (желт.) + 5 HVO4 " .
2 NH 4VO3 + 2НС1(разб.) = VjOsi + 2NH4C1 + HjO,
2 NH 4VO3 + 2НС1(конц.) + (л - 1)НгО = V2O5 • лНгО (коллоид) + 2 NH 4CI.
4. NH4VO3 + 3NaOH(KOHU.) = Na3V0 4 + 14НзТ + 2НгО
(кип.).
5. 2 NH4VO3 + М2СО3 (конц.) = 2MV03 + 2NH31 + C 02t + Н2О
(кип.; М = Na, К).
6. 2 NH4VO3 + 2Н2 = V1O3 + 2NH3 + ЗН2О
(700—750° С).
7. 4 NH 4VO3 + 2 NH 4HSO3 + 5H2S04(pa36.) = 4 (V0 )S0 4 + 3 (NH4)2S0 4 + 6 Н2О
(кип.).
8 . NH 4VO3 + 2NH4HS + 2HjS = (NH4) 3[VS4] (фиол.) + 3H20
(в разб. NH 3 ■НгО).
9. 12 NH4VO3 + НзРСЫконц.) + 5НС1(разб.) = ( N ^ M P V ^ ] + 5NH4C1 +
+ 4 Н2О.
733. N*3V04 — о р т о в а н а д а т н а т р и я
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.
М , = 183,91; г™= 866° С; к , = 22,1 f 1S).
1. Na3VC>4 • ЮН2О = Na3VC>4 + ЮН2О
2. Na3V04(pa36.) + 12 Н2О (хол.) = 3[Na(H20)4]+ + VO] ,
а) VOj' + Н2О
HVOj' + ОН'; pКо = 2,87,
(выше 300° С).
HVOj- + H2O < = ♦ H2V 04 + OH'; pX0 = 5,05;
б) 2HVOj'4Z=? HV2O f' + OH'.
3. Na3V04 + H2O = NaV03 + 2NaOH
(кип).
4. IONa3V04(pa36.) + 12H2S04(pa36.) = Na«Vю02*(оранж.) + 12 Na2S0 4 + 12НгО,
2Na3V 04(KOHU.) + 6H2S04(kohu.) = V2O5 i + 6NaHS04 + 3H20.
367
5.
2Na3V 0 4(Hacbiiu.) + 2НСЮ4(4 M) =
6.
7.
2Na3V 0 4 + 6H 2S0 4 + Zn — L- ►2(V0)S0 4 + 3Na2S0 4 + ZnS0 4 + 6H 20 .
Na 3V 0 4 + 4Н 20 2( конц.) = Naj[V(C^")J (сине-фиол.) + 4H 20 .
+ 2NaC104 + H20
(0° С).
8.
2Na3VO„ + 6H20
?лектроли] > 2V(OH)34 (катод) + 0 2Т(анод) + 6NaOH
(в атмосфере N2).
734. VFs — ФТОРИД ВАНАДИЯ(У)
Белое твердое вещество, бесцветная вязкая жидкость. Легкоплавкий, низкокнпящий. Энергично реагирует с водой, щелочами. Образует фторокомплексы.
Получение см. 728*.
М, = 145,93;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
dtr) = 2,177;
= 19,5° С;
VFs + Н 20(влага) = УОР3(желт.) + 2HF.
2VFS+ 5Н20 = V2O s4- + 10HF.
VFs + 2Н20 = H[V(OH)2F4]? + HF
2VFS + 1ONaOH(pa36.) = V2Os4- + 1ONaF + 5H20 .
VFs(*) + MF = M[VF6]
VFs(,) 4==? v f ; + [VF6]-.
= 47,9° С.
(0° С, в конц. HF).
(M = K, Ag).
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 хлорокомплексы. Полу­
чение см. 7361' 7' 11, 131*.
М, = 121,85;
d = 3,09;
и » 1350° С.
1. VC12 + 6Н20 = |У(Н 20)б]г+(фиол.) + 2СГ
(0° С, в атмосфере N2),
(V(H20 ) s]2+ + НгО «=► [V(H20)sOH]+ + Н 30 +; рХ« = 6,46.
2.
3.
2VC12 + 2НС1(разб.) — 1—>• 2VC13 + Н2Т
(20—80° С).
VCI2 + H 2S 0 4(kohu.) = (VO)Cl2 + S 02T + H 20 ,
VC12 + 3 H N 0 3(kohu.) = (V0 2)C1 + 3N 02T + H20 + HCI.
4. VCI2 + 2NaOH(pa36.) = V(OH)24-(Kop.) + 2NaCI
(0° С, в атмосфере N2).
5. VC12 + H20 + 2AgN0 3 = (VO)Cl2 + 2Agi + 2HN03.
6. VC12 + MCI = M[VC13]
(при сплавлении; M = K \ TI+,N H |),
VC12 + 2MCI = M 2[VC14]
(при сплавлении; M = К, Cs)
736. VCh — ХЛОРИД ВАНАДИЯ(Ш)
Фиолетовый, нелетучий. Плохо растворяется в воде, лучше— в подкисленной
воде. Зеленый кристаллогидрат VC13 ■6Н20 имеет строение [V(H20 ) 4C12]C1 •
2Н20 . Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, гидратом ам­
368
миака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Образует хлорокомплексы. Получение см. 72913, 7371' 7' 9
Мг= 157,30;
1.
d = 2,87.
2VCU = VC12 + VCU
(400—500° С, в токе N 2),
2VCU = 2VCU + Cl2
(500—800° С, в атмосфере N2).
VCb • 6Н 20(зел.)44~ * УС1з(насыщ.) + 6Н20
(0° С, в атмосфере HCI)
VClj + 6Н20 = [V(H20 )6]3+ + ЗСГ
(в 4 М НСЮ4).
2.
3.
[ V(H 20 )6]3+(pa36.) + HiO
[V(H20)s(O H )p (кор.) + Н ,0 +; р * . = 2,92,
2(V(H20 ) 5(0H)]2+^
(V2(H 2O)10Ol4+(Kop.) + Н 20.
VClj + 4Н20 = (V(H20 ) 4C12]+ + СГ
2VCU + H 2S 0 4(kohu.) = 2(V0)C12 + S 0 2 + 2НС1,
VCU + 2HNOj(kohu., гор.) = (V02)CI + 2N 0 2 + 2HC1.
6. VCI3 + 3NaOH(pa36.) = V(OH)34- + 3NaCl,
4.
5.
7.
8.
VClj + 3(NH 3 Н 20)[конц] — *—►VO(OH)4 + 3NH4C1 + H20
(кип.)
VClj + H°(Zn, разб. HCI) — — *• VCI2 + HCI,
2VClj + H 2 = 2VCI2 + 2HCI
(400° C).
2VCb + 3H 2 = 2V + 6HC1
(выше 900° C)
ICC1
VCU ----- —---- *• K(VC14], Kj[VCU], K 2[V2C 1»]
9. 2VCU + 12CO + 4Mg = Mg(V(CO)6]24 + 3MgCI2
Mg[V(CO)«]2 + 2HC1 = [V(CO)6] + MgCl2 + H2t
10. VCU + 3Na(CsHs) = (V(C5H5)2] + 3NaCl + C,H?
И 2VCb электролиз > 2VCl2(KaTOfl) + Cl2t(aHoa)
737.
(в конц. HCI)
(800° C)
(135° С, p , в пиридине)
(коми., в эфире)
(кип. в диоксане)
(в разб. НС1)
VCU — 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 V2C1« со строением VCljfVCls]" (/щ, = 260° С). Не
смешивается с ледяной водой. Реагирует с горячей водой, концентрированны­
ми кислотами, щелочами, фтороводородом. Восстанавливается водородом
Образует хлорокомплексы. Получение см. 7283 *, 7361, 7394
Мт= 192,75;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 1,83(20);
/„л = -20,5° С;
tmn = 153° С (разл.).
2VCU = 2VCU + С12
VC14 + Н 20(влага) = (VO)Cl2 + 2НС1.
VCU + 8H 20(rop.) = (V(H20 ) s0 ] 2+(chh.) + 4СГ + 2HjO+.
VC14 + 2НС1(конц.) = H 2[VCU](p)(Kop.).
VCU + HNO j(kohu) + H20 = (V0 2)C1 + N 0 2 + 3HC1.
(153— 170° С).
369
6.
VCU + 4NaOH(pa36.) = VO(OH)2-l + 4NaCl + H 20 .
7. VCU + H°(Zn, конц. HC1) — I—►VCb + HC1.
8. VCU + H 2 = VC12 + 2HC1
9. 3VCU + V = 4VC13
10. VCU + 2MC1 = M2[VCl6](KpacH.)
(500 - 600° C).
(320 - 400° C).
[400° С; M = K, Rb, Cs],
11. vcu<*)<=> vcij +[vcur
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 VClj неизвестно. Получение см.
729", 7391.
М, = 173,30; d = 1,839(JO);
/ „ = - 77° С;
/«„л = + 126,7° С.
1.
2VCUO + ЗН20(хол.) = V20 5i + 6НС1,
2VCljO(cycneH3Ha) = 2(VO)Cl2 + С12Т
(кип.).
2. VCbO + H20 = (V0 2)C1 + 2HC1
(в конц. HNOj).
3. 2VCbO + 6ЫаОН(разб.) = V20 5 i + 6NaCl + 3H20.
4. 2VCUO + 8(NH 3 Н 20)[конц] = 2NH 4VO3-I + 6NH 4CI + 4H 20.
5. VCbO + H 2 = V(C1)0 + 2HC1
(500° C).
6. 2VCUO + Zn = 2(VO)Ch + ZnCl2
(400° C, p).
739. (V 0 2)C1 — ХЛОРИД
ДИОКСОВАНАДИЯ(У)
Оранжево-красный, очень гигроскопичный. Ион V 0 2 устойчив только в силь­
нокислотной среде. Реакционноспособный; разлагается водой и щелочами,
реагирует с пероксидом водорода. Сильный окислитель. Получение см. 7382.
Л/г = 118,39;
d = 2,29.
1. 3(V0 2)C1 = V2O5 + VCbO
2. (V0 2)C1 + nH20 = [V(H20)„02f + СГ
3. 10(VO2)Cl + 8H 2O = H6V,o02» + 10HC1
H6V,o028 + 4H20 H 2Vl0Ojg+ 4H 30*
H 2V l0O^8 + H20 f = *
(150° C).
(в 1 M НСЮ4).
(в разб. HC1),
(разбавление),
h v 10o |8
- + HjO+,
HV|0O2j + H2O
У,0О 28(ораиж.) + НзО+.
2(V0 2)C1 + 8НС1(конц„ хол.) = 2VCl4<*)i + Cl2t + 4H 20 ,
2(V0 2)C1 + 4НС1(конц.) = 2(VO)Cl2 + Cl21 + 2H20
5. 2(V0 2)C1 + 2NaOH(pa36.) = V20 5i + 2NaCl + H 20.
4.
6.
(V 0 2)C1 + НС1(разб.) + H°(Zn) — I—► (VO)Cl2 + H 20 .
7. 2(V0 2)C1 + 4НС1(разб.) + 2K1 = 2(VO)Cl2 + I24 + 2H20 + 2KC1.
8. 2(V0 2)C1 + 2НС1(разб.) + H2S = 2(VO)Cl2 + S i + 2H20 ,
370
(кип).
2(V02)CI + 2НС1(разб.) + S 0 2 = 2(VO)CI2 + H 2S04.
9. 2(V02)CI + 2(NHjOH)CI = 2(VO)CI2 + N2T + 4H20 (в разб. HCI).
10. (V0 2)C1 + H 20 2 + (n - 1)H20 = [V(H20 ),0 (0 ^]C 1 (красно-кор.)
[в разб. НС1].
740.
|V(CO)6| — ГЕКСАКАРБОНИЛ ВАНАДИЙ
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. 7369.
Л/г = 219,00.
1. [V(CO)e] = V + 6СО
(60—70° С, в атмосфере N2).
2. [V(COW + 3H 2S0 4(kohu., гор.) = (VO)S04 + 2S0 2 + 3H20 + 6COT.
3.
4[У(СО)б] + 17 0 2 = 2V2O s + 24С 02
(150—200° С).
4. 2[V(CO)6] + 3I2 = 2VI3 + 12СОТ
(кип., в эфире)
5. 2[У(СО)б] + Н 2 < * 2[V(CO)eH]
(0° С, р, в эфире).
6. [У(СО)б] + М = М[У(СО)б]
(коми., в тетрагидрофуране; М = Na, К)
НИОБИЙ
741.
Nb — НИОБИЙ
Светло-серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии NbH),
тугоплавкий, высококипящий, 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. Окисляется кислородом, галогенами. Реагирует с
водородом. Промышленно важен сплав с железом — феррониобий (14—66%
Nb, может содержать до 9% Та). Получение см. 74210, 7446, 7455' 6.
Л/г = 92,906;
d = 8,560;
и = 2470° С;
Л™„ = 4927° С.
1.
2.
2Nb + !2HF(Komi.) —
2H[NbF6] + 5Н2Т.
3Nb + 18HF(kohu.) + 5HNOj(KOHn) = 3H[NbF6] + 5NO + 10H2O.
(кип.).
3. 2Nb(nopomOK) + 2NaOH(KOHU.) + 4H20 = 2(NaNb)Oji + 5H2T
4. 4Nb + 4NaOH + 5 0 2 = 4(NaNb)0 3 + 2H20
(450—600° C).
4Nb + 12NaOH + 5 0 2 = 4Na3NbC>4 + 6H20
(500—700° C)
20—400“ C
5.
2Nb + H24
* 2NbH,
500—1000* C
Nb + H 2 = NbH 2
(350° C, p)
371
6.
7.
4Nb + 50: = 2Nb20 5
2Nb + 5E2 = 2NbEs
(выше 500° C).
(20—100° С, E = F; 100—200° С, E = Cl).
742. Nb2Os — ОКСИД НИОБИЯ(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится
химически пассивным. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной
хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Nb2Os • лН 20,
более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводород­
ной кислотой, щелочами, реагирует с карбонатами щелочных металлов при
спекании. Восстанавливается водородом (в отличие от Ta 2Os). Легко хлориру­
ется. Получение см. 7416, 7432, 744'.
М, = 265,81;
1. N b2Oj
d = 4,47-5,29. 4,3(кр.);.
tm = 1490— 1500° С.
_0г > NbO,(T.-CHH.)
[800— 1000° С, вак.; 2,4 < п < 2,5].
2.
NbjOs • лН20 = Nb2Os + лН20
(выше 500° С).
3.
4.
5.
Nb 2Os(T) + ЗН20
2NbOj + 2Н30 +; рПР 25 = 20,14.
Nb 2Os + 12HF(kohu.) = H 2[NbF7] + H 2[NbOF5] + 4H 20.
Nb 2Os + 6HF(25%-a, хол.) + 4K(HF2)(T) = 2K2[NbF7] + 5H20.
6.
Nb 2Os(T) <
ЫаОН(конц.)
НС1(разо.)
> [NbeOi»]8-, [Nb4Oi2(OH)4]g-.
7. Nb 2Os + M2COj = 2(MNb)Oj + C 0 2
8. Nb 2Os + H 2 = 2Nb0 2(cHH.) + H20
9. NbjOs + 5C(kokc) + 5Clj= 2NbCl5 + 5CO
10. 2Nb2Cb
электр°лиз > 4Nbl(KaTOfl) + 5 0 2Т(анод)
(800° С, вак.; M = Li, Na).
(800— 1000° C).
(600—900° C).
[в расплаве KF],
743. NbFs — ФТОРИД НИОБИЯ(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Реагирует с
водой, разлагается разбавленными кислотами, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. 7417, 7443.
М, = 187,90; d = 3,293; и = 79,5° С; Г«. = 234,5° С.
1. NbFs + Н 20(влага) = NbOFj + 2HF,
NbFs + ЗН20(хол.) = [NbOFs]2- + 2НзО+.
2. 2NbFs + 5H20 = Nb2Os4 + 10HF
(кип. или в разб. H2S04).
3. NbFs + 2КОН(разб.) = K 2[NbOF5] + H 20.
4. NbFs + 2HF(kohu.) = H2[NbF7],
NbFs + 2KF(kohu.) = K 2[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, 7429.
Мт= 270,17; d = 2,75; U = 204,7° С; /кип = 247.4° С.
I. NbCIs + НгО(влага) = ЫЬС130(бел.) + 2HCI,
2NbCI5 + 5Н20 = NbjOsi + I0HCI.
2. NbCIs + 6ЫаОН(конц.) = (NaNb)03l + 5NaCI + ЗН2О.
(кип.)
3. NbCIs + 5HF(*> = NbF 5 + 5HClt
(150° C)
4. 2NbCl5 + 0 2 = 2NbCI30 + 2Cb
(300° C, p)
5. 4NbCls + Nb = 5NbCl4
6. NbCIs + 5Na = Nb + 5NaCI
(450° C)
7. NbCls<*) + MCI = M[NbCI6]
(M = Na+, K+, Rb+, Cs+,N H ;)
745. K2lNbF7l — 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
K^fNbOFs]. Разлагается серной кислотой. Восстанавливается натрием. Получе­
ние см. 742s.
Mr = 304,09;
ks = 8°8), 8,3(25).
1.
2.
3.
4.
5.
K2[NbF7] + НгО = K2[NbOFs] + 2HF.
K2[NbF7] + I 2H 2O = 2[К(Н20)б]+ + [NbF7]2~
(в 10%-й HF)
K2[NbF7] + HF(40%-a) = K[NbF6] + K(HF2).
2K2[NbF7] + 2H 2SO4 (разб.) + 5H20 = N bjO ji + 2K2S 04 + I4HF.
K 2[NbF7) + 5Na = Nb + 2KF + 5NaF
(IIOO°C)
6.
2K2[NbF7]
Электр°лиз > 2ЫЬ1(катод) + 5РгТ(анод) + 4KF (в расплаве KF)
ТАНТАЛ. Д У Б Н И Й
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.
Мг = 180,948; d= 16,60; /„Л= 3010°С; /*■.„ = 5425° С.
373
1. 2Та + 16HF(kohu.) — — > 2H3[TaF8] + 5H2t .
2. ЗТа + 21 H F ( kohu.) + 5НЫОз(конц.) = 3H 2[TaF7] + 5NOt + 10H2O.
3.
4.
2Ta + 2NaOH(KOHU.) + 4H20 — I—►2СМаТа)Оз± + 5H2t
4Ta + 2NaOH + 5 0 2 = 4(ЫаТа)Оз + 2H20
4Ta + 12NaOH + 502 = 4Na3T a0 4 + 6H20
(кип).
(500° C),
(500—600° C).
20—400* C
5- r r a ' H; W . ~ - c >rr>H
6. 4Ta + 5 0 2 = 2Ta 2C>5
7. 2Ta + 5E2 = 2TaE5
(выше 600° C).
(20— 100° С, E = F; 170—250° С, E = Cl).
747. ТагОз — ОКСИД ТАНТАЛА(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится
химически пассивным. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной
хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Та2Оз - лН 20 ,
более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводород­
ной кислотой, щелочами, аммиаком при нагревании. Восстанавливается угле­
родом, но не восстанавливается водородом (в отличие от Nb 2Os). Легко хлори­
руется. Получение см. 7466, 7491, 750 .
Мг = 441,89;
d = 8,235;
/М=1890°С.
1 . Та 20 5 • лН 20 —Та2Оз + лН20
(выше 600° С).
2. ТагОз + 14HF(kohu) = 2H 2(TaF7] + 5Н20.
3. Та2Оз + 6HF(kohu., хол .) + 4K(HF 2Xt) = 2K2(TaF7]4, + 5Н20 .
ЫаОН(конц.)
4. Та2° 5(Т)<
5.
6.
7.
ГГабО,»] .
Та2Оз + 2NaOH = 20МаТа)Оз + Н20
Ta2Oj + 5С(кокс) + 10С12 = 2ТаС15 + 5СС120
2Ta2Oj + 10С12 = 4TaClj + 5 0 2
Ta2Oj + I0HCI = 2ТаС15 + 5Н20
(500° С).
(300—350° С),
(выше 1000° С).
(выше 1000° С).
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. 746,749 .
Mr = 275,94;
1.
2.
d = 4,74;
/м = 96,8° С;
TaFs + ЗН20 = [TaOFs]2- + 2НзО+.
2TaFs + 5Н20 = Та20 34, + 10HF
3. TaF 5 + 2КОН(разб.) = Kj[TaOFs] + Н 20.
4. TaFs + 3HF(kohu.) = H 2(TaFe].
374
/„„„ = 229,5° С.
(в разб. H 2S 04).
5. TaFs + 3KF(pa36.) + H20 = KjtTaOF*] + 2HF
TaFs + 2K F( kohu.) = K 2[TaF7]
(в разб. HF),
(в конц. HF).
749. TaCls — ХЛОРИД ТАНТАЛА(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к
влаге воздуха. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной
кислоте. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается
типичными металлами, танталом. Образует хлорокомплексы. Получение см.
7467, 7476‘ \
Л/г = 358,21; d = 3,68; tm = 216,2° С; /ки„ = 239° С.
1.
2.
3.
4.
2ТаС15 + 5Н20 = Та20 54- + 10НС1.
TaCls + 6NaOH(KOHu.) = (ЫаТаЮз4-+ 5NaCl + ЗН20.
TaCls + 5HF(*) = TaFs + 5HClt
(кип.)
4ТаС1б + Та = 5ТаС1<(кор.)
[280—290° С],
(200—400° С),
ЗТаС15 + А1 = А1С13 + ЗТаСЦ
2ТаСи + 5Mg = 2Та + 5MgCl2
(750° С)
5. TaCls(*) + MCI = М[ТаС1б]
(М = Na+, К +, Rb+, Cs+,N H J ).
750. K2|TaF7| — ГЕПТАФТОРОТАНТАЛAT(V) КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к алаге воздуха. Очень плохо
растворяется в воде (изменение состава аниона), еще хуже — в разбавленном
растворе фторида калия. Перекристаллизуегся из концентрированной фторо­
водородной кислоты. Разлагается кипящей водой с образованием осадка
К«Та«ОбР|2 (соль Мариньяка, эквимолярная смесь K 2[TaF7], K^fTaOFs] и
Ta 2Os). Реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается натрием. Полу­
чение см. 747*, 7485.
Мг = 392,13;
/пл = 775° С;
к, = 0,5°®.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
K 2[TaF7](T) + 14Н20 <=► [TaOF6]v + 2[К(Н 20)б]+ + Н 30 + + HF.
4K 2[TaF7] + 6Н20 = K«Ta406F , 24- + 4KF + 12HF
2K2[TaF7] + 2Н2БО«(разб.) + 5Н20 = Ta 2Osi + 2 K2SO„ + 14HF.
2K2[TaF7] + 1ОКОН = Ta 2Osi + 14KF + 5Н20 .
K 2[TaF7] + HF(45%-a) = KPTaF*] + K(HF2).
K 2[TaF7](T) + K F ( kohu )
Кз[Тар8](р),
7.
K 3[TaFg](p) + H20
Кз[ТаОРб] + 2HF
K 2|TaF7] + 5Na = Та + 5NaF + 2KF
8.
2K2[TaF7]
(кип.)
(разбавление)
(1100° C)
злектр°лиз > 2Та4-(катод) + 5Р2Т(анод) + 4KF (в расплаве KF)
751. D b — Д У Б Н И Й
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 262Db (период полурас­
пада 34 с). Химический аналог Та, характерная степень окисления (+ V).
375
Летучесть DbEs и TaEs (Е = Cl, Вг) одинакова. Другие химические
свойства не изучены. В микроколичествах Db синтезирован при бомбар­
дировке А т или Cf ядрами Ne или N на ускорителе. До 1997 г. имел на­
звание и символ нипъсборий Ns. Элементы 106-109, следующие за дубнием, с 1997 г. имеют названия и символы: 106 - сиборгий Sg, 107 - борий
Bh, 108 - хассий Hs, 109 - мейтнерий Mt.
Мг = 262,114.
ЭЛ Е М Е Н Т Ы
VIB-Г Р У П П Ы
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 и разбавленной азотной кислоте, “царской водке”. Реагирует с раз­
бавленными хлороводородной и серной кислотами, расплавами КСЮз и
КЫОз. Медленно окисляется кислородом воздуха при нагревании, быстро галогенами. Реагирует с серой, азотом. Промышленно важен сплав с же­
лезом - феррохром (60-85°/о Сг). Получение см. 7537, 7557, 75811, 76614,7711.
МТ- 51,996;
1.
2.
3.
4.
</=7,140;
tm = 1890° С;
2Cr + ЗН20(пар)= Сг2Оз + ЗН2
Сг + 2НС1(разб.) + 4Н20 = [Cr(H20 ) 4CI2] + H 2t,
Сг + 2HCI = СгС12 + Н 2
Сг + H 2S0 4(pa36.) = CrS0 4 + Н 2Т.
4Сг(порошок) + 3 0 2 — -—►2С г2О з
5.
2Cr(Hg) + 0 2 — -—> 2СгО(черн.)
ЗСЮ = Сг2Оз + Сг
6. Сг + 2F 2 = CrF 4
7. ЗСг + 8F 2 = 2CrF 5 + CrFe
8. 2Сг(порошок) + ЗЕ2 = 2СгЕз
9. 2Сг + 312 = 2Сг1з(черн.)
Сг + 12 = Сг12(красн.)
10. Сг -?:■■■ > CrS, Cr2Sj
11 . Сг + N 2 = 2CrN(4epH.)
12. 2Cr + КСЮз = Сг2Оз + KC1
2Cr + 3K.NO3 = Сг2Оз + 3KN02
Гки„ = 2680° C.
(600—700° C).
(1150— 1200° C).
(600° C).
[30—50° C],
(выше 700° C).
(350—500° С, примесь CrFs).
(400° С, p, охлаждение до - 150° С).
(1100—1200° С; E = Cl, Br).
[до 475° С],
[700° С].
(1000° С).
[800—900° С].
(500—700° С),
(400—550° С).
753. Сг2Оз — ОКСИД XPOMA(III)
Эсколаит. Темно-зеленый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует
с водой. Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами в раство­
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. 752м ' |2, 7571, 761м, 7621, 768м .
М, = 151,99;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d = 5,21;
tт = 2340° С;
(„„„ * 3000° С.
Сг20з<т) + 15Н20
2[Сг(Н20)«]3+ +60Н'; рПР25 = 73,57.
(400—500° С; М = Li, Na)
Сг20 3 + 2МОН = 2МСЮ 2 + Н20
Сг20з + FeO = (Cr2Fe) О4
(1600° С)
(400—450°
С)
Сг20з + 3K 2S20 7 = Сг2(Б04)з + 3K2S 0 4
[400°
С,
р\
2С г20 з + 0 2 = 4СЮ 2 (черн.)
(800°
С)
Сг20з + ЗС (графит) + ЗС12 = 2СгС1з + ЗСО
(800° С)
Сг20з + 2А1 = 2Сг + А120 з
(700—800° С)
Сг2Оз + ЗСа = 2Сг + ЗСаО
5С г20 з + 3H 2S04 (разб.) + 2Н20 + 6NaBЮз —5Н2Сг207(р> + ЗВг2 + 3Na 2S04
(кип.)
Сг20 3 + КСЮз + 2К 2С 0 3 = 2К 2СЮ 4 + КС1 + 2С0 2
(500—700° С)
Сг20з + 3NaN0 3 + 2Na2C 0 3 = 2 ^ а 2СЮ 4 + 3NaN0 2 + 2С0 2 (400—600° С)
754. СЮз — ОКСИД XPOMA(VI)
Хромовый ангидрид. Темно-красный, гигроскопичный, летучий, низкоплав­
кий. Термически неустойчивый; при нагревании разлагается с образованием
СЮ »? [или СгзОк, строение (Cr2v СгУ|)Ов], СгОцц [или СгиОл, строение
(Сг3+)2(Сг20 7)з), СЮ25 (или Cr2Oj), С Ю у [или CrsOi2, строение (Сг3+)2(СЮ 4)з],
СЮ2 и Сг2Оз. Проявляет кислотные свойства; химически растворяется в воде.
В концентрированном растворе образуются изополихромовые кислоты
Н2СглОзл+| (л = 3, 4) и сильная дихромовая кислота Н 2Сг207, в разбавленном
растворе — сильная хромовая кислота Н2СЮ 4. Реагирует со щелочами и гид­
ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. 76123.
Мг = 99,99;
220* С
d = 2,70;
_
1. СЮз —— — > СтОг,67
280° С
~
tm = 195° С;
к, = 167<JO), 190р,0).
_
370° С
* [СЮ2.625 + СЮ 25 + СЮ 2.4] — ^ — ►
500е С
---- ► СЮ 2 (черн.) —— — к Сг20з.
2 . СЮз + Н20 (по каплям) = Н 2СгяОз*+1 (конц., т.-красн.)
а) ЗН2Сг40 | 3(р) + Н20 = 4Н 2СгзОю(р) (красн.)
2Н2СгзОю(р) + Н20 = ЗН2Сг207(р) (оранж.);
б) Н 2Сг207(р) + 2Н20 = Сг20^~ (оранж.) + 2НзО+,
Сг20 2" + Н20 < = ? 2НСЮ 4; рКс = 2,2;
в) Н 2Сг207(Р) + Н20 = 2Н 2СЮ 4(р)
[л = 2-ь4].
[разбааленне],
(разбавление),
377
r) H 2CrC>4(p) + Н20 = НСЮ ; + Н 30 +,
НСЮ; + Н20 < * СЮ^‘ (желт.) + НзО+; рХ, = 6,50.
СЮз + 2НС1 (кони.) = CrCI20 2(*)4’ + Н20
(0° С, в кони. H 2S 04).
СЮ, + 2МОН (разб.) = М2СЮ 4 + Н20
(М = Na, К).
2СЮз + 2(NH3 Н 20 ) (разб.) = (NH 4)2Cr 20 7 + Н 20,
СЮз + 2(ЫНз Н20 ) [конц.] = (NH 4)2C r0 4 + Н 20 .
6. 2СЮ3 + 5F 2 = 2CrFs + 3 0 2
(выше 300° С).
7. 2СЮз(р) + 3H2S(p) = 2Cr(OH)3l + 3SI.
3.
4.
5.
755. (Cr2Fe)04 — ТЕТРАОКСИД ЖЕЛЕЗА-ДИХРОМА
Хромит. Двойной оксид, содержит Сгш и Fe". 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.
А/г = 223,84;
1.
2.
3.
4.
</=4,97;
U = 2200° С;
рПР 25 = 95,47.
(Cr2Fe)0 4 + 8HCI (конц.) = 2CrC!3 + FeC!2 + 4Н20.
(Cr2Fe)0 4 + 4H 2S 0 4 (
. ) = Cr 2(S0 4)3 + FeS0 4 + 4Н 20.
(Cr2Fe)0 4 + IOHNO3 (конц., гор.) = 2Сг(ЫОз)з + Fe(NCh)3+ N 0 2 1 + 5Н20.
(Cr2Fe)0 4 + 6NaOH (конц.) + 4Н20 — — > 2Na3[Cr(OH)6] + Fe(OH)21
(в атмосфере N2).
5. 4(Cr2Fe)0 4 + 24NaOH (конц.) + 14Н20 + 0 2(воздух) = 8№з[Сг(ОН)б] +
+ 4FeO(OH)l.
6. 4(Cr2Fe)0 4 + 8Na2C 0 3 + 7 0 2 = 8Na2C r0 4 + 2Fe20 3 + 8C 0 2
(1000— 1200° C).
7. (Cr2Fe)0 4 + 4C (кокс) = [Fe + 2Cr] (феррохром) + 4CO (1100— 1200° C).
к о н ц
756. CKOH)2— ГИДРОКСИД XPOMA(II)
Желтый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый. Не растворяет­
ся в воде. Кристаллогидрат Сг(ОН)2 • 4Н20 имеет внутрикомплексное строение
[Сг(Н20 ) 4(0Н )2]. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет
оенбвные свойства, реагирует с кислотами. В виде суспензии легко окисляется
растворенным в воде кислородом. Получение см. 7655.
М, = 86,01;
рПР25= 17,17.
1. 2{Сг(ОН)2 4Н 20} = 2СЮ(ОН) + Н 2 + 8НЮ
(выше 150° С).
2. Cr(OH )2 + 2НС1 (разб.) = СгС12 + 2Н20 .
3. 4Сг(ОН)2 + 2Н20 + 0 2 = 4Сг(ОН)з1.
4. 2Сг(ОН)2 + 4СНзСООН (конц.) = [Сг2(Н20 ) 2(СНзС00)4] X (т.-красн.) + 2Н20.
378
757. Сг(ОН)з — ГИДРОКСИД ХРОМА(Ш)
Серо-зеленый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора
осаждается серо-голубой аморфный гидрат Сг(ОН)з лН 20 , 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*, 7583' 6, 7596' 7, 76610 ", 769 , 7702' 3.
Mr =103,02;
d = 2,9.
1. Сг(ОН)з = СЮ(ОН) [зел.] + Н20
2Сг(ОН)з = Сг2Оз + ЗН20
Сг(ОН)з лН20 = Сг(ОН)з + лН20
2.
(100° С, на воздухе),
(430— 1000° С),
(100° С, вак).
Сг(ОН)з<т> + 6Н20 <=?• [Сг(Н20)б]3+ + ЗОН ; рПР 25 = 30,13,
Сг(ОН)з<т) + 6Н20 «=?• [Сг(ОН)*]3^ + ЗНзО+; рПР 25 = 16,00.
Сг(ОН)з + 3HCI (разб.) = СгС13 + ЗН20 ,
2Сг(ОН)з + 3H2S 0 4 (разб.) = Cr2(S0 4)3 + 6Н 20 ,
Сг(ОН)з + 3H N 0 3 (разб.) = Cr(N0 3)3 + ЗН20 .
4. Сг(ОН)3 + 3HF (конц.) = CrF34 + ЗН20.
5. Сг(ОН)з + 3NaOH (конц.) = Na 3[Cr(OH)6],
Сг(ОН)з + МОН = МСЮ 2 (зел.) + 2Н 20
(300-^00° С; М = Li, Na).
6. 2Сг(ОН)з + 4NaOH (конц.) + ЗН20 2 (конц.) = 2Na2C r0 4 + 8Н 20 .
3.
758.
Cr2(S 0 4)3 — СУЛЬФАТ ХРОМА(Ш)
Светло-розовый, при нагревании разлагается. Кристаллогидрат Сг2(б04)з
18Н20 со строением [Cr(H20 )«]2(S0 4)3 6Н20 хорошо растворяется в воде,
кристаллогидрат Cr2(S0 4)3 • 6Н20 со строением Н 2[Сг2(Н 20 )4 (S0 4)3(0 H)2] —
значительно хуже, безводная соль очень плохо растворяется в воде. В растворе
протекает сильный гидролиз по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом
аммиака, жидким аммиаком. Слабый восстановитель, слабый окислитель. Обра­
зует двойные сульфаты — хромовые квасцы. Получение см. 7534, 7573, 7684.
Мг = 392,18;
d = 3,012, 1,7 (кр.);
I™ = 80° С (кр.);
к, = 64(25).
1. 2Cr2(S0 4)3 = 2С г2О з + 6S0 2 + 302
(выше 700° С, примесь SO 3).
2. Cr2(S0 4)3 18Н20 (фиол.) = Cr2(S0 4)3 6Н20 (зел.) + 12Н20
(80° С),
Сг2(б04)з • 18Н20 = Cr2(S0 4)3 + 18HjO
(115—325° С, вак ).
3. Сг2(б04)з (разб.) + 12Н20 = 2[Cr(H20)*]3+ + 3SOJ'
(коми),
[Сг(Н20)в]3+ + Н20
[Сг(Н 20 ) 5(0Н)]2+ + НзО+; р/Г, = 3,95,
2[Сг(Н20 ) 5(0Н)]2+ , = » [Сг2(Н 2О)10(ОН)2]4+.
4.
5.
Cr 2(S0 4)3 (конц.) + 6Н20 —
► H 2[Cr2(H 20 )4(S0 4)3(0 H)2]
Cr2(S0 4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Cr(OH)ji + 3Na2S 04,
(кип ).
379
Cr2(S0 4)3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH>6] + 3Na2S 04.
Cr2(S0 4>3 + 6(NH 3 H 20 ) [разб.] = 2Cr(OH)3l + 3(NH4)2S04.
7. Cr2(S0 4)3 + 12ЫНз<ж) = [Cr(NH3)6]2(S0 4>3
(-40° C).
8. Cr2(S0 4)3 + 2H° (Zn, разб. H 2S04) = 2CrS0 4 + H 2S 04.
9. Cr 2(S0 4>3 + 7H20 + 3K2S2O6( 0 2) = K 2Cr20 7 + 4KHS0 4 + 5H2S 0 4
(в конц. H 2S04),
Cr2(S0 4>3 + lONaOH (конц.) + 3H20 2 (конц.) = 2Na2CЮ4 + 8H20 + 3Na2S04.
10. Cr2(S0 4)3 (конц.) + M2S0 4 (конц.) + 24H20 = 2{MCr(S04)2 • 12H20}4 (фиол.)
[0° С; M = Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+,NH; j.
6.
11. 2Cr2(S0 4)3 + 2H20
2Cr2(S0 4)3 + 6H20
ЗЛдпр°ЛИЗ> 4CrS0 4 (катод) + 0 2t (анод) + 2H2S 0 4
(0° C),
зл<жтр°лиз> 4C rl (катод) + 3 0 2t (анод) + 6H 2S 04.
759. KCr(S04)2 — СУЛЬФАТ ХРОМА(Ш)-КАЛИЯ
Красный, при нагревании разлагается. Темно-фиолетовый кристаллогид­
рат KCr(S0 4)2 • 12Н20
(хромокалиевые квасцы) имеет
строение
[К(Н 20)б][Сг(Н20)б] (S04)2. Кристаллогидрат хорошо растворяется в воде, без­
водная соль — очень плохо. В растворе протекает сильный гидролиз по катио­
ну хрома(Ш). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель,
слабый восстановитель. Получение см. 758ш.
Мг = 283,22;
d = 1,842 (кр.);
tm = 89° С (кр.);
к, = 12,51(25).
1. 4KCr(S0 4)2 = 2Сг2О з + 6S0 2 + 3 0 2 + 2K2S0 4
(700—900° С).
2. KCr(S0 4)2 12Н20 = KCr(S0 4)2 + 12Н20
(350-^00° С).
3. KCr(S0 4)2 (разб.) + 12Н20 = [К(Н 20 )6]+ + [Сг(Н20 )6]3+ + 2SO^
(рН <7, см. 7583).
4. 2KCr(S0 4)2 (конц.) + 6Н20 —
►H 2[Cr2(H 20 )4 (S0 4)3(0H )2] + K 2S 0 4
(кип.).
5. 2KCr(S0 4)2 + 12Н20 + 6НС1(Г, = 2[Cr(H20 )6] С134 + K 2S0 4 + 3H2S0 4
(0— 10° С).
6. KCr(S0 4)2 + ЗКОН (разб.) = Cr(OH)3l + 2K2S04,
KCr(S0 4)2 + 6КОН (конц.) = K3[Cr(OH)6] + 2K2S04.
7. 2KCr(S0 4)2 + 6(NH 3 • Н 20 ) [разб.] = 2Cr(OH)3l + K 2S0 4 + 3(NH4)2S04.
8. 2KCr(S0 4)2 + 2Н° (Zn, pa 36.H2S0 4) = 2CrS0 4 + H 2S0 4 + K 2S04.
9. 2KCr(S0 4)2 + ЮКОН (конц.) + ЗН20 2(конц.) = 2К 2СЮ 4 + 8H20 + 4K 2S04.
760. K2C r04 — ХРОМАТ КАЛИЯ
Тарапакаит. Желтый, при нагревании краснеет н 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 растворю по сравнению с К 2Сг20 7. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 7539, 7544, 7611 6.
М, = 194,19;
1.
d = 2,732;
= 968,3° С;
к, = 63,0(2о), 75,1(80).
К 2СЮ 4 (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)«Г + С Ю }',
СгО^' + Н 20 < = > НСЮ 4 + ОН'; рК0 = 7,50.
