Text
                    .51 ML.
। реакциях
СПРАВОЧНИК 3. А. Молочко ----	- -	- - Л. Л. Андреева i
Высшее образование
Неорганическая химия в реакциях
СПРАВОЧНИК
Москва ‘2007
УДК 546(035)
ББК 24.1я2
Л 55
Лидин, Р. А.
Л55 Реакции неорганических веществ : справочник / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева ; под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — 637, [3] с.
ISBN 978-5-358-01303-2
Справочник содержит 1100 неорганических веществ, для которых приведены уравнения важнейших реакций. Выбор веществ обосновывался их теоретической и лабораторно-промышленной важностью.
Справочник организован по алфавитному принципу химических формул и четко разработанной структуре, снабжен предметным указателем, позволяющим легко найти нужное вещество. Не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе.
Для студентов химических и химико-технологических вузов. Может быть использован преподавателями вузов, аспирантами, научными и инженерно-техническими работниками химической промышленности, а также учителями и учащимися старших классов средней школы.
УДК 546(035)
ББК 24.1я2
ISBN 978-5-358-01303-2
© ООО «Дрофа», 2007
Структура справочника
В справочнике представлены химические свойства (уравнения реакций) важнейших соединений 109 элементов Периодической системы от водорода до мейтнерия. Детально описано более 1100 неорганических веществ, отбор которых проводился по их промышленной важности (исходные вещества для химических процессов, минеральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учебно-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической технологии.
Материал справочника разбит на разделы, каждый из которых посвящен одному элементу, элементы расположены по алфавиту их символов (от актиния Ас до циркония Zr).
Любой раздел состоит из ряда рубрик, первая из них относится к простому веществу, а все последующие — к сложным веществам, в химических формулах которых элемент раздела стоит на первом (слева) месте. Вещества каждого раздела перечисляются по алфавиту их номенклатурных формул (при одном исключении: в конце разделов кислотообразующих элементов помещены все соответствующие им кислоты). Например, в разделе «Актиний» имеются рубрики Ас, АсС13, AcF3, Ac(NO3)3, Ас2О3, Ас(ОН)3. Формулы соединений с комплексным анионом даны в инвертируемом виде, т. е. [Ag(CN)2],К вместо K[Ag(CN)2].
Каждая рубрика содержит краткое описание вещества, где указаны его окраска, термическая устойчивость, растворимость, взаимодействие (или его отсутствие) с распространенными реактивами и др., а также способы получения данного вещества, оформленные в виде ссылок на рубрики других веществ. В ссылках приводится символ элемента раздела, номер рубрики и верхним индексом номер уравнения реакции.
Далее в рубрике следует пронумерованный набор уравнений реакций, отражающий главные химические свойства данного вещества. В общем случае порядок расположения уравнений следующий:
—	термическое разложение вещества;
—	обезвоживание или разложение кристаллогидрата;
—	отношение к воде;
—	взаимодействие с распространенными кислотами (при однотипности реакций приведено уравнение только для хлороводородной кислоты);
—	взаимодействие со щелочами (как правило, с гидроксилом нат-рия);
—	взаимодействие с гидратом аммиака;
—	взаимодействие с простыми веществами;
—	реакции обмена со сложными веществами;
—	окислительно-восстановительные реакции;
—	реакции комплексообразования;
—	электрохимические реакции (электролиз расплава и/или раствора).
В уравнениях реакций указаны условия их проведения и протекания, когда это важно для понимания химизма и степени обратимости процесса. К таким условиям относятся:
—	агрегатное состояние реагентов и/или продуктов;
—	окраска реагентов и/или продуктов;
—	состояние раствора или его характеристика (разбавленный, концентрированный, насыщенный);
—	медленное протекание реакции;
—	интервал температур, давление (повышенное или вакуум), катализатор;
—	образование осадка или газа;
—	использованный растворитель, если он отличается от воды;
—	инертная или другая особая газовая среда.
В конце справочника находятся список литературы и предметный указатель веществ рубрик.
Сокращения и обозначения
аморфн. — аморфное состояние безводн. — безводное состояние бел. — белый бур. — бурый бц. — бесцветный вак. — в вакууме влажн. — влажное состояние (г) — газообразное состояние гол. — голубой гор. — горячий дымящ. — дымящий (ж) — жидкое состояние желт. — желтый жидк. — жидкий зел. — зеленый кат. — катализатор кип. — кипящий, при кипении комн. — при комнатной температуре конц. — концентрированный кор. — коричневый	красн. — красный насыщ. — насыщенный оранж. — оранжевый оч. разб. — очень разбавленный (р) — в растворе разб. — разбавленный роз. — розовый св. — светлосер. — серый СИН. — синий (т) — твердое состояние т. — темно- телесн. — телесный фиол. — фиолетовый хол. — холодный черн. — черный электрич. — электрический р — избыточное давление pH — водородный показатель т — медленное протекание реакции
Актиний
1. Ac — актиний
Серебристо-белый, тяжелый, мягкий, радиоактивный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами. Миллиграммовые количества актиния (наиболее долгоживущий изотоп 227Ас) синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядерных реакторах. Его выделяют в виде AcF3. Получение см. АсЗ3.
1.	2Ас + 6Н2О = 2Ac(OH)3J< + ЗН2?
2.	2Ас + 6НС1 (разб.) = 2АсС13 + ЗН2?
3.	8Ас + 30HNO3 (разб.) = 8Ac(NO3)3 + 3N2O? + I5H2O
4.	4Ас + ЗО2 = 2Ас2О3	(сжигание на воздухе)
5.	2Ас + 3F2 = 2AcF3	(1300-1350 °C)
2. AcCI3 — хлорид актиния(Ш)
Белый, при нагревании возгоняется. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону). Нерастворим в этаноле и эфире. Разлагается в концентрированных кислотах. Получение см. Ас12, Ас5’, Асб23.
1. АсС13 • лН2О АсС13 + лН2О (300 °C, в присутствии NH4C1) 2. АсС13 (разб.) + иН2О = |Ac(H2O)J3+ + ЗСГ (pH < 7, см. Ас43) 3. 2АсС13(т) + 3H2SO4 (конц.) = Ac2(SO4)3 + 6НС1?	(кип.)
4. АсС13 + 3NaOH (разб.) = Ac(OH)3i + 3NaCl
5. АсС13 + Н2О (пар) = Ас(С1)О + 2НС1	(1000 °C)
АсС13 + Н2О + 2NH3 = Ас(С1)О + 2NH4C1	(1000 °C)
3. AcF3 — фторид актиния(Ш)
Белый, при нагревании возгоняется без плавления. Практически
нерастворим в воде, не образует кристаллогидратов. Не растворяется
в этаноле. Разлагается концентрированными кислотами и водяным паром. Получение см. Ас15, Ас46, Ас52, Асб4.
5
Ac
1. 2. 3. 4.	2AcF3 + 3H2SO4 (конц.) = Ac2(SO4)3 + 6HF?	(кип.) AcF3 + Н2О (пар) = Ac(O)F + 2HF	(ниже 1000 °C) AcF3 + 3Li = 3LiF + Ac	(1300—1350 °C, в атмосфере Ar) AcF3 + 2NH3 + H2O = Ac(O)F + 2NH4F	(900-1000	°C)
4. Ac(NO3)3 — нитрат актиния(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону) и этаноле. Вступает в реакции обмена. Получение см. Ас13.
1. 2. 3.	4Ac(NO3)3 = 2Ac2O3 + 12NO2 + 3O2	(600-800 °C) Ac(NO3)3 • wH2O = Ac(NO3)3 + wH2O (комн., вак., над H2SO4) Ac(NO3)3 (разб.) + иН2О = [Ас(Н2О)л]3+ + 3NO; [Ac(H2O)J3+ + Н2О <=± [Ас(Н2О)л _ ,(ОН)]2+ + Н3О+ (pH < 7)
4. 5. 6. 7. 8.	Ac(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Ac(OH)3i + 3NaNO3 2Ac(NO3)3 + 6H2O + 3Na2S = 2Ac(OH)3i + 3H2S? + 6NaNO3 Ac(NO3)3 + 3NaF = AcF3i + 3NaNO3 Ac(NO3)3 + K3PO4 + 0,5H2O = AcPO4 • 0,5H2OJ, + 3KNO3 2Ac(NO3)3 + 3K2C2O4 = Ac2(C2O4)3i + 6KNO3
5.	Ac2O3 — оксид актиния(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Проявляет основные свойства; реагируете кислотами. Получение см. Ас14, Ас4’, Асб1.
1. 2. 3. 4.	Ac2O3 + 6HC1 (разб.) = 2АсС13 + 3H2O Ac2O3 + 6HF = 2AcF3 + 3H2O	(700 °C) Ac2O3 + 3H2S = Ac2S3 (черн.) + 3H2O	(1400 °C) Ac2O3 + 2AlBr3 = 2AcBr3 + A12O3	(750 °C)
6.	Ac(OH)3 — гидроксид актиния(Ш) Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде и эта-
ноле. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Получение см. Acl1, Ас44-5.
1. 2. 3.	2Ас(ОН)3 = Ас2О3 + ЗН2О	(1100 °C) Ас(ОН)3 + 3HCI (разб.) = АсС1, + ЗН2О Ас(ОН)3 + 3NH4C1 = АсС13 + 3NH, + ЗН2О	(до 400-450 °C) 2Ас(ОН)3 + ЗСС14 = 2АсС1, + ЗСО2 + 6НС1	(500 °C)
4.	Ас(ОН)3 + 3HF(r) = AcF3 + ЗН2О	(70 °C)
6
Ag
Серебро
1. 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. С ртутью образует амальгаму. Чернеет в присутствии влажного H2S. Встречается в природе в самородном виде. Получение см. Ag4'-5, Ag6’-2-9-11, Agl43-5, Agl92-3 5.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2Ag + 2HCl(r) n=± 2AgCl + H2	(200 °C)
2Ag + 2H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SOj + SO2T + 2H2O
3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NOT + 2H2O
6Ag + 6HC1O3 = AgCli + 5AgC103 + 3H2O
2Ag 4- H2S (влажный) = Ag2S + H2
4Ag + 2H2S + O2 (воздух) = 2Ag2S + 2H2O
4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4
2Ag + 2O3 = (AgIAglll)O2 (черн.) + 2O2
(выше 450 °C)
(комн.)
Ag + F, = AgF2 (син.)	[выше 300 °C]
Ag + AgF (насыщ.) = Ag2F(e~)	(50—90 °C)
2Ag + 2HF (конц.) + H2O2 = 2AgF + 2H2O	(60-80 °C)
2Ag + E2 = 2AgE	(E = Cl, Br, I; 150-200 °C)
2Ag + E = Ag2E	(выше 200 °C; E = S, Se, Те)
4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K[Ag(CN)2] + 4KOH (комн.) 2Ag + 4KCN (конц.) + H2O2 = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH
Ag + Hg -----> Ag4Hg3, Ag5Hg8
2. AgBr — бромид серебра(1)
Светло-желтый; плавится без разложения, в жидком состоянии неустойчив. Не растворяется в воде и этаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl8, Agl36, Agl64 5 6.
1. 2AgBr(T) = 2Ag(T) + Вг2(ж)	(комн., на свету)
2AgBr()K) = 2Ag(T, + Вг2(П	(700 °C)
2. 2AgBr + H2SO4 (конц.) = Ag2SO4J- + 2HBrT	(кип.)
3. AgBr + 2(NH3 • H2O) [конц.1 = [Ag(NH3)2]Br + 2H,0
AgBr + wNH3(iK) = [Ag(NH3)n|Br (и > 3)	"	(-40 °C)
4. AgBr + 2Na2SO3S(KOHu.) = Na3|Ag(SO3S)2[ 4- NaBr
5. AgBr 4- 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2| + KBr
6. AgBr 4- Na2SO3 (< IM) = Na2 |Ag(SO3)Br)
7
Ag
3.	AgCN — цианид серебра(1)
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением (N2), в обычных условиях разлагается при нагревании. Нерастворим в воде и этаноле, не образует кристаллогидратов. Не реагирует с соляной кислотой, разлагается кислотами-окислителями и щелочами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl69.
1.	2AgCN = 2Ag + C2N2	(выше 250 °C)
2AgCN = 2Ag + 2C (графит) + N2	(выше 400 °C)
2.	2AgCN + H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SO4X + 2HCNT
3.	AgCN + HNO3 (конц., хол.) = AgNO, + HCNT
AgCN + 4HNO3 (конц., гор.) = AgNO, + 2NO2T + NH4NO, + CO,T 4. 2AgCN(T) + 2KOH (конц.) *=> 2KCN + Ag,Oi + H2O 5. AgCN + 2(NH3 • H2O) (кони.) = |Ag(NH,)2|CN + 2H2O 6. AgCN + KCN (конц.) = K|Ag(CN)2|
7.	AgCN + 2Na2SO3S = Na3[Ag(SO3S)2] + NaCN
8.	2AgCN + SC12 = (CN)2S + 2AgCI-l-	(комн., в жидк. CS2)
3AgCN + PC13 = P(CN)3 + 3AgCli	(комн., в жидк. CS2)
9.	2AgCN + 2Ag2O + 3F2 = 2(CF3 )NO(o + 6Ag	(комн.)
10.	2AgCN + Hg(NO3)2 = 2AgNO3 + |Hg(CN)2|	‘ (в разб. HNO3)
4. [Ag(CN)2],K — дицианоаргентат(1) калия
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде и этаноле. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами, реагирует с сульфидами щелочных металлов. Восстанавливается цинком. Получение см. Agl9, Ag36, Agl69, Agl94.
1.	2K[Ag(CN)2] = 2KCN + 2Ag + C2N2	(250-420 °C)
2.	K[Ag(CN)2] (разб.) + 6H2O = |K(H2O)6|+ + |Ag(CN)2|
3.	2K(Ag(CN)2l + 2H2SO4 (конц., гор.) = Ag2SO4l + K2SO4 + 4HCN?
K[Ag(CN)2] + 2HNO3 (конц., гор.) = AgNO, + KNO, + 2HCN?
4.	2K|Ag(CN)2| + K2S (конц.) = Ag2Si + 4KCN
5.	2K|Ag(CN)2|(p) + Zn = K2|Zn(CN)4| + 2AgX 5 *
5. Ag2CO3 — карбонат серебра(1)
Светло-желтый, разлагается при нагревании без плавления. Нерастворим в воде и этаноле, частично разлагается при кипячении суспензии. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с кислотами, щело-
Ag
чами и гидратом аммиака. Переходит в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl66, Agl76.
1.	Ag2CO3 = Ag2O + CO2	(100-140 °C)
2Ag2CO3 = 4Ag + 2CO2 + O2	(выше 210 °C)
2.	Ag2CO3 + 2HC1 (разб.) = 2AgCli + CO2T + H2O
3.	Ag2CO3(r) + 2KOH (конц.) <=* K2CO3 + Ag2CkL + H2O
4.	Ag2CO3 + 4(NH3 H2O) (конц.) = |Ag(NH3)2]2CO3 + 4H2O
5.	Ag2CO3 + 4Na2SO3S = 2Na3|Ag(SO3S)2| + Na2CO3
6.	Ag2CO3 + K2CO^ (конц.) = 2K|AgCO3]
6.	AgCI — хлорид серебра(1)
Белый, пластичный, плавится (расплав — желто-коричневый) и кипит без разложения. Не растворяется в воде и этаноле, растворим в пиридине. Кристаллогидратов не образует. Не разлагается сильными кислотами. Реагирует с концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. AgP \ Agl64.
1. 2AgCl = 2Ag 4- С12	(комн., на свету)
2. 4AgCl + 4КОН = 4КС1 + 4Ag + О2 + 2Н2О (выше 450 °C) 3. 2AgCl + (NH4)2CO3 (конц., гор.) 4- Н2О =
= 2(Ag(H2O)(NH3)]CI + СО2Т
4.	AgCI + 2(NH3 • Н2О) |конц.| = |Ag(NH3)2|Cl +'2Н2О
AgCI + «NH3(A) = |Ag(NH3)„|CI (n > 3) '	(-40 °C)
5.	AgCI + 2Na,SO,S (конц.) = Na3|Ag(SO3S)2] + NaCl
AgCI + Na2SO3 (< IM) = Na2|Ag(SO3)Cl]
6.	AgCI + 2KCN (конц.) = K|Ag(CN),| + KC1
2AgCl + 5KNCS (конц.) = K|Ag(-SCN)2] + K3|Ag(-SCN)4| + KCI 7. 2AgCI + 2F2 = 2AgF2 + Cl2	(комн.)
8. 2AgCI + Na,S (конц.) = Ag2Si + 2NaCI
9. 4AgCl + 2Na,CO3 = 4Ag + 4NaCl + 2CO2 + O2 (850-900 °C) 10. 4AgCI + 2Bad = 2BaCI2 + 4Ag + O2	(выше 324 °C)
11. 2AgCI + H2O2 + 2KOH (разб.) = 2KCI + 2Agl + O2T + H2O
7. AgCIO3 — хлорат серебра(1)
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворим в воде (гидролиза нет), не образует кристаллогидратов. Нерастворим в этаноле. Реагирует с соляной кислотой, Щелочами и гидратом аммиака, разлагается хлором CI85. Получение см. Agl ’. CI85.
9
Ag
1.	2AgCIO3 = 2AgCl + 3O2	(выше 270 °C)
2.	AgC103 (разб.) = Ag+ + C1O3	(pH 7)
3.	AgC103 + HC1 (разб., хол.) = AgCli + HCIO3
2AgC103 = 2AgCl>L + 3O2T	(кип. в разб. HCI)
4.	2AgC103 + 2KOH (разб.) = 2KC1O3 + Ag2Oi + H2O
5.	AgC103 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = |Ag(NH3)2]ClO3 + 2H2O
6.	2AgC103 (насыш.) + Cl2 = 2AgCU + O2T + 2C1O2?
8.	AgCIO4 — перхлорат серебра(1)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (гидролиза нет), этаноле, нитробензоле, пиридине, толуоле, хуже — в бензоле и анилине. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. 018е.
1.	AgC104 = AgCl + 2О2	(выше 486 °C)
2.	AgC104 • Н2О = Ag2ClO4 + Н2О	(100 °C, вак.)
3.	AgC104 (разб.) = Ag+ + СЮ4"	(pH 7)
4.	AgC104 + НС1 (разб.) = Ag2Cli + НС1О4
2AgC104 + H2SO4 (разб., хол.) = Ag2SO4>L + 2НС1О4
5.	2AgClO4 + 2КОН (разб.) = 2КС1О4 + Ag,CU + Н2О
6.	AgC104 + 2(NH3 • Н2О) (кони.) = [Ag(NH3)2]C104 + 2Н2О
7.	6AgC104 + ЗН2О электР°лиз> 4AgJ, + Ag2O3(?)i + 6НС1О4
9.	AgF — фторид серебра(1)
Белый, плавится без разложения. Растворяется в воде (гидролиз по аниону), этаноле, метаноле. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции комплексообразования. Фторирующий агент. Получение см. Agl7.
1.	AgF • 2Н2О = AgF (насыш.) + 2Н2О	(выше 30 °C)
2.	AgF (разб.) = Ag+ + F", F" + Н2О <=± HF + ОН"	(pH > 7)
3.	2AgF + H2SO4 (кони.) = Ag2SOj + 2HF? AgF + SO3 (олеум) = Ag(SO3)F	(кип.)
4.	2AgF + 2KOH (разб.) = 2KF + Ag2(H + H2O	
5.	AgF + NH3 • H2O = [Ag(NH3)F]i + H2O	
6.	AgF + F2 + KF = K(AgF4] (желт.)	[100-150 °C]
	2AgF + F2 + 4KF = 2K2[AgF4] (кор.)	(выше 200 °C]
7.	AgF + BF3 = Ag[BF4]	(ниже 200 °C)
8.	AgF + PF5 + 2С6Н6(Ж) = Ag|PF6] • 2C6H61	
9.	AgF (насыш.) + Ag = Ag,F(e~)	(50-90 °C)
	6AgF + 2C1F3 = 6AgF2 + Cl2	(200 °C)
10
Ag
10.	Agl — иодид серебра(1)
Желтый, плавится с разложением. Не растворяется в воде и этаноле, хорошо растворяется в жидком аммиаке. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl8, Agl64, 1124 25.
I.	2AgI(T) = 2Ag(T) + 1 2(т)	(комн., на свету)
2Agl()K) = 2Ag(T) + I2(r)	(выше 554 °C)
2.	Agl + «NH3(M) = [Ag(NH3)„]l (n > 3)	(-40 °C)
3.	Agl + 2Na2SO3S (конц.) = Na3[Ag(SO3S)2] + Nal
4.	Agl + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN)2] + KI
5.	Agl + (л - 1 )К1 (конц.) = K„_ ,[Agl„] (n = 2+4)
6.	2AgI + KOH = Ag2O + KI + Hl	(выше 150 °C)
11. AgMnO4 — перманганат серебра(1)
Черно-фиолетовый, разлагается при нагревании. Малорастворим в воде, не образует кристаллогидратов. Реагирует с соляной кислотой, щелочами и гидратом аммиака. Восстанавливается водородом и этанолом. Получение см. К2818.
1. AgMnO4 = Ag + MnO2 + О2	(выше 160 °C)
2. 2AgMnO4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2AgCll 3. 2AgMnO4 + 2NaOH (разб.) = Ag2O + 2NaMnO4 + H2O
4.	2AgMnO4 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = 2[Ag(NH3)2]OH +
+ 2MnO2l + N2T + 8H2O
5.	AgMnO4 + 2H2 MnO2l + Agl + 2H2O
6.	AgMnO4 + C2H5OH = MnO2l + Agl + CH3COOH + H2O (кип.)
12.Ag3N — нитрид серебра(1)
Коричнево-черный, разлагается со взрывом при хранении во влажном состоянии, измельчении в ступке и нагревании. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой и щелочами. Разлагается кислотами. Получение см. Agl44.
1.	2Ag3N = 6Ag + N2	(выше 165 °C)
2.	Ag3N + 4HC1 (разб.) = 3AgCll + NH4C1
3.	Ag3N + 4HNO, (разб.) = 3AgNO3 + NH4NO3
4.	Ag3N + 6KCN + 3H2O (гор.) = 3K[Ag(CN)2] + 3KOH + NH3?
Ag
13.	AgNCS — тиоцианат серебра(1)
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и шеломами. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl6l().
I.	2AgNCS = 2Ag + N2 + 2С (графит) + 2S	(выше 170 °C)
2.	2AgNCS + 3H2SO4 (конц.) + 2H2O = 2C(S)O + 2NH4HSO4 + Ag2SO4X 3. 2AgNCS(T) + 2KOH (конц.) <=± 2KNCS + Ag2O-L + H2O 4. AgNCS + 2(NH3 • H2O) [конц.| = |Ag(NH3)2]NCS + 2H2O 5. 2AgNCS + 4KNCS (конц.) = K|Ag(-SCN)2] + K3|Ag(-SCN)4]
6.	2AgNCS + Вг2 (хол.) = 2AgBrX + (—SCN)2	(в жидк. CS2)
14.	[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. Agl I4, Agl74.
I.	[Ag(NH3)2]OH (разб.) = |Ag(NH3)2]+ + OH“
[Ag(NH3)2]+ + 2H2O |Ag(H2O)(NH3)]+ + NH3 • H2O
2.	|Ag(NH3)2]OH + 3HCI (разб.) = AgClX + 2NH4CI + H2O |Ag(NH3)JOH + 3HNO3 (разб.) = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O
3.	|Ag(NH3)2]OH + KI (разб.) + 2H2O = AglX + KOH + 2(NH3 H2O)
4.	3[Ag(NH3)2]OH (конц.) + 2H2O Ag3NX + 5(NH3 • H2O)’
3[Ag(NH3)2]OH (разб.) эт-н--л-> Ag3Ni + 5NH3 + 3H2O
5.	2[Ag(NH3)2]OH + HC(H)O + 2H2O = 2Agi + NH4(HCOO) +
+ 3(NH3 H2O)
2|Ag(NH3)2]OH + H2O2 + 2H2O = 2Agi + 4(NH3 H2O) +’o2T‘
15.AgNO2 — нитрит серебра(1)
Светло-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Малорастворим в воде и этаноле, не образует кристаллогидратов. Реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется кислородом. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl6".
I.	4AgNO2 = 4Ag + 2NO2 + 2NO + O2	(выше 160 °C)
2.	2AgNO2 (насыш.) Ag++ |Ag(-NO2)2]“	(комн.)
6AgNO2 + H2O = 3Ag,Oi + 4NOT + 2HNO3	(кип.)
3.	AgNO2 + HCI (конц., хол.) = AgCli + HNO2
4.	2AgNO2(T) + 2NaOH (конц.) «=> Ag2Oi + 2NaNO2 + H2O
12
Ag
5.	AgNO, + 2(NH, • H,O) (конц.) = [Ag(NH3)2|NO2 + 2H2O
6.	AgNO2 + KNO2 (конц.) = K|Ag(—NO2)2]
7.	2AgNO2 + O2 = 2AgNO,	(80-120 °C)
16.	AgNO3 — нитрат серебра(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в этаноле, метаноле, эфире, пиридине, ацетонитриле. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. С альдегидами в водном растворе аммиака образует «серебряное зеркало». Получение см. Agl3, Ag17\
I.	2AgNO< = 2Ag + 2NO? + O2	(300-500 °C)
2.	AgNO^ (разб.) = Ag4 + NO^	(pH 7)
3.	2AgNO, + 2KOH (разб.) = Ag,OX + H2O + 2KNO,
AgNO, + KOH = AgOHJ, + KNO34-	(в этаноле, -50 °C)
4.	AgNO, + KE (разб.) = AgEX + KNO3	(E = Cl, Br, I)
4AgNO, + 20, = 4AgClX + 2N,OS + O2T (0 °C, в жидк. CCl4) 5. 2AgNO, + H,S = Ag,SX + 2HNO3
6.	2AgNO, + Na2CO, (разб.) = Ag,CO,X + 2NaNO3
2AgNO, + Na2SO4 (конц.) = Ag2SO4X + 2NaNO3
3AgNO3 + Na,PO4 = Ag,PO4X + 3NaNO,
7.	2AgNO, + 2(NH, • H,O) |разб.| = Ag,Oi + 2NH4NO3 + H2O
AgNO, + 2(NH, • H,O) |конц.| = |Ag(NH3)2|NO3 + 2H2O
8.	2AgNO, + Na,SO,S (разб.) = Ag,SO,S-l + 2NaNO3
AgNO, + 2Na,SO,S (конц.) = Na3[Ag(SO,S)2| + NaNO3
9.	AgNO, + KCN (разб.) = AgCNi + KNO3
AgNO, + 2KCN (конц.) = K[Ag(CN),| + KNO3
10.	AgNO, + KNCS (разб.) = AgNCS-l + KNO3
AgNO, + 2KNCS (конц.) = K|Ag(-SCN)2| + KNO3
11.	2AgNO, + 2KNO2 (разб.) = (Ag-ONO, Ag-NO2)X + 2KNO3
AgNO, + 2KNO, (конц.) = K|Ag(-NO2)2| + KNO,
12.	2AgNO, + Na3SO, (разб.) = Ag_,SO,J- + 2NaNO3
AgNO, + 2Na,SO, (конц.) = Na,|Ag(—SO3)2| + NaNO3
13.	4AgNO, (гор.) + 3H,0 + 3E = 2Ag2Ei + H2EO, + 4HNO,
(E = Se, Те) 14. 2AgNO, + 4KOH + K,S2O6(O2) =
’= (Ag'Ag111)©^ + 2KNO3 + 2K2SO4 + 2H2O
2AgNO, (конц.) + H,O + 20, = Ag,b,(?)X + 2HNO, + 2O2?
13
Ag
15.	2AgNO3 + 3(NH3 H20) + HC(H)O =
= 2Agl + NH4(HCOO) + 2NH4NO3 + 2H2O
2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2AgX
17.	Ag2O — оксид серебра(1)
Темно-коричневый, при нагревании разлагается. Реагирует с водой, образует слабощелочной раствор. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Суспензия в воде поглощает СО, из воздуха. Получение см. Agl63 7, Ag2l4.
I.	2Ag2O = 4Ag + O2	(160-300 °C)
2.	Ag2OX + H2O <=± 2AgOH (насыш.) = 2Ag+ + 2OH“;
рПР25 = 7,70
3.	Ag2O + 2HC1 (разб.) = 2AgCli + H2O
Ag2O + 2HNO3 (разб.) = 2AgNO3 + H2O
4.	Ag2O(T) + 2KOH (конц.) + H,0 <=± 2K|Ag(OH)2|
Ag2O + 4(NH3 • H2O) [конц.| = 2|Ag(NH3)2|OH + 3H2O
5.	Ag2O + H2O + 4KCN = 2K[Ag(CN)2] + 2KOH
6.	Ag2O (суспензия) + CO2 = Ag2CO3X
7.	Ag2O + H2 = 2Ag + H2O	(150 °C)
Ag2O + H2O2 (конц.) = 2Agl + H2O + O2T
8.	Ag2O + H2O + 4KNCS (конц.) = 2K|Ag(-SCN)2| + 2KOH
9.	Ag2O + 2KOH + K2S2O6(O2) = (AglAg"l)O,i + 2K2SO4 + H2O
18.	Ag3PO4 — ортофосфат cepe6pa(l)
Желтый, плавится без разложения. Практически нерастворим в воде и этаноле, кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами, нерастворим в жидком аммиаке. Реагирует с кислотами и гидратом аммиака. Переходит в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl66, Р2510.
1.	Ag3PO4 + ЗНС1 (конц.) = 3AgCli + Н3РО4
2.	Ag3PO4 + 2HNO3 (конц.) = 2AgNO3 + AgH,PO4
3.	Ag3PO4 + 6(NH3 • H2O) (конц., гор.) = [Ag(NH3),|3PO4 + 6H2O
4.	Ag3PO4 + 6KCN (конц.) = 3K|Ag(CN)2| + K3PO4 19 *
19. Ag2S — сульфид серебра(1)
Серо-черный, плавится без разложения. Наименее растворимая в воде соль серебра(1), не растворяется в этаноле. Не реагирует с кисло-
14
Ag
тами на холоду. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами при нагревании. Переводится в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl4< Ag68, Agl65.
1.	Ag2S + lOHNOj (конц., гор.) = 2AgNO3 + H2SO4 + 8NO2T + 4H2O
2.	Ag2S + O2 = 2Ag + SO2	(500-600 °C)
3.	Ag2S + 2H° (Al, конц. NaOH) + OH - = 2Agi + H2O + HS"
4.	Ag2S(T) + 4KCN (конц.) 2K[Ag(CN)2] + K2S
2Ag2S + 8KCN (конц.) + 2O2 + H2O = 4K[Ag(CN)2] + K2SO3S + 2KOH 5. Ag2S + Ag2SO4 = 4Ag + 2SO2	(выше 300 °C)
20. Ag2SO3 — сульфит серебра(1)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в холодной воде, разлагается в горячей воде. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Переходит в раствор за счет комплексообразования. Получение см. Agl612.
1.	4Ag2SO3 = Ag2S + 3Ag2SO4	(выше 100 °C)
2Ag2SO3 = 2Ag + Ag2SO4 + SO2	(выше 100 °C, вак.)
2.	Ag2SO3 (суспензия) = Ag2OJ- + SO2T	(кип.)
3.	Ag2SO3 + 2HC1 (разб.) = 2AgClJ- + SO2T + H2O
Ag2SO3 + 2HNO3 (разб.) = 2AgNO3 + SO2T + H2O
4.	Ag2SO3 + 2KOH (конц.) = K2SO3 + Ag2ol + H2O
5.	Ag2SO3 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Ag(NH3)2]2SO3 + 4H2O
6.	Ag2SO3 + 4KCN = 2K[Ag(CN)2| + K2SO3
7.	Ag2SO3 + 3Na2SO3 (конц.) = 2Na3[Ag(-SO3)2] 21
21. Ag2SO4 — сульфат серебра(1)
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Малорастворим в воде и разбавленной серной кислоте, нерастворим в растворах сульфатов щелочных металлов и в этаноле. Не реагирует с азотной кислотой и нерастворим в ней. Реагируете соляной кислотой, переводится в раствор с помощью концентрированной серной кислоты, щелочей и гидрата аммиака. Получение см. Agl2 5, Ag22, Agl66.
1. Ag2SO4 = 2Ag + SO2 + O2	(750-1100 °C)
2. Ag2SO4 + 2HC1 (конц.) = 2AgClX + H2SO4
3. Ag2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2AgHSO4	(20-50 °C)
4. Ag2SO4 + 2KOH (конц.) = K2SO4 + Ag2O-L + H2O
5. Ag2SO4 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Ag(NH3)2|2SO4 + 4H2O
6. Ag2SO4 + H2 = 2Ag + H2SO4	(выше 200 °C)
7. Ag2SO4 + Ag2S = 4Ag + 2SO2	(выше 300 °C)
15
Al
Алюминий
1. Al — алюминий
Белый, легкий, пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагируете водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. А1415, А11411.
1.	2(AI, Hg) + 6Н2О = 2A1(OH)3~L + ЗН2Т + 2Hgi	(комн.)
2.	2А1 + 6HCI (разб.) = 2AIC1, + ЗН2Т
8А1 + 15H2SO4 (конц., гор.) = 4AI2(SO4)3 + 3H2ST + 12Н2О
3.	8А1 + 30HNO3 (разб.) = 8A1(NO3)3 + 3N2O + 15Н2О
8А1 + 30HNO3 (оч. разб.) = 8AI(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
4.	2A1 + 2(NaOH • H20) = 2NaA102 + 3H2	(400-500 °C)
2A1 + 6NaOH = 2NaA102 + 3H2 + 2Na2O	(450 °C)
2A1 + 2NaOH (конц.) + 6H,0 (гор.) = 2Na|Al(OH)4] + 3H2?
5.	8AI + 18H2O + 3KNO3 + 5KOH = 8K|AI(OH)4] + 3NH3T (кип.) 6. 4A1 (порошок) + 3O2 = 2A13O3	(сгорание на воздухе)
7.	2A1 + 3F2 = 2A1F,	*	(600 °C)
2A1 (порошок) + ЗЕ, = 2AIЕ3	(25 °C; Е = С1, Вг)
2А1 (порошок) + 312 = 2А113	(25 °C, кат. капля Н2О)
8.	2А1 + 3S = A12S3	(150-200 °C)
9.	2А1 (порошок) + N2 = 2A1N	(800-1200 °C)
4AI + Р4 = 4AIP	(500—800 °C, в атмосфере Н2)
10. 4А1 + ЗС (графит) = А14С3	(1500-1700 °C)
И. 2А1 + 6HF(r) = 2AIF, + ЗН2	(450-500 °C)
2AI + 3H2S = A12S3 + ЗН,	(600-1000 °C)
12. 2А1 + 2NH3 = 2A1N + ЗН2	(выше 600 °C)
13. 8А1 + 3(FellFe2")O4 = 4А12О3	+ 9Fe	(выше 2000 °C)
Al + FeCI3 = Fe + A1C13	(200 °C)
14. 2А1(Ж) + А1С13(Г) ЗА1С1(Г|	(выше 800 °C)
4А1(Ж) + A12O3(t, <=► 3Al2O(r,	(I45O°C)
2. AIBr3 — бромид алюминия
Белый, гигроскопичный, легколетучий, плавится и кипит без разложения. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворим в холодной воде (гидролиз по катиону). Разлагается в горячей воде. Легко растворим в этаноле, эфире, ацетоне,
16
Al
сероуглероде. Реагирует co щелочами и гидратом аммиака, окисляется серной кислотой, сгорает в токе кислорода. Получение см. АП7.
1.	ЗА1Вг3(т) <=± А1Вг3(1) + А12Вг6(1)	(выше 200 °C)
2.	А1Вг3 6Н2О = А1Вг(ОН)2 + 2НВг + 4Н2О	(выше 120 °C)
3.	А1Вг3 (разб.) + 6Н2О (хол.) = |А1(Н2О)6|3+ + ЗВг-
(pH < 7, см. А1213)
А1Вг3 + ЗН2О (гор.) = А1(ОН)34- + ЗНВгТ
А1Вг3(т) + 2Н2О (влага воздуха) = А1Вг(ОН)2 + 2НВг
4.	2А1Вг3(т) + 6H2SO4 (конц.) = AI2(SO4)3 + ЗВг, + 3SO2 + 6Н2О
5.	AIBr3 + 3NaOH (разб.) = Al(OH)3i + 3NaBr’
AIBr, + 4NaOH (конц.) = Na|Al(OH)J + 3NaBr
6.	А1Вг3 + 3(NH3 • H,O) (конц., хол.) = AI(OH)3i + 3NH4Br
7.	2AlBr3 + O2 = 2AI(Br)O + 2Br2	(250-300 °C)
3. AI4C3 — трикарбид тетраалюминия
Желтый, при прокаливании разлагается. Полностью гидролизуется водой. Разлагается разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом при нагревании. Легко хлорируется. Получение см. All10, Al 144 s.
1.	А14С3 = 4А1 + ЗС (графит)	|выше 2200 °С|
2.	А14С3 + 12Н2О = 4AI(OH)vl + ЗСН4?
3.	А14С3 + I2HCI (разб.) = 4А1С13 + ЗСН4Т
4.	А14С3 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na|Al(OH)4| + ЗСН4Т
5.	А14С3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4	(2200 °C)
6.	А14С3 + 6О2 = 2А12О3 + ЗСО2	(650-700 °C)
7.	А14С3 + 12С12 = 4А1С13 + ЗСС14	(выше 350 °C)
4. А1С13 — хлорид алюминия
Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), безводная соль легко растворяется в этаноле, эфире, ацетоне, сероуглероде. Мало растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. В горячей воде разлагается. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. All2 7, A1I41-9, АИ53, С2\ СЗ5.
1. 2А1С13(Т) <=> А12С16О)
А12С16(г) <=± 2А1С13<1,
2. А1С13 6Н2О = А1С1(ОН)2 + 2HCI + 4Н2О 2(А1С13 • 6Н2О) = А12О3 + 6НС1 + 9Н,О
(179,7 °C) (440-800 °C) (100-200 °C) (200-450 °C)
17
Al
3. a) A1C13 (разб.) + 6H2O (хол.) = |Al(H2O)6]3+ + 3C1’
(pH < 7, см. A12P)
A1C13 + 3H2O (rop.) = A1(OH)3X + 3HCIT
6) 2A1C13 + 3H2O + 3Na2CO3 = 2A1(OH)3X + 3CO2T + 6NaCl 2A1C13 + 4H2O + 3Na2S = 2AIO(OH)X + 3H2ST + 6NaCl (кип.)
4.	А1С13(Т) + 2Н2О (влага воздуха) = А1С1(ОН)2 + 2НС1
5.	А1С13(Т) + 3H2SO4 (конц.) = A1(HSO4)3 + ЗНС1?	(30-50 °C)
6.	А1С13 + 3NaOH (разб.) = А1(ОН)3Х + 3NaCl А1С13 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
7.	А1С13 + 3(NH3 • Н2О) (конц., хол.) = А1(ОН)3Х + 3NH4C1
A1C13 + 3(NH3 • H2O) (конц., гор.) = A1O(OH)X + 3NH4C1 + H2O
8.	А1С13 +	Na3PO4 = А1РО4 (аморфн.) + 3NaCl
9.	А1С13 +	3Na[BH4] = А1[ВН4]3 + 3NaCI	(45-50 °C)
	А1С13 +	3Li[AlH4]	3LiCl + 4А1Н3Х	(эфир)
10. 3A1C13 + As2O3 = 3A1(C1)O + 2AsCl3	(250-300 °C)
11. А1С13 + NH3(r) = [A1(NH3)C13]	(комн.)
A1CI3 + NH3 = AIN + ЗНС1	(870-1300 °C, p)
12. А1СЦ + NH4C1 = NH4[A1C14]	. (220-250 °C)
13. A1C13 + РС13(Ж) = [Al(—PC13)C13]	(комн.)
A1CI3 + РС13О(Ж) = [Al(—OC13P)C13]	(комн.)
14. А1С1,,Г1 + 2А1(Ж) = 3A1CL,	(выше 800 °C)
15. 2А1С13(Ж) электР°лиз> 2A1 (катод) + ЗС12Т (анод)
5. [А1С14],Na — тетрахлороалюминат(Ш) натрия
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Комплексный анион полностью разлагается в воде (гидролиз по катиону алюминия). Реагирует со шеломами, вступает в реакции обмена лигандами. Восстанавливается натрием. Получение см. Nal39.
1.	Na[AlCl4] = NaCl + А1С13	(выше 800 °C)
2.	Na[AlCl4] + ЮН2О = [Na(H2O)4]+ + |А1(Н2О)6]3+ + 4СГ
(pH < 7, см. А1213)
3.	Na[AlCl4] + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 4NaCl
4.	Na[AlCl4] + 6NaF (конц.) = Na3[AlF6] + 4NaCl
5.	Na[AlCl4] + 3Na = 4NaCl + Al	(170-200 °C)
6.	AIF3 — фторид алюминия
Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяется в холодной воде, лучше — в горячей; не растворяется
18
Al
в жидком HF и этаноле. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Переводится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение см. АП7 ", А1147, А121".
1.	A1F3 • Н2О = A1F3 + Н2О	(150-200 °C)
2.	A1F3 + ЗН2О (пар) = А1(ОН)3 + 3HF	(400 °C)
3.	4A1F3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3Na[AlF4]
4.	A1F3 + 3(NH3 • H2O) [конц.] = A1(OH)3X + 3NH4F
5.	A1F3 + 3HF (конц.) = H3[A1F6], A1F3 + 3NaF (конц.) = Na3|AIF6]>l
A1F3 (насыщ.) + HF(r) + NH3(r) = NH4[A1F4]X
6.	A1F3(T) + 2А1(Ж) 3AlF(r)	(1000 °C)
7.	[AIF6],Na3 — гексафтороалюминат(Ш) натрия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Очень плохо растворяется в воде и этаноле. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. А165, А1155, Nal218. 1. Na3[AlF6](x) = 3Na+ + [A1F6]3"	(1000 °C)
[A1F6]3- <=± [A1F4]"+ 2F"	(выше 1000 °C)
2.	2Na3[AlF6] + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + A12(SO4)3 + 12HF?
3.	Na3[AlF6] + 4NaOH (конц.) = Na[AI(OH)4] + 6NaF
4.	Na3[AlF6] + 6(NH3 • H2O) [конц.] = 3NaOH + A1(OH)3X + 6NH4F
5.	Na3[AlF6| + 2CaCO3 = NaAlO2 + 2NaF + 2CaF2 + 2CO2
(800-900 °C)
6.	2Na3[AlF6] + A12(SO4)3 = 4A1F3 + 3Na2SO4	(800-900 °C)
8. [AIH4],Li — тетрагидридоалюминат(Ш) лития
Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается при нагревании. Растворим в эфире. Реакционноспособный, окисляется О2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. Li810, Lil514.
1.	2Li[AlH4] = 2LiH + 2A1 + 3H2	(125-170 °C)
2.	Li[AlH4] + 4H2O = LiOH + A1(OH)3X + 4H2T
3.	Li[AlH4] + 4HC1 (разб.) = LiCl + A1C13 + 4H2T
4.	2Li|AlH4] + 4O2 = Li2O + A12O3 + 4H2O	(выше 150 °C)
Li[AlH4] + 4F2 = Li[AlF4] + 4HF	(комн.)
5.	3Li[AlH4] + 4BC13 = 3LiCl + ЗА1С13 + 2B2H6T	(в эфире)
Li|AlH4] + SiCl4 = LiCl + A1C13 + SiH4
6.	Li[AlH4] + 6CH3COOH = 2C2H5OH + Li(CH3COO) +
+ A1(CH3COO)3 + 2H2O
19
Al
9. [AIH4],Na — тетрагидридоалюминат(Ш) натрия
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Растворим в эфире. Сильный восстановитель; реагируете водой, кис-
лотами, хлоридами неметаллов, кислородом воздуха.	Получение см.
Nal16, Na239. 1. 2Na|AIH4] = 2NaH + 2А1 + ЗН2	(270-350 °C)
2.	Na|AlH4| + 4H2O = NaOH + А1(ОН)Д + 4H2T 3.	Na[AlH4| + 4HC1 (разб.) = NaCl + A1C13 + 4H2? 4.	3Na[AIH4] + 4BC13 = 3NaCI + 3A1C13 + 2B2H6 ’ Na|AlH4| + SiCI4 = NaCl + AICI3 + SiH4 5.	2Na|AlH4] + 4O2 = Na2O + A12O3 + 4H3O	(выше 230 °C)
6. Na[AlH4] + 6HCOOH = 2CH3OH + Na(HCOO) +	
+ А1(НСОО)3 + 2Н2О
10.	АИ3 — иодид алюминия
Белый или светло-бурый (с примесью иода), гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат легко растворим в холодной воде (гидролиз по катиону). Растворим в этаноле, эфире, сероуглероде. Разлагается горячей водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется концентрированной серной кислотой. Получение см. АН7.
I.	ЗАП3(Т) <=± АП3(Г) + А1216(г)	(выше	250 °C)
2.	АП3 6Н2О = АП(ОН)2 + 2HI + 4Н2О	(выше	185 °C)
3.	А113 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [А1(Н2О)6]3+ + ЗГ (pH < 7, см. А1213) 4. А113(т) + ЗН2О (гор.) = A1(OH)3xL + 3HI
А113(т) + 2Н2О (влага воздуха) = АП(ОН)2 + 2HI
5.	8А113(Т) + 15H2SO4 (конц.) = 4A12(SO4)3 + 12I2>L + 3H2S? + 12Н2О
6.	AlI3 + 3NaOH (разб.) = Al(OH)3i + 3Nal
A1I3 + 4NaOH (конц.) = Na|Al(OH)4] + 3NaI
7.	A1I3 + 3(NH3 • H2O) (конц., хол.) = А1(ОН)Д + 3NH4I
11 .AIN — Нитрид алюминия
Белый, очень твердый, огнеупорный, термически устойчивый. Не реагирует с жидкой водой, полностью гидролизуется водяным паром. Нерастворим в этаноле. Реагируете кислотами и щелочами, но кислотостоек в компактной форме. Получение см. All9 |2, А1411, Al 14|().
1. 2A1N = 2А1 + N2	(выше 1800 °C, вак.)
2. A1N + ЗН2О (пар) = А1(ОН)3 + NH3	(120-150 °C)
3. AIN + 4НС1 (конц., гор.) = А1С13 + NH4C1
20
Al
4.	AIN + NaOH (конц., гор.) + 3H2O = Na|AI(OH)4| + NH3T
5.	4A1N + 3O2 = 2A12O3 + 2N,	(выше 900 °C)
6.	2A1N + 3C12 = 2A1C13 + N2’	(выше 350 °C)
12.	AINH4(SO4)2 — сульфат аммония-алюминия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Малорастворим в воде (гидролиз по обоим катионам). Нерастворим в этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение — совместная кристаллизация сульфата алюминия и сульфата аммония.
I.	2AlNH4(SO4)2 = Al2O3 + 2NH3 + 4SO3 + H2O	(500 °C)
2.	AlNH4(SO4)2 • 12H2O = |Al(H2O)6]NH4(SO4)2 + 6H2O
(ниже 200 °C)
3.	AlNH4(SO4)2 (разб.) + 6H2O = |Al(H2O)6]3+ + NH4+ + 2SO2’
(pH < 7, см. Al2l3, N282)
4.	AlNH4(SO4)2 + 5NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4| + NH3 • H2O +
+ 2Na2SO4
5.	AlNH4(SO4)2 + 3(NH3 • H2O) (конц., хол.) = AI(OH)3i + 2(NH4)2SO4
AlNH4(SO4)2 + 3(NH3 • H2O) (конц., гор.) = AlO(OH)i +
+ 2(NH4)2SO4 + H2O
13.	AI(NO3)3 — нитрат алюминия
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворяется в азотной кислоте и этаноле. Реагирует со шеломами, гидратом аммиака. Получение см. All3, А1145.
1.	4A1(NO3)3 = 2А12О3 + 12NO2 + ЗО2	(150-200 °C)
2.	A1(NO3)3 • 9Н2О = A1(NO3)3 + 9Н2О	(до 40 °C, вак.)
A1(NO3)3 • 9Н2О = A1(NO3)3 • 6Н2О + ЗН2О	(73,5 °C)
4{A1(NO3)3 • 9Н2О} = 4А1(ОН)3 + 12NO2 + ЗО2 + 30Н2О (180 °C) 4{A1(NO3)3 • 9Н2О} = 4А1(О)ОН + 12NO2 + ЗО2 + 34Н2О
(350-400 °C)
3.	A1(NO3)3 (разб.) + 6Н2О = [А1(Н2О)6]3++ 3NO3 (pH < 7, см. А1213) 4. Al(NOj)j + 4NaOH (конц.) = Na|Al(OH)4] + 3NaNO3
5.	A1(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) (конц., хол.) = AI(OH) J + 3NH4NO3
Al(NOj), + 3(NH3 • H2O) (конц., гор.) = AlO(OH)i + 3NH4NO3 + H2O
14.	AI2O3 — оксид алюминия
Глинозём. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в этаноле. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет ам
21
Al
фотерные свойства; реагируете концентрированными кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании. Получение см. All6, А142, АН21, А1151, А1171, А1211.
1.	А12О3 + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С13 + ЗН2О
2.	А12О3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[AI(OH)4]
А12О3 +	2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О	(900-1100 °C)
3.	А12О3 +	Na2CO3 = 2NaAlO2 + СО2	(1000-1200	°C)
4.	А12О3 +	3K2S2O7 = A12(SO4)3 + 3K2SO4	(400-470	°C)
А12О3 +	6KHSO4 = A12(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O	(400-550 °C)
5.	A12O3 +	3N2O5 = 2A1(NO3)3	(35-40	°C)
6.	A12O3 +	MgO = (MgAl2)O4	(1600	°C)
7.	A12O3 +	6HF(r) = 2A1F3 + 3H2O	(450-600	°C)
8.	2A12O3 + 9C (кокс) = A14C3	+ 6CO	(1800	°C)
9.	AI2O3 +	ЗС (кокс) + 3C12 =	2A1C13 + 3CO	(800-900	°C)
10.	AI2O3 + ЗС (кокс) + N2 = 2A1N + 3CO
(1600-1800 °C)
11.	2AI2O3 ------электролиз-----* 4A1 (катод) + зо T (анод)
в расплаве Na3(AlF6J
[900 °C]
15.	AI(OH)3 — гидроксид алюминия
Белый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде и этаноле. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании. Получение см. All1, А143-6-7, А116467, А1214-6-7110.
1.	А1(ОН)3 = А1О(ОН) + Н2О	(до 200 °C)
2А1(ОН)3 = А12О3 + ЗН2О	(выше 575 °C)
2.	А1(ОН)3(Т) + 6Н2О <=> [А1(Н2О)6]3+ + ЗОН-
А1(ОН)3(Т) + 4Н2О +=± [А1(Н2О)2(ОН)4]-+Н3О+
3.	А1(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = А1С13 + ЗН2О
4.	А1(ОН)3 + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4[
А1(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О	(1000 °C)
А1(ОН)3 = А1О(ОН)Х + Н2О	(кип. в конц. NH3 • Н2О)
5.	А1(ОН)3 + 3HF (конц.) + 3NaF = Na3[AlF6[X + ЗН2О
А1(ОН)3 + 6NH4F (конц., гор.) = (NH4)3[AIF6[ + 3(NH3 • Н2О) 6. 2А1(ОН)3 + Na2CO3 = 2NaA102 + СО2 + ЗН2О (900-1100 °C)
22
Al
16.	[AI(OH)4],Na — тетрагидроксоалюминат(Ш) натрия
В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав аниона усложняется. При кристаллизации выделены Na4|AI(OH)7], Na6|Al6O4(OH)|6] и Na4[Al4O3(OH)10]. Разлагается при разбавлении раствора водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом алюминия. Получение см. All4, А146, AI142, А1154, А1216.
1.	Na[Al(OH)4] = NaA102 + 2Н2О	(800 °C)
2.	6Na[Al(OH)4] (насыш.) = Na6[Al6O4(OH)l6]l + 4Н2О
(40 °C, в 50%-м NaOH)
Na[Al(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН2О =
= Na4[Al(OH)7] • ЗН2О (60-65 °C) 4Na[Al(OH)4] (насыш.) = Na4[Al4O3(OH)l0]l + ЗН2О
(100 °C, в 50%-м NaOH)
3.	Na[Al(OH)4] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(ОН)4]~
(в конц. NaOH)
Na[Al(OH)4] + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + |А1(Н2О)2(ОН)4Г
(в разб. NaOH) 4. Na|Al(OH)4] —*-> А1(ОН)34- + NaOH (разбавление водой) 5. Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб.) = А1С13 + NaCl + 4Н2О
6. Na[AI(OH)4] + СО2 = A1(OH)3J- + NaHCO3
7. 2Na(Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2A1(OH)3X + Na2CO3 + 2(NH3 • H2O) 2Na[Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2A1O(OH)1 + Na2CO3 +
+ 2NH3T + 4H2O (кип.) 8. 3Na[Al(OH)4J + A1C13 (конц.) = 4A1(OH)31 + 3NaCl
17. AIO(OH) — метагидроксид алюминия
Белый, при нагревании разлагается. По сравнению с А1(ОН)3 обладает меньшей реакционной способностью. Не реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. А147, А1151-4, А121710.
1.	2А1О(ОН) = А12О3 + Н2О	(360-575 °C)
2.	АЮ(ОН) + ЗНС1 (конц.) = А1С13 + 2Н2О
3.	АЮ(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OH)4|
АЮ(ОН) + NaOH = NaAlO2 + Н2О	(1000 °C)
4.	2А1О(ОН) + Na2CO3 = 2NaA102 + СО2 + Н2О (900-1000 °C)
23
Al
18.AIP — фосфид алюминия
Светло-серо-желтоватый, огнеупорный, разлагается при очень высоких температурах. Гидролизуется кипящей водой. Реагирует с кислотами и щелочами. Получение см. АП9.
I.	AlP = Al + Р	(выше 2000 °C)
2.	AlP + ЗН2О = А1(ОН)3Х + РН3Т	(кип.)
3.	AlP + ЗНС1 (конц., гор.) = А1С13 + РН3Т
4.	AlP + 11HNO3 (конц., гор.) = A1(NO3)3 + Н3РО4 + 8NO2? + 4Н2О
5.	AlP + NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = Na|Al(OH)4| + РН3Т
6.	AIP + 2О2 = А1РО4	(выше 1000 °C)
7.	AlP + 4S = A1|PSJ	(650 °C)
19.	А1РО4 — ортофосфат алюминия
Белый, огнеупорный, термически устойчивый. Не растворяется в воде и этаноле. Химически пассивный, не реагируете разбавленными кислотами. Реагирует со щелочами и концентрированными кислотами. Получение см. А148, АП86.
I.	А1РО4 • 2Н2О1 <=* А1РО4(т) + 2Н3О(Ж)	(100-110 °C, р)
А1РО4 • 2Н2(Н = А1РО4 + 2Н2О	(=350 °C)
2.	2А1РО4 + 3H2SO4 (конц., гор.) = A12(SO4)3 + 2Н,РО4
3.	А1РО4 + 4NaOH (конц., гор.) = Na|Al(OH)4| + Na,PO4
20.	AI2S3 — сульфид алюминия
Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давлением N2. Полностью гидролизуется, не осаждается из водного раствора. Реагирует с кислотами. Получение см. АПх 11.
1.	A12S3 + 6Н2О = 2A1(OH)3J- + 3H2ST	(комн.)
2.	A12S3 + 6НС1 (разб.) = 2А1С13 + 3H2S?
3.	A12S3 + 30HNO3 (конц., гор.) = 2A1(NO3)3 + 3H2SO4 +
+ 24NO2 + 12Н,0
4.	A12S3 + 8NaOH (конц.) = 2Na|Al(OH)4| + 3Na2S
A12S3 + 3(NH3 • H2O) + 3H2O = 2А1(ОН)Д + 3NH4HS
5.	2A12S3 + 9O2 = 2A12O3 + 6SO2	(700-800 °C)
21.	AI2(SO4)3 — сульфат алюминия
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). В кипящей воде разлагается. Малорастворим в этаноле. Не реагируете кислотами (кроме серной). Полностью разлагает
24
Am
ся щелочами в растворе и при спекании, реагирует с гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. АП2.
1.	2A12(SO4)3 = 2А1,О3 + 6SO2 + ЗО2	(770-860 °C)
2.	A12(SO4), • 18Н2О = A12(SO4)3 + 18Н2О	(420 °C)
3.	A12(SO4)3 (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2|А1(Н2О)6],+ + 3SO2’
IА1(Н,О)6|’+ + Н2О <=> [А1(Н2О)5(ОН)|2+ + Н,О+ (pH < 7) 2|А1(Н2О)5(ОН)]2+ <=» |А12(Н2О)8(ОН)2|4+ + 2Н2О
4.	AI2(SO4)3 (оч. разб.) + 6Н2О = 2А1(ОН)31 + 3H2SO4 (кип.)
5.	AI,(SO4)3(r> + 3H2SO4 (конц.) = 2Al(HSO4)3(p)	(30-50 °C)
6.	A12(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2А1(ОН)3Х + 3Na2SO4
A12(SO4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4
A12(SO4)3 + 8NaOH = 2NaA102 + 3Na2SO4 + 4H2O
(900-1000 °C)
7.	A12(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) (конц., хол.) = 2A1(OH)34< + 3(NH4)2SO4 A12(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) (конц., гор.) = 2A1O(OH)4< +
+ 3(NH4)2SO4 + 2H2O
8.	A12(SO4)3 + 3M(NO3)2 = 3MSO4X + 2A1(NO3)3 (M = Ba, Pb) 9. A12(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 = 3CaSO4l + 2A1(OH)31 + 6CO2T
10. A12(SO4)3 + 3H2O + 3Na2CO3 = 2A1(OH)3X + 3CO2T + 3Na2SO4 A12(SO4)3 + 4H2O + 3Na2S = 2A1O(OH)X + 3H2S? + 3Na2SO4
(кип.)
11. A12(SO4), + 2Na3|AlF6) = 4A1F3 + 3Na2SO4	(800-900 °C)
Америций
1. Am — америций
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагируете кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Ион Ат3+ в разбавленном растворе имеет розовую окраску, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 243Ат) бомбардировкой нейтронами плутония в ядерном реакторе. Выделен в виде AmF3. Получение см. Ami6.
I.	2Am + 6Н2О (гор.) = 2Am(OH)3J-+ ЗН2?
2.	2Am + 6НС1 (разб.) = 2АтС13 + ЗН2?
8Ат + 30HNO, (разб.) = 8Am(NO3)3 + 3N2O? + I5H2O
25
Ar, As
3.	Am + HNO3 + 3HF = AmF3l + NO? + 2H2O
4.	2Am + иН2 = 2AmH„ (n = 2,7 ± 0,3)	1	(50-60 °C)
5.	Am + O2 = AmO2 (черн.)	(сжигание на воздухе)
2AmO2 + Н2 = Am2O3 (желт.) + Н2О	(600 °C)
6.	a) 2Am + 3F2 = 2AmF3 (роз.)	(до 200 °C)
2AmF3 -I- ЗВа = 2Ат + 3BaF2	(1300—1350 °C, в аргоне)
б)	Ат + 2F2 = AmF4 (оранж.)	[выше 400 °C]
AmF4 4- 2Ва = Ат 4- 2BaF2	(1150—1200 °C, в аргоне)
в)	Ат 4- 4CsF (насыщ.) 4- 2F2 = Cs4[AmF8] (роз.)
7.	Ат 4- 2Н2О 4- 2NaClO = Am(OH)4i (черн.) 4- 2NaCl
(в конц. NaOH)
Ат 4- 2Н2О2 (конц.) = Am(OH)4i	(в разб. NH3 • Н2О)
8.	2Ат + 2HNO3 + 4Н2О + 5K2S2O6(O2) [хол.] =
= 2(AmO2)NO3 (желт.) + 5K2SO4 + 5H2SO4
9.	Am + 2HNO3 + ЗО3 = AmO2(NO3)2 + 3O2T + H2O
Аргон
1. Аг —аргон
Благородный (инертный) газ, неметалл. Самый распространенный в природе элемент VHIA-группы. Бесцветный. В природе преобладает наиболее тяжелый изотоп 40Аг (с примесями 36Аг, 38Аг). Образуется при захвате орбитального электрона ядром нуклида 40К в литосфере Земли. Содержание Аг в воздухе 0,932% (об.), 1,28% (масс.). Плохо растворяется в воде (растворимость понижается в присутствии сильных электролитов), лучше — в органических растворителях. Образует клатрат 8Аг • 46Н2О и сольваты Аг • 4С6Н5ОН, Аг • 2L (L = НО, HBr, H2S). Не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
Мышьяк
1. As — мышьяк
Неметалл. Существует в трех формах. Серый мышьяк a-As — устойчивая форма существования, относительно твердый, хрупкий. Черный мышьяк p-As — аморфный, хрупкий. Желтый мышьяк y-As (состоит из молекул As4) — метастабильный, мягкий (как воск), легко растворим в сероуглероде, по свойствам напоминает белый фос
26
As
фор (химическая активность выше, чем у a-As и p-As). При нагревании возгоняется, плавится под избыточным давлением. Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, водородом. 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. As34’5, As815’ ,6, Asl32, Asl57.
1.	2As + 3H2SO4 (конц., гор.) = As2O3X + 3SO2T + ЗН2О
2As + 5H2SO4 (конц., хол.) —2AsSO4(OH) + 3SO2T + 4Н2О
2.	2As + 6H2S2O7 (олеум) = 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 3SO2T
3.	As + 5HNO3 (конц.) = H3AsO4 + 5NO2 + H2O
As + 3HC1 (конц.) + HNO3 (конц.) = AsCl3 + NOT + 2H2O
4.	2As + 2NaOH (20%-й) + 2H2O 2NaAsO2 + 3H2T (кип.) 2As + 6KOH (20%-й, хол.) -L* 2K3AsO3 + 3H2?
5.	4As + 3O2 = 2As2O3	(сгорание на воздухе, выше 350 °C)
6.	2As + 5F2 = 2AsF5	(комн., сгорание во фторе)
7.	2As + ЗС12 = 2AsCl3	(20—30 °C, сгорание в хлоре)
2As + 5С12 + 8Н2О 2H3AsO4 + 10НС1
8.	2As + ЗЕ2 = 2AsE3 (50—80 °C, Е = Вг; кип. в жидк. CS2; Е = 1) 9. As As2S3, As2S5, As4S4 (500—600 °C, в атмосфере N2)
2As + 3Se = As2Se3	(300-400 °C)
10.	As + 3M = M3As	(нагревание; M = Li, Na, K)
M3As + 3H2O = AsH3? + 3MOH
11.	2As + 3M = M3As2	(нагревание; M = Mg, Ca, Cu)
2As + M = MAs2	(нагревание; M = Ca, Zn, Fe)
12.	2As + 3Zn = Zn3As2	(400-450 °C)
Zn3As2 + 3H2SO4 (разб.) = 3ZnSO4 + 2AsH3?
13.	As + M = MAs	(нагревание; M = Al, Ga, In, La)
MAs + 3H2O = AsH3T + M(OH)31
14.	As + 3Na + 3NH4Br = AsH3T + 3NaBr + 3NH3
(-40 °C, в жидк. NH3) As + 3H° (Zn, конц. NaOH) = AsH3?
15.	2As + 6NaOH (разб.) + 5NaClO = 2Na3AsO4 + 5NaCl + 3H2O 2As + 6NaOH (разб.) + 5H2O2 (конц.) = 2Na3AsO4 + 8H2O
16.	2As + 2BrF5 = 2AsF5 + Br2	(100-200 °C)
As -Н5°£НнТнТоеУМ>> (Asi+)(SO3F)2, (AsD(SO3F)2
ri 15 112^^4
27
As
17.	0-As(O —> a-As(1)	(270 °C)
y-As(T) —> a-As(T)	(358 °C или медленно на свету)
«О о/ а\ 613—800 С ПА 800—1700-С	.	_L_.
18.	8(cx-As)(T)	► 2As4(i)	► As4|r^ 2As2^j
2.	AsBr3 — трибромид мышьяка
Белый, низкоплавкий, летучий. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Легко растворяется в этаноле, сероуглероде, эфире. Полностью гидролизуется. Реагирует с азотной кислотой и щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. Asl\ As89.
1.	2AsBr3 + ЗН2О = As2O3i + 6HBr
2.	AsBr3 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H3AsO4 + 2NO2T + ЗНВг
3.	AsBr3 + 5NaOH = Na2HAsO3 + 3NaBr + 2H2O
4.	2AsBr3 + 3H2 = 2As + 6HBr	(400-500 °C)
3.	AsCI3 — трихлорид мышьяка
Бесцветная, легколетучая, тяжелая жидкость. Смешивается с этанолом, эфиром, соляной кислотой. Легко гидролизуется во влажном воздухе («дымит»). При смешивании с малым количеством воды (до 18 моль Н2О на 1 моль AsCl3) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидролизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кислотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлорид-иона. Апротонный автоионизи-руюшийся растворитель, растворяет иодиды щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. Asl37, As62, As83 4 9.
1.	AsCl3 (конц.) + 8H2O <=► |As(H2O)4 (OH)2|+ (?) + ЗСГ + 2H3O+ 2AsCl3 (разб.) + 3H2O = As2O3>L + 6HC1
2.	AsCI, + 2HNO3(kohu.) + 2H,0 = H3AsO4 + 2NO2T + 3HC1
3.	AsCI3 + 5NaOH (разб.) = Na2HAsO3 + ^NaCl + 2H2O
4.	2AsCI3 + 3H2 = 2As + 6HC1	(850-900 °C)
2AsCI, + 3Pb = 3PbCl, + 2As	(500-600 °C)
5.	2AsCl3 + 3HC1 (конц.) + 3H|SnCl,| = 2AsX + 3H,|SnClJ
6.	4AsCl3 + 3Li|A1H4| = 4AsH,T + 3LiCl + 3A1C1,	(в эфире)
7.	AsCl3(x) + As2O3 = 3As(Cl)ChL	(30-50 °C)
8.	AsCl3(JK) + KC1 = K|AsC14|
AsC13(a) + SbCl5 = (AsCI2+) |SbCl6]
9.	2AsCI3()M AsC12+ + |AsCI4|*	(идет в малой степени)
28
As
4.	AsF3 — трифторид мышьяка
Бесцветная жидкость, низкокипящая, легколетучая, тяжелая. Легко смешивается с этанолом, эфиром, бензолом. Полностью гидролизуется. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагирует со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фто-рид-иона. Полярный апротонный растворитель, хорошо растворяет серу и фосфор. Получение см. As84 8.
1.	2AsF3 + ЗН2О = As2O3i + 6HF
2.	AsF3 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H3AsO4 + 3HF + 2NO2
3.	AsF3 + 5NaOH (разб.) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O
4.	4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3 ~	(100-150 °C)
AsF3 + As2O3 + 3F2 = 3As(O)F3	(100 °C)
5.	AsF3(a) + KF = K|AsF4]
6.	AsF3U) + SbF5 = (AsF2 )[SbF6|
7.	2AsF3 + 2C12 = (AsCl 4 )|AsF6]	(50—60 °C, охлаждение до -40 °C)
8.	AsF3OK) + 3NH3 [As(NH3)3F3]
5.	AsF5 — пентафторид мышьяка
Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Растворим в эфире и бензоле, реагирует с этанолом. Реакционноактивный; легко гидролизуется, реагирует со щелочами. Проявляет акцепторные свойства по отношению к фторид-иону. Является «сверхкислотой» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. Asl6',6.
1.	AsF5 + Н2О (влага воздуха) = As(O)F3 + 2HF
2.	2AsF5 + 9Н2О = 2(H3AsO4 • 0,5H2O)i + 10HF	(0 °C)
2AsF5 + 6,67H2O = As2O5 • l,67H20i + 10HF	(80 °C)
3.	AsF5 + 8NaOH (конц.) = Na3AsO4 4- 5NaF 4- 4H2O
AsF5	Na2 |As2O2F8|, Na |AsO2F2], Na2 |As2O3F|
4.	AsF5 4- HF (конц.) 4- H2O = H|AsF6] • H2O>L	(на холоду)
AsF5()K) 4- KF = K|AsF6]	(примесь K2|AsF7|)
2AsF5 4- 3XeF2 = (XeF+) |AsF6] 4- (Xe2F3 ) |AsF6| (в жидк. BrF5)
5.	AsF5+HF(x) <=► H2F+ + |AsF6|-
AsF5 + HF(X) + C6H5F <=± C6H6R + |AsF6|
6.	AsFs + 2HSO3FU) <=► H2SO3F+ + [As(SO3F)F5|-
7.	AsFs + C2H5OH = As(O)F3 + C2H5F + HF	(0 °C)
6.	AsH3 — арсин
Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при нагревании разлагается и покрывает холодную поверх
29
As
ность стекла черной пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется в воде и не реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsH3 • 46Н2О. Хорошо растворяется в сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см. Asl10’ |2~14, As36, As817.
1.	2AsH3 = 2As + 3H2	(до 300 °C)
2.	AsH3 + ЗНСЦконц.) = AsCl3 + ЗН2Т
3.	AsH3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = AsSO4(OH) + S-i- + 3H2O
AsH3 + 8HNO3 (конц.) = H3AsO4 + 8NO2? + 4H2O
4.	2AsH3 + 3O2 = As2O3 + 3H2O	(сгорание на воздухе)
5.	AsH3 + 3I2 = Asl3 + 3HI	(комн.)
6.	AsH3 + 3NaOH (разб.) + 4NaClO = Na3AsO4 + 4NaCl + 3H2O
7.	AsH3 + 3NaOH (разб.) + 4H2O2 (конц.) = Na3AsO4 + 7H2O
8.	2AsH3 + 3MSO4 (конц.) + 6NaHCO3 = M3As2l + 3Na2SO4 +
+ 6CO2T + 6H2O	(M = Cu, Zn)
9.	AsH3 + 3HgCl2 = Hg(Cl+)3As (бур.)1 + 3HC1	(в разб. HC1)
2(HgCl+)3As —£-» Hg3As2 (бур.Д + 3HgCl2 (кип. в разб. HC1)
10.	2AsH3 + 3H2O + 12AgNO3 = As2O3X + 12Agl + 12HNO3
AsH3 + 6AgNO3(T) = 3HNO3 + [AsAg6](NO3)3	(комн.)
11.	2AsH3 + 2Na = 2NaAsH2 (бел.) + H2T (-78 °C, в жидк. NH3) NaAsH2 —NaAs + H2	(комн.)
NaAsH2 + H2O = AsH3? + NaOH
12.	AsH3 электрич As2H4(r) (бц.), (As2_xH)n(T) (желт.)
(на холоду, кат. SnCl2)
7. Asl3 — трииодид мышьяка
Красный. Чувствителен к кислороду воздуха. Малорастворим в холодной воде и концентрированной иодоводородной кислоте. Хорошо растворим в этаноле, сероуглероде, эфире, бензоле и ксилолах. Реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом и мышьяком. Образует иодокомплексы. Получение см. Asl8, As65, As89.
1.	Asl3 + ЗН2О (гор.) = H3AsO3 + ЗН1
2.	8AsI3 + 3H2SO4 (конц., хол.) = 4As2O3l + 3H2S? + 12121
2AsI3 + !0HNO3 (кони.) = 2H3AsO4 + 10NO2? + 3I21 + 2H2O
3.	Asl3 + 5NaOH (разб.) = Na2HAsO3 + 3NaI + 2H2O
4.	4AsI3 + 3O2 (воздух) —2As2O3 + 6I2
5.	Asl3 + 3CsI (конц.) = Cs3|AsI6]J-
30
As
6.	2AsI3 + H2 = As2I4 + 2H1	(100°C)
3As2I4 —2As4- + 4Asl34-	(комн., в воде)
7.	4Asl3 + 2As = 3As2I4 (красн.)	(ниже 140 °C)
(л + 1)As2I4 2AsI3 + 2As„I (бур.)Х	(в бензоле)
As2I4 + I2 = 2AsI3	(кип. в жидк. CS2)
8.	As2O3 — триоксид димышьяка
Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низкоплавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификациях: a-As2O3 (моноклинный) и p-As2O3 (кубический, в узлах кристаллической решетки находятся молекулы As4O6). При быстром охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Малорастворим в этаноле, лучше — бензоле, метаноле, пентанолах, хлороформе и эфире. Плохо реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — НА$О2 (метамышьяковистая) и H3AsO3 (ортомышьяковистая). Проявляет кислотные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окислительно-восстановительными свойствами. Получение см. Asl1-5, As3', As9', Asl33, Asl59. 1. As2O3(t) + Н2О(хол.) 2HAsO2 (насыш.)
a)	HAsO2 + H2O <=* AsO? + H3O+
HAsO2 + 5H2O «=> [As(H2O)4(OH)2]+(?) + OH~
6)	HAsO2 + H2O H3AsO3	(идет в малой степени)
2.	As2O3(t) + ЗН2О (гор.) 2H3AsO3 (насыш.)
H3AsO3 + Н2О ♦=> H2AsO7 + Н3О+
H2AsO; + Н2О <=* HAsO3” + Н3О+
HAsO3“ + Н2О <=> AsO3~ + Н3О+
3.	As2O3 + ЗНС1 (разб.) H3AsO3 + AsCl3
As2O3 + 6НС1 (конц.) = 2AsCl3 + ЗН2О
4.	As2O3 + 6HE(r) = 2AsE3 + 3H2O	(140-200 °C; E = F, Cl)
5.	As2O3 + 4HNO3 (конц.) + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2	(кип.)
6.	As2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + H2O
A^Oj + 6NaOH (конц.) = 2Na3AsO3 + 3H2O (примесь Na2HAsO3) 7. As2O3 + Na2CO3 (конц., гор.) = 2NaAsO2 + CO2?
8. As2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO4)3 (55-65 °C) As2O3 + AsF3 + 3F2 = 3As(O)F3	(100 °C)
9. As2O3 + 6HI (конц.) = 2AsI3X + 3H2O	(комн.)
4As2O3 + 3S2C12()K) + 9C12 = 8AsCl3 + 6SO2	(комн.)
As2O3 + AsCl3()(t) = 3As(Cl)OX
2As2O3 + 3S + 6Br2 = 4AsBr3 + 3SO2	(60 °C)
31
As
10. As2O, + 3H2S (насыш.) = As2S3J< + 3H2O	(в конц. HC1)
11. 2As2O3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2	(300 °C)
As2O3 + 6NaOH (конц.) + 2S = 2Na3|As(S)O3| + 3H2O (кип.) 12. As2O3 + 5H2O + 2E2 = 2H3AsO4 + 4HE (кип.; E = Cl, Br, I) 13. 5As2O3 + 6H2SO4 (разб.) + 4KMnO4 + 9H2O =
= 10H3AsO4 + 2K2SO4 + 4MnSO4
14.	As3O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsO4 + 2NaNO2 + 3H2O
(400-500 °C)
15.	As2O3 + 3H(PH2O2) = 2AsX + ЗН2(РНО3)	|в разб. HCI]
As2O3 + 9HC1 (конц.) + 3H|SnCI3) = 2AsX + 3H2[SnCI6] + 3H2O
16.	As,O3 + ЗС (кокс) = 2As + 3CO	(700 °C, примесь CO2)
2As,O3 + 3Zr = 3ZrO2 + 4As	(470-600 °C)
As2O3 + 3K.CN = 2As + 3KOCN	(600-650 °C)
17.	As2O3 + 12H° (Zn, разб. HCI или конц. NaOH) = 2AsH3? + 3H2O 4As2O3 + 6Na[BH4| + 3H2SO4 + 6H2O = 8AsH3? +
+ 6B(OH)3X + 3Na2SO4 18. As2O3 + 5H,O 2-ie-K?OJH3> 2H2T (катод) + 2H3AsO4 (анод)
9.	As2O5 — пентаоксид димышьяка
Белый, гигроскопичный, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в этаноле. Реагируете водой. Гидрат As2O5* 1,67Н2О имеет строение (Н5А53О]0)„. Проявляет кислотные свойства, реагирует со шеломами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. As 151.
!. As2O5 = As2O3 + О2	(730 °C)
2.	As2O5 + 4Н2О 2(H3AsO4 0,5H2O)>L <=±
2H3AsO4 (насыш.) + Н2О (20 °C)
As2O5 + ЗН2О = As2Os • l,67H20i + 1,ЗЗН2О <=± 2H3AsO4 (насыш.)
(80 °C)
3.	As2O5 + 6NaOH (конц.) = 2Na3AsO4 + ЗН2О
4.	2As2O5 + 5С (кокс) = 4As + 5СО2	(400-500 °C)
5.	As2O5 + 5H2S(r) = As2S3i + 2Si + 5H2O (30-50 °C, в конц. НС!)
10.	As(O)F3 — трифторид-оксид мышьяка
Бесцветный газ; тяжелее воздуха, гигроскопичный. При быстром охлаждении становится твердым полимером. Малорастворим в органических растворителях, реагирует с этанолом. Реакционноспособный; гидролизуется во влажном воздухе и в воде, реагирует со щелочами. Акцептор фторид-ионов. Получение см. As5L 7, As88.
32
As
I.	2As(O)F, + 7H2O = 2(H,AsO4 • 0,5H2O)J< + 6HF	(0 °C)
2As(O)F3 + 4,67H2O = As2O5 • 1,67Н2СЦ + 6HF	(80 °C)
2.	As(O)F3 + 6NaOH (конц.) = Na,AsO4 + 3NaF + 3H2O
As(O)F,	Na2lAs2O2F8|, Na|AsO2F2|, Na2|AsO3Fl
3.	2As(O)F3 + 2KF = K2|As2O2Fs|	(комн., в разб. HF)
As(O)F3 + K(HF2) = K|As(OH)F5|	(комн., в разб. HF)
4.	As(O)F3 + 3C2H5OH = H3AsO4 + 3C2H5F	(кип.)
5.	As(O)F3(r) Obl-cr-Q> [As(O)F3|,J(r) (комн., охлаждение до-70 °C)
11.	As2S3 — трисульфид димышьяка
Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Хорошо растворим в этаноле. Пассивен по отношению к жидкой воде, реагирует с водяным паром. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелочных металлов, пероксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при нагревании. Получение см. Asl9, As8H, Asl4L4.
I.	As2S3 + 3H2O (nap) = As2O3 + 3H2S	(200-250 °C)
2.	As2S3(t) + 6HCI (конц.) <=* 2AsCl3 + 3H2S(p)
As2S3 + 9H2SO4 (конц.) = As2O3xL + 12SO2 + 9H2O
As2S3 + 28HNO3 (конц.) = 2H3AsO4 + 28NO2 + 3H2SO4 + 8H2O
(кип.)
3.	As2S3 + 6NaOH (конц.) = Na3AsO3 + Na3|AsS3| + 3H2O
As2S3 + 3Na2CO3 (конц.) = Na3AsO3 + Na3|AsS3| + 3CO2T
4.	As2S3 + 6(NH, • H2O) |конц.| = (NH4)3AsO3 + (NH4)3|AsS3| + 3H2O
5.	As2S3 + 14H2O2 (конц., гор.) = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 8H2O
6.	2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2	(500 °C)
7.	As2S3 + 2S = As2S5	(100-120 °C, p)
8.	As2S3 + 3Na2S (конц.) = 2Na3|AsS3|
9.	As2S3 + 3Na2S (конц.) + 2S = 2Na3[AsS4|
As2S3 + 8NaOH (конц.) + 2S = 2NaJAsS2O2| + Na2S + 4H2O
(30-50 °C)
12.	As2S5 — пентасульфид димышьяка
Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Не растворяется в этаноле. Реакционноспособный; полностью разлагается кипящей водой, концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей, гидрата амми
33
As
ака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. Asl9, Asl I7, Asl44, Asl55.
1.	As2S5 = As2S3 + 2S	(90-500 °C)
2.	2As2S5 + 3H2O = As2O3>1 + As2S3X + 4SJ- + 3H2ST	(кип.)
3.	As2S5(t) + 10HC1 (конц.) <=> 2AsCl3 + 2Cl2(p) + 5H,S(p)
As2S5 + 15H2SO4 (конц., гор.) = 2H3AsO4 + 20SO2? + 12H2O
As2S5 + 40HNO3 (конц.) = 2H3AsO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O
(кип.)
4.	4As2S5 + 24NaOH (конц.) = 3Na3AsO4 + 5Na3|AsS4) + 12H2O
4As2S5 + 24(NH3 • H2O) (конц.) = 3(NH4)3AsO4 + 5(NH4)3[AsS4] +
+ 12H2O
5.	2As2S5 + 15O2 = 2As2O5 + 10SO2	(300-400 °C)
6.	As2S5 + 20H2O2 (конц., гор.) =.2H3AsO4 + 5H2SO4 + 12H2O
7.	As2S5 + 3M2S (насыш.) = 2M3[AsS4]	(50-60 °C; M = Na, K)
8.	As2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3(AsS4) + 3HC1 (40-50 °C)
13.	As4S4 — тетрасульфид тетрамышьяка
Красно-коричневый, 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 сульфидами щелочных металлов в присутствии серы. Получение см. Asl9.
I.	As4S4 + 44HNO3 (конц.) = 4H3AsO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12H2O
(кип.)
2.	3As4S4 + !6NaOH (конц.) = 4NaAsO2 + 4AsX +
+ 4Na3[AsS3] + 8H2O (кип.)
3.	As4S4 + 7O2 = 2As2O3 + 4SO2	(400-500 °C)
4.	As4S4 + 6Na2S (конц., хол.) + 2S 4Na3[AsS3]
As4S4 + 6Na2S (конц.) + 6S = 4Na3(AsS4|	(кип.)
14.	[AsS4] , Na3 — тетратиоарсенат(У) натрия
Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисляется О2 воздуха. Нерастворим в этаноле. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. Asl I9, Asl24-7, Asl34.
I.	2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S	(450-500 °C)
2.	Na3[AsS4] • 8H2O = Na3|AsS4] + 8H2O
(80—120 °C, вак., над Р4О|0)
34
As
3.	Na3[AsS4[ (разб.) + 12H2O (хол.) = 3[Na(H2O)4|+ + |AsS4]3~ Na3|AsS4| + 2H2O (гор.) = Na3|AsS2O2| + 2H2S?
4.	2Na3|AsS4| + 6HC1 (конц.) = 6NaCl + As2S5i + 3H2ST (0 °C) 2Na3|AsS4] + 6HC1 (конц.) = 6NaCl + As2S3i + 2S-L + 3H2S? (кип.)
