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 разлагается кипящей водой. Растворим в жидком аммиаке. Реагирует с кислотами. Участвует в реакциях ионного обмена. Получение см. KI9, К617.
1.	К2Те (разб.) 4- 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)6]+ + Те2"
Те2 + Н2О <=* НТе" + ОН"	(pH > 7)
2.	К2Те + Н2О —> К2(Те„), ТеХ, КОН, Н2Т	(кип.)
3.	К2Те + 2НС1 (разб.) = 2KCI + Н2ТеТ	(на холоду)
4.	2К2Те + 2Н2О + О2 (воздух) = 2TeJ- + 4КОН
5.	К2Те + (л - 1)Те = К2(Те„)	(кип., л < 7)
К2Те + Те = К2(Те2)	(600 °C, р)
6.	К2Те + 2AgNO3 = Ag2TeX + 2KNO3
К2Те + Pb(NO3)2 = PbTeX + 2KNO3
265
Кг
61.	KjTeOg — теллурид калия
Белый, плавится без разложения, устойчив при нагревании в инертной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), в концентрированном растворе анион частично димеризуется. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, диоксидом углерода (в растворе). Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. К241, Те33>4.
1.	К2ТеО3 (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2О)б]+ + ТеО3“
ТеО|- + Н2О <=♦ НТеО3 + ОН“	(pH > 7)
2.	2К2ТеО3 (конц.) + Н2О «=* К2Те2О5 + 2КОН
3.	К2ТеО3 + 2HNO3 (разб.) = Н2ТеО31 + 2KNO3	(О °C)
К2ТеО3 + 2HNO3 (разб., гор.) = TeO2i + 2KNO3 + Н2О
4.	К2ТеО3 (разб., хол.) + 2СО2 + 2Н2О = Н2ТеО34- + 2КНСО3
5.	2К2ТеО3 + О2 = 2К2ТеО4	(500 °C)
6.	ЗК2ТеО3 + 7Н2О (гор.) + 2КО2 = ЗК2Н4ТеО6 + 2КОН
(в конц. КОН)
2К2ТеО3 + 8КО2 = 2КДеО6 + 5О2	(400 °C)
7.	К2ТеО3 + 2K[Sn(OH)3] + ЗН2О = Те4- + 2K2[Sn(OH)6]
(в конц. КОН)
К2ТеО3 + 3K3AsO3 = К2Те + 3K3AsO4	(в конц. КОН)
8.	К2ТеО3 + С12 + 2КОН + Н2О = К2Н4ТеО6 + 2КС1
ЗК2ТеО3 + 7Н2О + 2КМпО4 = 2MnO2X + ЗК2Н4ТеО6 + 2КОН
9.	К2ТеО3 + KNO3 = К2ТеО4 + KNO2	(350-400 °C)
10.	К2ТеО3 + Н2О эле|аРолиз> ТеХ (катод) + О2Т (анод) + 2КОН
Криптон
1. Кг — криптон
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Кг в воздухе 1,1 • 10-4% (об.). Очень плохо растворяется в воде, этаноле. Образует клатрат 8Кг • 46Н2О и сольват 2,14Кг • 12С6Н5ОН. Химически пассивный (но не полностью, как Не, Ne, Аг), не реагирует с кислотами, щелочами. Обладает некоторой реакционной способностью, реагирует с атомным фтором (образуется KrF2). Сообщено о получении неустойчивого KtF4, а также КгО3 • Н2О и ВаКгО4. Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
266
Лантан
1. La — лантан
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный пирофорный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами; при нагревании окисляется кислородом, азотом, хлором, серой. Получение см. La28> |0.
1.	2La + 6Н2О (гор.) = 2La(OH)3J- + ЗН2Т
2.	2La + 6НС1 (разб.) = 2LaCl3 + ЗН2Т
3.	8La + 30HNO3 (оч. разб.) = 8La(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О
4.	2La + «Н2 = 2LaH„	(2 < п < 3, выше 250 °C)
5.	4La + ЗО2 = 2La2O3	(450 °C, сжигание на воздухе)
6.	4La + 2Н2О + ЗО2 = 4LaO(OH)
7.	2La + ЗС12 = 2LaCl3	(выше 100 °C)
2La + N2 = 2LaN	(750 °C, сжигание на воздухе)
2La + 3S = La2S3	(600-800 °C)
8.	2La + 2NH3 = 2LaN + 3H2	(550 °C)
9.	2La + 3H2S = La2S3 + 3H2	(600-650 °C)
10.	La + 6NO2 = La(NO3)3 + 3NO	(до 150 °C)
11.	2La + M2O3 = La2O3 + 2M (1100-1200 °C; M = Sm, Eu, Yb)
4La + 3MnO2 = 2La2O3 + ЗМп	(выше 1000 °C)
2. LaCI3 — хлорид лантана(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте, этаноле. Реагирует с кипящей водой, концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Lal2-7 8, La52> 6, La 463-5.
1. LaCl3 • 7Н2О = La(Cl)O + 2НС1 + 6Н2О	(91-400 °C)
2. LaCl3 (разб.) + 8Н2О = [La(H2O)g]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. La43)
3. LaCl3 + 2Н2О = LaCl(OH)24- + 2НС1	(кип.)
4. LaCl3 + 3NaOH (разб., хол.) = La(OH)34- + 3NaCl
LaCl3 + 3NaOH = LaO(OH)l + H2O + 3NaCl	(кип.)
5. LaCl3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = La(OH)3J- + 3NH4C1
6. 2LaCl3 (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = La2(SO4)3X + 6HC1
7. LaCl3 + 3HF (конц.) = LaF34- + 3HC1
8. 2LaCl3 + 3Ca = 2La + 3CaCl2	(750-850 °C)
La
9. LaCl3 + 3NaOH + H2O2 = La(HO2)(OH)2X + 3NaCl + H20
10. 2LaCl3(>) эле,пт>оли:|> 2La (катод) + 3C12T (анод)
3. LaF3 — фторид лантана(Ш)
Белый, тугоплавкий, малолетучий, термически устойчивый. Нерастворим в воде, этаноле. Малоактивный, не реагирует с кислотами, щелочами (в растворе), гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. La27, La54!
1.	2LaF3 • 6NaOH = La2O3 + 6NaF + 3H2O	(500 °C)
2.	2LaF3 + O2 = 2La(O)F + 2F2	(900 °C)
	LaF3 + La2O3 = 3La(O)F	(1000 °C)
3.	LaF3 + 3CsF = Cs3(LaF6]	(750-850 °C)
4.	LaF3 + 2Na2CO3 (конц., гор.) = Na[La(CO3)2](p) + 3NaF
4. La(NO3)3 — нитрат лантана(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), азотной кислоте, этаноле. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Lal3’l0, La57, La73.
1.	4La(NO3)3 = 2La2O3 + 12NO2 + 3O2	(780 °C)
2.	La(NO3)3 • 6H2O = La(NO3)3 + 6H2O (комн., вак., над H2SO4) 2{La(NO3)3 • 6H2O} = 2La(NO3)O + 4NO2 + O2 + 12H2O
(600-780 °C)
3.	La(NO3)3 (разб.) + 8H2O = [La(H2O)g]3+ + 3NO3
[La(H2O)g]3+ + H2O <=* [La(H2O)7(OH)]2+ + H3O+ (pH < 7) 4. La(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = La(OH)3J- + 3NaNO3
La(NO3)3 + 3NaOH = LaO(OH)>l + 3NaNO3 + H2O (кип.) 5. La(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) = La(OH)3>l + 3NH4NO3
6.	2La(NO3)3 (конц.) + 3H2SO4 (конц.) = La2(SO4)3X + 6HNO3
7.	La(NO3)3 + Na3PO4 = LaPOj + 3NaNO3
8.	La(NO3)3 + 2Na2CO3 (разб.) + H2O = LaCO3(OH)X +
+ 3NaNO3 + NaHCO3
9.	La(NO3)3 (конц.) + 2NH4NO3(t) = (NH4)2[La(NO3)5]i
5. La2O3 — оксид лантана(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Реакционноспособный; реагирует с водой, этанолом. Проявляет основные свойства;
268
La
реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. Lal5, La3', La4‘, La6', La74, La8!.
1.	La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3J.
2.	La2O3 + 6HC1 (разб.) = 2LaCl2 + 3H2O
3.	La2O3 + H2O + 2CO2 = 2LaCO3(OH)	(komh.)
4.	La2O3 + 6HF = 2LaF3 + 3H2O	(400-500	°C)
La2O3 + LaF3 = 3La(O)F	(1000	°C)
5.	La2O3 + 3H2S + ЗС (кокс) = La2S3 +	3CO + 3H2	(1000	°C)
2La2O3 + La2S3 = 3La2(S)O2	(780-1000	°C)
6.	La2O3 + ЗС (кокс) + 3C12 = 2LaCl3 +	3CO	(800-900	°C)
2La2O3 + 3CC14 = 4LaCl3 + 3CO2	(400-600	°C)
7.	La2O3 + 3N2O5 = 2La(NO3)3	(ниже 120 °C)
8.	2La2O3 + 3C2H5OH = 3C2H4 + 3(C2H5)2O + 4La(OH)3J- (кип.)
6. La(OH)3 — гидроксид лантана(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбв-ные свойства; реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Lal1, La24-5, La5‘.
1.	2La(OH)3 = La2O3 + 3H2O	(300-1100 °C)
2.	La(OH)3(T) = LaO(OH)(T) + Н2О(ж) (выше 700 °C, p, в конц. NaOH) 3. La(OH)3 + 3HC1 (разб.) = LaCl3 + 3H2O
4.	2La(OH)3 (суспензия) + 3CO2 = La2(CO3)3i + 3H2O
La(OH)3 (суспензия) + CO2 = LaCO3(OH)J< + H2O (кип.) 5. La(OH)3 + 3NH4C1 = LaCl3 + 3NH3 + 3H2O	(300 °C)
7. La2S3 — сульфид лантана(Ш)
Красновато-желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислотами-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. Lal7 *-9, La55.
1. La2S3 + 6Н2О (гор.) = 2La(OH)3i + 3H2ST
2. La2S3 + 6HC1 (разб.) = 2LaCl3 + 3H2ST
3. La2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2La(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O
4. 2La2S3 + 9O2 = 2La2O3 + 6SO2	(выше 700 °C)
5. La2S3 + 2La2O3 = 3La2(S)O2	(780-1000 °C)
269
u
8.	La2(SO4)3 — сульфат лантана(Ш)
Белый, при сильном нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в воде (особенно в горячей), разбавленной серной кислоте, этаноле. Реагирует с водяным паром, концентрированной серной кислотой, щелочами. Получение см. La26, La46.
1.	2La2(SO4)3 = 2La2O3 + 6SO2 + 3O2	(1150-1200 °C)
2.	La/SO^ • 9H2O = La2(SO4)3 + 9H2O	(600 °C)
3.	2La2(SO4)3 + 2H2O (nap) = 4LaSO4(OH) + 2SO2 + O2
(500-650 °C)
4.	La2(SO4)3(T) + 3H2SO4 (конц.) = 2La(HSO4)3(p)	(20-45 °C)
5.	La2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2La(OH)3T + 3Na2SO4
6.	La2(SO4)3 (насыщ.) + K2SO4(T) = 2K[La(SO4)2]i
Литий
1. Li — литий
Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий, низкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком, этанолом. Получение см. L181 *>13, LH51’1б, LH61, L1191, Li243-6.
1.	2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2Т
2.	21л + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + Н2Т
3.	2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO2T + 2H2O
4.	3Li + 4HNO3 (разб.) = 3LiNO3 + NOT + 2H2O
Li + 2HNO3 (конц.) = LiNO3 + NO2T + H2O
5.	2Li + H2 = 2LiH	(500-700 °C)
6.	2Li + E2 = 2LiE (комн., E = F, Cl, Вг; выше 200 °C, E = 1) 7. 4Li + O2 (воздух) = 2Li2O	(выше 200 °C, примесь Li2O2)
8.	2Li + S = Li2S	(выше 130 °C)
9.	6Li + N2 (влажн.) = 2Li3N	(комн.)
6Li + N2 = 2Li3N	(200-250 °C, p)
10.	2Li + 2C = Li2C2	(выше 200 °C, вак.)
11.	4Li + Si = Li4Si	(600—700 °C, примесь Li2Si)
12.	2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2	(220 °C)
2Li + NH3 = Li2NH + H2	(400 °C)
270
Li
13.	Li + 4КН3(Ж) = [Li(NH3)4]° (син.)	(-40 °C)
[Li(NH3)4]° + иМН3(ж) <=> [Li(NH3)4]+ + er • nNH3
14.	2Li + 2NH3(X) = 2LiNH2 + H2T	(-40 °C, кат. Fe)
Li + 4NH3(M) + O3 = [Li(NH3)4JO3i	(-40 °C)
15.	2Li + 2NH4I = 2LiI + 2NH3 + H2T	(в жидк. NH3)
16.	2Li + 2NH4N3 + 2H2O = 2LiN3 + 2(NH3 • H2O) + H2T
17.	Li Li„Hg	(и = 0,33; 0,5; 1; 2; 3; 6)
18.	2Li + 2C2HsOH = 2Li(C2H5O) + H2T
2. LiAIO2 — диоксоалюминат(Ш) лития
Белый, плавится без разложения. Нерастворим в холодной воде, этаноле. Разлагается в горячей воде, реагирует с кислотами. В сильнощелочной среде переходит в Li[Al(OH)4], Получение см. Li78.
1.	LiAlO2 • 0,25Н2О(т) + 1,75Н2О <=► Li[Al(OH)4]	(насыщ.)
2.	LiAlO2 + 2Н2О (гор.) = LiOH + А1(ОН)3Х	
3.	LiAlO2 + 4Н2О = Li[Al(H2O)2(OH)4]	(в разб. LiOH)
	LiAlO2 + 2Н2О = Li[Al(OH)4]	(в конц. LiOH)
4.	LiAlO2 + 4НС1 (конц.) = LiCl + А1С13 + 2Н2О	
5.	2LiA102 + Са(ОН)2 = 2LiOH + (СаА12)О4	(800 °C)
3. LiBO2 — метаборат лития
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. В растворе переходит в Li[B(OH)4] (гидролиз по аниону). Реагирует с кислотами. Получение см. BIO4, Li45 *, Li77.
1.	2LiBO2 = Li2O + B2O3	(выше 1300 °C)
2.	LiBO2 • 6Н2О = LiBO2 + 6Н2О	(выше ПО °C)
3.	LiBO2 + 6Н2О = [Li(H2O)4]+ + [В(ОН)4]
[В(ОН)4]“ + Н2О <=> [В(Н2О)(ОН)3] + ОН-	(pH > 7)
4.	LiBO2(T) + НС1 (разб.) + 2Н2О <=> LiCl + [В(Н2О)(ОН)3]
5.	LiBO2 + H2SO4 (конц.) + Н2О = LiHSO4 + B(OH)3J-
4. U2B4O7 — тетраборат лития
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Получение см. Li77.
1. Li2B4O7 • 5Н2О = Li2B4O7 + 5Н2О	(200 °C)
2. Li2B4O7 + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + В4О^
В4О^- + 11Н2О <=* 4[В(Н2О)(ОН)3| + 2ОН“	(pH > 7)
271
и
3.	Li2B4O7(T) + 2НС1 (разб.) + 9Н2О <=► 2LiCl + 4[В(Н2О)(ОН)3]
4.	Li2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 5Н2О = 2LiHSO4 + 4В(ОН)3Х
5.	Li2B4O7 + 2LiOH = 4LiBO2 + H2O	(800-900 °C)
5.	LiBr — бромид лития
Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), этаноле, эфире. Восстановитель. Получение см. Lil6, Lil б6, Li288.
1.	LiBr • 2Н2О = LiBr + 2Н2О	(выше 90 °C, вак.)
2.	LiBr (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + Вг"	(pH 7)
3.	LiBr(T) + 2H2SO4 (конц., гор.) = Li2SO4 + Br2? + SO2T + 2Н2О
4.	2LiBr (гор.) + Cl2 = 2LiCl + Вг2?
5.	LiBr + (1+4)NH3 = LiBr • (1 + 4)NH3	(комн.)
6.	LiBr (конц.) + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Li(NH3)4]Br + 4Н2О
6.	Li2C2 — ацетиленид лития
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Реакционноспособный, гидролизуется. Сильный восстановитель; реагирует с СО2 и SO2. Получение см. Lil10, Li73, Lil58.
1.	Li2C2 = 2Li + 2C (графит)	(600-750 °C)
2.	Li2C2 + 2H2O (nap) = 2LiOH + 2C (графит) + H2
Li2C2 + 2H2O (хол.) = 2LiOH + C2H2T
3.	Li2C2 + 2HC12 (разб.) = 2LiCl + C2H2T
4.	Li2C2 + 3CO2 = Li2O + 5CO	(komh.)
2Li2C2 + 3SO2 = 2Li2O + 4CO + 3S	(komh.)
7.	Li2CO3 — карбонат лития
Белый, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умеренно растворяется в холодной воде, меньше — в горячей (растворимость повышается в присутствии солей других щелочных металлов и аммония). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, металлами и неметаллами, их оксидами. Получение см. Li247, Li265, Li305.
1.	Li2CO3 = Li2O + CO2	(730-1270 °C)
2.	Li2CO3 + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + CO2T + H2O
3.	Li2CO3 + С (кокс) = Li2O + 2CO	(800 °C)
Li2CO3 + 4C (кокс) = Li2C2 + 3CO	(500-600 °C)
4. Li2CO3 + Mg = 2Li + MgO + CO2	(500 °C)
3Li2CO3 + 2A1 = 6Li + A12O3 + 3CO2	(550-600 °C)
272
Li
хол.
5. Li2CO3(T) + H2O + CO2 2LiHCO3(p) кип.
6.	2Li2CO3 + SiO2 = Li4SiO4 + 2СО2	(800-1000 °C)
	Li2CO3 + SiO2 = Li2SiO3 + CO2	(1000-1100 °C)
7.	Li2CO3 + 4B(OH)3 = Li2B4O7 + CO2 + 6H2O	(600 °C)
	Li2CO3 + 2B(OH)3 = LiBO2 + CO2 + 3H2O	(700-750 °C)
8.	Li2CO3 + A12O3 = 2LiA102 + CO2	(800-900 °C)
9.	Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3	(до 600 °C)
10. 4Li2CO3 + 2Сг2О3 + ЗО2 = 4Li2CrO4 + 4СО2		(600-700 °C)
8.	LiCl — хлорид лития
Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворим в метаноле, этаноле. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Lil26, Li72, Lil53 5, Li242, Li264, Li306.
1.	LiCl • H2O = LiCl + H2O	(выше 98 °C)
2.	LiCl (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4]+ + СГ	(pH 7)
3.	2LiCl(T) + H2SO4 (конц.) = Li2SO4 + 2HC1?	(кип.)
LiCl(T) + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HC1T	(50 °C)
4.	LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HC1	(450-500 °C)
5.	LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiFi + NH4C1 6. LiCl (хол.) + AgNO2 (насыщ.) = LiNO2 + AgCli 7. 3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3POj + 3KC1
8.	3LiCI (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = Li3PO4i + H2O + 3NaCl
9.	LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Li(NH3)4]Cl + 4H2O
LiCl + (1 + 4)NH3 = LiCl • (1+4)NH3	(комн.)
10.	LiCl + Na[AlH4] = Li[AlH4] + NaClX	(в эфире)
11.	2LiCl(x) электролиз> 2Li (катод) + Cl2 (анод)
12.	2LiCl + 2H2O злектролиз> 2LiOH + H2T (катод) + C12T (анод)
13.	2LiCI(p) электР°лиз> 2Li (катод) + C12T (анод)
14.	2LiCl + 2NH3(M) элекгР°лиз> н2Т (катод) + C12T (анод) + 2UNH2
9. LiCIO — гипохлорит лития
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), в горячем растворе
273
LI
неустойчив. Сильный окислитель; реагирует с соляной кислотой, этанолом. Получение см. Li269.
1. 2.	2LiC10 = 2LiCl + О2	(выше 200 °C) LiClO • Н2О = LiClO + Н2О	(конц., над Р4О10, вак.) 2(LiClO • Н2О) = 2LiCl + О2 + 2Н2О	(120-250 °C)
3.	LiClO (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + СЮ" СЮ" + Н2О <=* НСЮ + ОН"	(pH > 7)
4. 5. 6. 7.	3LiCIO (разб.) = LiClO3 + 2LiCl	(выше 50 °C) LiClO(T) + НС1 (конц.) = С12Т + Н2О + LiCl 2LiClO (конц.) + Н2О + СО2 = Li2CO3X + 2НСЮ	(комн.) LiClO + С2Н5ОН = LiCl + СН3С(Н)О + Н2О
10. UCIO3 — хлорат лития
Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью в воде из всех неорганических солей. В растворе гидролизу не подвергается. Хорошо растворим в этаноле. Сильный окислитель при спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Получение см. Li269.
1.	4LiC103 = 3LiC104 + LiCl	(270 °C) 2LiCIO3 = 2LiCl + 3O2	(400 °C или 250 °C, кат. MnO2)
2. 3. 4. 5.	LiCIO3 • 0,5H2O = LiClO3 + 0,5H2O	(90 °C) LiCIO3 (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4]+ + CIO;	(pH 7) LiClO3(T) + 6HC1 (конц.) = LiCl + 3C12? + 3H2O 3LiC103(T) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2C1O2 + HC1O4 + H2O
6.	LiClO3 + H2O электР°яиз> н2Т (катод) + LiCIO4 (анод)
11. UCIO4 — перхлорат лития
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Гигроскопичен в присутствии примеси НС1О4. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), метаноле, этаноле, эфире. Сильный окислитель при спекании. Получение см. Lil О16.
1. 2. 3. 4. 5.	LiClO4 = LiCl + 2O2	(400-500	°C) LiClO4 • 3H2O = LiClO4 + 3H2O	(90-150	°C) LiCIO4 (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4]+ + CIO;	(pH 7) LiClO4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO	(450	°C) LiClO4 + 8T1C13 = LiCl + 6T1C14 + 2T1O2	(350-400	°C)
274
Li
12.	U2CrO4 — хромат лития
Желтый, гигроскопичный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Слабый окислитель в растворе. Получение см. Li710, Li 13*«6. 1. Li2CrO4 • 2Н2О = Li2CrO4 + 2Н2О	(150 °C)
2.	Li2CrO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]+ + СгО2~
(рН > 7, см. КП1)
3.	2Li2CrO4 + 2НС1 (разб.) = Li2Cr2O7 + 2LiCI + Н2О
2Li2CrO4(T) + 16НС1 (конц.) = 2СгС13 + ЗС12 + 8Н2О + 4LiCl
4.	2Li2CrO4 (конц., гор.) + Н2О + СО2 = Li2Cr2O7 + Li2CO3i
13.	U2Cr2O7 — дихромат лития
Красно-оранжевый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде, анион устойчив только в кислотной среде. Нерастворим в этаноле. Сильный окислитель в растворе и при спекании. Получение см. Lil23 4.
1.	4Li2Cr2O7 = 4Li2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2	(500 °C)
2.	Li2Cr2O7 • 2H2O = Li2Cr2O7 + 2H2O	(130 °C)
3.	Li2Cr2O7 (разб.) + 8H2O = 2[Li(H2O)4]+ + Cr2O^
(pH < 7, см. K122)
4.	Li2Cr2O7(T) + 14HC1 (конц.) = 2CrCl3 + 3C12T + 7H2O + 2LiCl
5.	Li2Cr2O7 + H2SO4 + 3Na2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 +
+ 4H2O + Li2SO4 6. Li2Cr2O7 + Li2CO3 = 2Li2CrO4 + CO2	(500-600 °C)
7. Li2Cr2O7 + 3H2C2O4 = 2LiCrO2 + 6CO2 + 3H2O (420-450 °C)
14.	LiF — фторид лития
Белый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде; растворимость еще более понижается в горячей воде и в присутствии гидрата аммиака или фторида аммония. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует с гидроксидами и оксидами щелочноземельных металлов. Получение см. Lil6, Li85.
1.	LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF2)(p)
Li(HF2) = LiF + HF	(выше 200 °C)
2.	LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HFT
3.	LiF + HNO3 (конц.) = LiNO3 + HFT
4.	2LiF + CaO = Li2O + CaF2	(600-700 °C)
5.	2LiF + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF2i
275
LI
15. LiH — гидрид лития
Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Малорастворим в эфире. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов, этанолом. Получение см. Lil5, LH94, Li245 6.
1. 2LiH = 2Li + H2 2. LiH + H2O = LiOH + H2T	(850 °C или вак., 450 °C)
3. LiH + HCI (разб.) = LiCl + H2T	(комн.)
4. 2LiH + O2 = 2LiOH	(выше 500 °C)
5. LiH + Cl2 = LiCl + HCI	(400-450 °C)
6. 2LiH + 2S = Li2S + H2S	(300-350 °C)
7. 3LiH + N2 = Li3N + NH3	(500-600 °C)
8. 2LiH + 4C (графит) = Li2C2 + C2H2	(400 °C)
9. 2LiH + 2SO2 = Li2SO4 + H2S	(200 °C)
10. LiH + CO2 = Li(HCOO)	(до 250 °C)
11. 4LiH + 3SiO2 = 2Li2SiO3 + Si + 2H2	(500 °C)
12. LiH + NH3 = LiNH2 + H2	(350 °C)
13. LiH + NH3(X) = LiNH2J- + H2T	(-40 °C)
14. 4LiH + A1C13 = Li[AlH4] + 3LiClX	(в эфире)
15. LiH + С2Н5ОН = Li(C2H5O) + Н2Т
16. 2LiH(x) электР°лиз> 2Li (катод) + Н2? (анод)
16.	Lil — иодид лития
Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворим в воде (гидролиза нет), этаноле, жидком аммиаке. Восстановитель. Получение см. Lil6-|5.
I.	2LiI = 2Li + 12	(выше 1200 °C)
2.	Lil • ЗН2О = Lil + ЗН2О	(выше 90 °C, вак.)
3.	Lil (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + Г	(pH 7)
4.	8LiI(T) + 5H2SO4 (конц.) = 4I2 + H2ST + 4Н2О + 4Li2SO4 (кип.)
2LiI(T) + 4HNO3 (конц.) = I2I + 2NO2T + 2LiNO3 + 2Н2О (кип.)
5.	4LiI (разб.) + 4НС1 (разб.) + О2 = 4LiCl + 2121 + 2Н2О
(на свету)
6.	2LiI + Вг2 = 2LiBr + I2i
7.	LiI(T) + (1 + 7)NH3(X) = Lil • (1 - 7)NH3	(-40 °C)
276
u
17.	LiMnO4 — перманганат лития
Фиолетовый кристаллогидрат, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реагирует с соляной кислотой, гидратом аммиака. Сильный окислитель, реагирует с этанолом, типичными восстановителями. Получение см. Мп224.
1.	3(LiMnO4 • ЗН2О) = Li3MnO4 + 2МпО2 + 2О2 + 9Н2О
(выше 190 °C)
2.	LiMnO4 + 4H2O = {Li(H2O)4]++ МпО;	(pH 7)
3.	2LiMnO4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 2LiCl + 8Н2О
4.	2LiMnO4 + 2(NH3 • Н2О) (конц.) = 2MnO2X + N2T + 2LiOH + 4Н2О
5.	2LiMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2О2 = 2MnSO4 + 5О2Т + Li2SO4 + 8Н2О
6.	2LiMnO4 + 3H2S = 2MnO2i + 3Si + 2H2O + 2LiOH
7.	LiMnO4 + 2LiOH (конц.) + Li2SO3(T) = Li3MnO4 + Li2SO4 + H2O
(0 °C)
2LiMnO4 + 2LiOH <конц.) + Li2SO3 = 2Li2MnO4 + Li2SO4 + H2O
(komh.)
8.	2LiMnO4 + 3C2HSOH (гор.) = 2MnO2X + 3CH3C(H)O +
+ 2H2O + 2LiOH
18.	LiN3 — азид лития
Белый, при нагревании разлагается без взрыва. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), этаноле. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами. Получение см. Lil16, Li307.
1.	3LiN3 = Li2N + 4N2	(115-250 °C)
2.	LiN3 (разб.) + 4H2O = {Li(H2O)4]++ N; (pH > 7, cm. КЗ P)
3.	LiN3 + HCI (разб., хол.) = LiCl + HN3(p)
2LiN3 + 24HC1 (конц.) = 8C12T + 6NH4C1 + 2LiCl
4.	LiN3(T) + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HN3T	(10 °C)
5.	2LiN3 + I2 = 2L1I + 3N2T	(в жидк. CS2)
19.	Li3N — нитрид лития
Темно-красный, плавится под избыточным давлением, разлагается при нагревании. Полностью гидролизуется, разлагается кислотами. Получение см. Lil9, Lil57, Lil8’.
I-	2Li3N = 6Li + N2	(300-500 °C, вак.)
2. Li3N + 4H2O (хол.) = 3LiOH + NH3 • H2O
Li3N + 3H2O (гор.) = 3LiOH + NH3T
3 Li3N + 4HC1 (разб.) = 3LiCl + NH4C1
277
u
4. Li3N + 3H2 = 3LiH + NH3	(300 °C, примесь Li2NH)
5. 4Li3N + 3O2 6Li2O + 2N2	(комн.)
20.	UNH2 — амид лития
Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Полностью гидролизуется. Умеренно растворим в холодном этаноле, жидком аммиаке. Реагирует с кислотами, горячим этанолом. Получение см. Lil12’и, Lil513.
1.	2LiNH2 = Li2NH + NH3	(400-500 °C)
2.	LiNH2 + 2H2O (хол.) = LiOH + NH3 • H2O
LiNH2 + H2O (гор.) = LiOH + NH3T
3.	LiNH2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH4C1
4.	LiNH2 + C2H5OH (гор.) = Li(C2H5O) + NH3?
21.	Li2NH — имид лития
Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется. Реагирует с кислотами, водородом. Получение см. Lil12, Li20*.
1.	3U2NH = 2U3N + NH3	(выше 500 °C)
2.	Li2NH + 3H2O (хол.) = 2LiOH + NH3 • H2O
Li2NH + 2H2O (гор.) = 2LiOH + NH3?
3.	Li2NH + HC1 (разб.) = LiCl + NH4C1
4.	Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH	(250-350 °C)
22.	LiNO2 — нитрит лития
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при нагревании в вакууме разлагается. Хорошо растворим в воде (гидролиз по аниону), этаноле. Окислитель и восстановитель в кислотной среде; реагирует с О2 воздуха, кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Кинетически инертен в щелочной среде. Получение см. Li86, Li234> 5, Li249, Li26l0H.
1.	2LiNO2 = Li2O + NO2 + NO	(выше 180 °C, вак.)
2.	UNO2 • 0,5H2O = LiNO2 + 0,5H2O	(100-160 °C)
3.	LiNO2 (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4)+ + NO 2 (pH > 7, см. K342) 4. 3LiNO2(T) + 2HC1 (конц.) = 2LiCl + LiNO3 + 2NOT + H2O (кип.) 5. 2LiNO2 (разб., гор.) + O2 = 2LiNO3
6.	2LiNO2 + 2H2SO4 + 2KI = 2NOT + I2i + 2H2O + Li2SO4 + K2SO4 7. LiNO2 + 6H° (Zn, конц. LiOH) = NH3T + LiOH + H2O (кип.) 8. 5LiNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5LiNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4 9. UNO2 + H2O2 (гор.) = LiNO3 + H2O
278
Li
23.	LiNO3 — нитрат лития
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), этаноле, жидком аммиаке. Окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомарным водородом. Получение см. Lil4, Li225-9, Li284.
1.	4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2	(475-650 °C)
LiN0} NO NO n о * Li2°	(выше 800 °C, кат. C, Fe)
2.	LiNO3 • 3H2O = LiNOj + 3H2O	(200 °C, вак.)
3.	LiNOj (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4]++ NO з	(pH 7)
4.	LiNO3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = LiNO2 + H2O
5.	LiNO3 + Pb = LiNO2 + PbO	(400 °C)
24.	U2O — оксид лития
Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Проявляет свойства оснбвных оксидов; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Lil7, Li7l*3, Li22‘, Ц231, Li26'.
1.	Li2O + Н2О = 2LiOH	
2.	Li2O + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + Н2О Li2O + 2HCI(r) = 2LiCI + H2O	(500 °C)
3.	Li2O + H2S = Li2S + H2O	(900-1000 °C)
4.	2Li2O + Si = 4Li + SiO2	(1000 °C)
5.	Li2O + Mg = 2Li + MgO Li2O + Mg + H2 = 2LiH + MgO	(выше 800 °C) (450-500 °C)
6.	3Li2O + 2A1 = 6Li + A12O3 3Li2O + 2A1 + 3H2 = 6LiH + A12O3	(выше 1000 °C) (600-700 °C)
7.	Li2O + CO2 = Li2CO3	(500-600 °C)
8.	2Li2O + SiO2 = Li4SiO4 Li2O + SiO2 = Li2SiO3	(1000 °C) (1200-1300 °C)
9.	Li2O + NO2 + NO = 2LiNO2	(300 °C)
25.	U2O2 — пероксид лития
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Li268.
I.	2Li2O2 = 2Li2O + О2	(200-400 °C)
2.	Li2O2 • Н2О = Li2O2 + Н2О	(выше 0 °C)
279
3.	Li2O2 + 2H2O (хол.) = 2LiOH + H2O2
2Li2O2 + 2H2O (гор.) = 4LiOH + O2T
4.	Li2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2LiCl + H2O2
2Li2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Li2SO4 + 2H2O + O2T
5.	2Li2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 + O2	(выше 200 °C)
Li2O2 + CO = Li2CO3	(40-70 °C)
26.	LiOH — гидроксид лития
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в атмосфере Н2. Хорошо растворяется в воде, плохо — в этаноле. Проявляет свойства основных гидроксидов (щелочь); реагирует с кислотами, кислотными оксидами, поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Lil1, Li79, Li812, Lil524, Li24*, Li287, Li306.
1.	2LiOH = Li2O + H2O	(800—1000 °C, в атмосфере H2)
2.	LiOH • H2O = LiOH + H2O	(109 °C)
3.	LiOH (разб.) + 4H2O = [Li(H2O)4)+ + OH“
4.	LiOH + HCI (разб.) = LiCl + H2O
5.	2LiOH (конц.) + CO2 = Li2CO3J- + H2O	(komh.)
6.	4LiOH (разб.) + SiO2(T) Li4SiO4(p) + 2H2O	(komh.)
7.	2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SO3 + H2O
8.	2LiOH + H2O + 2H2O2 (гор.) = Li2O2 • H2O2 • 3H2O>1 (в этаноле)
Li2O2 • H2O2 • 3H2O = Li2O2 + H2O2 + 3H2O (над Р4ОЮ, вак.) 9. 2LiOH (хол.) + Cl2 = LiClO + LiCl + H2O
6LiOH (гор.) + 3C12 = LiC103 + 5LiCl + 3H2O
10.	2LiOH(T) + 4NO = 2LiNO2 + N2O + H2O	(komh.)
4LiOH + 6NO = 4LiNO2 + N2 + 2H2O	(200-250 °C)
11.	2LiOH (конц., хол.) + NO2 + NO = 2LiNO2 + H2O
27.	Li3PO4 — ортофосфат лития
Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кислотами. Получение см. Li87> 8.
1.	Li3PO4 • 2Н2О = Li3PO4 + 2Н2О	(120 °C, вак.)
2.	Li3PO4 + 2НС1 (конц.) = LiH2PO4 + 2LiCl
3.	2Li3PO4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2HPO4 + Li2SO4
Li3PO4 + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + H3PO4
4.	2Li3PO4 + ЗСаС12 (конц.) = 6LiCl + Ca3(PO4)2X
280
Li
28.	Li2S — сульфид лития
Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), этаноле. Кристаллогидратов не образует. Восстановитель; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, неметаллами. Получение см. Lil8, Lil56, Li243, Li308 ’.
1.	Li2S (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2O)4]++ S2~ (pH » 7, см. К452) 2. Li2S + 2HC1 (разб.) = 2UC1 + H2ST
3.	Li2S +'3H2SO4 (кони.) = 2LiHSO4 + SO2T + Si + 2H2O
4.	Li2S + 4HNO3 (конц.) = 2LiNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O
5.	Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) = 2LiHS
6.	Li2S + 2O2 = Li2SO4	(выше 300 °C)
7.	2Li2S + 2H2O (хол.) + O2 = Si + 4LiOH
2Li2S + H2O (гор.) + 2O2 = Li2SO3S + 2LiOH
8.	2Li2S + 3E2 = 4LiE + S2C12	(200-300 °C; E = Cl, Br)
9.	Li2S + I2 = 2LiI + S	(200 °C)
10.	Li2S (конц.) + S = Li2(S2)	(кип.)
29.	Li2SO3 — сульфит лития
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Сильный восстановитель в растворе. Получение см. Li267.
1.	4Li2SO3 = Li2S + 3Li2SO4	(455-800 °C)
2.	Li2SO3 • H2O = Li2SO3 + H2O	(190 °C)
3.	Li2SO3 (разб.) + 8H2O = 2[U(H2O)4]+ + SO(pH > 7, см. K473) 4. Li2SO3 + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + SO2T + H2O
5.	Li2SO3 + H2O + SO2 = 2LiHSO3
6.	Li2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 = Li2SO4 + 2FeSO4 + H2SO4
30.	Li2SO4 — сульфат лития
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Малорастворим в этаноле. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Li83>4, Li286.
1.	2Li2SO4 = 2Li2O + 2SO2 + O2	(выше 1300 °C)
2.	Li2SO4 • H2O = Li2SO4 + H2O	(130-500 °C)
3.	Li2SO4 (разб.) + 8H2O = 2[Li(H2O)4]+ + SO2’	(pH 7)
4.	Li2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4
5.	Li2SO4 (конц.) + Na2CO3 = Li2CO3X + Na2SO4	(кип.)
281
Lr, Lu
6.	Li2SO4 + BaCl2 = BaSO4X + 2LiCl Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSOj + 2LiOH
7.	Li2SO4 + Ba(N3)2 = 2LiN3 + BaSO4X
8.	Li2SO4 + 4C (кокс) = Li2S + 4CO	(800-900 °C)
9.	Li2SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O	(600-700 °C)
31.	U2SiO3 — метасиликат лития
Белый, плавится без разложения. Малорастворим в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с горячей водой, кислотами. Получение см. Li76, Li248.
1.	flLi2SiO3(T) + 8лН2О <=* 2n[Li(H2O)4]+ + (SiO3_)„ (комн.)
2.	Li2SiO3 + H2O (гор.) = 2LiOH + SiO2J-
3.	Li2SiO3 + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + SiO2X + H2O
32.	Li4SiO4 — ортосиликат лития
Белый, плавится без разложения. Малорастворим в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с горячей водой, кислотами. Получение см. Li76, Li248, Li266.
1.	Li4SiO4 = Li2SiO3 + Li2O	(выше 1225 °C)
2.	Li4SiO4(T) + 16H2O	4[Li(H2O)4]+ + SiO4"	(komh.)
3.	Li4SiO4 + 2H2O (гор.) = 4LiOH + SiO2i
4.	Li4SiO4 + 4HC1 (разб.) = 4LiCl + SiO2X + 2H2O
Лоуренсий
1. Lr — лоуренсий
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 262Lr (период полураспада 3 мин). Химический аналог Lu, характерная степень окисления (+111). Образует летучий хлорид LrCl3. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Lr синтезируют при бомбардировке U, Am, Ст, Вк или Cf ядрами В, С, О или N на ускорителе.
Лютеций
1. Lu — лютеций
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстанови-
282
Md, Mg
тель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Lu3+ бесцветен. Соединения лютеция по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Lu2O3 кальцием, электролиз раствора LuCl3.
1. 2Lu + 6Н2О (гор.) = 2Lu(OH)3i + ЗН2Т
2. 2Lu + 6НС1 (разб.) = 2LuCl3 + ЗН2Т
Lu + 6HNO3 (конц.) = Lu(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
3.	4Lu + 3O2 = 2Lu2O3 4Lu + 6H2O + 3O2 = 4Lu(OH)3	(400 °C, сгорание на воздухе)
4.	2Lu + 3C12 = 2LuC12	(300 °C)
5.	2Lu + 3S = Lu2S3 (св.-желт.)	(500-800 °C)
6.	Lu + 6NO2 = 3NO + Lu(NO3)3	(200 °C)
Менделевий
1. Md — менделевий
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 258Md (период полураспада 55 дней). Химический аналог Тт. В растворе присутствует в виде иона Md3+, который при действии сильных восстановителей последовательно переходит в ионы Md2+ и Md+. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Md синтезирован бомбардировкой U или Ри ядрами Ne на ускорителе.
Магний
1. Мд — магний
Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воздухе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, неметаллами, этанолом. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. Mg612, Mgl?1, Mgl54. 1. Mg + 2H2O (гор.) = Mg(OH)2J. + H2T 2. Mg + 2HC1 (разб.) = MgCl2 + H2?
3Mg + 2H3PO4 (разб.) = Mg3(PO4)2J. + 3H2T
Mg3(PO4)2 + 4CH3COOH = Mg(H2PO4)2J. + 2Mg[(CH3COO)2]
3.	4Mg + 10HNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2OT + 5H2O
2Mg + 6HNO3 (30%-я) = 2Mg(NO3)2 + N2OT + NOT + 3H2O
283
Mg
4.	Mg + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2NH3T + H2?
5.	Mg + H2 = MgH2	(175 °C, p, кат. Mgl2)
6.	2Mg + O2 = 2MgO	(600—650 °C, сгорание на воздухе)
3Mg + N2 = Mg3N2	(780—800 °C, сгорание на воздухе)
7.	Mg + Cl2 (влажн.) = MgCl2	(комн.)
8.	Mg + H2S = MgS + H2	(500 °C)
9.	3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + 3H2	(600-850 °C)
10.	Mg + 2N2O4 = Mg(NO3)2J- + 2NO (150 °C, вак., в этилацетате) 11. 4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO (ниже 800 °C, в атмосфере H2)
2Mg + ЕО2 = Е + 2MgO (500 °C, Е = С; 1000 °C, Е = Si) 12. Mg + 2Н2О + 2BeSO4 = MgSO4 + Be2SO4(OH)2i + H2T
13.	Mg + C2H2 = MgC2 + H2	(ниже 400 °C)
10Mg + ЗС5Н12 = 5Mg2C3 + 18Н2	(ниже 700 °C)
14.	Mg + 2кикло-С5Н6 (гор.) = Mg(C5H5)2 + Н2Т
15.	Mg + 2С2Н5ОН (гор.) = Mg(C2H5O)2 + Н2Т
2. МдС2 — ацетиленид магния
Серый, при нагревании разлагается без плавления. Реагирует с водой и кислотами с выделением ацетилена. Получение см. Mgl13.
1.	2MgC2 = Mg2C3 + С (графит)	(550-600 °C)
2.	MgC2 + 2Н2О = Mg(OH)2X + С2Н2Т
3.	MgC2 + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + С2Н2Т
4.	2MgC2 + 5О2 = 2MgO + 4СО2	(400-600 °C)
3. Мд2С3 — трикарбид димагния
Светло-серый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (Mg2+)2(=C=C=C=)4“. Нерастворим в этаноле. Реагирует с водой и кислотами с выделением пропина и пропадиена. Получение см. Mgl13.
1.	Mg2C3 = 2Mg + ЗС (графит)	(выше 750 °C)
2.	2Mg2C3 + 8Н2О = 4Mg(OH)2i + СН3С=СН? + СН2=С=СН2Т
3.	2Mg2C3 + 8НС1 (разб.) = 4MgCl2 + СН3С=СНТ + СН2=С=СН2Т 4. Mg2C3 + 4О2 = 2MgO + ЗСО2	(500-650 °C)
4. Мд(С5Н5)2 — циклопентадиенид магния
Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения, при прокаливании разлагается (продукты неизвестны). Ионный кристалл. Хорошо растворим в этаноле. Реагирует с водой и кислотами (выделяется циклопентадиен), щелочами. Получение см. Mgl14.
284
Mg
1.	Mg(CsH5)2 + 2H2O = Mg(OH)2i + 2С5Н6(ж)
2.	Mg(C5H5)2 + 2HC1 (разб.) = MgCI2 + 2С5Н6(Ж)
3.	Mg(C5H5)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2Na(C5H5)
4.	Mg(C5H5)2 + 13O2 = MgO + 10CO2 + 5H2O (350-400 °C)
5.	MgCO3 — карбонат магния
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах, концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СО2 в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCO3)2, который определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор действием карбоната аммония. Получение см. Mgl78.
1.	MgCO3 = MgO + co2	(> 650 °C)
2.	2(MgCO3 5H2O) = Mg2CO3(OH)2 + CO2 + 9H2O	(60-80 °C)
3.	2MgCO3 + H2O (гор.) = Mg2CO3(OH)2i + CO2T	
	Mg2CO3(OH)2 + CO2 = 2MgCO3 + H2O	(180-220 °C)
4.	MgCOj + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + СО2Т + Н2О
MgCO3 + (NH4)2SO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3T + СО2Т + Н2О
(кип.)
5.	MgCO3 + 2HF (конц., гор.) = MgF2J- + СО2? + Н2О
6.	MgCO3(T) + Н2О + СО2 S Mg(HCO3)2(p)
7.	MgCO3 + К2СО3 (насыш.) = K2Mg(CO3)2i	(комн.)
8.	MgCO3(T) + (NH4)2CO3 (конц.) = (NH4)2[Mg(CO3)2]
6. MgCI2 — хлорид магния
Белый, плавится без разложения, перегоняется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте, этаноле, метаноле. Реагирует со щелочами, аммиаком, кислородом. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Mgl2’4-7, Mg54, Mgl52 5, Mgl6'.