2. 2К 2СгО„ + 2НС1 (разб.) = К 2Сг20 7 + 2КС1 + Н 20 ,
К 2СЮ 4 + 2НС1 (< 20%-я) = К[Сг(С1)Оз] + КС1 + Н 20 .
3. 2К 2СЮ 4(Т) + 16НС1 (36%-я, гор.) = 2СгСЬ + ЗС12 1 + 8Н20 + 4КС1.
4. 2К 2СгО„ + H 2SO„ (разб.) = К 2Сг20 7 + K 2S 0 4 + Н 20.
5. 2К 2СЮ 4 (конц .) + Н20 + 2С0 2 = К 2Сг20 7 + 2КНСОз
(коми., р).
6. К 2СЮ 4 + 2AgN0 3 = AgjCrCU + 2KN03,
К 2СЮ 4 + Hg2(N 0 3)2 =Hg2C r044- + 2KN03.
7. К 2СЮ 4 + M (N0 3)2 = M Cr04i + 2KN0 3
(М = Ва, Pb, Hg).
8. 2 К зС г0 4 + 2Н20 (гор.) + 3H2S(r) = 2Сг(ОН)3 4- + 3S4- + 4КОН,
2К 2СЮ 4 + 8Н20 + 3K2S = 2К 3[Сг(ОН)б1 + 3S4- + 4КОН
(в конц. КОН).
9. 2К 2СЮ 4 + 5КОН (конц.) + 8Н20 + 3K[Sn(OH)3] = 2К 3[Сг(ОН)6] +
+ 3K2[Sn(OH)6].
10. К 2СЮ 4 + 4H 2S0 4 (безводн.) + 2КС1 = СгС120 2 + 4KHS0 4 + 2Н20
(30— 50° С).
761.
К2Сг20 7— ДИХРОМАТ КАЛИЯ
Калиевый хромпик, лопецит. Оранжево-красный, плавится без разложения,
при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; анион
частично переходит в ион НСЮ^который подвергается кислотному протоли­
зу. Устойчив в кислотной среде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с
концентрированной хлороводородной кислотой, разлагается щелочами. Силь­
ный окислитель а растворе и при спекании, реагирует с типичными восстано­
вителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение
см. 7604.
М, = 294,18;
</= 2,684;
fM = 397,5°C;
к, = 12,48(20), 73.01(80).
1. 4 К 2С г20 7 = 4К 2СЮ 4 + 2С г2О з + 302
2. К 2Сг20 7 + 12Н20 = 2[К(Н20)б]+ + Сг20 ^ ,
Сг20 7‘ + Н20
(500—600° С).
2НСЮ4; рКс = 2,2,
НСЮ 4 + Н 20 4Ш ? С Ю |'+ Н эО+; рК. = 6,50.
3.
К 2Сг20 7 (конц.)
_КгСЮ4—* К2СгзОю, K 2Cr4Oi3 (т.-красн.)
4. К 2Сг20 7(т) + 14 НЕ (конц.) = 2СгЕз + ЗЕ2 + 7Н20 + 2КЕ
5. К 2Сг20 7 + 2H2S0 4 (96%-я) = 2KHS0 4 + 2СЮ3 4-+ Н20
6. К 2Сг20 7 + 2КОН (конц.) =.2К 2СЮ 4 + Н 20.
[кип.].
(Е = Cl, Br, I).
(75—90° С).
381
7.
K 2Cr20 7 + 7H 2S 0 4 (разб.) + 6KI = Cr2(S0 4)3 + 3I24- + 4K 2S0 4 + 7H 20 ,
K 2Cr20 7(T) + 7H2S 0 4 (конц.) + 6KBr = Cr2(S0 4)3 + 3Br2 + K 2S0 4 + 7H20
(кип.).
8. K 2Cr 20 7 + 4H 2S 0 4 (разб.) + 3H2S = Cr2(S0 4)3 + 3S4- + 7H20 + K 2S04,
K 2Cr 20 7 + H20 + 3H2S = 2Cr(OH)34- + 3S4- + 2K0H,
K 2Cr 20 7 + 7H20 + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3S4- + 2K0H
(в конц. КОН).
9. K 2Cr 20 7 + H 2S0 4 (разб.) + 3S0 2 = Cr2 (S0 4)3 + K 2S0 4 + H 20,
K 2Cr 20 7 + 4H 2S 0 4 (разб.) + 3KN0 2 = Cr2(S0 4)3 + 3KN0 3 + 4H20 + K 2S04,
КгСггСЪ + 7H2S0 4 (разб.) + 6FeS04 = Cr2(S0 4)5 + ЗРег(504)3 + 7H20 + K 2S04.
10. K 2Cr20 7 + 8HC1 (разб.) + 3C2HsOH = 2CrCl3 + ЗСН3С(Н)0 + 7H20 + 2KC1
(кип.).
11. 8K2Cr20 7 + Ci2H 220 i, = 8Cr20 3 + 8K2C 0 3 + 4C 0 2 + 11H20 (120—450° C).
12. 3K2Cr207 + 21H2S0 4 (разб.) + 8A1 = 6CrS04 + 4A12(§0 4)3 + 21H20 + 3K2S04,
КгСг20 7 + 4A1 =• 2Cr + 2KA102 + A120 3
(800—900° C).
13. K 2Cr 20 7 + 3H2 = Cr 20 3 + 2KOH + 2H20
(500° C),
K 2Cr20 7 + S = Cr20 3 + K 2S 0 4
(800 — 1000° C),
K 2Cr 20 7 + 2C (кокс) = Cr20 3 + K 2C 0 3 + CO
(800° C).
14. K 2Cr 20 7 + 2AgN0 3 = Ag2Cr20 74- + 2KN03.
15. K 2Cr 20 7 (насыщ.) Cr° 3 > К 2Сг3Ою. K 2Cr40 i 3.
16. K 2Cr 20 7 + H 2S0 4 (разб.) + 4H 20 2 (
. ) = 2[Cr(H20 ) 0 ( 0 2l 2](p> (син.) +
+ 3H20 + K 2S 04,
[Cr(H20 )0 (0 ^1 2]<p) + Ь(ж) = [Cr(L)0(022-)2] (син.) + Н 20 (ж)
(L - эфир).
к о н ц
762.
(NH4)2Cr20 7 — ДИХРОМАТ АММОНИЯ
Оранжевый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидро­
лиз по катиону), анион частично изменяет состав до НС 1О 4 и подвергается
кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концент­
рированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Силь­
ный окислитель в растворе. Получение см. 7545.
М г = 252,06;
4=2,15;
к, = 35,6(20), 115(',0).
1. (NH 4)2Cr20 7 = Сг20 3 + 1М2 + 4Н20
2. (NH 4)2Cr20 7 (разб.) = 2NHJ+ Сг20 ^ ,
(168— 185° С).
а) Сг20 7" + Н 20 «zz» 2НСЮ ;;р/С = 2,2.
НСЮ 4+ Н20 « = ? СЮ* + Н 30 +; рХк = 6,50;
3.
4.
5.
382
б) N H ; + 2Н20 < = ? NH 3 ■Н20 + Н 30 +; р/С = 9,24.
(NH 4)2Cr 20 7(T) + 14 НЕ (конц., гор.) = 2CrE3 + ЗЕ2 + 7Н20 + 2NH4E
(Е = Cl, Br, I).
(NH 4)2Cr 20 7 + 2NaOH (конц.) = Na 2CЮ 4 + (NH 4)2C r0 4 + Н 20.
(NH 4)2Cr 2Q7 + 2(NH3 ■Н 20 ) [конц.] = 2(NH4)2C r0 4 + Н 20.
6.
(NH 4)2Cr20 7 + 7H2S0 4 (разб.) + 6KI = Cr2(S0 4)3 + 3I24- + 3K2S0 4 + 7H20 +
+ (NH 4)2S04.
763. CrF4 — ФТОРИД XPOMAflV)
Коричневый аморфный или темно-зеленый кристаллический, в газообразном
состоянии — синий. Легкоплавкий, низкокипящий. Реагирует с кипящей
водой, кислотами, щелочами, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы.
Получение см. 7526, 766|5.
М, = 127,99; d = 2,89;
« 200° С;
* 400е С.
1. 3CrF4 + 10Н2О = 2Сг(ОН)34г + Н2Сг0 4 + 12H Ft
(кип.).
2. 2CrF4 + 8НС1 (конц., гор.) = 2СгС13 + Cl2t + 8HF.
3. 3CrF4 + 20NaOH (коиц.) = 2Na3[Cr(OH)t) + Na 2C r0 4 + 12NaF + 4НгО.
4.
5.
CrF 4 + Si0 2 — x— > C r0 2 + SiF4
CrF 4 + 2MF = M 2[CrF6) (роз.)
(350—400° C).
[в жидк. BrF3; M = К, Rb, Cs],
764. CrFs — ФТОРИД XPOMA(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.
М,= 146,99;
/„, = 30“ С.
1.
2.
3.
4.
3CrFs + 11 НгО = Сг(ОН)34- + 2Н2СЮ 4 + 15HF.
CrF 5 + 5НС1 (конц.) = СгС13 + Cl2t + 5HF.
3CrFs + 22NaOH (конц.) = Na^CKOHM + 2Na2CЮ 4 + 15NaF + 8H20 .
CrFs + 2SbFs(«) =(CrF 4 ) [Sb2Fn](«) (кор.),
CrFs + CsF = Cs[CrF6]
(в жидк. BrF3).
765. CrCl2— ХЛОРИД XPOMA(II)
Белый, возгоняется при нагревании в вакууме, термически устойчивый. Хоро­
шо растворяется в воде, при стоянии из раствора выделяется водород. Темно­
голубой кристаллогидрат СгС12 • 4Н20 имеет строение [Сг(Н20 ) 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, 766|3' м.
М, = 122,90; d = 2,75 + 2,90; tM = 824“ С; гкнп = 1330° С.
1 . СгС12 4Н20 = СгС12 + 4Н20
2. СгС12 + 4Н20 = [Сг(Н20 ) 4С12]
[Сг(Н20 ) 4С12] + H 20 4ZZI^ [Cr(H20)sCl]+ + СГ,
[Cr(H20)sCI]+ + НгО
(113° C).
(0° C),
[CKH^i^KOH)] + H 30 +
383
3.
4.
2CrCh + IOH2O —
2[Cr(H20 )4 С12]ОН + H2t
(коми ).
2CrCh + 4H2S0 4 (конц.) = Cr 2(S0 4)3 + S02T + 2HjO + 4HClt
(кип.),
СгС12 + 4HN0 3 (конц.) = Cr(N0 3)3 + N 0 2t + 2HClt + H20
(кип.).
5. CrCl2 + 2NaOH (разб.) = Cr(OH)24 + 2NaCl
(в атмосфере H2),
CrCl2 + 2(NH3 H 20 ) [разб.] = Cr(OH)2 i + 2NH 4C1
(в атмосфере H2).
6. 4СгС12 + 18Н20 + 0 2 = 4[Сг(Н 20 ) 4С12] ОН.
7. СгС12 + 2KF (насыщ.) = CrF24 + 2КС1.
8. 2СгС12 + 10(ЫНз ■Н20 ) [конц.] + 2NH4C1(T) = 2[Cr(NH3)6]Cb4 + H2t +
+ 10Н2О
(осаждение этанолом).
9. 2СгС12 + H[SnCl3] —
►2СгС13 + S ni + НС1
(в разб. НС1).
10. 2СгС12 (конц .) + 2Н20 + 4Na(CH3COO) = [Сг2(Н20 )2(CH3COO)4]-t + 4NaCl.
(т.-красн.)
766. CrCb — ХЛОРИД XPOMA(III)
Фиолетово-красный тугоплавкий, разлагается при прокаливании. Сублимиру­
ется при нагревании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но
чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии СгС12), гидроли­
зуется по катиону. Для кристаллогидрата СгС13 ■6Н20 существуют изомеры:
серо-голубой [Сг(Н20)б]СЬ, светло-зеленый [Сг(Н20 ) 3С1]С12 • Н20 и темно-зеле­
ный [Сг(Н20 ) 4С12]С1 • 2Н20; зеленые изомеры нерастворимы в концентрирован­
ной хлороводородной кислоте. Из суспензии СгС13 ■6Н20 в эфире выделен
коричневый кристаллогидрат СгС13 • ЗН20 со строением [Сг(Н20 ) 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: М г = 158,36; d = 2,76; fш, = 1150° С (р); к, = 34,9(25).
[Сг(Н20)б]С13: Мг = 266,45; d = 1,76;
= 95° С; к, = 77(25).
[Cr(H20)sCl]Cl2: Mr = 248,43; d = 1,76.
[Сг(Н20 ) 4С12]С1: Mr = 230,42; d = 1,585;
= 83° C; ks = 50,6(25).
[Cr(H20 ) 3Cl3]; Mr = 212,40.
1. 2CrCl3 = 2CrCl2 + Cl2
(1300° C)
2. [Cr(H20 ) 6]Cl3 4 .^= ? CrCb (насыщ.) + 6H20
(0° C)
3.
384
[Cr(H20 ) 4Cl2]Cl 2H2O i 4= ^ CrCb (насыщ.) + 6H20
[Сг(Н20)б]С13 = [Cr(H20 ) 4Cl2]Cl ■2H20
[Cr(H20)sCl]Cl2 H20 = [Cr(H20 ) 4Cl2]Cl 2H20
2[Cr(H20 ) 3Cl3] = [Cr(H20 ) 4Cl2]Cl • 2H20 + CrCb
(кип.)
(300° C)
(50—55° C)
(200—220° C)
4.
(650° С),
2{[Cr(H20)4Cb]Cl 2Н20} = Сг20з + 6НС1 + 9Н20
[Сг(Н20)4С12]С1 2Н20 — ^
5.
[Сг(Н20 ) 4С12]С1 + 2Н20
(коми., вак., над конц. H 2S04).
СгСЬ (разб.) + 6Н20 = [Сг(Н20)б]3+ + ЗСГ
(0— 10° С, pH < 7; см. 7583),
СГ 30—50* С
[Сг(Н20)б]3+ Г^"н
(серо-гол.)
-*
20
CI , 50—80* С
[Сг(Н20)5С1]г+ <
(св.-зел.)
■
>
[Сг(Н20 )4С12]+.
(т.-зел.)
6. 2СгС1з (конц.) + 12Н20 — 1—►[Сг(Н20)б]СЬ + [Сг(Н20 ) 4С12]С1
(коми.),
[Сг(Н20)б]С1з (конц.) = [Cr(H20)sCl]Cl2 + Н20
(30—50° С, в разб. НС1),
[Сг(Н20 ) 6]С1з (конц.) = [Сг(Н20 ) 4С12]С1 • 2Н204- (50— 80° С, в конц. НС1).
7. СгС1з • 6Н20 = [Сг(Н20)зС13] + ЗН20(Ж)4(ком и ., в эфире),
[Сг(Н20)зС13] + Н20 = [Сг(Н20 ) 4С12]С1
(кип).
8 . 2СгСЬ + ЗН20 (пар) = 6НС1 + Сг2Оэ
(350— 450° С).
9. СгС13 + 3NaOH (разб.) = Сг(ОН)з± + 3NaCl,
СгС1з + 6NaOH (конц.) = №з[Сг(ОН)ь] + 3NaCl.
10. СгС1з + 3(NH3 Н 20 ) [разб ] = Cr(OH)34- + 3NH4C1.
1 1 . 2СгС1з + ЗН20 + 3Na2C 0 3 = 2Сг(ОН)3Ф + 3C02t + 6NaCl.
12. 4СгС1з + 3 0 2 = 2С г20 з + 6С12
(800— 1000° С)
13. СгСЬ + Н° (Zn, разб. НС1) + 4Н20 = [Сг(Н20 ) 4С12] + НС1,
2СгС1з + Н 2 = 2СгС12 +2НС1
(420—500° С)
14. 2СгС1з + Сг = ЗСгС12
(250° С, в жидк. А1СЬ),
2СгС1з + ЗСа = 2Сг + ЗСаС12
(900— 1000° С, в атмосфере Аг).
15. 2СгС1з + 4F 2 = 2CrF4 + ЗС12
(350—500° С)
16. 2СгС13 + 3H2S = Cr2S3 + 6НС1
(600— 650° С)
17. СгСЬ + 61МНз(ж) = [СгОМНзМСЬ
(-50° С, кат. NaNH2),
СгСЬ + 5NHj(*) = [Cr(NH3)5Cl]Cl2
(-33,4° С, кип.)
18. 2СгСЬ + 16NaOH (конц.) + ЗСЬ = 2Na2CЮ 4 + 12NaCl + 8Н 20.
19. 2СгСЬ + НСЮз (конц.) + 4Н20 = Н 2Сг2СЬ(р) + 7НС1Т
(кип),
ЮСгСЬ + 6КМ п0 4 (конц.) + 9H 2S0 4 (разб.) = 5H2Cr20?(P) + 6MnS0 4 +
+ 3K2S0 4 + 30HClt
(кип.)
20. СгСЬ + 3KCN = Cr(CN )3 + ЗКС1,
СгСЬ + 6KCN = K 3[Cr(CN)6] (желт.) + ЗК.С1.
21. СгСЬ + 6СО + А1 (порошок) = [Сг(СО)б]4- + А1С1з
(140° С, р, в бензоле).
22 . СгСЬ + 3Na(CsHs) = [Cr(CsH5)2] + 3NaCl + С 5Н°
(кип. в диоксане)
23. 2СгС1з(р)
767.
ЭлекТ^°ЛИЗ> 2СгСЬ (катод) + Cl2t (анод).
СгС120 2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД ХРОМА
Темно-красная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается
во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с жидким РСЬО, тетрахлоридом
углерода. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака
Получение см. 7543, 76010
385
М, = 154,90;
= 1,91<25);
tm = -96,5° С;
/„„„ = +117° С.
1. СгСЬОг + 2НгО (по каплям) = НгСгСЦоранж.) + 2HCI,
а) Н 2СЮ 4 + НгО = НСЮ 4 (оранж.) + НзО+
(разбавление),
НС1 + Н20 = СГ + НзО+;
б) НСЮ 4 + СГ + НзО+
[Сг(С1)ОзГ (оранж.) + 2НгО.
2. СгС120 2 + 4NaOH (разб.) = Na 2CrC>4 + 2NaCl + 2Н20.
3. СгС120 2 + 4(NH 3 НгО) [разб ] = (N l^ C rC b + 21МН4С1 + 2НгО.
768. O 2S 3— СУЛЬФИД XPOMA(III)
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 AI2S 3). Не осаждается из раство­
ра вследствие полного гидролиза ионов Сг3+ н S2" при их совместном присут­
ствии (как ионы А13+ н S2~). Разлагается водяным паром, кислотами, щелочами,
частично — гидратом аммиака. Получение см. 752го, 76616.
Мт= 200,19;
d= 3,77;
tm » 1000° С ip).
1.
2.
3.
4.
СггБз = CrS (черн.) + 2S
(1350° С, вак.).
Cr 2S3 + ЗН20 (пар) = Сг2Оз + 3H2S
(400— 450° С).
Cr 2S3 + 6НС1 (конц.) = 2СгС13 + 3H2St.
Cr 2S3 + 6H 2SO4 (конц.) = Cr2(S0 4)3 + 3S± + 3S0 2 + 6H 20 ,
Cr 2S3 + 30HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(N0 3)3 + 3H2S 0 4 + 24N02 + 12H20 .
5. СггБз + 12NaOH (конц.) = 2Na 3 [Cr(OH)e] + 3Na 2S +6H 2O.
6.
7.
Cr 2S3<T) + 3(NH 3 H 20 ) [разб.] + 3H20 4= » 2Cr(OH)3i +3NH 4HS.
Cr2S3 + 3 0 2 = Cr20 3 + 3S0 2
(800—900° C).
769. ICKNH3MCI3 — ХЛОРИД ГЕКСААММ ИНХРОМ A(III)
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается. Чувствителен к свету. Умерен­
но растворяется в холодной воде, в разбавленном растворе протекает акватация. Устойчив в сернокислотной н азотнокислотной средах. Разлагается кипя­
щей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Полу­
чение см. 765*, 76612
М, = 260,54;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
386
d = 1,59.
[Cr(NH 3)6]Cl3 = CrCb + 6NH 3
(выше 600° С).
[Сг(1ЧНз)б]С1з(конц.) = [Сг(]ЧН3)б]3+ (оранж.) + ЗСГ
(коми.).
[Cr(NH 3)6]Cl3 + ЗН20 = Cr(OH)34 + 3NH3t + 3NH 4CI
(кип).
[Cr(NH3)6]Cl3 (насыщ.) + НС1 (конц., гор.) = [Сг(ЫНз)5С1]С12 1 + NH 4C1.
[Cr(NH3)6]Cl3 (конц.) + 3HN0 3 (конц.) = [Cr(NH3)«] (NCbbi + ЗНС 1 (0° С).
[Сг(]ЧН3)б]С13 + 3NaOH (разб.) = Сг(ОН)34 + 3NaCl + 6NH3t
(кип.).
770.
Naj|CKOH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОХРОМАТ(Ш) НАТРИЯ
Зеленый, термически неустойчивый. В растворе устойчив в сильнощелочной
среде. Разлагается горячей водой, кислотами. Более сильный восстановитель и
более слабый окислитель, чем Сг^БО^з и Сг(МОз)з. Не восстанавливается
атомным водородом. Получение см. 151s, 758s.
= 223,01.
1. Na 3[Cr(OH>6] = CrO(OH) + 3NaOH + H20
Na 3[Cr(OH)6] = NaCrCh + 2NaOH + 2H20
2. Ыа3[Сг(ОН)б] + 12H20 = 3[Na(H20 )4]+ + [CrfOHfc]3'
(200° С).
(400° C)
(в 10%-м NaOH)
Na 3[Cr(OH)6] (конц.) — — > Cr(OH)34- + 3NaOH
(разбавление водой или кип.)
3. Na 3[Cr(OH)6] + ЗНС1 (разб.) = Сг(ОН)з4- + 3NaCl + 3H20 ,
Ыа3[Сг(ОН)б] + 6НС1 (конц.) = СгС13 + 3NaCl + 6Н 20.
4. 2Ыа3[Сг(ОН)б] + 3NaC10 (конц.) = 2Na2C r0 4 + 3NaCl + 2NaOH + 5Н 20 .
5. 2Ыаз[Сг(ОН)б] + 4NaOH (конц.) + ЗВг2 = 2Ыа2СЮ 4 + 6NaBr + 8Н 20,
2Ыа3[Сг(ОН)б] + ЫаВЮз (конц.) = 2Na2C r0 4 + NaBr + 2NaOH + 5Н 20.
6. 2Na3[Cr(OH)6](p) + 3Na20 2= 2Na2CЮ 4 + 8NaOH + 2H20
(кип.).
2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) + 3Pb0 2 = 2Na2C r0 4 + 3Na2[Pb(OH)4] +
+ 2H20 .
7 7 1.1Сг(СО)б| — ГЕКСАКАРБОНИЛ ХРОМ
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. 7662'.
М, = 220,06;
d = 1,77;
Г™= 154,5° С (р).
1.
2.
3.
[Сг(СО)б] = Cr + 6СО
(120— 200° С)
[Сг(СО)б] + 18HNO 3 (конц.) = Сг(1МОз)з + 15N 02t + 6C 0 2t + 9Н 20.
4[Сг(СО)б] + 15 0 2 = 2С г2О з + 24С02
(300° С)
4.
5.
6.
7.
2[Сг(СО)б] + ЗС12 — — > 2СгСЬ+ 12СО
[Сг(СО)б] + 2Na = Na 2[Cr(CO)5] (желт.) + C O t
2[Сг(СО)б] + 4N 2Os = 2Cr(N 0 3)3 + 12COt + 2NOt
[Сг(СО)б] + С6Нб(ж, = [Сг(СбНб)2 ] (кор.) + 6C O t
(коми.)
(-40° С, в жндк. NH3)
(в жидк. СС14)
(кип.)
М ОЛИБДЕН
772.
Мо — МОЛИБДЕН
Светло-серый металл; достаточно твердый, пластичный. Устойчив на воздухе
Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа­
ка, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с
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, 777е, 7781' 6, 7791’3,
М, = 95,94; d = 10,23; и = 2620° С; гк„п = 4630° С.
1.
Мо + 2Н20 (пар) = М о0 2 + 2Н2
(700—800° С).
2. МО(Т) + 4 H 2SO4 (конц.) <
* H4[Mo(S0 4 )0 4l(p) + 3S02 + 2Н20 .
Мо + 2HN0 3 (30%-я, гор.) = М о031 + 2 N O t'+ Н 20.
4. Мо + 4HF (конц.) + 2HN0 3 (конц., гор.) = H 2[Mo0 2F4] + 2NOt + 2Н20 .
(400— 500° С).
5. 2Мо + 4NaOH + 3 0 2 (воздух) = 2Na2M o0 4 + 2Н20
(350—400° С),
6 . Мо + 2NaOH + 3NaN0 3 = Na 2M o0 4 + 3NaN0 2 + H20
(400° С).
Mo + 2KOH + KC103 = K 2M o0 4 + КС1 + Н20
(20— 50° С),
7. Мо + 3F 2 = MoFe
(40— 100° С),
2Мо (порошок) + 5С12 = 2МоСЬ
8. 2Мо + 3 0 2 = 2М о0 3
(600— 700° С, примесь М о02).
(600—700° С),
9. Мо + 2S = MoS2
(выше 800° С).
Мо + 2H2S = MoS2 + 2Н2
(1200° С),
10. Мо + 2СОг = М о0 2 + 2СО
Мо + 6СО = [Мо(СО)«]
(200° С, р).
3.
773.
МоОг — ОКСИД МОЛИБДЕНАДУ)
Коричнево-фиолетовый, летучий при прокаливании, разлагается при высокой
температуре. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленны­
ми кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается а 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, |0, 77410, 7783' 3.
Мт= 127,94;
1.
2.
d = 6,47;
рПР 18 = 50,0.
ЗМ о0 2 = Мо + 2Мо0 3
М о0 2 + 2HN0 3 (конц.) = М о034 + 2N 02T + Н20
3. МоОг<Т) + 2NaOH (конц.) 4 I* ЫагМоОад (гол.) + Н 20.
4. М о0 2 + 2Н 2 = Мо + 2Н20
5. М0О 2 + 2С12 = МоС120 2
6. М о0 2 + 2ССЦ = МоС14 + 2СС120
7. М о0 2 + 2H2S = MoS2 + 2Н20
774.
(1800° С).
(кип.).
(700°С).
(350°С).
(250°С).
(400°С).
МоОз — ОКСИД МОЛИБДЕНА(У1)
Молибдит. Белый (крупные кристаллы — светло-зеленые), при нагревании
обратимо желтеет, перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой. Из
388
холодного раствора осаждается желтый гидрат МоОз • 2НгО (менее точно
Н 2М0О4 • НгО), из горячего раствора — белый гидрат МоОз НгО (менее
точно Н 2М0О 4 — молибденовая кислота); они легко обезвоживаются концент­
рированной азотной кислотой, чувствительны к свету (синеют вследствие
частичного восстановления Movl до Mov). Проявляет кислотные свойства,
реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор концентри­
рованными кислотами (кроме азотной). В растворе восстанавливается атом­
ным водородом, при нагревании — водородом, калием. Вступает в реакции
комплексообразования. Получение см. 7723'*, 7732, 115' *, 778 , 7792.
М0О 3: Мг = 143,94; d = 4,692; tm = 795° С;
= 1155° С; к, = 0,138(20), 2,107<8O).
МоОз • Н 20 : Мг = 161,95; d = 3,112; ks = 0,29<25); 0,5(*о>.
МоОз 2Н20 : М, = 179,97; d= 3,124; *, = 0,14(|8>.
1.
7МоОз(т> + 7НгО 4.
* Н 2М07О 24 + 4НзО*
(идет в малой степени)
2.
8(МоОз 2Н20)(т)<---- > Н4М08О 26 + 14Н20
(в разб. H N 03)
Н 4Мов02б + НгО « = > Н 3Мо80 » + НзО+; Р*« = 1.84.
Н 3Мо 8026+ Н20 4= » Н 2Мо 80 ^ + Н 30 +; рЛ:, = 5.01.
МоОз 2Н20 = МоОз Н20 + Н20
(70— 115° С или над конц. H 2SO4, вак.).
МоОз Н20 = МоОз + Н20
(150— 450° С)
4. МоОз • 2НгО + HNO 3 (дымящ.) = МоОз 4. + HNO 3 (разб.) + 2НгО.
5. МоОз + 4НС1 (конц.) = ЩМоСЬОг] + Н 20 ,
М0О 3 + H 2SO4 (конц.) + Н 2О = H 4[Mo(S0 4)04] <Р).
6. 2М о0 3 + 12HF (конц.) = H 2[MoFe] + H 2[Mo0 2F4] + 4Н 20 .
7. МоОз + 2NaOH (конц.) = Na 2Mo04 + Н 2О.
8. МоОз + 2МОН = М 2М0О 4 + Н20
(500—600° С; М = Li, Na, К)
9. 7М о03 + 6(NH3 • Н20 ) [разб.] = (NH4)« М07О 24 + ЗН20
(0° С)
М0О 3 + 2(NH 3 ■Н 2О) [конц.] = (МН4)гМо04<р) + НгО
(коми.)
10. МоОз + ЗН 2 = Мо + ЗН20
(650— 1000° С)
МоОз + Н 2 = М0О 2 + Н20
(450—470° С)
3.
11. МоОз + пК.(ж) — -—►КпМоОз
,,
. , л
(красн., п = 0,26; гол., п = 0,30)
«молибденовая
бронза»
Н° (Zn. разб. НС1)
12. МоОз -------- ---------- - * [Мо4 0 ,о(ОН) 2 + М о 20 4 (ОН)2 ],
«молибденовая синь» (коллоид)
Мо50?(ОН)* (красн ), МоО(ОН)2(зел ).
13. 2МоОз + 16KCN + 7НС1 (конц.) + N 2 H5 CI = 2K4[Mo(CN)8] (желт.) +
+ N 2t + 6H 2O + 8KCI.
389
5K.4[Mo(CN)s] + 8HC1 (разб.) + KM n0 4 = 5Кэ[Мо(СМ)„] (желт.) +
+ MnCh + 6КС1 + 4Н 20 .
14. 12МоОз + Н3 РО4 (конц.) = Нз[РМо,204о] (желт.)
[кип., в конц. HNO 3].
775. (NH4)«Mo7 0 24—24-ОКСОГЕПТАМОЛИБДАТ(У1) АММОНИЯ
Парамолибдат аммония. Белый, термически неустойчивый. Очень хорошо
растворяется в воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, реагирует с водородом,
иодоводородом, сероводородом и другими сильными восстановителями. Мо­
либдат аммония (NH 4)2MoC>4 устойчив в растворе в присутствии избытка
гидрата аммиака. Получение см. 7749.
М, = 1163,79;
1.
d = 2,498 (кр.);
к, = 280<20), 470<1Ш‘90).
(150— 180° С),
(350—450° С).
(90— 100° С, вак.).
(pH * 7),
4 (1МН4 )бМо7 0 2 4 = 7 (NH 4 ) 2 Mo 4 Oi 3 + IONH 3 + 5Н20
0МН4 )бМо7 О 2 4 = 6 NH 3 + 7МоОз + ЗН20
2. (ЫН4)бМо7024 ■4Н20 = (ЫН4)бМо70 24 + 4Н20
3. (NH4)sMo70 24 (разб.) = 6N H 4+ Мо 70 $4
N H ; + 2Н20
NH3 ■ Н20 + НзО+; р*,. = 9,24,
Мо70 24 + Н20 4^
НМо 70 ^ + ОН"; рКа = 9,24.
4. (ЬГН4)бМо70 24 + 6HNO 3 (конц.) = 7МоОз 4- +6NH 4NO 3 + ЗН20
(кип.).
5. (NH 4)6Mo70 24 + 14NaOH (конц.) = 7Na2M o0 4 + 6(NH 3 ■Н 20 ) + 4Н 20 .
6. (ЫН4)бМо70 24 + 8(NH 3 • Н 20 ) [конц.] = 7(NH4)2Mo04<p) + 4Н20
(50—80° С).
R, НС1 (разб.)
7.
(NH4)f>M07024<p) ""
----* [МО4ОЩ (ОН)2 + М0204(ОН)2]
«молибденовая синь» (коллоид)
(R — восстановители: S 0 2, H 2S, KI, N 2H sC1, SnCl2, H°, Mo, сахароза).
8.
(N H 4)*Mo70 24 + 3H20 + 7H2 = 7M oO (O H )24 + 6(NH3 • H20)
9.
12(МН4)бМо70 24 + 58HN03 (конц.) + 7NH 4(H 2P04) =
= 7(NH4)s [PMol204o] 4 + 58NH 4NO 3 + 36H20.
[50° С, кат. Pd-чернь].
776. MoF6 — ФТОРИД МОЛИБДЕНА(У1)
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий.
Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в жидком HF. Весьма
реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, водородом, кремнием.
Образует фторокомплексы. Получение см. 7727, 7794.
Mr = 209,93;
1.
2.
390
rf= 2.543(l,);
/„л =17,58° С;
/„„„ = 33,88° С.
2MoF6 + ЗН20 (влага) = M0OF 4 + M o02F2 + 6HF,
MoF6 + 3H20 = МоОз4 + 6HF.
MoFe + 8NaOH (разб.) = Na2M o04 + 6NaF + 4Н20.
3.
4.
5.
6.
2MoF6 + Н 2 = 2MoFs + 2HF
(150—200° С, примесь — зел. MoF<).
4MoF6 + Si + 6HF(*> = 4H[MoF„] + H 2[SiF6].
MoF6 + 2H20 + 2KF (конц.) = K 2[M o02F j i + 4HF
(0° C).
MoF* + 3H20 + 3NH«F (кони.) = (NH,)}[MoO}F3) 4 + 6HF
(0° C).
777. M0 CI5 — 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. 7727.
М, = 273,21;
d = 2,927;
и = 194° С;
fK„„ = 268° С.
1. M0CI5 = M0CI3 + С12
(300—350° С).
2. M0CI5 + Н20 (влага) = M0CI3O + 2HCI,
2МоС15 + 5Н20 = Н 2[МоС1$0] (зел.) + 5HCI + МоО(ОН)34 (кор.)
3. M0CI5 + HNO 3 (конц.) + 2Н20 = М о034 + N 0 2T + 5HClt
(кип ).
4. M0CI5 + 5NaOH (разб.) = МоО(ОН)34 + 5NaCI + Н 20 .
5. 2МоС1з(ж) + 0 2 = 2МоСЦО (зел.) + С12
(200° С).
6. 2МоС15 + 5Н2 = 2Мо + I0HCI
(900° С).
7. ЗМоСЬ + 6СО + 5А1 = 3[Мо(СО)в] + 5А1С13
(100° С, р, в эфире).
778. M0 S 2 — СУЛЬФИД МОЛИВДЕНА(1У)
Молибденит. Серо-голубой кристаллический или черный порошок; очень мяг­
кий, жирный иа 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, 7737.
М ,= 160,07;
d = 4,68 + 5,06;
гм *2100°С.
1. MoS2 = Mo + 2S
(1I00°C, вак ).
2. MoS2 + 2H20 (nap) = M o0 2 + 2H2S
(500° C).
3. MoS2 + 2H2SO« (конц., хол.) = M o024 + 2S4 + 2S0 2 + 2H20 .
4. MoS2 + I8HNO3 (конц.) = M o034 + I8N 0 2 + 2H2SO< + 7H20
(кип ).
5. 3MoS2 + 18HNO 3 (конц.) + 12HCI (коиц.) = 3H2[MoCU02J + 18NOf +
+ 6H 2S0 4 + 6H20.
6. MoS 2 + 2H2 = Mo + 2H2S
(800° C).
7. 2MoS2 + Юг = 2M o0 3 + 4S0 2
(400—600° C).
8. 2MoS2 + 6Na2C 0 3 + 9 0 2 —2Na2Mo04 + 4Na 2SC>4 + 6C 0 2
(600— 800° C).
779. |Мо(СО)б( — ГЕКСАКАРБОНИЛ МОЛИБДЕН
Белый, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии устойчив на
воздухе, в этанольном растворе разлагается 0 2 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'°, 777?.
М, = 264,00;
1.
2.
3.
4.
d = 1,96;
= 148° С;
tmn = 155° С (разл.).
[Мо(СО)б] = Mo + 6СО
(выше 155° С).
[Мо(СО)б] + 18HNO3 (конц.) = МоОз4- + 6СО2 1 + 18NO 2 + 9Н20
(кип.).
[Мо(СО)б] + 3 0 2 (воздух) = Мо4- + 6С 0 2
(в этаноле).
[Мо(СО)б] + 9F 2 = MoF„ + 6COF 2
(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. Окисляется кислородом, галоге­
нами; реагирует с серой, углеродом, сероводородом, моно- и диоксидом
углерода. Промышленно важен сплав с железом — ферровольфрам (65—80%
W). Получение см. 7818 7851-3.
М ,= 183,85; d= 19,35; tM = 3387° С; /,
6000° С.
1.
W + 2Н20 (пар) = W 0 2 + 2Н2
2.
W + 4HF (конц.) + 2HNO 3 (конц., гор.)
3.
4.
5.
(выше 600° С).
H 2[W0 2F„] + 2NOT + 2Н20
(примесь H 2[WFg]).
2W + 3 0 2 = 2W0 3
(выше 500° С).
2W + 4NaOH + 3 0 2 = 2Na2W 0 4 + 2НгО
(500—600° С),
W + 3NaNOj + 2NaOH = Na 2W 0 4 + 3NaN0 2 + H20
(400—500° С).
W + 3F2 = WFe
(20— 150° С, сгорание во фторе),
W + ЗС12 = WCU
(500— 800° С, в токе хлора).
W + 2Е = WE2
(800° С, р; Е = S, Se).
С (графит)
w
-» w c , W2C
8. W + 2H2S = WS2 + 2Н2
9. W + 2С0 2 = W 0 2 + 2СО
10. W + 6СО = [W(CO)6]
(1430— 1630° С, в атмосфере H2).
(выше 400° С).
(1200° С).
(200— 300° С, р).
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 • 2Н20 (менее точно H 2W 0 4 • Н 20), при кипячении в кислотной среде —
392
белый WO3 • НгО (менее точно H 2 WO4 — 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, 7821,3.
Л/г = 231,85;
</=7,16 + 7,27;
tm =1473° С;
ton» 1800° С;
к, = 0,002(|8).
1. W 03 • 2Н20 = WO3 Н20 + Н20
W 0 3 • Н 2 О = WO3 + Н20
2. 6 W0 3 (T) + 6Н 2О < *
+ ЗНзО+
3. WO3 2Н20 = WO3 H2O l + Н20
WO3 Н 2 О + ЗНС1 (конц.) = H[WCb02] + 2НгО.
4. WO3 + 2МОН (конц.) — 2—►M2 WO4 + Н20
(70— 100° С),
(180—350° С).
(идет в малой степени).
(кнп. в разб. НС1),
(кип.; М = Li, Na, К).
5.
WO3 + 2(NH3 • Н 2 О) [конц ] —
( NH4 )2 W0 4 (p) + Н20
(60—70° С),
1 2 (NH 4 ) 2 W0 4 + 14НС1 (оч. разб.) = (NH 4 ) ioH 2 W , 2 0 4 2 + UNH 4 CI + 6Н 2 0.
6. W 03 + 4HF (конц.) = H2[W02F4] + Н 2 О.
7. WO3 + МО = MWO4 (600— 800° С; М = Mg, Са, Pb, Mn, Fe, Си, Zn, Cd).
8. W 03 + ЗН2 = W + ЗН2 О
(1000— 1200° С).
9.
WOj
H°(Zn. кони. НС 1)>
^ |о029(ОН) + W3o g (OH)]l, W2Os(OH)l (кор ).
«вольфрамовая синь»
10. 2 WO3 + 6 F 2 = 2WF6 + ЗО2
W 03 + ЗСС14 = WC1* + ЗСС120
11. W 03 + 4С (кокс) = WC + ЗСО
12. W 03 + nNa<*) = N a,W 03
(300—450° С),
(450° С, р).