5.	Na3[AsS4] + 4NaOH (конц.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O (комн.)
6.	Na-JAsSJ (разб.) + O2 Na3|AsS2O2] + 2SJ-Na3[AsS4| + 6O2 = Na3AsO4 + 4SO2	(500 °C)
7.	Na3[AsS4] + 3T1NO3 = Tl3|AsS4U + 3NaNO3
15.H3AsO4 — мышьяковая кислота
Белое, твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в безводном состоянии не выделено. При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая кислота, при выпаривании переходит в полимерную форму (H5As3Oi0)„. Хорошо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щелочами. Очень слабый окислитель. Получение см. Asl3-7, As32, As85, As92.
1.	2(H3AsO4 • 0,5H2O)(t) = As2O5 + 4H2O	(250-280 °C)
2.	3nH3AsO4 (конц.) = (H5As3OI0)„X + 2wH2O
(100 °C, выпаривание)
H3AsO4( насыш.) + 2H2O = H7AsO6X
(возможно H[As(OH)6]) [-30 °C] 3. H3AsO4 (разб.) + H2O <=* H2AsO; + H3O+
H2AsO4 + H2O <=* HAsO2 + H3O+
HAsO2 + H2O «=* AsO4“ + H3O+
4.	H3AsO4 + NaOH (разб.) = NaH2AsO4 • H2OX	(на холоду)
H3AsO4 + 2NaOH (разб.) = Na2HAsO4 + 2H2O	(50-60 °C)
5.	2H3AsO4 + 5H2S(r) = As2S54- + 8H2O	(0 °C, в конц. HCI)
6.	H3AsO4 (конц.) + 3NH3(r) + 3H2O = (NH4)3AsO4 • 3H2OX (комн.)
(NH4)3AsO4 • 3H2O -*-► (NH4)2HAsO4 + NH3 + 3H2O
(50-80 °C, вак.)
(NH4)3AsO4(p) = NH4(H2AsO4) + 2NH3T	(кип.)
7.	H3AsO4 + MgCl2 + 3NH3(r, = MgNH4AsO4X + 2NH4C1
4MgNH4AsO4 + 5C (графит) = 4As + 5CO2 + 4NH3 + 4MgO +
+ 2H2O (700 °C, вак.) 8. 2H3AsO4 (гор.) + 2SO2(r) = As2O34- + 2H2SO4 + H2O (кип.) 9. 2H3AsO4 (хол.) + 4HI (конц.) = As2O3>1 + 2I2 + 5H2O 10. H3AsO4 + 12MoO3 + 3KNO3 = KJAsMo^U (желт.) + 3HNO3
(60-70 °C)
11. 2H3AsO4 (конц.) + Sb2O5 = 2(SbAs)O5 (бел.)Х + 3H2O (300 °C, p)
35
At
Астат
1. At —астат
Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 2,0At (период полураспада 8,1 ч). Не растворяется в воде и не реагирует с ней. Растворяется в тетрахлориде углерода и бензоле. Реагируете кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. Получение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядерном ускорителе.
1.	At + Н° (Zn, конц. НС1) = HAt?
2At + 2H2O + SO2 = 2HAt + H2SO4
2.	2At + 3NaOH + Na[Sn(OH)3] = 2NaAt + Na2(Sn(OH)6|
NaAt + 2AgNO3 + Nal = {Agl + AgAt}? + 2NaNO3 соосаждение
3.	2At + Вг2(ж) = 2AtBr(T)
2At + I2 = 2AtI	(до 200 °C)
2At + 2CsI + I2 = 2Cs[AtI2J	(выше 150 °C)
4.	3At + HNO3 (разб.) + H2O = ЗНАЮ + NO?
6At + 4H2SO4 + K2Cr2O7 = 6HAtO + Cr,(SO4), + H2O + K2SO4
HAtO + NaOH (разб.) = NaAtO + H2O
5.	2At + E2(p) + 2H2O = 2HAtO (или AtOH) + 2HE
(E = Cl, Br; примесь AtCl3)
2AtOH + 2T1OH + 2H2S (насыш.) = {T12S + At2S}? + 4H2O соосаждение
2AtCl3 + 2BiCl3 + 6H2S (насыш.) = {Bi2S3 + At2S3}i + 12HC1
соосаждение (в конц HC1)
6.	2At + 5NaC10 + H2O = 2HAtO3 + 5NaCl
2At + 5K2S2O6(O2) + 6H2O = 2HAtO3 + 5K2SO4 + 5H2SO4 (кип.)
HAtO3 + 2AgNO3 + K1O3 = {AglO3 + AgAtO,}? + KNO3 + HNO3 соосаждение
7.	2At + 8H2O + 7XeF2 = 2HAtO4 + 7Xe? + I4HF
HAtO4 + NalO4 + 2KOH = {KIO4 + KAtO4}? + NaOH + H2O соосаждение
8.	2At(T) <=± А12(ж)	(250 °C)
36
Au
Золото
1. Au — золото
Желтый металл, более.мягкий, чем медь и серебро; ковкий, тяжелый, высокоплавкий. Устойчив в сухом и влажном воздухе. В особых условиях образуется коллоидное золото. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, графитом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор действием «царской водки», смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. При нагревании реагирует с галогенами, селеновой кислотой. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона. Со ртутью образует амальгаму. В природе встречается в самородном виде. Получение см. Au2\ Au56 ,0, Au8L6, Au93 7.
1.	Au + HNO, (конц.) + 4НС1 (конц.) = Н|AuCIJ + NOT + 2Н2О			
2.	2Au	+	6H,SeO4u) — Au,(SeO4)3 + 3SeO, + 6H,0	(200 °C)
3.	2Au	+	3F,’=2AuF„	(300-400 °C)
	2Au	+	2BrF, = 2AuF, + Br,	(300 °C)
4.	2Au	+	3C1, = 2AuCl,	(до 150 °C)
	2Au	+	61C1U> = 2AuCl, + 3I2	(30-60 °C)
	2Au	+	Cl, = 2AuCl	(150-250 °C)
5.	2Au	+	2Br,U) = AuBr, + AuBr	(20-35 °C)
	2Au	+	Br, = 2AuBr	(60-70 °C)
6.	2Au	+	1, = 2Aul	(120-393 °C,p)
7.	2Au	+	3C1, + 2H,O	2H|AuClj(OH)|	
8.	Au + ЗЕ, + 2HE (конц.) = 2H|AuE4|			(E = Cl, Br, 1)
9.	4Au + 8MCN (конц.) + O2 + 2H2O = 4M|Au(CN)2| + 4MOH
(M = Na, К)
2Au + 4MCN (конц.) + H2O2 (конц.) = 2M[Au(CN)2| + 2МОН
10.	Au + K|Ag(CN)2] = K|Au(CN)2| + Agi
11.	Au + NaNO3 = NaAuO2 + NO	(350-400 °C)
12.	2Au + 5KrF2 = 2AliF5 + 5Kr {комн., примесь (KrF+)|AuF6]}
13.	Au AuHg2, AuHg3, Au3Hg
2. [Au(CN)2],K — дицианоаурат(1) калия
Белый, устойчив на воздухе и на свету. Хорошо растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле, практически нерастворим в эфире и ацетоне. Не реагирует на холоду с кислотами,
37
Au
щелочами, гидратом аммиака. При нагревании разлагается концентрированными кислотами, реагирует с сероводородом. Восстанавливается цинком, окисляется галогенами. Получение см. Aul9-10, Аи85.
I.	2K[Au(CN)2] = 2KCN + 2Au + C2N2	(250-400 °C)
2.	K[Au(CN)2| + 6H2O = [K(H2O)6|+ + [Au(CN)2|-
3.	K[Au(CN)2| + HCI (конц.) = AuCNX (желт.) + HCN + KC1
(50 °C)
4.	2K[Au(CN)2| (конц.) + H2S(r) + 2HC1 (разб.) = Au,Sl +
+ 2KCI + 4HCN 5. 2K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2Aui
6. K.[Au(CN)2](p) + E2 = K[Au(CN)2E2|	(E = Cl, Br, I)
3.	AuCI — хлорид золота(1)
Светло-желтый, термически неустойчивый, плавится с разложением. Не растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой; реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Aul4, Au4', Au5'.
М, =	tni = 289 °C (разд.); рПР25 =11,75
1.	2AuCl = 2Au + Cl2	(выше 289 °C)
2.	3AuCl + H2O (гор.) = H[AuCl,(OH)| + 2Aul
3.	AuCI + MCI (конц.) = M[AuC12]	(M = H, Na, K)
4.	2AuCl + 3NaOH (конц., гор.) =
= Na(Au(OH)2|? + AuOH (золь, син.) + 2NaCl 5. AuCI + 2(NH3 • H2O) [конц.| = [Au(NH,)2]C1 + 2H2O
6.	AuCI + MCI (конц.) = M[AuC12]	(M = Na, K)
7.	AuCI + KE (разб.) = AuEX + KC1	(E = Br, I)
8.	AuCI + 12NH3(X) = AuCI • 12NH3X	(-40 °C)
9.	AuCI + CO = [Au(CO)Cl| (бел.)
4.	AuCI3 — хлорид золота(Ш)
Темно-красный, летучий (Au2C16), при нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением С12. Растворим в этаноле и эфире. При обработке водой переходит в раствор с изменением состава. Реагирует с кислотами, щелочами. Обычно для реакции в водном растворе берется в виде Н[АиС14|. Окислитель. Получение см. Aul4, Au52.
1.	AuCl3 = AuCI + Cl2	(150-185 °C)
2.	AuCI, • 2H2O = AuCI, + 2H,O	(выше 30 °C)
38
Au
3.	AuCl3 + 2H,O = |AuCl3(OH)]~ + H3O+	(pH < 7)
4.	AuCl3 + HCI (конц.) = H|AuC14|
5.	2AuCl3 + 6NaOH (разб.) = Au2O3>1 + 6NaCl + 3H2O
6.	2AuCl3 + 3F2 -U 2AuF3 + 3C12	(200 °C)
7.	2AuCl3 + 3H2S(r) = Au2S3J< + 6HC1	(в эфире)
в. 2AuCl3 + 3H2O2 (конц.) = 2Au (коллоид) + ЗО2Т + 6НС1
AuCl3 + 4К1 (хол.) = AuU + K[1(I)2] + ЗКС1
9.	AuCI3 + 3FeSO4 = Au + Fe2(SO4)3 + FeCl3	(200 °C)
2AuCl3 + 3H[SnCI3] + 3HC1 (конц.) = 2Aul + 3H2[SnCl6]
10.	AuCI3 + 4Na2SO3S (конц.) = Na3[Au(SO3S)2] + 3NaCI + Na2S4O6 2Na3[Au(SO3S)2] + 2(NH3 • H2O) (конц.) + C2H2 =
= Au2C2 (желт.)Х + (NH4)2SO3S + 2H2O + 3Na2SO3S
5.	[AuCI4],H — тетрахлороаурат(Ш) водорода
Светло-желтый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в малом количестве воды, растворим в этаноле, эфире и соляной кислоте. При разбавлении раствора изменяет состав. Разлагается щелочами. Реагирует с гидратом аммиака, типичными восстановителями. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Aul1 8, Au44, Au73.
1.	H[AuCl4] = AuCl + HCI + Cl2	(156-205 °C)
2.	H[AuC14] • 4H2O = H[AuCI4] + 4H2O	(100 °C, в токе Cl2)
H[AuC14] • 4H2O = AuCl, + HCI + 4H2O (120 °C, в токе SC12O) 3. H[AuC14] (конц.) + H2O = H[AuCl3(OH)] + НО (разбавление) 4. 2H[AuC14| + 8NaOH (разб.) = Au2O3 + 8NaCl + 5H2O
(70-80 °C)
5.	H[AuC14] + 5(NH3 • H,O) [конц.] = Au(NH2)2C1J< + 3NH4C1 +
+ 5H2O
H[AuC14] + 5(NH, • H2O) [конц.] + 3NH4NO3 (насыш.) =
= [Au(NH3)4](NO3)3 + 5H2O + 4NH4C1
6.	2H[AuC14] + 3H2S(I, = 2Au.l + 3SX + 8HCI	(кип.)
2H[AuC14| + 3H2S (насыш.) = Au2S,J< + 8HC1	(0 °C)
7.	H[AuC14] + CsCi = Cs[AuC14|X + HCI
8.	H[AuCl4] + 3K1 = Aull + I2J- + HCI + 3K.C1	(комн.)
9.	H[AuCl4] + SO, + 2H,O = H[AuC12| + H2SO4 + 2HC1 (0 °C) 10. 2H[AuCl4| + 3H|SnCl j + HCI (конц.) = 2AuX + 3H2 ]SnCl6] 11. 4H[AuCl4] (гор.) + 3N2H5C1 (конц.) = 4Au (коллоид) + 3N2T +
+ 19HC1 (кип.)
2H[AuCl4] + ИКОН + 3HC(H)O = 2Au (коллоид) +
+ ЗК(НСОО) + 8KC1 + 8H,O
39
Au
12. H[AuC14] + 4MCN (кони.) = M|Au(CN)4| + 3MC1 + HC1
(M = H, K)
H[AuC14] + 4KNCS (кони.) = K|Au(-SCN)4] + 3KC1 + HC1
13. HfAuClJ + 3K2SO3 (кони.) + 3KOH = K3|Au(-SO3)2| +
+ K2SO4 + 4KC1 + 2H2O
6.	AuF3 — фторид золота(Ш)
Оранжевый, гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Легко реагирует с водой и щелочами. Не образует фторокомплексов в плавиковой кислоте. Получение см. Aul3, Au46, I56.
1.	2AuF3 = 2Au + 3F2	(400-500 °C)
2.	2AuF3 + 3H2O = Au2O34- + 6HF
3.	2AuF3 + 6NaOH (разб.) = Au2O3J< + 6NaF + 3H2O
4.	AuF3 + BrF3(x) = (BrF2 )|AuF4| (желт.)
(BrF2 )[AuF4] + M[BrF4] = M[AuF4| + 2BrF3 (M = Na, K, Ag) 5. AuF3 + 2XeF2 + F2 = (Xe2F3 )[AuF6]	(комн.)
7.	Au2O3 — оксид золота(Ш)
Коричнево-черный, термически неустойчивый, при нагревании разлагается. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде гидрата Аи2О3 • иН2О (п ~ 2-5-3). Проявляет амфотерные свойства; реагируете кислотами, концентрированными щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода. Получение см. Au45, Au54, Au92.
1.	2Au2O3 = 4Au + 3O2	(160-290 °C)
2.	Au2O3 • лН2О = 2AuO(OH) + (n - 1)H2O
(60—80 °C, вак., над P4O,0)
Au2O3 • лН2О = Au2O3 + лН2О	(100-120 °C)
3.	Au2O3 + 8HC1 (конц.) = 2H[AuC14| + 3H2O
Au2O3 + 6H1 (конц., хол.) = 2Aul4- + 21-Д + 3H2O
Au2O3 + 6HC1O4 (конц.) = 2Au(Cl)O>l + 2С12Т + 11O2T + 3H2O
(150-165 °C)
4.	Au2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na|Au(OH)4|
5.	Au2O3 + 3H2 = 2Au + 3H2O	(выше 260 °C)
Au2O3 + 3CO = 2Au + 3CO2	(100 °C)
8.	Au2S — сульфид золота(1)
Коричнево-черный, термически неустойчивый. Нерастворим в воде, этаноле, эфире, сероуглероде. Пептизируется во влажном со-40
в
стоянии с помощью сероводородной воды и образует коллоидный раствор. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами и гидратом аммиака. Окисляется «царской водкой» и хлором. Переводится В раствор сульфидами щелочных металлов и цианидом калия за счет комплексообразования. Получение см. Аи24.
1.	Au2S = 2Au + S	(240 °C)
2.	Au2S + 4HNO3 (конц.) + 8HC1 (конц.) =
= 2H(AuC14] + H2SO4 + 4NOT + 4H2O
3.	Au2S + 3C12 + 2HC1 (конц.) = 2H[AuC14] + Si
4.	Au2S + 2M,S (конц.) = M[AuS] + M3[AuS2]	(M = Na, K)
5.	Au2S + 4KCN (конц.) = 2K[Au(CN)2] + K2S
6.	Au2S + O2 = 2Au + SO,	(200-500 °C)
9. Au2S3 — сульфид золота(Ш)
Черный, термически устойчивый. Нерастворим в холодной воде, этаноле, эфире и сероуглероде. Не реагирует с соляной и серной кислотами. Реагирует с горячей водой, азотной кислотой, щелочами. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов и цианидом калия за счет комплексообразования. Получение см. Au47, Au56.
1.	Au2S3 = Au2S + 2S	(до 200 °C)
2.	Au,S, + 3H,0 (гор.) = Au2O,1 + 3H2S?
3.	Au2S, + 18HNO, (конц.) = 2AuX + 3H2SO4 + 18NO2T + 6H2O
4.	Au2S3 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na|Au(OH)4] + 3Na2S
5.	Au2S3 + M2S (конц.) = 2M|AuS2]	(0 °C; M = Na, K)
Au2S3 + 5M2S (конц.) = 2M3[AuS2] + 2M2(S2)X	(комн.)
6.	Au2S3 + 8KCN (кони.) = 2K|Au(CN)4] + 3K2S
7.	Au2S3 + 3O2 = 2Au + 3SO2	(150-500 °C)
Sop
1. В — бор
Неметалл. Серо-черный (кристаллический) или коричневый (аморфный). Тугоплавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; не реагируете водородом, водой, разбавленными кислотами, Щелочами в разбавленном растворе. Реагируете водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогенами, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании. Получение см. В43, В77, В8', BI31, BI67.
41
в
I. 2В + ЗН2О (пар) = В2О3 + ЗН2	(700-800 °C)
2. В + 3HNO3 (конц., гор.) = В(ОН)31 + 3NO2T
3. 2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4) + ЗН2Т
4. 4В + 4NaOH + ЗО2 = 4NaBO2 + 2Н2О		(350-400 °C) 0 °C, сжигание на воздухе)
5. 4В + ЗО2 = 2В2О3	(70	
6. 2В + ЗЕ2 = 2ВЕ3	(30 °C, Е	= F; выше 400 °C; Е = Cl, Br, I)	
7. 2В + 3S = B2S3		(выше 600 °C)
8. 2В + N2 = 2BN		(900-1000 °C)
9. В + Р (красн.) = ВР		(900-1200 °C)
10. 4В + С (графит) = В4С	(выше 2000 °C, примесь В13С2)	
11. 2В + 6НЕ = 2ВЕ3 + ЗН2		(400-500 °C; Е = F, С1)
2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2		(800-900 °C)
2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2		(1000-1200 °C)
12. 5В + 3NO = В2О3 + 3BN		(800 °C)
13. 2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит)		11400 °C]
4В + 3CS2 = 2B2S3 + ЗС (графит)		[930 °C]
14. 4В + 3SiO2 = 2В2О3 + 3Si		' (1300-1500 °C)
15. 2В + 3H2SO4 (безводн.) = В2О3 +	3SO2	+ ЗН2О	(250 °C)
16. 20В + 32Н3РО4 (безводн.) = 20(ВР)О4		4- ЗР4 + 48Н2О	(800 °C)
2. ВВг3 — трибромид бора
Бесцветная, низкокипящая жидкость. Смешивается с жидкими углеводородами и их галогенопроизводными. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реагирует со щелочами и этанолом. Восстановитель. Легко фторируется. Получение см. Bl6, В57.
1.	2BBr3 = 2В + ЗВг2	(выше 1500 °C)
2.	BBr3 + ЗН2О = B(OH)3J< + ЗНВг?
3.	2ВВг3 + 3H2SO4 (кони.) = 2В(ОН)3Х + 3Br2T + 3SO2? (кип.)
4.	4BBr3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaBr + 7Н2О
BBr3 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaBr
5.	2BBr3 + 3F2 = 2BF3 + 3Br2	(комн.)
6.	BBr3 + 3C2H5OH = B(C2H5O)3? + ЗНВгТ
3.	B4C — карбид тетрабора
Черный, очень твердый, термически устойчивый. Химически пассивен, не реагируете кислотами, разбавленными щелочами. Реагирует с концентрированными щелочами, кислородом, хлором. Получение см. В110.
42
в
1.	В4С + 4NaOH (кони.) + 12Н2О = 4Na|B(OH)4| + 6Н2Т +
+ С (графит)Х (кип.)
2.	В4С + 4О2 = 2В2О3 + СО2	(выше 600 °C)
3.	В4С + 6С12 = 4ВС13 + С (графит)	(1000 °C)
4.	В4С + 2TiO2 + ЗС (кокс) = 2TiВ2 + 4СО	(выше 2000 °C)
4.	ВС13 — трихлорид бора
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в хлороформе, СС14. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспособный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в другие соединения бора. Получение см. Bl611, В85-7 *, В169.
1.	ВС13 + ЗН2О = В(ОН)3Х + 3HCI
2.	4ВС13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaCI + 7Н2О
ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl
3.	2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1	(800-1200 °C)
2ВС13 + 6Н2 = В2Н6 + 6НС1 (450 °C, кат. Си, А1, электрич. разряд)
4.	2ВС13 + 3F2 = 2BF3 + ЗС12	(комн.)
5.	ВС13 + 4NH3 = BN + 3NH4C1	(500-1000 °C, в токе Н2)
ВС13 + 6NH3U) = B(NH2)3 + 3NH4C1	(-40 °C)
6.	ВС13 + AIP = BP + A1C13	(950 °C)
7.	2BC13 + 3SO3 = B2O3 + 3SC12O2	(120 °C)
BC1, + 3(МО2)С1(Ж) = (BN)O4 + 2NO + 3C12	(-50 °C)
8.	BC13 + 3HCIO4 (безводн.) = B(CIO4)3 + 3HCI (ниже -5 °C)
9.	BC13 + 3C2H5OH = B(C2H5O)3T + 3HC1
10.	4BC13 + 3Li[AlH4| = 3LiCl + ЗА1С13 + 2B2H6T	(в эфире)
2BC13 + 6Li[BH4J = 4B2H6T + 6LiCl	(в эфире)
5. 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. В16' ”, В44, В165, В177.
1. BF3 + 2Н2О = (H3O)|B(OH)F3lm	(до 6 °C)
2. BF3 + Н2О = [B(H2O)F3|	(8-18 °C)
[B(H2O)F3] + Н2О= (B(OH)F3|- + Н3О+
3. 4BF3 + ЗН2О = 3H[BF4] + В(ОН)31	(20-80 °C)
4. 16BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na|BF4] + Na2B4O7 + 7H2O
5. BF3 + NH3 = |B(NH3)F3|	(до 0°C)
43
в
6.	BF3 + MF(p) = M|BF4](p)	(M = Na+, NH4)
BF3 + MF(p) = M|BF4U	(M = K, Rb, Cs)
7.	BF3 + AlBr3 = BBr3 + A1F,	(100°C)
8.	BF3 + XeF6 = (XeF3)(BF4|	(комн.)
9.	4BF3 + 6H2O (влага) + 3SiO2 -U 4B(OH)3 + 3SiF4
10.	8BF3 + 6LiH = B2H6T + 6Li| BF4|	(35 °C, в эфире)
11.	2BF3 + 2O2F2 = 2(O2)|BF4| + F2	(до 0 °C)
BF3 + C1F3(jk) = (C1F2+)(BF4|	(доО°С)
6.	[BF4],H — 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. В53, В176.
1.	H[BF4]	(разб.) + Н2О (хол.) = |BF4| + Н,О4	(вразб. HF)
2.	H[BFJ	Н;°(ггор)> |B(H2O)F3| (примеси H|B(OH)2F2|, H|B(OH)3F|)
3.	H[BF4]	(конц.) + МОН (разб.) = М|BFJ + Н2О	(М = Na, К)
4.	H[BF4]	(конц.) + NH3 • Н2О = NHJBFJ + Н,О
5.	2H[BF4] (конц.) + NO2 + NO = 2(NO+)|BF4| + Н2О (комн.)
7.	[BF4], Na — тетрафтороборат(Ш) натрия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион |BF4| - частично подвергается акватации и гидролизу. Почти нерастворим в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см. В54 6, В6\
1.	Na[BF4] = NaF + BF3	(выше 450 °C)
2.	Na[BF4] (разб.) + 4H2O (хол.) = |Na(Н2О)4|+ + I BF4j
ню	ню
[BF4]- <=> |B(H2O)F3| <=> |B(OH)FJ F	H,O^
3.	Na[BF4] + 3H2O = B(OH)3X + NaF + 3HF?	(кип.)
4.	2Na[BFJ + H2SO4 (кони., гор.) = Na2SO4 + 2BF3? + 2HF?
5.	Na[BF4]	Na|B(OH)F3|, Na|B(OH)2F2|, Na|B(OH)3F|
6.	6Na[BF4] + B2O3 + 6H2SO4 (конц.) = 8BF3T + 6NaHSO4 + 3H2O
(50 °C)
7.	2Na|BF4]()K) ?^KLP^» 2B (катод)Х + 2F2 (анод)? + 2NaF (400 °C) 44
в
8.	В2Н6 — диборан(б)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой В„Н„ + 4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Хорошо растворим в органических растворителях. Реакционноспособный; реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком, этанолом. Получение см. BIO3-6, В124-5 7.
1.	В2Н6 = 2В + ЗН2	(300-550 °C)
2.	в;нб + 6Н2О = 2В(ОН)3Х + 6Н2Т
3.	В2Н6 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na|B(OH)4] + 6Н2Т
4.	В,Н6 + ЗО2 = В2О3 + ЗН2О	(сгорание на воздухе)
5.	В;Нб + 60, = 2ВС13 + 6HCI	
6.	2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH4]X + Na[B3H8|	+ 2Hg(JK) (в эфире)
7.	B,H6 + 6HCI = 2BC13 + 6Н2	
8.	ЗВ2Н6 + 6NH3 = 2B3H6N3 + 12Н2	(180-190 °C)
9.	В2Н6 + 2L1H = 2Li|BH4]	(кип. в эфире)
10.	В2Н6 + 6С,Н5ОН = 2В(С2Н5О)3Т + 6Н2	(кип. в эфире)
9.	В4Н10 — тетраборан(Ю)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой Bz/Hzj + 6. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Хорошо растворим в органических растворителях. Устойчив на воздухе. Медленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагируете кислородом, хлором, аммиаком. Получение см. В168.
1-	В4Н|() —> В2Н6(1), В5Н9(Г), В|0Н14(ж), (ВН)Я(Т) (выше 100 °C) 2. В4Н|(1 + 12Н2О = 4B(OH)vL + 11Н2Т
3.	В4Н10 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OH)4] + 11Н2Т
4.	2В4Ню + 110,= 4В2О3 + ЮН2О	(сжигание на воздухе)
5.	2В4Нш + 17С1, = 8ВС13 + ЮНС1
6.	ЗВ4Н|0 + 12NH3 = 4B3H6N3 + 21Н2	(200 °C, р)
7.	В4Н|0 + СО = |В4(СО)НХ](Ж) + Н2Т	(комн., р)
10. [BH4],Li — тетрагидридоборат(Ш) лития
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в эфире и жидком аммиаке. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами. Получение см. Lil510 * * * 14.
1. 2Li|BH4] = 2LiH + 2В + ЗН2	(выше 278 °C)
2. Li[BH4| + 4Н,О = LiOH + В(ОН)3Х + 4Н2Т
3. Ы[ВН4| + ЗНр + HCI (разб.) = LiCl + В(ОН)3Х + 4Н2?
2Li| ВН4| + 2НС1(|) = 2LiCl + В2Н6 + Н2	(выше 75 °C)
45
4. Li|BH4) + 2O2 = LiBO2 + 2H2O	(выше 250 °C)
5. 3Li|BH4] + 8I2 = 3Lil + ЗВ13 + 4H2 + 4HI (кип. в гексане) 6. 6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6? + 6LiCU	(в эфире)
7. 3Li{BH4] + 3NH4C1 = B3H6N3 + 9H2 + 3LiCl	(220 °C)
8. 2Li[BH4) + (NH4)2SO4 = 2|B(NH3)H3) + Li2SO4 + 2H,T (в эфире) 9. Li|BH4] + HCN = Li[BH3(CN)l + H,T	' (в эфире)
11. B3H6N3 — боразин
Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол). Имеет циклическое строение (BH)3(NH)3. Разлагается на свету. Растворим в органических растворителях. Реагирует с водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом. Получение см. В88, В96, ВЮ7.
I.	B3H6N3 = 3BN + ЗН2	(300 °C или на свету)
2.	B3H6N3 + 9Н2О (гор.) = ЗВ(ОН)3^ + 3NH3T + ЗН2Т
3.	B3H6N3 + 3NaOH (конц.) + 12Н2О (хол.) =
= 3Na(B(OH)4| + ЗН2Т + 3(NH3 • Н2О)
4.	4B3H6N3 + 2Ю2 = 6В2О3 + 12NO + 12Н2О (электрич. разряд)
12. [BH4],Na — тетрагидридоборат(Ш) натрия
Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холодной воде, жидком аммиаке, этаноле; нерастворим в эфире. Сильный восстановитель; реагируете горячей водой, кислотами, кислородом. Получение см. В86, Nal14, Na239.
1.	Na[BH4] = Na + В + 2Н2	(выше 450 °C)
2.	Na[BH4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = (Na(H2O)4]+ + [ВН4]“
3.	Na[BH4] + 4Н2О (гор.) = NaOH + В(ОН)3Х + 4Н2Т
4.	Na[BH4] + ЗН2О + НС1 (разб.) = NaCl + В(ОН)31 + 4Н2Т 2Na[BH4] + 2НС1(Г) = 2NaCl + В2Н6 + 2Н2	’ (выше 100 °C)
5.	2Na|BH4] + H2SO4 = В2Н6Т + Na2SO4 + 2Н2Т
(-10 °C, в хлорбензоле)
6.	Na[BH4] + 2О2 = NaBO2 + 2Н2О	(выше 300 °C)
7.	3Na[BHJ + ВС13 = 2В2Н6 + 3NaCl
3Na[BH4] + А1С13 = А1[ВН4]3 + 3NaCl	(выше 50 °C)
13. Bl3 — трииодид бора
Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Растворим в этаноле, CS2, CCl4. Полностью гидролизуется, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислородом. Получение см. Bl6, ВЮ5.
46
в
1.	2В13 = 2В + 31,	(выше 700 °C или на свету)
2.	В13 + ЗН2О = В(ОН)Д + 3HI
3.	8В13 + 3H,SO4 (кони.) + 12Н2О = 8В(ОН)3Ц + 12121 + 3H2S?
(кип.)
2BI,	+ 2HNO, (разб.) + 2Н2О = 2B(OH)3I + 3I2X + 2NO? (кип.)
4.	4BI3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12Nal + 7Н2О
BI3 + 4NaOH (кони.) = Na|B(OH)4] + 3NaI
5.	2BI3 + 9О2 = В,О3 + 31,05	(150-175 °C)
6.	2В13 + 91ЧН3(Ж) = B2(NH)3 + 6NH4I	(-78 °C)
14. BN — мононитрид бора
Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графит) или алмазоподобный (|3-модификация-боразон). Тугоплавкий, термически устойчивый, очень твердый (P-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-модификация); не реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галогенами. Получение см. В18 ", В45, В166.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
a-BN —» P-BN	(выше 1350 °C, р, кат. Na)
2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2О3 + 2NH3	(800 °C)
a-BN + NaOH (конц.) + ЗН2О = Na|B(OH)4] + NH,T (кип.) BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4]	(комн.)
4(a-BN) + 3O2 = 2B,O3 + 2N2	(выше 700 °C)
2BN + 3F2 = 2BF3 + N,	(комн.)
2(a-BN) + 3C1, = 2BC13 + N,	(выше 700 °C)
15. [B(NH3)F3] — трифтороамминбор
Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жидком аммиаке. Нерастворим в неполярных органических растворителях. Реакционноспособный; реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. В55.
1.	4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4|BF4|	(выше 125 °C)
2.	[B(NH3)F3| + 2Н2О (хол.) = |B(H2O)F3] + NH3 • Н2О
3.	[B(NH3)F3| + Н,О (гор.) = NH4[B(OH)F3|
4[B(NH3)F3| + ЗН2О = В(ОН)Д + 3H|BF4| + 4NH3T (кип.) 4. [B(NH3)F3] + HCI (разб.) + H,O = NH4C1 + [B(H2O)F3]
47
в
5. 16|B(NH3)F3| + !4NaOH (разб., хол.) + 9Н2О =
= 12Na|BF4| + Na2B4O7 + 16(NH3 • H2O)
6. |B(NH3)F3| + 3KNH2 = B(NH2)3 + 3KFi + NH3
(-78 °C, в жидк. NH3)
16.	B2O3 — триоксид дибора
Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низкоплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен. Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводородной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см. BI1 \ В47, В84, BI71.
1.	В2О3 (аморфн.) + ЗН2О = 2В(ОН)31
2.	2В2О3 (аморфн.) -I- 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + Н2О (комн.)
В2О3 (аморфн.) 4- 2NaOH (конц.) + ЗН2О = 2Na|B(OH)4| (комн.) 3. В2О3 + 2NaOH = 2NaBO2 + Н2О	(400-550 °C)
4.	В2О3 (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H|BF4| 4- ЗН2О
5.	В2О3 + 3CaF2 + 3H,SO4 (конц.) = 2BF3? + 3CaSO4l + ЗН2О
(кип.)
6.	В2О3 + 2NH3 = 2BN + ЗН,О	(2000 °C; кат. С, Mg)
7.	В2О3 + 2А1 = А1,О3 + 2В ’	(800-900 °C)
8.	В2О3 + 6Mg = Mg3B, + 3MgO	(750-900 °C)
2Mg3B2 + 4H3PO4 (кони.) = B4HI0)a) + 2Mg3(PO4)4 + H2T
(до +10 °C)
9.	B2O3 + ЗС (кокс) + 3CI2 = 2BC1, + 3CO	(1000°C)
17.	B(OH)3 — тригидроксид бора
Белый, разлагается при нагревании, перегоняется с водяным паром, окрашивает пламя горелки в зеленый цвет. Растворяется в воде (раство-римостьсильно повышается с ростом температуры), образует гидрат, проявляющий слабые кислотные свойства. Растворим в метаноле, ацетоне, глицерине, жидком аммиаке; нерастворим в эфире. Реагирует со шеломами, концентрированной фтороводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. В12, В41, В132, Na54, Na7\
I.	В(ОН)3 = НВО2 + Н2О 2В(ОН)3 = В2О3 + ЗН2О
2.	В(ОН)3 (разб") + Н2О = |В(Н2О)(ОН)3| [В(Н2О)(ОН)3| + Н2О <=» |В(ОН)4| + Н3О+
3.	4В(ОН)3 + 2NaOH (разб.) = Na,B4O7 + 7Н,0 В(ОН)3 + NaOH (насыш.) = Na[B(OH)4|
(70-160 °C)
(235 °C)
(pH < 7)
48
в
4.	В(ОН)3 + NaOH = NaBO, + 2Н,0	( 350-400 °C)
5.	2В(ОН)3 + Na2CO3 = 2NaBO, + СО, + ЗН2О (выше 850 °C) 6. В(ОН)3 + 4HF (конц.) = Н|BFJ + ЗН2О
7. В(ОН)3 + 3HSO3F()K) = 3H,SO4 + BF3?	(30-55 °C)
8. 2В(ОН)3 + M2SO4 + 3H2SO4 (безводн.) = 2M|B(SO4)2| + 6H2O
(M = К+, NH4+, l/2Sr2+) 9. В(ОН)3 + 2K(HF,) (конц.) = K|B(OH)F3|X + KF + 2H2O (0 °C) 10. 2B(OH)3 (насыш.) + 2Na2O2 + 6Н2О =
= Na2|B2(O2“),(OH)4| • 6Н,ОХ + 2NaOH (0°С) 11. В(ОН)3 + ЗС2Н5ОН = В(С2Н5О)3? + ЗН2О (в кони. H2SO4)
18.[B(OH)4],Na — тетрагидроксоборат(Ш) натрия
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации. Нерастворим в этаноле, эфире. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислотами. Получение см. ВР, В42, Bl34, Bl7\ Na74.
I.	Na|B(OH)4l = NaBO, + 2Н,О	(выше 306 °C)
2.	Na|B(OH)4| • 2Н,О = Na|B(OH)4| + 2Н2О
(выше 60 °C, над Р4О|0)
3.	Na(B(OH)4| (разб.) + 4Н,0 (хол.) = |Na(H2O)4|+ + |В(ОН)4Г
(В(ОН)4Г + Н2О <=» |В(Н,О)(ОН)3| + ОН’	(pH > 7)
4.	4Na|B(OH)4| (гор.) = Na,B4O7 + 2NaOH + 7Н,О
5.	Na[B(OH)4| + HCI (разб.) = NaCl + |В(Н,О)(ОН)3|
6.	2Na|В(ОН)4| + 2H,SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2В(ОН)3>1 + 2Н,О
19.ВР — монофосфид бора
Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентрированных серной и азотной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегретым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. Bl9, В46.
I.	4ВР(Ж) <=> Р4 + 4В	(выше 2000 °C)
2.	ВР	+	ЗН2О (пар) = В(ОН)3 + РН3	(Ю0°С)
3.	BP	+	4H;SO4	(конц., гор.)	= В(ОН)31 +	Н3РО4 + 4SO,T	+ Н,0
4.	ВР	+	8HNO,	(кони., хол.)	= (BP)Oj +	8NO,? + 4Н2О
ВР	+	8HNO3	(конц., гор.)	= В(ОН)3>1 +	Н3РО4 + 8NO,?	+ Н2О
49
Ba
5.	BP + 2(K0H 2H2O) = KBO2 + KPO3 + 4H2 + H20
(500-600 °C)
6.	4BP + 8O2 = 2B2O3 + P4Ol0	(300-400 °C)
7.	4BP + 16S = 2B2S3 + P4Sl0	(250-325 °C)
20. B2S3 — трисульфид дибора
Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком аммиаке. Химически активный, реагирует с водой, кислотами, шеломами. Получение см. Bl711, В197.
1.	B2S3 + 6Н2О = 2В(ОН)31 + 3H2S?
2.	B2S3 + 9H2SO4 (конц.) = 2В(ОН)31 + 12SO2 + 6Н2О
3.	B2S3 + 24HNO3 (конц.) = 2В(ОН)31 + 3H2SO4 + 24NO2 + 6Н2О
(кип.)
4.	B2S3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[B(OH)4] + 3Na2S
5.	2B2S3 + 9O2 = 2B2O3 + 6SO2	(600 °C)
6.	B2S3 + 6C2H5OH = 2B(C2H5O)3T + 3H2ST
Барий
1. Ba — барий
Щелочноземельный металл. Серебристо-белый, ковкий, пластичный. На воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в желто-зеленый цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, сероводородом, аммиаком. Получение см. Ва7*, BalO5, Ва!3’.
I.	Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2Т	(комн.)
2.	Ba + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2?
3.	4Ва + 10HNO, (разб.) = 4Ba(NO3)2 + N2OT + 5Н2О
4Ва + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ba(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
4.	Ва + Н2 = ВаН2	(150-300 °C)
5.	ЗВа + 2О2 = 2ВаО + ВаО2 (до 500 °C, сгорание на воздухе) 2Ва + О2 = 2ВаО	(выше 800 °C)
6.	Ва+Е2 = ВаЕ2	(100-150 °C; Е = F, Cl, Br, I)
7.	Ва + S = BaS	(150 °C)
8.	ЗВа + N2 = Ba3N2	(200—460 °C, сгорание на воздухе)
50
Ba
9. Ba + 2C (графит) = BaC2	(500 °C)
	ЗВа + 2СО + N2 = 2ВаО + Ba(CN)2	(450-600 °C)
10.	Ва + H2S = BaS + Н2	(выше 350 °C)
11.	6Ва + 2NH3(r) = Ba3N2 + ЗВаН2	(600-650 °C)
12.	Ва + 6МН3(Ж) = [Ba(NH3)6] (син.)	(-40 °C, в атмосфере Аг]
	Ba + 2NH3W = Ba(NH2)2 + Н2Т	(кат. Pt)
13.	2Ва + ЗСО2 = 2ВаСО3 + С (графит)	[комн.|
14.	Ва + 2С2Н5ОН = Ва(С2Н5О)2 + Н2Т	
15.	2Ва PaF4 = 2BaF2 + Ра	(1400 °C)
2. BaCO3 — карбонат бария
Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением СО2. Не растворяется в воде и этаноле. Частично переводится в раствор избытком СО2. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см. ВаЗ3 4 5, ВаЮ4, Ва127, Ва13н.
1.	ВаСО3 = ВаО + СО2	(1 000-1450 °C)
2.	ВаСО3 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + СО2Т + Н2О
ВаСО3 + H2SO4 (разб.) = BaSO4-l + СО2Т + Н2О
3.	ВаСО3(т) + Н2О (хол.) + СО2 « — -?• Ва(НСО3)2(р)
4.	ВаСО3 + 2HF = BaF2 + СО2 + Н2О	(900-1100 °C)
BaCOj + H2S = BaS + СО2 + Н2О	(1000 °C, в токе Н2)
5.	ВаСО3 + С (кокс) = ВаО + 2СО	(выше 1000 °C)
3. ВаС12 — хлорид бария
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте. Не растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, этаноле, эфире. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. Bal2-6, Ва22, Ва43-6-7, Ва73, ВаЮ2, Ва124, Ва136-9.
1. ВаС12 • 2Н2О = ВаС12 + 2Н2О	(выше 113 °C)
2. ВаС12 (разб.) + 8Н2О = |Ва(Н2О)8)2+ + 2СГ	(pH 7)
3. ВаС12 + Н2О (пар) = ВаО + 2НС1	(900-950 °C)
4. ВаС12(т) + H2SO4 (конц.) = BaSO4J- + 2НС1Т	(кип.)
ВаС12(т) + 2H2SO4 (конц.) = Ba(HSO4)2 + 2НС1?	(20-50 °C)
5. ВаС12 + Na2SO4 = BaSO4X + 2NaCl
ВаС12 + Na2CO3 (конц.) = ВаСО3Х + 2NaCl
6. ВаС12 + 6Н2О ЭЛ6К7?ОЛИ\ 6Н2Т (катод) + Ва(С1О3)2 (анод)
51
Ba
4.	Ba(CIO3)2 — хлорат бария
Белый. При нагревании кристаллогидрат плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте. Слабо растворим в этаноле, несколько лучше — в ацетоне. Окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см. ВаЗ6, Ва1212.
I.	Ва(С1О3)2 • Н2О = Ва(С1О3)2 + Н2О	(120 °C, вак.)
4{Ва(СЮ3)2 • Н2О} = ЗВа(С1О4)2 + ВаС12 + 4Н2О (до 250 °C) Ва(С1О3)2 • Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О	(выше 414 °C)
2.	Ва(С1О3)2 + 8Н2О = [Ва(Н2О)8|2+ + 2CI0 J	(pH 7)
3.	Ва(С1О3)2 + I2HC1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н2О
4.	Ва(С1О3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSOj + 2НСЮ3
5.	Ва(СЮ3), + 2К1О3 = Ва(Ю3)-Д + 2КС1О3
6.	Ва(С1О3)2 + 3S = ВаС12 + 3SO2	(250-300 °C)
7.	Ва(СЮ3)2 + С,Н5ОН (безводн., гор.) = ВаС121^ + 2СО2? + ЗН2О
5.	ВаСгО4 — хромат бария
Желтый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Нерастворим в воде, этаноле. Разлагается только сильными кислотами (в отличие от SrCrO4). Слабый окислитель. Получение см. Bal Is.
1.	4ВаСгО4 = 4ВаО + 2Сг2О3 + ЗО2	(выше 1550 °C)
2.	2BaCrO4 + 2НС1 (разб.) = ВаСг2О7 + ВаС12 + Н2О
2BaCrO4 + 16НС1 (конц.) = 2ВаС12 + 2СгС13 + ЗС12Т + 8Н2О (кип.) 3. 2ВаСгО4 + ЗС (графит) + 2NaOH = 2ВаО + 2NaCrO2 +
+ ЗСО + Н,0	(800—950 °C)
ВаСгО4 + 5Ва(ОН)2 + Сг2О3 = 3(Ва2Сг)О4 (зел.) + 5Н2О (950 °C) 4. 4ВаСгО4 + 2ВаСО3 = 2Ва3(СгО4)2 (черн.) + 2СО2 + О,
(1000 °C, в токе N2)
6.	BaF2 — фторид бария
Белый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Малорастворим в воде, концентрированной азотной кислоте, не растворяется в органических растворителях. Не образует кристаллогидратов. Химически пассивен, не реагирует со щелочами. Гидролизуется водяным паром. Реагирует с серной кислотой. Получение см. Bal615, Ва24, Ва125.
1.	BaF2 + Н2О (пар) = ВаО + 2HF	(выше 500 °C)
2.	BaF2(T) + H2SO4 (конц., гор.) = BaSO^ + 2HFT
3.	BaF2 + 2HF (конц., хол.) = Ba(HF2)2J-
52
Ba
4.	BaF2 + 2SO,UI = Ba(SO3F)2 Ba(SO,F), = BaSO4 + SO2F2
(450-550 °C)
7. BaH2 — гидрид бария
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Нерастворим в органических растворителях. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, этанолом. Окисляется на воздухе. Получение см. Ва!4.
1.	ВаН2 = Ва + Н2	(выше 675 °C)	
2. 3. 4.	ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2Н2Т ВаН2 + 2HCI (разб.) = ВаС12 +' 2Н2Т ВаН, + О2 = ВаО + Н2О	(150-200	°C)
5.	ЗВаН2 + N2= Ba3N2 + ЗН2	(400-450	°C)
6.	ЗВаН, + 2КС1О, = 2KCI + ЗВаО + ЗН2О	(350-400	°C)
7.	2ВаН2 + BaSO4 = BaS + 2ВаО + 2Н2О ВаН2 + 2СО2 = Ва(НСОО)2	(550-650 (150-175	°C) °C)
8. 9.	ВаН2 + 2С2Н5ОН = Ва(С2Н5О)2 + 2Н2Т ВаН2 + Н2 = Ва(Н 2 )2	(до 0 °C, р)	
8.	Ba(HS)2 — гидросульфид бария Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холод-		
ной воде (слабый гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается в кипящей воде, реагирует с разбавленными кислотами, нейтрализуется щелочами. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде О,. Получение см. Ва129, Ва1310.
1.	Ba(HS), = BaS + H2S	(выше 450 °C)
2.	Ba(HS)2  4Н2О = Ba(HS)2 + 4Н2О	(50°C, вак.)
3.	Ba(HS)2 (разб.) + 8Н2О = |Ba(H2O)s|2+ + 2HS”
HS + Н2О «=± H2S + ОН ’	(pH > 7)
4.	Ba(HS)2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2H2ST	(кип.)
5.	Ba(HS)2 + 2HCI (разб.) = ВаС12 + 2H2ST
6.	Ba(HS)2 + 6HNO, (конц.) = Ba(NO3)2 + 2S>L + 4NO2T + 4H2O
7.	Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = 2BaS + 2H2O
8.	Ba(HS), + O2 = Ba(OH)2 + 2Si
9. Ba(NO3)2 — нитрат бария
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщенных растворах хлорида и нитрата кальция, не растворяется в концентрированной
Ba
азотной кислоте, этаноле. В кислом растворе восстанавливается атомным водородом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. ВаР, Ва137.
1.	Ba(NO3)2 = Ba(NO2)2 + О2	(594-620 °C)
2Ba(NO3)2 = 2ВаО + 4NO2 + О2	(620-670 °C)
2.	Ba(NO3)2 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2++ 2NO3	(pH 7)
3.	Ba(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. HCI) = Ba(NO2)2 + 2Н2О
4.	Ba(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = BaSOj + 2HNO3
5.	3Ba(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Ba3(PO4)2J< + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип.) 6. Ba(NO3)2 + H2(SiF6] = BafSiFjl- + 2HNO3
10.	BaO — оксид бария
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. ВаР, Ва2'-5, Ва74, Ва9', Ва14'. 1. ВаО + Н2О = Ва(ОН)2
2.	ВаО + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2О
ВаО + H2SO4 (разб.) = BaSO4^ + Н2О
3.	2ВаО + О2 = 2ВаО2	(до 500 °C)
4.	ВаО + СО2 = ВаСО3	(комн.)
5.	ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ва	(1200 °C)
4ВаО + 2AI = ЗВа + (ВаА12)О4	(1100-1200 °C)
11.	ВаО2 — пероксид бария
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде, этаноле. Полностью гидролизуется теплой водой, разлагается кипящей водой, кислотами. В растворе проявляет окислительно-восстановительные свойства. Сильный окислитель в реакциях при сплавлении. Получение см. ВаР, BalO3, Ва128.
I.	2ВаО2 = 2ВаО + О2	(выше 790 °C)
2.	ВаО2 • 8Н2О = ВаО2 + 8Н2О	(I00 °C, вак.)
3.	ВаО2(т) + 9Н2О <=* [Ва(Н2О)8]2+ + НО2 + ОН“
ВаО2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2О2	(50-60 °C)
2ВаО2 + 2Н2О = 2Ва(ОН)2 + О2Т	(кип.)
4.	ВаО2 + 2HQ (конц., хол.) = ВаС12 + Н2О2
5.	ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSOj + Fe2(SO4)3 + 2H2O
6.	BaO2 + Hg(NO3)2(p) = Ba(NO3)2 + Н^ж)1 + O2T
7.	ВаО2 + 2КОН + 2K3|Fe(CN)6] = Ва(ОН)2 + 2K4Fe(CN)6] + О2Т
54
Ba
8.	4BaO2 + 2Cr2O3 + 02 = 4ВаСгО4	(700-900 °C)
9.	ВаО2 + О2 = Ва(О?)2	(до 100 °C, р)
10.	ВаО2 + 2О3 = Ва(О3)2 + О2	(-80 °C, в жидк. CC12F2)
12.	Ba(Orf)2 — гидроксид бария
Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильнощелочной раствор. Нерастворим в этаноле. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. Bal1, Ва72, ВЮ1, Ва133-4.
1.	Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О	(780-800 °C)
2.	Ва(ОН)2 • 8Н2О = Ва(ОН)2 + 8Н2О	(125-130 °C, вак.)
3.	Ва(ОН)2 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 20Н
4.	Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2О
Ва(ОН)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4J< + 2Н2О
5.	Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF2~l + 2Н2О
6.	ЗВа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Ba3(PO4)2>L + 6Н2О
Ва(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = BaHPOj + 2Н2О
7.	Ва(ОН)2 + ЕО2 = BaEO3J- + Н2О	(Е = С, S)
Ва(ОН)2 + 2ЕО2 = Ва(НЕО3)2
Ва(ОН)2 + Ва(НЕО3)2 = 2ВаЕО3>1 + 2Н2О
8.	Ва(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = ВаО2Х + 2Н2О	(0 °C)
9.	Ва(ОН)2 + 2H2S (насыш.) = Ba(HS)2 + 2Н2О
Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2Н2О
10.	Ва(ОН)2 + K2CrO4 = BaCrOj + 2КОН
11.	Ва(ОН)2 + MnS2O6 = BaS2O6 + Mn(OH)2J-	(40-70 °C)
12.	Ва(ОН)2 (насыш.) + 2NH4C1O3 (конц.) = Ва(С1О3)2 +
+ 2NH3? + 2Н2О (кип.) 13. ЗВа(ОН)2 + ХеО3 = Ва.ХеОД + ЗН2О
13.	BaS — сульфид бария
Белый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается в кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде кислородом. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. Bal710, Ва24, Ва129, Ва144-5.
55
Ba
1. BaS = Ba + S	(выше 2000 °C)
2. 2BaS (насыш.) + 14H2O «=* Ba(HS)2 • 4H2OJ- +
+ Ba(OH)2 • 8H2OJ- (komh.) 3. BaS(T) + 2H2O (nap) = Ba(OH)2 + H2S (450 °C, в токе CO2) 4. BaS (разб.) + 2H2O = Ba(OH)2 + H2ST	(кип.)
5.	BaS (разб.) + 8H2O (хол.) = |Ba(H2O)s]2+ + S2~
S2~ + H2O «=► HS + OH	(pH » 7)
6.	BaS + 2HC1 (разб.) = BaCl2 + H2ST
BaS + H2SO4 (разб.) = BaSOj + H2ST
7.	BaS + 4HNO3 (кони.) = Ba(NO3)2 + S>L + 2NO2T + 2H2O (кип.) 8. BaS + 2O2 = BaSO4	(1000-1050 °C)
9.	BaS (насыш.) + СаС12 (насыш.) = CaSJ- + BaCl2
10.	BaS + H2S (насыш.) = Ba(HS)2
II.	BaS + H2O + CO2 = BaCO3J< + H2ST 2BaS + H2O + CO2 = BaCO3X + Ba(HS)2
14.	BaSO4 — сульфат бария
Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малореакционноспособный; не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. Ва22, ВаЗ4 5, BalO2, Bal24, Mgl77.
I.	2BaSO4 = 2BaO + 2SO2 + O2	(выше 1580 °C)
2.	BaSO4(T) + H2SO4 (конц.) Ba(HSO4)2(p)	(20-50 °C)
3.	2BaSO4 + 2NaOH (конц., хол.) (BaOH)2SO4(p) + Na2SO4
(20-40 °C)
4.	BaSO4 + 4C (кокс) = BaS + 4CO	(1100-1200 °C)
BaSO4 + 4C (кокс) + CaCl2 = BaCl2 + CaS + 4CO (770-1100 °C)
5.	BaSO4 + 4CO = BaS + 4CO2	(600-800 °C)
BaSO4 + 4H2 = BaS + 4H2O	(900-1000 °C)
15.	BaS2O6 — дитионат бария
Белый, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, вступает в реакции обмена. Получение см. Bal2", SI929.
I.	BaS2O6 = BaSO4 + SO2	(выше 140°С)
2.	BaS2O6 • 2H2O = BaS2O6 + 2H2O	(120 °C)
Be
3.	BaS2O6 (разб.) + 8H2O = |Ba(H2O)8|2+ + S2O2 * *’
s2o2- + н2о «=> hs2o; + он	(Рн > ъ
4.	BaS2O6 + H2SO4 (разб.) = BaSO4X + H2S2O6	(комн.)
BaS2O6 = SO2T + BaSO4i	(кип. в разб. H2SO4)
5.	BaS2O6 + M2X = M2S2O6 + BaX^l (M = Na, К; X = CO2 , SO2 )
Бериллий
1.	Be — бериллий
Светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и азотной кислотах, не реагирует с водородом. Восстановитель, реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметаллами, аммиаком, оксидами металлов. Получение см. ВеЗ5 *, Ве59, Веб9-|0, ВеЮ12. 1. 2Ве + ЗН2О = BeOi + Ве(ОН)21- + 2Н2Т	(кип.)
2.	Be + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + Н2Т
ЗВе + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Be(NO3)2 + 2NO? + 4Н2О
3.	Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Be(OH)4] + Н2Т
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2	(400-500 °C)
4.	2Ве + О2 = 2ВеО	(900 °C, сгорание на воздухе)
5.	Be + Е2 = ВеЕ2 (комн., Е = F; 250 °C, Е = CI; 480 °C, Е = Br, I) 6. Be + S = BeS	(1150 °C)
ЗВе + N2 = Be3N2	(700-900 °C)
2Ве + С (графит) = Ве2С	(1700—1900 °C, вак.)
7. Be + 4HF (конц.) = H2|BeF4] + Н2Т
Be + 2Н2О + 4NH4F (конц.) = (NH4)2|BeF4] + Н,Т + 2(NH3 • Н2О) 8. ЗВе + 2NH3 = Be3N2 + ЗН2	(500-700 °C)
9. Be + С2Н2 = ВеС2 + Н2	(400-450 °C)
10. Be + МО = ВеО + М (1075 °C, М = Mg; 270 °C, М = Ва) И. Be + 4С2Н5ОН + 2КОН (гор.) = К2[Ве(С2Н5О)4] + Н2Т + 2Н,0
2. (ВеА12)О4 — оксид диалюминия-бериллия
Желто-зеленый, термически устойчивый. Кристаллическая струк-
тура отлична от шпинели (MgAl2)O4. Не реагируете водой. Разлагается
кислотами, щелочами в растворе и расплаве, гидратом аммиака при
кипячении. Получение см. ВеЮ".
57
Be
1.	(ВеА12)О4 + 2H2O = Be(OH)2J- + 2A10(0H)>L
(кип. в конц. NH3 • H2O)
2.	(ВеА12)О4 + 8НС1 (конц., гор.) = ВеС12 + 2А1С13 + 4Н2О
3.	(ВеА12)О4 + 4NaOH (конц., гор.) 4- 4Н2О =
= Na2[Be(OH)4] 4- 2Na[Al(OH)4]
(ВеА12)О4 4- 4NaOH = Na2BeO2 4- 2NaA102 4- 2H2O (1000 °C)
3.	Be2C — карбид дибериллия
Желтовато-красный, очень твердый, при плавлении разлагается. Медленно гидролизуется во влажном воздухе, быстро — в горячей воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом, легко галогенируется. Получение см. Bel4 5 6, ВеЮ7.
1.	Ве2С = 2Be + С (графит)	(выше 2150 °C)
2.	Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Be(OH)2J- + СН4Т	
3.	Ве2С + 4НС1 (разб.) = 2ВеС12 + СН4Т	
4.	Ве2С + 4NaOH (конц.) + 4Н2О = 2Na2[Be(OH)4]	+ сн4Т
5.	Ве2С + 2Н2 = 2Ве + СН4	(2000 °C)
6.	Ве2С + 2О2 = 2 ВеО + СО2	(600-700 °C)
7.	Ве2С + 4С12 = 2ВеС1, + СС14	(выше 300 °C)
8.	Ве2С + 212 = 2Ве!2 + С (графит)	(700 °C)
	Ве2С + 4HI = 2Ве!2 + СН4	(700 °C)
4. ВеСО3 — карбонат бериллия
Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в холодной воде, этаноле. Не переводится в раствор действием СО2. Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов щелочных металлов и аммония. Получение см. Веб8.
1. ВеСО3 = ВеО 4- СО2	(выше 180 °C)
2. ВеСО3 • 4Н2О = ВеСО3 4- 4Н2О	(100 °C, вак.)
3. 2ВеСО3 + Н2о (гор.) = Be2CO3(OH)2>L + СО2?
4. ВеСО3 + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + СО2Т + Н2О
5. ВеСО3 + 4HF (конц.) = H2(BeF4] + СО2Т + Н2О
6. ВеСО3 4- 4NaOH (конц., гор.) = Na2[Be(OH)4] 4- Na2CO3
7. ВеСО, + 2(NH3 • Н2О) (конц., хол.) = Be(OH)2J. + (NH4)2CO3
ВеСО3(т) + (NH4)2CO3 (конц.) = (NH4)2[Be(CO3)2](p)
58
Be
5. BeCI2 — хлорид бериллия
Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), этаноле, эфире. В горячей воде образует осадок основной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Получение см. Bel25, Ве44, Bel О18, Bell3.
1.	ВеС12 • 4Н2О = BeCl(OH) + НС1 + ЗН2О	(выше 176 °C)
2.	ВеС12 + Н2О (гор.) = BeCl(OH)sl + НС1
ЗВеС12 (конц.) + 6Н2О <=> 2[Ве(Н2О)3С1]+ + [ВеС14]2-
(в кони. НО)
3.	ВеС12 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2СГ (в разб. НО) [Ве(Н2О)4]2+ + Н2О «=* [Ве(Н2О)3(ОН)]+ + Н3О (pH < 7) 3[Ве(Н2О)3(ОН)]+ <=± [Ве3(Н2О)6(ОН)3р+ + ЗН2О
4.	ВеС12 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J- + 2NaCl
ВеС12 + 4NaOH (кони.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaO
5.	ВеО2 + 2(NH3 • Н2О) (конц.] = Be(OH)2i + 2NH4O
2ВеО2 + 6NH3(r) = [Be(NH3)2O2] + [Be(NH3)4]O2 (комн.)
6.	ВеО2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2НО
ВеО2 + 4NaF (конц.) = Na2[BeF4]>L + 2NaO
7.	ВеО2 + 2(NH4)2CO3 (конц.) = (NH4)2(Be(CO3)2] + 2NH4O
8.	ВеО2 + 2LiH = BeH2J- + 2LiCli	(в эфире)
9.	ВеС12(ж) электролиз> ВеХ (катод) + О2? (анод)
в. BeF2 — фторид бериллия
Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Малорастворим в этаноле. Разлагается в кипящей воде и концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фторидами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электролитически. Получение см. Bel5, Ве8', BelO46, Bell6.
1.	BeF2 • Н2О = BeF2 + Н2О	(140-160 °C, в токе HF)
2.	BeF2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2F"
(pH < 7, см. Ве53)
[Ве(Н2О)4]2+ + F- <=± [Be(H2O)3F]+ + Н2О
3.	BeF2 + 2Н2О = Be(OH)2>L + 2HF?	(кип.)
4.	BeF2(T) + H2SO4 (конц.) = BeSO4l^ + 2HF?
5.	BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J. + 2NaF
BeF2 + 4NaOH (кони.) = Na2|Be(OH)4] + 2NaF
6-	BeF2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Be(OH)2J- + 2NH4F
59
Be
7.	BeF2 + 2MF (конц.) = М2|BeF4| BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2(BeF4|J-	(M = H\ K+, NH4+)
8.	BeF2 + Na2CO, = BeCOj + 2NaF	(комн., насыщение CO2)
9.	BeF2 + Mg = Be + MgF2	(700-750 °C)
10.	BeF2(JK) -|е--тро-из.» BeJ, (катод) + F,T (анод)	
7.	[BeF4],K2 — тетрафторобериллат(Н) калия
Белый, плавится без разложения. Умеренно растворим в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Не реагируете гидратом аммиака. Разлагается кислотами и щелочами. Участвует в реакциях ионного обмена. Получение см. Веб7.
1.	К2[BeF4] (разб.) + 12Н2О = 2|К(Н2О)6]+ + [BeF4|2-
[BeF4|2- + Н2О <=> |Be(H2O)F3r + F"
2.	К2| BeF4] + 4НС1 (конц.) = BeCl, + 2КС1 + 4HF?	(кип.)
3.	K2(BeF4] + 4KOH (конц.) = K2(Be(OH)4] + 4KF
4.	K2|BeF4| (конц.) + 2NaCl = NaJBeFjT + 2KC1
K2|BeF4| (конц.) + BaCI2 = Ba|BeF4|i + 2KCI
8.	[BeF4],(NH4)2 — тетрафторобериллат(Н) аммония
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. Bel7, Веб7, ВеЮ5.
I.	(NH4)2[BeF4] = NH4[BeF3| + NH4F	(280-320°С)
(NH4)2(BeF4) = 2NH4F + BeF2	(800-1100 °C)
2.	(NH4)2[BeF4] (разб.) = 2NH; + |BeF4|2- (pH < 7, cm. N282) |BeF4J2- + H2O <=> [Be(H2O)F,|- + F-
3.	(NH4)2|BeF4) + 4HC1 (конц.) = BeCl2 + 2NH4CI + 4HF? (кип.) 4. (NH4)2[BeF4] + 6NaOH (конц.) = Na2|Be(OH)4| +
+ 2(NH, • H2O) + 4NaF
9.	Be(NO3)2 — нитрат бериллия
Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образованием осадка основных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гидролиз по катиону). Растворим в этаноле. Реагирует
60
Be
co щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. Bel2, Ве127.
1.	8Be(NO3)2 = 2|Be4(NO3)6O| + 4NO2 + О2	(125 °C, вак.)
2Be(NO3)2 = 2ВеО + 4NO2 + О2	(выше 1000 °C)
2.	24|Be(NO,)2 • 4Н2О| = 6[Be4(NO3)6O] + 8HNO3 + 4NO +
+ ЗО2 + 92Н2О	(100 °C)
3.	Be(NO3)2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2NO;
(в разб. HNO3)
4.	Be(NO3)2 + Н2О (хол.) = Be(NO3)OHi + HNO3
5.	Be(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2X + 2NaNO3
Be(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaNO3
6.	Be(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) |конц.) = Be(OH)2X + 2NH4NO3
7.	3Be(NO3)2 + 2Na2HPO4 (гор.) = Be3(PO4)2X + 4NaNO3 + 2HNO3
8.	Be(NO3)2 + NH4NO3 + Na3PO4 = Be(NH4)PO4X + 3NaNO3
10. ВеО — оксид бериллия
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе О2 и водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно сорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами и щелочами, кислотными и основными оксидами. Легко фторируется, восстанавливается магнием и графитом. Получение см. Bel4, Ве4’, Ве9*, Bell1, Ве12’.
1. ВеО + 2НС1 (конц.) = ВеС12 + Н2О ВеО + H2SO4 (конц.) = BeSO4J< + Н2О
2. ВеО + 2NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na2[Be(OH)4l
ВеО + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2О	(250-300 °C)
3. ВеО + 2Na2O = Na4BeO3	(500 °C)
4. ВеО + 2HF(I) = BeF2 + Н2О	(220 °C)
ВеО + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + Н2О	
5. ВеО + 2NH4(HF2) = (NH4)2(BeF4) + Н2О	(100-200 °C)
6. 2ВеО + 2F2 = 2BeF, + О2	(выше 400 °C)
7. 2ВеО + ЗС (графит) = Ве2С + 2СО	(1800-1930 °C)
8. ВеО + С (графит) + С12 = ВеС12 + СО	(700-900 °C)
9. 2ВеО + CS, = 2BeS + СО2	(650-700 °C)
10. 2ВеО + SiO2 = Be2SiO4	(1500-1600 °C)
Н. ВеО + А1,О3 = (ВеА12)О4	(1400 °C)
12. ВеО + Mg = MgO + Be	(700-800 °C)
61
Be
11. Be(OH)2 — гидроксид бериллия
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 карбонатокомп-лексы. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Ве54-5, Веб3'5-6, Ве95,6, Ве125 6.
1.	Ве(ОН)2 = ВеО + Н2О	(200-800 °C)
2.	Ве(ОН)2(т) + 4Н2О <=► [Ве(Н2О)4]2++ 2ОН" Ве(ОН)2(т) + 4Н2О <=► [Ве(ОН)4]2- + 2Н3О+
3.	Ве(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + 2Н2О
4.	Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О	(200-300 °C)
5.	2Ве(ОН)2 + СО2 = Ве2СО3(ОН)2Х + Н2О
6.	Ве(ОН)2 + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н2О
Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2О
7.	4Ве(ОН)2 + 6СН3СООН (безводн.) =
= [Ве4(СН3СОО)6О]Х + 7Н2О (в эфире)
12. BeS04 — сульфат бериллия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не растворяется в концентрированной серной кислоте, этаноле, ацетоне. Реагирует с кипящей водой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Веб4, ВеЮ1.
1.	BeSO4 = ВеО + SO3	(547-600 °C)
2.	BeSO4 • 4Н2О = BeSO4 + 4Н2О	(220-400 °C)
3.	BeSO4 (разб.) + 4Н2О = [Ве(Н2О)4]2+ + SO; (в разб. H2SO4) 4. 2BeSO4 + 2Н2О = Be2SO4(OH)2l + H2SO4	(кип.)
5.	BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Be/OH)21 + Na2SO4
BeSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + Na2SO4
6.	BeSO4 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Be(OH)2>L + (NH4)2SO4
7.	BeSO4 + Ba(NO3)2 = Be(NO3)2 + BaSO4l
8.	BeSO4 + 4CO = BeS + 4CO2	(800-900 °C)
9.	3BeSO4 + 8A1 = 3BeS + 4A12O3	(560-700 °C)
10.	2BeSO4 + 2H2O + Mg = Be2SO4(OH)2l + MgSO4 + H2?
2BeSO4 + H2O + MgO = Be2SO4(OH)2l + MgSO4
62
Bi
13. Be2SiO4 — ортосиликат бериллия
Белый, весьма твердый, плавится без разложения. Почти нерастворим в воде и органических растворителях. Не образует кристаллогидратов. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. ВеЮ10.
1. Be2SiO4 + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2BeSO4l + SiO2X + 2Н2О
2. Be2SiO4 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Be(OH)4] + Na4SiO4
Be2SiO4 + 6NaOH = 2Na2BeO2 + Na2SiO3 + 3H2O (500 °C)
Висмут
1. Bi — висмут
Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый, хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состояние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксидной пленкой). Малореакционноспособный; не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрированных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами. Сплавляется со многими металлами. Получение см. Bi58, BilO6, Bi 127, Bi 144.
1.	2Bi + 6H2SO4 (40%-я) -*-» Bi2(SO4)3 + 3SO2T + 6H2O
2.	Bi + 4HNO3 (разб.) = Bi(NO3)3 + NOT + 2H2O
3.	Bi + 3HC1 (конц.) + HNO3 (конц.) = BiCl3 + NOT + 2H2O (кип.) 4. 4Bi + 3O2 = 2Bi2O3	(500—1000 °C, сгорание на воздухе)
5.	2Bi + 5F2 = 2BiF5	(600-700 °C)
2Bi + 3E2 = 2BiE3	(200 °C; E = Cl, Вг, I)
6.	2Bi + 3E = Bi2E3	(300-400 °C, p\ E = S, Se, Те)
7.	2Bi + 3Mg = Mg3Bi2	(300-400 °C)
Mg3Bi2 + 6HC1 (конц.) = 3MgCl2 + 2BiH3T	(0 °C)
8.	Bi + 3N2O4 = Bi(NO3)3 + 3NO	(70-110 °C)
9.	4Bi + 4H2O + 3O2 + 2CO2 -*-► 2Bi2CO3(OH)4l Ю. 2Bi + 3HgCl2 (насыщ.) = 2BiCl3 + 3Hgl
63
Bi
2.	(Bi"'Biv)O4 — тетраоксид висмута(У)-висмута(П1)
Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. Bi 11 *, Na82.
1.	2(BiIHBiv)O4 = 2Bi2O3 + О2	(500-550 °C)
2.	(BiIHBiv)O4 + 8HC1 (конц., гор.) = 2BiCl3 + С12Т + 4Н2О
3.	2(Bin,Biv)O4 + 6H2SO4 (конц., гор.) = 2Bi2(SO4)3 + О2? + 6Н2О
4.	5(BilllBiv)O4 + 30HNO3 (конц.) + 2MnSO4 =
= 10Bi(NO3)3 + 2HMnO4 + 12Н2О + 2H2SO4
3.	BiBr3 — бромид висмута(Ш)
Оранжево-желтый порошок, темно-красные крупные кристаллы. Гигроскопичный, термически устойчивый. Гидролизуется с выпадением осадка. Легко растворим в этаноле, ацетоне, жидком аммиаке. Реагирует с серной кислотой и щелочами. Образует бромокомплексы. Получение см. Bil5.
1.	BiBr3 + Н2О = Bi(Br)O (бел.)1 + 2НВг	(кип.)
2.	4BiBr3 + 12H2SO4 (конц.) = 2Bi2(SO4)3 + 6Br2 + 6SO2? + 12H2O 3. BiBr3 + 2NaOH (конц.) = Bi(Br)01 + 2NaBr + H2O
4.	BiBr3 + HBr (конц., хол.) = H[BiBr4]
BiBr3 + ЗМВг (конц.) = M3[BiBr6]	(M = K, Rb, Cs)
5.	BiBr3 + Bi2E3 = 3Bi(E)Br	(E = S, Se; 250-300 °C)
4. BiCI3 — хлорид висмута(Ш)
Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидролизуется с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. Bil3 5-|0, BilО2, ВП22.
1. BiCl3 • H2Oi В1С13(насыщ.) + Н2О (комн., в разб. НС1) 2. BiCl3 + 2Н2О = BiCl(OH)2i + 2НС1	(кип. в разб. НС1)
BiCl(OH)2 = Bi(Cl)O + Н2О	(260-280 °C)
3.	BiCl3 + НС1 (20%-я, хол.) = H[BiCl4](p)
2H[BiCl4](p) + НС1 (20%-я, хол.) <=± H3[Bi2Cl9](p)
H[BiCl4](p) + 2НС1 (36%-я, хол.) = H3[BiCl6](p)
H[BiCl4](p) = BiCl3 + HC1	(кип. в конц. НС1)
4.	2BiCI3(T) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 6HC1T	(кип.)
5.	BiCl3 + 2NaOH (конц.) = Bi(Cl)Oi + 2NaCl + H2O
6.	2BiCl3 + O2 = 2Bi(Cl)O + 2C12	(250-350 °C)
64
Bi
7.	BiCl3 + N02 = Bi(Cl)O + NO + Cl2
8.	BiCl3 + 3H1 (разб.) = Bil3l + 3HC1
9.	BiCl3 K2[Bi2Cl8], K2|BiCl5], K3[BiCl6]
10.	BiCl3 + NH3()K) = [Bi(NH3)Cl3]
(200-300 °C)
(250-300 °C)
(-40 °C)
5. Bi(CI)O — оксид-хлорид висмута
Белый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается BiCl(OH)2. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается коксом в присутствии карбоната натрия. Получение см. Bi42’5”7, Bi98 * * *, СП20.
1.	3Bi(Cl)O = Bi2O3 + BiCl3	(575-600 °C)
2.	Bi(Cl)O(T) + H2O = BiCl(OH)2i
BiCl(OH)2 (суспензия) ♦=* Bi111 + СГ + 2OH"
3.	Bi(Cl)O + 3HC1 (конц., хол.) H[BiCl4] + H2O
4.	2Bi(Cl)O + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 2H2O + 2HC1T (кип.)
5.	6Bi(Cl)O + 6HC1O4 (конц.) + 6H2O = = [Bi6(0H)I2](C104)6i + 6HC1 (0 °C)
6.	2Bi(Cl)O + 2NaOH (конц., гор.) = Bi2O3 + 2NaCl + H2O
7.	Bi(Cl)O + 3HF(r) = BiF3 + H2O + HCI	(300 °C)
8.	4Bi(Cl)O + ЗС (кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl
(300-400 °C)
6. BiF3 — фторид висмута(Ш)
Белый, с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат BiF3 • Н2О. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированной серной кислотой, окисляется фтором. Образует фторокомплексы. Получение см. Bi57, Bi712 5, Bi98.
1.	BiF3 + Н2О (гор.) = Bi(O)Fi + 2HF
2.	2BiF3 + 3H2SO4 (конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + 6HFT
3.	BiF3 + F2 = BiF5	(460-550 °C)
4.	BiF3 + MF (конц.) = M[BiF4|	(M = K+, NH4)
7. BiF5 — фторид висмута(У)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разла-
гается. Реагирует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами,
этанолом. Сильный окислитель и фторагент. Образует фторокомплек-
сы. Получение см. Bil5, Bi63.
65
3 - 6006
Bi
1.	BiF5 = BiF3 + F2	(725-800 °C)
2.	3BiF5 + 3H2O (хол.) = 3BiF3l + O3T + 6HF
3BiF5 + 6H2O (гор.) = 3Bi(O)Fl + O3? + 12HF
3.	BiF5 + 2HC1 (конц., гор.) + H2O = Bi(O)Fl + Cl2? + 4HF
4.	BiF5 + 6NaOH (конц.) = NaBiO3l + 5NaF + 3H2O
5.	2BiF5 + С (графит) = CF4 + 2BiF3	(170 °C)
6.	BiF5(x) + KF = K[BiF6]
3BiF5 + Bi2O5 + 5KF -U 5K[Bi(O)F4]	(185-220 °C)
7.	6BiF5 + 25C2H5OH = 6Bi(O)Fl + 24C2H5F + 2CO2? + 15H2O
8.	Bil3 — иодид висмута(Ш)
Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается. Не растворяется в холодной воде, мало — в этаноле, метаноле, бензоле, толуоле, хлороформе. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. Bil5, Bi48.
1.	Bil3 = Bil + I2	(выше 542 °C)
2.	Bil3 + H2O (гор.) = Bi(I)Oi + 2HI
3.	Bil3 + HI (конц., хол.) = H[BiI4]
4.	8BiI3 + 15H2SO4 (конц., гор.) = 4Bi2(SO4)3 + 12I2i +
+ 3H2ST + 12H2O 5. 2BiI3 + 12HNO3 (конц., гор.) = 2Bi(NO3)3 + 3I21 + 6NO2? + 6H2O 6. BiI3(T) + 2NaOH (конц.) <=► Bi(I)Oi + 2NaI + H2O
7.	BiI3(T> + 3I2 <=► Bi[I(I)2]3(p)	(в разб. HI)
8.	Bil3 + KI (конц.) = K[Bil4] (желт.)
K[BiI4](p) = KI + Bil3i	(разбавление водой)
9.	Bil3 + 2CsI (конц.) = Cs2[BiI5]4-
10.	Bil3 + BiE3 = 3Bi(E)I	(E = S, Se; 400-450 °C)
9. Bi(NO3)3 — нитрат висмута(Ш)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворим в подкисленной воде, ацетоне, эфире, уксусной кислоте. Гидролизуется кипящей водой, твердый продукт гидролиза с условной формулой BiNO3(OH)2 в зависимости от условий имеет различный состав (5—10) Bi2O3 • (4—9)N2O5 • (7—9)Н2О («жемчужные белила»). Кристаллогидрат Bi(NO3)3 • 5Н2О имеет строение [Bi(H2O)3(NO3)3] • 2Н2О. Растворяется без образования осадка в разбавленной азотной кислоте и 10%-м растворе сахарозы. Реагирует со щелочами. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Bil2-8, Bi85, ВН22.
66
Bi
1.	2Bi(NO3)3 = 2Bi(NO3)O {точнее, [Bi/^KNOjXJ + 4NO2 + 02 (200 °C)
4Bi(NO3)3 = 2Bi2O3 + 12NO2 + 3O2	(700 °C)
2.	Bi(NO3)3 • 5H2OX <=* Bi(NO3)3 (насыщ.) + 5H2O
(комн., в разб. HNO3)
Bi(NO3)3 • 5H2O Bi(NO3)2OH + HNO3 + 4H2O
(комн., над KOH)
Bi(NO3)3 • 5H2O = BiNO3(OH)2 + 2HNO3 + 3H2O (80-110 °C)
Bi(NO3)3 • 5H2O = Bi(NO3)O + 2HNO3 + 4H2O (150 °C, вак.)
3.	6Bi(NO3)3 (разб.) + 24H2O (хол.) = [Bi6(OH)12]6+ +
+ 12H3O+ + 18NO7 (в разб. HNO3)
4.	Bi(NO3)3 + 2H2O = BiNO3(OH)2l + 2HNO3	(кип.)
5.	Bi(NO3)3 + 4HC1 (конц., хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3
6.	Bi(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Bi(OH)3i + 3NaNO3
7.	2Bi(NO3)3 + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2 (600 °C)
Bi(NO3)3 + NaClO + 4NaOH (конц.) =
= NaBiO3l + 3NaNO3 + NaCl + 2H2O (кип.)
8.	Bi(NO3)3 + 3KF (разб.) = BiF3i + 3KNO3 (в разб. HNO3) Bi(NO3)3 + NaCl + H2O = Bi(Cl)Oi + NaNO3 + 2HNO3
9.	2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S3i + 6HNO3
10.	Bi(NO3)3 + H3EO4 = BiEO4l + 3HNO3	(E = P, As)
II.	2Bi(NO3)3 + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OH)4i + 2CO2? + 6NaNO3
Bi(NO3)3 + KOH (разб.) + K2CrO4 = Bi(CrO4)OHi + 3KNO3
12.	Bi(NO3)3 + 3Na2SO3S (конц.) = Na3[Bi(SO3S)3] + 3NaNO3
10.	BI2O3 — оксид висмута(Ш)
Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. При прокаливании сублимируется, термически устойчив. Нерастворим в органических растворителях. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Восстанавливается водородом и коксом, окисляется пероксидами щелочных металлов, галогенами. Получение см. Bil4, Bi9*, ВИЗ1, Bil43.
1.	3Bi2O3(T) + 9Н2О <=± [Bi6(OH)12]6++ 6ОН"
2.	Bi2O3 + 6НС1 (конц., гор.) = 2BiCl3 + ЗН2О
3.	Bi2O3 + 3H2SO4 (40%-я) = Bi^SO^ + ЗН2О
4.	Bi2O3 + 2HF (конц.) = 2Bi(O)F-l + Н2О	(комн.)
Bi
5.	Bi2O3 + 3(NH4)2CO3 -I-> Bi2CO3(OH)4i + 6NH3T+
+ 2CO2? + H20 (кип.)
6.	Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O	(240-270 °C)
Bi2O3 + ЗС (кокс) = 2Bi + 3CO	(800-900 °C)
7.	Bi2O3 + 6MOH (40%-й) + 2E2 = 2MBiO3l + 4ME + 3H2O
(кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br)
8.	2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3	(450-600 °C)
2Bi2O3 + 6Na2O2 = 4Na3BiO4 + O2 (350—600 °C, примесь Na5BiO5) Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O (400-500 °C)
9.	Bi2O3 + 2H2O ^^p0™3» 2H2? (катод) + Bi2O5l (анод)
[в конц. KOH]
11.	Bi2O5 — оксид висмута(У)
Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кислород. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2O5 • лН2О. Разлагается кислотами, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. Bi 109, Na82.
1.	2Bi2O5 = 2(BiIIIBiv>04 + O2	(выше 350 °C)
2.	Bi2O5 • лН2О = Bi2O5 + лН2О	(120 °C, в атмосфере О2)
3.	Bi2O5 • лН2О (суспензия) 2Bi(OH)3l + О2Т + (л - 3)Н2О
(комн.)
4.	Bi2Os + 10НС1 (конц., гор.) = 2BiCl3 + 2С12Т + 5Н2О
Bi2O5 + 3H2SO4 (конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + О2? + ЗН2О
5.	Bi2O5 + 2NaOH (конц., хол.) = 2NaBiO3l + Н2О
6.	5Bi2O5 + 30HNO3 (конц.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMnO4 +
+ 9H2O + 4H2SO4
7.	Bi2O5 + 2C2H5OH = Bi2O3i + 2CH3C(H)O + 2H2O
12.	Bi(OH)3 — гидроксид висмута(Ш)
Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Частично переходит в раствор под действием щелочей в присутствии глицерина (продукты реакции неизвестны). Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Слабый восстановитель и окислитель. Получение см. Bi96, Bi 155.
1.	Bi(OH)3 = BiO(OH) + Н2О	(100 °C)
2.	Bi(OH)3 + ЗНС1 (конц., гор.) = BiCl3 + ЗН2О
2Bi(OH)3 + 3H2SO4 (40%-я) = Bi2(SO4)3 + 6Н2О
Bi(OH)3 + 3HNO3 (конц.) = Bi(NO3)3 + 3H2O
68
Bi
3.	6Bi(OH)3 + 6HC1O4 (конц.) = [Bi6(0H)12)(C104)6 + 6H2O
4.	Bi(OH)3 + HF (конц.) = Bi(O)FX + 2H2O
5.	Bi(OH)3 + 3NaOH (конц.) + E2 = NaBiO3l + 2NaE + 3H2O
(E = Cl, Br)
Bi(OH)3 + ЗКОН (конц.) + K2S2O6(O2) = KBiO3i + 2K2SO4 + 3H2O
(кип.)