1. MgCl2 • 6H2O = MgCl2 + 6H2O	(100-200 °C, ток HCI)
MgCl2 • 6H2O = MgO + 2HC1 + 5H2O	(700 °C)
2. MgCl2 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)6]2+ + 2СГ (pH < 7, cm. Mgl43). 3. MgCl2 + H2O (nap) = MgO + 2HC1	(500 °C)
4.	MgCl2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaCl
MgCl2 + Ca(OH)2 (насыщ.) = Mg(OH)2J- + CaCl2
MgCl2 (насыщ.) + 2(NH3 • H2O) [конц., гор.] = Mg(OH)2i + 2NH4C1
285
Mg
5.	3MgCl2 + 02 = MgO + Mg2Cl2O + 2C12	(300 °C)
6.	MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OH)J-
7.	MgCl2 + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор.) = CaMg(CO3)2i +
+ 4KC1 + 2CO2T + 2H2O 2MgCl2 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2i + CO2T + 4NaCl
8.	MgCl2 + NH3 • H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4l +
+ 2NaCl + H2O (E = P, As).
9.	MgCl2 (насыщ.) + KC1 (насыщ.) + 6H2O = KMgCl3 • 6H20i
10.	MgCl2 + 6NH3(r) = [Mg(NH3)6]Cl2
11.	MgCl2 + 2Li[AlH4] = Mg[AlH4]2 + 2LiCU	(в эфире)
12.	MgCl2(x) эле|СТР°"из> MgJ. (катод) + C12T (анод)
7.	Mg(CIO4)2 — перхлорат магния
Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Хорошо растворим в метаноле, гидразине, умеренно — в этаноле, ацетоне. Реагирует со щелочами, жидким аммиаком. Получение см. Mgl62.
1.	4Mg(ClO4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2C12 + 15O2	(440-500 °C)
2.	Mg(ClO4)2 • 6H2O = Mg(C104)2 + 6H2O	(до 100 °C, вак.)
2{Mg(ClO4)2 • 6H2O} = 2Mg(OH)2 + 2C12 + 7O2 + 10H2O
(180-190 °C)
3.	Mg(C104)2 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)6]2+ + 2cio;
(pH < 7, cm. Mgl43)
4.	Mg(ClO4)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaClO4
5.	Mg(C104)2 + 2Ba(C104)2 + 6NaOH (насыщ.) =
= Ba2[Mg(OH)6]J- + 6NaClO4 (кип.) 6. Mg(ClO4)2 + 6NH3(X) = [Mg(NH3)6](C104)2	(-40 °C)
8. MgCrO4 — хромат магния
Желтый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде, слабо гидролизуется по катиону и аниону (последний процесс преобладает). Разлагается кислотами и щелочами. Получение см. Mgl78 9.
1. 4MgCrO4 = 4MgO + 2Cr2O3 + ЗО2	(600 °C)
2. MgCrO4 • 5Н2О = MgCrO4 + 5Н2О	(200 °C, вак.)
3. MgCrO4 + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + СгО4~
СгО4~ + Н2О <=> него; + ОН“	(pH > 7)
286
Mg
4. 2MgCrO4 + 2HC1 (разб.) = Mg(HCrO4)2 + MgCl2
2MgCrO4 + 2HC1 (конц.) = 2CrCl3 + 3C12T + 8H2O + 2MgCl2
5. MgCrO4 + 2NaOH = Mg(OH)2i + Na2CrO4
9.	(MgCriJ')O4 — оксид дихрома(1П)-магния
Темно-зеленый, огнеупорный, термически устойчивый. Химически пассивен, не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается концентрированной серной кислотой, щелочами в концентрированном растворе и при сплавлении. Получение см. Mgl58.
1.	(MgCr2)O4 + 4H2SO4 (конц., гор.) = MgSO4 + Cr2(SO4)3 + 4Н2О 2. (MgCr2)O4 + 6NaOH (конц., гор.) + 4Н2О = Mg(OH)2i +
+ 2Na3[Cr(OH)6] 3. (MgCr2)O4 + 2NaOH = MgO + 2NaCrO2 + H2O (1200 °C)
10.	MgF2 — фторид магния
Белый, плавится без разложения, термически устойчив. Малорастворим в воде, нерастворим в этаноле. Не образует кристаллогидратов. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Образует фторокомплексы. Получение см. Mg55.
1.	MgF2(T) + ЗН2О <=► [Mg(H3O)F]+ + F"	(комн.)
2.	MgF2 + H2SO4 (конц., гор.) = MgSO4 + 2HFT
3.	2MgF2 + 3KF = K[MgF3] + K2[MgF4]	(выше 800 °C)
11.	(MgFe 2 )O4 — оксид дижелеза(Ш)-магния
Коричнево-черный, огнеупорный, термически устойчив. Химически пассивен, не реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами и щелочами. Реагирует с концентрированными кислотами, горячей водой в сильнощелочной среде, щелочами при сплавлении. Получение см. Mgl58.
I.	(MgFe2)O4 + 8НС1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2FeCl3 + 4Н2О
2.	(MgFe2)O4 + 2Н2О (гор.) = Mg(OH)2i + 2FeO(OH)l
(в конц. NaOH)
3.	(MgFe2)O4 + 2NaOH = MgO + 2NaFeO2 + H2O (1200 °C)
12.	Mg3N2 — динитрид тримагния
Желто-зеленый, чувствителен к влаге воздуха. При нагревании Разлагается. Реагирует с водой, кислотами. Окисляется О2 воздуха при высоких температурах. Получение см. Mgl619.
287
Mg
1.	Mg3N2 = 3Mg + N2	(700-1500 °C)
2.	Mg3N2 + 8H2O (хол.) = 3Mg(OH)2i + 2(NH3 • H2O)
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2X + 2NH3 T	(кип.)
3.	Mg3N2 + 8HC1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4C1
4.	2Mg3N2 + 3O2 = 6MgO + 2N2	(500-800 °C)
5.	Mg3N2 + 6NH4C1 = 8NH3 + 3MgCl2	(400 °C)
13.	MgNH4PO4 — ортофосфат аммония-магния
Белый, гигроскопичный, разлагается при прокаливании. Нерастворим в воде, этаноле. Разлагается кислотами. Получение см. Mg68, N176.
1.	2(MgNH4PO4 • 6Н2О) = Mg2P2O7 + 2NH3 + 13Н2О	(800-900 °C)
2.	MgNH4PO4 + НС1 (разб.) = MgHPO4X + NH4C1
3.	MgNH4PO4 + 3HCI (конц.) = MgCl2 + H3PO4 + NH4C1
14.	Mg(NO3)2 — нитрат магния
Магнезиальная селитра. Белый, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке, метаноле, этаноле. Реагирует со щелочами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Mgl3-’°. 1. 2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2 + О2	(выше 300 °C)
2.	Mg(NO3)2 • 6Н2О = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5Н2О (выше 130 °C) 3. Mg(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6J2+ + 2NO;
[Mg(H2O)6]2+ + Н2О <=> [Mg(H2O)5(OH)]+ + Н3О+ (pH < 7) 4. Mg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaNO3 5. Mg(NO3)2 (насыщ.) + H2O2 (конц.) = MgO2J. + 2HNO3 6. Mg(NO3)2 (конц.) + 2HCN + 4(NH3 • H2O) =
= [Mg(NH3)2(CN)2]i + 2NH4NO3 + 4H2O (komh.)
15.	MgO — оксид магния
Жженая магнезия. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде малореакционноспособный, практически не реагирует с водой. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом, кремнием и кальцием. Поглошает влагу и СО2 из воздуха. Получение см. Mgl6, Mg5', Mg63, Mgl4'. Mgl6'.
1.	MgO + H2O (nap) = Mg(OH)2	(100-125 °C)
2.	MgO + 2HC1 (разб.) = MgCl2 + H2O
288
Mg
3.	2MgO + H2O + CO2 = Mg2CO3(OH)2	
4.	MgO + С (кокс) = Mg + CO MgO + CaO + Si = Ca2SiO4 + 2Mg MgO + Ca = CaO + Mg	(выше 2000 °C) (1200-1300 °C) (1300 °C)
5.	MgO + С (кокс) + Cl2 = MgCl2 + CO	(800-1000 °C)
6.	MgO + H2O2 (конц.) = MgO2X + H2O	(до 20 °C)
7. 8.	2MgO + CS2 = 2MgS + CO2 MgO +. M2O3 = (MgM2)O4 (шпинели)	(600-700 °C)
(1200-1400 °C; M = Al, Cr, Fe)
9.	MgO + H2O + MgCl2 (конц.) = 2MgCl(OH)X MgO + H2O + 2BeSO4 = Be2SO4(OH)2J. + MgSO4
16.	Mg(OH)2 — гидроксид магния
Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами, кислотными оксидами. В жестких условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает СО2 из воздуха. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. Mgl1, Mg64, Mg72>4, Mgl4'.
1.	Mg(OH)2 = MgO + H2O	(350-480 °C)
2.	Mg(OH)2 + 2HC1 (разб.) = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HC1O4 (разб.) = Mg(CIO4)2 + 2H2O
3.	2Mg(OH)2(T) + CO2 = Mg2CO3(OH)2 + H2O	(komh.)
Mg(OH)2 (суспензия) + 2CO2 = Mg(HCO3)2(p)	(коми.)
4.	Mg(OH)2 + 2NaOH (насыщ). = Na2[Mg(OH)4|i (100-110 °C)
5.	Mg(OH)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCI2 + 2NH3T + 2H2O
6.	Mg(OH)2 + 2N2O5 = Mg(NO3)2 + 2HNO3	(40-60	°C)
7.	Mg(OH)2 + H2O2 (конц.) = MgO2i + 2H2O	(до 20 °C)
17.	MgS04 — сульфат магния
Английская (горькая) соль (гидрат). Белый, весьма гигроскопичный, разлагается выше температуры плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), глицерине, малорастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Обусловливает постоянную жесткость природных вод. Получение см. Mgl12, MglO2, Mgl59.
1.	2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + O2	(выше 1200 °C)
2.	MgSO4 • 7H2O = MgSO4 + 7H2O	(200-330 °C)
3.	MgSO4 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)6]2+ + SO2
(pH < 7, cm. Mgl43)
289
10-АЛЛА
Мп
4.	MgSO4 + H2SO4 (конц., хол.) = Mg(HSO4)2
5.	MgSO4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2X + Na2SO4
6.	MgSO4 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Mg(OH)2X + (NH4)2SO4
7.	MgSO4 + M(C1O4)2 = MSO4X + Mg(ClO4)2	(M = Ca, Sr, Ba)
8.	MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO3X + K2SO4 + H2O + CO2T
(насыщение CO2)
2MgSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2X + 2Na2SO4 + CO2T (кип.)
9.	MgSO4 (насыщ.) + CaCrO4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO4X
10.	MgSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыш.) + 6H2O =
= M2Mg(so4)2 • 6H2oi (m = k+, nh; )
11.	2MgSO4 + С (кокс) = 2MgO + 2SO2 + CO2 (700-900 °C)
18.	Mg2Si — силицид димагния
Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галогенами. Получение см. Mgl11.
1.	Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)2X + SiH4T (примеси Si,^ + 2, п > 1) 2. Mg2Si + 4НС1 (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2X + 4Н2Т
(примесь SiH4)
2Mg2Si + 8НС1 = 4MgCl2 + SiX + 2H2T + SiH4T (комн., в эфире)
з-	M*si siH«’si"H^
(50—60 °C, л > 1, примесь Н2)
4.	Mg2Si + 2С12 = 2MgCl2 + SiX	(30-40 °C, в жидк. СС14)
5.	Mg2Si + 4NH4Br = SiH4T + 2MgBr2 + 4NH3 (в жидк. NH3) 6. Mg2Si + 4N2H5C1 = SiH4? + 2MgCl2 + 4N2H4 (в жидк. N2H4)
Марганец
1. Мп — марганец
Серебристо-белый или светло-серый металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде очень мелкого порошка пи-рофорен. Поглощает водород, но не реагирует с ним. В холодной воде пассивируется. Реагирует с водяным паром, кислотами, галогенами, кислородом, серой. Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец (> 70% Мп). Получение см. Мп96, Мп115, Mnl213, Мп13п, Мп2016.
290
Мп
1.	Мп (порошок) + 2Н2О (пар) = Мп(ОН)2 + Н2	(150 °C)
2.	Мп (порошок) + 2НС1 (разб.) = МпС12 + Н2?
Мп (порошок) + H2SO4 (разб.) = MnSO4 + Н2Т
3.	Мп + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2T + 2Н2О (70-80 °C)
ЗМп + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Mn(NO3)2 + 2NO? + 4Н2О
4.	Мп (порошок) + 2Н2О + 2NH4C1 (конц.) = МпС12 +
+ 2(NH3 • Н2О) + Н2Т
5.	Мп + О2 » МпО2	(до 450 °C)
4Мп + ЗО2 = 2Мп2О3	(до 800 °C)
Мп -% МпО + (МпПМп2П)О4	(выше 800 °C)
6.	ЗМп + 4F2 = MnF2 + 2MnF3	(выше 100 °C)
Мп + 2F2 = MnF4 (гол.)	(600 °C, охлаждение до —60 °C)
7.	Мп + Е2 = МпЕ2	(200 °C; Е = Cl, Вг, I)
8.	Мп + S = MnS	(до 1580 °C)
Мп (порошок) + 2S = Mn(S2)	(до 300 °C)
9.	Мп (порошок) 2J1*. Mn2N, Mn4N, Mn3N2, Mn5N2 (690-1200 °C) 10. Мп (порошок) Р(крас12» МпР, Мп2Р, Мп3Р, МпР2 (900-1400 °C) 11. 5Мп + 4BrF5 = 5MnF4 + 2Вг2	(175-230 °C)
12.	Мп + 2N2O4 = Mn(NO3)2i + 2NOT (120 °C, в этилацетате)
2.	МпВг2 — бромид марганца(П)
Розовый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. Вгб9, Mnl7.
1.	МпВг2 • 4Н2О = МпВг2 + 4Н2О	(150 °C, вак.)
2.	МпВг2 (разб.) + 6Н2О <=> [Мп(Н2О)6]2+ + 2Вг~
(pH < 7, см. Мп203)
3.	MnBr2(T) + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + Вг2? + SO2T + 2Н2О
4.	МпВг2 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)2l + 2NaBr (в атмосфере N2)
5.	4МпВг2 + ЗО2 = 2Мп2О3 + 4Вг2	(500-600 °C)
6.	2МпВг2 + 14HNO3 (разб.) + 7РЬО2 = 2HMnO4 + 7Pb(NO3)2 +
+ 2Вг2Т + 6Н2О (кип.)
3.	МпСОэ — карбонат марганца(П)
Розово-красный, устойчив в сухом воздухе, медленно окисляется и темнеет во влажном воздухе. Нерастворим в холодной воде, насыщенной СО2. Осаждается из разбавленного раствора в форме гидро-
ю-
291
Мп
карбоната Мп2СО3(ОН)2, из раствора, насыщенного С02, выпадает кристаллогидрат МпСО3 • (1—2)Н2О. Разлагается кипящей водой, кислотами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. МпЮ5.
1.	МпСО3 = МпО + СО2	(100—300 °C, в атмосфере Н,)
ЗМпСО3 = (Мп"Мп2|,)О4 + 2СО2 + СО	(330-500 °C)
2.	2MnCO3 + Н2О -U Мп2СО3(ОН)21 + СО2Т	(кип.)
3.	МпСО3 + 2НС1 (разб.) = МпС12 + СО2? + Н2О
MnCO3 + H2SO4 (разб.) = MnSO4 + СО2Т + Н2О (70-80 °C)
МпСО3 + 2HNO3 (разб., гор.) = Mn(NO3)2 + СО2Т + Н2О
4.	МпСО3(т) + СО2 (насыщ.) + Н2О Мп(НСО3)2(р) (комн.) 5. 4МпСО3 + О2 = 2Мп2О3 + 4СО2	(600 °C)
6.	MnCO3 + 2HF (конц.) = MnF2i + СО2Т + Н2О
7.	2MnCO3 + 6KCN (разб.) K2Mn"[Mn(CN)6] (зел.)Х + 2К2СО3
MnCO3 + ЗН2О + 6KCN (конц.)
—> K4[Mn(CN)6] • ЗН2О (фиол.)Х + К2СО.
8.	2MnCO3 + 12KCN + Н2О2 (разб.) -U
—> 2K3[Mn(CN)6] (бур.)Х + 2К2СО3 + 2КОН (0 °C) 9. MnCO3 + 2HNCS + ЗН2О = Mn(NCS)2 • 4H20i + СО2? (комн.) 10. МпСО3 + ЗН2О + SO2 -Ц> MnSO3 • ЗН2О (роз.)Х + СО2?
(30-60 °C)
4.	[Мп2(СО)10] — декакарбонилдимарганец
Желтый, летучий, перегоняется с водяным паром, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе, чувствителен к свету. Является кластером [(СО)5Мп — Мп(СО)5]. Нерастворим в воде, малорастворим в органических растворителях. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, восстанавливается щелочными металлами, водородом. Получение см. Мп513, Мп86.
1.	[Мп2(СО)10] = 2Мп + ЮСО	(выше 110 °C)
2.	[Мп2(СО)10] + 4H2SO4 (конц.) = 2MnSO4 + 2SO2T + 4Н2О + 10СО?
1Мп2(СО)10] + 8HNO3 (конц.) = 2Mn(NO3)2 + 4NO2? +
+ 10COT + 4H,0 3. [Mn2(CO)10] + 2M = 2M[Mn(CO)5] (в диоксане; M = Li, Na, К) 4. [Mn2(CO)10] + 2(Na, Hg) + 2H2O = 2[МпН(СО)5](ж)Х +
+ 2NaOH + 2Hg-t
[Mn2(CO)I0] + H2 = 2[MnH(CO)5]	(200 °C, p)
[MnH(CO)5] + H2O <=► [Mn(CO)s]~ + H3O+	(pH < 7)
292
Мп
5.	[Mn2(CO)I0] + [Re2(CO)10] = 2[(CO)5Re-Mn(CO)5]
(150-160 °C)
6.	[Mn2(CO)10] + E2 = 2[Mn(CO)5E] (бел.)
(в жидк. CC14; E = Cl, Вг, I) 7. [Mn2(CO)10] + 2N2O4 = 2[Mn(CO)5NO3| + 2NOT (в жидк. CC14)
5. MnCI2 — хлорид марганца(И)
Темно-розовый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте, этаноле, нерастворим в эфире. Кристаллогидрат МпС12 • 4Н2О имеет строение [Мп(Н2О)4С12]. Не реагирует с водородом. Разлагается щелочами, гидратом аммиака. Окисляется кислородом, озоном, фтором, хлором. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. К283, К293, Mnl24-7, Мп124.
1. МпС12 • 4Н2О = МпС12 + 4Н2О	(до 198 °C, вак.)
МпС12 • 4Н2О = MnCl(OH) + ЗН2О + НС1	(230 °C)
2. МпС12 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Mn(H2O)6]2+ + 2С1"
(pH < 7, см. Мп203) 3. ЗМпС12 + 4Н2О (пар) = 6НС1 + (Мп"Мп‘")О4 + Н2 (500 °C) 4. МпС12(т) + H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + 2НС1Т
5.	МпС12 + 2NaOH (20%-й) = Mn(OH)2X + 2NaCl (в атмосфере N2) МпС12 + NH3 • Н2О (разб.) = MnCl(OH)i + NH4C1
6.	4MnCl2 + ЗО2 = 2Mn2O3 + 4С12	(600-700 °C)
МпС12 + Н2О + О3 = MnO2i + 2НС1 + О2Т	(комн.)
7.	МпС12 + NH4HS (насыщ.) + иН2О = MnS • nH2Oi (телесн.) +
+ NH4C1 + НС1 (кип.)
MnS • лН2О (суспензия) —a-MnSX (зел.)
(кип. в атмосфере N2) 8. МпС12 + 2Na(CH3COO) + H2S -U p-MnSi (бур.) + 2NaCl +
+ 2CH3COOH 9. 4MnCl2 + Са(С1О)2 + 4Са(ОН)2 = 4МпО(ОН)Х + 5СаС12 + 2Н2О (кип.)
МпС12 + (NH4)2Si2O6(O2) + 2Н2О = MnO2i + (NH4)2SO4 +
+ H2SO4 + 2НС1 10. 2MnCl2 + Cl2(r) + 4MC1 = 2M2|MnCl5] (красн.)
(0 °C; M = Na+, К+, NH4) 11. МпС12 ^С1(кон“-)» M[MnCl3], M2[MnCl4], M4[MnCl6]
(M = Na, K)
293
Мп
12. МпС12 (конц.) + 3MF = M[MnF3]l + 2МС1
(М = Na++Cs+, NH4)
МпС12 + 2КС1 + 3F2 = K2[MnF6] + 2CI2	(375-400 °C)
МпС12 + MC12 + 3F2 = M[MnF6] + 2C12
(500-550 °C; M = Mg, Ca, Sr, Ba) 13. 2MnCl2 + ЮСО = [Mn2(CO)10] + 2C12	[p, кат. A1(C4H9)3]
14. MnCl2 + 6KCN (конц.) = KJMn(CN)6] (фиол.) + 2KC1
(в атмосфере N2) 15. МпС12 + 2Na(C5H5) = [Mn(C5H5)2] + 2NaCl (кип. в диоксане)
6.	MnF2 — фторид марганца(И)
Розовый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону в равной степени), фтороводородной кислоте; нерастворим в этаноле. Окисляется фтором и кислородом при нагревании. Образует фторокомплексы. Получение см. Mnl6, МпЗ6, Мп7'>2.
1.	MnF2 • 4Н2О = MnF2 + 4Н2О	(110-150 °C, вак.)
2.	MnF2 (разб.) + 6Н2О = [Mn(H2O)6]2+ + 2F~	(pH - 7)
[Мп(Н2О)б]2++ Н2О <=* [Мп(Н2О)5ОН]+ + Н3О+ F"+H2O <=± HF + OH"
3.	MnF2(T) + H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + 2HFT
4.	MnF2 + 2NaOH (20%-й) = Mn(OH)2l + 2NaF (в атмосфере N2) 5. MnF2 (насыщ.) + MF (конц.) = M[MnF3]J-
(M = Na+- Cs+, NH4)
M[MnF3] + F2 = M[MnFs]	(до 450 °C; M = K+Cs)
2M[MnF5] + H2 = 2M[MnF4] + 2HF	(250 °C)
6.	4MnF2 + 3O2 = 2Mn2O3 + 4F2	(500-700 °C)
7.	2MnF2 + F2 = 2MnF3	(250 °C)
7.	MnF3 — фторид марганца(Ш)
Темно-красный с коричневым оттенком, разлагается при прокаливании. Реагирует с водой. Из раствора в концентрированной фтороводородной кислоте кристаллизуется дигидрат. Растворим в этаноле. Реагирует со щелочами, фтором и кислородом. Образует фторокомплексы. Получение см. Mnl6, Мпб7, Мп85.
1.	2MnF3 = 2MnF2 + F2	(выше 600 °C)
2.	2MnF3 + 2Н2О (гор.) = MnO2i + MnF2 + 4HF
3.	2MnF3 + 6NaOH (разб.) = MnO2i + Mn(OH)24- + 6NaF + 2H2O 4. 4MnF3 + 3O2 = 2Mn2O3 + 6F2	(500-700 °C)
294
Мп
5.	2MnF3 + F2 = 2MnF4	(500 °C)
6.	MnFj KF(Hacb"M)> K[MnF4], K2[MnF5], K3[MnF6]
8.	Mnl2 — иодид марганца(П)
Розовый, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде (гидролиз по катиону), этаноле. Реагирует с серной и азотной кислотами, щелочами. Окисляется фтором, восстанавливается магнием. Получение см. 11214, Mnl7.
1.	Мп12 • 4Н2О = Мп12 + 4Н2О	(90 °C, вак.)
2.	Мп12 (разб.) + 6Н2О » [Мп(Н2О)6]2+ + 2Г (pH < 7, см. Мп203) 3. MnI2(T) + 2H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + I2X + SO2? + 2Н2О
MnI2(T) + 4HNO3 (конц., гор.) = Mn(NO3)2 + I2>1 + 2NO2T + 2Н2О 4. Mnl2 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)2l + 2NaI (в атмосфере N2) 5. 2MnI2 + 13F2 = 2MnF3 + 4IF5	(250 °C)
2MnI2 + 3F2 = 2MnF3 + 2I2	(400-470 °C)
6.	2MnI2 + 2Mg + ЮСО = [Mn2(CO))0] + 2MgI2
(50-70 °C, p, в жидк. CC14)
9.	(Мп"Мп г )O4 — оксид димарганца(1Н)-марганца(П)
Коричнево-черный, термически устойчивый. Возможен иной состав — (Mn2MnIV)O4. Практически не реагирует с водой. Разлагается кислотами, восстанавливается водородом, монооксидом углерода, алюминием, окисляется кислородом. Получение см. Mnls, МпЗ1, Мп1319, Мп20'.
1.	2(МппМп2п)О4 = 6МпО + О2	(выше 1300 °C)
2.	(MnnMn2H)O4 + 8НС1 (конц.) = ЗМпС12 + С12? + 4Н2О
3.	(МппМп2п)О4 + 4H2SO4 (конц., хол.) -U MnSO4+
+ Mn2(SO4)3 + 4Н2О (Mn"Mn’n)O4 + 4HNO3 (разб.) -U 2Mn(NO3)2 +
+ MnO2i + 2Н2О (кип.) 4. 3(МппМп2п)О4 + 8Н3РО4 (разб.) = Mn3(PO4)2J- +
+ 6МпРО4 (зел.)Х + 12Н2О (кип.) 5.	(МппМп2н)О4 + 4Н2 = ЗМпО + 4Н2О	(800-1200	°C)
(МпиМп^)О4 + СО = ЗМпО + СО2	(700	°C)
6.	3(Mn"Mn’n)O4 + 8А1 = 9Мп + 4А12О3	(700-900	°C)
7.	4(МппМп2п)О4 + О2 -U 6Мп2О3	(300	°C)
295
Мп
10.	Mn(NO3)2 — нитрат марганца(П)
Светло-розовый (почти белый), разлагается при умеренном нагревании без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), в горячей воде растворимость сильно увеличивается. Растворим в этаноле, диоксане, тетрагидрофуране, ацетонитриле, хлороводородной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмана. Слабый восстановитель. Получение см. Мп13> 12, МпЗ3, Мп1217, Мп165.
1.	Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2	(180-500 °C)
2.	Mn(NO3)2 • 6Н2О = Mn(NO3)2 • 2Н2О + 4Н2О (110 °C, вак.)
Mn(NO3)2 • 2Н2О = MnO2 + 2NO2 + 2Н2О (до 160 °C, вак.) 3. Mn(NO3)2 (разб.) + 6Н2О = [Мп(Н2О)6]2+ • 2NO;
(pH < 7, см. Мп203)
4.	Mn(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)2i + 2NaNO3
(в атмосфере N2)
Mn(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Mn(OH)2i + 2NH4NO3
(в атмосфере N2)
5.	Mn(NO3)2 (конц.) + 2NaHCO3 = MnCO3i + 2NaNO3 + CO2? + H2O
(50 °C, p)
6.	Mn(NO3)2 + K2C2O4 (разб.) = MnC2O4i + 2KNO3
MnC2O4 = MnO + CO + CO2	(выше 400 °C)
MnC2O4 + K2C2O4 (конц.) + 2H2O = K2[Mn(H2O)2(C2O4)2]
7.	2Mn(NO3)2 + 6HNO3 + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 +
+ 5NaNO3 + 7H2O
2Mn(NO3)2 + 6HNO3 + 5PbO2 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O
8.	Mn(NO3)2 • 2H2O + N2O5 = Mn(NO3)2 + 2HNO3 + H2O
(80-100 °C, вак.)
9.	2Mn(NO3)2 + 2H2O элсктролиз> н2? (катод) + MnO2X (анод) +
+ 2HNO3
11. MnO — оксид марганца(П)
Зеленовато-серый, термически устойчивый. Имеет область гомогенности MnOj +х (0 < х < 0,13). Практически не реагирует с водой и щелочами. Хорошо растворяется в расплаве КО. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами, диоксидом кремния. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и алюминием при нагревании. Получение см. Mnl5, МпЗ1, Мп915, МпЮ6, Мп1212’13, Мп139 ,0. Мп15!.
296
Мп
1.	МпО(т) + 7Н2О <=► [Мп(Н2О)6]2+ + 20Н
2.	МпО + 2НС1 (разб.) = МпС12 + Н2О
3.	2МпО + О2 -U 2МпО2	(300-500 °C)
4МпО + 12NaOH + ЗО2 » 4Na3MnO4 + 6Н2О (700-800 °C)
4.	МпО + SiO2 = MnSiO2 (роз.)	[1100 °C]
2МпО + SiO2 = Mn2SiO4 (красн.)	[1100—1200 °C]
5.	МпО + Н2 = Мп + Н2О	(1400 °C)
ЗМпО 4- 2А1 = ЗМп + А12О3	(800 °C)
6.	МпО + ВаО = (ВаМп)О2 (красн.)	(1800 °C)
7.	МпО + NH4HS (насыщ.) -U MnSi + NH3 • Н2О
12. МпО2 — оксид марганца(1У)
Черный с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Нестехиометрическое соединение МпО2 _ х (недостаток кислорода). Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат МпО2 • лН2О. Переводится в раствор действием концентрированных кислот. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. В природе — самое распространенное соединение марганца. Получение см. К281- 6- 9> 10* 12- 161 19, К291-4’6, Mnl5, Мп56-9, Мп93, MnlO1- 9, MnlP, Мп156-9, Мп165-7, Мп185.
1.	4МпО2 = 2Мп2О3 + О2	(530-585 °C)
2.	МпО2 • лН2О = МпО2 + лН2О	(200-250 °C, вак.)
3.	МпО2(т) + 2Н2О <=► Mn'v + 4ОН
4.	MnO2 + 4НС1 (конц.) = МпС14 + 2Н2О (0 °C, примесь МпС13)
МпС14(р) = МпС12 + С12Т	(комн.)
5.	2МпО2 + 8НС1 = 2МпС13 + С12Т + 4Н2О (-63 °C, в этаноле)
2МпС13 = 2МпС12 + С12Т	(выше —40 °C, в этаноле)
6.	4МпО2 + 6H2SO4 (конц.) = 2Mn2(SO4)3 + О2Т + 6Н2О (до 110 °C)
2МпО2 + 2H2SO4 (конц.) -L*. 2MnSO4 + О2Т + 2Н2О (кип.)
7.	2МпО2 + 3NaOH (конц.) <=* MnO(OH)4- + Na3MnO4 + Н2О
(0 °C)
8.	4МпО2 + 12NaOH + О2 « 4Na3MnO4 + 6Н2О	(800 °C)
9.	MnO2 + KNO3 + 2КОН = K2MnO4 + KNO-, + Н,0
(350-450 °C)
ЗМпО2 + КС1О3 + ЗК2СО3 = 3K2MnO4 + КС1 + ЗСО2 (400 °C)
Ю. МпО2 + 4СаО = (Са4Мп)О6	(800 °C, в атмосфере О2)
МпО2 + 8ВаО - (Ва8Мп)О)0	(800 °C, в токе О2)
МпО2 + ЗМО = (МпМ3)О5	(700-800 °C; М = Pb, Zn)
297
Мп
11.	МпО2 + 2SO2(p) = MnS2O6	(до 10 °C, примесь MnSO4)
MnO2 + SO2 = MnSO4	(450 °C)
12.	MnO2 + H2 = MnO + H2O	(170-800 °C)
13.	MnO2 + С (кокс) = Mn + CO2	(600-700 °C)
MnO2 + CO = MnO + CO2	(комн., кат. CuO)
14.	MnO2 + H2SO4 (разб.) + H2O2 = MnSO4 + O2? + 2H2O
(основная реакция — каталитическая: 2H2O2 = 2Н2О + О2Т)
15.	MnO2 + H2SO4 (разб., гор.) + KNO2 = MnSO4 + KNO3 + Н2О
MnO2 + H2SO4 + H2C2O^T) = MnSO4 + 2CO2T + 2H2O (кип.)
16.	MnO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 « MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O 4MnO2 + 4FeSO4 = 4MnSO4 + 2Fe2O3 + O2 (600-700 °C)
17.	6MnO2 + 2NH3 = 3Mn2O3 + N2 + 3H2O	(500-600 °C)
13.	Мп2Оэ — оксид марганца(Ш)
Бурый, термически устойчивый, разлагается при очень сильном нагревании. Возможно, что в определенных условиях содержит примеси Мп11 и Мп17. Не реагирует с водой. В гидротермальных условиях образует полигидрат. Реагирует с кислотами, окисляется кислородом, восстанавливается водородом, монооксидом углерода и алюминием при нагревании. Получение см. Mnl5, МпЗ5, Мп97, Мп12*’17, Мп16!.
1.	6Мп2О3 = 4(МппМп )О4 + О2	(940-1090 °C)
2.	Мп2О3 • лН2О = 2МпО(ОН) + (л - 1)Н2О	(100 °C)
3.	Мп2О3(т) + ЗН2О <=► 2Мпш + 6ОН-
4.	Mn2O3 + 6НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + С12Т + ЗН2О
5.	Mn2O3 + 3H2SO4 (50%-я, хол.) = Mn2(SO4)3 + ЗН2О
6.	Mn2O3 + 2HNO3 (разб.) = Mn(NO3)2 + МпО21 + Н2О (кип.) 7. 2Мп2О3 + О2 -U 4МпО2	(300 °C)
8.	2(Мп2О3 • лН2О) + 2лН2О + О2 4(МпО2 • лН2О)1
9.	ЗМп2О3 + Н2 = 2(МппМп2п)О4 + Н2О	(до 230 °C)
Мп2О3 + Н2 = 2МпО + Н2О	(300-800	°C)
10.	Мп2О3 + СО = 2МпО + СО2	(600-800	°C)
11.	Mn2O3 + 2А1 = А12О3 + 2Мп	(800	°C)
12.	Mn2O3 + 6NaOH + О2 = 2Na3MnO4 + ЗН2О	(800	°C)
13.	Мп2О3 + М2О -*-> 2(ММп)О2	(800-900 °C; М = Li, Na)
Mn2O3 + МО = (MMn2)O4	(900 °C; М = Са, Zn)
14.	Mn2O3 + 8HF (конц., хол.) = 2H[MnFJ + ЗН2О
H[MnF4] + 2Н2О = MnF3 • 2H2OJ- + HF	(кип.)
298
Мп
14. Мп2О7 — оксид марганца(УП)
Марганцовый ангидрид. Темная маслянистая жидкость (в отраженном свете — зеленая, в проходящем свете — красная), черное твердое вещество. Весьма гигроскопичен, летуч в вакууме. Термически чрезвычайно неустойчив (разлагается в обычных условиях со взрывом даже при перемешивании или помещении в вакуум). Устойчив в твердом состоянии при низких температурах в атмосфере аргона. Смешивается и реагирует с концентрированной серной кислотой (раствор — темно-зеленый). Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. К284.
I. Мп2О7 = Мп2О3 + 2О2	(выше 55 °C)
2Мп2О7 -U 4МпО2 + ЗО2
(О °C, влажный воздух; примеси О3, НМпО4) 2. Мп2О7 • 2Н2О1 Мп2О7 (насыщ.) + 2Н2О
(до -4 °C, в конц. H2SO4)
3.	Мп2О7 + Н2О (хол.) = 2НМпО4(р)
4.	Mn2O7 + 2NaOH (разб., хол.) = 2NaMnO4 + Н2О
5.	Mn2O7 + 2H2SO4 (98%-я) = 2(MnO * )HSO4 + Н2О (0-10 °C) Mn2O7 + 3H2SO4 (98%-я) = Mn2(SO4)3 + 2О2? + ЗН2О (70-75 °C)
6.	Mn2O7 + ЗСС14 = 2MnO2i + ЗСС12О + ЗС12Т
(10 °C, примесь СО2) 7. 4Мп2О7 + ЗСН3СООН = 8МпО2Х + 6СО2? + 6Н2О (10 °C)
2Мп2О7 + С2Н5ОН = 4МпО2Х + 2СО2Т + ЗН2О	(0 °C)
15. Мп(ОН)2 — гидроксид марганца(Н)
Белый, иногда с розовым оттенком, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, этаноле. В виде осадка под раствором быстро темнеет из-за окисления растворенным кислородом. В обычных условиях проявляет основные свойства; реагирует с кислотами, хлоридом аммония в растворе. В очень жестких условиях реагирует со щелочами, переводится (частично) в раствор действием гидрата аммиака. Проявляет восстановительные свойства. Получение см. Mnl1, Мп55, MnlO4, Мп1610, Мп2(Н-5.
1.	Мп(ОН)2 = МпО + Н2О	(220—800 °C, в атмосфере N2)
2.	Mn(OH)2 + 2НС1 (разб.) = МпС12 + 2Н2О
Мп(ОН)2 + 2Н3РО4 (конц.) = Мп(Н2РО4)2 + 2Н2О
3.	Mn(OH)2 + 2NaOH(> 50%-й) = Na2[Mn(OH)4]i
(кип. в атмосфере N2)
Mn(OH)2 + 2NaOH(r) -U Na2[Mn(OH)4]
(130 °C, в атмосфере N2)
299
Мп
4.	Мп(ОН)2(т) + 6(NH3 • Н2О) [конц.] «=► [Mn(NH3)6](OH)2 +
+ 6Н2О
5.	Мп(ОН)2 + 2NH4C1 (конц., гор.) = МпС12 + 2NH3T + 2Н2О
6.	2Мп(ОН)2 + О2 = 2МпО2 + 2Н2О	(300 °C)
4Мп(ОН)2 (суспензия) + О2 (воздух) = 4MnO(OH)i + 2Н2О
7.	Мп(ОН)2 + Н2О2 (конц.) » MnO2i + 2Н2О
(побочное выделение О2)
8.	2Мп(ОН)2 + Са(С1О)2 = 2MnO2i + СаС12 + 2Н2О
9.	Мп(ОН)2 + Вг2(р) = МпО21 + 2НВг
2Мп(ОН)2 + 2NaOH (разб.) + 5NaBr2O = 2NaMnO4 + 5NaBr +
+ ЗН2О (кат. CuSO4)
16.	MnO(OH) — метагидроксид марганца
Бурый (почти черный), при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Мп2О3 • лН2О, при высушивании переходит в МпО(ОН). Разлагается концентрированными кислотами. Окисляется кислородом (медленно — при комнатной температуре, быстро — при нагревании). Восстанавливается водородом. Получение см. Мп59, Мп127, Мп132, Мп156, Мп213 6.
1.	2МпО(ОН) = Мп2О3 + Н2О	(250 °C, вак.)
2.	МпО(ОН)(т) + Н2О «=► Мп111 + ЗОН"
3.	2МпО(ОН) + 6НС1 (конц., гор.) = 2МпС12 + С12Т + 4Н2О
4.	2МпО(ОН) + 3H2SO4 (50%-я, хол.) = Mn2(SO4)3 + 4Н2О
5.	2МпО(ОН) + 2HNO3 (разб.) = Mn(NO3)2 + MnO2i + 2Н2О
(кип.) 6. МпО(ОН) + Н2О + 3NaOH (50%-й) = Na3[Mn(OH)6]i (180 °C, р) 7. 4МпО(ОН) + О2 = 4МпО2 + 2Н2О	(300 °C)
4МпО(ОН) + О2 + (4л - 2)Н2О 4(МпО2 • лН2О)
8.	2МпО(ОН) + Н2 = 2МпО + 2Н2О	(500-700 °C)
9.	2MnO(OH) + 6NaOH + О2 = 2Na3MnO4 + 4Н2О (800 °C) 10. 4МпО(ОН) (суспензия) + 3SO2 —MnS2O6 + MnSO4 +
+ 2Mn(OH)J
17.	Mn3(PO4)2 — ортофосфат марганца(И)
Светло-розовый (почти белый), термически устойчивый. Малорастворим в воде. В гидротермальных условиях образуются белые три- и гептагидраты. Реагируете кислотами. Получение см. Мп94, Мп20|4.
I.	Мп3(РО4)2 • ЗН2О = Мп3(РО4)2 + ЗН2О	(320 °C)
2.	Mn3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 3MnSO4 + 2Н3РО4
300
Мп
3.	Мп3(РО4)2 + 4Н3РО4 (конц.) + 9Н2О = 3{Н4[Мп(РО4)2| • 3H2O}i
4.	Мп3(РО4)2 + 3Na2HPO4 (конц.) <=► ЗМпНРО41 + 2Na3PO4
Мп3(РО4)2 + 6NaH2PO4 (конц.) <=► ЗМп(Н2РО4)2 + 2Na3PO4
18.	MnS — сульфид марганца(Н)
Зеленый (устойчивая a-модификация) или красновато-бурый (метастабильная p-модификация), крупные кристаллы — коричневочерные. Термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Из раствора осаждается кристаллогидрат MnS • лН2О светло-розового (телесного) цвета. Разлагается кислотами, окисляется кислородом. Получение см. Mnl8, Mn57 8, Mnll7, МП191.
1.	MnS лН2О а-MnS + лН2О	(120—175 °C)
2.	MnS(T) + Н2О <=> Mn(HS)OH(p)	(в разб. NaOH)
3.	MnS + 2НС1 (разб.) = МпС12 + H2S?
MnS + 2СН3СООН (конц.) = Mn(CH3COO)2 + H2ST
4.	MnS + 4H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + 4SO2T + 4Н2О
MnS + 8HNO3 (конц., гор.) = MnSO4 + 8NO2T + 4H2O
5.	2MnS + 4O2 (воздух) = 2MnO2 + 2SO2	(300-400 °C)
6.	MnS + S = Mn(S2)	(160 °C, p, в воде)
19.	Mn(S2) — дисульфид(2-) марганца(Н)
Черно-коричневый, разлагается при прокаливании. Нерастворим в воде, этанолр. Реагирует с кислотами, окисляется кислородом. Получение см. Mnl8, Mnl86.
I.	Mn(S2) = MnS + S	(300-800 °C)
2.	Mn(S2)(T) + 6H2O <=> [Mn(H2O)6|2++ S2“
3.	Mn(S2) + 6H2SO4 (конц.) = MnSO4 + 7SO2T + 6H2O (кип.) Mn(S2) + 14HNO3 (конц.) = MnSO4 + H2SO4 + 14NO2T + 6H2O
(кип.)
4.	4Mn(S2) + 11O2 — 2Mn2O3 + 8SO2 (800 °C, примесь MnO2) 20 * * * * * * * *
20. MnSO4 — сульфат марганца(П)
Белый (в виде кристаллогидрата — красновато-розовый), при про-
каливании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гид-
ролиз по катиону), нерастворим в этаноле. Разлагается щелочами,
гидратом аммиака. Слабый восстановитель; реагирует с типичными
окислителями. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см.
Mnl2 3, МпЗ3, Мп54, Мп12611’14-15, Мп184, Мп2113-5.
1. 3MnSO4 = (Мп"Мп'")О4 + 2SO3 + SO2	(850-1155 °C)
2. MnSO4 • 5Н2О = MnSO4 + 5Н2О	(250 °C, вак.)
301
Мп
3.	MnSO4 (разб.) + 6Н2О = [Мп(Н2О)6]2+ + SO2" [Мп(Н2О)6]2+ + Н20 <=* [Мп(Н2О)5(ОН)]+ + Н30+ (pH < 7)
4.	MnSO4 + 2NaOH (разб.) = Mn(OH)2i + Na2SO4
(в атмосфере N2)
5.	MnSO4 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Мп(0Н)21 + (NH4)2SO4
(в атмосфере N2)
6.	2MnSO4 + 4(NH3 • Н2О) + Н2О2 = 2МпО(ОН)1 +
+ 2(NH4)2SO4 + 2Н2О (кип., побочное выделение О2) MnSO4 + Н2О + О3 = MnO2i + H2SO4 + О2?
7.	3MnSO4 + 2Н2О (гор.) + 2КМпО4 = 5MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4 3MnSO4 + 8H2SO4 (конц.) + 2KMnO4 = 5Mn(SO4)2 +
+ K2SO4 + 8H2O (50-60 °C)
8.	2MnSO4 + 3H2O + 5H3PO3(O2) [конц.] = 2HMnO4 + 5H3PO4 +
+ 2H2SO4
2MnSO4 + 16HNO3 (разб.) + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + + 2Na2SO4 + NaNO3 + 7H2O
9.	MnSO4 + 2H2O + K2S2O6(O)2 = MnO2l + K2SO4 + 2H2SO4
2MnSO4 + 8H2O + 5K2S2O6(O2) -U 2KMnO4 + 4K2SO4 +
+ 8H2SO4 (кат. AgNO3)
10.	2MnSO4 + 8HNO3 (конц.) + 5PbO2 = 2HMnO4 + 4Pb(NO3)2 +
+ 2H2O + Pb(HSO4)2
11.	MnSO4 + 2NaOH (разб.) + NaClO « MnO2i + NaCl +
+ Na2SO4 + H2O
12.	2MnSO4 (разб.) + 2Na2CO3 + H2O = Mn2CO3(OH)2>l +
+ 2Na2SO4 + COJ
13.	2MnSO4 + 12KF + H2O2 (конц.) = 2K3[MnF6] + 2K2SO4 + 2KOH 14. 3MnSO4 + 4NajHPO4 (конц.) = Mn3(PO4)2i + 3Na2SO4 + 2NaH2PO4 15. 2MnSO4 + 4Na2HPO4 + (NH4)2SO4 + 2H2O =
= 2(MnNH4PO4 • H2O)i + 2NaH2PO4 + 3Na2SO4
2(MnNH4PO4 • H2O) = Mn2P2O7 + 2NH3 + 3H2O (900-1000 °C)
16.	2MnSO4 + 2H2O электролиз> 2Mnl (катод) + O2T (анод) +
+ 2H2SO4 (до 40 °C)
2MnSO4 + H2SO4 (40%-я) зяестР°лиз> н2Т (катод) +
+ Mn2(SO4)3 (анод)
21. Mn2(SO4)3 — сульфат марганца(Ш)
Темно-зеленый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте, из раствора на холоду кристаллизуется коричнево-красный гидрат Mn2(SO4)3 • H2SO4 • 6Н2О со стро
302
Mo
ением (H3O+)[Mn(SO4)2] • 2H2O. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Получение см. К284, Мп126, Мп135, Мп164, Мп2016.
1.	2Mn2(SO4)3 = 4MnSO4 + 2SO3 + О2	(выше 300 °C)
2.	2{Mn2(SO4)3 • H2SO4 • 6Н2О] = 4MnSO4 + 4H2SO4 + O2 + 10H2O
(160-300 °C)
3.	Mn2(SO4)3 (разб.) + 2H2O -U MnSO4 + MnO2J, + 2H2SO4
(KOMH.)