(900— 1000° С, в атмосфере СН4).
«вольфрамовая
бронза»
(син.-фиол., п = 0,3; красн., п = 0,6; желт., п = 0,9).
13. I 2 WO 3 + Н 3 РО4 (конц.) = H3[PWi204o](p) (бц.)
782.
[кип., в конц. HNO 3 ].
(NH4)ioH2W i 2042 — 42-ОКСОДОДЕКАВОЛЬФРАМAT(V'I)
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 )2 WC> 4 устойчив только в аммиачном растворе. Получение см. 781s.
Мг = 3060,56;
1
к, = 1,08(|7), 8 ,6 <70).
. (NH4),oH2W,2042 = 1ONH3 + 2 WO3 + Н О
1
6
2
(400—500° С).
393
2. (NH 4) ioH 2WI2C>42 4H 2O = (NH4)ioH2W,2042 + 4H20
(40° С, вак ).
3. (NH 4) ioH 2W ,2042 + ЮНС1 (конц.) = 12W03i + IONH4CI + 6Н20
(кип.).
4. (NH4)ioH2Wi2042 + 24NaOH (конц.) = 12Na 2W04 + 10(NH3 • H20 ) + 8H20.
5. (NH4)ioH2WI2042 + 14(NH3 H20 ) [конц.] = 12(NH4)2W(>4(p) + 8Н20 .
783. WCU — ХЛОРИД ВОЛЬФРАМА(У1)
Черно-фиолетовый, весьма гигроскопичный. При надевании плавится, кипит
и разлагается. Чувствителен к действию влаги воздуха («дымит»). Неустойчив
на свету. Реакционноспособный; гидролизуется водой (медленно — на холоду,
быстро — прн кипячении), реагирует со щелочами. Восстанавливается водоро­
дом, типичными металлами. Получение см. 7805, 781|0.
Л/г = 396,57;
d= 3,52;
tm = 275° С;
/*,,„ = 347° С.
1. 2WC16 = 2WCI5 + СЬ
(выше 350° С).
2. 2WCle + ЗН20 (влага) = WCUO (оранж.) + WCI2O 2 (желт.) + 6НС1,
WC16 + ЗН20 = W 03l + 6НС1
(кип.).
3. WC16 + 8NaOH (конц.) = Na2W 04 + 6NaCl + 4Н20 .
4. WC16 + 6СО + 2А1 = [W(CO)6]l + 2A1C13
(200° С, p, в эфире).
784. WC — 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", 785'.
Мг = 195,86; d = 15,63; tm = 2780° С (разл.).
1. WC = W + С (графит)
2.
3.
4.
5.
[выше 2780° С].
WC + 10HNO3 (конц.) —
> W 03l + С 0 2Т + 10NO2 Т + 5Н20
(кип.),
WC + 4НС1 (конц.) + 10HNO3 (конц.) = ^[WCUO:] + 10NO2 Т + 6Н20 +
+ С 02Т
(кип.).
2WC + 8NaOH + 5 0 2 = 2Na2W 04 + 2Na2C 0 3 + 4Н20
(500—550° С).
WC + 2 0 2 = W 03 + СО
(800— 1200° С).
WC + ЗС12 = WC16 + С (графит)
[до 400° С].
785. |W(CO)e| — 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.
Mr = 351,91;
394
d= 2,65;
и =169° С;
f«„n=175°C.
1. [W(CO)6] = w + 6C0
(выше 375° С),
[W(CO)6] = WC + 4C0 + C 0 2
(* 1030° C).
2. [W(CO)6)] + I 8HNO 3 (конц.) = W 03i + 6CO2 T + I 8NO 2T + 9H20
( кип ).
3. [W(CO>6] + ЗО2(воздух) = W l + 6C 02t
(кип. в этаноле).
4. 2[W(CO)6] + 28NaOH + 9 0 2 = 2Na2W 0 4 + 12Na 2C0 3 + 14H20
(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. Реагирует с водяным паром, кислотами, галогенами, кис­
лородом, серой. Поглощает водород, но не реагирует с ним. Промышленно
важен сплав с железом — ферромарганец (>70% Мп). Получение см. 788",
78913, 79313, 8011.
Mr = 54,938;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 7,44;
= 1245° С;
tK„„ = 2080° С.
Мп (порошок) + 2НгО (пар) = Мп(ОН)г + Нг
(150° С).
Мп (порошок) + 2НС1 (разб.) = МпСЬ + bht,
Мп (порошок) + H2SO4 (разб.) = MnS04+ bht.
Мп + 2H2S 04 (
. ) = MnS04 + S 0 2t + 2Н20
(70—80° С),
3 Мп + 8 H N O 3 (разб., гор.) = ЗМп(ЫОз)2 + 2 N O T + 4НзО.
Мп (порошок) + 2НгО + 2NH4Cl (конц.) = МпСЬ + 2(Т4Нз • Н 2О) + Нг1\
Мп + Ог = МпОг
(до 450° С),
4Мп + 3 0 2 = 2Мп20з
(до 800° С),
к о н ц
Мп —^
[МпО + (М п "М п ^ )0 4]
(выше 800° С).
«окалина», гаусманнит
6.
7.
8.
ЗМп + 4F 2 = MnF 2 + 2MnF3
Мп + 2F 2 = MnF4 (гол.)
Мп + Е2= МпЕ2
Мп + S = MnS
(выше 100° С),
[600° С, охлаждение до -60° С].
(200° С; Е = Cl, Br, I).
(до 1580° С).
787. МпО — ОКСИД МАРГАНЦА(Н)
Зеленовато-серый, термически устойчивый. Имеет область гомогенности
МпО 1+х ( O s x S 0,13; манганозит). Практически не реагирует с водой и щело­
чами. Хорошо растворяется в расплаве КС1. Проявляет основные свойства,
реагирует с кислотами, диоксидом кремния. Окисляется кислородом, восста­
навливается водородом и алюминием при нагревании. Получение см. 7889
78912, 791'.
395
Л/г = 70,94;
< /= 5 ,1 8 ;
U =1780°C .
1.
2.
МпО(т) + 7Н20 + = ? [Мп(Н20)б]2+ + 20Н ‘; рПР 25 = 9,82.
MnO + 2НС1 (разб.) = МпС12 + Н 20.
3.
4.
2МпО + 0 2 — — ►2Мп0 2Ч
MnO + Si0 2 = MnSiCh (роз.)
2MnO + Si0 2 = Mn2Si0 4 (красн.)
MnO + Н 2 = Мп + Н20
ЗМпО + 2А1 = ЗМп + А120 з
5.
(300—500° С).
[1100° С],
[1100— 1200° С].
(1400° С),
(800° С).
788. Мп2Оз — ОКСИД МАРГАНЦА(1И)
Биксбиит. Бурый, термически устойчивый, разлагается при очень сильном
нагревании. Возможно, что в определенных условиях содержит примеси Мп
и Mnlv. Не реагирует с водой. Реагирует с кислотами, окисляется кислородом,
восстанавливается водородом, монооксидом углерода и алюминием при нагре­
вании. Получение см. 7865, 7891' 17, 7921.
М, = 157,87;
</=4,90.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
6Мп20з = 4(М п11М п У1) 0 4 + 0 2
Мп20з • лН20 = 2МпО(ОН) + (п - 1)Н20
Мп20з<т) + ЗН204= ? 2Мп|и + 6 0 Н“; рПР 25 = 83,92.
Мп20з + 6НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + С 12Т + ЗН20.
Мп20 з + 3H2S0 4 (50%-я, хол.) = Mn2(S04)s + ЗН20.
Мп20з + 2Н1МОз (разб.) = Мп(ЫОз)2 + M n02i + Н20
2М п20 з + 0 2 — -—►4М п0 2
8.
2(М п2Оз ■лН20 ) + 2лН20 + 0 2 — -—►4(Мп02 • лН20 )4
9.
ЗМп20з + Н 2 = 2(МппМп!,п)0 4 + Н20
Мп20з + Н 2 = 2МпО + Н20
10. Мп20з + СО = 2МпО + С 0 2
11. Мп20з + 2А1 = А120 з + 2Мп
(940— 1090° С).
(100° С).
(кип.).
(300° С),
(до 230° С),
(300—800° С).
(600—800° С).
(800° С).
789. М п02 — ОКСИД МАРГАНЦА(1У)
Черный с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Нестехиометри­
ческое соединение М п02_г (недостаток кислорода). Не реагирует с водой. Из
раствора осаждается гидрат М п0 2 • лН 20 . Переводится в раствор действием
концентрированных кислот. Проявляет окислительно-восстановительные
свойства. В природе — самое распространенное соединение марганца (пиро­
люзит). Получение см. 7865, 7873, 7887, 79819, 7996'9, 8005.
Mr = 86,94;
1.
396
4М п0 2 = 2М п2Оз + 0 2
d = 5,026.
(530—585° С).
(200—250° С, вак.)
2. МпОг • лНгО = МпОг + лНгО
3. МпОг(Т) + 2Н20 < = » MnIV + 40Н '; рПР18 = 56,0.
(0° С, примесь МпСЬ)
4. М11О 2 + 4НС1 (конц.) = МпСЦ + 2НгО
(коми.)
МпСЦр) = M11CI2 + CI2T
(-63° С, в этаноле)
5. 2Мп0 2 + 8НС1 = 2МпС13 + С12Т + 4Н20
(выше -40° С, в этаноле)
2МпС13 = 2МпС12 + С12Т
(до 110° С)
6. 4МпОг + 6H 2SO4 (конц.) —2Мпг(Б04)з + 02t + 6Н 2О
(кип.)
2МпОг + 2H 2SO4 (конц.) - -> 2MnS04 + 0 2Т + 2Н20
(0° С)
2МпОг + 3NaOH (конц.)<1
МпО(ОН)1 + № зМ п 0 4 + НгО
8. 4Мп0 2 + 12NaOH + 0 2 = 4Na3M n0 4 +6Н 2О
(800°С)
9. МпОг + KNO 3 + 2КОН = К 2Мп0 4 +K N 0 2 + Н20
(350—450° С),
З М п 0 2 + КСЮз + ЗК 2СО 3 = ЗК 2МПО4 + КС 1 + ЗСОг
(400° С)
10. МпОг + 4СаО = (Са4Мп)Об
(800° С, в атмосфере Ог).
11. МпОг + 2БОг(р) = МпБгОб
(до 10° С, примесь MnS04),
МпОг + S 0 2 = MnS04
(450° С)
12. МпОг + Н 2 = МпО + Н20
(170—800° С)
13. МпОг + С (кокс) = Мп + СОг
(600—700° С),
МпОг + СО = МпО + СОг
(коми., кат. СиО).
14. МпОг + H 2SO4 (разб.) + НгОг —M 11SO 4 + ОгТ + 2Н 2О
(основная реакция — каталитическая: 2НгОг = 2НгО + ОгТ).
15. МпОг + H 2SO 4 (разб., гор.) + KNO 2 = MnS0 4 + KNO 3 + Н 20.
16 МпОг + 2H 2SO4 (разб.) + 2FeS04 = MnS04 + Fe2(S04)3 + 2Н20
(500—600° С).
17. 6МпОг + 2 N H 3 = ЗМпгОз + N 2 + ЗНгО
790. М 112О 7 — 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.
М, = 221,87; d= 2,396<JO), tm = 5,9° С.
1.
МП2О7 = МпгОз + 20г
(выше 55° С),
2 МП2О 7 — -—> 4МпОг + ЗОг
2.
3.
4.
(0° С, влажный воздух; примеси Оз, НМ п04)
МпгСЬ 2Нг04^3Г? МП2О7 (насыш.) + 2НгО
(до -4° С, в конц. H 2SO4).
МП2О 7 + НгО(хол.) = 2НМп04(р).
МП2О 7 + 2NaOH (разб., хол.) = 2NaMn 04 + Н 2О.
397
5.
6.
Mn20 7 + 2H2S 04 (98%-я) = 2(Mn03)HS0 4 + H20 .
(0— 10° С),
Mn20 7 + 3H2S 04 (98%-я) = Mn2(S04)3 + 2 0 2T + 3H20
(70—75° С).
Мп20 7 + ЗСС14 = 2Мп021 + ЗСС120 + ЗС12Т
(10° С, примесь С 0 2).
791. Мп(ОН)2— ГИДРОКСИД МАРГАНЦА(Н)
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 оснбвные 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. 7861, 7934'5, 7995.
Мг = 88,95;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d= 3,258;
рПР25 = 12,80. ^
Мп(ОН)2 = МпО + Н20
(220—800° С, в атмосфере N 2).
Mn(OH)2 + 2НС1 (разб.) = МпС12 + 2Н20.
Mn(OH)2 + 2NaOH(> 50%-й) = Na2[Mn(OH)4] l
(кип. в атмосфере N 2),
Mn(OH)2 + 2NaOH(T) — -—* Na2[Mn(OH)4]
(130° С, в атмосфере N2).
Мп(ОН)2(г) + 6(NH3 Н20 ) [конц.]*!^ [Mn(NH3)6](OH)2 + 6Н20 .
Mn(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = МпС12 + 2NH3T + 2Н20 .
2М п(ОН)2 + 0 2 = 2Мп0 2 + 2НгО
(300° С),
4М п(ОН)2(суспензия) + 0 2 (воздух) = 4МпО(ОН)1 + 2Н20.
Мп(ОН)2 + Н20 2 (конц.) = М п021 + 2Н20
(побочное выделение 0 2).
2Мп(ОН)2 + Са(СЮ)2 = 2Мп021 + СаС12 + 2Н20.
Мп(ОН)2 + Вг2(Р) = М п021 + 2НВг.
792. МпО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД МАРГАНЦА
Манганит. Бурый (почти черный), при умеренном нагревании разлагается. Не
растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Мп20 3 ■«Н20 , при высу­
шивании переходит в МпО(ОН). Разлагается концентрированными кислотами.
Окисляется кислородом (медленно — при комнатной температуре, быстро —
при нагревании). Восстанавливается водородом. Получение см. 7897, 7936,
7943 6, 7999
Мг = 87,94;
d= 4,14.
1.
2МпО(ОН) = Мп20 3 + Н20
2.
3.
4
5
6
МпО(ОН)(Т) + Н20 <1 = ^ Мп“‘ + ЗОН"; рПР1* = 36,0.
2МпО(ОН) + 6НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + С12Т + 4Н20.
2MnO(OH) + 3H2S 04 (50%-я, хол.) = Mn2(S04)3 + 4Н20.
2MnO(OH) + 2 H N 0 3 (разб.) = M n(N03)2 + М п021 + 2Н20
МпО(ОН) + Н20 + 3NaOH (50%-й) = Na3[Mn(OH)6] l
398
(250° С, вак ).
( кип ).
(180° С, р).
7.
(300° С),
4MnO(OH) + 0 2 = 4M n0 2 + 2НгО
4МпО(ОН) + 0 2 + (4л - 2)Н20 —
8. 2МпО(ОН) + Н 2 = 2МпО + 2Н20
4( Мп0 2 лЬГ20).
(500—700° С).
793. MnS04 — СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(И)
Белый (в виде кристаллогидратов — красновато-розовый), при прокаливании
плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону).
Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует
с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена. Получение см. 7862'3,
789", 8004.
М, = 151,00;
1.
2.
3.
d = 3,25;
= 700° С;
к, = 62,9(20), 45,6(80).
3MnS0 4 = (MnnMi4“P 4 + 2S0 3 + S 0 2
MnS0 4 5H20 = MnS0 4 + 5H20
MnS0 4 (разб.) + 6H20 = [Mn(H20)e]2+ + SO} ,
(850—1155° С).
(250° С, вак ).
[Mn(H20 )6]2+ + Н г О * ^ [Mn(H20 ) 5(0H)]+ + H 30 +; pX. = 10,59.
4. M nS0 4 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)24- + Na 2S 0 4
(в атмосфере N2).
5. MnS0 4 + 2(NH 3 H 20 ) [конц.] = Mn(OH)24- + (NH 4)2S0 4 (в атмосфере N2).
6. 2MnS0 4 + 4(NH 3 H 20 ) + H 20 2 = 2MnO(OH)4- + 2(NH4)2S0 4 + 2H20
(кип., побочное выделение 0 2).
7. 3MnS0 4 + 2H20 (гор.) + 2KMn0 4 = 5M n02-L + 2H2S0 4 + K 2S04,
3MnS0 4 + 8H2S 0 4 (
. ) + 2KMn0 4 = 5Mn(S0 4)2 + K 2S0 4 + 8H20
(50—60° C).
8. 2MnS0 4 + 3H20 + 5Н3Ю 3(0 2) [
] = 2HMn0 4 + 5H 3P 0 4 + 2H 2S04,
2MnS0 4 + 16HN03 (разб.) + 5NaBi0 3 = 2HMn0 4 + 5Bi(N0 3)3 + 2Na2S 0 4+
+ N aN 0 3 + 7H 20 .
9. MnS0 4 + 2H20 + K 2S20 6(0 )2 = M n02i + K 2S 0 4 + 2H2S04,
к о н ц
к о н ц
2MnS0 4 + 8H20 + 5K2S20 6(0 2) —
2 KMn 0 4 + 4K 2S 0 4 + 8H2S 0 4
(кат. AgN03).
10. 2MnS0 4 + 8H N 0 3 (конц.) + 5Pb0 2 = 2HMn0 4 + 4Pb(N0 3)2 + 2H20 +
+ Pb(HS04)2.
11. MnS0 4 + 2NaOH (разб.) + NaCIO = М п02Ф + NaCl + Na 2S0 4 + H20.
12. 2MnS0 4 (разб.) + 2Na2C 0 3 + H20 = Mn2C 0 3(0H )2l + 2Na2S0 4 + C 0 2f.
13. 2MnS0 4 + 2H20
ЭЛСГфОЛИ:1 > 2M ni (катод) + 0 2t (анод) + 2H2S0 4
(до 40° C),
2MnS0 4 + H 2S0 4 (40%-я) ■3neirrPg.Jltl3> H2t (катод) + Mn2(S0 4)3 (анод).
794. Mn2(S04)3— СУЛЬФАТ МАРГАНЦА(Ш)
Темно-зеленый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентри­
рованной серной кислоте, из раствора на холоду кристаллизуется коричнево­
399
красный гидрат Mn2(S0 4)3 • H 2S0 4 • 6Н20 со строением (Н 30 +) [Mn(S04)2]
2Н20 . Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель,
реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см.
788s, 7896, 7924, 79313, 7984.
Мт= 398,06;
d = 3,24.
1. 2Mn2(S0 4)3 = 4MnS0 4 + 2SO3 + O 2
(выше 300° С).
2. 2 {Mn2(S0 4>3 H 2S0 4 6H 20} = 4MnS0 4 + 4H 2S0 4 + 0 2 + 10H2O
(160—300° C).
3.
Mn2(S0 4)3 (разб.) + 2H20 — -—►MnS0 4 + M n024 + 2H2S0 4
(коми.),
Mn2(S0 4)3 (разб.) + 4H20 = 2MnO(OH)i + 3H2S0 4
(кип.).
4. 2Мп2(Б04)з + 2H20 = 4MnS0 4 + 0 2t + 2H2S0 4
(кип. в конц. H 2S04).
5. Mn2(S0 4)3 + 2HC1 (конц.) = 2MnS0 4 + Cl2t + H 2S04.
6. Mn2(S0 4)3 + 6NaOH (конц.) = 2MnO(OH)i + 3Na2S0 4 + 2H20 ,
Mn 2(S0 4)3 + 6(NH 3 H 20 ) [конц.] = 2MnO(OH)4 + 3(NH4)2S0 4 + 2H20 .
795. Na3M n04 — ТЕТРАОКСОМАНГАНАТ(У) НАТРИЯ
Темно-зеленый, на воздухе чувствителен к влаге и С 0 2, термически устойчив.
Не растворяется в концентрированных щелочах. Ярко-голубой кристаллогид­
рат ЫазМп04 12Н20 всегда содержит адсорбированную щелочь. В растворе
устойчив только при низких температурах, разлагается горячей водой. Окис­
ляется хлором, восстанавливается хлороводородом. Получение см. 7898.
Мг =187,90;
1.
d = 2,61;
tm = 1250° С;
к, = 0,059(0) (в 28%-м NaOH).
ЫазМп04 12H20 i 4^ z f Na 3Mn0 4 (насыщ.) + 12Н20
(0° С, в конц. NaOH).
2. 2Na3M n0 4 + 2Н20 (гор.) = Na 2M n0 4 + M n024 + 4NaOH.
3. 2Na3M n0 4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + ЗС12Т + 8Н20 + 6NaCl.
4. ЗЫазМп04 (суспензия) + 4С 0 2 = NaMn0 4 + 2Мп024 + 4Ыа2СОз.
5. ЫазМп04 (суспензия) + С12 = NaM n0 4 + 2NaCl.
6. Na 3M n0 4 + NaM n0 4 = 2Na2M n0 4
(коми., в конц. NaOH).
796. К2М п04 — 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, пероксодисульфатом калия. Получение см. 7899, 79g5 " 1315
Л/г = 197,13;
d = 2,80;
ks = 22,47(20) ( в 10%-м КОН),
1.
400
ЗК 2М п0 4 = 2К 3Мп0 4 + Мп0 2 + 0 2
tm = 600° С (р);
0,315(20) (в 40%-м КОН).
(190—500° С).
2. K2M n0 4 + 12НЮ = 2[К(НгО)б]+ + MnO^' (зел.) (в 10%-м КОН)
ЗК2М п0 4(разб.) + 2НгО — !—►2KMn0 4 + M n024 + 4КОН.
3. 3K2M n0 4 + 4НС1 (разб.) = 2KMn0 4 + M n024 + 4КС1 + 2Н20
К 2М п0 4 + 8НС1 (конц.) = МпС12 + 2Cl2t + 2КС1 + 4Н 20.
4. ЗК 2М п0 4 + 2СОг = 2КМ п0 4 + М п02± + 2К 2С 0 3.
5. гКгМпО^) + С12 = 2KMn0 4 + 2КС1,
6 . К 2М п0 4 + C2HsOH (гор.) — — * M n02i + СН 3С(Н)0 + 2КОН.
7.
797.
2К 2Мп0 4 + 2Н20
ЗПе1СТроПИЗ> H2t (катод) + 2КМп0 4 (анод) + 2КОН.
НМ п04 — 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 НМп0 4 • 2Н20 с ионным строением (H 50 J)M n 0 4.Нейтра­
лизуется щелочами, разбавленным гидратом аммиака. Разлагается в горячей
воде, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный
окислитель. Получение см. 7903, 7938.
М, - 119,94.
1. 4НМп0 4 (20%-я) — — » 4Мп0 2Ф+ 3 0 2t + 2НгО
2. НМ п0 4 (разб.) + Н20 = Н 30 + + МпО; .
3. 2HM n0 4 + 14НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н 20.
4. НМ п0 4 + NaOH (разб.) = NaM n0 4 + Н20
5. НМ п0 4 + NH 3 • Н20 (разб.)= NH 4M n0 4 + Н20
2HMn0 4 + 2(NH3 • Н 20 ) [конц.] —2Mn024' + N2T + 6Н20
798.
(коми.)
(на холоду)
(на холоду).
(коми.)
КМ п04 — ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ
Красно-фнолетовый (почти черный), при нагревании разлагается. Умеренно
растворяется в воде (раствор окрашивается в интенсивный фиолетовый цвет),
гидролиза нет. Кристаллогидратов не 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 Мп", в нейтральной среде —
до Mniv, в сильнощелочной среде — до Mnvl. Реагирует с типичными восста­
новителями, этанолом, водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см
793*, 7962—5,1.
М, = 158,03; d = 2,703; к, = 6,36(20), 25<65).
2КМп0 4 = К 2М п0 4 + МпОг + 0 2
ЗКМ п0 4 = К 3М п0 4 + 2Мп0 2 + 20 2
2. КМ п0 4 + 6Н20 = [К(Н 20 )6]+ + МпО;
4КМп0 4 + 2Н20 — — * 4M n02-l + 302t + 4КОН.
1.
(200—240° С),
(500—700° С).
(pH 7),
401
3.
2KM n0 4 + I6HCI (конц., гор.) = 2MnCI2 + 5CI2t + 8H20 + 2KCI,
2KMn0 4 + I 6HCI (конц.) + 2KCI (конц.) = 2KjIMnCU]^ + 3C ht + 8H20
(0° С, в эфире),
КМлО^т) + 8HCI (конц.) + КС1 (насыщ.) = K 2[MnCI5]4. + 2CIjt + 4НгО.
4. 4КМ п0 4 + 6H2SO4(60%-a) = 4MnS0 4 + 2K2S0 4 + 5 0 2t + 6НгО
(примесь Оз),
гКМпО^т) + 2H2S0 4 (98%-я) = 2KHS0 4 + МпгСЪ + НгО
(коми., побочное образование М п02),
гКМпО^т) + 4H 2S0 4 (98%-я) = МпДООз + K 2S0 4 + 4НгО + 202t
(70—75° С).
5. 4КМ п0 4 (насыщ.) + 4КОН ( 15%-й) = 4K2M n0 4 + 0 2t + 2Н20
(кип ),
4КМ п0 4 (конц.) + 4Ва(ОН)2(Т) = 4BaMn04<l +-02t + 2НгО + 4КОН (кип.).
6. 2КМ п0 4 + 2(NH3 НгО) [конц.] = 2Mn024. + N2t + Ж О Н + 4НгО.
7. 2КМ п0 4 + 3H2S0 4 (разб.) + 5Нг0 2 = 2MnS0 4 + 5 0 2t +8Н20 + K 2S04,
2KMn0 4 + 3H2S0 4 (разб.) + 5KN0 2 = 2MnS0 4 + 5KN0 3 + ЗНгО + K 2S04.
8. 2KM n0 4 + 8H 2S 0 4 (разб.) + !0FeSO 4 = 2MnS0 4 + 5Fe2(S 0 4)3 + K 2S 0 4 +
+ 8H20 .
9. 2KM n0 4 + 2H20 (rop.) + 3MnS0 4 = 5M n024. + K 2S0 4 + 2H2S04,
2KM n0 4 + 8H2S0 4 (конц.) + 3MnS0 4 = 5Mn(S04)2 + K 2S0 4 + 8H20
(50—60° C).
10. гКМ пО^) + 3H2 — *-► 2Mn024. + 2KOH + 2НгО
(кат. AgNOj),
гКМ пО^) + 3H2S = 2Mn024. + 3S4. + Ж О Н + 2НгО.
11. 2KMn0 4 (разб.) + 8Нг804 (разб.) + IOKI = 512Ф + 2MnS04 + 8НгО + 6K2S04,
8KM n0 4 (конц.) + 8KOH (конц.) + KI(T) = 8K2M n0 4 + КЮ 44. + 4НгО,
2KMn0 4 (конц.) + 2KOH (конц.) + KIO*) = 2K2M n0 4 + КЮ 44. + H 20 .
12. 2KMn0 4 + 3H2S0 4 (разб.) + 5K2SCb = 2MnS0 4 + 6K2S0 4 + 3H20 ,
2KMn0 4 + НгО + 3K2SOj (конц.) = 2Mn024. + 3K2S0 4 + 2KOH.
13. 2KMn0 4 + 2KOH (конц.) + K2SOj = Ж 2Мп0 4 + K 2S0 4 + НгО
(коми.),
КМ п0 4 + 2KOH (конц.) + K 2S03<t) = KjM n0 4 + K 2S0 4 + НгО
(0° С).
14. 2KMn0 4 + ЗКОН (конц.) + K j(PHO j) = 2К 2Мп0 4 + К 3Ю 4 + 2НгО,
4КМ п0 4 (конц .) + 6КОН (конц.) + К(РНгОг) = 4К 2Мп0 4 + КзР0 4 + 4НгО.
15. 2КМ п0 4 + 2КОН (конц.) + KCN = 2K2M n0 4 + KOCN + НгО,
8КМп0 4 + ЮКОН (конц.) + KNCS = 8K2Mn0 4 + KOCN + K 2S0 4 + 5НгО.
16. Ж М п 0 4 + 2BrF3 = K 2[MnF6] + МпОг + ЗОг + Br2
(100— 150° С).
17. КМ п0 4 + 2HS0 3F(*> = M n03F + KSOjF + H 2S0 4
(0° С).
18. K M n0 4 + M N0 3 = MMn0 4J. + K N 0 3
(M = Rb, Cs, Ag).
19. 2KM n0 4 + 3C2HjOH = 2Mn024. + ЗСН3С(Н)0 + 2KOH + 2НгО
(20—30° C).
799.
MnCh — ХЛОРИД МАРГАНЦА(Н)
Скаккит. Темно-розовый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону),
хлороводородной кислоте. Кристаллогидраты МпС12 • 4НгО и МпС12 • 2НгО
402
имеют строение [Мп(Н20)4СЬ] и [Мп(НгО)гСЫ. Не реагирует с водородом
Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Окисляется кислородом, озоном,
фтором, хлором. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Полу­
чение см. 78624’7, 789,7912'5.
Mr = 125,84;
d = 2,977;
t„ = 650° С;
Ляп = 1231° С; к, = 73,9м, 112,7*°.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
(до 198° С, вак.),
МпСЬ 4HjO = МпСЬ + 4HjO
(230° Q .
МпСЬ 4HjO = MnCl(OH) + ЗН2О + НС1
(pH < 7, см. 7933).
МпСЬ (разб.) + 6Н 2О (хол.) = [Мп(НгО)б12+ + 2СГ
(500° С).
ЗМпСЬ + 4HjO (пар) = 6НС1 + (МппМп™)04 + Н 2
МпС1г<Т) + H 2SO4 (конц., гор.) = MnS04 + 2HClt.
МпСЬ + 2NaOH (20%-й) = Mn(OH)2i + 2NaCl
(в атмосфере N 2),
МпСЬ + NH 3 Н 2О (разб.) = МпС1(ОН)4 + NH 4CI.
4МпСЬ + 302 = 2МпгО} + 4СЬ
(600—700° С),
МпСЬ + Н 2О + Оз = МпОг4 + 2НС1 + 0 2t
(коми).
МпСЬ + NH 4HS (насыщ.) + лНгО = MnS ■лИгО! (телесн.) + NH 4CI + НС1
(кип.),
MnS ■лНгО (суспензия) — -—>a-MnS4 (зел.)
[кип. в атмосфере N 2].
8.
МпСЬ + 2Na(CHjCOO) + H2S — — *■ p-MnSi (бур.) + 2NaCl +
+ 2СН3СООН.
9. 4МпСЬ + Са(СЮ)2 + 4Са(ОН)2 = 4МпО(ОН)4 + 5СаСЬ + 2Н 2О
(кип),
МпС12 + (NH 4)2S206(02) + 2HjO = M n02l + (NH 4) 2S0 4 + H 2SO 4 + 2HC1.
10. 2MnCb + Cl2(r) + 4MC1 = 2MJMnCl5] (красн.)
[0° С; M = Na, K, NH4],
MCI (к<жц.)
11. М п С Ь ------------ -* М[МпСЬ], MjlMnCU], М4МпСЦ]
(M = Na, K).
12. МпСЬ + 2KC1 + 3F 2 = KJMnF*] + 2Cb
(375-400° C),
МпСЬ + МСЬ + 3Fi = M[MnFt] + 2Cb (500-550° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
13. 2МпСЬ + 10CO = [Мп2(СО),0] + 2СЬ
\p, кат. А1(С4Н9)з]
14. МпСЬ + 6KCN (конц.) = K 4[Mn(CN)6l (фиол.) + 2KC1 (в атмосфере N 2).
15. МпСЬ + 2Na(CsHs) = [Mn(CsHs)2] + 2NaCl
(кип. в диоксане).
800.
MnS — СУЛЬФИД МАРТАНЦА(И)
Зеленый (устойчивая a -модификация) или красновато-бурый (метастабильная
p-модификация), крупные кристаллы — коричнево-черные (алабандии). Тер­
мически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Из раствора осаждает­
ся кристаллогидрат MnS ■лНгО светло-розового (телесного) цвета. Разлагает­
ся кислотами, окисляется кислородом. Получение см. 786*, 7997 *.
Мг = 87,00;
d = 3,99;
t„ = 1615° С;
/ф-нх) 200—300° С;
рПР 25 = 12,96 (a-MnS).
403
1.
MnS • лН20 — 1—►a-MnS + лН20
2.
3.
4.
MnS(T) + Н 20 « = » Mn(HS)OH(p)
MnS + 2НС1 (разб.) = MnCl2 + H 2St.
MnS + 4H2S0 4 (
. , гор.) = MnS0 4 + 4S02t + 4H 20 ,
MnS + 8HNO 3 (конц., гор.) = MnS0 4 + 8N 02t + 4H 20 .
2MnS + 4 0 2 (воздух) = 2Mn0 2 + 2S0 2
5.
801.
(120—175° С),
(в разб. NaOH).
к о н ц
(300—400° C).
|Мвг(СО)|о| — 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 кислотамиокислителями, восстанавливается щелочными металлами, водородом. Получе­
ние см. 79913.
А/г = 389,98;
d = 1,75;
lm = 154° С (р).
1. [Мп2(СО)ю] = 2Mn + 1ОСО
(выше 110° С).
2. [Мп2(СО)ю] + 4H 2S0 4 (
. ) = 2MnS0 4 + 2S02t + 4Н20 + lOCOt,
[Мп2(СО)ю] + 8 HNO 3 (конц.) = 2Mn(NOj)2 + 4N 02t + lOCOt + 4H 20 .
3. [Мп2(СО)ю] + 2M = 2M[Mn(CO)s]
(в диоксане; M = Li, Na, К).
4. [Мп2(СО)ю] + 2(Na, Hg) + 2H20 = 2[MnH(CO)5]w 4- + 2NaOH + 2Hg4-,
[Мп2(СО)ю] + H 2 = 2[MnH(CO)5]
(200° C, p),
к о н ц
5.
[MnH(CO)5] + H 20 ^ = > [Мп(СО)5Г + H 30 +; pK« * 7,0.
[Мп2(СО)ю] + [Re2(CO),0] = 2[(CO)sRe—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 ^Тс и ^Гс; 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, 8054’9.
А/г = 97,907;
d = 11,49;
* 2250° С;
* 4600° С.
1. Тс + 7НЫОз (конц., гор.) = НТс0 4 + 7N 02t + ЗН20 .
2. ЗТс + 18НС1 (конц.) + 4HN0 3 (конц.) = ЗН2|ТсС1б]-+ 4NOT + 8Н20.
3. 4Тс + 7 0 2 = 2Т с2С>7
(450—500° С, примесь ТсОз?).
4. 2Тс + 5F2 = 2TcFs
(200° С),
404
5.
803.
(400° С).
(400° С, примесь ТсСЦ).
Тс + 3F2 = TcF*
Тс + 2СЬ = ТсСЦ
ТсОг — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(1У)
Коричнево-черный, летучий при сильном нагревании, термически устойчи­
вый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат
ТсОг • иНгО, 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. 804', 8051, 807
Afr = 129,91;
d = 6,9.
1. ТсОг = Тс + Ог
(выше 1100° С).
2. ТсОг иНгО = Тс(ОН)« + (и - 2)Н20
(100° С, вак ),
ТсОг • иНгО = ТсОг + иНгО
(400° С, в токе N2)
3. ТсОг + 6НС1 (конц.) = НгГГсСЦ] + 2НгО.
4. ТсОг + 3HN 03 (конц., гор.) = НТСО4 + 3N 02t + Н20.
5. 2ТсОг + 2NaOH (разб.) + ЗНгОг (конц.) = 2NaTc04 + 4НгО.
6. 4ТсОг + ЗОг = 2Тс2Ог
(200° С).
804.
ТсгОг — ОКСИД ТЕХНЕЦИЯ(УН)
Светло-желтый, летучий, при нагревании разлагается. Проявляет кислотные
свойства, реагирует с водой, образует сильную технециевую кислоту НТс04;
концентрированный раствор — темно-красный, разбавленный раствор — бес­
цветный. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель.
Получение см. 8023, 80З6.
А/г = 307,81;
1.
d —3,5;
=119,5° С;
гг„„ = 310,6° С (р).
2Тс20 7 = 4ТсОг + ЗОг
(260° С).
2. ТсгОг + ЗНгО = 2НТс04 + 2НгО = 2Н30 + + 2TcOi,
2НТс04 = ТсгОг + НгО
(160° С).
ТсгОг + 2NaOH (разб.) = 2NaTc04 + НгО,
ТсгОг + 2(NH3 • НгО) [конц.] = 2NH 4TCO4 + НгО.
4. 2ТсгОг + 15S = 4TcS2 + 7S02
(1000° С, р).
5. ТсгОг + 7ССЦ = 2ТсС14 + 7СС1гО + ЗС12
(400° С).
6. ТсгОг + 6KI + 14НС1 (конц.) = 2Кг[ТсС1б]± + 3I21 + 2KCI + 7НгО
(30—50° С).
3.
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 не образу­
405
ет. Разлагается концентрированной хлороводородной кислотой. Восстанавли­
вается водородом. Слабый окислитель в растворе. Получение см. 8043.
Л/г = 179,94.
1. 2NH 4TCO4 = 2Тс0 2 + 4HiO + N 2
NH 4TCO4 (разб.) = N H J + T c O j.
(700—800° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
N H J + 2 Н £ ) < = ? N H 3 HjO + НзО+; pAT. = 9,24.
2NH 4TCO4 + 20HCI (конц.) = 2H JTcCU] + 3C12 + 8HjO + 2NH4CI
(кип).
2NH 4TCO4 + 4H2 = 2Tc + 8HjO + N 2
(300—700° С, примесь NH3).
2NH 4TCO4 + 3Zn + 20HC1 (конц.) = 2Нг{ТсС1в] + 3ZnCl2 + 2NH 4CI + 8НЮ.
2NH 4TCO4 + 17CO = [Tc2(CO)io] + 7C 02 + 2NH3 + НЮ
(240—250° C, p).
N H 4 TCO4 + 16C2HsOH + 18K = KjrcH*]^ + 16K(C2HsO) + N H 3t + 4H 20
8.
2NH 4TCO4 + 2HC1 (разб.) + 7H2S<r) = Tc2S74- + 2NH4C1 + 8H20 .
9.
4NH 4TCO4 + 2H2SC>4 (разб.)
(60—70° C).
■
злдстрап>° -> 4Tci (катод) + 7 0 2t (анод) +
+ 2(NH4)2S04 + 2HjO.
806. TcFe — ФТОРИД TEXHЕЦИЯ(У1)
Ярко-желтое твердое вещество, желтая жидкость. Весьма чувствителен к влаге
воздуха. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами. Получение
см. 8024.
М, = 211,90; d = 3,02; ГМ = 37,4°С; 1т = 55,3° С.
1. 3TcF6 + 10Н2О = Т с0 24- + 2НТсСЦ + 18HF.
2. 3TcF6 + 20NaOH (разб.) = Т с024- + 2NaTc04 + 18NaF + 10Н2О.
807. TcCU — ХЛОРИД ТЕХНЕЦИЯ(1У)
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.
Мг = 239,72; d = 3,3;
tcy&, > 300° С.
1.
2.
3.
4.
ТсСЦ + 2Н20 = Т с0 24- + 4НС1.
ТсСЦ + 2НС1 (конц.) = НгГГсСЦ].
TcCL, + 4NaOH (конц.) = Тс(ОН)44- + 4NaCl
ТсСЦ + 2NH 4CI (конц.) = (N 44 ) ^ 00414-
(кип ).
(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, галогенами, серой. Получение см. 811s,
8144, 821'.
А/, = 186,207; </=20,53;
/ „ = 3190° С; /«««5900°С.
1.
2.
2HRe0 4 + 7S02t + 6HjO
2Re + 7HjSO< (конц.) Re + 7HNOj (30%-я) = HReO« + 7N 02 + 3HjO.
2Re + 7 H 2O 2 (конц.) = 2HRe04 + 6HjO.
3.
4Re (порошок) + 2H*0 + 70j — - -> 4HRe04.
(кип),
4. 4Re + 4NaOH (конц.) + 7 0 2 — — ♦ 4NaReO« + 2H 20.
(400° C).