6.	Bi(OH)3 + ЗКОН (конц.) + 2KMnO4 = KBiO3X +
+ 2K2MnO4 + 3H2O
7.	2Bi(OH)3 + 3NaOH (конц.) + 3Na|Sn(OH)3) =
= 2Bil + 3Na2[Sn(OH)6]
8.	Bi(OH)3 + 3HNCS(p) = Bi(NCS)3X + 3H2O
Bi(NCS)3 + 3KNCS (конц.) = K3[Bi(NCS)6]
13.	BiO(OH) — метагидроксид висмута
Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Bi 121.
1.	2ВЮ(ОН) = Bi2O3 + Н2О	(500-600 °C)
2.	6ВЮ(ОН)(Т) + 6Н2О <=* [Bi6(OH)|2l6++ 6ОН-
3.	BiO(OH) + ЗНС1 (конц., гор.) = BiCl3 + 2Н2О
2BiO(OH) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 4Н2О
4.	BiO(OH) + 3NaOH (конц.) + Cl2 = NaBiO3l + 2NaCl + 2Н2О
5.	2BiO(OH) + 3NaOH (конц.) + 3Na[Sn(OH)3] + 2H2O = = 2Bii + 3Na2[Sn(OH)6]
14.	Bi2S3 — сульфид висмута(Ш)
Коричнево-черный, при прокаливании разлагается. Не растворяется в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медленно реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Получение см. Bil6, Bi99,Na6112.
1.	Bi2S3 = 2BiS + S	(выше 685 °C)
2.	Bi2S3 + 12H2SO4 (конц., гор.) -U Bi2(SO4)3 + 12SO2T + 12H2O
(кип.)
Bi2S3 + 24НМО3(конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + 24NO2 + 12H2O
3.	2Bi2S3 + 9O2 = 2Bi2O3 + 6SO2	(выше 400 °C)
4.	Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS	(1000 °C)
69
Вк
5.	4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2
(700-800 °C)
6.	Bi2S3 + 3(NH4)2CO3 + 2H2O Bi2CO3(OH)4l + 6NH3T+ + 2CO2T + 3H2ST (кип.)
7.	Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2]	(600-800 °C)
15.	Bi2(SO4)3 — сульфат висмута(1П)
Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением. Гидролизуется с образованием осадка. Химически растворяется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. Bil1, Bi44, Bi 122, Bi 142.
1.	Bi2(SO4)3 = Bi2(SO4)O2 + 2SO3	(выше 400 °C)
2.	Bi2(SO4)3 + 2H2O = 2BiSO4(OH)i + H2SO4
3.	Bi2(SO4)3 + 8HC1 (конц., хол.) = 2H[BiCl4] + 3H2SO4
4.	Bi2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4
(возможно, H[Bi(SO4)2])
5.	Bi2(SO4)3 + 6NaOH = 2Bi(OH)3l + 3Na2SO4
6.	Bi2(SO4)3	K[Bi(SO4)2], K3[Bi(SO4)3] (в разб. H2SO4)
Берклий
1. Bk — берклий
Серебристо-белый металл, тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами. Ион Вк3+ в разбавленном растворе имеет зеленую окраску, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 247Вк) бомбардировкой а-частица-ми кюрия на ускорителе. Выделен в виде BkF3. Получение — восстановление BkF3 литием при 1250 °C в атмосфере аргона.
1.	2Вк + 6Н2О (гор.) = 2Вк(ОН)3Х + ЗН2Т
2.	2Вк + 6НС1 (разб.) = 2ВкС13 + ЗН2Т
Вк + 4HNO3 (разб.) = Bk(NO3)3 + NOT + 2Н2О
3.	Вк + О2 = ВкО2 (желт.)	(сгорание на воздухе)
2ВкО2 + Н2 = Вк2О3 (зел.) + Н2О	(600 °C)
4.	Вк + HNO3 + 3HF = BkF3T + NOT + 2Н2О
5.	Вк + 4HNO3 + 2NaBrO = Bk(NO3)4 + 2NaBr + 2H2O
70
Br
Бром
1.	Br2 — дибром
Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричневый газ. В жидком состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образуется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутствии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуглеродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. Вгб4’8’9, Вг84, КЗ2’4, Na94-5, NalO3’4.
1.	6Вг2 • 46Н2ОХ	«=± 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О	(0-6 °C)
2.	Вг2(ж) + ИН2О <=> Вг2 • иН2О(р) Вг2 • иН2О() <=► НВг + НВгО + (и - 1)Н2О		(20-40 °C)
3.	2Вг2(р) + 2Н2О	= 4НВг + О2Т	(на свету или кип.)
4.	Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + Н2О		(0-5 °C)
3Br2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗН2О (50-80 °C) ЗВг2 + 3Na2COj (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗСО2Т
5.	3Br2 + 8(NH3 • Н2О) [разб.] = 6NH4Br + N2T + 8Н2О 3Br2 + 10МН3(ж) = Br3N • 6NH3i + 3NH4Br		(40-50 °C) (-75 °C)
6.	Br + Н2 = 2НВг	(350 °C, кат. Pt)	
7.	Br2 + F2 = 2BrF		(до 0 °C)
Вг2 + 3F2 = 2BrF3	(-40 °C, в жидк. CC13F)
	Br2 + 5F2 = 2BrF5	(200 °C)
8.	Br2 + Cl2 = 2BrCl Br2 + 5C12 + 6H2O (гор.) = 2HBrO3 + 10HC1	(0°C)
9.	Br2 + I2 = 2IBr	(45 °C, в атмосфере N2)	
10.	3Br2 + 2P (красн.) + 6H2O = 2H2(PHO3) + 6HBr 3Br2 + S + 4H2O = H2SO4 + 6HBr	(100-150 °C)
11.	Br2(p) + H2S (насыщ.) = 2HBr + Si	
12.	Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2I	
13. 4Вг2 + 4Н2О + BaS = BaSO4i + 8HBr
Br2 + SO2 + 2Н2О = 2НВг + H2SO4
14.	2Br2 + Н2О + HgO = 2НВгО + HgBr2l	(0-5 °C)
3Br2 + 5AgBrO3 + ЗН2О = 5AgBri + 6НВгО3
71
Br
15.	Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O
4Br2 + Na2SO3S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O
16. Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3
3Br2 + 3H3AsO3 + 3H2O = 3H3AsO4 + 6HBr
17.	Br2 + Cl2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrCl2]
18.	Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2]
19.	Br2 + 4O3 = Br2O4l (желт.) + 4O2T
Br2O4 -2-* Br2O, Вг3О8? (бел.), Br2, O2
Br2O4 Br2O3 (желт.), Br2, O2
20.	Br2 + AgNO3 = AgBri + BrNO3
21.	7Br2 + BrF5 + 5EF5 = 5(Br^ )[EF6] (кор.)
22.	Br2(r) <=* 2B?>
(—50 °C, в жидк. CC13F) (-40 °C, вак.) (-4 °C, вак.) (ниже 0 °C, в эфире) [-196 °C; Е = As,Sb] (выше 1200 °C)
2.	BrCI — монохлорид брома
Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада на С12 и Вг2 при 20 °C составляет = 40%). Более устойчив в холодных растворах хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразования). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. Получение см. Вг18.
1.	2ВгС1(г) = Вг2(ж) + С12(г)	(выше 5,5 °C)
2.	BrCI + Н2О = НС1 + НВгО, ЗНВгО <=* 2НВг + НВгО3
3.	43ВгС1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBrO3 + ЗН2О
4.	BrCI + MCI <=* M[BrCl2]	(M = K, Cs)
3.	BrF — монофторид брома
• Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. Brl7.
1.	3BrF = BrF3 + Вг2	(выше 20 °C)
2.	BrF + Н2О (хол.) = HF + НВгО, ЗНВгО <=* 2НВг + НВгО3
3.	4BrF + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2Вг2 + О2Т
4.	BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + Н2О
3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrO3 + 3H2O
5.	4BrF + SiO2 = SiF4 + 2Br2 + O2	(комн.)
4. 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 ме
72
Br
таллов и неметаллов. Окислитель. Неводный растворитель. Получение см. Brl7, ВгЗ1.
1.	3BrF3 + 6Н2О = 9HF + НВг + 2НВгО3
2.	3BrF3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6H2O
3.	BrF3 + F2 = BrF5	(200 °C)
4.	4BrF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2Br2 + 3O2	(комн.)
5.	BrF3(x) + MF = M[BrF4]	(M = K, Rb, Cs, Ag)
6.	BrF3(x) + C1F3 = (C1F2 ) [BrF4]
7.	4BrF3 + 2Au = 2(Au+)[BrF6] + Br2	(40 °C)
8.	BrF3(x) + EF5 = (BrF2 )(EF6]	(E = P, As, Sb, Bi)
9.	2BrF3(T) = (BrF2)+[BrF4](-T) ♦=> 2BrF3(x) <=► BrF2+ + [BrF4E
10.	BrF3 + 3N2O5 = Br(NO3)3 + 3NO2F (-30 °C, в жидк. CC13F)
5. BrF5 — пентафторид брома
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком НЕ Реакционноспособный; энергично гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. Вг17, Вг43.
1.	2BrF5 = Вг2 + 5F2	(выше 460 °C)
2.	BrF5 + 2Н2О = BrO2F + 4HF BrF5 + ЗН2О = 5HF + НВгО3	(0 °C) (комн.)
3.	BrF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBrO3 + 3H2O	
4.	4BrF5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2Br2 + 5O2	(комн.)
5.	BrF5(x) + MF = MfBrFJ	(M = К, Rb, Cs)
6.	BrF5(x) + EF5 = (BrF4+)[EF6]	(Е = As, Sb)
7.	BrF5 + (KrF+)[AsF6| = (BrF6+)[AsF6] + Kr	(50-100 °C)
8.	BrF5 + 2Br2 + 10O3 = 5BrO2F + 10O2 BrF5 + 2KBrO3 = 3BrO2F + 2KF	(комн.) (в жидк. HF)
9. 10.	3BrF5 + KF + 2KIO3 = 3K[BrO2F2] + 21F5 2BrF5(x) <=> BrF4 + [BrF6E	(комн.)
6. НВг — бромоводород
Бесцветный, термически устойчивый газ. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисляется в кислороде. Прояв
73
Br
ляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. ВгР- 6-'\ Вг85’7.
I.	2НВг Н2 + Вг2	(выше 1000*°С)
2.	НВг • Н2О(Т) = НВг(г) + Н2О	(выше -29 °C)
3.	НВг (разб.) + Н2О = Вг" + Н3О+
4.	2НВг (конц.) + H2SO4 (конц.) = Br2 + SO2 + 2Н2О
5.	НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + Н2О НВг + NH3 • Н2О (разб.) = NH4Br + Н2О
6.	2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + Н2?
7.	4НВг (конц.) + О2 2Вг2 + 2Н2О
8.	2НВг + С12 = 2НС1 + Вг2
5НВг (конц.) + НВгО3 = ЗВг2 + ЗН2О
9.	4НВг (конц.) + МпО2 = МпВг2 + Вг2 + 2Н2О
2НВг (конц.) + Н2О2 (конц.) = Вг2 + 2Н2О
14НВг (конц.) + К2Сг2О7(т) = 2СгВг3 + ЗВг2 + 7Н2О + 2КВг
(60-80 °C)
7. НВгО — бромноватистая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 30% (желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме. Подвергается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. Вг114.
1.	5НВгО -U НВгО3 + 2Вг2 + 2Н2О	(комн.)
2.	НВгО ♦=£ НВг + О0	(на свету или выше 30 °C)
2НВгО «=£ Н2О + 2ВР + О0	(на свету; кат. Pt, Fe)
НВгО + 20° НВгО3	(на свету)
3.	ЗНВгО = НВгО3 + 2НВг	(60-80 °C)
4.	НВгО (разб.) + Н2О <=» ВгО" + Н3О+
5.	НВгО + NaOH (разб.) = NaBrO + Н2О
6.	НВгО (конц.) + НВг (конц.) = Вг2 + Н2О
НВгО (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + I2i + Н2О
7.	НВгО + Н2О2 = Н2О + О2Т + НВг
8.	4НВгО + PbS = PbSO4i + 4HBr
8.	HBrO3 — бромноватая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная массовая доля 50%, сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель; реагирует с диок
74
с
сидом серы, атомным водородом, серой, углеродом, иодом, бромо- и иодоводородом. Получение см. Brl8-14, Вг9‘.
1.	4НВгО3 = 2Вг2 + 5О2 + 2Н2О	(кип.)
2.	НВгО3 (разб.) + Н2О = ВгО; + Н3О+
3.	НВгО3 + NaOH (разб.) = NaBrO3 + Н2О
НВгО3 + NH3 Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О
4.	НВгО3 (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О
5.	НВгО3 (разб.) + 6Н1 (разб.) = НВг + 3121 + ЗН2О
6.	2НВгО3 (конц.) + 12 = Вг2 + 2НЮ3
6НВгО3 (конц.) + 5Н1 (конц.) = ЗВг2 + 5НЮ3 + ЗН2О
7.	НВгО3 + 6Н° (А1) = НВг + ЗН2О
8.	HBrO3 + 3SO2 + ЗН2О = НВг + 3H2SO4
HBrO3 + Н2О + S = НВг + H2SO4	(кип.)
2НВгО3 (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + ЗСО2Т
9.	НВгО3 + Н2О + XeF2 = HBrO4 + 2HF + ХеТ
9.	НВгО4 — бромная кислота
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная массовая доля 83%, устойчива в растворе при массовой доле менее 55%. Почти не перегоняется в вакууме. Сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Медленно реагирует как окислитель. Получение см. Вг89, К54.
1.	2НВгО4 (конц.) —2НВгО3 + О2	(комн.)
4НВгО4 (конц.) = 2Вг2? + 7О2Т + 2Н2О	(кип.)
2.	НВгО4 • 2Н2О1 ♦=£ НВгО4 (конц.) + 2Н2О	(на холоду)
3.	НВгО4 (разб.) + Н2О = ВгО; + Н3О+
4.	НВгО4 + NaOH (разб.) = NaBrO4 + Н2О
HBrO4 + NH3 • Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О
5.	2НВгО4 (конц.) + 4Н2О + I2 -U 2Н51О6 + Вг2
Углерод
1. С — графит
Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны также термодинамически метастабильные формы: Р-С — алмаз, (С2)л — карбин, С^ и С70 — фуллерены. Графит — серо-
75
с
черный, с металлическим блеском, жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически активен (в отличие от алмаза и карбина); реагирует с водородом, кислородом, фтором, серой, металлами. Типичный восстановитель; реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, оксидами металлов. Получение в промышленности — пиролиз каменного угля или углеводородов.
С + Н2О (пар) <=► СО + Н2	(800-1000 °C)
С + 2H2SO4 (конц., гор.) = СО2? + 2SO2T + 2Н2О С + 4HNO3 (конц., гор.) = СО2Т + 4NO2T + 2Н2О С + 2Н2 = СН4	(600 °C, р, кат. Pt)
2С + Н2 = С2Н2	(1500-2000 °C)
С + О2 = СО2 2С + О2 = 2СО С + СО2 = 2СО С + 2F2 = CF4 С + 2S = CS2 2С + N2 ♦=* C2N2 2C + H2 + N2 = 2HCN C + Si = SiC 2C + Ca = CaC2 5C + 2CaO = 2CaC2 + CO2 3C + CaO = CaC2 + CO 10. C + 2PbO = 2Pb + CO2 11. 2C + Na2SO4 = Na2S + 2CO2 2C + Na2CO3 = 2Na + 3CO
12. 3C + 8H2SO4 (конц.) + 2К2Сг2О7 (конц.) = = 3CO2T + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 8H2O
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
(600—700 °C, сжигание на воздухе) (выше 1000 °C) (700-1000 °C) (выше 900 °C)
(700-800 °C) (электрич. разряд) (выше 1800 °C) (1200-1300 °C) (550 °C) (700 °C)
(1000-1200 °C) (600 °C) (600 °C)
(900-1000 °C)
r HNOj + H;SO) + KCIO}(KMnO4[ r _ 1J • V/	""11
оксиды графита
14. 2C + hF2 = 2CF„ (фториды графита) 8C + F2 = 2(C4)(F~)
15. (8 + x)C + M = MCg + x (графитиды)
16. ЗС (графит) <=» [C2 + C°l(r)
17. С (алмаз) —С (графит)
(С2)д (карбин) —2лС (графит)
(п = 2+2,75; комн.)
[л< 1,12; 450 °C] [комн., в атмосфере HF]
[М = К, Rb, Cs; до 150 °С|
(4000 °C)
[выше 1200 °С[
[2300 °С[
76
с
2. CCI4 — тетрахлорид углерода
Тетрахлорметан. Бесцветная, тяжелая, низкокипящая, негорючая жидкость. Термически малоустойчив. Практически не смешивается с водой, неограниченно смешивается с органическими растворителями. Химически пассивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апротонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см. также А135 6 7, С86, СаЗ6.
1.	СС14 = С + 2С12	(450-600 °C)
2.	СС14 + ЗН2О = Н2СО3 + 4НС1	(комн., кат. Fe)
3.	СС14 + 6NaOH (конц.) = Na2CO3 + 4NaCl + ЗН2О (кип.) 4. 2СС14 + О2 = 2СС12О + 2С12	(250 °C, кат. Ni)
5.	СС14 + 2H2Se = CSe2 + 4НС1	(500 °C)
6.	СС14 + 2НБ(Ж) = CC12F2 + 2НС1Т
ЗСС14 + 2SbF3 = 3CC12F2 + 2SbCl3	(в жидк. HF)
7.	CCI4 + 4AgF = CF4 + 4AgCl	(150-300 °C)
CC14 + AgClO4 = (CC1 ★ )C1O4 + AgCI	(50 °C, вак.)
8.	3CC14 + 4A1E3 = 3CE4 + 4A1C13	(180-250 °C; E = Br, I)
3. CCI2O — оксид*дихлорид углерода
Фосген. Бесцветный газ с неприятным запахом, тяжелее воздуха. Хорошо растворим в органических растворителях. Полностью гидролизуется во влажном воздухе и в воде, разлагается кислотами и щелочами. Реагирует с гидратом аммиака, оксидами металлов. Апротонный растворитель ковалентных неорганических веществ. Получение см. С24, С55.
1.	СС12О + 2Н2О (хол.) = Н2СО3 + 2НС1
СС12О + Н2О (пар) = СО2 + 2НС1	(комн.)
2.	СС12О + Н2О = СО2? + 2НС1	(в разб. НС1)
3.	СС12О + 4NaOH = Na2CO3 + 2NaCl + 2Н2О
4.	СС12О + 4(NH3 • Н2О) = 2NH4C1 + C(NH2)2O + 4Н2О
5. ЗСС12О + А12О3 = 2А1С13 + ЗСО2	(выше 350 °C)
6. СС12О + 2NaF = C(O)F2 + 2NaCl	(в ацетонитриле)
7. СС12О(Ж) + А1С13 <=► ССЮ+ + [А1С14Г	(ниже 7 °C)
4. C2N2 — дициан
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в холодной воде, хорошо — в этаноле, эфире, уксусной кислоте. По химическим свойствам подобен 12. Сгорает в кислороде, разла-
77
гается горячей водой и кислотами, реагирует со щелочами. Получение см. С810, CIO6 7-9-'°, Hg4’’5.
1.	C2N2 = 2(-CN) — радикал циан	(выше 1000 °C)
2.	C2N2 + 4Н2О (гор.) = (NH4)2C2O4
3.	C2N2 + 2H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СОТ + СО2Т + 2NH4HSO4
4.	C2N2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + H2O	(комн.)
5.	C2N2 + 2O2 = 2CO2 + N2	(сжигание на воздухе)
6.	C2N2 + 2H° (Zn. разб. H2SO4) = 2HCN
5. CO — монооксид углерода
Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии NH3, НС1), хорошо — в этаноле, бензоле. Химически активен при высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом, хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленности — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + + Н2), в лаборатории — разложение муравьиной кислоты НСООН.
1. СО + Н2О (пар) <р=* СО2 + Н2
2. СО + NaOH = Na(HCOO)
(выше 230 °C., кат. Fe2O3) [120-130 °C, р|
3. СО + ЗН2 = СН4 + Н2О	(150-200 °C, кат. Ni)
СО + 2Н2 = СН3ОН	(250-300 °C, р, кат. CuO/Cr2O3)
4. 2СО + О2 = 2СО2	(комн., кат. MnOj/CuO)
2СО + О2 = 2СО2	(сжигание на воздухе)
5. СО + С12 = СС12О	(125-150 °C, кат. C/Pt)
6. CO + S = C(S)O	(350 °C, кат. С)
7. СО + NH3 = HCN + Н2О	(500-800 °C, кат. Al2O/ThO2)
СО + NH3 = HC(O)NH2 (формамид)	(250 °C, кат. ВаО)
СО + NH3 • Н2О (гор.) = NH4(HCOO)
8.	5СО + 12О5 = 5СО2 + 12
9.	СО + Н2О (пар) + СаО = СаСО3 + Н2	(400-500 °C)
ЗСО + СаС2 = СаСО3 + 4С (графит)	(800 °C)
10.	4СО + Ni = [Ni(CO)4]	(50-100 °C)
СО + NiO = Ni + СО2	(300 °C)
11. 5СО + Fe = [Fe(CO)5] 12. СО + PdCl2 + Н2О = Pdi + СО2? + 2НС1	(100-200 °C, р)
13. ЗСО + Н2О + КОН + 2КМпО4 = 2МпО21 + ЗКНСО3 (кат. Ag) 14. ЗСО + 4Н2О + КОН + К2Сг2О7 = 2Сг(ОН)31 + ЗКНСО3
(кат. HgO)
15.	СО + Na2O2 = Na2CO3
(комн.)
78
16.	CO + F2 = C(O)F2	(комн., кат.-активн. C)
2CO + 3F2 = CF4 + C(O)F2	(400 °C)
CO + 2F2 = (CF * )OF	(кат. AgF2)
17.	CO + CuCl(T) = [Cu(CO)Cl]	(в конц. HC1)
CO + [Cu(NH3)2]C1 + 2H2O = [Cu(CO)Cl]i + 2(NH3 • H2O)
6.	CO2 — диоксид углерода
Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжатии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый СО2 («сухой лед») при комнатной температуре возгоняется. Плохо растворяется в воде, частично реагирует с ней. Проявляет кислотные свойства; реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, водородом, коксом. Получение см. Cl4, С54, Са5*’5.
1.	2СО2 = 2СО + О2	(выше 2000 °C)
2.	8СО2 • 46Н2О(т) (клатрат) = 8СО2 + 46Н2О (выше -21 °C) 3. СО2(р) + Н2О = СО2 • Н2О(р) < * Н2СО3(р)	(комн.)
4.	СО2 + NaOH (разб.) = NaHCO3, СО2 + 2NaOH (конц.) =
= Na2CO3 + Н2О
5.	СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСО31 + Н2О, СО2 + ВаСО3(т) + Н2О =
= Ва(НСО3)2(р) 6. СО2 + NH3 • Н2О = NH4HCO3
СО2 + 2NH3(r) = NH4(NH2COO)	(комн.)
СО2 + 2NH3(r) = C(NH2)2O + Н2О	(180-500 °C, р)
7.	СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О	(200 °C, кат. Си2О)
8.	СО2 + С (кокс) = 2СО	(700-1000 °C)
9.	СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 + 5Са = СаС2 + 4СаО (500 °C) 10. 2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + О2	(комн.)
7.	C(O)F2 — дифторид-оксид углерода
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Реакционноспособный; быстро гидролизуется во влажном воздухе и воде, реагирует с кислотами, щелочами. Фторирующий реагент для аммиака и оксидов металлов. Получение см. СЗ6, С516.
1.	C(O)F2 + Н2О (влага) = СО2 + 2HF
C(O)F2 + 2Н2О (хол.) = Н2СО3 + 2HF
C(O)F2 + Н2О (гор.) = СО2Т + 2HF	(в разб. НС1)
2.	C(O)F2 + 4NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2NaF + 2Н2О
2C(O)F2 + 6NaOH (разб.) = 2NaHCO3 + 4NaF + 2H2O
79
с
3.	6C(O)F2 + 4NH3(r) = 4NF3 + 3CO2 + 3CH4
4.	3C(O)F2 + A12O3 = 2A1F3 + 3CO2
(150-175 °C)
(выше 500 °C)
8.	CS2 — сероуглерод
Бесцветная, легколетучая жидкость. Мало смешивается с водой, неограниченно смешивается с полярными органическими растворителями. Хорошо растворяет бром, иод, серу, белый фосфор. Реакционноспособный, легко воспламеняется на воздухе. Гидролизуется водяным паром, реагирует с бинарными соединениями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. С16.
1.	CS2 + 2Н2О (пар) = СО2 + 2H2S	(150 °C, примесь CSO)
2.	CS2 + ЗВа(ОН)2 = BaCO3i + 2BaS + ЗН2О
3.	CS2 + 2(NH3 • Н2О) + Са(ОН)2 = NH4NCS + CaSl + 4Н2О
(ПО °C, р) 4. CS2 + 4Н2 = 2H2S + СН4	(выше 50 °C, кат. Pt/MoS2)
5.	CS2 + ЗО2 = СО2 + 2SO2	(сгорание на воздухе)
6.	CS2 + ЗС12 = СС14 + S2C12	(кат. МпС12/Д1С13)
7.	CS2 + ЗС12О = СС12О + 2SC12O
CS2 + 3SO3 = C(S)O + 4SO2	(комн.)
2CS2 + 6NO2 = 2CO2 + 3N2, CS2 + PC15 = C(S)C12 + P(S)C13
CS2 + CO2 = 2CO + 2S	(выше 500 °C, кат. Си)
CS2 + 2SnO = CO2 + 2SnS	(220-300 °C)
8.	CS2 + PC15 = C(S)C12 + P(S)C13
9.	CS2 + K2S (конц.) = K2CS3
10.	CS2 + CaCN2 = C2N2 + CaS + S	(700-850 °C)
11.	3CS2 + 4KMnO4 + 2KOH (разб.) = 6S-L + 4MnO2i + 3K2CO3 + H2O
9.	C(S)O — оксид*сульфид углерода
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Разлагается при нагревании. Плохо растворим в холодной воде, лучше — в органических растворителях и CS2. Реакционноактивный; сгорает на воздухе, гидролизуется в горячей воде, реагирует со щелочами и аммиаком. Получение см. Agl32, С56, С87, С134, N264.
1.	2C(S)O = СО2 + CS2	(150 °C)
C(S)O = СО + S	(300 °C)
2.	C(S)O + Н2О (гор.) = СО2? + H2ST
3.	C(S)O + 3NaOH = Na2CO3 + NaHS + H2O	(кип.)
4.	2C(S)O + 3O2 = 2CO2 + 2SO2	(сгорание на воздухе)
5.	C(S)O + 2NH3(r) = C(NH2)2O + H2S	(70 °C)
80
с
10.	HCN — циановодород
Синильная кислота. Бесцветная, легкая, низкокипящая жидкость; ассоциирована за счет водородных связей (при комнатной температуре степень ассоциации равна 2). Существует в двух таутомерных формах: нормальной (Н—C^N:) и изо-форме (Н—N^C:); при 25 °C в равновесной смеси 0,5% изо-формы, при охлаждении количество изо-формы уменьшается. Разлагается при сильном нагревании и на свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота, бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Смешивается со многими органическими растворителями. Неограниченно смешивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется циановодородной кислотой. Гидратов не образует. В концентрированном растворе неустойчив и постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор — следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановительные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см. Cl7, С57, Fe76.
1.	HCN (разб.) + Н2О (хол.) <=> Н3О++ CN’ hcn (конц.) + 2н2о nh; + НСОО" HCN(r) + 2Н2О (пар) = NH4(HCOO)(T)
2.	HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н2О
3.	HCN + NH3 • H2O (конц.) <=* NH4CN + Н2О
(комн.)
4.	HCN(r) + Н2О + H2SO4 (конц.) = СО + NH4HSO4
5.	HCN + 4Н° (Zn, разб. НС1) = CH3NH2
6.	4HCN 4- 5О2 = 4СО2 4- 2N2 + 2Н2О	(сгорание на воздухе)
4HCN 4-О2 = 2C2N2 4-2Н2О	(150 °C, кат. Ag)
2HCN 4- О2 4- F2 = 2СО 4- N2 4- 2HF	(сгорание)
7.	HCN(p) 4- Cl2 <=* (CN)C1 4- НС1
2HCN(r) 4- Cl2 = C2N2 4- 2HC1	(кат. активный уголь)
HCN 4- H2o 4- Cl2 = HOCN 4- 2HC1	(кат. A12O3)
8.	2HCN 4- 5HC1O = 2CO2T 4- H2O 4- N2T 4- 5HC1
9.	2HCN 4- NO2 = C2N2 4- NO 4- H2O	(комн.)
10.	4HCN 4- 2CuC12 = C2N2 4- 2CuCNi 4- 4HC1
11.	H2CN2 — цианамид водорода
Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—C^N. В эфире изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде (в растворе — очень слабая кислота), этанале, эфире. Устойчив в слабо
81
с
кислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидрате аммиака. Реагирует с водородом, кислородом. Получение см. Са45'6, N317.
1.	3H2CN2 = [NC(NH2)]3 (меламин)	(150 °C)
2.	H2CN2 + Н2О HCN 2 + Н3О+ (практически не идет)
3.	H2CN2 + Н2О = C(NH2)2O	(в конц. H2SO4, NaON)
4.	H2CN2 (разб.) + Са(ОН)2 <=* Ca(HCN2)2 + 2Н2О
5.	H2CN2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH3	(400 °C)
6.	2H2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2Н2О	(300 °C)
7.	H2CN2 + 2NaHS (конц.) = CS(NH2)2 + Na2S
8.	H2CN2 C(NH)2 (карбодиимид)	(в эфире)
12.	H2CO3 — угольная кислота
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при комнатной температуре в виде гидрата СО2 • Н2О, частично изомеризуется в Н2СО3 (молекулы Н2СО3 обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота, нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение см. С63.
1.	Н2СО3(р) = СО2 + Н2О	(кип.)
2.	Н2СО3 (разб.) + Н2О (хол.) НСО^ + Н3О+
НСО3 + Н2О <=♦ СО7~ + Н3О+
3.	Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О Н2СО3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О
4.	Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3
5.	Н2СО3 + NH3 • Н2О (конц.) = NH4HCO3 + Н2О
(примесь (NH4)2CO3)
6.	Н2СО3 + Са(ОН)2 = CaCO3J- + 2Н2О Н2СО3 + СаСО3(т) = Са(НСО3)2(р)
13.	HNCS — тиоцианат водорода
Родановодород. Бесцветная, вязкая, сильнополярная жидкость, белое твердое вещество. Существует при очень низких температурах. Имеет строение (Н—N=C—S) с возможной примесью таутомера (Н—S—CsN). При повышении температуры до —90 + —85 °C образует белый полимер. Легко растворим в эфире и других органических растворителях. Устойчив в разбавленном растворе (тиоциановая или, менее точно, роданистоводородная кислота). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводородом, типичными окислителями. Получение см. К324>5, N2610.
82
Са
1.	HNCS (разб.) + Н20 = Н3О+ + NCS"
2.	3HNCS (конц.) = HCN + H2C2N2S3
(ксантановый водород, красн.)
3.	HNCS + 2Н2О + НС1 (разб.) = СО2Т + H2ST + NH4C1 (кип.) 4. 2HNCS + 2Н2О + H2SO4 (разб.) = (NH4)2SO4 + 2C(S)O
(40-50 °C)
5.	HNCS (разб.) + NaOH (разб.) - NaNCS + Н2О
6.	HNCS + Н2О + H2S(r) = CS2 + NH3 • H2O	(комн.)
7.	HNCS + 3H2O2 (конц.) = HCN + H2SO4 + 2H2O (комн.)
5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 =
= 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 +4H2O
14.	HOCN — цианат водорода
Бесцветная, низкокипящая жидкость, немного тяжелее воды. Обладает таутомерией: нормальная форма — цианат-0 водорода (Н—О—C^N), изо-форма— цианат-N водорода (Н—N=C=O); при 20 °C содержит 98% изо-формы. Хорошо растворяется в воде (циановая кислота), эфире. Медленно разлагается в разбавленном растворе при нагревании (быстро — в присутствии сильных кислот). Проявляет слабокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение см. СЮ7.
I.	HOCN (разб.) + Н2О (хол.) <==t OCN" + Н3О+
2.	HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3T + СО2Т [примесь C(NH2)2O] 3. HOCN (разб.) + Н2О + НС1 (разб.) = NH4C1 + СО2Т
4.	HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + Н2О
5.	HOCN + NH3 • Н2О (конц.) = C(NH2)2O + Н2О
6.	HOCN + С2Н5ОН = NH2C(O)OC2H5 (уретан)
7.	HOCN (конц.) = z<uk4o-(HNCO)3-1 (циануровая кислота)
Кальций
1. Са — кальций
Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидро-ксидной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель; реагирует с водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. Са6|0> ”, СаЮ*, Са1510.
83
Са
1.	Са + 2Н2О = Ca(OH)2i + Н2Т	(комн.)
2Са + Н2О (пар) = СаО + СаН2	(200-300 °C)
2.	Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2Т
3.	4Са + 10HNO3 (разб.) = 4Ca(NO3)2 + N2OT + 5Н2О
4Са + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
4.	Са + Н2 = СаН2	(500-700 °C)
5.	2Са + О2 = 2СаО	(выше 300 °C, сжигание на воздухе)
6.	Са + Е2 = СаЕ2 (комн., Е = F; 200-400 °C; Е = Cl, Br, I)
7.	Са + S = CaS	(150 °C)
8.	ЗСа + N2 = Ca3N2	(200—450 °C, сжигание на воздухе)
ЗСа + 2Р (красн.) = Са3Р2	(350-450 °C)
9.	Са + 2С (графит) = СаС2	(550 °C)
10. Са + 6NH3(r) = [Ca(NH3)6](e~)2(T) (желт.)	(комн.)
6Са + 2NH3(r) = Ca3N2 + ЗСаН2
11.	Са + 6NH3(M) = [Ca(NH3)6] (син.) Са + 2NH3W = Ca(NH2)2l + Н2Т
12.	5Са + 2СО2 = СаС2 + 4СаО
5Са + 2СН4 = СаС2 + 4СаН2
13.	ЗСа + 2МС13 = ЗСаС12 + 2М
ЗСа + М2О3 = ЗСаО + 2М
Са + 2С1О2 = С12О3 + СаО
14.	Са + 2С2Н5ОН = Са(С2Н5О)2 + Н2Т
(600-650 °C)
[-40 °C, в атмосфере Аг] (кат. Pt) (500 °C) (800 °C)
(М = La—Lu; 550-850 °C)
(М = Рг—Lu; 1000-1100 °C)
(900-950 °C)
2.	СаВг2 — бромид кальция
Белый, плавится без разложения, гигроскопичен. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), хуже — в этаноле, ацетоне, жидком аммиаке, концентрированной бромоводородной кислоте. Реагирует с серной кислотой, щелочами. Получение см. Cal6, Са17н.
1.	СаВг2 • 6Н2О = СаВг2 + 6Н2О	(180-200 °C)
2.	СаВг2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2Вг"	(pH 7)
3.	СаВг2 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НВг	(выше 350 °C)
4.	СаВг2(т) + 2H2SO4 (конц.) = CaSOj + Br2? + SO2T + 2Н2О (кип.)
5.	CaBr2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2J- + 2NaBr
3.	СаС2 — ацетиленид кальция
Белый (технический продукт — карбид кальция — буро-черный из-за примеси угля). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Нерастворим в этаноле. Полностью гидролизу
84
ется с выделением ацетилена, реагирует с кислотами. Восстановитель. Получение см. Cal9, Са4’, Са159.
I.	СаС2 = Са + 2С (графит)	(выше 2200 °C)
2.	СаС2 + 2Н2О = Ca(OH)2i + С2Н2?
3.	СаС2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + С2Н2Т
4.	СаС2 + Н2 = Са + С2Н2	(выше 2200 °C)
5.	2СаС2 + 5О2 = 2СаО + 4СО2 (700—900 °C, примесь СаСО3)
6.	СаС2 +.5С12 = СаС12 + 2СС14	(выше 250 °C)
7.	СаС2	+ N2 = Ca(CN)2	(300-350	°C)
СаС2	+ N2 = CaCN2 + С (графит)	(1000-1150	°C)
8.	2СаС2 + N2 + 2NH3 = 2CaCN2 + С2Н2 + 2Н2	(800-900	°C)
9.	СаС2	+ WO3 = WC + СаО + СО2	(выше 700 °C)
10.	СаС2	+ 2KF = CaF2 + 2С (графит) + 2К	(900-1000	°C)
4. CaCN2 — цианамид кальция
Белый (технический продукт — темно-серый из-за примеси угля). Летучий, плавится без разложения под избыточным давлением N2, при прокаливании разлагается. Нерастворим в этаноле. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), кристаллогидратов не образует. Полностью разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами. Во влажной почве под влиянием бактерий медленно разлагается с выделением аммиака. Получение см. СаЗ7 8, Са55 6, Са1512.
1.	4CaCN2 = СаС2 + 3N2 + 2Са + Ca(CN)2	(выше 1150 °C)
2.	CaCN2 + 6Н2О (хол.) = [Са(Н2О)6]2+ + CN2"
cn2_ + н2о <=* hcn; + он-	(pH > 7)
3.	CaCN2 + ЗН2О (гор.) = Са(ОН)2 + C(NH2)2O
(70 °C, в конц. NaOH)
CaCN2 + ЗН2О (пар) = СаСО3 + 2NH3	(300 °C)
4.	CaCN2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2CN2
CaCN2 + 6HCl(r) = СаС12 + CC14 + 2NH3	(700 °C)
5.	CaCN2 + H2SO4 (разб.) = CaSOj + H2CN2
CaCN2 + 2H2SO4 (конц.) + H2O = Ca(HSO4)2 + C(NH2)2O
6.	CaCN2 + CO2 + H2O = CaCO3X + H2CN2
7.	CaCN2 + 3H2 = Са + С (графит) + 2NH3	(550-650 °C)
8.	2CaCN2 + 3O2 = 2CaCO3 + 2N2	(420-450 °C)
5. CaCO3 — карбонат кальция
Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СО2. Практически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами, хлоридом аммония
Ca
в растворе. Переводится в раствор избытком С02, образуется гидрокарбонат Са(НСО3)2, который определяет временную жесткость природных вод. Получение см. Саб6, Са155, Са176>9, Са226.
1.	СаСО3 = СаО + СО2	(900-1200 °C)
2.	СаСО3 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2Т + Н2О	
3.	СаСО3 + 2HF (разб.) = CaF2X + СО2Т + Н2О	
	КОМН.	
4.	СаСО3(т) + СО2 + Н2О <==* Са(НСО3)2(р)	
5.	СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + СО2	(800 °C)
6.	СаСО3 + 2NH3 = CaCN2 + ЗН2О	(700-900 °C)
7.	СаСО3 + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH3 + Н2О	+ СО2Т (кип.)
8.	СаСО3 + H2S = CaS + Н2О + СО2	(900 °C)
9.	СаСО3 + С (кокс) = СаО + 2СО	(800-850 °C)
6. СаС12 — хлорид кальция
Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Cal2,6, Са52, CalO319, Са152,8, Са174.
1.	СаС12 • 6Н2О = СаС12 + 6Н2О	(200-260 °C)
2.	СаС12 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2СГ	(pH 7)
3.	СаС12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1	(выше 425 °C)
4.	СаС12(т) + H2SO4 (конц.) = CaSO4X + 2НС1Т	(кип.)
5.	СаС12 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2i + 2NaCl
6.	СаС12 + Na2CO3 = СаСО3Х + 2NaCl
СаС12 (насыш.) + Na2CrO4 (насыш.) = CaCrO4l + 2NaCl
7.	СаС12 + 2NH4F = CaF2X + 2NH4C1
8.	CaCl2 + K2SO4 = CaSO4 + 2KC1	(800 °C)
CaCl2 + (NH4)2SO4 (насыщ.) = CaSO4X + 2NH4C1
9.	CaCl2 + 2H2 = CaH2 + 2HC1 (600-700 °C; кат. Pt, Fe, Ni) 10. 3CaCl2 + 2A1 = 3Ca + 2A1C13	(600-700 °C)
11. СаС12(ж) эле|СТР°,1ИЗ> ca (катод) + C12T (анод)
7. Ca(CIO)2 — гипохлорит кальция
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется хСа(С1О)2 • уСа(ОН)2 • zH2O (белильная, или хлорная, известь). 86
Са
реакционноактивный; полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Са1710.
1.	Са(С1О)2 = СаС12 + О2	(180 °C)
2.	Са(СЮ)2 • ЗН2О = Са(С1О)2 + ЗН2О	(до 50 °C, вак.)
2{Са(С1О)2 • ЗН2О} = 2Са(ОН)2 + 2С12 + О2 + 4Н2О (85-90 °C)
3.	Са(С1О)2 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Са(Н2О)6]2+ + 2С1О"
(pH > 7, см. Nal43)
4.	ЗСа(С1О)2 (конц., гор.) = 2СаС12 + Са(С1О3)2
5.	Са(С1О)2(т) + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2С12? + 2Н2О
6.	Са(С1О)2 + H2SO4 (конц., гор.) = CaSO4l + 2НС1Т + О2Т
7.	Са(С1О)2 + СО2 + Н2О - CaCO3i + 2НС1О	(комн.)
Са(С1О)2 + Na2CO3 = СаСО31 + 2NaC10
8.	ЗСа(С1О)2 + 2C(NH2)2O = ЗСаС12 + 2N2T + 2СО2Т + 4Н2О
9.	Са(С1О)2 + 2Н2О2 = СаС12 + 2Н2О + 2О2Т
Са(С1О)2 + 2Н2О + 2СаО2 = СаС12 + 2О2Т + 2Ca(OH)2i
10.	Са(С1О)2 + СаС12 = 2СаО + 2С12	[60 °C, кат. CoCl2/Fe(NO3)3]
11.	ЗСа(С1О)2(т) + С2Н5ОН = ЗСаС12 + 2СО2Т + ЗН2О
8.	СаСгО4 — хромат кальция
Желтый, разлагается при плавлении. Умеренно растворим в воде (гидролиз по аниону). Растворяется в этаноле, расплаве хромата натрия. Реагирует с кислотами. Слабый окислитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Саб6, Са157.
1.	4СаСгО4 = 2СаО + 2(СаСг2)О4 + ЗО2	(выше 1000 °C)
2.	СаСгО4 • 2Н2О = СаСгО4 + 2Н2О	(выше 200 °C)
3.	СаСгО4 + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + СгО2" (pH > 7, см. КП1) 4. 2СаСгО4 + 2НС1 (разб.) = СаСг2О7 + СаС12 + Н2О
2СаСгО4(т) + 16НС1 (конц.) = 2СаС12 + 2СгС13 + ЗС12Т + 8Н2О
(кип.)
5.	СаСгО4 (насыш.) + 2NaOH (конц.) = Са(ОН)2Х + Na2CrO4
6.	СаСгО4 + ВаС12 = СаС12 + BaCrO4i
9.	CaF2 — фторид кальция
Белый, негигроскопичный (в отличие от других галогенидов кальция). Плавится без разложения. Не растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не образует. Химически пассивный, не реагирует с разбавленными
87
Са
кислотами, щелочами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. Cal6, Са53, Саб7.
1.	CaF2 + Н2О (пар) = СаО + 2HF	(выше 800 °C)
CaF2(x) + Н2О (пар) + SiO2 = CaSiO3 + 2HF	(1450 °C)
2.	CaF2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFT	(130-200 °C)
3.	CaF2(T) + 2HF (конц.) + 6H2O (хол.) = Ca(HF2)2 • 6H2OX 4. CaF2 + H2SO4 + 2SO3 = 2HSO3F + CaSO4J- (комн., в олеуме)
10. СаН2 — гидрид кальция
Белый, плавится без разложения в атмосфере Н2, при дальнейшем нагревании разлагается. Растворим в органических растворителях, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагируете водой, кислотами, этанолом. Окисляется на воздухе. Получение см. Cal4, Саб9.
1.	СаН2 = Са + Н2	(выше 1000 °C)
2.	СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2Х + 2Н2Т	
3.	СаН2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2Т	
4.	СаН2 + О2 = СаО + Н2О	(300-400 °C)
5.	ЗСаН2 + N2 = Ca3N2 + ЗН2	(выше 1000 °C)
6.	2СаН2 + TiO2 = 2СаО + Т1 + 2Н2	(750 °C)
7.	ЗСаН2 + 2КС1О3 = 2КС1 + ЗСаО + ЗН2О	(450-550 °C)
8.	СаН2 + H2S = CaS + 2Н2	(500-600 °C)
	2СаН2 + CaSO4 = CaS + 2СаО + 2Н2О	(650-700 °C)
9.	ЗСаН2 + 2ВС13 = ЗСаС12 + В2Н6	(80 °C)
10.	СаН2 + 2СО2 = Са(НСОО)2	(200-250 °C)
	ЗСаН2 + ЗСО = СН4 + ЗСаО + 2С (графит) + Н2	(550 °C)
11.	СаН2 + 2С2Н5ОН = Са(С2Н5О)2 + 2Н2Т	(комн.)
11.	СаНРО4 — гидроортофосфат кальция
Белый, при сильном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде, при кипячении суспензии разлагается. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. Са154, Са175, Na288.
1.	2СаНРО4 = Са2Р2О7 + Н2О	(выше 900 °C)
2.	СаНРО4 • 2Н2О = СаНРО4 + 2Н2О	(109 °C, вак.)
2{СаНРО4 • 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О	(360-450 °C)
3.	7СаНРО4 + Н2О Са5(РО4)3ОНХ + 2Са(Н2РО4)2Х
ЗСаНРО4 (суспензия) = Са3(РО4)2Х + Н3РО4	(кип.)
4.	2СаНРО4 + H2SO4 (конц.) = Са(Н2РО4)2Х + CaSO4X
88
Ca
5.	CaHPO4 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + H3PO4
6.	3CaHPO4 + 3NaOH = Ca3(PO4)2l + Na3PO4 + ЗН2О
12.	Са(Н2РО4)2 — дигидроортофосфат кальция
Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде, этаноле. Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. Cal I4, Са203.
I.	Са(Н2РО4)2 = Са(РО3)2 + 2Н2О	(150-200 °C)
2.	Са(Н2РО4)2 • Н2О = Са(Н2РО4)2 + Н2О	(109 °C)
3.	ЗСа(Н2РО4)2 (суспензия) = Са3(РО4)2Х + 4Н3РО4	(кип.)
4.	Са(Н2РО4)2 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + 2Н3РО4
5.	ЗСа(Н2РО4)2 + 12NaOH = Са3(РО4)2Х + 4Na3PO4 + 12Н2О
6.	ЗСа(Н2РО4)2 + 8NaHCO3 (конц.) = Са3(РО4)2Х + 4Na2HPO4 +
+ 8СО2? + 8Н2О
7.	Са(Н2РО4)2 (насыщ.) + Na2HPO4 = CaHPOj + 2NaH2PO4
8.	ЗСа(Н2РО4)2 + ЮС (кокс) = Са3(РО4)2 + ЮСО + Р4 + 6Н2О (800 °C)
13.	Са12 — иодид кальция
Белый, плавится без разложения, гигроскопичен. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), этаноле, иодоводородной кислоте. Восстановитель; реагирует с серной и азотной кислотами. Получение см. Cal6.
I.	Са12 • 6Н2О = Са12 + 6Н2О	(40 °C, вак.)
2.	Са12 + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2Г	(pH 7)
3.	Са12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2HI	(выше 200 °C)
4.	4CaI2(T) + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4CaSOj + 4I2l + H2ST + 4Н2О
CaI2(T) + 4HNO3 (конц., гор.) = Ca(NO3)2 + I2i + 2NO2? + 2H2O
5.	Cal2 + 6NH3(>) = [Ca(NH3)6]l2X	(-40 °C)
14.	Ca(NO3)2 — нитрат кальция
Известковая (норвежская) селитра. Белый, при нагревании разла-'ается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворяется в азотной кислоте, этаноле, метаноле. В кислом растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции ионного обме-ча. Получение см. СаР, Са134, Са1712, Са2Р.
I.	Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + О2	(450-500°C)
2Ca(NO3)2 = 2СаО + 4NO2 + О2	(выше 600 °C)
2	Ca(NO3)2 • 4Н2О = Ca(NO3)2 + 4Н2О	(60-170 °C)
89
Са
3.	Ca(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2NO;	(pH 7)
4.	Ca(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4X + 2HNO3
5.	Ca(NO3)2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2i + 2NaNO3
6.	Ca(NO3)2 + 4H° (Zn, разб. HCI) = Ca(NO2)2 + 2H2O
7.	3Ca(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Ca3(PO4)2i + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип.)
8.	5Ca(NO3)2 + 3(NH4)2HPO4 + 4(NH3 • H2O) [разб.] =
= Ca5(PO4)3OHX + 10NH4NO3 + 3H2O (кип.)
15.	CaO — оксид кальция
Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Са!5, СаЗ5, Са5|>9, CalO4, Са224.
1. СаО + Н2О = Са(ОН)2	(комн.)
2. СаО + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2О
3. СаО + 2HF (разб.) = CaF2i + Н2О
4. ЗСаО + 2Н3РО4 (разб.) = Ca3(PO4)2i + ЗН2О СаО + Н3РО4 (конц.) = CaHPOj + Н2О
5. СаО + СО2 = СаСО3	(комн.)
СаО + SiO2 = CaSiO3	(1100-1200 °C)
6. СаО + А12О3 = (СаЛ12)О4	(1200-1300 °C)
СаО + Fe2O3 = (CaFe2)O4	(900-1000 °C)
СаО + TiO2 = (CaTi)O3	(900-1100 °C)
7. 4СаО + 2Сг2О3 + ЗО2 = 4СаСгО4	(600-700 °C)
8. 2СаО + 2С12 = 2СаС12 + О2	(700 °C)
9. СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО	(1900-1950 °C)
СаО + С (кокс) + С12 = СаС12 + СО	(1000 °C)
10. 4СаО + 2А1 - ЗСа + (СаА12)О4	(1200 °C)
СаО + Н2 + Mg = СаН2 + MgO	(800-900 °C)
11. СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2	(700 °C)
12. ЗСаО + 3H2S + N2 = 3CaS + 2NH3	(550 °C)
ЗСаО + 6C(NH2)2O = 3CaCN2 + 3CO2 + 6NH3	+ 3H2O (800 °C)
16.	СаО2 — пероксид кальция
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с холодной водой. Полностью разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Сильный окислитель в реакциях при спекании. Получение см. Са1714.
90
Са
1.	2СаО2 = 2СаО + 02	(250-380 °C)
2.	СаО2 • 8Н2О = СаО2 + 8Н2О	(130 °C, вак.)
3.	СаО2 + 2Н2О (гор.) = Са(ОН)24- + Н2О2	(50-60 °C)
2СаО2 + 2Н2О = 2Са(ОН)24- + О2Т	(кип.)
4.	СаО2 + 2НС1 (конц., хол.) = СаС12 + Н2О2
СаО2 + H2SO4 (разб., хол.) = CaSO4X + Н2О2
5.	4СаО2 + 2Сг2О3 + О2 = 4СаСгО4	(500 °C)
6.	2СаО2 + 2Н2О + Са(С1О)2 = СаС12 + 2Ca(OH)2i + 2О2Т
17. Са(ОН)2 — гидроксид кальция
Гашеная известь. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в воде (образуется разбавленный щелочной раствор), растворимость намного повышается в присутствии хлоридов натрия и кальция. Нерастворим в этаноле. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Cal1, Саб3-5, СаЮ2, Са15‘.
1.	Са(ОН)2 = СаО + Н2О	(520-580 °C)
2.	Са(ОН)2 • (0,5-1 )Н2О4. <=> Са(ОН)2(т) + (0,5-1 )Н2О(Ж)
(100 °C, р)
3.	Са(ОН)2 (оч. разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2ОН"
4.	Са(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2О
Са(ОН)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4X + 2Н2О
5.	ЗСа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Са3(РО4)2Х + 6Н2О
Са(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = СаНРОД + 2Н2О
6.	Са(ОН)2 + ЕО2 = СаЕО3Х + Н2О	(Е = С, S)
Са(ОН)2 (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕО3)2(р)
Са(ОН)2 + Са(НЕО3)2 = 2CaEO3i + 2Н2О
7.	Са(ОН)2 + 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н2О
8.	Са(ОН)2 + 2В(ОН)3 = Са(ВО2)2Х + 4Н2О	(кип.)
9.	Са(ОН)2 + СО = СаСО3 + Н2	(400 °C)
Са(ОН)2 (насыщ.) + 2СО = Са(НСОО)2	(160 °C, р)
'0. 2Са(ОН)2 (суспензия, хол.) + 2С12 = Са(С1О)2 + СаС12 + 2Н2О
6Са(ОН)2 (суспензия, гор.) + 6С12 = Са(С1О3)2 + 5СаС12 + 6Н2О
Са(ОН)2 (суспензия) + 2NaClO (хол.) = Са(СЮ)2>1 + 2NaOH
Ч. ЗСа(ОН)2 (насыш., хол.) + ЗВг2 + 2(NH3 • Н2О) =
= ЗСаВг2 + N2T + 8Н2О '2. 2Са(ОН)2 (суспензия) + 4NO2 + О2 = 2Ca(NO3)2 + 2Н2О
Са(ОН)2 + 2NH4NO3 = Ca(NO3)2 + 2NH3? + 2Н2О (кип.)
91
Ca
13. 3Ca(OH)2 + 6H2O + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2)2 + 2РН3Т (40-50 °C) 14. Са(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = СаО2Х + 2Н2О	(40-50 °C)
18.	Са3Р2 — дифосфид трикальция
Красно-коричневый, плавится под избыточным давлением фосфора. Медленно разлагается во влажном воздухе, быстро — при прокаливании. Нерастворим в этаноле. Гидролизуется, разлагается разбавленными кислотами. Окисляется фтором, кислородом. Получение см. Cal8, Саго4.
1.	2Са3Р2 = 6Са + 2Р2	(выше 1250 °C)
2.	Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)2>1 + 2РН3Т (примеси Р2Н4, Н2) 3. Са3Р2 + 6НС1 (разб.) = ЗСаС12 + 2РН3?
4.	Са3Р2 + 2Н3РО4 (разб.) = Са3(РО4)2Х + 2РН3Т
5.	Са3Р2 + 4О2 = Са3(РО4)2	(150 °C)
6.	Са3Р2 + 6F2 = 3CaF2 + 2PF3	(комн.)
19.	Са(РН2О2)2 — фосфинат кальция
Светло-серый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этанале. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение см. Са1713. 1. ЗСа(РН2О2)2 = ЗСа(РНО3) + Н2(РНО3) + 2РН3	(200 °C)
2.	Са(РН2О2)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2++ 2РН2О2 (pH 7) 3. Са(РН2О2)2 + H2SO4 (разб.) = CaSOj + 2Н(РН2О2)
2Са(РН2О2)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4J. + Са(Н2РО4)2Х + 2РН3Т
(кип.)
4.	Са(РН2О2)2 + 2Са(ОН)2 = Ca3(PO4)2i + 4Н2?	(кип.)
5.	Са(РН2О2)2 + 2Н2О + 4AgNO3 =
= 4Agi + 2Н2(РНО3) + Ca(NO3)2 + 2HNO3 6. Ca(PH2O2)2 + Na2CO3 (насыщ.) = 2Na(PH2O2) + CaCO3i
20.	Ca3(PO4)2 — ортофосфат кальция
Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. Восстанавливается коксом при спекании. Получение см. Са147, Са154, Са175, Na565.
1.	Са3(РО4)2 + 6HNO3 (конц.) = 3Ca(NO3)2 + 2Н3РО4
2.	Са3(РО4)2 + 2H2SO4 (конц.) = Са(Н2РО4)2Х + 2CaSOj
Са3(РО4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 3CaSO4J. + 2Н3РО4Х (кип )
92
Са
3.	Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2Х
4.	Са3(РО4)2 + 8С (кокс) = Са3Р2 + 8СО	(900-1000 °C)
ЗСа3(РО4)2 + 16А1 = ЗСа3Р2 + 8А12О3	(500 °C)
5.	2Са3(РО4)2 + ЮС (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + ЮСО
(1000 °C)
21.	CaS — сульфид кальция
Белый,, при плавлении разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах. Восстановитель. Получение см. Cal7, Са58, СаЮ8, Са1512, Са224-5.
1.	CaS = Са + S	(выше 2450 °C)
2.	CaS + 2Н2О = Са(ОН)2Х + H2ST	(кип.)
3.	CaS + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2ST
CaS + 4HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O
4.	CaS + CO2 + H2O = CaCO34. + H2ST
5.	CaS(T) + H2S (насыщ.) = Ca(HS)2{p)	(комн.)
6.	CaS + 2O2 = CaSO4	(700-800 °C)
7.	2CaS + 2O2 + H2O (nap) = CaSO3S + Ca(OH)2
2CaS (насыщ., хол.) + 2S + 3O2 = 2CaSO3S
22.	CaSO4 — сульфат кальция
Жженый гипс (гемигидрат). Белый. Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается. Мало растворяется в воде; растворимость повышается в присутствии NaCl, MgCl2, хлороводородной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Восстанавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость природных вод. Получение см. Саб4-8, Са174, Са216, Mgl77.
1.	2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2	(выше 1450 °C)
inn_128 °C
2.	CaSO4 2Н,О «.......... >	CaSO4 • 0,5Н2О + 1,5Н2О
20 °C
CaSO4 • 0,5Н2О = CaSO4 + 0,5Н2О
3.	CaSO4 + H2SO4 (> 85%) = Ca(HSO4)2
4.	CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2 CaSO4 + С (кокс) = СаО + СО + SO2
5.	CaSO4 + 4СО = CaS + 4СО2
CaSO4 + 2СаН2 = CaS + 2СаО + 2Н2О
6-	CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = CaCO3i + Na2SO4
(163-200 °C)
(900 °C)
(1400 °C) (600-800 °C) (650-700 °C)
93
Cd
Кадмий
1. Cd —кадмий
Серебристо-белый металл; тяжелый, низкоплавкий, мягкий, ковкий. Во влажном воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Не реагирует со щелочами. Восстановитель; реагирует с водяным паром, сильными кислотами, кислородом, галогенами, халькогенами и другими неметаллами, сероводородом, нитратом аммония. Вытесняет благородные металлы из их солей в растворе. Получение см. Cd3H, Cd49, Cd59>'°, Cd89-12.
1.	Cd + H2O (nap) = CdO + H2	(выше 350 °C)
2.	Cd + 2HC1 (разб.) -U CdCl2 + H2T
3.	Cd + 4HNO3 (конц.) = Cd(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
4.	2Cd + O2 = 2CdO	(325—350 °C, сжигание на воздухе)
2Cd (порошок) + 2H2O + O2 —2Cd(OH)2 (в разб. NaOH)
5.	Cd + E2 = CdE2 (E = F, 200 °C; E = Cl и Br, 450-500 °C) 6. Cd + I2 (суспензия) = Cdl2	(кип.)
7. Cd + E = CdE	(выше 350 °C; E = S, Se, Те)
8. 3Cd + 2P (красн.) = Cd3P2 (600—680 °C; примеси CdP2, CdP4)
3Cd + 2As = CdjAsj (650—700 °C, в атмосфере H2; примесь CdAsj) 9. Cd + H2E = CdE + H2	(800 °C; E = S, Se)
3Cd + SO2 = CdS + 2CdO	(600-700 °C)
10. 2Cd + 4NH4NO3 (конц., гор.) =
= Cd(NO3)2 + [Cd(H2O)2(NH3)4](NO2)2 11. Cd + CuSO^pj = CdSO4 + CuJ-12. Cd + 2FeCl3(p) = CdCl2 + 2FeCl2
13. 2Cd + 8(NH3 • H2O) [конц.] + O2 = 2[Cd(H2O)2(NH3)4](OH)2 + 2H2O 14. 2Cd + 8NaCN (конц.) + 2H2O + O2 = 2Na2[Cd(CN)4] + 4NaOH 15. Cd + NaNO3 = CdO + NaNO2 (350 °C, в расплаве NaOH)
3Cd + 4N2O5 = 3Cd(NO3)2 + 2NO	(35-40 °C)
16. Cd + CdCl2(M) + 2A1C13 = Cd2+ + 2[A1C14]'	(600 °C)
2. CdCO3 — карбонат кадмия(П)
Белый, разлагается при нагревании без плавления. Нерастворим в
воде, кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, хлори-
дом аммония в растворе. Переходит в раствор при действии гидратом
аммиака или цианидом калия с образованием комплексов. Получение
см. Cd52 * 4 * *, Cd87.
94
I.	CdCO3 = CdO + CO2	(300-400°C)
2.	CdCO3 + 2HC1 (разб.) = CdCl2 + CO2T + H2O
3.	CdCO3 + 2NH4C1 (конц.) = CdCl2 + CO2T + H2O + 2NH3T (кип.)
4.	CdCO3 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Cd(H2O)2(NH3)4]CO3 + 2H2O
(комн.)
[Cd(H2O)2(NH3)4]CO3 = CdCO3J- + 4NH3T + 2H2O (кип.)
5.	CdCO3 + 2HCN = Cd(CN)2J. + H2O + CO2T
CdCO3 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + K2CO3
6.	2CdCO3 + 3S = 2CdS + 2CO2 + SO2	(400-550 °C)
3. CdCI2 — хлорид кадмия(П)
Белый, аморфный или кристаллический, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, нерастворим в эфире, ацетоне. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Cdl2>5, Cd22>3, Cd52>7, Cd62, Cd7>.
1. CdCl2 • 2,5H2O = CdCl2 + 2,5H2O	(120-170 °C)
2. CdCl2 (разб.) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + 2СГ (pH < 7, cm. Cd83) 3. 2CdCl2 (конц.) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + [CdCl4]2-
2[Cd(H2O)6]2+ <=► [Cd2(H2O)10(OH)]3+ + H3O+
4. CdCl2(T) + 2HC1 (конц.) = [H2(CdCl4](p)
CdCl2 + 4MC1 (конц.) = M4[CdCl6]J. (M = K+, Rb+, Cs+, NH4) 5. CdCl2(T) + H2SO4 (конц.) = CdSO4 + 2HC1T	(кип.)
6. CdCl2 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2i + 2NaCl 7. CdCl2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cd(OH)2X + 2NH4C1
CdCl2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Cd(H2O)2(NH3)4]Cl2 + 2H2O
8.	CdCl2 + 2NH3(r) = [Cd(NH3)2Cl2]	(комн.)
CdCl2 + 6NH3(M) = [Cd(NH3)6]Cl2	(-40 °C)
9.	2CdCl2 + O2 = 2CdO + 2C12	(выше 700 °C)
CdCl2 + CdO + H2O = 2CdCl(OH)	(210 °C)
10.	CdCl2 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)2J. + 2KC1	(на холоду)
CdCl2 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + 2KC1
11.	cdCl2 злек1зх)лиз> CdX (катод) + C12T (анод)	[KC1]
12.	2CdCl2(x) <=> CdCl++ [CdCl3r	(600 °C)
CdCl2(x) + Cd + 2A1C13 <=± Cd2++ 2[A1C14]“	(600 °C)
Cd
4.	Cd(NO3)2 — нитрат кадмия(П)
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, ацетоне. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, пероксидом водорода. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Cdl3> 15, Cd73.
I.	2Cd(NO3)2 = 2CdO + 2NO2 + O2	(400-700 °C)
Cd(NO3)2 4H2O = Cd(NO3)2 + 4H2O	(132-150 °C, вак.)
2.	Cd(NO3)2 (разб.) + 6H2O = [Cd(H2O)6p+ + 2NO3
(pH < 7, cm. Cd83)
3.	Cd(NO3)2 + NaOH (оч. разб.) = CdNO3(OH)X + NaNO3
Cd(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2l + 2NaNO3
4.	Cd(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Cd(OH)2i + 2NH4NO3
Cd(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Cd(H2O)2(NH3)4](NO3)2 + 2H2O 5. Cd(NO3)2 + 6NH3(M) = [Cd(NH3)6](NO3)2	(-40 °C)
6.	Cd(NO3)2 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)2i + 2KNO3
Cd(NO3)2 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + 2KNO3
7.	Cd(NO3)2 + 2KF = CdF2i + 2KNO3
Cd(NO3)2 + 2KIO3 = Cd(IO3)2X + 2KNO3
8.	Cd(NO3)2 + H2O2 (конц.) + 2(NH3 • H2O) =
= CdO2i + 2NH4NO3 + 2H2O
9.	Cd(NO3)2 + 6A1 + 12H2O (гор.) = CdJ- + 6Al(OH)3i + 2NH3?
5.	CdO — оксид кадмия(И)
Коричневый (от темно-желтого до почти черного), при сильном нагревании возгоняется и разлагается. Не реагирует с водой, не переводится в раствор щелочами и гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Cdl1>4>l5, Cd39, Cd4’, Cd6'. Cd74, Cd8l.
1.	2CdO = 2Cd + O2	(900-1500 °C)
2.	CdO + 2HC1 (разб.) = CdCl2 + H2O	
3.	CdO + 2KOH = K2CdO2 (желт.) + H2O CdO + H2O = Cd(OH)2i	(450-500 °C) (в гор. конц. NaOH)
4.	CdO (порошок) + CO2 = CdCO3 2CdO (суспензия) + SiO2 = Cd2SiO4	(120-140 °C) (400 °C, p)
5.	CdO + BaO = (BaCd)O2	(1100 °C)
6.	2CdO + 3S = 2CdS + SO2	(490-510 °C)
7.	2CdO + 2C12 = 2CdCl2 + O2	(500-600 °C, в токе Ch)
96
Cd
8. CdO + 4NaCN (конц.) + H2O = Na2[Cd(CN)4] + 2NaOH	
9. CdO + H2 = Cd + H2O	(300 °C)
2CdO + С (кокс) = 2Cd + CO2	(500-700 °C)
CdO + CO = Cd + CO2	(350-500 °C)
10. 3CdO + 2NH3 = 3Cd + N2 + 3H2O	(выше 1000 °C)
6.	Cd(OH)2 — гидроксид кадмия(И)
Белый,* при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Переводится в раствор действием гидрата аммиака и цианида калия за счет комплексообразования. Получение см. Cdl4, Cd36’7, Cd43*4, Cd53, Cd84-5.
1.	Cd(OH)2 = CdO + H2O	(170-300 °C)
2.	Cd(OH)2 + 2HC1 (разб.) = CdCl2 + 2H2O
3.	Cd(OH)2 + 4NaOH (конц.) <=► Na4[Cd(OH)6]
(практически не идет)
Cd(OH)2 + 2NaOH (насыщ.) -U Na2[Cd(OH)4U (кип.)
Cd(OH)2 + 2Ba(OH)2 (насыщ.) -U Ba2[Cd(OH)6]J. (кип.) 4. Cd(OH)2 + 2KOH = K2CdO2 (желт.) + 2H2O (выше 450 °C) 5. Cd(OH)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Cd(H2O)2(NH3)4](OH)2 + 2H2O 6. Cd(OH)2 + 61ЧН3(ж) = [Cd(NH3)6](OH)2	(-40 °C)
7.	Cd(OH)2 + 2HCN(p) = Cd(CN)2J. + 2H2O
Cd(OH)2 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + 2KOH
7.	CdS — сульфид кадмия(П)
Желтый, в компактном виде — оранжево-красный. Возгоняется в инертной атмосфере, плавится с частичным разложением. Легко пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительном воздействии сероводородной воды. Не растворяется в воде, не реагирует с сульфидами щелочных металлов, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами, окисляется кислородом воздуха при нагревании. Получение см. Cdl7 9, Cd26, Cd56, Cd88, S2416.
1.	CdS + 2HC1 (конц.) = CdCl2 + H2ST
2.	CdS + H2SO4 (разб., гор.) = CdSO4 + H2S?
3.	CdS + 10HNO3 (конц., гор.) = Cd(NO3)2 + 8NO2T + H2SO4 + 4H2O 3CdS + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Cd(NO3)2 + 3Si + 2NOT + 4H2O
4.	2CdS + 3O2 = 2CdO + 2SO2	(800 °C)
5.	CdS + 2SO2 = CdSO4 + S	(400-500 °C)
6.	CdS + H2SeO3 = CdSeX + SO2 + H2O
97
Се
8.	CdSO4 — сульфат кадмия(И)
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Нерастворим в воде. Разлагается щелочами, реагирует с гидратом аммиака, жидким аммиаком. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Cdl11, Cd35, Cd72 5.
1.	6CdSO4 = 2Cd3(SO4)2O + 2SO2 + O2	(1135 °C)
2CdSO4 = 2CdO + 2SO2 + O2	(1300 °C)
2.	CdSO4 • 2,67H2O = CdSO4 + 2,67H2O	(до 200 °C)
3.	CdSO4 (разб.) + 6H2O = [Cd(H2O)6]2+ + SOj"
[Cd(H2O)6]2+ + H2O <=> [Cd(H2O)5(OH)]+ + H3O+ (pH < 7) 4. CdSO4 + 2NaOH (разб.) = Cd(OH)2J. + Na2SO4
2CdSO4 + 2NaOH (оч. разб.) = Cd2SO4(OH)24, + Na2SO4
5.	CdSO4 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cd(OH)2i + (NH4)2SO4
CdSO4 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Cd(H2O)2(NH3)4]SO4 + 2H2O
6.	CdSO4 + 6NH3(X) = [Cd(NH3)6|SO4	(-40 °C)
7.	2CdSO4 (разб.) + 2Na2CO3 (разб.) + H2O =
= Cd2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + CO2T
CdSO4 (конц.) + Na2CO3 (конц., гор.) = CdCO3J- + Na2SO4
(в атмосфере CO2)
8.	CdSO4 + Na2E = CdEJ- + Na2SO4	(E = S, Se, Те)
CdSO4 + H2S (насыщ.) = CdS>L + H2SO4
9.	CdSO4 + Zn (порошок) = ZnSO4 + Cdi
10.	CdSO4 + 2KCN (разб.) = Cd(CN)2X + K2SO4
CdSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Cd(CN)4] + K2SO4
11.	CdSO4 + 2NajSO3S (конц., гор.) = Cd(S2)J- + Na2S2O6 + Na2SO4
12.	2CdSO4 + 2H2O электролиз> 2Cdi (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
Церий
1. Се —церий
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), тяжелый, пластичный, парамагнитный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, этанолом, щелочами, гидратом аммиака. Ион Се3+ в растворе бесцветен (гидролиз), ион Се4+ (точнее, [Се6(ОН)12]12+) существует в желтом подкисленном растворе. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, водородом, кислородом, галогенами. Получение — восстановление СеС13 кальцием или электролизом расплава (на катоде), СеО2 водородом.
98
Cf, Cl
1. 2Ce + 6H2O (гор.) = 2Ce(OH)3i + 3H2?
2. 2Ce + 6HC1 (разб.) = 2CeCl3 + 3H2T
3. Ce + 4HNO3 (разб.) = Ce(NO3)3 + NOT + 2H2O
4.	2Се + лН2 = 2СеН„	(2 < n < 3, 400-500 °C)
5.	Се + О2 = СеО2	(160—180 °C, сжигание на воздухе)
6.	2Се + ЗС12 = 2СеС13	(200 °C)
7.	2Се + 3S = Ce2S3	(400-600 °C)
8.	2Се + N2 = 2CeN	(450-500 °C)
9.	Се + 2С (графит) = СеС2	(1000 °C)
	Се + 2CSi = CeSi2	(1100-1250 °C)
10.	Се + СО2 = СеО2 + С (графит)	(500 °C)	
11.	2Се + 3HgI2 = 2CeI3 + 3Hg	(500 °C)
	Се + 2CeI3 = 3CeI2(e~)	(750-800 °C)
Калифорний
1. Cf — калифорний
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, разбавленными кислотами. Ион Cf3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 251Cf) бомбардировкой кюрия нейтронами в ядерном реакторе. Выделен в виде Cf2O3. Получение — восстановление Cf2O3 литием при нагревании.
1.	2Cf + 6Н2О = 2Cf(OH)3i + ЗН2Т
2.	2Cf + 6НС1 (разб.) = 2СГС13 + ЗН2Т
Cf + 4HNO3 (разб.) = Cf(NO3)3 + NO? + 2Н2О
3.	4Cf + ЗО2 = 2Cf2O3	(сжигание на воздухе)
cf+o2 = cro2	(300 °C, р)
4.	Cf + 4НВг (конц.) + Zn = CfBr2 (желт.) + ZnBr2 + 2Н2?
5.	Cf + 4HNO3 + 2K2S2O6(O2) = Cf(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4
Хлор
1 • 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
99
Cl
(«хлорная вода»). Растворяется в тетрахлориде углерода, жидких SiCl4 и TiCl4. Плохо растворяется в насыщенном растворе NaCl. Не реагирует с кислородом и кислотами. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. С1147- "-*3’|5, CI173-4, 112", К84’7’8, К93’5, Nal35>6> |0-".
1.	С12 <=> 20°	(выше 1500 °C)
2.	8С12 • 46Н2ОХ <=► 8С12 (насыщ.) + 46Н2О	(0-9,6 °C)
3.	С12(г) + лН2О *=± С12 • лН2О	(комн.)
С12 • лН2О(р) <=► HCI + НСЮ + (л - 1)Н2О
4.	2С12 + 2Н2О —4НС1 + О2	(на свету или кип.)
5.	С12 + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaClO + Н2О ЗС12 + 6NaOH = 5NaCl + NaC103 + ЗН2О
6.	Cl2 + Н2 = 2НС1 (сжигание Н2 в С12 или комн., на свету) Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = = НС1 + С1°, Н° + С12 = НС1 + С1°
7.	Cl2 C1F, C1F3, C1F5	(200-400 °C)
Cl2 + C1F3 = 3C1F	(180 °C, р)
8.	С12 + Е2 = 2ЕС1	(0 °C, Е = Вг; комн., Е = I)
ЗС12 + I2 = IjCl*	(-78 °C)
9.	С12 + 2О3 = 2С1О3	(комн., на свету)
10.	С12 (влажн.) + 2Na = 2NaCl	(комн.)
ЗС12 + 2М = 2МС13 (комн., М = Sb; выше 250 °C, М = Fe) 11. ЗС12 + 2Р (красн.) = 2РС13	(сжигание Р в С12)
12.	С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + 121
ЗС12 (конц.) + Nal (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NalO3
Cl2(r) + 2NaBr (гор.) = 2NaCl + Вг2
13.	5С12 (конц.) + Е2 + 6Н2О (гор.) = 2НЕО3 + 10НС1 (Е = Вг, I) 14. С12 + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2Н2О + О2Т
15.	2С12 + 2Н2О (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1	(500-600 °C)
2С12 + 2С (кокс) + ТЮ2 = TiCl4 + 2СО	(900 °C)
16.	С12 + 2AgClO3 (насыщ.) = 2AgCli + О2? + 2С12О2Т
С12 + 2(NaC102 • ЗН2О) = 2NaCl + 2С1О2Т + 6Н2О (комн.) 17. ЗС12 + NH4C1 (насыщ.) = CI3N? + 4НС1	(60-70 °C)
ЗС12 + 4NH3(X) = C13N + 3NH4C1	(-40 °C)
18.	Cl2 + КС1 (конц.) <=> К[С1(С1)2]
100
Cl
19.	2C12 + H20 + HgO = HgCl2i + 2HC1O	(0-5 °C)
2Cl2(r) + HgO = HgCl2 + C12O	(0 °C)
20.	2C12 + Bi2O3 = 2Bi(Cl)O + C12O	(0 °C)
2. CIF — монофторид хлора
Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диоксидом кремния. Получение см. СП7, С134, N484.
1. 2.	3C1F = C1F3 + С12	(комн.) C1F + Н2О (хол.) = HF + НС1О 4C1F + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2С12Т + О2?
3. 4. 5.	CIF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaClO + Н2О CIF + F2 = C1F3	(200 °C) 2C1F + C1O2F = C1(O)F3 + C12O	(0 °C) CIF + O2F2 = C1O2F3	(-78 °C)
6.	4CIF + SiO2 = SiF4 + 2C12 + O2	(комн.) CIF + SO3 = C1'(SO3F)	(комн.)
7.	2CIF(X) + EF5 = (C1F+)[EF6]	(E = As, Sb) CIF + MF = M[C1F2]	(175 °C, p\ M = K, Rb, Cs)
8.	3CIF(X) ♦=> C12F+ [точнее, C1(CIF)+] + [C1F2]"
3.	CIF3 — трифторид хлора
Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер C12F6). Неограниченно смешивается с жидким НЕ Реакционноспособный; энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. СП7, С121’4, СПО'.
1. 2.	2C1F3 = Cl2 + 3F2	(выше 300 °C) C1F3 + 2H2O (хол.) = 3HFT + HC1O2 3C1F3 + 6H2O (гор.) = 9HFT + HC1 + 2HC1O3
3. 4.	3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCl + 2NaC103 + 6H2O C1F3 + F2 = C1F5	(350 °C, p) C1F3 + Cl2 = 3CIF	(180 °C, p)
5.	2C1F3 + OF2 = C1(O)F3 + C1F5	(komh.) 6C1F3 + 2NaC103 = 3CIO2F + 2NaCl + 3C1F5	(комн.)
6. 7.	4C1F3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2C12 + 3O2	(комн.) 4C1F3 + 6NiO = 6NiF2 + 2C12 + 3O2	(100 °C) 2C1F3 + 3Ag - 3AgF2 + Cl2	(120 °C, p) 4C1F3 + 2A12O3 = 4A1F3 + 3O2 + 2C12	(150 °C)
101
Cl
8. C1F3(X) + MF = M[C1F4]	(M = K+, Rb+, Cs+, N0+)
C1F3(X) + EF5 = (CIFj )[EF6]	(E = P, As, Sb, Bi)
9. 2C1F3(X) =	<=* CIFj + [C1F4]-
4.	CIF5 — пентафторид хлора
Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нац>евании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. СП7, С134>5, Nal67.
1.	2C1F5 = Cl2 + 5F2	(выше 250 °C)
2.	C1F5 + ЗН2О = 5HF + НС1О3
3.	C1F5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaC103 + ЗН26
4.	4C1F5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2C12 + 5O2	(комн.)
5.	2C1F5 + 2PtF6 = (ClF6+)(PtF6l + (C1F*)[PtF6]
6.	C1FS + KrF2 + AsF5 = (ClF£)[AsF6] + Kr
7.	2C1F5(x) <=> C1F* + (ClF6p
5.	CI3N — нитрид трихлора
Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. С117.
1.	2C13N = N2 + ЗС12	(90 °C)
2.	C13N + 4Н2О (хол.) = NH3 • Н2О + ЗНС1О
4C13N + 6Н2О (гор.) = 4NH3T + 6С12 + ЗО2Т
3.	2C13N + 6NaOH (разб., хол.) + 2Н2О = 2(NH3 • Н2О) + 6NaC10 2C13N + 6NaOH (разб., гор.) = 2NH3T + 6NaCl + 3O2J-
6. CIO2 — диоксид хлора
Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустойчив. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно реагирует (на свету). Растворяется в тетрахлориде углерода (димер С12О4), безводных серной и уксусной кислотах. Разлагается в горячей воде, концентрированной хлороводородной кислоте, щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Ag76, СП16, С18‘, К97.
1. 6С1О2 = 4С1О3 + С12	(на свету)
2С1О2 = С12 + 2О2	(40-70 °C)
2. С1О2 • 6Н2О(Т) = С1О2 + 6Н2О	(выше 0 °C)
102
Cl
3.	2C1O2 + H20 (хол.) = HC1O2 + HC1O3	(на свету)
6C1O2 + 3H2O (гор.) = HCI + 5HC1O3
4.	2C1O2 + 8HC1 (конц.) = 5C12 + 4H2O
5.	2C1O2 + 2NaOH (хол.) = NaC102 + NaC103 + H2O
8C1O2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCl + 5NaC104 + 4H2O
6.	2C1O2 + Na2CO3 = NaC102 + NaC103 + CO2T
7.	2C1O2 + 10HI (конц.) = 2HC1 + 5I2X + 4H2O
8.	2C1O2.+ H2O2 » 2HC1O2 + O2T	(0 °C)
2CIO2 + Na2O2 = 2NaC102 + O2
2C1O2 + H2O2 + 2NaOH (разб.) = 2NaC102 + O2T + 2H2O
9.	2C1O2 + F2 = 2C1O2F	(-50 °C)
CIO2 + O3 = C1O3 + O2	(-10 °C)
10.	4C1O2 + С (графит) + 4NaOH + Ca(OH)2 =
= 4NaC102 + CaCO3J- + 3H2O
2C1O2 + PbO + 2NaOH (разб.) = 2NaC102 + PbO2X + H2O
11.	2C1O2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HC1 + 4H2O
7.	CIO3 — триоксид хлора
Темно-красная жидкость; тяжелая, летучая, маслообразная. Смешивается с тетрахлоридом углерода. Разлагается водой, реагирует со щелочами, жидким HF. Получение см. СП9, С169.
1.	4С1О3 -U 2С1О2 + С12 + 4О2	(комн.)
2.	2С1О3 + Н2О = НСЮ3 + НСЮ4
3.	2С1О3 + 2NaOH (разб.) = NaC103 + NaC104 + Н2О
4.	2С1О3 + НР<Ж) = C1O2F + НС1О4
5.	2С1О3(Т) -(СЮ^СЮ^
2сю3(ж) <=± С12о6(ж) <=± сю2+ + сю;
8.	С12О — оксид дихлора
Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагается на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окислитель. Получение см. СП19> 20.
1	• 4С12О = ЗС12 + 2СЮ2	(выше 20 °C или на свету)
2.	С12О • Н2О = С12О<Ж) + Н2О	(выше -36 °C)
3.	С12О + Н2О'-U 2НС1О	(комн.)
4.	С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + Н2О
5.	ЗС12О + ЗН2О + 6AgNO3 = 4AgCli + 2AgC103 + 6HNO3
6.	2C12O + 2NO2 = 2(NO;)C1O + Cl2	(0 °C)
103
Cl
9.	CI2O7 — гептаоксид дихлора
Бесцветная, тяжелая, маслянистая, летучая жидкость. Наиболее устойчивый из оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода, не смешивается с этанолом. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро). Окислитель. Получение см. С1171, С1181’9.