Mn2(SO4)3 (разб.) + 4H2O = 2MnO(OH)J, + 3H2SO4 (кип.) 4. 2Mn2(SO4)3 + 2H2O = 4MnSO4 + O2? + 2H2SO4
(кип. в конц. H2SO4)
5. Mn2(SO4)3 + 2HC1 (конц.) = 2MnSO4 + CI2T + H2SO4
6. Mn2(SO4)3 + 6NaOH (конц.) = 2MnO(OH)i + 3Na2SO4 + 2H2O
Mn2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = 2MnO(OH)X +
+ 3(NH4)2SO4 + 2H2O
22. HMnO4 — марганцовая кислота
В свободном виде не выделена. Существует в виде фиолетового водного раствора (максимальная массовая доля 0,2); сильная кислота. На холоду кристаллизуется гидрат НМпО4 • 2Н2О с ионным строением (H5OJ)MnO4. Нейтрализуется щелочами, разбавленным гидратом аммиака. Разлагается в воде, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Сильный окислитель. Получение см. MnlO7, Мп143, Мп208-10.
1. 4НМпО4 (20%-я) -*-» 4МпО2>1 + ЗО2Т + 2Н2О (комн.) 2. НМпО4 (разб.) + Н2О « Н3О+ + МпО;
3. 2НМпО4 + 14НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О
4. НМпО4 + МОН (разб.) = ММпО4 + Н2О (на холоду, М = Li, Na) 5. HMnO4 + NH3 • H2O (разб.) = NH4MnO4 + Н2О (на холоду)
2НМпО4 + 2(NH3 • Н2О) (конц.) = 2MnO2i + N2T + 6Н2О (комн.)
Молибден
1. Мо —молибден
Светло-серый металл; достаточно твердый, пластичный. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с водяным паром, концентрированными
303
Mo
серной и азотной кислотами (особенно хорошо — в смеси с фтороводородной кислотой), при сплавлении — со щелочами на воздухе, кислородом, галогенами, серой, моно- и диоксидом углерода, сероводородом. Промышленно важен сплав с железом — ферромолибден (> 55% Мо). Получение см. Мо213, МоЗ10, Моб14, Мо710, Мо86.
1.	Мо + 2Н2О (пар) = МоО2 + 2Н2	(700—800 °C)
2.	Мо(т) + 4H2SO4 (конц.) «=► H4[Mo(SO4)O4](p) + 3SO2 + 2Н2О
3.	Мо + 2HNO3 (30%-я, гор.) = MoOji + 2NOT + Н2О
4.	Мо + 4HF (конц.) + 2HNO3 (конц., гор.) = H2|MoO2F4| +
+ 2NOT + 2Н2О
5.	2Мо + 4NaOH + ЗО2 (воздух) = 2Na2MoO4 + 2Н2О
(400-500 °C)
6.	Мо + 2NaOH + 3NaNO3 = Na2MoO4 + 3NaNO2 + H2O
(350-400 °C)
Mo + 2KOH + KC1O3 = K2MoO4 + КС1 + Н2О	(400 °C)
7.	Мо + 3F2 = MoF6	(20-50 °C)
2Мо + 2BrF6 = 2MoF6 + Br2	(250 °C)
8.	2Mo (порошок) + 5C12 = 2MoC15	(40-100 °C)
6Mo + 6CC12O = 6CO + [Mo6Cl8]Cl4	(600-610 °C)
9.	2Mo + 3Br2 = 2МоВг3	(до 350 °C, в токе CO2)
10.	2МоВг3 + Вг2 = 2МоВг4 6Мо + 6Вг2 = [Мо6Вг8]Вг4	(выше 400 °C) (680 °C, в атмосфере N2)
11.	2Мо + ЗО2 = 2МоО3	(600—700 °C, примесь МоО2)
12.	Мо + 2S — MoS2 Мо + 2H2S = MoS2 + 2Н2	(600-700 °C) (выше 800 °C)
13.	Мо + 2СО2 = МоО2 + 2СО Мо + 6СО = [Мо(СО)6|	(1200 °C) (200 °C, р)
2. [Mo(CO)e] — гексакарбонилмолибден
Белый, летучий, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе в темноте, разлагается на свету. В этанольном растворе легко взаимодействует с растворенным О2 воздуха. Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, галогенами, натрием. Получение см. Mol13, МоЗ12.
1.	|Мо(СО)6] = Мо + 6СО	(выше 155 °C или на свету)
2.	[Мо(СО)6] + 18HNO3 (конц.) = MoO3i + 6СО2Т + 18NO2? +
+ 9Н2О (кип.)
304
Mo
3.	[Mo(CO)6] + 3O2 (воздух) = Moi + 6CO2	(в этаноле)
4.	2[Mo(CO)6] + 5F2 = 2MoF5 + 12C0	(на холоду)
[Мо(СО)6] + 9F2 = MoF6 + 6C(O)F2	(50-70 °C)
5.	[Mo(CO)6] + 8Вг2(ж) —МоВг4 + 6СВг2О	(кип.)
2[Мо(СО)6] + 3I2 = 2MoI3 + 12СО	(105 °C, р)
6.	4[Мо(СО)6] + 8C13N = Mo4Cll2N4 (красн.) + 24СОТ + 2N2T + 6С12Т
(10 °C, в жидк. СС14)
Mo^luN^ <=> 4MoCl3N(r)	(130 °C, в газ. С12)
7.	2[Мо(СО)6] + 2Na -U Na2[Mo2(CO)l0] (желт.) + 2СОТ
(комн., в пиридине)
8.	2[Мо(СО)6] + 4СН3СООН (конц.) = Мо2(СН3СОО)4 (желт.)1 +
+ 12СОТ + 2Н2	(30-35 °C)
Мо2(СН3СОО)4 + 4КС1 + 4НС1 (конц.) = К4[Мо2С18] (красн.)1 +
+ 4СН3СООН
3. МоС15 — хлорид молибдена(У)
Черно-синий, чрезвычайно гигроскопичный, при нагревании сублимируется и разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворим в эфире, хлороформе, СС14, бензоле, CS2. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, молибденом, окисляется кислородом при нагревании. Получение см. Mol8.
1.	МоС15 = МоС13 + С12	(300-350 °C)
2.	МоС15 + Н2О (влага) = МоС13О + 2НС1
2МоС15 + 5Н2О = Н2[МоС15О] (зел.) + 5НС1 + MoO(OH)3i (кор.)
3.	МоС15 + HNO3 (конц.) + 2Н2О = MoO3i + NO2T + 5НС1Т
(кип.)
4.	МоС15 + 5NaOH (разб.) = МоО(ОН)31 + 5NaCl + Н2О
5.	2МоС15(ж) + О2 = 2МоС14О (зел.) + С12	(200 °C)
2МоС14О = 2МоС13О + С12	(120 °C)
2МоС14О + С6Н5С1(Ж) = 2МоС13О + С6Н4С12 + НС1 (кип.) МоС15 + 5О2(Ж) = МоС13О + SC12O
6.	МоС15 + Н2 = МоС13 + 2НС1	(250 °C)
МоС15 + SnCl2 = МоС13 + SnCl4	(290-300 °C)
7.	МоС15 + С6Н6(Ж) -5-» МоС14 + С6Н5С1 + НС1
2МоС14 *=± МоС13 + МоС15	(выше 180 °C, вак.)
8.	36МоС15 + 24Мо « 5[Mo6C18JC14 + 30МоС14	(600-650 °C)
[Мо6С18]С14 + 8Н2О + 2НС1 (конц.) =
= (Н3О+)2[Мо6С18]С16 • 6Н2О (желт.)Х
305
Mo
9.	МоС15 + 5HI(r) = Mol3 + 5HC1 + I2	(комн., в жидк. CS2)
6MoI3 = 3I2 + [Mo6Ig]I4	(выше 100 °C, вак.)
10.	2MoC15 + 5H2 = 2Mo + 10HC1	(900 °C)
11.	2MoC15 + 5H2S(r) = Mo2S5 (6yp.)i + 10HC1	(в разб. HCI)
12.	ЗМоСЦ + 6CO + 5A1 = 3[Mo(CO)6] + 5A1C13 (100 °C, p, в эфире) 13. МоС15 + 6PF3 + 5Cu = [Mo(PF3)6] + 5CuCl	(200 °C, p)
14.	МоСЦ + 2C2H5OH = Mo(C2H5O)2Cl3 + 2HC1?
4.	MoFs — фторид молибдена(У)
Желтый, легкоплавкий, низкокипяший. Чувствителен к влаге воздуха. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается молибденом. Образует фгорокомплексы. Получение см. Мо24, Мо53.
1.	2MoF5 + 5Н2О = H2[Mo(O)F5] + МоО(ОН)31 + 5HFT
2.	MoFs + HNO3 (конц.) + 2Н2О = МоО31 + NO2? + 5HFT (кип.)
3.	MoF5 + 5NaOH (разб.) = MoO(OH)3i + 5NaF + Н2О
4.	2MoFs + О2 = 2Mo(O)F4 + F2	(150 °C)
5.	3MoFs + 2Mo = 5MoF3	(180-400 °C)
6.	MoF5 + H2O + 2KF (конц.) = K2[Mo(O)F5]1 + 2HFT (0 °C)
5.	MoFe — фторид молибдена(\Л)
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в жидком HF, этаноле. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, водородом, кремнием. Образует фгорокомплексы. Получение см. Mol7, Мо24.
1.	2MoF6 + ЗН2О (влага) = MoOF4 + MoO2F2 + 6HF
MoF6 + ЗН2О = MoO3i + 6HF
2.	MoF6 + 8NaOH (разб.) = Na2MoO4 + 6NaF + 4H2O
3.	2MoF6 + H2 = 2MoFs + 2HF (150-200 °C, примесь - зел. MoF4)
4.	4MoF6 + Si + 6NF(X) = 4H[MoF6] + H2[SiF6]
5.	MoF6 + 2H2O + 2KF (конц.) = K2[MoO2F4]i + 4HF	(0 °C)
6.	MoF6 + 3H2O + 3NH4F (конц.) = (NH4)3	[MoO3F3]X	+ 6HF	(0 °C)
7.	MoF6 + 2MoO3 = 3MoO2F2	(300	°C)
в.	MoO2 — оксид молибдена(1У)
Коричнево-фиолетовый, летучий при прокаливании, разлагается при высокой температуре. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора 306
Mo
осаждается в виде МоО(ОН)2. Разлагается концентрированной азотной кислотой, частично реагирует с концентрированными щелочами. Окисляется хлором, восстанавливается водородом. Легко хлорируется и сульфидируется. Получение см. Мо710-13.
1.	ЗМоО2 = Мо + 2МоО3	(	1800 °C)
2.	Мо02 + 2HNO3 (конц.) = МоО3Х + 2NO2T + Н2О	(кип.)
3. 4.	МоО2(т) + 2NaOH (конц.)	Na2MoO3(p) (гол.) + Н2О МоО2 + 2Н2 = Мо + 2Н2О	(700 °C)
5.	MoQj + 2С12 — МоС12О2	(350 °C)
6.	МоО2 + 2СС14 « МоС14 + 2СС12О	(250 °C)
7.	МоО2 + 2H2S = MoS2 + 2Н2О	(400 °C)
8.	МоО2 + 3S = MoS2 + SO2 МоО2 + 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О = МоО31 + 2Agi + 4(NH3	(600 °C) Н2О)
7.	МоОэ — оксид молибдена(У1)
Белый (крупные кристаллы — светло-зеленые), при нагревании обратимо желтеет, летучий при прокаливании, перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой. Из холодного раствора осаждается желтый гидрат МоО3 • 2Н2О (менее точно Н2МоО4 • Н2О), из горячего раствора — белый гидрат МоО3 • Н2О (менее точно Н2МоО4 — молибденовая кислота); они легко обезвоживаются концентрированной азотной кислотой, чувствительны к свету (синеют вследствие частичного восстановления Мо71 до Mov). Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор концентрированными кислотами (кроме азотной). В растворе восстанавливается атомным водородом, при нагревании — водородом, калием. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. КЗО1’4, МоР-", МоЗ3, Моб1-2-8, Мо84’7, Мо92-6, N251’4.
1.	7МоО3(т) + 7Н2О ^=± Н2Мо7О£ + 4Н3О+
(идет в малой степени)
2.	8(МоО3 • 2Н2О)(т) <=> Н4Мо8О26 + 14Н2О (в разб. HNO3) Н4Мо8О26 + Н2О ^=» Н3Мо8О26 + Н3О+ Н3Мо8С>26 + Н2О <=± Н2Мо8О28 + Н3О+
3.	МоО3 • 2Н2О = МоО3 • Н2О + Н2О
(70—115 °C или над конц. H2SO4, вак.)
МоО3 • Н2О = МоО3 + Н2О	(150-450 °C)
4.	МоО3 • 2Н2О + HNO3 (дымящ.) = МоО3Х + HNO3 (разб.) + 2Н2О 5. МоО3 + 4НС1 (конц.) = Н2[МоС14О2] + Н2О
МоО3 + 2НС1(Г) - МоС12О2 • Н2О(Г)	(200-600 °C)
МоО3 + H2SO4 (конц.) + Н2О = H4[Mo(SO4)O4](p)
307
Mo
6.	2MoO3 + 12HF (конц.) = H2[MoF8] + H2[MoO2F4] + 4H2O
7.	MoO3 + 2NaOH (конц.) = Na2MoO4 + Н2О
МоО3 + Na2CO3 (конц.) = Na2MoO4 + СО2	(кип.)
8.	МоО3 + 2М0Н = М2МоО4 + Н2О (500-600 °C; М = Li, Na, К) 9. 7МоО3 + 6(NH3 • Н2О) (разб.) = (NH4)6Mo7O24 + ЗН2О (0 °C)
МоО3 + 2(NH3 • Н2О) (конц.) = (NH^jMoO^ + Н2О (комн.) 10. МоО3 + ЗН2 = Мо + ЗН2О	(650-1000 °C)
МоО3 + Н2 = МоО2 + Н2О	(450-470 °C)
11.	МоО3 + лК(Ж) К„МоО3 (красн., п — 0,26, гол., п = 0,30) «молибденовая бронза»
12.	МоО3 H°(Zn’pa36 НС|)> [Мо4О|0(ОН)2 + Мо2О4(ОН)2] «молибденовая синь» (коллоид)
13.	2МоО3 + Мо = ЗМоО2	(700 °C)
11 МоО3 + Мо « ЗМо4О,,	(580 °C)
14.	МоО3 + 2SC12O(x) « МоС14О + 2SO2	(кип.)
МоО3 + 3H2S = MoS2 + S + ЗН2О	(400-450 °C)
15.	МоО3 + 3MF = M3[MoO3F3]	(сплавление, М = Na+Cs)
2МоО3 + 2LiF = MoO2F2 + Li2MoO4	(800-850 °C)
16.	2МоО3 + 16KCN + 7НС1 (конц.) + N2H5C1 =
= 2K4[Mo(CN)8] (желт.) + N2T + 6Н2О + 8КС1
5K4[Mo(CN)8] + 8НС1 (разб.) + KMnO4 =
= 5K3[Mo(CN)8] (желт.) + MnCl2 + 6KC1 + 4H2O 17. 12MoO3 + Н3РО4 (конц.) = Н3[РМо12О40] (желт.)
(кип. в конц. HNO3)
Н3[РМо12О40](р) + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo12O40] (желт.)Х + 3HNO3 18. 2МоО3 + 12НС1 (конц.) + 6МС1 але|СГР°лиз>
--------► 2М3(МоС16] (красн.) (катод) + ЗС12Т (анод) + 6Н2О
(0°С; М = К+, NH4)
КДМоСЦ + 6KNCS (конц.) = K3[Mo(NCS)6] (красн.) + 6КС1
19. 2МоО3 + 8НС1 (конц.) + 4NH4C1 —!сгролиз>
---------* 2(NH4)2[MoC15O] (зел.) (катод) + С12Т (анод) + 4Н2О
8. MoS2 — сульфид молибдена(1У)
Серо-голубой кристаллический или черный порошок; очень мягкий, жирный на ощупь (как графит), летучий при нагревании, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Не растворяется 308
в воде, этаноле. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, «царской водкой», кислородом, водородом. Получение см. Mol12, Моб7, Мо714, Мо9*’5.
1.	2MoS2 = Mo2S3 + S	(1100 °C, вак.)
2.	MoS2 + 2Н2О (пар) = МоО2 + 2H2S	(500 °C)
3.	MoS2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = MoOi + 2SJ- + 2SO2 + 2H2O
4.	MoS2 + 18HNO3 (конц.) = MoO3X + 18NO2 + 2H2SO4 + 7H2O
(кип.)
5.	3MoS2 + I8HNO3 (кони.) + 12HC1 (конц.) = 3H2[MoCl4O2] + + 18NOT + 6H2SO4 + 6H2O
6.	MoS2 + 2H2 = Mo + 2H2S	(800 °C)
7.	2MoS2 + 7O2 = 2MOO3 + 4SO2	(400-600 °C)
8.	2MoS2 + 6Na2CO3 + 9O2 = 2Na2MoO4 + 4Na2SO4 + 6CO2 (600—800 °C)
9.	MoS3 — сульфид молибдена(АЛ)
Темно-коричневый, термически неустойчивый. Нерастворим в воде. Светло-коричневый полигидрат осаждается из раствора. Разлагается кислотами, щелочами, окисляется кислородом. Образует тиокомплексы. Получение см. Na416.
1.	M0S3 = MoS2 + S	(выше 300 °C)
2.	MoS3 + 24HNO3 (конц.) = МоО31 + 24NO2T + 3H2SO4 + 9Н2О
(кип.)
3.	3MoS3 + 12НС1 (конц.) + 24HNO3 (конц.) =
= ЗН2[МоС14О2] + 9H2SO4 + 24NOT + 6Н2О
4.	M0S3 NaOHH(K°HU)> Na2MoO4, Na2[MoS„O4 _ J	(л = 1+3)
5.	MoS3 + 2NH4HS (конц.) -U (NH4)2[MoS4] (красн.) + H2ST
(комн.)
(NH4)2[MoS4] + 2HCI (разб.) = MoS3i + 2NH4C1 + H2ST
(NH4)2|MoS4J = MoS2 + S + 2NH3 + H2S	(500 °C)
6.	2MoS3 + 9O2 = 2MoO3 + 6SO2	(500-700 °C)
Азот
1. N2 — диазот
Неметалл. Бесцветный газ, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от жидкого кислорода), кипит при более низкой температуре, чем жидкий кислород. В твердом состоянии белый. Состав-
N
ная часть воздуха, содержание N2 равно 78,09% (об.) или 75,51% (масс.). Плохо растворяется в воде (хуже, чем кислород), хорошо рас-
творяется в жидком диоксиде серы, гексане, гептане, этаноле, метаноле. В обычных условиях химически пассивный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, галогенами, серой. В незначительной степени реагирует с Н2 и О2 при действии электрического разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной температуре. При нагревании реагирует с Mg, Са, А1 и другими металлами. В особых условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химической активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кислородом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из изотопа 14N (с примесью 15N). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см. К3411, N108, N13',N27I>3, Na42'-3,5-ю.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
N2 + 3H2 <=± 2NH3 N2 + 3H2 = 2NH3
N2 + H2 <=± N2H2(r) (диимин) ziN2H2 = 2(NH)^T) (полиимин, син.) 4(NH)„ = nNH4N3 N2 + O2 <=* 2NO N2 + O2 = 2NO 2^2(Ж) + 3O2(X) = 2N2O3X n2 n2 n2 n2 n2
N2 + 2A1 (порошок) = 2A1N N2 + 3L1H = Li3N + NH3
'2
’2	---
2(ж) + ЗС>2(ж)
+ 3F2 = 2NF3
+ 2С (графит) C2N2
(влажн.) + 6Li = 2Li3N
+ 6Na = 2Na3N
+ 3Mg = Mg3N2
9.
10.
11.
12.	N2 + СаС2 = Ca(CN)2
(вак., электрич. разряд) (комн., электрич. разряд; почти не идет) (500 °C, р, кат. Fe, Pt) (1000 °C) (-200 °C) (выше -125 °C)
(комн., электрич. разряд, почти не идет) (2000 °C, кат. Pt/MnO2) (электрич. разряд) (электрич. разряд) (электрич. разряд) (комн.) (100 °C, электрич. разряд) (на воздухе, 780—800 °C) (800-1200 °C) (500-600 °C) (300-350 °C) [1000-1150 °C]
. j2
N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит)
13.	N2 + 5HC1 (конц.) + 4[Сг(Н2О)4С12] = N2H5C1 + 4[Сг(Н2О)4С12]С1 2N2 + H2SO4 (конц.) + 4H2O + 4VSO4 = (N2H5)2SO4 + 4(VO)SO4 (кип.)
14. N2 + 8HC1 (конц.) + 6[Ti(H2O)6]Cl3 = 2NH4C1 +
+ 6[Ti(H2O)2Cl4J + 24H2O
310
N
2. NF3 — трифторид азота
Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = а, Вг, I). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет), этаноле. Разлагается кипящей водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании). Получение см. Nl6, N39.
1.	2NF3 = N2 + 3F2	(выше 600 °C)
2.	3NF3 + 5H2O -U HNO3 + 2NOT + 9HF?	(кип.)
3.	2NF3 + 3H2O (nap) <=♦ N2O3 + 6HFT
‘	(0 °C, электрич. разряд)
4. NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2H2O
5.	2NF3 + 3H2 = N2 + 6HF
6.	2NF3 + O2 = 2N(O)F3
7.	NF3 + 3S = S(N)F + S2F2
8.	4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4
9.	2NF3 + Cu = N2F4 + CuF2
2NF3 + 2Hg = N2F4 + Hg2F2
10.	NF3 + NH4F = N2 + 4HF
11.	NF3 + EF5 + F2 = (NF4)[EF6]
(электрич. разряд) (—196 °C, электрич. разряд) (400 °C, вак.) (350-375 °C) (375 °C)
(320-330 °C) (600-700 °C)
(Е = As, Sb; УФ-облучение)
3. NH3 — аммиак
Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжижается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо растворяется в воде, образует гидрат NH3 • Н2О, раствор имеет слабощелочную среду. Разбавленные растворы аммиака (3—10%-й NH3) называют нашатырным спиртом, концентрированные растворы (18,5—25%-й NH3) — аммиачной водой. Хорошо растворяется в органических растворителях — этаноле, ацетоне, хлороформе, бензоле и др. Весьма реакционноспособен, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами, металлами, галогенами, оксидами и галогенидами. Качественная реакция — почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2 (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция. Жидкий аммиак —оснбв-ный протонный растворитель; хорошо растворяет серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, сульфаты, карбонаты. Получение см. Nl2, N42, N104, Na463.
1. 2NH3 N2H4 + Н2	(комн., УФ-облучение)
2NH3 <=* N2 + 3H3	(1200-1300 °C)
2. NH3(r) + Н2О <=> NH3 • Н2О(р) <=♦ NH4 + ОН" (pH > 7) 3. NH3 + HCl(r) = NH4C1(t)
311
N
4. NH3 + H2SO4 = NH4HSO4, 2NH3 + H2SO	I4 = (NH4)2SO4
5. NH3 + H2S = NH4HS	(0 °C, в эфире)
2NH3(x) + H2S = (NH4)2S	(-40 °C)
6. 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O	(сгорание)
7. Промышленный способ получения азотной кислоты:	
a) 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О	(800 °C, кат. Pt/Rh)
б) 2NO + О2 = 2NO2	(комн.)
в) 4NO2 + О2 + 2Н2О (разб. HNO3, гор.)	= 4HNO3	(конц.)
8. 2NH3 + 4O3 -U NH4NO3 + 4О2 + Н2О	(комн.)
9. 4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F	(130-	140 °C, в атмосфере N2)
10. 2NH3 + Cl2 = NH2C1 + NH4C1	(комн., в атмосфере N2)
8NH3 + 3C12 = N2 + 6NH4C1	(сгорание)
4NH3W + 3C12 = C13N + 3NH4C1	(-40 °C)
11. 3NH3(jr) + S <=> [S(NHj)3|°	(—40 °C, примесь S4N4)
16NH3 + 4S + 6C12 = S4N4 + 12NH4C1	
(30-50 °C,	в жидк. СС14 или S2C12)
12. 4NH3 + 3OF2 = 3H2O + 6HF + 2N2	(200 °C)
13. NH3(r) + H2O + CO2(r) = NH4HCO3	(комн., р)
14. 2NH3 + CO2 = NH4(NH2COO)	(комн.)
2NH3 + CO2 = C(NH2)2O + H2O	(180-500 °C, р)
15. 2NH3 + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + 3H2O	(800-900 °C)	
16. NH3 + CO = HCN + H2O	(500-	-800 °C, кат. Al2O3/ThO2)
2NH3 + 2CH4 + 3O2 = 2HCN + 6H2O	(900 °C, кат. Pt)
17. 2NH3 + (CN)C1 = NH4C1X + H2CN2	(в эфире)
18. 2NH3 + 2Li = 2LiNH2 + H2	(220 °C)
NH3 + 2Li = Li2NH + H2	(400 °C)
19. 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2	(350 °C)
NH3 + NaH = NaNH2 + H2	(350-400 °C)
20. 2NH3 + 3Mg = Mg3N2 + 3H2	(600-850 °C)
21. 2NH3 + 2A1 = 2A1N + 3H2	(выше 600 °C)
2NH3 + A12O3 = 2A1N + 3H2O	(1000 °C)
22. 2NH3 + 6MnO2 = 3Mn2O3 + N2 + 3H2O	(500-600 °C)
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O	(500-550 °C)
23. 4NH3(X) + Na = [Na(NH3)4J° (син.)	(—40 °C]
[Na(NH3)4]° + nNH3w <=> [Na(NH3)4]	nNH3
24. 2NH3(M) + 2Na = 2NaNH2i + H2?	(-40 °C, кат. Fe)
NH3(M) + NaH = NaNH2l + H2?	(-40 °C, кат. Fe)
312
N
25.	4NH3(X) + 2NH4C1 + Mg = [Mg(NH3)6]Cl2	+ H2T	(-40 °C)
26.	2NH3(X) + Ca = Ca(NH2)2l + H2T 6NH3(r) + Ca = [Ca(NH3)6] (е~)2(т) (желт.)		(-40 °C, кат. Fe) [komh.]
27.	8NH3(X) + Cal2 = [Ca(NH3)8]I2i 12NH3(M) + AuCI = AuCI • 12NH3i NH3()K) + BiCl3 = [Bi(NH3)Cl3]		(-40 °C) (-40 °C) (-40 °C)
28.	6NH3(r) + CuCl2 = |Cu(NH3)6]C12	(0°	С, в этилацетате)
29.	4NH3(r) + H2O + 2Hg2(NO3)2 = (Hg2N)NO3 • H20i + 2Hgi +
+ 3NH4NO3 30. 6NH3(X) + KE <=> [K(NH3)6]+ + E“	(E = Cl, Br, I)
3i.	nh3(x) + нсю4 <=► nh; + cio;
МН3(Ж) + HCN ♦=* NH4 + CN"
32.	2NH3()K) «=± nh; + nh2
4. NH3 • H2O — гидрат аммиака
Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH4OH (такое ионное соединение не существует). Белый, кристаллическая решетка — молекулярная. Известны также твердые гидраты 2NH3 • Н2О и NH3 • • 2Н2О. Присутствует в бесцветном растворе аммиака, представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями N- • -Н—О. Разбавленные растворы (3—10%-й NH3, d= 0,982+0,958) называют нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные растворы (18,5—25%-й NH3, d = 0,93+0,91) — аммиачной водой (выпускаются промышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделяется аммиак. Реакционноспособный; проявляет восстановительные свойства. Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образование бурого осадка с К2[Hgl4] (следы NH3 • Н2О дают желтое окрашивание раствора). Получение см. N32, N610.
1. NH3 • Н2О (разб.) «=► NH; + ОН"	(pH > 7)
2. NH3 • Н2О (конц.) = NH3? + Н2О (кип. или добавление NaOH) 3. NH3 • Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О (Е = F, Cl, Вг, I)
NH3 • Н2О + 2HF (конц.) = NH4(HF2) + Н2О
4.	NH3 • Н2О + H2SO4 (конц., хол.) = NH4HSO4 + Н2О 2(NH3 • Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4)2SO4 + Н2О
5.	NH3 • Н2О + HNO3 (разб.) = NH4NO3 + Н2О
6.	NH3 • Н2О (разб.) + Н3РО4 (конц.) = NH4(H2PO4) + Н2О 2(NH3 • Н2О) (разб.) + Н3РО4 (разб.) = (NH4)2HPO4 + 2Н2О
313
N
7.	NH3 • H2O (разб.) + EO2 = NH4HEO3	(E = C, S)
2(NH3 • H20) (конц.) + EO2 = (NH4)2EO3 + H2O	(комн.)
8.	NH3 • H2O (конц.) + H2S (насыщ.) = NH4HS + H2O
9.	NH3 • H2O + CH3COOH (конц.) = NH4(CH3COO) + H2O
10.	4(NH3 • H2O) + 4S = (NH^jSOjS + 2NH4HS + H2O
11.	NH3 • H2O (гор.) + CO = NH4(HCOO)
12.	2(NH3 • H2O) + CS2 = NH4NCS + H2ST + 2H2O (110 °C, p) 13. 3(NH3 • H2O) (конц., хол.) + A1C13 = Al(OH)3i + 3NH4C1
3(NH3 • H2O) (конц., гор.) + A1C13 = AlO(OH)i + 3NH4C1 + H2O 14. 6(NH3 • H2O) + (л - 3)H2O + Fe2(SO4)3 = Fe2O3 • лН2О1 +
+ 3(NH4)2SO4
15.	NH3 • H2O + NaClO (разб.) = NH2C1T + NaOH + H2O
(до 25 °C, вак.)
2(NH3 • H2O) + NaClO (конц.) = N2H4 • H2O + NaCl + 2H2O
(кип.)
16.	8(NH3 • H2O) (конц.) + 3Br2 = N2? + 8H2O + 6NH4Br (40-50 °C) 2(NH3 • H2O) (конц.) + 3H2O2 (конц.) = N2T + 8H2O (кип., p)
17.	2(NH3 • H2O) (конц.) + 2KMnO4 = 2MnO2i + N2T + 2KOH +
+ 4H2O
2(NH3 • H2O) (конц.) + K2Cr2O7(T) = 2Cr(OH)3i + N2T + 2KOH +
+ H2O (кип.)
18.	2(NH3 • H2O) (конц.) + AgCl(T) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
4(NH3 • H2O) (конц.) + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
19.	4(NH3 • H2O) (конц.) + Ba[PtCl4] = [Pt(NH3)4]Cl2 + BaCl2 + 4H2O
2(NH3 • H2O) (конц.) + Ba[PtCl6] = i<uc-[Pt(NH3)2Cl4] + BaCl2 +
+ 2H2O 20. 4(NH3 • H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I • H2Ol + 4KI + 3NH4I +
+ 3H2O
5. N2H4 — гидразин
Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная. Имеет строение HjN—NH2. Разлагается при умеренном нагревании. Неограниченно смешивается с жидким аммиаком, водой, этанолом, метанолом. В растворе образует гидрат N2H4 • Н2О. Реагирует с кислотами, О2 воздуха, щелочными металлами. Сильный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl, CaCl, NaNO3, NaClO4, Mg(C104)2. Получение см. N61, Nil15, Nal410. 1. 3N2H4 = 4NH3 + N2	(выше 350 °C)
N2H4 = N2 + 2H2	(200-300 °C, кат. Pt, Rh, Pd)
314
N
2.	N2H4 + H20 = N2H4 • H2O <=* N2H£ + OH"	(pH > 7)
3.	2N2H4 + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4
N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4
4.	N2H4 + HNO3 (разб.) = N2H5NO3
N2H4 + 2HNO3 (конц.) = N2H6(NO3)2 (примеси N2, HN3)
5.	N2H4 + HNO2 (конц.) = HN3 + 2H2O
6.	N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2H2O	(сгорание)
7.	3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6H2O	(250 °C)
8.	N2H4 * 2(NaClO • 5H2O) = 2NH2C1? + 4(NaOH • H2O) + 4H2O
(до 25 °C, вак.)
9.	N2H4 + 2Н2О2(ж) = N2T + 4H2O
10.	2N2H4 + 2Na = H2? + 2Na(N2H3)	(гидразид натрия)
N2H4 + NaNH2 = Na(N2H3) + NH3
11.	31Ч2Н4(Ж) + 2B2H6 = 2(N2H4 • BH3) + N2H4 • 2BH3
12.	<=► n2h+ + n2h;
6. N2H4 • H2O — гидрат гидразина
Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к О2 воздуха. Неограниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор), этанолом. Не смешивается с эфиром, хлороформом, бензолом. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелочной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных металлов). Слабый окислитель. Получение см. N415, N96.
1.	N2H4 • Н2О = N2H4 + Н2О
(100—140 °C, в присутствии NaOH, ВаО)
2.	N2H4 • Н2О (разб.) <=> N2HJOH~	(pH > 7)
N2H£+H2O <=► n2h^+ + oh_
3.	N2H4 • H2O (конц.) + 2НС1 (конц.) = N2H6C12I + Н2О (комн.) N2H4 • Н2О + НС1 (разб.) = N2H5C1 + Н2О
4.	2(N2H4 • Н2О) + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4 + 2Н2О
N2H4 • Н2О + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4l + Н2О (0 °C) 5. N2H4 • Н2О + НХ (разб.) = N2HjX + Н2О	(X = N^, СЮ;)
6. N2H4 • Н2О + 2О2 (воздух) -!♦ N2T + 2Н2О2 + Н2О 7. 5(N2H4 • Н2О) + 4КЕО3 = 5N2T + 2Е2 + 4КОН + 13Н2О
(Е = Вг, I)
5(N2H4 • Н2О) + 2Е2 -U N2T + 5Н2О + 4N2H5E (Е = С1, Вг, I)
315
N
8.	N2H4 • H20 + 2H2O2 (разб., гор.) = N2T + 5H2O (кат. Na2MoO4) N2H4 • H20 + 4KOH (разб.) + 2K2S2O6(O2) -U N2T + 4K2SO4 +
+ 5H2O
9.	N2H4 • H2O + 4Cu(OH)2 = 2Cu2Ol + N2T + 7H2O	(кип.)
3(N2H4 • H20) + 4KMnO4 -b*. 3N2? + 4MnO2 + 4K0H + 7H2O
10.	N2H4 • H2O + H2O + 2H° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 • H2O)
N2H4 • H2O + NaOH + 3H2O + Na[Sn(OH)3] = 2(NH3 • H2O) +
+ Na2[Sn(OH)6]
11.	N2H4 • H2O + Na(CH3O) + C2H5NO2 = NaN3 + CH3OH +
+ C2H5OH + 2H2O (кип.)
7.	NH4Br — бромид аммония
Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. N43> 16.
1.	NH4Br = NH3 + НВг	(выше 394 °C)
2.	NH4Br (разб.) = NH+ + Вг"	(pH < 7, см. N282)
3.	2NH4Br(T) + H2SO4 (30%-я, гор.) = (NH4)2SO4 + 2НВгТ
2NH4Br(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HSO4 + Вг3 +
+ SO2T + 2Н2О
4.	NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3? + Н2О
2NH4Br(T) + Са(ОН)2(т) = 2NH3 + CaBr2 + 2Н2О	(200 °C)
5.	2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + Н2Т + 2NH3?
6.	NH4Br (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2T + КВг + 2Н2О (кип.)
8.	(NH4)2CO3 — карбонат аммония
Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в растворе более устойчив к нагреванию. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает последний), образует сильнощелочной раствор. Кристаллогидратов не имеет. Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. N47, N156.
1.	(NH4)2CO3 -5-> NH4(NH2COO) + Н2О	(комн.)
(NH4)2CO3 -U NH4HCO3 + NH3	(30 °C)
(NH4)2CO3 = CO2 + H2O + 2NH3	(58 °C)
316
N
2.	(NH4)2CO3 (разб.) = 2NH; + CO^	(pH > 7)
NH j + 2H2O <=* NH3 H2O + H3O+ coj- + h2o <=> hco; + он-
s. (NH4)2CO3 (насыщ.) = 2NH3T + CO2? + H2O (выше 70 °C)
4.	(NH4)2CO3 + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + CO2T + H2O
5.	(NH4)2CO3 (насыщ.) + H2O + CO2 = 2NH4HCO3	(комн.)
6.	(NH4)2CO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • H2O)
7.	(NH4)2CO3 + CaCl2 = CaCO3l + 2NH4C1
8.	3(NH4)2CO3 + Bi2O3 -U Bi2CO3(OH)4i + 6NH3? + 2CO2T+
+ H2O (кип.)
9.	(NH4)2CO3 (конц.) + BeCO3 = (NH4)2[Be(CO3)2]
10.	4(NH4)2CO3 + 2H2O + (FenFe^)I8 = 2FeO(OH)J. + Fe(OH)2i +
+ 4CO2? + 8NH4I
9.	NH2CI — хлорамин
Бесцветная маслянистая жидкость. При низких температурах разлагается, более устойчив в атмосфере NH3. Стабилизируется при введении органических радикалов. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно разлагается. В неводных растворителях относительно устойчив, хорошо растворим в этаноле, эфире, плохо — в бензоле и СС14. Полностью разлагается горячей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. N310, N415, N58, N105.
1.	3NH2C1 = N2 + NH4C1 + 2НС1	(выше -40 °C)
2.	NH2C1 (конц.) + 2Н2О <=± NH3 • Н2О + ВСЮ (до 10 °C) 3. 3NH2C1 + ЗН2О = 3NH3? + 2НС1 + НС1О3	(60-80 °C)
4.	NH2C1 + 2НС1 (конц.) = NH4C1 + С12Т	(комн.)
5.	4NH2C1 + 4NaOH (разб.) -U N2T + 2(NH3 • Н2О) + 3NaCl +
+ NaClO + H2O (т = 3 + 4,5 ч) 6. NH2C1 (конц.) + NH3 • Н2О (разб.) ♦=* N2H3 + СГ + Н2О
NH2C1 + NH3 • Н2О (конц.) + NaOH (конц.) -U N2H4 Н2О +
+ NaCl + Н2О 7. 2NH2C1 + N2H4 • Н2О = N2T + 2NH4C1 + H2O (кат. CuCl2) 8. 2NH2C1 + NaClO (конц.) + 2NaOH (конц.) = N2T + 3NaCl + 3H2O 9. NH2C1 + 2H2O + 2KI (разб.) = NH3 • H2O + I2i + KOH + KC1
10.	NH4CI — хлорид аммония
Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не об
317
N
разует. Умеренно растворим в этаноле. Разлагается концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором, типичными металлами, оксидами и нитритами металлов. Получение см. N33, N43, N11U,N355.
1.	NH4C1 = NH3 + НС1	(выше 337,8 °C)
2.	NH4C1 (разб.) = NHJ + СГ	(pH < 7, см. N282)
3.	2NH4C1(t) + H2SO4 (конц.) = (NH4)2SO4 + 2HC1T	(кип.)
4.	NH4C1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + NH3? + H2O
2NH4C1(t) + Ca(OH)2(T) = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O	(200 °C)
5.	NH4C1 (насыш.) + 3C12 = C13N? + 4HC1	(60-70 °C)
NH4C1 (насыщ.) + 2NaOH + Cl2 = NH2C1 + 2NaCl + 2H2O (komh.)
6.	2NH4C1 (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + H2T + 2NH3T
7.	2NH4C1 + 4CuO = N2 + 4H2O + CuCl2 + 3Cu	(300 °C)
2NH4C1 + FeO = FeCl2 + 2NH3 + H2O	(500-700 °C)
8.	NH4C1 (насыш.) + KNO2 (насыщ.) = N2? + KCI + 2H2O (кип.)
9.	NH4C1 + Na(Hg)(1[) = NaCl + NH° (Hg)i (возможно, NH J, <r) 2NH°(Hg)(T) -U 2NH3 + H2 + Hg(x) (komh., t « 5 мин)
11.	N2HsCI — хлорид гидразиния(1 +)
Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), малорастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. N63.
1.	N2H5C1 = N2H4 + HCI	(» 350 °C)
2.	N2HjC1 (разб.) = N2H 5 + СГ
N2H3 + 2H2O «=* N2H4 • H2O + H3O+	(pH < 7)
3.	N2H5C1(t) + HCI (конц.) = N2H6Cl2l	(komh.)
N2H6C12 = N2H5C1 + HCI	(выше 198 °C)
4.	N2H5C1 + NaOH (конц.) = N2H4 • H2O + NaCl
5.	N2H5C1 + NH3 = N2H4 + NH4C1	(150-190 °C)
6.	N2H5C1 + 2O2 (воздух) -U N2 + 2H2O2 + HCI
7.	5N2HsC1 + 4KEO3 = 5N2T + 4KC1 + 12H2O + HCI (E = Br, I) N2H5C1 + 2E2	N2? + 4HE + HCI	(E = Cl, Br, 1)
8.	N2H5C1 + 3H2O2 (конц.) = N2OT + 5H2O + HCI	(кэт. NajMoO4)
9.	N2H5C1 + 4FeCl3 N2T + 4FeCl2 + 5HC1
N2H5C1 + 4AgNO3 = 4Agi + N2T + 4HNO3 + HCI
N2H5C1 + 4CuC12 = 4CuCll + N2? + 5HC1
318
N
10.	5N2H5C1 + 7HC1 (разб.) + 4KMnO4 = 5N2T + 4MnCl2 +
+ 16H2O + 5KC1
11.	N2H5C1 + HCI (разб.) + 2H°(Zn) = 2NH4C1
N2H5C1 + 4HC1 (конц.) + H[SnCl3] = 2NH4C1 + H2[SnCy
N2H5C1 + 3HC1 (конц.) + 2[Ti(H2O)6JCl3 = 2NH4C1 +
+ 2[Ti(H2O)2C14] + 8H2O 12. 4N2HsC1 + Mg2Si = SiH4T + 2MgCl2 + 4N2H4 (в жидк. N2H4)
12.	(NH4)2CrO4 — хромат аммония
Желтый, при нагревании плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает последний), малорастворим в этаноле. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с кислотами и щелочами. Более слабый окислитель, чем дихромат аммония. Образует пероксокомплексы. Получение см. Сг135, N135.
1.	2(NH4)2CrO4 = 2NH3 + (NH4)2Cr2O7 + Н2О (120-140 °C, вак.) 2(NH4)2CrO4 = Сг2О3 + 2NH3 + N2 + 5Н2О	(185 °C)
2.	(NH4)2CrO4 (разб.) = 2NHJ + CrO3"	(pH > 7)
NH4 + 2H2O <=♦ NH3 • H2O + H3O+
сю*- + h2o <=> нею; + он-
3.	2(NH4)2CrO4 + 2HC1 (разб.) = (NH4)2Cr2O7 + 2NH4C1 + H2O
2(NH4)2CrO4(T) + 16HC1 (36%-я, гор.) = 2Ci€l3 + 3C12? + 8H2O +
+ 4NH4C1
4.	(NH4)2CrO4 + 2NaOH (конц.) -U Na2CK)4 + 2NH3? + 2H2O
(кип.) 5. 2(NH4)2CiO4 + 5H2O + 3NH4HS = 2Cr(OH)3i + 3Si + 7(NH3 • H2O) 6. 2(NH4)2CrO4 + 9H2O2 (конц.) + 2(NH3 • H2O) = O2T + 10H2O +
+ 2(NH4)3[Cr(01")4] (бур.) (0 °C)
13.	(NH4)2Cr2O7 — дихромат аммония
Оранжевый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), анион частично изменяет состав до НСгО4 и подвергается кислотному протолизу. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный окислитель в растворе. Получение см. Сг135, N121-3.
1.	(NH4)2Cr2O7 = Сг2О3 + N2 + 4Н2О	(168-185 °C)
319
N
2.	(NH4)2Cr2O7 (разб.) = 2NHJ + Cr2O^	(pH < 7)
a)	Cr2O|- + H20 «=* 2HCrO;
нею; + h2o <=± crof + h3o+
6)	NH; + 2H2O <=* NH3 • H2O + H3O+
3.	(NH4)2Cr2O7(T) + 14HE (конц., гор.) = 2CrE3 + 3E2 + 7H2O +
+ 2NH4E (E = Cl, Br, I)
4.	(NH4)2Cr2O7 + 2NaOH (конц.) = N^CrQ, + (NH4)2CrO4 + H2O
5.	(NH4)2Cr2O7 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = 2(NH4)2CrO4 + H2O
(NH4)2Cr2O7 + (NH4)2CO3 (конц.) = 2(NH4)2CrO4 + CO2? (кип.) 6. (NH4)2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6KI = Cr2(SO4)3 + 312X +
+ 3K2SO4 + 7H2O + (NH4)2SO4
(NH4)2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 +
+ 3Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 7H2O
7.	(NH4)2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3H2S = Cr2(SO4)3 +
+ 3Si (NH4)2SO4 + 7H2O
(NH4)2Cr2O7 + H2SO4 (разб.) + 3SO2 = Cr2(SO4)3 + (NH4)2SO4 +
+ H2O
8.	(NH4)2Cr2O7 + 8NH4NCS(t) = 2NH4[Cr(NH3)2(NCS)4| (т.-красн.) + + N2 + 2NH3 + 7H2O	(150-160 °C)
9.	(NH4)2Cr2O7 + 8HC1 (разб.) + 3C2H5OH = 2CrCl3 +
+ 3CH3C(H)O + 2NH4C1 + 7H2O
14.	NH4F — фторид аммония
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает первый), этаноле, метаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Получение см. N43. 1. 2NH4F = NH3 + NH4(HF2)	[выше 168 °С|
2.	NH4F (разб.) = NH4 + F“	(pH < 7)
NH4 + 2H2O <=± NH3 • H2O + H3O+
F"+ H2O <=> HF + OH"
3.	NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HF?
NH4F + HNO3 (конц.) = NH4NO3 + HF?