5. 4Re + 7 0 2 = 2Re20 7
(125° С, p, примесь ReF?),
6 . Re + 3F2 = ReFe
(600—700° C).
2Rc + 7F 2 = 2ReF7
7. 2Re + 5CI2 = 2ReCls
(400° С, в токе СЬ).
(400—800° С, р\ Е = S, Se).
8 . Re + 2E = ReE2
809. ReOi — ОКСИД РЕНИЯ(1У)
Серо-черный, нелетучий, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается корич­
невый гидрат R e0 2 ■лНгО, при высушивании переходит в Re(OH)4. Реагирует
с концентрированными кислотами, пероксидом водорода, щелочами. Окисля­
ется кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом. Получение см.
8116, 8I41, 8I92.
М, = 218,21;
</=11,4.
1. 7Re0 2 = 2Re707 + 3Re
(850° С, вак ).
2. R e0 2 «HjO = Re(OH)4 + (и - 2 ^ , 0
(120° С, вак.),
R e0 2 • лНгО = R e0 2 + лНгО
(500° С, вак ).
3. R e0 2 + 6НС1 (конц.) = HJReCl*] + 2НгО
4. R e0 2 + 3HN0 3 (конц.) = HReO< + 3N 0 2 + НгО.
5. R e0 2 + 2NaOH = Na2ReOj (кор.) + НгО
(350—400° С, в атмосфере N 2).
6.
4Re0 2 (суспензия) + 2НгО + Ю 2 — -—* 4HRe04,
4Re0 2 + 4NaOH + Юг (воздух) = 4NaRe0 4 + 2Н20
(325—375° С).
7. 2Re0 2 + ЗНг0 2 (коиц.) = 2HRe0 4 + 2НгО.
8. 2Re0 2 + 4Н20 + ЗС12 = 2HRe0 4 + 6НС1.
9. R e0 2 + 2Н2 = Re + 2НзО
(400—700° С).
10. 2Re0 2 + 5 0 2 = 2Re20 7
(400° С).
11. R e0 2 + 2МОН + MNO3 = M2ReO« (зел.) + M N 0 2 + НгО
(300-400° С; М = Na, К).
810. НеОз — ОКСИД РЕНИЯ(У1)
Темно-красный,\ нелетучий, при нагревании плавится, затем разлагается. Не
реагирует с водой, разбавленными кислотами. Реагируете концентрированной
407
азотной кислотой. Окисляется кислородом. Восстанавливается водородом.
Получение см. 8 П 6.
Мт= 234,20;
d = 7,43;
1.
= 160° С.
3Re0 3 = R e0 2 + Re20 7
8Re0 3 = 4Re0 2 + 2Re20 7 + 0 2
2. R e0 3 + H N 0 3 (конц.) = HRe0 4 + N 0 2.
3. 3Re0 3 + 4NaOH = 2NaRe0 4 + Na 2R e0 3 + 2HzO
4. 4Re0 3 + 0 2 = 2Re20 7
5. R e0 3 + 3H 2 = Re + 3H20
(300° С, вак.),
(выше 400° С).
(350—400° С).
(160—400° С).
(450—800° С).
811. Re20 7 — ОКСИД РЕНИЯ(УИ)
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. 808s,
8091'10, 8122, 8214
А/г = 484,41; </=6,14; tm = 301,5° С; tKm = 358,5° С.
1.
2.
3.
4.
2Re20 7 = 4ReOj + 3 0 2
(600° С).
Re20 7 + Н20 (гор.) = 2HRe04.
Re20 7 + 6НВг (конц.) = 2Re024 + ЗВг2 + ЗН20
(кип.).
Re20 7 + 2NaOH (разб.) = 2NaRe0 4 + Н 20 ,
Re20 7 + 2(NH3 Н 20 ) [конц., гор.] = 2NH4R e0 4 + Н 20 .
5. Re20 7 + 7Н 2 = 2Re + 7Н20
(выше 500° С).
6. 3Re20 7 + Re = 7Re0 3
(250—300° С, в атмосфере N2).
2Re20 7 + 3Re = 7Re0 2
(500—650° С).
7. Re2Q7 + 17CO = [Re2(CO),0] + 7C0 2
(250° C, p).
812. H R e04 — 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» H4Re209, термически
неустойчивая. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Очень слабый
окислитель. Получение см. 808|—3, 8094,6-*, 81 12, 8 136, 8 161.
HRe04:
М, = 251,21.
H4Re20,:
М, = 520,44;
d = 4,87.
1.
HRe0 4 (разб.) + Н20 = Н 30 + + ReOi.
2.
2HRe0 4 (конц.) + Н20 — -—> H4Re209<T)
(35° С, вак., выпаривание),
2H4Re20 , = 2HRe0 4 + Re20 7 + 3H20
(65— 160° С).
H R e0 4 + МОН (разб.) = MRe0 4 + Н20
(М = Na, К, '/2 Ва),
HRe0 4 + NH 3 НгО (конц.) = NH 4Re0 4 + Н 20 .
2HRe0 4 + 21НС1 (конц.) + 7H[SnCl3] = 2Re4- + 7H 2[SnCl6] + 8Н 20.
3.
4.
408
813. KRe04 — ПЕРРЕНАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, еще хуже — в
растворах щелочей и хлоридов щелочных металлов. Кристаллогидратов не
образует. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Реагирует со щелоча­
ми при спекании, сероводородом, монооксидом углерода, водородом. Получе­
ние см. 8123, 8146.
М, = 189,30;
d = 4,887;
tm = 553° С;
U„„ = 1367° С;
к„ = 1,20<25), 7,47(75).
1. K R e04 + 2КОН = K3ReOs (красн.) + НгО
2. 2KRe04 + 7Н2 = 2Re + 2КОН + 6Н20
3. 2KRe04 + 8НС1 (конц.) + 4Н2 = K2[Re2Cl8] (краси.) + 8Н20
[400—550° С].
(800° С).
(290—325° С, р).
4.
2KRe04 + 7H2S(r) + 2НС1 (разб.) = Re2S74- + 2КС1 + 8Н20
5.
6.
(в атмосфере N2).
2KRe04 + 17СО = [Re2(CO)m] + К'2СОз + 6С 02
(250—270° С, р).
KRe04 + НзО+ (катионит) = HRe04 + К + (катионит) + Н20 .
814.
NH4R e04 — ПЕРРЕНАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), растворимость уменьшается в присутствии NH4Cl. Кристаллогидра­
тов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой.
Очень слабый окислитель; восстанавливается водородом, фосфиновой кисло­
той. Получение см. 8114, 8l23.
А/г = 268,24;
d= 3,970;
к, = 6,23(20), 32,34(80).
1. 2NH4R e04 = 2Re02 + N2 + 4Н20
2. NH4Re04 (разб.) = NHJ + R e 0 4
(365—400° С, вак.).
n h ; + 2н 2о < = » n h 3 н 2о + н 3о +; ? к К= 9,24.
3.
4.
5.
6.
7.
815.
NH4Re04 + 6НС1 (конц.) — — > NH4[ReCl40] + С12Т + ЗН20.
2NH4R e04 + 4H2 = 2Re + N2 + 8H20
(400— 1000° С).
2NH4R e04 + 2NH4C1 + 10НС1 (конц.) + ЗН(РН20 2) (конц.) =
= 2(NH4)2[ReCl6]4- + ЗН2(РН 03) + 5Н20 .
NH4Re04 + M N 03 (конц.) = MRe044 + NH4N 0 3 (М = К. Rb, Cs, Tl, Ag).
NH4Re04 + 18Na + 13C2HsOH = N aJR eH ,^ + 13Na(C2H50 ) + 3NaOH +
+ NH3 H20.
ReF6 — ФТОРИД РЕНИЯ(У1)
Желтое твердое вещество, темно-желтая жидкость, бесцветный газ. Низкоплав­
кий, легкокипящий, чувствителен к влаге воздуха. Реакционноспособный; реа­
409
гирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, диоксидом кремния. Вос­
станавливается водородом. Окисляется кислородом. Образует фторокомплексы. Получение см. 8086.
Мг = 300,20;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
816.
d = 3,58;
<„=18,6° С;
Л™ = 33,7° С.
3ReF6 + 10Н2О = 2HRe0 4 + Re024 + 18HF.
ReF6 + HNOj (конц.) + З Н ф = HRe0 4 + 6HF + N 0 2.
3ReF* + 20NaOH (разб.) = 2NaRe0 4 + R e024 + l 8NaF + IOH20 .
4ReF6 + 14H20 + 0 2 = 4HRe0 4 + 24HF.
ReF6 + H 2 = ReF4 + 2HF
(200° C).
3ReF6 + 3Si0 2 = 2ReOjF + ReF4 + 3SiF4
(до 300° C).
ReFew + 2MF = MJReF*] (роз.)
[M = K, Rb, Cs].
ReF7 — ФТОРИД РЕНИЯ(УИ)
Желтый, летучий, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Ре­
акционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом
кремния. Восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получе­
ние см. 808&.
А/г = 319,19;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 3,6S(51);
/ „ = 48,3° С;
ReF 7 + 4HjO = HRe0 4 + 7HF.
ReF 7 + 8NaOH (разб.) = NaRe0 4 + 7NaF + 4НгО.
2ReF7 + 3H2 = 2ReF4 + 6 HF
2ReF7(K) + 3Si0 2 = 2ReOjF + 3SiF4
ReF7(*> + MF = M[ReFs] (желт.)
/«„„ = 73,3° С.
(200° C).
(50—70° C).
[M = K+, n o +,n o 2 J.
817. ReCh — ХЛОРИД РЕНИЯ(Ш)
Красно-фиолетовый (в газообразном состоянии — зеленый), при нагревании
разлагается. Является кластером [ResCl»]. Хорошо растворяется в холодной
воде, гидролизуется с образованием осадка. При стоянии во влажном воздухе
образует гидрат ReClj - 2НгО. Реагирует с хлороводородной кислотой, щело­
чами. Слабый окислитель и восстановитель в растворе. Образует хлорокомплексы. Получение см. 8181, 8191
М, = 292,57;
tm = 257° С;
1. 2ReCl3 = 2Re + ЗС12
2. 3ReCIj (разб.) + 2НгО (хол.) = [RejCl»] • 2НгО(р).
3.
4.
5.
6.
7.
410
= 327° С.
(360—600° С, вак ).
2ReCIj + (3 + л)НгО — -—►ВегОз ■лНг04 + 6НС1
(в атмосфере Н2).
3ReCl3 + ЗНС1 (конц.) = H 3[Re3Cl|2].
2ReCl3 + 6NaOH (разб.) = R e ^ j i + 6NaCl + ЗНзО
2ReCl3 + 3H 2 = 2Re + 6HC1
(250—300° С).
3ReCb + 3MC1 (конц.) = Мз[КезС1|2]4
(в конц. НС1; М = Rb, Cs).
818. ReCU — ХЛОРИД PEHWI(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 комплексообразования. Получение см. 819е.
М,= 328,02;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 4,28 + 4,50.
2ReCU = ReClj + ReCU
(300° С, в токе N 2).
ReCU + (2 + h)H jO = Re0 2 лНгО! + 4HC1.
ReCU + 2HCI (коиц.) = HJReCU] (зел.).
ReCU + 6NaOH (коиц.) = Na2Re034 + 4NaCl + 3H20
( ки п .).
ReCU + 2H2 = Re + 4HC1
(250—300° С).
ReCU + 2MC1 (конц.) = MJReCUji
(в конц. HCI; M = К +, Rb+, Cs+,N H ; ).
ReCU + 6KCN (конц.) = K 2[Re(CN)6] (красн.) + 4KC1
819. ReCls — 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.
А/г = 363,47;
d = 3,98;
tm = 278° С;
= 330° С (разл.).
1. ReCU - ReCU + С12
(выше 330° С, в атмосфере N2),
2ReCU - 2Re + 5С12
(выше 600° С).
2. 3ReCls + (8 +
(гор.) = HReO< + 2(Re0 2 nH 20 )4 + 15НС1.
3. 3ReCU + 4НгО = HRe0 4 + 2НДОеС16] + ЗНС1
(в 10%-й НС 1).
4. 2ReCU + 4НС1 (конц.) = гН ^еС!*] + С12Т.
5. 3ReCU + 16NaOH (разб.) = NaRe0 4 + 2Re024 + 15NaCl + 8НгО
(кип ).
6. 2ReCU + Н 2 = 2ReCU + 2НС1
(70° С),
2ReCU + 5Н2 = 2Re + 10НС1
(250—300° С).
820. NnlRelfel — ЙОНАГИДРИДОРЕНАТ(УН) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к влаге и кислороду воздуха.
Хорошо растворяется в холодной воде, анион устойчив в щелочной среде.
Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, пероксидом
водорода. Получение см. 8147.
М, = 241,26.
1. гЫ а^еН »] = 4NaH + 2Re + 7Н2
(245° С).
2. NaJReH») + 8НгО (хол.) = 2[Na(H20 )4]+ + [ReH»]2'
(в разб. NaOH).
3. NaJReH»] + 5НгО (пар) —
NaReQ4 + NaOH + 9Н2.
411
4.
5.
2Na2[ReH9] + 4HC1 (разб.) = 4NaCl + 2Re4- + 11H 2T.
4Na2[ReH9] + 22HN0 3 (разб.) = 4NaRe0 4 + 9NH 4N 0 3 + 4NaN0 3 + 11H20
(кип.).
6. Na 2[ReH9] + 9H20 2 (конц.) = NaRe0 4 + NaOH + 13H20
(кип.).
7.
821.
4Na2[ReH9](p) + 1Ю 2 (воздух) — -—►4Re4- + 8NaOH + 14H20.
|Кег(СО)|о| — ДЕКАКАРБОНИЛДИРЕНИЙ
Белый, нелетучий, низкоплавкий, разлагается при нагревании. Не реагирует с
водой, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окис­
лителями, кислородом. Получение см. 8117, 8133.
М г = 652,51;
d = 2,79;
= 177° С.
1. [Re2(CO)io] = 2Re + 1ОСО
(250—420° С).
2. [Re2(CO),o] + 34HN0 3 (конц.) = 2HRe0 4 + 34N0 2 + 10CO2t + 16H20 .
3. 2[Re2(CO)io] + 4NaOH (конц.) + 702 = 4NaRe0 4 + 20COT + 2H20 .
4. 2[Re2(CO)io] + 1702 = 2Re20 7 + 20CO2
(400° C).
5. [Re2(CO)m] + [Мп2(СО)ю] = 2[(CO)sRe—Mn(CO)s]
(150— 160° C).
ЭЛЕМ ЕНТЫ
У Ш Б -Г Р У П П Ы
Ж Е Л Е ЗО
822.
Fe — ЖЕЛЕЗО
Серый мягкий ковкий металл; при обычном давлении существует в трех
полиморфных модификациях (а, у, 5); порошок пнрофорен. 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 Fe2+ — бесцветный, катион
Fe — бесцветный (в сильнокислотной среде) или желтый (в разбавленном
растворе). Техническое железо (чугун, сталь) содержит С (частично в виде
Fe3C), Mn, Si, S, Р и другие примеси. Второй (после алюминия! по распростра­
ненности в природе металл. Получение см. 824м’12, 8348'17, 844 .
Л/г = 55,847;
г(а-п ) = 917° С;
1.
2.
3.
412
d= 7.864(a), 7,590(у), 7,409(5);
г(у-»5) = 1394° С;
г™= 1539° С;
г,„„ * 3200° С.
3Fe + 4Н20 (пар) = (FellF4,,)0 4 + 4Н2
(800° С, примесь FeO).
Fe + 2НС1 (разб.) = FeCl2 + Н2Т
(без доступа воздуха),
Fe + H 2S0 4 (разб.) = FeS0 4 + Н2Т
(в атмосфере С 0 2).
Fe + 4HNOj (разб., гор.) = Fe(N0 3)3 + N O t + 2Н20 ,
5Fe + 12HN0 3 (оч. разб.) = 5Fe(N0 3)2 + N2t + 6Н20
(О— 10° С; примеси N 20 , NH 4NO 3).
Fe + 2NaOH (50%-й) + 2Н20 = Na 2[Fe(OH),d + H2t (кип. в атмосфере N2).
Ржавление железа:
-+ 2Fe(OH)2;
a) 2Fe + 2Н20 (влага) + 0 2 (воздух)
-> 2Fe(HC03)2,
б) 2Fe + 2Н20 (влага) + 0 2 (воздух) + 4С0 2
(30° С);
Fe(HC0 3)2 (влажн.)
-► Fe(OH)2 + 2С0 2
в) 4Fe(OH)2 + 0 2 (воздух) + (2л - 4)Н20
■+ 2(Fe20 3 ■лН 20),
-►2FeO(OH) + (л - IJHjO;
(Fe20 3 лН 20 ) г) Fe(OH)2 + Fe20 3 лН20
-1 -+ (Fe11Fe'11)04 + (л + 1)Н20.
6. 3Fe (порошок) + 20 2 = (FenF^ u)04
(150—600° С, сгорание на воздухе).
7. 4Fe + 20NaOH (50%-й) + 302 + 6Н20 = 4Na5[Fe(OH)*]4
(20—25° С),
2Fe + 14NaOH (50%-й) + 3Br2 + 2Н20 = 2Na4[Fe(H20 )(0 H)7]4- + 6NaBr
(50—60° С)
2Fe + ЗЕ2 = 2FeE3
(выше 300° С, Е = F; 200—250° С, Е = С1)
(кип.)
9. 2Fe + ЗВг2 (насыщ.) = 2FeBr3
Fe + Br2 = FeBr2
(600—700° C)
(коми., растирание)
10. 3Fe + 4I2 —
(FeIIFe^,)Ig
Fe + I 2 = Fel 2
(500° С)
11. Fe + E = FeE
(600—950° С; E = S, Se, Те)
P (красн.)
(600—700° С)
12. Fe
■> Fe3P, Fe2P, FeP, FeP2
13. Fe + N 2 + 3Li = (Li3Fe)N 2
(600° С)
(1000° С)
14. 6Fe + P4 + 8 0 2 (воздух) = 2Fe3(P04)2
15. Fe
Si, O2
FeSi03) Fe2Si04
(1100— 1300° С)
фаялит
(800—900° С; Е = F, С1, Вг)
16. Fe + 2HE = FeE 2 + H 2
17. Fe
NHj
-Hj
♦ Fe2+*N ( 0 < x S 0,5), Fe3N, Fe4N
18. 2Fe + 3SQ2 (влажн.)
—►FeS0 3 + FeS03S
19. Fe + Fe20 3 = 3FeO
20. 18Fe + CeHe —6Fe3C + 3H2
21. Fe + SCO = [Fe(CO)5]
22. Fe + CuS04(p) = FeS04 + Cu4.
23. Fe + 2KOH + 3KN0 3 = K 2FeC>4+ 3KN0 2 + H20
24. Fe + 2КОН (конц.) + 2Н20
электролиз
(350—550° С)
(коми.)
(900° С)
(700° С, вак.)
(180—220° С, /»)
(400—420° С).
+ ЗН2Т (катод) + K 2Fe04 (анод.)
823. FeO — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(Н)
Черный, при умеренном нагревании разлагается, но при дальнейшем нагрева413
нии продуктов разложения образуется вновь. После прокаливания химичес­
ки неактивен. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fei.*0
(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, 825' *, 826'.
Л/г = 71,85;
</=5,75;
/„л=1368°С.
1. 4FeO = (FeI,Fe2,,)04 + Fe
2.
3.
4.
5.
4FeO + 2л Н20 + 0 2 — — > 2(Fe20 3 лН 20),
6 FeO + O; = 2(Fe“ Fe^")04
6.
FeO + H2S = FeS + H20
FeO + H 2 = Fe + H20
FeO + С (кокс) = Fe + CO
7.
(560—700° С).
FeO(T) + 7Н20 < = » [Ре(Н20)б]2+ + 20Н"; рПР 25 = 14,37.
FeO + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + H20,
FeO + 4H N 0 3 (конц.) = Fe(N0 3)3 + N 0 2T + 2H20 .
FeO + 4NaOH = Na4Fe0 3 (красн.) + 2H20
(400—500° C).
(300—500° C).
(500° C).
(350° C),
(выше 1000° C).
824. РегОз — ОКСИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
Красно-коричневый (тригональная модификация, гематит) или темно-корич­
невый (кубическая модификация состава Fe2.6704; М, = 213,11; </= 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. 8256. 827', 831 >, 8374.
Мг = 159,69; d = 5,26;
tm = 1562° С (р).
1.
6Fe20 3 = 4(Fe" Fef,")04 + 0 2
2
Ре2Оз<т, + I ЗН20 < = » 2[Fe(H20 )5(0H)]2+ + 40Н ; рПР25 = 59,39.
3.
4.
5.
Fe20 3 + 6НС1 (разб.) —
» 2FeCl3 + 3H20.
Fe20 3 + 6HC!(r) = 2FeCl3 + 3H20
Fe20 3 + 3112S04 (разб.) = Fe2(S0 4)3 + 3H20.
6.
Fe20 3 + 6HN0 3 (разб.) — -—* 2Fe(N0 3)3 + 3H20.
Fe20 3 + 2NaOH (конц.) = 2NaFe0 2 (красн.) + H20
Fe20 3 + Na 2C 0 3 = 2NaFe0 2 + C 0 2
7.
(1200— 1390° С).
(500° С, в атмосфере Cl2).
(600° C, p).
(800—900° C).
8. Fe20 3 + 5Na20 —
» 2Na5Fe0 4
(450—500° C).
9. 2Fe20 3 + 8Na20 + 0 2 = 4Na4Fe0 4
(450° C).
10. Fe2Os + MO = (M"FeljI,)0 4
(прокаливание; M = Mg, Cu, Ti, Mn, Fe, Ni, Zn. Cd).
414
i 1. ЗИегОз + H 2 = 2( F ^ F ^ y >4 + HjO
FejOj + 3H2 = 2Fe + 3HjO
12. 3Fej0 3 + CO = 2(Fe,,F«4,,)04 + CO*
FejOs + CO = 2FeO + COj
Fe2Oj + 3CO = 2Fe + ЗСО2
13. РегОз + Fe = 3FeO
825.
(400° C)
(1050— 1100° C)
(400° C)
(500—600° C)
(700° C)
(900° C)
(Fc"f 4 u)04 — ОКСИД ДИЖЕЛЕЗЛ(Ш)-ЖЕЛЕЗЛ(11)
Магнетит. Двойной оксид. Черный, очень твердый, термически устойчивый. В
прокаленном виде химически неактивен. Не реагирует с водой. Из раствора
кристаллизуется реакционноспособный гидрат (FenFejHXI>4 • 2НгО. Во влаж­
ном состоянии легко окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, щелочами
(при сплавлении). Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, же­
лезом. Получение см. 82215'6, 824", 827*.
А/г = 231,54;
rf=5, l l ;
/ „ = 1538° С (разл);
рПР 25 = 70.24.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
2(Fe,,F4,,)0* = 6FeO + О 2
(выше 1538° С).
(F^Fe^X)* 2Н 2О = (F^'F^'K )* + 2Н20
(300—400° С).
(Fe"Fel2n)0« + 8НС1 (разб.) = FeCl2 + 2FeCh + 4HjO.
(FenF4n)0* + 1OHNO3 (конц.) = 3Fe(NC>3)3 + N 0 2t + 5H20.
(FenFe}"X)« + 14NaOH = Na4Fe0 3 + 2NasFeO« + 7 H 20
(400—500° C).
4(Fe,,F ejl)04 + 0 2 (воздух) = бРегОз
(450—600° С).
(Fe"F 4 u)04 + 4H 2 = 3Fe + 4НзО
( 1000° C),
(Fe"F 4 n)04 + 4CO = 3Fe + 4C 0 2
(700° C).
8. (Fe,lFeJ,l)04 + Fe = 4FeO
(900— 1000° C).
826.
F«(OH)2 — ГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА(П)
Белый (иногда с зеленоватым оттенком, амакинит), термически неустойчивый.
Легко окисляется на воздухе, особенно быстро — во влажном состоянии. Не
растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные
свойства (оснбвные свойства преобладают), реагируют с разбавленными кис­
лотами, концентрированными щелочами. Переводится в раствор хлоридом
аммония. Типичный восстановитель. Получение см. 8225, 830s, 8345 ts.
М, = 89,86;
d = 3,4;
рП Р25 = 15,10.
1. Fe(OH)2 = FeO + Н 2О
[150—200° С; примеси Fe, (Fe" Fe^X)*).
2. Fe(OH)2 + 2HC1 (разб.) = FeCh + 2HjO.
3. Fe(OH)2 + 2NaOH (> 50%-й) = Na 2{Fe(OH)4] i (сине-зел.)
[кип. в атмосфере N 2].
4. Fe(OH)2 + 2NH*Cl (конц., гор.) = FeCU + 2NH3t + 2Н 2О.
5. 4Fe(OH)2 (суспензия) + O 2 (воздух) = 4FeO(OH)i + 2Н20
(кип.).
415
6.
7.
827.
2Fe(OH>2 (суспензия) + H 2O 2 (разб.) + (л - 3)НгО = ИегОз • лНгО^.
Fe(OH)2 + N aN 0 2 (конц.) = FeO(OH)4 + N O t + NaOH
(60° С).
Fe20 3 лН2Ф — ПОЛИГИДРАТ ОКСИДА ЖЕЛЕЗА(Ш)
Лимонит. Бурый аморфный (осажденный), при выдерживании под щелочным
раствором переходит в FeO(OH); соединение стехиометрического состава
Fe(OH)3 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, 831*'", 8321, 8335, 8358’9.
Mr = 213,74 (для л = 3); d = 3,00 + 3,12; рПР 25 = 49,92 (для л = 3).
1.
2.
Fe20 3 • лН20 = 2FeO(OH) + (л - 1)Н 20
Fe20 3 • лН20 = Fe20 3 + лН20
Fe203 лНгО + 6НС1 (разб.) = 2FeCl3 + (л + 3)Н20 .
3.
Fe20 3 лН20
NaOH(KOH“ )- > Fe20 3
(200—250°С),
(500—700°С).
(примесь Na 3[Fe(OH)6](p).
КОЛЛОИД
4.
РегОз лН20 (суспензия) + 8NaOH(T) = 2Na 4[Fe(H20 )(0 H)7) (бел.) +
+ (я —5)Н20
(70° С).
5. Fe20 3 лН 20(Т) + 10NaOH(T) = 2Na5[Fe(OH)g] + (л - 3)Н20
(75° С, в токе N 2).
6. Fe20 3 • лНгО + Fe(OH)2 = (F e ^ e ^ O * + (и + 1)Н20
(600— 1000°С).
7. Fe20 3 лН20 + ЗН2 = 2Fe + (л + 3)Н20
(500—600°С).
8. Fe20 3 лНгО + ЗЕ2 + ЮКОН (конц.) = 2K 2Fe04 + 6КЕ + (и + 5)НгО
(45—55° С; Е = С1, Вг).
828.
FeCKOH) — МЕТАГИДРОКСИД ЖЕЛЕЗА
Гётит. Светло-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в
воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства:
реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и
восстановитель. Получение см. 8225, 8265'7, 8271, 8315, 83519.
Mr = 88,85;
d = 4,37;
рПР 25 = 41,66.
1.
2.
2FeO(OH) = Fe203 + Н 2О
FeO(OH) + ЗНС1 (разб.) = FeCl3 + 2Н20.
(500—700° С, на воздухе).
3.
FeO(OH) - - - ?Н (K0HU) > Fe203 (примесь Na 3[Fe(OH)6l(p)).
4.
5.
2FeO(OH) + Fe(OH)2 = (FeIIFe'1I)04 + 2НгО
2FeO(OH) + ЗН2 = 2Fe + 4НгО
коллоид
416
(600— 1000° С).
(500—600° С).
829. FeSO« — СУЛЬФАТ ЖЕЛЕЗА(Н)
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(NH*)2(SO«)i. Получение см. 822м2, 8365.
А/г = 151,91;
d = 3,14;
к, = 26,6<J0), 43,7<80).
1.
2FeSO« = Fe2(S04)0 + SOj
(300° С)
4FeS04 = 2РегОз + 4SO2 + Ог
(700° С, примесь БОз)
2. FeS04 ■7НгО = FeS04 + 7НгО
(до 250° С, в атмосфере Н 2)
3. FeS0 4 (разб.) + 6НгО = [Fe(H20)6]2+ + SOj‘ ,
[Fe(H20 )6]2+ + Н 204= ^ [Fe(H20 )5(0H)]+ + НэО+; рК* = 6,74.
4. 2FeS04 + НгБ04 (конц.) + 2HNO 3 (конц.) = Рег(Б04)з + 2ЫОгТ + 2НгО
(95—100° С)
5. FeS04 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)24 + ЫагБ04
(в атмосфере N 2).
FeS04 + 2(NHs • Н20 ) [конц ] = Fe(OH)24 + (NH4)1S 04.
6. 4FeS04 + Ог (воздух) + 2НгО — — * 4FeS04(0H)-l.
7. FeS04 (насыщ.) + МгБ04 (насыщ.) + 6Н20 = M2Fe(S04)2 бНгО!
(0° С; М - К +, Rb+, Cs+,N H ; )
8. 2FeS04 (конц.) + CuS04 = C u l + Fe2(S04)3.
9. 10FeSO4 + 8H2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5Fe2(S0 4)3 + 2MnS0 4 + 8H 2O +
+ k 2s o 4,
6FeS04 + 7НгБ04 (разб.) + K2Cr20 ? = 3Fe2(S04)3 + Сгг(Б04)з + 7НгО +
+ k 2s o 4.
10. 2FeS04 + H2S04 (разб.) + НгОг (конц.) = Fe2(S04b + 2НгО,
6FeS04 (конц.) + 4НгБ04 (конц.) + 2KNO 3 = 3Fe2(S04)3 + 2NOt + 4НгО +
+ КгБ04
(кип.)
11. FeS04 + NO + 5НгО — — * [ Fe(N0+)(H20)5]S04 (бур.)
[коми ]
830. Fe(NH4)2(S04)2 — СУЛЬФАТ ДИАММОНИЯ-ЖЕЛЕЗА(Н)
Соль Мбра. Белый, при нагревании разлагается. Менее чувствителен к дейст­
вию Ог воздуха в растворе (в отличие от FeS04). Хорошо растворяется в воде,
подвергается гидролизу по катиону железа(Н). Реагирует с азотной кислотой,
щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Получение см. 829*
МГ= 284,05;
d = 1,864 (кр );
к, = 26,4<J0), 52<70>.
1. 2Fe(NH4)2(S04)2 = Fe2(S04)0 + SO3 + 2NH4H S04 + 2NH3
2. Fe(NH 4)2(S0 4)2 6H 2O = Fe(NH 4)2(S0 4)2 + 6H 20
(300° C)
(100° C)
417
3.
Fe(NH 4)2(S0 4)2 (разб.) + 6HzO = [Fe(H20)6]2+ + 2NHJ + 2SO|‘
(pH < 7, см. 8293).
4. 2Fe(NH 4)2(S0 4)2 + H 2S0 4 (разб.) + 2HN0 3 (конц.) = Fe2(S0 4)3 +
+ 2(NH4)2S 0 4 + 2N 02t + 2HjO
(кип).
5. Fe(NH 4)2(S0 4)2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)24- + (NH 4)2S0 4 + Na 2S 0 4
(в атмосфере N 2),
Fe(NH 4)2(S0 4)2 + 2(NH 3 • H 2O) [конц.] = Fe(OH)24- + 2(NH4)2S04.
6. 10Fe(NH 4)2(SO4)2 + 8H2S0 4 (разб.) + 2KMn0 4 = 5 Fe2(S0 4)3 +
+ 10(NH4)2SO4 + 2MnS0 4 + K 2S0 4 + 8H2O,
6Fe(NH 4)2(S0 4)2 + 7 H 2S0 4 (разб.) + К 2СГ2О7 = 3Fe2(S0 4)3 + Cr 2(S0 4)3 +
+ 6(NH 4)2S0 4 + K 2S0 4 + 7H 20 .
831.
Fe2(S04)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. 824s, 8334, 8364, 837}.
Мг = 399,88;
d = 3,097;
к, = 440(,8_25).
1.
Fe2(S0 4)3 = Fe20 3 + 3S0 3
2Fe2(S0 4)3 = 2Fe20 3 + 6SO2 + 3 0 2
2. Fe2(S0 4)3 9H20 = Fe2(S0 4)3 + 9НгО
3. Fe2(S0 4)3 + 12H20 = 2[Fe(H20)6]3+ + 3 SOj~
(500—700° С),
(900— 1000° C).
(70— 175° C).
(в 50%-й H 2S04),
а) [Fe(H20)«]3+ + Н 20 4= ^ [Fe(H20)s(0 H)]2+ (желт.) + H 30 +; pKK= 2,17,
[Fe(H20)5(0 H)]2+ +
[Fe(H20 )4(0 H)2]+ (желт.) + H30 +; pK* = 3,26;
б ) 2[Fe(H20)6]3+ + 2H20 4= ^ ^ Н г О М О Н ^ ]4* (желт.) + 2H 30 +; pKc = 2,91.
4.
5.
Fe2(S0 4)3 + 2НгО = 2FeS0 4(0H)4 + H 2S0 4
(150° C, p).
Fe2(S0 4)3 + 2NaOH (разб.) = 2FeS04(0H)4- + Na 2S04,
Fe2(S04)} + 6NaOH (15—20%-й) = 2FeO(OH)4- + 3Na2S 0 4 + 2H20
(кип ).
6. Fe2(S0 4)3 + 6(NH 3 H 20 ) + (n - 3)H20 = Fe20 3 лН204- + 3(NH4)2S04.
7. Fe2(S0 4)3 + FeS0 4 + 8NaOH (разб.) = (Fe,,Fe^,,)0 44- + 4Na2S0 4 + 4H20
(кип.).
8. Fe2(S0 4)3 (конц.) + M2SO,* (конц.) + 24НгО = 2 {MFe(S0 4)2 • 12H20 }4(0° С; M = К+, Rb+, Cs+,N H J).
9. Fe2(S0 4)3 + 2NaH 2P 0 4 = Na 2S0 4 + 2H2S0 4 + 2FeP044-.
гстсрозит
10. Fe2(S0 4)3 + H[SnCl3] + 3HC1 (конц.) = 2FeS0 4 + H 2[SnCl6] + H 2S 04,
Fe2(S0 4)3 + 3H°(Fe, разб. H 2S04) = 2FeSQ4 + H 2S04.
418
832. NaFeOi — ДИОКСОФЕРРАТ(Ш) НАТРИЯ
Зеленый с коричневым оттенком, плавится без разложения. Реагирует с водой,
кислотами, оксидом н пероксидом натрия. Окисляется кислородом, галогена­
ми в щелочной среде. Получение см. 8246,7.
М, = 110,84; d = 4,05; tm = 1350° С.
1. 2NaFeCh + (л + 1)Н :0 (хол.) — -—►РегОэ лН^О! + 2NaOH
2. NaFeOj + HjO = FeO(OH)l + NaOH
3. NaFeOj + 4HCI (разб.) = FeCb + NaCI + 2НгО.
4.
5.
6.
(кип.)
NaFeOj + 2Na 20 — -—►NasFe04
(500° С, в атмосфере N 2).
4NaFe02 + 6№гО + Ог (воздух) = 4Na«Fe04
(400° С)
2NaFe02 + 3Na 202 = 2Na 2Fe04 + 2Na 20
(500° С, в расплаве NaOH)
2NaFe0 2 + 3E2 + 8NaOH (конц.) = 2Na2F e0 4 + 6NaE + 4H20
(50—60° С; E = Cl, Br)
833. K2Fe04 — 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. 822й' 24, 827*.
Мт— 198,04.
1. 2K2Fe0 4 = K 3FeO< + K Fe0 2 + 0 2
(500—700° С, примесь Fe20 3)
2. K 2F e0 4 + 12НгО = 2[К(НгО)б]+ + FeOj‘
(в разб. КОН)
3. 4K 2F e0 4 + 6H 2O = 4FeO(OH)i + 8KOH + 3 0 2t
(кип.)
4.
4 K 2Fe0 4
+ 10H2SO4(pa36.) = 2Fe2(SC>4)3 + 3021 + 4 K 2SO4 + 10H2O.
5. 4K 2F e0 4 + 4KOH = 4K 3F e0 4 + 0 2 + 2H20
(400-^150° C)
6. 2K2F e0 4 + 2(NH3 Н 20)[конц] = 2FeO(OH)i + N2t + 4KOH + 2HjO
(кип.)
7. 4K 2Fe04<p) + 3Cr(OH)2 = 4FeO(OH)i + ЗК 2СЮ 4 + 2KOH
(кип.)
8. K 2F e0 4 + H20 + BaCl2 = BaFe0 4 Н201(красн.) + 2KCI.
834. FeCI2 — ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(Н)
Лавренсит. Белый (кристаллогидрат — зеленый), плавится и кипит без разло­
жения. Летуч в потоке HCI при нагревании, в газе — димер Fe2CU. На воздухе
желтеет вследствие окисления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидро­
лиз по катиону) и хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой
кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при сто­
янии раствора окисляется растворенным в воде Ог. Восстанавливается водоро­
дом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см
8222' |6, 8233, 8262' \ 83514' ,8.
М, - 126,75; d = 3,162; tm = 674° С; r„„ = 1023° С; к, = 68,5е20’, 90,7е*0’.
I.
FeCh • 4НгО = FeCI2 + 4НгО
(220° С, в атмосфере N 2)
419
2.
3.
4.
FeCi2(pa36.) + 6Н 20(хол.) = [Fe(H20 )6]2+ + 2СГ
(pH < 7. см. 8293).
FeCI2 + H20 = FeCl(0H)4- + HCi
(кип.).
FeCl2(T) + H 2SC>4( kohu., гор.) = FeS04 + 2HClt,
FeCI2 + 4НЫОз(конц.) = Fe(N03)3 + N 0 2T + 2HC1T + H20
(кип.).
5. FeCI2 + 2NaOH(pa36.) = Fe(OH)24r + 2NaCI
(в атмосфере N2),
FeCl2 + 2(NH 3 ■Н 20)[конц.] = Fe(OH)2i + 2NH 4CI (80° С, в атмосфере N2).
6. 4FeCl2 + 3 0 2 = 2Fe20 3 + 4C!2
(450^480° C).
7. 4FeCl2 + 6H20 + Oi = 4FeO(OH)4- + 8HCit
(кип).
8. FeCl2 + H 2 = Fe + 2HC1
(выше 500° C).
9. 2FeCl2(p, + Ci2 = 2FeCi3.
10. FeCl2 + Na:S = FeS4- + 2NaCi.
11. FeCi2(Hacbiin.) + (NH 4)2C03 (насыщ.) = FeCCb^ + 2NH 4CI
сидерит (Q— , QOc в атм0Сфере CO,)
12. 5FeCl2 + 8НС1(разб.) + K M n0 4 = 5FeCl3 + MnCl2 + 4H20 + KCI,
6FeCl2 + 14НС1(разб.) + K 2Cr20 7 = 6FeCi3 + 2CrCl3 + 7H20 + 2KCI.
13. FeCi2 + 2Na(CsHs) = [Fe(CsHs)2] + 2NaCl 4(в этаноле).
1 4
реС12 — мсниасыщ) > м [реС1з] м 2[РеС14]
(M = Na+. К+, Rb", Cs+,N H ; ,T1+).
15. 3FeCI2 + 6КСЫ(разб.) = 6KC1 + (Fe2+)2[Fe(CN)6] 4(в атмосфере N2),
FeCl2 + 6K C N ( kohu.) = K 4[Fe(CN)6] + 2KC1.
16. FeCh + K.3[Fe(CN)„] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]l + 2KC1.
17. FeCI2(P) --ле-—°лиз > Ре4-(катод) + CI2t (анод)
835.
[90° С, в разб. HCI],
FeCb — ХЛОРИД ЖЕЛЕЗА(Ш)
Молизит. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в
отраженном свете). При нагревании плавится (красная жидкость), кипит и
разлагается; в жидкости и паре — димер Fe2Clf,. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по катиону) и в хлороводородной кислоте. Кристаллогид­
рат FeCb ■6Н20 имеет строение [Fe(H20 )4Ci2]Ci ■2Н20 . Реагирует с кипящей
водой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования. Получение см. 82211, 8243 4. 8272, 834*
Мг = 162,21; d - 2,898;
= 307,5° С(р)\
= 316° С(разл.);
1.