1.	2С12О7 = 2С12 + 7О2	(120 °C)
2.	С12О7 + Н2О -U 2НС1О4
3.	С12О7 + 2NaOH (разб.) = 2NaC104 + Н2О
4.	5С12О7(ж) + 712 = 712О5 + 5С12
10.	CI(O)F3 — трифторид-оксид хлора
Бесцветная, низкокипящая жидкость, разлагается при нагревании. Гидролизуется, реагирует со щелочами, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. О25, ОЗ5,СП I6.
1.	20(0)F3 = 2C1F3 + 02	(200 °C)
2.	C1(O)F3 + 2Н2О = 3HF + НС1О3
3.	C1(O)F3 + 4NaOH (разб.) = 3NaF + NaC103 + 2Н2О
4.	C1(O)F3 + EF5 = (OOF2 )|EF61	(E = As, Sb)
5.	C1(O)F3 + MF = M[O(0)F4]	(M = K, Rb, Cs)
6.	C1(O)F3 + 2(HC1 • H2O)(T) = 6HF + Cl2 + 2C1O2	(-40 °C)
11.	CIO2F — фторид-диоксид хлора
Бесцветный газ, термически неустойчив. В жидком и твердом состояниях сильно гигроскопичен. Реакционноактивный; полностью гидролизуется, реагирует со щелочами, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. ОЗ5, С169, С1121, F27, Nal67.
1.	3C1O2F = OF3 + Cl2 + ЗО2	(выше 70 °C)
2.	C1O2F + Н2О = HF + НС1О3
3.	2C1O2F + 2HO(r) = 2HF + С12 + 2СЮ2	(-100 °C)
4.	ClOjF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaClO3 + Н2О
5.	С1О2Р(Ж) + EF5 = (С1О2 )[EF6]	(Е = As, Sb)
C102F(x) + CsF = Cs[C1O2F2]
6.	C1O2F + 2C1F = CI(O)F3 + C12O	(0 °C)
7.	2C1O2F + 2PtF6 = (C1O2F2 )[PtF6] + (CIO *)[PtF6]
(—78 °C, на свету)
6C1O2F + 6PtF6 = (CIFg )[PtF6] + 5(00 2 )[PtF6] + O2 (25 °C)
104
Cl
12.	CIO2F3 — трифторид-диоксид хлора
Бесцветный газ, разлагается при нагревании. Гидролизуется, реагирует со щелочами. Получение см. С125.
I.	C1O2F3 = C1O2F + F2	(105°C)
2.	C1O2F3 + H2O = C1O3FT + 2HF
3.	C1O2F3 + 2NaOH (разб.) = C1O3FT + 2NaF + H2O
13.	CIO3F — фторид-триоксид хлора
Бесцветный газ, термически устойчивый. Малорастворим в воде. Химически пассивен, не реагирует с жидкой водой и кислотами. Медленно реагирует с водяным паром и щелочами. Получение см. Cl 122-3, CII85-", К95, К107.
1.	2C1O3F = С12 + ЗО2 + F2	(400-500 °C)
2.	4CIO3F + 2Н2О (пар) -U 4HF + 7О2 + 2С12 (выше 300 °C) 3. C1O3F + 2NaOH (конц., гор.) -U NaClO4 + NaF + Н2О
14.	HCI — хлороводород
Бесцветный газ, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 35—36%-й раствор называют соляной кислотой, 20—24%-й и 7—10%-й растворы — концентрированной и разбавленной хлороводородной кислотой. Растворим в этаноле и эфире. Реагирует с концентрированной азотной кислотой («царская водка»); нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счет СН) и окислитель (за счет Н1). Получение см. СП4- 6> |4- l5, С1177, I1210-", Nal33-4.
1.	2НС1 = 2Н° + 20°	(выше 1500 °C)
2.	НС1 • Н2О(Т) = НС1(Г) + Н2О	(-15 °C)
3.	НС1 (разб.) + Н2О = СГ + Н3О+
4.	ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=► (NO)C1 + 2С1° + 2Н2О
(комн.)
6НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 2NO? + ЗС12Т + 4Н2О
(100-150 °C)
5.	НС1 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О
6.	НС1 (разб.) + NH3 • Н2О = NH4C1 + Н2О
НС1(Г) + NH3(r) = NH4C1(T)	(комн.)
7-	4НС1 + О2 = 2Н2О + С12	(до 600 °C, кат. СиС12)
2НС1 (конц.) + О3 = С12Т + О2Т + Н2О
2НС1 + F2 = 2HF + С12	(комн.)
2НС1 (разб.) + М = МС12 + Н2?	(М = Fe, Zn)
105
Cl
9.	2HCl<r) + Cu = CuCl2 + H2	(600-700 °C)
4HC1 (конц.) + 2Cu + O2 = 2CuC12 + 2H2O
10.	2HC1 (разб.) + CaCO3 = CaCl2 + CO2? + H2O
11.	4HC1 (конц.) + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2?
4HC1 (конц.) + PbO2 = PbCl2X + C12T + 2H2O
12.	16HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 2MnCl2 + 5C12T + 8H2O + 2KC1
14HC1 (конц.) + K2Cr2O7 - 2CrCl3 + 3C12T + 7H2O + 2KC1
(60-80 °C)
13.	4HC1 (конц.) + Ca(ClO)2 = 2C12T + CaCl2 + 2H2O
6HC1 (конц.) + KC1O3 = 3C12T + KC1 + 3H2O
14.	2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2C1O2 + Cl2	(-110 °C)
2(HC1 • H2O)(T) + 2С1ОР3(Ж) = 6HF + 2C1O2 + Cl2 (-40 °C)
15.	2НС1(р)	H2T (катод) + Cl2 (анод)
15.	HCIO — хлорноватистая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 20—25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме, разлагается на свету. Экстрагируется из воды в эфир. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. СП3-l9, С183, Nal48.
1.	НС1О ?=± НС1 + О0	(на свету или выше 30 °C)
2НС1О <=* Н2О + 20° + О°	(на свету)
НС1О+ 20° +=± НСЮ3	(на свету)
ЗНСЮ = НСЮ3 + 2НС1	(60-80 °C)
2.	НСЮ (разб.) + Н2О (хол.) «=► СЮ’ + Н3О+
2НСЮ (насыщ.) С12О(р) + Н2О	(комн., в темноте)
3.	НСЮ + НС1 (конц.) = С12Т + Н2О
4.	НСЮ + NaOH (разб.) = NaClO + Н2О
НСЮ + NH3 Н2О (разб.) = NH4C1O + Н2О
ЗНСЮ + 5(NH3 • Н2О) (конц.) = N2? + 3NH4C1 + 8Н2О
5.	НСЮ + 2HI = HCI + I2J. + Н2О
6.	НСЮ + Н2О2 = Н2О + О2Т + НС1
7.	4НСЮ + MnS = MnSO4 + 4НС1
8.	НСЮ + H3AsO3 = HCI + H3AsO4
9.	8НСЮ + CS2 = CO2 + 2SO3 + 8HC1
10.	HCIO + HC1O2 = HCI + HC1O3
11.	ЗНСЮ + 3AgNO3 = 2AgCli + AgC103 + 3HNO3
106
Cl
16.	HCIO2 — хлористая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцветен), создает кислотную среду. Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. С132, Об3-8, Nal510.
1.	4НСЮ2 —*-> НС1 + НСЮ3 + 2СЮ2 + Н2О (комн., на свету)
2.	5НС1О2 = 4СЮ2 + НС1 + 2Н2О	(40 °C)
3.	НСЮ2'(разб.) + Н2О <=± СЮ 7 + Н3О+
4.	НС1О2 + ЗНС1 (конц.) = 2С12Т + 2Н2О
НС1О2 + 4HI (конц.) = НС1 + 212Х + 2Н2О
5.	НСЮ2 + NaOH (разб., хол.) = NaC102 + Н2О
6.	НС1О2 + НСЮ = НС1 + НСЮ3
НСЮ2 + НСЮ3 (конц.) = 2СЮ2? + Н2О
7.	5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 =
= 5НСЮ3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О
17.	НСЮ3 — хлорноватая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максимальная массовая доля 40%, сильная кислота. При слабом нагревании разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. Ва44, С142, С163, С172.
1.	6НСЮ3 (конц.) = 4СЮ2 + С12О7 + ЗН2О	(40-60 °C)
ЗНСЮ3 (конц.) = НСЮ4 + С12Т + 2О2? + Н2О	(кип.)
2.	НСЮ3 (разб.) + Н2О = СЮ3 + Н3О+
3.	НСЮ3 (конц.) + 5НС1 (конц.) = ЗС12Т + ЗН2О	(кип.)
4.	НСЮ3 (разб.) + 6HI (разб.) = НС1 + 3I2>L + ЗН2О
6НСЮ3 (конц.) + 5HI (конц.) = ЗС12Т + 5НЮ3 + ЗН2О
5.	НСЮ3 + NaOH (разб.) = NaC103 + Н2О
НСЮ3 + NH3 • Н2О (разб.) = NH4C1O3 + Н2О
6.	НСЮ3 (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н2О
7-	НСЮ3 + 6Н° (Al) = НС1 + ЗН2О
8-	2НСЮ3 (конц.) + 12 = С12? + 2НЮ3
9-	НСЮ3 + 3SO2 + ЗН2О = НС1 + 3H2SO4
НСЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + НС1 + ЗН2О
•0. 2НСЮ3 (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + ЗСО2Т
2НСЮ3 (конц.) + Н2С2О4 = НСЮ2 + 2СО2? + Н2О
107
Cm
18.	HCIO4 — хлорная кислота
Бесцветная, гигроскопичная, легкоподвижная жидкость. Разлагается при умеренном нагревании или при стоянии, чувствительна к примесям. Неограниченно смешивается с водой, сильная кислота. Концентрированные растворы маслообразны. Перегоняется в вакууме (72%-й раствор, Гкип = 111 °C). Гидрат НСЮ4 • Н2О обладает ионным строением (H3O+)(CK>4). Растворим в этанале. Нейтрализуется щелочами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентрированном растворе при нагревании. Получение см. Ag84, Cl92, С1171, F27, К103 6.
1.	ЗНС1О4 (безводн.) -U С12О7 + НСЮ4 • H2Oi (0-20 °C) ЗНС1О3 (конц.) = НС1О4 + С12Т + 2О2? + Н2О	(кип.)
2.	НС1О4 • Н2О(Т) = НСЮ4 (безводн.) + Н2О	(выше 50 °C)
з.	нсю4 (разб.) + н2о = сю; + Н3О+
4НС1О4 (конц.) 4С1О2 + ЗО2? + 2Н2О	(20-30 °C)
НС1О4 (конц.) = НС1? + 2О2?	(кип.)
4.	НС1О4 (разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О
НС1О4 (конц., хол.) + КОН (насыш.) = KCIO4i + Н2О
НС1О4 (разб.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4CIO4 + Н2О
5.	4НС1О4 + 2F2 = 4C1O3FT + О2Т + 2Н2О
2НС1О4 (конц.) + 4Н2О + 12 = 2Н5Ю6 + С12Т
6.	НС1О4 (конц.) + MCI (конц.) = МС1О4Х + HCI (М = К, Rb, Cs) 2НС1О4 (конц.) + Ag2O = 2AgC104 + Н2О
7.	НС1О4 (разб.) + 8[И(Н2О)6]С13 = 9НС1 + 8|Т1(Н2О)4(ОН)2]С12 + 4Н2О
8.	2НС1О4 (безводн.) + HNO3 (безводн.) = (NO ★ )С1О4 + НС1О4 • Н2ОХ
(комн.)
9.	4НС1О4 (безводн.) + Р4О10 = 2С12О7 + 4НРО3
(—25 °C, в атмосфере О3)
НСЮ4 (безводн.) + Н3РО4(Ж) <=► Р(ОН)} + СЮ;
10.	4НС1О4 (безводн.) + 7С (графит) = 7СО2? + 2С12? + 2Н2О
11.	НС1О4 (безводн.) + HF(]K) = C1O3F? + Н2О
12.	НС1О4 (безводн.) + H2SO4 (безводн.) <=♦ СЮ; + H3SO;
Кюрий
1. Ст —кюрий
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный. Реакционноактивный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Восстановитель; реагирует с горячей
108
Co
водой, разбавленными кислотами. Ион Ст3+ в растворе бесцветен, заметно гидролизуется. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп -47Ст) бомбардировкой нейтронами плутония или америция в ядер-ном реакторе. Выделен в виде CmF3. Получение — восстановление CmF3 барием при нагревании.
I.	2Ст + 6Н2О (гор.) = 2Ст(ОН)34- + ЗН2Т
2.	2Ст + 6НС1 (разб.) = 2СтС13 + ЗН2?
Ст + 4HNO3 (разб.) = Cm(NO3)3 + NOT + 2Н2О
3.	2Ст +• (2 + х)Н2 = 2СтН2 + х	(200-250 °C)
4.	4Ст + ЗО2 = 2Ст2О3 (зел.)	[сгорание на воздухе]
ЗСт + 2О3 = ЗСтО2 (черн.)	[650 °C]
5.	Ст + HNO3 + 3HF = CmF3i + NOT + 2Н2О
6.	Cm + 4HNO3 + 2K2S2O6(O2) = Cm(NO3)4 + 2K2SO4 + 2H2SO4
Кобальт
1. Co — кобальт
Темно-серый порошкообразный (почти черный) или желтовато-серый (с синим оттенком) компактный металл; относительно твердый, ковкий, пластичный, высокоплавкий. При нагревании на воздухе покрывается оксидной пленкой. В виде порошка пирофорен. Пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах. Не реагирует с водой, фтороводородной кислотой, щелочами в растворе, гидратом аммиака, азотом. Реагирует с разбавленными кислотами, щелочами при сплавлении, неметаллами, аммиаком, монооксидом углерода. Заметно поглощает Н2 при комнатной температуре. В водном растворе катион Со2+ окрашен в розовый цвет, катион Со3+ — в синий цвет. Получение см. СоЗ1, Со418, Со55, Со157, Со2010.
1.	Со + 2НС1 (разб., гор.) -U СоС12 + Н2?
Со + H2SO4 (разб., гор.) —CoSO4 + Н2?
2.	ЗСо + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Co(NO3)2 + 2NO? + 4Н2О
3.	4Со + 4NaOH + ЗО2 = 4NaCoO2 (красн.) + 2Н2О (600-1000 °C)
4.	2Со + О2 (воздух) = 2СоО	(до 300 °C)
ЗСо + 2О2 (воздух) = (СопСо2п)О4	(500 °C)
5.	Со + Е2 = СоЕ2	(200-300 °C, Е = F; 100 °C, Е = С1)
Со + Е2 = СоЕ2 (зел.)	[20-50 °C; Е = Вг, I]
6.	Со CoS, Co(S2), (Co"Co2II>S4, Co9S8	(650 °C)
ЗСо + 4H2S = (Co"Co *" )S4 + 4H2	(400 °C)
Co + H2S = CoS + H2	(700 °C)
109
Co
7.	Co Р(красн )> Co2P, CoP, CoP3 (серо-черн.) (650-700 °C) _	„ NH,, 250-300 °C „ .. NH,. 380-500 °C _ ..
8.	Co --------------»• Co3N ---------------» Co2N
9.	Co + 2H2C2O4 (конц.) = H2[Co(C2O4)2] (красн.) + H2?
10.	Co + 4N2O4 = 2NO + Co(NO3)2. • 2N2O4 (красн.)Х
[комн., в этилацетате]
Со, до 220 °C _ _ Со, до 500-800 °C _ ~
II.	Со  " "рл1""	СО2С	”	> Со3С
“CUj
Со, 130 °C, р	,	50 °C, бензол	,
12.	Со —-------[Со2(СО)8] -----------—--------> [Со4(СО)12]
(черн.)
13.	Со + NaHCO3 (конц.) + Н2О эле|сгролиз>
—> Н2Т (катод) + CoCO3J- (анод) + NaOH
2. СоСОз — карбонат кобальта(И)
Красновато-розовый, при нагревании разлагается без плавления. Почти нерастворим в воде, органических растворителях. Фиолетовый гексагидрат выпадает из раствора, насыщенного углекислым газом. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами, реагирует с кислородом при прокаливании. Получение см. Col13, Со129. 1. СоСО3 = СоО + СО2	(350 °C, вак.)
2.	СоСО3 • 6Н2О = СоСО3 + 6Н2О	(140 °C)
3.	СоСО3 + 2НС1 (разб.) = СоС12 + СО2? + Н2О
4.	6СоСО3 + О2 = 2(СопСо2п)О4 + 6СО2	(700 °C)
5.	СоСО3 + Н2С2О4 + Н2О = СоС2О4 • 2Н2О (роз.) + СО2Т
6.	СоСО3 + 4Н2О + М2СО3 (насыщ.) —
—> М2(Со(СО3)2] • 4Н2О (красн.)4- (М = Na+, К+, NH4) 7. 2СоСО3 (суспензия) + 2Н2 + 8СО = [Со2(СО)8]Х + 2Н2О + 2СО2Т
(120 °C, р)
3. [Со2(СО)8] — октакарбонилдикобальт
Оранжевый (порошок) или красный (крупные кристаллы), летучий, при нагревании плавится и разлагается. Чувствителен к свету. Растворим в этаноле и других органических растворителях. Не реагирует с холодной водой. Разлагается кипящей водой, концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, натрием. Получение см. Col12, Со27.
1.	2[Со2(СО)8] = [Со4(СО)12] + 4СО	(60 °C)
[Со2(СО)8] -U 2Со + 8СО	(80-90 °C, на свету)
110
Co
2.	[Со2(СО)8] + 4H2SO4 (конц.) = 2CoSO4 + 2SO2 + 8COT + 4H2O ]Co2(CO)8] + 8HNO3 (конц.) = 2Co(NO3)2 + 4NO2 + 8CO? + 4H2O
3.	4[Co2(CO)8] + 8NaOH (разб.) 4[Co(CO)4H] +
+ [Co4(CO)12] + 4NaCO3	(0 °C)
2[Co2(CO)8] + 8NaOH (конц.) + 2CO = 4Na[Co(CO)4] +
+ 2Na2CO3 + 4H2O (komh.) 4. [Co2(CO)8] + H2 = 2[Со(СО)4Н](ж) (желт.) [0 °C, p, в толуоле] [Co(CO)4H] + Н2О = [Со(СО)4]" + Н3О+	(10 °C)
5. [Со2(СО)8] + 2(Na, Hg) « 2Na[Co(CO)4] + 2Hg(x) (в диоксане) 6. [Со2(СО)8] + 5О2 = 2СоО + 8СО2	(250-300 °C)
7. [СО2(СО)8] + 2NO = 2[Co(CO)3NO](x) (красн.) + 2СО
(40 °C, в темноте)
[Со2(СО)8] + 6NO 2[Co(NO)3] (черн.) + 8СО (на свету)
4.	СоС12 — хлорид кобальта(П)
Голубой (кристаллогидрат — розовый), летучий при умеренном нагревании в атмосфере НС1, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной и азотной кислотах, этаноле, метаноле, плохо — в эфире, ацетоне. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Окисляется О2 воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Col1-5, Со23, Со152, Со162, Со173, Со182.
1.	СоС12 • 6Н2О « СоС12 + 6Н2О (160-170 °C, в токе сухого НЯ) 2. СоС12 (разб.) + 6Н2О = [Со(Н2О)6]2++ 2СГ (pH < 7, см. СО203)
|Со(Н2О)6]2+ <HC1(KOHU )> [Со(Н2О)4С12] (син.) «=►
Н2О, 20 °C	Н2О
♦==► ]Со(Н2О)2С12] (син.) 3. СоС12 • 6Н2О + 4L = СоС12 • 4L (син.) + 6Н2О
(L = этанол, ацетон) 4. СоС12 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + СоС1(ОН)1
(зел. или син.)
СоС12 (разб.) + 2NaOH (10%-й) = Со(ОН)2Х + 2NaCl
5.	СоС12(т) + 6NH3(r) -U [Co(NH3)6]Cl2	(комн.)
СоС12 + 6(NH3 • Н2О) (конц.) = [Co(NH3)6]C12 + 6Н2О (комн.)
6.	4СоС12 + 16(NH3 • Н2О) (конц.) + О2 =
= 4СоО(ОН)1 + 8NH3? + 8NH4C1 + ЮН2О (кип.)
111
Co
7.	4СоС12 (конц.) + 4NH4C1(t) + 20(NH3 • H2O) [конц.] + O2 =
= 4|Co(NH3)6]Cl3i + 22H2O (komh.)
8.	4CoC12 (конц.) + 4NH4C1(t) + 20(NH3 • H2O) (конц.) + O2 =
= 4[Co(NH3)6]Cl3i + 22H2O (komh.)
4CoC12 (разб.) + 4NH4C1 + 16(NH3 • H2O) (разб.) + O2 =
= 4[Co(NH3)5Cl]Cl2T + 18H2O	(0 °C)
9.	CoCl2 + 2HF = CoF2 + 2HC1	(300 °C)
2CoC12 + 3F2 = 2CoF3 + 2C12	(250-300 °C)
2СоС12(ж) + Cl2 +=> 2CoCl3(r)	(800 °C)
10.	СоС12 (конц.) + H2S(r) = CoSi + 2HCI
(в присутствии CH3COOH)
11.	2CoC12 + 6MC1 + 6F2 = 2M3[CoF6[ (гол.) + 5C12
(200 °C; M = Li, Na, K, Rb, Cs)
СоС12 МС|(Расплав)„ M[CoCl3], M2[CoCl4| (M = Rb+,Tl+, NH4)
CoCl2 + 3CsCI = Cs3[CoCl5] (син.)	[600-700 °C]
12.	CoCl2 + 4NH4NCS = (NH4)2[Co(NCS)4] (син.) + 2NH4C1
(в ацетоне)
13.	СоС12 (разб.) + 2KCN (разб.) = Co(CN)2 • 2,33H20i + 2KC1
СоС12 (разб.) + 5KCN (конц.) = K3[Co(CN)5] (зел.) + 2KC1
2CoC12 (конц.) + 10KCN (конц.) = KJCo2(CN)10| (красн.)Х + 4KCI 14. СоС12 + 7NaNO2 + 2CH3COOH = Na3[Co(NO2)6] + 2NaCl +
+ 2Na(CH3COO) + NOT + H2O (50-60 °C]
15.	CoCl2 + 2N2O5 = Cl2 + Co(NO3)2 • N2O4i (комн., в CC14) Co(NO3)2 • N2O4 = Co(NO3)2 + 2NO2	(45-120 °C, вак.)
16.	2CoC12 + 11CO + 12NaOH (конц.) = 2Na|Co(CO)4] +
+ 3Na2CO3 + 4NaCl + 6H2O (komh.) 17. CoCl2 + 2Na(C5H5) = [Co(C5H5)2[ (фиол.) + 2NaCl4X
(кип. в диоксане) 18. СоС12(р) электР°лиз> CoT (катод) + С12Т (анод)
5. (СонСо^)О4 — оксид дикобальта(111)-кобальта(11)
Серо-черный, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, этанолом, щелочами, гидратом аммиака; в виде крупных кристаллов почти не реагирует с хлороводородной и азотной кислотами. В виде порошка разлагается концентрированными кислотами. Окисляется кислородом при спекании со щелочами и оксидами металлов на воздухе. Восстанавливается водородом. Получение см. Col4, Со24, Со122, Со154, ColT^ColS5.
112
Co
1. 2(Co"Co”')O4 = 6CoO + O2	(905-925 °C)
2. (СопСо'2 )O4 + 8HC1 (конц.) -U 3CoCl2 + C12T + 4H2O
2(ConCo’2 )O4 + 6H2SO4 (конц.) = 6CoSO4 + O2T + 6H2O (кип.) 3. 4(Co,lCol2)O4 + 12NaOH + O2 = 12NaCoO2 (красн.) + 6H2O
(400 °C) 4. 4(ConCo’2 )O4 + O2 + 6ZnO = 6(Co’2 Zn)O4 (зел.) [800 °C] 5. (CollCo’2)O4 + 4H2 = 3Co + 4H2O	(120-500°C)
(Co"Co^ )O4 + 4CO = 3Co + 4CO2	(180-230 °C)
6.	CoF2 — фторид кобальта(П)
Розовато-красный, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде. Из раствора кристаллизуется гидрат CoF2 • 4Н2О, из фтороводородной кислоты — CoF2 • 5HF • 6Н2О. Нерастворим в этаноле. Разлагается кипящей водой, концентрированными кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Образует фторокомплексы. Получение см. Col5, Со49, Со?1, Со156.
1.	CoF2 • 4Н2О = CoF2 + 4Н2О	(300 °C, в токе N2)
2.	CoF2 + Н2О Co(OH)Fi + HFT	(кип.)
CoF2 + Н2О (пар) = СоО + 2HF	(700 °C)
3.	CoF2(t) + H2SO4 (конц., гор.) = CoSO4 + 2HFT
4.	CoF2 + 4NaOH (40%-й) = Na2[Co(OH)4]-l + 2NaF
5.	CoF2 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [Co(NH3)6]F2 + 6H2O
6.	2CoF2 + F2 = 2CoF3	(75-200 °C)
7	^расплав)* MlCoFj]t	MJCoF6] (M = Na, K)
8.	2CoF2 + H2O2 (конц.) + 6Na2CO3 = 2Na3[Co(CO3)3] (зел.)Х +
+ 2NaOH + 4NaF
9.	2CoF2 + 2HF (конц.) + 7H2O элек1т>олиз> H2? (катод)+ + 2(CoF3 • 3,5H2O)i (анод) [0-10 °C]
7.	CoF3 — фторид кобальта(Ш)
Светло-коричневый, термически неустойчивый, во влажном воздухе темнеет. Из фтороводородной кислоты кристаллизуется зеленый гидрат CoF3 • 3,5Н2О со строением [Co(H2O)3F3] • 0,5Н2О. Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный окислитель; окисляет и фторирует многие неметаллы, органические соединения. Получение см. Со49, Соб6, Со177.
I.	2CoF3 = 2CoF2 + F2	(350-700 °C)
2.	CoF3 + 2Н2О (хол.) CoO(OH)i + 3HF
113
Co
4CoF3 + 10H2O = 4Co(OH)2i + O2T + 12HF?	(кип.)
3.	2CoF3 + 6HC1 (конц.) = 2CoC12 + C12T + 6HF
4.	CoF3 + 3NaOH (разб., хол.) = СоО(ОН)! + 3NaF + H2O
5.	CoF3 + 6(NH3 • H2O) (конц.] = [Co(NH3)6]F3i + 6H2O
6.	2CoF3 + 6Na2CO3 (конц.) = 2Na3(Co(CO3)3] (зел.)-1 + 6NaF
7.	2CoF3 + 4N2O5 = 2Co(NO3)3 (зел.) + 2NF3 + O2
(or -70 до +40 °C)
8.	[Co(NH3)e]CI2 — хлорид гексаамминкобальта(И)
Светло-красный, термически неустойчивый. Во влажном состоянии постепенно окисляется на воздухе. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака, этаноле. Устойчив в растворе только в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кислотами, щелочами. Окисляется пероксидом водорода, восстанавливается водородом. Получение см. Сод.
1.	[Co(NH3)6]C12 = [Co(NH3)2C12| (син.) + 4NH3 (65-67 °C, вак.) [Co(NH3)6]CI2 = СоС12 + 6NH3	(выше 150 °C)
2.	[Co(NH3)6]C12 (разб.) = (Co(NH3)6]2+ + 2СГ (в разб. NH3 • Н2О) (Co(NH3)6|2+ + 12Н2О <=► [Со(Н2О)6]2+ + 6(NH3 • Н2О) [Co(NH3)6]C12 + Н2О = СоС1(ОН)1 + 5NH3T + NH4C1 (кип.)
3.	|Co(NH3)6]CI2 + 6HCI (разб.) = СоС12 + 6NH4C1
4.	[Co(NH3)6]C12 + 2NaOH (разб.) + 6Н2О =
= Со(ОН)2Х + 2NaCl + 6(NH3 • Н2О)
5.	4|Co(NH3)6]C12 + 2Н2О + О2 -U 4[Co(NH3)6]C12(OH)
(кат. активный уголь)
6.	2[Co(NH3)6]C12 + 2Н2О2 (конц.) = [Co2(NH3)10(O^)]C14 +
+ 2(NH3 • Н2О) 7. [Co(NH3)6]C12 + Н2 + 4Н2О = Co-l + 2NH4C1 + 4(NH3 • Н2О)
(комн., р)
8. [Co(NH3)6]C12 + 2Na(C5H5) = ]Co(NH3)6](C5H5)2 + 2NaClX
(в эфире) (Co(NH3)6](C5H5)2 = [Со(С5Н5)2] (фиол.) + 6NH3 (100 °C) 4[Со(С5Н5)2] + О2 + 2Н2О = 4[Со(С5Н5)2]ОН (желт.)
9. [Co(NH3)e]CI3 — хлорид гексаамминкобальта(Ш)
Красно-коричневый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде, концентрированном гидрате аммиака. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Устойчив
114
Co
к действию концентрированной серной кислоты. Разлагается кипящей водой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. Со47,8, Col О7.
1.	6[Co(NH3)6]Cl3 = 6СоС12 + 6NH4C1 + N2 + 28NH3 (выше 420 °C)
2.	[Co(NH3)6]Cl3 (разб.) = [Co(NH3)6]3+ + ЗСГ
3.	4[Co(NH3)6]Cl3 + ЮН2О = 4Co(OH)2i + О2Т +
+ 12NH4C1 + 12NH3? [кип., примесь СоО(ОН)]
4.	|Co(b[H3)6JCl3 (насыш.) + 3HNO3 (разб.) =
= [Co(NH3)6](NO3)3 + ЗНС1
5.	[Co(NH3)6]Cl3 + 3NaOH (конц., хол.) + 5Н2О =
= CoO(OH)i + 3NaCl + 6(NH3 • H2O)
6.	[Co(NH3)6]Cl3 + 3AgNO3 (конц.) = [Co(NH3)6](NO3)3 + 3AgCll 7. 2[Co(NH3)6[Cl3 + 3H2 + 6H2O = 2Coi + 6NH4C1 + 6(NH3 • H2O) (komh., p)
10. [Co(NH3)4CI2]CI — хлорид дихлоротетрааммин кобальта(И1)
Зеленый транс-изомер, фиолетовый цис-изомер (очень неустойчивый). При нагревании разлагается без плавления. Малорастворим в воде, нерастворим в этаноле. Из аммиачного раствора кристаллизуется моногидрат. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Получение см. Со209.
I. 6[Co(NH3)4C12JC1 = 6СоС12 + 6NH4C1 + N2 + 16NH3
(выше 360 °C)
2. [Co(NH3)4C12]CI • Н2О = [Co(NH3)4C12[C1 + Н2О (100 °C) 3. [Co(NH3)4C12]C1 = [Co(NH3)4C12]+ + СГ (в разб. NH3 • Н2О) 4. 4[Co(NH3)4C12]C1 + ЮН2О = 4Со(ОН)21 + О2? +
+ 12NH4C1 + 4NH3 (кип.)
5.	2[Co(NH3)4C12]C1 + 8НС1 (конц.) 2СоС12 + С12? + 8NH4C1
6.	[Co(NH3)4C12]C1 + 3NaOH (конц., хол.) + ЗН2О =
= CoO(OH)i + 4(NH3 • Н2О) + 3NaCl
7.	[Co(NH3)4CI2]C1 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = [Co(NH3)6]Cl3 + 2Н2О 8. [Co(NH3)4C12]C1 + AgNO3 (конц.) = [Co(NH4)4Cl2]NO3 + AgCli
11 • [Co(NH3)sCI]CI2 — хлорид хлоропентааммин кобальта(Ш)
Темно-красный, разлагается при нагревании. Малорастворим в холодной воде, еще менее — в присутствии хлороводородной кислоты. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Со48.
115
Co
1.	6[Co(NH3)5C1]C12 = 6CoCl2 + 6NH4C1 + N2 + 22NH3
(выше 450 °C)
2.	[Co(NH3)5C1]C12 = [Co(NH3)5C1]2+ + 2СГ (в разб. NH3 • H2O) [Co(NH3)5C1]2+ + H2O <=► [Co(H2O)(NH3)5]3+ + СГ
3.	4fCo(NH3)5Cl]Cl2 + 10H2O = 4Co(OH)2i + O2? + 8NH3T +
= 12NH4C1 (кип.)
4.	2[Co(NH3)5C1]C12 + 10HC1 (конц.) = 2CoC12 + Cl2? + 1ONH4C1
5.	[Co(NH3)5C1]C12 + 3NaOH (конц., хол.) + 4H2O =
= CoO(OH)i + 3NaCl + 5(NH3 • H2O)
6.	|Co(NH3)5C1]C12 + NH3 • H2O (конц.) = |Co(NH3)6]Cl3 + H2O
(комн.)
7.	[Co(NH3)5C1]C12 + 2AgNO3 (конц.) = [Co(NH3)5C1|(NO3)2 + 2AgCli 8. 2[Co(NH3)5C1]C12 + 2H2S - Co(S2) + CoCl2 + 4NH4C1 + 6NH3
(630 °C)
12. Co(NO3)2 — нитрат кобальта(П)
Светло-розовый, гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте, этаноле, ацетоне, ацетонитриле, этилацетате. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Col2, Со4|5, Со175, Со206.
1. 2Co(NO3)2 - 2СоО + 4NO2 + О2 (1000 °C, в атмосфере N2) 2. 3{Co(NO3)2 • 6Н2О} = (ConCO^)O4 + 6NO2 + О2 + 18Н2О
(180-700 °C) 3. Co(NO3)2 + 6H2O = [Co(H2O)6]2+ + 2NO; (pH < 7, см. Со203) 4. Co(NO3)2 • 6Н2О + 4L = Co(NO3)2 • 4L (син.) + 6Н2О
(L = ацетон)
5. Co(NO3)2 (разб.) + NaOH (разб.) = Co(NO3)OH (зел.)Х + NaNO3 2Co(NO3)2 (конц.) + NaOH (разб.) = Co2NO3(OH)3 (роз.)>1 +
+ 3NaNO3
Co(NO3)2 (разб.) + 2NaOH (> 10%) = Co(OH)2i + 2NaNO3
6. Co(NO3)2 + NH3 • H2O (разб.) Co(NO3)OH (син.)1 +
+ NH4NO3
Co(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) -U Co(OH)2-l + 2NH4NO3 Co(NO3)2 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = [Co(NH3)6](NO3)2 + 6H2O 7. Co(NO3)2 + H2S (насыш.) = CoS-1 + 2HNO3
8. 2Co(NO3)2 + Zn(NO3)2 - (Co|"Zn)O4 (зел.) + 6NO2 + O2
(800 °C)
116
Co
9. 2Co(NO3)2 (разб.) + 2Na2CO3 + H2O = Co2CO3(OH)2i +
+ 4NaNO3 + CO2T
Co(NO3)2 (конц.) + 2NaHCO3 (гор.) = CoCO3i + 2NaNO3 +
+ CO2T + H2O
13. [Co(N02)e],K3 — гексанитрокобальтат(Ш) калия
Соль Фишера. Желтый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется, в холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат K3[Co(NO2)6] • 1,5Н2О. Нерастворим в этаноле, эфире. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, концентрированных кислотах и щелочах. Получение см. Со146.
I. K3[Co(NO2)6] « 3KNO2 + СоО+ NO + 2NO2 (выше 200 °C) 2. 3K3[Co(NO2)6] + 2Н2О = 5NOT + 9KNO2 + 3CoNO3(OH)i +
+ HNO3 (кип.)
3. 3K3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (конц.) = 5NOT + 9KNO2 +
+ 3Co(NO3)2 + H2O (кип.) 4. K3[Co(NO2)6] + 2KOH (конц.) = Co(OH)2T + 4KNO2 +
+ KNO3 + NOT (кип.)
14. [Co(NO2)e],Na3 — гексанитрокобальтат(Н1) натрия
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Малорастворим в этаноле, эфире. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах и концентрированных щелочах. Получение см. Со414.
1. 4Na3[Co(NO2)6] • 0,5Н2О = 12NaNO2 + СоО + 4NO +
+ 8NO2 + 2Н2О (200-250 °C) 2. Na3[Co(NO2)6] (разб.) + 12Н2О (хол.) = 3[Na(H2O)4]+ + [Co(NO2)6p~ 3. 3Na3[Co(NO2)6J + 2Н2О = 9NaNO2 + 3CoNO3(OH)X + 5NOT +
+ HNO3 (кип.)
4.	3Na3[Co(NO2)6] + 2HNO3 (разб.) = 9NaNO2 + 3Co(NO3)2 +
+ 5NOT + H2O (кип.)
5.	Na3[Co(NO2)6] + 2NaOH (конц.) = Co(OH)2l + 4NaNO2 +
+ NaNO3 + NOT (кип.)
6.	Na3[Co(NO2)6l(p) + 3MNO3 = M3[Co(NO2)6]i + 3NaNO3
(M = K+, Cs+, Tl+, Ag+, NHJ)
15. СоО — оксид кобальта(И)
Темно-зеленый (почти черный). Термически устойчивый. На воздухе поглощает О2. Имеет небольшую область гомогенности Со, _ ХО.
117
Co
He реагирует с водой, этанолом, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. Col4, Со2’, Со5*, Со12*, Col6*.
1.	СоО(т) + 7Н2О <=* [Со(Н2О)6]2+ + 2ОН-
2.	СоО + 2НС1 (разб.) = СоС12 + Н2О
3.	СоО + 2NaOH (конц.) + Н2О -U Na2[Co(OH)4]X (син.) [кип.]
4.	бСоО + О2(воздух) = 2(Со"СО^)О4	(390-700 °C).
5.	4СоО + О2 + 24(NH3 • Н2О) [конц.] =
= 4[Co(NH3)6](OH)3 (желт.) + 18Н2О
6.	СоО + 2HF = CoF2 + Н2О	(300-400 °C)
2СоО + 5S 2Co(S2) + SO2	(выше 200 °C)
7.	СоО + Н2 = Со + Н2О	(120-500 °C)
8.	2СоО + 2SiO2 = CO2SiO4 (фиол.)	[1300-1450 °C]
9.	СоО + А12О3 = (СоД12)О4 (син.) [1100 °C, в расплаве КС1]
16.Со(ОН)2 — гидроксид кобальта(Н)
Темно-фиолетовый кристаллический или синий аморфный (све-жеосажденный, с примесями основных солей), при стоянии под раствором солей кобальта(П) становится розово-красным. Во влажном состоянии поглощает из воздуха О2 и СО2. Не растворяется в воде, этаноле. В органической среде осаждается синий гидрат Со(ОН)2 • • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Восстановитель. Получение см. Со44, Со125>6, СО204.
1.	Со(ОН)2 = СоО + Н2О	(168-170 °C, вак.),
2.	Со(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СоС12 + 2Н2О
3.	Со(ОН)2 + СоС12 (разб.) = СоС1(ОН)4- (зел.)
Со(ОН)2 + СоС12 (10%-й) = Со2С1(ОН)3Х (роз.)
4.	Со(ОН)2 + 2NaOH (50%-й) -*-► Na2[Co(OH)4]J- (фиол.)
5.	Со(ОН)2 + 6(NH3 • Н2О) [конц.] ?= |Co(NH3)6](OH)2 (желт.) + 6Н2О 6. 4Со(ОН)2 + О2 = 4СоО(ОН) + 2Н2О	(100 °C, р)
7.	2Со(ОН)2 (влажн.) + СО2 Со2СО3(ОН)2 + Н2О
8.	2Со(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = 2СоО(ОНЦ + 2Н2О	(кип.)
9.	2Со(ОН)2 + Е2 + 2NaOH (разб.) - 2CoO(OH)i + 2NaE + 2Н2О
(Е = С1, Вг) 10. 2Со(ОН)2 + NaClO (насыщ.) = NaCl + Н2О + 2CoO(OH)i
118
Co
11. Co(OH)2 + 2A1(OH)3 = (СоА12)О4 (син.) + 4H2O (600-800 °C) 12. Co(OH)2 + SO2 + 4H2O = CoSO3 • 5H2O (красн.Ц
Co(OH)2 + 2KHSO3 = K2[Co(SO3)2] (св.-красн.) + 2H2O (кип.)
17. CoO(OH) — метагидроксид кобальта
Темно-коричневый аморфный (осажденный) или черный кристаллический (гетерогенит). При прокаливании разлагается. Из раствора осаждается гидрат Со2О3 • лН2О, при кипячении суспензии или при нагревании переходит в СоО(ОН). Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует со щелочами. Легко разлагается концентрированной хлороводородной кислотой, труднее — другими кислотами. При нагревании переводится в раствор действием гидрата аммиака. Окислитель. Получение см. Со46, Со168-10.
1.	12СоО(ОН) = 4(CoiiCOJii)O4 + О2 + 6Н2О	(600 °C)
2.	СоО(ОН)(т) + 7Н2О <=> [Со(Н2О)б]3+ + ЗОН"
3.	2СоО(ОН) + 6НС1 (конц.) = 2СоС12 + С12Т + 4Н2О
4.	4СоО(ОН) + 4H2SO4 (конц., гор.) = 4CoSO4 + О2Т + 6Н2О
5.	4СоО(ОН) + 8HNO3 (конц.) = 4Co(NO3)2 + О2Т + 6Н2О
(75-85 °C)
6.	СоО(ОН) + 6(NH3 • Н2О) [конц., гор.] -U
—> [Co(NH3)6](OH)3 (желт.) + 5Н2О 7. 4СоО(ОН) + 6F2 = 4CoF3 + ЗО2 + 2Н2О	(250-300 °C)
8. 4СоО(ОН) + 8М2О + О2 = 4М4СоО4 + 2Н2О
(600-700 °C; М = Li, Na, К, Rb, Cs, 1/2 Ba) 9. 2CoO(OH) + 5H2C2O4 (конц.) = 2H2 [Со(С2О4)2] + 2СО2? + 4Н2О 2СоО(ОН) + НС(Н)О + 2H2SO4 (разб.) = 2CoSO4 + НСООН + ЗН2О
18. CoS — сульфид кобальта(П)
Серый кристаллический или черный аморфный (осажденный), термически устойчивый, при прокаливании плавится и разлагается. Имеет область гомогенности CoS, + х (0,04 < х < 0,13). В виде порошка пирофорен. В свежеосажденном виде чувствителен к влаге и О2 воздуха, легко образует коллоидный раствор; при стоянии под раствором становится малореакционноспособным («стареет»). Не растворяется в воде, этаноле. Разлагается кислотами, окисляется О2 при нагревании. Получение см. Col6, Со410, Со206.
Ь CoS = Со + S	(выше 1160 °C)
2-	CoS (аморфн.) + 2НС1 (разб.) = СоС12 + H2S?
CoS (аморфн.) + 2СН3СООН (разб.) = Со(СН3СОО)2 + H2ST
119
Co
3.	CoS + 8HNO3 (конц., гор.) = CoSO4 + 8NO2 + 4H2O
4.	4CoS + 2H2O (влага) + O2 (воздух) —*-> 4CoS(OH)i
(примесь CoSO4)
5.	6CoS + 10O2 = 2(CollCO|ll)O4 + 6SO2	(680 °C)
19.Co(S2) — дисульфид(2-) кобальта(П)
Серовато-черный, при прокаливании плавится и разлагается. Нерастворим в воде, этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой, гидратом аммиака. Реагируете кислотами-окислителями, кислородом при нагревании. Получение см. Col6, Со156.
1.	Co(S2) = CoS + S	(выше 953 °C)
2.	Co(S2)(T) + 6Н2О ♦=> [Со(Н2О)6]2+ + S|"
3.	Co(S2) + 6H2SO4 (конц.) = CoSO4 + 7SO2T + 6H2O (кип.) 4. Co(S2) + 14HNO3 (конц.) = CoSO4 + 14NO2? + 6H2O + H2SO4
(кип.)
5. 3Co(S2) + 8O2 = (Co»Co|”)O4 + 6SO2	(400-600 °C)
20. CoSO4 — сульфат кобальта(И)
Красный (кристаллогидрат — розовый), при нагревании разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в воде (с ростом температуры растворимость сначала увеличивается, затем падает), гидролизуется по катиону. Плохо растворяется в концентрированной серной кислоте, этаноле, несколько лучше — в метаноле и глицерине. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель. Получение см. Col1, Со174-9, Со183, Со193,4.
1. 3CoSO4 = (Со«Со^)О4 + 3SO2 + О2 (600-700 °C, примесь SO3) 2. CoSO4 • 7Н2О - CoSO4 + 7Н2О	(41-420 °C)
3. CoSO4 (разб.) + 6Н2О = [Со(Н2О)6]2+ + SO2"
[Со(Н2О)б]2+ + Н2О <=* [Со(Н2О)5(ОН)]+ + Н3О+ (pH < 7) 4. 2CoSO4 (разб.) + 2NaOH (разб.) = Na2SO4 + Co2S04(OH)2i (син.)
CoSO4 (разб.) + 2NaOH (10%-й) = Со(ОН)2Х + Na2SO4
5.	CoSO4 + 6(NH3 • Н2О) [конц.] = [Co(NH3)6] SO4 (желт.) + 6Н2О
6.	2CoSO4 + 2NH4HS = 2CoSi + (NH4)2SO4 + H2SO4
CoSO4 + Ba(NO3)2 = Co(NO3)2 + BaSO4i
CoSO4 (конц.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M2Co(SO4)2 • 6H2OJ-
(M = K, Rb, Cs)
3CoSO4 + 2Na3EO4 + 8H2O « Co3(EO4)2 • 8H20i + 3Na2SO4
(E = P, As)
19П
Cr
7.	2CoSO4 + 4A1(OH)3 = 2(СоА12)О4 (син.) + 2SO2 + 02 + 6H2O
(800 °C)
8.	2CoSO4 + O3 + H2SO4 = Co2(SO4)3 (зел.) + O2T + H2O
2CoSO4 + H2SO4(4M) + 18H2O + F2 = Co2(SO4)3 • 18H2OX + 2HF
(0 °C)
9.	4CoSO4 + 2(NH4)2SO4 + 12(NH3 • H2O) (конц.) + O2 =
= 6H2O + 2{/пронс-[Со(Н2О)2 (NH3)4]2 (SO4)3) (комн.) транс~[Со(Н2О)2 (NH3)4]2 (SO4)3 + 6HC1 (конц.) =
= 3H2SO4 + 2{т/юнс-|Со(МН3)4 Cl2] C1}X + 4H2O (0 °C) 10. 2CoSO4 + H2SO4 (4M) элсктролиз> н2? (катод) + Co2(SO4)2i (анод) |0 °C] 2CoSO4 + 2H2O элсктРоли:з> 2CoX (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
Хром
1. Cr —хром
Серый металл; очень твердый, ковкий (технический продукт — хрупкий), тугоплавкий. В виде порошка пирофорен. На воздухе покрыт очень тонкой оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте, «царской водке». Реагирует с хлороводородной и серной кислотами, расплавами КС1О3 и KNO3. Медленно окисляется кислородом воздуха при нагревании, быстро — галогенами. Реагирует с серой, азотом. Промышленно важен сплав с железом — феррохром (60—85% Сг). Получение см. Сг2*, Сг414, СгЮ7, Сг147, Сг20".
1.	2Сг + ЗН2О (пар) = Сг2О3 + ЗН2	(600-700 °C)
2.	Cr + 2HCI (разб.) + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12] + Н2Т
Cr + 2НС1 = СгС12 + Н2	(1150-1200 °C)
3.	Cr + H2SO4 (разб.) = CrSO4 + Н2Т
2Cr + 6H2SO4 (> 60%-я, гор.) <=► Cr2(SO4)3 + 3SO2T + 6Н2О 4. 4Сг (порошок) + ЗО2 -U 2СгО3	(600 °C)
5.	2Cr(Hg) + О2 -U 2СгО (черн.)	[30-50 °C]
ЗСгО = Сг2О3 + Сг	(выше 700 °C)
6.	Сг + 2F2 = CrF4	(350—500 °C, примесь CrF5)
7-	ЗСг + 8F2 = 2CrF5 + CrF6 (400 °C, р, охлаждение до —150 °C)
2Сг (порошок) + ЗЕ2 = 2CrF3 (1100-1200 °C; Е = С1, Вг)
121
Cr
9.	2Сг + 3I2 = 2CrI3 (черн.)
Cr + 12 = Crl2 (красн.)
10.	Cr -M- CrS, Cr2S3
11.	Cr + N2 = 2CrN (черн.)
12.	2Cr + KC1O3 = Cr2O3 + KC1
2Cr + 3KNO3 = Cr2O3 + 3KNO2
[до 475 °C)
[700 °C]
(1000 °C) [800-900 °C] (500-700 °C) (400-550 °C)
2.	[Cr(CO)e] — гексакарбонилхром
Белый, летучий, термически неустойчивый. Чувствителен к свету. Плохо растворим в этаноле, метаноле, бензоле, несколько лучше в СС14. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой. Окисляется хлором, кислородом. Восстанавливается натрием. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Сг421.
1.	[Сг(СО)6] = Cr + 6СО	(120-200 °C)
2.	[Cr(CO)6] + 18HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + 15NO2? + 6СО2? + 9Н2О 3. 4[Сг(СО)6] + 15О2 = 2Сг2О3 + 24СО2	(300 °C)
4.	2[Cr(CO)6] + ЗС12 2СгС13 + 12СО	(комн.)
2[Сг(СО)6] + 15С12 = 2СгС13 + 12СС12О	(300 °C)
5.	[Cr(CO)6] + 2Na = Na2[Cr(CO)5] (желт.) + СО?
(—40 °C, в жидк. NH3)
2[Cr(CO)6) + 2Na = Na2[Cr2(CO)l0 J + 2СО? (комн., в пиридине) 6. 2[Cr(CO)6] + 4N2O5 = 2Cr(NO3)3 + 12СО? + 2NOT
(в жидк. СС14) 7. [Сг(СО)6] + СбН6(ж) = [Сг(С2Н6)2[ (кор.) + 6СО?	(кип.)
3.	СгС12 — хлорид хрома(П)
Белый, возгоняется при нагревании в вакууме, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, при стоянии из раствора выделяется водород. Темно-голубой кристаллогидрат СгС12 • 4Н2О имеет строение [Сг(Н2О)4С12]; аналогичное строение имеет СгС12 в растворе. Малорастворим в этаноле. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный восстановитель; легко окисляется растворенным в воде кислородом. Получение см. Crl2, Сг4!> *’•|4> 23, Сг152.
1.	СгС12 4Н2О = СгС12 + 4Н2О	(70 °C, вак.)
2.	СгС12 + 4Н2О = [Сг(Н2О)4С12]	(0 °C)
[Сг(Н2О)4С12[ + Н2О «=► [Сг2(Н2О)5С1[+ + СГ
[Сг(Н2О)5С1]+ + Н2О <=± [Сг(Н2О)4С1(ОН)[ + Н3О+ (pH < 7)
122
Cr
з.	2СгС12 + ЮН2О 2[Сг2(Н2О)4С12]ОН + Н2Т	(комн.)
4.	2СгС12 + 4H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + SO2T + 2Н2О + 4НС1Т
(кип.)
CrCl2 + 4HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + NO2? + 2НС1Т + Н2О (кип.) 5. СгС12 + 2NaOH (разб.) = Cr(OH)2i + 2NaCl (в атмосфере Н2)
СгС12 + 2(NH3 • Н2О) [разб.] = Cl2(OH)2i + 2NH4C1
(в атмосфере Н2) 6. 4СГС12.+ 18Н2О + О2 = 4[Сг(Н2О)4С12]ОН
4СгС12 (влажн.) + О2 —2Сг2С14О
4СгС12 + 4HCI (разб.) + О2 + 14Н2О = 4[Сг(Н2О)4С12]С1 (кип.) 7. СгС12 + 2KF (насыш.) = CrF2i + 2КС1
СгС12 + 2NH4HS = CrSi + 2NH4C1 + H2S	(кип.)
8. 2СгС12 + 10(NH3 • Н2О) [конц.] + 2NH4C1(T) =
= 2[Cr(NH3)6]Cl3i + Н2Т + ЮН2О (осаждение этанолом) 9. 2СгС12 + H[SnCl3] 2СгС13 + Sni + НС1 (в разб. НС1) 10. 2СгС12 (конц.) + 2Н2О + 4Na(CH3COO) =
= [Cr2(H2O)2(CH3COO)4]i + 4NaCl (т.-красн.) 11. CrCI2 + Н2С2О4 - СгС2О4 (желт.)Х + 2НС1Т	(кип.)
4.	СгС13 — хлорид хрома(Ш)
Фиолетово-красный, тугоплавкий, разлагается при прокаливании. Сублимируется при нагревании в потоке хлора. Хорошо растворяется в холодной воде (но чрезвычайно медленно, растворение ускоряется в присутствии СгС12), гидролизуется по катиону. Для кристаллогидрата СгС12 • 6Н2О существуют изомеры: серо-голубой [Сг(Н2О)6]С13, светло-зеленый [Сг(Н2О)5С1]С12 • Н2О и темно-зеленый |Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2О; зеленые изомеры нерастворимы в концентрированной хлороводородной кислоте. Из суспензии СгС13 • 6Н2О в эфире выделен коричневый кристаллогидрат СгС13 • ЗН2О со строением |Сг(Н2О)3С13]. Малорастворим в этаноле, ацетоне, эфире. Реагирует со Щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель; в растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, кальцием, хромом. Слабый восстановитель; в растворе окисляется хлорноватой кислотой, перманганатом калия, галогенами, при высокой температуре — фтором. Вступает в реакции ионного обмена 11 комплексообразования. Получение см. Сг18, СгЗ6- ’, Сг146, Сг163, Сг17\ К.124, К135.
1	 2СгС13 = 2СгС12 + С12	(1300 °C)
2	[Cr(H2O)6]Cl3J- <=* СгС13 (насыщ.) + 6Н2О	(0°С)
[Сг(Н2О)4С12]С1 • 2H2OJ- «=> СгС13 (насыщ.) + 6Н2О (кип.)
123
Cr
3.	[Cr(H2O)6]Cl3 = [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O	(300 °C)
[Cr(H2O)5Cl]Cl2 • H2O = [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O (50-55 °C) 2[Cr(H2O)3Cl3] = [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O + CrCl3	(200-220 °C)
4.	2{[Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O} = Cr2O3 + 6HC1 + 9H2O (650 °C) [Cr(H2O)4CI2]Cl • 2H2O -5-> [Cr(H2O)4Cl2]Cl + 2H2O
(komh., вак., над конц. H2SO4).
5.	CrCl3 (разб.) + 6H2O = [Cr(H2O)6]3+ + ЗСП
(0-10 °C, pH < 7; см. Cr2(SO4)3)
, СГ, 30—50 °C	, СГ, 50—80 °C
[Cr(H2O)6]3+ <	[Сг(Н2О)5С1]2+	-» [Сг(Н2О)4С12|-
н,о	н,о
(серо-гол.)	х	(св.-зел.)	2	(т.-зел.)
6.	2СгС13 (конц.) + 12Н2О	[Сг(Н2О)6]С13 + [Сг(Н2О)4С12]С1
(комн.) [Сг(Н2О)6]С13 (конц.) = [Сг(Н2О)5С1]С12 + Н2О
(30-50 °C, в разб. HCI)
[Сг(Н2О)6]С13 (конц.) = [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2ОХ
(50-80 °C, в конц. НС1)
7.	СгС13 • 6Н2О = [Сг(Н2О)3С13] + ЗН2О(Ж)Х (комн., в эфире) [Сг(Н2О)3С13] + Н2О = [Сг(Н2О)4С12]С1	(кип.)
8.	2СгС13 + ЗН2О (пар) = 6НС1 + Сг2О3	(350-450 °C)
9.	CrCI3 + 3NaOH (разб.) = Cr(OH)3i + 3NaCl
СгС13 + 6NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 3NaCl
10.	CrCl3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Cr(OH)3i + 3NH4C1
11.	2CrCl3 + 3H2O + 3Na2CO3 = 2Cr(OH)3i + 3CO2? + 6NaCl
12.	4CrCl3 + 3O2 = 2Cr2O3 + 6C12	(800-1000 °C)
CrCl3 + Cr2O3 = 2Cr(Cl)O	(1040 °C)
13.	CrCl3 + H° (Zn, разб. HCI) + 4H2O = [Cr(H2O)4Cl2] + HCI 2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HC1	(420-500 °C)
14.	2CrCl3 + Cr = 3CrCl2	(250 °C, в жидк. A1C13)
2CrCl3 + 3Ca = 2Cr + 3CaCl2 (900—1000 °C, в атмосфере Ar)
15.	2CrCl3 + 4F2 = 2CrF4 + 3C12	(350-500 °C)
CrCl3 + 3HF = CrF3 + 3HC1	(550 °C)
16.	2CrCl3 + 3H2S = Cr2S3 + 6HC1	(600-650 °C)
17.	CrCl3 + 6NH3(x) = [Cr(NH3)6]Cl3	(-50 °C, кат. NaNH2)
CrCl3 + 5NH3(X) = [Cr(NH3)5Cl]Cl2	(-33,4 °C, кип.)
CrCl3 + 4NH3 = CrN + 3NH4C1	(600-700 °C)
124
Cr
18.	2CrCl3 + 16NaOH (конц.) + 3C12 = 2Na2CrO4 + 12NaCl + 8H2O
2CrCl3 + 16NaOH (конц.) + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr +
+ 6NaCI + 8H2O
19.	2CrCl3 + HC1O3 (конц.) + 4H2O = H2Cr2O7(p) + 7HC1? (кип.)
10CrCl3 + 6KMnO4 (конц.) + 9H2SO4 (разб.) =
= 5H2Cr2O7(p) + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 30HC1T (кип.)
20.	CrCl3 + 3KCN = Cr(CN)3 + 3KC1
CrCl3 4- 6KCN = К3[Сг(СМ)6] (желт.) + 3KC1
21.	CrCI3 + 6CO + Al (порошок) = [Cr(CO)6]i + A1C13
(140 °C, p, в бензоле)
22.	CrCI3 + 3Na(C5H5) = [Cr(C5H5)2] + 3NaCl + C5H°
(кип. в диоксане)
2CrCl3 + 3Na2S2O4 + 12NaOH (конц.) + 4C6H6 =
= 2[Cr(C6H6)2] + 6Na2SO3 + 6NaCl + 6H2O (кип.)
CrCl3 + 3C2H5OH (безводн.) = [Cr(C2H5OH)3Cl3] (т.-красн.)
(кип.)
23.	2CrCI3(p)	2CrCl2 (катод) + Cl2? (анод)
5. CrCI2O2 — диоксид-дихлорид хрома
Темно-красная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с жидкими РС13О, СС14, СНС13,С6Н6. Гидролизуется, реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Получение см. Cr 1З3, KI 1 *°, К1219.
1.	СгС12О2 + 2Н2О (по каплям) = Н2СгО4 (оранж.) + 2НС1
а)	Н2СгО4 + Н2О = НС1О4 (оранж.) + Н3О+ (разбавление)
НС1 + Н2О = СГ + Н3О+
б)	НСгО; + СГ + Н3О+ <=► [Сг(С1)О3] “ (оранж.) + 2Н2О
2.	СгС12О2 + 4NaOH (разб.) = Na2CrO4 + 2NaCl + 2Н2О
3.	СгС12О2 + 4(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2CrO4 + 2NH4CI + 2Н2О
4.	СгС12О2 + F2 = CrO2F2 + Cl2	(200 °C)
5.	6СгС12О2(ж) + 4ВС13 = 6СгС13О + ЗС12Т + 2В2О3Х
6.	4СгС12О2 + С2Н5ОН (безводн.) = 2Cr2O3i + 2СгС12О + 4НС1 + Н2О 2СгС12О2 + ЗС2Н5ОН + 2Н2О = 2Сг(ОН)3Х + ЗСН3С(Н)О? + 4НС1
CrF2 — фторид хрома(11)
Темно-зеленый, негигроскопичен (в отличие от СгС12), летучий при нагревании, термически устойчивый. Чувствителен к кислороду воздуха. Малорастворим в воде, не образует кристаллогидратов, нера
125
створим в этаноле. Реагирует с концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. СгЗ7, Сг75.
1.	2CrF2 + 6НС1 (конц.) + 8Н2О = 2[Сг(Н2О)4С12]С1 + 4HF? + Н2Т
(кип.)
2.	2CrF2 + 4H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + SO2? + 4HF? + 2Н2О
(кип.)
3.	CrF2 + 2NaOH (конц.) = Cr(OH)2J- + 2NaF (в атмосфере Н2)
4.	4CrF2 + 12НС1 (разб.) + О2 + 14Н2О = 4[Сг(Н2О)4С12]С1 + 8HFT
(кип.)
5.	4CrF2 + ЗО2 = 2Сг2О3 + 4F2	(800 °C)
6.	CrF2 + 2NH4HS = CrSi + NH4F + H2S?	(кип.)
7.	CrF2 + MF = (MCr)Fj	(M = Na, K)
7.	CrF3 — фторид хрома(Ш)
Зеленовато-желтый, летучий при прокаливании, термически устойчивый. Малорастворим в воде, из раствора выпадает осадок три-гидрита со строением [Cr(H2O)3F3]. Реагирует с кислотами, щелочами, кислородом, фтором и хромом при нагревании. Образует фторокомплексы. Получение см. Сг48 * * * * * * 15, Сг164.
1.	CrF3 + ЗНС1 (конц.) = СгС13 + 3HF?	(кип.)
2.	CrF3 + 3NaOH (разб.) = Cr(OH)3i + 3NaF
CrF3 + 6NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 3NaF
3.	4CrF3 +	3O2 = 2Cr2O3 +	6F2	(750-850	°C)
4.	2CrF3 +	F2 = 2CrF4	(400-450	°C)
5.	2CrF3 +	Cr = 3CrF2	(1000	°C)
6.	CrF3 + 3MF = M3[CrF6]	(M = Na, К; в расплаве)
7.	CrF3 + MF2 = M|CrF4]2	(M = Ca, Sr; в расплаве)
8. CrF4 — фторид хрома(1У)
Коричневый аморфный или темно-зеленый кристаллический,
в газообразном состоянии — синий. Легкоплавкий, низкокипящий, гигроскопичный. Нерастворим в этаноле и других органических
растворителях. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами,
диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. Crl6, Сг415, Сг74.
1. 3CrF4 + 10Н2О = 2Сг(ОН)3Х + H2CrO4 + 12HFT	(кип.)
3CrF4 + 8Н2О —’ 12HF + H4Cr3O8J-	(на холоду)
2. 2CrF4 + 8НС1 (конц., гор.) = 2СгС13 + С12Т + 8HF
126
Cr
3. 3CrF4 4- 20NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6[ + Na2CrO4 +
+ 12NaF + 4H2O 4. CrF4 + SiO2 -U CrO2 + SiF4	(350-400 °C)
5. CrF4 4- 2MF = M2[CrF6] (роз.) (в жидк. BrF3; M = К, Rb, Cs]
9.	CrF5 — фторид xpoMa(V)
Красный, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, летучий. Разлагается водой, щелочами. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, этанолом. Образует фторокомплексы. Получение см. Crl7, Сг136.
1.	3CrF5 + 11Н2О = Cr(OH)3i 4- 2Н2СгО4 + 15HF
2.	CrF5 + 5HCI (конц.) = СгС13 + С12Т + 5HF
3.	3CrF5 + 22NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 2Na2CrO4 +
+ 15NaF + 8H2O
4.	CrF5 + 2SbF5(<) = (CrF4) [Sb2Fц](Ж)	(кор.)
CrF5 + CsF = Cs[CrF6]	(в жидк. BrF3)
5.	CrF5 + 5SO3 (олеум) = S2O4(O2~)F2 + Cr(SO3F)3
6.	CrF5 + M2O = M[Cr(O)Ftt] 4- MF (M = K, Ag; в жидк. BrF3) 7. CrF5 + 6C2H5OH (хол.) = Cr(OH)3i + CH3C(H)O + 5C2H5F + 2H2O
10.	(Cr^'Fe)O4 — оксид железа-дихрома
Двойной оксид, содержит Сг1П и Fe11. Коричнево-черный, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными сильными кислотами, щелочами. Восстанавливается коксом, окисляется кислородом при высокой температуре. Получение см. Сг143.
1.	(Cr2Fe)O4 + 8НС1 (конц.) = 2СгС12 + FeCl2 + 4Н2О
2.	(Cr2Fe)O4 + 4H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + FeSO4 + 4Н2О
3.	(Cr2Fe)O4 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + Fe(NO3)3 +
+ NO2T + 5H2O
4.	(Cr2Fe)O4 4- 6NaOH (конц.) + 4H2O -U 2Na3[Cr(OH)6] 4-
+ Fe(OH)2i (в атмосфере N2)
5.	4(Cr2Fe)O4 + 24NaOH (конц.) + 14H2O + O2 (воздух) =
= 8Na3[Cr(OH)6J 4- 4FeO(OH)i 6 4(Cr2Fe)O4 + 8Na2CO3 4- 7O2 = 8Na2CrO4 4- 2Fe2O3 4- 8CO2
(1000-1200 °C)
(Cr2Fe)O4 4- 4C (кокс) = [Fe 4- 2Сг[ (феррохром) 4- 4CO
(1100-1200 °C)
127
Cr
11.	[Cr(NH3)e]CI3 — хлорид гексаамминхрома(Ш)
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается. Чувствителен к свету. Умеренно растворяется в холодной воде, в разбавленном растворе протекает акватация. Устойчив в сернокислотной и азотнокислотной средах. Разлагается кипящей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. СгЗ8, Сг417.
1. [Cr(NH3)6]Cl3 = СгС13 + 6NH3	(выше 600 °C)
2. [Cr(NH3)6]Cl3 (конц.) = [Cr(NH3)6p+ (оранж.) + ЗСГ (комн.) 3. (Cr(NH3)6]Cl3 + ЗН2О = Сг(ОН)3Х + 3NH3? + 3NH4C1 (кип.) 4. [Cr(NH3)6]Cl3 (насыщ.) + НС1 (конц., гор.) =
= lCr(NH3)5Cl]Cl2i + NH4C1
5. [Cr(NH3)6JCl3 (конц.) + 3HNO3 (конц.) =
= [Cr(NH3)6] (NO3)3J- + 3HC1 (0 °C) 6. [Cr(NH3)6]Cl3 + 3NaOH (разб.) = Cr(OH)3X + 3NaCl + 6NH3?
(кип.)
12. Cr(NO3)3 — нитрат хрома(Ш)
Зеленый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), темно-красный нонагидрат имеет строение [Сг(Н2О>6] (NO3)3 • ЗН2О. Растворим в этаноле. Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель. Получение см. Сг22>6, Сг163.
1.	4Cr(NO3)3 = 2Сг2О3 + 12NO2 + ЗО2	(60-250 °C)
2.	4Cr(NO3)3 • 9Н2О = 4CrO(OH) + 12NO2 + ЗО2 + 34Н2О
(126-220 °C)
3.	Cr(NO3)3 (разб.) + 6Н2О = Cr(H2O)6]3+ + 3NO;
(pH < 7, см. Сг203)
Cr(NO3)3 + ЗН2О Cr(OH)3i + 3HNO3	(кип.)
4.	Cr(NO3)3 + 6Н2О + 3HCI(r) = [Сг(Н2О)6]С13 + 3HNO3 (0 °C)
Cr(NO3)3 + 6Н2О + ЗНС1(Г) = [Сг(Н2О)4С12]С1 • 2Н2ОХ + 3HNO3
(80 °C)
5.	Cr(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Cr2(OH)3i + 3NaNO3
Cr(NO3)3 + 6NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6] + 3NaNO3
6.	Cr(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) (конц.) = Cr(OH)3i + 3NH4NO3
7.	Cr(NO3)3 + Na3EO4 = CrEOj + 2NaNO3	(E = P, As)
8.	2Cr(NO3)3 + 4H2O + KC1O3<T) = H2Cr2O7 + KC1 + 6HNO3 (кип.) 9. 2Cr(NO3)3 + 4HNO3 (разб.) + 3NaBiO3 = Na2Cr2O7 + NaNO3 +
+ 3Bi(NO3)3 + 2H2O
10. 10Cr(NO3)3 + 11H2O + 6KMnO4(T) = 5H2Cr2O7 + 6Mn(NO3)2 +
+ 6KNO3 + 12HNO3 (в разб. HNO,)
128
Cr
13. CrO3 — оксид хрома(У1)
Хромовый ангидрид. Темно-красный, гигроскопичный, летучий, низкоплавкий. Термически неустойчивый; при нагревании разлагается с образованием СгО267 [или Сг3О8, строение (Cr2vCrVI)O8], СгО2 625 [или Сг8О2|, строение (6г3+)2(Сг2О7)3], CiO25 (или Сг2О5), СгО24 [или Сг5О|2, строение (Сг3+)2 (СгО4)3], СгО2 и Сг2О3. Проявляет кислотные свойства; химически растворяется в воде. В концентрированном растворе образуются изополихромовые кислоты Н2СглО3л + , (л = 3, 4) и сильная дихромовая кислота Н2Сг2О7, в разбавленном растворе — сильная хромовая кислота Н2СгО4. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Очень сильный окислитель. Получение см. К125, Nal96.
'• СЮз СЮ«7 [СЮ2,625 + СгО25 + СЮ2,4]
son °C
—► СгО2 (черн.)	Сг2О3
2.	СгО3 + Н2О (по каплям) = Н2СглО3л+ ] (конц., т.-красн.) (л = 2+4)
а)	ЗН2Сг4О)3(р) + Н2О = 4Н2Сг3О10(р) (красн.) [разбавление] 2Н2Сг3О10(р) 4- Н2О — ЗН2Сг2О7(р) (оранж.)
б)	Н2Сг2О7(р) + 2Н2О = Сг2О7~ (оранж.) + 2Н3О+
Сг2О7~ + Н2О <=♦ 2НСгО;
в)	Н2Сг2О7(р) + Н2О = 2Н2СгО4(р)	(разбавление)
г)	Н2СгО4(р) + Н2О = нею; + н3о-
НСгО; + Н2О ♦=♦ СгО4“ (желт.) + Н3О+
3.	СгО3 + 2НС1 (конц.) = СгС12О2(ж)1 4- Н2О (О °C, в конц. H2SO4) 4. CrO3 + 2М0Н (разб.) = M2CrO4 + Н2О	(М = Na, К)
5.	2СгО3 4- 2(NH3 • Н2О) (разб.) = (NH4)2Cr2O7 4- Н2О
СгО3 4- 2(NH3 • Н2О) (конц.) = (NH4)2CrO4 4- Н2О
6.	2СгО3 4- 5F2 = 2CrF5 4- ЗО2	(выше 300 °C)
7.	2СгО3(р) 4- 3H2S(p) = 2Cr(OH)3i 4- 3SX
CrO3 4- SF2 = CrO2F2 4- S(O)F2	(5 °C)
8.	CrO3 4- 2Na 4- Na2O = Na4CrO4 (зел.)	(150-250 °C)
9.	4CrO3 4- 4H3PO4 (конц.) 4- 3(N2H4 • H2O) (конц.) =
= 4CrPOj 4- 15H2O 4- 3N2T
Ю. CrO3 4- N2O5 = Cr(NO3)2O2(M)	(комн.)
2CrO3 4- 8C1O3 = 2Сг(С1О4)2О2(ж) 4- 4C1O2 4- O2	(0-6 °C)
H. 2CrO3 4- H2O2 (конц.) = Cr2O5l 4- O2? 4- H2O	(кип.)
CrO3 4- 2H2O2 4- L = 2Н2О(ж)1 4- [Cr(L)O(O 22~)2] (0 °C; L = эфир)
129
Cr
12.	2СгО3 + 8H2O2 + 6KCN (конц.) = 2К3[Сг(О^)4](кор.)Х +
+ C2N2T + 4HCN + 6Н2О (О °C)
13.	2СгО3 + 9Н2О2 (конц.) + 6KON (конц.) =
= 2К3[Сг(О2“)4]Х + О2? + 12Н2О (О °C)
14.	2СгО3 + ЗС2Н5ОН(р) = 2Cr(OH)3J- + ЗСН3С(Н)О
4СгО3 + С2Н5ОН (безводн.) = 2Сг2О3Х + 2СО2 + ЗН2О
(20-50 °C)
14.	Сг2О3 — оксид хрома(Ш)
Темно-зеленый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Химически пассивный, не реагирует с кислотами, щелочами в растворе, гидратом аммиака, этанолом. Проявляет амфотерные свойства при высокой температуре; реагирует со щелочами, дисульфатом калия. Восстанавливается типичными металлами в жестких условиях, реагирует с сильными окислителями. Получение см. Сг11>4> 5-|2, Сг23, Сг44>8> 12, Сг12’, Сг14>, Сг187, Сг20‘.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Сг2О3(т) + 15Н2О <=> 2[Сг(Н2О)6]3+ + 6ОН~
Сг2О3 + 2МОН = 2МСгО2 + Н2О (400-500 °C; М = Li, Na)
Cr2O3 + FeO = (Cr Fe)O4	(1600 °C)
Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4	(400-450 °C)
2Cr2O3 + O2 = 4СгО2 (черн.)	[400 °C, p\
Cr2O3 + ЗС (графит) + 3C12 = 2CrCl3 + 3CO	(800 °C)
Сг2О3 + 2A1 = 2Cr + A12O3	(800 °C)
Сг2О3 + ЗСа = 2Cr + 3CaO	(700-800 °C)
5Cr2O3 + 3H2SO4 (разб.) + 2H2O + 6NaBrO3 =
= 5H2Cr2O7(p) + 3Br2 + 3Na2SO4 (кип.) Cr2O3 + KC1O3 + 2K2CO3 = 2K2CrO4 + KC1 + 2CO2 (500-700 °C) Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2
(400-600 °C)
10. 2Cr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 4Na2CrO4 + 4CO2	(1200 °C)
11. Сг2О3 + 6CH3COOH (конц.) + 9H2O =
= 2{Cr(CH3COO)3 • 6H2O} (фиол.)Х (кип. в этаноле)
15. Cr(OH)2 — гидроксид хрома(Н)
Желтый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Кристаллогидрат Сг(ОН)2 • 4Н2О имеет внутри-комплексное строение [Сг(Н2О)4(ОН)2[. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. В виде суспензии легко окисляется растворенным в воде кислородом, монооксидом азота. Получение см. СгЗ5, Сгб3, Сг195*6.
130
Cr
1.	2{Cr(OH)2 • 4H2O] = 2CrO(OH) + H2 + 8H2O (выше 150 °C)
2.	Cr(OH)2 + 2HC1 (разб.) = CrCl2 + 2H2O
3.	4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3i
(кип.)
5Cr(OH)2 + 4H2O + NO = NH3T + 5Cr(OH)3l	(кип.)
4. 2Cr(OH)2 + 4CH3COOH (конц.) =
= [Cr2(H2O)2 (CH3COO)4]l (т.-красн.) + 2H2O
16. Cr(OH)3 — гидроксид хрома(Ш)
Серо-зеленый, термически неустойчивый. Не растворяется в воде, этаноле. Из раствора осаждается серо-голубой аморфный гидрат Сг(ОН)3 • лН2О, легко образующий коллоидный раствор при пептизации хлоридом хрома(Ш); при стоянии под раствором теряет реакционную способность («стареет»). Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Почти не растворяется в гидрате аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Сг49-", Сг125’6, Сг172>3, К136-7.
1. Сг(ОН)3 = СгО(ОН) [зел.] + Н2О 2Сг(ОН)3 = Сг2О3 + ЗН2О Сг(ОН)3 • лН2О = Сг(ОН)3 + лН2О
(100 °C, на воздухе) (430-1000 °C) (100 °C, вак.)
2.	Сг(ОН)3(т) + 6Н2О <=* [Сг(Н2О)6]3+ + ЗОН-Сг(ОН)3(т) + 6Н2О <=♦ [Сг(ОН)6]3- + ЗН3О+
3.	Cr(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = СгС13 + ЗН2О
2Сг(ОН)3 + 3H2SO4 (разб.) = Cr2(SO4)3 + 6Н2О
Cr(OH)3 + 3HNO3 (разб.) = Cr(NO3)3 + ЗН2О
4.	Сг(ОН)3 + 3HF (конц.) = CrF3i + ЗН2О
Сг(ОН)3 + ЗСН3СООН (конц.) = Сг(СН3СОО)3 (фиол.) + ЗН2О
5.	Сг(ОН)3 + 3NaOH (конц.) = Na3[Cr(OH)6]
Сг(ОН)3 + МОН = МСгО2 (зел.) + 2Н2О
(300-400 °C; М = Li, Na)
6.	2Сг(ОН)3 + 4NaOH (конц.) + ЗН2О2 = 2Na2CrO4 + 8Н2О
7.	Cr(OH)3(T) + n(NH3 • Н2О) (конц.) <=±
<=± [Сг(Н2О)6 _ „(NH3)„] (ОН)3 + (2л — 6)Н2О (л = 2+5)
8.	Сг(ОН)3 + 3HCN (конц.) + 3KCN (конц.) =
= K3[Cr(CN)6] + ЗН2О (комн.)
[Cr(OH)e],Na3 — гексагидроксохромат(Ш) натрия
Зеленый, термически неустойчивый. Нерастворим в этаноле. В растворе устойчив в сильнощелочной среде. Разлагается горячей во-4ой, кислотами. Более сильный восстановитель и более слабый окис
131
Cr
литель, чем Cr2(SO4)3 и Cr(NO3)3. Не восстанавливается атомарным водородом. Получение см. Сг49, Сг165, Сг205.
1.	Na3[Cr(OH)6] = СгО(ОН) + 3NaOH + Н2О	(200 °C)
Na3[Cr(OH)6] = NaCrO2 + 2NaOH + 2Н2О	(450 °C)
2.	Na3[Cr(OH)6] + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [Cr(OH)6]3-
(в 10%-м NaOH)
Na3[Cr(OH)6] (конц.) Cr(OH)3i + 3NaOH
(разбавление водой или кип.)
3.	Na3[Cr(OH)6] + ЗНС1 (разб.) = Cr(OH)3l + 3NaCl + 3H2O Na3[Cr(OH)6] + 6HC1 (конц.) = CrCl3 + 3NaCl + 6H2O
4.	2Na3[Cr(OH)6] + 3NaC10 (конц.) = 2Na2CrO4 + 3NaCl +
+ 2NaOH + 5H2O 8Na3[Cr(OH)6] + ЗНСЮ^) = 8Na2CrO4 + 3NaCl + 8NaOH + 2H2O (кип.)
5.	2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) + 3Br3 = 2Na2CrO4 +
+ 6NaBr + 8H2O
2Na3[Cr(OH)6] + NaBrO3 (конц.) = 2Na2CrO4 + NaBr +
+ 2NaOH + 5H2O 6. 2Na3[Cr(OH)6](p) + 3NajO2 = 2Na2CiO4 + 8NaOH + 2H2O (кип.) 2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH (конц.) + 3PbO2 =
= 2Na2CrO4 + 3Na2[Pb(OH)4] + 2H2O
18.	Cr2S3 — сульфид хрома(Ш)
Черный, плавится под избыточным давлением пара серы, при прокаливании разлагается, на воздухе окисляется. Не растворяется в воде. Прокаленный продукт не гидролизуется водой (в отличие от A12S3). Не осаждается из раствора вследствие полного гидролиза ионов Сг3+ и S2- при их совместном присутствии (как ионы А13+ и S2-). Разлагается водяным паром, кислотами, щелочами, частично — гидратом аммиака, окисляется на воздухе. Получение см. Сг1|0, Сг416.
1.	Cr2S5 = CrS (черн.) + 2S	(1350 °C, вак.)
2.	Cr2S3 + ЗН2О (пар) = Cr2O3 + 3H2S	(400-450 °C)
3.	Cr2S3 + 6НС1 (конц.) = 2СгС13 + 3H2S?
4.	Cr2S3 + 6H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + 3Si + 3SO2 + 6H2O
Cr2S3 + 30HNO3 (конц., гор.) = 2Cr(NO3)3 + 3H2SO4 +
+ 24NO2 + 12H2O
5.	Cr2S3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2S + 6H2O
6.	Cr2S3(T) + 3(NH3 • H2O) [разб.] + 3H2O <=± 2Cr(OH)3i + 3NH4HS 7. Cr2S3 + 3O2 = Cr2O3 + 3SO2	(800-900 °C)
132
Cr
19.	CrSO4 — сульфат хрома(11)
Белый, кристаллогидрат голубой. Термически неустойчив. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), при стоянии раствора выделяется водород. Малорастворим в этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с азотной кислотой, сульфатом железа(Ш), монооксидом азота, моментально начинает окисляться кислородом, растворенным в воде. Получение см. Сг13, Сг208-".
I.	4CrSO4 = 2Сг2О3 + 4SO2 + О2	(700 °C, примесь SO3)
2.	2{CrSO4 • 5Н2О} = 2Cr2SO4(OH) + Н2 + 8Н2О (выше 300 °C) 3. CrSO4 (разб.) + 6Н2О = (Сг(Н2О)612+ + SO4 (pH < 7, см. СгЗ2)
[Сг(Н2О)6]2+ + 2Н2О -U 2[Сг(Н2О)6]3+ + Н2Т + 2ОН (комн.) 4. CrSO4 + 4HNO3 (конц.) = Cr(NO3)3 + NO2T + H2SO4 + H2O 5. CrSO4 + 2NaOH (разб.) = Cr(OH)2i + Na2SO4 (в атмосфере H2) 6. CrSO4 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Cr(OH)2i + (NH4)2SO4
CrSO4 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = [Cr(NH3)6JSO4 + 6H2O (0 °C) 7. CrSO4 + 2H2O + O2 = 4CrSO4(OH)
8.	2CrSO4 + Fe2(SO4)3(p) = Cr2(SO4)3 + 2FeSO4
9.	6CrSO4 + 4H2SO4 (разб.) + 2NO = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3
10.	CrSO4 + Na2C2O4 (конц.) = CrC2O4 (зел.)4- + Na2SO4
11.	CrSO4 (конц.) + K2SO4 + 6H2O » K2Cr(SO4)2 • 6H2O (син.)1
(на холоду)
20. Cr2(SO4)3 — сульфат хрома(Ш)
Светло-розовый, при нагревании разлагается. Кристаллогидрат Cr2(SO4)3 • 18Н2О со строением |Cr(H2O)6]2(SO4)3 • 6Н2О хорошо растворяется в воде, кристаллогидрат Cr2(SO4)3 • 6Н2О со строением Н,[Сг2(Н2О)4 (SO4)3(OH)2] — значительно хуже, безводная соль очень плохо растворяется в воде. В растворе протекает сильный гидролиз по катиону. Нерастворим в этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, жидким аммиаком. Слабый восстановитель, слабый окислитель. Образует двойные сульфаты — хромовые квасцы. Получение см. Сг144, Сг163, Сг184.