4.	NH4F + NaOH (конц.) = NH3? + NaF + H2O	(кип.)
2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NH3 • H2O) + CaF2i
5.	NH4F + HF (конц.) = NH4(HF2)
NH4F + лНЕ(ж) = NH4F • «HF	(« = 1+3, 5)
320
N
15.	NH4HCO3 — гидрокарбонат аммония
Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлагается полностью при слабом нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает последний). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. С125, N313, N47, N81-5.
1.	NH4HCO3 = NH3 + Н2О + СО2	(36-70 °C)
2.	NH4HCO3 (разб.) = NH4 + НСО3	(pH > 7)
NHJ + 2Н2О NH3 Н2О + Н3О+ нсо; + н2о ♦=> н2со3 + он
3.	NH4HCO3 (насыщ.) = NH3T + СО2? + Н2О	(50-60 °C)
4.	NH4HCO3 + НС1 (разб.) = NH4C1 + СО2Т + Н2О
5.	NH4HCO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + NH3 • Н2О + Н2О
6.	NH4HCO3 (конц.) + NH3(r) = (NH4)2CO3	(20°С,р)
NH4HCO3 + NH3 H2O <=* (HN4)2CO3 + H2O
7.	NH4HCO3 (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = NaHCO3i + NH4C1 NH4HCO3 + BaCl2 = BaCO3X + NH4C1 + HC1T	(кип.)
16.	NH4(HF2) — гидродифторид аммония
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет гидролиза по катиону и протолиза HF (преобладает последний). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Реагирует с концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака. Получение см. N43, N141-5.
1.	NH4(HF2) = NH3 + 2HF	(выше 238 °C)
2.	NH4(HF2) (разб.) = NH4 + HF;	(pH < 7)
NH; + 2H2O <=* NH3 • H2O + H3O+
hf; <=> HF + F“
HF + H2O <=► F" + H3O+
3.	NH4(HF2) + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + 2HF?
NH4(HF2) + HNO3 (конц.) = NH4NO3 + 2HFT
4.	NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NH3? + 2NaF + 2H2O (кип.)
NH4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = NH3 • H2O + H2O + CaF2X
17.	NH4(H2PO4) — дигидроортофосфат аммония
Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз
321
11 - клпв
N
по катиону, кислотный протолиз по аниону, преобладает последний). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. N46, N183.
1.
2.
2NH4(H2PO4) = Н2О + (NH4)2H2P2O7 3NH4(H2PO4) = 2Н2О + (NH4)3H2P3Ol0 3NH4(H2PO4) = 3NH4PO3 + 3H2O nh4(h2po4) (разб.) = nh; + h2po; NH| + 2H2O <=► NH3 • H2O + H3O+ h2po; + h2o <=* про*- + h3o+
(140 °C) (140-170 °C) (выше 190 °C) (pH < 7)
3.
4.
5.
6.
7.
NH4(H2PO4) + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + NH3 • H2O + 2H2O NH4(H2PO4) + NH3 • H2O (разб.) = (NH4)2HPO4 + H2O
NH4(H2PO4) + 2(NH3 • H2O) [конц.] <=> (NH4)3PO4 + 2H2O 3NH4(H2PO4) + 3AgNO3 = Ag3PO4i + 3NaNO3 + 2H3PO4 NH4(H2PO4) + MgCl2 = MgNH4PO4i + 2HC1
7NH4(H2PO4) + 58HNO3 (конц.) + 12(NH4)6Mo7O24 =
= 7(NH4)3[PMo12O40] (желт.)! + 58NH4NO3 + 36H2O
18.	(NH4)2HPO4 — гидроортофосфат аммония
Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает последний), нерастворим в этаноле, ацетоне. Реагирует с ортофосфорной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. N46, N174.
1.	(NH4)2HPO4 = NH3 + NH4(H2PO4)	(70 °C)
2.	(NH4)2HPO4 (разб.) = 2NH; + HPO^	(pH > 7)
nh; + 2H2O <=t NH3 • H2O + H3O+ hpo^- + h2o <=± h2po; + он-
3.	(NH4)2HPO4 (разб.) + H3PO4 (конц.) = 2NH4(H2PO4)
4.	(NH4)2HPO4 + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2(NH3 • H2O) + H2O
5.	(NH4)2HPO4 + NH3 • H2O (конц.) (NH4)3PO4 + H2O
6.	2(NH4)2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3NH4NO3 + NH4(H2PO4)
7.	(NH4)2HPO4 + NH3 • H2O (разб.) + MgCl2 = MgNH4PO4i +
+ 2NH4C1 + H2O
19.	NH4HS — гидросульфид аммония
Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и по аниону, преобладает последний), раствор желтеет на воздухе. Нерастворим в бензоле, эфи-
322
ре, растворим в этаноле. Разлагается кислотами, присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется (средняя соль (NH4)2S не существует в растворе). Получение см. N35, N48.
1.
2.
NH4HS = NH3 + H2S
a)	NH4HS (разб.) = NH4 + HS“ NH; + 2H2O <=* NH3 H2O + H3O+
(выше 20 °C)
(pH > 7)
3.
HS"+H2O <=> H2S + OH"
6)	NH4HS(p) = NH3? + H2ST	(кип.)
NH4HS + HC1 (разб.) = NH4C1 + H2ST
NH4HS + 3HNO3 (конц.) = Si + 2NO2T + NH4NO3 + 2H2O
5.	NH4HS( )	S (коллоид), (NH4)2(S„), (NH4)2SO3S
—VfNrlj ‘ Ft2VI)
6.	NH4HS (насыщ.) + NH3 • H2O (конц.) + (л — 1)S =
= (NH4)2(S„) + H2O (до 10 °C)
7.	2NH4HS (гор.) + 4NH4HSO3 (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O
8.	2NH4HS (насыщ. H2S) + 2CuSO4 = (NH4)2SO4 + H2SO4 + 2CuSl
NH4HS + 7(NH3 • H2O) + 2CuSO4 = CuSl + (Cu(NH3)4](OH)2 +
+ 2(NH4)2SO4 + 5H2O
9.	3NH4HS + 3(NH3 • H2O) + ASjSj = 2(NH4)3[AsS3] + 3H2O
3NH4HS + 3(NH3 • H2O) + ASjSj = 2(NH4)3(AsS4] + 3H2O
10.	3NH4HS + 2C2H5OH + O2 = (C2H5)2S + 2S1 + 3NH3 + 4H2O
20.	NH4HSO3 — гидросульфит аммония
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабокислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSO 7) и гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха, азотной кислотой, перманганатом калия. Получение см. N47, N342’8.
1.	2NH4HSO3 = (NH4)2SO3 + SO2 + Н2О	(70 °C, вак.)
16NH4HSO3 = 6(NH4)2SO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + 10H2O (150 °C)
2.	NH4HSO3 (разб.) = NH; + HSO^	(pH < 7)
NH4 + 2H2O ?=* NH3 • H2O + H3O+ hso; + h2o <=► so2- + h3o+
3.	NH4HSO3 + HC1 (разб.) = NH4C1 + SO2T + H2O
4.	NH4HSO3 + H2SO4 (конц., хол.) = NH4HSO4 + SO2T + H2O
NH4HSO3 + 3HNO3 (конц., гор.) = NH4NO3 + H2SO4 + 2NO2T +
+ H2O
323
N
5.	NH4HSO3 + NH3 • H2O (конц.) = (NH4)2SO3 + H2O
6.	4NH4HSO3 + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4 + 2SO2 + 2H2O
7.	4NH4HSO3 (гор.) + 2NH4HS (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O
8.	10NH4HSO3 + H2SO4 (разб.) + 4KMnO4 = 5(NH4)2SO4 +
+ 4MnSO4 + 6H2O + 2K2SO4
21.	NH4HSO4 — гидросульфат аммония
Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Термически устойчивее, чем (NH4)2SO4. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO4 (преобладает) и обратимого гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Нейтрализуется гидратом аммиака. Получение см. N34, N44, N204, N353.
1.	NH4HSO4 = NH3 + SO3 + Н2О (выше 500 °C, примеси SO2, О2)
2NH4HSO4 = (NH4)2S2O7 + Н2О	(370-420 °C, вак.)
2.	NH4HSO4 (разб.) = NH; + HSO;	(pH < 7)
NH4 + 2H2O <=* NH3 H2O + H3O+ hso; + h2o = so*- + h3o+
3.	NH4HSO4 + NH3 • H2O (конц.) = (NH4)2SO4 + H2O
4.	2NH4HSO4 (насыщ.) эле|СТРализ> н2Т (катод) +
+ (NH4)2S2O6(O2) (анод) (0-10 °C)
22.	(NH4)10H2W12O42 — 42-оксододекавольфрамат(У1) диводорода-декааммония
Паравольфрамат аммония. Белый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, разбавленной хлороводородной кислоте. Из раствора кристаллизуется тетрагидрат. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вольфрамат аммония (NH4)2WO4 устойчив только в аммиачном растворе. Получение см. W65.
I.	(NH4)10H2W12O42 = 10NH3 + 12WO3 + 6Н2О (400-500 °C) 2. (NH4)10H2Wi2O42 • 4Н2О = (NH4)10H2W12O42 + 4Н2О (40 °C, вак.) 3. (NH4)I0H2Wl2O42 + 10НС1 (конц.) = 12WO3i + 1ONH4C1 + 6H2O (кип.)
4.	(NH4)10H2W12O42 + 24NaOH (конц.) = 12Na2WO4 +
+ 10(NH3 • H2O) + 8H2O
5.	(NH4)l0H2W12O42 + 14(NH3 • H2O) [конц.] = 12(NH4)2WO4(p) + + 8H,0
324
N
6.	(NH4)10H2Wl2O42 + 48NH4HS (конц.) =
= 12(NH4)2[WS4] (красн.) + 34(NH3 • H2O) + 8H2O (NH4)2[WS4] + 2HC1 (разб.) = WS3 (6yp.)i + 2NH4C1 + H2S?
23.	NH4I — иодид аммония
Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле. Кристаллогидратов не образует. При хранении твердый NH4I и его водный раствор желтеют вследствие разложения. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, реагирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. N43, N810
1.	NH4I = NH3 + HI	(выше 404,7 °C)
2.	NH41 (разб.) = NH4 + I-	(pH < 7, см. N282)
3.	8NH4I(t) + 9H2SO4 (конц.) = 4I2i + H2ST + 4H2O + 8NH4HSO4
(30-50 °C)
2NH4I(t) + 4HNO3 (конц.) = I2i + 2NO2T + 2H2O + 2NH4NO3
(кип.)
4.	NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3T + H2O
5.	5NH4I + 2H2O + O2 4(NH3 • H2O) + 12X + NH4[I(I)2]
(комн., на свету)
6-	NH^ + I2(T) = NH4[I(l)2|(p)
7.	10NH4I + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2i + 2MnSO4 + 8H2O +
+ 5(NH4)2SO4 + K2SO4
6NH4I + 7H2O + K2Cr2O7 = Cr2(SO4)3 + 3I2i + 7H2O +
+ 3(NH4)2SO4 + K2SO4
8.	NH4I + (Na(NH3)4J = (Na(NH3)4]+ + Г + (NH4)(e~)
24.	NH4MnO4 — перманганат аммония
Фиолетовый, разлагается при нагревании. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону). Не образует кристаллогидратов. Реагирует с горячей водой, гидратом аммиака, хлороводородной кислотой, этанолом. Сильный окислитель за счет иона МпО^. Получение см. Мп225.
1.	2NH4MnO4 = 2МпО2 + N2 + 4Н2О	(60—110 °C)
2.	NH4MnO4 (разб.) = NH4 + МпО;	(pH < 7, см. N282)
3.	4NH4MnO4(p) 4MnO2i + ЗО2Т + 4NH3? + 2Н2О (кип.) 4. IN^MnO^ + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + 5С12Т + 2NH4CI + 8Н2О 5. 2NH4MnO4 = 2MnO2i + N2? + 4Н2О
(30-40 °C, в конц. NH3 • Н2О)
325
N
6.	2NH4MnO4 + 8H2SO4 (разб.) + 10NH4I = 5I2i + 2MnSO4 +
+ 8H2O + 6(NH4)2SO4
7.	2NH4MnO4 + 2H2O (гор.) + 3MnSO4 = 2MnO2i + (NH4)2SO4 +
+ 2H2SO4
8.	2NH4MnO4 + 3H2S = 2MnO2i + 2H2O + 2(NH3 • H2O) + 3Si
9.	2NH4MnO4 + 3C2H5OH = 2MnO2i + 3CH3C(H)O + 4H2O +
+ 2NH3? (кип.)
25. (NH4)eMo7024 — 24-оксогептамолибдат(71) аммония
Парамолибдат аммония. Белый, термически неустойчивый. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и аниону в равной степени). Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель; реагирует с водородом, иодоводородом, сероводородом и другими сильными восстановителями. Молибдат аммония (NH4)2MoO4 устойчив в растворе в присутствии избытка гидрата аммиака. Получение см. Мо79.
1.	4(NH4)6Mo7O24 = 7(NH4)2Mo4O13 + 10NH3 + 5Н2О
(150-180 °C)
(NH4)6Mo7024 = 6NH3 + 7MoO3 + 3H2O	(350-450 °C)
2.	(NH4)6Mo7O24 • 4Н2О = (NH4)6Mo7O24 + 4Н2О
(90-100 °C, вак.)
3.	(NH4)6Mo7O24 (разб.) = 6NH4 + Мо7О^	(pH - 7)
NH4 + 2Н2О <=► NH3 • Н2О + Н3О+
Mo7of; + н2о «=± нмо7о^ + он-
4.	(NH4)6Mo7O24 + 6HNO3 (конц.) = 7MoO3i + 6NH4NO3 + ЗН2О
(кип.)
5.	(NH4)6Mo7O24 + 14NaOH (конц.) = 7Na2MoO4 +
+ 6(NH3 • H2O) + 4H2O
6.	(NH4)6Mo7O24 + 8(NH3 • H2O) (конц.] = 7(NH4)2MoO4(p) + 4H2O
(50-80 °C)
7.	(NH4)6Mo7O24(p)	[Mo4O10(OH)2 + Mo2O4(OH)2]
«молибденовая синь» (коллоид)
(R — восстановители: SO2, H2S, KI, N2H5C1,
SnCl2, H°, Mo, сахароза)
8.	(NH4)6Mo7O24 + 3H2O + 7H2 = 7MoO(OH)2i + 6(NH3 • H2O)
[50 °C, кат. Pd-чернь]
9.	12(NH4)6Mo7O24 + 58HNO3 (конц.) + 7NH4(H2PO4) =
= 7(NH4)3[PMo12O40]l + 58NH4NO3 + 36H2O
326
N
10.	2(NH4)6Mo7O24 + 54HC1 (конц., гор.) + 14HI (конц.) +
+ 16NH4C1 = 14(NH4)2[MoC15O] (зел.) + 7I2i + 34H2O
11.	(NH4)6Mo7O24 + 8(NH3 • H2O) + 28H2S(r) =
= 7(NH4)2[MoS4] (t.-красн.) + 32H2O
12.	2(NH4)6Mo7O24 + 96HC1 (конц.) + 42KC1 ^е>СфОЛ-из> -----------► 14К3[МоС16] (красн.)i (катод) + 21С12? (анод) +
+ 12NH4C1 + 48Н2О
26. NH4NCS — тиоцианат аммония
Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокарбамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Кристаллогидратов не образует. Растворим в этаноле. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. N412.
1.	NH4NCS <=► CS(NH2)2 (тиокарбамид)	(140-150 °C)
2.	NH4NCS (разб., хол.) = NH4 + NCS’ (pH < 7, см. N282) 3. 3NH4NCS (конц.) + 2Н2О -U H2C2N2S3 + 2(NH3 • Н2О) +
+ nh4cn
4.	NH4NCS + H2SO4 (разб.) + H2O = C(S)C)T + (NH4)2SO4	(30 °C)
NH4NCS + H2SO4 (конц.) + 2H2O = (NH4)2SO4 + H2ST + CO2T
(кип.)
5.	NH4NCS (конц.) + KOH (конц.) = KNCS + NH3T + H2O (кип.) 6. 2NH4NCS(p) + I2 <=► 2NH4I + (SCN)2	(0°C)
7.	2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2H2O + (NH4)2SO4	(0 °C)
8.	2NH4NCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2i + 2NH4NO3
9.	NH4NCS (разб.) + 5H2O + FeCl2 = [Fe(H2O)5(—NCS)]C12 +
+ NH4C1
6NH4NCS (конц.) + FeCl3 = (NH4)3[Fe(NCS)6) + 3NH4C1
10.	NH4NCS + H3O+ (катионит) = HNCS + NH4 (катионит) + H2O
27.	NH4NO2 — нитрит аммония
Белый, неустойчив при хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чувствителен к О2 воздуха, особенно во влажном состоянии. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону, преобладает первый). Кристаллогидратов не образует. Хорошо
327
N
растворим в этаноле и метаноле, нерастворим в эфире. Разлагается в кипящей воде, щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. К3415, N284, N434, N526.
1.	NH4NO2 = N2 + 2Н2О	(60-70 °C)
2.	NH4NO2 (разб.) = NH; + NO;	(pH < 7)
NHJ + 2H2O <=± NH3 • H2O + H3O+ no; + h2o <=* hno2 + он
3.	NH4NO2 (конц.) = N2? + 2H2O	(кип.)
4.	NH4NO2 + HCI (разб.) = NH4C1 + HNO2	(komh.)
5.	NH4NO2 + NaOH (конц., гор.) = NaNO2 + NH3? + H2O
6.	2NH4NO2 (разб.) + O2 -U 2NH4NO3
7.	5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NH4NO3 +
+ 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4
8.	2NH4NO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = 2NOT + Fe2(SO4)3 +
+ (NH4)2SO4 + 2H2O
28.	NH4NO3 — нитрат аммония
Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый (примесь NH4C1 понижает температуру разложения, примеси NH4F и NH4Br — повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз по катиону), этаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. N38, N45, N276, N444, N533.
1.	NH4NO3 = N2O + 2Н2О	(190-245 °C)
2NH4NO3 = N2 + 2NO + 4Н2О	(250-300 °C)
2NH4NO3 = 2N2 + O2 + 4H2O	(выше 300 °C)
2.	nh4no3 (разб.) = nh; + no;
NH4+ + 2H2O <=> NH3 • H2O + H3O+	(pH < 7)
3.	NH4NO3 + NaOH (конц.) = NaNO3 + NH3 • H2O
4.	NH4NO3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = NH4NO2 + H2O	(komh.)
NH4NO3 + 8H° (Al, конц. NaOH) = 2NH3T + 3H2O (кип.)
5.	6NH4NO3 + 3MnO2 -*-► 3Mn(NO3)2 + N2 + 4NH3 + 6H2O
(до 175 °C)
29.	NH4OCN — цианат аммония
Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону, преобладает первый). Малорастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кисло
328
N
той, гипохлоритом натрия. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. К.406.
60 °C
1.	NH4OCN <	—> C(NH2)2O (карбамид)
160-190 °C. вак.
2.	NH4OCN (разб., хол.) = NH4 + OCN’	(pH < 7)
NH4+ + 2Н2О <=► NH3 • Н2О + Н3О+
OCN’ + Н2О <=► HOCN + ОН’
3.	NH4OCN (конц., гор.) <=* C(NH2)2O
4.	NH4OCN + НС1 (конц.) = HOCN + NH4C1	(комн.)
NH4OCN + 2HCI (конц.) + H2O = 2NH4C1 + СО2Т (кип.) 3NH4OCN + ЗНС1 (разб.) = (HOCN)3i + 3NH4C1	(0 °C)
5.	NH4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3? + Na2CO3	(кип.)
6.	NH4OCN + 2HNO2 (конц.) -U 2N2T + CO2T + 3H2O
7.	NH4OCN + 3NaCIO = N2T + 3NaCl + CO2? + 2H2O (кип.) 8. NH4OCN + AgNO3 = AgOCNl + NH4NO3
2AgOCN + I2 = 2Agll + (NCO)2 (бисоксоциан)
(0 °C, в жидк. CC14)
30.	NH2OH — гидроксиламин
Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически неустойчив. Чувствителен к О2 воздуха. При комплексообразовании ийогда изомеризуется (М—NH2OH —> М—ONH3). Хорошо растворяется в воде, образует гидрат NH2OH • Н2О (раствор слабощелочной). Частично разлагается в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnO2). Хорошо растворяется в этаноле, метаноле, жидком NH3, нерастворим в эфире, бензоле. Проявляет основные свойства; реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Жидкий NH2OH хорошо растворяет KI, KCN, NaCl, NaNO3, NaOH. Получение см. N314-|0.
1.	3NH2OH = NH3 + N2 + ЗН2О	(выше 100 °C)
2.	NH2OH + Н2О = NH2OH Н2О <=► NH3OH+ + ОН" (pH > 7) 3. 7NH2OH (конц.) = 3(NH3 • Н2О) + N2T + N2OT + ЗН2О (кат. Pt) 4. NH2OH + НС1 (конц.) = (NH3OH)C1
NH2OH + HC1O4 (разб.) = (NH3OH)C1O4
5.	NH2OH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4
2NH2OH + H2SO4 (разб.) = (NH3OH)2SO4
6.	NH2OH (разб.) + HNO3 (разб.) = (NH3OH)NO3 4NH2OH + 2HNO3 (20%-я) = 3N2OT + 7H2O 2NH2OH (конц.) + 4HNO3 (60%-я) = N2O? + 4NO2T + 5H2O
329
N
7.	NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H20
NH2OH (конц.) + NaNO2 + NaOH = Na2N2O2 + 2H2O
8.	NH2OH + H2S (разб.) = NH3 • H2O + Si
9.	NH2OH + NaOH (разб.) + O2 -U NaNO2 + 2H2O2 (komh.) 10. 2NH2OH + 2NO = N2Ot + N2T + 3H2O
11.	2NH2OH + 2KOH (разб.) + I2 -U N2T + 2KI + 4H2O 2NH2OH + NaClO (конц.) = N2T + NaCl + 3H2O
12.	NH2OH + 2H2O + NaOH (разб.) + Na[Sn(OH)3] =
= NH3 • H2O + Na2[Sn(OH)6]
13.	2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu2Oi + N2T + 5H2O	(кип.)
14.	NH2OH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 • H2O
15.	2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OH)2i + N2T + 2H2O
NH2OH (конц.) + 2Fe(OH)2 -U NH3 • H2O + 2Fe(OH)l
16.	4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH2OH)4]C12
3NH2OH + LiC104 = [Li(—ONH3)3]C1O4
17.	2NH2OH(>) <=> NH3OH+ + NH2O-
31. (NH3OH)CI — хлорид гидроксиламиния
Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, не растворяется в эфире. Реагирует с концентрированными щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. N304, N405, N416.
1. 4(NH3OH)C1 = 2NH4C1 + N2O + ЗН2О + 2НС1 (выше 159 °C) 2. (NH3OH)C1 (разб.) = NH3OH+ + СГ
NH3OH+ + 2Н2О <=► NH2OH • Н3О + Н3О+	(pH < 7)
3. 2(NH3OH)C1 + 2HNO3 (20%-я) = N2OT + 2HNO2 + 2НС1 + ЗН2О 4. (NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH • H2O + NaCl 5. 2(NH3OH)C1 + НСЮ (насыщ.) = N2T + 3HC1 + 3H2O
2(NH3OH)C1 + 2HC1 (разб.) + V2O5 = N2T + 2(VO)C12 + 5H2O
6.	(NH3OH)C1 + H2O + SO2 = NH4C1 + H2SO4
(NH3OH)C1 + 2HC1 (конц.) + 2[Ti(H2O)6]C13 = NH4C1 +
+ 2[Ti(H2O)2C14] + 9H2O
7.	(NH3OH)C1 + 2HI (конц.) = NH4C1 + I2i + H2O
(NH3OH)C1 + H2O + 2I2 HNO2 + 4HI + HCI
(в разб. CH3COOH)
8.	2(NH3OH)C1 (разб.) + 4FeCl3 = N2OT + 4FeCl2 + 6HC1 + H2O (NH3OH)C1 + 2HC1 (конц.) + 2FeCl2 = NH4C1 + 2FeCl3 + H2O
330
N
9.	3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = (NH3OH)3PO4i + 3NaCl
10.	(NH3OH)C1 + Na(C2H5O) = NH2OH + NaClX + C2H5OH
(0 °C, в этаноле)
(NH3OH)C1 + 3Na(C2H5O) + C2H5NO3 = Na2N2O3 + NaClX +
+ 4C2H5OH (кип.)
32.	NH4ReO4 — перренат аммония
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролйз по катиону), растворимость уменьшается в присутствии NH4C1. Растворим в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Очень слабый окислитель; восстанавливается водородом, фосфиновой кислотой. Получение см. Rel I4, Rel43.
1.	2NH4ReO4 = 2ReO2 + N2 + 4H2O	(365-400 °C, вак.)
2.	NH4ReO4 (разб.) = NH4 + ReO;	(pH < 7, cm. N282)
3.	NH4ReO4 + 6HC1 (конц.) NH4[ReCl4O] + C12T + 3H2O
NH4ReO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) <=► (NH4)3[ReO4(OH)2]
4.	2NH4ReO4 + 4H2 = 2Re + N2 + 8H2O	(400-1000 °C)
5.	2NH4ReO4 + 2NH4C1 + 10HC1 (конц.) + 3H(PH2O2) (конц.) =
= 2(NH4)2[ReCl6]i + 3H2(PHO3) + 5H2O 6. NH4ReO4 + MNO3 (конц.) = MReO4i + NH4NO3
(M = K, Rb, Cs, Tl, Ag) 7. NH4ReO4 + 18Na + 13C2H5OH = Na2[ReH9]X + 13Na(C2H5O) +
+ 3NaOH + NH3 • H2O
33.	(NH4)2(Sn) — полисульфиды(2-) аммония
Смесь (NH4)2(S„) [л = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4)2(S„) имеет окраску от желтой до красной. На воздухе раствор мутнеет. Гидролизуется по катиону и анионам (преобладает). Хорошо растворяется в разбавленном растворе аммиака, плохо — в концентрированном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным действием. Получение см. N195,6.
1.	(NH4)2(S„) = 2NH3 + H2S + (л - 1)S	(выше 120 °C)
2.	(NH4)2(S„) (разб.) = 2NH4 + S’-	(pH > 7)
NH; + 2H2O «=♦ NH3 • H2O + H3O+
S’- + H2O <=* HS; + OH~
3.	(NH4)2(S„) + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + H2S? + (л - l)Si
331
N
4.	2(NH4)2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = nS (коллоид) + 4(NH3 • H2O) (на свету)
2(NH4)2(S„) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2(NH4)2SO3S + (2л - 4)Si 5. (NH4)2(S„) + H2O + SO2 = (NH4)2SO3S + H2ST + (л - 2)Si
(комн.)
6.	(NH4)2(S„) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (л - l)Sl (NH4)2(S„) + SnS = (NH4)2[SnS3| + (л - 2)Sl 3(NH4)2(S„) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3л - 5)Si
34.	(NH4)2SO3 — сульфит аммония
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону и аниону, последний преобладает). Малорастворим в этаноле. Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет диоксид серы. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. N47, N201’5, N372.
1.	4(NH4)2SO3 = 3(NH4)2SO4 + 2NH3 + H2S	(120-170 °C)
2.	(NH4)2SO3 • H2O = (NH4)2SO3 + H2O	(20 °C, вак.)
(NH4)2SO3 • H2O = NH4HSO3 +• NH3 + H2O	(60 °C)
3.	(NH4)2SO3 (разб.) = 2NH4 + SO^	(pH > 7)
NH4+ + 2H2O <=> NH3 H2O + H3O+ so7- + h2o <=► hso; + oh"
4.	(NH4)2SO3 + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + SO2T + H2O
5.	(NH4)2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2? + H2O (NH4)2SO3 + 2HNO3 (конц., гор.) = (NH4)2SO4 + 2NO2? + H2O
6.	2(NH4)2SO3 (разб.) + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4 (кат. CoCl3) 7. (NH4)2SO3 + 2(NH3 • H2O) [конц.] + E2 =
= (NH4)2SO4 + 2NH4E + H2O (E = Cl, Вг, I) 8. (NH4)2SO3 + H2O + SO2 = 2NH4HSO3
9.	3(NH4)2SO3 + H2O + 2KMnO4 = 3(NH4)2SO4 + 2MnO2l + 2KOH 10. 3(NH4)2SO3 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = K2SO4 + 3(NH4)2SO4 +
+ Cr2(SO4)3 + 4H2O
35.	(NH4)2SO4 — сульфат аммония
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Вступает в реакции ионного обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. N34, N44, N206, N34* 5 6, N376.
1.	(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3	(235-357 °C)
2.	(NH4)2SO4 (разб.) = 2NH4 + SO2	(pH < 7, cm. N282)
332
N
3.	(NH4)2SO4(T) + H2SO4 (конц.) = 2NH4HSO4
4.	(NH4)2SO4 + 2NaOH (конц.) = Na2SO4 + 2NH3t + 2H2O (кип.) 5. (NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSOj + 2NH4C1
6. (NH4)2SO4 + 2KMnO4 = 2MnO2l + N2? + 4H2O
(кип. в разб. KOH) (NH4)2SO4 + K2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + K2SO4 + 4H2O (250-350 °C)
7. (NH4)2SO4 (насыщ.) + H2SO4 эле|СТР°ли:>> н2? (катод) +
+ (NH4)2S2O6(O2) (анод) (0-10 °C)
36. (NH4)2S2Oe(O2) — пероксодисульфат аммония
Белый, в сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — разлагается. Термически неустойчив. Хорошо растворяется в холодной воде, в растворе протекает гидролиз по катиону и разложение аниона (ингибитор разложения — сульфаты щелочных металлов), раствор кислый. Реагирует с горячей водой. Типичный окислитель. Получение см. N214, N357.
1.	2(NH4)2S2O6(O2) = 2(NH4)2S2O7 + О2	(выше 120 °C)
2.	2(NH4)2S2O6(O2) + 2Н2О (влага) -U 4NH4HSO4 + О2
3.	(NH4)2S2O6(O2) (разб.) = 2NH4 + S2O6(O2)2~	(pH < 7)
a)	NH4 + 2Н2О <=± NH3 Н2О + Н3О+
б)	S2O6(O2)2- + 2Н2О <=± HSO3(O2)“ + SO4“ + Н3О+ (0 °C) S2O6(O2)2- + 2Н2О <=± 2SO2- + Н2О2 + 2Н3О+ (комн.)
4.	2(NH4)2S2O6(O2) + 2Н2О (гор.) = 2(NH4)2SO4 + 2H2SO4 + О2
(кат. МпО2)
5.	(NH4)2S2O6(O2) + Н2О = H2SO3(O2) + (NH4)2SO4
(0 °C, в разб. H2SO4)
(NH4)2S2O6(O2) + 2H2SO4 (конц.) = H2S2O6(O2) + 2NH4HSO4
(0 °C)
6.	(NH4)2S2O6(O2) (конц.) + 2KOH (конц.) = K2S2O6(O2) +
+ 2NH3T + 2H2O (40-50 °C)
7.	(NH4)2S2O6(O2) + 4(NH3 • H2O) (гор.) = 4(NH4)2SO4 + O2T +
+ 2H2O (кат. MnO2) 8. (NH4)2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 = MnO2l + 2H2SO4 + (NH4)2SO4 9. 3(NH4)2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 7H2SO4 + 2NH4HCrO4 +
+ 2(NH4)2SO4
3(NH4)2S2O6(O2) + 4KOH + 2K3[Cr(OH)6J = 3(NH4)2SO4 +
+ 2K2CrO4 + 8H2O + 3K2SO4
333
N
37.	(NH4)2SO3S — тиосульфат аммония
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном растворе. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. N410, N195-7.
1.	(NH4)2SO3S —> (NH4)2SO4, NH3, H2S (150 °C, примеси SO2, S) 2. (NH4)2SO3S (разб.) -U (NH4)2SO3 + Sl
3.	(NH4)2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2? + Si + H2O (NH4)2SO3S + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2ST + 2NH4C1
(кип.)
4.	(NH4)2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = (NH4)2SO4 + Si +
+ 2NO2T + H2O
5.	(NH4)2SO3S + 5H2O + 4E2 = 2H2SO4 + 2NH4E + 6HE
(E = Cl, Br)
2(NH4)2SO3S (разб.) + I2 = (NH4)2S4O6 + 2NH4I
6.	2(NH4)2SO3S(p) + 3SO2 = (NH4)2S3O6 + (NH4)2S4O6 (komh.) 2(NH4)2SO3S + (NH4)2S4O6 = 3(NH4)2SO4 + 5Si (120-130 °C, p)
38.	NH4TcO4 — пертехнетат аммония
Белый с розовым оттенком, негигроскопичный, при прокаливании разлагается. При хранении окрашивается в зеленовато-голубой цвет вследствие радиоактивности. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированной хлороводородной кислотой. Восстанавливается водородом. Слабый окислитель в растворе. Получение см. ТсР.
1.	2NH4TcO4 = 2ТсО2 + 4Н2О + N2	(700-800 °C)
2.	NH4TcO4 (разб.) = NHJ + ТсО;	(pH < 7, см. N282)
3.	2NH4TcO4 + 20НС1 (конц.) = 2Н2[ТсС16] + ЗС12 + 8Н2О +
+ 2NH4C1 (кип.) 4. 2NH4TcO4 + 4Н2 = 2Тс + 8Н2О + N2 (300-700 °C, примесь NH3) 5. 2NH4TcO4 + 3Zn + 20НС1 (конц.) = 2Н2[ТсС16] + 3ZnCl2 +
+ 2NH4C1 + 8Н2О
2NH4TcO4 + 23НС1 (конц.) + 3H[SnCl3] = 2H2[TcC16J +
+ 3H2[SnCl6] + 2NH4C1 + 8H2O
2NH4TcO4 + 16HC1 (конц.) + 6NH4I = 2(NH4)2[TcCl6]i + 3I2i +
+ 4NH4C1 + 8H2O
2NH4TcO4 + 4H(PH2O2) (конц.) + 8HC1 (конц.) =
= (NH4)2(Tc2Cl8J (зел.) + 4H2(PHO3) + 4H2O
334
N
6.	2NH4TcO4 + 17C0 = [Tc2(CO)|0J + 7CO2 + 2NH3 + H20
(240-250 °C, p)
7.	NH4TcO4 + 16C2H5OH + 18K = K2[TcH9ji + 16K(C2H5O) +
+ NH3T + 4H2O (60-70 °C)
8.	2NH4TcO4 + 2HC1 (разб.) + 7H2S(r) - Tc2S7i + 2NH4C1 + 8H2O
9.	4NH4TcO4 + 2H2SO4 (разб.) a*”»»”»,. 4Tcl (катод) +
+ 7O2? (анод) + 2(NH4)2SO4 + 2H2O
4NH4TcO4 + 28HC1 (конц.)	4Н2[ТсС16] (катод) +
+ ЗО2? (анод) + 4NH4C1 + ЮН2О
39.	NH4VO3 — метаванадат аммония
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону), раствор быстро желтеет. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, гидросульфитом аммония. Получение см. Na795, V146, V195.
1.	2NH4VO3 = V2O5 + 2NH3 + H2O
(50—150 °C, вак.; 500—550 °C, на воздухе)
2.	3NH4VO3 (разб.) = 3NH| + V3O|~	(pH < 7, см. N282)
5V3O9“ + ЗН2О бысп>о> HVl0O^ (желт.) + 5HVO2~
3.	2NH4VO3 + 2НС1 (разб.) = V2O5I + 2NH4C1 + H2O
2NH4VO3 + 2HC1 (конц.) + (л - 1)Н2О = V2O5 • лН2О (коллоид) +
+ 2NH4C1
4.	NH4VO3 + 3NaOH (конц.) = Na3VO4 + NH3T + 2H2O (кип.) 5. 2NH4VO3 + М2СО3 (конц.) = 2MVO3 + 2NH3? + СО2? + Н2О
(кип.; М = Na, К)
3KVO3 + 2СН3СООН (конц.) = KV3O8 + 2К(СН3СОО) + Н2О
6.	2NH4VO3 + 2Н2 = V2O3 + 2NH3 + ЗН2О	(700-750 °C)
3NH4VO3 + 2NH3 = 3VN + 9Н2О + N2	(900-1000 °C)
7.	4NH4VO3 + 2NH4HSO3 + 5H2SO4 (разб.) = 4(VO)SO4 +
+ 3(NH4)2SO4 + 6H2O (кип.)
8.	NH4VO3 + 2NH4HS + 2H2S = (NH4)3[VS4] (фиол.) + 3H2O
(в разб. NH3 • Н2О)
9.	12NH4VO3 + Н3РО4 (конц.) + 5НС1 (разб.) = (NH4)7[PVI2O36J +
+ 5NH4C1 + 4Н2О 10. 2NH4VO3 + СаС12 = Ca(NO3)2l + 2NH4C1
335
N
40. NO — монооксид азота
Бесцветный газ, голубая жидкость. В твердом состоянии полностью димеризован (N2O2), в жидком состоянии — частично (= 25% N2O2), в газе — в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде, лучше — в этаноле, CS2, H2SO4. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окислителями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO2. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. К3412-14, N37, N413, N534-6-8’9’ 12> 20,28—31,
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
2NO = N2 + О2	(выше 700 °C, кат. ВаО)
4NO(M) N2O + N2O3
4NO + Н2О —N2O + 2HNO3	(практически не идет)
4NO + 2NaOH(T) 2NaNO2 + N2O + Н2О	(комн.)
6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + N2 + 2Н2О	(350-400 °C)
2NO + 2Н2 = N2 + 2Н2О'	(200 °C)
2NO + Н2 = 2N(H)O (желт.)	(—150 °C, электрич. разряд)
2NO + ЗН2 + 2НС1 (разб.) = 2(NH3OH)C1
NO + 5Н° (Zn, конц. NaOH) = NH3 • Н2О
2NO + О2 = 2NO2
(40 °C, кат. Pt/C)
(комн., очень быстро)
4NO + 4H2SO4 (конц.) + О2 = 4(NO)HSO4 + 2Н2О NO + О3 = NO2 + О2 2NO + О3 = N2O5 2NO + Е2 = 2(NO)E 2NO + С (графит) = N2 + СО2 10NO + 4Р (красн.) = 5N2 + Р4О10 3NO + 5В = В2О3 + 3BN NO + Na = Na+ + NO- (нитрозид) 2NO + Ва = Ba(NO)2i 2NO + 4Cu = N2 + 2Cu2O 2NO + 2Mg = N2 + 2MgO 2NO + 2H2S = N2 + 2H2O + 2S 2NO + 2SO2 -U N2 + 2SO3 2NO + H2O (гор.) + SO2 = N2Ot + H2SO4
2NO + Na2S2O4 + 2NaOH (разб.) = N2O? + 2Na2SO3 + H2O 2NO + 4H2SO4 (разб.) + 6CrSO4 = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3 NO + 5H2O + 5CrSO4 = NH3 H2O + 5CrSO4(OH)l
(комн.) (комн.) (-20
(на холоду; Е = F, С1, (400-500 (150-200
(800
°C) Вг) °C) °C) °C)
(—50 °C, в жидк. NH3) (-50 °C, в жидк. NH3) (500-600 °C) (500 °C) (300-350 °C) (комн., р)
336
N
18.	2N0 + 14HC1 (конц.) + 4H[SnCl3] = NH4C1 + (NH3OH)C1 +
+ 4H2[SnCy + H2O
19.	2NO + H2O + 3HC1O = 2HNO3 + 3HC1
5NO + 2H2SO4 (разб.) + 3KMnO4 = Mn(NO3)2 + 2MnSO4 +
+ 3KNO3 + 2H2O
2NO + 3H2SO4 (конц.) + 2CrO3 = 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + 2H2O
20.	4NO + [Fe(CO)5] = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO (44-45 °C, p)
NO + 5H2O + FeSO4 -*-> [Fe(NO+)(H2O)5]SO4 (бур.) [комн.]
21.	NO + CuCl2 = (NO+)[CuCI2]	(komh., в бутаноле-1)
22.	Реакции смеси NO и NO2:
a)	NO + NO2 = N2O3	(-80 °C)
6)	NO + NO2 + H2O (nap) <=♦ 2HNO2(r), NO + NO2 + H2O =
= 2HNO2(p)
b)	NO + NO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2(NO)HSO4X + H2O (komh.)
r)	NO + NO2 + 2NaOH (хол.) = 2NaNO2 + H2O
NO + NO2 + Na2CO3 = 2NaNO2 + CO2	(450-500 °C)
д) NO + NO2 + 2HC1O4 (конц.) = 2(NO)C1O4 + H2O
41.	NO2 — диоксид азота
Бурый газ. Выше 135°С— мономер, при комнатной температуре— красно-бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O4. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор — ярко-зеленый), полностью реагирует с ней. Хорошо растворим в концентрированных серной и азотной кислотах. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию металлов. Весьма реакционноспособна смесь NO2 и NO (см. N4022). Получение см. N406, N535- ’-|2- 2|>22-24-25-39, РЫ01.
1.	2NO2(x) = N2O4(x) <=> NO+ + NO7 (от-11,2 до+20,7 °C)
N2O4(r) <=► 2NO2(r)	(20,7-135 °C)
2.	2NO2 = 2NO + O2	(135-620 °C)
3.	4NO2(m) + H2O (хол.) = 2HNO3 + N2O3
3NO2 + H2O (гор.) = 2HNO3 + NOT
4.	2NO2 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O NO2 + 2(NH3 • H2O) = NH4NO2 + NH4NO3 + H2O
5.	4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
4NO2 + O2 + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2H2O
4NO2 + O2 + 4(NH3 • H2O) = 4NH4NO3 + 2H2O
2NO2 + O3 = N2O5 + O2	(-78 °C)
337
N
6. N02 + HC1 (разб.) + 5H°(Zn) = (NH3OH)C1 + H20
7.	2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4H2O	(кат. Pt, Ni)
8.	2NO2 + F2 = 2(NO2)F	(коми.)
NO2 + CoF3 = (NO2)F + CoF2	(100 °C)
9.	2NO2(x) + KE = (NO)E + KNO3	(E = Cl, Br)
NO2 + 2HI = NO? + I2X + H2O
10.	2NO2 + 2C12O = 2(NO2)C1O + Cl2	(0 °C)
11.	2NO2 + H51O6 = 2HNO3 + HIO3 + H2O
12.	NO2 + H2O (гор.) + SO2 = H2SO4 + NO?
3NO2 + 2SO2(x) = (NO)2S2O7 + NO?
13.	2NO2 + 2S = N2 + 2SO2, 10NO2 + 8P = 5N2 + 2P4O10
(130-150 °C)
14.	6NO2 + 2CS2 = 3N2? + 2CO2? + 4SO2	(комн.)
15.	2NO2(x) + Na = NO? + NaNO3, NO2 + К = KNO2 (комн.)
16.	6NO2 + Bi = Bi(NO3)3 + 3NO	(70-110 °C)
4NO2(x) + Zn (порошок) = 2NO + Zn(NO3)2
17.	2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO	(500-600 °C)
2N2O4 + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO?	(80 °C, в этилацетате)
18.	2NO2 + [Ni(CO)4]()1[) = Ni(NO2)2 + 4CO?	(25-30 °C)
19.	4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц.) = N2? + 3Fe2(SO4)3 +
+ 2H2O + 2HNO3
20.	3NO2 + H2O + Ca3(PO4)2 = Ca(NO3)2 + 2CaHPO4i + NO?
21.	NO2 (дымяш. HNO3) + H2(PHO3) = H3PO4 + NO? (30-50 °C)
22.	2NO2 + 3H2SO4 (безводн.) <=» NO+ + NO2+ + 3HSO; + H3O+
42.	N2O — оксид диазота
«Веселящий газ», закись азота. Бесцветный газ, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется клатрат N2O • 5,75Н2О. Малореакционноспособный; не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. К355, Nil8, N281, N306, S324.
1.	2N2O = 2N2 + О2	(выше 500 °C)
2.	N2O + H2SO4 (конц., гор.) = 2NO? + SO2? + Н2О
(кип. в атмосфере N2)
3.	N2O + Н2 = N2 + Н2О	(150-200 °C)
338
N
4.
5.
6.
7.
8.
9.
6N2O + P4 = P4O6 + 6N2
2N2O + С (графит) = C02 + 2N2
N20 + Mg = N2 + MgO
N2O + 2Cu = N2 + Cu2O 3N2O + 2NH3 = 4N2 + 3H2O
N2O + H2O + SO2 -S-> N2T + H2SO4
(550-625 °C)
(450-600 °C)
(500 °C)
(500-600 °C)
(250 °C)
N2O + 8HC1 (конц.) + H2O + 2H[SnCl3J = 2(NH3OH)C1 +
+ 2H2[SnCl6]
N2O + 10HC1 (разб.) + 8[Ti(H2O)6]C13 = 2NH4C1 +
+ 8[Ti(H2O)2C14] + 33H2O
5N2O + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = lONOT + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 3H2O
43.	N2O3 — триоксид диазота
Синяя жидкость, термически неустойчивая. При комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NO2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO+)(NO2). В газе имеет молекулярное строение ON—NO2. Хорошо растворим в бензоле, толуоле, хлороформе, СС14 (растворы синего цвета). Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. N I5, N4022, N4P, N532’.
1.	N2O3 = NO2 + NO	(5-100 °C)
N2O3^xj NO2 (раствор в N2O3) + NO? (выше —40 °C) 2. М2О3 + Н2О (хол.) -U HNO2 [точнее, NO(OH) + N(H)O2]
3N2O3 + Н2О (гор.) = 2HNO3 + 4NOT
N2O3(r) + H2O (пар) <=> 2HNO2(r)
3.	N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO2 + H2O
4.	N2O3 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = 2NH4NO2 + H2O
5.	2N2O3 + O2 = 2N2O4	(-10 °C)
N2O3 + 2O3 = N2O5 + 2O2	(на холоду)
6.	N2O3 + 3Cu = N2 + 3CuO	(600 °C)
7.	N2O3 + 3H2SO4 (безводн.) <=* 2NO+ + 3HSO; + H3O+ 8. N2O3 + 2C2H5OH = 2C2H5ONO + H2O
44. N2Os — пентаоксид диазота
Азотный ангидрид. Белое твердое вещество, бесцветные газ и жидкость. При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной темпе
339
N
ратуре разлагается за 10 ч. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO2)(NO3) — нитрат нитроила. Хорошо растворим в хлороформе и СС14. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. Agl64, N415, N5333.