2.
3.
4.
420
2FeCl3 < = * 2FeCl2 + CI2
к., = 91,9(20), 526(s0>.
(500° С).
FeCb ■6H20 (желто-кор.) = [Fe(H20 )4Cl2]Ci + 2Н20
(37° С),
2{FeCl3 6Н 20} = Fe20 3 + 6НС1 + 9Н20
(выше 250° С).
2РеС1з(конц.) + 4Н 20(хол.) = [Ре(Н20 )4С 12]+(*елт.) + [FeCb]
FeCb(pa36.) + 4Н 20(хол.) = [Fe(H20 )4Cl2]+ + СГ,
a) [Fe(H20 )4Ci2r + Н20 4HZ? [Ре(Н20 )5С1]2+(желт.) + СГ; pA"„ = 0,30,
[Fe(H20 )5Cl]2+ + H20 <==? [Fe(H20>6]3+ + СГ; pКн = 1,48;
6) [FeflW sC l]2* + Н20 < = * [Fe(H20 ) 4Cl(0H)]+ + Н 30 +; р
5.
6.
= 3,05.
FeCl3 + 2H20(rop.) = FeCl(OH)24- + 2HC1,
2FeCl3 + 3H20(nap) = Fe20 3 + 6HC1
(350—500° C)
FeCl3 + НС1(конц.) + H20 = HfFeCU] + H20 = [FeCU]“ + H 30 +
a) [FeCU] + 2H20 < = * [Fe(H20 ) 2Cl4]_;
6) [Fe(H20 ) 2Cl4r + H20 < = ? [Fe(H20 ) 3Cl3]()tcejrr.) + СГ; lgK„ = 1,63.
7.
8.
гРеО зд + 3H2S 04(kohu„ rop.) = Fe2(S0 4)3 + 6HClt.
2FeCl3 + 6NaOH(pa36., гор.) + (л - 3)H20 = F e ^ лН204- + 6NaCl,
2FeCl3 + 3BaCl2 + 12NaOH (29—33%-й) = Ba3[Fe(OH)6]2 4- + 12NaCl
(кип.),
FeCl3 + 2BaCb + 7NaOH(50%-fi) = Ba2[Fe(OH)7]4- + 7NaCl
(кип.)
9. 2FeCl3 + 6(NH 3 Н 20[конц ] + (л - 3)H20 = Fe20 3 лН 20+ + 6NH 4C1.
(350—500° C)
10. 4FeCl3 + 3 0 2(воздух) = 2Fe20 3 + 3C12
KCI
(350° С, в атмосфере Cl2)
11. FeCl3 ------------- ►K[FeCl4], K 2[FeCls]
2FeCl3 + 3CsCl = Cs3[Fe2Cl»]
(400° С, в атмосфере Cl2)
12. РеС13(безводн.) + FeCl3 6H20 = 6Fe(Cl)0 + 12HC1
(250—300° C)
13. 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I24- + 2KC1
(на холоду — примесь Fel3?)
2FeCl3 + 3Na2S = 2FeSi + S i + 6NaCl
(на холоду — примесь Fe2S3?)
14. 2FeCl3 + H 2 = 2FeCl2 + 2HC1
(250—300° С)
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 i
(кип. в тетрагидрофуране)
15. FeCl3 + A1 = Fe + A1C13
(200° С)
2FeCl3 + 3M = 2Fe + 3MC12
(300—400° С; М = Mg, Zn)
16. 2FeCl3 + 2H20 + S 0 2 = 2FeCl2 + H 2S 0 4 + 2HC1,
2FeCl3 + 2H2S = Fe(S2) + FeCl2 + 4HC1
(600° С)
17. 2FeCl3 + НС1(конц.) + H[SnCl3] = 2FeCl2 + H 2[SnCl6]
18. 2FeCl3 + 6KCN(pas6 .)= (Fe3+)[Fe(CN)4] + 6KC1,
FeCl3 + 6KCN(kohU.) = K 3[Fe(CN)6] + 3KC1.
19. FeCl3 + K 4[Fe(CN)6] = K(Fe3+HFe(CN)4]4 + 3KC1.
20. FeCl3 + nKNCS(pa36.) + mH20 = [Fe(H20)»<NCS)„}CMKpacH.) + иКС1
(m + n = 6, и = 1 3).
21 . FeCl3 + hKNCS(kohu.) + mH20 = K,_3[Fe(H20)4NCS),] (красн.) + 3KC1
(m + n - 6, и = 3 ■‘r 6).
а) K 3[Fe(NCS)*] + 4KF(kohu.) = K[FeF4](p)(6 u.) + 6KNCS;
б ) K 3[Fe(NCS)6] + 2Н3ГО4 = H3[Fe(P0 4)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-tS (0,1 Sx <, 0,2; пирротин). Чувствителен к 0 2 воздуха во влажном
421
состоянии. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Разлагается кислотами. Получение см. 822м, 83410, 83513.
М , = 87,91;
d = 4,62;
/ПЛ=1195°С;
рПР25= 16,47
1. FeS = Fe + S
(выше 700° С, вак.).
2. FeS + 2НС1(разб.) = FeCh + H2S t
(в присутствии Fe, примесь Н2).
3. FeS + 2СНзСООН(конц.) = Fe(CH3COO)2 + H2S t.
4
2FeS + H2S 0 4(kohu.) + 18Н1Ч03(конц.) = Fe2(S04)3 + I8N 02 1 + IOH20
5.
Ре5(влажн.) + 2 0 2(воздух) — -—►FeS0 4
(примеси S, Fe20 3 • лН 20).
FeS(cycneH3Ha) + H20
Fe(HS)OH<P)
7. 2FeS + S + K2S = 2K[FeS2](KpacH.)
8. 2FeS + S + Cu2S = 2(Fe,llCul)S2
(в разб. КОН).
[950— 1000° С].
(800— 1000° C),
6.
халькопирит
2(Fe,,,Cu')S; + 5 0 2 + 2Si0 2 = 2Cu + 2FeSi0 3 + 4S0 2
(1000° C).
837. Fe(S2) — ДИСУЛЬФИД(2-) ЖЕЛЕЗА(П)
Светло-желтый (а-ромбическая модификация) или темно-желтый (Р-кубическая модификация). Термически устойчивый. Не растворяется в воде. Не 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 (Р). Получение
см. 835|Л.
М<=\\ 9,98; d = 4.9(a). 5,02(Р); tm = 743° С; /(а --- > Р) > 365° С.
I.
2
3.
4.
Fe(S2) = FeS + S
(выше 1170° С, вак.).
Fe(S2)(T) + 6Н20 ^
[Fe(H20)„]2* + S ^ ; рПР25 = 26,27(Р).
2Fe(S2) + I4H2S 0 4( kohu.) = Fe2(S0 4)3 + I5S02 1 +_I4H20
(кип ),
Fe(S2) + I 8H N 03(kohu.) = Fe(N0 3)3 + 2H2S0 4 + 15N02T + 7H20
(кип.).
4Fe(S2) + 1102 —8S0 2 + 2Fe20 3
(800° C).
838. Fe3C — К А Р Б И Д Т РИ Ж ЕЛ Е ЗА
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
М,= 179,55; d= 7,66; 1„л = 1650° С(разл.).
1
2
3.
4.
422
Fe3C = 3Fe + С(графит)
[выше 1650° С].
Fe3C + 6НС1(конц.) = 3FeCl2 + С(графит)4 + ЗН2Т
Fe3C + 22H N 03(kohu.) = 3Fe(N0 3)3 + C 0 2t + 13N02 + 11H20.
Fe3C + 3 0 2=(Fe"Feyl)0 4 + C 0 2
(600—700° C),
4Fe3C + (Fe"Fey‘)0 4 = l5Fe + 4CO
(1000— 1100° C).
839. K4|Fe(CN)6| — ГЕКСАЦИАНОФЕРРАТ(11) 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 Fe3+
(образуется синий осадок так называемой берлинской лазури, или турнбулевой
сини). Получение см. 83415, 8405-*.
М г = 368,35;
d= 1,85(кр );
tm = 70°С(кр.);
к, = 28,0(2О), 67,О ^.
1. 3K4[Fe(CN)6] = 12KCN + РезС + 5С(графит) + 3N2
(650° С)
2. K4[Fe(CN)6] • ЗН20 = K4[Fe(CN)6] + ЗНгО
(70-120° С)
3. K4[Fe(CN>6](pa36.) + 24Н20 = 4{К(Н20 )6]+ + [Fe(CN)6]4-,
[Fe^N)*]4- + HjO <=► [Fe(H2OXCN)5]3' + CNT; рКи = 18,30.
4. K4Fe(CN)«] + 4НС1(конц.) = H4[Fe(CN)«]4' + 4KC1
(коми., в эфире)
5. K 4[Fe(CN)6] + 6H2S04 (конц.) + 6H20 = 2K2S04 + FeS04 + 3(NH4)2S04 +
+ 6C O t
(кип.)
6. K4Fe(CN)6] + 3H N O j (kohu.) = N 0 2t + H C N t + K2[Fe(H20)(CN)5] +
+ 2KN03
(кип.).
г к д а С М * ] + 6HN03 (безводн.) = 2K2[Fe(NO+XCN)5] + 2HCN + 0 2t +
+ 4KN03 + 2H20
(0—10° C)
7. 2K4[Fe(CN)6] + 4H2S04 + 4K N 02 = 2K2[Fe(NO+XCN)5] + 2NOT + C2N 2 1 +
+ 4K2S04 + 4НгО,
а) K2[Fe(NO+XCN)5] + C uS 0 4(kohU.) = Cu[Fe(NO+XCN)5]4 + K2S 04;
б) 2Cu[Fe(NO+XCN)s] + 4NaHC03 (конц.) = 2Na2[Fe(NO+)(CN)5] +
+ Cu2C 0 3(0H )2l + 3C02t + HjO.
8. K4[Fe(CN)6] + 2FeS04 = (Fe2+)2(Fe(CN)6]4 (бел.) + 2K2S04.
9. К ^С М Х К насы щ .) + FeCb(pa36.) = 3KC1 + K(Fe3+)[Fe(CN)6]l,
З К ^ С М Х ] + 2FeXS04)3(KOHU.) = (Fe%[Fe(CN) 6]3 4-(син.) + 6K 2S04.
10. 2K4[Fe(CN)6] + E2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KE
(в разб. HE; E = Cl, Br).
5K4Fe(CN)6] + 8НС1(разб.) + KM n04 = 5K3[Fe(CN)6] + MnCl2 + 6KC1 +
+ 4H20 .
11. K ^ C N X ] + 2CuS0 4 = CU2(Fe(CNX]i(Kop.) + 2K2S04,
K4[Fe(CNX] + 4AgN03 = Ag4Fe(CNX]i(6en.) + 4KN03.
840. K3|Fe(CN)6| — 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 СNT. На свету
увеличивается степень гидролиза и ускоряется переход в K^FefCN)*]. Кристал­
логидратов не образует. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом
аммиака. Разлагается 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.
М г = 329,25;
d = 1,894;
к, = 46,0(2О), 81,8(80).
1. 6K 3[Fe(CN)6] = 18KCN + 2Fe3C + N 2 + 8C 2N 2
(350—400° С).
2. K 3[Fe(CN)6](pa36.) + 18Н20 = 3[К(Н20 )6]+ + [Fe(CN)«]3’,
[Fe(CN)e]3' + Н20 «Ш ? [Fe(H20)(CN)5]2*’ + CN'; рКи = 1,0,
CN + Н20 £ 2 ? HCN + ОН"; рК0 = 4,69.
K 3[Fe(CN)6] + Н20 = K 2[Fe(H20)(CN)5] + KCN
(кип.).
K 3[Fe(CN)6] + НС1(разб.) + Н20 = HCN t + K 2[Fe(H20)(CN)5] + КС1
(кип),
K 3[Fe(CN)6](Hacbiiu.) + ЗНС1(конц.) = H 3[Fe(CN)6](Kop.) + ЗК.С1
(0° С, осаждение эфиром).
5. 4K3[Fe(CN)6] + 4КОН(конц.) = 4K4[Fe(CN)6] + 2Н20 + 0 2t
(кип.).
6. 2K3[Fe(CN)6] + 2К1 = 2K4[Fe(CN)6] + I2 4-.
7. 2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Н 20 2(конц.) = 2K4[Fe(CN)6] + 0 2t + 2НгО,
2K3[Fe(CN)6] + 2КОН(разб.) + Pb(OH)2 = 2K4[Fe(CN)6] + Pb02l + 2H20 .
8. 3K3[Fe(CN)6] + 5КОН(разб.) + Cr(OH)3 = 3K4[Fe(CN)6] + К 2СЮ 4 + 4H 20 .
9. K 3[Fe(CN)6](Hacb^.) + FeCl2(pa36.) = 2KC1 + K(Fe3+)[Fe(CN)6]l,
K 3[Fe(CN)6] + FeCl3(pa36.) = (Fe3+)[Fe(CN)6](p, (кор.) + 3KC1.
10. 4K3[Fe(CN)6] + 3FeS04(KOHU.) = (Fe3+)4[Fe(CN)6]3i (син.) + 3K2S0 4 + 6KCN.
11. 2K3[Fe(CN)6] + 3CuS0 4 = Cu 3[Fe(CN)6]24 (зел.) + 3K2S04,
3.
4.
K 3[Fe(CN)6] + 3A gN 03 = А§3[Ре(СМ)б](оранж.) + 3K N 03.
841.
K(Fe3+)|Fe(CN)6| — Г ЕК С А Ц И А Н О Ф Е РРА Т(И ) Ж ЕЛЕЗА(П1РКАЛИЯ
Берлинская лазурь, или турнбулева синь. Синий, при нагревании разлагается.
В строении комплексного аниона — короткие связи Fe" — 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 NaCl — быстро переходит в соль (Fe3+)4[Fe(CN)e]3, не обра­
зующую коллоидного раствора («нерастворимая» берлинская лазурь, пруссеновская лазурь). Не реагирует с разбавленными кислотами, гидратом аммиака.
Переводится в раствор щавелевой кислотой (продукты неизвестны, раствор —
синий), разлагается щелочами. Получение см. 8395, 8409.
Мт= 306,90;
рПР 18 * 20,0.
1.
12K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 3(Fe3+)4[Fe(CN)6]3 + 3K4[Fe(CN)6]
6K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 6K.CN + 15N2 + 4Fe3C + 26С(графит)
2.
4K(Fe3+)[Fe(CN)6]
КОЛЛОИД
424
(200° С),
[выше 560° С].
т' NaCI > (Fe3+)4[Fe(CN)6]3 1 + K 4[Fe(CN)6],
3.
4.
K(Fe3+)[Fe(CN)6] + ЗКОН(разб.) = FeO(OH)4 + H20 + FUtFe^N)*].
5K(Fe3+)[Fe(CN)*] + 9KC1 + 8НС1(конц.) + KM n0 4 = 5K3[Fe(CN)6] +
+ 5FeCl3 + MnCb + 4H 20 .
842. Na2|Fe(NO+XCN)5| — ПЕНТАЦИАНОНИТРОЗИЛИЙФЕРРАТ(Н) НАТРИЯ
Нитропруссид натрия. Темно-красный, плавится без разложения под избыточ­
ным давлением N 0, термически неустойчив на воздухе. Xopoulo 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.
А/г = 261,92;
<*=1,72;
tm = 687° С(р),
к, = 40(,6).
1. NatfFefl^JO+XCNJs] = 6N 0 + 6C 2N 2 + 12NaCN + 2Fe3C + N 2
(400° C).
2. Na 2[Fe(NO+XCN)5) 2H20 = Na 2[Fe(NO+)(CN)5) + 2H20
(50— 100° С, в токе NO).
3. Na 2[Fe(NO+)(CN)5](pa36.) + 8H20 = 2[Na(H20 )4] ++ [Fe(NO+)(CN)5]2“
(в темноте),
4.
5.
Na 2[Fe(NO+)(CN)5] + H20 — — ►Na 2[Fe(H20)(CN)s] + N O t
(на свету).
2Na2[Fe(NO+)(CN)5) + 10H 2SO4(kohu.) + 10H2O = 2Na2S0 4 + Fe2(S0 4)3 +
+ 2NOt + 5(NH4)2S0 4 + lOCOt
(кип.).
4Na 2[Fe(NO+)(CN)5) + 1702 = 8NaCN + 4N 0 2 + 12C0 2 + 6N 2 + 2Fe20 3
(700—900° C).
843. |Fe(CsHs)2| — БИС(ЦИКЛОПЕНТАДИЕНИЛ)ЖЕЛЕЗО
Ферроцен. Желто-оранжевый, низкоплавкий, низкокипящий. 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.
М, = 186,04; frw = 173+ 176° С; tKm = 249° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
[Fe(CsHs)2] = Fe + 2СН4 + 8С(графит) + Н 2
(выше 470° С).
[Fe(C5H5)2) + Н 20(гор.) = Fe(OH)24 + 2С5Н6.
3[Fe(C5H5)2] + 4H N 0 3 (разб.) = 3[Fe(C5H 5) 2]N 0 3 (гол.) + N O t + 2Н20 .
4[Fe(C5H5)2] + 5302 = 2Fe20 3 + 40СО2 + 20Н2О
(700—800° С).
2[Fe(CsHs)2] + 1ЗЕ2 = 2FeE3 + 4С 5Н 5Е5
(коми.; Е = Cl, Вг).
[Fe(CsHs)2] + 5Н2 = Fe + 2С 5Н 10
(350° С, р, кат. Ni).
844. |Fe(CO)s| — ПЕНТАКАРБОНИЛЖЕЛЕЮ
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. 822JI.
425
Мг = 195,90; d = 1AS?201, tm= - 20° С; 1Ы
П= +103е С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
[Fe(CO)5] = Fe + 5СО
6[Fe(CO)s] + 12НгО = 6FeO(OH)4 + 9Н2Т + ЗОСОТ
(160—200е С).
(кип).
[Fe(CO)j] + 2Н1(коиц.) = Feh + H2t + 5COt.
[Fe(CO)5] + H 2S 0 4 = FeS0 4 + H2t + 5COt
(в эфире).
[Fe(CO)5] + 4HNOj = Fe(NO,)j + N O t + 2H20 + 5COt
(в эфире).
4{Fe(CO)s] + 13 0 2 = 2Fe203 + 20CO2
(500° C).
2[Fe(CO)j] = [Fe2(COM i + C O t
(коми., в конц. СНзСООН, УФ-облучение),
3[Fe(CO)s] = [Fej(CO)i2]4- + ЗСОТ
[в этаноле, кат. Na(C 2HsO)].
8. [Fe(CO)s] + 3NaOH(KOHU.) = Na[Fe(CO)4H] + Na2COj + H20
(коми., в метаноле),
6Na[Fe(CO)4H] + 9H 2S 0 4 (< 50%-я) + 6M n0 2 = 2[Fej(CO)t2]4- + 6MnS0 4 +
+ 3Na2S 0 4 + 12H20 .
9. [Fe(CO)sl(*) + Ba(OH)2 = BaCOji + [Fe(CO)4H2]
(- 15° C),
[Fe(CO)4H2] + H20
[Fe(CO)4H f + HjCT; p * 4,0 (в атмосфере H2).
10. [Fe(CO)s] + 2Na = Na 2[Fe(CO)4]4(6en.) + C O t
(- 40е С, в жида. NHj).
11. [Fe(CO)j] + 4NO = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO
(44-45° C, p).
12. 2[Fe(CO)s] + 13Н20 2(конц.) = 2FeO(OH)4 + 10CO2 1 + 12H20
(кип ).
КОБАЛЬТ
845. Со — КОБАЛЬТ
Темно-серый порошкообразный (почти черный) или желтовато-серый (с синим
оттенком) компактный металл; относительно твердый, ковкий, пластичный,
высокоплавкий. При нагревании на воздухе покрывается оксидной пленкой. В
виде порошка пирофорен. Пассивируется в концентрированных серной и 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 поглощает Н 2 при комнатной температуре. В водном растворе катион
Со2+ окрашен в розовый цвет. Получение см. 8467, 8475, 8509, 859'.
Мт= 58,933;
1.
</ = 8,84;
/M = 1494°C;
tm„ = 2960° С.
Со + 2НС1(разб., гор.) — -—►СоС12 + H 2t ,
Со + H 2S0 4(pa36., гор.) — -—> CoS0 4 + Н 2Т.
2. ЗСо + 8HNOj(pa36., гор.) = 3Co(NOj)2 + 2NOt + 4Н20
3. 4Со + 4NaOH + 3 0 2 = 4NaCo0 2(KpacH.) + 2Н20
4. 2Со + 0 2(воздух) = 2СоО
ЗСо + 2 0 2(воздух) = (СопСо"‘)0 4
426
(600— 1000° С),
(до 300° С),
(500° С).
(200 -300° С, Е = F; 100° С, Е = С1),
[20—50° d; Е = Вг, I].
5.
Со + Ег —СоЕг
Со + Ег = СоЕг(зея)
6.
С о ------- > CoS, Co(S2), (Co"Co2n,)S4, Co9S8
7
C o— Р(«расн.)
8. с о
> Co2p CoP СоРз(серо.черН)
nh ^ so- w c
-H j
„ C 03N
-Ш
Co + 2N 2O4 = 2NO + Co(N 03>2(KpacH.)4-
]0
Co
c g ^ c ^
_
СО, 130° С . р
- CO2
[650—700° С].
NHi' 380- S0°,C > C o2N.
9.
,,
(650° С).
[коми., в этилацетате].
Co S00- 80°, c > C0 3 C.
.
50° С, бензол
,,
.
11. Со -------------- -—> [Сог(СО)в] --------------------> [Со4(СО)|2](черн.).
12. Со + NaHC 03(KOHU.) + Н20 - эле|строли% н2Т(катод) + С оС 034(анод) +
+ NaOH.
846. СоО — ОКСИД КОБАЛЬТА(11)
Темно-зеленый (почти черный). Термически устойчивый. На воздухе поглоща­
ет 0 2. Имеет небольшую область гомогенности Со|-лО. Не реагирует с водой,
гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства пре­
обладают): реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными ще­
лочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см.
8454, 847', 848', 8501, 8595.
Мг = 74,93;
d = 6,47;
t„ = 18 10° C.
1. CoO(T) + 7H20 < = ? [Со(Н20)б]2+ + 20H~; рПР 25 = 14,37.
2. СоО + 2НС1(разб.) = CoCh + H 20.
3. CoO + 2NaOH(KOHU.) + H20 — -—► Na2[Co(OH)4]4 (cHH.)
4. 6CoO + 0 2(воздух) = 2(CollCo‘")0 4
5.
6.
[кип.].
(390—700° C).
4CoO + O 2 + 24(NH3 Н20)[конц] = 4 [С о ^ Н 3)б](ОН)з(желт.) + 18H20 .
CoO + 2HF = C oF 2 + H20
7. CoO + H 2 = Co + H20
8. 2CoO + 2Si0 2 = Co 2Si0 4 (фиол.)
9. CoO + AI2O 3 = (СоА12)0 4(син.)
(300-400° C).
(120- 500° C).
[1300— 1450° С].
[1100° С, в расплаве КС1].
847. (CoIICol")04— 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. П олучение см. 8454,
8464, 849*.
Мг = 240,80;
d = 6,073;
рПР 25 = 99,15.
1. 2(Со"Со^)С>4 = бСоО + 0 2
2.
(905—925°С).
(СопСс4“ )04 + 8НС1(конц.) — — > ЗСоСЬ + Cf2t + 4Н 20 ,
2(Со"Со2 '>04 + 6H2S04(kohu.) ± 6C 0SO4 + 0 2t + 6Н20
3.
4.
5.
4(С о1|СоУ')04 + 12NaOH + 0 2 = 12NaCo0 2 (красн.) + 6Н20
4(С о||С(411)04 + 0 2 + 6ZnO = 6(Co5"Zn)04(3en.)
(Со||Со^,,)04 + 4Н2 = ЗСо + 4Н20
(кип ).
(400°С).
[800°С].
(120—500° С).
848. Со(ОН)2— ГИДРОКСИД КОБАЛЬТА(И)
Темно-фиолетовый кристаллический или синий аморфный (свежеосажденный,
с примесями оснбвных солей), при стоянии под раствором солей кобальта(Н)
становится розово-красным. Во влажном состоянии поглощает из воздуха 0 2
и С 0 2. Не растворяется в воде. В органической среде осаждается синий гидрат
Со(ОН )2 • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства пре­
обладают); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными ще­
лочами. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Восстановитель.
Получение см. 8504, 853 , 8554, 8575.
Mr = 92,95;
d = 3,597;
рПР 25 = 14,80.
1. Со(ОН )2 = СоО + Н20
2. Со(ОН )2 + 2НС1(разб.) = СоС12 + 2Н20 .
3. Со(ОН)2 + СоС12(разб.) = СоС1(ОН)1(зел.),
Со(ОН )2 + СоС12( 10%-й) = Co 2Cl(OH)ji(po 3.).
(168— 170° С, вак.).
4. Со(ОН )2 + 2ЫаОН(50%-й) — -—►Na2[Co(OH)4]i^ H o a ).
5. Со(ОН)2 + 6(NH 3 Н 20)[конц] = [Со(МН3)б](ОН)2(желт.) + 6Н 20.
6. 4Со(ОНЬ + 0 2 = 4СоО(ОН) + 2Н20
(100° С, р).
7. 2Со(ОН)2(влажн.) + СОг — L-> Со 2С 0 3(ОН)2 + Н 20.
8. 2Со(ОН)2 + Н 20 2(конц.) = 2CoO(OH)i + 2Н20
9. 2Со(ОН )2 + Е2 + 2ЫаОН(разб.) = 2CoO(OH)i + 2NaE + 2Н20
(кип).
(Е = С1, Вг).
10. 2Со(ОН)2 + ЫаСЮ(насыщ.) = NaCl + Н20 + 2CoO(OH)i.
11. Со(ОН)2 + 2А1(ОН)3 = (СоА12)04 (син.) + 4Н20
(600—800° С).
849. СоО(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД КОБАЛЬТА
Темно-коричневый аморфный (осажденный) или черный кристаллический (гетерогенит). При прокаливании разлагается. Из раствора осаждается гидрат
Со 20 3 лН 20 , при кипячении суспензии или при нагревании переходит в
СоО(ОН). Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами. Легко разлага428
ется концентрированной хлороводородной кислотой, труднее — другими кис­
лотами. При нагревании переводится в раствор действием гидрата аммиака.
Окислитель. Получение см. 848* 8—10, 853*, 8565.
М, = 91,94;
d = 4,29(аморфн.); 4,72—4,90.
1.
12СоО(ОН) = 4(Со"Со^")04 + 0 2 + 6Н20
2.
3.
4.
5.
СоО(ОН)(т) + 7Н20
[Со(Н20 )6]3+ + ЗОН"; рПР 25 = 42,60.
2СоО(ОН) + 6НС1(конц.) = 2СоС12 + С12Т + 4Н20.
4СоО(ОН) + 4 H2S04 (kohu., гор.) = 4C0SO4 + 0 2Т + 6Н20.
4СоО(ОН) + 8Н!МОз(конц.) = 4Co(N03)2 + 0 2Т + 6Н20
(75—85° С).
6.
СоО(ОН) + 6(1*>1Нз Н20)[конц., гор ] — -—> [Со(МНз)б](ОН)з(желт.) +
+ 5Н20.
4СоО(ОН) + 6F2 = 4CoF3 + 302 + 2Н20
(250—300° С).
4СоО(ОН) + 8М20 + 0 2 = 4М4С о04 + 2Н20
(600—700° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs, '/2 Ва).
7.
8.
(600° С).
850. C0 SO 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. Восствновитель. Получение см. 8451, 849*, 8543.
М, = 155,00;
d= 3,71;
1.
к, = 36,3(20), 60,0(43), 49,3(80).
2CoS04 = 2СоО + 2S02 + 0 2
C 0SO4 7Н20 = C 0SO4 + 7Н20
3. CoS0 4(pa36.) + 6Н20 = [Со(Н20)«]2+ + SOj",
2.
(600—700° С, примесь SO}).
(41-420° С).
[Со(Н20 )6]2+ + Н20 4= ? [Со(Н20 ) 5(ОН)]+ + Н 30 +; рХ, = 8,90.
4. 2CoS 0 4(pa36.) + 2NaOH(pa36.) = Na 2S04 + Co2S04(OH)2 4(син),
CoS0 4(pa36.) + 2NaOH(10%-fi) = Co(OH)2i + Na 2S04.
5. C 0SO4 + 6(NH 3 • Н 20)[конц.] = [Co(NHз)«]504(желт.) + 6H 20.
6. 2CoS0 4 + 2NH 4HS = 2C oSi + (NH 4)2S0 4 + H 2S04.
7. 2CoS0 4 + 4А1(ОН)з = 2(СоА12)04(син.) + 2S0 2 + 0 2 + 6H20
(800° C).
8.
2C0SO4 + H 2SC>4 (4 M)
9.
2C 0SO4 + 2H20
электр°лиз > H2 1(катод) + Co 2(S04)3-l' (анод)
[0° C],
злектР°лиз > 2Со4(катод) + 0 2Т(аиод) + 2H 2S04.
851. CoF2 — ФТОРИД КОБАЛЬТА(Н)
Розовато-красный, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в
холодной воде. Из раствора кристаллизуется гидрат CoF 2 • 4Н 20 , из фторово­
429
дородной кислоты — C 0 F 2 • 5HF ■6Н 2О. Разлагается кипящей водой, концент­
рированными кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Образует фторокомплексы. Получение см. 845s, 8466, 8521.
М, = 96,93; d = 4,43; tm = 1127° С; txm « 1740° С; к, = 1,5<И).
1.
C0F 2 4Н20 = CoF 2 + 4Н20
2.
CoF 2 + Н20 —
Co(OH)F4 + HF Т
Co F 2 + Н 20(пар) = СоО + 2HF
CoF 2(t) + НгБО^конц., гор.) = C0SO4 + 2HFT.
C0 F 2 + 4NaOH (40%-й) = Na 2(Co(OH)4]4. + 2NaF.
CoF 2 + 6(NH 3 Н 20)[коиц.] = [Co(NH 3)6]F2 + 6H 2O.
2CoF 2 + F 2 = 2CoF 3
3.
4.
5.
6.
MF(paciuiaB)
7.
CoF 2
8.
2CoF2 + 2HF(kohu.) + 7НгО
+ 2(CoF3 3,5Н20 ) 4(аиод)
852.
(300° С, в токе N 2).
M[CoF3], M 2[CoF4], M4[CoF6]
(кип.),
(700° С).
(75—200° С).
(М = Na. К).
элостроли]> Н 2Т(катод) +
[0— 10° С].
CoF3 — ФТОРИД КОБАЛЬТА(Ш)
Светло-коричневый, термически неустойчивый, во влажном воздухе темнеет.
Из фтороводородной кислоты кристаллизуется зеленый гидрат CoF 3 ■3,5Н20
со строением [Co(H20 ) 3F3] • 0,5Н2О. Разлагается водой, кислотами, щелочами,
гидратом аммиака. Очень сильный окислитель; окисляет и фторирует многие
неметаллы. Получение см. 8497, 8516' 8.
M r - 115,93;
d = 3,88.
1.
2CoF3 = 2CoF 2 + F 2
(350—700° C).
2.
CoF 3 + 2Н20 ( хол.) — 1- ►CoO(OH)4 + 3HF,
4CoF 3 + 10H2O = 4Co(OH)24 + 0 2t + 12HFT
(кип.).
3. 2CoF 3 + 6НС1(конц.) = 2CoC12 + Cl2t + 6HF.
4. CoF 3 + 3NaOH(pa36., хол.) = CoO(OH)i + 3NaF + H 20.
5. CoF 3 + 6(NH 3 Н 20)[конц.] = [Co(NH3)6]F 3 4 + 6H 2O.
6. 2CoF 3 + 4N 20s = 2Со(М03)3(зел.) + 2NF 3 + 0 2
(от - 70 до + 40° С).
853.
CoCI2 — ХЛОРИД КОБАЛЬТА(Н)
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 0 2 воздуха.. Вступает в реакции
комплексообразовання. Получение см. 845L5, 8482, 8493.
М, = 129,84;
d = 3,367;
= 740° С;
/кип = 1049° С;
к, = 52,9<20), 97,6(80).
430
1. CoCh • 6H 2O = C0CI2 + 6H 2O
(160— 170° С, в токе сухого HC 1).
2. СоС12(разб.) + 6Н 2О = [Co(H20)t]2+ + 2СГ
(pH < 7, см. 850*),
„ НСКконц.)
кип.
[Со(НгО)*]2'1'
[Со(Н20 )4С 12](сии.) <==> ( Со(Н 20 ) 2С12](син.).
3.
4.
СоС12 ■6Н20 + 4L = СоС12 • 4L (сии.) + 6Н20
(L = этанол, ацетон).
СоС12(разб.) + NaOH(pa36.) = NaCl + СоС1(ОН)4 (зел. или сии.),
СоС12(разб.) + 2NaOH(10%-fi) = Со(ОН)24 + 2NaCl.
5.
СоС1г(т) + 6Г4Нз(г) — -—►[Co(NHj)t]CI2
(коми.),
СоС12 + 6(NHj • Н 20)[конц.] = [Co(NHj)t]Cl2 + 6НгО
(коми.).
6 .
4СоС12 + 16(NH3 НгОИконц.] + 0 2 = 4СоО(ОН)4 + 8 NH 3 1 + 8 NH 4 CI +
+ 10Н2О
(кип.),
4СоС1г(коиц.) + 4NH 4C 1<T) + 20(NH3 • Н 20 ) [конц ] + 0 2 =
= 4[Co(NH3)*]C134 + 22НгО
(коми.).
7. СоС12(конц.) + H 2 S(r> = CoS4 + 2НС1
(в присутствии СН 3СООН).
8. 2СоСЬ + 6МС1 + 6F 2 = 2M3[CoF6](ron.) + 5С12
(200° С; М = Li, Na, К, Rb, Cs).
9 С оС ,2 мС1(расплав) > М[СоС1з] MrfCoCL]
(М = R b \ Ti+,N H ;),
СоС12 + 3CsCl = Cs3[CoC1s](chh.)
[600—700° С].
10. CoCl2 + 4NH 4NCS = (NH4)2[Co(NCS)4](chh.) + 2NH 4CI
(в ацетоне)
11. СоС12 + 7NaN0 2 + 2CH3COOH = Na 3[Co(N0 2)6] + 2NaCl +
+ 2Na(CH 3COO) + N O t + НгО
(50—60° C).
12. CoCl2 + 2Na(CsHj) = [Со(С5Н5)2](фиол.) + 2NaCl4(кип. в диоксане).
13. С оО ад
854.
эидпр^ ^ » Со4-(катод) + Cl2t (анод).
CoS — СУЛЬФИД КОБАЛЬТА(И)
Серый кристаллический или черный аморфный (осажденный), термически
устойчивый, при прокаливании плавится и разлагается. Имеет область гомо­
генности C oS i+x(0,04£ х SO, 13; джайпурит). В виде порошка пирофорен. В
свежеосажденном виде чувствителен к влаге и 0 2 воздуха, легко образует
коллоидный раствор; при стоянии под раствором становится малореакционно­
способным («стареет»). Не растворяется в воде. Разлагается кислотами, окис­
ляется 0 2 при нагревании. Получение см. 845е, 8506, 8531.
Л/г = 91,00; d = 5,45; /„л = 1118° С; рПР 25 = 19,75.
1. CoS = Со + S
(выше 1160° С).
2. Со8(аморфн.) + 2НС1(разб.) = СоС12 + H 2St,
CoS(aMop<j>H.) + 2СН3СООН(разб.) = Со(СН 3СОО)2 + H 2St.
3. CoS + 8H N 0 3(kohu., гор.) = C0SO4 + 8N 0 2 + 4Н 20.
4.
5.
4CoS + 2Н20(влага) + 0 2 (воздух) — -—> 4CoS(OH) 4
6C0S + 10О2 = 2(СоиСо^)04 + 6S0 2
(примесь C0SO4).
(680° С).
431
855. |Co(NH3)6|Cl2 — ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЬТА(Н)
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. 853s.
М, = 232,03;
d = 1,479.
1. [Co(NH3)6]Cl2 = [Co(N H 3)2C12](chh.) + 4NH3
[Co(NH3)6]Cl2 = C 0CI2 + 6NH3
2. [Co(NH3)6]Cl2(pa36.) = [Co(NH3)6]2+ + 2СГ
3.
4.
(65—67° С, вак.),
(выше 150° С).
(в разб. NH3 • Н 2О),
[Co(NH3)6]2+ + 12Н20 < = > [Co(H20)«]2+ + 6(NH3 • H 2O); pP„ * 4 + 5.
[Co(NH3)6]Cl2 + 6НС1(разб.) = CoCl2 + 6NH 4CI.
[Co(NH3)«]Cl2 + 2ЫаОН(разб.) + 6H20 = Co(OH)24 + 2NaCl + 6(NH3 H20).
5.
4{Co(NH3)«]C12 + 2H20 + 0 2 — — > 4{Co(NH3)6]Cl2(OH)
(кат. активный уголь).
6. 2[Co(NH3)«]C12 + 2 Н 20 2 ( конц .) = [Co2(NH3),0( O ^ ) P 4.+2(NH3 • H20).
856. |Co(NH3)6|CI3— ХЛОРИД ГЕКСААММИНКОБАЛЬТА(Ш)
Красно-коричневый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в
холодной воде, концентрированном гидрате аммиака. Кристаллогидратов не
образует. Устойчив к действию концентрированной серной кислоты. Разла­
гается кипящей водой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение
см. 8536.
М, = 267,48;
d= 1,7016;
к, = 6,95(20), 12,04(5О).
1. 6[Co(NH3)6]Cl3 = 6C 0CI2 + 6NH 4CI + N 2 + 28NH3
(выше 420° С).
2. [Co(NH3)6]Cl3(pa36.) = [Co(NH3)6]3+ + ЗСГ.
3. 4{Co(NH3)6]Cl3 + IOH2O = 4Со(ОН)24 + 0 2t + 12NH4C1 + 12NH3 T
[кип., примесь СоО(ОН)].
4. [Co(NH3)6]Cl3(Hacbiui.) + ЗНЫ0 3(разб.) = [Co(NH3)«](N03)3 + ЗНС1.
5. [Co(NH3>6]Cl3 + ЗЫаОН(конц., хол.) + 5НгО = СоО(ОН)4- + 3NaCl +
+ 6(NH 3 • Н 20).
857.
Na3|Co(N02)6| — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТАТ(Ш) НАТРИЯ
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При слабом
нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Не реагирует
с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах и концент­
рированных щелочах. Получение см. 85311.
М, = 403,93.
432
1. 4Na3[Co(N02)6] • 0,5H2O = 12NaN0 2 + CoO + 4NO + 8N 0 2 + 2H20
(200—250° C)
2. Naj[Co(N0 2)e] (разб.) + 12H20 (хол.) = 3[Na(H20 )4]+ + [Co(N02)*]^.
3. 3Na3[Co(N02)6] + 2H20 = 9NaN0 2 + 3CoN0 3(OH)l + 5NOt + H N 0 3
(кип.)
4. 3Na 5[Co(N0 2>6] + 2HN0 3 (разб.) = 9NaN0 2 + 3Co(N0 3)2 + 5NOt + H20
(кип.).
5. Na 3[Co(N0 2)e] + 2NaOH (конц.) = Co(OH)2l + 4NaN0 2 + N aN 0 3 + N O t
(кип.).
6. Na 3[Co(N0 2)e](p) + 3MN0 3 = M3[Co(N0 2)e]'l' + 3NaN0 3
(M = K+, Cs+, Tl+, Ag+,N H J),
858. K3(Co(N02)6l — ГЕКСАНИТРОКОБАЛЬТАТ(Ш) КАЛИЯ
Соль Фишера. Желтый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в
холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат К 3[Со(Ы02)б] ■
• 1,5Н20 . Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде,
концентрированных кислотах и щелочах. Получение см. 857*.