1 • 2Cr2(SO4)3 = 2Сг2О3 + 6SO2 + ЗО2 (640 °C, примесь SO3) 2. Cr2(SO4)3 • 18Н2О (фиол.) = Cr2(SO4)3 • 6Н2О (зел.) + 12Н2О
(80 °C)
Cr2(SO4)3 • 18Н2О = Cr2(SO4)3 + 18Н2О	(115-325 °C, вак.)
3.	Cr2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2[Cr(H2O)6]3+ + 3SO; (комн.)
[Сг(Н2О)6]3+ + Н2О <=► [Сг(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+ (pH < 7) 2|Сг(Н2О)5(ОН)]2+ <=> [Сг2(Н2О)|0(ОН)2]4+
133
Cs
4.	Cr2(SO4)3 (конц.) + 6H2O H2[Cr2(H2O)4(SO4)3(OH)2] (кип.) Cr2(SO4)3 + 3H2O + 3Na2CO3 = 2Cr(OH)3i + 3CO2T + 3Na2SO4 Cr2(SO4)3 + 4H2O + 3Na2S = 2CrO(OH)i + 3H2S + 3Na2SO4 (кип.)
5.	Cr2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Cr(OH)3l + 3Na2SO4
Cr2(SO4)3 + 12NaOH (конц.) = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2SO4
6.	Cr2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [разб.] = 2Cr(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
7.	Cr2(SO4)3 + 12NH3(M) = [Cr(NH3)6]2(SO4)3	(-40 °C)
8.	Cr2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4
9.	Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3K2S2O6(O2) = K2Cr2O7 + 4KHSO4 + 5H2SO4
(в конц. H2SO4)
Cr2(SO4)3 + lONaOH (конц.) + 3H2O2 (конц.) =
= 2Na2CrO4 + 8H2O + 3Na2SO4
10.	Cr2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (конц.) + 24H2O =
= 2{MCr(SO4)2 • 12H2O}i (фиол.)
(0 °C; M = Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+, NH4)
11.	2Cr2(SO4)3 + 2H2O эле|°тР°лиз> 4CrSO4 (катод) + O2T (анод) +
+ 2H2SO4 (0 °C)
2Cr2(SO4)3 + 6H2O электролиз> 4Crl (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4
Цезий
1. Cs —цезий
Щелочной металл. Белый (на срезе — светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве CsOH. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, этанолом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму (ее реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет. Получение см. Cs38>9, Cs4', Cs8’, CslO9.
1.	2Cs + 2H2O = 2CsOH + H2T
2.	2Cs + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2T
3.	8Cs + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Cs2SO4 + SO2 + S-l + 6H2O
(примесь H2S)
21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsNO3 + NOT + N2OT +
+ N2T + 13H2O
134
Cs
4.	2Cs + 2CsOH = 2Cs2O + H2T	(300-350 °C)
5.	2Cs + H2 = 2CsH	(300-350 °C, p)
6.	Cs + O2 (воздух) = CsO2	(сгорание)
7.	4Cs + O2 = 2Cs2O	(на холоду)
	Cs -% Cs2O2i	CsO2i	(-50 °C, в жидк. NH3)
8.	4Cs + O2 (воздух) + 2H2O (влага)	= 4CsOH
9.	2Cs + E2 = 2CsE	(комн.; E = F, Cl, Br, I)
10.	2Cs +.S » CsjS	(100-130 °C)
11.	2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHSi + H2T	(в бензоле)
12.	2Cs + 2NH3(r) = 2CsNH2 + H2	(30-45 °C)
2Cs + 2NH3(x) = 2CsNH2X + H2T	(кат. Pt)
13.	Cs + 6NH3(X) = [Cs(NH3)6] (Т.-СИН.)	[-40 °C]
[Cs(NH3)6] + nNH3(x) <=± [Cs(NH3)6]+ + e~  лЫН3
14. 4Cs + 3SiO2 = 2Cs2SiO3 + Si 15. 2Cs + 2C2H5OH = 2Cs(C2H5O) + H2T	(выше 300 °C)
2. Cs2CO3 — карбонат цезия
Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Умеренно растворим в этаноле. Разлагается кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Образует гетерополисоединения. Получение см. Cs68-l0, Cs84, CslO5.
1.	Cs2CO3 = Cs2O + CO2	(620-1000 °C, вак.)
2.	Cs2CO3 • 3,5H2O = Cs2CO3 + 3,5H2O	(150-160 °C)
3.	Cs2CO3 (разб.) + I2H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + CO^~
co|- + h2o <=* hco; + он'	(pH > 7)
4.	CsjCOj + 2HCI (разб.) = 2CsCI + CO2? + H2O
5.	CsjCOj (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц., хол.) = 2CsC104i + CO2T + H2O
,	20 °C
6.	Cs2CO, + H2O + CO, <	> 2CsHCO3
170-180 °C
7.	Cs2CO3 + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2CsOH + CaCO3i
8.	Cs2CO3(p) + 2CrO3 = Cs2Cr2O7 + CO2?
9.	Cs2CO3 + H2[SiF6] = Cs2[SiF6J + CO2T + H2O
10.	2CsjCO3 + 12Na2MO4 + Na2SiO3 + 26HC1 (конц.) =
= Cs4[SiM)2O40]i + 2CO2T + 26NaCl + 13H2O (M = Mo, W) 3Cs2CO3 + 24Na2MO4 + 2Na2HPO4 + 52HC1 (конц.) =
= 2Cs3[PM12O40]l + 3CO2? + 52NaCl + 27H2O
135
Cs
3. CsCI — хлорид цезия
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, этаноле. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Csl2’9, Cs24, CslO3, Csl33.
1. 2.	CsCI (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2O)6J+ + СГ 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2HCIT	(pH 7) (кип.)
3.	CsCI + CsHSO4 = Cs2SO4 + HCI	(550-700 °C)
4.	10CsCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = = 5C12T + 2MnSO4 + K2SO4	+ 5Cs2SO4 + 8H2O
5.	2CsCl + H2[SnCy = Cs2[SnCl6]i + 2HC1	(в конц. HCI)
6.	3CsCl + 2H[SbCl4] = Cs3[Sb2CL,U + 2HC1	(в конц. HCI)
7. 8.	2CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]X + 2HC1 2CsCl(x) 3JieKTpojlin> 2Cs (катод) + C12T (анод)	(в разб. HCI)
9.	2CsCl + 2H2O алектролиз> H2T (катод) + C12T (анод) + 2CsOH	
2CsCl(p)	2Cs (катод) + C12T (анод)
(на Hg-катоде)	z
4. CsH — гидрид цезия
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Нерастворим в эфире. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором, этанолом. Получение см. Csl5 * * *.
1.	2CsH = 2Cs + Н2	(выше 200 °C)
2.	CsH + Н2О = CsOH + Н2Т
3.	CsH + НС1 (разб.) = CsCI + Н2?
4.	2CsH + О2 = 2CsOH	(выше 200 °C)
5.	CsH + Cl2 = CsCI + HCI	(400	°C)
2CsH + 2S = CsjS + H2S	(300-350	°C)
6.	CsH + NH3(r) = CsNH2 +	H2	(350	°C)
CsH + NH3(X) = CsNH2 + H2T	(-40 °C, кат. Fe)
7.	CsH + C2H5OH = Cs(C2H5O) + H2T	(комн.)
5. CsNO3 — нитрат цезия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Хорошо растворяется в воде с эндо-эффектом (гидролиза
нет). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Силь-
136
Cs
ный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. Csl3, CslO3, Csl I4.
1.	2CsNO3 = 2CsNO2 + O2	(585-850 °C)
2.	CsNO3 (разб.) + 6H2O = [Cs(H2O)6]+ + NO;	(pH 7)
3.	CsNO3 (насыщ.) + (1-2)HNO3 (конц.) = CsNO3 • (1-2)HNO3X
(komh.)
4.	CsNOp + 2H° (Zn, разб. HCI) = CsNO2 + H2O	(komh.)
CsNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + CsOH (кип.)
5.	2CsNO3 + (NH4)2SO4 = CsjSO4 + 2N2O + 4H2O	(350 °C)
6.	CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO	(400 °C)
7.	CsNO3 + KMnO4 = CsMnOj + KNO3
6. CsO2 — надпероксид цезия
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Cs+)(O2). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком, этанолом. Очень сильный окислитель. Образуется при сгорании цезия на воздухе. Получение см. Csl6>7, Cs95, О25.
. „ ~	400-640 °C „ _	640-980 °C „ _
1. CsO, -----------► Cs,O, ------------> Cs,0
2	-о,	22	-о,	2
2.	2CsO2 + Н2О = CsOH + CsHO2(p) + O2T	(0 °C)
	2CsHO2(p) -U 2CsOH + O2T	(komh.)
3.	4CsO2 + 2H2O (гор.) = 4CsOH + 3O2T	
4.	2CsO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2 + O2T	
5.	2CsO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2CsHSO4 + O3T + H2O	(komh.)
6.	CsO2 + O3 = CsO3 + O2	(komh.)
7.	2CsO2 + 2NH3 -5-> 2CsOH + N2 + 2H2O	(komh.)
8.	4CsO2 + 2CO2 (влажн.) = 2Cs2CO3 + 3O2	(komh.)
	2CsO2 + CO = Cs2CO3 + O2	(30-40 °C)
9.	2CsO2 + 2C1O2 = Cs2O2i + C12T + 3O2T	(в жидк. CC14)	
10.	4CsO2 + C2H5OH = 2Cs2CO3 + 3H2O	
?• CsO3 — озонид цезия
Оранжево-красный. Более устойчив, чем КО3 и RbO3, разлагается При умеренном нагревании. Имеет ионное строение (Cs+)(O3). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой, аммиаком, этанолом. Очень сильный окислитель. Получение см. Cs66, CslO4,025-6.
137
Cs
1.	2CsO3 = 2CsO2 + 02	(70-100 °C)
2.	4CsO3 + 2H2O = 4CsOH + 5O2?	(следы радикалов ОН0)
3.	4CsO3 + 4HC1 (разб., хол.) = 4CsCl + 5О3Т + 2Н2О
2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + С12Т + 2О2Т + 2Н2О
4.	4CsO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = CsjCOj + 2CsHCO3 + 5О2 (комн.)
5.	6CsO3 + 5S =	+ 2Cs2S2O7	(30-40 °C)
6.	CsO3 + 2NH3(x) <=> NH4O3 + CsNH2	(-50 °C)
6CsO3 + 10NH3(r) = 6CsOH + 5N2 + 12H2O	(комн.)
7.	12CsO3 + 5C2H5OH = 6Cs2CO3 + 15H2O + 4CO2T (комн.)
8.	Cs2O — оксид цезия
Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темнокрасным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства; энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Не образуется при сгорании цезия на воздухе. Получение см. Csl4-7, Cs2‘, Cs6', CslO4.
1.	2Cs2O = CsjO2 + 2Cs	(300-500 °C)
2.	Cs2O + H2O = 2CsOH
3.	Cs2O + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2O
4.	CsjO + CO2 (влажн.) = CsjCO^ Cs2O + H2O + 2CO2 = 2CsHCO3
(комн.)
5.	CsjO + NH3(M) CsNH2i + CsOH	(-50 °C)
9.	Cs2O2 — пероксид цезия
Белый (с примесью CsO2 — желтый). Термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к О2 воздуха, поглощает влагу и СО2. Нерастворим в СС14. Полностью разлагается водой, кислотами, этанолом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Не образуется при сгорании цезия на воздухе. Получение cm.Cs!7, Cs6119, Cs8l.
1.	CsjOj = 2Cs + O2	(640-980 °C)
2.	Cs2O2 + 2H2O = 2CsOH + H2O2	(0 °C)
2CS2O2 + 2H2O (гор.) = 4CsOH + O2T
3.	Cs2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2
4.	2CS2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2CsjSO4 + 2H2O + O2T
5.	Cs2O2 + O2 (воздух) = 2CsO2	(komh.)
138
Cs
6.	2Cs2O2 + 2CO2 = 2Cs2CO3 + 02, Cs2O2 + CO = Cs2CO3 (комн.)
7.	5Cs2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2CsMnO4 = 5O2? + 2MnSO4 +
+ 6Cs2SO4 + 8H2O 8. 6Cs2O2 + 7C2H5OH (гор.) = 2Cs2CO3 + 2CsOH + 5H2O + 6Cs(C2H5O)
10.	CsOH — гидроксид цезия
Белый, плавится без разложения, летучий. Абсорбирует влагу и СО2 из воздуха. Хорошо растворим в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Хорошо растворим в жидком аммиаке, этаноле. Проявляет основные свойства (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном. Получение см. Csl118, Cs27, Cs42>4, Csl33.
1.	CsOH • H2O = CsOH + H2O	(300 °C, в токе H2)
2.	CsOH (разб.) + 6H2O = [Cs(H2O)6]+ + ОН-
3.	CsOH + НС1 (разб.) = CsCI + H2O
2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO4 + 2H2O
CsOH + H2SO4 (конц., хол.) = CsHSO4 + 2H2O
CsOH + HNO3 (разб.) = CsNO3 + H2O
4.	4CsOH(x) + 3O2 = 4CsO2 + 2H2O	(400	°C)
4CsOH	+ 4O3 = 4CsO3 + O2 + 2H2O	(20	°C)
2CsOH	+ 2Cs = 2Cs2O + H2	(300-350	°C)
5.	2CsOH	(конц.) + CO2 = CsjCO3 + H2O
2CsOH + NH4HCO3 = Cs2CO3 + NH3T + 2H2O	(кип.)
6.	2CsOH (конц.) + CrO3 = Cs2CrO4 + H2O
7.	CsOH (конц.) + NaEO3 (конц.) = Cs2EO3i + NaOH
(E = Cl, Вг, I) 8. CsOH + Na[BH4] = Cs[BH4]J- + NaOH	(в этаноле)
9. 4CsOH(x) электР°лиз> 4Cs (катод) + O2T (анод) + 2Н2О
11 -Cs2S — сульфид цезия
Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), этаноле. Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. Csl10, Cs45.
1	Cs2S • 4Н2О = Cs2S + 4Н2О	(150 °C, вак.)
2.	CsjS (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + S2~
S2-	+ Н2О «=* HS- + ОН	(pH » 7)
139
Cs
3.	Cs2S + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2ST
4.	Cs2S + 3H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4 + Si + SO2? + 2H2O Cs2S + 4HNO3 (конц.) = 2NO2T + 2CsNO3 + 2H2O
5.	Cs2S(p)	s (коллоид), Cs2(S„), Cs2SO3S
6.	Cs2S(T) + 2O2 = Cs2SO4	(выше 500 °C)
7.	CsjS^j + (л - 1)S = Cs2(S„)	(кип.)
8.	Cs2S + H2S (насыщ.) = 2CsHS
12.Cs2(Sn) — полисульфиды(2-) цезия
Смесь Cs2(Sn) (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. Растворимы в этаноле. Водный и этанольный растворы окрашены в темно-желтый цвет. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение см. Csl I5-7.
1.	Cs2(Sn) = Cs2S + (л - 1)S	(выше 600 °C)
2.	Cs2(S„) [разб.] + 12Н2О = 2[Cs(H2O)6]+ + S7“
S2-	+ H2O <=► HS; + OH'	(pH > 7)
3.	Cs2(S„) + 2HC1 (разб.) = 2CsCI + H2ST + (л - I )Si (komh.)
Csj(S„) + 2HCI (конц.) = 2CsCl + H2S„	(-15 °C)
4.	2Cs2(Sn) + 2H2O (хол.) + O2 = 2л5 (коллоид) + 4CsOH (на свету)
2Csj(Sn) (насыщ., гор.) + ЗО2 = 2Cs2SO3S + (2л — 4)Si
5.	Cs2(Sn) + Н2О + SO2 = Cs2SO3S + H2ST + (л - 2)Si
13. Cs2SO4 — сульфат цезия
Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Csl3. Cs32-3, CslO3.
1.	Cs2SO4 (разб.) + 12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + SO^	(pH 7)
2.	CsjSO^j + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4
3.	Cs2SO4 + BaX2 = BaSO4l + 2CsX	(X = СГ, OH)
4.	Cs2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{CsA1(SO4)2 • 12H2O}i (квасцы)
140
Си
Медь
1. Си —медь
Красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и С02, при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой, разбавленной хлороводородной кислотой, щелочами, водородом, этанолом. Переводится в раствор кислотами-неокислите-лями или гидратом аммиака в присутствии О2, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами. Получение см. Cu51,2, Cu6l3> 17, Cui I7-10, Cul2'-l0-'3, Cul5'-2-7-", Cul6"-19.
I. Cu + H2SO4 (конц., хол.) = CuO + SO2? + H2O
Cu + 2H2SO4 (конц., гор.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O (примесь Cu2S) 2. 2Cu + 2H2SO4 (безводн.) = Cu2SO4i + 2H2O + SO2T (200 °C) 3. 2Cu + 2H2SO4 (разб.) + O2 (воздух) —2CuSO4 + 2H2O 4. Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NOT + 4H2O
5.	3Cu + 2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 3CuCl2 + 2NOT + 4H2O
(30-50 °C)
6.	2Cu + 4HC1 (разб.) + O2 = 2CuC12 + 2H2O
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2AgX
Cu + 2FeCl3 (конц.) = CuCI2 + 2FeCl2
7.	2Cu + H2O + CO2 + O2 = Cu2CO3(OH)2i
8.	2Cu + 4CH3COOH (конц.) + O2 = [Cu2(H2O)2(CH3COO)4]
(т.-зел. кластер)
2Cu + 4CH3COOH (конц.) + 2H2O = [Cu2(H2O)2(CH3COO)4] + 2H2O
9. Cu nh3h2O(kohu.),o;,t> (Cu(NH3)2](OH) (бел.)
—HjO
	=> [Cu(NH3)4](OH)2 (син.)
Ю. 4Cu + O2 = 2Cu2O	(выше 200 °C, при недостатке кислорода) 2Cu + О2 = 2CuO	(400—500 °C, при избытке кислорода)	
• 1 • Си + СиО = Си2О	(1000-1200 °C)
•2. Си + С12 (влажн.) = СиС12 Си (порошок) + Вг2 = СиВг2	(комн.) (в эфире)
'3. 2Си + Е = Си2Е Си (порошок) + S (порошок) = CuS	(300-400 °C; Е = S, Se) (комн., в жидк. CS2)
141
Си
14. 2Cu + 2HCl(rt = 2CuCl + H2		(500-600 °C)
15. 2Cu (суспензия) + 4HBr(r) = 2H[CuBr2] + H2T		(в эфире)
16. 6Cu + SO2 = Cu2S + 2CuO		(600-800 °C)
17. 4Cu + 2NO = 2Cu2O + N2		(500-600 °C)
2Cu + N2O = Cu2O + N2		(500-600 °C)
18. 4Cu + 2NO2 = 4CuO + N2		(500-600 °C)
Cu + 2N2O4 = Cu(NO3)2 + 2NO	(80 °C, в этилацетате)	
19. 2Си + 4KCN (конц.) + 2Н2О = 2K[Cu(CN)2] + 2КОН + Н2Т 20. 6Си + 12НС1 (конц.) + КС1О3 = 6Н[СиС12] + КС1 + ЗН2О 21. 2Си + РС15 (конц.) = 2СиС1 + РС13
(130—140 °C, примесь СиС12)
2.	СиВг — бромид меди(1)
Зеленовато-белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Во влажном состоянии медленно окисляется на воздухе. Нерастворим в холодной воде, разлагается кипящей водой. Не образует кристаллогидратов. Нерастворим в этаноле, эфире. Реагирует с бромоводородной и серной кислотами, гидратом аммиака. Переводится в раствор бромидом и цианидом калия. Получение см. СиЗ1-2, Си124, Си1612.
1.	2СиВг (суспензия) = Cui + СиВг2	(кип.)
2.	2CuBr(T) + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2CuSO4 + Br2T + 2SO2? + 4Н2О 3. СиВг + МВг (конц.) = М[СиВг2]	(М = Н, К)
4.	СиВг + 2(NH3 • Н2О) (конц.) = [Cu(NH3)2]Br + 2Н2О
5.	4CuBr + О2 + 2Н2О -U 4CuBr(OH)i	(на свету)
6.	СиВг + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN)2] + КВг
3.	СиВг2 — бромид меди(11)
Темно-зеленый, гигроскопичный, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, ацетоне, пиридине. Реагирует с кипящей водой, серной и бромоводородной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Образует бромокомплексы. Получение см. Cui12, Cu2’, Cu6H.
1.	2CuBr2 = 2CuBr + Вг2	(выше 500 °C)
2.	2(CuBr2 • 4H2O) = 2CuBr + Br2 + 8H2O	(115-140 °C)
3.	CuBr2 (разб.) + 4H2O = [Cu(H2O)4]2+ + 2Br~ (pH < 7, cm. Cu163) 4. CuBr2 (конц.) + 2H2O = Cu(H2O)2Br2
2[Cu(H2O)2Br2] (разб.) = [Cu(H2O)3Br]+ + (Cu(H2O)Br3]~
5.	CuBr2(T) + H2O = CuBr(OH)l + НВг?	(кип.)
6.	CuBr2(T) + 2H2SO4 (конц., гор.) = CuSO4 + Br2T + SO2T + 2H2O
142
Си
7.	СиВг2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2i + 2NaBr
8.	CuBr2 + 4(NH3 • H20) (конц.) = [Cu(NH3)4]Br2 + 4H2O
CuBr2(T) + 6NH3(r)	[Cu(NH3)6]Br2	(до 20 °C)
9.	CuBr2 + НВг (конц.) + H2O = H[Cu(H2O)Br3] (красн.)
2СиВг2 + ЗМВг (конц.) = М[СиВг3] + M2(CuBr4] (М = К, Cs) 10. 2CuBr2(T) + 2NO (Cu2(NO)2Br4](T)	(комн.)
СиВг2 + NO = (NO+)[CuBr2]	(комн., в бутаноле-1)
4.	Си2СО3(ОН)2 — дигидроксид-карбонат димеди
Светло-зеленый, при слабом нагревании разлагается без плавления. При осаждении из раствора имеет переменный состав (1—2)СиСО3 • Си(ОН)2. Не растворяется в холодной воде, этаноле. Разлагается кипящей водой, кислотами; реагирует с цианидом калия, солями аммония. Переводится в среднюю соль действием СО2 под избыточным давлением. Получение см. Cui7, Cul35, Си 16’.
1.	Си2СО3(ОН)2 = 2СиО + СО2 + Н2О	(180-200 °C)
2.	Си2СО3(ОН)2(т) + 8Н2О (хол.) <=► 2|Си(Н2О)4]2++
+ СО|- + 2ОН-3. Си2СО3(ОН)2 (суспензия) = 2CuOl + СО2Т + Н2О (кип.) 4. Cu2CO3(OH)2 + 4НС1 (разб.) = 2СиС12 + СО2Т + ЗН2О 5. Cu2CO3(OH)2 + 4NH4C1 (конц.) = 2СиС12 + СО2Т +
+ ЗН2О + 4NH3? (кип.)
6. Cu2CO3(OH)2 + 8(NH3 • Н2О) [конц.] = [Cu(NH3)4]CO3 +
+ [Cu(NH3)4](OH)2 + 8Н2О 7. Cu2CO3(OH)2 + 8KCN (конц.) = 2K2[Cu(CN)4] + К2СО3 + 2КОН 8. Cu2CO3(OH)2 + 4СО2 + 4КОН (разб.) =
= 2К2[Си(СО3)2] (син.) + ЗН2О Cu2CO3(OH)2 + 3Na2CO3 (конц.) = 2Na2[Cu(CO3)2] + 2NaOH
9. Cu2CO3(OH)2 + СО2 = 2CuCO3 (бел.) + Н2О	(180 °C, р)
5. CuCI — хлорид меди(1)
Белый, при умеренном нагревании синеет, плавится и кипит без Разложения. Не растворяется в холодной воде, разлагается кипящей водой. Нерастворим в эфире. Реагирует с концентрированными кислотами. Переводится в раствор гидратом аммиака, цианидом калия, тиосульфатом натрия, тиоцианатом цезия. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Cull4>21, Сиб1-|2, Си124.
I.	СиС1(т) <=± Си(+р) + СГ
2Си(+р) + 4Н2О <=± Си(т) + [Си(Н2О)4]2+
143
Cu
2.	2CuCl (суспензия) = Cui + CuCl2	(кип.)
3.	CuCl + HC1 (конц., гор.) = H[CuCl2]
ЩСиСУф) = CuCli + HC1	(разбавление водой)
2H[CuC12] + 4NaOH (разб.) = Cu2Oi + 4NaCl + 3H2O
4.	4CuCl + O2 + 2H2O 4CuCl(OH)i (зел.)	[комн.]
4CuCl + 4HC1 (разб.) + O2 = 4CuC12 + 2H2O	(95 °C)
5.	CuCl + 3HNO3 (конц., гор.) = Cu(NO3)2 + HC1 + NO2T + H2O
6.	CuCl + 2(NH3 • H2O) (конц.) = [Cu(NH3)2]CI + 2H2O.
7.	2CuCl + C2H2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cu2C2i (красн.) +
+ 2NH4C1 + 2H2O
8.	CuCl + HF - CuF (красн.) + HC1	(выше 1000 °C)
9.	CuCl + NaCl (конц.) = Na[CuCl2|	(примесь Na[Cu2Cl3])
10.	CuCl(T) + KCN (разб.) = CuCNi + KC1
CuCl + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN)2] + KC1
11.	CuCl + nNa2SO3S (конц.) = Na2„_ |[Cu(SO3S)„] + NaCl
(л = 1+3) 12. CuCl + 2CsNCS (конц.) + H2O = Cs[Cu(-SCN)2] + CsCl • H2Oi 13. 5СиС1(ж) <=* Cu2Cl2(r) + Cu3Cl3(r)	(1212 °C)
6. CuCI2 — хлорид меди(Н)
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, пропаноле-1, пентаноле-1, эфире. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Cui6’12, Cu54, Cui I3, Cul24.
1. 2CuC12 = 2CuCl + Cl2	(выше 993 °C)
2. CuCl2 • (2 + л)Н2О (син.) CuCl2 • 2H2O (гол.) IIO~'5^ — H2O	—H2O
—> CuCl2 3. CuCl2 (разб.) + 4H2O = [Cu(H2O)4]2+ (гол.) + 2СГ
(pH < 7, cm. Cul63)
4.	CuCl2 (конц.) + 2H2O = [Cu(H2O)2Cl2]
2[Cu(H2O)2C12] <=* [Cu(H2O)3Cl]+ + [Си(Н2О)С13Г
5.	CuCl2 + 4HC1 (конц.) + 2H2O = H2[CuCl4] (оранж.) +
+ H2[Cu(H2O)2Cl4] (зел.)
CuCl2 • 2H2O + HCl(r) + H2O (влага) = H[CuCl3] • 3H2O (красн.)
144
Си
6.	СиС12 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2i +
+ 2NaCl [комн., примесь CuCl(OH)[
CuCl2 + 2NaOH (разб.) = CuOl + H2O + 2NaCl	(кип.)
7.	CuCl2 + NH3 • H2O (разб.) = CuCl(OH)i + NH4C1
[примесь Cu(OH)2J
8.	CuCl2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [CulNH^JClj + 4H2O (комн.)
CuCl2 + 5(NH3 • H2O) [конц.] = [Cu(H2O)(NH3)5]C12 + 4H2O
(0 °C)
9.	CuCl2 + 4NH3(r) = [Cu(NH3)4]C12	(komh.)
HS— ISO °C	27 0°C
[Cu(NH3)4]C12	> [Cu(NH3)2C12]	CuCl2
10.	CuCl2 + 6NH3(r) = [Cu(NH3)6]C12	(0°C, в этилацетате)
11.	CuCl2 + F2 = CuF2 + Cl2	(400 °C)
3CuCl2 + 2C1F3 = 3CuF2 + 4C12	(400 °C)
3CuCl2 + 2ВВг3(ж) = 3CuBr2l + 2BC13?	(25-30 °C)
12.	CuCl2 + Cu -U 2CuCli	(в разб. HCI)
2CuC12 + Na2SO3 + 2NaOH (разб.) = 2CuCll + Na2SO4 +
+ 2NaCl + H2O
4CuC12 + N2H4 • H2O + 4NaOH (разб.) = 4CuCli + N2? +
+ 5H2O + 4NaCl
CuCl2 + 2Na2SO3 + 2CuCl + 2H2O = CuI,[CuISO3]2 • 2H20i + 4NaCl 13. 3CuCl2 + 2A1 = 2A1C13 + 3Cui
CuCl2 + M = MC12 + Cu	(M = Fe, Zn)
14.	CuCl2 + H2S (насыш.) = CuSi + 2HC1
15.	2CuC12 + 3MC1 (конц.) = M[CuCl3] + M2[CuCl4]
(M = K+, Cs+, NH4)
16.	2CuC12 (конц.) + NO + 3H2O = [Cu(H2O)3Cl]+ + [Cu(NO)Cl3]"
2CuC12(t) + 2NO <=* [Cu2(NO)2C14](t)	(komh.)
CuC12 + NO = (NO+)[CuC12]	(komh., в бутаноле-1)
17.	CuCl2(p) эле|аРолиз> Cui (катод) + Cl2? (анод)
7- CuF2 — фторид меди(Н)
Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Умеренно растворим в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону, преобладает первый), этаноле. Реагирует с горячей водой, фтороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Сиб11, Cull13, S216.
145
Си
1. CuF2 = Си + F2	(выше 950 °C)
2. CuF2 • 2Н2О = CuF2 + 2Н2О (280 °C, в атмосфере Nj/HF) 3. CuF2 (разб.) + 4Н2О = [Си(Н2О)4]2+ + 2F~ (pH < 7, см. Си 16’) 4. CuF2 + Н2О (гор.) = Cu(OH)Fi + HF
5.	2CuF2 + 3HF (конц.) = H[CuF3] + H2[CuF4]
6.	CuF2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2X + 2NaF
7.	CuF2 + NH3 - H2O (разб.) = Cu(OH)Fl + NH4F
CuF2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Cu(NH3)4]F2 + 4H2O
8.	6CuF2 + 4NH3 = 2Cu3N + 12HF + N2	(250-280 °C)
9.	CuF2 (насыщ.) + 2NH4F (конц.) + 2H2O =
= (NH4)2 [CuF4] • 2H2O (гал.)| 10. 2CuF2 + 6KF + F2 = 2K3[CuF6] (зел.)	(900 °C)
CuF2 + 2CsF + F2 = Cs2[CuF6] (оранж.)	(700—750 °C, p)
8. Cui — иодид меди(1)
Белый, при нагревании темнеет, плавится без разложения. Чувствителен к свету. Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Растворим в пиридине, нерастворим в этаноле, эфире. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными щелочами. Переводится в раствор действием концентрированной иодоводород-ной кислоты, тиосульфата натрия, иодида и цианида калия. Получение см. Cull11, Cul24, Cul6l2> |5.
1.	2CuI —2Cu + 12	(на свету)
2.	Cui + MI (конц.) = M|Cul2]	(M » H, К)
3.	4CuI + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4CuSO4 + 212i + H2S? + 4H2O
4.	2CuI + 8HNO3 (конц.) = 12I + 2Cu(NO3)2 + 4NO2T + 4H2O
5.	2CuI + 2KOH (конц., гор.) = Cu2Ol + 2KI + H2O
6.	Cui + 2KCN (конц.) = K[Cu(CN2)] + KI
7.	Cui + 2Na2SO3S (конц.) « Na3(Cu(SO3S)2| + Nal
8.	2Cul + 4H2SO4 (конц.) + 2MnO2 = 2CuSO4 + 2MnSO4 + I2i +
+ 4H2O (60-80 °C)
2CuI + 6H2SO4 (конц.) + 2Fe2O2 = 2CuSO4 + 4FeSO4 + 6H2O + I21
(80 °C) 9. 4CuI + Li[AIH4] = Lil + A1I3 + 4CuH	(в эфире)
9.	[Cu(NH3)4]S04 — сульфат тетраамминмеди(П)
Синий (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в малом количестве воды, в разбавленном растворе устойчив только в присутствии гидрата аммиака. Не
146
Cu
растворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами. Восстанавливается гидразином. Получение см. Си167.
I. [Cu(NH3)4]SO4 • Н2О = CuSO4 + 4NH3 + Н2О (280-300 °C) 2. [Cu(NH3)4]SO4 (разб.) + 2Н2О = [Cu(H2O)2 (NH3)4]2+ + SO2~
(в разб. NH3 - Н2О)
(Cu(H2O)2(NH3)4]2+ + NH3 • H2O <=± [Cu(H2O)(NH3)5]2+ + 2H2O
(на холоду) [Cu(H2O)2(NH3)4]2+ + 2H2O = [Cu(H2O)4]2+ + 4NH3T (80-100 °C)
3.	[Cu(NH3)4]SO4 + 2H2SO4 (разб). = CuSO4 + 2(NH4)2SO4
4.	[Cu(NH3)4]SO4 + 2NaOH (20%-й, гор.) = Cu(OH)2i +
+ Na2SO4 + 4NH3T
5.	4[Cu(NH3)4]SO4 + N2H4 • H2O + 3H2O = 2[Cu(NH3)2]2SO4 +
+ N2? + 2(NH4)2SO4 + 4(NH3 • H2O)
10.Cu(NO3)2 — нитрат меди(11)
Белый с зеленоватым оттенком, летучий, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворим в этаноле, метаноле, ацетонитриле, этилацетате. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Cul4> 18, Cu84, Cul26, Cul54.
1.	2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2	(выше 170 °C)
2.	Cu(NO3)2 • 6H2O (син.) = Cu(NO3)2 + 6H2O (до 100 °C, вак.) 3. Cu(NO3)2 (разб.) + 4H2O = [Cu(H2O)4]2+ + 2NO^
(pH < 7, cm. Cul63)
4.	Cu(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2i + 2NaNO3
5.	Cu(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Cu(OH)2i + 2NH4NO3 Cu(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Cu(NH3)4] (NO3)2 (син.) + 4H2O
6.	3Cu(NO3)2 + 2Na3PO4 + 3H2O = Cu3(PO4)2 • 3H20i (син.) +
4- 6NaNO3
7	Cu(NO3)2 + Na2O4(>) = Cu(NO3)2 • N2O4 (т.-зел.)1
8.	Cu(NO3)2 + 2MN3 = Cu(N3)2 (кор.)Х + 2MNO3 + 3H2O
(M = Li, Na; 0-10 °C)
4Cu(NO3)2 + N2H4 • H2O + 4NaOH = 4CuN3 (бел.)Х + N2? +
+ 4NaN3 + 5H2O 4Cu(NO3)2 + 18(NH2OH • H2O) = 4CuN3i + 9N2O? +
+ 12NH3? + 27H2O (кип.) 9 2Cu(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] (красн.)Х + 4KNO3
147
Cu
11. CuO — оксид меди(П)
Коричнево-черный, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Нерастворим в этаноле. В прокаленном виде химически пассивный. Не реагирует с водой, разбавленными щелочами. Проявляет амфотерные свойства (преобладание основных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, оксидами щелочных металлов при высокой температуре. Медленно реагирует с гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, коксом, активными металлами. Получение см. Cui10-,8, Cu412 13 * *, Cu66, CulO1, Cul210-20, Cul3l}, Cul4“, СиЮ1-4.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
4CuO = 2Cu2O + O2	(1026-1100 °C)
CuO(T) + 5H2O <=± [Cu(H2O)4]2++ 2OH~
CuO + 2HC1 (разб.) = CuCl2 + H2O
CuO + 2NaOH (30-40%-й) + H2O = Na2(Cu(OH)4] (кип.) Na2[Cu(OH)4](T) + 2Ba(OH)2 = Ba2[Cu(OH)6]i + 2NaOH (комн.) CuO + M2O = M2CuO2 (800-1000 °C, в токе O2, M = Li, Na) 2CuO + M2O2 = 2MCuO2 (син.)	(700 °C; M = Na, K, Cs)
2CuO + КО2 = 2КСиО2 + О2	(400-500 °C)
CuO + 4(NH3 • Н2О) [конц.] -U [Cu(NH3)4](OH)2 + ЗН2О	
CuO + Н2 = Си + Н2О	(150-250 °C)
СиО + СО = Си + СО2	(250-450 °C)
СиО + С (кокс) = Си + СО	(1200 °C)
ЗСиО + 2А1 = ЗСи + А12О3	(1000-1100 °C)
СиО + Си = Си2О	(1000-1200 °C)
ЗСиО + 2NH3(r) = ЗСи + N2 + ЗН2О	(500-550 °C)
бСиО + 4NH3 = 2Cu3N + N2 + 6Н2О	(250-300 °C)
бСиО + 4АП3 = 6Си1 + 2А12О3 + 312	(230 °C)
2СиО + С (кокс) + FeS + SiO2 = Cu2S + FeSiO3	+ CO
	(1000-1200 °C)
(400 °C)
13. CuO + 2HF = CuF2 + H2O
14. CuO + 2(NO+)C1O4 = Cu(C104)2 + NO + NO2 (200 °C, вак.)
15. CuO + 4KCN (конц.) + H2O = K2[Cu(CN)4] + 2KOH
12. Cu2O — оксид меди(1)
Темно-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие крис-
таллы). Плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Во
влажном состоянии медленно окисляется О2 воздуха. Нерастворим в
этаноле. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, щелочами. Пе-
148
Си
реводится в раствор гидратом аммиака, солями аммония. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, активными металлами. Получение см. Cui10- н>|7, Cu53, Cu8s, Cull1-8, Cul37-8, Cul56, Cul613.
1.	2Cu2O = 4Cu + O2	(1800 °C)
2.	Cu2O(T) + H2O <=* 2Cufp) + 2OH"
3.	2Cu2O + 4H2O + O2 -U 4Cu(OH)2i
4.	Cu2O + 2HE (разб.) = 2CuEi + H2O	(E = Cl, Br, I)
Cu2O + 4HC1 (конц.) = 2H[CuC12] + H2O 2Cu2O + 8HC1 (разб.) + O2 = 4CuC12 + 4H2O
5.	Cu2O + H2SO4 (разб.) = CuSO4 + CuJ- + H2O •
6.	Cu2O + 6HNO3 (конц.) = 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O
7.	Cu2O(T) + 2NaOH (конц.) + H2O <=* 2Na[Cu(OH)2]
8.	Cu2O + 4(NH3 • H2O) [конц.) = 2[Cu(NH3)2)OH + 3H2O
9. Cu2O + 2(NH4)2SO4 (конц.) = 2[Cu(H2O) • (NH3)]2SO4
10.	2Cu2O + О2 = 4СиО	(500	°C)
	Cu2O + С12 = Си2С12О	(250	°C)
11.	Cu2O + Н2 = 2Си + Н2О	(выше 250	°C)
12.	Cu2O + СО = 2Си + СО2	(250-300	°C)
13.	3Cu2O + 2А1 = 6Си + Д12О3	(1000	°C)
14.	ЗСи2О + 2NH3(r) = 2Cu3N (зел.) + ЗН2О	(250	°C)
15.	2Си2О + 3S = 2Cu2S + SO2	(выше 600	°C)
	2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2	(1200-1300	°C)
16.	5Cu2O + 13H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 13H2O
3Cu2O + 7H2O + 2KMnO4 = 6Cu(OH)2i + 2MnO2i + 2KOH
17.	Cu2O + 5HN3 = 2Cu(N3)2i + H2O + NH3? + N2T (10-15 °C)
Cu2O + 2HN3 = 2CuN3J- + H2O	(в токе N2, комн.)
18.	Cu2O + M2O = 2MCuO	(M = Li-Cs; 600-800 °C)
Cu2O + BaO = BaCu2O2	(500-600 °C)
19.	2Cu2O + 2NaHSO3 (конц.) = 4Cui + Na2SO4 + H2SO4
20.	Cu2O + NO2 = 2CuO + NO	(300 °C)
13. Cu(OH)2 — гидроксид меди(Н)
Ярко-голубой кристаллический или светло-голубой аморфный (осажденный из водного раствора). Термически неустойчивый, разлагается при нагревании водной суспензией. Не растворяется в воде. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Проявляет амфотер-
149
Cu
ные свойства (преобладание оснбвных свойств); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. Сиб6, Си!О4’5, Си123, Си! б45.
1.	Си(ОН)2 (суспензия) = СиО + Н2О	(40-80 °C)
Си(ОН)2 = СиО + Н2О	(200 °C)
2.	Си(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СиС12 + 2Н2О
3.	Си(ОН)2 (ьпажн.) н.1|Ст,0Й,;^—• Си(ОН>2 (кшиювд) Na2[Cu(OH)4](p) = CuOi + Н2О + 2NaOH	(кип.)
Na2[Cu(OH)4](T) = Na2CuO2 + 2Н2О	(выше 200 °C)
4.	Си(ОН)2 + 4(NH3 • Н2О) [конц.] = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4Н2О
5.	2Си(ОН)2 (суспензия) + СО2 = Си2СО3(ОН)21 + Н2О
6.	Си(ОН)2 (суспензия) + H2S (насыщ.) = CuSJ- + 2Н2О
7.	2Cu(OH)2 + 2(NH2OH • Н2О) = Cu2Oi + N2T + 7Н2О	(кип.)
4Cu(OH)2 + N2H4 • Н2О = 2Cu2OJ- + N2T + 7H2O	(кип.)
8.	2Cu(OH)2 + NaAsO2 (конц., гор.) + 2NaOH =
= Cu2Oi + Na3AsO4 + 3H2O
9.	2Cu(OH)2 + K2S2O6(O2) + 2KOH = Cu2O3X + 2K2SO4 + 3H2O
10.	2Cu(OH)2 + NaEO + 2NaOH (конц.) + H2O =
= 2Na[Cu(OH)4] + NaE (E = Cl, Br)
11.	2Cu(OH)2 + Ba(OH)2 (конц.) + NaClO =
= Ba(CuO2)2 (красн.) + NaCl + 3H2O
14. CuS — сульфид меди(П)
Черный, при слабом нагревании плавится и разлагается. Во влажном состоянии медленно окисляется О2 воздуха. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, сульфидами щелочных металлов. Разлагается в концентрированных кислотах-окислителях, реагирует с цианидом калия. Восстанавливается водородом. Получение см. Cui13, Сиб14, Си136, Си159-|0, Си1610, N198, S2416.
1. 2CuS = Cu2S + S	(200-450 °C)
2. CuS + 4H2SO4 (конц., гор.) = CuSO4 + 4SO2T + 4H2O
(примесь S) 3. CuS + 8HNO3 (конц., гор.) = CuSO4 + 8NO2T + 4H2O
4.	CuS (влажн.) + 2O2 —CuSO4
2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2 (300—500 °C, примесь CuSO4)
150
Си
5.	2CuS 4- Н2 = Cu2S 4- H2S	(600-700 °C)
6.	CuS 4- 4KCN (конц.) = K2[Cu(CN)4] + K2S
7.	CuS + Cl2 = CuCl2 4- S	(300-400 °C)
CuS + 2FeCl3(p) = CuCl2 + 2FeCl2 + Si	(кип.)
8.	2CuS + M2(S„) = 2M[Cu(S4)] (красн.) + (л - 6)S1
(M = K+-Cs+, NH4)
9.	2CuS + 4K3[Fe(CN)6] = Cu2[Fen(CN)6] (красн.)1 4- 2SX +
+ 3K4[Fe(CN)6]
15.	Cu2S — сульфид меди(1)
Черно-синий. Имеет область гомогенности Си2 _ ,£(0,06 < х < < 0,20); для нестехиометрического соединения Cu194S = 1130 °C. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой, сульфидами щелочных металлов. Окисляется концентрированными кислотами-окислителями, кислородом; медленно переводится в раствор действием гидрата аммиака, цианида калия. Получение см. Cui13-16, Cull13, Cul215, CU141-5.
1.	Cu2S = Cu2 _ ,£ 4-xCu	(1000-1130°C)
Cu2S = 2Cu 4- S	(выше 700 °C, вак.)
2.	Cu2S + 2H2O (nap) = 2Cu + SO2 + 2H2	(выше 600 °C)
3.	Cu2S 4- 6H2SO4 (конц., гор.) —2-* 2CuSO4 + 5SO2T + 6H2O 4. Cu2S 4- 8HNO3 (конц., хол.) -U 2Cu(NO3)2 4- Si +
4- 4NO2 4- 4H2O
Cu2S + 12HNO3 (конц., гор.) = Cu(NO3)2 + CuSO4 +
+ lONOj? 4- 6H2O
5. Cu2S 4- 4(NH3 • H2O) (конц.) -U [Cu(NH3)2]2S 4- 4H2O
6. 8Cu2S 4- 15O2 = 6Cu2O 4- 4CuSO4 4- 4SO2	(500-600 °C)
2Cu2S 4- 3O2 = 2Cu2O 4- 2SO2	(1200-1300 °C)
7. Cu2S 4- 2Cu2O = 6Cu 4- SO2	(1200-1300 °C)
8. Cu2S 4- Cl2 = 2CuCl 4- S	(300-400 °C)
9. Cu2S 4- CuCl2 (разб.) = 2CuClX 4- CuSl	(кип.)
Cu2S 4- 2CuC12 (конц.) = 4CuCll 4- SJ-Ю. Cu2S 4- 2Fe2(SO4)3(p) = 2CuSO4 4- 4FeSO4 4- Si	(80 °C)
Cu2S 4- Fe2(SO4)3(p) = CuSX 4- 2FeSO4 4- CuSO4	(комн.)
11. Cu2S 4- 2FeS 4- S = 2(Fe«ICu1)S2	(800-1000 °C)
2(FeCu)S2 4- 5O2 4- 2SiO2 = 2Cu 4- 2FeSiO3 4- 4SO2 12. Cu2S 4- 4KCN (конц.) = 2K[Cu(CN)2] 4- K2S	(1000 °C)
151
Cu
16.	CuSO4 — сульфат меди(Н)
Белый, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, при сильном нагревании разлагается. Кристаллогидрат CuSO4 • 5Н2О (медный купорос) имеет строение [Cu(H2O)4]SO4 • Н2О. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Малорастворим в этаноле, метаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом, активными металлами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Cui1*3, Cu83, Cu9’, Cul42’4, Cul53.
1.	2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + O2 (653—720 °C, примесь SO3)
2.	CuSO4 • 5H2O (гол.) —„л-* CuSO4 • 4H2O (гол.) ---- >
—H2O	— H2O
nnn_icn op
—► CuSO4 • H2O (бел.) _H Q > CuSO4 3. CuSO4 (разб.) + 4H2O = [Cu(H2O)4]2+ + SO*~
[Cu(H2O)4]2+ + H2O <=► Cu(H2O)3(OH)]+ + H3O+ (pH < 7) 4. CuSO4 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH)2 (гель) + Na2SO4
CuSO4 + 2NaOH (разб.) = CuOi + H2O + Na2SO4	(кип.)
CuSO4 (разб.) + 2NaOH(T) = Cu(OH)2i + Na2SO4
2CuSO4 + Ca(OH)2 (суспензия) = Cu2SO4(OH)2l + CaSO4l
5. CuSO4 + 2(NH3 • H2O) (разб., хол.) = Cu(OH)2i + (NH4)2SO4
6. 2CuSO4 + 2(NH3 • H2O) (разб., гор.) = Cu2SO4(OH)2i + (NH4)2SO4 7. CuSO4 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
8.	CuSO4 + 5NH3(r) = [Cu(NH3)5]SO4	(komh.)
[Cu(NH3)5]SO4 = [Cu(NH3)4JSO4 + NH3	(90 °C)
9.	2CuSO4 + 4NaHCO3 = Cu2CO3(OH)2l + 2NajSO4 + 3CO2T + H2O
(60 °C)
10.	CuSO4 + H2S (насыщ.) = CuSl + H2SO4
11.	CuSO4 + M = Cui + MSO4	(M = Fe, Zn)
CuSO4(p) + H2 = Cui + H2SO4	(180 °C, p)
12.	2CuSO4 + 2NaE + SO2 + 2H,0 = 2CuEi + 2H,SO4 + Na,SO4
(E = СГ, Br“, Г, NCS3 13. 2CuSO4 + 2H2O + Na2SO3 = Cu2Oi + Na2SO4 + 2H2SO4 (кип.) 14. CuSO4 + Cu + 2NaCl = 2CuCli + Na2SO4 (70 °C, в разб. НО)
CuSO4 (конц.) + Cu + 4КВг (конц.) = 2K[CuBr2J + K2SO4 (кип.)
15.	CuSO4(p)	[Cul2?]	Culi	(komh.)
16.	2CuSO4 (разб.) + 3H2O + 3H(PH2O2) = 2CuHi + 3H2(PHO3) +
+ 2H2SO4
152
D
17.	4CuSO4 + N2H4 • H20 + 12(NH3 • H2O) (конц.) =
= 2[Cu(NH3)2]2SO4 + N2T + 13H2O + 2(NH4)2SO4
IS.	CuSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Cu(CN)4] + K2SO4
CuSO4 + 2KCN (разб.) = Cu(CN)2l + K2SO4	(0-10 °C)
CuSO4 + 4KCN (разб.) = 2CuCNl + 2K2SO4 + C2N2? (кип.)
CuSO4 + 2KCN (разб.) + FeCl3 = CuCll + FeCl2 + C2N2? + K2SO4
(кип.)
19.	2CuSO4 + 2H2O -^SES!!»» 2Cul (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
Дейтерий
1. D2 — дидейтерий
Тяжелый водород. Бесцветный, трудно сжижаемый газ. Природный водород содержит 0,012—0,016% (масс.) D2 (остальное — ’Н2 и следы Т2). В газовой смеси D2 с *Н2 изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень мало растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. Изотопный обмен с обычной водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее реакционноспособный. Получение см. D63*4-,7.
1.	D2 + H2 <=► 2HD	(выше 500 °C)
2.	D2 + F2 = 2DF	(от —200 °C до комн.)
3.	D2 + Вг2 = 2DBr	(выше 80 °C)
4.	D2 + I2 = 2D1	(370 °C)
5-	D2 + 2AgF = 2Ag + 2DF	(комн.)
2.	DBr —бромид дейтерия
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен НВг. Получение см. DI3, D69’,0.
I DBr (разб.) + D2O = Br' + D3O+
2-	DBr + H+ НВг + D+	(во всех растворителях)
3.	DCI — хлорид дейтерия
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, °Рганических растворителях. По химическим свойствам аналогичен НС1. Получение см. D65>7>8’13, D94.
1	DC1 (разб.) + D2O = СГ + D3O+
2	- DCI + Н+ НС1 + D+	(во всех растворителях)
153
D
4.	DF —фторид дейтерия
Бесцветные жидкость и газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен НЕ Получение см. DI2-5, D65 6, D95.
1.	DF (разб.) + D2O <=» F~ + D3O+
2.	DF + H+ HF + D+	(во всех растворителях)
5.	DI — иодид дейтерия
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен HI. Получение см. DI4, D611, D83.
1.	DI (разб.) + D2O = Г + D3O+
2.	DI + Н+ HI + D+	(во всех растворителях)
6.	D2O — оксид дейтерия
Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обычная вода Н2О. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у Н2О. Неограниченно смешивается с обычной водой, изотопный обмен приводит к образованию полутяжелой воды HDO. Неограниченно смешивается с этанолом, мало — с эфиром. Растворяющая способность ниже, чем у обычной воды. Химические свойства их одинаковы, но все реакции с участием D2O и в D2O как растворителе протекают медленнее, чем для Н2О. Содержится в природных водах (массовое отношение D2O: Н2О = 1: 5500). Получают при многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в остатке электролита).
1. 2D2O <=> D3O+ + OD"
2.	D2O + H2O <=* 2HDO	
3.	2D2O + 2Na = 2NaOD + D2T	(коми.)
4.	D2O (nap) + Mg = MgO + D2	(выше 480 °C)
	2D2O (nap) + U = UO2 + 2D2	(600-700 °C)
5.	D2O + 2C6H5C(O)E = (C6H5CO)2O + 2DE	
	(80—	•120 °C; E = F, Cl)
6.	D2O + HSO3F = HDSO4 + DF	(50-70 °C)
7.	2D2O + SiCl4 = SiO2 + 4DC1	(коми.)
	D2O (nap) + MgCl2 = MgO + 2DCI	(600 °o
8.	D2O + PC15 = PC13O + 2DC1,	
	4D2O + PC15 = D3PO4 + 5DC1	
9.	12D2O + 4PBr3 = 12DBr + 3D3PO4 + PD3?	(кип)
	3D2O + PBr3 = D2(PDO3) + 3DBr	(комн)
154
D
]0. 4D2O + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr
Ц. 8D2O + 2P (красн.) + 5I2 = 10DI + 2D3PO4 (кип., примесь PD3)
12.	6D2O + A12S3 = 2A1(OD)31 + 3D2ST	(комн.)
2D2O + CaS = Ca(OD)2l + D2S?	(кип.)
13.	D2O (хол.) + SO3 = D2SO4, 2D2O + SC12O2 = D2SO4 + 2DC1
14.	6D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)2l + 2ND3?	(кип.)
8D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)2l + 2(ND3 • D2O)	(комн.)
15.	6D2O +. P4O]0 = 4D3PO4	(95—100 °C, примесь D4P2O7)
16.	4D2O + Li[AlH4] = LiOD + A1(OD)31 + 4HD?	(в эфире)
17.	2D2O(x) электролиз, 2D2? (катод) + O2? (анод) (см. также 521)
2D2O(X) + 2CuSO4 3JieKTpo-™3> 2Cul (катод) + O2? (анод) + 2D2SO4
7. D3PO4 — ортофосфат дейтерия
Дейтериоортофосфорная кислота. Белый. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен Н3РО4. Получение см. D68-9’ н> *5.
1. D3PO4 (разб.) + D2O <=> D2PO; + D3O+
d2po; + D2O <=» DPOj- + D3O+
DPO4~ + D2O <=* POj- + D3O+
2. D3PO4 + 3H+ <=± H3PO4 + 3D+ (во всех растворителях)
8. D2S — сульфид дейтерия
Бесцветный газ, в жидком состоянии легколетучий. Малорастворим в обычной и тяжелой воде, значительно лучше — в органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен H2S. Получение см. D615.
I D2S (разб.) + D2O <=± DS"+D3O+
DS~+D2O <=> S2- + D3O+
2. D2S + 2H+	H2S + 2D+	(во всех растворителях)
3 D2S + I2 = 2D1 + Si	(5-10 °C, в жидк. D2O)
9- D2SO4 — сульфат дейтерия
Дейтериосерная кислота. Бесцветная маслянистая жидкость. Не-
0гРаниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. По химиче-
ским свойствам аналогичен H2SO4. Получение см. D610 * * * *-|3-|7.
1 D2SO4 (конц.) + D2O «=» DSO; + D3O+
dso; + D2O <=► SO J- + D3O+
155
Db, Dy,
2.	D2SO4 (разб.) + 2D2O = S04 + 2D3O+
3.	D2SO4 + 2H+ <=± H2SO4 + 2D+ (во всех растворителях)
4.	D2SO4 (конц.) + NaCl(T) = NaDSO4 + DC1?	(30-60 °C)
D2SO4 (конц.) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2DC1?	(кип.)
5.	D2SO4 (конц.) + CaF2 = CaSO4 + 2DFT
10. HD — дейтериоводород
Бесцветный газ. Почти нерастворим в обычной и тяжелой воде, малорастворим в органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен Н2 и D2. Получение см. DI1, D616.
11. ND3 — тридейтериоаммиак
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде, органических растворителях. По химическим свойствам аналогичен NH3. Получение см. D614.
1.	ND3 + D2O <=* ND3 • D2O <=± ND; + OD~
2.	ND3 + 3H+ «=± NH3 + 3D+	(во всех растворителях)
3.	ND3(r) + DCl(r) = ND4C1(t)	(komh.)
Дубний
1. Db — дубний
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 262Db (период полураспада 34 с). Химический аналог Та, характерная степень окисления (+V). Летучесть DbE5 и ТаЕ5 (Е = С1, Вг) одинакова. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Db синтезирован при бомбардировке Ат или Cf ядрами Ne или N на ускорителе.
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.
Диспрозий
1. Dy — диспрозий
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Dy3+
156
Er, Es
имеет светло-желтую окраску с зеленоватым оттенком. Соединения диспрозия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Dy2O3 кальцием, элекгро-тиз раствора DyCl2.
I.	2Dy + 6Н2О (гор.) = 2Dy(OH)3X + ЗН2?
2.	2Dy + 6НС1 (разб.) = 2DyCl3 + ЗН2Т
3.	Dy + 6HNO3 (конц.) = Dy(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О
4.	4Dy + ЗО2 = 2Dy2O3	(300 °C, сгорание на воздухе)
5.	4Dy + 6Н2О + ЗО2 = 4Dy(OH)3
6.	2Dy + ЗС12 = 2DyCl3	(300 °C)
7.	2Dy + 3S = Dy2S3 (желт.)	[500-800 °C]
8.	Dy + 6NO2 = 3NO + Dy(NO3)3	(200 °C)
Эрбий
1. Er — эрбий
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Ег3+ имеет ярко-розовую окраску. Соединения эрбия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Ег2О3 кальцием, электролиз раствора ЕгС13.
1.	2Ег + 6Н2О (гор.) = 2Ег(ОН)31 + ЗН2?
2.	2Er + 6НС1 (разб.) = 2ЕгС13 + ЗН2?
3.	Er + 6HNO3 (конц.) = Er(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	4Ег + ЗО2 = 2Ег2О3	(300 °C, сгорание на воздухе)
4Ег + 6Н2О + ЗО2 = 4Ег(ОН)3
5.	2Ег + ЗС12 = 2ЕгС13	(300	°C)
6.	2Ег + 3S = Er2S3 (желто-кор.)	[500—800	°C]
7.	Er + 6NO2 = 3NO + Er(NO3)3	(200	°C)
Эйнштейний
1 • Es — эйнштейний
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 252Es (период полураспада 472 дня). Химический аналог Но. В растворе присутствует в виде иона Es3+, который при действии атомного водорода
157
Eu, F
восстанавливается до иона Es2+. Другие химические свойства не изучены. В микрограммовых количествах Es синтезируют при бомбардировке U, Cf или Вк ядрами дейтерия, гелия или азота на ускорителе. Выделен в форме фторида EsF3. Получение — высокотемпературное восстановление EsF3 литием.
Европий
1. Ей — европий
Белый, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается ок-сидно-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 — термическое восстановление Еи2О3 лантаном.
I.	Ей + 2Н2О = Еи(ОН)2(р) + Н2Т (комн., в атмосфере Н2, конц. NaOH)
2.	2Eu + 6Н2О (гор.) = 2Еи(ОН)31 + ЗН2Т
3.	2Eu + 6НС1 (разб.) = 2ЕиС13 + ЗН2Т
4.	Eu + 6HNO3 (конц.) = Eu(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О
5.	4Eu + ЗО2 = 2Eu2O3	(300 °C, сгорание на воздухе)
4Еи + 6Н2О + ЗО2 = 4Еи(ОН)3
6.	2Eu + ЗС12 = 2EuCl3	(300 °C)
7.	2Eu + 3S = Eu2S3 (бел.)	[500 °C]
Eu + Eu2S3 = 3EuS (кор.-фиол.)	[600-1100 °C]
8.	Eu + 2EuF3 = 3EuF2	(950	°C)
9.	Eu + Eu2O3 = 3EuO	(выше 1220 °C, в аргоне)
10.	Eu + 6NO2 = 3NO + Eu(NO3)3	(200	°C)
11.	Eu + 2NH4C1 + 6NH3(X) = [Eu(NH3)8]C12 + H2T	(-78 °C)
[Eu(NH3)8]C12 = EuC12 + 8NH3	(200 °C)
Фтор
1. F2 —дифтор
Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворяется в жидком НЕ Сильнейший окислитель; при обычных условиях энергично реагирует с металлами, неметаллами (кроме Не, Ne, Аг), водой, кислотами, щелочами, аммиаком. Образует
158
многочисленные соединения с другими галогенами. Получение см. К.148, К187.
2.
3.
4
6.
7.
8.
9.
F2 2F0	(выше 800 °C или электрич. разряд)
F2 + Н2О (лед) = HOF + HF	(до 0 °C)
F2 + Н2О = 2HF + О0	(комн., примесь О3)
F2 + лО° = O„F2	(л = 1+8)
4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2? + 6NaF + ЗН2О + О2Т 2F2 + 4,НС1О4 = 4C1O3F + О2? + 2Н2О F2 + HNO3 (безводн.) = (NO^)OF + HF F2 + Н2 = 2HF F2 + o2 = O2F2 5F2 + E2 = 2EF5 3F2 + Ej = 2EF3 F2 + E2 = 2EF F2 + CIF = C1F3 F2 + EF3 = EF5 F2 + IFj = 1F7 3F2 + S = SF6
10. 3F2 + N2 = 2NF3
5F2 + 2P (красн.) = 2PF5
II. F2 + Xe = XeF2
[примесь ClOj(OF)]
(комн.)
(от -250 °C до комн., в темноте)
(-183 °C, электрич. разряд)
(Е = С1 и Вг, 200 °C; Е = 1, комн.) (Е = С1, 280 °C; Е = Вг, -40 °C; в жидк. CC13F) (Е = С1, 400 °C; Е = Вг, до 0 °C) (200 °C)
(Е = С1, 350 °C, р\ Е = Вг, 200 °C)
(270-300 °C)
(комн.)
(электрич. разряд)
(комн.)
(400 °C, р)
12.	F2 + 2Na = 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3	(комн.)
13.	F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2
14.	F2 + 8МНад = N2 + 6NH4F (сгорание NH3 в F2, 130-140 °C)
3F2 + 4NH3(X) = NF3 + 3NH4F	(примесь N2F4)
15.	2F2 + SiO2 = SiF4 + O2	(комн.)
16.	2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2	(комн.)
17.	F2 + 2KHSO4 = K2S2O6(O2) + 2HF
[комн.; примеси KSO3F, KHSO3(O2)J
18.	F2 + 2C1CO2 = 2C1O2F	(-50 °C)
F2 + KC1CO3 = C1O3F + KF	(комн.)
2. HF — фтороводород
Бесцветные жидкость и газ. Термически устойчивый, частично Разлагается только при очень высоких температурах. Неограниченно Растворяется в воде, слабая кислота; 40%-й раствор называют плавиковой кислотой, разбавленные растворы — фтороводородной кислотой. Гидраты HF • Н2О и 2HF • Н2О имеют ионное строение H3O+F" и H3O+HF2. Нейтрализуется щелочами. Жидкий фтороводород —
159
F
типичный неводный протонный растворитель, в частности для галогенидов, нитратов и сульфатов металлов. Получение см. А162, А172 Са912, Fl6, К181’3.
1. HF <=± Н° + F>	(выше 3500 °C)
2. HF • H2Oi <=± HF(X) + H2O	(до -34,5 °C)
2HF • H2O1 <=> 2HF(M) + H2O 3. HF (разб.) + H2O <=> F~ + H3O+	(до -78 °C)
2HF + H2O <=► HF7 + H3O+ F~ + HF (конц.) <=» HF2	
4? HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + H2O HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + H2O 5. 4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2H2O . 6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2H2O 6. HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + H2O2	
2HF (разб.) + M = MF2X + H2?	(M = Mg, Fe, Zn)
7. HF(M) + 2C1O3 = C1O2F + HC1O4 8. 2HF(X) + EF5 = (H2F+)[EF6]	(E = As, Sb)
HF(X) + EF5 + C6H5F <=> C6H6F+ + [EF6E 9. HF(X) + HC1O4 (безводн.) = C1O3F? + H2O	
HF(X) + H2SO4 (безводн.) <=± HSO3F + H2O 10. 2HF(]K) + HNO3 (безводн.) <=± H2NO3 + HF	2
4HF(X) + HNO3 (безводн.) <=» H3O+ + NO2	+ 2hf;
ii. 3hf(x) «=► h2f+ + hf; 12. HF„(x) <=> (HF)^	(л	= 1+4, m = 2,6+8)
(HF)m(r) = mHF(r)	(выше 90 °C)
13. HF(r) + SO3 = HSO3F	(35-45 °C)
HF(X) + HSO3C1 = HSO3F + HCI 14. 2HF(X. + C2H5OH <=> C2H5OHt + HF7	(0 °C)
3. HOF — фторооксигвнат(О) водорода
Бесцветные жидкость и газ (выше О °C). Весьма летучий, термически неустойчивый. Гидратов не образует. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель Получение см. F12.
1.	2HOF = 2HF + О2	(выше 20 °C)
2.	HOF + Н2О = HF + Н2О2
3.	HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaHO2 + Н2О
4.	HOF + 3KI (конц.) = K[I(I)2] + КОН + KF
160
Fe
Железо
1. Fe — железо
Серый, мягкий, ковкий металл; при обычном давлении существует в трех полиморфных модификациях (а, у, 5); порошок пирофорен. Медленно окисляется во влажном воздухе (процесс ржавления). Не реагирует с водой, этанолом, гидратом аммиака, водородом. Пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах, разбавленных щелочах. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметаллами, монооксидом углерода. Вытесняет благородные металлы из их солей в растворе. Катион Fe2+ — бесцветный, катион Fe3+ — бесцветный (в сильнокислотной среде) или желтый (в разбавленном растворе). Техническое железо (чугун, сталь) содержит С в виде графита (частично в виде Fe3C), Мп, Si, S, Р и другие примеси. Получение см. Fel38-l8, Fel415, Fel77-9, Fe241>7, Fe25H-l2-14, Fe285, Fe31‘.
1.	3Fe + 4H2O (nap) = (Fe"Fe)O4 + 4H2	(800 °C, примесь FeO)
2.	Fe + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + H2?	(без доступа воздуха)
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2?
3.	Fe + 4HNO3 (разб., гор.) = Fe(NO3)3 + NO? + 2H2O
5Fe + 12HNO3 (оч. разб.) = 5Fe(NO3)2 + N2? + 6H2O
(0-10 °C; примеси N2O, NH4NO3) 4. Fe 4- 2NaOH (50%-й) 4- 2H2O = Na2[Fe(OH)4] 4- H2T
(кип. в атмосфере N2) 5. Ржавление железа:
a)	2Fe 4- 2Н2О (влага) 4- О2 (воздух) —2Fe(OH)2
б)	2Fe 4- 2Н2О (влага) 4- О2 (воздух) 4- 4СО2 —*-»• 2Fe(HCO3)2 Fe(HCO3)2 (влажн.) Fe(OH)2 4- 2СО2	(30 °C)
в)	4Fe(OH)2 4- О2 (воздух) 4- (2 л - 4)Н2О -U 2(Fe2O3 • лН2О) Fe2O3 • лН2О 2FeO(OH) 4- (л - 1)Н2О
г)	Fe(OH)2 4- Fe2O3 • лН2О (FenFe^)O4 4- (л 4- 1)Н2О
Ь. 3Fe (порошок) 4- 2О2 = (FenFe2")O4
(150—500 °C, сгорание на воздухе)
7 4Fe 4- 20NaOH (50%-й) 4- ЗО2 4- 6Н2О = 4Na5lFe(OH)8]l
(20-25 °C)
2Fe 4- 14NaOH (50%-й) 4- ЗВг2 4- 2Н2О =
= 2Na4lFe(H2O)(OH)7]i 4- 6NaBr (50-60 °C) 2Fe 4- 3E2 = 2FeE3 (выше 300 °C, E = F; 200-250 °C, E = Cl)
161
Fe
9. 2Fe + ЗВг2 (насыщ.) = 2FeBr3	(кип.)
Fe + Вг2 = FeBr2	(600-700 °C)
10. 3Fe + 4I2 —*-»• (Fe”Fe2n)I8	(комн., растирание)	
Fe + I2 = Fel2	(500 °C)
11. Fe + E = FeE	(600-950	°C; E = S, Se, Те)
Fe + 2S = Fe(S2)	(до 689 °C)
12. Fe РОсрмн.^ FeP Fep Fep	(600-700 °C)
13. Fe + N2 + 3Li = (Li3Fe)N2	(600 °C)
14. 6Fe + P4 + 8O2 (воздух) = 2Fe3(PO4)2	(1000 °C)
15. Fe	FeSiO3, Fe2SiO4	(1100-1300 °C)
16. Fe + 2HE = FeE2 + H2	(800-900	°C; E = F, Cl, Br)
17. Fe	Fe2 + _N (0 < x < 0,5), FeN, Fe4N	(350-550 °C)
18. 2Fe + 3SO2 (влажн.) —FeSO3 + FeSO3S	(komh.)
19. Fe + Fe2O3 = 3FeO	(900 °C)
20. 18Fe + C6H6 = 6Fe3C + 3H2	(700 °C, вак.)
21. Fe + 5CO = [Fe(CO)s] 22. Fe + CuSO4(p) = FeSO4 + CuJ-	(180-220 °C,p)
23. Fe + 2KOH + 3KNO3 = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O	(400-420 °C)
24. Fe + H2C2O4 (конц.) + 2H2O = FeC2O4 • 2H20i + H2?
(30-50 °C)
25. 6Fe + 4K2CO3 + 13S = 6K[FeS2] + K2SO4 + 4CO2
,	(900-1000 °C)
26. Fe + 2KOH (конц.) + 2H2O электР°лиз>
—» 3H2T (катод) + K2FeO4 (анод)
2. FeBr2 — бромид железа(П)
Желто-коричневый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Окисляется на воздухе. Хорошо растворим в воде (гидролиз по катиону), этаноле, бромоводородной кислоте. Малорастворим в пиридине. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель. Присоединяет монооксид углерода. Получение см. Fel9> |6, Fe31. 1. FeBr2 • 6Н2О (св.-зел.) = FeBr2 + 6Н2О (250 °C, в атмосфере N2) 2. FeBr2 + Н2О = FeBr(OH)i + НВг? (кип. в атмосфере N2)
3. FeBr2 (разб.) + 6Н2О = [Fe(H2O)6]2+ + 2Вг~ (pH < 7, см. Fe332 3 4 5)
4. FeBr2(T) + 2H2SO4 (конц.) = FeSO4 + Вг2? + SO2? + 2Н2О (кип )
5. FeBr2(T) + 6HNO3 (конц., гор.) = Fe(NO3)3 + Вг2Т + 3NO2? + ЗН2О
162
Fe
6.	FeBr2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2l + 2NaBr (в атмосфере N2) FeBr2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Fe(OH)2l + 2NH4Br
(80 °C, в атмосфере N2)
7.	4FeBr2 (разб.) + 2H2O (хол.) + O2 = 4FeBr2(OH) (коллоид)
4FeBr2 + 3O2 (воздух) -U 2Fe2O3 + 4Br2	(310 °C)
8.	2FeBr2 + Br2 (насыщ.) = 2FeBr3	(кип.)
9.	FeBr2 + 4CO = цис-[Ре(СО)4Вг2]	(30 °C, p)
10.	2FeBr2.+ 3H2SO4 (разб.) + H2O2 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 4HBr + 2H2O
11.	2FeBr2(T) Fe2Br4(r)	(выше 400 °C)
3. FeBr3 — бромид желвза(Ш)
Красно-коричневый (почти черный), весьма гигроскопичный, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, эфире, бромоводородной кислоте. Реагирует с горячей водой, серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Fel9, Fe28, S36-7.
1.	2FeBr3 = 2FeBr2 + Вг2	(выше 139 °C)
2.	2(FeBr3 • 6Н2О) = 2FeBr(OH) + Вг2 + 2НВг + ЮН2О
(выше 100 °C)
FeBr3 • 6Н2О = FeBr3 + 6Н2О	(50 °C, над Р4О10)
3.	FeBr3 + 2Н2О (гор.) = FeBr(OH)2! + 2НВгТ
4.	FeBr3 (разб.) + 6Н2О = [Fe(H2O)6]3+ + ЗВг"
(pH « 7, см. Fe343) 5. 2FeBr3(T) + 6H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + ЗВг2? + 3SO2? + 6Н2О
6. FeBr3 + 3NaOH (разб.) = FeO(OH)! + 3NaBr + H2O (кип.) 7. 2FeBr3 + 6(NH3 • H2O) (конц.) + (n - 3)H2O =
= Fe2O3 • лН2О! + 6NH4Br
8. 2FeBr3 + H2O + 3Na2CO3 = 2FeO(OH)! + 6NaBr + 3CO2T
(кип.)
4- Fe3C — карбид трижелеза
Цементит. Серый, относительно твердый, термически устойчивый. Компонент сплавов железа с углеродом (техническое железо). Не Реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислота-МИ, реагирует с кислородом. Получение см. Fel20, Fe6*.
'• Fe3C = 3Fe + С (графит)	[выше 1650 °C]
2-	Fe3C + 6НС1 (конц.) = 3FeCl2 + С (графит)! + ЗН2?
3-	Fe3C + 22HNO3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + СО2Т + 13NO2 + 11Н2О
163
Fe
4.	Fe3C + 3O2 = (Fe,,Fe"l)O4 + C02	(600-700 °C)
4Fe3C + (Fe"Fe^)O4 = 15Fe + 4CO	(1000-1100 °C)
5.	[Fe(C5H5)2] — бис(циклопентадиенил)железо
Ферроцен. Желто-оранжевый, низкоплавкий, низкокипяший. Летучий, перегоняется с водяным паром, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Не растворяется в холодной воде, растворим в большинстве органических растворителей. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается горячей водой. Окисляется азотной кислотой, галогенами, кислородом при прокаливании. Восстанавливается водородом. Получение см. Fel313.
1.	[Fe(C5H5)2] = Fe + 2СН4 + 8С (графит) + Н2	(выше 470 °C)
2.	[Fe(C5H5)2] + Н2О (гор.) = Fe(OH)2X + 2С5Н6
3.	3[Fe(C5H5)2] + 4HNO3 (разб.) = 3[Fe(C5H5)2]NO3 (гол.) +
+ NO? + 2Н2О
2[Fe(C5H5)2] + 2H2SO4 (конц.) = [Fe(C5H5)2]3SO4 (син.) +
+ SO2? + 2Н2О 4. 4(Fe(C5H5)2] + 53O2 = 2Fe2O3 + 40СО2 + 20Н2О	(700-800 °C)
5.	2[Fe(C5H5)2] + 1ЗЕ2 = 2FeE3 + 4С5Н5Е5 (комн.; Е = С1, Вг) [Fe(C5H5)2] + FeCI3 (конц.) = [Fe(C5H5)2]Cl (гол.) + FeCl2
6.	[Fe(C5H5)2] + 5Н2 = Fe + 2С5Н10	(350 °C, р, кат. Ni)
7.	[Fe(C5H5)2] + 2Li + 2NH3(X) = Fe + 2C5H6 + 2LiNH2 (-40 °C)
6. [Ре(СМ)в],Кз — гексацианоферрат(Ш) калия
Соль Гмелина, «красная кровяная соль». Темно-красные кристаллы или темно-желтый порошок, при умеренном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, подвергается акватации и гидролизу по аниону CN“. На свету увеличивается степень гидролиза и ускоряется переход в K4[Fe(CN)6]. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Окислитель. Вступает в реакции ионного обмена. Реактив на катион Fe2+ (образуется синий осадок так называемой берлинской лазури, или турнбуллевой сини). Получение см. Fe710, Fel418.
1.	6K3[Fe(CN)6] = 18KCN + 2Fe3C + N2 + 8C2N2	(350-400 °C)
2.	K3[Fe(CN)6] (разб.) + 18H2O = 3[K(H2O)6|+ + [Fe(CN)6p-
[Fe(CN)6]3-+ H2O <=± [Fe(H2O)(CN)5p-+ CN"
CN" + H2O <=± HCN + OH"	(pH > 7)
3.	K3[Fe(CN)6] + H2O = K2[Fe(H2O)(CN)5] + KCN	(кип )
164
Fe
4.	K3lFe(CN)6] + HC1 (разб.) + H20 =
= HCNT + K2[Fe(H2O)(CN)s] + KC1 (кип.)
K3[Fe(CN)6] (насыщ.) + 3HC1 (конц.) = H3(Fe(CN)6] (кор.) + 3KC1
(О °C, осаждение эфиром)
5.	4K3[Fe(CN)6] + 4КОН (конц.) = 4K4[Fe(CN)6] + 2Н2О + О2?
(кип.)
6.	2K3[Fe(CN)6] + 2К1 = 2K4[Fe(CN)6] + I2I
7.	2K3[Fq(CN)6] + 2KOH (разб.) + H2O2 (конц.) =
= 2K4[Fe(CN)6] + О2Т + 2Н2О
2K3[Fe(CN)6] + 2КОН (разб.) + РЬ(ОН)2 =
= 2K4[Fe(CN)6) + PbO2J< + 2Н2О
8.	3K3[Fe(CN)6] + 5КОН (разб.) + Сг(ОН)3 =
= 3K4[Fe(CN)6] + К2СЮ4 + 4Н2О
6K3|Fe(CN)6] + W + 8КОН (конц.) =
= 6K4[Fe(CN)6] + K2WO4 + 4H2O
9.	K3|Fe(CN)6] (насыщ.) + FeCl2 (разб.) = 2KC1 + K(Fe3+)|Fe(CN)6]i
K3[Fe(CN)6] + FeCl3 (разб.) = (Fe3+)[Fe(CN)6](p) (кор.) + 3KC1
10.	4K3[Fe(CN)6] + 3FeSO4 (конц.) =
= (Fe3+)4|Fe(CN)6]3l (син.) + 3K2SO4 + 6KCN
11.	2K3[Fe(CN)6] + 3CuSO4 = Cu3[Fe(CN)6]2l (зел.) + 3K2SO4 K3[Fe(CN)6] + 3AgNO3 = Ag3[Fe(CN)6] (оранж.) + 3KNO3
12.	2K3[Fe(CN)6] + BaO2 = K6Ba[Fe(CN)6]2l + O2?.
7.	[Fe(CN)e],K4 — гексацианоферрат(Н) калия
Белый (кристаллогидрат — светло-желтый, «желтая кровяная соль»), при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде. Нерастворим в этаноле, эфире. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель; окисляется концентрированной азотной кислотой, перманганатом калия, хлором. Вступает в реакции ионного обмена. Реактив на катион Fe3+ (образуется синий осадок так называемой берлинской тазури, или турнбуллевой сини). Получение см. Fe65-8, Fe 1315.
I-	3K4lFe(CN)6] = 12KCN + Fe3C + 5С (графит) + 3N2	(650 °C)
2-	K4[Fe(CN)6] • ЗН2О = K4lFe(CN)6] + ЗН2О	(70-120 °C)
3	K4|Fe(CN)6l(pa36.) + 24Н2О = 4[К(Н2О)6]+ + [Fe(CN)6J<-
|Fe(CN)6]4- + Н2О <=► [Fe(H2O)(CN)5]3- + CN" (кип.) 4- KJFe(CN)6] + 4HC1 (конц.) = H4[Fe(CN)6)l + 4K.C1
(комн., в эфире)
165
Fe
5. KJFe(CN)6] + 6H2SO4 (конц.) + 6H2O =
= 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 + 6COf (кип.) 6. K4[Fe(CN)6) + 3HNO3 (конц.) = NO2T + HCNT +
+ K2[Fe(H2O)(CN)5] + 2KNO3 (кип.) 2K4[Fe(CN)6] + 6HNO3 (безводн.) = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] +
+ 2HCN + O2T + 4KNO3 + 2H2O (0-10 °C) 7. 2K4[Fe(CN)6] + 4H2SO4 + 4KNO2 =
= 2K2(Fe(NO+)(CN)5] + 2NOf + C2N2T + 4K2SO4 + 4H2O a) K2[Fe(NO+)(CN)5) + CuSO4 (конц.) =
= Cu[Fe(NO+)(CN)s]i + K2SO4 6) 2Cu[Fe(NO+)(CN)s] + 4NaHCO3 (конц.) =
= 2Na2[Fe(NO+)(CN)5] + Cu2CO3(OH)2X + 3CO2T + H2O 8. K4[Fe(CN)6] + 2FeSO4 = (Fe2+)2[Fe(CN)6]l (бел.) + 2K2SO4 9. KJFe(CN)6] (насыщ.) + FeCl3 (разб.) = 3KC1 + K(Fe3*)[Fe(CN)6U 3K4[Fe(CN)6] + 2Fe2(SO4)3 (конц.) =
= (Fe3+)4[Fe(CN)6]3X (син.) + 6K2SO4 10. 2K4[Fe(CN)6] + E2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KE
(в разб. HE; E = Cl, Br) 5K4(Fe(CN)6] + 8HC1 (разб.) + KMnO4 =
= 5K3[Fe(CN)6] + MnCl2 + 6KC1 + 4H2O 11. K4[Fe(CN)6] + 2CuSO4 = Cu2(Fe(CN)6]i (кор.) + 2K2SO4
K4[Fe(CN)6] + 4AgNO3 = Ag4[Fe(CN)6]i (бел.) + 4KNO3I
12. 2K4[Fe(CN)6] + Na2N2O2 = 2K4[Fe(CN)5(NO“)]l + 2NaCN K4(Fe(CN)6](p) + CO = K3lFeCO(CN)5] + KCN
8. [Fe(CN)e],K(Fe3+) — гексацианоферрат(П) железа(Н1)-калия
Берлинская лазурь, или турнбуллева синь. Синий, при нагревании разлагается. В строении комплексного аниона — короткие связи Fe11 — CN~, в кристаллической решетке образуются также длинные связи Fe111 — NC-. Не растворяется в воде, этаноле. В избытке чистой воды образуется коллоидный раствор («растворимая» берлинская лазурь). При стоянии под раствором избытка реагентов медленно, а при добавлении NaCl — быстро переходит в соль (Fe3+)4[Fe(CN)6]3, не образующую коллоидного раствора («нерастворимая» берлинская лазурь, пруссеновская лазурь). Не реагирует с разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Переводится в раствор щавелевой кислотой (продукты неизвестны, раствор синий), разлагается щелочами. Получение см. Fe69, Fe79, Fel316, Fel419.
166
Fe
1.	12K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 3(Fe3+)4[Fe(CN)6J3 + 3K4[Fe(CN)6]	(200 °C)
6K(Fe3+)[Fe(CN)6] = 6KCN + 15N2 + 4Fe3C + 26C (графит)
(выше 560 °C)
2.	4K(Fe3+)[Fe(CN)6]	(Fe3+)4[Fe(CN)6]3l + KJFe(CN)J
КОЛЛОИД
3.	K(Fe3+)[Fe(CN)6] + ЗКОН (разб.) = FeO(OH)i + H2O +
+ K4[Fe(CN)6]
4.	5K(Fe3+)[Fe(CN)6] + 9KC1 + 8HC1 (конц.) + KMnO4 =
= 5K3[Fe(CN)6] + 5FeCl3 + MnCl2 + 4H2O
9. FeCO3 — карбонат железа(Ш)
Белый, разлагается при нагревании. При стоянии во влажном состоянии на воздухе меняет цвет (вначале на зеленый, затем на бурый). Нерастворим в воде, этаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами. Переводится в раствор пропусканием СО2. Реагирует с кислородом при прокаливании. Получение см. Fel3n.