1. 2N2O5 -U 4NO2 + О2
(20-50 °C)
2. N2O5 + H2O = 2HNO3
3. N2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + H2O
4. N2O5 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = 2NH4NO3 + H2O
5. N2O5 + H2O2 (безводн.) = HNO3 + HNO4 [точнее, HNO2(O^)[
(-80 °C)
6.	N2O5(x) + 2NH3 = H2O + 2(NO2)NH2	(амид нитроила)
7.	3N2O5 + A12O3 = 2A1(NO3)3	(35-40 °C)
	N2O5 + CrO3 = Cr(NO3)2O2(x)	(komh.)
8.	N2O5 + О3(ж) = 2NO(O2_) (бел.) + O2
	N2O5 + C12O = 2(NO2)C1O	(-20-0 °C, примесь Cl2)
9.	N2°5(x) + HC,(r) = (NO2)C1 + HNO3 N2O5(X) + PC15 = 2(NO2)C1 + PC13O
10.	N2O5 + 5Cu = 5CuO + N2	(500 °C)
	4N2O5 + 2CoF3 = 2Co(NO3)3 + 2NF3 + O2	(-70 - +40 °C)
11.	N2O5 + BF3 + HF = (NO2)[BF4]i + HNO3	(в CH3NO2)
	(NO+)[BF4[ + NaF = (NO2)F + Na[BF4[	(240 °C)
12.	N2O5 + HC1O4 (безводн.) = (NO^)CIO4 + HNO3
13.	N2O5 + 2C2H5OH = 2C2H5NO3 + H2O
14.	N2O5(x)	NO2+ + NO7, N2O5(t) <=> N2O5(r)	(до 32 °C)
45. (NO)CI — хлорид нитрозила
Оранжево-желтый газ, желтовато-красная жидкость. Термически неустойчив, начинает разлагаться при комнатной температуре. Чувствителен к свету. Хорошо растворим в этанале. Реагирует с водой, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Сильно корродирует металлы. Получение см. N409, N419, N464, N506, Na453.
1.	2(NO)C1 2NO + С12	(25-100 °C)
2.	(NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + НС1
3(NO)C1 + 2Н2О (гор.) = HNO3 + 2NO? + ЗНС1
3.	(NO)C1 + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCl + H2O 3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NO? + 3NaCl + 2H2O
4.	(NO)C1 + O3 = (NO2)C1 + O2	(komh.)
340
N
5.	4(NO)C1 + Si = SiCl4 + 4NO
5(NO)C1 + P (красн.) = PC15 + 5N0
6.	3(NO)C1 + Fe = FeCl3 + 3NO
(NO)C1 + FeClj (конц.) = FeCl3 + NO
7.	2(NO)C1 + 2HI (разб.) = I21 + 2NO? + 2HC1
8.	2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2OT + 2H2SO4 + 2HC1
9.	(NO)C1(X) + AgF = AgCli + (NO)F?
10.	(NO)C1(JK) NO+ + СГ
(-50 °C)
46.	(NO2)CI — хлорид нитроила
Бесцветный газ, светло-желтая жидкость, белое твердое вещество. Термически неустойчивый, начинает разлагаться при комнатной температуре. Растворим в бензоле, СС14, ацетонитриле, нитрометане. Полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Сильно корродирует металлы. Получение см. N449, N454, N5335.
1.	5(NO2)C1w <=► N2O5 + (NO)C1 + N2O4 + 2C12T
2(NO2)C1 = 2NO2 + Cl2	(выше 100 °C)
2.	(NO2)C1 + H2O = HNO3 + HC1
3.	(NO2)C1 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaClO + H2O (комн.) 4. 6(NO2)C1 + 6H2O + 2Fe = 2FeCl3 + 6HNO3 + 3H2?
3(NO2)C1 + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)C1	(40-50 °C)
47.	(NO)F — фторид нитрозила
Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо растворяется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диоксидом кремния. Получение см. N409, N459, N481'4'6, N491-6.
1.	(NO)F + Н2О (хол.) = HNO2 + HF
3(NO)F + 2Н2О (гор.) = 2NO? + HNO3 + 3HF
2.	(NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNO2 + NaF + H2O (NO)F + 2(NH3 • H2O) [разб., хол.[ = NH4NO2 + NH4F + H2O
3.	(NO)F + wHF(x) +=± (NO)F ziHF	(n = 3, 6)
4.	(NO)F + O3 = (NO2)F + O2	(комн.)
5.	(NO)F + F2 = N(O)F3	(комн.)
6.	(NO)F + OF2 = O2 + NF3	(комн.)
7.	5(NO)F + P (красн.) = PF5 + 5NO	(комн.)
8.	4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO	(комн.)
4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2	(комн.)
9.	(NO)F + C1F3 = (NO+)[C1F4[	(-25 °C)
341
N
48.	N(O)F3 — трифторид-оксид азота
Бесцветный газ, разлагается при умеренном нагревании. Не растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными щелочами. Малореакционноспособный; не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. N26, N475.
1.	N(O)F3 = (NO)F + F2	(300 °C)
2.	N(O)F3 + 2H2O HNO3 + 3HF (практически не идет) 3. N(O)F3 + 4NaOH (конц., гор.) = NaNO3 + 3NaF + 2H2C1O
4.	N(O)F3 + Cl2 = 2C1F + (NO)F	(komh.)
5.	N(O)F3 + 2NO = 3(NO)F	(komh.)
6.	2N(O)F3 + 4NO2(x) = 2(NO)F + 4(NO2)F
7.	N(O)F3 + EF5 = (NOF2)[EF6]	(150°C; E = As, Sb)
49.	(NO2)F — фторид нитроила
Бесцветные газ и жидкость, белое твердое вещество. Разлагается при умеренном нагревании. Образует сольваты в жидком НЕ Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кремнием. Не реагирует с водородом, серой, углеродом. Сильно корродирует металлы. Абсорбируется ртутью. Получение см. N418, N4411, N474, N486.
1.	2(NO2)F = 2(NO)F + О2	(300 °C)
2.	(NO2)F + Н2О = HNO3 + HF
3.	(NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNO3 + NaF + H2O
4.	(NO2)F + wHF(x) <=♦ (NO2)F • «HF (n = 3,5; 4; 5,25; 6,67) 5. 4(NO2)F + 3Si = SiF4 + 4NO + 2SiO2	(komh.)
6.	6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeF3i + 6HNO3 + 3H2?
3(NO2)F + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)F	(150-200 °C)
50.	(NO)HSO4 — гидросульфат нитрозила
Нитрозилсерная кислота. Белое твердое вещество, устойчивое в сухом воздухе. Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляет ртуть. Получение см. N407-22, S195.
1.	2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NO2	(выше 73,5 °C)
2.	(NO)HSO4 + H2O (хол.) = HNO2 + H2SO4
3(NO)HSO4 + 2H2O (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO
3.	2(NO)HSO4 -U (NO)2S2O7 + H2O (в гор. конц. H2SO4)
4.	(NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNO2 + Na2SO4 + 2H2O
(NO)HSO4 + 3(NH3 • H2O) (конц., гор.) = N2T + (NH4)2SO4 + 4H2O
342
N
5.	2(NO)HSO4 + 2Hg = 2N0T + Hg2SO4X + H2SO4 (в конц. H2SO4)
6.	(NO)HSO4 + HCl(r) = (NO)C1T + H2SO4	(в безводн. H2SO4)
(NO)HSO4 + NaCl = (NO)C1 + NaHSO4	(в безводн. H2SO4)
7.	2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)2S2O7 + H2SO4	(в безводн. H2SO4)
8.	(no)hso4 + no «=* n2o^ (син.) + hso;
(в безводн. H2SO4, p)
51.	HN3 — азидоводород
Азоимид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с эфиром. Азид-ион N з — линейный. Неограниченно смешивается с водой, слабая кислота; раствор называется азидоводородной кислотой. Водные растворы с массовой долей до 20% взрывобезопасны. При хранении раствор постепенно разлагается. Неограниченно смешивается с этанолом, эфиром. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированной азотной кислотой. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Смесь концентрированных HN3 и НС1 по действию подобна «царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. N55, N5211, Na424> м.
1.	2HN3 = 3N2 + Н2	(выше 300 °C)
2.	HN3 (разб.) + Н2О N; + Н3О+
3.	2HN3 (конц.) + Н2О -U N2? + (NH3OH)N3	(комн.)
4.	HN3 (конц.) + ЗНС1 (конц.) = NH4C1 + N2T + С12Т (кат. Pt)
5.	HN3 (конц.) + ЗНС1 (конц.) <=* 2С1° + N2T + NH4C1
3HN3 (конц.) + 10НС1 (конц.) + 2Au = 2H[AuC14] + 2NH4C1 + 3N2T
2HN3 (конц.) + 8HC1 (конц.) + Pt = HJPtCy + 2NH4C1 + 2N2T
6.	2HN3 + 4HNO3 (конц.) = 2N2? + N2O? + 4NO2T + 3H2O
7.	HN3 (конц.) + HNOj = N2T + N2Of + H2O	(кип.)
8.	HN3 + NaOH (разб.) = NaN3 + H2O
9.	2HN3 + M2CO3 = 2MN3 + CO2? + H2O (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4)
10.	HN3 + NH3 • H2O (10%-й) = NH4N3 + H2O
11.	4HN3(r) + 2F2 = 3FN3(r) (зел.) + N2 + NH4F	(до 40 °C)
2FN3 2N2 + N2F2	(коми.)
12.	HN3 + HC1O = C1N3 (бц.) + H2O	(0 °C)
HN3 + Br2 BrN3(x) (красн.) + НВг
13.	HN3 + 3HI (конц.) = N2T + NH4[!(!)2]
2HN3 + I2 = 3N2 + 2HI	(в жидк. CS2)
14.	HN3 + CS2 <=► H[CS2(N3)]	(на холоду)
343
N
15.	4HN3 + 2Na = 2NaN3 + NH4N3 + N2T
4HN3 (конц.) + Cu = Cu(N3)2 + N2? + NH4N3
2HN3 (разб.) + Cu2O = 2CuN3 + H2O
16.	2HN3(r)	2N2 + N2H2(r) (диимин)	(электрич. разряд)
52.	HNO2 — азотистая кислота
В свободном виде известна только в газовой фазе, существует в водном растворе. Имеет две таутомерные формы: NO(OH) и N(H)O, (преобладает при комнатной температуре в растворе). Концентрированные растворы — голубые, разбавленные растворы — бесцветные. В форме NO(OH) проявляет слабые кислотные свойства, в форме N(H)O2 кислотой не является. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислородом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Agl53, N4022, N432, N502, S267.
1.	2HNO2(r) <=± NO + NO2 + Н2О
3HNO2(p) = HNO3 + 2NO + H2O	(выше 100 °C)
2.	HNO2 (разб.) + Н2О (хол.) <=► NO’ + Н3О+
3.	HNO2 (конц.) + Н3О+ NO* + 2Н2О (в 60%-й HNO3)
4.	2HNO2 <=> NO+ + NO; + H2O (0°С, в 30%-й HNO3) no+ + no; +=± n2o3
5.	HNO2 + NaOH (разб.) = NaNO2 + H2O
6.	HNO2 + NH3 • H2O (конц., хол.) = NH4NO2 + H2O
7.	HNO2 + HCI (разб.) + 6H° (Zn) = NH4C1 + 2H2O
8.	2HNO2 + O2 -S-ь 2HNO3
9.	2HNO2 + 2HI = I2X + 2NO? + 2H2O	(примесь N2O)
2HNO2 + 2HBr = Br2 + 2NOT + 2H2O
10.	HNO2 + H2O2 (конц.) <=* HNO(O2~) + H2O	(0 °C)
HNO2 + H2O2 (конц.) = HNO3 + H2O	(кип.)
11.	HNO2 (kohu.) + N2H4 = HN3 + 2H2O
HNO2 + HN3 (конц.) = N2T + N2Of + H2O	(кип.)
12.	HNO2 + NH2OH = H2N2O2 + H2O
13.	3HNO2 + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = N2? + 3Fe2(SO4)3 + 4H2O
14.	5HNO2 (конц.) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3)2 +
+ 2KNO3 + 3H2O
15.	HNO2 + HSO3NH2 = H2SO4 + N2T + H2O
16.	2HNO2 + C(NH2)2O = CO2T + 2N2T + 3H2O
17.	HNO2 + C2H5OH = C2H5ONO + H2O
344
N
53.	HNO3 — азотная кислота
Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окрашивается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно авто-ионизирована. Хорошо растворяет оксиды азота («дымяшая» кислота — красно-бурая жидкость). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% HNO3). Образует гидраты HNO3 • Н2О (точнее, H3NO4 — ортоазотная кислота) и HNO3 • ЗН2О. В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с основными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Сг, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует c Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. He разрушает диоксид кремния. Реагирует с этанолом. Смесь концентрированных HNO3 и НС! («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO3), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и НЕ Безводная кислота — протонный растворитель. Получение см.: в промышленности — N37, в лаборатории — К356, N413, N432.
1.	4HNO3 4NO2 + 2Н2О + О2Т	(комн., на свету)
2.	hno3 + н2о = no; + Н3О+
3.	HNO3 (разб.) + NaOH = NaNO3 + Н2О
HNO3 (разб.) + NH3 • Н2О = NH4NO3 + Н2О
4.	2HNO3 (2-3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О 2HNO3 (5%-я) + 8Н° (Mg, разб. H2SO4) = N2Of + 5Н2О HNO3 (30%-я) + ЗН° (Zn, разб. H2SO4) = NO + 2Н2О HNO3 (60%-я) + 2Н° (Zn, разб. H2SO4) = HNO2 + Н2О (кат. Pd) 5. 2HNO3 (конц.) + Ag = AgNO3 + NO2T + H2O
4HNO3 (конц.) + Си = Cu(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
6. 8HNO3 (разб.) + ЗСи = 3Cu(NO3)2 + 2NOT + 4H2O 10HNO3 (разб.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2OT + 5H2O
(примесь H2)
12HNO3 (разб.) + 5Sn -U 5Sn(NO3)2 + N2? + 6H2O
(примесь NO) 7. 30HNO3 (он. разб.) + 8A1 = 8A1(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
(примесь H2)
10HNO3 (04. разб.) + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
(примесь H2)
8. 12HNO3 (04. разб.) + 5Fe = 5Fe(NO3)2 + N2T + 6H2O (0-10 °C) 4HNO3 (разб.) + Fe = Fe(NO3)3 + NOT + 2H2O
345
N
9.	4HNO3 (конц., гор.) + Hg = Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O 8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NO3)2 + 2NOT + 4H2O 4HNO3 (конц., гор.) + Hg2(NO3)2 = 2Hg(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O		
10.	4HNO3	(конц.) + Ge	GeO2i + 4NO2T + 2H2O	
11.	6HNO3	(конц.) + S = H2SO4 + 6NO2? + 2H2O	(кип.)
	5HNO3	(конц.) + P (красн.) = H3PO4 + 5NO2? + H2O	(кип.)
12.	10HNO	3 (конц., гор.) + I2 = 2HIO3 + 10NO2T + 4H2O	
	10HNO	3 (разб.) + 3I2 = 6HIO3 + 10NO? + 2H2O	(кип.)
13.	2HNO3	(разб.) + MgO = Mg(NO3)2 + H2O	
14.	2HNO3	(разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2H2O	
15.	4HNO3 (конц.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(NO3)2 + 2NaNO3 + 4H2O 2HNO3 (разб.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(OH)2i + 2NaNO3 + 2H2O 2HNO3 (разб.) + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
16.	2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + CO2T + H2O
2HNO3 (оч. разб.) + CaSO3 = Ca(NO3)2 + SO2T + H2O
17.	HNO3 (конц.) + KF(T) = KNO3 + HFT
18.	3HNO3 (разб.) + [Ag(NH3)2]OH = AgNO3 + 2NH4NO3 + H20 6HNO3 (конц.) + [Ni(NH3)6](NO3)2 = Ni(NO3)2 + 6NH4NO3
19.	HNO3 (конц.) + H2O2 (конц.) <=* HNO2(O^-) + H20
20.	2HNO3 (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2?
2HNO3 (разб.) + 2H2O + 3SO2 = 3H2SO4 + 2NOT (50 °C)
21.	2HNO3	(конц.) + As2O3	+ 2H2O = 2H3AsO4 + N2O3T	(0 °C)
4HNO3	(конц.) + AsjOj	+ H2O = 2H3AsO4 + 4NO2T	(кип.)
22.	6HNO3	(60%-я) + HI =	HIO3 + 6NO2T + 3H2O	(кип.)
4HNO3 (конц.) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2NO2T + 2H2O + 2KNO3 (komh.)
23.	2HNO3 (разб., хол.) + 3H(PH2O2) -U ЗН2(РНО3) + 2NO? +
+ H2O
24.	4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3)3 + 2НС1 + NO2T + Н2О
(М = Fe, Cr)
25.	2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —Si + 2NO2 + 2Н2О 4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O 8HNO3 (конц.) + CuS(T) = CuSO4 + 8NO2T + 4H2O (кип.)
26.	HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO4 + (NO^)NH;
27.	HNO3 (конц.) + 3HC1 (конц.) «=* (NO)C1 + 2C1° + 2H2O (komh.) 2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NO? + 3C12? + 4H2O
(100-150 °C)
346
N
28.	HNO3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Au = H[AuCI4] + NOT + 2H2O 4HNO3 (конц.) + 18HCI (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4NOT + 8H2O
29.	4HNO3 (конц.) + 12HCI (конц.) + 3Ge = 3GeCl4(x)i + 4NO? +
+ 8H2O
2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) + 3I2 = 6ICI + 2NO? + 4H2O
(80 °C)
30.	4HNO3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF6] + 4NOT + 8H2O
2HNO3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W -1+ H2[WO2F4] +
+ 2NO? + 2H2O
31.	2HNO3 (разб.) + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 2NO? + 3Hg2SO4? +
+ 4H2O
32.	2HNO3 (конц.) + H2SO4 (конц.) + 2H2O эле|стролиз>
J	z	на Hg-катоде
электролиз> (NH 0H\ So (катод) + 3O2? (анод) (15 °C) на Hg-катоде	x
33.	4HNO3 (дымящ.) + Р4О|0 = 2N2O5 + 4HPO3
(в атмосфере O2 + O3)
34.	HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF	(комн.)
HNO3 (безводн.) + CIF = (NO2)C1O + HF	(-78 °C)
6HNO3 (безводн.) + I2C16 = 2(P+)(NO3)3 + 6HC1
(—78 °C, в жидк. CCI3F)
35.	HNO3 (безводн.) + HSO3CI = (NO2)C1? + H2SO4	(0 °C)
36.	HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NO2)C1O4 +
+ HC1O4 • H2O? (komh.)
37.	HNO3 (безводн., ход.) + 2HF(x) <=► H2NO+3 + HF;
HNO3 (безводн., гор.) + 4HF(x) <=♦ H3O+ + NO2 + 2HF2
38.	HNO3 (безводн.) + 2SO3 <=► NO* + HS2O?
HNO3 (безводн.) + 2H2SO4 (безводн.) H3O+ + NO2 + 2HSO4
39.	6HNO3 (безводн.) + 2K4[Fe(CN)6] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] +
+ 2HCN + O2T + 4KNO3 + 2H2O
3HNO3 (конц.) + K4[Fe(CN)6] = NO2T + HCN? +
+ K2[Fe(H2O)(CN)5] + 2KNO3 (кип.)
40.	HNO3 (безводн.) + KNO3 = K+ + [H(NO3)2]~
41.	3HNO3 (безводн.) «=* H2NO^ + [H(NO3)2]“
H2NO* <==> NO2 + H2O, [H(NO3)2]_ + H2O <=* H3O+ + 2NO3
54. H2N2O2 — азотноватистая кислота
Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к О2 воздуха. Энергично разлагается при механических воздействиях или
347
Na
самопроизвольно при комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в воде, этаноле, менее растворима в эфире, бензоле, хлороформе. Не образует гидратов. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окислитель и восстановитель. Получение см. N307, N5212, Na4512.
1.	H2N2O2 = Н2О + N2O	(20-25 °C)
2.	h2n2o2 (разб.) + н2о <=* hn2o; + Н3О+
hn2o2 + н2о *==> n2o^- + н3о+
3.	H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2Н2О
H2N2O2 + NaOH (разб.) = NaHN2O2 + 2H2O
4.	H2N2O2 + HCI (разб.) + 6H° (Zn) -U N2H5CI + 2H2O
5.	2H2N2O2 + 3O2 (воздух) 2HNO2 + 2HNO3
6.	H2N2O2 + 3H2O + 3I2 = HNO3 + HNO2 + 6HI
7.	H2N2O2 + HNO2 (конц.) HNO3 + N2? + H2O
8.	5H2N2O2 + 12H2SO4 (разб.) + 8KMnO4 = 10HNO3 + 8MnSO4 +
+ 4K2SO4 + 12H2O
Натрий
1.	Na — натрий
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттенком), легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Темно-красный пар натрия состоит из атомов Na (преобладают) и молекул Na2. В особых условиях образуется фиолетово-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяется в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами, этанолом. С азотом реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амальгаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия) реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инертных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых твердых веществ (NaCl, Na2CO3, уголь, железо, А12О3, SiC, ZrO2), образуя серо-черные моноатомные покрытия. Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет. Наиболее распространенный металл в морской воде. Получение см. Nal2H, Nal310’ п, Na419, Na5233.
348
Na
1. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2?
2. a) 2Na + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2T
2Na + H2SO4 (разб.) = Na2SO4 + H2T
2Na + 2CH3COOH (разб.) = 2Na(CH3COO) + H2T
6) 8Na + 8H2SO4 (96%-я) -U NaHS + 7NaHSO4 + 4H2O
8Na + 10HNO3 (3-5%-я) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O
HNa + 14HNO3 (20%-я) = HNaNO3 + NO? + N2O? + 7H2O
3.	2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2	(600 °C)
2Na +.NaOH <=► NaH + Na2O	(350 °C)
4.	2Na + H2 = 2NaH	(250-400 °C, p)
5.	2Na + O2 (воздух) = Na2O2	(сжигание, примесь Na2O)
2Na + O2 = Na2O2	(250-400 °C)
2Na + Na2O2 = 2Na2O	(130-200 °C, в Ar)
6.	4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH
7.	2Na + E2 = 2NaE (комн., E = F, Cl; 150-250 °C; E = Вг, I)
8.	2Na + E = Na2E	(выше 130 °C; E = S, Se, Те)
2Na + nS = Na2(S„)	(-40 °C, в жидк. NH3, n = 1, 2, 4, 5)
9.	6Na + N2 = 2Na3N	(100 °C, электрич. разряд)
3Na + P (красн.) = Na3P (зел.)	(200 °C, в атмосфере Ar)
10.	2Na + 2C (графит) = Na2C2	(150-200 °C)
11.	2Na + 2H2S (насыш.) = 2NaHS? + H2?	(в бензоле)
12. Na + 4NH3(x) = [Na(NH3)4] (син.)	(-40 °C)
[Na(NH3)4] + «NH3(X) <=± (Na(NH3)4l+ + e~	• «NH3
2Na + 2NH3(X) = 2NaNH2 + H2?	(кат. Fe)
13. 2Na + 2NH3(r) = 2NaNH2 + H2	(350 °C)
14. 2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H2O	(250-300 °C)
Na + В + 2H2	Na(BH4l	(кип. в диоксане)
15. 2Na + 2C2H2 = 2NaHC2 + H2	(100 °C)
2NaHC2 = Na2C2 + C2H2	(выше 200 °C)
16. Na + Al + 2H2 = Na[AlH4]	(200 °C, р)
17. Na	Na„Hg	(n = 0,25, 0,5, 0,875, 1, 1,5, 2,5, 3)	
2Na(Hg) + 2SO2(p) = Na2S2O4	(до 10 °C)
18. 6Na + 2NaNO2 = 4Na2O + N2	(350-400 °C)
19. 2Na + 2C2H5OH = 2Na(C2H5O) + H2?	(комн.)
2.	NaAIO2 — диоксоалюминат(Ш) натрия
Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильнощелочной среде переходит в Na[Al(OH)4]. Разлагается кисло
349
Na
тами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. А1143, А1161, А1173-4, Na496, Na5217-23.
1.	NaA102 + 2Н2О (гор.) NaOH + Al(OH)3i (аморфн.)
2.	NaA102 + 4Н2О = Na[Al(H2O)2(OH)4]	(в разб. NaOH)
NaA102 + 2Н2О = Na[Al(OH)4]	(в конц. NaOH)
3.	NaA102 + 4НС1 (конц.) = NaCl + А1С13 + 2Н2О
4.	2NaA!O2 + ЗН2О + СО2 -U Na2CO3 + 2Al(OH)3i (крист.)
(кип.)
5.	2NaAlO2 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)O4 (700-800 °C) шпинель
3. NaAsO2 — метаарсенит натрия
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением состава). Слабо растворим в этанале. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Asl4, As86’7, Asl32.
1.	5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2As	(300-550 °C)
2.	NaAsO2 (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + AsO2
a)	AsO; + H2O <=> HAsO2 + OH"	(pH > 7)
6)	AsO; + 2H2O <=► HjAsO; + H2O «=* H3AsO3 + OH“
3.	NaAsO2 + H2O (гор.) = NaHjAsOj
4.	2NaAsO2 + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + As^l + H2O
NaAsO2 + 4HC1 (конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H2O
5.	NaAsO2 + NaOH (хол.) = Na2HAsO3
6.	2NaAsO2 + O2 (воздух) —2NaAsO3
2NaAsO2 + 2NaOH (разб.) + O2 = 2Na2HAsO4 (кат. CuSO4) 7. 2NaAsO2 + 2HC1 (разб.) + 3H(PH2O2) = 2Asl + 3H2(PHO3) +
+ 2NaCl + H2O
2NaAsO2 +.14HC1 (конц., гор.) + 3SnCl2(T) = 2Asl + 3H2[SnCl6] +
+ 4H2O + 2NaCl
8. NaAsO2 + 2NaOH (разб.) + NaClO = NajAsO,, + NaCl + H2O 3NaAsO2 + 6NaOH + NaBrO3 = 3Na3AsO4 + NaBr + 3H2O (кип.) NaAsO2 + 4NaOH (разб., гор.) + 12 = Na3AsO4 + 2NaI + 2H2O
9. NaAsO2 + 2NaOH (разб.) + 2[Ag(NH3)2]OH = 2Agl +
+ Na3AsO4 + 2NH3T + 2H2O (80 °C) 10. 2NaAsO2 + 2HC1 (разб.) + 3H2S = AsjSjl + 2NaCl + 4H2O
350
Na
11. NaAsO2 + H2O + 3AgNO3 = Ag3AsO3l (желт.) + NaNO3 + 2HNO3
12. NaAsO2 + H2O + NaOH эле|С1^и:>> н2Т (катод) + Na2HAsO4 (анод)
4. Na;jAsO4 — арсенат натрия
Белый, термически устойчивый, гигроскопичный. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Растворим в этаноле, нерастворим в эфире. Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. Asl|5, As814, As93, Na38-9.
1.	Na3AsO4 • 12H2O = Na3AsO4 + 12H2O	(выше 150 °C)
2.	Na3AsO4 (разб.) + 12H2O = 3[Na(H2O)4]+ + AsO^
AsO4~ + H2O <=* HAsO4~ + OH"	(pH > 7)
3.	Na3AsO4 + CO2 + H2O = Na2HAsO4 + NaHCO3
4.	Na3AsO4 (насыщ.) + 2H3AsO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 • H3O)
(на холоду)
90 °C	135 °C	230 °C
NaH^ Hp Na2H2As2O7 “iljU	"njU
5.	Na3AsO4 + 3AgNO3 = Ag3AsO4l (кор.) + 3NaNO3
2Na3AsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO4)2l
(M = Ca, Ba, Fe, Co, Ni, Cu, Hg)
6.	Na3AsO4 + MgCl2 + NH4C1 + 6H2O = MgNH4AsO4 • 6H2O1 + 3NaCl 7. 2Na3AsO4 + 3H2SO4 + 4HI = As2O3i + 2I2i + 5H2O + 3Na2SO4
8. 2Na3AsO4 + 21HC1 (конц.) + 5H[SnCl3] = 2Asi + 5H2[SnCy +
+ 6NaCl + 8H2O
9. Na3AsO4 + 4Zn + 11HC1 (разб.) = AsH3? + 3NaCl + 4H2O + 4ZnCl2
5. NaBO2 — метаборат натрия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной водой анион ВО2 переходит в [В(ОН)4]". Нерастворим в этаноле, эфире. Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. Na74'6’9, Nal216.
1. NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [В(ОН)4] “
[В(ОН)4]" + Н2О <=♦ [В(Н2О)(ОН)3] + (ОН)" (pH > 7) 2. 4NaBO2 + Н2О (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH
3.	NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCl + [В(Н2О) (ОН)3]
4.	2NaBO2 + 2H2SO4 (конц.) + 2Н2О = 2NaHSO4 + 2В(ОН)31
5.	2NaBO2 + 2Н2О2 (конц.) + 6Н2О = Na^B/O^ (ОН)4] • 6Н2О-1.
351
Na
6.	NaB5O8 — октаоксопентаборат(Ш) натрия
Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава аниона. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. Na75.
1.	NaB5O8 = NaBO2 + 2В2О3	(выше 785 °C)
2.	NaBsOg • 5Н2О = NaB5O8 + 5Н2О	(350 °C)
3.	NaB5O8 (разб.) + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + IBSO6(OH)4]“ (pH 7)
4.	NaB5O8 + HCI (разб.) + 12H2O = NaCl + 5[B(H2O)(OH)3]
5.	2NaB5O8 + 2H2SO4 (конц.) + 14H2O = 2NaHSO4 + 10B(OH)3>L
6.	NaBsO8 + 8H2O + 4NaOH (конц.) = 5Na|B(OH)4]
7.	Na2B4O7 — тетраборат натрия
Бура (гидрат). Белый, плавится без разложения, гигроскопичный. Умеренно растворяется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава). Растворим в этаноле, метаноле, ацетоне. Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение см. В162, Na52, Nal216.
1.	Na2B4O7 • ЮН2О = Na2B4O7 + ЮН2О	(выше 380 °C)
2.	Na2B4O7 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + В4О2“
(точнее, (В4О5(ОН)4]2-)
В4О2" + 11Н2О	4[В(Н2О)(ОН)3] + 2ОН“	(pH > 7)
3.	Na2B4O7 + 2НС1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4[В(Н2О)(ОН)3] Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 5Н2О = 4В(ОН)3Х + 2NaHSO4
(40-50 °C)
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Na2B4O7 + 7Н2О + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)	Ul
Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O	(700-750 °C)
Na2B4O7 + ЗВ2О3 = 2NaB5O8	(650-700 °C)
Na2B4O7 + СоО = 2NaBO2 + Co(BO2)2 (син.)	(750-800 °C)
Na2B4O7 + 6Mg = 4B (аморфн.) + 6MgO + Na2O	(600 °C)
Na2B4O7 + 2NaOH + 4H2O2 (конц.) + 11H2O =	
= 2Na2[B2(O2_	)2(OH)4] • 6H2^
Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 12C2H5OH = 4B(C2H	5O)3T +
+ 2NaHSO4 + 7H2O (komh.)	
2B(C2H5O)3 + 18O2 = B2O3 + 12CO2 + 15H2O	
(сгорание на воздухе)
Na2B4O7(r) ♦=* В2О3(Ж) + 2NaBO2(r)	(выше 1575 °C)
352
Na
8.	NaBiO3 — висмутат натрия
Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый Na3BiO4, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. Bi97, BilО7 8, Bil25.
1.	NaBiO3 + 6НС1 (конц., хол.) = Na[BiCl4] + С12Т + ЗН2О
2.	2NaBiO3 + 2HNO3 (разб., хол.) = (л - 1)Н2О = Bi2O5 • лН2ОХ +
+ 2NaNO3
4NaBiO3 + 4HNO3 (конц.) = 2(BiinBiv)O4 + 4NaNO3 + O2? + 2H2O
(кип.) 3. NaBiO3 + 2NaOH (40%-й) Na3BiOj + H2O	(кип.)
4.	10NaBiO3 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = 5Bi2(SO4)3 + 4HMnO4 +
+ 14H2O + 5Na2SO4
6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4)2 = 3Bi2(SO4)3 + 2K2Cr2O7 +
+ 3Na2SO4 + 4H2O
5.	2NaBiO3 + 4H2SO4 + C2H5OH = Bi2(SO4)3 + CH3COOH +
+ Na2SO4 + 5H2O
9.	NaBr — бромид натрия
Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворим в жидком аммиаке, этаноле, метаноле. Восстановитель. Получение см. Вгб5, Nal7, Na356, Na5213.
1.	NaBr • 2H2O = NaBr + 2H2O	(выше 51 °C, вак.)
2.	NaBr (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Br"	(pH 7)
3.	2NaBr(T) + H2SO4 (10-50%-я, хол.) = Na2SO4 + 2HBr
2NaBr(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O 4. 2NaBr (гор.) + Cl2 = 2NaCl + Br2T
5.	5NaBr + 3H2SO4 (разб.) + NaBrO3 = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O
2NaBr + 2H2SO4 (конц.) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип.)
6.	NaBr + 3H2O электролиз> зн2? (катод) + NaBrO3 (анод)
10.	NaBrO3 — бромат натрия
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке, нерастворим в этаноле. Окислитель, слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом натрия. Получение см. Brl4, Вг83, Na9*, Nal65, Na52n.
353
Na
1.	2NaBrO3 = 2NaBr + 3O2	(выше 384 °C)
2.	NaBrO3 + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + BrO^	(pH 7)
3.	NaBrOj + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O
2NaBrO3(T) + 12HC1 (конц.) = Br2T + C12T + 6H2O + 2NaCI (кип.) 4. 2NaBrO3(p) + I2 (суспензия) = 2NaIO3 + Br2
NaBrO3 + HI (конц.) = NaIO3 + HBr
5. 2NaBrO3 + ЗС (графит) = 2NaBr + 3CO2	(450-550 °C)
NaBrO3 + 6NaOH + 3NaAsO2 = NaBr + 3Na3AsO4 + 3H2O (кип.) 6. NaBrO3 + 2NH3 = NaBr + N2 + 3H2O	(350-400 °C)
7. NaBrO3 + F2 + 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O
NaBrOj + H3O+ (катионит) = HBrO4 + Na+ (катионит) + H2O 8. NaBrO3 + H2O + XeF2 = NaBrO4 + XeT + 2HF
9. NaBrO3 + H2O '1лектролиз> H2T (катод) + NaBrO4 (анод)
11. NaCN — цианид натрия
Белый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При хранении концентрированного раствора медленно разлагается. Малорастворим в этаноле. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. С44, Nal2l2, Na445, Na528.
1.	NaCN • 2H2O = NaCN + 2H2O	(комн., вак., над P4O,0)
2.	NaCN (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CN~ (pH > 7) CN~+H2O <=* HCN + OH"
3.	NaCN (конц.) + 2H2O = Na(HCOO) + NH3T	(кип.)
4.	NaCN(T) + HCI (конц., хол.) = NaCl + HCNT
5.	2NaCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNT + Na2SO4 (30-40 °C) 2NaCN + 2H2SO4 (конц.) + 2H2O = Na2SO4 + (NH4)2SO4 + 2COT (кип.)
6.	2NaCN + H2O + CO2 = Na^Oj + 2HCN	(komh.)
NaCN(T) + NaHS(T) = HCN + Na2S	(до 100 °C)
7.	2NaCN (разб., гор.) + O2 = 2NaOCN	(кат. Ni)
8.	NaCN (разб.) + S = NaNCS	(кип.)
(л - l)NaCN + Na2(S„) = (л - l)NaNCS + Na2S	(кип.)
9.	NaCN + Na2S4O6 + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4 10. NaCN + H2O2 (30%-й) = NaOCN + H2O
11.	NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO	(250 °C)
NaCN + PbO = Pb + NaOCN	(400-500 °C)
354
Na
12.	2NaCN + H20 + 5NaC10 = 2NaHCO3 + 5NaCl + N2T
13.	NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCNi + NaNO3
14.	NaCN (конц.) + AgCN(T) = Na[Ag(CN)2](p)
12.	Na2CO3 — карбонат натрия
Сода (гидрат), сода кальцинированная, или стиральная (безводный). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Малорастворим в этаноле, эфире, CS2. Реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами. Восстанавливается коксом. Получение см. Na24l>4, Na49*, Na507>8, Na5219, Na647.
1.	Na2CO3 = Na2O + CO2	(выше 1000 °C)
2.	Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3 + 10H2O	(100-120 °C, вак.)
3.	Na2CO3 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + CO|"
co|- + н2о <=± нсо; + он-	(pH »7)
4.	Na2CO3 + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + CO2T + H2O
Na2CO3 + H2SO4 (разб.) = Na2SO4 + CO2T + H2O
Na2CO3 + 2HNO3 (разб.) = 2NaNO3 + CO2T + H2O
5.	Na2CO3 (насыщ.) + H2O + CO2 = 2NaHCO3l (30-40 °C)
6.	Na2CO3 + 2HF (разб.) = 2NaF + H2O + CO2T Na2CO3 + 4HF (конц.) = 2Na(HF2) + CO2T + H2O
7.	3Na2CO3 (конц.) + 2H3PO4 (разб.) = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2T (кип.)
Na2CO3 (разб.) + 2H3PO4 (конц.) = 2NaH2PO4 + H2O + CO2T NajCO3 (разб.) + H3PO4 (разб.) = Na2HPO4 + H2O + CO2T
8.	NajCO3 + M(OH)2 (насыщ.) = MCO3i + 2NaOH (M = Ca, Sr, Ba)
9.	3Na2CO3 + 3H2O (гор.) + 2MC13 = 2M(OH)3i + 3CO2T + 6NaCl
(M = Al, Cr)
3Na2CO3 + H2O + 2FeCl3 = 6NaCl + 2FeO(OH)i + 3CO2T (кип.)
10.	3Na2CO3 (конц., гор.) + 3E2 = 5NaE + NaEO3 + 3CO2T
(E = Cl, Br, I)
11.	Na2CO3 + 2C (кокс) = 2Na + 3CO
(900-1000 °C)
12.	Na2CO3 + С (кокс) + CaCN2 = 2NaCN + CaCO3 Na2CO3 + С (кокс) + 2NH3 = 2NaCN + 3H2O
13.	Na2CO3 (конц.) + SO2 = Na2SO3 + CO2T
Na2CO3 (разб.) + H2O + 2SO2 = 2NaHSO3 + CO2T
14.	Na2CO3 + NO + NO2 = 2NaNO2 + CO2
15.	Na2CO3 (конц., гор.) + As2O3 = 2NaAsO2 + CO2?
(600-700 °C)
(800-900 °C)
(450-500 °C)
355
Na
16.	Na2CO3 + 2B(OH)3 = 2NaBO2 + CO2 + 3H2O	(выше 850 °C)
Na2CO3 + 4B(OH)3 = Na2B4O7 + CO2 + 6H2O	(выше 650 °C)
17.	Na2CO3 + A12O3 = 2NaAlO2 + CO2	(1 000-1200 °C)
18.	3Na2CO3 + 2A1(OH)3 + 12HF (конц.) = 2Na3[AlF6]X + 3CO2 +
+ 9H2O 19. Na2CO3 + CaF2 + SiO2 = 2NaF + CaSiO3 + CO2 (900-1100 °C) 20. 2Na2CO3 + H2O + 2ZnS2O4 = Zn2CO3(OH)2X + 2Na2S2O4 + CO2T
Na2CO3 + BaS2O6 = Na2S2O6 + ВаСО34-
2Na2CO3 + H2O + 2MnS2O6 = 2Na2S2O6 + Mn2CO3(OH)2X + CO2?
21. 2Na2CO3 (конц.) + 2H2O злектР°лиз> н2Т (катод) +
+ Na2C2O4(O2_) (анод) + 2NaOH (0 °C)
13.	NaCl — хлорид натрия
Поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей магния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в присутствии HCI, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке, нерастворим в этаноле, метаноле, ацетоне, эфире. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Главная составная часть природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер. Получение см. Nal2’7. Nal24, Na523’26, Na648.
1.	NaCl • 2H2O1 ♦=» NaCl (насыщ.) + 2H2O (до +0,15 °C)
NaCl • 2H2O = NaCl + 2H2O	(комн., в сухом воздухе)
2.	NaCl (разб.) + 4H2O = (Na(H2O)4]+ + СГ	(pH 7)
3.	NaCl(T) + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HCI?	(до 50 °C)
2NaCl(T) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 2HC1?	(кип.)
4.	NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HCI	(450-800 °C)
5.	2NaCl(T> + 4H2SO4 (конц.) + PbO2 = Cl2? + Pb(HSO4)2 +
+ 2NaHSO4 + 2H2O (komh.)
2NaCl(T) + 2H2SO4 (конц.) + MnO2 = Cl2? + MnSO4 + Na2SO4 +
+ 2H2O (100 °C)
6.	IONaCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(T) = 5C12? +
+ 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O
6NaCl(T) + 7H2SO4 (конц., гор.) + К2Сг2О7(т) = 3C12? + Cr2(SO4)3 + + 3Na2SO4 + K2SO4 + 7H2O 7. NaCl (насыщ.) + AgNO2 (насыщ.) = NaNO2 + AgCli
NaCl (разб.) + AgNO3 = NaNO3 + AgCl?
356
Na
8.	NaCl (насыщ.) + H20 + NH3 + CO2 = NaHCO3l + NH4C1
NaCl (насыщ.) + NH4HCO3 = NaHCO3X + NH4C1
9.	NaCl + A1C13 = Na|AlCl4|	(до 300 °C)
10.	2NaCl(JK) электР°лиз> 2Na (катод) + CI2T (анод)
11.	2NaCl + 2H2O электР°лиз> н2? (катод) + Cl2? (анод) + 2NaOH
2NaCl( ) электро™3 „ 2Na (катод) + C12T (анод) w (на Hg-катоде)	2
NaCl + ЗН2О электР°лиз> зн2? (катод) + NaC103 (анод)
(40-60 °C)
14.	NaCIO — гипохлорит натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окислитель, реагирует с этанолом. Получение см. Са77, CH 54, Na5210.
I.	3NaClO = NaClO3 + 2NaCl	(30-50 °C)
2NaClO = 2NaCl + O2	(выше 70 °C)
2.	NaCIO • 5H2O = NaCIO + 5H2O (комн., вак., над конц. H2SO4) 3. NaCIO (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CIO-
C1O + H2O HC1O + ОН-	(pH > 7)
4.	3NaClO (разб., гор.) -U NaClO3 + 2NaCl
2NaClO (конц.) = 2NaCl + О2?	(кип.)
5.	NaCIO + 2НС1 (конц.) = С12? + NaCl + Н2О
6.	NaCIO (разб.) + NH3 • Н2О (конц.) = NH2C1? + NaOH + Н2О (до 25 °C, вак.)
NaCIO (конц.) + 2(NH3 • Н2О) = N2H4 • Н2О + NaCl + ЗН2О
7.	5NaClO + 2NaOH + I2 = 5NaCl + 2NalO3 + H2O
8.	NaCIO (насыщ.) + H2O + CO2 = NaHCO3l + HC1O (komh.) 9. NaCIO + C2H5OH = NaCl + CH3C(H)O + H2O
10. NaCIO + 2NaOH (разб.) + C(NH2)2O = N2H4T + H2O +
+ NaCl + Na2CO3 (кип.)
15.	NaCIO2 — хлорит натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по аниону), этаноле. Реагирует с горячей водой, сильными кислотами. Слабый восстановитель, сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. С165-6-8-|0, СПб5.
1.	3NaC102 = 2NaC103 + NaCl	(180-200 °C)
357
Na
2.	NaC102 • 3H2O = NaClO2 + 3H2O	(37,4 °C)
3.	NaC102 (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + C1O2
сю; + н2о <=± нсю2 + oh~	(ph > 7)
4.	NaC102 (конц.) = NaCl + O2	(кип.)
5.	NaC102 + 4HC1 (конц.) = 2C12? + NaCl + 2H2O
6.	4NaC102 + 2H2SO4 (разб.) = 2Na2SO4 + HC1 + HC1O3 +
+ 2C1O2? + H2O
7.	2NaC102 + Cl2 = 2C1O2 + 2NaCl	(100-120 °C)
2(NaC102 • 3H2O) + Cl2 = 2C1O2 + 2NaCl + 6H2O (комн.)
8.	NaClO2 + S = NaCl + SO2	(200-250 °C)
9.	5NaC102 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaC103 + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 3H2O 10. 2NaC102 + Pb(NO3)2 = Pb(ClO2)2>L + 2NaNO3	(комн.)
Pb(C102)2 + H2SO4 (разб.) = PbSO4>L + 2HC1O2	(0-5 °C)
16.	NaCIO3 — хлорат натрия
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Не образует кристаллогидратов. Растворим в жидком аммиаке, этаноле, метаноле, ацетоне. Разлагается кислотами. Сильный окислитель при спекании. Получение см. С1175, Nal210, Nal3", Nal4>-4, Nal5', Na245, Na5210.
1.	4NaC103 = 3NaC104 + NaCl	(300 °C)
2NaClO3 = 2NaCl + 3O2	(250 °C, кат. MnO2)
2.	NaClO3 (разб.)+ 4H2O = [Na(H2O)4]+ +CIO;	(pH 7)
3.	NaClO3(T) + 6HC1 (конц.) = NaCl + 3C12T + 3H2O
4.	3NaC103(T) + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2C1O2? + NaCIO4 + H2O 5. 2NaClO3 + E2 = 2NaEO3 + C12T	(в гор. разб. HNO3, E = Br, 1)
6. 2NaClO3 + 3S = 2NaCl + 3SO2	(выше 130 °C)
10NaClO3 + 12P (красн.) = lONaCl + ЗР4О|0 (выше 250 °C) 7. 2NaClO3 + 6C1F3 = 3C1O2F + 2NaCl + 3C1F5	(комн.)