Mr = 452,26;
d = 2,64;
к, = 0,9(|7).
1. 4K3[Co(N 02)«] = 12KN0 2 + 4СоО + 4NO + 8N 0 2
(выше 200° С).
2. 3K3[Co(N0 2)6] + 2Н20 = 5NOt + 9KN0 2 + 3CoN0 3(OH)l + H N 0 3 (кип).
3. 3K3[Co(N02)*] + 2HN0 3 (конц.) = 5NOt + 9KN0 2 + 3Co(N0 3)2 + H20
(кип.).
4. K 3[Co(N0 2)e] + 2K.OH (конц.) = Co(OH)2l + 4KN0 2 + K N 0 3 + N O t
(кип.).
859. |Сог(СО)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. 845й.
Mr = 341,95;
d = 1,73;
tm = 51° С.
1. 2[Со2(СО)8] = [Со4(СО)|2] + 4СО
(60° С),
[Со2(СО)в] — -—> 2Со + 8СО
(80—90° С, на свету).
2. [Со2(СО)8] + 4H 2S0 4 (конц .) = 2CoS0 4 + 2S0 2 + 8C O t + 4Н20 ,
[Со2(СО)8] + 8HN0 3 (конц.) = 2Co(N0 3)2 + 4N 0 2 + 8C O t + 4H20.
3. [Co2(CO)8] + H 2 = 2[Со(СО)4Н](Ж)(желт.)
[0° С, р, в толуоле],
[Со(СО)4Н] + Н20 = [Co(CO)4f + Н30 +
( 10° С).
4. [Co2(CO)e] + 2(Na, Hg) = 2Na[Co(CO)4] + 2Hg(*>
(в диоксане).
5. [Со2(СО)8] + 502 = 2СоО + 8С0 2
(250—300° С).
433
НИКЕЛЬ
860. Ni — НИКЕЛЬ
Белый металл; 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. 86Is, 865е, 8677 |7, 871'.
Л/г = 58,69; d - 8,91; /„«=1455° С; tKH„» 2900° С.
1.
2.
3.
4.
Ni + 2НС1 (разб.) — — * NiCh + H 2t.
3Ni + 8HNO 3 (разб.) = 3Ni(N0 3)2 + 2NOt + 4H 20 .
(500— 1000° C)
2Ni + O 2 = 2NiO
(выше 700° С, E = F; 300—600° С, E = Cl),
Ni + E 2 = NiE 2
(коми., в эфире)
Ni + Br2 = NiBr2
5. Ni + E = NiE (черн.)
[900° С; E = S, Se, Те]
6 . Ni + E = NiE (красн.)
[700—900° С; E = As (никелин), Sb]
7. 6Ni + 2NH, = 2Ni3N + 3H2
(445° C)
8. 3Ni + 2CO
-* NijC (черн.) + C 0 2
(270° C)
9. Ni (порошок) + 4CO = [Ni(CO)4]
(50— 100° C)
10. Ni + 2(NH, • H 2O) [10%-й] + H2O + (NH 4)2C0 3 (
.) =
(кип.).
= [Ni(H20)2(NH 3)4](0H)2 + C 0 2t
к о н ц
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, 862',
8641' 2, 8651.
М, = 74,69;
d = 6,67;
tm = 1955° С.
1. NiO(T) + 7Н20 « = > [Ni(H20)«]2+ + 20Н “; рПР25 = 15,77
2. NiO + 2НС1 (разб.) = NiCl2 + Н 2О,
NiO + H 2SO4 (разб.) = NiS0 4 + Н 20 ,
NiO + 2HN0 3 (разб.) = Ni(NOj)2 + Н 20 .
3. NiO + 2NaOH = Na 2Ni02 (зел.) + H20
NiO + BaO = (BaNi)0 2 (черн.)
434
(400° C),
[1200° С].
4.
5.
NiO + 6(NH3 • H 2O) [конц.] - —^
NiO + H 2 = Ni + H 2O
NiO + С (кокс) = Ni + CO
6. 2NiO + Si0 2 = Ni 2SiQ4
[Ni(NH3)t](OH)2 (син.) + 5H 20 .
(200—400° C),
(300—400° C).
(1200° C).
862. NKOH)2 — ГИДРОКСИД НИКЕЛЯ(Н)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из
раствора осаждается гидрат Ni(OH)2 ■лНгО, при выдерживании над концент­
рированной серной кислотой переходит в Ni(OH)2 • 0.67Н2О. Проявляет амфо­
терные свойства (оснбвные свойства преобладают): реагирует с разбавленными
кислотами, щелочами при спекании. Переводится в раствор действием гидрата
аммиака. Слабый восстановитель. Получение см. 8644, 865*, 8714.
М, = 92,70;
d = 3,65;
рПР 25 = 13,80.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Ni(OH)2 = NiO + НгО
(230—360° С)
Ni(OH)2 + 2НС1 (разб.) = NiCl2 + 2НгО.
Ni(OH)2(T) + 2NaOH(T) = Na 2[Ni(OH)4]
(140° С)
Ni(OH>2 + 6(NH 3 H 2O) [конц.] = [Ni(NH3)«](OH)2 (син.) + 6H 20 .
Ni(OH)2 + 4(NH 3 H 2O) + 2NH4C1 (конц.) = [Ni(NH3)*]Cl2 + 6H 2O.
2Ni(OH)2 + Cl2 + 2KOH (конц.) = 2NiO(OH)i + 2KC1 + 2H20 ,
6Ni(OH)2 + КВЮ 3 (насыщ.) = 6NiO(OH)4- + KBr + ЗН2О
(кип.)
7. Ni(OH)2 + K 2S2CMO2) + 2KOH (конц.) + (л - 2)НгО =
= N 1O 2 • лНгОФ (черн.) + 2K2SO<,
4(Ni0 2 • лН 26 ) [суспензия] — -—►4NiO(OH)l + 0 2t + (4л - 2)НгО
(кип.).
8.
2Ni(OH)2 (суспензия)
эластР°л>и> ^j2j- (каход) + 2NiO(OH)l (анод).
863. NiO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД НИКЕЛЯ
Черный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора
осаждается серо-черный гидрат Ni30 3 • лН 20 , при стоянии под раствором
«стареет», при слабом нагревании переходит в черный (N ^'N i^V ^O H ^ (без­
водный оксид Ni203 не выделен). Не реагирует со щелочами, гидратом ам­
миака. Разлагается кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 862е-8,
8642, *'7, 865*.
М, = 91,70;
</=4,15;
рПР 18 = 37,0.
1. 4NiO(OH) = 4NiO + 2НгО + Ог
(250—350° С)
2. 2NiO(OH) + Н20 — -—> Ni20 (0 H)4-i(коми., «старение»)
3. 2NiO(OH) + 6НС1 (конц.) = Cl2t + 2NiCh + 4НгО.
4. 4NiO(OH) + 4H 2SO4 (разб.) = Ozt + 4NiS04 + 6Н20 .
5. 2NiO(OH) + 3H 2SO4 (разб.) + 2KI = I2I + 2NiS04 + K 2SO4 + 4H20 .
435
864. Ni(N03)2— НИТРАТ НИКЕЛЯ(И)
Светло-зеленый, йелетучий, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется
в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака,
сильными окислителями. Получение см. 8602, 8612, 8674.
Mr =182,70;
d = 2,05 (кр.);
t n„
1.
= 56,7° С (кр.);
к, = 94,2<20), 172(70).
(выше 500° С),
(150° С, вак.).
(100— 140° С),
2. 4{Ni(N0 3)2 6H 2O} = 4NiO(OH) + 8NO 2 + 0 2 + 22H20
(выше 300° С).
2{Ni(N03)2 6H 2O} = 2NiO + 4N 0 2 + 0 2 + 12H20
(pH < 7, см. 8653).
3. Ni(NOj)2 + 6H 2O = [Ni(H20)*]2+ + 2NOj.
4. Ni(N0 3)2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2i + 2NaN03.
5. Ni(N0 3)2 + NH 3 H20 (разб.) = Ni(N0 3)OH>lr + NH 4N 0 3,
Ni(N0 3)2 + 6(NH 3 H 20 ) [конц] = [Ni(NH3)*](N03)2 (син.) + 6H 20.
6. 2Ni(N0 3)2 + NaCIO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)i + NaCl + 4NaN0 3 +
+ H 20 ,
2Ni(N0 3)2 + 6NaOH (конц.) + Br2 = 2NiO(OH)4- + 4NaN0 3 + 2NaBr + 2H 20.
2Ni(N0 3)2 = 2NiO + 4N 0 2 + 0 2
Ni(NOj)2 = Ni(N02)2 + Ог
7.
865.
2Ni(N0 3)2 + 4H20
злектролиз> H2t (катод) + 2NiO(OH)i (анод) + 4H N 0 3
(коми.).
N1SO 4 — 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;
ks = 38,4(20), 66,7(80).
1. 2NiS0 4 = 2N iO + 2S0 2 + 0 2
2. NiS0 4 7H20 = NiS0 4 + 7H20
3. NiS0 4 (разб.) + 6H20 = [NKHjO)*]2* + SOj',
(выше 700° С).
(280° C).
[Ni(H20)*]2+ + H20 <=► [Ni(H20)s(OH)]+ + H 30 +, pKt = 10,92.
2NiS0 4 (конц.) + 2NaOH (разб.) = Ni2S0 4(0H)2i + Na 2S04,
NiS0 4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2i + Na 2S04.
5. NiS0 4 + 4(NH 3 ■H 20 ) [10%-й] = [Ni(H20 ) 2(NH 3)4]S0 4 + 2H20 ,
NiS0 4 + 6(NH 3 H 20 ) [конц ] = [Ni(NH3)*]S04 + 6H 20 .
6. 2NiS0 4 + NaCIO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)4r + NaCl + 2Na2S0 4 + H 20.
7. NiS0 4 + 2KCN (разб.) = Ni(CN)24 + K 2S 04,
Ni(CN )2 + 2KCN (конц.) + H20 = K 2[Ni(CN)4] ■H2O i
(на холоду).
4.
8.
436
2NiS0 4 + 2H20
электролиз> 2Nii (катод) + 0 2f (анод) + 2H2S 04.
866. NiF2— ФТОРИД НИКЕЛЯ(П)
Желтовато-зеленый, термически устойчивый, летучий при прокаливании.
Плохо растворяется в воде, растворимость не зависит р т температуры. Из
фтороводородной кислоты кристаллизуется сине-зеленый гидрат NiF 2 5HF
• 6Н 20 . Не реагирует с кислотами даже при нагревании. Разлагается щелочами,
гидратом аммиака, восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы.
Получение см. 8604, 867*.
Mr = 96,69;
d = 4,63;
t™ = 1160° С (p),
?сувп > 1000° С;
1.
2.
3.
4.
5.
к, - 2,56(20), 2,58(90).
NiF 2 • 4Н20 (зел.) = NiF 2 + 4НгО
(150—350° С).
NiF 2 + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)24- + 2NaF + Н 20 .
NiF 2 + 6(NH 3 H 20 ) [конц] = [Ni(NH3)t]F2 + 6Н 20.
NiF 2 + Н 2 = Ni + 2HF
(600° С)
NiF 2 + MF (конц.) = (MNi)F34(M = Li, Na, К, Rb, Cs).
2NiF2 + 3K(HF2) = (KNi)F 3 + K 2[NiF4] + 3HF
(800° С, вак.).
2(MNi)F 3 + F 2 + 4MF = 2M3(NiF6] (фиол.)
[600° С; M = Li, Na, K]
867. NiClj — ХЛОРИД НИКЕЛЯ(И)
Желто-коричневые кристаллы или желтый порошок, летучий при нагревании
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Зеленый кристаллогидрат
NiCI2 6Н20 имеет строение [Ni(H20 ) 4CI2] • 2Н20. 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, 869|3 .
Mr = 129,60;
d = 3,55;
fcy&, = 973° С;
= 1009° С (р)\
к, = 64,0(2О), 86,2<75).
1. NiCI2 6Н20 = NiCI2 + 6Н20
(175—250° С).
2. NiCh (разб.) + 6НгО = [Ni(H20)t]2+ + 2СГ
(pH < 7, см. 8653)
3. N iC I^ + H 2S0 4 (конц.) = NiS0 4 + 2HClt
(кип.)
4. 3NiCl2(T) + 8H N 0 3 (30%-я) = 3Ni(N0 3)2 + 3Cl2t + 2NOt + 4Н20
(кип.)
5. NiCI2 (конц.) + NaOH (разб.) = NiCKOH)^ + NaCI,
NiCI2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)24- + 2NaCI.
6. NiCI2 + NH 3 H20 (разб.) = NiCI(OH)4- + NH 4CI,
NiCI2 + 6(NH 3 • H 20 ) [конц.] = [Ni(NH3)6]CI2 + 6H 20,
NiCb + бЫНад — — у [Ni(NH3)«]Cl2
7. NiCI2 + H 2 = Ni + 2HCI
8. 2NiCI2 + 0 2 = 2NiO + 2CI2
9. NiCh + F 2 = NiF 2 + Cl2
(коми.)
(400—500° C)
(Выше 700° C)
(1 5 0 ^ 0 0 ° C)
437
NiCh + 2KF (разб.) = NiF2i + 2KC1.
10. NiCh + H2S (насыщ.) = N iSi + 2HC1,
NiCh + NH 4HS = N iSi + NH 4CI + HC1.
l i f l
11. NiCh
- ■ ■> (MNi)Cl3, MjlNiCU]
(при нагревании; M = Na+, K+,N H J),
NiCh + 3CsCl = CsjfNiClsl
(700° C).
12. 2NiCh (разб.) + H20 + 2№ гС0 3 (разб.) = Ni2C 0 3(0H )2i + 4NaCl + C 0 2t
(коми.).
13. NiCl2 (конц.) + N aHC0 3 (конц.) = NiC03i + NaCl + HC1
(250° С, p, в атмосфере C 0 2).
14. NiCl2 (безводн.) + 2еп<ж) = [Ni(en)2]Cl2 (сии.)
[en — этилендиамин NH 2CH 2CH 2NH2],
15. NiCh + 2H2L = [Ni(HL)2] i (красн.) + 2HC1
(в разб. CH 3COOH, NH 3 ■Н 20 ; H2L — диметилглиокснм C4H 80 2N2).
16. NiCh + 2Na(C5H5) = [Ni(C5H5)2] (зел.) + 2NaCl
(40° С, в жидк. C 5H6).
17. NiCl^p)
злектроли] > N ii (катод) + Cl2t (анод).
868. NiS — СУЛЬФИД НИКЕЛЯ(Н)
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, 867|2.
М, = 90,76; d= 5,3 + 5,65; /М = 797°С; рПР2^ 21,03.
1. NiS + 2HCI (конц.) = NiCl2 + H2S t
(кип.).
2. NiS + 8HN0 3 (конц.) = NiS0 4 + 8N 0 2 + 4H 20.
3. 2NiS + 2HiO (влага) — *—►(NiOH)2S + H 2S.
4. 2NiS + 3 0 2 = 2NiO + 2S0 2
(600—800° C).
5. NiS + S = Ni(S2) (cep.)
[450° С].
6. 2NiS + 2CO = 2Ni + C 0 2 + CS2
(300—400° C, p).
869. |NKNH3)«|Cl2 — ХЛОРИД ГЕКСААММИННИКЕЛЯ(И)
Голубовато-фнолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в
холодной воде, катион устойчив в аммиачной среде. Кристаллогидратов не
образует. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака. Разлагается
кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. По­
лучение см. 8625, 8676.
Мт= 231,78;
d= 1,468.
1. [Ni(NH3)e]Cl2 = NiCl2 + 6NH 3
(176,5—450° С).
2. [Ni(NH3)6]CI2(p)= [Ni(NH3)e]2++ 2СГ
(коми, в разб. NH 3 Н 20),
438
3.
4.
5.
[Ni(NH3)6]2+ + 4HjO < = * [Ni(H20 ) 2(NH3)4]2+ + 2(NH3 HjO); pK„ = 1,27.
[№0ЧН3)»]С1ад = NiCh + 6NH3t
(кип).
[Ni(NH3>4]Cl2 + 6HC1 (конц.) = NiCl2 + 6NH 4C1.
[Ni(NH3)tjci2 + 2NaOH (конц.) + 6НгО = Ni(OH)24 + 6(NH 3 H20 ) + 2NaCI.
870. K2|NKCN)4| — ТЕТРАЦИАНОНИККОЛАТ(11) 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. 8657.
АТ, = 240,96;
d = 1,875 (кр.).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
K 2[Ni(CN)4l = 2KCN + Ni + C 2N 2
(выше 500° С)
K 2[Ni(CN)4] ■Н20 = K 2[Ni(CN)4] + Н20
(100° С)
K 2[Ni(CN)4] (разб.) + 12Н20 = 2[К(НгО)б1+ + [Ni(CN)4]2' (желт).
K 2[Ni(CN)4](p, = 2KCN + Ni(CN)24 (фиол.)
[кип.]
КДОКОММ + 2НС1 (разб.) = Ni(CN)24 + 2КС1 + 2HCN.
K 2[Ni(CN)4] + KCN (конц.) < * K 3[Ni(CN)s]<p) (красн.).
4K 2[Ni(CN)4] + N 2H 4 НгО + 4KOH (конц.) = 4K3[Ni(CN)4] (красн.) + N2t +
+ 5Н 20 .
8. 2K2[Ni(CN)4] + 2Н° (Zn) + 2КОН (конц.) = K 4[Ni2(CN)6) + 2KCN + 2Н20 .
9.
K 2[Ni(CN)4]
*L -» K 4[Ni2(CN)e]
(св.-красн.)
K' KCN > K4[Ni(CN)4]
(желт.)
[-75° С, в жидк. NH3]
871. |NKCO)4l — ТЕТРА КАРБОН ИЛНИКЕЛЬ
Бесцветная жидкость. Низкокипящий, термически неустойчивый, в газообраз­
ном состоянии на воздухе взрывоопасен. Мало смешивается с водой. Нс
реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Энергично разлагается кон­
центрированными серной и азотной кислотами; реагирует с кислородом. По­
лучение см. 860*.
М, = 170,73; d= 1,78(’55), 1.ЗТ**20*; tm = -19,3° С; („ип = +42,3° С.
1. [Ni(CO)4] = Ni + 4СО
(180—200° С)
2. [Ni(CO)4] + 2H2S0 4 (
. ) = NiS0 4 + S 0 2 + 4COt + 2H20 .
3. [Ni(CO)4] + 12HN 03 (конц.) = Ni(N0 3)2 + l0NO 2 + 4C 02f + 6H 20 .
4. 2[Ni(CO)4] + 2H20 (влага) + 5 0 2 (воздух) — -—> 2Ni(OH)2 + 8C02,
2[Ni(CO)4] + 5 0 2 = 2NiO + 8C0 2 •
(300-400° C)
к о н ц
РУ ТЕН И Й
872. Ru — РУТЕНИЙ
Белый с серым оттенком металл семейства платины; очень твердый, хрупкий
(растирается в порошок), тугоплавкий, высококипящий. Благородный металл:
439
не реагирует с водой, разбавленными кислотами, шеломами, гидратом аммиа­
ка, «царской аодкой». 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 Н2. В природе встречается в самородном виде, наиболее
редкий среди платиновых металлов. Получение см. 873''5, 8761^
А/г = 101,07; d = 12,30; tm - 2607° С; /„„„ * 4900° С.
1. Ru + 6НС1 (конц.) + 0 2 = H2[RuClt] + 2Н20
(125° С, р).
2. 5Ru + 4H 2SO4 (разб., гор.) + 8КВгОэ = 5RuC>4<p) + 4Вг2 + 4K 2SO4 + 4Н20 .
3. Ru + 2Н20 + ЗС12 = H2[RuCL,02] + 2НС1
(коми.),
4Ru + 7СЬ + 2лН20 = 2{RuCb • RuCU • лНгО}^
(кип. в конц. НС1).
4. Ru + О 2 = R u0 2
(400° С),
2Ru + ЗО2 = R u0 2 + RUO4
' (выше 700° С).
5. 2Ru + 5F2 = 2RuFs
(300-^00° C),
Ru + 3F2 = RuFf,
(750° С, в токе F2, резкое охлаждение).
6. 2Ru + 3Ch = 2RuCh
(330° С, в присутствии СО).
7. Ru + 2S = R u(S2)
[450° С].
лаурит
8.
2Ru + 4KOH + ЗО2 = 2K2R u04 + 2H20
Ru + 2KOH + 3KN03 = K2R u04 + 3KN02 + H20
Ru + K 2CO 3 + КСЮз = K2Ru0 4 + KC1 + CO 2
(500—600° C),
(400—500° C),
(400—600° C).
873. R11O 2 — ОКСИД РУТЕНИЯ(1У)
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 R u0 2 • лН 20 .
Переводится в раствор хлороводородной кислотой, насыщенной хлором.
Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается водородом.
Получение см. 87 24, 8741-5 6, 8753, 8764.
Л/г = 133,07; d = 6,91; tm = 955° С (разл.); рПР 18 = 49,0.
1.
2.
R u0 2<= z * RU + O 2
(955— 1250° С),
2Ru0 2 = Ru + R u04
(выше 1300° С).
3Ru0 2 + 12НС1 (конц., насыщ. СЬ) = [RuCU + 2RuCl3]<p) + C h t + 6Н 2О.
3
Ru°2 + 02 <<0(^500.^ Ru04(r,.
4.
5.
2Ru0 2 + 3Na20 2 = 2Na3R u0 4 + 0 2
R u0 2 + 2H2 = Ru + 2H20
700—1400“ С
(700—800° C).
(300° C).
874. Ru0 4 — ОКСИД РУТЕНИЯ(УШ)
Желто-оранжевый, летучий уже при комнатной температуре, низкоплавкий,
термически неустойчивый. Умеренно растворяется в воде (гидратируется и
440
проявляет свойства слабой кислоты). Реагирует с кислотами, щелочами, перок­
сидом водорода. Сильный окислитель. Получение см- 872 , 8731' 3, 875 .
М, = 165,07;
d = 3,29;
tm = 25,4° С;
к. = 1,71<0), 2,03<М).
1. R u04 = R u0 2 + 0 2
(100— 108° С).
R uO-ht) + лН20 —R 11O4 • лН 20(р),
RUO4 «Н20 + Н20 « = + [Ru04(OH)] (?) + HjO+; рК« = 11,0.
3. R 11O4 + 6НС1 (разб.) = H 2[RuCl402] + С12Т + 2НгО,
4Ru0 4 + 32НС1 (конц.) = 9CI2t + 2(RuCl3 RuCl4) i + 16Н20.
4. 4Ru0 4 + 4КОН (конц.) = 4KRu044 (черн.) + 0 2Т + 2Н20
(коми.),
2Ru0 4 + 4КОН (конц.) = 2K2R u0 4 (оранж.) + 0 2Т + 2Н20
(кип.).
5. R u0 4 + 2Н20 2 (разб.) = R u024 + 2 0 2f + 2Н20.
2.
875. K2Ru04—ТЕТРЛОКСОРУТЕНЛТ(У1) 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. K 2R uC>4 • Н20 = K 2R uC>4 + Н20
(200° С).
2. K 2Ru04 + 12НгО = 2[К(Н20)б]+ + R uO ^ (оранж.)
[в разб. КОН].
3. 3K2R u0 4 + 4НС1 (разб.) = 2KRu0 4 (зел.) + R u024 + 4КС1 + 2Н 20 .
4. 2K2R u0 4 + 12НС1 (конц.) = 2K2[RuCI6] (желт.) + 0 2Т + 6Н20
(кип.).
5. 2K2R u0 4 ( конц .) + С1ад = 2KRu04i + 2КС1,
2KR 11O4 + С12 (насыщ.) = 2Ru04(p> + 2КС1.
6. 2K2R u0 4 + НгО + КСЮ = 2KRu04i + КС1 + 2КОН
(коми),
K 2R u0 4 + КСЮ (насыщ.) + Н20 = Ru04(p>+ КС1 + 2КОН
(кип.).
7. 5K2R u0 4 + 8H2S0 4 (разб.) + 2КМп0 4 = 5Ru04<p) + 2MnS0 4 + 6K 2S0 4 +
+ 8Н20.
876. RuCh — ХЛОРИД РУТЕНИЯ(П1)
Черно-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной
аоде. Из хлороводородной кислоты кристаллизуется синий гидрат RuCh • Н 20 .
Реагирует с горячей водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстанови­
тельные свойства. Так называемый водорастворимый RuCU содержит RuCI] и
RuCU. Получение см. 8726, 8732.
Мг =207,43;
1.
2.
3.
4.
</=3,11.
2RuCh = 2Ru + ЗС12
(500—850° С).
RuCb + 5Н20 (гор.) = [Ru(H20)jCl(0H) 2](p) (красн.) + 2НС1.
RuCU + ЗНС1 (конц.) = Нз[КиС1«].
2RuCU + 20 2 = 2Ru0 2 + ЗС12
(600—700° С).
441
5.
2RuCI3 + 8KOH (разб.) + 2KMn0 4 = 2K2R u0 4 + 2Mn02l + 6KCi + 4H20.
4RuCI3 + 2H2S (насыщ.) + 2H20 = Ru(S2) l + 2RuCI24 + R u02l + 8HCI.
7. RuCI3 + 2MCI (конц.) + H20 = M2[Ru(H 20 )Cl5]
(M = K, Rb, Cs).
8. 2RuCI3 + i 2(NH3 H 20 ) [конц.] + Zn = 2[Ru(NH3)«]CI2 + ZnCI2 + 12H20 ,
[Ru(NH 3)*]C12 + 2H20 <=► [Ru(H20)(NH 3)5]C12 + NH 3 H 20 ,
6.
[Ru(H 20)(NH 3)5]CI2 + N 2 <=► [Ru(N 2XNH3)j]CI2 + H 20.
РОДИЙ
877. Rh — РОДИЙ
Серебристо-белый металл семейства платины, более твердый, чем палладий и
платина; 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 ®-12 13, 8801' 5.
М, = 102,906;
d= 12,41;
u = 1963° С;
t«„„ * 3700° С.
1. 4Rh (чернь) + 24HCI (конц.) + 3 0 2 = 4H3[RhCI«] +
6Н20 (150° С, р).
2. 2Rh (чернь) + 6H 2S0 4 (конц., гор.) = Rh 2(S0 4)3 (желт.) + 3S02T + 6Н 20.
3. Rh (чернь) + 6HCI (конц.) + H N 0 3 (конц.) = H 3[RhCI*] + NOT + 2Н20.
4. 4Rh + 3 0 2 — I—> 2Rh20 3
(600—800° С),
2Rh (чернь) + З0 3 = Rh20 3 + 3 0 2
(коми.).
5. 2Rh + 5F 2 = 2RhFs
(400° С),
Rh + 3F 2 = RhF 6
(700—750° C).
6. 2Rh + 3Ci2 = 2RhCi3
(400—600° C, p).
7. 2Rh (чернь) + i ONaOH (разб.) + 5CI2 = Rh& rl' + 0 2T + 1ONaCI + 5H20.
8. 2Rh + 3Ci2 + 6NaCI = 2Na3[RhCI6]
(300°C).
9. 2Rh + 12KHS0 4 = 2K3[Rh(S04)3] + 3S0 2 + 6H20 + 3K2S0 4
(700°C).
878. Rh20 3— 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
Rh20 3 7Н20 (или Rh(OH)3 2Н20 ) — более реакционноспособный, реагирует
с кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получе­
ние см. 8774,7, 8792' 5' 9, 8804.
442
Mr = 253,81;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
d = 8,20.
2RI12O 3 = 4Rh + ЗО2
RI12O 3 7H20 = RI12O 3 + 7H20
(выше 1100° С, вак.).
(выше 200° C).
RI12O3 ■7H А т) + 8H 2O <=► 2tRh(H20 )6]J+ + 6 0 H~; рПР1" = 47,70.
RI12O3 + 6HC1 (конц.) = H 3[RhCl6] + 3H20.
RI12O 3 + ЗН2 = 2Rh + ЗН2О
(400° C).
RhjOs • 7HjO + Na[Sn(OH)3] + NaOH (конц.) = 2Rh(OH)2! (син.) +
+ Na 2[Sn(OH)*] + 4НгО.
RI12O 3 + 4NaOH (конц.) + 3NaCtO = 2Na2RhO<(p)? + 3NaCl + 2H20.
879. RhCb — ХЛОРИД РОДИЯ(Ш)
Коричнево-красный, сублимируется в потоке хлора при 900° С. После прока­
ливания не растворяется в воде, гидрат RhCb - лНгО растворяется лучше (ниже
приведены свойства гидрата). Не диссоциирует в воде, свежеприготовленный
раствор не дает осадка при добавлении AgN03. Не реагирует с серной и
азотной кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом.
Получение см. 8776, 8803.
М, = 209,27;
</=3,11.
1. 2RhCb = 2Rh + ЗСЬ
(выше 964° С),
2. RhCb ■лН20 = RhCb + лНгО
(до 80° С, вак.; возможно, л = 4),
2(RhCl3 ■лНгО) = RI12O 3 + 6НС1 + (2л - 3)НгО
(выше 180° С).
3. RhCb + ЗН2О = [Rh(H20)3Cb] (кор.).
4. RhCb + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = HstRhCb] + ЗН2О = ЗНзО+ + [RhCb]v (роз).
5. 2RhCb + 6NaOH (разб.) = R l ^ s ! + 6NaCl + 3H20.
6. RhCb + 6(ИНз • H 2O) [конц.] = [Rh(NH3)e]Cl3'l' + 6H 2O
(в этаноле).
7. RhCb + 3MC1 (конц.) = M 3[RhCl6]4(в этаноле; M = Na+, K+,N H J),
2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH 4CI + 3C12
(600° C).
8. 2RhCl3 + 3H2 = 2Rh + 6HC1
(400° С, в токе C 0 2).
9. 4RhCl3 + ЗО2 = 2Rh 203 + 6CI2
(750—800° C).
10. 2RhQb + 3Fj = 2RhF 3 + 3C12
(600° C),
RhCb + 3HF (разб.) = RhF3i + 3HC1.
11. 2RhCl3 + 3H2S = RI12S3 (черн.) + 6HC1
(350° C).
12. 4RhCl3 + 3(N2H 4 • H 2O) + 12(NH3 H 20 ) = 4Rh (коллоид) + 3N2T +
+ 12NH4C1 + 15H20 .
13. 4RhCb + 6HC(H)0 + 9K 2CO3 = 4Rh (чернь)! + 6K(HCOO) + 12KC1 +
+ 9C 02t + 3H20
(кип.).
880. NasIRhCkl — ГЕКСАХЛОРОРОДАТ(Ш) НАТРИЯ
Розовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде,
анион подвергается акватации. Образует темно-красный кристаллогидрат
443
Na 3[RhCle] • I 2H 2O. Реагирует со щелочами, восстанавливается водородом.
Получение см. 8778, 8797.
Л/г = 384,59.
1. 2Na3[RhCy = 2Rh + 6NaCl + ЗСЬ
(выше 550° С).
2. Na 3[RhCI6] (конц.) + 12Н20 = 3[Na(H20 )4]+ + [RhCl6]^ (роз.),
[RhCUJ^ -КН20
[Rh(H20 )Cl5]2" (красн.) + СГ
(разбавление).
3. Na 3[RhCl6) (конц,) + ЗНС1(Г) = H 3[RhCl6] + 3NaCl
(0—5° С),
H 3[RhCl*] + лН20
8°‘ C,liaii > H 3[RhCl6] лН 2о !
т ° - ■> RhCI3 • лН 20.
—НС!
4. 2Na3[RhCI6] + 6NaOH (конц.) + 2Н20 = Rh 20 3 5H2O l + 12NaCl.
5. 2Na3[RhCIe] + ЗН2 = 2Rh + 6NaCl + 6НС1
(400—500° С).
6.
7.
2Na3[RhCl6] + 8Н20
+ 6NaCl + 6НС1
эл<яггроли:1 > 3н 2Т (катод) + 2H2RhO«? (фиол.) [анод] +
(в разб. НСЮ«).
2Na3[RhCl6] + 6NaOH (разб.)
+ 2Н20 + 12NaCl.
эле1Ггроли-1* H2t (катод) + 2Rh02i (анод) +
ПАЛЛАДИЙ
881. Pd — ПАЛЛАДИЙ
Светло-серый металл семейства платины; относительно мягкий, ковкий. На­
именее плотный, самый низкоплавкнй 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 плавны). Получе­
ние см. 8859, 8867' *, 8881' 8.
Мт= 106,42;
d = 12,02;
= 1554° C;
= 2940° C.
Pd + 2HC1 (конц.) + 2C12 = H 2[PdCI6](p) (черн.)
[60—80° C],
H 2[PdCl*](P) = H 2[PdCl4] (конц.) [кор.] + Cl2f
(упаривание в конц. HCl),
H 2[PdCl6](p) = PdCI2i + Cl2 + 2HCI
(разбавление водой).
2. Pd + 2H 2SO« (конц.) = PdS04l + S 0 2t + 2H20
(80° C).
3. Pd + 4H N 0 3 (конц.) = Pd(N03)2l + 2N 02t +'2H20
(80° C).
4. 3Pd + 18HCI (конц.) + 4HN0 3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 4NOt + 8H20 ,
3Pd + 12HC1 (конц.) + 2HN0 3 (конц.) = 3H2[PdCU] + 2NOf + 4H20 (кип.).
2Pd (чернь) + 0 2 = 2PdO
2Pd + 3F2 = 2PdF 3
7. Pd + Cl2 = PdCh
8. P d ------- ►PdS (син.), Pd(S2) (черн.)
9. Pd (чернь) + 2KC1 (конц.) + Cl2 = K 2[PdCl4]
10. Pd + 4KHS0 4 = PdS0 4 + S 0 2 + 2K2S0 4 + 2H20
5.
6.
11 . Pd + 4HC1 (конц.)
(до 730° С).
(400—500° С).
(500—550° С).
[400—500° С].
(80° С).
(250—400° С).
злекттЮЛИ] > H2t (катод) + H 2[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. 88 Is, 883', 884', 88513, 8863.
А/г= 122,42;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
</=8,70.
2PdO = 2Pd + 0 2
(780—800° С).
PdO(T) + 5Н20 < = * [Pd(H20 )4]2+ + 20Н~; рПР25 = 32,92.
PdO + 4НВг (конц.) = H 2[PdBr4] + Н 20 .
PdO + Н 2 = Pd + Н20
(коми.).
PdO + К20 = K 2Pd0 2
(600° С, в атмосфере Аг).
PdO (коллоид) + 4НС1 (конц.) = H 2[PdCl4] + Н 20.
2PdO (коллоид) + N 2H 4 ■Н20 = 2Pd (коллоид) + N2t + ЗН 20.
883. Р<КОН)2— ГИДРОКСИД ПАЛЛАДИЯ(И)
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 , 885*, 8861, 8883 6.
А/, = 140,43;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
рПР25 = 28,92.
Pd(OH)2 = PdO + Н20
(выше 500° С).
Pd(OH)2 + 2НС1 (разб.) = PdCl2i + 2Н20.
3Pd(OH)2 + 18НС1 (конц.) + 2HN0 3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 2NOf + ЮН20.
Pd(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na 2[Pd(OH)4] (желт ).
Pd(OH)2 + 4(NH 3 H 20 ) [конц ] = [Pd(NH3)4](OH)2 + 4Н 20.
Pd(OH)2 + Н 2 = Pd + 2Н20
(коми.).
2Pd(OH)2 + N 2H4 Н20 = 2Pd (чернь)! + N2t + 5Н20
(кип.).
445
884. Pd(N03)2— НИТРАТ ПЛЛЛЛДИЯ(11)
Желто-коричневый, полимер {Pd(N03)2},,. 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. 8813.
Л/г = 230,43.
(выше 350° C).
1. 2Pd(N0 3)2 = 2PdO + 4N 0 2 + 0 2
(коми.),
2. Pd(N0 3)2 + НгО = PdN0 3(0 H )! + H N 0 3
(кип.),
Pd(N0 3)2 + 2H20 = Pd(OH)2! + 2HN0 3
(в разб. H N 03).
3. Pd(N0 3)2 + 4H20 = [Pd(H20 )4]2+ + 2NOj
4. Pd(N0 3)2 + 4HC1 (конц.) = H 2[PdCl4] + 2HN03.
5. Pd(N0 3)2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2! + 2NaN03.
6. Pd(N0 3)2 + 4(NH 3 H 20 ) [конц.] = [Pd(NH3)4](N0 3)2 + 4Н 20 .
885. PdCl2— ХЛОРИД ПАЛЛАДИЯ(Н)
Фиолетово-коричневый, летучий при нагревании, плавится под избыточным
давлением С12. Умеренно растворяется в холодной воде, практически не диссо­
циирует; кристаллогидрат PdCl2 • 2Н20 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 HJPdCU], Получение см.
88117, 8832.
М, = 177,33;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d = 4,08;
= 680° С (р).
PdCl2 = P d + C l 2
(590—740° С).
PdCl2 • 2Н20 (красно-кор.) = PdCl2 + 2Н20
(150° С, вак).
PdCl2 (разб.) + 2Н20 ( хол .) = [Pd(H20 ) 2Cl2].
PdCl2 + 2Н20 (гор.) = Pd(OH)2! + 2НС1.
3PdCl2 + 12НС1 (конц.) + 2HN0 3 (конц.) = 3H2[PdCl«] + 2NOt + 4Н 20 .
PdCl2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2! + 2NaCl.
PdCl2 + 2NH 4C1 (разб.) = i*uc-[Pd(NH3)2Cl2] !+ 2HC1.
PdCl2 + 2(NH 3 H 20 ) [разб] = /rip<wc-[Pd(NH3)2CI2]! + 2H20.
PdCl2 (суспензия) + H 2 = Pd! + 2HC1
(коми.),
PdCl2 + HCOOH =Pd (чернь)! + 2HC1 + C 0 2t
(50—70° C).
10. PdCl2 + 2MC1 (конц.) = M 2[PdCl4](p)
(M = H, Na).
11. PdCl2 + H2S (насыщ.) = PdS! (черн.) + 2HC1.
12. PdCl2 + H20 + CO = Pd! + 2HC1 + C 0 2f
(коми ).
13. PdCl2 + N aN 0 3 = PdO + N aN 0 2 + Cl2
(270—370° C).
446
886. KJPdCUl — ТЕТРЛХЛОРОПАЛЛАДАТ(И) 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, 88713.
М ,= 326,43;
d = 2,67;
f„, = 525°C;
рПР'* = 4,80.
1. K2[PdCU] + 2HiO = Pd(OH)2± + 2KC1 + 2HClf
(кип.).
2. 3K2[PdCU] + 6HC1 (конц.) + 2HNOj (конц.) = 3K2[PdCl6]4' + 2NOt + 4H20 .
3. KJPdCU] + 2KOH (разб.) = PdO (коллоид) + 4KC1 + H20 .
4. 2K2[PdCl4] + 4(NHj НгО) [разб.] = [Pd(NHJ)4][PdllCl4] i + 4KCI + 4H20.
5. K2[PdCU] + 2NH4C1 (разб.) = i*MC-[Pd(NHj)2Cl2]^ + 2KCI + 2HCI.
6. K2[PdCU] (суспензия) + Cl2 = KJPdCUji
(в присутствии KC1).
7. 2K2[PdCl4] + N2H4 • H20 + 4(NHj • H20 ) [разб.] = 2Pd (коллоид) + N2T +
+ 4KC1 + 5НгО + 4NH4C1.
8. KJPdCU] + K(HCOO) = Pd(4epHb)4- + 3KC1 + C 0 2f + HCI
(кип).
887. KzlPdCkj — ГЕКСАХЛОРОПАЛЛАДАТ(1У) 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.
А/г = 397,33;
d = 2,74;
рПР25 = 5,22.
1. KJPdCls] = KjtPdCU] + Ch
(380° С).
2. K2[PdCl6] + 2Н20 = Pd(OH)2>l + Cl2t + 2KC1 + 2HClt
(кип.).