1.	3FeCO3 = (FenFe ^П)О4 + 2СО2 + СО	(280-490 °C)
2.	FeCO3 + 2НС1 (разб.) = FeCl2 + Н2О + СО2Т
3.	FeCO3 + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2T + СО2Т + 2Н2О
4.	FeCO3 + Н2О + СО2 = Fe(HCO3)2(p)	(комн.)
5.	4FeCO3 + О2 = 2Fe2O3 + 4СО2	(500-600 °C)
10.[Fe(CO)s] — пентакарбонилжелезо
Светло-желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Не смешивается с холодной водой; смешивается с жидким аммиаком, этанолом, бензолом, хлороформом, эфиром. Реагируете кипящей водой, кислотами, щелочами, кислородом, монооксидом азота. Восстановитель. Получение см. Fel21, Fell1.
1.	[Fe(CO)s] = Fe + 5CO	(160-200 °C)
2.	2[Fe(CO)5] + 4H2O = 2FeO(OH)>l + 3H2T + ЮСОТ (кип.) 3. [Fe(CO)5] + 2HI (конц.) = Fel2 + H2T + 5CO?
4.	[Fe(CO)5] + H2SO4 = FeSO4 + H2T + 5CO?	(в эфире)
5.	[Fe(CO)5] + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NOT + 2H2O + 5CO?
(в эфире)
6.	4[Fe(CO)5] + 13O2 = 2Fe2O3 + 20CO2	(500 °C)
7	2[Fe(CO)5] = [Fe2(CO)9]i + COT
(комн., в конц. CH3COOH, УФ-облучение)
3[Fe(CO)5] = [Fe3(CO)l2]i + ЗСОТ (в этаноле, кат. Na(C2H5O)]
167
Fe
8.	[Fe(CO)5] + 3NaOH (конц.) = NalFe(CO)4H] + Na2CO3 + H2O (комн., в метаноле) 6Na(Fe(CO)4H] + 9H2SO4 (< 50%-я) + 6MnO2 =
= 2[Fe3(CO)12]i + 6MnSO4 + 3Na2SO4 + 12H2O
9.	[Fe(CO)5l(x) + Ba(OH)2 = BaCO3J- + [Fe(CO)4H2]	(-15 °C)
[Fe(CO)4H2] + H2O ♦=* [Fe(CO)4H]“ + H3O+ (в атмосфере H2)
10.	[Fe(CO)5] + 2Na = Na2[Fe2(CO)4]l (бел.) + CO?
(—40 °C, в жидк. NH,)
[Fe(CO)5] + Na2[Fe(CO)4] = Na2|Fe2(CO)8]l + COT
(30 °C, в пентане)
11.	[Fe(CO)5] + 4NO = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO (44-45 °C, p) [Fe(CO)5] + 2NO = (Fe(CO)2(NO)2] (красн.) + ЗСО (до 50 °C)
12.	2[Fe(CO)5J + 13H2O2 (кони.) = 2FeO(OH)l +
+ 10CO2T + 12H2O (кип.)
13.	[Fe(CO)5] + E2 = quc-[Fe(CO)4E2]X + COT
(0 °C, в эфире, E = Cl, Br, I)
14.	[Fe(CO)s] + 4NH3(M) = (NH4)2[Fe(CO)J + C(NH2)2O (20 °C, p) 2[Fe(CO)5](x) + 3NH3(r) = (Fe2(CO)4(NH3)3] + 6COT (комн.)
15.	6|Fe(CO)5] + 26CrO3 + 3H2O = 6FeO(OH)X + l3Cr2O,i + 30CO2
11.	[Fe2(CO)9] — нонакарбонилдижелезо
Белый, нелетучий, плавится с разложением. Чувствителен к влаге и О2 воздуха. На холоду малорастворим в этаноле, метаноле, жидких углеводородах, бензоле, эфире, несколько лучше — в пиридине, ацетоне, толуоле. При нагревании органических растворов разлагается. Наиболее активен среди других карбонилов железа. Реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами. Присоединяет иод. Получение см. FelO7.
1.	[Fe2(CO)9] = [Fe(CO)5] + [Fe(CO)4l	(100-110 °C)
3[Fe2(CO)9] -U 2|Fe3(CO)]2] + ЗСО	(комн.)
2.	[Fe2(CO)9] + 4H2O = 2FeO(OH)l + 3H2T + 9CO?	(кип.)
3.	[Fe2(CO)9] + 4HI (конц.) = 2FeI2 + 2H2? + 9CO?
[Fe2(CO)9] + 2H2SO4 (30%-я) = 2FeSO4 + 2H2T + 9CO? (кип.) 4. [Fe2(CO)9] + 8HNO3 (конц.) = 2Fe(NO3)3 + 2NOT +
+ 4H2O + 9COT (в эфире)
5.	[Fe2(CO)9] + 4NaOH (конц.) = Na2[Fe2(CO)8]i +
+ Na2CO3 + 2H2O (в этаноле) 6. 6[Fe2(CO)9] + 35O2 (воздух) 4(Fe"Fe!,")O4 + 54CO2 (комн.) 7. [Fe2(CO)9] + 12 = [Fe2(CO)8(I2)] (красн.) + СОТ (в толуоле)
168
Fe
12.	[Fe3(CO)12] — додекакарбонилтрижелезо
Темно-зеленый (почти черный), летучий при нагревании в вакууме, термически неустойчивый. Перегоняется с водяным паром. В обычных условиях устойчив на воздухе. Нерастворим в холодной воде и органических растворителях, хорошо растворим в жидком | Fc(CO)5]. Реагирует с горячей водой, серной кислотой, этанолом, щелочами, кислородом, натрием. Получение см. Fel 1L
I.	[Fe3(CO)l2| = 3Fe + 12СО	(120—140 °C)
2.	2[Fe3(CO)l2] + 12H2O (гор.) = 6FeO(OH)i + 9H2T + 24CO?
3.	[Fe3(CO)l2] + 3H2SO4 (30%-я, гор.) -U 3FeSO4 + 3H2? + 12CO?
4.	[Fe3(CO)|2] + 4KOH (конц.) = K2[Fe3(CO)H]l + 2H2O + K2CO3
(в этаноле) 5. 4[Fe3(CO)12] + 33O2 = 6Fe2O3 + 48CO2	(400-600 °C)
6.	[Fe3(CO)12] + 6Na = 3Na2[Fe(CO)4]>L	(-40 °C, в жидк. NH3)
7.	2|Fe3(CO)]2] + 3C2H5OH = 3[Fe2(C2H5OH)(CO)6] + 6COT (кип.)
13.	FeCI2 — хлорид железа(Н)
Белый (кристаллогидрат—зеленый), плавится и кипит без разложения. Летуч в потоке НС1 при нагревании, в газе — димер Fe2Cl4. На воздухе желтеет вследствие окисления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, эфире, ацетоне, хлороводородной кислоте, малорастворим в пиридине. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при стоянии раствора окисляется растворенным в воде О2. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Fel2, |6, Fe92, Fel414 24, Fe24\ Fe272’4, Fe312.
I • FeCl2 • 4H2O = FeCI2 + 4H2O	(220 °C, в атмосфере N2)
2 FeCl2 (разб.) + 6H2O (хол.) = [Fe(H2O)6]2+ + 2СГ
(pH < 7, cm. Fe333) < FeCl2 + H2O = FeCl(OH)X + HCI	(кип.)
4 FeCI2(T) + H2SO4 (конц., гор.) = FeSO4 + 2HC1T
FeCl2 + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2T + 2HC1T + H2O (кип.) 5- FeCl2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)24- + 2NaCI (в атмосфере N2)
FeCl2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Fe(OH)2l + 2NH4C1
(80 °C, в атмосфере N2) 6- 4FeCI2 + 3O2 = 2Fe2O3 + 4CI2	(450-480 °C)
7	4FeCl2 + 6H2O + O2 = 4FeO(OH)i + 8HC1T	(кип.)
8	FeCI2 + H2 = Fe + 2HC1	(выше 500 °C)
169
Fe
9.	2FeCl2(p) + Cl2 = 2FeCl3
10.	FeCl2 + Na2S = FeSi + 2NaCl
FeCl2 + 3HF(K) = FeF2i + 2HC1T	(komh.)
11.	FeCl2 (насыш.) + (NH4)2CO3 (насыщ.) = FeCO3l + 2NH4C1 (0—10 °C, в атмосфере CO2)
12.	5FeCl2 + 8HC1 (разб.) + KMnO4 = 5FeCl3 + MnCl2 + 4H2O + KC1 6FeCl2 + 14HC1 (разб.) + K2Cr2O7 = 6FeCl3 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KCI
13.	FeCl2 + 2Na(C5H5) = [Fe(C5H5)2] + 2NaCU	(в этаноле)
FeCl2 + 4CO = KMC-[Fe(CO)4Cl2]	(20 °C, p)
FeCl2 + 6NH3(r) -5-> [Fe(NH3)6]Cl2	(komh.)
14.	FeCl2 MqM[FeCl3], M2[FeCl4]
(M = Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4, IT)
15.	3FeCl2 + 6KCN (разб.) = 6KC1 + (Fe2+)2[Fe(CN)6]l
(в атмосфере N2)
FeCl2 + 6KCN (конц.) = K4(Fe(CN)6] + 2KC1
16.	FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]l + 2KC1
17.	FeCl2 + 4KNCS = K2[Fe(NCS)4]i + 2KC1 (в органич. среде) FeCl2 (конц.) + 6KNCS (конц.) = K4[Fe(NCS)6] + 2КС1
18.	FeCl2(p) —Fei (катод) + C12T (анод) [90 °C, в разб. НС1|
19.	2FeCl2(T) <=► FejCl^,	(выше 400 °C)
14.	FeCI3 — хлорид железа(Ш)
Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном свете). При нагревании плавится (красная жидкость), кипит и разлагается; в жидкости и паре — димер Fe2Cl6. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, глицерине, эфире, ацетоне, в хлороводородной кислоте, малорастворим в С6Н6, CS2. Кристаллогидрат FeCl3 • 6Н2О имеет строение [Fe(H2O)4Cl2]Cl • 2Н2О. Реагирует с кипящей водой, щелочами, горячим этанолом. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Fel8. Fel39, Fe253-4, Fe262, Fe282, SIO"-l2.
1.	2FeCl3 <=* 2FeCl2 + Cl2	(500 °C)
2.	FeCl3 • 6H2O (желто-кор.) = [Fe(H2O)4Cl2]Cl + 2H2O (37 °C)
FeCl3 • 6H2O = FeCl3 + 6H2O	(50 °C, над P4O10)
2{FeCl3 • 6H2O} = Fe2O3 + 6HC1 + 9H2O	(выше 250 °C)
170
Fe
3.	2FeCl3 (конц.) + 4H2O (хол.) = [Fe(H2O)4Cl2]+ (желт.) + [FeCl4]~ (pH « 7, см. Fe343)
4.	FeCl3 (разб.) + 4H2O (хол.) = [Fe(H2O)4Cl2]+ + СГ [Fe(H2O)4Cl2]+ + Н2О <=* [Fe(H2O)5Cl]2+ (желт.) + СГ [Fe(H2O)5Cl]2+ + Н2О <=* [Fe(H2O)6]3++ СГ
5.	FeCl3 + 2Н2О (гор.) = FeCl(OH)2l + 2НС1
2FeCl3 + ЗН2О (пар) = Fe2O3 + 6НС1	(350-500 °C)
6.	FeCl3 + НС1 (конц.) + Н2О = H[FeCl4] + Н2О = [FeClJ" + Н3О+
a)	[FeClJ- + 2Н2О <=► [Fe(H2O)2Cl4]~
б)	[Fe(H2O)2Cl4J- + Н2О <=* [Fe(H2O)3Cl3] (желт.) + СГ
7.	2FeCl3(T) + 3H2SO4 (конц., гор.) = Fe2(SO4)3 + 6НС1Т
8.	2FeCl3 + 6NaOH (разб., гор.) + (и — 3)Н2О =
= Fe2O3 • иН2О1 + 6NaCl
2FeCl3 + ЗВаС12 + 12NaOH (29-33%-й) =
= Ba3[Fe(OH)6]2i + 12NaCl (кип.) FeCl3 + 2ВаС12 + 7NaOH (50%-й) = Ba2[Fe(OH)7]4, + 7NaCl (кип.) 9. 2FeCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] + (n - 3)H2O =
= Fe2O3 • «H2Ol + 6NH4C1 10. 4FeCl3 + 3O2 (воздух) = 2Fe2O3 + 3C12	(350-500 °C)
11. FeCl3 K[FeCl4], K2[FeCls] (350 °C, в атмосфере Cl2) 2FeCI3 + 3CsCl = Cs3[Fe2Cl9]	(400 °C, в атмосфере Cl2)
FeCl3 (насыщ.) + 2KC1 (насыш.) + H2O = K2[Fe(H2O)Cl5] (комн.) 12. FeCl3 (безводн.) + FeCl3 • 6H2O = 6Fe(Cl)O + 12HC1
(250-300 °C)
FeCl3 + Fe2O3 = 3Fe(Cl)O	(350 °C)
13.	2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2X + 2KC1
(на холоду — примесь Fel3?)
2FeCl3 + 3Na2S = 2FeSl + Si + 6NaCl
(на холоду — примесь Fe2S3?)
14.	2FeCl3 + H2 = 2FeCl2 + 2HC1	(250-300 °C)
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2l	(кип. в тетрагидрофуране)
15.	FeCl3 + Al = Fe + A1C13	(200 °C)
2FeCl3 + 3M = 2Fe + 3MC12	(300-400 °C; M = Mg, Zn)
16.	2FeCl3 + 2H2O + SO2 = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HC1
2FeCl3 + 2H2S = Fe(S2) + FeCl2 + 4HC1	(600 °C)
2FeCl3 + 2FeSO3S = FeS4O6l + 3FeCl2
17.	2FeCl3 + HCI (конц.) + H[SnCl3] = 2FeCl2 + H2[SnCl6]
171
Fe
18.	2FeCl3 + 6KCN (разб.) = (Fe3+)[Fe(CN)6] + 6KC1
FeCl3 + 6KCN (конц.) = K3[Fe(CN)6] + 3KC1
19.	FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = K(Fe3+)[Fe(CN)6]X + 3KC1
20.	FeCl3 + wKNCS (разб.) + /пН2О =
= [Fe(H2O)m(NCS)„]Cl3 _ „(красн.) + «КС1 (m + n = 6, n = 1+3) 21. FeCl3 + ziKNCS (конц.) + /иН2О = K„ _ 3[Fe(H2O)m(NCS)„] (красн.) +
+ 3KC1 (m + n = 6, n = 3+6)
a)	K3[Fe(NCS)6] + 4KF (конц.) = K|FeF4](p) (бц.) + 6KNCS
6)	K3[Fe(NCS)6] + 2H3PO4 = H3(Fe(PO4)2](p) (бц.) + 3KNCS +
+ 3HNCS
22. FeCl3 + 3HF(X) = FeF3X + 3HC1T	(комн.)
FeCl3 + 4HF (конц.) = H[FeF4] + 3HC1
FeCl3 + 5MF (конц.) + H2O (хол.) = M2[Fe(H2O)Fs]
(M = K, Rb, Cs)
FeCl3 + KF (разб.) + H2O (гор.) = Fe(O)F (черн.)1 + KC1 + 2HCI 23. FeCl3 + FeCl2 + 7H2O (хол.) + 5KF =
= (Fe,,Fel,,)FJ • 7H2O (желт.)4- + 5KC1
FeCl3 + FeCI2 + 2H2O (гор.) + 5KF =
= (Fe"Fe"l)Fs • 2H2O (красн.)! + 5KCI
24. 2FeCl3 + C2H5OH (гор.) 2FeCl2 + CH3C(H)O + 2HC1
FeCl3 + HCl(r) + 3(С2Н5)О(Ж) = H[FeCl4] • 2(C2H5)2O>L
25. 2FeCl3(x) <=► Fe2Cl6(r)	(400-440 °C, p)
Fe2Cl6(r) = 2FeCl3(r)	(выше 750 °C, в атмосфере Cl2)
15.	FeF2 — фторид железа(И)
Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Малорастворим в воде, нерастворим в этаноле, эфире, бензоле. В присутствии фтороводородной кислоты из раствора кристаллизуется октагидрат. Реагирует с серной кислотой. Образует фторокомплексы. Получение см. Fel16, Fel310.
1.	FeF2 • 8Н2О = FeF2 + 8Н2О	(200 °C, в атмосфере HF)
2.	FeF2 + H2SO4 (конц.) = FeSO4 + 2HF?	(кип.)
3.	FeF2 MF(Hactuu ), M[FeF3] (M = K+Cs, примесь M2[FeF4|)
16.	FeF3 — фторид железа(Ш)
Светло-зеленый, плавится и кипит без разложения. Малорастворим в воде, этаноле, эфире, бензоле, жидком фтороводороде. Не ре-172
Fe
агирует co щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с фтороводородной и серной кислотами. Образует фторокомплексы. Получение см. pel8, Fel422, Ge57.
1.	FeF3 • 4,5H2O = Fe(O)F (черн.) + 2HF + 3,5H2O (выше 350 °C) 2. FeFj + 3HF (конц.) + 3H2O = H3[FeF6] • 3H2OX (на холоду)
FeF3 + HF (конц.) = H[FeF4] (бц.)	(комн.)
3.	2FeF3 + 3H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 6HF?	(кип.)
4.	FeF3 + Fe2O3 = 3Fe(O)F	(950 °C)
5.	FeF3 MF(HaCbllu)> M|FeF4] (M = К - Cs, примесь M3[FeF6])
FeF3 + BaF2 = Ba(FeF5l	(1100 °C)
6.	FeF3 K|FeF]l > (K„Fe)F3 (0,18 < л < 1, «бронзы») (700 °C)
17.	(Fe"Fe 2 )O4 — оксид дижелеза(Н1)-железа(Н)
Двойной оксид. Черный, очень твердый, термически устойчивый. В прокаленном виде химически неактивен. Не реагирует с водой. Из раствора кристаллизуется реакционноспособный гидрат (FellFc2,I)O4 • 2Н2О. Во влажном состоянии легко окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, щелочами (при сплавлении). Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом. Получение см. Fel| 5>6, Fe24l5, Fe25‘- ‘°-'2, Fe337, Fe347.
I.	2(FeI,Fe2,I)O4 = 6FeO + O2	(выше 1538°C)
2.	(Fe"Fe »')O4 • 2H2O = (Fe"Fe »')O4 + 2H2O	(300-400 °C)
3.	(FenFe2n)O4 4- 8HC1 (разб.) = FeCI2 + 2FeCl3 + 4H2O 4. (Fe«Fe’")O4 + 10HNO3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + NO2? + 5H2O 5. (Fe"Fe^)O4 + 14NaOH = Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O
(400-500 °C)
6.	4(FellFe2ll)O4 + O2 (воздух) = 6Fe2O3	(450-600 °C)
4(FellFe2I,)O4 + O2 (воздух) + 6лН2О (влага) = 6(Fe2O3 • лН2О)
7.	(FenFe^)O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O	(1000°C)
(Fe"Fe^)O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2	(700 °C)
X. (FenFe2")O4 + Fe = 4FeO	(900-1000 °C)
9.	3(Fe"Fe ^')O4 + 8A1 = 9Fe + 4A12O3	(выше 2000 °C)
Ю. (Fe"Fe'")O4 + 4H2S = 3FeS + S + 4H2O	(650-700 °C)
18. Fel2 — иодид железа(Н)
Красно-бурый, гигроскопичный, темнеет при нагревании, пла-вится и кипит без разложения. Хорошо растворим в воде (гидролиз по катиону), этаноле. Реагирует с серной и азотной кислотами, щелоча
173
Fe
ми, иодом. Участвует в реакциях комплексообразования. Соединение Fel3 не существует. Получение см. Fel10.
1.	Fel2 • 4Н2О = Fel(OH) + HI + ЗН2О	(выше 100 °C)
2.	Fel2 + 6Н2О = [Fe(H2O)6]2+ + 2Г	(pH < 7, см. Fe333)
3.	FeI2(T) + 2H2SO4 (конц., гор.) = FeSO4 + I2X + SO2? + 2H2O
FeI2(T) + 6HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + I2I + 3NO2? + 3H2O (кип.) 4. Fel2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2X + 2NaI (в атмосфере N2) 5. 4FeI2 (разб.) + 2H2O (хол.) + O2 = 4FeI2(OH) (коллоид)
4FeI2 + 2H2O + 3O2 = 4FeO(OH)X + 412l	(кип.)
2FeI2 + 3O2 (воздух) —2Fe2O3 + 2I2	(350 °C)
6. 2FeI2 + 3H2SO4 (разб.) + 3H2O2 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 2I2X + 6H2O 7. 3FeI2 + I2 = (Fe’^e”1)^	(комн., растирание)
8. Fel2 + 4CO = K«c-[Fe(CO)4I2]	(50 °C, p)
Fel2 + Zn + 5PF3 = [Fe(PF3)5J + Znl2	(130 °C, p)
9. 2FeI2(T) Fe2I4(r)	(выше 400 °C)
19. FeNH4(SO4)2 — сульфат аммония-железа(Ш)
Белый или светло-фиолетовый (с примесями), разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде, протекает гидролиз по катионам железа(Ш) (преобладает) и аммония. Растворим в серной кислоте (до 50%). Нерастворим в этаноле. Реагирует со щелочью, гидратом аммиака. Получение см. Fe348.
1. 2FeNH4(SO4)2 = Fe2(SO4)3 + 2NH3 + SO3 + H2O (480 °C) 2. FeNH4(SO4)2 • 12H2O = FeNH4(SO4)2 + 12H2O	(150 °C, вак.)
3.	FeNH4(SO4)2 (разб.) + 6H2O = [Fe(H2O)6]3+ + NH4+ + 2S0J-
(в 50%-й H2SO4)
4.	2FeNH4(SO4)2 + 2H2O = 2FeSO4(OH)>L + H2SO4 + (NH4)2SO4
(175 °C, p)
5.	FeNH4(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = FeO(OH)X +
+ NH3 • H2O + 2Na2SO4 + H2O (кип.) 6. 2FeNH4(SO4)2 + 6(NH3 • H2O) (конц.) + (n - 3)H2O =
= Fe2O3 • nH2OX + 4(NH4)2SO4
20. Fe(NH4)2(SO4)2 — сульфат диаммония>железа(П)
Соль Мбра. Белый, при нагревании разлагается. Менее чувствителен к действию О2 воздуха в растворе (в отличие от FeSO4). Хорошо растворяется в воде, подвергается гидролизу по катионам железа(П) и аммония. Реагирует с азотной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Получение см. Fe337.
174
Fe
I. 2Fe(NH4)2(SO4)2 = Fe2(SO4)O + S03 + 2NH4HSO4 + 2NH3
(300 °C)
2. Fe(NH4)2(SO4)2 • 6H2O = Fe(NH4)2(SO4)2 + 6H2O (100-110 °C) 3. Fe(NH4)2(SO4)2 (разб.) + 6H2O = [Fe(H2O)6]2+ + 2NH| + 2SO2”
(pH < 7, cm. Fe333, N282)
4. 2Fe(NH4)2(SO4)2 + H2SO4 (разб.) + 2HNO3 (конц.) =
= Fe2(SO4)3 + 2(NH4)2SO4 + 2NO2? + 2H2O (кип.) 5. Fe(NH4)2(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = Fe(OH)2i + 2Na2SO4 +
+ 2(NH3 • H2O) (в атмосфере N2) Fe(NH4)2(SO4)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Fe(OH)2i + 2(NH4)2SO4
6. 10Fe(NH4)2(SO4)2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 =
= 5Fe2(SO4)3 + 10(NH4)2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
6Fe(NH4)2(SO4)2 + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Fe2(SO4)3 +
+ Cr2(SO4)3 + 6(NH4)2SO4 + K2SO4 + 7H2O 7. Fe(NH4)2(SO4)2 + H2C2O4 (насыщ., гор.) + 2H2O =
= FeC2O4 • 2H20l + H2SO4 + (NH4)2SO4
21.	Fe(NO3)2 — нитрат железа(Н)
Светло-зеленый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Термически неустойчив, чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реагирует с кипящей водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель; окисляется азотной кислотой, перманганатом и дихроматом калия. Получение см. Fel3, Fe337.
I 4{Fe(NO3)2 • 6H2O} = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 + 24H2O
(600-700 °C)
2	. Fe(NO3)2 (разб.) + 6H2O = [Fe(H2O)6]2+ + 2NO;
(pH < 7, cm. Fe333) 3 Fe(NO3)2 + H2O = FeNO3(OH)l + HNO3	(кип.)
4	Fe(NO3)2 + 2HNO3 (конц., гор.) = Fe(NO3)3 + NO2T + H2O 5 Fe(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2>L + 2Na(NO)3
(в атмосфере N2) Fe(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Fe(OH)24. + 2NH4NO3
6	4Fe(NO3)2 + O2 + 2H2O -U 4Fe(NO3)2OHX	(komh.)
7	5Fe(NO3)2 + 8HNO3 (разб.) + KMnO4 =
= 5Fe(NO3)3 + Mn(NO3)2 + 4H2O + KNO3
6Fe(NO3)2 + 14HNO3 (разб.) + K2Cr2O7 =
= 6Fe(NO3)3 + 2Cr(NO3)3 + 7H2O + 2KNO3
175
Fe
22.	Fe(NO3)3 — нитрат железа(Ш)
Белый кристаллогидрат (светло-фиолетовый — с примесями), не выделен в безводном состоянии. Термически неустойчив. Легко растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону). Из концентрированной азотной кислоты кристаллизуется нонагидрат. Растворим в этаноле, ацетоне, эфире. Реагирует с кипяшей водой, щелочами, гидратом аммиака. Присоединяет N2O4. Получение см. Fel3, Fel34, Fe243, Fe348.
1.	4{Fe(NO3)3 • 9H2O) = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2 + 36H2O
(600-700 °C)
2.	Fe(NO3)3 + 6H2O (хол.) = [Fe(H2O)6]3+ + 3NO 3 (в конц. HNO3) 3. Fe(NO3)3 + 2H2O = Fe(NO3)2OH? + HNO3	(кип.)
4. Fe(NO3)3 + 6NaOH (разб.) + (л - 3)H2O =
= Fe2O3 • лН2О? + 6Na4NO3 5. 2Fe(NO3)3 + 6(NH3 • H2O) (хол.) + (л - 3)H2O = Fe2O3 • лН2О? +
+ 6NH4NO, Fe(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) = FeO(OH)X + 3NH4NO3 + H2O (кип.)
6. Fe(NO3)3 + N2O4(x) = Fe(NO3)3 • N2O4X
23. [Fe(NO*)(CN)s],Na2 — пентацианонитрозилийферрат(И) натрия
Нитропруссид натрия. Темно-красный, плавится без разложения под избыточным давлением NO, термически неустойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде, на свету постепенно разлагается. Нерастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной серной кислотой, аммиаком в сильнощелочной среде. Реактив на ион S2- (красно-фиолетовая окраска) и ион SO2 (розовая окраска), продукты этих реакций неизвестны. Получение см. Fe77.
1.	Na2[Fe(NO+)(CN)5l = 6NO + 6C2N2 + 12NaCN + 2Fe3C + N2
(400 °C)
2.	Na2[Fe(NO+)(CN)5] • 2H2O = Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 2H2O
(50-100 °C, в токе NO)
3.	Na2(Fe(NO+)(CN)5] (разб.) + 8H2O =
= 2|Na(H2O)4]+ + [Fe(NO+)(CN)5]2~ (в темноте) Na2|Fe(NO+)(CN)5] + H2O -U Na2[Fe(H2O)(CN)5| + NO?
(на свету)
4.	2Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 10H2SO4(kohu.) + 10H2O = 2Na2SO4 +
+ Fe2(SO4)3 + 2NO? + 5(NH4)2SO4 + ЮСО? (кип.) 5. 4Na2[Fe(NO+)(CN)5] + 17O2 = 8NaCN + 4NO2 + 12CO2 +
+ 6N2 + 2Fe2O3 (700-900 °C)
176
Fe
6. Na2[Fe(NO+)(CN)s] + NaOH (конц.) + 2NH3(r) =
= Na3[Fe(NH3)(CN)5] (св.-желт.)Х + N2T + 2H2O (0-10 °C)
24.	FeO — оксид железа(П)
Черный, при умеренном нагревании разлагается, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь. После прокаливания химически неактивен. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fet _ХО (0,05 < х < 0,11). В виде порошка пиро-форен. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с кислотами, гидроксидом натрия (при сплавлении). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом, коксом. Получение см. Fel19, Fel?1’8, Fe2512’,3.
I.	4FeO = (Fe,,Fe2*)O4 + Fe	(560-700°C)
2.	FeO(T) + 7H2O <=► [Fe(H2O)6]2+ + 2OH"
3.	FeO + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + H2O
FeO + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2T + 2H2O
4.	FeO + 4NaOH = Na4FeO3 (красн.) + 2H2O	(400-500 °C)
5.	4FeO + 2nH2O + O2 2(Fe2O3 • лН2О)
6FeO + O2 = 2(Fe"Fe '")O4	(300-500 °C)
6.	FeO + H2S = FeS + H2O	(500 °C)
7.	FeO + H2 = Fe + H2O	(350 °C)
FeO + С (кокс) = Fe + CO	(выше 1000 °C)
8.	FeO FeSiO3, Fe2SiO4	(1000-1200 °C)
25.	Fe2O3 — оксид железа(Ш)
Красно-коричневый (тригональная модификация) или темно-коричневый (кубическая модификация состава Fe2 67O4; более реакционноспособная). Термически устойчивый. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом, сероводородом. Получение см. Fel42 10, Fel76, Fe21', Fe22'.
1-	6Fe2O3 = 4(FeIIFe2,I)O4 + O2	(1200-1390 °C)
2	Fe2°3(T) + 13H2° <=* 2[Fe(H2O)5(OH)]2+ + 4OH~
3-	Fe2O3 + 6HC1 (разб.) 2FeCl3 + 3H2O
4-	Fe2O3 + 6HCl(r) = 2FeCl3 + 3H2O (500 °C, в атмосфере Cl2) 5- Fe2O3 + 3H2SO4 (разб.) = Fe2(SO4)3 + 3H2O
Fe2O3 + 6HNO3 (разб.) -U 2Fe(NO3)3 + 3H2O
1П
Fe
6.	Fe2O3 + 2NaOH (конц.) = 2NaFeO2 (красн.) + Н2О	(600 °C, P)
7.	Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + СО2	(800-900 °C)
8.	Fe2O3 + 5Na2O	2NasFeO4	"(450—500 °C)
9.	2Fe2O3 + 8Na2O + O2 = 4Na4FeO4	(450 °C)
10.	Fe2O3 + MO = (М'Те"1^ (прокаливание; M = Mg, Cu, Ti, Mn, Fe, Ni, Zn, Cd)	
11.	3Fe2O3 + H2 = 2(Fe[IFe'H)O4 + H2O	(400 °C)
	Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O	(1050-1100 °C)
12.	3Fe2O3 + CO = 2(Fe"Fe'n)O4 + CO4	(400 °C)
	Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 .	(500-600 °C)
	Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2	(700 °C)
13.	Fe2O3 + Fe = 3FeO	(900 °C)
14.	Fe2O3 + 2A1 = 2Fe + A12O3	(выше 2000 °C)
15.	Fe2O3 + 3H2S = 2FeS + S + 3H2O	(750 °C)
16.	Fe2O3 + FeCl3 = 3Fe(Cl)O	(350 °C)
26.	Fe2O3 * лН2О — полигидрат оксида железа(Ш)
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; реагируете кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. Fel5, Fel48, Fel96, Fe224-5, Fe245, Fe276, Fe346, Na21'.
1.	Fe2O3 • лН2О = 2FeO(OH) + (n - 1)H2O	(200-250 °C)
Fe2O3 • лН2О = Fe2O3 + лН2О	(500-700 °C)
2.	Fe2O3 • лН2О + 6HC1 (разб.) = 2FeCl3 + (л + 3)H2O 3. Fe2O3 • лН2О NaOH (K0HU?> Fe2O3 (коллоид)
(примесь Na3[Fe(OH)6](p))
4.	Fe2O3 • лН2О (суспензия) + 2NaOH(T) =
= 2Na4[Fe(H2O)(OH)7] (бел.) + (л - 5)H2O	(70 °C)
5.	Fe2O3 • лН2О(т) + 10NaOH(T) = 2Na5[Fe(OH)gl + (л - 3)H2O
(75 °C, в токе N2)
6.	Fe2O3 • лН2О + Fe(OH)2 = (Fe"Fe™)04 + (л + 1)H2O
(600-1000 °C) 7. Fe2O3 • лН2О + ЗН2 = 2Fe + (л + 3)Н2О	(500-600 °C)
8. Fe2O3- лН2О + ЗЕ2 + ЮКОН (конц.) = 2K2FeO4 +
+ 6КЕ + (л + 5)Н2О	(45-55 °C; Е = С1, Вг)
178
Fe
27.	Fe(OH)2 — гидроксид железа(П)
Белый (иногда с зеленоватым оттенком), термически неустойчивый. Легко окисляется на воздухе, особенно быстро — во влажном состоянии. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Переводится в раствор хлоридом аммония. Типичный восстановитель. Получение см. Fel5, Fel35, Fe205, Fe215, Fe335.
1.	Fe(OH)2 = FeO + H2O [150-200 °C; примеси Fe, (Fe"Fe 2")O4] 2. Fe(OH)2 + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + 2H2O
3.	Fe(OH)2 + 2NaOH (> 50%-й) = Na2[Fe(OH)4]i (сине-зел.)
(кип. в атмосфере N2)
4.	Fe(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = FeCl2 + 2NH3? + 2H2O
5.	4Fe(OH)2 (суспензия) + O2 (воздух) = 4FeO(OH)? + 2H2O (кип.) 6. 2Fe(OH)2 (суспензия) + H2O2 (разб.) + (n — 3)H2O =
= Fe2O3 • nH2OX 7. Fe(OH)2 + NaNO2 (конц.) = FeO(OH)i + NO? + NaOH (60 °C) 8. Fe(OH)2 + Fe2O3 • nH2O = (Fe"Fe^n)O4 + (n + 1)H2O
(600-1000 °C)
28.	FeO(OH) — метагидроксид железа
Светло-коричневый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. Fel5, Fcl37, Fel9s, Fe22s, Fe26', Fe275-7, Fe345, K156-7, Na212.
1 2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O	(500-700 °C, на воздухе)
2. FeO(OH) + 3HC1 (разб.) = FeCl3 + 2H2O
1 f	NaOH (конц.) _ n	.
->• FeO(OH) ----------► Fe2O3 (коллоид)
(примесь Na3[Fe(OH)6](p)) 4 2FeO(OH) + Fe(OH)2 = (Fe"Fe^)O4 + 2H2O (600-1000 °C) 5 2FeO(OH) + 3H2 = 2Fe + 4H2O	(500-600 °C)
6 2FeO(OH) + 3E2 + ЮКОН (конц.) = 2K2FeO4 + 6KE + 6H2O
(45-55 °C; E = Cl, Br)
29.	FePO4 — ортофосфат железа(Ш)
Желтоватый (почти белый), термически устойчивый. Нерастворим в воде, из раствора кристаллизуется дигидрат. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Вступает в реакцию комплексообра
179
Fe
зования с ортофосфорной кислотой, но не реагирует с ортофосфатом натрия. Получение см. Fe304, Fe349.
1.	FePO4 • 2Н2О (св.-красн.) = FePO4 + 2Н2О (выше 250 °C)
2.	FePO4 + ЗНС1 (конц.) = FeCl3 + Н3РО4
3FePO4 + 3H2SO4 (конц.) = Fe(H2PO4)3 + Fe2(SO4)3
3.	FePO4 + H3PO4 (конц.) = H3[Fe(PO4)2]
30.	Fe3(PO4)2 — ортофосфат железа(П)
Белый, термически устойчивый. Нерастворим в воде, из раствора кристаллизуется октагидрат. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Окисляется кислородом воздуха при нагревании. Получение см. Fel14, Fe337, Р258.
1.	Fe3(PO4)2 • 8Н2О = Fe3(PO4)2 + 8Н2О	(180 °C)
2.	Fe3(PO4)2 + 2HCI (разб.) 2FeHPO4l + FeCl2
3.	Fe3(PO4)2 + 12HNO3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + 3NO2T +
+ 3H2O + 2H3PO4
4.	4Fe3(PO4)2 + 3O2 = 8FePO4 + 2Fe2O3	(выше 400 °C)
5.	Fe3(PO4)2 + 2Fe2C + 3Fe = 2Fe3P + 6FeO + 2CO (1600 °C)
31.	FeS — сульфид железа(И)
Темно-серый с зеленым оттенком (почти черный), термически устойчивый, разлагается при прокаливании. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fe, -XS (0,1 <	0,2). Чувствителен к О,
воздуха во влажном состоянии. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Частично переводится в раствор сероводородом. Соединение Fe2S3 не существует. Получение см. Fel11, Fel310, Fel413, Fel710, Fe246, Fe2515.
1.	FeS = Fe + S	(выше 700 °C, вак.)
2.	FeS + 2HC1 (разб.) = FeCl2 + H2ST
(в присутствии Fe, примесь H2) 3. FeS + 2CH3COOH (конц.) = Fe(CH3COO)2 + H2ST
4.	2FeS + H2SO4 (конц.) + 18HNO3 (конц.) =
= Fe2(SO4)3 + 18NO2? + 10H2O
5.	FeS (влажн.) + 2O2 (воздух) FeSO4
(примеси S, Fe2O3 • иН2О)
4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2	(750 °C)
6.	FeS (суспензия) + H2S Fe(HS)OH(p) (в разб. KOH) 7. 2FeS + S + K2S = 2K[FeS2] (красн.)	[950-1000 °C]
8.	2FeS + S + Cu2S = 2(FelllCu1)S2	(800-1000 °C)
2(FelllCu')S2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2 (1000 °C)
180
Fe
32.	Fe(S2) — дисульфид(2-) железа(П)
Светло-желтый (а-ромбическая модификация) или темно-желтый (Р-кубическая модификация). Термически устойчивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами-окислителями. Окисляется при прокаливании на воздухе. Минеральное сырье. Получение см. Fel11, Fel416.
I.	Fe(S2),= FeS + S	(выше 1170°C, вак.)
2.	Fe(S2)(T) + 6H2O «=* [Fe(H2O)6]2++ S2“
3.	2Fe(S2) + 14H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 15SO2T + 14H2O (кип.) Fe(S2) + 18HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2T + 7H2O (кип.)
4.	4Fe(S2) + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3	(800 °C)
33.	FeSO4 — сульфат железа(И)
Белый (кристаллогидрат — светло-зеленый; железный купорос). При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Нерастворим в этаноле, хорошо растворяется в глицерине. Быстро окисляется в растворе О2 воздуха (медленнее — в присутствии серной кислоты), раствор желтеет и мутнеет. Окисляется концентрированной азотной кислотой. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Присоединяет монооксид азота. Для реакций обычно берут в виде Fe(NH4)2(SO4)2. Получение см. Fel2-22, Fel34, Fel52, Fel83, Fe315, Fe3410.
1.	2FeSO4 = Fe2(SO4)O + SO3	(300 °C)
4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2	(700 °C, примесь SO3)
2.	FeSO4 • 7H2O = FeSO4 + 7H2O (до 250 °C, в атмосфере H2)
3.	FeSO4 (разб.) + 6Н2О - [Fe(H2O)6|2+ + SOj~
[Fe(H2O)6J2+ + H2O <=♦ [Fe(H2O)5(OH)]+ + H3O+ (pH < 7)
4.	2FeSO4 + H2SO4 (конц.) + 2HNO3 (конц.) =
= Fe2(SO4)3 + 2NO2T 4- 2H2O (95-100 °C)
5-	FeSO4 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2>l + Na2SO4 (в атмосфере N2) FeSO4 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Fe(OH)2i + (NH4)2SO4
6	4FeSO4 + O2 (воздух) + 2H2O 4FeSO4(OH)i
7' FeSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O =
= M2Fe(SO4)2 • 6H20i	(0 °C; M = K+, Rb+, Cs+, NH4)
FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 8NaOH (разб.) = (Fe"Fe^)O4i +
+ 4Na2SO4 + 4H2O (кип.)
181
Fe
FeSO4 (конц.) + Pb(NO3)2 (конц.) = Fe(NO3)2 + PbSOj (10 °C, в атмосфере N2)
3FeSO4 (конц.) + 2Na3PO4 (конц.) = Fe3(PO4)2~L + 3Na2SO4
(60-80 °C)
8.	2FeSO4 (конц.) + CuSO4 = Cu>l + Fe2(SO4)3
9.	10FeSO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 =
= 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O + K2SO4
6FeSO4 + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 +
+ 7H2O + K2SO4
10.	2FeSO4 + H2SO4 (разб.) + H2O2 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 2H2O
6FeSO4 (конц.) + 4H2SO4 (конц.) + 2KNO3 =
= 3Fe2(SO4)3 + 2NO? + 4H2O + K2SO4 (кип.)
11.	FeSO4 + NO + 5H2O [Fe(NO+)(H2O)5]SO4 (бур.) [комн.]
12.	FeSO4 + 6NH3(r) = [Fe(NH3)6]SO4
FeSO4 + 2K2C2O4 (конц.) = K2[Fe(C2O4)2] + K2SO4
H2SO4 (разб.) + N2O2 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 7H2O
34. Fe2(SO4)3 — сульфат железа(Ш)
Белый (иногда светло-желтый), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по катиону). Не растворяется в концентрированной серной кислоте, растворим в этаноле. Разлагается горячей водой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. Fel63, Fel86, Fel9!, FC204, Fe255, Fe314.
1.	Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3	(500-700 °C)
2Fe2(SO4)3 = 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2	(900-1000 °C)
2.	F<j2(SO4)3 • 9H2O (кор.) = Fe2(SO4)3 + 9H2O	(70-175 °C)
3.	Fe2(SO4)3 + 12H2O = 2[Fe(H2O)6p+ + 3SO^ (в 50%-й H2SO4)
a) [Fe(H2O)6]3+ + H2O <=♦ [Fe(H2O)5(OH)]2+ (желт.) + H3O+
(разбавление, pH <£ 7 ) [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H2O <=► [Fe(H2O)4(OH)2]+ (желт.) + H3O+ 6) 2]Fe(H2O)6]3+ + 2H2O «=♦ [Fe(H2O)g(OH)2]4+ (желт.) + 2H3O+
4.	a) Fe2(SO4)3 + 2H2O = 2FeSO4(OH)>L + H2SO4	(150 °C, p)
6)	Fe2(SO4)3 + H2O (гор.) + 3Na2CO3 = 2FeO(OH)>l + 3CO2? +
+ 3Na2SO4
5.	Fe2(SO4)3 + 2NaOH (разб.) = 2FeSO4(OH)4i + Na2SO4
Fe2(SO4)3 + 6NaOH (15-20%-й) = 2FeO(OH)>L + 3Na2SO4 + 2H2O (кип)
182
Fm
6.	Fe2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) + (n - 3)H2O =
= Fe2O3 • nH2Oi + 3(NH4)2SO4
7.	Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8NaOH (разб.) =
= (FenFe ^’)04i + 4Na2SO4 + 4H2O (кип.)
8.	Fe2(SO4)3 (конц.) + M2SO4 (конц.) + 24H2O =
= 2{MFe(SO4)2 • 12H2O}i	(0°C, M = K+, Rb+, Cs+, NH4)
Fe2(SO4)3 (конц.) + 3Na2SO4 (конц.) + 6H2O =
= 2{Na3Fe(SO4)3 • 3H2O}I
Fe2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2 = 2Fe(NO3)3 + 3BaSO4i
Fe2(SO4)3 (конц.) + FeSO4 (конц.) + 14H2O (хол.) =
= Fe»F^n(SO4)4 • 14H20i
9.	Fe2(SO4)3 + 2NaH2PO4 = Na2SO4 + 2H2SO4 + 2FePO4i
Fe2(SO4)3 + 2Na3AsO4 (конц.) + 4H2O (хол.) = 2{FeAsO4 • 2H2O}i +
+ 3NajSO4
3Fe2(SO4)3 + 4Na3AsO4 (разб.) + 16H2O (гор.) =
= 2{Fe3(AsO4)2(OH)3 • 5H2O}i + 6Na2SO4 + 3H2SO4
10.	Fe2(SO4)3 + H[SnCl3] + 3HC1 (конц.) =
= 2FeSO4 + H2[SnCl6] + H2SO4
Fe2(SO4)3 + 2H° (Fe, разб. H2SO4) = 2FeSO4 + H2SO4
11.	2Fe2(SO4)3 + Cu2S = 4FeSO4 + 2CuSO4 + Si	(кип.)
12.	Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 12H2O = 2(FeS2O6 • 5H2O) + 2H2SO4 (0 °C)
13.	Fe2(SO4)3 + 12NH3(r)	[Fe(NH3)6]2(SO4)3
14.	Fe2(SO4)3 + 6M2C2O4 (конц.) = 2M3[Fe(C2O4)3] + 3M2SO4
<M = Na+, K+, NH4)
Fe2(SO4)3 + 5M2C2O4 (конц.) = 2M2[Fe(C2O4)2] + 2CO2T + 3M2SO4
(на свету)
Фермий
1 • Fm — фермий
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 257Fm (период полураспада 100,5 дня). Химический аналог Ег. В растворе присутствует в виде иона Fm3+, который восстанавливается до иона ^гп2+ при действии атомного водорода. Другие химические свойства изучены. В микрограммовых количествах Fm синтезирован при °омбардировке Th, U или Ри ядрами Ne, О или С на ускорителе, а так-*е при облучении Cf потоком нейтронов в ядерном реакторе.
183
Fr, Ga
Франций
1. Fr — франций
Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 223Fr (период полураспада 22 мин). Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н2. Катион Fr+ в водном растворе бесцветен. В литосфере Земли образуется при радиоактивном распаде урана и актиния. Синтезирован бомбардировкой ядер урана протонами или ядер радия нейтронами. Выделены соединения FrClO4 и Fr2[PtCl6] методом со-осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Галлий
1. Ga —галлий
Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, пластичный 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, сильными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см. Ga210, Ga42’3.
1.	2Ga + 6Н2О (гор.) - 2Ga(OH)3i + ЗН2Т
2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2	(350 °C)
2.	2Ga + 6НС1 (разб.) = 2GaCl3 + ЗН2Т
3.	Ga + 6HNO3 (конц.) -U Ga(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6Н2О = 2Na[Ga(OH)4] + ЗН2Т
2Ga + 2(NH3 • Н2О) (конц., хол.) + 6Н2О = 2NH4[Ga(OH)4] + ЗН2Т
5.	2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8Н2О = = 2Na[Ga(OH)4| + ЗН2? + 2NaHCO3
6.	2Ga + О2 = 2GaO?	(сгорание на воздухе)
7.	2Ga	+ ЗС12 = 2GaCl3	(80-200	°C)
8.	2Ga	+ 3S = Ga2S3	(800	°C)
9.	2Ga	+ 3H2S = Ga2S3 +	3H2	(250-350	°C)
10.	2Ga	+ 2NH3 = 2GaN +	3H2	(1050-1200	°C)
11.	4Ga	+ Ga2O3 = 3Ga2O	(500	°C)
12.	2Ga + 4GaCl3 = 3(Ga+)[GaCl4]	(до 150 °C)
184
Ga
2. GaCI3 — хлорид галлия(Ш)
Белый, низкоплавкий, летучий; в газе димеризуется. Неустойчив во влажном воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), этаноле и других органических растворителях. Реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции присоединения. Получение см. Gal2-7, Ga4l>4.
I.	GaCl3 • H2O = Ga(Cl)O + 2HC1	(выше 300 °C)
2.	GaCl3 (разб.) + 6H2O (хол.) = [Ga(H2O)6]3+ + ЗСГ
(pH < 7, см. Ga33).
3.	GaCl3 + 2Н2О (гор.) = ОаС1(ОН)2Ф + 2НС1
GaCl3 + 2Н2О (пар) = GaO(OH) + ЗНС1	(350 °C)
4.	GaCl3 + НС1 (конц.) = H[GaCl4]	(комн., в 6М НС1)
2GaCl3 + 3H2SO4 (конц.) = Ga2(SO4)3 + 6НС1Т	(кип.)
5.	GaCl3 + 3NaOH (разб.) = Са(ОН)3Ф + 3NaCl
GaCl3 + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl
6.	GaCl3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Ga(OH)3i + 3NH4C1
GaCl3 + 4(NH3 • H2O) [конц., хол.[ = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4C1
7.	GaCl3 + 4LiH = Li[GaH4[ + 3LiCli	(до 10 °C, в эфире)
X. 4GaCl3 + 2Ga = 3(Ga+)[GaCl4]	(до 150 °C)
GaCl3 + Ga2O3 = 3Ga(Cl)O	(250 °C)
9. GaCl3 + L = [Ga(L)Cl3]	(komh., L = NH3, PC13, AsCl3)
GaCl3 + PCI5 = (PC14 )[GaCl4]	(300 °C)
Ю. 2GaCl3(p) электР°ли:|> 2Gai (катод) + 3C12T (анод)
H . 2GaCl3(M) «=> GajCl^	(выше 202 °C)
Ga2Cl6(r) + 4Ga(M) 6GaCl(r)	(выше 300 °C)
Ga(NO3)3 — нитрат галлия(Ш)
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо Растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле; нерастворим в ’Фире. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции 1|«нного обмена. Получение см. Gal3.
1 4Ga(NO3)3 = 2Ga2O3 + 12NO2 + 3O2	(110-200 °C)
; Ga(NO3)3 • 9H2O = Ga(NO3)3 + 9H2O	(40-60 °C, вак.)
3 Ga(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [Ga(H2O)6]3+ + 3NO;
[Ga(H2O)6]3+ + H2O ♦=> [Ga(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ (pH < 7) 4 Ga(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)3i + 3NaNO3
Ga(NO3)3 + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaNO3>l
185
Ga
5. Ga(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Ga(OH)3X + 3NH4NO3
Ga(NO3)3 + 4(NH3 • H20) [конц., хол.] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4NO3 6. Ga(NO3)3 + 3HF (разб.) = GaF3i + 3HNO3
Ga(NO3)3 + 6NH4F = (NH4)3[GaF6]>L + 3NH4NO3
7.	Ga(NO3)3 + K3PO4 = GaPOj + 3KNO3
8.	2Ga(NO3)3 + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OH)3>L + 3H2ST + 6NaNO3
9.	Ga(NO3)3 + K4[Fe(CN)6] = KGa[Fe(CN)6]>l + 3KNO3
4. Ga2O3 — оксид галлия(Ш)
Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводник. Не реагирует с водой, органическими растворителями. В прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; переводится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, графитом. Не образуется при сжигании галлия на воздухе. Получение см. Ga3', Ga5‘, Ga66, Ga7‘.
1. Ga2O3 + 6HC1 (конц.) = 2GaCl3 + 3H2O
2. Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4]
Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + H2O	(выше 150 °C)
4Na[Ga(OH)4] (гор.) электролиз> 4Ga (катод) + 3O2T (анод) +
+ 6H2O + 4NaOH
3.	Ga2O3	+ 3H2 = 2Ga + 3H2O	(700 °C)
	Ga2O3	+ ЗС (графит) = 2Ga + 3CO	(850-950 °C)
4.	Ga2O3	+ 3SC12O = 2GaCl3 + 3SO2	(200 °C)
	Ga2O3	+ 6NH4C1 = 2GaCl3 + 6NH3 + 3H2O	(250 °C)
5.	Ga2O3	+ 6NaHSO4 = Ga2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 3H2O	(350-400 °C)
6.	Ga2O3	+ ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2	(900-1000 °C)
7.	Ga2O3	+ 3H2S = Ga2S3 + 3H2O	(600-700 °C)
8.	Ga2O3	+ 2NH3 = 2GaN + 3H2O	(1000-1200 °C)
9.	Ga2O3	+ 4Ga = 3Ga2O	(500 °C)
10.	Ga2O3	+ GaCl3 = 3Ga(Cl)O	(250 °C)
11.	2Ga2O	3 + 6F2 = 4GaF3 + 3O2	(выше 400 °C)
12.	Ga2O3	*—- Ga2O(r) + O2	(выше 1200 °C)
5. Ga(OH)3 — гидроксид галлия(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, осаждается из раствора в слабокислотной и слабощелочной сре-де. Проявляет амфотерные свойства; переводится в раствор кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Получение см. Gal1, Ga25 6, Ga34’5 8, Ga62, Ga74*5.
186
Ga
1.	Ga(OH)3 = GaO(OH) + H2O	(80-400 °C)
2Ga(OH)3 = Ga2O3 + 3H2O	(540-600 °C)
2.	Ga(OH)3(T) + 6H2O <=> [Ga(H2O)6]3++ ЗОН"
Ga(OH)3(T) + 4H2O <=* [Ga(H2O)2(OH)4]~ + H3O+
3.	Ga(OH)3 + 3HC1 (разб.) = GaCl3 + 3H2O
4.	Ga(OH)3 + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4]
Ga(OH)3 + NaOH = NaGaO2 + 2H2O	(выше 150 °C)
5.	Ga(OH)3 + NH3 • H2O (конц., хол.) = NH4[Ga(OH)4]
6.	2Ga(OH)3 + 3H2S = Ga2S3 + 6H2O	(600 °C)
7.	Ga(OH)3 + 3HF (конц.) + 3NH4F (насыщ.) = (NH4)3[GaF6]i + 3H2O
6. Ga2S3 — сульфид галлия(Ш)
Ярко-желтый, плавится без разложения под избыточным давлением пара серы; при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется, не осаждается из раствора. Реагирует с кислотами, щелочами, кислородом. Получение см. Gal819, Ga47, Ga56.
1.	Ga2S3 = Ga2S2 + S	(950-1300 °C)
2.	Ga2S3 + 6H2O = 2Ga(OH)3i + 3H2ST
3.	Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2S?
4.	Ga2S3 + 5NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3NaHS
5.	Ga2S3 + Na2S = 2Na[GaS2[	(700-800 °C)
6.	2Ga2S3 + 9O2 = 2Ga2O3 + 6SO2	(500-750 °C)
7.	Ga2(SO4)3 — сульфат галлия(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте, этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образует двойные соли — квасцы. Получение см. Ga24, Ga45.
•• 2Ga2(SO4)3 = 2Ga2O3 + 6SO2 + 3O2	(520-700 °C)
2	Ga2(SO4)3 • 18H2O = Ga2(SO4)3 + 18H2O	(40-360 °C, вак.)
3	Ga2(SO4)3 (разб.) + 12H2O = 2[Ga(H2O)6[3+ + 3SO7~
(pH < 7, cm. Ga33)
4	Ga2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)3>L + 3Na2SO4
Ga2(SO4)3 + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na2SO4
5	Ga2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [разб.] = 2Ga(OH)3i + 3(NH4)2SO4
Ga2(SO4)3 + 8(NH3 • H2O) [конц., хол.[ =
= 2NH4[Ga(OH)4[ + 3(NH4)2SO4 6- Ga2(SO4)3 + M2SO4 + 24H2O = 2{MGa(SO4)2 • 12H2O}i
(M = K+, Rb+, Cs+, NH4)
187
Gd, Ge
Гадолиний
1. Gd — гадолиний
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Gd3+ бесцветен. Соединения гадолиния по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Gd2O3 кальцием, электролиз раствора GdCl3.
1.	2Gd + 6Н2О (гор.) = 2Gd(OH)3>l + ЗН2?
2.	2Gd + 6НС1 (разб.) = 2GdCl3 + ЗН2Т
3.	Gd + 6HNO3 (конц.) = Gd(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	4Gd + ЗО2 = 2Gd2O3	(300 °C, сгорание на воздухе)
4Gd + 6Н2О + ЗО2 = 4Gd(OH)3
5.	2Gd + ЗС12 = 2GdCl3	(300	°C)
6.	2Gd + 3S = Gd2S3 (желт.)	[500-800	°C|
7.	Gd + 6NO2 = 3NO + Gd(NO3)3	(200	°C)
Германий
1. Ge — германий
Светло-серый, хрупкий, твердый металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, переводится в раствор действием пероксида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. Ge35, Ge5‘, Ge6*, Ge7l0. 1. Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO2? + 4H2O 2. Ge + 4HNO3 (конц.) -U GeO2i + 4NO2T + 2H2O 3. 3Ge + 4HNO3 (конц.) + 12HC1 (конц.) =
. = ЗСеС14(ж)1 + 4NOT + 8H,0
4. Ge + 2NaOH (разб.) + 2H2O2 = Na2GeO3 + 3H2O
Ge + 2NaOH (конц.) + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6]
5. Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4T
(примеси Ge„H2n + 2 при л > • > 6. Ge + O2 = GeO2	(выше 700 °C)
188
Ge
7 Ge + 2F2 = GeF4
Ge + 2E2 = GeE4
S. Ge + 2S = GeS2
Ge + S = GeS
9. Ge + E = GeE
10- Ge + 2HF(x) = GeF2 + H2?
Ge + H2S = GeS + H2 11. 3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6H2 12. Ge + CO2 = GeO + CO 13. 3Ge + 2SO2 = 2GeO2 + GeS2
(100 °C, сгорание во фторе) (150-200 °C; E = Cl;
350 °C; E = Br; 560 °C; Б = I) (600-860 °C)
(выше 1000 °C)
(600-700 °C; E = Se, Те) (200 °C, p)
(600-800 °C) (650-700 °C) (700-900 °C)
(выше 500 °C)
2. GeCI2 — хлорид германия(Н)
Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит в желтый полимер (GeCl2)„, нелетучий, термически неустойчивый. Нерастворим в этаноле, растворим в бензоле, эфире. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см. Ge36, Ge82.
1.	2GeCl2 = GeCl4 + Ge	(75-460 °C)
2.	GeCl2 + 2H2O = Ge(OH)2X + 2HC1
3.	GeCl2 + HCl(r) = GeHCl3(x) (или H[GeCl3])	|40°C]
4.	GeCl2 + 2HNO3 (конц., гор.) = GeO2i + 2NO2T + 2HC1
5.	GeCl2 + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)2>L + 2NaCl
6.	2GeCl2 + O2 - GeO2 + GeCl4	(60-70 °C)
7.	GeCl2 + H2S(r) = GeSi + 2HC1	(в конц. HCI)
8.	GeCl2 + MCI (насыщ.) = M[GeCl3]	(комн., M = Rb, Cs)
3.	GeCI4 — хлорид германия(1У)
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Не смешивается с концентрированной хлороводородной кислотой, смешивается с этанолом, бензолом, эфиром, СС14, ацетоном, жидким диоксидом серы. Гидролизуется. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой (при перемешивании), щелочами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Gel317, Ge21>6, Ge57, Ge73.
1	GeCl4 4-2H2O = GeO2X + 4HC1
2	GeCl4 + 2HC1 (конц.) <=♦ H2[GeCl6]
3	GeCl4 + 4NaOH (разб.) = GeO2i + 4NaCl + 2H2O
7GeCl4 + 31NaOH (разб.) = Na3HGe7O16 • 4H2O>L +
+ 28NaCI + 11H2O
189
Ge
4.	GeCl4 + 2H2S(r) = GeS2X + 4HC1	(в конц. HQ)
GeCl4 + 6NH3 = Ge(NH)2 + 4NH4C1	(выше 300 °C)
5.	GeCl4 + 2H2 = Ge + 4HC1	(700 °C)
6.	GeCl4 + H(PH2O2) + H2O = GeCl2 + H2(PHO3) + 2HC1
(в конц. HC1)
GeCl4 + Ge = 2GeCl2	(300—350 °C, примесь Ge2Cl6)
7.	СеС14(ж) + 2MC1 = M2[GeCl6]	(M = Rb, Cs)
8.	GeCl4 + Li[AlH4] = GeH4T + LiCl + A1C13	(в эфире)
9.	GeCl4 + 4Na(C2H5O) = Ge(C2H5O) + 4NaCll (кип. в эфире) 10. СеС14(ж) + 4AgCN = Ge(CN)4 + 4AgCli
СеС14(ж) + 4T1(CH3COO) = Ge(CH3COO)4 + 4T1C1J-
11. GeCl4 + 4SO3 = Ge(SO4)2 + 2SC12O2	(50 °C)
4. GeF2 — фторид германия(П)
Белый, термически неустойчивый, летучий в вакууме. Растворим в холодной воде в присутствии фтороводородной кислоты. Реагирует с горячей водой, азотной кислотой, щелочами, триоксидом серы. Получение см. Gel10, Ge56.
1.	2GeF2 = GeF4 + Ge	(выше 160 °C)
2.	GeF2 (разб., хол.) + HF <=> GeF+ + HF2
3.	GeF2 + 2H2O (гор.) = Ge(OH)24- + 2HF
4.	GeF2 + 2HNO3 (конц., гор.) = GeO2i + 2NO2T + 2HF?
5.	GeF2 + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)2l + 2NaF
6.	GeF2 + SO3 = Ge(O)F2 + SO2	(100-120 °C)
7.	GeF2 + MF (насыш.) = M[GeF3]
(M = K, Cs; 60 °C, в атмосфере N2) 8. GeF2 + H2O2 (конц.) = GeO2X + 2HF
5. GeF4 — фторид германия(1У)
Бесцветный газ. Гидролизуется. Из плавиковой кислоты кристаллизуется тригидрат. Реагирует со щелочами, восстанавливается германием. Получение см. Gel7, Ge4*, Ge7s.
1.	GeF4 = Ge + 2F2	(выше 1000 °C)
2.	GeF4 • 3H2O = GeO2 + 4HF + H2O	(выше 100 °C)
3.	GeF4 + 2H2O = GeO2X + 4HF
4.	GeF4 + 4NaOH (разб.) - GeO24 + 4NaF + 2H2O
5.	GeF4 + 2MF (конц.) = M2[GeF6]i	(M - K+, Cs+, NHP
190
Ge
6 GeF4 + Ge = 2GeF2	(выше 150 °C)
7. 3GeF4 + 4MC13 = 3GeCl4 + 4MF3 (выше 300 °C; M = Al, Fe)
GeF4 + 2MgCl2 = GeCl4 + 2MgF2	(300 °C)
6.	GenH2n+2 —полигерманы
Германоводороды (л = 1+5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости (л = 2+5). Термически неустойчивые. Нерастворимы в этаноле. Реагируют с водой, кислородом, галогенами, галогеноводорода-ми, щелочными металлами и их гидроксидами. Ниже приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. Получение см. Gel5, Ge37 8 * * *, Ge712.
1. 2.	GeH4 = Ge + 2Н2 GeH4 + 2Н2О (гор.) = GeO2l + 4Н2?	(220-350 °C)
3.	GeH4 + 2О2 = GeO2 + 2Н2О	(выше 200 °C)
4.	GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S	
5.	GeH4 + 4AgNO3 = Ag4GeX + 4HNO3	
6.	GeH4 HC‘<r)> GeH3Cl, GeH2Cl2, GeHCL -H2	(кат. A1C13)
7.	GeH4	GeH3Br, GeH2Br2	(-95 °C)
8.	GeH4 + 2HI = Gel2l + 3H2T	(в жидк. CHC13)
9.	2GeH4 + 2M = 2MGeH3 + H2	(комн., М = К, Rb, Cs)
	GeH4 + MOH = MGeH3 + H2O	(комн.)
Ю. GeH4 + SnCl4(M) = GeH3Cl + SnCl2 + HCI	(komh.)
7  GeO2 — оксид германия(1У)
Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетра-гональная, ^-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные a-модификация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции относятся к ^-модификации. Плохо Реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат лЮеО2 • лН2О, весь-Ма реакционноспособный. Проявляет амфотерные свойства; реагиру-ет с кислотами, щелочами, оксидами щелочных и щелочноземельных металлов. Получение см. Gel2,6, Ge31>3, Ge52-4, Ge91>2,6, Na224.
1 лЮеО2 • лН2О = лЮеО2 + лН2О	(380 °C)
2 GeO2(T) + Н2О <=> H2GeO3(p)
HGeO3 + Н2О <=* HGeO3 + Н3О+
HGeO3 + Н2О <=± GeO|" + Н3О+
191
Ge
3.	GeO2 + 4HC1 (конц.) = GeCl4 + 2H2O	(170-180 °C, p)
GeO2 + 4HCl(r) = GeCl4 + 2H2O	(450-500 °C)
4.	GeO2 + 2NaOH (15-20%-й, гор.) = Na2GeO3 + H2O
GeO2 + 2NaOH (> 20%-й) + 2H2O = Na2[Ge(OH)6|
5.	GeO2 + 4HF (конц.) = GeF4? + 2H2O
6.	GeO2 + 2H2S = GeS2 + 2H2O	(760-800 °C)
7.	GeO2 + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]l + 2HC1 + 2H2O
(M = K, 1/2 Ba)
8.	GeO2 + Na2CO3 = Na2GeO3 + CO2	(1200 °C)
GeO2 M2°’ 10°? °C> M2GeO3, M6Ge2O7, M4GeO4 (M = Li, Na, K) 9. GeO2 + MO = MGeO3	(1200 °C; M = Mg, Ca, Sr, Ba)
10.	GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O	(600-650 °C)
GeO2 + С (кокс) = Ge + CO2 (500—600 °C, в атмосфере H2) 11. GeO2 + H(PH2O2) [конц.] + Н2О = Ge(OH)2X + Н2(РНО3) (100 °C) 12. GeO2 + Na[BH4] + СН3СООН (конц.) + Н2О =
= GeH4? + B(OH)3i + Na(CH3COO)
13.	GeO2 (аморфн.) —► a-GeO2	(350—380 °C, p, в воде)
14.	GeO2 + Ge = 2GeO(r)	(1350-1400 °C)
8. GeS — сульфид германия(И)
Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложения. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реагируете кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфидом аммония. Получение см. Gel8’|0, Ge94-5. 1. GeS(T) + Н2О (Ge2+)? + HS + ОН- (практически не идет) 2. GeS + 2НС1 (конц.) = GeCl2 + H2ST
GeS + 3HCl(r) = GeHCl3 + H2S	(komh.)
3.	GeS + 2HI (конц.) = GeI2>L + H2S? (80 °C, в жидк. CHC13) 4. GeS + 10HNO3 (конц., гор.) = GeO2i + H2SO4 + 10NO2? + 4H2O 5. GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)2l + Na2S	(кип.)
6.	GeS + 2O2 = GeO2 + SO2	(800-1000 °C)
7.	GeS + (NH4)2(S„) = (NH4)2[GeS3] + (n - 2)Sl 9
9. GeS2 — сульфид германия(1У)
Белц|й, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Нерастворим в этаноле. Гидролизуется. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см. Gel8, Ge34, Ge64, Ge76-
192
н
--   —~~~
I.	GeS2 + 2Н2О -U GeO2J. + 2H2S?	(кип.)
2.	GeS2 + 16HNO3 (конц.) = GeO2i + 2H2SO4 + 16NO2? + 6H2O
3.	3GeS2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OH)6] + 2Na2[GeS3]
4.	GeS2 + H2 = GeS + H2S	(350-400 °C)
5.	GeS2 + H(PH2O2) + H2O = GeSl + H2(PHO3) + H2S? (в кони. HC1)
6.	GeS2 + 3O2 = GeO2 + 2SO2	(1000 °C)
7.	GeS2 + Na2S (конц.) = Na2[GeS3]
GeS2 Na2[GeS3], Na6[Ge2S7], Na4[GeS4]	(400 °C)
Водород
1. H2 —диводород
Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп 'Н (протий) с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактивного изотопа 3Н (тритий Т, следы). Неметалл. Бесцветный трудносжижаемый газ. Очень мало растворяется в воде, лучше — в органических растворителях. Хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). He реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель при повышенных температурах, реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомного водорода Н°, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода Н2 или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса. Свойства D2 и Т2 описаны отдельно. Получение см. С1148, Н212-15’17>21, Nal3n, S2613.
I. Н2 «=♦ 2Н°	(2000-3500 °C)
- н2 + F2 = 2HF	(от -250 °C до комн.)
Н2 + С12 = 2НС1	(сжигание, комн. — на свету)
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°,
Н° + С12 = НС1 + С1°
Н2 + Е2 = 2НЕ	(Е = Br, 1; 350-500 °C, кат. Pt)
3 2Н2 + О2 = 2Н2О	(550 °C, сгорание на воздухе)
Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 = ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н° 4 Н2 + S = H2S	(150-200 °C)
ЗН2 + N2 = 2NH3	(500 °C, р, кат. Fe)
5	2Н2 + С (кокс) = СН4	(600 °C, р, кат. Pt)
Н2 + 2С (кокс) = С2Н2	(1500-2000 °C)
193
н
6.	Н2 + 2Na = 2NaH
Н2 + Ca = СаН2
7.	4Н2 + (Fel,Fe2ll)O4 = 3Fe + 4Н2О
Н2 + Cu2O = 2Cu + Н20
ЗН2 + W03 = W + ЗН2О
8.	Н2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4 4H2 + 2Na2SO4 = 2Na2S + 4H2O
9.	3H2 + 2BC13 = 2B + 6HC1
H2 + 2EuCl3 = 2EuC12 + 2HC1
10.	4H2 + CO2 = CH4 + 2H2O
4H2 + CS2 = 2H2S + CH4
11.	H2 + CaC2 = Ca + C2H2
(300 °C) (500-700 °C) (выше 570 °C) (250-400 °C) (700-900 °C) (выше 200 °C) (550—600 °C, кат. Fe2O3) (800-1200 °C)
(270 °C)
(200 °C, кат. Cu2O) (выше 50 °C, кат. Pt/MoS2) (выше 2200 °C)
12.	Н2 + 2С (кокс) + N2 = 2HCN	(выше 1800 °C)
13.	Н2 + ВаН2 = Ва(Н2)2	(до 0 °C, р)
14.	2Н° (Zn, разб. HCI) + KNO3 = KNO2 + Н2О
8Н° (А1, конц. КОН) + KNO3 = NH3? + КОН + 2Н2О (кип.)
15. 2Н° (Zn, разб. HCI) + EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1
2Н° (Al) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Agi + Н2О + NaHS
16. 2Н° (Zn, разб. H2SO4) + C2N2 = 2HCN
2. Н2О — вода
Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая), летучая; твердая вода (лед) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная вода— в основном Н216О с примесями Н2|8О и Н217О, по изотопному составу водорода — в основном *Н2О с примесью HDO. Жидкая вода подвергается автопротолизу (продукты Н3О+ и ОН-); катион оксония Н3О+ — самая сильная кислота и гидро-ксид-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. Неограниченно смешивается с этанолом. Химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических соединений. Для химических целей природ* ную воду обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода). Специальными методами получают сверхчистую водУ-См. также Н13.
1. 2Н2О <=► 2Н2 + О2	(выше 1000 °C)
Н2О —> Н°, Н2, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО2°	(радиолиз)
194
н
2	Н20 + Н20	0Н+ Н30+	(pH 7)
кислота I основание II основание I кислота II
Н2О + НС1О4 = сю; + HjO+, Н2О + HCN CN"+H3O+
I. 4Н2О + NaOH = [Na(H2O)4]+ + ОН"
Н2О + NH3 ч=± NH+ + ОН"
4Н2О + NaC104 = [Na(H2O)4]+ + СЮ;
5. 4Н2О + Zn(CIO4)2 = [Zn(H2O)4p+ + 2сю;
H2O + [Zn(H2O)4]2+ <=> [Zn(H2O)3(OH)]+ + H3O+
7. 4H2O + NaCN = [Na(H2O)4]+ + CN", H2O + CN" <=± HCN + он-
s. 6H2O + A12S3 = 2A1(OH)31 + 3H2S?,
2H2O + SiCl4 = SiO2i + 4HC1
6H2O (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)2i + 2NH3T
2H2O + CaC2 = Ca(OH)2 + C2H2T
9.	H2O + NajO = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OH)2
3H2O + La2O3 = 2La(OH)3
10.	H2O + C12O7 = 2HC1O4, H2O + SO3 = H2SO4,
6H2O + P4Ol0 = 4H3PO4
11.	«H2O + Cl2 = Cl2 • иН2О, Cl2 • лН2О <=± HCI + НСЮ + (л - 1)H2O
12.	2H2O + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2?
13.	2H2O + 2M = 2MOH + H2T	(M = Li, Na, K, Rb, Cs)
2H2O + M = M(OH)2 + H2?	(M = Sa, Sr, Ba, Ra)
14.	4H2O (nap) + 3Fe = (Fe"Fe ’H)O4 + 4H2	(до 570 °C)
15.	6H2O (rap.) + 2NaOH (конц.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2T
16.	2H2O + 2CrSO4 H2T + 2Cr(SO4)OH
17.	H2O + С (кокс) <=± CO + H2 (сингез-газ) (800—1000 °C) H2O + CO <=± CO2 + H2	(выше 230 °C, кат. Fe2O3)
H2O + CH4 CO + 3H2 (синтез-газ)
(750-870 °C, кат. Ni/Al2O3)
'8- H2O + F2 = 2HF + О0	(комн., примесь O3)
H2O + O° = H2O2, H2O + O3 = H2O2 + O2 (УФ-облучение)
19	- 2H2O (гор.) + 2XeF2 -U O2T + 2Xe? + 4HF
20	2H2O + 2Co2(SO4)3 = 4CoSO4 + O2? + 2H2SO4
2H2O + 4KMnO4 -U 4MnO2i + 3O2T + 4KOH
195
He, Hf
21	. 2H2O злектР°ли?» 2H2T (катод) + O2? (анод)
В нейтральном растворе (электролит Na2SO4):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н2Т + 2ОН“
(на аноде) 2Н2О — 4е~ = О2Т + 4Н+ (точнее, Н3О+)
(в растворе) ОН- + Н+ = Н2О
В кислом растворе (электролит N2SO4):
(на катоде) 2Н+ (точнее, Н3О+) + 2ег = Н2Т
(на аноде) 2Н2О - 4е~ = О2Т + 4Н+ (точнее, Н3О+)
В щелочном растворе (электролит КОН):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н2Т + 2ОН"
(на аноде) 4ОН-— 4е~ = О2Т + 2Н2О
Гелий
1. Не — гелий
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжи-жаемый, затвердевает только под избыточным давлением. В природе находится в виде изотопа 4Не (с примесью изотопа 3Не). Содержание Не в воздухе 5 • Ю-4% (об.). Обладает сильной способностью проникать через стекло и металлическую фольгу. Плохо растворяется в воде, лучше — в бензоле, этаноле, толуоле. Химически инертный; не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными); не образует (в отличие от других благородных газов) клатратов с водой и органическими растворителями. Возникает при радиоактивном распаде нуклида 238U. Получают из природных гелионосных горючих газов (фракционная дистилляция при глубоком охлаждении).
Гафний
1. Hf — 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 реагирует с водой, этанолом, хлороводородной кислотой, щелочами (даже в расплаве), гидратом аммиака. Переводится в раствор концентрированными серной и фтороводородной кислотами, «царской водкой». Окисляется кислородом при высокой температуре (медленнее, чем цирконий), реагирует с галогенами, серой, азотом. Получение см. Hf26, Hf55 7, Hfb1.
196
Hf
I Hf + 2H2O (nap) = HfO2 + 2H2	(300 °C, примесь HfH2)
2. Hf + 4H2SO4 (конц.) = H2[Hf(SO4)2O] + 2SO2? + 3H2O
J. 3Hf + 6HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) =
= [Hf3Cl3(OH)6]Cl3 + 4NO? + 2H2O
4.	Hf + 4HF (конц.) + H2O = H2[HfOF4| + 2H2?
100-350 °C
5.	Hf + H2 <-.........->. HfH2 (cep.)
выше 400 °C
6.	Hf+O2 = HfO2
7.	Hf (порошок) + 2E2 = HfE4
8.	Hf + 2Br2 = HfBr4 (бел.)
Hf + 3HfBr4 = 4HfBr3 (сине-черн.)
9.	Hf + 2I2 = Hfl4
S.600-650°C	ОЛ, .	. !
10.	Hf -------------► HfS3 (оранж.) -
11.	2Hf+ N2 = 2HfN (кор.)
(700 °C)
(200-400 °C; E = F, Cl)
(320-350 °C) (500 °C, p)
(300-500 °C, p)
HfS2 (кор.)
(700-800 °C)
P. 600-650 °C,p	.	. 820-850 °C, вак. .	.
12.	Hf------------HfP2 (cep.)-------—-----► HfP (черн.)
13.	Hf + С (графит) = HfC	(1800-2000 °C)
14.	2Hf (порошок)+ 6Hf(r) 2HfF3 (cep.) + 3H2	(250-300 °C)
15.	Hf + 2PbE2 = 2Pb + HfE4	(420 °C; E = Cl, Br)
16.	Hf + CO2 = HfC + HfO2	(800-1000 °C)
2. HfCI4 — хлорид гафния(1У)
Белый, весьма летучий, плавится под избыточным давлением. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Нерастворим в неполярных органических растворителях. Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами, гафнием. Образует хлорокомплексы. Получение см. НП7-15, Н131, Hf72 * * * 6.
1 НГС,4	нгс,2> HfCI	(выше 1700 °C)
2 НГС14 (разб.) + Н2О (хол.) = HfCl2O(p) + 2НС1
2HfCl4 + 8Н2О (гор.) = Hf2CI2O3 • 5Н2О + 6НС1
3 3HfCl4 + 6Н2О = [Hf3Cl3(OH)6]Cl3 + 6НС1 (вконц. НС1)
4 HfCl4 + 4NaOH (разб.) = HfO(OH)2i + 4NaCl + Н2О
HfCl4 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = HfO(OH)2i + 4NH4C1 + H2O
5 HfCl4 + O2 = НЮ2 + 2C12	(500 °C)
2HfCl4 + N2 + 4H2 = 2HfN + 8HC1	(2000-2400 °C)
197
Hf
HfCl4 + 4Na = Hf + 4NaCl HfCl4 + 2Mg = Hf + 2MgCl2 3HfCl4 + Al = 3HfCl3 + A1C13 3HfCL + Hf = 3HfCl, (зел.)
4 Mf ISO °C J
HfCl4 - HfCl2 (черн.)
(450-500 °C, вак.) (650-700 °C) (300 °C, в расплаве А1С13) [500 °C, р] Hf, 625-800 °C	. F|
-----------► HfCl (черн.)
9.	HfCl4 + 4HF(X) = HfF4 + 4HC1
3HfCl4 + 4BBr3 = 3HfBr4 + 4BC13	(90-110 °C)
3HfCl4 + 4A113 = 3Hfl4 + 4A1C13	(175-225 °C)
10.	HfCl4 + 4N2O5 = Hf(NO3)4l + 4(NO2)C1 (komh., в жидк. CC14)
11.	HfCl4 + C12O = HfCl201 + 2C12	(komh., в жидк. CCI4)
12.	HfCl4 + 2KC1 = K2[HfCl6]	(500 °C, p)
HfCl4 + 6KNCS = K2[Hf(NCS)6] + 4KC11
(комн., в ацетонитриле)
13. 2HfCl4 + H2O + 4CH3CN(X) = HfCl2O • HfCl4 • 4CH3CNi + 2HC1
(кип.)
14. 2НГС14(ж) <=► HfCl3 + [HfCl5]" <=► HfCl2+ + [HfCl6]2"
3.	HfCI2O — оксид-дихлорид гафния
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, хуже — в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат Н(С12О • 8Н2О имеет строение [Hf4(H2O)16(OH)8]Cl8 • 12Н2О. Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Hf22> **, Hf83.
1.	2Н(С12О = Н(С14 + НЮ2	(выше 300 °C)
2.	HfCl2O • 8Н2О = HfCl2O + 8Н2О	(выше 65 °C)
3.	4НГС12О (разб.) + 20Н2О (хол.) = [Hf4(H2O)16(OH)8]8+ + 8С1"
2НГС12О + 6Н2О (гор.) = Hf2Cl2O3 • 5Н2ОХ + 2HCI
4.	HfCl2O + Н2О (пар) = НЮ2 + 2НС1	(выше 300 °C)
5.	ЗНГС12О + ЗН2О = [Hf3Cl3(OH)6]Cl3	(в конц. НС1)
HfCl2O + 2H2SO4 (60%-я) = Hf(SO4)2l + 2НС1 + Н2О
6.	HfCl2O + 2NaOH (разб.) = НЮ(ОН)21 + 2NaCl
HfCl2O + 2(NH3 • H2O) (конц.) = HfO(OH)2i + 2NH4C1
7.	HfCl2O + Na2S + 2H2O = НЮ(ОН)21 + H2ST + 2NaCl HfCl2O + Na2CO3 + H2O = HfO(OH)2i + CO2T + 2NaCl
8.	HfCl2O + 2H3PO4 (разб.) = Hf(HPO4)2 • H2Oi + 2HC1 + H2O
(коми)
HfCl2O + 4KIO3 + 2HNO3 (конц.) = Hf(IO3)4i + 2KC1 +
+ 2KNO3 + 2H2O
198
Hf
9.	НГС120 + 4KF (конц.) + 2HF (разб.) = K2[HfF6]l + 2КС1 + Н2О 10. HfCl2O + 3Na2C2O4(T) + Н2С2О4 (конц.) =
= Na4[Hf(C2O4)4] + 2NaCl + Н2О
4.	HfF4 — фторид гафния(1У)
Белый, при нагревании возгоняется, гигроскопичен (в меньшей степени, чем Н(С14). Не растворяется в холодной воде. Кристаллогидрат HfF4 • ЗН2О имеет строение [Hf2(H2O)6F6]F2. Разлагается горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фторокомплексы. Получение см. Hfl7, Hf29, Hf76.
1.	HfF4 • ЗН2О = HfF4 + ЗН2О	(80-100 °C, вак.)
2.	HfF4 + ЗН2О = HfOF2 • 2H20i + 2HF	(выше 70 °C)
3.	HfF4 + 2H2SO4 (конц., гор.) + Н2О = H2[Hf(SO4)2O] + 4HFT
4.	HfF4 + H2O = H2[HfOF4]	(в конц. HF)
5.	HfF4 + 3MF (конц.) = M3[HfOF7]	(M = Na+, NH4)
240 °C	350 °C
(NH4)3[HfF7]	(NH4)2[HfF6]
—ГчПдГ	—ГчПдГ
-----► HfF<
6.	HfF4 + 4LiF = Li4[HfF8]	(900 °C)
HfF4 + 2MF = M2[HfF6]	(700-900 °C; M = K, Rb, Cs)
5.	[HfFe],K2 — гексафторогафнат(1У) калия
Белый, разлагается при нагревании. Малорастворим в холодной воде, в растворе состав аниона меняется. Не образует кристаллогидратов. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Разлагается горячей водой, щелочами. Реагирует с металлами при прокаливании. Получение см. Hf39, Hf46, Hf74, Hf87.