8. NaClO3 + H2O эпе|С1Р°)|ИЗ> н2Т (катод) + NaClO4 (анод)
17.	NaCIO4 — перхлорат натрия
Белый, гигроскопичный (в присутствии примеси НС1О4), при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворим в жидком метаноле, этаноле, ацетоне, малорастворим в эфире. Сильный окислитель при спекании. Получение см. С1184, Nal618.
1.	NaClO4 = NaCl + 2О2	(482-630 °C)
358
Na
2.	NaC104 • H20 = NaC104 + H2O	(130 °C, вак.)
3.	NaC104 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]++ CIO 4	(pH 7)
4.	NaC104 + 4Zn = NaCl + 4ZnO	(500 °C)
5.	NaClO4 + 8[Ti(H2O)6]C13 = NaCl + 8HC1 +
+ 8(Ti(H2O)4(OH)2]C12 + 4H2O
NaC104 + 8T1C13 = NaCl + 6TiCl4 + 2TiO2	(400 °C)
18.	Na2CrO4 — хромат натрия
Желтый, гигроскопичный (в отличие от хромата калия), плавится без разложения, термически устойчив. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Малорастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Сильный окислитель в растворе (по сравнению с дихроматом натрия). Образует пероксокомплексы. Получение см. Сг106, Сг134, Сг149, КП5, Nal91,7.
1.	Na2CrO4 • 10Н2О = Na2CrO4 + ЮН2О	(80—100 °C, вак.)
2.	Na2CrO4 + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + CrO7
CrO4~ + H2O <=* нею; + OH-	(pH >7)
3.	2Na2CrO4 + 2HC1 (разб.) = Na2Cr2O7 + 2NaCl + H2O
2Na2CrO4(T) + 16HC1 (конц.) = 2CrCl3 + 3C12T + 8H2O + 4NaCl
(кип.)
4.	2Na2CrO4 (конц.) + H2O + 2CO2 = Na^r^ + 2NaHCO3
(komh., p)
5.	2Na2CrO4 + 2H2O (гор.) + 3H2S(r) = 2Cr(OH)3X + 3S1 + 4NaOH 2Na2CrO4 + 8H2O + 3Na2S = 2Na3[Cr(OH)6] + 3Si + 4NaOH
(в конц. NaOH)
6.	2Na2CrO4 + 5NaOH (конц.) + 8H2O + 3Na[Sn(OH)3] =
= 2Na3[Cr(OH)6] + 3Na2[Sn(OH)6] 7. 2Na2CrO4 + 9H2O2 (конц.) + 2NaOH = 2Na3[Cr(O|-)4] + O2T +
+ 10H2O	(0 °C)
8.	12Na2CrO4 + 8Na2CO3 + 38S = 12Na[CrS2] (сер.-зел.) + 8CO2 +
+ 14Na2SO4 (750-850 °C)
19.	Na2Cr2O7 — дихромат натрия
Оранжевый, гигроскопичный (в отличие от дихромата калия), плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичным изменением состава аниона, устойчив в сильнокислотной среде. Малорастворим в этаноле. Реагирует с хлороводородной и серной кислотами, щелочами. Сильный окисли-
359
Na
тель в растворе и при спекании, реагирует с типичными восстановителями. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal83> 4.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
4Na2Cr2O7 = 4Na2CrO4 + 2Сг2О3 + ЗО2	(выше 400 °C)
Na2Cr2O7 • 2Н2О = Na2Cr2O7 + 2Н2О	(84-110 °C)
Na2Cr2O7 (разб.) + 8Н2О <=► 2[Na(H2O)4]+ + Сг2О?’
Сг2О7“ + Н2О <=► 2НСгО;
него; + Н2О <=► СгО4’ + Н3О+	(pH < 7)
Na2Cr2O7 (конц.) -—--т» Na2Cr3Ol0, Na2Cr4O13	(кип.)
Na2Cr2O7(T) + 14НС1 (конц.) = 2CrCl3 + ЗС12Т + 7Н2О + 2NaCl Na2Cr2O7 + 2H2SO4 (96%-я) = 2NaHSO4 + 2CrO3X + H2O (90 °C)
Na2Cr2O7 + 2NaOH (конц.) = 2Na2CrO4 + H2O
Na2Cr2O7 + Na2CO3 = 2Na2CrO4 + CO2	(550 °C)
Na2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6NaI = Cr2(SO4)3 + 3I2X +
+ 4Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 + 4H2SO4 (разб.) + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 4H2O +
+ 4Na2SO4
Na2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 +
Na2Cr2O7 + 3H2 = Cr2O3 + 2NaOH + 2H2O Na2Cr2O7 + 2C (кокс) = Cr2O3 + Na2CO3 + CO Na2Cr2O7 + 2KC1 (конц.) = K2Cr2O7 + 2NaClX Na2Cr2O7 + 2MC1 (конц.) = M2Cr2O7i + 2NaCl Na2Cr2O7 + 3H2C2O4 = 2NaCrO2 + 6CO2 + 3H2O Na2Cr2O7 + 8HC1 (разб.) + 3HC(H)O -U 2CrCl3
+ Na2SO4 + 7H2O
(450-550 °C) (700-900 °C) (komh.) (M = Pb, Cs) (450-500 °C) + 2NaCl +
+ 3HCOOH + 4H2O (кип.)
Na2Cr2O7 + 8HC1 (разб.) + 3C2H5OH = 2CrCl3 + 3CH3C(H)O + + 2NaCl + 7H2O (30-50 °C)
20. NaF — фторид натрия
Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле, метаноле. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal7, Nal26’l9, Si73-5.
1. NaF (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + F
F + Н2О <=* HF + ОН’
2. NaF + HF (конц.) = Na(HF2)
NaF + «HF(X) = NaF • nHFi, точнее, Na[F(HF)J
(pH > 7)
(л = 1+4)
360
Na
3.	2NaF + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 2HF?	(кип.)
NaF + HNO3 (конц.) = NaNO3 + HFT
4.	NaF + LiOH (насыщ.) = NaOH + LiFi
2NaF + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2NaOH + CaF2J.
5.	2NaF (конц.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]l + 2HF
6.	3NaF (конц.) + A1F3 = Na3(AlF6]i
3NaF + 3NF (конц.) + A1(OH)3 = Na3[AlF6]l + 3H2O
7.	NaF(M). электрализ> 2Na>L (катод) + F2T (анод)
21.	NaFeO2 — диоксоферрат(Ш) натрия
Зеленый с коричневым оттенком, плавится без разложения. Реагирует с водой, кислотами, оксидом и пероксидом натрия. Окисляется кислородом в присутствии оксида натрия, галогенами в щелочной среде. Получение см. Fe256*7.
1.	2NaFeO2 + (п + 1)Н2О (хол.) -U Fe2O3 • лН2О1 + 2NaOH
2.	NaFeO2 + Н2О = FeO(OH)l + NaOH	(кип.)
3.	NaFeO2 + 4НС1 (разб.) = FeCl3 + NaCl + 2H2O
4.	NaFeO2 + 2Na2O —Na5FeO4 (500 °C, в атмосфере N2) 4NaFeO2 + 6Na2O + O2 (воздух) = 4Na4FeO4	(400 °C)
5.	2NaFeO2 + 3Na2O2 = 2Na2FeO4 + 2Na2O (500 °C, в расплаве NaOH) 6. 2NaFeO2 + 3E2 + 8NaOH (конц.) = 2Na2FeO4 + 6NaE + 4H2O
(50-60 °C; E = Cl, Br)
22.	Na2GeO3 — германат натрия
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами, в концентрированных щелочах меняет состав аниона. Получение см. Gel4, Ge74’8.
1.	Na2GeO3 • 7Н2О = Na2GeO3 + 7Н2О	(300 °C)
2.	Na2GeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + GeO^
GeO3_ + H2O ?=* HGeOJ + OH	(pH > 7)
3.	Na2GeO3 + 6HC1 (конц.) = Na2[GeCl6] + 3H2O
4.	Na2GeO3 + 2HNO3 (разб.) = GeO24- + 2NaNO3 + H2O
5.	Na2GeO3 + 3H2O (хол.) = Na2[Ge(OH)6]	(в конц. NaOH)
Na2[Ge(OH)6](T) = Na2GeO3 + 3H2O	(выше 300 °C)
23.	NaH — гидрид натрия
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Нерастворим в эфире. Сильный восста
361
Na
новитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, этанолом. Получение см. Nal4.
1.	2NaH = 2Na + Н2	(430-500 °C, вак.)
2.	NaH + Н2О = NaOH + Н2?
3.	NaH + НС1 (разб.) = NaCl + Н2Т
4NaH + 6HNO3 (5%-я) = 4NaNO3 + N2O? + 5H2O
4. 2NaH + O2 = 2NaOH	(выше 230 °C)
5. NaH + Cl2 = NaCl + HC1	(450-500 °C)
2NaH + 2S = Na2S + H2S	(350-400 °C)
6. 2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2	(350 °C)
7. NaH + CO2 = Na(HCOO)	[до 200 °C, p]
8. 2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S	(200-250 °C)
4NaH + 3SiO2 = 2Na2SiO3 + Si + 2H2	(450-600 °C)
9. 4NaH + A1C13 = Na[AlH4[ + 3NaCl	(в эфире)
4NaH + B(C2H5O)3 = Na[BH4] + 3Na(C2H5O)	(250-270 °C)
10. 4NaH + (FenFe2n)O4 = 4NaOH + 3Fe 11. 2NaH + TiCl4 = Ti + 2NaCl + 2HC1	(350-420 °C)
12. NaH + NH3(r) = NaNH2 + H2	(350 °C)
NaH + NH^ = NaNH2l + H2?	(-40 °C, кат. Fe)
13. NaH + C2H5OH = Na(C2H5O) + H2T	(комн.)
24.	NaHCO3 — гидрокарбонат натрия
Питьевая сода, соль Бульриха. Белый, при слабом нагревании разлагается. Во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной температуре. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. С123>4, Nal25, Nal38, Na5219.
1.	2NaHCO3 = Na2CO3 + CO3 + H2O	(250-300 °C)
2.	NaHCO3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HCO;
нсо; + н2о <=* h2co3 + oh-	(pH>7)
3.	NaHCO3 + HC1 (разб.) = NaCl + CO2T + H2O
4.	NaHCO3 + NaOH (конц.) = Na2CO3 + H2O
5.	6NaHCO3 (конц.) + 3C12 = NaClO3 + 5NaCl + 6CO2? + 3H2O
(кип.)
6.	NaHCO3 + SO2(r) = NaHSO3 + CO2?
2NaHCO3(T) + 2SO2(r) —Na2S2O5 + 2CO2 + H2O
362
Na
7.	NaHCO3 + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2? + H2O
8.	4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + 3CO2T + H2O
(кип.)
25.	Na(HF2) — гидродифторид натрия
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив в сухом воздухе. Умеренно растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Разлагается концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. Nal26, N3202, Na527.
1.	Na(HF2) = NaF + HF	(270-400 °C)
2.	Na(HF2) (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HF7
HF2 <=» HF + F“, HF + H2O <=► F" + H3O+ (pH < 7)
3.	2Na(HF2) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 4HFT	(кип.)
Na(HF2) + HNO3 (конц.) = NaNO3 + 2HFT
4.	Na(HF2) + NaOH (конц.) = 2NaF + H2O
5.	Na(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = NaOH + H2O + CaF2J,
26.	Na3H2IOe — дигидроортопериодат натрия
Белый, негигроскопичный, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами. Окислитель. Получение см. 1153, Na356, Na368-10, Na5212.
1.	2Na3H2IO6 = 2NaIO3 + 4NaOH + O2	(200-250 °C)
2.	Na3H2IO6 + 2HNO3 (конц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3 (0-10 °C) Na3H2IO6 + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2H2O (komh.) Na3H2IO6 + 3HNO3 (конц.) = H5IO6 + 3NaNO3 (60-70 °C)
3.	Na3H2IO6 (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = Na5IO6J- + 2H2O
4.	5Na3H2IO6 + 3H2SO4 (конц.) + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NalO3 +
+ 5Na2SO4 + 7H2O (80 °C) 5. 2Na3H2IO6 + 3Ba(NO3)2 = Ba3(H2IO6)2 + 6NaNO3 (в разб. HNO3) 6. Na3H2IO6 + 3AgNO3 = Ag3105i + 3NaNO3 + H2O
4Ag3IOs + 6C12 + 10H2O = 4H51O6 + 12AgClJ, + 3O2?
27.	NaH2PO4 — дигидроортофосфат натрия
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н2РО4 подвергается кислотному протолизу.
363
Na
Нерастворим в этаноле, эфире, хлороформе. Полностью нейтрализуется щелочами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal27, Na285 9, Na526.
1.	2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + H2O	(160 °C)
NaH2PO4 = NaPO3 (соль Грэма) + H2O	(220-250 °C)
2.	NaH2PO4 • 2H2O = NaH2PO4 + 2H2O	(100 °C, вак.)
3.	NaH2PO4 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + H2PO;
h2po4 + h2o <=* hpo^- + h3o+	(ph < 7)
4.	NaH2PO4 + NaOH (разб.) = Na2HPO4 + H2O
NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2H2O
5.	NaH2PO4 (конц.) + NH3 • H2O (конц.) = NaNH4(HPO4)l + H2O
(0 °C)
6.	NaH2PO4 + Na4P2O7 = Na5P3Ol0 + H2O	(выше 120 °C)
NaH2PO4 + 2Na2HPO4 = Na5P3O10 + 2H2O	(350-550 °C)
7.	3NaH2PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + 2H3PO4
8.	2NaH2PO4 + Fe2(SO4)3 = FePO4i + Na2SO4 + 2H2SO4
28.	Na2HPO4 — гидроортофосфат натрия
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Реагирует с концентрированной ортофосфорной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Образует изополисоединения. Получение см. Nal27, Na247, Na274, Na526.
1.	2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O	(120-300 °C)
2.	Na2HPO4 • 12H2O = Na2HPO4 + 12H2O	(95-100 °C)
3.	Na2HPO4 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + HPO7"
hpo^- + h2o <=► h2po; + он-	(pH > 7)
4.	Na2HPO4 (конц.) + 2HCl(r) = H3PO4 + 2NaCli (0-10 °C, ток HCI)
5.	Na2HPO4 (разб.) + H3PO4 (конц.) = 2NaH2PO4
6.	Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = Na3PO4 + H2O
7.	2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Na5P3O)0 + 2H2O	(350-550 °C)
8.	4Na2HPO4 (разб.) + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2l + 6NaCl + 2NaH2PO4 Na2HPO4 (конц.) + CaCl2 = CaHPO4l + 2NaCl
9.	2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4X + 3NaNO3 + NaH2PO4
364
Na
10.	Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4(HPO4)i + NaCl
(0 °C)
NaNH4(HPO4) = NaPO3 (соль Курроля) + NH3 + H2O
(700-750 °C)
11.	Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O	(180 °C)
12.	Na2HPO4 + NH3 • H2O (разб.) + MgCl2 = MgNH4PO4J. +
+ 2NaCl + H2O
29.	Na2H2P2Oe — гексаоксодифосфат диводорода-динатрия
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде, анион Н2Р2О^“ подвергается кислотному протолизу. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. Na573, Pl9-20, Р265.
1.	4Na2H2P2O6 = РН3 + 7NaPO3 + NaOH + 2H2O	(600 °C)
2.	Na2H2P2O6 • 6H2O = Na2H2P2O6 + 6H2O	(100 °C)
3.	Na2H2P2O6 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + Н2Р2О|“
Н2Р2О2 + Н2О <=> НР2О’- + Н3О+	(pH < 7)
4.	2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5)
(кип. в конц. HNO3)
5.	Na2H2P2O6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2O6i + 2Н2О
6.	Na2H2P2O6 (насыш.) + Na2CO3 (конц., гор.) =
= Na4P2O6X + СО2Т + Н2О
7.	Na2H2P2O6 + NaBrO = Na2H2P2O7 + NaBr
8.	Na2H2P2O6 + BaCl2 = BaH2P2O6X + 2NaCl	(в конц. HC1)
Na2H2P2O6 + Pb(NO3)2 = PbH2P2O6X + 2NaNO3 (в разб. HNO3)
30.	Na2H2P2O7 — дигидродифосфат натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворяется в холодной воде, анион Н2Р2О 7_ подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. Na27*, Na585.
1.	Na2H2P2O7 -U 2NaPO3 (соль Грэма) + Н2О (220-250 °C)
3Na2H2P2O7 -U 2Na3P3O9 + 3H2O	(650 °C)
2.	Na2H2P2O7 • 6H2O = Na2H2P2O7 + 6H2O	(80 °C, вак.)
3.	Na2H2P2O7 (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + H2P2O2
H2P2O2" + H2O HP2O3 + H3O+	(pH < 7)
365
Na
4.	Na2H2P2O7 + H20 (гор.) = 2NaH2PO4
5.	Na2H2P2O7 + 2NaOH (разб.) = Na4P2O7 + 2H2O
6.	Na2H2P2O7 + 4AgNO3 = Ag4P2O7l + 2NaNO3 + 2HNO3
31.	NaHS — гидросульфид натрия
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения (жидкость — черная), разлагается при прокаливании. При нагревании в сухом воздухе становится желтым. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), этаноле, нерастворим в бензоле, эфире. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается в кипящем растворе, нейтрализуется щелочами (в отличие от гидросульфида аммония), присоединяет серу. Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. Nal11, Na617, S246-,2>22.
1.	2NaHS = JNa2S + H2S	(450-500 °C)
2.	NaHS (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + HS“
HS" + H2O <=► H2S + OH	(pH > 7)
3.	2NaHS(p) = Na2S + H2ST	(кип.)
4.	NaHS + HCI (разб.) = NaCl + H2Sf
5.	NaHS + 3HNO3 (конц.) = S>L + 2NO2T + 2H2O + NaNO3
6.	NaHS + NaOH (конц.) = Na2S + H2O
7.	NaHS(p) °г1ц”н),г> S (коллоид), Na2(S„), Na2SO3S
8.	2nNaHS(T) + (л - 1)O2 = 2H2O + (2л - 4)NaOH + 2Na2(S„)
(250 °C)
9.	NaHS (насыщ., гор.) + NaOH + (л — 1)S = Na2(S„) + H2O
2NaHS + 3S = Na2(S4) + H2C	(кип. в этаноле)
10.	2NaHS + 4NaHSO3 = 3Na2SO3S + 3H2O	(кип.)
11.	3NaHS + 3NaOH + As2S3 = 2Na3[AsS3] + 3H2O
3NaHS + 3NaOH + A^S, = 2Na3[AsS4] + 3H2O
32.	NaHSO3 — гидросульфит натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Термически неустойчив. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSO3). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Разлагается кислотами-неокислитёлями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляется О2 воздуха. Получение см. Nal213, Na246, Na5219, Na639.
366
Na
1.	2NaHSO3 = Na2SO3 + S02 + H2O	(выше 25 °C)
2.	NaHSO3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HSO 7
HSO 7 + H2O <=> SO2 + H3O+	(pH < 7)
3.	2NaHSO3 (насыш.) = Na2S2O5 + H2O	(в атмосфере SO2)
4.	NaHSO3 + HCI (разб.) = NaCl + SO2? + H2O
5.	NaHSO3 + H2SO4 (конц., хол.) = NaHSO4 + SO2? + H2O
NaHSO3 + 3HNO3 (конц., гор.) = NaNO3 + H2SO4 + 2NO2? + H2O 6. NaHSO3 + NaOH (конц.) = Na2SO3 + H2O 7. 4NaHSO3 + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O
8. 4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O	(кип.)
9. 10NaHSO3 + H2SO4 (разб.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 +
+ 6H2O + 2K2SO4 10. 2NaHSO3 (разб., хол.) + Zn = Na^Q, + Zn(OH)2X (в бензоле) 11. 4NaHSO3 электР°лиз> 2Na2S2O4 (катод) + O2? (анод) + 2H2O
(на холоду)
33. NaHSO4 — гидросульфат натрия
Белый, негигроскопичный (в отличие от сульфата натрия). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO^. Кристаллогидрат NaHSO4 • Н2О имеет строение Na+H3O+SO4_. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с этанолом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal33, Na524, Na614, Na635, Na643.
1.	2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O	(250-320 °C, вак.)
2.	NaHSO4 • H2O = NaHSO4 + H2O	(до 120 °C, вак.)
2(NaHSO4 • H2O) = Na2S2O7 + 3H2O	(250 °C)
3.	NaHSO4 (конц.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + HSO;
HSO 7 + H2O = SO4_ + Н3О+	(разбавление, pH < 7)
4.	NaHSO4 + NaOH (конц.) = Na2SO4 + H2O 5. NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCI	(450-800 °C)
6. NaHSO4 + H2O2 (конц.) = NaHSO3(O2) + H2O	(0 °C)
7. NaHSO4 + C2H5OH = NaSO3(C2H5O) + H2O
34. Na2H4TeOe — тетрагидроортотеллурат натрия
Белый, гигроскопичный. Устойчив на воздухе. Малорастворим в воде. В обычных условиях из раствора кристаллизуется тригидрат. Нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. В растворе не реагирует со щелочами. Получение см. Na776-8’9, Na782’5, Tel14, Те75.
367
Na
1.	Na2H4TeO6 = Na2TeO4 + 2H2O	(250-300 °C)
2Na2H4TeO6 = 2Na2TeO3 + O2 + 4H2O	(450-550 °C)
2.	Na2H4TeO6 + 2HNO3 (разб., гор.) = H6TeO6 + 2NaNO3
3.	2Na2H4TeO6 + 3(N2H4 • H2O) = 2Tel + 3N2T + 4NaOH + 11H2O
(90 °C)
4.	Na2H4TeO6 + 3Na[Sn(OH)3] + 2H2O + NaOH (конц., хол.) =
= Tel + 3Na2[Sn(OH)6|
5.	Na2H4TeO6 + 4NaOH + 6MO3 = Na6|TeM6O24] + 4H2O
(кип., M = Mo, W)
35. Nal — иодид натрия
Белый, гигроскопичный, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворим в этаноле, метаноле, ацетоне. Типичный восстановитель. Получение см. Nal7, Na367, Na5214-27.
1.	2NaI = 2Na + I2	(выше 1400 °C)
2.	Nal • 2H2O = Nal + 2H2O	(выше 68,9 °C, вак.)
3.	Nal (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + Г	(pH 7)
4.	8Nal(T) + 9H2SO4 (конц.) = 4I2I + H2ST + 4H2O + 8NaHSO4
(30-50 °C)
2NaI(T) + 4HNO3 (конц.) = I21 + 2NO2? + 2H2O + 2NaNO3
(кип., примесь НЮ,) 5. 6NaI + 2H2O + O2 4NaOH + 2Na[I(I)2] (комн., на свету)
4NaI + 4HC1 (разб.) + O2 = 2I21 + 4NaCl + 2H2O
(комн., на свету’)
6.	2NaI (хол.) + E2 = 2NaE + 121	(E = Cl, Br)
Nal (гор.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1
Nal (гор.) + lONaOH + 4Br2 = Na3H2IO6l + 8NaBr + 4H2O
7.	Nal + 4NH3(X) = [Na(NH3)4Jll <=* [Na(NH3)4]+ + Г
8.	2NaI + 3H2SO4 (конц.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 12I + 2H2O + MnSO4 9. 2NaI + 2H2SO4 + 2NaNO2 = 2Na2SO4 + 12I + 2NO? + 2H2O
Nal + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5IO6 + 4NaNO2 + 2H2O (330 °C) 10. Nal + 2Na2O2 + O2 = NasIO6	(650-700 °C)
11. Nal + 3H2O	зн2Т (катод) + NaIO3 (анод)
36. NalO3 — иодат натрия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворим
368
Na
в ацетоне, уксусной кислоте, нерастворим в этаноле. Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. Nal65, Na356> 10, Na5210,184,1144.
1.	2NaIO3 = 2NaI + 3O2	(выше 500 °C)
2.	NaIO3 • H2O = NaIO3 + H2O	(80-100 °C, вак.)
3.	NaIO3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]++ IO7	(pH 7)
4.	2NaIO3(T) + 12HC1 (конц.) = I2i + 5C12T + 2NaCl + 6H2O
5.	NaIO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I2X + 3H2O + 3Na2SO4
•	(в разб. HNO3)
NaIO3 + 3H2S = Nal + 3SX + 3H2O
6.	NaIO3 + 3H2O2 = Nal + 3O2T + 3H2O	(в разб. HNO3)
2NaIO3 + 4H2O + 5SO2 = I2i + Na2SO4 + 4H2SO4
7.	NaIO3 + H2O2 + 2Fe = Nal + 2FeO(OH)X (кип., на воздухе) NaIO3 + 3H2O + 3Fe = Nal + 3FeO(OH)2J- (кип., в атмосфере H2)
8.	NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = Na5IO6i + 2NaCl + 3H2O (кип.) NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O6(O2) = Na3H2IO6i + K2SO4 +
+ Na2SO4 + H2O (кип.)
9.	NaIO3 (конц.) + MNO3 (кони.) = MIO31 + NaNO3
(M = K, Rb, Cs, Ag)
10.	NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2O ^|ектР°лиз> H2T (катод) +
+ Na3H2IO6l (анод)
NaIO3 + H2O электР°лиз> н2Т (катод) + NaIO4 (анод)
(в разб. HNO3)
37. NalO4 — метапериодат натрия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами. Окислитель. Получение см. Na262, Na36'°.
1.	2NaIO4 = 2NalO3 + O2	(300-325 °C)
2.	NaIO4 • 3H2O = NaIO4 + 3H2O	(110 °C, вак.)
	2{NalO4 • 3H2O) = 2NaIO3 + O2 + 6H2O	(175 °C)
3.	NaIO4 (насыщ.) + 3H2O = NaH4IO6 • H2OJ-	(0-10 °C)
4.	NaIO4 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4J+ + IO;	(pH < 7)
	10; + 3H2O <=► H3IO^" + H3O+	(комн.)
	io; + 2h2o <=> h4io;	(0-10 °C)
5.	NaIO4 + HNO3 (конц.) + 2H2O = H5IO6 + NaNO3	(кип.)
6.	NaIO4 + 2NaOH (разб.) = Na3H2106i	
369
Na
7.	5NaIO4 + 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4
(в разб. HNO3)
8.	NaIO4 (насыщ.) + MNO3 (конц.) = MIO44- + NaNO3
(M = K, Rb, Cs)
9.	NaIO4 + 2Na2O = Na5IO6	(350-500 °C)
38.	NaMnO4 — перманганат натрия
Красно-фиолетовый кристаллогидрат, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Сильный окислитель; реагирует с типичными восстановителями, этанолом. Получение см. Мп144, Мп159, Мп224.
1.	NaMnO4 • ЗН2О <=* NaMnO4 (насыщ.) + ЗН2О (20-70 °C) 2(NaMnO4 • ЗН2О) = Na2MnO4 + МпО2 + О2 + 6Н2О (170 °C)
2.	NaMnO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + МпО;	(pH 7)
3.	2NaMnO4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12? + 5С12? + 8Н2О + 2NaCl
4.	NaMnO4(T) + 2NaOH (30%-й) + Na2SO3(T) = Na3MnOj + H2O +
+ Na2SO4 (0°C)
2NaMnO4 + 2NaOH (конц.) + Na2SO3 = 2Na2MnO4 + H2O + NajSO., 5. 2NaMnO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = 2MnO2l + N2? + 4H2O +
+ 2NaOH
6.	2NaMnO4 + 8H2SO4 + lONal = 5I21 + 2MnSO4 + 8H2O + 6Na2SO4 2NaMnO4 + 3H2SO4 (разб.) + 5H2O2 = 2MnSO4 + 5O2? + 8H2O +
+ Na2SO4
7.	2NaMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 +
+ 8H2O + Na2SO4 2NaMnO4 + 2H2O (гор.) + 3MnSO4 = 5MnO2l + 2H2SO4 + Na2SO4
8.	2NaMnO4 + 3H2S = 2MnO2l + 3S-L + 2H2O + 2NaOH
9.	NaMnO4 + Na3MnO4 = 2Na2MnO4 (комн., в конц. NaOH) 10. 2NaMnO4 + 3C2H5OH (гор.) = 2MnO2l + 3CH3C(H)O +
+ 2H2O + 2NaOH
39.	Na2MnO4 — манганат натрия
Зеленый кристаллогидрат, при нагревании разлагается. Растворим в холодной воде, устойчив в концентрированном растворе и в сильнощелочной среде. Разлагается в разбавленном растворе (медленно — в обычных условиях, быстро — при кипячении). Реагирует с кислотами. Получение см. Na381>4>9, Na509.
370
Na
1.	Na2MnO4 • 10H2OJ- Na2MnO4 (насыщ.) + 10H2O
(в конц. NaOH)
3(Na2MnO4 • 10H2O) = 2Na3MnO4 + MnO2 + O2 + 30H2O
(150-470 °C)
2.	3Na2MnO4 + 2H2O 2NaMnO4 + MnO2 + 4NaOH (komh.)
3.	3Na2MnO4 + 4HC1 (разб.) = 2NaMnO4 + MnO2i + 4NaCl + 2H2O
Na2MnO4 + 8HC1 (конц.) = MnCl2 + 2C12T + 2NaCl + 4H2O
4.	3Na2MnO4 + 2CO2 = 2NaMnO4 + MnO2i + 2Na2CO3
3Na2MnO4 + 4CH3COOH = 2NaMnO4 + MnO2i +
+ 4Na(CH3COO) + 2H2O
5.	2Na2MnO4(p) + Cl2 = 2NaMnO4 + 2NaCl
2Na2MnO4 + Na2S2O6(O2) = 2NaMnO4 + 2Na2SO4 (кат. AgNO3)
6.	Na2MnO4 + C2H5OH (гор.) -U MnO2i + CH3C(H)O + 2NaOH
40.	Na3MnO4 — тетраоксоманганат(У) натрия
Темно-зеленый, на воздухе чувствителен к влаге и СО2, термически устойчив. Не растворяется в концентрированных щелочах. Ярко-голубой кристаллогидрат Na3MnO4 • 12Н2О всегда содержит адсорбированную щелочь. В растворе устойчив только при низких температурах, разлагается горячей водой. Окисляется хлором, восстанавливается соляной кислотой. Получение см. MnlP, Мп128, Мп1312, Мп384, Мп39‘.
1.	Na3MnO4 • 12Н2О <=* Na3MnO4 (насыщ.) + 12Н2О
(0 °C, в конц. NaOH)
2.	2Na3MnO4 + 2Н2О (гор.) = Na2MnO4 + MnO2X + 4NaOH
3.	2Na3MnO4 + 16НС1 (конц.) = 2МпС12 + ЗС12? + 8Н2О + 6NaCl
4.	3Na3MnO4 (суспензия) + 4СО2 = NaMnO4 + 2MnO2X + 4Na2CO3
5.	Na3MnO4 (суспензия) + С12 = NaMnO4 + 2NaCl
6.	Na3MnO4 + NaMnO4 = 2Na2MnO4 (комн., в конц. NaOH)
41.	Na2MoO4 — молибдат натрия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Слабый окислитель, реагирует с сильными восстановителями. Вступает в реакции ионного обмена. Образует пероксокомплексы. Получение см. Mol5’6, Мо77-8, Мо88, МО94, N255.
1.	Na2MoO4 • 2Н2О = Na2MoO4 + 2Н2О	(120-150 °C)
2.	Na2MoO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + МоО2'
7МоО4_ + 5Н2О <=± НМо7О54 + 9ОН"	(pH > 7)
371
Na
3.	Na2MoO4 + 2HNO3 (конц.) = MoO3X + 2NaNO3 + H2O
4.	Na2MoO4(p) R’ Н^^>б > IMo4O10(OH)2 + Mo2O4(OH)2] (коллоид) «молибденовая синь»
(R — восстановители SO2, H2S, KI, N2H5C1, SnCl2, H°, Mo, C)2H22O| 1)
5.	Na2MoO4 + Zn = MoO2 + Na2ZnO2	(700-750 °C)
6.	Na2MoO4 + 2HC1 (разб.) + 3H2S(r) = MoS3i + 2NaCI + 4H2O
7.	Na2Mo04 + 2AgNO3 = Ag2MoO4 (желт.)Х + 2NaNO3
Na2MoO4 + M(NO3)2 = MMoOj + 2NaNO3
(M = Ca, Pb, Fe, Cu, Zn)
8.	Na2MoO4 (конц.) + 4H2O2 (30%-й) = Na2[Mo(O^~)4] (красн.) +
+ 4H2O (0 °C)
Na2|Mo(O2")4] + 2H2O = Na2IMo(H2O)2O2(O^)2] (желт.) + O2
(20-40 °C)
9.	2^МоО4 + Zr = 4Na + Zr(MoO4)2	(450-500 °C)
42.	NaN3 — азид натрия
Белый, при нагревании выше температуры плавления разлагается без взрыва. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в жидком аммиаке, этаноле, эфире. Разлагается кислотами, реагирует с водородом, галогенами, нитритами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. N6H,N518’9, Na444*6.
1.	2NaN3 = 2Na + 3N2	(250-300 °C, вак.)
2.	NaN3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + N;
N; + H2O <=► NH3 + OH'	(pH > 7)
3.	NaN3(T) + HC1 (20%-я) = NaCl + HN3T	(комн.)
NaN3 + 4HC1 (конц.) = C12T + NH4C1 + NaCl + N2T (кат. Pt) 4. NaN3 + H2SO4.(kohu.) = NaHSO4 + HN3T (до 10 °C, вак.) 5. NaN3 + H2 = NaNH2 + N2 (200 °C, примесь NH3, кат. Pt)
NaN3 + H2 «=► NaH + 3HN3T	(120-140 °C)
6.	2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF	(90 °C)
NaN3(p) + Cl2 = C1N3T + NaCl	(0 °C, в атмосфере N2)
7.	2NaN3 + H2SO4 (разб.) + I2 = 2HI + 3N2? + Na2SO4
2NaN3 + I2 = 2NaI + 3N2	(в жидк. CS2)
8.	5NaN3 + NaNO3 = 8N2 + 3Na2O	(350-400 °C, вак.)
372
Na
9.	NaN3 + H2SO4 (разб.) + NaNO2 = N2T + N2OT + H20 + Na2SO4
(кип.)
10.	NaN3 + (NO)C1 = NaCl + N2 + N2O	(40-50 °C)
11.	2NaN3 + Pb(NO3)2 = Pb(N3)2X + 2NaNO3
2NaN3 + Li2SO4 = 2LiN3 + Na2SO4X	(в этаноле)
12.	NaN3 + AgNO3 = AgN3i + NaNO3
AgN3 + I2 = AglX + 1N3 (желт.)	(в жидк. NH3)
13.	4NaN3 (конц.) + CdCl2 = Na2[Cd(N3)4] + 2NaCl
14.	NaN3‘+ H3O+ (катионит) = HN3 + Na+ (катионит) + H2O
43.	NaNCS — тиоцианат натрия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), этаноле, ацетоне. Реагирует с кислотами, типичными окислителями. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. С135, Na 118.
1.	2NaNCS = 2NaCN + 2S	(выше 350 °C)
2.	NaNCS • Н2О = NaNCS + Н2О	(комн., над Р4О|0)
3.	NaNCS + 4Н2О = (Na(H2O)4]+ + NCS-
4.	2NaNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCST + Na2SO4
(на холоду, вак.)
NaNCS + Н2О + 2H2SO4 (60%-я) = NaHSO4 + NH4HSO4 + C(S)O
(40-50 °C)
5.	2NaNCS(p) + I2 <=* 2NaI + (SCN)2	(0 °C)
6.	2NaNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2H2O + Na2SO4 (0 °C) 7. 2NaNCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2i + 2NaNO3
8.	NaNCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)5NCS]Cl2 (красн.) +
+ NaCl
6NaNCS (конц.) + FeCl3 = Na3|Fe(NCS)6] (красн.) + 3NaCl
44.	NaNH2 — амид натрия
Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется, реагирует с кислотами, этанолом. Получение см. Nal12’13, Na2312, Na425, Na498.
1.	6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2	(500-600 °C)
2.	NaNH2 + 2H2O (хол.) = NaOH + NH3 • H2O
NaNH2 + H2O (гор.) = NaOH + NH3T
373
Na
3.	NaNH2 + 2HC1 (разб.) = NaCl + NH4C1
4.	2NaNH2 + 2HNO3 = NaN3 + NaNO3 + 3H2O	(кип.)
5.	NaNH2 + С (кокс) = NaCN + H2	(500-600 °C)
6.	NaNH2 + NH4C1 = 2NH3 + NaCl	(-40 °C, в жидк. NH3)
7.	2NaNH2 + N2O = NaN3 + NaOH + NH3	(170-190 °C)
8.	NaNH2 + C2H5OH = Na(C2H5O) + NH3T
45.	NaNO2 — нитрит натрия
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — окисляется О2 воздуха. На свету частично разлагается и желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Растворим в жидком аммиаке, этаноле. Не реагирует с гидратом аммиака. Окислитель и восстановитель в кислом растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Кинетически инертен в щелочной среде. Получение см. Nal214, Nal37, Na46!’3’6, Na495, Na5221>22.
1.	4NaNO2 = 2Na2O + 2N2 + 3O2	(700-900 °C)
2.	NaNO2 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + NO;
NO2 + H2O <=± HNO2 + OH’	(pH > 7)
3.	NaNO2 + HCI (разб.) = NaCl + HNO2	(komh.)
3NaNO2(T) + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + NaNO3 + 2NO? + H2O
(кип.)
NaNO2 + 2HC1 (конц.) = (NO)C1 + H2O + NaCl	(komh.)
4.	2NaNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOT +
+ NO2T + H2O (кип.)
5.	2NaNO2(T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NO2T + NO? + H2O
6.	NaNO2 + 6H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + NaOH + H2O (кип.)
7.	2NaNO2 (разб., гор.) + O2 -U 2NaNO3
8.	NaNO2 + F2 = NO2F + NaF	(200 °C)
9.	2NaNO2 + 6Na = 4Na2O + N2	(350-400 °C)
10.	2NaNO2 + 2Na = Na4N2O4J- (желт.) [—40 °C, в жидк. NH3J 11. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O2X + 4NaOH (в этаноле) 12. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 = Ag2N2O2? +
+ 4NaOH + 2NaNO3 (0 °C)
Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCl?	(в эфире)
13. 5NaNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 +
+ 3H2O + K2SO4
374
Na
3NaNO2 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 +
+ 4H2O + K2SO4 14. NaNO2 + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H20
15.	2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2N0T + I2I + 2H2O + 2Na2SO4 2NaNO2(T) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4<T) = 2N0T + Fe2(SO4)3 +
4- Na2SO4 + 2H2O
16.	NaNO2 + H2SO4 (разб.) + NaN3 = N2T + N2OT + Na2SO4 + H2O
.	(кип.)
NaNO2 + NH2OH (конц.) + NaOH = Na2N2O2 + 2H2O
17.	2NaNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2T + Na2SO4 +
+ 4H2O (кип.)
18.	2NaNO2 + H2SO4 (разб.) + C(NH2)2O = 2N2T + CO2T + 3H2O +
+ Na2SO4
46. NaNO3 — нитрат натрия
Натронная (чилийская) селитра. Белый, гигроскопичный (в отличие от нитрата калия). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Плохо растворим в этаноле, метаноле, ацетоне, хорошо — в жидком аммиаке. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. Nal24, Na4514, Na493, Na525>22.
1. 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 (380-500 °C; примеси Na2O, NO2) 2. NaNO3 (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + NO7	(pH 7)
3.	NaNO3 + 2H° (Zn, разб. HCI) = NaNO2 + H2O	(komh.)
NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3? + 2H2O + NaOH (кип.) 4.	2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4H2O	(230-300 °C)
5.	8NaNO3 + lONa = N2 + 6Na3NO4	(250 °C, вак.)
NaNO3 + Na2O = Na3NO4	(310-320 °C)
6. NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2	(выше 350 °C)
3NaNO3 + 2NaOH + W = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O (400-500 °C) 7. 3NaNO3 + 4NaOH + CrO3 = 2Na2CiO4 + 3NaNO2 + 2H2O
(350-400 °C)
8. NaNO3 (конц.) + 7NaOH (конц.) + 2^0-, = 4Na2NAsO4 + NH3?
(кип.)
9. NaNO3 + 5NaN3 = 8N2 + 3Na2O	(350-400 °C, вак.)
375
Na
47. Na2N2O2 — гипонитрит натрия
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Не реагирует с HNO2. Разлагается сильными кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. N307, N543, Na45n’16.
1. 4Na2N2O2 = 3N2 + NaNO2 + NaNO3 + 3Na2O	(335 °C)
2. Na2N2O2 • лН2О = Na2N2O2 + /iH2O (60-120 °C, вак., n < 9) 3. Na2N2O2 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + N2O^
N2O^- + H2O <=* HN2O2 + OH’	(pH » 7)
4.	Na2N2O2 + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + H2O + N2O?	(кип.)
Na2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2NaCl	(0 °C, в эфире)
5.	Na2N2O2 + 2H2O + 4H° (Zn, конц. NaOH) -U 2NH2OH +
+ 2NaOH
6.	Na2N2O2 + 3H2O + 3I2 -U NaNO3 + NaNO2 + 6HI
3Na2N2O2 + 4H2O + 8KMnO4 = 6NaNO3 + 8MnO2 + 8KOH (кип.) 7. Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2CO3	(250-350 °C)
8. Na2N2O2 + 2AgNO3 = Ag2N2O2i (желт.) + 2NaNO3
9. Na2N2O2 + 2K4[Fe(CN)6] = 2NajCN + 2K4[Fe(CN)5(NO)’]
48.	NaO2 — надпероксид натрия
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (Na+) (О 2). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода, этанолом. Сильный окислитель. Не образуется при сгорании натрия на воздухе. Получение см. Na506.
1.	NaO2	100-270 °C	40 0 — 6 76» вак. -о, ’ NaA 	'	Na2O
2.	2NaO2 + Н2О (хол.) = NaOH + NaHO2(p) 2NaHO2( ) -U 2NaOH + O2T		+ O2T (комн.)
3.	4NaO2	+ 2H2O (гор.) = 4NaOH + 3O2T	(комн.)
4.	2NaO2	+ 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCl + H2	o2 + O2T
5.	4NaO2 2NaO2	+ 2CO2 = 2Na2CO3 + 3O2 + 2CO2	Na2C2O4(O2~) + O2	(комн.) (0°C)
6.	2NaO2	+ CO = Na2CO3 + O2	(100 °C)
7.	4NaO2 2NaO2	+ ЗС (графит) = 2Na2CO3 + CO2 + 3H2 = 2NaOH + 2H2O	(100 °C) (комн.)
8.	NaO2 + Al (порошок) = NaAlO2		(100 °C)
376
Na
9.	2NaO2 + 3C2H5OH = 2NaOH + ЗС3С(Н)О + 2H2O (komh.) 4NaO2 + C2H5OH (гор.) = 2Na2CO3 + 3H2O
10.	8NaO2 + 11CH3COOH (безводн.) = 8Na(CH3COO) + 6CO2? +
+ 10H2O
49.	Na2O — оксид натрия
Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Чувствителен к влаге и СО2 в воздухе. Проявляет сильные основные свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Практически не образуется при сгорании натрия на воздухе. Получение см. Nal3> 5> 18, Nal21, Na428, Na45‘, Na5215.
1.	2Na2O = Na2O2 + 2Na	(выше 700 °C)
2.	Na2O + H2O = 2NaOH
3.	Na2O + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2O
Na2O + H2SO4 (разб.) = Na2SO4 + H2O
Na2O + 2HNO3 (разб.) = 2NaNO3 + H2O
4.	Na2O	+ CO2 = Na2CO3	(450-550	°C)
5.	Na2O	+ NO + NO2 = 2NaNO2	(250	°C)
6.	Na2O	+ A12O3 = 2NaAlO2	(1200	°C)
Na2O + BeO = Na2BeO2	(15000 C)
7.	2Na2O + O2 = 2Na2O2	(250-350 °C, p)
8.	Na2O + NH3(X) -U NaNH2 + NaOH	(-50 °C)
50.	Na2O2 — пероксид натрия
Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaO2), гигроскопичный. При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Na+)2 (О2~). Поглощает СО2 из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно- и диоксидом углерода, этанолом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Nal5, Na49'’7, Na5231.
1.	2Na2O2 = 2Na2O + O2	(400-675 °C, вак.)
2.	Na2O2 + 8H2O (влага) = Na2O2 • 8H2O	(0 °C)
3.	Na2O2 + 2H2O (хол.) = H2O2 + 2NaOH
2Na2O2 + 2H2O (гор.) = O2T + 4NaOH
4.	Na2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCl + H2O2
5.	2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2H2O + O2T
6.	Na2O2 + O2 = 2NaO2	(450-500 °C, p)
377
Na
7.	2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O	(100 °C)
2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O	(100 °C)
3Na2O2 + 2A1 (порошок) = 2NaA102 + 2Na2O (70-120 °C)
8.	2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, NajOj + CO = Na^Oj (коми.)
9.	Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4	(400-500 °C)
4Na2O2 + 2Bi2O3 = 4NaBiO3 + 2Na2O	(450-600 °C)
10.	Na2O2 + 2Na = 2Na2O	(130—200 °C, в атмосфере Ar)
11.	5Na2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5O2T + 2MnSO4 +
+ 8H2O + 5Na2SO4 + K2SO4
12.	Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = I2i + 2Na2SO4 + 2H2O
13.	3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)6] (rap.) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O
14.	Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O Na2O2 + 2Fe(OH)2 (суспензия) = 2FeO(OH)J- + 2NaOH
15.	Na2O2 + C2H5OH = Na(C2H5O) + NaHO2	(0 °C)
Na2O2 + C2H5OH = 2NaOH + CH3C(H)O	(komh.)
6Na2O2 + 7C2H5OH (гор.) = 2Na2CO3 + 2NaOH + 5H2O +
+ 6Na(C2H5O)
16.	4^О2 + 9CH3COOH (безводн.) = 8Na(CH3COO) + 2CO2? + H2O
51.	NaOCN — цианат натрия
Белый, плавится без разложения, разлагается при прокаливании. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Не образует кристаллогидратов. Почти нерастворим в этаноле, эфире. Реагирует с горячей водой, кислотами. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. С44, С144, Nal 17> 101 **.