3. K2[PdCl6] = K2[PdCl4]-i + C h t
(в гор. конц. HCI).
4. K2[PdCl6] + 4KOH (разб.) = Pd024- + 6KC1 + 2H20
(кип ).
5. 3K2[PdCl6] + 8(NHj • H20 ) [разб.] = 3{4uc-[Pd(NH3)2Cl2]}>l + N 2t + 6KCI +
+ 6 N H 4CI.
888. |Pd(NH3hCl2| — ДИХЛОРОДИАММИНПАЛЛАДИЙ
Существует в виде устойчивого оранжевого транс-изомера и неустойчивого
желто-коричневого цис-изомера. Имеет координационный олигомер
[Pd(NHj)4][PdnCl4]. 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, 887s.
Mt = 211,39;
I.
d = 2,5;
к, = 0,304<|6).
3[Pd(NHj)2CI2] = 3Pd + 4NH 4CI + 2НС1 + N2
(выше 210° С).
447
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
цмс-[Рб(МНз)2С12] (суспензия) — -—* mpaHC-[Pd(NНз)2С12]
(коми.).
[Pd(NH3)2Cl2] + 2НгО = Pd(OH)2± + 2NH4C1
(кип., p).
[Pd(NH3)2Clj] + 2HC1 (конц.) = (N H ^ P d C U ^
(80° C).
3[Pd(NH3)2Cl2] + 12HC1 (конц.) + 2HNC>3(коиц.) = 3(NH 4)2[PdCl6]4 +
+ 2NOt + 4H 20 .
[Pd(NH3)2Cl2] + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)24- + 2NaCl + 2NH3t
(кип ).
[Pd(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H 2O) [коиц.] = [Pd(NH3)4]Cl2 + 2H20.
[Pd(NH3)2Cl2] + H 2 = Pd + 2NH4C1
(900° C).
mpoHc-[Pd(NH3)2Cl2] + Cl2 = mpcwc-[Pd(N H з)2С 14]
(коми.).
ОСМ ИЙ
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 й 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, 891s, 892s, 8936.
М, = 190,2;
1.
2.
3.
4.
5.
d = 22,61;
/ш, = 3027° С;
„« 5000° С.
Os + 6НС1 (конц.) + 0 2
H 2[OsCl6] + 2НгО.
Os + 8HNO 3 (конц.) = [0s(H 20 ) 20 4] + 8N 0 2 + 2Н20.
Os + 4Н 20 2 ( конц .) = [0s(H 20 ) 20 4] + 2Н20
(кип.).
Os + 3 K C io + 2КОН (конц., гор.) + Н20 = K 2[0 s0 2(0H)4] + ЗКС1.
Os + 2(КОН Н 20 ) + КСЮз = K 2[0s0 2(0H)4] + КС1 + НгО
(150° С)
Os + 2(КОН Н 20 ) + 3KNOj = K 2[0s0 2(0H)4] + 3KN0 2 + Н 2О
(150° С)
20s + 4(КОН Н 2О) + 3 0 2 = 2K 2[0 s0 2(0 H)4] + 2Н20
(150° С)
(400° С, сгорание на воздухе)
6. Os + 2 0 2 = O s0 4
Os + O s0 4 = 2 0 s0 2
(150° С)
(250° С, сгорание во фторе)
7. Os + 3F 2 = OsFe
[500—600° С, р, охлаждение до -150° С]
8. 20s + 7F 2 = 20sF 7 (желт.)
(100° С)
9. 2 0 s+ 1 0 H F = 2OsF5 + 5H2
(100—500° С)
10. 20 s + 3C12 = 20sCl3
(650—700° С)
Os + 2C12 = OsCl4
(450° С)
11. Os + 2S = Os(S2)
12. Os + 2KC1 + 2C12 = K 2[OsCl6] (красн.)
[500—600° С]
448
890. 0 s 0 4 — 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;
tm = 40,6° С;
Гкнп = 131,2° С;
ks = 5,3<0), 6,44<г0), 7,47(25).
1. 0 s 0 4 + 2НгО = [0s(H 20 ) 20 4].
2. 0 s 0 4 + 10НС1 (конц.) = H 2[OsCb] + 2Cl2t + 4НгО.
3. 0 s 0 4 + 2MOH (конц.) =M 2 [mpaHc-0s04(0H )2] (кор.)
[М = К, Cs, V2 Ва].
4. 0 s 0 4 + 2(NH 3 • Н 20 ) [конц.] = (NH 4)2[Os0 4(OH)2] (красн.)
[коми.],
0 s 0 4 + NH 3 Н20 (разб.) = H[0 s(N)03] + 2НгО
(кип).
5. O s0 4 + 4Н 2 = Os + 4Н20
(250° С).
6. 0 s 0 4 + 4FeCl2 + 8НС1 (конц.) + 2NH4C1 = (NH 4)2[OsCl6]4 (красн.) +
+ 4FeCl3 + 4Н 20 ,
(NH 4)2[OsCl6] + 2H2 = Os + 2NH4C1 + 4HC1
(300-400° C).
7. O s0 4 + K N 0 2 (разб.) + 2KOH + H20 = K 2[0 s0 2(0H)4] + KNOj
891. OsCb — 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 OsCb ■ЗН20 . Реагирует с концентрированными кислотами-окислителя­
ми, щелочами, монооксидом углерода. Легко восстанавливается до металла.
Получение см. 88910, 892*.
М, = 296,56.
1. 20sCb = OsCl2 + OsCI4
(500—560° С, вак ).
2. OsCb (разб.) + 4Н20 « = » [0s(H 20 ) 4Cl2]+ + СГ,
3.
4.
5.
[Os(H20 ) 4Cl2]+ + Н20 < = » [0 а(Н20 )зС12(0 Н)] + НэО+.
OsCb + 5HNOj (конц.) + Н20 = [0s(H 20 ) 20 4] + 5N 02T + ЗНС1
(кип).
20sCb + 6NaOH (разб.) + (п - 3)Н20. = 0 s 20 3 лНгО! + 6NaCl.
20sCl3 + 3S0 2 (насыщ) + 6Н20 = 2 0 si + 3H2S0 4 + 6НС1,
OsCb + 3FeCl2 = O si + 3FeCb
(в разб. HC 1).
892. OsCb — ХЛОРИД ОСМИЯ(IV)
Коричневый с черным оттенком, летучий, термически устойчивый, плавится
без разложения. Гидролизуется водой; реагирует с кислотами, щелочами. По­
лучение см. 88910, 891'.
449
М , = 332,01;
tm = 323° С.
1.
2.
3.
4.
5.
OsCU + 4Н20 — *—►Os(OH)4l + 4НС1.
OsCU(T) + 2HC1 (конц.)
H 2[OsCU] (оранж.).
OsCU + 4H N 0 3 (конц., гор.) = [0 s(H 20fe0 4] + 4N 0 2t.
OsCU + 4NaOH (разб.) = Os(OH)4i + 4NaCl.
OsCU + 2H2 = Os + 4HC1
6.
20sCU<p)
893.
зпдстроЛНЗ-> 20 sCl3<p) (катод) + Cl2t (анод)
(250° C).
[в разб. HC1).
KdOsOHOHUI — ТЕТРАГИДРОКСОДИОКСООСМАТ(У1) КАЛИЯ
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается. Ранее формулу изображали
как K 20 s 0 4 - 2Н20 (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 0 2 воздуха. Получение см. 8894,5, 8901.
М, = 368,42.
1. 2K 2[0 s0 2(0H)4] = 0 s 0 2 + 0 s 0 4 + 4КОН + 2Н20
(140—200° С).
2. K 2[Os0 2(OH)4] + 12Н20 (хол .) = 2[K(H2OU]+ + [Os0 2(OH)4]2' (роз.)
[в разб. КОН].
3. 2K 2[0 s0 2(0H) 4](p) = Os(OH)4i + K 2[Os0 4(OH)2] + 2КОН
(кип).
4. 2K2[0 s0 2(0H)4] + 2H2S0 4 (разб.) = Os(OH)4i + [0s(H 20 ) 20 4] + 2K2S0 4 +
+ 2H 20 .
5. K 2[0 s0 2(0H)4] + 4H N 0 3 (конц.) = [0s(H 20 ) 20 4] + 2N 0 2 + 2KN0 3 + 2H20 .
6. K 2[0 s0 2(0H)4] + 3H2 = Os + 2KOH + 4H20
(200° C).
7.
8.
2K 2[0 s0 2(0H)4] + 0 2 + 2HjO — — » 2[0s(H 20 ) 20 4] + 4KOH
K 2[0 s0 2(0H)4] + i H 2S (насыщ.) = Os(S2) i + S i + 2KHS + 6H 20.
(коми ),
И РИ ДИ Й
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 1г3+ в растворе окрашен в желтый цвет.
Переводится в раствор концентрированной хлороводородной кислотой в при­
сутствии 0 2. Реагирует с сильными окислителями (прн сплавлении), кислоро­
дом, галогенами, серой. Встречается в природе в самородном виде (сплавы с
осмием и платиной). Получение см. 8951, 8971,7,8, 8991' , 9001,6, 901‘,6.
М, = 192,22;
450
d= 22,421;
г™= 2443° С;
tKK„ = 4380° С.
1.
2.
3.
4.
(I25°C, p)
Ir + 6HC1 (конц.) + 0 2 = HJIrCl*] + 2HjO
(до 600° C)
1г (порошок) + Ог = 1гОг
(до 240° C),
Ir + 3F 2 = IrF 6
(350—380° C)
21г + 5Fj = 2IrFj
(600—620° С, в присутствии СО, ив свету)
21г + ЗСЬ = 21гСЬ
(до 650° С)
5. 1г — -—►Ir 2S3, IrS2
(до 800° С)
6. Ir + 2ВаОг = 1Ю2 + 2ВаО
(300—400° С, примесь SO:)
7. 2Ir + 6KHSO4 = 2Kj[Ir(S04)i] + ЗН:
(выше 350° С)
8 . Ir + №гСОз + 2NaNOj = Na 2IK)3 + 2NaNOj + С 0 2
8 95.1г2Оз — ОКСИД ИРИДИЯ(Ш)
Сине-черный, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Из раствора
кристаллизуется темно-зеленый гидрат 1пОз • лН:0. Реагирует с кислотами
Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см
896''5' 6, 8996' 7.
Mr = 432,44.
1.
2.
3.
21г:Оз = 31Ю: + Ir
1г20з • яНзО = 1ггОз + лН:0
1г:Оз(т) + 15НЮ « = * 2[1г(НгО)б]3+ + 60Н ; рПР 18 = 47,70.
4.
5.
6.
7.
1г20з + 6НС1 (конц.) — — > HsflrCU] + ЗН:0.
1г20з + 3H2S04 (разб.) = Ir:(S04)3 + ЗН:0
1г20з + 2HN 03 (коиц.) = 2Ir02i + 2N 02t + НгО
1г20з + ЗН 2 = 21г + ЗН:0
8.
21г20 з + 0 2 = 41Ю2
896.
(400—500° C)
(300° C)
(в атмосфере N 2)
(кип.)
(400—550° C)
(600° C)
IrKS04b — СУЛЬФАТ ИРИДИЯ(1П)
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 0 2 воздуха. Получение см
895s, 8994.
Мт= 672,63.
].
2.
3.
4.
5.
Ir2(S0 4)3 лН :0 = 1г:Оз + 3SOs + лН20
(300—400° С)
Ir2(SC>4)3 + 12Н:0 = 2[1г(Н:0 )б]3+ + 3 SOj~
(в разб. H 2SC>4)
Ir2(S04)3 (конц.) + 3H 2SC>4 (>80%-я) = 2Hj[Ir(SC>4)3].
Ir:(S04)3 + 2HNO 3 (конц.) + 2Н20 = 21Ю24- + 2N 02f + 3H2S04
(кип.).
Ir 2(SC>4)3 + 6NaOH (разб.) = I r ^ s i + 3Na2S04 + 3H20 ,
2Ir2(S04)3 + 12NaOH (разб.) + 0 2 (воздух) — -—►41Ю21 + 6Na 2S 0 4 +
+ 6H 20 .
6. Ir 2(S0 4)3 + 6(NH 3 НЮ) [конц.] = IrjO ji + 3(NH4)2S04 + 3HjO.
451
897. IrCI3 — ХЛОРИД ИРИДИЯ(Ш)
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. После прокаливания не растворя­
ется в воде, гидрат 1гС13 • /1Н 2О 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.
М т= 298,58;
</= 5,30 (кр.).
1.
2.
I r C b ------------- > IrCb (к ор.)---------------- ► 1гС1 (красн.)---------------- ►1г.
IrCb + ЗН20 = [1г(Н20 ) 3СЬ].
3. IrCb + ЗМС1 (канц.) = М3[1гС16]
(М = Н, Na),
2IrCb + 4МС1 (коиц.) + С12 = 2М2[1гС1в].
4. IrCb + HNO 3 (конц.) + Н20 = 1г0 24 + N 0 2t + 3HClt
(кип.).
5. 2IrCb + 6NaOH (разб.) = 1г20 3^ + 6NaCl + 3H 20.
6 . 2IrCb + 6 (N H 3 • Н 20 ) [конц.] = Ir20 34- + 6 N H 4CI + ЗН 2О.
7. 2IrCb + 3H 2 = 2Ir + 6HC1
(400° C).
8. 4IrCb + 3(N2H4 ■H 2O) + 12(NH3 ■H 20 ) = 41г (коллоид) + 3N2t +
+ I 2NH 4C I+ 15H20 .
9. 4IrCb + ЗО2 = 2Ir 20 3 + 6CI2
(500—600° C).
10. 2IrCl3 + Cl2 = 2IrCU
(400° C, p).
11. 2IrCb + 2НгО + H 2O 2 (конц.) = 21Юг4- + 6H C lt
(кип.).
898. IrCb — ХЛОРИД ИРИДИЯ(1У)
Коричневый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной
воде, подвергается акватации и обмену лигандами. Из разбавленной хлорово­
дородной кислоты кристаллизуется гидрат IrCb ■/1Н 2О. Разлагается горячей
водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 89710, 9001.
М, = 334,03.
1.
2.
IrCb = Ir + 2Cb
IrCb (конц.) + 2НгО (хол.) = [Ir(H20)2Cb],
[Ir(H20 ) 2Cb] + H 2O
[1г(Н20)зСЬГ + СГ.
3. IrCb + 2H20 (гор.) = 1гОг4- + 4HC1.
4. IrCb + 2MC1 (конц.) = M2[IrClt]
5. IrCb + 4NaOH (разб.) = 1Ю24- + 4NaCl + 2H20.
6. IrCb + 2H2 = Ir + 4HC1
(выше 700° С).
(М = Н, Na).
(350—450° С).
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 0 2 воздуха. Восстанавливается водородом. Получение см. 8973.
М, = 473,91;
к, = 21,35(|5).
1. 2Ыа3[1гС1б] = 2Ir + 6NaCl + ЗС12
2. NajPrCle] • 12НгО = Na3prCl6] + 12Н20
3. Na 3[IrCl6] (разб.) + 12Н20 = 3[Na(H20 )4]+ + [IrCU]3'
(800— 1000° С)
(50° С, вак.)
(в разб. НС1),
[IrCle]3- + Н20 < = > Рг(Н 20)С15]2 + СГ.
4. 2Na3[IrCl6] + 6H2S0 4 (<40%-я) = Ir2(S0 4)3 + 3Na2S0 4 + 12HClt
(кип.)
5. Na 3prCl6] + 4HN0 3 (конц.) + H20 = Ir0 2i + N 0 2t + 3NaN0 3 + 6H Clt
(кип.)
6. 2Na3prCl6] + 6NaOH (разб.) = lr 20 3i + 12NaCl + 3H20
(в атмосфере C 0 2)
4Na3[IrCl«] + 12NaOH (разб.) + 0 2 (воздух) — -—►4Ir024 + 24NaCl + 6H20.
7. 2Na3prCl6] + 6(NH 3 H 20 ) [конц.] = lr 20 3i + 6NaCl + 6NH4C1 + 3H20.
8. 2Na3[lrCl6] + 3H2 = 2Ir + 6NaCl + 6HC1
(400—450° C)
9. 2Na3prCl6] + Cl2 = 2Na2[IrCl6] + 2NaCl
(400—500° C)
10. Na 3prCls] + 3MC1 (насыщ.) = M3[IrCI6]4 + 3NaCl
(10° С; M = K+,NH4 )
900.
Н2|1гС1б| — ГЕКСАХЛОРОИРИДАТ(1У ) ВОДОРОДА
Черно-красный кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Терми­
чески неустойчивый. Кристаллизуется из хлороводородной кислоты, имеет
строение (НзО^гРгСЦ]2' • 4Н20 . Хорошо растворяется в холодной воде, анион
подвергается акватации и обмену лигандами. Реагирует со щелочами. Восста­
навливается кипящей водой, водородом. Получение см. 8941, 8973, 8984.
Мг = 406,95.
1. Н 2[1гС16] • 6Н20 = 1гС14 + 2НС1 + 6Н20
(200—300° С).
Н 2[1гС1б] • 6НгО = Ir + 2С12 + 2НС1 + бНгО
(выше 700° С)
2. Н 2[1гС16] + 2Н20 (хол .) = 2Н30 + + [IrCle]2' (красн.)
[в разб. НС1]
3. НгРгС1б] +■2Н20 = [1г(Н20 ) 2С14] (желт.) + 2НС1,
[Ir(H20 ) 2CU] + Н 20 < = > [1г(Н20 ) 3С13]+ (желт.) + СГ.
4. 4H2prCU] + 2Н20 = 4Н3[1гС1б] + 0 2t
(кип. в разб. НС1),
H 3[IrCl6] + H N 0 3 (конц.) = H 2[IrCU] + N 0 2 + Н 20,
2Н3ргС16] + С12 (насыщ.) = 2H2[IrCl6] + 2НС1,
2Н3[1гС16] + Н 20 2 (конц.) = 2Н2[1гС16] + 2Н20.
5. Н2ргС16] + 6NaOH (разб.) = 1Ю24 + 6NaCl + 4Н20 ,
4Нг[1гС1б] + 24NaOH (конц.) = 2Ir20 34 + 0 2t + 16Н20 + 24NaCl
(кип.).
6. Н 2ргС16] + 2Н2 = Ir + 6НС1
(300—500° С).
7. Н 2[1гС16] + 2МС1 (насыщ.) = M2[IrCl6] i + 2НС1
(М = К+, N H ; .
453
901. (N H ^IrC U l — ГЕКСАХЛОРОИРИДАТ(1У) 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. 9007.
М, = 441,02;
d = 2,856;
к, = 1,09(25); 4,38(80).
1. 3(NH4)2[IrCl6] = 31г + 2N2 + 2NH4C1 + 16НС1
2. (NH 4 )2 [Ir€l6 ](p) = 2 N H ;+ [1гС1«]23. (NH4)2 [IrCU] + 2НзО = 2N H ; + [1г(Н20 )2С14] + 2СГ,
(200—500° С).
(в разб. НС1).
Р Г(Н 2 0 ) 2 С1.,] + Н 20 « = > [1Г(Н20)}С1}]+ + СГ.
4.
5.
6.
(NH4)2 [IrCU] + 4NaOH (разб.) = Ir0 2i + 4NaCl + 2NH4C1 + 2Н20.
(Г4 Н 4 )2 [1 гС1б] + 4(NHj Н 2 О) [конц.] = 1г024 + 6 N H 4 CI + 2Н 2 0 .
(ЫН4 ) 2 [1 гС1б] + 2Н 2 = Ir + 2 N H 4 CI + 4НС1
(200—350° С).
ПЛАТИНА
902. И — 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, моиооксидом 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 Н2, Не, 0 2. В природе встречается в самородном виде
(в сплавах с Ru. Rh, Pd, Os, Ir). Получение см. 907 3, 917* l0, 9191 7.
Mr = 195,08;
1.
2.
3.
454
d = 21,45;
/ПЛ=1772°С;
* 3800° C
Pt + 2HE (конц., гор.) + 2E2 = H2[PtE6]
(кип.; E = Cl, Br).
3Pt + 18HE (конц.) + 4HNOj (конц.) = 3H2[PtE6 + 4NOt + 8H20
(кип.; E = Cl, Br).
2Pt (чернь) + 0 2 = 2PtO
(до 510° C),
Pt + 0 2 = P t0 2
(400—500° C, p).
Pt + 2F2 = PtF4
(450° C),
Pt + 3F2 = PtF6
(550—600° С, резкое охлаждение).
Pt + 0 2 + 3F2= (0 2+)[PtF6]
(450° С).
6.
7.
Pt + 2С12 = PtCU
2Pt + ЗС12 = (Pt“PtIV)CU
Pt + CI2 = PtCl2
Pt + S = PtS
8.
Pt + 2S = PtS2
Pt + XeF4 = PtF4 + X et
9.
Pt + 6HC1 (конц.)
(275—300° С, в токе С12),
(до 400° С, р),
(500° С, в токе СЦ)
(200° С),
куперит
(650° С)
(в жидк. HF)
2НгТ (катод) + H 2 [PtCU] (анод).
903. РЮ2 лН20 — ГИДРАТЫ ОКСИДА ПЛАТИНЫ(1У)
Темно-коричневый (л = 1), коричневый (л = 2), желтый (л = 3), светло-желтый
(л = 4). Практически не рвстворяются в воде. Реакционная способность возрас­
тает с увеличением л; РЮг- Н 2 О не реагирует с разбавленными кислотами,
щелочами и гидратом аммиака, РЮ2 ■4 Н 2 О (или [Pt(H20)2(0H)4]) легко реа­
гирует с ними. Из раствора кристаллизуется РЮ2 - 4НгО, при нагревании и
стоянии под раствором «стареет», ступенчато теряет воду и переходит в другие
РЮ2 ■лНгО (л <, 3). Ниже приведены реакции с участием РЮг ■4 Н 2 О. Получе­
ние см. 9084, 9224.
Мг = 245,09;
P t0 2 Н 2 О:
fp.M= 120° С.
РЮ2 2Н20:
Мт= 263,11;
tptM= 200° С.
РЮ2 ЗН20:
Мт= 281,12;
fptM= 300° С.
tf = 420° С.
РЮ2 4НгО:
Mr = 299,14;
1. РЮ2 4 Н 2 О = Pt + О 2 + 4Н20
(420° С)
2. РЮ2 4Н20 = РЮ2 ЗНгО + Н20
(коми., над конц. H 2 SO4 )
РЮ2 ЗН20 = РЮ2 2Н20 + НгО
(30—40° С, над конц. H 2 SO4 ).
(100° С, на воздухе)
РЮ2 2Н20 = РЮ2 Н20 + Н20
3. РЮ2 • 4 Н 2 О (суспензия) < * [Pt(H20 ) 2(0H)4)(p)
(коми.).
[Pt(H20)2(0H)«] + Н 2 О 4 = ? [Pt(H20)(0H)5r + Н 3 0",
4.
5.
[Pt(H2 0)(0H )5] + Н20 <=► [Pt(OH)*]2- + HjO+
РЮ2 4H20 + 6HC1 (конц.) = HilPtCI*] + 6H 2 0 .
P t0 2 4H20 + 2NaOH (конц.) = Na 2 [Pt(OH)*] + 2HjO.
904. PtF4 — ФТОРИД ПЛАТИНЫОУ)
Коричневый, летучий при нагревании. Разлагается водой, реагирует с кон­
центрированной фтороводородной кислотой, щелочами. Окисляется дифтори­
дом ксенона. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 9024 *.
9061' 8,9, 9075.
А/г = 271,07.
455
1. PtF4 + (n + 2)H20 (rop.) — -—►P t02 • /jH204- + 4HF.
2. PtF4 + 2HF (конц.) = H2[PtF6].
3. PtF4 + 4NaOH (конц., хол.) = P t0 24- + 4NaF + 2H20 ,
PtF4 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 4NaF.
4. 2PtF4 + 7XeF2 =2(XeFs+)[PtF«] + 5Xe
5. PtF4 + 2H2 = Pt + 4HF
(коми.).
(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;
tm = 80° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
(выше 130° С).
2PtFs = PtF6 + PtF4
(кип.).
4PtFs + 6H20 = 2РЮ24 + 2H2 [PtF6] + 0 2t + 8HF
4PtFs + 4HF (конц.) + 2H2Q = 4H2[PtF6] + 0 2t.
4PtFs + 28NaOH (конц., гор.) = 4Na2[Pt(OH)s] + 0 2t +20NaF + 2H20 .
2PtFs+ 5H2 = 2Pt + 10HF
(70— 120° С).
PtFs + KF = K[PtF6]
(80—90° С).
(Е = С1, Вг),
PtF5 + EF3(*)=(EF2+)[PtFs]
PtFs + lFs(*)=(IFr)[PlF6]4.
8. 2PtFs + 4 0 F 2 = 2(OJ)[PtF6] + 3F2
(коми.).
9. 2PtFs + ЗХеРц*) = (XeF+)[PtF6] +(Xe2F3+)[PtF6],
2PtFs + 3XeF«<,) =(XeFs+)[PtF6] +(Х е2Р,+,)[Р1Рб].
906. PtFs — 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.
Мг = 309,07;
d = 3,826(И);
/щ, = 61,3° С;
?„„„ = 69,1° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
PtF6 = PtF« + F2
(90—200° С).
2PtF6 + 4Н20 = РЮ2 4 + H2[PtF6] + O jt + 6HF
(кип.).
2PtF6 + 2H20 = 2H2 [PtF«] + 0 2t
(в конц. HF).
2PtF6 + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)*] + 0 2 1 + 12NaF + 2H20 .
PtF« + 3H2 = Pt + 6HF
(20—50° C).
PtFe + 0 2 = (0 2)[PtF6]”
(коми.).
2PtF6 + 3BrF3<«) =2(BrF2")[PtF6] + BrFs.
8.
2PtF6<*) + Si0 2 = 2PtF 4 + 0 2t + SiF4.
456
9. ЗШР.к») + U = 3PtF 4 + UF6.
10. PtF 6 + Xe = (Xe*) [PtF6]'
(25—60° С, в атмосфере SF6),
4PtF« + 2Xe = (Xe2+) [PtF«]2 + (Xe2+) [Pt2Fio] + F 2
(165° C).
907. PtCI2— ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(Н)
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
H 2[PtCl4]. Получение см. 9026, 9091, 9151.
М, = 265,99;
d = 6,05;
= 581° С (разл.).
PtCl2 = Pt + Cl2
PtCl2 + 2MC1 (конц., гор.) = M 2[PtCl4]
3. PtCl2 + H 2 = Pt + 2HC1
4. PtCl2 + 0 2 = P t0 2 + Cl2
5. 2PtCl2 + 5F 2 = 2PtF5 + 2C12
2PtCl2 + 4HF = 4HC1 + Pt + PtF 4
6. PtCl2 + Cl2 = PtCU
1.
2.
(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 комплексообразования. Окислитель. Обычно для реакций берется в виде раствора H 2[PtCU]
Получение см. 9026, 9171, 9181.
А/г = 336,89;
1.
2.
3.
d = 4,303;
tm = 370° С (разл.);
к, = 142,1(25), 367<(10).
2PtCl4 = (PtnPt,v) Cl6 + Cl2
PtCU 10Н2О = [Pt(H20 ) 2Cl4] + 8Н20
PtCl4 (разб.) + 2Н20 ( хол .) = [Pt(H20 ) 2Cl4],
(370—380° С)
(100° С)
[Pt(H 20 ) 2Cl4] + Н 20 4= ? [Р1(Н20)С14(ОНГ + Н 30 +,
[Pt(H20)Cl 4(0H)]‘ + н 20 4= ? [PtCU(OH)2)2_ + НзО+.
4. PtCl4 + (« + 2)НгО (гор.) — — * P t0 2 «Н20 + 4НС1.
5. PtCl4 + 2НС1 (конц.) = H 2[PtCI6].
6. PtCl4 + 2Н2 = Pt + 4НС1
(250—300° С).
PtCU + 2НСООН — I—►P ti + 2C02T + 4HC1
(коми.)
7. PtCU + Pt (чернь) = 2PtCl2
(300° С)
8. PtCl4 + 2MC1 (конц.) = M 2[PtCl6H
(M = Na+, к +, Rb+, cs +, n h ; )
457
909. (Pt"Pt,v)Cl6— ХЛОРИД ПЛАТИНЫ(1У)-ПЛАТИНЫ(И)
Темно-зеленый, сублимируется при нагревании в потоке CU, термически неус­
тойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Реагирует с кислотами, щело­
чами, гидратом аммиака. Окисляется в Н 2О 2. Получение см. 902*, 9081.
А/, = 602,88;
1.
2.
3.
4.
</=5,256.
(Р ^Р О С Ц = 2PtCI: + CI2
(435° С).
(Pt"Pt,v)Cl6 + 4HCI (конц.) = H2tPtCU] + Hi[PtCI6].
(Pt"Pt,v)CU + 6NaOH (конц., хол.) = Pt(OH)2l + РЮ21 + 6NaCl + 2H20 .
(Pt"Pt,v)Cl6 + 6(NHj H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]CI2 + t*MC-[Pt(NH3) 2CU] +
+ 6 H 2O.
5.
(Pt"Pt,v)Cl6 + 8(NH 3 H 2O) [конц.] + H 2O 2 (конц.) =
= mpaHC-[Pt(NHj)4Cl2](OH)2 + nv»«c*[Pt(NHj)4Cl2]Cl2 + 8H 2O.
910. |Pt(NHj)4|Cl2 — ХЛОРИД ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(И)
Хлорид I основания Рёйзе. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо рас­
творяется в воде (акватвция катиона отсутствует), гидрате аммиака. Реагирует
с кислотами, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойст­
ва. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. 916s, 9235, 924*.
А/г = 334, II;
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
d = 2,74 (кр.);
к, = 20(,о).
[Pt(NH 3)4]Cl2 = транс- [Pt(NH3)2CI2] + 2NH3
(230—250° С).
[Pt(NHj)4]Clj Н 2О = [Pt(NHj)4]Cl2 + HjO
(110° С).
[Pt(NHj)4]Cl2 (разб.) = [Pt(NHj)4]J+ + 2СГ.
[Pt(NHj)4]Cl2 + 2HC1 (конц., гор.) = m/w«e-[Pt(NH3)2Cl2] i + 2NH 4CI.
[Pt(NH3)4]Cl2 + 2NaOH (разб.) + 4НгО = Pt(OH)24>+ 2NaCl + 4(NH 3 H 20).
[Pt(NH3)4jCI2 + 2H°(Zn) + 2HCI (разб.) = P tl + 4NH4CI
(20—60° C).
[Pt(NH3)4]Cl2 + CI2 + 2(NH3 ■H 2O) [конц ] = [Pt(NH3)6]Cl4 + 2H20.
[Pt(NH3)4]Cl2 + H 2O 2 (конц.) = [Pt(NH3)4Cl2] (ОН)ад (бц.).
[Pt(NH 3)4]CI2 + K 2 [PtCU] = [Pt(NH 3)4] [Pt"Cl4]i + 2KC 1.
911. |Pt(NH3)4||P t"ci4| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П)
ТЕТРААММИНПЛАТИНЫ(Н)
Соль МАгнуса. Темно-зеленый, при нагревании изомернзуется в транс[Pt(NH3) 2Cl2]. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует.
Реагирует с кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака при
нагревании. Получение см. 9109.
М, = 600,10.
1. [Pt(NH 3)4][Pt"Cl4] = 2(m/Kwc-[Pt(NH3)2Cl2])
(290° С).
2. [Pt(NH 3)4][Pt"Cl4] = mpflHc-[Pt(NH3)4Cl2] CI2 + P ti
(в разб. гор. НС1).
3. [Pt(NH 3)4][Pt"Cl4] + 4H N 0 3 (конц., гор.) = 2РЮ24- + 4NQ2 Т + 4NH 4CI.
458
4.
[Pt(NHj)4][PtnCl4l + 4NaOH (разб.) + 4HjO = 2Pt(OH)2i + 4NaCl +
5.
+ 4(NHj H20 ).
[Pt(NH3)4][PtnCl4] + 4(NH3 H20)[KOHU.] = 2[Pt(NH3)4]Cl2 + 4H 20
(70° C).
912. K|Pt(C2H4)Cl3| — ТРИХЛОРО(ЭТИЛЕН)ПЛАТИНАТ(11) КАЛИЯ
Соль Цбйзе. Желтый, термически неустойчивый. В анионе лиганд С 2Н4 коор­
динирован атомом Ptn по двойной связи С=С. Хорошо растворяется в воде
(анион устойчив к акватации). Не реагирует с хлороводородной кислотой
Разлагается щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Восстанавли­
вается водородом. Получение см. 9I615.
М, = 368,59;
d = 2,88 (кр.).
1. К[Р1(С 2Н4)СЫ = PtCl2 + КС1 + С 2Н4
(выше 220° С)
2.
К[Р 1 (С2Н 4 )СЫ Н 20 = К[Р1(С2Н4)С1з1 + Н 20
(75— 100° С)
3.
4.
5.
К[Р1(С 2Н4)С1з] (разб.) + 6Н20 = [К(Н 20 )«Г+ [Pt(C2H4)Cl3]_.
K[Pt(C2H 4)Chl + 2КОН (разб., хол.) = Pt(OH)2l + C 2H4t + ЗКС1.
K[Pt(C2H 4)Cb] + 4(NH 3 H 20 ) [конц.1 = [PtfNHjMChi + C 2H4T + KCI +
6.
K[Pt(C2H 4)CI3l + 2H2 = Pt + C 2H* + KCI + 2HC1
+ 4H20 .
(150—200° C)
913. H2|Pt(CN)4|— ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАТ(Н) в о д о р о д а
Красный кристаллогидрат, в-безводном состоянии не получен. Хорошо раство­
ряется в воде (анион устойчив к акватации). Не реагирует с хлороводородной
кислотой. Разлагается в сернокислотной среде. Сильная кислота, реагирует со
щелочами. Получение см. 9145.
Л/г = 301,17;
/пл = 100° С (кр., разл.).
1.
2.
3.
4.
H 2[Pt(CN)4l 5Н20 = 2HCN + Pt + C 2N 2 + 5Н20
H 2[Pt(CN)4] + 2Н20 = 2НзО+ + [Pt(CN>4]2'.
H 2[Pt(CN>4] = Pt(CN)2 1 + 2HCN
H 2[Pt(CN)4] + 2NaOH (разб.) = Na 2[Pt(CN)4l + 2Н20.
(выше 100° С)
(в разб. H 2SO4).
914. K2|Pt(CN)4| — ТЕТРАЦИАНОПЛАТИНАТ(Н) 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, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается
серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 91612.
М, = 377,35;
d = 2,455;
к, = 33,8<2<ч, 139<40,.
1. K 2{Pt(CN)4] = 2KCN + Pt + C 2N 2
2. K 2{Pt(CN)4] ЗН2О = K2[Pt(CN)4] + ЗН2О
3. K 2{Pt(CN)4] (разб.) + 12HjO = 2[К(Н20)*]+ + [Pt(CN)4]2 -
(400—600° С).
(100° С).
459
4.
5.
K 2[Pt(CN)4] + H 2SO4 (разб., гор.) = K 2SO4 + Pt(CN)2i + 2HCN.
K2[Pt(CN)4] + 2AgN0 3 = Ag2[Pt(CN)4]i + 2KN03.
915. HJPtCUl — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(П) ВОДОРОДА
В свободном виде не выделен. Существует в виде темного красно-коричневого
раствора при наличии избытка HCI. Термически неустойчивый, разлагается
при выпаривании раствора, при длительном стоянии протекает дисмутация.
Разлагается щелочами, карбонатами щелочных металлов, сероводородом.
Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 9072,
917*.
А/г = 338,91.
1. Н 2[Р1СЦ](р) = PtCl2 + 2HClt
(выпаривание воды),
2H2[PtCl4](p) — — * H 2[PtCI6] + P ti + 2НС1
(коми.).
H 2[PtCl4] (разб.) + 2Н20 = 2Н30 + + [PtCU]2'
(в разб. НС1).
H 2[PtCl4J + 4NaOH (разб.) = Pt(OH)2i + 4NaCl + 2Н20
(кип.).
H 2[PtCU] + 6(NH 3 НгО) [10%-й] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2NH4C1 + 6Н 20 .
H 2[PtCl4] + Na 2C 0 3 (конц.) = Pt(OH)24 + 2NaCl + 2HClt + C 0 2 T (кип ).
H 2[PtCl4](P) + H 2S(r) = P tS i + 4HC1.
H 2[PtCl4] + 2H° (Zn, разб. HCI) = P tl + 4HC1,
H 2[PtCU] + H[SnCl3] = P ti + H 2[SnCl6] + HCI.
8. 2H 2[PtCl4] + N 2H4 НгО + 8(NH 3 H 20 ) [разб] = 2Pti + 8NH 4CI +
+ 9H20 + N 2T.
9. H 2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = H 2[PtCl6],
5H2[PtCU] + 16HC1 (разб.) + 2KMn0 4 = 5H2[PtCl6] + 2MnCl2 + 8H20 +
+ 2KC1.
10. H 2[PtCl4] + 2(NH3 H 20 ) [конц.] + H 20 2 (конц.) = i^Mc-[Pt(NH3)2CU] i +
+ 4H 20 .
2.
3.
4.
5.
6.
7.
916. K2|PtCl4| — ТЕТРАХЛОРОПЛАТИНАТ(И) 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, 918е' 9.
Мт= 415,09;
d = 3,38;
к, = 0,93<|6), 5,3<|00>.
1. K 2[PtCl4] = 2КС1 + PtCl2
(475° С).
2. K 2[PtCl4] (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20 )6]+ + [PtCl4]2
(16— 100° С).
3. K 2[PtCl4] + 2КОН (разб.) = Pt(OH)2i + 4КС1
(в атмосфере N2).
4. К 2[Р1СЦ] + 2(NH3 Н 20 ) [5%-й] = цис- [Pt(NH3) 2Cl2] i + 2КС1 + 2Н20 (0° С).
5. K 2[PtCl4] + 4(NH3- Н 20 ) (> 10%-й) = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2КС1 + 4Н 20.
460
6. K2[PtCl4] + H2S(r) = PtS4 + 2HC1 + 2KC1.
7. K 2[PtCI4] + H 2 = Pt + 2KCI + 2HC1
(200° C).
8. K 2[PtCI4] + HfSnCb] + HCI (конц.) = P ti + HJSnCU] + 2K.C1.
9. K 2[PtCU] + Cl2 (насыщ.) = K.2[PtCI6]i.
10. бКгРЧСи] + 16HC1 (разб.) + 2KMn04 = SK ^C U ] + 2MnCl2 + в Н ф + 2K.CI.
11. K.2[PtCI4] + 2(NH 3- H 20 ) [конц.] + H 20 2 (конц.) = t<MC-[Pt(NHj)2CU] 4 +
+ 2KOH + 2H20.
12. K 2[PtCl4] (насыщ.) + 4K.CN (конц.) = K.2[Pt(CN)4] i + 4K.C1
(0° C).
13. K 2[PtCU] + C 2H 4 = К[Р1(С2Н4)С1з]4 + KC1
(0° С, в конц. HCI).
917. H2|PtCU| — ГЕКСАХЛОРО ПЛАТИ HAT(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' \ 9034,
9085, 9151,9.
Мг = 409,81;
d = 2,431 (гексагидрат);
Гпл = 60° С (гексагидрат);
к, = 140(|а).
1. H 2[PtCt6] 6Н20 = PtCl4 + 2НС1 + 6Н20
(275—300° С, в токе С12).
2. H 2[PtCU] (разб.) + 2Н20 = 2НэО+ + [PtCU]2"
(коми),
H 2[PtCU] + ЗНгО = 2НзО+ + [Pt(H20 ) СЬГ + СГ
(кип).
3. H 2[PtCU] + 2NaOH (5%-й) = Na 2[PtCl6] + 2НгО,
H 2[PtCI6] + 8NaOH (конц., гор.) = Na 2[Pt(OH)6] + 6NaCl + 2Н20.
4. H 2[PtCU] + 4(NH3 • H 20 ) [конц.] = i*uc-[Pt(NH3)2Cl4] i + 2NH 4C1 + 4НгО.
5. H2[PtCU] + 2MC1 = M 2[PtCU]i + 2HC1
(M = K+, Rb+, Cs+,N H J).