I 2K2[HfF6] «=± K3[HfF7] + K[HfF6]	(выше 600 °C)
2 KJHfFJ (разб.) + 12H2O (хол.) = 2[K(H2O)6]+ + [HfF6]2-
|H(F6|2- + 2H2O <=► [Hf(OH)F6]3" + H3O+	(pH < 7)
3 K2[HfF6] + H2O (гор.) = K2[Hf(O)F4] + 2HF
4 K2[HfF6] + 2KOH (конц.) + H2O (гор.) = Hf(O)F2 • 2H2O1 + 4KF
5 K2[HfF6] + 4Na = Hf + 2KF + 4NaF	(1200 °C)
3K2[H1F6] + 4A1 = 3Hf + 6KF + 4A1F3	(1100-1200 °C)
6 K2[HfF6] + KF (конц.) = K3[HfF7]
7- K2[HfF6) + 4КС1(Ж)	Hfl (катод) + 2C12? (анод) + 6KF
199
Hf
6.	Hfl4 — иодид гафния(1У)
Желто-оранжевый (крупные кристаллы — коричневые), при нагревании летуч, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в этаноле, нерастворим в СС14. Гидролизуется, реагирует с кислотами, щелочами, аммиаком при высокой температуре. Восстанавливается алюминием, гафнием. Получение см. НП9, Hf29.
1.	НП4 = Hf + 2I2	(1100 °C)
2.	Hfl4 + H2O = НП2О1 + 2HI
3.	НП4 + 4H2SO4 (конц.) = H2[Hf(SO4)2O] + 2I2i + 2SO2? + 3H2O
4.	Hfl4 + 4NaOH (разб.) = HfD(OH)2i + 4Nal + H2O
5.	2HfI4 + 2NH3 = 2HfN + 3H2 + 4I2	(900-1000 °C)
6.	3Hfl4 + Al = 3HfT3 + All3	(310 °C, в расплаве АП,)
7.	ЗНП4 + Hf = 4НП3 (зел.)	(500-550 °C)
2НП3 + 2Н2О = Н2? + 2НП2О1 + 2HI
8.	2НП4 + 6N2O4 = 2Hf(NO3)2O (бел.)1 + 8NO? + 412 + О2Т
(комн., в жидк. СС14)
7.	HfO2 — оксид гафния(1У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается желтый гидрат Н2О2 • лН2О, при нагревании переходит в НЮ(ОН)2. Химически стойкий, особенно в прокаленном виде. Не реагирует с хлороводородной и азотной кислотами, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной серной кислотой, переводится в раствор действием концентрированной фтороводородной кислоты. При высокой температуре га-логенируется, реагирует с гидроксидами типичных металлов. Восстанавливается углеродом. Получение см. Hfl1-6, Hf3’-4, Hf8’, Hf?1.
1.	НЮ2 • лН2О = НЮ(ОН)2 + (л - 1)Н2О	(140-200 °C)
2.	НЮ2(Т) + 2Н2О «=► Hfv + 4ОН"
3.	НГО2 + 2H2SO4 (60%-я) Hf(SO4)2i + 2Н2О
4.	НЮ2 + 4HF (конц.) = H2[HfUF4] + Н2О
НЮ2 + 4HF (конц.) = 2KF (конц.) = K2(H1F6] + 2Н2О
5.	НЮ2 + 3(NH4)2SO4 = (NH4)3[Hf(H2O) (SO4)3OH] + 3NH3
(450 °O
НЮ2 + 4NH4(NF2) = (NH4)3(HfF7] + NH4F + 2H2O (100-200 °C) 6. H1O2 + С (графит) + 2E2 = HfE4 + CO2
(выше 500 °C; E = Cl, Br)
HK)2 + 4HF = HfF4 + 2H2O	(550-550 °C)
7. НЮ2 + 2MOH = M2HK)3 + H2O (1000-1100 °C; M = Na, K)
НЮ2 + M2CO3 = М2НЮ3 + CO2	(800-1000 °C)
200
Hf
s. НЮ2 + МО = (MHf)O3	(1800-2200 °C; M = Ca, Sr, Ва)
9. НЮ2 + ЗС (графит) = HfC + 2СО	(1800-2000 °C)
8. HfO(OH)2 — дигидроксид-оксид гафния
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается желтый гидрат HfO2 • лН2О, при нагревании переходит в НЮ(ОН)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами. Получение см. Hf24, Н136-7, Hf64, Hf7‘, Н(95’6.
I.	НЮ(ОН)2 = НЮ2 + Н2О	(600-1000 °C)
2.	НЮ(ОН)2(Т) + Н2О «=► Hflv + 4ОН“
3.	НЮ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = HfCl2O(p) + 2Н2О
ЗНЮ(ОН)2 + 6НС1 (конц.) = [Hf3Cl3(OH)6JCl3 + ЗН2О
4.	HfO(OH)2 + 2H2SO4 (60%-я) = Hf(SO4)2X + ЗН2О
НГО(ОН)2 + 2HNO3 (разб.) = Hf(NO3)2O(p) + 2Н2О
5.	HfO(OH)2 + NaOH (30%-й) + 4Н2О «=* Na[Hf(H2O)3(OH)5] НГО(ОН)2 + 2NaOH (40%-й) + Н2О <=± Na2[Hf(OH)6]
6.	НЮ(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[Hf(O)F4] + 2Н2О
7.	НЮ(ОН)2 + 4K(HF2) (конц.) = K2[HfF6]X + 2KF + ЗН2О
(0-5 °C)
9. Hf(SO4)2 — сульфат гафния(Ш)
Белый, гигроскопичный, разлагается при прокаливании. Хорошо растворяется в холодной воде, плохо — в 60%-й серной кислоте. Тетрагидрат имеет строение [Hf(H2O)4(SO4)2J. В 80—96%-й серной кисло-1 е выпадает осадок состава Hf(SO4)2 • H2SO4 • лН2О (л = 1,2). Реагирует с горячей водой, щелочами, солями щелочных металлов. Получение см. Н(35, Н173, Hf84.
I Hf(SO4)2 = НГО2 + SO3	(500-800 °C)
2. Hf(SO4)2 • 4Н2О = Hf(SO4)2 + 4Н2О	(100-300 °C)
з. Hf(SO4)2 (насыщ.) + 2Н2О = HfSO4(OH)2X + H2SO4 (выше 60 °C) 4. Hf(SO4)2 (конц.) + Н2О = H2[Hf(SO4)2O] (в 30%-й H2SO4) H2|Hf(SO4)2OJ (разб.) + 5Н2О = [Hf(H2O)2(SO4)2(OH)2p- + 2Н3О+ H2[Hf(SO4)2O] = Hf(SO4)2i + Н2О	(в 60%-й H2SO4)
5 Hf(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = НЮ(ОН)2Х + 2Na2SO4 + Н2О 6 Hf(SO4)2 + 2Na2CO3 + Н2О = HfO(OH)2i + 2СО2Т + 2Na2SO4 7 Hf(SO4)2 + K2SO4 + 4H2O = K2[Hf(H2O)2(SO4)3] • 2H2O4-
(0 °C, в разб. H2SO4)
201
Hfl
1. Hg —ртуть
Серебристо-белый металл, жидкий при комнатной температуре; в твердом состоянии ковкий. Не окисляется в сухом воздухе, покрывается серой оксидной пленкой во влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор иодоводородной кислотой за счет комплексообразования. Слабый восстановитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, халькогенами. Со многими металлами (Na, К, Са, Ba, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Pb и др.) образует амальгамы (жидкие или твердые) — интерметаллические соединения или сплавы. В природе встречается в самородном виде. Получение см. Hg4', Hg513, Hg6*-3'6, Hgl2‘, Hgl310, Hgl4>, Hgl56-7. 1.
2Hg + 2H2SO4 (конц., гор.) = Hg2SO4i + SO2T + 2H2O
(примесь HgSO4)
Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2T + H2O
(кип. в присутствии HNO3)
6Hg + 8HNO3 (разб., хол.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NOT + 4H2O
Hg + 4HNO3 (конц., гор.) = Hg(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O 3Hg + 2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 3HgCl2 + 2NOT + 4H2O
2.
3.
	(50-70 °C)
4. 2Hg + 4HC1 (разб.) + O2 = 2HgCl2 + 2H2O 5. Hg + 4HI (конц.) = H2[HgI4] + H2T	
6. 2Hg + O2 = 2HgO	(250-350 °C)
7. Hg + Cl2 = HgCl2 Hg + HgCl2 = Hg2Cl2	(70-120 °C) (250-300 °C)
8. Hg + Br2 (насыш.) = HgBr2J-Hg + HgBr2 = Hg2Br2	(коми.) (250-300 °C)
9. 3Hg + 2I2 = Hgl2 + Hg2I2X	(в этаноле)
10.	Hg + S = HgS Hg + E = HgE	(550- 11.	2Hg + 4N2O4(m) = 2Hg(NO3)2 + 4NO 12.	Hg + K2(S5) (конц., гор.) = HgSX + K2(S4	(выше 130 °C) -600 °C; E = Se, Те)
13. Hg + HgSO4 + 2NaCl = Hg2Cl2 + Na2SO4	(250-300 °C)
14. Hg	(Hg3+)[AsF6]2, (Hg4+ )[AsF6]2	(в жидк. SO2)
15. 2Hg + HgCl2 + 2A1C13 = (Hgf)[A1C14]2 202	(195-240 °O
Hfl
2. HgBr2 — бромид ртути(Н)
Белый, в жидком состоянии — желтый. Малорастворим в воде, не образует кристаллогидратов. Хорошо растворяется в этаноле, эфире, ацетоне, бензоле. Реагирует с серной кислотой, щелочами. В жидком состоянии — растворитель для многих неорганических солей. Получение см. Hgl8, Hgl25.
1.	HgBr2(T) + 2H2SO4 (конц., гор.) = HgSO4 + Вг2? + SO2? + 2Н2О
2.	2HgBr2 + ЗНВг (конц.) = H[HgBr3] + H2[HgBr4]
3.	HgBr2 + 2NaOH (конц.) = HgOJ. + 2NaBr + H2O
4.	2HgBr2 + 3(NH3 • H2O) (гор.) = Hg2(NH)Br2 (желт.)Х +
+ 2NH4Br + 3H2O (в конц. NH4Br)
2HgBr2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N) Br • H2Oi + 3NH4Br + 3H2O
(комн.)
5.	HgBr2 + F2 = HgF2 + BrF3	(100-150 °C)
6.	HgBr2 + Hg = Hg2Br2	(250-300 °C)
7.	HgBr2 + H2S (насыщ.) = HgSX + 2HBr
8.	HgBr2(x) + 2NaBr = Na2[HgBr4]
9.	2HgBr2(M) <=► HgBr+ + [HgBr3]"
3. Hg2Br2 — бромид диртути(2+)
Белый с желтым оттенком, возгоняется при нагревании. Чувствителен к свету. Нерастворим в воде (не образует кристаллогидратов), этаноле, ацетоне. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с серной и азотной кислотами, бромидом калия в растворе. Получение см. Hgl8, Hg26, Hgl312.
• • Hg2Br2 —HgBr2 + Hg (на свету)
2.	Hg2Br2(T) + 2H2O «=► [Hg2(H2O)2]2+ + 2Br"
3.	Hg2Br2 + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2HgSO4X + 2Br2? + SO2T + 4H2O 4 Hg2Br2 + 6HNO3 (конц.) = 2Hg(NO3)2 + 2HBr? + 2NO2? + 2H2O 5. Hg2Br2 + 2KBr (конц.) = K2[HgBr4] + Hg(x)i
4-	Hg(CN)2 — цианид ртути(П)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворяется в холодной воде (почти не диссоциирует), нерастворим в этаноле. Не реагирует со щелочами в разбавленном растворе, гидратом аммиака. Реагирует с горячей водой, кислотами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Hg5n, Hgl67.
203
Hg
1.	Hg(CN)2 = Hg + C2N2	(выше 320 °C)
2.	Hg(CN)2(p) HgCN+ + CN“	(практически не идет)
3.	2Hg(CN)2 + H2O (гор.) = 2HCN + Hg(CN)2 • HgO (бел.)Х 4. Hg(CN)2 + 2HC1 (конц.) = HgCl2 + 2HCNT
5.	Hg(CN)2 + HgCl2 = Hg2Cl2 + C2N2	(70-120 °C)
6.	Hg(CN)2 + H2S » HgSX + 2HCN
7.	Hg(CN)2 + 2KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4]
5. HgCI2 — хлорид ртути(П)
Сулема. Белый, низкоплавкий, низкокипяший, летуч с водяным паром. Умеренно растворяется в воде, диссоциирует в незначительной степени. Кристаллогидратов не образует. Хорошо растворим в этаноле, эфире, ацетоне, бензоле. Не реагирует с концентрированной серной кислотой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Hgl3, Hg613 4, Hgl25, Hgl43-6.
1. 4HgCl2(T) + 2H2O (влага) —*->• 2Hg2Cl2 + 4HC1 + O2 (на свету) 2. HgCl2 (разб.) + лН2О <=> [Hg(H2O)„CI]+ + СГ
[Hg(H2O)„CI]++ H2O <=* |Hg(H2O)„_,a(OH)l + H3O+ (РН<7) 3. 2HgCl2 + 3HCI (конц.) = H[HgCl3] + H2[HgCl4]
4. HgCl2 + 2NaOH (разб.) = HgOi + 2NaCI + H2O
5. HgCl2 + 2(NH3 • H2O) = Hg(NH2)ClX + NH4C1 + 2H2O (komh.) 6. 2HgCl2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)Cl • H2Oi + 3NH4C1 + 3H2O
(кип.)
2HgCl2 + 4NH3(r) + H2O = (Hg2N)Cl • H2Oi + 3NH4C1
(кип. в конц. NaOH)
7.	HgCl2 + 2NH3(X) = [Hg(NH3)2Cl2]	(-40 °C)
HgCl2 + 2NH3(r) = |Hg(NH3)2Cl2]	(комн., в конц. NH4C1)
8.	HgCI2 + F2 = HgF2 + Cl2	(400-450 °C)
9.	HgCl2 (насыш.) + 2KI (разб.) = HgI2X + 2KC1
HgCl2 (насыщ.) + 4KI (конц.) = K2(HgI4] + 2KC1
10.	HgCl2 (разб.) + H2S (насыщ.) = HgSi + 2 HCI
HgCl2 (насыщ.) + 2HgS = HgCl2 • 2HgSJ.
11.	HgCl2 + 2HCN(p) = Hg(CN)2 + 2HC1
HgCl2 + 4KCN (конц.) = K2|Hg(CN)4] + 2KC1
12.	2HgCl2 + 2H2O + SO2 = HgCl2i + 2HC1 + H2SO4
2HgCl2 + (NH4)2C2O4 = 2NH2C1 + Hg2Cl2i + 2CO2? (на свету)
204
Hg
HgCI2 + 2AgNO2 (насыщ.) = 2AgCll + Hg(NO2)2
HgCl2 + Na2SO3S (конц.) + 2(NH3 • H2O) =
= HgSX + Na2SO4 + 2NH4C1 + H2O
13.	2HgCl2 + HfSnCl3| (разб.) + HC1 (конц.) = Hg2Cl2l + H2[SnCl6]
HgCl2 + H[SnCl3] (конц.) + HC1 (конц.) = Hg(M)i + HJSnCl6]
14. HgCI2(x) + 2NaCl = Na2[HgCl4] HgCl2 + 2Hg + 2A1C13 = (Hg3+)[A1C14]2	(195-240 °C)
15. HgCl2'+ Hg = Hg2Cl2 2HgCl2 (насыщ.) + HgO = 2HgCl2 • HgO-t	(250-300 °C)
HgCl2 + Hg(CN)2 = Hg2Cl2 + C2N2	(70-120 °C)
HgCl2 + 2HgS = Hg2Cl2 + Hg(S2)	(250-300 °C)
16. 2HgCl2(x) <=> HgCl+ + |HgCl3P
6. Hg2CI2 — хлорид диртути(2+)
Каломель. Белый, легколетучий. Чувствителен к свету (темнеет). Не растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Нерастворим в л аноле, эфире, растворим в бензоле, пиридине. Разлагается разбавленными кислотами. Не реагирует со щелочами. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами. Реагирует с гидратом аммиака. Получение см. Hgl7-|3, Hg5*-,2-,3-|5, Hgl3s-12.
I.	Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg	(400 °C)
2.	Hg2CI2(T) + 2H2O <=► [Hg2(H2O)2]2+ + 2C1-
3	Hg2CI2 -U HgCl2 + Hg(J)Oi	(в разб. HC1, NH4C1)
4.	Hg2Cl2 + 2H2SO4 (конц., гор.) = HgCl2 + HgSO4l + SO2T + 2H2O
Hg2Cl2 + 4HNO3 (конц., гор.) = HgCl2 + Hg(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O s Hg2Cl2 + 2(NH3 • H2O) = Hg(NH2)CU + Hg^l + NH4C1 + 2H2O
черный
6	Hg2CI2 + H[SnCl3] + HC1 (конц.) = 2Hg(x)i + H2[SnCl6]
' Hg2CI2(T) <=t Hg2Cl2(r) <=► 2HgCl(r)	(383,2 °C)
7. HgF2 — фторид ртути(П)
Белый, температура плавления почти совпадает с тройной точкой,
термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Реагирует с воюй, устойчив в растворе только в присутствии азотной кислоты. Из
ютавиковой кислоты кристаллизуется дигидрат. Реагирует с серной
кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Hg25, Hg58,
Hg88-9 * *, Hgl47.
205
Ня
1.	4HgF2 + 2Н2О (хол.) -U 2Hg2F2X + 4HF + О2Т (на свету)
2.	HgF2 (разб.) = HgF+ + F-	(в разб. HNO3)
HgF+ <=* Hg2+ + F“
3.	HgF2 + H2SO4 (конц.) = HgSO4i + 2HF?
4.	HgF2 + 2NaOH (разб.) = HgOi + 2NaF + H2O
5.	HgF2 + 2(NH3 • H2O) = Hg(NH2)Fi + NH4F + 2H2O (komh.) 2HgF2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)F • H2OX + 3NH4F + 3H2O (кип.)
8- Hg2F2 — фторид диртути(2+)
Желтоватый, плавится без разложения. Темнеет на свету. Малорастворим в воде (но несколько лучше, чем Hg2Cl2), разлагается в горячей воде. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Hg7', Hgl312’15.
I.	Hg2F2 -*->• HgF2 + Hg	(на свету)
2.	Hg2F2(T) + 2Н2О <=> [Hg2(H2O)2]2+ + 2F-
3.	Hg2F2 + H2O (гор.) = HgO + Hg(3K)i + 2HFT
4.	Hg2F2 + 2HC1 (разб.) = HgCl2 + Hg(x)X + 2HFT
5.	Hg2F2 + 3H2SO4 (конц.) = 2HgSO4 + SO2T + 2HF? + 2H2O
6.	Hg2F2 + 2NaOH (конц.) = HgOi + Hg()K)l + 2NaF + H2O
7.	Hg2F2 + 2(NH3 • H2O) = [Hg(NH2)F]J. + Hg(x)i + NH4F + 2H2O
8.	Hg2F2 + Cl2 = HgF2 + HgCl2	(275 °C)
9.	Hg2F2 + 2(NO)F = 2HgF2 + 2NO	(200 °C)
9.	Hgl2 — иодид ртути(П)
Красный (устойчивая a-модификация) и желтый (неустойчивая ^-модификация). Низкоплавкий. На свету желтая модификация постепенно переходит в красную. Не растворяется в воде, лучше растворим в этаноле, эфире, метаноле, хлороформе, глицерине, ацетоне, сероуглероде. Реагирует с концентрированной серной кислотой, гидратом аммиака. Не реагирует со щелочами. Получение см. Hgl9, Hg5’, Hg 101. 1. Hgl2 + 2H2SO4 (конц.) = HgSOj + I2i + SO2T + 2H2O
(примеси H2S, S)
2. 2HgI2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)U (кор.) + 3NH4I + 4H2O (кип.) 3. 2HgI2 + 3HI (конц.) = H[HgI3] + H2[HgI4]
4.	Hgl2 + 2KI (конц.) = K2[HgI4]
Hgl2 + 2KI (влажн.) = K2[HgI4]i	(34-56 °C, в ацетоне)
Hgl2 + KI + H2O (влага) = K[HgI3] • H2O	(30-50 °C)
5.	Hgl2 + 2MI » M2[HgI4]	(300 °C; M = Cu+, Ag+)
6.	3HgI2 + 2KNH2 + 2NH3(M) = Hg3N2 + 2K1 + 4NH4I (-40 °C) 7. 2HgI2(M) <=> Hgl+ + lHg!3r
206
Hfl
1 о. Hg2l2 — ИОДИД диртути(2+)
Желтый, летучий, низкоплавкий; в жидком состоянии — черный. Очень чувствителен к свету. Термически неустойчивый. Не растворяется в воде, этаноле, эфире. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах, реагирует с иодидом калия в водном растворе. Получение см. Hgl9, Hgl312.
1.	Hg2I2 = Hgl2 + Hg	(на свету)
2.	Hg2I2(; + 2H2O <=* (Hg2(H2O)2]2+ + 2Г
3.	Hg2l2 + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2HgSO4l + I2I + 2SO2T + 4H2O
4.	Hg2I2 + 6HNO3 (конц.) = 2Hg(NO3)2 + 2H1 + 2NO2T + 2H2O
5.	Hg2I2 + 2KI (конц.) = K2|Hgl4] + Hg(x)X
11 * [H9I4LK2 — тетраиодомеркурат(П) калия
Светло-желтый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при сильном разбавлении раствора разлагается с образованием осадка. Не реагируете разбавленными щелочами. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами, реагирует с гидратом аммиака. Получение см. Hg59, Hg94.
I.	K2[HgI4] = 2KI + Hgl2	(400°C)
2.	K2[HgI4] • 2H2O = K2[Hgl4] + 2H2O	(100 °C, вак.)
3-	K2[HgI4](p) = Hgl2X + 2KI	(разбавление водой)
4.	K2[HgI4] + 4H2SO4 (конц.) = HgSO4l + 212X + 2SO2 + 4H2O + K2SO4 5. K2[HgI4] + 2KOH (конц., гор.) = HgOi + 4KI + H2O
6.	2K2|Hgl4] + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)I • H2(U + 4KI + 3NH4I + 3H2O 7. K2[HgI4] + 2CuSO4 + 2H2O + SO2 = Cu2[Hg"I4]i + K2SO4 + 2H2SO4
12. Hg(NO3)2 — нитрат ртути(П)
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Гидролизуется с образованием осадка оксида (растворяется в присутствии азотной кислоты). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, ртутью, этанолом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Hgl2> n, Hgl44.
1 2Hg(NO3)2 = 2HgO + 4NO2 + O2	(до 360 °C)
Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2	(выше 400 °C)
2- Hg(NO3)2 • 0,5H2O = Hg(NO3)2 + 0,5H2O
(20—30 °C, вак., над конц. H2SO4) 3. Hg(NO3)2 (конц.) + H2O = HgOX + 2HNO3 (разбавление) 4- Hg(NO3)2 (разб.) = Hg2* + 2NO;	(в разб. HNO3)
207
Hfl
5.	Hg(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = HgCl2 + 2HNO3
Hg(NO3)2 (конц.) + 2NaBr (конц.) = HgBr2X + 2NaNO3
(в разб. HNO3)
6.	Hg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = HgOl + 2NaNO3 + H2O 2Hg(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)NO3 • Н2ОХ (т.-желт.) +
+ 3NH4NO3 + 3H2O (кип.)
7.	Hg(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgSJ. + 2HNO3
8.	3Hg(NO3)2 + 2Na2HEO4 = Hg3(EO4)2l + 4NaNO3 + 2HNO3
(E = P, As)
9.	Hg(NO3)2 + 2NaEO3 (конц.) = Hg(EO3)2 + 2NaNO3 (E = Br, I) 2Hg(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2HgCrO4i + 2KNO3 + 2HNO3
10.	Hg(NO3j2 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + 2KNO3 Hg(NO3)2 + 4KCN (конц.) = K2(Hg(CN)4] + 2KNO3
11.	Hg(NO3)2 + 2KNCS (разб.) = Hg(—SCN)2X + 2KNO3 2Hg(—SCN)2 = 2HgS + CS2 + C3N4	(150 °C)
12.	Hg(NO3)2 + 4KNCS (конц.) = K2[Hg(—SCN)4J + 2KNO3 Hg(NO3)2(T) + 4HNCS = H2[Hg(—SCN)4U (желт.) + 2HNO3 Hg(NO3)2 + 4K.NCS (конц.) + M(NO3)2 =
= M[Hg(—SCN)4]+ + 4KNO3 (M = Zn, Cd)
13.	Hg(NO3)2 + Na2SO3 (разб.) = HgSO3i + 2NaNO3
Hg(NO3)2 + 2Na2SO3 (конц.) = Na2[Hg(—SO3)2J + 2NaNO3
14.	Hg(NO3)2 + 3C2H5OH = Hg(CNO)2i + 2CH3C(H)O + 5H2O
(в разб. HNO3)
15.	Hg(NO3)2 + Hg(M) <=* Hg2(NO3)2	(в разб. HNO3)
Hg(NO3)2 + Hg = 2HgO + 2NO2	(300 °C)
Hg(NO3)2 + Cu = Hg(x)i + Cu(NO3)2
13. Hg2(NO3)2 — нитрат диртути(2+)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется с образованием осадка основной соли (растворяется в присутствии азотной кислоты). Легко подвергается дисмутации в растворе (для предотвращения в раствор вносят небольшое количество ртути). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется О2 воздуха. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Hgl2, Hgl2|5.
1.	Hg2(NO3)2 = 2HgO + 2NO2	(70-150 °C)
2.	Hg2(NO3)2 • 2H2O = Hg2(NO3)2 + 2H2O	(30-40 °C, вак.)
208
Hg -----
3.	Hg2(NO3)2 (конц.) + H2O = Hg2NO3(OH)i + HNO3
(разбавление)
4.	Hg2(NO3)2 (разб.) + 2H2O = [Hg2(H2O)2]2+ + 2NO;
(в разб. HNO3) [Hg2(H2O)2]2+ <=► Hg* + Hg(x)l + 2H2O
5.	Hg2(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = Hg2Cl2i + 2HNO3
Hg2(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = Hg2SO4J- + 2HNO3
6.	Hg2(NO3)2 + 4HNO3 (конц., гор.) = 2Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
7.	Hg2(NO3)2 + 2NaOH (разб., гор.) = HgOl + Hg<x) + 2NaNO3 + H2O 8. 2Hg2(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) = (Hg2N)NO3 • H2Ol + 2Hg(x)i +
+ 3NH.NO, + 3H2O (кип.) 9. 2Hg2(NO3)2 + 4HNO3 (разб.) + 02 = 4Hg(NO3)2 + 2H2O 10. Hg2(NO3)2 + Cu = 2Hg(x)i + Cu(NO3)2
11. Hg2(NO3)2 + H2S (насыщ.) = HgSl + Hg(x)i + 2HNO3
12. Hg2(NO3)2 + 2K.E = Hg2E2i + 2KNO3
(в разб. HNO3; E = F, Cl, Br, I) 13. 3Hg2(NO3)2 + 4Na2HPO4 = (Hg2)3(PO4)2X + 6NaNO3 + 2NaH2PO4 14. Hg2(NO3)2 + 2KHCO3 = Hg2CO3T + 2KNO3 + H2O + CO2?
(на холоду)
15.	Hg2(NO3)2 + 2HF (конц.) = Hg2F2i + CO2T + H2O
16.	Hg2(NO3)2 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + Hg(x)i + 2KNO3
Hg2(NO3)2 + 4KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4J + Hg(x)X + 2KNO3
17.	Hg2(NO3)2 + 2KNCS (разб.) = Hg2(—SCN)2X + 2KNO3
(10-15 °C)
Hg2(NO3)2 + 4KNCS (конц.) = K2[Hg(—SCN)4] + Hg«x)i + 2KNO3 18. 2Hg2(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2Hg2CrO4l + 2KNO3 + 2HNO3
14.	HgO — оксид ртути(П)
Ярко-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы). Темнеет на свету и при слабом нагревании. Термически неустойчивый. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Соединения Hg2O, Hg2(OH)2 и Hg(OH)2 не существуют. Получение см. Hg54, Hgl2li6> |5.
I • 2HgO = 2Hg + О2	(450-500 °C)
2.	HgO(T) + Н2О <=► Hg* + 2ОН-
3.	HgO(T) + Hg(x) + 3H2O <=► [Hg2(H2O)2J2+ + 2OH-
(почти не идет)
209
Hg
4.	HgO + 2HC1 (разб.) = HgCl2 + H2O
HgO + H2SO4 (конц., гор.) = HgSO4i + H2O
HgO + 2HNO3 (разб.) = Hg(NO3)2 + H2O
5.	2HgO + NH3 • H2O (конц.) = (Hg2N)OH • 2H20i (желт.)
[комн., в темноте]
(Hg2N)OH • 2H2O = (Hg2N)OH • H2O (кор.) + H2O (110 °C) 6. HgO (суспензия) + 2C12 = HgCl2i + C12O (0 °C, в жидк. CC14) 7. HgO + H2O + 2NaE = HgE2 + 2NaOH	(E = Cl, Br)
HgO + 2HF(r) = HgF2 + H2O	(380-450 °C)
8.	HgO + 2NaHSO3 (конц.) = Na2[Hg(—SO3)2] + H2O
9.	3HgO + 4HNO3 (разб.) + 3Se = 3HgSeO3i + 4NOT + 2H2O
10.	3HgO + 2H3PO4 (гор.) = Hg3(PO4)2i + 3H2O
HgO + H3PO4 = HgHPO4X + H2O	(в метаноле)
15.	HgS — сульфид ртути(П)
Красный (a-модификация, кйноварь) или черный ф-модифика-ция). При умеренном нагревании темнеет и возгоняется, плавится только под избыточным давлением, термически устойчивый. При осаждении из раствора образуется черная модификация. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах, при нагревании окисляется О2 воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Соединение состава Hg2S не сущестует. Получение см. Hgl10-l2, Hg510,12, Hgl2711.
1.	HgS(T) + Hg(x) + 2Н2О <=± [Hg2(H2O)2]2+ + S2-
2.	HgS + 2HC1 (конц.) HgCl2 + H2Sf	(кип.)
HgS + 4HI (конц.) = H2[HgI4] + H2ST
3.	3HgS + 4H2SO4 (конц.) = 4SO2T + 4H2O + HgSO4 • 2HgSX
4.	HgS + 10HNO3 (конц.) Hg(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2T +
+ 4H2O (кип.)
3HgS + 8HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 3HgCl2 + 3H2SO4 +
+ 8NO? + 4H2O 5. 2HgS + 3O3 = 2SO2 + 2HgO	(200-350 °C)
6.	HgS + Fe = Hg + FeS	(350-450 °C)
7.	4HgS + 4CaO = 4Hg + 3CaS + CaSO4	(400-500 °C)
8.	HgS + M2S (конц.) = M2[HgS2]	(M = Na, K)
9.	2HgS + HgCl2 (насыщ.) = HgCl2 • 2HgSi
2HgS + HgCl2 = Hg2Cl2 + Hg(S2)	(250-300 °C)
210
Но
16.	HgSO4 — сульфат ртути(Н)
Белый, темнеет при нагревании, разлагается без плавления. Нерастворим в этаноле, малорастворим в концентрированной серной кислоте. Гидролизуется с образованием осадка. Реагирует со щелочами. Слабый окислитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Hgl1, Hg64, Hg73, Hgl44.
1.	2HgSO4 = 2Hg + 2SO3 + O2	(выше 550 °C)
2.	HgSO, • H2O = HgSO4 + H2O	(300-400 °C)
3.	4HgSO4 (разб.) + 2H2O = 2H2SO4 + HgSO4 • 2HgO>L
4.	HgSO4 + 2NaOH (разб.) = HgOl + Na2SO4 + H2O
5.	2HgSO4 + H[SnCl3] + 5HC1 = Hg2Cli + H2[SnClJ + 2H2SO4
6.	HgSO4 + Hg + 2NaCl = Hg2Cl2 + Na2SO4	(250-300 °C)
7.	HgSO4 + 2KCN (разб.) = Hg(CN)2 + K2SO4
HgSO4 + 4KCN (конц.) = K2[Hg(CN)4] + K2SO4
17.	Hg2SO4 — сульфат диртути(2+)
Белый, темнеет на свету, разлагается при нагревании. Малорастворим в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Переходит в раствор при действии серной кислотой. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Получение см. Hgl1, Hgl33, N5331.
1.	Hg2SO4 HgSO4 + Hg	(на свету)
2.	2Hg2SO4 = 4Hg + 2SO3 + O2	(550-600 °C)
3.	Hg2SO4(T) + H2O <=► [Hg2(H2O)2]2+ + SO2" (см. также Hgl34)
4.	Hg2SO4 Нг°(хол )’> (Hg2+)2SO4(OH)2 (зел.-желт.)<1
5.	Hg2SO4 + H2O = HgO>l + Hg(x)i + H2SO4	(кип.)
6.	Hg2SO4 + H2SO4 (конц.) = Hg2(HSO4)2
7.	Hg2SO4 + 2NaOH (разб., гор.) = HgOl + Hg(x)>L 4- Na2SO4 + H2O 8. Hg2SO4 (суспензия) + Cd = CdSO4 + 2Hg(x)i
Гольмий
1 • Ho — гольмий
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывайся оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановись; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Но3+ имеет желтую окраску. Соединения гольмия по химическим свойствам
211
I
подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Но2О3 кальцием, электролиз раствора НоС13.
1.	2Но + 6Н2О (гор.) = 2Но(ОН)31 + ЗН2?
2.	2Но + 6НС1 (разб.) = 2НоС13 + ЗН2?
3.	Но + 6HNO3 (конц.) = Ho(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О
4.	4Но + ЗО2 = 2Но2О3	(300 °C, сжигание на воздухе)
4Но + 6Н2О + ЗО2 = 4Но(ОН)3
5.	2Но + ЗС12 = 2НоС13	(300 °C)
6.	2Но + 3S = Ho2S3 (кор.)	(500-800 °C)
7.	Но + 6NO2 = 3NO + Ho(NO3)3	(200 °C)
Иод
1. 12 —дииод
Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо растворяется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с С12 и Вг2) подвергается дисмутации. Хорошо растворяется в органических растворителях (с фиолетовым или коричневым окрашиванием), в водных растворах иодилов металлов (за счет комплексообразования, «иодная вода»), жидком SO2. Слабый восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, сероводородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. Вг!12, СП12, Cu84-8, 15', 16', I81-6, П21-6’7-9-|0> l2~15, П43-6, К252-4-7-9, К263-5, Na364>6.
1.	12<т) + Н2О ♦=£ HI + НЮ	(практически не идет)
I2 + НЮ = 12 НЮ (или 12 ЮН)(р)
2.	3I2 + 10HNO3 (разб.) = 6НЮ3 + 10NOT + 2Н2О	(кип.)
I2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2НЮ3 + 10NO2T + 4Н2О
3.	3I2 + 2HNO3 (конц.) + 6НС1 (конц.) = 6IC1 + 2NO? + 4Н2О
(60-80 °C)
4.	I2 + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + Н2О	(0 °C)
3NaIO(p) = 2NaI + NalO3	(комн.)
5.	3I2 + 6NaOH (гор.) » 5NaI + NaIO3 + 3H2O
6.	3I2 + 4(NH3 • H2O) = I3N1 + 3NH4I + 4H2O
7.	I2 + H2 - 2HI	(500 °C, в кат. Pt)
8.	12 (суспензия) + 3F2 = 21 F3~L	(-45 °C, в жидк. CC13F)
I2 + 5F2 = 2IF5	(komh)
I2 (суспензия) + IF3 = 3IF4>L	(—40 °C, в жидк. CC13F)
212
9 ]2 + Е2 = 2IE	(комн., Е = С1; 45 °C, Е = Вг)
12 + ЗС12 = ВД	(-78 °C)
,0. 12 + 5Е2 + 6Н2О (гор.) = 2НЮ3 + ЮНЕ	(Е = С1, Вг)
11.	212 + 9О3 = 1(Ю3)3 + 9О2	(50-60 °C)
12 + 5О3 + Н2О = 2НЮ3 + 5О2	(комн.)
12.	5I2 + 2Р (красн.) + 8Н2О = 2Н3РО4 + 10HI (150-200 °C)
13.	12 + 2Na = 2Nal	(выше 100 °C)
312 + 2А1 = 2АП3	(комн., кат. Н2О)
14.	I2 + К1 (конц.) = К(1(1)2]<р)
15.	12 + 2НЕО3 = 2НЮ3 + Е2	(Е = С1, Вг)
12 + 2НЕО4 (конц.) + 4Н2О = 2Н5Ю6 + Е2
16.	712 + 5С12О7<Ж) = 712О5 + 5С12
17.	212 (суспензия) + Н2О + HgO = 2HIO + Hgl2i	(0-2 °C)
18.	I2 + 7KrF2 = 2IF7 + 7Кг	(комн.)
I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O
I2 + 5H2O2 (конц., гор.) = 2HIO3 + 4H2O
I2 + 8HNO3 (разб.) + 5PbO2 - Pb(IO3)2J- + 4Pb(NO3)2 + 4H2O
19.	I2 (суспензия) + H2S (насыщ.) = 2HI + SJ-
I2 + SO2 + 2H2O = 2H1 + H2SO4
12 + 2Na2SO3S(p) = 2NaI + Na2S4O6
20.	12 + H(PH2O2) + H2O = H2(PHO3) + 2HI
21.	I2 + 3F2 + 2MF - 2M[IF41	(M = K, Rb, Cs)
22.	12 + Cl2 + 2MC1 (конц.) = 2M[IC12] (кип., M = К, Rb, Cs)
12 + Вг2 + 2МВг (конц.) = 2M|IBr2]	(M = K, Cs)
23.	2I2 + 3I2O5 + 10H2SO4 (конц.) = 10(IO+)HSO4 (желт.)]- + 5H2O
I2 + H2SO4 (конц.) + 3O3 = (IO+)2SO4J- + 3O2 + H2O
12 + H2SO4 + 2SO3 = 2(1+)HSO4 + SO2	(в олеуме)
24. I2 + AgNO3 = Agli + (I+)NO3 (chh.)	(в эфире)
2I2 + 3AgNO3 - 3Agll + (I3+)(NO3)3 (до 0 °C, в жидк. CC13F) 25. 12 + AgClO4 + 2C5H5N = Agll + |I(C5H5N)2]C1O4 (в бензоле) 26 312(ж) <=> J* + [I(I)2]-
I2(r) <=> 21°	(выше 900 °C)
2* IBr — монобромид иода
Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень Распада составляет =8%), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелоча-Ми> бромидами щелочных металлов. Получение см. II9.
213
1.	2IBn_, ♦=£ l-мн + Bi4/„v	(выше 40,5 °C)
2IBrJrt-I!w + Вг!м	(выше116°С)
2.	IBr + H2O (хол.) = НВг + НЮ
5IBr + ЗН2О (гор.) = 5НВг + НЮ3 + 2124-
3.	21Вг + 5H2SO4 (конц.) = 2НЮ3 + Вг2 + 5SO2 + 4Н2О (кип.) IBr + 4HNO3 (конц.) = НЮ3 + HBrT + 4NO2? + Н2О
4.	31Вг + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + HaIO3 + ЗН2О
5.	1Вг(ж) + МВг = М[1Вг2]	(М = К, Cs)
6.	31Вг(х) «=± 12Вг+ [точнее, 1(1Вг)+]+ + [1Вг2Г
3.	ICI — монохлорид иода
Темно-красный, низкоплавкий, при кипении разлагается. Имеет ионное строение 1+[1С12]_. Растворим в этаноле, эфире. Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Получение см. Il3-9,141.
1.	2IC1 = 12 + С12	(выше 97,4 °C)
2.	IC1 + Н2О (хол.) = НС1 + НЮ
5IC1 + ЗН2О (гор.) = 5НС1 + НЮ3 + 2121
3.	1С1(Ж) + НС1 (конц.) = Н[1С121
4.	ICI + 2H2SO4 (конц.) = НЮ3 + НС1 + 2SO2 + Н2О (кип.) ICI + 4HNO3 (конц.) = НЮ3 + НС1Т + 4NO2? + Н2О
5.	3IC1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О
6.	1С1(Ж) + MCI = M[IC12]	(М = К, Rb, Cs)
7.	121С1(Ж> <=± 313С1£ {точнее, [1(1С1)2]+} + 3[1С12]"
61С1(Ж) <=± 12С1б + 212
4. 12С1в — гексахлорид дииода
Оранжево-желтый, летучий, при кипении разлагается. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, этаноле, эфире, бензоле. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Сильный окислитель. Получение см. П9, ТЗ7,154 5 *.
1. I2C16 = 2IC1 + 2С12	(64-77 °C)
2.	+ ЗН2О (хол.) = 4НС1 + Н[1С12] + НЮ3 (в разб. НС1)
SIjCl* + 18Н2О (гор.) = 30НС1 + 6НЮ3 + 2124-
3. I2C16 + 2НС1 (конц.) + 8Н2О = 2{Н[1С14[ • 4Н2О}>1	(0 °C)
4. З^СЦ + 24NaOH (конц., гор.) = 18NaCl + 2NaI + 4NaIO3 + 12Н2О
5. 3I2C16 + 4S + 16H2O = 4H2SO4 + 6HI + 18HC1
5I2C16 + 4Fe(S2) + 16H2O = 4FeCl2 + 8SO2T + 10HI + 22HCI
214
6.	12С1б<ж) + 2МС1 = 2M[IC14]	(M = Na, K)
7.	ЦС1* + 6(NO2+ )C10 = 2(P+)(NO3)3 + 6C12	(0 °C)
I2C16 + 6HNO3 (безводн.) = 2(I3+)(NO3)3 + 6HC1
(-78 °C, в жидк. CC13F)
8.	hCl^ IC12 + (IC14J-
5.	IF, — пентафторид иода
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Реакционноактивный; гидролизуется, реагирует со щелочами, фтором, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. II8.
1.	2IF5 = 12 + 5F2	(выше 400 °C)
2.	IF5 + ЗН2О = 5HF + НЮ3
3.	IF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaIO3 + ЗН2О
4.	IF5 + F2 = IF7	(270-300 °C)
IF5 + IO2F 2I(O)F3	(комн., в атмосфере N2)
3IF5 + I2O5 = 5I(O)F3	(100-200 °C)
5.	4IF5 4- 5SiO2 = 5S1F4 + 2I2OS	(150-175 °C)
2IFS + 8SC12O = 6SC1(O)F + 2S(O)F2 + I2C16 + 2C12 (komh.)
6.	3IF5(x) + 4(O|)[AuF6] = 3(IF+)[AuF6] + 4O2T + AuF3
7.	1Р5(Ж) + MF = M[IF6]	(M = K, Rb, Cs)
IF5(m) + EF5 = (IF4 )[EF6]	(E = As, Sb)
8	21F5(x) <=> IF4+ + [IF6]-
6.	IF7 — гептафторид иода
Бесцветные жидкость и газ. В твердом состоянии легко сублимируется при нормальном давлении. Гидролизуется. Реакционноспособный; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами неметаллов. Получение см. Il18,154.
1	IF7 = IFs + F2	(350 °C)
21F7 = I2 + 7F2	(530 °C)
2	1F7 + 6H2O = H5IO6 + 7HF?
1F7 + H2O (влага) = I(O)FS + 2HF
3	- IF7 + lONaOH (разб.) = Na3H2IO6 + 7NaF + 4H2O
4	- 2IF7 + SiO2 = SiF4 + 2IOF5	(komh.)
5	IF7(X) + EF5 = (IF6+ )[EF6]	(E = As, Sb)
6	- 5IF7(o + h05(T) <=* 2IF5<r) + 5I(O)F5(m)	(5-7 °C)
215
7.	I3N — нитрид трииода
Йодистый азот. Красно-коричневый (в виде аддукта с аммиаком), разлагается со взрывом. Не растворяется в этаноле. Полностью разлагается горячей водой, кислотами-окислителями, щелочами. Получение см. П6.
1.	13N • «NH3I + лН2О = I3N (насыщ.) + «(NH3 • Н2О) (комн.) 2(I3N • «NH3) = 3I2 + N2 + «NH3 (выше 20 °C или при трении)
2.	5I3N + 9Н2О (гор.) = 3NH4IO3 + 6I21 + 2NH3T
3.	2I3N + 13H2SO4 (конц.) = 6HIO3 + (NH4)2SO4 + 12SO2T + 6Н2О
I3N + 5HNO3 (разб.) + Н2О = ЗНЮ3 + NH4NO3 + 4NO? (кип.) 4. I3N + 3NaOH (разб.) + Н2О = NH3 • Н2О + 2NaI + NaIO3
8.	I2O5 — пентаоксид дииода
Белый, темнеет на свету из-за частичного разложения, очень гигроскопичный. Наиболее устойчивый из оксидов всех галогенов. Растворяется в жидком HF; мало растворяется в абсолютном этаноле, несколько лучше — в смесях этанола и воды. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образует сильнокислотный раствор), щелочами. Легко фторируется, количественно восстанавливается монооксидом углерода. Получение см. Il16,114*.
1.	212О5 = 212 + 5О2	(300-500 °C)
2.	12О5 + Н2О - 2НЮ3
3.	I2O5 + 2H2SO4 (безводн.) = 2(1O2)HSO4 + Н2О
4.	I2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaIO3 + Н2О
5.	212О5 + 2F2 = 4IO2F + О2	(0 °C, в жидк. HF)
212О5 + 2F2 = 41O2F + О2	(110 °C; примеси IF5, IOF,)
12О5 + 3IFS = 5I(O)F3	(100-120 °C)
6.	I2O5 + 5СО = 5СО2 + 12	(комн.)
7.	I2O5 + 10НС1 (конц.) + 2KC1 = 2K[ IC14] + 2С12Т + 5Н2О
9.	I (О) F3 — трифторид-оксид иода
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в жидком HF. Гидролизуется. Реагирует со щелочами, фторидом цезия. Получение см. 185, ПО4.
1.	2I(O)F3 = 1O2F + IF5	(выше 100 °C, в атмосфере N?)
2.	I(O)F3 + 2Н2О = 3HF + НЮ3	(кип.)
3.	I(O)F3 + 4NaOH (разб.) = 3NaF + NalO3 + 2Н2О
4.	I(O)F3 + CsF = Cs[1(O)F4]	(в жидк. CC13F)
216
10.	IO2F — фторид-диоксид иода
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Нерастворим н жидком НЕ Гидролизуется. Реагирует со щелочами. Получение см.185,19', Ill’.
I.	2IO2F = Ij + 2О2 + F2	(выше 300 °C)
2.	IO2F + Н2О = HF + HIO3
3.	IO2F + 2NaOH (разб.) = NaF + NaIO3 + H2O
4.	IO2F t IF5 2I(O)F3	(комн., в атмосфере N2)
11.	IO3F — фторид-триоксид иода
Белый, малолетучий, при нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в жидком НЕ Малореакционноспособный; медленно । идролизуется. Реагирует со щелочами в горячем растворе. Получение см. 1157.
1.	2IO3F = 21O2F + О2	(90-110 °C)
2.	IO3F + ЗН2О = HF + Н5Ю6	(кип.)
3.	IO3F + 4NaOH (разб., гор.) = NaF + Na3H2IO6 + Н2О
12.	HI — иодоводород
Бесцветный газ, при умеренном нагревании частично разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 57—70%-й раствор на-швают концентрированной иодоводородной кислотой. Растворяется в холодном этаноле (слабый электролит). В растворе окисляется на воздухе (для стабилизации добавляют красный фосфор). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, паром этанола. Переводит в раствор серебро и ртуть. Типичный восстановитель < »а счет I-1). Получение см. АПО2 4, П7> ”.
I.	2HI «=± Н2 + 12	(выше 200°C)
2.	Н1 • 4Н2О(т) = Н1(ж) + 4Н2О	(выше -37 °C)
з.	HI (разб.) + Н2О = Г + Н3О+
4.	14HI (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = 7I2 + H2S? + Si + 8Н2О
5	HI (разб.) + NaOH (разб.) « Nal + Н2О
6Н1(р) + О2 (воздух) 2Н[1(1)2] + 2Н2О	(комн., в темноте)
4Н1(р> + О2 (воздух) = 2I2i + 2Н2О	(на свету, кат. Си)
7	2HI(r) + S = I2 + H2S	(500 °C)
к 4HI (конц.) + 2Ag = 2H|AgI2) + Н2Т,
4HI (конц.) + Hg = H2[HgI4] + Н2?
9	2HI + С12 (разб.) = 12 + 2НС1	(комн.)
Н1 + ЗС12 (насыщ.) + ЗН2О (гор.) = НЮ3 + 6НС1
217
10.	2HI + НЕО = НЕ + I2| + Н2о	(Е = С1, Вг)
11.	6HI (разб.) + НЕО3 (разб.) = НЕ + 3I2I + ЗН2О (Е = С1, Вг)
5HI (конц.) + 6НЕО3 (конц.) = 5НЮ3 + ЗЕ2 + ЗН2О
12.	5HI (конц.) + НЮ3 = 312Х + ЗН2О	(комн.)
13.	2HI + NO2 = I21 + NO? + Н2О
14.	2HI (разб.) + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + I2I + H2SO4
14HI (конц.) + K2Cr2O7(T) = 2CrI3 + I2i + 7H2O + 2K[I(I)2]
4H1 (конц.) + MnO*2 = Mnl2 + I2? + 2H2O
15.	2HI + C2H5OH = C2H6 + H2O + I2	(выше 250 °C)
13.	НЮ — иодноватистая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашенном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом. Очень неустойчива. Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание ЮН — гидроксид иода(1); основные свойства в растворе преобладают. Разлагается щелочами. Получение см. П17, I22, 132.
1.	5НЮ -U НЮ3 + 212Х + 2Н2О (комн.)
2.	НЮ + Н2О +=± Ю"+Н30~
ЮН + Н2О «=± 1+ Н2О? + ОН~
3.	НЮ + 12 = 12 • НЮ (или 12 ЮН)(р)
12 • ЮН <=± +ОН"
4.	НЮ + Н3О+ <=± Н2О + 1+ • Н2О?	(в разб. НС1О4)
5.	ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2Nal + NaIO3 + ЗН2О
14.	НЮ3 — йодноватая кислота
Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, малорастворима в этаноле, эфире, хлороформе, сероуглероде. Нейтрализуется щелочами. Окислитель; реагирует с концентрированными хлороводородной и иодоводородной кислотами, сульфатом же-леза(П). Окисляется электролитически. Получение см. П2> 10>	,5-|8<
I82,112’«n, I154-5, К255.
1.	ЗНЮ3 = HI3O8 + Н2О	(110-120 °C)
2НЮ3 = 12О5 + Н2О	(240-250 °C)
2.	НЮ3 (разб.) + Н2О = Ю3 + Н3О+
3.	2НЮ3 (конц.) + 10НС1 (конц., хол.) = I2i + 5С12? + 6Н2О
НЮ3 + 5HI (конц.) = 3121 + ЗН2О	(комн )
4.	НЮ3 + NaOH (разб.) = NaIO3 + Н2О
218
In
5.	2HIO3(T) + H2SO4 (конц.) = (IO+)2SO4 + O2 + 2H2O (60-80 °C)
2HIO3 (разб.) + (IO+)2SO4 = 2(IO+)IO31 (желт.) + H2SO4 (komh.)
6.	2HIO3 + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I2I + H2O
2H1O3 + 5H2SO4 + 10FeSO4 - 5Fe2(SO4)3 + I2I + 6H2O
7.	НЮ3 + ЗН2О зле|стра'1из> H2T (катод) + H5IO6 (анод)
15.	H5IOe — ортоиодная кислота
Белая, гигроскопичная. При нагревании в вакууме переходит, в частности, в метаиодную кислоту Н1О4. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Растворима в этаноле, эфире. Нейтрализуется разбавленными щелочами не полностью. Проявляет окислительные свойства. Получение см. Il15, 162, 1147, Na262'6.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2Н5Ю6 = Н412О9 + ЗН2О	(80 °C, вак.)
Н51О6 = НЮ4 + 2Н2О	(100 °C, вак.)
4Н5Ю6 = 2(10 J)IO4 + О2 + ЮН2О	(117 °C, вак.)
2Н5Ю6 = 12О5 + 5Н2О + О2	(выше 122 °C)
Н5Ю6 (разб.) + Н2О <=► Н4Ю6 + Н3О+
H4IOj + H2O «=* н3ю|- + н3о+
Н3Ю2" + Н2О н2ю^- + Н3О+
Н5Ю6 (разб.) + 3NaOH (разб.) = Na3H2IO6X + ЗН2О
Н5Ю6 + 2NO2 = НЮ3 + 2HNO3 + Н2О
5Н5Ю6 + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 5НЮ3 + 2H2SO4 + 7Н2О
HjlO^ + H2SO4 (95%-я) = [I(OH)6]HSO4	(комн.)
4Н5Ю6 + 2F2 = 4IO3F + О2 + ЮН2О	(комн.)
2Н5Ю6 + 2F2 = 21O3F<L + 4Н2О + О2Т	(в жидк. HF)
Н5Ю6 + НЮ3 + 3SO3 = (IO t )Ю44- + 3H2SO4	(в олеуме)
Индий
1	• In — индий
Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изменяется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами. Получение см. 1п44*5,1п78.
>• 2In + 6НС1 (разб.) - 21пС13 + ЗН2Т
In + 2НС1(Г) = 1пС12(г) + Н2	(700-970 °C)
2	In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3)3 + NOT + 2Н2О
41п + ЗО2 = 21п2О3	(800 °C, сжигание на воздухе)
219
In
4.	21n + 3C12 = 2InCl3
5.	2In + 3S = In2S3
6.	2In + C02 = In2O (черн.) + CO
7.	21n + H2S = ln2S + H2
(120-150 °C) (1050-1100 °C) (850 °C)
(700-800 °C)
2.	lnCI3 — хлорид индия(Ш)
Белый, летучий, плавится без разложения под избыточным давлением С12. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте, этаноле, эфире, ацетоне. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Ini14,1п42’6,1п6’.
1.	1пС13 • 4Н2О = In(Cl)O + 2НС1 + ЗН2О	(56-200 °C)
2.	1пС13 (разб.) + 6Н2О = [1п(Н2О)6]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1л33)
3.	1пС13 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3i + 3NaCl
4.	InCl3 + 3(NH3 • H2O) (конц.) = ln(OH)3l + 3NH4C1
InCl3 + (NH3 • H2O) (разб.) - InCl2(OH)l + NH4C1
5.	lnCl3 + 4NH3(r) = InN + 3NH4C1 (600 °C, в присутствии NH4F)
6.	InCl3 + 3HF = InF3i + 3HC1, lnCl3 + 3NaF (конц.) -
= Na3fInF6]i + 3NaCl
InCl3 + 3CsCl (конц.) = Cs3[InCl6]l
7.	21nCl3 + 3H2S = In2S3X + 6HC1
8.	InCl3 + 3KCN = In(CN)3l + 3KC1
9.	InCl3 + K3PO4 = InPO4l + 3KC1
10.	InCl3 + 3LiH = InH3i + 3LiCl	(в эфире)
3.	ln(NO3)3 — нитрат индия(Ш)
Белый, малоустойчивый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте, этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Ini2, In52.
1.	21n(NO3)3 = 2In(NO3)O + 4NO2 + О2	(100-160 °C)
4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2	(230-250 °C)
2.	In(NO3)3 • 5H2O = In(NO3)3 + 5H2O	(60 °C, вак.)
3.	ln(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [In(H2O)6]3+ + 3NO3
[In(H2O)6|3+ + H2O <=> [In(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ (pH < 7)
4.	ln(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3l + 3NaNO3
5.	In(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) (конц.) = In(OH)3l + 3NH4NO3
In(NO3)3 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = lnNO3(OH)2i + 2NH4NO3
6.	In(NO3)3 + 3K1O3 = In(IO3)3<L + 3KNO3
220
In
4.	ln2O3 — оксид индия(Ш)
Светло-желтый (при высокой температуре — коричневый), малолетучий, плавится под избыточным давлением О2, полупроводник л-типа. В прокаленном виде не реагирует с водой, щелочами в растворе. гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Восстанавливается водородом и графитом. Получение см. Ini3, In3‘, In51, 1п64,1п71.
I.	•П2^3(т) «—~ ^n2^3(r) *—* ^Цг) + ®2	(1200-1700 °C)
2.	In2O3 + 6HC1 (разб., гор.) = 2InCl3 + 3H2O	
3.	ln2O3 + 2NaOH = 2NaInO2 + H2O	(500-600 °C)
	In2O3 + Na2O = 2NaInO2	(650-700 °C)
4.	ln2O3 + 3H2 = 2In + 3H2O	(700 °C)
5.	In2O3 + ЗС (графит) = 2In + 3CO	(800-900 °C)
6.	21n2O3 + ЗС (графит) + 6C12 = 4InCl3 + 3CO2	(500 °C)
7.	In2O3 + 2NH3 = InN + 3H2O	(600-630 °C)
8.	In2O3 + 3H2S = In2S3 + 3H2O	(500-700 °C)
	ln2O3 + 3SC12O = InCl3 + 3SO2	(300 °C)
9.	In2O3 + Na2CO3 + 6S = 2Na[InS2J + CO2 + 2SO2	(выше 700 °C)
5.	1п(ОН)3 — гидроксид индия(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Получение см. 1п23’4,1п34>5,1п75 6.
1.	21п(ОН)3 = 1п2О3 + ЗН2О	(340-850 °C)
2.	In(OH)3 + 3HNO3 (разб.) = In(NO3)3 + ЗН2О
2In(OH)3 + 3H2SO4 (разб.) = In2(SO4)3 + 6Н2О
3.	1п(ОН)3 + NaOH = NaInO2 + 2Н2О	(400-550 °C)
6.	ln2S3 —сульфид индия(Ш)
Темно-красный или желтый (мелкокристаллический), нелетучий, термически устойчивый, полупроводник. Не растворяется в воде, не Реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, реагирует с сульфидами щелочных метал-•ТОВ в жестких условиях. Получение см. Ini5, In27,1п48,1п77.
1	ln2S3 + 6НС1 (конц.) = 2InCl3 + 3H2S?	(кип.)
2	ln2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2In(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O (кип.)
3	In2S3 + 3NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2In(OH)3i + 3NaHS
221
4.	2In2S3 + 9O2 = 2In2O3 + 6SO2	(выше 650 °C)
5.	In2S3 + 3Na2S (конц.) = 2Na3[InS3](p)	(komh.)
In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[InS2]	(120-140 °C, p)
6.	In2S3 + CdS = (CdIn2)S4	(900-1200 °C)
In2S3 + Cu2S = 2Cu[InS2]	(1200 °C)
7.	ln2(SO4)3 — сульфат индия(Ш)
Белый, при нагревании разлагается, гигроскопичен. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. 1п52.
1.	21n2(SO4)3 = 21п2О3 + 6SO2 + ЗО2	(выше 600 °C)
2.	In2(SO4)3 • 9Н2О = In2(SO4)3 + 9Н2О	(200 °C, вак.)
3.	In2(SO4)3 (разб.) + 12Н2О = 2(In(H2O)6]3+ + 3SO^
(рН < 7, см. 1п33)
[In(H2O)6]3+ + SO4~ <=♦ [In(H2O)4(SO4)]++ 2Н2О
4.	In2(SO4)3 (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2H[In(SO4)2]
5.	In2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2In(OH)3i + 3Na2SO4
6.	In2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = 2In(OH)3i + 3(NH4)2SO4 In2(SO4)3 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = 2In(SO4)OHl + (NH4)2SO4
7.	In2(SO4)3 + 3H2S = In2S3l + 3H2SO4
8.	2In2(SO4)3 + 6H2O	4In (катод) + 3O2T (анод) + 6H2SO4
Иридий
1. Ir —иридий
Серебристо-белый металл семейства платины; очень твердый, хрупкий, весьма тугоплавкий, высококипяший. В особых условиях получен коллоидный иридий. 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 присутствии О2-Реагирует с сильными окислителями (при сплавлении), кислородом, галогенами, серой. Встречается в природе в самородном виде (сплавы с осмием и платиной). Получение см. 1г2*-7-8,1г5116, IrlO1’5, Irll1’7.
1.	Ir + 6НС1 (конц.) + О2 = Н2[1гС1б] + 2Н2О	(125 °C, р)
2.	Ir (порошок) + О2 = 1гО2	(до 600 °C)
31г + 4О2 = 1гО2(т) + 21гО3(г)	(1200 °C)
222
з.	Ir + 3F2 = IrF6	(до 240 °C)
2Ir + 5F2 = 2IrF5	(350-380 °C)
Ir + 6BrFs = 5IrF6 + 3Br2	(до 150 °C)
4.	2Ir + 3C12 = 2IrCl3 (600—620 °C, в присутствии CO2, на свету)
5.	Ir Ir2S3, IrS2	(до 650 °C)
6.	Ir + 2BaO2 = IrO2 + 2BaO	[до 800 °C, примесь (Ba4Ir)OJ
4Ir + 4KO2 + 2O2 » 4KIrO3 (черн.)	(740 °C)
3Ir + 8Na2O2 = Ir3O8 (= IrO2) + 8Na2O	(700 °C)
7.	2Ir + 6KHSO4 = 2K3[Ir(SO4)3] + 3H2	(300-400 °C, примесь SO2)
8.	Ir + Na2CO3 + 2NaNO3 = Na2IrO3 + 2NaNO2 + CO2
(выше 350 °C) 9. Ir + 2C12 + 2MC1 = M2[IrCl6]	(625 °C; M = Na, K)
10. Ir [Ir2(CO)8], [Ir4(CO)12]	(150 °C, p, кат. Cu)
[Ir 2(CO)8] + H2 = 2[Ir(CO)4H]	(комн.)
[Ir2(CO)8] + 2Na(Hg) = 2Na[Ir(CO)4] + 2Hg(x)i (в гексане)
2. lrCI3 — хлорид иридия(Ш)
Темно-зеленый, при нагревании разлагается без плавления. После прокаливания не растворяется в воде, гидрат 1гС13 * лН2О растворим лучше, мало диссоциирует (ниже приведены свойства гидрата). Нерастворим в этаноле. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидратов аммиака, кислородом (в слабокислотной среде). Окисляется хлором и пероксидом водорода, восстанавливается водородом. Получение см. Irl4, IrlO6.
1.	1гС13 -------► 1гС12(кор.) ---------► IrCl (красн.) ---------► Ir
2.	IrCl3 + ЗН2О = [1г(Н2О)3С13]
[Ir(H2O)3Cl3] + Н2О <=* [Ir(H2O)4Cl2]++ СГ
[Ir(H2O)4Cl2]+ + Н2О [Ir(H2O)5Cl]2+ + СГ
3.	IrCl3 + ЗМС1 (конц.) = M3[IrCl6]	(М = Н, Na)
21гС13 + 4МС1 (конц.) + С12 = 2М2[1гСу
4.	1гС13 + HNO3 (конц.) + Н2О = IrO2i + NO2T + ЗНС1Т (кип.)
5.	2IrCl3 + 6NaOH (разб.) = Ir2O3i + 6NaCl + 3H2O
4IrCl3 + 12NaOH (разб.) + O2 (воздух) 4IrO2i + 12NaCl + H2O 6. 2IrCl3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = Ir2O3i + 6NH4C1 + 3H2O 7- 2IrCl3 + 3H2 = 2Ir + 6HC1	(400 °C)
8- 4Ii€l3 + 3(N2H4 • H2O) + 12(NH3 • H2O) =
= 4Ir (коллоид) + 3N2T + 12NH4C1 + 15H2O
223
Ir
9.	41гС13	+ 3O2 - 2Ir2O3 + 6C12	(500-600 °C)
10.	2IrCl3	+ Cl2 = 2IrCl4	(400 °C, p)
11.	2IrCl3	+ 2H2O + H2O2 (конц.) = 2IrO2i + 6HC1	(кип.)
12.	2IrCl3	+ 4H2S = 2IrS2 + H2 + 6HC1	(до 630 °C)
	2IrCl3	+ 3H2S = Ir2S3 + 6HC1	(800 °C)
13.	lrCl3 -	1- 4CO = [1г(СО)3С1] (бур.) + CC12O	(180 °C)
14.	IrCl3-	1- Na(C5H5) + С5Н6(Ж) - [Ir(C5H6)C5H5] + N£	iCl + Cl2?
			(комн.)
3.	lrCI4-	- хлорид иридия(1У)	
Коричневый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации и обмену лигандами. Растворим в этаноле. Из разбавленной хлороводородной кислоты кристаллизуется гидрат 1гС14 • лН2О. Разлагается горячей водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. 1г210,1г4’.
1.	1гС14 = 1г + 2С12	(выше 700 °C)
2.	1гС14 (конц.) + 2Н2О (хол.) = [1г(Н2О)2С14]
[1г(Н2О)2С14] + Н2О <=* [1г(Н2О)3С13]+ (желт.) + СГ
3.	1гС14 + 2Н2О (гор.) = 1гО2Х + 4НС1
4.	1гС14 + 2МС1 (конц.) = M2UfCU	(М = Н, Na)
5.	IrCl4 + 4NaOH (разб.) = IrO2i + 4NaCl + 2H2O
41гС14 + 16NaOH (конц.) = 2Ir2O3X + О2Т + 8Н2О + 16NaCl (кип.) 6. 1гС14 + 2Н2 = Ir + 4НС1	(350-450 °C)
7.	21гС14 + 10(NH3 • Н2О) (конц.) + 3NaOH (разб.) + Na(PH2O2) =
= 2[IrH2O(NH3)5]Cl3 + Na2(PHO3) + 2NaCl + ЮН2О [IrH2O(NH3)5]Cl3 + NH3(r) = [lr(NH3)6]C13 + H2O (40-60 °C, p) IrCl4 + 2H2O (гор.) = lrO2i + 4HC1
8.	lrCl4 + 2H2S = IrS2 + 4HC1	(до 630 °C)
21гС14 + 4H2S = Ir2S3 + S + 8HC1	(800 °C)
9.	IrCl4 + 3K2C2O4 (конц.) = K2[Ir(C2O4)3] + 4KC1
10.	IrCl4 + 2KC1 (конц.) + 2C2H4 = K2[Ir(C2H4)2Cl6]
4. [lrCI6] ,H2 — гексахлороиридат(1У) водорода
Черно-красный кристаллогидрат, в безводном состоянии не выде-
лен. Термически неустойчивый. Кристаллизуется из хлороводородной кислоты, имеет строение (Н3О+)2[1гС16]2~ • 4Н2О. Хорошо растворяет-
ся в холодной воде, анион подвергается акватации и обмену лигандами. Растворим в этаноле. Реагирует со щелочами. Восстанавливается кипящей водой, водородом. Получение см. Irl1,1г23,1г34 * *,1г57, IrlO4.
224
Ir
1.	Н2[1гСу • 6H2O = IrCl4 + 2HC1 + 6H2O	(200-300 °C)
HjflrCy • 6H2O = Ir + 2C12 + 2HC1 + 6H2O (выше 700 °C)
2.	H2[IrCl6] + 2H2O (хол.) = 2H3O+ + [IrClJ2- (красн.) (в разб. HCI) 3. HJIrCy + 2H2O = ]Ir(H2O)2Cl4] (желт.) + 2HC1
4.	4H2[IrCl6] + 2H2O = 4H3[IrCl6] + O2?	(кип. в разб. HCI)
HJIrClJ + HNO3 (конц.) = H2[IrCl6] + NO2 + H2O
2H3[IrCl6] + Cl2 (насыш.) = гНгЦгС!^! + 2HC1
2Н3[1гС16] + H2O2 (конц.) = 2H2[IrCl6] + 2H2O
5.	H2[IrCl6] + 6NaOH (разб.) = IrO2i + 6NaCl + 4H2O
4H2[IiC1€] + 24NaOH (конц.) = 2Ir2O3X + O2T + 16H2O + 24NaCl
(кип.)
6.	H2[IrCl6] + 2H2 = Ir + 6HC1	(300-500 °C)
7.	Н2[1гС16] + 2MC1 (насыщ.) = M2[IrCl6]i + 2HC1
(M=K+, NH4)
8.	2H2[IrCl6] + 2HI (конц.) = 2H3[IrCl6J. + l2i	(кип.)
2H2[IrCl6J + H2C2O4 (насыщ.) = 2H3[IrCl6] + 2CO2?
9.	2H2[IrCl6] + 4H2S (насыщ.) = 2IrS2i + 12HC1
2H2[lrCl6] + H2S(r) = 2H3[IrCy + Si	(в конц. HCI)
5. [lrCle],(NH4)2 — гексахлороиридат(1У) аммония
Иридиевый нашатырь. Черно-красный, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде, лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, эфире. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом. Получение см. 1г47.
1 • 3(NH4)2[IrCl6] = 3Ir + 2N2 + 2NH4C1 + 16НС1	(200-500 °C)
2.	(NH4)2[ 1гС16](р) = 2NH4 + [IrClJ2-	(в разб. HCI)
3.	(NH4)2(IrCl6] + 2H2O = 2NH4 + [Ir(H2O)2Cl4] + 2СГ
4.	(NH4)2[IrClJ + 4NaOH (разб.) = IrO2i + 4NaCI + 2NH4C1 + 2H2O 5 (NH4)2[IrCl6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = IrO2i + 6NH4C1 + 2H2O
6. (NH4)2[IrCl6] + 2H2 = Ir + 2NH4C1 + 4HC1 (200-350 °C) 7. 3(NH4)2[IrCl6] + 18HC1 (конц.) + 12HNO3 (конц.) =
= 6C13N + 3H2[IrCl6] + 12NOT + 24H2O (0-10 °C)
6. [lrCI6],Na3 — гексахлороиридат(Ш) натрия
Темно-зеленый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, анион подвергается акватации. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, хлором.
225
Ir
В слабощелочной среде окисляется О2 воздуха. Восстанавливается водородом. Получение см. 1г23.
1.	2Na3[IrCl6] = 2Ir + 6NaCl + ЗС12	(800-1000 °C)
2.	NaJIrClJ • 12Н2О = NaJlrClJ + 12Н2О	(50 °C, вак.)
3.	Na3[IrCl6] (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [IrCy3"
(в разб. НС1) [1гС1б]3- + Н2О «=± [1г(Н2О)С15]2- + СГ
4.	2Na3[IrCl6] + 6H2SO4 (< 40%-я) = Ir2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 12НС1Т
(кип.)
5.	NajIIrCy + 4HNO3 (конц.) + H2O = IrO2-L + NO2? +
+ 3NaNO3 + 6HC1T (кип.)
6.	INaJIrCy + 6NaOH (разб.) = Ir2O3i + 12NaCl + 3H2O
(в атмосфере CO2)
4Na3[lrCl6] + 12NaOH (разб.) + O2 (воздух) -U
—► 4IrO2i + 24NaCl + 6H2O
7.	2Na3[IrCl6] + 6(NH3 • H2O) (конц.) = Ir2O3X + 6NaCl +
+ 6NH4C1 + 3H2O 8. 2Na3[IrCl6] + 3H2 = 2Ir + 6NaCl + 6HC1	(400-450 °C)
9.	2Na3[IrCl6] + Cl2 = 2Na2[IrCl6] + 2NaCl	(400-500 °C)
10.	Na3[IrCl6] + 3MC1 (насыщ.) = MJIrClji + 3NaCl
(10 °C; M = K+, NH|)
7. lrF4 — фторид иридия(1У)
Красно-коричневый, летучий, при нагревании плавится, кипит и разлагается. Хорошо растворим в этаноле. Реагируете водой, хлороводородной кислотой, щелочами. Восстанавливается водородом, тетра-фгоридом серы. Образует фторокомплексы. Получение см. 1г86,1г95—7- ’. 1. 5IrF4 = Ir + 4IrFs	(400-450 °C)
2. IrF4 + 2H2O -*-► irO2J, + 4HF 3. IrF4 + 6HC1 (конц.) = H2[IrCl6] + 4HF 4. IrF4 + 4NaOH (разб.) = IrO2i + 4NaF + 2H2O
4IrF4 + 16NaOH (конц.) = 2Ir2O3X + O2T + 8H2O + 16NaF
5.	IrF4 + 2H2 = Ir + 4HF	(200 °C)
6.	3IrF4 + SF4 = 2IrF3 + SF6	(400 °C)
7.	IrF^ + 2MF - M2(IrF6] (200 °C; M - Li++Cs+, Ag+, NHj)
8.	lrFs — фторид иридия(У)
Желто-зеленый, гигроскопичный, низкоплавкий, термически устойчивый. Растворим в холодном этаноле. Реагирует с водой, горячим 226
Ir
этанолом, кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получение см. Irl3, Ir7’.
1.	4IrF5 + 10Н2О = 41гО2>1 + О2Т + 20HF
2.	2IrF5 + 14НС1 (конц.) = 2H2[IrCI6] + С12? + 10HF
3.	4IrF5 + 20NaOH (разб.) = 4IrO2l + 20NaF + О2? + 10Н2О
4.	2IrF5 + 5Н2 = 2Ir + 10HF	(200-250 °C)
5-	Ы^ж) + MF = M[IrF6] (роз.) (выше 105 °C; М = Li+Cs, Ag, 1/2Ва) 4M[IrF6] + 2Н2О = 2M2[IrF6] + 2H2[IrF6] + О2Т	(комн.)
6.	2IrF5 + С2Н5ОН (гор.) = 2IrF4 + СН3С(Н)О + 2HF
9. lrFe — фторид иридия(У1)
Желтый, аморфный (стеклообразный), весьма гигроскопичный, летучий, низкоплавкий. Реакционноактивный; реагирует с водой, этанолом, кислотами, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. Irl3. 1. 5IrF6 + 15Н2О = 51гО21 + 30HF + О2? + О3?
2.	IrF6 + 8НС1 (конц.) = Н2[1гС16] + С12Т + 6HF
3.	21rF6 + 12NaOH (разб.) = 2IrO2i + О2Т + 12NaF + 6Н2О
4.	IrF6 +	ЗН2 = Ir + 6HF	(100-150	°C)
5.	lrF6 +	С12 = IrF4 + 2C1F	(20-60	°C)
6.	lrF6 +	Ir = 2IrF3	(50	°C)
21rF6 + Ir = 3IrF4	(100-120 °C)
7.	2IrF6 + SiO2 = SiF4 + 2IrF4 + O2	(150-250	°C)
8.	IrF6 +	NO -U (NO+)(IrF6]	(-30	°C)
9.	lrF6 + C2HSOH = IrF4 + CH3C(H)O + 2HF
10.	lrO2 — оксид иридия(1У)
Черно-синий, при прокаливании разлагается. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора выпадает ярко-синий дигидрат [возможно, 1г(ОН)4], более реакционноспособный (реагирует с кислотами). В концентрированных щелочах образует фиолетово-синий коллоидный раствор. Получение см. Irl2*6, Ir24,5,11,1г33*5,1г45, Ir65*6, Irl I1*6*8. 1. IrO2 = Ir + О2	(800-1140 °C)
2. 1гО2 • 2Н2О = 1гО2 + 2Н2О	(350 °C, в токе N2)
3. IrO2(T) + 2Н2О +=* Irlv + 4ОН" 4. IrO2 + 6НС1 (конц.) = HJIrClJ + 2Н2О
5-	IrO2 + 2Н2 = Ir + 2Н2О	(550-600 °C)
227
Ir
6.	2IrO2 + 3C12 = 2IrCl3 + 2O2
7.	IrO2 + Na2O —S-* Na2IrO3 (черн.) Na2lrO3 + H20 = IrO2l + 2NaOH
(240 °C, на свету)
(700 °C)
11.	lr2O3 — оксид иридия(Ш)
Сине-черный, при нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора кристаллизуется темно-зеленый гидрат 1г2О3 • лН2О. Реагирует с кислотами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. 1г25>6>9,1г35,1г66 7, 1г1215 6.
1.	21г2О3 = 31гО2 + 1г	(400-500 °C)
2.	1г2О3 • лН2О = 1г2О3 + лН2О	(300 °C)
3.	1г2О3(т) + 15Н2О <=► 2[1г(Н2О)6]3+ + 6ОН“
4.	lr2O3 + 6НС1 (конц.) -U Н3[1гС16] + ЗН2О
5.	1г2О3 + 3H2SO4 (разб.) = Ir2(SO4)3 + ЗН2О (в атмосфере N2) 6. lr2O3 + 2HNO3 (конц.) = 21гО2Х + 2NO2? + Н2О	(кип.)
7.	1г2О3 + ЗН2 = 21г + ЗН2О	(400-550 °C)
8.	21г2О3 + О2 = 41гО2	(600 °C)
12.	lr2(SO4)3 — сульфат иридия(Ш)
Желтый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в подкисленной воде, этаноле. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. В слабощелочной среде постепенно окисляется О2 воздуха. Получение см. 1г64, Irl I5.
1.	Ir2(SO4)3 • лН2О = Ir2O3 + 3SO3 + лН2О	(300-400 °C)
2.	lr2(SO4)3 + 12Н2О = 2[1г(Н2О)6]3+ + 3SO7' (в разб. H2SO4) 3. Ir2(SO4)3 (конц.) + 3H2SO4 (> 80%-я) = 2H3[lr(SO4)3]
4.	Ir2(SO4)3 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = 2IrO2i + 2NO2? + 3H2SO4
(кип.)
5.	Ir2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = Ir2O3i + 3Na2SO4 + 3H2O
2Ir2(SO4)3 + 12NaOH (разб.) + O2 (воздух) —2-ь
—► 4IrO2i + 6Na2SO4 + 6H2O
6.	Ir2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = Ir2O3i + 3(NH4)2SO4 + 3H2O 7. Ir2(SO4)3 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 24H2O =
= 2{MIr(SO4)2 • 12H2O]i (0 °C; M = K+- Cs+, Tl+, NH4)
8. Ir2(SO4)3 + 6K2SO3 (конц.) + 6H2O = 2K3[Ir(H2O)3(—SO3)3] +
+ 3K2SO4
9. Ir2(SO4)3 + 6H2C2O4 (конц., хол.) = 2Н3[1г(С2О4)3] + 3H2SO4
228
к
Калий
1. К — калий
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттенком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К (преобладают) и молекул К2. В специальных условиях образует голубовато-зеленый коллоидный раствор в эфире. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве * гидроксида калия. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, этанолом. Практически не реагирует с азотом (в отличие от Li и Na). Хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина. С ртутью образует амальгаму. Не сплавляется с Li, Mg, Zn, Cd, Al и Ga. Образует интерметаллиды c Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Получение см. К86-8, КН13, К1221, К4125.
1.	2К + 2Н2О = 2КОН + Н2?
2.	2К + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + Н2?
3.	8К + 6H2SO4 (разб.) = 4K2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О (примесь H2S)
8К + 8H2SO4 (96%-я) = KHS + 7KHSO4 + 4Н2О
8К + 9H2SO4 (конц.) = 8KHSO4 + H2S? + 4Н2О (на холоду)
8К + 10HNO3 (3%-я) = 8KNO3 + NH4NO3 + ЗН2О
21К + 26HNO3 (разб.) = 21KNO3 + NO? + N2O? + N2? + 13H2O
4.	2K + 2KOH = 2K2O + H2
(450 °C) (200-350 °C) (сгорание, примесь К2О2) (700 °C, р)
(-50 °C, в жидк. NH3)
(комн.; Е = F, Cl, Br, I) (100-200 °C; Е = S, Se, Те)
5. 2К + Н2 = 2КН
6. К + О2 (воздух) = КО2
ЗК + КО2 = 2К2О
К -% К2О2Х КО21 1. 4К+ О2 + 2Н2О = 4КОН 8. 2К + Е2 = 2КЕ
9.	2К + Е = К2Е
2К + nS = K2(S„)
•0. ЗК + Р (красн.) = К3Р (зел.)
К + В + 2Н2 = К[ВН4]
(и = 1 + 6, -40 °C, в жидк. NH3) (200 °C, в атмосфере Аг) (в диоксане)
11.	2К + 2H2S (насыщ.) = 2KHSI + Н2?	(в бензоле)
12.	2К + 2NH3(r) = 2KNH2 + Н2	(65-105 °C)
229
к
13.	К + 6NH3(x) = [K(NH3)6] (т.-син.)	(-50 °C)
[K(NH3)6] + иЫН3(ж) <=± [K(NH3)6]+ + e~  wNH3
14.	К KHgn	(л = 1; 2; 4,5; 9)
15.	2K + 2C2H2 = 2KHC2 + H2	(50 °C)
2KHC2 = K2C2 + C2H2	(выше 150 °C)
16.	2K + 2C2H5OH = 2K(C2H5O) + H2T	(komh.)
2.	KAI(SO4)2 — сульфат алюминия-калия
Алюмокалиевые квасцы (гидрат). Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону алюминия). Нерастворим в этаноле. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получают совместной кристаллизацией сульфата алюминия и сульфата калия.
1.	4KA1(SO4)2 = 2K2SO4 + 2А12О3 + 6SO2 + ЗО2	(800-900 °C)
2.	KA1(SO4)2 • 12Н2О = KA1(SO4)2 + 12Н2О	(120 °C)
3.	KA1(SO4)2 (разб.) + 12Н2О = [К(Н2О)6]+ + [А1(Н2О)6]3+ + 2SO3"
(рН < 7, см. А1213)
4.	KA1(SO4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)3Х + 2K2SO4
KA1(SO4)2 + 4КОН (конц.) - К[А1(ОН)4] + 2K2SO4
5.	2KA1(SO4)2 + 6(NH3 • Н2О) [конц., хол.[ = 2Al(OH)3i +
+ K2SO4 + 3(NH4)2SO4 2KA1(SO4)2 + 6(NH3 • H2O) [конц., гор.] = 2A1O(OH)>1 + K2SO4 +
+ 3(NH4)2SO4 + 2H2O
3.	KBr — бромид калия
Белый, плавится без разложения. Негигроскопичен (в отличие от NaBr). Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бромоводородной кислоте. Растворим в метаноле, этаноле, глицерине, эфире, жидком аммиаке. Восстановитель. Получение см. KI8, K4l, К254.
1.	КВг (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Вг-	(pH 7)
2.	2KBr(I> + H2SO4 (10-50%-я, хол.) = K2SO4 + 2НВгТ
2KBr(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO4 + Br2T + SO2? + 2Н2О 3. 2КВг + С12 = 2КС1 + Вг2?	(кип.)
4.	5^Br + 3H2SO4 (разб.) + КВгО3 = ЗВг2 + 3K2SO4 + ЗН2О
2КВг + 2H2SO4 (конц.) + МпО2 = Вг2 + K2SO4 + MnSO4 + 2Н2О (кип.)
5.	КВг + ЗН2О (гор.) электР°лиз> ЗН2? (катод) + КВгО3 (анод)
230
к
4.	KBrO3 — бромат калия
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке, нерастворим в этаноле. Окислитель, очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом калия. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. КЗ5, К51, К95, К419 * * * *.