1.	4NaOCN = 2NaCN + Na2CO3 + СО + N2 (600-700 °C, вак.) 2. NaOCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + OCN"
OCN" + Н2О «=± NOCN + ON"	(pH > 7)
3. NaOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) -U NH3? + NaHCO3 4. 3NaOCN + 3HC1 (разб.) = (HOCN)3i + 3NaCl	(0 °C)
NaOCN + HCI (конц.) = HOCN + NaCl	(komh.)
5.	NaOCN + H2 = NaCN + H2O	(450-550 °C)
6.	NaOCN + AgNO3 = AgOCNX + NaNO3
7.	4NaOCN + ZnCl2 = Na2[Zn(OCN)4] + 2NaCI
. 52. NaOH — гидроксид натрия
Едкий натр, каустическая сода, каустик. Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с вы
378
Na
соким экзо-эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду Сильно снижает растворимость многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке, эфире, растворяется в этаноле, метаноле. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Реагирует с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal16, Nal28, Nal3H, Na492.
1.	NaOH • H2O = NaOH + H2O	(100-400 °C, вак.)
2.	NaOH (разб.) + 4H2O = [Na(H2O)4]+ + OH"
3.	NaOH + HCI (разб.) = NaCl + H2O
4.	2NaOH + H2SO4 (разб.) = Na2SO4 + H2O
NaOH + H2SO4 (конц., хол.) = NaHSO4 + H2O
5.	NaOH + HNO3 (разб.) = NaNO3 + H2O
6.	NaOH (разб.) + H3PO4 (конц.) = NaH2PO4 + H2O
2NaOH (разб.) + H3PO4 (разб.) = Na2HPO4 + 2H2O
3NaOH (конц.) + H3PO4 (разб.) = Na3PO4 + 3H2O
7.	NaOH + HF (разб.) = NaF + H2O, NaOH + 2HF (конц.) =
= Na(HF2) + H2O
8.	NaOH (конц.) + HCN = NaCN + H2O
NaOH (конц.) + CH3COOH (разб.) = Na(CH3COO) + H2O
9.	6NaOH (разб.) + 4F2 = OF2T + 6NaF + O2T + 3H2O
10.	2NaOH (конц.,-хол.) + E2 = NaEO + NaE + H2O (E = Cl, Вг, I) 6NaOH (конц., гор.) + 3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O
11.	12NaOH (конц., гор.) + 5C12 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCI + 6H2O
12.	20NaOH (разб., гор.) + 7C12 + I2 = 2Na3H2IO6X + 14NaCl + 8H2O 24NaOH (конц., хол.) + 7C12 + I2 = 2Na5IO6i + 14NaCl + 12H2O
13.	6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 • H2O) 6NaBr + N2T + 8H2O
(komh.)
4NaOH + Br2 + HCOOH = 2NaBr + Na2CO3 + 3H2O (komh.) 14. 2NaOH (гор.) + I2 + H2O2 = 2NaI + O2T + 2H2O
2NaOH (хол.) + I2 + H2S<r) = 2NaI + Si + 2H2O
15.	2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2	(600 °C)
NaOH(M) + 2Na NaH + Na2O	(350 °C)
16.	4NaOH + ЗСа = 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2	(600 °C)
17.	2(NaOH • H2O) + 2A1 = 2NaA102 + 3H2	(400-500 °C)
2NaOH (конц.) + 6H2O (гор.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2T
18.	2NaOH (конц.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2?
379
Na
19.	NaOH (разб.) + ЕО2 = NaHEO3 2NaOH (конц.) + ЕО2 = Na2EO3 + Н2О	(E	= C, S)
20.	4NaOH (конц.) + SiO2	Na4SiO4 + 2Н2О 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2О	(900—	1000 °C)
21.	4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O	(350-	-400 °C)
	2NaOH (конц.) + 4NO -U 2NaNO2 + N2OT +	H2O	(комн.)
22.	2NaOH (хол.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O 4NaOH (гор.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O		
23.	2NaOH + A12O3 = 2NaA102 + H2O	(900-	1100 °C)
	NaOH + A1(OH)3 = NaA102 + 2H2O	(1000 °C)	
24.	2NaOH (конц., гор.) + 3H2O + A12O3 = 2Na[Al(OH)4]		
	NaOH (конц.) + A1(OH)3 = Na[AI(OH)4|		
25.	2NaOH (60%-й) + H2O + ZnO = Na2[Zn(OH)4]		(90 °C)
	2NaOH (конц.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4|		(комн.)
26.	NaOH (конц.) + NH4C1 (конц.) = NaCl + NH3T + H2O		(кип.)
	2NaOH (конц.) + NH4(HF2) (насыщ.) = 2NaF +	NH3T +	2H2O
			(кип.)
27.	2NaOH (разб.) + Fel2 = 2NaI + Fe(OH)2X (в атмосфере N,) 2NaOH (разб.) + 2AgNO3 = Ag2OX + H2O + 2NaNO3
28.	3NaOH (разб.) + AIC13 = A1(OH)3>1 + 3NaCl
4NaOH (конц.) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
29.	2NaOH (разб.) + ZnCl2 = Zn(OH)2i + 2NaCl
4NaOH (конц.) + ZnCI2 = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl
30.	2NaOH (разб., хол.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OH)2J-
2NaOH (разб., хол.) + ZnS2O4 (конц.) = Na2S2O4 + Zn(OH)2l
(в бензоле)
31.	2NaOH + 2H2O + 3H2O2 (конц.) = Na2O2 • 2H2O2 • 4H2OX (0 °C) Na2O2 • 2H2O2 • 4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O
(комн., над конц. H2SO4)
32.	2NaOH + 5H2O (хол.) + 3O3 = 3O2T + Na2O2 • 2H2O2 • 4H20i
33.	4NaOH(M) aneiCT^H.%. 4Na (катод) + O2T (анод) + 2H2O
53.	Na(PH2O2) — фосфинат натрия
Гипофосфит натрия. Белый, весьма гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Мало растворяется в жидком аммиаке, растворим в этаноле. Восстановитель. Получение см. Са196, Pl4, Р134.
380
Na
1.	5Na(PH2O2) = Na4P2O7 + NaPO3 + 2PH3 + 2H2	(230-240 °C)
2.	Na(PH2O2) • H2O = Na(PH2O2) + H2O	(150-170 °C)
3.	Na(PH2O2) (разб.) + 4H2O = (Na(H2O)4]+ + PH2O2
PH2O2 + H2O «=► H(PH2O2) + OH“	(pH > 7)
4.	2Na(PH2O2) + 3NaOH (разб.) = 3H2? + Na2(PHO3) + Na3PO4
(кат. Ni, Pd)
5.	Na(PH2O2) + NaOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Na2(PHO3) + 2H2O
6.	10Na(PH2O2) + H2SO4 (разб.) + 4NaMnO4 + 3Na2SO4 =
= 10Na2(PHO3) + 4MnSO4 + 6H2O
7.	Na(PH2O2) + H3O+ (катионит) = H(PH2O2) + Na+ (катионит) +
+ H2O
54.	Na2(PHO3) — фосфонат натрия
Фосфит натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), в кислотной среде анион неустойчив. Малорастворим в этаноле. Восстановитель. Вступает в реакцию ионного обмена. Образует гетерополисоединения. Получение см. Pl4, Р42, Р153, Р173, Р235.
1.	8Na2(PHO3) • 5Н2О = 2РН3 + Na4P2O7 + 4Na3PO4 + 41Н2О
(120-250 °C)
2.	Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + PHO2
(РНО3)2 + Н2О <=► Н(РНО3)“ + ОН"	(pH > 7)
3.	Na2(PHO3) + Н2(РНО3) = 2NaH(PHO3)	[0 °C]
2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О (100 °C, в разб. HNO3) 4. Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = Na3PO4 + 2NaE + 2Н2О
(Е = Cl, Вг)
5.	Na2(PHO3) + 2HgCl2 + 3NaOH (10%-й) = Na3PO4 + Hg2Cl2i +
+ 2NaCI + 2H2O
6.	Na2(PHO3) + 2AgNO3 = Ag2(PHO3)l (бел.) + 2NaNO3
Na2(PHO3) + MC12 = M(PHO3)I (бел.) + 2NaCl (M = Ca, Sr, Ba) 7. Na2(PHO3) + 6MoO3 + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo6O2l]i (желт.) +
+ 2NaNO3 + HNO3 (в 10%-й HNO3)
55.	NaPO3 — метафосфат натрия
Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и плавится. Является полимером Nan(PO3)n (л = 1000— 10 000, п возрастает с ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвленных цепей тетраэдров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла и Курроля (различаются ме-
381
Na
годами синтеза). Выделены также циклические олигомеры Na„(PO3)„ (п = 3, 4) или соли Na3P3O9, Na4P4O12. Хорошо растворяется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигомеры образуют кристаллогидраты Na3P3O9 • 6Н2О, Na4P4O12 • 4Н2О. Малорастворим в этаноле, ацетоне. Разлагается горячей водой, щелочами. Получение см. N271, Na30’, Р127, Р1810, Р2512.
1.	nNaPO3 (конц.) + 4лН2О (хол.) = n[Na(H2O)4]+ + (РО3)”-
(л = 3, 4) Н2О	,	-
(РО3) ” « > Н2Р3О |0, Н2Р2О 7 , Н2РО 4	(разбавление)
2. NaPO3 -^° (гор )> Na3H2P3O10, Na2H2P2O7, NaH2PO4
3. NaPO3		Na3PO4 П jV	
	NaPO3	NaOH (концJ, 100 °C^ N —rijV	
4.	4NaPO	3 + 2NaOH (50%-й) = Na6P4O13l + H2O	
		(40 °C, осаждение ацетоном)	
5.	NaPO3	+ Na4P2O7 — Na5P 3O(0	(300-500 °C)
6.	NaPO3	+ AgNO3 = AgPO3i (бел.) + NaNO3	
7.	NaPO3	+ CuO = NaCuPO4	(700 °C)
8.	NaPO3	+ Na2S = Na3PO3S	(500-700 °C, вак.)
	NaPO3	+ Na2CS3 = Na3PO3S + CS2	(550 °C, в токе N2)
9.	2NaPO	з + 12BrF3 = 2Na(PF6] + 6Br2 + 3O2	(250 °C)
56.	Na3PO4 — ортофосфат натрия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Нерастворим в этаноле, CS2. Частично разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Nal27, Na274, Na286, Na526, P53, P183.
1.	Na3PO4 • 12H2O = Na3PO4 + 12H2O	(200 °C, вак.)
2.	Na3PO4 (разб.) + 12H2O = 3[Na(H2O)4]+ + PO3~
PO3- + H2O HPO3- + OH“	(pH » 7)
3.	Na3PO4 + H2SO4 (конц.) NaH2PO4 + Na2SO4
4.	2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OH)4] + 2Na2HPO4 + 3H2T
(кип.)
382
Na
2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4H2O = Na2[Zn(OH)4J + 2Na2HPO4 + H2T
(кип.)
5.	2Na3PO4 + 3MC12 = M3(PO4)2l + 6NaCl (M = Ca, Sr, Ba, Ra) 6. Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i (желт.) + 3NaNO3
2Na3PO4 (разб., гор.) + 3FeSO4 = Fe3(PO4)2i + 3Na2SO4
57.	Na4P2Oe — гексаоксодифосфат(1У) натрия
Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Na295>6, Р135.
1.	4(Na4P2O6 • 10Н2О) = РН3 + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + 38H2O
(выше 250 °C)
2.	Na4P2O6 (разб.) + 16H2O (хол.) = 4(Na(H2O)4]+ + PjOg"
P2Og" + H2O <=♦ HP2Oe“ + OH"	(pH > 7)
HP2Oe" + H2O «=> Н2Р2Об" + ОН~
3.	Na4P2O6 + 2H2O (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH
Na4P2O6 + H2O Na2HPO4 + Na2(PHO3)	(кип.)
4.	2Na4P2O6 + H2O + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 +
+ Naj(P2H2O5) + 4NaNO3 (кип.) 5. Na4P2O6 + NaBrO (конц.) = Na4P2O7 + NaBr
6.	Na4P2O6 + 2Pb(CH3COO)2 (конц., гор.) = Pb2P2O6i + 4Na(CH3COO) Pb2P2O6 (суспензия) + 2H2S(r) = H4P2O6 + 2PbSi
58.	Na4P2O7 — дифосфат натрия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Реагирует с горячей водой, кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Образует изополисоединения. Получение см. Na28l, Na305, Р274.
1.	Na4P2O7 • 10Н2О = Na4P2O7 + 10H2O	(100 °C, вак.)
2.	Na4P2O7 (разб.) + 16H2O (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + P2O7"
P2O7"+H2O «=* HP2O7 +OH"	(pH >7)
3.	Na4P2O7 + H2O (гор.) = 2Na2HPO4
4.	Na4P2O7 + H2O + 2HNO3 (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип.) 5. Na4P2O7 (насыщ.) + 2CH3COOH (конц.) = Na2H2P2O7 +
+ 2Na(CH3COO)	(0-10 °C)
383
Na
6. Na4P2O7 + 2M(NO3)2 = M2P2O7i + 4NaNO3
(M = Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Pb)
Na4P2O7 + 4AgNO3 = Ag4P2O7i + 4NaNO3
7. Na4P2O7 + NaPO3 = Na5P3OI0	(300-500 °C)
Na4P2O7 + NaH2PO4 = Na5P3Ol0 + H2O	(выше 120 °C)
59.	NasP3O10 — декаоксотрифосфатОО натрия
Белый, гигроскопичный, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. Na276, Na553> 5, Na587, Р243.
1.	Na5P3Ol0 = Na4P2O7 + NaPO3	(выше 692 °C)
2.	Na5P3Ol0 • 6H2O = Na5P3O|0 + 6H2O	(120 °C)
3.	Na5P3O)0 (разб.) + 20H2O (хол.) = 5|Na(H2O)4]+ + P3O30
P3O|q + H2O <=> HP3O40" + OH"	(pH > 7)
HP3O40“ + H2O <=♦ H2P3O30 + OH"
H2P3°1O + H2° *=* H3P303o + OH"
4.	Na5P3O10 (разб.) + H2O (гор.) = Na4P2O7 + NaH2PO4
5.	Na5P3O10 + 2HNO3 (разб.) + 2H2O = 3NaH2PO4 + 2NaNO3
(кип.)
6.	4NasP3O|0 + H2O <=► SNa^O^ + 2NaOH
(0 °C, в разб. NaOH)
60.	NaReO4 — перренат натрия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде (гидролиза нет), этаноле. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с кислотами, щелочами. Слабый окислитель; восстанавливается натрием. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Rel4, Re55, Re83 5 6, Re ll4, Rel43.
1.	NaReO4 —> Na2O, Re2O7, ReO3, ReO2, O2 (выше 410 °C) 2. NaReO4 + 4H2O = [Na(H2O)4J+ + ReO;	(pH 7)
3.	NaReO4 + 6HC1 (конц.) -U Na(ReCl4O]Cl2T + 3H2O
4.	NaReO4 + 2NaOH (> 10%-й) «=* Na3| ReO4(OH)2]
NaReO4 + 2NaOH = Na3ReO5 (оранж.)	(350-400 °C)
5.	NaReO4 + Na = Na2ReO4 (зел.)	(300 °C)
6.	NaReO4 + 18Na + 13C2H5OH (хол.) = Na2|ReH9]i +
+ 13Na(C2H5O) + 4NaOH
7.	NaReO4 + MNO3 (конц.) = MReOj + NaNO3
(M = К - Cs, Tl, Ag)
384
Na
8.	NaReO4 + 8NaCN + H[SnCl3] + 9HCI (конц.) =
= Na3[Re(CN)8J (бур.) + H2(SnCl6] + 6NaCl + 4H2O
2NaReO4 + 8NaNCS + H[SnCl3] + 9HC1 (конц.) =
= 2Na2[Re(NCS)4O2J (красн.) + H2[SnCl6] + 6NaCl + 4H2O 9. 8NaReO4 + 11HC1 + 3Na[BHJ = 8ReO2X + 3B(OH)3 +
+ HNaCl + 7H2O (в эфире)
10. 2NaReO4(:(() алектР°лиз, Re2o5 (гол.)(катод) + O2? (анод) + Na2O
(320-350 °C)
61. Na2S — сульфид натрия
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Малорастворим в этаноле. Реакционноактивный; во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. Nal8, Na31 6, Na645’7, S246.
1. Na2S • 9Н2О = Na2S + 9Н2О (15-35 °C; над конц. H2SO4, Р4О|0) 2. Na2S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + S2-
S2" + Н2О <=♦ HS" + ОН“	(pH » 7)
3.	Na2S + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2ST
4.	Na2S + 3H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + SO2T + Si + 2H2O
Na2S + 4HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O
5.	Na2S(P) °г<Тпн ; S (коллоид), Na2(S ), Na2SO3S vp/ _ NaOH
6.	Na2S(T) + 2O2 = Na2SO4	(выше 400 °C)
7.	Na2S + H2S (насыщ.) = 2NaHS
8.	Na2S(p) + (л - 1)S = Na2(S„)	(кип.)
Na2S + S = Na2(S2)	(600 °C)
Na2S + 3S = Na2(S4)	(400 °C)
Na2S + 4S = Na2(S5)	(200 °C)
9.	Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS	(1200 °C)
10.	Na2S (разб.) + Na2SO3 (разб.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI
2Na2S (разб.) + Na2CO3 + 4SO2 = 3Na2SO3S + CO2? (кип.) 11. Na2S + 4H2O2 (конц.) = Na2SO4 + 4H2O
3Na2S + 4HC1O3 (конц.) = 3Na2SO4 + 4HC1
12.	3Na2S + 6H2O + 2MC13 = 3H2ST + 2M(OH)3i + 6NaCl
(M = Al, Cr)
385
Na
3Na2S + 2FeCl3 = 3FeSl + Si + 6NaCl
(на холоду — примесь Fe2S3?) 13. Na2S (разб.) + CuCl2 = CuSl + 2NaCl
3Na2S (разб.) + 2Bi(NO3)3 = Bi2S3l + 6NaNO3
14. 3Na2S (конц.) + As2S3 = 2Na3[AsS3]
3Na2S (конц.) + As2S5 = 2Na3[AsS4]
62.	Na2(Sn) — полисульфиды(2-) натрия
Смесь Na2(S„) (л = 2, 4, 5) имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого цвета. Все Na2(S„) — весьма твердые, гигроскопичные, плавятся без разложения, расплавы — коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску. Окисляются на воздухе. Умеренно растворимы в этаноле. Водный и этанольный растворы — желтого цвета. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Получение смеси Na2(Sn) см. Nal8, Na317-9, Na618, индивидуальных Na2(S„) — Na319, Na618, Na69’.
1.	Na2(S„) = Na2S + (л - 1)S	(выше 600 °C)
2.	Na2(S„) (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S;
S’- + H2O «=► HS; + OH"	(pH > 7)
3.	Na2(S„) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2St + (л - 1 )Sl	(komh.)
Na2(S„) + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + H2S„	(-15 °C)
4.	2Na2(S„) + 2H2O (хол.) + O2 = nS (коллоид) + 4NaOH (на свету)
2Na2(S„) (насыщ., гор.) + 3O2 = 2Na2SO3S + (2л — 4)S1
5.	Na2(S„) + H2O + SO2 = Na2SO3S + H2S? + (л - 2)Si (komh.) 6. Na2(S„) + SnS2 = Na2[SnS3] + (л - l)Sl
3Na2(S„) + ASjSj = 2Na3[AsS4l + (3л - 5)Si
7.	Na2(S„) + (л - l)Na[Sn(OH)3] + 3(л - l)NaOH =
= nNa2S + (л - l)Na2[Sn(OH)6] 8. Na2(S4) + 2Na = 2Na2(S2)	(80 °C, в этаноле)
63.	Na2SO3 — сульфит натрия
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при нагревании на воздухе разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Слабо растворяется в этаноле. Разлагается кислотами-неокислителями. Сильный восстановитель; во влажном состоянии и в растворе окисляется О2 воздуха (ингибиторы — тяжелые металлы). Слабый окислитель. Получение см. Nal213, Na32l>6, Na5219.
386
Na
1.	4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4	(600-700 °C)
2.	Na2SO3 • 7H2O = Na2SO3 + 7H2O	(150 °C)
3.	Na2SO3 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + SO7“
so|- + h2o <=± hso~ + он-	(ph > 7)
4.	Na2SO3 + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + SO2T + H2O
5.	Na2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO4 + SO2T + H2O
Na2SO3 + 2HNO3 (конц., гор.) = Na2SO4 + 2NO2? + H2O
6.	2Na2SO3 (разб.) + O2 = 2Na2SO4
7.	Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O (E = Cl, Вг, I) Na2SO3 (разб.) + Na2S (разб.) + 12 = Na2SO3S + 2Nal
8.	Na2SO3 (конц.) + S = Na2SO3S	(кип.)
9.	Na2SO3 (разб.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3
Na2SO3 (насыщ.) + SO2 = Na2S2O5
10.	Na2SO3 + H2O + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Agi + 2HNO3
Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4
11.	5Na2SO3 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 +
+ 3H2O + K2SO4
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO2l + 2KOH Na2SO3 + 2KOH (конц.) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O 12. 3Na2SO3 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 +
+ 4H2O + K2SO4
13.	2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + 16HC1 = SnS2l + 5H2(SnCl6] +
+ 4NaCl + 6H2O
64.	Na2SO4 — сульфат натрия
Глауберова соль (гидрат). Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Плохо растворяется в этаноле, несколько лучше — в метаноле. Вступает в реакции ионного обмена. Восстанавливается водородом, коксом. Получение см. NaP, Nal24, Nal33-4, Na327, Na334-5, Na524.
1.	2(Na2SO4 • ЮН2О)(Ж) = Na2SO4X + Na2SO4 (насыщ.) + 20H2O
(32,384 °C)
2.	Na2SO4 (разб.) + 8H2O « 2[Na(H2O)4]+ + SO7	(pH 7)
3.	Na2SO4(T) + H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4(p)
4.	Na2SO4 + SO3 = Na2S2O7
5.	Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O	(550-600 °C, кат. Fe2O3)
6.	Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2	(100-150 °C)
7.	Na2SO4 + 4C (кокс) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS + 4CO (1000 °C)
387
13-
Na
Na2SO4 + 4C (кокс) = Na2S + 4CO	(800-1000 °C)
8.	Na2SO4 + BaX2 = BaSO4i + 2NaX	(X = СГ, ОН ~)
Na2SO4 + BaS2O6 = Na2S2O6 + BaSO4J-
Na2SO4 + CaSO3S = CaSO4i + Na2SO3S
9.	Na2SO4 + 3S2C12 = 2SC12O2 + 2NaCl + 5S	(до 300 °C)
65.	Na2S2O4 — тетраоксодисульфат динатрия
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Неустойчив на воздухе, особенно кристаллогидрат. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным разложением), нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой (устойчивость повышается в присутствии NaCl, NaOH, NaNO2, NaHSO4), реагирует с сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислородом воздуха. Получение см. Nal220, Na32l0> ”, Na5230, S1925.
1.	2Na2S2O4 = Na2SO3S + Na2S2O5	(выше 52 °C)
2.	Na2S2O4 • 2H2O = Na2S2O4i + 2H2O (40—50 °C, в этаноле) 3. Na2S2O4 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S2O2-
s2o2~ + h2o <=► hs2o; + он-	(ph > 7)
S20j- + H2O <=* hso; + hso; (точнее, SO(OH)’h S(H)O2) 2S2O4- <=♦ S2O2~ + SO3S2-
S2O2" + 2nH2O <=» 2(so; • иН2О)
4. 2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSO3 + Na2SO3S
5. Na2S2O4 (разб.) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2S2O4 (на холоду) 2Na2S2O4 + H2O + HCI (разб.) = 3NaHSO3 + Si + NaCl (komh.) 6. Na2S2O4 + 6HNO3 (конц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6NO2? + 2H2O 7. 2Na2S2O4 (влажн.) + O2 = 2Na2S2O5	(komh.)
2Na2S2O4(p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3
8. Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2T + 2Agl + 2NaNO3 3Na2S2O4 + 2Bi(NO3)3 = 6SO2T + 2Bil + 6NaNO3
9. Na2S2O4 + 2HC(H)O + H2O = NaSO2(CH2OH) + NaSO3(CH2OH) гидрокси метан-	гидроксиметан-
сульфинат натрия сульфонат натрия
66. Na2S2Os — пентаоксодисульфат динатрия
Белый, при нагревании разлагается, при хранении на воздухе окисляется. Хорошо растворяется в холодной воде, создает в растворе кислотную среду за счет частичного перехода аниона S2O2- в ион HSO3, подвергающийся обратимому протолизу. Малорастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами. Восстановитель. Получение см. Na246, Na323, Na639, Na6517.
388
Na
1.	Na2S2O5 = Na2SO3 + S02	(65-150 °C)
2.	Na2S2O5 • 7H20i <=► Na2S2O5 (насыш.) + 7H2O (до 5,5 °C)
3.	Na2S2O5 (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + S2O7"
s2o2- + h2o <=► 2Hso; <=> 2S(H)o; hso3 + h2o <=♦ so2- + h3o+	(pH < 7)
4.	Na2S2O5 + H2O = 2NaHSO3	(выше 80 °C)
5.	Na2S2O5 + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + 2SO2? + H2O
6.	Na2S2O5 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO4 + 2SO2T + H2O Na^Oj + 4HNO3 (конц., гор.) = Na2SO4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O
7.	Na2S2O5 + 2NaOH (конц.) = 2Na2SO3 + H2O
8.	2Na2S2O5(T) + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2	(комн.)
9.	Na2S2O5 + 2NaOH (разб.) + 2S = 2Na2SO3S + H2O
67. Na2S2Oe — дитионат натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Разлагается в присутствии сильных кислот при кипячении раствора. Получение см. Ва155, Nal220, Na648, Na6917, S273.
1.	Na2S2O6 = Na2SO4 + SO2	(200-267 °C)
2.	Na2S2O6 • 2H2O = Na2S2O6 + 2H2O	(60-100 °C)
3.	Na2S2O6 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + S2O2"
S2O|- + H2O «=► HS2Oj + OH"	(pH > 7)
4.	Na2S2O6(p) = SO2T + Na2SO4	(кип. в разб. H2SO4)
68. Na2S2O7 — дисульфат натрия
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде с полным разложением аниона до SO4“. Не образует кристаллогидратов. Реагирует со щелочами, присоединяет триоксид серы. Сульфатирующий реагент. Получение см. Na33*-2, Na644.
1.	Na2S2O7	= Na2SO4 + SO3	(выше 460 °C)
2.	Na2S2O7	(разб.) + H2O = Na2SO4 + H2SO4	
3.	Na2S2O7	(конц.) + H2O (хол.) = 2NaHSO4	
4.	Na2S2O7	+ 2NaOH (разб.) = 2Na2SO4 + H2O	
5.	Na2S2O7	+ 5О3(ж) = Na2S3O,0	
6.	3Na2S2O	7 + A12O3 = A12(SO4)3 + 3Na2SO4	(450-550 °C)
69. Na2SO3S — тиосульфат натрия
Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый
389
Na
гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Разлагается кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Na615> *°, Na624 5, Na637>8, Na669.
1. Na2SO3S = Na2SO3 + S	(220-300 °C)
4Na2SO3S = 3Na2SO4 + Na2(S5)
[до 600 °C, примесь других Na2(S„)J 2. Na2SO3S • 5H2O = Na2SO3S + 5H2O	(100-110 °C)
3. Na2SO3S (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + SO3S2-
SO3S2" + H2O <=► HSO3S~ + OH-	(pH > 7)
4. Na2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2? + Si + H2O 5. NajSOjS + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2ST + 2NaCl (кип.) 6. Na2SO3S + 2HCl(r) = H2SO3S(>) + 2NaCl	(-80 °C)
7. Na2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = Na2SO4 + Si + 2NO2T + H2O 8. Na2SO3S<T) + H2O (влага) + Cl2(r) = Na2SO4 + 2HC1 + S 9. Na2SO3S + 5H2O + 4E2 (насыщ.) = Na2SO4 + H2SO4 + 8HE
(E = Cl, Br) 10. 2Na2SO3S (разб.) + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Na2SO3S + lONaOH (конц.) + 4I2 = 2Na2SO4 + 8NaI + 5H2O 11. 2Na2SO3S + 6F2 = 4NaF + 2S(O)F2 + 2SO2F2
(—80 °C, примесь SF6) 12. 3(Na2SO3S • 5H2O) + O2 = 3Na2SO4 + 2S + H2S + 14H2O
(60-120 °C)
2Na2SO3S + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2S	(120-150 °C)
13. 5Na2SO3S + 8NaIO3 + H2O = 9Na2SO4 + H2SO4 + 4I2I 14. 3Na2SO3S + 4H2O2 (конц.) = 2Na2S3O6i + 2NaOH + 3H2O
(в этаноле) 15. 2Na2SO3S + H2S2O6(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6
16. 2Na2SO3S (конц.) + AgE = Na3[Ag(SO3S)2] + NaE (E = Cl, Br, I) 17. 2Na2SO3S + 2H2O Melcrpo,1H3> н2? (катод) + [Na2S2O6 +
+ 2Sl] (анод) + 2NaOH
70. Na2Se — селенид натрия
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при кипячении. Образует кристаллогидраты Na2Se • лН2О (п = 4, 5, 9, 10, 16). Не растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель; легко окисляется О2 воздуха. Получение см. Nal8, Na71I0, Na726, Se65*8.
390
Na
1.	Na2Se + H20 (влага) = 2NaOH + H2Se
(комн., в отсутствие O2, CO2)
2.	Na2Se (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Se2~
(в атмосфере N2)
Se2" + H2O <=> HSe + OH"	(pH > 7)
3.	Na2Se + H2O Na2(Se„), Se, NaOH, H2	(кип.)
4.	Na2Se + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2SeT
5.	Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2? + 4H2O
6.	Na^e^ + (n - l)Se = Na2(Se„)	(кип., n — 2+6)
Na2Se + Se = Na2(Se2)	(500 °C, p)
7.	Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe
8.	2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Sel + 4NaOH
(примесь Na2(Se„))
2Na2Se + O2 (воздух) + 2CO2 = 2Se + 2Na2CO3
71.	Na2SeO3 — селенит натрия
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Разлагается в сильных кислотах, реагирует с галогенами, углеродом, водородом. Восстановитель более слабый и окислитель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. Na72*, Se42, Se75.
1.	2Na2SeO3 = 2Na2Se + 3O2 (выше 710 °C, примесь Na2Se2O5)
2.	Na2SeO3 • 5H2O = Na2SeO3 + 5H2O	(40 °C, вак.)
3.	Na2SeO3 (конц.) + H2O Na2Se2O5 + 2NaOH
Na2SeO3 + 3H2O = Na2[Se(OH)6] (комн., в насыщ. NaOH)
4.	Na2SeO3 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + SeO^"
SeO2" + H2O HSeO; + OH"	(pH > 7)
5.	Na2SeO3 + 6HC1 (конц.) = 2NaCl + Sei + 2C12T + 3H2O
6.	Na2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3l + 2NaNO3
7.	Na2SeO3 + H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + H2O
Na2SeO3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + 2NaCl + H2O
8.	Na2SeO3 + 2H[SnCl3] + 8HC1 (разб.) = Sei + 2H2[SnCl6] +
+ 2NaCl + 3H2O
9.	Na2SeO3 + KNO3 = Na2SeO4 + KNO2	(350-400 °C)
2Na2SeO3 + O2 (воздух) = 2Na2SeO4	(700—725 °C)
10.	Na2SeO3 + 3H2 = Na2Se + 3H2O	(550-650 °C)
2Na2SeO3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + 3CO2	(600-700 °C)
391
Na
11.	Na2SeO3 + S = Na2SeO3S	(в разб. NaOH)
тиоселенат натрия
12.	Na2SeO3 + H2O жпрмю> h2T (катод) + Na2SeO4 (анод)
72.	Na2SeO4 — селенат натрия
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, водородом, коксом. Получение см. Na717 9’|2, Sei12, Se48, Se53, Se85-6.
1.	2Na2SeO4 = 2Na2SeO3 + O2	(500 °C)
2.	Na2SeO4 • 10H2O = Na2SeO4 + 10H2O	(200 °C, вак.)
3.	Na2SeO4 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + SeO2
4.	Na2SeO4 (конц.) + H2SeO4 (конц.) = 2NaHSeO4
5.	Na2SeO4 + 4HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2? + 2NaCl + 2H2O (кип.)
6.	Na2SeO4 + 4H2 = Na2Se + 4H2O	(600-700 °C)
Na2SeO4 + 4C (кокс) = Na2Se + 4CO	(750-900 °C)
7.	Na2SeO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSeO4i
Na2SeO4 + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbSeO4X
8.	Na2SeO4 + SO3 = Na2SO4 + SeO3	(110 °C)
73.	Na2S103 — метасиликат натрия
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный («жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2 • • лН2О). Нерастворим в этаноле. Разлагается в горячей воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. Na5220, Na75*, Si34> 9, Sill5.
1.	Na2SiO3 • 9H2O = Na2SiO3 + 9H2O	(100-300 °C)
2.	nNa2SiO3 (разб.) + 8лН2О (хол.) = 2/j[Na(H2O)4]+ + (SiO3“)
(pH » 7)
		OH”	 wSi2O2		OH~	nSiO4-	
	3 >n	H2O			H2O		
H2O	OH”		H2O	OH’		H2O	OH'
(HSi		H2O	|«H4	^Si2O *	H2O	лН31	sio;
		-H2O			-H2O		
392
Na
3.	Na2SiO3 + (л + 1)H2O (гор.) 2NaOH + SiO2 • лН2О (гидрогель)!
4.	Na2SiO3 + 2HC1 (разб.) = SiO2! + 2NaCl + H2O
5.	Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O
6.	Na2SiO3 + CO2 = SiO2! + Na2CO3
7.	Na2SiO3 + 12MoO3 + H2SO4 + H2O = H4[SiMo12O40] + Na2SO4 (кип.) Na2SiO3 + 12Na2WO4 + 26HC1 (конц.) = HJSiWuOJ (бел.)! +
+ 26NaCl + 11H2O (в эфире)
74.	Na2Si2O5 — пентаоксодисиликат(№) натрия
Белый, при нагревании плавится без разложения. Химически растворяется в холодной воде (изменение состава аниона), разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. Si 115.
1.	Na2Si2O5 + 10Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + H4Si2O;
(pH » 7, см. Na732)
2.	Na2Si2O5 + (2л + 1)H2O (гор.) -U 2NaOH +
+ 2(SiO2 • лН2О) [гидрогель]!
3.	Na2Si2O5 + 2HCI (разб.) = 2SiO2! + 2NaCl + Н2О
4.	Na2Si2O5 + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4SiO4 + ЗН2О
5.	Na2Si2O5 + СО2 = 2SiO2! + Na2CO3
75.	Na4SiO4 — ортосиликат натрия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный (содержит гидрозоль SiO2 • лН2О). Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами, диоксидом углерода. Получение см. Na5220, Sil2, Si42, Sill4, Sil23.
1.	Na4SiO4 = Na2SiO3 + Na2O	(выше 1120 °C)
2.	Na4SiO4 (разб.) + 16H2O (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + SiO4"
(pH » 7)
		H2O	1 -c; r>6-		H2O	(SiO2-)„	
	4	OH"	2 '—2	7	OH"		
H2O	OH"		H2O	OH"		HjO	OH"
лН35		-H;O	| «H4	Si2Q2-	-H2O	(HS	
		H2O			H2O		
393
Na
3.	Na4SiO4 + (n + 2)H2O (гор.) -U 4NaOH + (SiO2 • лН2О) [гидрогель]!
4.	Na4SiO4 + 4HC1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 2H2O	(кип.)
„Na4SiO4	«H4SiO4(p) —(H2SiO3)„ (гидрозоль)
5.	Na4SiO4 + 2CO2 = SiO2! + 2Na2CO3
6.	Na4SiO4 (конц.) + 4NH4C1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 4NH3? +
+ 2H2O (кип.)
76.	Na2Te — теллурид натрия
Белый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону) и в жидком аммиаке. Полностью разлагается в кипящей воде. Реагирует с сильными кислотами, присоединяет теллур. Получение см. Nal8, Na777, Telu, Te55. 1. Na2Te • 9H2O! <=± Na2Te (насыщ.) + 9H2O
(комн., в атмосфере H2)
2.	Na2Te (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Те2"
Те2" + Н2О <=► НТе~ + ОН-	(pH » 7)
3.	Na2Te -^2*. Na2(Te„), Те, NaOH, Н2	(кип.)
4.	Na2Te + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Н2ТеТ	(на холоду)
5.	2Na2Te + 2Н2О + О2 (воздух) = 2Те! + 4NaOH
[примесь Na2(Te„)]
6.	Na2Te + (л — 1)Те = Na2(Te„)	(кип., л < 7)
Na2Te + Те = Na2(Te2)	(500 °C, р)
7.	Na2Te + 2AgNO3 = Ag2Te! + 2NaNO3
Na2Te + Pb(NO3)2 = PbTe! + 2NaNO3
77.	Na2TeO3 — теллурит натрия
Белый, устойчив на воздухе и при нагревании в инертной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), анион димеризуется в концентрированном растворе. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, диоксидом углерода в растворе. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. ТеЗ3’4, Теб4.
1.	Na2TeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + ТеО|"
ТеО3" + Н2О <=► НТеО~ + ОН"	(pH > 7)
2.	2Na2TeO3 (конц.) + Н2О <=± Na2Te2O5 + 2NaOH
3.	Na2TeO3 + 2HNO3 (разб.) = H2TeO3! + 2NaNO3	(0 °C)
Na2TeO3 + 2HNO3 (разб., гор.) = TeO2! + 2NaNO3 + Н2О
394
Na
4.	Na2TeO3 (разб., хол.) + 2CO2 + 2H2O = H2TeO3l + 2NaHCO3
5.	2Na2TeO3 + O2 = 2Na2TeO4	(450 °C)
6.	2Na2TeO3 + 4Na2O2 = 2Na6TeO6 + O2	(700 °C)
Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 - Na2H4TeO6i + 2NaOH
(в конц. NaOH)
7.	Na2TeO3 + 2Na[Sn(OH)3] + 3H2O = Tei + 2Na2[Sn(OH)6]
(в конц. NaOH)
Na2TeO3 + 3Na3AsO3 = Na2Te + 3Na3AsO4 (в конц. NaOH) 8. Na2TeO3 + Cl2 + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6l + 2NaCl
Na2TeO3 + 2H2O + NaIO4 = Na2H4TeO6l + NaIO3
9.	SNaJeOj + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO2l + 3Na2H4TeO6i + 2KOH 3Na2TeO3 + 7H2O + K2Cr2O7 = 3Na2H4TeO6>L + Cr(OH)3l + 2KOH
10.	Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2	(350-400 °C)
11.	Na2TeO3 + H2O Х1ектролиз> Tei (катод) + O2T (анод) + 2NaOH
78.	NaeTeOe — ортотеллурат натрия
Белый, термически устойчивый. Разлагается во влажной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (с изменением состава аниона), гидролизуется по аниону. Не образуется при нейтрализации кислоты Н6ТеО6 гидроксидом натрия и растворе. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. Na776, Те75.
1.	Na6TeO6 • 2Н2О = Na6TeO6 + 2Н2О (комн., вак., над Р4О10) 2. Na6TeO6 + 4Н2О (влага) -U Na2H4TeO6 + 4NaOH
3. Na6TeO6 (разб.) + 27Н2О = 6[Na(H2O)4]+ + Н3ТеО^" + ЗОН"
Н3ТеО^_ + Н2О «=> Н4ТеО|- + ОН" (pH > 7, см. К243) 4. Na6TeO6 + 8НС1 (конц.) = Н2ТеО31 + С12Т + 6NaCl + ЗН2О 5. Na6TeO6 + 4Н2О = Na2H4TeOj + 4NaOH (в конц. NaOH) 6. Na6TeO6 + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н2О = Tel + 3Na2[Sn(OH)6] +
+ 3NaOH (комн.)
7. Na6TeO6 + 12HI (насыщ.) = Tel4l + Na[I(I)2] + 5NaI + 6H2O
8. Na6TeO6 (конц.) + 6MO3 = Na6[TeM6O24]	(кип., M = Mo, W)
79. NaVO3 — метаванадат натрия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде, бесцветный ион VO3 в растворе тримерен (V3O,~), раствор быстро желтеет из-за разложения. Нерастворим в этаноле. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. N395, Na803, VI5, V147>
395
Na
1.	NaVO3 • 2H2O = NaVO3 + 2H2O	(300-400 °C)
2.	3NaVO3 (разб.) + 12H2O = 3[Na(H2O)4]+ + V3O’“
5V3O|- + 3H2O 6blcipo> HVl0O’g (желт.) + 5HVO^
3.	10NaVO3 (разб.) + 2H2SO4 (разб.) = Na^O^ + 2Na2SO4 + 2H2O
2NaVO3 (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = V2O51 + 2NaHSO4 + H2O
4.	2NaVO3 + NaOH (разб.) = Na3HV2O7
NaVO3 (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = Na3VO4l + H2O
5.	NaVO3 + NH4C1 (kohu.) = NH4VO3i + NaCl
NaVO3 + AgNO3 = AgVO3 (красн.)! + NaNO3
2NaVO3 + FeCl2 = Fe(VO3)2J. + 2NaCl
6.	NaVO3 + 2H2O2 (конц.) + HNO3 (конц.) =
= H3[VO2(O^-)2] (желт.) + NaNO3 + H2O
80.	Na3VO4 — ортованадат натрия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Восстанавливается атомарным водородом в растворе и натрием при сплавлении, реагирует с пероксидом водорода. Получение см. N394, Na794, VI5, VI46.
1.	Na3VO4 • ЮН2О = Na3VO4 + ЮН2О	(выше 300 °C)
2.	Na3VO4 (разб.) + 12Н2О (хол.) = 3|Na(H2O)4]+ + VO’"
а)	VO’ + Н2О <=♦ HVO’~ + ОН"	(pH > 7)
hvo4~ + н2о h2vo; + он-
б)	2HVO4“ <=► HV2O73 + ОН-
3.	Na3VO4 + Н2О = NaVO3 + 2NaOH	(кип.)
4.	10Na3VO4 (разб.) + 12H2SO4 (разб.) = Na6V|0O2g (оранж.) +
+ 12Na2SO4 + I2H2O
2Na3VO4 (конц.) + 6H2SO4 (конц.) = V2O5l + 6NaHSO4 + 3H2O 5. a) 2Na3VO4 (насыщ.) + 2HC1O4(4 M) = Na4V2O7l + 2NaC104 +
+ H2O (0 °C)
6)	Na4V2O7 (насыщ.) + 6NH4HS (насыщ.) + 4H2S(r) =
= 2(NH4)3[VS4] (фиол.) + 2Na2S + 7H2O 2(NH4)3[VS4] = V2S5 + 6NH3 + 3H2S	(60-150 °C, вак.)
2(NH4)3[VS4] + 6HC1 (разб.) = V2S51 + 6NH4C1 + 3H2S
6.	2Na3VO4 + 5H2SO4 + 2H° (Zn) 2(VO)S04 + 3Na2SO4 + 6H2O
7.	Na3VO4 + Na = NaVO2 (черн.) + 2Na2O	(900 °C)
8.	Na3VO4 + 3AgNO3 = Ag3VO4 (6yp.)X + 3NaNO3
Na3VO4 + FrCl3 = FrVO4 (желт.)Х + 3NaCl
396
Na
9.	Na3VO4 + 4H2O2 (конц.) = Na3[V(O2 )4] (сине-фиол.) + 4H2O 10. 2Na3VO4 + 6H2O .злектРа1ИЗ> 2V(OH)3i (катод) + O2? (анод) +
+ 6NaOH (в атмосфере N2)
81.	Na2WO4 — вольфрамат натрия
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Восстанавливается атомарным водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. N224, Wl4, W43, W64’7.	•
1.	Na2WO4 • 2Н2О = Na2WO4 + 2Н2О	(120-150 °C)
2.	Na2WO4 + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]++ WO4“
6WO^- + 6Н2О <=± H3W6O^ + 9ОН“	(pH > 7)
3.	Na2WO4 + 2НС1 (конц.) + Н2О = WO3 • 2H20l + 2NaCl	(комн.)
Na2WO4 + 2НС1 (конц.) WO3 • H2Ol + 2NaCl (кип.) 4. 12Na2WO4 + 14НС1 (разб.) Nal0H2Wl2O42 + 14NaCl + 6Н2О 5. Na2WO4 H7Zn-KOHU НС|>„ [W|0O29OH + W3O8OH]i, W2O5OH (кор.)1 «вольфрамовая синь»
6.	Na2WO4 + M(NO3)2 = MWO4i + 2NaCl (M = Ca, Pb, Mn, Fe) Na2WO4 + 2AgNO3 = Ag2WO4i + 2NaNO3
7.	12Na2WO4 + Na2HPO4 + 23HC1 ((конц.) = №7[Р\У|2Оад| + + 23NaCl + 12H2O
Na-JPW.-P^] + ЗН3О+ (катионит) = HjIPW^O^] (бц.) +
+ 3Na+ (катионит) + 3H2O
8.	Na2WO4 Na?S(KOHI1)> Na2[WS„O4_J (желт.)	(л = 1+3)
9.	Na2WO4 + 2HCI (разб.) + 3H2S(r) = WS3l + 2NaCl + 4H2O
WS3 = WS2 + S	(выше 170 °C, в атмосфере Ar)
WS3 + 2NH4HS (насыщ.) = (NH4)2[WS4] (красн.) + H2ST
10.	2Na2WO4 + Zr = 4Na + Zr(WO4)2	(450-500 °C)
82.	Na4XeOe — гексаоксоксенонат(УШ) натрия
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При стоянии раствора выделяется О2. Разлагается в концентрированной серной кислоте. Сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. Хе15.