6.
H2[PtCU] + H 2C 20 4 (насыщ.) — — * H 2[PtCl4] + 2C02t + 2HC1
(0° C),
2H2[PtCU] (конц.) + N2H6C12(t) = 2H2[PtCl4] + 6HC1 + N2t
(70° C).
7. H 2[PtCl6] + 4H° (Zn) = Pt4 + 6HC1,
H 2[PtCU] + 2H[SnCl3] = Pt4 + 2H2[SnCU]
(в конц. HCI).
8. H 2[PtCl6] (разб.) + N 2H 4 • H20 + 6(1ЧНз • НгО) [разб.] = Pt (коллоид) +
+ N2t + 6NH 4C1 + 7H 20.
9. H 2[PtCU] + 2HCOOH + 3Na2C 0 3 = Pt (чернь)4 + 6NaCl + 5C02t + 3H20
(кип.).
10. H 2[PtCI6]<p) эле|стр2ли2^ p ti (катод) + 2Cl2t (анод) + 2HC1
(70—80° C).
918. K^PtCUl — 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. 908®, 9169, 9 175, 9223.
Mr = 485,99;
d = 3,499;
к, = 0,774(М), 3,71(80).
I • K 2[PtCl6] = 2КС1 + PtCl4
KJPtCls] (разб.) + 12НгО (хол.) = 2[К(Н 20)*]+ + [PtCI6]2~.
3. K2[PtCI6] + I3H20 = 2[К(Н20 )6]+ + [Р1(Н20)С15Г + СГ
(250° С).
2.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
(80—100° С),
[Р1(Н20)С15Г + Н20 « ш * [PtCls(OH)]2 + НзО+.
K 2[PtCl6] + 4КОН (конц., хол.) = РЮ24 + 6КС1 +‘2Н 20 ,
K 2[PtCl6] + 6КОН (конц., гор.) = K 2[Pt(OH)6] + 6KCI.
K 2[PtCl6] + 2(NHj Н 20 ) [конц.] = цис-[Р1^ Н з ) 2СЦ] I + 2КС1 + 2Н 20 .
K 2[PtCl6] + 2H2S (насыщ.) = PtS2i + 4НС1 + 2КС1.
K 2[PtCU] + 2Н2 = Pt + 2КС1 + 4HCI
(200—250° С).
К 2[РЮб] (суспензия) + Pt (чернь) + 2KCI = 2K2[PtCU].
2K2[PtCl6] (суспензия) + N 2H6Cl2(T) = 2K2[PtCl4]4 + 6HCI + N2T
(кип.).
10. K 2[PtCl6] + 5 K N 0 2 + H 20 = K 2[Pt(N 0 2)4] i
+
KNO 3 + 4KCI + 2HCI
11. K 2[PtCl6] (насыщ.) + 6KCN (конц.) = K 2[Pt(CN)6]4- + 6KC1
12. K 2[PtCI6] + 6 KNCS (конц.) = K 2[Pt(-SCN)6] (красн.) + 6KC1.
(50° C).
(0° C).
919. (NthhlPtCk) — ГЕКСАХЛОРОПЛАТИНAT(IV) АММОНИЯ
Платиновый нашатырь. Светло-желтый (с примесью соответствующей соли
иридия, рутения или палладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый).
При нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде, в горячей
воде анион подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не обра­
зует. Не растворяется в концентрированном растворе хлорида аммония. Не
реагирует с кислотами. Переводится в раствор гидроксидом натрия при нагре­
вании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в
реакции обмена лигандами. Получение см. 908®, 9175.
М, = 443,88;
d = 3,065;
к, = 0,50(М), 2,16(80).
1.
2.
3.
(NH 4)2[PtCl6] = Pt (губка) + 2NH4C1 + 2 0 2
3(NH4)2[PtCl6] = 3Pt (губка) + 2NH4CI + 16HCI+ 2N2 '
(NH 4)2[PtCI6](p) =2N H ; + [PtCI6]2‘
(NH4)2[PtCl6] + H20 = 2 N H J + [ P t( H 20)C l5r +C r
(215—350° С),
(350—600° С).
(20° C).
(80— 100° C),
[Pt(H20)C I5r + H20 < = ? [PtCls(OH)]2' + НзО+.
4.
5.
462
(NH 4)2[PtCI6] + 4NaOH (конц., хол.) = РЮ24 + 2NH4C1 + 4NaCl + 2H20 ,
(NH 4) 2[PtCl6] + 6NaOH (конц., гор.) = (NH4) 2[Pt(OH)6] + 6NaCl.
(NH4)2[PtCl4] + 2(NH3 • HjO) [конц.] = цис- [Pt^Hj^CL,]! + 2NH 4CI + 2H^).
6.
(NH ^PtCU] + 2H2S (насыщ.) = PtS24- + 4HC1 + 2NH4C1.
7. (NH 4) 2[PtCl6] + 2HCOOH — — ►P ti + 2C02t + 2NH 4C1 + 4HC1 (коми ).
8. 2(NH4)2[PtCU] (суспензия) + N 2H6C12 = 2(NH4)2 [PtCl4] + N 2t + 6HC1
(кип.).
920.
K|PtF6| — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) КАЛИЯ
Желто-коричиевый, при прокаливании разлагается. Чувствителен к влаге воз­
духа. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окисли­
тель. Получение см. 905*.
А/г = 348,17.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
2K[PtF6] = 2PtF4 + F2 + 2KF
(750° С).
4K[PtF6] + 6НгО = 2Pt024- + г к ^ в ] + 0 2t + 12HF.
2K[PtF6]+ 4HC1 (конц.) = 2H2[PtF6] + Cl2t + 2KC1.
4K[PtF6] + 20 КОН (конц., хол.) = 4РЮ2± + 0 2t +24KF + 10H2O.
6K[PtF6] + 20(NH3 • H20 ) [конц.] = 6 {цис- [Pt(NH3)2F 4]}4- + N2t + 6KF +
+ 6NH4F + 20H2O.
2K[PtF6] + 5H2 = 2Pt + 2KF + 10HF
(150— 200° C).
921. K2JPt(N02)4| — ТЕТРАНИТРОПЛАТИНАТ(И) КАЛИЯ
Белый кристаллогидрат, в безводном состоянии ие выделен. При нагревании
разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде. Не реагирует с хлорово­
дородной кислотой. Реагирует с серной кислотой, щелочами, гидратом аммиа­
ка. Окисляется пероксидом водорода. Получение см. 91810.
М, = 457,30;
к, = З,8(|3).
1. K2[Pt(N02)4] 2НгО = 2KN02 + Pt + 2N 02 + 4Н20
(выше 150° С).
2. K2[Pt(N02)4] (разб.) + 12Н20 = 2[К(Н20)*]+ + [Pt(N02)4]2~.
3. 2K2[Pt(N02)4] + 4H2S04 (разб.) = KJPt^H^M SO,).,] + 2NOt + 4HN02 +
+ 2KN02
( до 10° C).
4. K2[Pt(N02)4] + 2KOH (разб.) = Pt(OH)24- + 4KN02
(в атмосфере C 0 2).
5. K2[Pt(N02)4] + 2(NH3 НгО) [разб.] = цис- [Pt(NH3)2(N 02)2] 4- + 2KN02 +
+ 2W£>.
6. КгРЧ^Ог^] + 2(NH3 • НгО) [коиц.] + Нг02 (коиц.) =
= i^c-[Pt(NH3)2(N 02)4] 4- + 2КОН + 2НгО.
9 2 2. К2|Р»(ОН)б|— ГЕКСАГИДРОКСОПЛАТИНАТ(1У) КАЛИЯ
Желто-эелеиый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде,
аниои особенно устойчив в щелочной и аммиачной средах. Кристаллогидратов
не образует. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена лигандами.
Получение см. 918 .
А/г = 375,32;
</=5,18.
463
1.
2.
3.
4.
K2[Pt(OH)*] = 2KOH + Pt + 0 2 + 2HjO
(160—450° C).
KjtPtCOH)*] + 12HjO = 2[K(HjO)6]+ + [Pt(OH)«]2“
(в разб. КОН).
K2[Pt(OH)«] + 6HC1 (конц., гор.) = K2[PtCl6] + 6Н20.
K2[Pt(OH)*] + 2СНзСООН (конц.) + (л — 4)НгО = P t0 2 лН20 4 +
5.
K2[Pt(OH)«] + 2AgN03 = Ag2[Pt(OH)«l4 (св.-желт.) + 2KNOj.
+ 2К(СНзСОО).
923. nyMiM<4Pt(NH3)2C b |— лфшоДИХЛОГОДИАММИНПЛАТИНЛ
Хлорид II основания Рёйзе. Светло-желтый, при нагревании разлагается. При
кипячении водной суспензии подвергается частичной акватацнн. Очень плохо
растворяется в воде, при комнатной температуре растворимость ниже, чем у
ццс-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. 9101-4, 9111, 9241' 3, 925*.
М, = 300,05;
к, = 0,036<25), 0,7(|ОО).
1. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] = Pt + 2NH3 + Cl2
(340° С).
2. /wpo«c-[Pt(NH3)2Cl2] + Н20 < = > [Pt(H20XNH3)2Cl]Cl
(кнп ).
3. wipaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2HN03 (конц.) = РЮ2 4 + 2N 02t + 2NH4C1.
4. mpaHc-{Pt(NH3)2C12] + 2NaOH (конц., хол.) + 2H20 = Pt(OH)24 +
+ 2(NH3 • H20 ) + 2NaCl.
5. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • HjO) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2H20 .
6. »vwi«c-[Pt(NH3)2Cl2] + Cl^r) = w¥WHC-[Pt(NH3)2Cl4]4
(кип.).
924. цш>|Pt(NH?)2Cl2l — ЦИС-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 транс-изомер. Очень мало растворяется в воде, раство­
римость несколько аыше, 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. 916“.
Мг = 300,05;
к, = 0,26(25), 3,0(|00).
1. «p<c-[Pt(NH3)2Cl2] — 1—►транс- [Pt(NH3)2Cl2]
2. «p<c-[Pt(NH3)2Cl2] + HjO <=► [Pt(H2OXNH3)2Cl]Cl.
(270—275° С).
3. «p«r-[Pt(NH3)2Cl2] (суспензия) — -—►mpaHc-[Pt(NH3)2Cl2)
(выше 100° С, кат. Pt).
4. tfwc-[Pt(NH3)2Cl2) + 2НС1 (разб.) = H[Pt(NH3)Cl3] + NH4C1
(кип.).
464
5.
6.
7.
i*MC-[Pt(NHj)2Ch] + 2NaOH (конц., хол.) = 2НгО = Pt(OH)2-l +
+ 2(NHj • H 2O) + 2NaCl.
цмс-[Рг(ЫН3)2С12] + 2(NH 3 H20 ) [конц.] = [Pt(NHj)4]Cl2 + 2H20 .
цмс-[Рг(ЫН3)2а 2] + Cl2 = 4UC-[Pt(NHj)2CU] i
(кип.)
925. m/w*HPt(NH3)2Cl4l — трвяс-ТЕТРАХЛОРОДИ AM M И НПЛ АТИНА
Соль Жерёра. 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. 923”.
Мг =370,95;
d = 3,508;
А:, = 0,14(0), 3,0<">О).
1. л¥>онс-[Рг(1МНз)2СЦ] = PtCU + 2NH3
(280— 340° С)
2. щро«с-[Рг(ЫНз)2СЦ] + 2Н20 + 2HN03 (коиц.) = P t0 2 I + 2NH 4NO 3 +
+ 4HClt
(кип.).
3. щра«с-[Рг(КНз)2СЦ] + 6NaOH (конц., гор.) = Na 2[Pt(OH)e] + 2NH 3 1 +
+ 4NaCl.
4. wpo«c-[Pt(NH3)2Ci4] + 3(NH3 H 2O) [конц.] = [Pt(NH3)sCi]Cb i + ЗН2О.
926. «uHPt(NH3)2CU] — 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. 917*, 9247.
Mr = 370,95;
d = 3,42;
к, = 0,33<0), 1,54<,00).
1. цис-[Рг(ЫНз)2СЦ] — -—* транс- [Pt(NH3)2CI4]
(240° С)
2. цис-[Рг(ЫНз)2Си] + 2Н20 + 2HNOj (конц.) = P t0 2i + 2NH 4NO j + 4H C lt
(кип.)
3. i*MC-[Pt(NH3)2CI4] + 6NaOH (конц., гор.) = Na 2[Pt(OH)«] + 2NH3t + 4NaCl.
4.
t^uc-[Pt(NНз)2С14](Т) + N H 3 • H 2O (конц., хол.) <
+ Н20 .
*
цмс-[Р1(МНз)зС1з]С1 +
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 anorganischen Chemie. Berlin, 1924 (продолжающееся
издание).
5. Турова H. 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. ХьюиДж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная способностъ/Под ред. Б. Д. Степина и Р. А. Лидина; Пер. с англ. М.: Химия,
1987.
13. Химическая энциклопедия/Под ред. И. Л. Кнунянца. Т. I—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 хнмня 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. Г, 3, 6 . М.:
ВИНИТИ, 1979— 1988.
18. Степин Б. Д„ Аликберова Л. 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.
21. Лидин Р.А. Справочник по общей и неорганической химии. М.:
Просвещение - Учебная литература, 1997.
22. Химия: справочник школьника и студента: Пер. с нем./К. Зоммер и
др.; Под ред. Р.А. Лидина. М.: Дрофа, 1999.
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: Вг~,
С4", СО$‘ , СГ, F", Н , Г, N2*, NO 3, О2-, O j', О Н ', P O i, S2', S O i' не представ­
лены из-за многочисленности их соединений.)
Ас 663
АсСЬ 667
Ас(ЫОз)з 666
АсгОз 664
Ас(ОН)з 665
Ag 564
AgBr 569
[Ag(CN)2r 574
AgCI 568
AgF 567
Agl 570
AgNCS 572
[Ag(NH3)2lOH 573
AgN03 566
Ag20 565
Ag2S 571
Al 162
AI4C 3 173
AICI3 171
AIF3 170
[AIF6]3' 174
[А1Н4Г 175
AI(N03)3 166
АЮ2 169
AI2O 3 163
А1(ОН)з 164
[А1(ОН)«Г 176
АЮ(ОН) 165
AI2S3 172
Al2(S04)3 167
Am 693
Ar 539
As 359
AsCl3 368
AsF3 366
AsFs 367
АзНзЗбО
АЮ; 364
AsOj" 363, 365
АзгОз 361
AS2O5 362
[AsS*f- 372
AS2S3 369
AS2S5 370
AS4S4 37I
At 536
Au 575
[Au(CN)2] ' 579
AuCl 577
AuCb 578
[АиСЦГ 580
АигОз 576
В 141
ВС!з 150
BF3 149
[BF4r 156, 157
[ВН4 Г 158, 159
B2H6 142
B4H 10 143
B3H6N 3 154
В1з 151
BN 153
[B(NH3)F3] 161
BO2 146
B2O 3 144
В4Ы* 147
BsOi 148
В(ОН)з 145
[В(ОН)4Г 160
BP 155
B2S3 152
Ba 129
ВаСОз 134
BaCh 137
Ва(СЮз) 2 498
BaH2 130
Ba(HS) 2 139
Ba(N03)2 135
BaO 131
BaCh 132
Ba(OH) 2 133
BaS 138
BaS04 136
BaS20e435
Be 89
ВегС 97
ВеСОз 92
BcCh 96
BeF295
(BeF4]2' 98
Be(N03)2 93
BeO 90
Be(OH) 2 91
BeS04 94
(BilnBiv)04 394
BiCb 402
Bi(C!)0 403
BiF3 400
B1 F5 401
Bib 404
Bi(N03)3 397
BiOi 399
B12O3 392
B12 O5 393
Bi(QH)3 395
BiO(OH) 396
B12 S3 405
Bi2(S04)3 398
467
Bh 751
CdS04 591
Bk 695
Ce 625
CeCb 631
Ce(N03)3 629
СеОЮ3)зОН 630
СеОг 627
СегОз 626
Се(ОН)з 628
Br2 507
BrCI 518
BrF 515
BrF3 516
BrFs 517
BrO' 509
ВЮ5 510—512
ВЮ4513, 514
C 202
Cl' 120
ССЦ 206
CCI2O 207
CN" 210—212
CNl~ 213, 214
C2N 2 209
CO 203
CO2 204
CS2 208
Ca 108
CaC2 120
CaCN2 214
СаСОз 113
CaCh 117
C a(dO )2 492
CaF2 116
CaH2 109
СаНРОд 338
Ca(H2P04)2 339
Ca(N03)2 114
CaO 110
СаОг 111
Ca(OH)2 112
Ca3P2 119
Ca(PH202)2 322
Ca3(TO4)2 337
CaS 118
CaS04 115
Cd 588
CdCh 592
CdO 589
Cd(OH)2 590
CdS 593
468
Cf 696
CI2483
CIF503
CIF3 504
CIF5505
C13N 506
CIO' 490—492
CIO2487
CIO2493, 494
СЮз 488
СЮЗ 495—498
СЮЗ 499—502
CbO 486
CI2O7489
Cm 694
Co 845
[Co2(CO)8] 859
C0CI2853
(Со"СоУ')04 847
C0F2851
CoF3 852
[Co(NH3)6]Cl2855
[Co(NH3)6]Cb 856
[Co(N02)6]3' 857, 858
CoO 846
Co(OH)2 848
CoO(OH) 849
CoS 854
C0SO4850
Cr 752
[Сг(СО)б] 771
CrCh 765
CrCb 766
CrChOz 767
CrF4 763
CrFs 764
(Cr2Fe) 0 4 755
[Cr(NH3)6]Cb 769
СЮз 754
C1O 4' 760
СггОз 753
Cr20?'76l, 762
Cr(OH)2 756
Сг(ОН)з 757
[СгЮВД3- 770
Cr2S3 768
Cr2(S04)3 758
Cs 75
Cs2C 0 3 82
CsCI 85
CsH 76
CsNOs 83
Cs02 79
Cs03 80
Cs20 77
СэЮг 78
CsOH 81
Cs2S 86
Cs2(Sn) 87
Cs2S04 84
Cu 551
Cu2C03(0H)2 555
CuCI 558
CuCI2 559
Cul 560
[Cu(NH3)4]S04 563
Cu(N03)2 556
CuO 553
Cu20 552
Cu(OH)2 554
CuS 562
Cu2S 561
CuS04 557
D2 2
DCI 485
DF 481
ОЮ 6
D2S04 425
Db 751
Dy 653
Er 655
Es 697
Eu 64S
EuCh 649
ЕиС1з 650
EuO 646
EU2O 3647
Eu2(S04)3 648
F2479
Fe 822
Fe3C 838
[Fe(C5H5)2] 843
[Fe(CN)«r 840
[FetCN)*]4" 839, 841
[Fe(CO)5] 844
FeCh 834
FeCI3 835
(FeIIFei")04 825
Fe(NH4)2(S04)2 830
[Fe(NO )(CN)5]2“ 842
FeO 823
Fe02 832
Fe03~ 833
РегОз 824
РегОз лНгО 827
Fe(OH)2 826
FeO(OH) 828
FeS 836
Fe(S2) 837
FeS04 829
Fe2(S04)3 831
вЮ ?' 241
GeS 244
GeS2 245
Hi I
H3ASO4363
HfAuCU] 580
H[BF4] 156
HBr 508
HBrO 509
НВЮз 510
НВЮ4 513
HCN 210
H2CN2213
HCO5 30, 51, 277
H2CO3205
HC1484
HCIO 490
НСЮг 493
НСЮз 495
НСЮ4 499
HD 4
HF 480
Gd 651
HF2 35, 56, 282
HI 520
HIO 522
НЮз 523
H2Io2" 527
H5IO6 526
Нг[1гС1б] 900
HMn04 797
HN3 293
HNCS 216
HNO2 302
HNO3 306
H2N2O2 300
H2O 5
H2O2408
HOCN 219
HOF 482
H[PF«] 357
Н(РНг02) 320
Нг(РНОз) 323
НРОз 328
Ge 238
GeCb 242
GeCU 243
Ge.H 2«+2239
Ge02 240
HPO|- 332, 335, 338, 340
H2POi 333, 336, 339, 341
Н2РгО^ 327
Н2Р2О}' 344
Н3РО4330
Fm 698
Fr 88
Ga 177
GaCb 182
Ga(N03)3 180
Ga203 178
Ga(OH)3 179
Ga2S3 183
Ga2(S04)3 181
Н4Р2О6325
Н4Р2О7 342
H2[Pt(CN)4] 913
H2[PtCl4]915
H2[PtCl6] 917
HRe04 812
HS" 40, 139, 286
H2S413
H2S. 414
HSO3417, 419, 421
HSOi 33, 54, 280, 314
H2SO4424
H2S2O6433
H2S2O7 426
H2S«06 436
HSO3CI 429
HSO3F 428
HSO3NH2430
H2S03(0 2) 438
НйгОбЮг) 439
H2S03S 441
H[SbCI«] 386
H2Se 458
H2Se03 462
H2Se04 464
H2[SiF6] 236
H2[SnCk] 256
H2Te 468
Н2ТеОз 472
H4Te02~ 476
НбТеОв 474
H2Wi20i^ 782
He 537
Hf 720
НГСЦ 724
НГС120 725
HfF4 723
Hfl4 726
НГО2 721
НГО(ОН)2 722
Hg 594
HgCh 599
Hg2CI2 598
Hgl260l
[Hgl4]2- 603
Hg2I2 600
Hg(NOs)2 597
469
Hg2(N03)2 596
HgO 595
HgS 602
Ho 654
Hs 751
l2 519
IBr 534
1C1 532
IjCk 533
IFs 530
IFt 531
[3N 535
Ю 522
I03 523—525
Ю4 528, 529
10^~ 526, 527
I2O5521
In 184
lnCI3 189
In(N03)3 187
1пг03 185
ln(OH)3 186
ln2S3 190
ln2(S04)3 188
Ir 894
liCh 897
I1CI4898
[lrCI*]2- 900, 901
[liClfi]3" 899
lr20 3 895
lr2(S04)3 8%
К 43
K[Ag(CN)2] 574
KAI(S04)2 168
K.[Au(CN)2] 579
KBr 58
КВЮ3 512
КВЮ4 514
KCN 212
K2C 03 50
KC1 57
КСЮ3 497
KC104 501
470
K3[Co(N02)s] 858
К.2СЮ4 760
КгСгЮт 761
KCr(S04)2 759
K.F 55
K3[Fe(CN)s] 840
K4[Fe(CN)s] 839
KFefFen(CN)*] 841
K2Fe04 833
KH 44
KHCOs 51
K(HF2) 56
KH2P04 336
K2HP04 335
KHSOs 419
KHS04 54
КгШТеОб 476
K2[HgUl 603
K1 59
KlOj 525
КЮ 4529
KMnC>4 798
K2Mn04 7%
KNCS 217
KNH2 62
KN02 304
KNOs 52
K2[NbF7] 745
K2[Ni(CN)4] 870
K 02 47
K 03 48
K20 45
K20 2 46
KOCN 220
KOH 49
K2[0s02(0H)4] 893
K3P04 334
K[Pbl3] 270
K2[PdCl4] 886
K2[PdCl6] 887
K[Pt(C2H4)Cl3] 912
K2[Pt(CN)4]914
MPtCU] 916
K2[PtCle] 918
K[PtFfi] 920
K2[Pt(N02]4] 921
K2[Pt(OH)„] 922
KRe04 813
K2Ru0 4 875
K2S60
K2(Sn) 61
K2S03 418
K2S04 53
КгБгО* 434
КгБгОт 427
K.2S*Of 437
KS02F 422
К25г0*(02) 440
K2SChS 443
K[Sb(OH)6] 388
K2Si03 229
K2[TaF7] 750
Kr 540
KrF2 541
Ku 727
La 618
LaCI3 623
La(N03)3 621
Ьаг03 619
La(OH)3 620
U 2S3 624
La2(^04)3 622
Li 8
Li[AlH4] 175
Li[BH4] 158
игС03 13
LiCl 18
LiClOs 496
LiC104 500
LiF 17
LiH 9
Li3N 20
LiNH2 21
Li2NH 22
LiNOs 14
УгО 10
LiTCh 11
LiOH 12
LisPOt 15
Li2S 19
Li2S 04 16
Lr 701
Lu 662
Md 699
Mg 99
MgCOs 102
MgCl2 tos
Mg(C104)2 502
Mg3N2 106
Mg(NC>3)2 103
MgO 100
Mg(OH)2 101
M gS04 104
Mg2Si 107
Mil 786
[Mn2(CX))io] 801
MnCI2 799
MnO 787
M n02 789
MnOi 797, 798
MnOi‘ 7%
MnOj~ 795
МпгОз 788
МП2О7 790
Mn(OH)2 791
MnO(OH) 792
MnS 800
MnS04 793
Mn2(S04)j 794
Mo 772
[Мо(СО)б] 779
MoCIs 777
MoFe 776
M0O2 773
M0O3 774
МотОЬ 775
M0S2 778
Mt 751
N2 272
N 3 293, 294
NCS” 216—218, 572
N D 3 274
NF3 308
NH2’ 22
NH5 2I.42, 62
NH3 273
NH3 H2O 275
N2H4288
N 2H4 • H2O 289
(NH4)2[BeF4] 98
NH4Br 284
(NH4)2C03 276
NH2CI 307
NH4CI 283
N 2H5CI 290
(NH4)2Cn07 762
NH4F 281
NH4HCO3 277
NH4(HF2> 282
NH4(H2P04) 341
(NH4)2HP04 340
NH4HS 286
NH4HSO3 421
NH4HSO4 280
(NH4>ioH2W 12O42 782
NH4I 285
(NH4)2(!rCI*] 901
(NH4)*Mo7024 775
NH4NCS 218
NH4NO2 305
NH4NO3 278
NH4OCN 221
NH2OH 291
(NH30H)CI 292
(NH4)2lPtCl6] 919
NH4Re04 814
(NH4M&) 287
(NH4)2S03 420
(NH4)2S04 279
(NH4)2S03S 444
NH4TCO4 805
NH4VO3 732
N 0 2%
NCh298
NOi 302—305
N2O 295
N 20!' 300, 301
N 2O3 297
N2O5 299
(NO)CI 310
(N02)01 312
(NO)F 309
NOF3 3l3
(N 02)F3II
(NO)HS04 314
Na 23
NasfAIFt] 174
NaAI02 169
Na[AI(OH)4] 176
N aA s02 364
Na3As04 365
Na3[AsS4] 372
Na[BF4] 157
Na[BH4] 159
N aB 02 146
NaBjOa 148
Na2B407 147
Na(B(OH)4] 160
NaBi03 399
NaBr 37
NaBr03 511
NaCN 211
Na2CO} 29
NaCI 36
NaCIO 491
NaC102 494
Nas[Co(N02)6] 857
Nas[Cr(OH)6] 770
NaF 34
Na2(Fe(NO+XCN)5] 842
N aFe02 832
Na2Ge03 241
NaH 24
NaH C 03 30
Na(HF2) 35
NajHdO* 527
NaH2P04 333
Na2H P 04 332
Na2H2P20t 327
Na2H2P207 344
NaHS 40
N aHSOj4l7
NaHS04 33
Nal 38
NalOj 524
N a l0 4 528
NajflrCl*] 899
Na3Mn04 795
NaN3 294
NaNH2 42
N a N 02 303
N aN 03 31
Na2N202 301
Na02 27
N a20 25
Na202 26
NaOH 28
NafPFt] 358
Na(PH202) 321
Na2(PH0 3) 324
NaP03 329
471
NajPC>4 331
МгиРЮб 326
МачРгСЬ 343
NasP30io 345
Na2[Pb(OH)«] 271
Na2lReH9] 820
NajfRhCk] 880
Na2S 39
Na2(S„) 41
Na2S03 416
Na2S04 32
Na2S20 4 431
Na2S20s 432
МагБОзБ 442
Na[SbF6] 387
Na3[SbS3] 389
Na3[SbS4] 390
Na2Se 459
МагБеОз 463
Na2Se04 465
Na2[SiF6] 237
Na2Si03 228
Ма2Б1г05 231
Na4Si04 230
Na2[Sn(OH)e] 257
Na2Te 469
МагТеОз 473
МалТеОб 475
МаУОз 731
МазУ04 733
Ма4ХеОб 545
Na2[Zn(OH)4] 587
Nb 741
NbCls 744
NbF5 743
[NbF7]2“ 745
МЬг05 742
Nd 638
Ne 538
Ni 860
[Ni(CN)4]2- 870
[Ni(CO)4] 871
NiCh 867
NiF2 866
[Ni(NH3)*]Cl2 869
Ni(N03) 2 864
NiO 861
Ni(OH)2 862
472
NiO(OH) 863
NiS 868
NiS04 865
No 700
Np 691
Ns 751
Ог 406
Oi 27, 47, 67, 79
Оз 407
Оз 48, 68, 80
OCN" 219—221
О Г 482
OF2 409
0 2F2 410
(0^)[PtF6] 411
Os 889
OsCb 891
OsCl4 892
Os04 890
[0s02(0H)4]2- 893
P 315
P 119, 155
РВгз 351
PBrs 352
РС1з 348
РСЬ349
PCI3O 350
PF3346
PFs347
[PF6r 357, 358
РНз 316
PH41 317
PHOi' 323, 324
PH20 2 320—322
PI3353
P3N5356
POi 328, 329
РЮб" 325—327
РгО^ 342—344
РзО?о 345
Р4Об 318
Р4Ою 319
Р Л 354
P4Sio 355
Ра 673
РаС14 678
PaCls 679
PaF4 676
PaFs 677
Раг05 674
Pa(OH)s 675
Pb 258
РЬСОз 263
PbCh 266
PbCl4 267
Pbh 268
[Pbbf 270
Pb(NOs)2 264
PbO 259
РЬОг 260
Pb(OH)2 262
[Pb(OH)«]2' 271
(Pbi‘PbIV)04 261
PbS 269
PbS04 265
Pd 881
PdCl2 885
[PdCU]2' 886
[PdCl*]2' 887
[PdflMHs)^^ 888
Pd(N03)2884
PdO 882
Pd(OH)2 883
Pm 639
Po 478
Pr 632
P1CI3637
РЮ2 635
РгЮз 633
РгбОм 634
Pr2(S04)3 636
Pt 902
[Р1(С2Н4)С1зГ 912
[Pt(CN)4]2_ 913, 914
PtCl2 907
PtCU 908
[PtCU]2” 911, 915, 916
[PtCle]2- 917—919
PtF4 904
PtFs 905
PtF6906
[PtFftF 411, 549, 920
[Pt(NH3) 2Cl2] 923, 921
[Pt(NH3) 2CU] 925, 926
[Pt(NH3)4]CI2 910
[Pt(NH3)4][Pt"CU] 911
[Pt(N02>4]5' 921
РЮ2 яНЮ 903
[РООНкГ 922
(PtnPtlV)Ck 909
Pu 692
Ra 140
Rb 63
КЬгССЬ 70
RbCl 73
RbH 64
RbN03 71
Rb02 67
Rb03 68
Rb20 65
Rb20 2 66
RbOH 69
Rb2S 74
Rb2S04 72
Re 808
[Re2(CO)io] 821
ReCl3 817
ReCU 818
ReCls 819
ReF6 815
ReF7 8l6
[ReHo]2" 820
Re02 809
Re03 810
ReOS 812—814
Re207 8ll
Rf 727
Rh 877
RhCl3 879
[RhCk]3" 880
RhKJs 878
Rn 550
Ru 872
RuCl3 876
Ru0 2 873
Ru04 874
RuO?" 875
S 412
Sfr 41, 6I, 87, 287, 414, 837
(SCN)2 215
SCl2 449
SCU 452
S ^ h 450
S„CI2 451
S(Cl)F5 453
SCl20 454
SCl20 2 455
SF4446
SFe 448
S2F2 445
S2F io 447
S4N 4 456
S02 415
5 0 2 431
5 0 3 423
SO?" 416-421
S & l 431
S20?" 432
S20?" 433—435
S2O f 426, 427
SnO l 436, 437
S03Cl" 429
S02F" 422
S03F" 428
S03NH2 430
S03(02)2" 438
S2Ot(p2)2" 439, 440
S O ^ " 441—444
Sb 373
SbCb 381
SbCls 382
[SbCk]' 386
Sb(CI)0 383
SbF3 379
SbFs 380
[SbF6]" 387
SbH3 374
Sb203 375
Sb20s 376
[SWOHk]' 388
[SbS3]3“ 389
ISbS*]3" 390
Sb2S3 384
Sb2S5 385
SbrfSO-tb 378
(SbniSbV)04 377
Sc 604
ScCl3 609
Sc{N03)3 607
Sc203 605
Sc(OH)3 606
Sc2S3 610
Sc2(S04)3 608
Se 457
Se2" 458, 459
SeCU 466
Se02 460
Se03 461
SeO?" 462, 463
SeO2- 464, 465
Sg75l
Si 222
SiC 235
SiCU 233
SiF4 232
fSiFf,]2 236, 237
S1H4 223
Si/,Hb+2 224
SiO 225
Si02 226
Si02 nH20 227
SiO?" 228, 229
SiOi" 230, 715
Si20?" 231
SiS2 234
Sm 640
SmCl2 643
SmCb 644
5шг03 64I
Sm2(S04)3 642
Sn 246
SnCl2 252
SnCU 253
473
ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ
(указаны порядковые номера рубрик)
Азид 294
Азидоводород 293
Азот 272
Актииий 663
Алюминат, гидридо- 175
Алюминат, гидроксо- 176
Алюминат, оксо- 169
Алюминат, фторо- 174
Алюминий 162
Америций 693
Амид
калия 62
лития 21
натрия 42
Аммиак 273
дейтерио- 274
Аргентат, циаио- 574
Аргон 539
Арсенат 365
Арсеиат, тио- 372
Арсеиит, мета- 364
Арсин 360
Астат 536
Аурат, хлоро- 580
Аурат, циано- 579
Ацетиленид 120
Барий 129
Бериллат, фторо- 98
Бериллий 89
Берклий 695
Бор 141
фтороаммин- 161
Боразин 154
Бораи 142—3
Борат, гидридо- 158—9
Борат, гидроксо- 160
Борат, мета- 146
Борат, оксопеита- 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 I
дейтерио-4
Вольфрам 780
карбонил- 785
Вольфрамат, оксо- 782
Гадолиний 651
Галлий 177
Гафний 720
Гелий 537
Герман 239
Германат 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
иттрия 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
таллия 194
титана 704
тория 670
уран ила 684
хрома 756 —7
цезия 81
церия 628. 630
цинка 583
циркония 714
Гидроксид, метаалюмииия 165
висмута 3%
железа 828
кобальта 849
никеля 863
475
Гидроксилам ин 291
Гольмий 654
Графит 202
Дейтерий 2
Диспрозий 653
Дубиий 751
Европий 645
Железо 822
карбонил- 844
циклопентадиенил- 843
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
Иттрий 611
Кадмий 588
Калий 43
Калифорний 696
Кальций 108
Карбид
алюминия 173
бериллия 97
вольфрама 784
железа 838
кремния 235
476
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 277
калия 51
натрия 30
Кислород 406
Кислота
азотистая 302
азотная 306
азотноватистая 300
бромная 513
бромноватая 510
бромноватистая 509
йодная, 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- 330
хлористая 493
хлорная 499
хлорноватая 495
хлорноватистая 490
Кобальт 845
аммин- 855—6
карбонил- 859
Кобальтат, нитро- 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
Нитрат
бария 135
бериллия 93
висмута 397
галлия 180
индия 187
иттрия 614
калия 52
кальция 114
лаитана 621
лития 14
магния 103
меди 556
натрия 31
никеля 864
палладия 884
ртути 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, гнпо- 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
висмута 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
рутения 873—4
самария 641
свинца 259—61
селена 460— 1
серебра 565
серы 415, 423, 4 5 4 -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, надперкалия 47
натрия 27
рубидия 67
цезия 79
Оксид пербария 132
водорода 408
калия 46
кальция 111
лития 11
натрия 26
рубидия 66
цезия 78
Олово 246
Осмат, гидроксо- 893
Осмий 889
Палладат, хлоро- 886—7
Палладий 881
хлороаммнн- 888
Платина 902
аммин- 910— 1
хлороаммин- 923—6
Платинат, гидроксо- 922
Платинат, нитро- 921
Платинат, фторокалия 920
ксенона 549
оксигенила 411
Платинат, хлоро- 911—2,
915—9
Платинат, циано- 913— 4
Платинат, этилен- 912
477
Плутоний 692
Плюмбат, гидроксо- 271
Плюмбат, иодо- 270
Полоний 478
Празеодим 632
Прометий 639
Протактиний 673
Радий 140
Радон 550
Резерфордий 727
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
Снборгий 751
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
Стнбат, тно- 389—90
Стибат, фторо- 387
Стибат, хлоро- 386
Стибнн 374
Стронций 121
Сульфан, поли- 414
478
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— I
празеодима 636
рубидия 72
самария 642
свинца 265
скандия 608
стронция 126
сурьмы 378
таллня 198
титана 705—6
урана 686
хрома 758—9
цезня 84
цинка 584
Сульфат, гидро­
аммония 280
калия 54
натрия 33
нитроэила 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 гидроаммония 286
бария 139
натрия 40
Сульфид ди- 837
Сульфид полнаммоння 287
калия 61
натрия 41
цезия 87
Сульфит 416, 418, 420
Сульфит, гндро- 417, 419,
421
Сульфит, фтор- 422
Сурьма 373
Таллий 191
Тантал 746
Танталат, фторо- 750
Теллур 467
Теллурат, гидроорто- 476
Теллурат, орто- 475
Теллурия 469
Теллурит 473
Теллуроводород 468
Тербий 652
Технетат, пер- 805
Технеций 802
Тиоиат, ди- 434—5
Тионат, поли- 437
Титан 702
Торий 668
Тритий 3
Тулий 656
Углерод 202
Уран 680
фермий 698
Феррат, иитрозилий- 842
Феррат, оксо- 832—3
Феррат, циаио- 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- 3 5 7 -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 149
брома 515—7
ванадия 734
висмута 400— I
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
нитрозила 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
Фторо водород 480
Хассий 7 51
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
гидроксиламиння 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
кремиия 233
лантана 623
лития 18
магния 105
марганца 799
меди 558- -9
молибдена 777
мышьяка 368
натрия 36
никеля 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
Сфонция 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
циика 585
циркония 717—8
Хлорит 494
Хлорит, гипо- 491—2
Хлороводород 484
Хром 752
аммин- 769
карбонил-771
Хромат 760
Хромат, гидроксо- 770
Хромат, ди- 761—2
Циаи 209
тио- 215
Цианамид- 213— 4
Циаиат 219—21
Циаиат, тиоаммония 218
водорода 216
калия 217
серебра 572
Цианид 211—2
Циановодород 2 10
Циик 581
Цинкат, гидроксо- 587
Цирконий 712
Эйнштейний 697
Эрбий 655
Цезий 75
Церий 625
Учебное издание
Ростислав Александрович ЛИДИН
Вадим Александрович МОЛОЧКО
Лариса Леоиидовиа АНДРЕЕВА
ХИМИЧЕСКИЕ
СВОЙСТВА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
ВЕЩЕСТВ
Редактор Г.И. Белам
Художественный редактор Н. В. Носов
Технический редактор В. В. Лебедева
Корректор Л. В. Лазуткина
ИБ Ns 3131
Подписано в печать 06.12.99. Формат 60 х 84 1/16. Бум. газетная. Гарнитура
Пресс-Роман. Печать офсетная. Уел. печ. л. 27,90. Уел. кр.-отт. 27,90. Уч.-иэд. л. 27,43
Тираж 3800 экз. Заказ 4136. С. 04. Иэд. № 4236. ЛР 010172 от 17.01.97
Орден “Знак Почета” издательство “Химия”, 107076, Москва, Стромынка 21, корп. 2
Отпечатано в Производственно-издательском комбинате ВИНИТИ.
140010, г. Люберцы, Московская обл., Октябрьский пр-т. 403
Тел. 554-21-86