1.	2КВгО3 = 2КВг + ЗО2	(выше 434 °C)
2.	КВгО3 + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + ВгО3”	(pH 7)
3.	КВгО3 + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = ЗВг2 + 3K2SO4 + ЗН2О
4.	2КВгО3(р) + 12 (суспензия) = 2КЮ3 + Вг2
5.	2КВгО3 + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2	(400-500 °C)
КВгО3 + 2NH3 = КВг + N2 + ЗН2О	(450 °C)
6.	КВгО3 + F2 + 2КОН (разб.) = KBrO4 + 2KF + Н2О
KBrO3 + Н2О + XeF2 = КВгО4 + Хе + 2HF
7.	2KBrO3 + ВаС12 = Ba(BrO3)2l + 2КС1
КВгО3 + AgNO3 = AgBrO3l + KNO3
8.	2КВгО3 + BrF5 = 3BrO2F + 2KF	(в жидк. HF)
9.	КВгО3 + Н2О электролиз> Н2? (катод) + КВгО4 (анод)
5.	КВгО4 — пербромат калия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Не образует кристаллогидратов. Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий окислитель. Получение см. К46’9.
1.	2КВгО4 = 2КВгО3 + О2	(до 275 °C)
КВгО4 = КВг + 2О2	(выше 390 °C)
2.	КВгО4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ВгО;	(pH 7)
3.	2КВгО4 (насыш.) + 12 (суспензия) —2КЮ4 + Вг2
КВгО4 (насыщ.) + Н1 (конц.) —КЮ4 + НВг
4.	КВгО4(р) + Н3О+ (катионит) = НВгО4 + К+ (катионит) + Н2О
6. KCN — цианид калия
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо
растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидра-
тов не образует. При хранении концентрированного раствора медленно
разлагается. Малорастворим в этаноле, метаноле, жидких углеводоро-
дах. Реагирует с кислотами. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Присо-
единяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции ионного
обмена и комплексообразования. Получение см. К715, КЗЗ5, К417 *.
231
к
1.	KCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [К(Н2О)6]+ + CN" CN" + Н2О <=♦ HCN + ОН"	(pH » 7)
2.	KCN + 2Н2О = NH3? + К(НСОО)	(кип.)
3.	KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCN?	
4.	2KCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCN? + K2SO4	(30-40 °C)
2KCN + 2H2SO4 (конц.) + 2Н2О = K2SO4 + (NH4)2SO4 + 2СОТ
	(кип.)
5. KCN + Н2О + СО2 = КНСО3 + HCN KCN(T) + KHS(T) = HCN + K2S 6. 2KCN (разб., хол.) + О2 = 2KOCN	(до 100 °C) (кат. Ni)
7. KCN (разб.) + S = KNCS	(кип.)
(п - 1)KCN + K2(S„) = (л - 1)KNCS + K2S 8. KCN + K2S4O6 + H2O = KNCS + K2SO3S + H2SO4	(кип.)
9. KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE	(Е = Cl, Br, I)
(CN)C1 + KF = (CN)F + KC1	(700 °C)
10. KCN + H2O2 (30%-й) = KOCN + H2O 11. KCN + PbO = Pb + KOCN	(400-500 °C)
12.	KCN + 2КОН (конц.) + 2KMnO4 = KOCN + 2K2MnO4 + H2O
13.	2KCN + H2O + 5KC1O = 2KHCO3 + 5KC1 + N2?
14.	2KCN (конц.) + AgNOj = K[Ag(CN)2J + KNO3
15.	8KCN (конц.) + Au2S3 = 2K(Au(CN)4] + 3K2S
16.	2KCN (разб.) + NiSO4 = Ni(CN)2l + K2SO4
2KCN (конц.) + Ni(CN)2 = K2 [Ni(CN)4l
17.	6KCN (разб.) + 2FeCl2 = (FeJ+) [Fe(CN)6] (кор.) + 6KC1
6KCN (конц.) + FeCl2 = K3[Fe(CN)6] + 3KC1
18.	2KCN + 3Be = Be3N2 + 2C (графит) + 2K	(700 °C)
7. KjCO3 — карбонат калия
Поташ. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильношелочную среду. Нерастворим в этаноле, эфире. Реагирует с кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К17*14, К4113, К488.
1.	К2СО3 = 2К + СО + О2	(выше 1200 °C)
2.	К2СО3 • 1,5Н2О = К2СО3 + 1,5Н2О	(100-150 °C, вак.)
3.	К2СО3 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + СО2~
со2~ + н2о <=♦ нсо; + он~	(Рн »7)
232
к
4.	К2СО3 + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + С02? + Н20
5.	К2СО3 (насыщ.) + 2НС1О4 (конц., хол.) = 2КС1О4Х + Н2О + СО2?
6.	ЗК2СО3 (конц.) + 2Н3РО4 (разб.) = 2К3РО4 + ЗН2О + ЗСО2? К2СО3 (разб.) + Н3РО4 (разб.) = К2НРО4 + Н2О + СО2? К2СО3 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4 + Н2О + СО2?
7.	К2СО3 + 2HF (разб.) = 2KF + Н2О + СО2?
К2СО3 + 4HF (конц.) = 2K(HF2) + Н2О + СО2?
8.	К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСО3	(30-40 °C)
9.	К2СО3 (разб.) + Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2?
10.	К2СО3 + Са(ОН)2 (насыщ.) = CaCO3i + 2КОН
11.	ЗК2СО3 (конц., гор.) + ЗЕ2 = 5КЕ + КЕО3 + ЗСО2?
(Е = С1, Вг, I)
12.	ЗК2СО3 + ЗН2О (гор.) + 2МС13 = 2М(ОН)3Х + ЗСО2Т + 6КС1
(М = А1, Сг)
13.	ЗК2СО3 + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)X + ЗСО2? (кип.)
14.	К2СО3 + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСО31
15.	К2СО3 + С (кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСО3	(900 °C)
К2СО3 + С (кокс) + 2NH3 = 2KCN + ЗН2О	(800-900 °C)
16.	К2СО3 + C(NH2)2O = 2KOCN + 2Н2О	(40 °C)
17.	2К2СО3 + F2 = К2С2О4(О2) + 2KF
К2СО3 + Н2О2 (конц.) + СО2 = К2С2О4(О2) + Н2О (-10 °C)
18.	2К2СО3 (конц.) + 2Н2О злектролиз> Н2Т (катод) +
+ К2С2О4(О*") (анод) + 2КОН (до 20 °C)
8. KCI — хлорид калия
Белый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке, этаноле, метаноле, эфире. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К12>8, К413’20, К484.
1	КС1 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + СГ	(pH 7)
2.	2КС1(Т) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2НС1?	(кип.)
КС1(Т) + H2SO4 (конц.) = KHSO4 + НС1?	(30-50 °C)
3.	KCI + KHSO4 = K2SO4 + HCI	(450-700 °C)
4.	10КС1(т) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(T) =
= 5С12Т + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
5-	KCI (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = KC1O4X + NaCl (10 °C) KCI (разб.) + AgNO3 = KNO3 + AgClX
233
к
6.	КС1 + Na = NaCl + К	(760-890 °C)
7.	2КС1(Ж) элекдтР°лиз> 2К (катод) + С12? (анод)
8.	2КС1 + 2Н2О ^^из> Н2Т (катод) + С12? (анод) + 2КОН
2КС1,р) зле|сгролиз> 2К (катод) + С12? (анод) w на Hg-катоде
9.	КС1 + ЗН2О алектр<У1ИЗ> ЗН2? (катод) + КС1О3 (анод)
(40-60 °C)
9.	КСЮ3 — хлорат калия
Бертоллетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле, глицерине. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при спекании. Получение см. Ba4s, К89, К418.
1.	4КС1О3 = ЗКС1О4 + КС1	(400 °C)
2КС1О3 = 2КС1 + ЗО2	(150-300 °C, кат. МпО2)
2.	КС1О3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + С1О3	(pH 7)
3.	КС1О3(Т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН2О
4.	ЗКС1О3(Т) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2С1О2? + КС1О4 + Н2О
5.	2КС1О3 + Е2 = 2КЕО3 + С12Т (Е = Вг, I; в гор. разб. HNO3)
КС1О3 + F2 = C12O3F + KF	(комн.)
6.	2КС1О3 + 3S = 2КС1 + 3SO2	(выше 130 °C)
10КСЮ3 + 12Р (красн.) = 10КС1 + ЗР4О10	(выше 250 °C)
7.	2КС1О3 (насыш.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2С1О2Т
2КС1О3 + H2SO4 (разб.) + Н2С2О4 = K2SO4 + 2СО2? +
+ 2С1О2? + 2Н2О (90 °C)
8.	КС1О3 + Н2О але|СГР°лиз> Н2? (катод) + КС1О4 (анод)
10.	КСЮ4 — перхлорат калия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Гигроскопичный (при наличии примеси НСЮ4). Умеренно растворяется в холодной воде (в отличие от NaClO4), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Сильный окислитель при спекании. Получение см. С1186, К75, К85, К91’8.
1.	КС1О4 = КС1 + 2О2	(550-620 °C)
2.	КС1О4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + СЮ;	(pH 7)
3.	2КС1О4 + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2НС1О4?	(160 °C, вак.)
4.	ЗКС1О4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А12О3	(600-700 °C)
234
к
5.	КС104(р) + 8[Ti(H2O)6]C13 = КС1 + 8НС1 +
+ 8[Т1(Н2О)4(ОН)2]С12 + 4Н2О
КС1О4(Т) + 8TiCl3 = КС1 + 6Т1С14 + 2TiO2	(400-450 °C)
6.	2КС1О4 (конц.) + H2[SiF6J = K2[SiF6]4- + 2НС1О4
7.	КС1О4 + H(SO3F)W = C1O3F? + KHSO4	(выше 50 °C)
11.	KjCrO4 — хромат калия
Желтый, при нагревании краснеет и плавится. Негигроскопичен (в отличие от Na2CrO4). Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, эфире, ацетоне. Разлагается кислотами. Значительно более слабый окислитель в водном растворе по сравнению с К2Сг2О7. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Сг149, К121>6, К5412.
1. К2СгО4 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + СгО2~
СгО4" + Н2О ?=* НСгО; + ОН" (pH > 7) 2. 2К2СгО4 + 2НС1 (разб.) = K2Cr2O7 + 2КС1 + Н2О
К2СгО4 + 2НС1 (< 20%-я) = К[Сг(С1)О3] + КС1 + Н2О
3.	г^СгО^) + 16НС1 (36%-я, гор.) = 2СгС13 + ЗС12Т + 8Н2О + 4КС1
4.	2К2СгО4 + H2SO4 (разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О
5.	2К2СгО4 (конц.) + Н2О + 2СО2 = К2Сг2О7 + 2КНСО3 (комн., р) К2СгО4 (насыщ.) + Na2SO4 (насыщ.) = Na2CrO4 + K2SO41
(комн.)
6.	К2СгО4 + 2AgNO3 = Ag2CrO4l + 2KNO3
K2CrO4 + Hg2(NO3)2 = Hg2CrO4i + 2KNO3
7.	K2CrO4 + M(NO3)2 = MCrO4l + 2KNO3 (M = Ba, Pb, Hg) 8. 2K2CrO4 + 2H2O (гор.) + 3H2S(r) = 2Cr(OH)3X + 3SX + 4KOH
2K2CrO4 + 8H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)J + 3S1 + 4KOH
(в конц. KOH)
9.	2K2CrO4 + 5KOH (конц.) + 8H2O + 3K[Sn(OH)3] =
= 2K3[Cr(OH)6] + 3K2[Sn(OH)6] 10. K2CrO4 + 4H2SO4 (безводн.) + 2KC1 = CrCl2O2 + 4KHSO4 +
+ 2H2O (30-50 °C) 11. K2CrO4 + CrCl2O2 = 2K[Cr(Cl)O3]	(80-90 °C)
12.	2K2CrO4 + 9H2O2 (конц.) + 2KOH = 2К3[Сг(О1")4]1 + O2? +
+ 10H2O	(0 °C)
13.	2K2CrO4 + Zr = 4K + Zr(CrO4)2	(700-800 °C)
14.	К2СгО4 + CH3COOH (разб.) = KHCrO4 + K(CH3COO)
235
к
12.	K2Cr207 — дихромат калия
Калиевый хромпик. Оранжево-красный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Негигроскопичен (в отличие от Na2Cr2O7). Хорошо растворяется в воде; анион частично переходит в ион НСгО4, который подвергается кислотному протолизу. Устойчив в кислотной среде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, разлагается щелочами. Сильный окислитель в растворе и при спекании, реагирует с типичными восстановителями. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. КП4, Nal9H.
1.	4К2Сг2О7 = 4К2СгО4 + 2Сг2О3 + ЗО2	(500-600 °C)
2.	К2Сг2О7 + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + Сг2О|~
Сг2О7~ + Н2О ?=* 2НСгО;
нею; + Н2О *=± СгО*~ + Н3О+	(pH < 7)
3.	К2Сг2О7 (конц.) _KCfO > К2Сг3О10, К2Сг4О13 (т.-красн.) (кип.) 4. К2Сг2О7(т) + 14НЕ (конц.) = 2CrE3 + ЗЕ2 + 7Н2О + 2КЕ
(Е = Cl, Br, 1) 5. К2Сг2О7 + 2H2SO4 (96%-я) = 2KHSO4 + 2СгО31 + Н2О
(75-90 °C)
6.	К2Сг2О7 + 2КОН (конц.) = 2К2СгО4 + Н2О
К2СгО7 + К2СО3 (конц.) = 2К2СгО4 + СО2?	(кип.)
7.	К2Сг2О7 + 7H2SO4 (разб.) + 6К1 = Cr2(SO4)3 + 3I2i +
+ 4K2SO4 + 7Н2О
K2Cr2O7(T) + 7H2SO4 (конц.) + 6KBr = Cr2(SO4)3 + ЗВг2 + K2SO4 +
+ 7Н2О (кип.) 8. К2Сг2О7 + 4H2SO4 (разб.) + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3Sl + 7Н2О +
+ K2SO4
K2Cr2O7 + H2O + 3H2S = 2Сг(ОН)3Х + 3Si + 2KOH
К2Сг2О7 + 7H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3Si + 2KOH
(в конц. KOH)
9.	K2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 3SO2 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3KNO2 = Cr2(SO4)3 + 3KNO3 +
+ 4H2O + K2SO4
K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 +
+ 7H2O + K2SO4
10.	K2Cr2O7 + 8HC1 (разб.) + 3C2H5OH = 2CrCI3 + 3CH3C(H)O +
+ 7H2O + 2KC1 (кип.)
236
к
4K2Cr2O7 + 16H2SO4 (конц.) + 4С2Н5ОН = 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 +
+ ЗСН3СООН + 2СО2? + 22Н2О (кип.)
К2Сг2О7 + 7Н2С2О4 (конц.) + 2К2С2О4 =
= 2К3[Сг(С2О4)3] (т.-зел.) + 6СО2? + 7Н2О
11.	8К2Сг2О7 + С12Н22ОП = 8Сг2О3 + 8К2СО3 + 4СО2 + 11Н2О
(120-450 °C)
12.	ЗК2Сг2О7 + 21H2SO4 (разб.) + 8А1 = 6CrSO4 + 4A12(SO4)3 +
+ 21Н2О + 3K2SO4
K2Cr2O7 + 4А1 = 2Сг + 2КА1О2 + А12О3	(800-900	°C)
13.	К2Сг2О7 + ЗН2 = Cr2O3 + 2КОН + 2Н2О	(500	°C)
K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4	(800-1000	°C)
К2Сг2О7 + 2С (кокс) = Сг2О3 + К2СО3 + СО	(800	°C)
14.	K2Cr2O7 + 2AgNO3 = Ag2Cr2O7X + 2KNO3
К2Сг2О7 + Н2О + 2Pb(NO3)2 = 2PbCrO4X + 2KNO3 + 2HNO3
15.	K2Cr2O7 (насыш.) CrOS K2Cr3O10, K2Cr4O13
16.	K2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 4H2O2 (конц.) =
= 2[Cr(H2O)O(O|-)2l(p) (син.) + 3H2O + K2SO4
[Cr(H2O)O(O2~)2](p) + Цж) = |Cr(L)O(O22-)2] (син.) + Н2О(Ж)
(L — эфир)
4[Сг(Н2О)О(О2“)21 + 6H2SO4 (разб.) = 2Cr2(SO4)3 + 7O2? + 10H2O
17.	K2Cr2O7 + 14HC1 (конц.) + 2KC1 = 2K2[Cr(H2O)Cl5] + 3C12?
(комн., в этаноле)
18.	K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2O2 (разб.) = Cr2(SO4)3 + 3O2? +
+ 7H2O + K2SO4
19.	K2Cr2O7 + 3H2SO4 (олеум) + 4KC1 = 2CrCl2O2? + 3K2SO4 + 3H2O (кип.)
20.	K2Cr2O7 + 2HF (конц.) = 2K[CrO3F] (красн.) + H2O
21.	2K2Cr2O7 + Zr = 4K + Zr(Cr2O7)2	(370-380 °C)
13. KCr(SO4)2 — сульфат хрома(111)-калия
Красный, при нагревании разлагается без плавления. Темно-фиолетовый кристаллогидрат KCr(SO4)2 • 12Н2О (хромокалиевые квасцы) имеет строение [K(H2O)6][Cr(H2O)6](SO4)2. Кристаллогидрат хорошо растворяется в воде, безводная соль — очень плохо. Нерастворим в этаноле. В растворе протекает сильный гидролиз по катиону хрома(Ш). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. Сг2010.
237
к
1.	4KCr(SO4)2 = 2Cr2O3 + 6SO2 + ЗО2 + 2K2SO4	(700-900 °C)
2.	KCr(SO4)2 • 12H2O = KCr(SO4)2 + 12H2O	(350-400 °C)
3.	KCr(SO4)2 (разб.) + 12H2O = [K(H2O)6]+ + [Cr(H2O)6]3+ + 2SO7"
(pH < 7, cm. Cr2O3)
4.	2KCr(SO4)2 (конц.) + 6H2O -*-♦ H2[Cr2(H2O)4(SO4)3(OH)2] +
+ K2SO4 (кип.)
5.	2KCr(SO4)2 + 12H2O + 6HCl(r) = 2[Cr(H2O)6]Cl34, + K2SO4 +
+ 3H2SO4 (0-10 °C)
6.	KCr(SO4)2 + ЗКОН (разб.) = Cr(OH)3X + 2K2SO4 KCr(SO4)2 + 6KOH (конц.) = K3[Cr(OH)6] + 2K2SO4
7.	2KCr(SO4)2 + 6(NH3 • H2O) [разб.] = 2Cr(OH)3i + K2SO4 +
+ 3(NH4)2SO4
8.	2KCr(SO4)2 + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4
9.	2KCr(SO4)2 + ЮКОН (конц.) + 3H2O2 (конц.) =
= 2K2CrO4 + 8H2O + 4K2SO4
10.	2KCr(SO4)2 + 12MNCS (конц.) = 2M3[Cr(NCS)6] + K2SO4 +
+ 3M2SO4 (кип., M = K+, NH 4)
14. KF — фторид калия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. Получение см. KI8, К77, К181-7, К416, К531.
1.	KF • 2Н2О = KF + 2Н2О	(350 °C)
2.	KF (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Г
F" + Н2О <=> HF + ОН~	(pH > 7)
3.	KF + HF (конц.) = K(HF2)
KF + nHF(M) = KF • nHFX, точнее, K[F(HF)J (n = 1 + 4) 4. 2KF + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HF?	(кип.)
KF + HNO3 (конц.) = KNO3 + HF?
5.	KF + LiOH (насыщ.) = KOH + LiF?
2KF + Ca(OH)2 (насыш.) = 2KOH + CaF2i
6.	2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]X + 2HF
7.	KF + SO2(X) = KSO2F
8.	2KF(X) злектР°лиз> 2K? (катод) + F2? (анод)
15. KjFeO4 — феррат калия
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде в присутствии щелочей. Сильный окисли
238
тель; реагирует с кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Получение см. Fel23’26, Fe268, Fe286.
1. 2K2FeO4 = K3FeO4 + KFeO2 + O2 (500—700 °C, примесь Fe2O3) 2. K2FeO4 + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + FeO2"	(в разб. KOH)
3.	4K2FeO4 + 6H2O = 4FeO(OH)X + 8KOH + 3O2?	(кип.)
4.	4K2FeO4 + 10H2SO4 (разб.) = 2Fe2(SO4)3 + 3O2? + 4K2SO4 +
+ 10H2O
5.	4K2Fe.O4 + 4KOH = 4K3FeO4 + O2 + 2H2O	(400-450 °C)
6.	2K2FeO4 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = 2FeO(OH)X + N2? +
+ 4KOH + 2H2O (кип.)
7.	4K2FeO4<p) + 3Cr(OH)2 = 4FeO(OH)l + 3K2CrO4 + 2KOH (кип.) 8. K2FeO4 + H2O + BaCl2 = BaFeO4 • H2Oi (красн.) + 2KC1
9. 2K2FeO4 + 3C2H5OH = Fe2O3i + ЗСН3С(Н)О + 4KOH + H2O
16. КН — гидрид калия
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Чувствителен к влаге воздуха. Нерастворим в эфире. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором, этанолом. Получение см. К15.
1.	2КН = 2К + Н2	(400 °C, вак.)
2.	КН + Н2О = КОН + Н2?	
3.	КН + НС1 (разб.) = КС1 + Н2?	
4.	2КН + О2 = 2КОН	(выше 200 °C)
5.	КН + С12 = КС1 + НС1	(400-450 °C)
	2КН + 2S = K2S + H2S	(350 °C)
6.	КН + СО2 = К(НСОО)	[до 150 °C, р]
7.	4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2Н2	(500 °C)
8.	КН + NH3(r) = KNH2 + Н2	(300 °C)
	КН + ЫН3(Ж) = KNH21 + Н2Т	(-40 °C, кат. Fe)
9.	КН + С2Н5ОН = К(С2Н5О) + н2?	(комн.)
17.	КНСО3 — гидрокарбонат калия
Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Имеет строение (К+)2(НСО3) 2_. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К7«, К41'3.
1.	2КНСО3 = К2СО3 + СО2 + Н2О	(100-400 °C)
к
2.	КНСО3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6|+ + НСО3
нсо3 + н2о ?=* н2со3 + он	(Рн > 7)
3.	КНСО3 + НС1 (разб.) = КС1 + СО2? + Н2О
2КНСО3 + H2SO4 (разб.) = K2SO4 + 2СО2? + 2Н2О
КНСО3 + HNO3 (разб.) = KNO3 + СО2? + Н2О
4.	КНСО3 + КОН (конц.) = К2СО3 + Н2О
5.	6КНСО3 (конц.) + ЗС12 = КС1О3 + 5KC1I + 6СО2? + ЗН2О
6.	КНСО3 + SO2 = KHSO3 + СО2?
7.	4КНСО3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2l + 2K2SO4 + ЗСО2? + Н2О
(кип.)
18.	K(HF2) — гидродифторид калия
Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. К77, К143, К416.
1.	K(HF2) = KF + HF	(310-400 °C)
2.	K(HF2) (разб.) + 6H2O = [К(Н2О)6Г + hf;
HF2 —► HF + F“, HF + H2O <=± F + H3O+ (pH < 7) 3. 2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HF?	(кип.)
K(HF2) + HNO3 (конц.) = KNO3 + 2HF?
4.	K(HF2) + KOH (конц.) = 2KF + H2O
5.	K(HF2) + Ca(OH)2 (насыш.) = KOH + H2O + CaF2X
6.	K(HF2) + H2SO4 + 2SO3 = 2HSO3F + KHSO4 (комн., в олеуме) 7. К(НР2)(Ж) зле|С1тРолиз> н2? (катод) + F2? (анод) + KF
19.	КН2РО4 — дигидроортофосфат калия
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н3РО4 подвергается кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. При электролизе в щелочной среде образует пероксопроизводные. Получение см. К76, К205, К415, Р121.
1.	КН2РО4 = КРО3 + Н2О	(выше 252,6 °C)
2.	КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + Н2РО; (pH < 7, см. Na273) 3. КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О
КН2РО4 + 2КОН (конц.) = К3РО4 + 2Н2О
240
к
4.	КН2РО4 + 2К2НРО4 - К5Р3О|0 + 2Н2О	(500-600 °C)
5.	КН2РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3KNO3 + 2Н3РО4
6.	КН2РО4 + 2КОН (разб.) эле|с1зюлиз> Н2Т (катод)+
+ К3РО3(О^-) (анод) + Н2О (0 °C)
7.	2КН2РО4 + 2КОН (разб.) эле|СГР°лиз> Н2Т (катод) +
+ К4Р2О6(0) (анод) + 2Н2О (80 °C)
20.	К2НРО4 — гидроортофосфат калия
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Малорастворим в этаноле. Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводородом, ортофосфорной кислотой. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К76, К193, К415.
1.	2К2НРО4 = К4Р2О7 + Н2О	(250 °C)
2.	К2НРО4 • ЗН2О = К2НРО4 + ЗН2О	(110-125 °C, вак.)
3.	К2НРО4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + НРО2 (pH > 7, см. Na283) 4. К2НРО4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н3РО4 + 2КС1	(0-10 °C)
5.	К2НРО4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4
6.	К2НРО4 + КОН (конц.) = К3РО4 + Н2О
7.	2К2НРО4 + 3AgNO3 - Ag3PO4l + 3KNO3 + КН2РО4
8.	2К2НРО4 + КН2РО4 = К5Р3О10 + 2Н2О	(500-600 °C)
21.	KHS — гидросульфид калия
Белый, сильно гигроскопичный, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Желтеет при нагревании на воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), растворим в этаноле, нерастворим в бензоле, эфире. Разлагается в растворе под действием кипячения и соляной кислоты, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель. Получение см. К1 ”, К458, S2422.
1.	2KHS - K2S + H2S	(выше 550 °C)
2.	KHS • 0,5Н2О = KHS + 0,5Н2О	(до 100 °C, вак.)
3.	KHS (разб.) + 6Н2О - [К(Н2О)6]+ + HS“
HS" + Н2О «=> H2S + ОН~	(pH > 7)
4.	2KHS = K2S + H2ST	(кип.)
5.	KHS + НС1 (разб.) = КС1 + H2ST
6.	KHS + 3HNO3 (конц.) = Si + 2NO2T + KNO3 + 2H2O
7.	KHS + KOH (конц.) - K2S + H2O
241
к
8.	2nKHS(T) + (л - 1)О2 (воздух) + 2Н2О = (2л - 4)К0Н + 2K2(S„) (100-200 °C)
9.	KHS^	S (коллоид), K2(S„), K2SO3S
10.	KHS (насыщ., гор.) + КОН + (л - 1)S = K2(S„) + Н2О
2KHS + 4S = K2(S5) + H2S	(кип. в этаноле)
11.	2KHS + KHSO3 = 3K2SO3S + ЗН2О	(кип.)
12.	3KHS + ЗКОН + ASjSj = 2K3[AsS3] + ЗН2О
3KHS + ЗКОН + As2S5 = 2K3[AsS4] + ЗН2О
22.	KHSO3 — гидросульфит калия
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона HSO 3. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами-неокислителями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. К79, К176, К4113, К4710, К493.
1.	2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О	(190 °C)
2.	KHSO3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO;
hso; <=± s(H)o;
hso~ + h2o «=* so2~	(pH < 7)
3.	2KHSO3 (насыщ.) = K2S2O5 + H2O	(в атмосфере SO2)
4.	KHSO3 + HCI (разб.) = KC1 + SO2T + H2O
5.	KHSO3 + H2SO4 (конц., хол.) = KHSO4 + SO2? + H2O
KHSO3 + 3HNO3 (конц., гор.) = KNO3 + H2SO4 + 2NO2? + H2O
6.	KHSO3 + KOH (конц.) = K2SO3 + H2O
7.	4KHSO3 + O2 (воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2H2O
8.	4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + 3H2O	(кип.)
9.	10KHSO3 + H2SO4 (разб.) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O
23.	KHSO4 — гидросульфат калия
Меркаллит. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO 4. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода, этанолом. Получение см. К82, К414, К482, К542.
1.	2KHSO4 = K2SO4 + H2SO4	(240 °C)
2KHSO4 = K2S2O7 + H2O	(320-340 °C)
242
к
2.	khso4 (конц.) + бн2о = [K(H2o)6i+ + hso;, hso; + Н2О -
= SO4~ + Н3О+ (разбавление водой, pH < 7)
3.	KHSO4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О
4.	KHSO4 + KCI = K2SO4 + HCI	(450-700 °C)
5.	KHSO4 + H2O2 (конц.) = KHSO3(O2) + Н2О	(0 °C)
6.	2KHSO4 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O	(300 °C)
7.	6KHSO4 + M2O3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O
(300-500 °C; M = Al, Cr)
8.	KHSO4 + C2HSOH = KSO3(C2H5O) + H2O
9.	2KHSO4 (насыщ.) зле1СГР°лиз> H2T (катод) + K2S2O6(O2) (анод) (0-7 °C)
24.	K2H4TeOe — тетрагидроортотеллурат калия
Белый, устойчив на воздухе, гигроскопичен. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Образует гетерополисоли. Получение см. ТеЗ8, Те76.
1.	К2Н4ТеО6 = К2ТеО4 + 2Н2О	(275-330 °C)
2К2Н4ТеО6 = 2К2ТеО3 + О2 + 4Н2О	(500-600 °C)
2.	К2Н4ТеО6 • ЗН2О -U К2Н4ТеО6 + ЗН2О	(комн., вак.)
3.	К2Н4ТеО6 (разб.) + 12Н2О = 2[K(H2O)6J+ + Н4ТеО2
H4TeOj" + Н2О <=♦ Н5ТеО; + ОН’	(pH > 7)
Н5ТеО; + Н2О <=* Н6ТеО6 + ОН’
4.	К2Н4ТеО6 + 2HNO3 (разб., гор.) = Н6ТеО6 + 2KNO3
5.	2К2Н4ТеО6 + 3(N2H4 • Н2О) = 2Tei + 3N2T + 4КОН + 11Н2О
(60-90 °C)
К2Н4ТеО6 + 3K[Sn(OH)3] + 2Н2О + КОН (конц., хол.) =
= Tei + 3K2[Sn(OH)6|
6.	К2Н4ТеО6 (конц.) + 4КОН + 6МО3 = KJTeM6O24] + 4Н2О
(кип., М = Mo, W)
25.	KI — иодид калия
Белый, при хранении на свету желтеет. Негигроскопичен (в отличие от Nal). Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Хорошо растворим в этаноле, ацетоне, мало — в пиридине. Типичный восстановитель. Водный раствор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение см. Kl8, К265, К4121.
243
к
1.	KI (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)61+ + Г	(pH 7)
2.	8KI(T) + 9H2SO4 (конц.) « 4I2I + H2ST + 4Н2О + 8KHSO4
(30-50 °C)
2К1(Т) + 4HNO3 (конц.) = I2I + 2NO2? + 2Н2О + 2KNO3
3.	KI + 2Н2О + О2 -U	4КОН + I2I + К[1(1)2]	(комн., на свету)
4К1 + 4НС1 (разб.) + О2 = 2I21 + 4КС1 + 2Н2О	(комн., на свету)
4.	2KI + Е2 - 2КЕ + I24<	(Е = С1, Вг)
5.	KI + ЗН2О + ЗС12(Г> =	НЮ3 + КС1 + 5НС1
KI (конц.) + 6КОН (конц.) + ЗС12(Г) = КЮ31 + 6КС1 + ЗН2О
6.	К1(р) + 12 = К[1(1)21(р) (желт.)	(«иодная вода»)
7.	10KI + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5I21 + 2MnSO4 + 8Н2О +
+ 6K2SO4
6KI + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = Cr2(SO4)3 + 3I2l + 7Н2О +
+ 4K2SO4
8.	2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = 121 + K2SO4 + 2Н2О
2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO2 = 2K2SO4 + I2I + 2NOT + 2Н2О 9. 2KI + 4HNO3 (разб.) + PbO2 « I2>L + Pb(NO3)2 + 2H2O + 2KNO3 (комн.)
KI + 6HNO3 (разб.) + 3PbO2 = KIO3 + 3Pb(NO3)2 + 3H2O (кип.) 10. 2KI + Fe2(SO4)3 = I2I + 2FeSO4 + K2SO4	(в разб. H2SO4)
2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2CuU + 2K2SO4 + H2SO4
(в темноте)
11.	KI + 3H2O зде|СГР°лиз> зн2? (катод) + KIO3 (анод)
26.	KIO3 — иодат калия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮ3 • Н1О3. Нерастворим в этаноле. Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. К44, К95. К255-11, К271, Na369.
1.	2КЮ3 = 2К1 + ЗО2	(560-650 °C)
2.	КЮ3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6Г + Ю;	(pH 7)
3.	2КЮ3 + 12НС1 (конц.) = 121 + 5С12Т + 6Н2О + 2КС1
4.	КЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 5KI = 3I2i + ЗН2О + 3K2SO4
5.	КЮ3 + ЗН2О2 = KI + ЗО2? + ЗН2О	(в разб. HNO,)
КЮ3 + 3H2S = KI + 3Sl + ЗН2О	(в разб. HNO,)
2К1О3 + 4Н2О + 5SO2 = I24< + K2SO4 + 4H2SO4
2KIO3 + ЗС (кокс) = 2KI + 3CO2	(500-600 °C)
244
к
6.	2KIO3 + 6К0Н (конц.) + 2С12 = K4H2I2O10 + 4КС1 + 2Н2О K4H2I2Ol0 + 2HNO3 (разб.) = 2KIO4i + 2KNO3 + 2Н2О
7.	КЮ3 + 2КОН (конц.) + K2S2O6(O2) = KIO4l + 2K2SO4 + Н2О
8.	KIO3 + 2HF (конц.) = K[IO2F2] + Н2О
9.	KIO3 + Н2О электРолиз> н2Т (катод) + KIO4i (анод)
[в разб. HNO3]
27.	КЮ4 — метапериодат калия
Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Плохо растворяется в воде, этаноле. Кристаллогидратов не образует. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. К53, К266-7-9, Na378.
1.	2КЮ4 = 2К1О3 + О2	(290 °C)
2.	KIO4 + HNO3 (конц.) + 2Н2О = Н5Ю6 + KNO3	(кип.)
3.	гкю^) + 2КОН (конц.) = К2Н212О|0(р)
4.	5КЮ4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 4КЮ3 + 2H2SO4
(в разб. HNO3)
5.	2К1О4 + 4КОН (разб.) + 3Ba(NO3)2 - Ba3(H2IO6)2X + 6KNO3
28.	КМпО4 — перманганат калия
Красно-фиолетовый (почти черный), при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (раствор окрашивается в интенсивный фиолетовый цвет), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Растворим в этаноле и метаноле (на холоду), ацетоне, уксусной кислоте. Разлагается в растворе (медленно), при действии концентрированных кислот, щелочей и гидрата аммиака при нагревании. Сильный окислитель в растворе и при спекании; в сильнокислотной среде восстанавливается, как правило, до Мп11, в нейтральной среде — до Mnlv, в сильнощелочной среде — до Мп71. Реагирует с типичными восстановителями, этанолом, водородом. Вступает в реакции ионного обмена. В виде смешанно-двойной соли (К2, Ba){SO4, (МпО4)2) (мольная доля КМпО4 6—8%) устойчив к свету, малорастворим в воде, не окислитель. Получение см. К292> 3-517, Мп209.
1.	2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2	(200-240 °C)
ЗКМпО4 = К3МпО4 + 2МпО2 + 2О2	(500-700 °C)
2.	КМпО4 + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + МпО;	(pH 7)
4КМпО4 + 2Н2О -*-► 4МпО2 + ЗО2Т + 4КОН
245
к
3.	2KMnO4 + 16НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1 2КМпО4 + 16НС1 (конц.) + 2КС1 (конц.) = 2К2[МпС16]1 +
+ ЗС12Т + 8Н2О (О °C, в эфире)
КМпО^ + 8НС1 (конц.) + КС1 (насыщ.) = К2[МпС15]1 +
+ 2С12Т + 4Н2О
4.	4КМпО4 + 6H2SO4 (60%-я) = 4MnSO4 + 2K2SO4 + 5О2Т + 6Н2О
(примесь О3)
2КМпО4(т) + 2H2SO4 (98%-я) = 2KHSO4 + Мп2О7 + Н2О
(комн., побочное образование МпО2)
гКМпО^ + 4H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + K2SO4 + 4Н2О + 2О2Т
(70-75 °C)
5.	4КМпО4 (насыщ.) + 4КОН (15%-й) = 4К2МпО4 + О2Т + 2Н2О
(кип.)
4КМпО4 (конц.) + 4Ва(ОН)2(т) = 4ВаМпО41 + О2Т + 2Н2О +
+ 4КОН (кип.)
6.	2КМпО4 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] = 2MnO2i + N2T + 2КОН + 4Н2О
7.	2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5Н2О2 = 2MnSO4 + 5О2Т +
+ 8Н2О + K2SO4
2КМпО4 + 3H2SO4 (разб.) + 5KNO2 = 2MnSO4 + 5KNO3 +
+ ЗН2О + K2SO4
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2С2О4 = 2MnSO4 + 10СО2Т + K2SO4 + 8Н2О
8.	2KMnO4 + 8H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 +
+ K2SO4 + 8H2O
9.	2KMnO4 + 2H2O (гор.) + 3MnSO4 = 5MnO2l + K2SO4 + 2H2SO4 2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = SM^SO^ + K2SO4 + 8H2O (50-60 °C)
10.	гКМпСХцр) + 3H2 -U 2MnO24< + 2KOH + 2H2O (кат. AgNO3) гКМпО^р) + 3H2S = 2MnO2l + 3Sl + 2KOH + 2H2O
11.	2KMnO4 (разб.) + 8H2SO4 (разб.) + 10KI = 5I2l + 2MnSO4 +
+ 8H2O + 6K2SO4
8KMnO4 (конц.) + 8KOH (конц.) + KI(T) = 8K2MnO4 +
+ KIOJ + 4H2O
2КМпО4 (конц.) + 2KOH (конц.) + KIO3(T) = 2K2MnO4 +
+ KIOj + H2O
12.	2KMnO4 + 3H2SO4 (разб.) + 5K2SO3 = 2MnSO4 + бК^О., + 3H2O 2KMnO4 + H2O + 3K2SO3 (конц.) = 2MnO2l + 3K2SO4 + 2KOH
246
к
13.	2KMnO4 + 2К0Н (конц.) + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + Н2О
(комн.)
KMnO4 + 2КОН (конц.) + K2SO3(T) = K3MnO4 + K2SO4 + Н2О
(О °C)
14.	2КМпО4 + ЗКОН (конц.) + К2(РНО3) - 2К2МпО4 + К3РО4 + 2Н2О 4КМпО4 (конц.) + 6КОН (конц.) + К(РН2О2) =
= 4К2МпО4 + К3РО4 + 4Н2О 15. 2KMnO4 + 2КОН (конц.) + KCN - 2K2MnO4 + KOCN + Н2О
8КМпО4 + ЮКОН (конц.) + KNCS = 8K2MnO4 + KOCN +
+ K2SO4 + 5Н2О 16. 2КМпО4 + 2BrF3 - K2[MnF6] + MnO2 + ЗО2 + Вг2
(100-150 °C) 17. KMnO4 + 2HSO3F(X) = MnO3F + KSO3F + H2SO4	(0 °C)
18.	KMnO4 + MNO3 = MMnO4i + KNO3	(M = Rb, Cs, Ag)
19.	2KMnO4 + 3C2H5OH = 2MnO2l + ЗСН3С(Н)О + 2KOH + 2H2O
(20-30 °C)
29.	K2MnO4 — манганат калия
Темно-зеленый, при нагревании разлагается. Устойчив в сильнощелочном растворе. Кристаллогидратов не образует. Проявляет окислительно-восстановительные свойства; разлагается водой (быстро — в кислотной среде), этанолом. Окисляется хлором, пероксодисульфатом калия. Получение см. Bi 126, К285> ”• 13-15, Мп129.
1.	ЗК2МпО4 = 2К3МпО4 + МпО2 + О2	(190-500 °C)
2.	K2MnO4 + 12Н2О « 2[K(H2O)6J+ + МпО^“ (зел.)
(в 10%-м КОН)
ЗК2МпО4(разб.) + 2Н2О -U 2KMnO4 + MnO2l + 4КОН
3.	3K2MnO4 + 4НС1 (разб.) = 2KMnO4 + MnO2i + 4КС1 + 2Н2О K2MnO4 + 8НС1 (конц.) = МпС12 + 2С12Т + 2КС1 + 4Н2О
4.	ЗК2МпО4 + 2СО2 = 2КМпО4 + MnO2i + 2К2СО3
5.	г^МпО^р) + С12 = 2КМпО4 + 2КС1
г^МпО^ + K2S2O6(O2) = 2КМпО4 + 2K2SO4 (кат. AgNO3) 6. К2МпО4 + С2Н5ОН (гор.) MnO2i + СН3С(Н)О + 2КОН
ЗК2МпО4 + 4СН3СООН = 2КМпО4 + МпО24< + 4К(СН3СОО) +
+ 2Н2О 7. 2К2МпО4 + 2Н2О зле|СТР°лиз> н2Т (катод) + 2КМпО4 (анод) +
+ 2КОН
247
к
30.	KjMoO4 — молибдат калия
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Хорошо растворим в воде (гидролиз по аниону), мало — в этаноле. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается азотной кислотой. Слабый окислитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Mol6, Мо78.
1.	2К2МоО4 = 2МоО3 + 4К + О2	(1400 °C)
2.	К2МоО4 • 2Н2О = К2МоО4 + 2Н2О	(150-200 °C)
3.	К2МоО4 (разб.) + 12Н2О = 2[K(H2O)6J+ + МоО*~
7МоО4_ + 5Н2О <=* НМо7О24 + 9ОН“	(pH > 7)
4.	К2МоО4 + 2HNO3 (конц.) = MoO3>L + 2KNO3 + Н2О
5.	К2МоО4 R’НС* *Р,а3б)> |Мо4О|0(ОН)2 + Мо2О4(ОН)2] (коллоид)
«молибденовая синь*
(R-восстановители: SO2, H2S, KI, N2H5C1,
SnCl2, H°, Mo, С12Н220ц)
6.	K2MoO4 + 2AgNO3 = Ag2MoO4i + 2KNO3
K2MoO4 + M(NO3)2 = MMoO44- + 2KNO3
(M = Ca+Ba, Pb, Cd, Mn)
7.	4K2MoO4 + 32KCN + 25HC1 (разб.) + K[BH4J =
- 4K4[Mo(CN)g| + B(H)3i + 25KC1 + 13H2O
31.	KN3 — азид калия
Белый, плавится, при дальнейшем нагревании разлагается без взрыва. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), не образует кристаллогидратов. Очень мало растворяется в этаноле, эфире, бензоле. Реагирует с кислотами, водородом, галогенами, нитратами металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. КЗЗ4, N519.
1.	2KN3 + 2К + 3N2	(выше 355 °C, вак.)
2.	KN3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + N 3
N; + H2O <=* HN3 + OH-	(pH >7)
3.	KN3 + HCI (20%-я, хол.) = KCI + HN3
KN3 + 4HC1 (конц.) = CI2T + NH4C1 + KCI + N2T (кат. Pt) 4. KN3 + H2SO4 (конц.) = KHSO4 + HN3	(до 10 °C, вак.)
5.	KN3 + 5H2 <=► KH + 3NH3	(150 °C)
KN3 + H2 = KNH2 + N2	(250 °C, примесь NH3, кат. Pt)
6.	KN3(p) + Cl2 = C1N3T + KCI	(0 °C, в токе N2)
248
к
7.	2KN3 + 12 = 2KI + 3N2?	(в жидк. CS2)
2KN3 + H2SO4 + I2 - 2HI + 3N2? + K2SO4
8.	KN3 + H2SO4 + KNO2 = N2T + N2OT + H20 + K2SO4 (кип.)
9.	KN3 + Pb(NO3)2 = Pb(N3)2X + 2KNO3
10.	4KN3 (конц.) + CdCI2 = K2[Cd(N3)4] + 2KC1
32.	KNCS — тиоцианат калия
Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагревании синеет вследствие разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиза нет), этаноле. Разлагается концентрированными кислотами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Кб7, N265.
1.	KNCS = KCN + S	(выше 500 °C)
2.	KNCS • 0,5Н2О1 <=* KNCS (насыщ.) + 0,5Н2О (до 6,8 °C) 3. KNCS (разб.) + 6Н2О = |K(H2O)J+ + NCS	(pH 7)
4. 2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCST + K2SO4 (на холоду, вак.)
KNCS + Н2О + 2H2SO4 (60%-я) = KHSO4 + NH4HSO4 + C(S)O
(40-50 °C)
5. KNCS (влажн.) + KHSO^ -U HNCS + K2SO4 (комн., вак.) 6. 2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2H2O + K2SO4 (0 °C) 7. 2KNCS(p) + 12 ♦=* 2K1 + (SCN)2	(0 °C)
8. KNCS + ЮКОН (конц.) + 8KMnO4 = KOCN + 8K2MnO4 +
+ K2SO4 + 5H2O
9. KNCS (конц.) + KNO2 + H2SO4 (разб.) = (NO+)NCS +
+ K2SO4 + H2O (0 °C) 10. 2KNCS + SnO2 = SnS + 2CO + N2 + K2S	(450 °C)
11.	2KNCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2l + 2KNO3
12.	KNCS (разб.) + AgNO3 « AgNCSi + KNO3
2KNCS (конц.) + AgNO3 = K[Ag(—SCN)2] + KNO3
13.	KNCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 =
= [(Fe(H2O)s(—NCS)]C12 (красн.) + KCI
6KNCS (конц.) + FeCl3 = K3[Fe(NCS)6] (красн.) + 3KC1
33. KNH2 — амид калия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны).
249
к
Мало растворяется в жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами, этанолом. Получение см. К.112, К168, К315, К376, К387.
1.	6KNH2 = 6К + 4NH3 + N2	(600-700 °C)
2.	KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 • Н2О
KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NH3T
3.	KNH2 + 2НС1 (разб.) = КС1 + NH4C1
4.	2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O	(кип.)
3KNH2 + KNO3 = KN3 + 3KOH + NH3	(200 °C)
5.	KNH2 + С (кокс) = KCN + H2	(500-600 °C)
6.	KNH2 + NH4C1 « 2NH3 + KC1	(-40 °C, в жидк. NH3)
7.	KNH2 + N2O = KN3 + KOH + NH3	(280 °C)
8.	2KNH2 + Zn(NH2)2 = K2[Zn(NH2)4J (-40 °C, в жидк. NH3)
34. KNO2 — нитрит калия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле, метаноле, ацетоне. Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Кинетически инертен в щелочной среде. Получение см. К351-4’9, К4115’|7.
1.	2KNO2 = 2К + N2 + 2О2	(900-950 °C)
2.	KNO2 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + NO^
no; + h2o <=► hno2 + oh-	(рн>7)
3.	KNO2 + НС1 (разб.) = KC1 + HNO2	(комн.)
4.	3KNO2(t) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + KNO3 + 2NOT + H2O (кип.) KNO2 + 2HC1 (конц.) = (NO)C1 + KC1 + H2O	(комн.)
5.	2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2T + NOT + H2O 6KNO2(t) + 3H2SO4(3M) = 2HNO3 + 4NOT + 2H2O + 3K2SO4
6.	2KNO2(t) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2? + No? + H2O
7.	2KNO2 (разб., гор.) + O2 2KNO3
8.	KNO2 + H2O2 (гор.) = KNO3 + H2O	(в разб. H2SO4)
KNO2 + H2O + Br2 - KNO3 + 2HBr
9.	5KNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 3H2O
3KNO2 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 +
+ 4H2O + K2SO4
250
к
10.	KNO2 + 6Н° (Zn, конц. КОН) = NH3T + КОН + Н2О (кип.) 11. 2KNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2T + K2SO4 + 4Н2О
(кип.)
12. 2KNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NOT + I2i + 2Н2О + 2K2SO4
13. 2KNO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4(T) = 2NOT + Fe2(SO4)3 +
+ K2SO4 + 2H2O 14. 3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2K2CrO4 + 4NO (400-500 °C) 15. KNO2,(kohu.) + NH4C1O4 (конц.) = KC1O41 + NH4NO2
(до 15 °C)
16. 2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag—ONO, Ag—NO2)i + 2KNO3
KNO2 (конц.) + AgNO2 = K[Ag(—NO2)2]
17. KNO2 + 2CH3COOH (разб.) + K4[Fe(CN)6] =
= NOT + K3[Fe(CN)6] + 2K(CH3COO) + H2O
35.	KNO3 — нитрат калия
Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Негигроскопичен (в отличие от NaNO3). Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. КР, К17\ К346-8, К4117.
1.	2KNO3 = 2KNO2 + О2	(400-520 °C)
2.	KNO3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + NO;	(pH 7)
3.	KNO3 (насыщ.) + (1-2)HNO3 (конц.) = KNO3 • (l-2)HNO3i
(комн.)
4.	KNO3 + 2Н° (Zn, разб. HCI) = KNO2 + H2O
KNO3 + 8H° (Al, конц. KOH) = NH3T + 2H2O + KOH (кип.) 5. 2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2N2O + 4H2O (230-300 °C) 6. KNO3 + H2SO4 (конц.) = HNO3T + KHSO4	(вак.)
7.	2KNO3 + ЗС (графит) + S = N2 + 3CO2 + K2S
(сгорание «черного пороха») 8. 6KNO3 + 10A1 = 6KA1O2 + 2A12O3 + 3N2	(400 °C)
9.	KNO3 + Pb = KNO2 + PbO	(350-400 °C)
KNO3 (конц.) + Pb (губка) + H2O = KNO2 + Pb(OH)2i
10.	3KNO3 + 2KOH + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (400-420 °C) 11. KNO3 + 2KOH + MnO2 = K2MnO4 + KNO2 + H2O (350-450 °C) 12. 2KNO3 + Ni(NO3)2 = K2[Ni(NO3)4]	(в жидк. N2O5)
251
к
36. К02 — надпероксид калия
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Имеет ионное строение (К+)(О 2). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком, этанолом. Очень сильный окислитель. Образуется при сгорании калия на воздухе. Получение см. К1б, К371, К395, О25.
1. ко2 290 °_с^вак> К2О2	К2О 2. 2КО2 + Н26 = КОН + КНО2(р) + О2?	(0 °C)
2КНО2(р)	2КОН + О2?	(комн.)
3.	4КО2 + 2Н2О (гор.) = 4КОН + ЗО2? 4.	2КО2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2 + О2Т 5.	2КО2 + H2SO4 (безводн.) = K2SO4 + О3Т + Н2О	(комн.)
6. КО2 + О3 = КО3 + О2	(до 0 °C, в жидк. CC12F2)	
7. 2KO2 + S = K2SO4	(130-140 °C)
2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2	(100 °C)
8. 4КО2 + ЗС (графит) = 2К2СО3 + СО2	(30 °C)
9. 4КО2 + 2СО2 (влажн.) = 2К2СО3 + ЗО2	(комн.)
КО2 + 2СО2 = К2С2О4(О^~)	(-10 °C)
10. 2КО2 + СО = К2СО3 + О2	(50 °C)
11. 2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + О2	(70 °C)
12. КО2 + ЗК = 2К2О	(700 °C, р)
КО2 + А1 (порошок) = КА1О2	(100 °C)
2КО2 + ЗН2 = 2КОН + 2Н2О	(комн.)
13. 2КО2 + 2NH3 -U 2КОН + N2 + 2Н2О 14. 4КО2 + С2Н5ОН = 2К2СО3 + ЗН2О	(комн.)
8КО2 + 11СН3СООН (безводн.) = 8К(СН3СОО) + 6СО2? + ЮН2О	
15. КО2 <=* К+ + О2
(в бензоле)
37. КО3 — озонид калия
Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании. Имеет ионное строение (К+)(О3). Хорошо растворяется в жидком аммиаке (частично реагирует с ним), жидких фторхлормета-нах CC1„F4_„. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой, этанолом. Очень сильный окислитель. Абсорбирует влагу и СО2 из воздуха. Получение см. К366, К4110, О25>6.
1.	2КО3 = 2КО2 + О2	(20-60 °C)
2.	4КО3 + 2Н2О = 4КОН + 5О2?	(примесь радикалов ОН0)
252
к
3.	4КО3 + 4НС1 (разб., хол.) - 4КС1	+ 5О2? + 2Н2О
2КО3 + 4HCI (разб., гор.) = 2KCI	+ С12Т + 2О2Т + 2Н2О
4.	4КО3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = К2СО3 + 2КНСО3 +	5О2	(комн.)
5.	6КО3 + 5S = K2SO4 + 2K2S2O7	(50 °C)
6.	КО3 + NH3(]K) «=► NH4O3 + KNH2	(-50 °C)
6KO3 + 10NH3(r) = 6KOH + 5N2 + 12H2O	(komh.)
7.	12KO3 + 5C2H5OH = 6K2CO3 + 15H2O + 4CO2T
38.K2O — оксид калия
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Проявляет основные свойства; энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Не образуется при сгорании калия на воздухе. Получение см. KI4 6, К361’12, К41п.
1.	2К2О = К2О2 + 2К	(350-430 °C)
2.	К2О + Н2О = 2КОН	
3.	К2О + 2НС1 (разб.) = 2KCI + Н2О	
4.	К2О + СО2 = К2СО3	(400 °C)
5.	К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3	(150-200 °C)
6.	К2О + AI2O3 = 2КА1О2	(1000 °C)
7.	К2О + NH3<X)	KNH2i + КОН	(-50 °C)
39. КгО2 “ пероксид калия
Белый (с примесью КО2 — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (К+)2(О2“). Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Не образуется при сгорании калия на воздухе. Получение см. KI6, К361, К381, К4124.
1.	К2О2 = 2К + О2	(выше 500 °C)
2.	К2О2 + 2Н2О (хол.) = 2КОН 4- Н2О2
2К2О2 + 2Н2О (гор.) = 4КОН + О2Т
3.	К2О2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2
4.	2К2О2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2K2SO4 + 2Н2О + О2Т
5.	К2О2 + О2 (воздух) = 2КО2	(комн.)
6.	2К2О2 + 2СО2 = 2К2СО3 + О2, К2О2 + СО = К2СО3 (комн.) 7. 2К2О2 + С (графит) = К2СО3 + К2О	(100 °C)
ЗК2О2 + 2AI (порошок) = 2КА1О2 + 2К2О	(50-100 °C)
253
к
8.	5К2О2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5О2? + 2MnSO4 +
+ 6K2SO4 + 8Н2О
9.	ЗК2О2 + 2Н2О + Fe K2FeO4 + 4KOH (в гор. конц. КОН)
10.	6К2О2 + 7С2Н5ОН (гор.) = 2К2СО3 + 2КОН + 5Н2О + 6К(С2Н5О)
40.	KOCN — цианат калия
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, несколько лучше растворяется в бензоле, жидком аммиаке. Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Кб6-|0 ", К716, К328.
1.	4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2	(700-900 °C)
2.	KOCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [К(Н2О)6]+ + OCN-
OCN + Н2О <=* HOCN + ОН-	(pH > 7)
3.	KOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) КНСО3 + NH3T
4.	KOCN + HCI (конц.) = HOCN + КС1	(комн.)
5.	KOCN + H2 = KCN + H2O	(500 °C)
6.	KOCN + AgNO3 = AgOCNi + KNO3
AgOCN + NH4C1 = AgCli + NH4OCN
7.	4KOCN (конц.) + ZnCl2 = K2[Zn(OCN)4] + 2KCI
41.	KOH — гидроксид калия
Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом (создает сильнощелочную среду), растворим в этаноле, метаноле. Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и СО2. Реагирует с неметаллами, металлами. Участвует в реакциях ионного обмена. Получение см. К11-7, К710, К88, К382.
1.	КОН 2Н2О = КОН • Н2О + Н2О	(33-40 °C, вак.)
КОН • Н2О = КОН + Н2О	(500 °C, вак.)
2.	КОН (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ОН-
3.	КОН + НС1 (разб.) = KCI + Н2О, КОН + HNO3 (разб.) =
= KNO3 + Н2О
4.	2КОН + H2SO4 (разб.) = K2SO4 + 2Н2О
КОН + H2SO4 (конц., хол.) = KHSO4 + Н2О
254
к
5.	КОН (разб.) + Н3РО4 (конц.) = КН2РО4 + Н2О
2КОН (разб.) + Н3РО4 (разб.) = К2НРО4 + 2Н2О
ЗКОН (конц.) + Н3РО4(разб.) = К3РО4 + ЗН2О
6.	КОН (разб.) + HF (разб.) = KF + Н2О
КОН (конц.) + 2HF (конц.) = K(HF2) + Н2О
7.	КОН (конц.) + HCN = KCN + Н2О
КОН (конц.) + СН3СООН (разб.) = К(СН3СОО) + Н2О
8.	2КОН (конц., хол.) + Е2 = КЕО + KE + Н2О (Е = С1, Вг, I) 6КОН (конц., гор.) + ЗЕ2 = КЕО3 + 5КЕ + ЗН2О
9.	12КОН (конц., гор.) + 5С12 + Вг2 = 2KBrO3 + 10КС1 + 6Н2О
10.	4КОН + 4О3 = 4КО3 + О2 + 2Н2О	(до 20 °C)
КОН + О3 = КО3 + ОН0	(-40 °C, в жидк. NH3)
11.	2КОН + 2К = 2К2О + Н2	(400-450 °C)
КОН + Na = NaOH + К	(380-450 °C)
12.	2(КОН • 2Н2О) + 2А1 = 2КА1О2 + ЗН2 + 2Н2О (400-500 °C) 2КОН (конц.) + 6Н2О (гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)41 + ЗН2?
13.	2КОН (конц.) + ЕО2 = К2ЕО3 + Н2О	(Е = С, S)
КОН + ЕО2 = КНЕО3	(в этаноле)
14.	6КОН (конц.) + 5SiO2 = K4SiO4(p) + K2Si4O9X + ЗН2О
4КОН + 3SiO2 = K2SiO3 + K2Si4O5 + 2H2O	(900-1000 °C)
15.	4KOH + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2H2O	(400 °C)
2KOH (конц.) + 4NO -U 2KNO2 + N2OT + H2O (komh.)
16.	2KOH (разб.) + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + H2O
17.	2KOH (хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + H2O
4KOH (гор.) + 4NO2 + O2 = 4KNO3 + 2H2O
18.	2KOH + A12O3 = 2KA1O2 + H2O	(900-1100 °C)
KOH + A1(OH)3 = KA1O2 + 2H2O	(1000 °C)
19.	2KOH (конц., гор.) + 3H2O + A12O3 = 2K[A1(OH)4]
KOH (конц.) + A1(OH)3 = K[A1(OH)4]
20.	KOH (конц.) + NH4C1 (конц.) = KCI + NH3T + H2O (кип.)
21.	2KOH + Fel2 = 2KI + Fe(OH)2l	(в атмосфере N2)
2KOH (разб.) + 2AgNO3 = Ag201 + H2O + 2KNO3
22.	ЗКОН (разб.) + A1C13 = A1(OH)31 + 3KC1
4KOH (конц.) + A1C13 = К[Д1(ОН)41 + 3KC1
23.	6KOH (конц.) + 2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5H2O
24.	KOH + (2—4)H2O2 (конц.) -*-» K2O2 • (2-4)H2O2i	(0 °C)
K2O2 • (2—4)H2O2 -U K2O2 + (2—4)H2O2	(над конц. H2SO4)
25.	4КОН(Ж) электР°ли:|> 4К (катод) + О2Т (анод) + 2Н2О
255
к
42.	К3РО4 — ортофосфат калия
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Нерастворим в этаноле. Переводит в раствор цинк и алюминий. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К76, К193, К206, К415.
1.	К3РО4 • 7Н2О = К3РО4 + 7Н2О	(250 °C, вак.)
2.	К3РО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2О)6[+ + РО3’
(рН > 7, см. Na562)
3.	К3РО4 + H2SO4 (конц.) <=* КН2РО4 + K2SO4
4.	2К3РО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОН)4[ + 2К2НРО4 + ЗН2Т
(кип.)
2К3РО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K2[Zn(OH)4| + 2К2НРО4 + Н2Т 5. К3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3KNO3
2К3РО4 + ЗСаС12 = Ca3(PO4)2i + 6КС1
43.	KReO4 — перренат калия
Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, еше хуже — в растворах щелочей, хлоридов щелочных металлов, этаноле. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Реагирует со щелочами при спекании, сероводородом, монооксидом углерода, водородом. Получение см. N326, Rel4, Re910, Rel43.
1.	KReO4 + 2KOH = K3ReO5 (красн.) + H2O	[400-550 °C[
2.	2KReO4 + 7H2 = 2Re + 2KOH + 6H2O	(800 °C)
3.	2KReO4 + 8HC1 (конц.) + 4H2 = K2[Re2Clg] (красн.) + 8H2O
(290-325 °C, p)
4.	2KReO4 + 7H2S(r) + 2HC1 (разб.) = Re2S7i + 2KCI + 8H2O
(в атмосфере N2)
KReO4 (суспензия) + H2S(r) K[Re(S)O3[ (желт.) + H2O
5.	2KReO4 + 17CO = [Re2(CO)l0[ + K2CO3 + 6CO2 (250-270 °C, p) KReO4 + CC14 + 8CO = [Re(CO)5Cl[ + CC12O + 3CO2 + KC1
(150 °C) 6. KReO4 + H3O+ (катионит) = HReO4 + K+ (катионит) + 5H2O 7. 2KReO4 + 10HC1 (конц.) + 2KC1 + 3H(PH2O2) (конц.) =
= 2K2[ReCl6] + 3H2(PHO3) + 5H2O
2KReO4 + 2KBr + ЮНВг (конц.) + 3H(PH2O2) (конц.) =
= 2K2[ReBr6] (красн.) + 5H2O + ЗН2(РНО3) (кип.)
256
к
8.	2KReO4 + 16HF (конц.) + 9KI(T) = 2K2[ReF6] (зел.) J, +
+ 3K[I(I)2] + 8H2O + 4KF
2KReO4 + 16HI (разб.) + 2KI(T) = 2K2[ReI6] + 3I2i + 4H2O (кип.) 9. KReO4 + IFS - ReO3F + I(O)F3 + KF	(до 97 °C)
44.	KgRuC^ — тетраоксорутенат(У1) калия
Зеленый с красным оттенком, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, анион устойчив только в щелочной среде. Растворим в СС14. Реагирует с кислотами, этанолом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Rul8, Ru25, Ru44.
1.	K2RuO4 • H2O = K2RuO4 + H2O	(200 °C)
2.	K2RuO4 + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + RuO2 (оранж.)
(в разб. KOH)
3.	3K2RuO4 + 4HC1 (разб.) = 2KRuO4 (зел.) + RuO2i + 4KC1 + 2H2O
4.	2K2RuO4 + 12HCI (конц.) = 2K2[RuCI6] (желт.) + O2T + 6H2O
(кип.)
5.	2K2RuO4 (конц.) + Cl2(p) = 2KRuO4X + 2KC1
2KRuO4 + Cl2 (насыщ.) = 2RuO4(p) + 2KCI
6.	2K2RuO4 + H2O + KC1O = 2KRuO4i + KCI + 2KOH (komh.) K2RuO4 + КСЮ (насыщ.) + H2O = RuO^ + KCI + 2KOH (кип.)
7.	5K2RuO4 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5RuO4(p) + 2MnSO4 +
+ 6K2SO4 + 8H2O
5K2RuO4 + 6H2SO4 + 2KBrO3 = 5RuO4(p) + Br2 + 6K2SO4 + 6H2O 8. K2RuO4 + 2H2O + 6KCN = KJRu(CN)6] (бел.)Х + 4KOH + O2T
(кип.)
9-	K2RuO4 N“oHH,2Na?a> lRu(NH3)6P+ (бц.), IRu(NH3)6]2+ (оранж.) 10. K2RuO4 + C2H5OH = RuO2i + CH3C(H)O + 2KOH (komh.)
45.	KgS — сульфид калия
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый, гигроскопичный. Безводный порошкообразный K2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Растворим в этаноле, глицерине. Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. К19, К211’4 7, К487.
1.	K2S • 5Н2О = K2S + 5Н2О	(150 °C)
2.	K2S (разб.) 4- 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + S2-
S2-	+ Н2О <=> HS" + ОН"	(pH » 7)
257
к
3.	K2S + 2HCI (разб.) = 2KCI + H2S?
4.	K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2? + Si + 2H2O
K2S + 4HNO3 (конц.) = 2KNO3 + 2NO2? + Si + 2H2O
5.	K2S(p)	S (коллоид), K2(S„), K2SO3S
6.	K2S(T) + 2O2 = K2SO4	(выше 500 °C)
7.	K2S(p) + («-DS = K2(S„)	(кип.)
K2S + S = K2(S2)	[500 °C)
K2S + 2S = K2(S3)	[кип. в этаноле]
K2S + 3S = K2(S4)	[250-300 °C]
K2S + 4S = K2(S5)	[175-220 °C]
8.	K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS
9.	K2S + 4H2O2 (конц.) = K2SO4 + 4H2O
10.	3K2S + 6H2O + 2MC13 = 3H2ST + 2M(OH)3i + 6KC1
(M = Al, Cr)
3K2S + 2FeCl3 = 2FeSX + Si + 6KC1
(на холоду — примесь Fe2S3?) 11. K2S + CaCO3 = K2CO3 + CaS	(1200 °C)
12. K2S (разб.) + K2SO3 (разб.) + I2 = K2SO3S + 2KI 13. 3K2S + As2S3 = 2K3[AsS3]
14. 3K2S + As2S5 = 2K3[AsS4[
46. K2(Sn) — полисульфиды(2-) калия
Смесь K2(Sn) (л = 2—6) имеет желто-бурую окраску. Все K2(S„) — весьма твердые, гигроскопичные, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K2S; раствор имеет желтую окраску. Умеренно растворимы в этаноле (раствор — желтый). Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение смеси K2(S„) см. К455'7, индивидуальных K2(S„) (л = 2+5) - К2110, К457, K2(S6) - К467.
1.	K2(S„) = K2S + (п - 1)S	(выше 600 °C)
2.	K2(S„) (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + S7-
s7-	+ н2о <==* hs; + он-	(pH > 7)
3.	K2(S„) + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2ST + (л - l)Si (комн.)
K2(S„) + 2НС1 (конц.) = 2КС1 + H2S„	(-15 °C)
4.	2K.2(S„) + 2Н2О (хол.) + О2 = лБ (коллоид) + 4КОН (на свету)
2K2(S„) (насыщ., гор.) + ЗО2 = 2K2SO3S + (2л - 4)Si
258
к
5.	K2(S„) + Н20 + S02 = K2SO3S + H2ST + (л — 2)Si (komh.)
6.	K2(S„) + SnS2 = K2[SnS3] + (л - l)Si
3K2(S„) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3л - 5)Si
7.	K2(S5) + S = K2(S6)	[120-180 °C]
47.	KgSOg — сульфит калия
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Малорастворим в этаноле. Разлагается кислота-ми-неокислителями, присоединяет SO2. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. К221’6, К4113, К496.
1.	4K2SO3 = K2S + 3K2SO4	(600 °C)
2.	K2SO3 • 2H2O = K2SO3 + 2H2O	(= 200 °C)
3.	K2SO3 (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + SO|’
so|- + h2o <=* hso; + он-	(pH > 7)
4.	K2SO3 + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + SO2T + H2O
5.	K2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2KHSO4 + SO2T + H2O
K2SO3 + 2HNO3 (конц., гор.) = K2SO4 + 2NO2T + H2O
6.	2K2SO3 (разб.) + O2 (воздух) = 2K2SO4
7.	K2SO3 + 2KOH (конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O
(E = Cl, Вг, I)
8.	K2SO3 (разб.) + K2S (разб.) + I2 = K2SO3S + 2KI
9.	K2SO3 (конц.) + S = K2SO3S	(кип.)
10.	K2SO3 + H2O + SO2 = 2KHSO3
K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S2O5 (в этаноле, в атмосфере Н2) 11. 3K2SO3 + Н2О + 2КМпО4 = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2КОН
3K2SO3 + 4H2SO4 (разб.) + К2Сг2О7 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4Н2О
48.	I^SOj — сульфат калия
Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Крйсталлогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Вступает в реакции ионного обмена. Восстанавливается водородом, коксом. Получение см. К82, К231>3>4, К414, К471>6.
1.	K2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6[+ + SO2’	(pH 7)
2.	K2SO4<T) + H2SO4 (конц.) = 2KHSO4
3.	K2SO4 + SO3 = K2S2O7
4.	K2SO4 + BaX2 = BaSOj + 2KX	(X = СГ, OH-)
5.	K2SO4 + BaS2O6 = K2S2O6 + BaSO4l
6.	K2SO4 + 4H2 - K2S + 4H2O	(600 °C, кат. Fe2O3)
259
к
7.	K2SO4 + 4С (кокс) = K2S + 4СО	(900 °C)
8.	K2SO4 + Са(ОН)2 + 2СО = К(НСОО) + CaSO4 (200 °C, р)
2К(НСОО) + О2 = К2СО3 + СО2 + Н2О	(700 °C)
9.	K2SO4 + CaSO3S = CaSO4X + K2SO3S
49.	K2S2Os — дисульфит калия
Белый, негигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в холодной воде, создает кислотную среду. Не образует кристаллогидратов. Малорастворим в этаноле, эфире. Реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Легко окисляется О2 воздуха. Получение см. К223, К4710.
1.	2K2S2O5 = 2K2SO4 + SO2 + S	(190-450 °C)
2.	K2S2O5 (разб.) + 12H2O (хол.) = 2[K(H2O)6]+ + S2O*’
s2o|- + н2о <=* 2hso; <=* s(H)o;
HSO7 + H2O <=► SO*- + H3O+	(pH < 7)
3.	K2S2O5 + H2O = 2KHSO3	(выше 80 °C)
4.	K2S2O5 + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + 2SO2T + H2O
5.	K2S2O5 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2KHSO4 + 2SO2T + H2O
K2S2O5 + 4HNO3 (конц., гор.) = K2SO4 + H2SO4 + 4NO2? + H2O
6.	2K2S2O5 + 2KOH (конц.) = 2K2SO3 + H2O
7.	K2S2O5(T) + O2 (воздух) = 2K2SO4 + 2SO2	(komh.)
8.	K2S2O5 + 2KOH (разб.) + 2S = 2K2SO4S + H2O
50.	KaSjOg — дитионат калия
Родоначальник гомологического ряда тионатов калия K2S„Ob (л = 2+6). Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Более устойчив к действию окислителей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. К714, К485.
1.	K2S2O6 = K2SO4 + SO2	(258-300 °C)
2.	K2S2O6 (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + S2O^-
S2O£- + H2O <=» HS2O6 + OH"	(pH > 7)
3.	K2S2O6(p) = SO2T + K2SO4	(кип. в разб. H2SO4)
4.	K2S2O6 (насыщ.) + 2HC1O4 (конц.) = 2KC104i + H2S2O6 (0 °C)
51.	— дисульфат калия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней (анион S2O*“ полностью переходит в ион SO4_). Кристаллогидратов
260
к
не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается щелочами, присоединяет SO3. Сульфатирующий реагент. Получение см. К231, К483.
1.	K2S2O7 = K2SO4 + SO3	(выше 440 °C; примеси SO2, О2)
2.	K2S2O7 (разб.) + Н2О = K2SO4 + H2SO4
3.	K2S2O7 (конц.) + Н2О (хол.) = 2KHSO4
4.	K2S2O7 + 2КОН (разб.) = 2K2SO4 + Н2О
5.	K2S2O7 + SO3 = K2S3Ol0	(до 50 °C)
6.	3K2S?O7 + M2O3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 (400-500 °C; M = Al, Cr)
K2S2O7 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4	(300 °C)
52.	K2SnOe — политионаты калия
Сульфандисульфонаты калия. В свободном виде выделены при п = = 3+6, в растворе существуют гомологи с п > 6. Белые, негигроскопичные, при умеренном нагревании разлагаются, термически наиболее стоек K2S4O6 (до 500 °C). Хорошо растворяются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образуют, кроме K2S5O6 • • 1,5Н2О. Нерастворим в этаноле. В кислом растворе более устойчив K2S6O6, в щелочном растворе — K2S3O6. Реагируют с концентрированными кислотами. Получение см. К559-12.
1.	K2S„O6 = K2SO4 + SO2 + (п - 2)S	(нагревание)
2.	K2S„O6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + S„O2-
S„O2- + Н2О <=± HS„O6- + ОН"	(pH > 7)
3.	K2S„O6(P) = SO2T + K2SO4 + (п - 2)Sl (кип. в разб. H2SO4) 4. K2S„O6 + (би - 10) HNO3 (конц., гор.) =
= K2SO4 + (п - 1) H2SO4 + (би - 10)NO2f + (2и - 4)Н2О 5. K2S„O6 (насыш.) + 2НСЮ4 (конц.) = 2KC1OJ + H2S„O6	(0 °C)
6-	K2SnO6(P) КОН_<™нц)> K2S°3’ K2S°3S’ K2S’ K2S°4	(КИП )
53.	KSO2F — фторосульфит калия
Фторсульфинат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком SO2. Кристаллогидратов не образует. Разлагается водой в комнатных условиях, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получение см. К147.
I.	KSO2F = KF + SO2	(170-180 °C)
2.	KSO2F + 6H2O = [K(H2O)6]+ + SO2F~
SO2F“ + H2O HSO2F + ОН-	(на холоду)
Багг- + (и + 1)H2O <=* SO2 • иН2О + HF + OH~
(комн., pH > 7)
261
к
3.	KSO2F + НС1 (разб.) + яН2О = SO2 • лН2О + HF + КС1
4.	KSO2F + 2HNO3 (конц.) = KHSO4 + 2NO2T + HF
5.	KSO2F<p) + F2 = SO2F2T + KF
2KSO2F + E2 (насыщ.) + 2H2O = SO2F2T + 2KE + H2SO4 + 2HE
(E = Cl, Br)
6.	2KSO2F + SC12O = S(O)F2 + 2SO2 + 2KC1	(180-200 °C)
54.	K2S2Oe(O2) — пероксодисульфат калия
Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложением, полностью разлагается горячей водой. Нерастворим в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Типичный сильный окислитель. Получение см. Fl|7, К239, N366.
1.	2K2S2O6(O2) = 2K2S2O7 + О2	(70-100 °C)
2.	2K2S2O6(O2) + 2Н2О (влага воздуха) —4KHSO4 + О2
(примесь О3)
3.	K2S2O6(O2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + S2O6(O2)2-
(примесь О3)
S2O6(O2)2- + 2Н2О <=♦ HSO3(O2)- + SO2’ + Н3О+ (0 °C) S2O6(O2)2- + 4Н2О <=* 2SO4~ + Н2О2 + 2Н3О+ (комн.)
4.	2K2S2O6(O2) + 2Н2О (гор.) = 2K2SO4 + 2H2SO4 + О2Т
(кат. МпО2)
5.	K2S2O6(O2) + 2Н2О = K2SO4 + H2SO4 + Н2О2
(комн., в разб. H2SO4)
6.	K2S2O6(O2) + Н2О = H2SO3(O2) + K2SO4 (0 °C, в разб. H2SO4) K2S2O6(O2) + 2H2SO4 (конц.) = H2S2O6(O2) (конц.) + 2KHSO4
(0 °C)
7.	2K2S2O6(O2) + 4KOH (гор.) = 4K2SO4 + O2T + 2H2O (кат. MnO2)
8.	K2S2O6(O2)(T) + 2SO3(r) = K2S4OI2(O2)	(над олеумом)
9.	K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2SO4 (в разб. H2SO4)
10.	K2S2O6(O2) + 2HI = I21 + K2SO4 + H2SO4	(комн.)
5K2S2O6(O2) + 12KOH + I2 = 10K2SO4 + 2KIO3 + 6H2O (кип.)
11.	K2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 = MnO2>l + 2H2SO4 + K2SO4
K2S2O6(O2) + 2H2O + Pb(NO3)2 = PbO2X + H2SO4 + K2SO4 + 2HNO3
12.	3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 2KHCiO4 + 7H2SO4 + 2K2SO4 3K2S2O6(O2) + 4KOH + 2K3[Cr(OH)6] = 6K2SO4 + 2K2CiO4 + 8H2O
262
к
13.	K2S2O6(O2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 = NaBiO3X + K2SO4 +
+ Na2SO4 + 3H2O (кип.)
14.	K2S2O6(O2) + 2KOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)J. + 2K2SO4 + 2H2O
(M = Fe, Co, Ni)
55.	K2SO3S — тиосульфат калия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. К228, К4123, К464’5, К478 9.
1.	4K2SO3S = 3K2SO4 + K2(S5)	(выше 430 °C)
2.	K2SO3S • Н2О = K2SO3S + Н2О	(180-200 °C)
3.	K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + SO3S2"
SO3S2- + Н2О «=± HSO2S~ + ОН"	(pH > 7)
4.	K2SO3S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + SO2? + Si + Н2О (комн.)
K2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2КС1 (кип.) 5. K2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = K2SO4 + Si + 2NO2T + H2O 6. 2K2SO3S + O2 (воздух) = 2K2SO4 + 2S	(120-150 °C)
7. K2SO3S + 5H2O + 4E2 = K2SO4 + H2SO4 + 8HE (E = Cl, Br) 8. 5K2SO3S + 8KIO3 + H2O = 9K2SO4 + H2SO4 + 412J-
9. 2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = 2K2S3O6X + Si	(-10 °C)
3K2SO3S + 4H2O2 (конц.) = 2K2S6O6X + 2KOH + 3H2O (в этаноле) 10. 2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + KI
K2SO3S + ЮКОН (конц.) + 4I2 = 2K2SO4 + 8KI + 5H2O
11. 2K2SO3S + SC12 = K2S5O6 + 2KC1	(0 °C, в конц. HCI)
12. 2K2SO3S + S2C12 = K2S6O6 + 2KC1	(0 °C, в конц. HCI)
3K2SO3S + 4HC1 (конц.) + KNO2 = K2S6O6 + 4KC1 + 2H2O (0 °C)
56.	K2Se — селенид калия
Белый, гигроскопичный, при нагревании темнеет и плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), медленно разлагается в холодном растворе, интенсивно — при кипячении. Образует кристаллогидраты K2Se • яН2О (л = 9, 14, 19). Растворим в этаноле, нерастворим в жидком аммиаке. Реагирует с кислотами. Типичный восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. KI9, К575.
1.	K2Se + Н2О (влага) = 2КОН + H2Se2"	(комн.)
2.	K2Se + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + Se2~
Se2- + Н2О «=► HSe“ + ОН"	(pH > 7)
263
к
3.	K2Se + Н20 -U K2(Se„), Sei, KOH, H2T	(komh.)
4.	K2Se + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + H2SeT
5.	K2Se + 8HNO3 (конц.) = K2SeO4 + 8NO2T + 4H2O (кип.)
6.	K2Se + 2O2 = K2SeO4	(700 °C)
2K2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Sel + 4KOH
2K2Se + O2 (воздух) + 2CO2 = 2Se + 2K2CO3
7.	K2Se(p) + (л - l)Se = K2(Se„)	(« = 2+6)
K2Se + Se = K2(Se2)	(450-600 °C, p)
8.	K2Se(T) + H2Se (насыщ.) = 2KHSe
57.	KjSeC^ — селенат калия
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Реагирует с хлороводородной кислотой, триоксидом серы, водородом, коксом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К565, Se86.
1.	K2SeO4 = 2K2SeO3 + О2	(до 600 °C)
2.	K2SeO4 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + SeO^-	(pH 7)
3.	K2SeO4 + 4НС1 (конц.) = SeO2 + С12Т + 2КС1 + 2Н2О (кип.) 4. K2SeO4 (конц.) + H2SeO4 (конц.) = 2KHSeO4
5.	K2SeO4 + 4Н2 = K2Se + 4Н2О	(700 °C)
K2SeO4 + 4С (кокс) = K2Se + 4СО	(900 °C)
6.	K2SeO4 + ВаС12 = 2КС1 + BaSeO4l
K2SeO4 + Pb(NO3)2 = 2KNO3 + PbSeO4l
7.	K2SeO4 + 2SO3(X) = K2(SeS)Ol0	(40-50 °C)
K2SeO4 + SO3 = K2SO4 + SeO3	(100-120 °C)
8.	K2SeO4 (насыщ.) + Al2(SeO4)3 (насыщ.) + 24H2O =
= 2{KAI(SeO4)2 • 12H2O}1 (до 5 °C)
58.	K2SiO3 — метасиликат калия
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный («жидкое стекло»), содержит гидрозоль SiO2 • лН2О. Нерастворим в этаноле. Разлагается в горячей воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Соль K4SiO4 не существует (в отличие OTNa4SiO4). Получение см. К167, К4114, Sil I5.
1.	«K2SiO3 + 12лН2О (хол.) = 2л[К(Н2О)6]+ + (SiO^-)n
(pH > 7, см. Na732)
264
к
2.	K2SiO3 + (л + 1)Н20 (гор.) -U 2К0Н + SiO2 • лН2О4-
(гидрогель)
3.	K2SiO3 + 2HCI (разб.) = SiO2l + 2КС1 + Н2О
4.	4K2SiO3 + ЗН2О = K2Si4O9l + 6К0Н	(кип. в разб. КОН)
5.	K2SiO3 + СО2 = SiO24- + К2СО3
6.	K2SiO3 + 12МоО3 + H2SO4 + Н2О = H4[SiMol2O40] (желт.) + K2SO4
(кип.)
7.	K2SiO3 + 12WO3 + 2НС1 (конц.) + Н2О =
= H4[SiWl2O40]4- (бел.) + 2КС1 (в эфире)
59.	KjSijOg — диметасиликат калия
Белый, плавится без разложения. Не образует кристаллогидратов. Химически растворим в холодной воде с изменением состава аниона, разлагается в горячей воде. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. К4114, Sill5.
1.	K2Si2O5 + 14Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + H2Si2O^
(рН > 7, см. Na732)
2.	K2Si2O5 + (2 л + 1)Н2О (гор.) -U 2КОН + 2(SiO2 • лН2О)4-
(гидрогель)
3.	K2Si2O5 + 2НС1 (разб.) = 2SiO24- + 2KCI + Н2О
4.	2K2Si2O5 + Н2О = K2Si4O94- + 2КОН	(кип. в разб. КОН)
5.	K2Si2O5 + СО2 = 2SiO24- + К2СО3
60.	KjTe — теллурид калия
Беловато-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Растворим в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Полностью раз