1.	Na4XeO6 = 2Na2O + Хе + 2О2	(360 °C)
2.	Na4XeO6 • лН2О = Na4XeO6 + лН2О (100 °C, вак., л = 6, 8)
397
Nb
3.	Na4XeO6 (оч. разб.) + 16H2O = 4[Na(H2O)4]+ + ХеО<’
а)	ХеО + Н2О = НХеО|- + ОН’	(pH » 7)
HXeOg-+ Н2О <=> HXeOg- + ОН’
б)	гнрСеО^ -U 2НХеО; + О2Т + 2ОН’
4.	2Na4XeO6 + 8НС1 (разб.) = О2Т + 2ХеО3 + 8NaCl + 4Н2О
5.	Na4XeO6 + 4H2SO4 (конц.) = ХеО4? + 4NaHSO4 + 2Н2О (-5 °C)
Ниобий
1. Nb — ниобий
Светло-серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии NbH), тугоплавкий, высококипящий, коррозионно-стойкий. При нагревании на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой, этанолом, разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой (быстрее — в присутствии азотной кислоты), щелочами при кипячении. Окисляется кислородом, галогенами. Реагирует с водородом. Промышленно важен сплав с железом — феррониобий (14—66% Nb, может содержать до 9% Та). Получение см. Nb26, Nb45-6, Nb59- ”.
1. 2Nb+12HF (конц.) -U 2H[NbF6] + 5H2T
2. 3Nb + 18HF (конц.) + 5HNO3 (конц.) = 3H[NbF6] + 5NO + 10H2O 3. 2Nb (порошок) + 2NaOH (конц.) + 4H2O = 2(NaNb)O3i + 5H2T
(кип.) 4. 4Nb + 4NaOH + 5O2 = 4(NaNb)O3 + 2H2O	(450-600 °C)
4Nb + 12NaOH + 5O2 = 4Na3NbO4 + 6H2O	(500-700 °C)
20-400 °C
5.	2Nb + H2 <...—2NbH
500-1000 °C
Nb + H2 = NbH2	(350 °C, p)
6.	4Nb + 5O2 = 2Nb2O5	(выше 500 °C)
7.	2Nb + 5E2 = 2NbE5 (20-100 °C, E = F; 100-200 °C, E = Cl)
8.	Nb NbBr4, NbBr5, Nb3Br8	(200-300 °C)
Nb Nbl4, Nbl5, Nb3l8, Nb6In	(270-550 °C)
9.	7Nb + 28HC1 = Nb3Cl8 + 4NbCl5 + 14H2	(800 °C)
10.	2Nb + 2H2O	2NbH2i (катод) + O2T (анод)
(в 3M H2SO4)
398
Nb
2.	NbCI5 — хлорид ниобия(У)
Светло-желтый (почти белый), при нагревании становится темно-желтым. Легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, холодном этаноле, метаноле, эфире, хлороформе, CS2, жидком S2C12. Гидролизуется, реагирует со щелочами, кислородом, горячим этанолом. Восстанавливается натрием, водородом, ниобием. Образует хлорокомплексы. Получение см. Nbl7 9, Nb510.
1.	NbCl$ + Н2О (влага) = NbCl3O (бел.) + 2НС1
2NbCI5 + 5Н2О = Nb2O5l + 10НС1
2.	NbCl5 + 6NaOH (конц.) = (NaNb)O3l + 5NaCl + 3H2O
3.	NbCl5 + 5HF(X) = NbF5 + 5HC1T	(кип.)
4.	2NbCl5 + O2 = 2NbCl3O + 2C12	(150 °C)
5.	4NbCl5 + Nb = 5NbCl4	(300 °C, p)
8NbCl5 + 7Nb « 5Nb3Clg	(450 °C)
7Nb3Cl8 + 3Nb = 4[Nb6Cl12]Cl2	(700-800 °C)
6.	NbCl5 + 5Na = Nb + 5NaCl	(450 °C)
6NbCl5 + 7H2 = 2Nb3Clg + 14HC1	(145 °C)
2NbCl5 + H2 = 2NbCl4 + 2HC1	(450 °C)
7.	NbCl5(JK) + MCI - MlNbClJ (M = Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4)
8.	2NbCl5 + ЮС2Н5ОН (rop.) = Nb2(C2H5O)10 + 10HC1
3.	NbF5 — фторид ниобия(У)
Белый, весьма гигроскопичный, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Малорастворим в хлороформе, CS2. Реагирует с водой, разлагается разбавленными кислотами, щелочами, этанолом. Образует фторокомплексы. Получение см. Nbl7, Nb23.
1.	NbF5 + Н2О (влага) = NbOF3 + 2HF
NbF5 + ЗН2О (хол.) = [NbOF5]2- + 2Н3О+
2.	2NbF5 + 5Н2О = Nb2O5i + 10HF (кип. или в разб. H2SO4)
3.	NbF5 + 2КОН (разб.) = K2[NbOF5] + Н2О
4.	NbF5 + 2HF (конц.) = H2[NbF7]
NbF5 + 2KF (конц.) = K2[NbF7]	(в 25%-й HF)
5.	2NbF5 + ЮС2Н5ОН (гор.) = Nb2(C2H5O)10 + 10HF
4.	[NbF7] ,Kj — гептафторониобат(У) калия
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Умеренно растворяется в воде (изменение состава аниона), хорошо —
399
Nb
в разбавленной фтороводородной кислоте. Из 25%-й фтороводородной кислоты осаждается K2[NbF7], из раствора — продукт гидролиза по аниону K2[NbOF5]. Разлагается серной кислотой. Восстанавливается натрием. Получение см. Nb55.
1.	K2[NbF7] + Н2О = K2[NbOF5] + 2HF	(комн.)
K2(NbF7] • H2Oi <=> K2[NbOF5] + Н2О	(О °C)
K2|NbF7] • Н2О = K2[NbOF5] + Н2О	(100 °C)
2.	K2(NbF7] + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [NbF7]2~ (в 10%-й HF) |NbF7]2- + Н2О [NbOF5]2- + 2HF (разбавление водой)
3.	K2[NbF7] + HF (40%-я) = K[NbF6] + K(HF2)
4.	2K2[NbF7] + 2H2SO4 (разб.) + 5H2O = Nb2O5i + 2K2SO4 + 14HF
5.	K2[NbF7] + 5Na = Nb + 2KF + 5NaF	(1100 °C)
6.	2K2[NbF7] злектрол.^> 2Nbi (катод) + 5F2T (анод) + 4KF
(в расплаве KF)
5.	Nb2O5 — оксид ниобия(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится химически пассивным. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Nb2O5 • лН2О, более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами, реагирует с карбонатами щелочных металлов при спекании. Восстанавливается водородом (в отличие от Та2О5), ниобием, коксом. Легко хлорируется. Получение см. Nbl6, Nb2', Nb32, Nb44.
1.	Nb2O, —► NbO„ (t-син.) (800-1000 °C, вак.; 2,4 < n < 2,5) X J _02	n
2.	Nb2O5 • лН2О = Nb2O5 + лН2О	(выше 500 °C)
3.	Nb2O5(T) + 3H2O <=± 2NbO3 + 2H3O+	(pH < 7)
4.	Nb2O5 + 12HF (конц.) = H2[NbF7] + H2[NbOF5] + 4H2O
5.	Nb2O5 + 6HF (25%-я, хол.) + 4K(HF2)(T) = 2K2[NbF7] + 5H2O
NaOH (конц.)
6.	Nb2O5(T) <	(Nb6O19]«-, (Nb4Ol2 (OH)4]8"
HCI (разб.)
7.	Nb2O5 + M2CO3 = 2(MNb)O3 + CO2 (800 °C, вак.; M = Li, Na) 2(MNb)O3 + 2HC1 (конц.) = Nb2O5i + 2MC1 + H2O
8.	Nb2O5 + H2 = 2NbO2 (син.) + H2O	(800-1000 °C)
Nb2O5 + 3H2 = 2NbO (cep.) + 3H2O	(1300-1700 °C)
Nb2O5 + 3Nb = 5NbO	(1500 °C)
400
Nd, Ne
9.	Nb2O5 + 5C (кокс) + 5C12 = 2NbCl5 + 5CO (600-900 °C)
Nb2O5 + 7C (кокс) = 2NbC + 5CO
Nb2O5 + 5NbC = 7Nb + 5CO
10. Nb2O5 + 5SC12O = 2NbCl5 + 5SO2 Nb2O5 + 5CC14 = 2NbCl5 + 5CC12O
(1200 °C, в токе H2) (1600-1700 °C, вак.) (350 °C, р) (300 °C, р)
Nb2O5 + 6НС1 = 2NbCl3O + ЗН2О	(выше 700 °C)
11. 2Nb2O5 зпектролиз> 4Nbl (катод) + 5О2Т (анод) (в расплаве K.F)
Неодим
1. Nd — неодим
Белый, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Nd3+ имеет фиолетово-розовую окраску. Соединения неодима по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Nd2O3 кальцием, электролиз раствора NdCl3.
1.	2Nd + 6Н2О (гор.) = 2Nd(OH)3l + ЗН2?
2.	2Nd + 6НС1 (разб.) = 2NdCl3 + ЗН2Т
3.	Nd + 6HNO3 (конц.) = Nd(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	4Nd + ЗО2 = 2Nd2O3 (гол.)	(300 °C, сгорание на воздухе)
5.	4Nd + 6Н2О + ЗО2 = 4Nd(OH)3	(роз.)
6.	2Nd + ЗС12 = 2NdCl3 (фиол.)	(300 °C)
7.	2Nd + 3S = Nd2S3 (т.-зел.)	(500-800 °C)
8.	Nd + 6NO2 = 3NO + Nd(NO3)3	
Неон
1. Ne — неон
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный, трудносжи-жаемый. Содержание Ne в воздухе 0,0015% (об.). Практически не растворяется в воде, плохо растворяется в этаноле. Образует клатрат 8Ne • 46Н2О. Химически инертный, не реагирует со всеми другими веществами (простыми и сложными). Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
401
Ni
Никель
1. Ni — никель
Белый металл; относительно твердый, тягучий, поддается ковке. В виде черного порошка пирофорен. Менее реакционноактивен, чем железо и кобальт; во влажном воздухе устойчив. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, этанолом, пассивируется в концентрированной азотной кислоте. Катион Ni2+ в растворе имеет ярко-зеленую окраску. Реагирует с разбавленными кислотами, кислородом, галогенами, халькогенами, аммиаком, монооксидом углерода. Переводится в раствор карбонатом аммония. Поглощает заметное количество Н2. При обработке фтором компактный металл покрывается очень устойчивой пленкой NiF2. Получение см. Ni2*, Ni4*, Ni57> |9, Ni95, Nil26, Nil3‘°.
1.	Ni + 2HC1 (разб.) -U NiCl2 + H2T
2.	3Ni + 8HNO3 (разб.) = 3Ni(NO3)2 + 2NOT + 4H2O
3.	2Ni + O2 = 2NiO	(500-1000 °C)
4.	Ni + E2 = NiE2 (выше 700 °C, E = F; 300-600 °C, E = Cl)
Ni + Br2 = NiBr2	(комн., в эфире)
5.	Ni + E = NiE (черн.)	(900 °C; E = S, Se, Те)
6.	Ni + E = NiE (красн.)	(700-900 °C; E = As, Sb)
7.	6Ni + 2NH3 = 2Ni3N + 3H2	(445 °C)
8.	3Ni + 2CO Ni3C (черн.) + CO2	(270 °C)
Ni3C + 2H2 = 3Ni + CH4	(250-270 °C)
9.	Ni (порошок) + 4CO = [Ni(CO)4]	(50-100 °C)
10.	Ni + 2(NH3 • H2O) [10%-й] + H2O + (NH4)2CO3 (конц.) =
= [Ni(H2O)2 (NH3)4] (OH)2 + CO2T (кип.) 11. Ni + 4PF3 = [Ni(PF3)4]	(150 °C, p, кат. I2)
12.	Ni + H2O + CO2 электРоли\ н2Т (катод) + NiCO3X (анод) (комн.)
Ni + 6K(HF2)(x) 3)?-!ст1х>лиз> 3H2T (катод) + NiF6? (анод) + 6KF
(250 °C)
2. [Ni(CN)4],K2 — тетрацианоникколат(Н) калия
Оранжево-красный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами, сильными восстановителями. Получение см. Ni36, NilЗ7.
1.	K2[Ni(CN)4] = 2KCN + Ni + C2N2	(выше 500 °C)
2.	K2[Ni(CN)4] • H2O = K2(Ni(CN)4] + H2O	(100 °C)
402
Ni
3.	K2(Ni(CN)4] (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Ni(CN)4]2- (желт.)
4.	K2[Ni(CN)4](p) = 2K.CN + Ni(CN)l (фиол.)	(кип.)
5.	K2[Ni(CN)4] + 2НС1 (разб.) = Ni(CN)2l + 2КС1 + 2HCN
6.	K2[Ni(CN)4] + KCN (конц.) «=± K3[Ni(CN)5](p) (красн.) K2[Ni(CN)4] + H2O + KCN (разб.) <=±
<=* K3[Ni(H2O) (CN)5] (оранж.)
7.	4K2[Ni(CN)4] + N2H4 • H2O + 4KOH (конц.) =
= 4K3[Ni(CN)4] (красн.) + N2T + 5H2O 2K3[Ni(CN)4|(p) <=► K4[Ni2(CN)6] + 2KCN (в атмосфере N2) 4K3(Ni(CN)4] + 2H2O + O2 = 4K2[Ni(CN)4] + 4KOH
8.	2K2(Ni(CN)4] + 2H° (Zn) + 2KOH (конц.) = K4[Ni2(CN)6] +
+ 2KCN + 2H2O 2K2(Ni(CN)4] + H2 = K4[Ni(CN)6] + 2HCN	(390 °C)
K4[Ni(CN)6] + 4HC1 (разб.) = NiCN (оранж.) + 4KC1 + 4HCN
9.	K2[Ni(CN)4] —K4[Ni2(CN)6]	K4[Ni(CN)4]
(св.-красн.)	(желт.)
(-75 °C, в жидк. NH3) 2K4[Ni(CN)4] + 2H2O = K4[Ni2(CN)6] + H2T+ 2KCN + 2KOH
3.	NiCO3 — карбонат никеля(П)
Беловато-зеленый, гигроскопичный, разлагается при нагревании без плавления. Практически нерастворим в воде. Из концентрированного раствора кристаллизуется светло-зеленый гидрат NiCO3 • 6Н2О, более реакционноспособный, чем безводная соль. Из разбавленного раствора осаждается гидроксокарбонат Ni2CO3(OH)2, или, точнее, Ni3CO3(OH)4 • 4Н2О. Реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Переводится в раствор хлоридом аммония. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Nil12, Ni512.
1.	NiCO3 = NiO + H2O	(выше 400 °C)
2.	NiCO3 + 2НС1 (разб.) = NiCl2 + СО2? + Н2О	(кип.)
3.	NiCO3 + 2NH4C1 (конц.) = NiCl2 + 2NH3T + СО2Т + Н2О (кип.) 4. NiCO3 + 6(NH3 • Н2О) (конц.) = (Ni(NH3)6]CO3 + 6Н2О 5. NiCO3 + М2СО3 (насыщ.) + 4Н2О = M2(Ni(H2O)4 (СО3)2]1
(М = Na, К)
6.	NiCO3 + 4KCN (конц.) = K2[Ni(CN)4] + К2СО3
7.	NiCO3 + Н2С2О4 (разб.) + Н2О = NiC2O4 • 2Н2О (св.-зел.)>1 + СО2?
403
Ni
4.	[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель
Бесцветная жидкость. Низкокипящий, термически неустойчивый, в газообразном состоянии на воздухе взрывоопасен. Мало смешивается с водой, хорошо — с этанолом, эфиром, бензолом, хлороформом, ацетоном. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Энергично разлагается концентрированными серной и азотной кислотами; реагирует с кислородом, галогенами. Получение см. Nil9.
1.	[Ni(CO)4] = Ni + 4СО	(180—200 °C)
2.	[Ni(CO)4] + 2H2SO4 (конц.) = NiSO4 + SO2 + 4CO? + 2H2O
3.	[Ni(CO)4] + 12HNO3 (конц.) = Ni(NO3)2 + ION02 + 4CO2? + 6H2O 4. 2[Ni(CO)4] + 2H2O (влага) + 5O2 (воздух) -U 2Ni(OH)2 + 8CO2
2[Ni(CO)4] + 5O2 = 2NiO + 8CO2	(300-400 °C)
5.	[Ni(CO)4] + 5E2 = NiE2 + 4CE2O	(200 °C; E = Cl, Br, I)
6.	4[Ni(CO)4] + 10NO + 6H2O -U 4|Ni(NO+)(OH)3] + 16COT +
+ 3N2? (50 °C) 7. [Ni(CO)4](JK) + 4NO = [Ni(NO°)(NO2)] + N2O + 4CO (комн., p) [Ni(CO)4] + 2(NO)C1 = [Ni(NO°)Cl2] + NO + 4CO
(комн., в аргоне) 8. [М(СО)4](Ж) + N2O4 = Ni(NO2)2 (зел.) + 4CO (25-30 °C)
5. NiCI2 — хлорид никеля(П)
Желто-коричневые кристаллы или желтый порошок, гигроскопичный, летучий при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Зеленый кристаллогидрат NiCl2 • 6Н2О имеет строение |Ni(H2O)4Cl2] • 2Н2О. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке, ацетоне, хорошо — в этаноле, метаноле, этиленгликоле. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Nil1-4, Ni32-3, Ni7’-3, Ni92, NilO2, Nil2'.
1. NiCl2 • 6H2O = NiCl2 + 6H2O	(175-250 °C)
2. NiCl2 (разб.) + 6H2O = [Ni(H2O)6]2++ 2СГ (pH < 7, cm. Nil 33) 3. NiCI2(T) + H2SO4 (конц.) = NiSO4 + 2HC1?	(кип.)
4.	3NiCl2(T) + 8HNO3 (30%-я) = 3Ni(NO3)2 + 3C12T + 2NOT + 4H2O
(кип.)
5.	NiCl2 (конц.) + NaOH (разб.) = NiCl(OH)l + NaCl
NiCl2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2l + 2NaCl
6.	NiCl2 + NH3 • H2O (разб.) = NiCl(OH)i + NH4CI
NiCI2 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
NiCl2 + 6NH3(r)	[Ni(NH3)6]Cl2	(комн.)
404
Ni
7.	NiCl2 + H2 = Ni + 2HC1	(400-500 °C)
8.	2NiCl2 + O2 = 2NiO + 2C12	(выше 700 °C)
9.	NiCl2 + F2 = NiF2 + Cl2	(150-400 °C)
NiCl2 + 2KF (разб.) = NiF2l + 2KC1
NiCl2 + 2KC1 + 3F2 = K2|NiF6] + 2C12	(275 °C)
NiCl2 + 2HBr = NiBr2 + 2HC1	(500 °C)
10.	NiCl2 + H2S (насыщ.) = NiSl + 2HC1
NiCl2 + NH4HS = NiSl + NH4C1 + HCI
11.	NiCl2' (MNi)Cl3, M2[NiCl4]
(при нагревании; M = Na+, K+, NH4)
NiCl2 + 3CsCl = Cs3[NiCl5]	(700 °C)
12.	2NiCl2 (разб.) + H2O + 2Na2CO3 (разб.) = Ni2CO3(OH)2l +
+ 4NaCl + CO2? (komh.)
NiCl2 (конц.) + NaHCO3 (конц.) = NiCO3? + NaCl + HCI
(250 °C, p, в атмосфере CO2)
13.	2NiCl2 + 5N2O4 4NO + 2C12 + 2{Ni(NO3)2 • 0,5N204}1
4{Ni(NO3)2 • 0,5N2O4} = 4Ni(NO3)2 + N2O4 + 2NO2
(60-80 °C, вак.)
14.	NiCl2 + 2SrCl2 + 6NaOH (50%-й) = Sr2|Ni(OH)6] (зел.)1 + 6NaCl 15. NiCl2 (безводн.) + 2еп(ж) = [Ni(en)2]Cl2 (син.)
[en — этилендиамин NH2CH2CH2NH2] 3[Ni(en)2]Cl2 + 6H2O = 2[Ni(en)3]2+ + [Ni(H2O)6]2+ + 6СГ
16.	NiCl2 + 2H2L = [Ni(HL)2]l (красн.) + 2HC1
(в разб. CH3COOH, NH3 • Н2О;
H2L — диметилглиоксим C4H8O2N2)
17.	NiCl2 + 2Na(C5H5) = [Ni(C5H5)2] (зел.) + 2NaCl
(40 °C, в жидк. C5H6)
18.	NiCl2 + H2O + Na(PH2O2) = Nil + NaH(PHO3) + 2HC1
19.	NiCl2(p) злектР°лиз> Nil (катод) + C12T (анод)
6.	NiF2 — фторид никеля(И)
Желтовато-зеленый, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Плохо растворяется в воде, растворимость не зависит от температуры. Нерастворим в этаноле, эфире, бензоле. Из фтороводородной кислоты кристаллизуется сине-зеленый гидрат NiF2 • 5HF • 6Н2О. Не реагирует с кислотами даже при нагревании. Разлагается щелочами, гидратом аммиака, восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получение см. Nil4, Ni59.
405
Ni
1.	NiF2 • 4H2O (зел.) = NiF2 + 4H2O	(150-350 °C)
2.	NiF2 + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2l + 2NaF
3.	NiF2 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [Ni(NH3)6]F2 + 6H2O
4.	NiF2 + H2 = Ni + 2HF	(600 °C)
5.	a) NiF2 + MF (конц.) = (MNi)F3J- (M = Li, Na, K, Rb, Cs) 2NiF2 + 3K(HF2) = (KNi)F3 + K2[NiF4] + 3HF (800 °C, вак.) 6) 2(MNi)F3 + F2 + 4MF = 2M3[NiF6] (фиол.)
(600 °C; M = Li, Na, K) (MNi)F3 + F2 + MF = M2[NiF6] (красн.)
(700 °C; M = Li, Na, K, Rb, Cs)
7.	[Ni(NH3)e]CI2 — хлорид гексаамминникеля(И)
Голубовато-фиолетовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, катион устойчив в аммиачной среде. Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированном гидрате аммиака, этаноле. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Получение см. Ni56, NilO5.
1.	[Ni(NH3)6]Cl2 = NiCl2 + 6NH3	(176,5-450 °C)
2.	[Ni(NH3)6]Cl2(p) = [Ni(NH3)6]2+ + 2СГ
(комн., в разб. NH3 • H2O) [Ni(NH3)6]2+ + 4H2O <=± [Ni(H2O)2(NH3)4]2+ + 2(NH3 • H2O)
3.	[Ni(NH3)6]Cl2(p) = NiCl2 + 6NH3?	(кип.)
4.	[Ni(NH3)6]Cl2 + 6HC1 (конц.) = NiCl2 + 6NH4C1
5.	[Ni(NH3)6]Cl2 + 2NaOH (конц.) + 6H2O = Ni(OH)2>l +
+ 6(NH3 • H2O) + 2NaCl 6. [Ni(NH3)6]Cl2 + 2NaC104 (конц.) = [Ni(NH3)6](ClO4)2i + 2NaCl 7. [Ni(NH3)6]Cl2 + 2Na(C5H5) = [Ni(C5H5)2] + 2NaCll + 6NH3T
(40—50 °C, в жидк. C5H6)
8.	Ni(NO3)2 — нитрат никеля(П)
Светло-зеленый, весьма гигроскопичный, нелетучий, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, глицерине, плохо — в ацетоне, эфире. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сильными окислителями. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Nil2, Ni54-13, Ni92.
1.	2Ni(NO3)2 = 2NiO + 4NO2 + O2	(выше 500 °C)
Ni(NO3)2 = Ni(NO2)2 + O2	(150 °C, вак.)
406
Ni
2.	4{Ni(NO3)2 • 6H2O} = 4NiO(OH) + 8NO2 + O2 + 22H2O
(100-140 °C)
2{Ni(NO3)2 • 6H2O} = 2N1O + 4NO2 + O2 + 12H2O (выше 300 °C) 3. Ni(NO3)2 + 6H2O = [Ni(H2O)6[2+ + 2NO; (pH < 7, cm. Nil33) 4. Ni(NO3)2 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)24, + 2NaNO3
Ni(NO3)2 (конц.) + NaOH (разб.) = NaNO3 + Ni(NO3)OH>L
5.	Ni(NO3)2 + NH3 • H2O (разб.) = Ni(NO3)OHX + NH4NO3
Ni(NO3)2 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = [Ni(NH3)6](NO3)2 (син.) + 6H2O
6.	Ni(NO3)2 (конц.) + 2NaIO3 (конц.) = Ni(IO3)2X + 2NaNO3
Ni(NO3)2 + Na[Sn(OH)3] + NaOH (разб.) =
= (NiOH)[Sn(OH)3] (зел.)>1 + 2NaNO3
7.	2Ni(NO3)2 + NaClO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)l + NaCl +
+ 4NaNO3 + H2O
2Ni(NO3)2 + 6NaOH (конц.) + Br2 = 2NiO(OH)l + 4NaNO3 +
+ 2NaBr + 2H2O
8.	Ni(NO3)2 + 2KNO3 = K2[Ni(NO3)4]	(в жидк. N2O5)
9.	2Ni(NO3)2 + 4H2O эле,стРол^-> H2T (катод) + 2NiO(OH)l (анод)+
+ 4HNO3 (комн.)
3Ni(NO3)2 + 6H2O эле|стролиз> H2T (катод)+
+ (Ni11 Ni2n)O2(OH)4>L (анод) + 6HNO3 (50-60 °C)
9.	NIO — оксид никеля(П)
Желтый, при нагревании в инертной атмосфере становится коричневым, при нагревании на воздухе — темно-зеленым. Термически устойчивый, в прокаленном виде не реагирует с кислотами. Не взаимодействует с водой, этанолом. Проявляет амфотерные свойства (оснбв-ные свойства преобладают); реагирует с кислотами, при спекании — со щелочами и оксидами типичных металлов. Переводится в раствор действием концентрированного гидрата аммиака. Получение см. Nil3, Ni3‘, Ni58, Ni8l>2, NilO1, Nil24, Nil3'.
1.	NiO(T) + 7H2O <=♦ [Ni(H2O)6]2++ 2OH"
(практически не идет)
2.	NiO + 2HC1 (разб.) = NiCl2 + H2O
NiO + H2SO4 (разб.) = NiSO4 + H2O
NiO + 2HNO3 (разб.) = Ni(NO3)2 + H2O
3.	NiO + 2NaOH = Na2NiO2 (зел.) + H2O	(400 °C)
NiO + BaO = (BaNi)O2 (черн.)	[1200 °C]
407
Ni
4.	NiO + 6(NH3 • Н2О) (конц.] -U [Ni(NH3)6](OH)2 (син.) + 5Н2О
5.	NiO + Н2 = Ni + Н2О	(200-400 °C)
	NiO + С (кокс) = Ni + СО	(300-400 °C)
6.	2NiO + SiO2 = Ni2SiO4	(1200 °C)
7.	2NiO + M2O2 = 2(MNi)O2 (черн.)	(350-700 °C; M = Li, Na)
8.	4NiO + 4MO + O2 = 2(M2Ni2)O5 (черн.) (1000 °C; M = Sr, Ba)
9.	NiO + 2KO2 = K2NiO3 (черн.) + O2	(800 °C)
	NiO + BaO2 = (BaNi)O3 (черн.)	(800-900 °C)
10.	Ni(OH)2 — гидроксид никеля(Н)
Светло-зеленый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат Ni(OH)2 • лН2О, при выдерживании над концентрированной серной кислотой переходит в Ni(OH)2 • • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с разбавленными кислотами, щелочами при спекании. Переводится в раствор действием гидрата аммиака. Слабый восстановитель. Получение см. Ni55, Ni75, Ni84, Nil34.
I.	Ni(OH)2 = NiO + H2O	(230-360 °C)
2.	Ni(OH)2 + 2HC1 (разб.) = NiCl2 + 2H2O
3.	Ni(OH)2(T) + 2NaOH(T) = Na2[Ni(OH)4]	(140 °C)
4.	Ni(OH)2 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = [Ni(NH3)6](OH)2 (син.) + 6H2O
5.	Ni(OH)2 + 4(NH3 • H2O) + 2NH4C1 (конц.) = ]Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O 6. 2Ni(OH)2 + Cl2 + 2KOH (конц.) = 2NiO(OH)i + 2KC1 + 2H2O
6Ni(OH)2 + KBrO3 (насыщ.) = 6NiO(OH)l + КВг + 3H2O (кип.) 7. Ni(OH)2 + K2S2O6(O2) + 2KOH (конц.) + (л - 2)H2O =
= NiO2 • лН2О1 (черн.) + 2K2SO4
4(NiO2 • лН2О) (суспензия) -L-> 4NiO(OH)l + O2T + (4л - 2)Н2О
(кип.) 8. Ni(OH)2 + 2HNCS (разб.) = Ni(NCS)2 (бур.) + 2Н2О (кип.)
Ni(NCS)2 + 2KNH2 = Ni(NH2)2l + 2KNCS
(-40 °C, в жидк. NH3)
3Ni(NH2)2 = Ni3N2 + 4NH3	(120 °C, вак.)
9.	2Ni(OH)2 (суспензия) злектР°ли\ н2? (катод) + 2NiO(OH)J- (анод)
11.	NiO(OH) — метагидроксид никеля
Черный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде, этаноле. Из раствора осаждается серо-черный гидрат Ni2O3 • лН2О, при стоянии под раствором «стареет», при слабом нагревании переходит
408
Ni
в черный (NinNi2n)O2(OH)4 (безводный оксид Ni2O3 не выделен). Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Сильный окислитель. Получение см. Ni82>7>9, NilO6-7 9, NilЗ6.
1.	4NiO(OH) = 4NiO + 2H2O + O2	(250-350 °C)
2.	2NiO(OH) + H2O —Ni2O(OH)4l	(комн., «старение»)
12NiO(OH) + 2H2O = 4(NillNi'")O2(OH)4 (черн.)1 + O2T (60 °C)
3.	2NiO(OH) + 6HC1 (конц.) = C12T + 2NiCl2 + 4H2O
4.	4NiO(OH) + 4H2SO4 (разб.) = O2? + 4NiSO4 + 6H2O 4NiO(OH) + 8HNO3 (разб.) = O2? + 4Ni(NO3)2 + 6H2O
5.	2NiO(OH) + 3H2SO4 (разб.) + 2K1 = I21 + 2NiSO4 + K2SO4 + 4H2O
6.	NiO(OH) + Co(NO3)2 = CoO(OH)l + Ni(NO3)2	(кип.)
12.	NiS — сульфид никеля(И)
Черный, термически устойчивый. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом. Разлагается кислотами. При осаждении из уксуснокислого раствора или при стоянии осадка под раствором образуется еще менее реакционноспособная модификация. Получение см. Nil5, Ni510.
1.	NiS + 2НС1 (конц.) = NiCl2 + H2ST	(кип.)
2.	NiS + 8HNO3 (конц.) = NiSO4 + 8NO2 + 4H2O
3.	2NiS + 2H2O (влага) -U (NiOH)2S + H2S
4.	2NiS + 3O2 = 2NiO + 2SO2	(600-800 °C)
5.	NiS + S = Ni(S2) (cep.)	[450 °C]
6.	2NiS + 2CO = 2Ni + CO2 + CS2	(300-400 °C, p)
7.	NiS + 2CH3COOH (конц.) = Ni(CH3COO)2 (зел.) +
+ H2S? (кип.)
NiS + 2CH3COOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Ni(CH3COO)2 +
+ Si + 2H2O
13. NiSO4 — сульфат никеля(Н)
Светло-желтый (кристаллогидрат — зеленый), при прокаливании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Малорастворим в этанале, метаноле, эфире. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сильными окислителями. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Ni53, Ni92, Nil I5, Nil22.
1.	2NiSO4 = 2NiO + 2SO2 + O2	(выше 700 °C)
2.	NiSO4 • 7H2O = NiSO4 + 7H2O	(280 °C)
3.	NiSO4 (разб.) + 6H2O = [Ni(H2O)6]2+ + SO2
[Ni(H2O)6]2+ + H2O ♦=> [Ni(H2O)5(OH)]+ + H3O~ (pH < 7)
409
No, Np
4.	2NiSO4 (конц.) + 2NaOH (разб.) = Ni2SO4(OH)2i + Na2SO4
NiSO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Ni(OH)2-L + Na2SO4
5.	NiSO4 + 4(NH3 • H2O) (10%-й) = [Ni(H2O)2(NH3)4]SO4 + 2H2O NiSO4 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = [Ni(NH3)6]SO4 + 6H2O NiSO4(T) + 6NH3(r) = [Ni(NH3)6]SO4 (св.-фиол.)	(комн.)
6.	2NiSO4 + NaClO + 4NaOH (разб.) = 2NiO(OH)4, + NaCl +
+ 2Na2SO4 + H2O
7.	NiSO4 + 2KCN (разб.) = Ni(CN)2l + K2SO4
Ni(CN)2 + 2KCN (конц.) + H2O = K2[Ni(CN)4] • H2Ol (на холоду) 8. 3NiSO4 + 2NajHPO4 = Ni3(PO4)2l + 2Na2SO4 + H2SO4
2NiSO4 + (NH4)2SO4 + 2Na3PO4 = 2NiNH4PO4 (св.-зел.) + 3Na2SO4 9. NiSO4 + Na2S2O6(O2) + Na3H2IO6 + H2O =
= Na[Ni(IO6)] • H2O (т.-красн.)Х + 2Na2SO4 + H2SO4 10. 2NiSO4 + 2H2O электрализ> 2Nil (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
Нобелий
1. No — нобелий
Радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп 259No (период полураспада 58 мин). Химический аналог Yb, устойчивые степени окисления (+11) и (+Ш). Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах No синтезирован при бомбардировке U, Ри или Ст ядрами Ne, С или О на ускорителе.
Нептуний
1. Np — нептуний
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, пластичный, радиоактивный. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и азотной кислотах. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, хлороводородной кислотой, разбавленными серной и азотной кислотами. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Катион Np3+ имеет темно-красную окраску, катион Np4+ — желто-зеленую. Синтезирован (наиболее устойчивый изотоп 237Np) бомбардировкой нейтронами урана в ядер-ном реакторе. Выделен в виде NpF3 и NpF4. Получение — восстановление кальцием или барием этих фторидов при нагревании.
410
Np
I. 2Np + 6H2O (гор.) = 2Np(OH)3X (красн.) + 3H2T
Np + 2H2O (гор.) + O2 = Np(OH)4l (серо-зел.)
>. 2Np + 6HC1 (разб.) = 2NpCl3 + 3H2?
Np + 4HC1 (разб.) + O2 = NpCl4 + 2H2O
5. 2Np + 10HNO3 (разб.) = 2Np(NO3)4 + N2O? + 5H2O
4Np + 4HNO3 (разб.) + 5O2 -2-ь 4(NpO2)NO3 + 2H2O
I.	2Np + 3H2 = 2NpH3 (черн.) (выше 50 °C, примесь NpH2) NpH3 + NH3 = NpN (черн.) + 3H2	(750-775 °C)
*O2 (сжигание) KI /	\ NO2,450°C
). Np —I-------------► NpO2 (зел.) JN0 >
— (Np/Np^Og (кор.)	Npo2(OH)2 (Kop)
a)	3NpO2 + 6Na2O2 = Na2NpO4 (кор.) + 2Na5NpO6 (зел.) + O2 (900 °C)
6)	2NpO2(OH)2 + 5Na2O2 = 2NajNpO6 + 2H2O + 2O2 (500-600 °C) NpO2(OH)2 + 2CH3COOH (разб.) + Na(CH3COO) (насыш.) =
= Na[Np(CH3COO)3O2]-L + 2H2O
, KI F2,200°C ki _ ..	. F2,5OO°C ki _ .	. KrF2,20°C
э. Np —-------> NpF3 (фиол.) —-------► NpF4 (зел.) —--------»•
. F2,560- 600 °C .. _ .	.
—► NpF5 (роз.) —-------------► NpF6 (оранж.)
a)	2NpF3 + 3Ba = 2Np + 3BaF2	(1200 °C)
NpF4 + 2Ca = Np + 2CaF2	(975 °C)
6)	3NpF4 + F2 + 4MF = M2[NpF6] + 2M(NpF6] (350 °C, M = K-Cs)
в)	NpF6 + BrF3(jK) = NpF4 + BrF5	(komh.)
.	02,400 4:	z	NpOj, 500°C	..	.
7. Np —-------► NpCl4 (кор.) ------------> NpCl2O (кор.)
2NpCl4 + H2 = 2NpCl3 + 2HC1	(450 °C)
J x. S,400°C	.. _ .	.	500°C, вак. .. „ .	.	900’С.вак.
J. Np --------► NpS3 (черн.) ----——► Np3S5 (cep.) ——---------->
'	. „ .	. Np, 1600’C	_. _ .	.
—► Np2S3 (cep.) -----------► NpS (черн.)
). 8Np + 5LiC104 = 4Np2O5 (кор.) + 5LiCl	(260-300 °C)
10.	5Np + 28HNO3 (разб.) + 6KMnO4 = 5NpO2(NO3)2 (роз.) +
+ 6Mn(NO3)2 + 14H2O + 6KNO3
Np + 2HNO3 (разб.) + KBrO3 = NpO2(NO3)2 + KBr + H2O
11.	2Np + 14KOH (разб.) + 7K2S2O6(O2) [гор.] =
= 2NpO3(OH) (черн.) + 14K2SO4 + 6H2O (кат. Ag2O)
12.	3Np + 4HNO3 (разб.) + 6H2O2 (конц.) = 3Np(O^)2J, + 4NO? + 8H2O
411
о
Кислород
1. О2 — дикислород
Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии — светло-голубой, в твердом — синий. Жидкий О2 кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная часть воздуха; содержание О2 20,95% (об.), 23,15% (масс.). Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем N2), лучше — в этаноле, метаноле, ацетоне. Не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реакционноспособный при повышенных температурах; реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционноактивен как окислитель атомный кислород О0 (в большей степени, чем О3), образующийся при термическом разложении многих соединений или получаемый искусственно из молекулярного кислорода О2 непосредственно в зоне реакции. Природный кислород содержит изотоп 16О (с примесями 17О, 18О). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, электролиз воды (Н221) и расплава щелочи (К4125, Na5233); в лаборатории — см. Ball1, Hgl4!, К91, К101, К281*7 * * * * * *, К351, Mnl214, Na50‘, O51l4, РЫ214.
1. O2 20° (электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000 °C) О2 + О° <=> О3
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11
О2 —2 * * * *-> НО2, Н2О2, Н2О3, Н2О4 (—196 °C, электрич. разряд)
О2 + 2Н2 = 2Н2О	(550 °C, сгорание Н2 в О2)
элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°,
Н° + О2 = ОН0 + О0, О0 +
О2 + 2Н° (Zn, разб. НС1) =
О2 + F2 = O2F2
O2 + N2 <=► 2NO
О2 + S = SO2
5O2 + 4P (красн.) = P4O|0
O2 + С (графит) = CO2
O2 + 2C (графит) = 2CO
O2 (воздух) + 4Li = 2Li2O
O2 + 2Na = Na2O2
O2 + Na2O2 = 2NaO2
O2 (воздух) + К = KO2
O2 (воздух) + M = МО2
О2 + 2Mg = 2MgO
ЗО2 + 4А1 = 2А12О3
Н2 = ОН0 + Н°
Н2О2
(—183 °C, электрич. разряд) (электрич. разряд)
(сгорание на воздухе) (сгорание на воздухе)
(600—700 °C, сжигание на воздухе) (выше 1000 °C)
(выше 200 °C, примесь Li2O2)
(сжигание на воздухе, примесь Na2O) (400 °C, р)
(примесь К2О2)
(М = Rb, Cs)
(сгорание на воздухе)
(сгорание на воздухе)
412
о
12. О2 + 2Са = 2СаО	(выше 300 °C)
13. 2О2 + ЗВа = 2ВаО + ВаО2	(сгорание на воздухе)
О2 + 2Ва = 2 ВаО	(выше 800 °C)
О2 + 2 ВаО = 2ВаО2	(до 500 °C)
О2 + ВаО2 = Ва(О2)2	(до 100 °C, р)
14. О2 + 2Zn = 2ZnO	(сгорание на воздухе)
О2 + 4Cu = 2Cu2O	(160-250 °C)
15. О2 + 4Fe(OH)2 (суспензия) = 4FeO(OH)l + 2Н2О О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)3Х
О2 + 2Na2SO3 (разб.) = 2Na2SO4
16.	О2 + H2SO4 (разб.) + Pb = PbSO4J. + Н2О2
О2 + 4Н2О + 2Т1С13 + 2НС1 = Н2О2 + 2Нй['ПС14(ОН)2]
О2 + 2H[SnCl3] + 6НС1 (разб.) = 2H2[SnClJ + 2Н2О
17.	11О2 + 4Fe(S2) = 2Fe2O3 + 8SO2	(обжиг на воздухе)
18.	О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)10 (p-O^-)](NO3)4 +
+ ЮН2О
19.	О2 + HemFe = (HemFe <— 0 = 0] (HemFe — гем-группа гемоглобина крови)
20.	О2 + PtF6 = (О 2)[PtF6]
О2 + Е + 3F2 = (O2)(EF6]
(150-500 °C, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au)
2O2 + F2 + 2SbF5(x) = 2(O2)[SbF6]
21.	3O2 + C2H5OH = 2CO2 + 3H2O	(сгорание на воздухе)
2. O3 — озон
Светло-синий газ, в жидком состоянии — темно-голубой, в твердом — темно-фиолетовый (до черного). Может оставаться в состоянии переохлажденной жидкости до -250 °C. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значительно сильнее, чем О2, но слабее, чем О0); реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Au). Образуется в атмосфере при УФ-облучении из О2 (см. 011) или в специальном приборе — озонаторе. См. также ОЗ2.
1. О3 О2 + О0	(УФ-облучение)
О3 + О0 = 2О2 (кат. NO, Cl2, Pt, CuO, CC1F3 при УФ-облучении) 2. 2О3 = ЗО2	(250 °C, кат. МпО2)
2°3(р)	ЗО2(р)	(комн.)
О3 + Н2О = Н2О2 + О2	(УФ-облучение)
413
о
3.	О3 + Н2О2 = 2О2 + Н2О
4.	2О3 + 2Н° = 2НО2 + О2 (-196 °C; примеси Н2О2, Н2О3, Н2О4)
03 + Н2 = 02 + Н20	(комн.)
5.	03 + М2О2 = М03 + М02 (М = К, Rb, Cs; в жидк. CC12F2)
О3 + МО2 = МО3 + О2	(комн.)
6.	О3 + МОН = МО3 + ОН0	(М = К, Rb, Cs; в жидк. NH3)
4О3 + 4М0Н = 4МО3 + О2 + 2Н2О	(комн.)
7.	О3 + 4NH3(X) + Li = [Li(NH3)4]O3	(-40 °C)
8.	О3 + NO = NO2 + O2
(разрушение озонового слоя атмосферы Земли)
9.	О3 + Н2О + 2KI = I21 + О2? + 2КОН
ЗО3 + KI = КЮ3 + ЗО2?	(в гор. конц. КОН)
О3 + 2НС1 (конц.) = О2? + С12Т + Н2О
10.	2О3 + 2Ag = (Ag’Agl,l)O2 + 2О2	(комн.)
11.	О3 + H2S(r) = SO2 + Н2О
4О3 + ЗНгБф) = 3H2SO4
12.	4О3 + 3PbS = 3PbSO4	(комн.)
13.	О3 + Mn(NO3)2 + Н2О = MnO2i + О2? + 2HNO3
О3 + 2Na2PuO4 + 2NaOH = О2? + 2Na3PuO5 + Н2О
14.	2О3 + С2Н5ОН = 2СО2 + ЗН2О	(комн.)
3.	OF2 — дифторид кислорода
Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворяется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реагирует с галогеноводородами, щелочами, аммиаком, гидразином, этанолом. Получение см. Na529.
1.	2OF2 = О2 + 2F2	(выше 200 °C)
2.	4OF2 + 4Н2О 2О3 + О2 + 8HF	(комн.)
OF2 + Н2О (пар) = О2 + 2HF	(выше 250 °C)
3.	OF2 + 4НЕ = Н2О + 2Е2 + 2HF	(до 0 °C; Е = Cl, Вг, I)
4.	OF2 + 2NaOH (разб., гор.) - О2Т + 2NaF + Н2О
5.	OF2 + 2Н2 = Н2О + 2HF	(комн.)
6.	3OF2 + 4NH3 = ЗН2О + 6HF + 2N2	(200 °C)
7.	2OF2 + F2 + N2H4 = 2NF3 + 2H2O	(150 °C)
6OF2 + 3N2H4 = 4NF3 + N2 + 6H2O	(250 °C)
8.	2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2	(выше 25 °C)
OF2 + Xe = XeOF2	(до -15 °C)
2OF2 + 2Xe = XeO2F2 + XeF2	(до 25 °C)
414
о
9.	OF2 + 2C1F3 = C10F3 + C1F5	(комн.)
10.	4OF2 + 2EF5 = 2(O2)[EF6] + 3F2 (E = P, As, Sb, Bi, Nb, Ta, Ru, Rh, Pt, Au)
11.	3OF2 + C2H5OH = CF4 + CO2 + 2HF + 2H2O
4.	O2F2 — дифторид дикислорода
Темно-красная жидкость, оранжевый газ. Термически неустойчивый, разлагается при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. О15. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.
O2F2 = О2 + F2
O2F2 + Н2О = 2HF + 30°
O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2
2O2F2 + 4NaOH (разб.) = 4NaF + 2Н2О + ЗО2?
O2F2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF
O2F2 + Хе = XeF2 + О2
O2F2 + CIF = C1O2F3
2O2F2(x) + 2EF5 = 2(O2)[EF6] + F2
(выше -57 °C) (от -100 до 0 °C)
(до 0 °C; Е = Cl, Br, I) (комн.) (комн.)
(-60 °C) (-78 °C) (Е = Р, As, Sb, Bi)
5. H2O2 — пероксид водорода
Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, Н3РО4, Na4P2O7. Перегоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет КС1, Na2SO4, K2SO4, хуже — NaCl, NaNO3. Неограниченно смешивается с водой, образуя слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют 30%-й раствор (пергидроль). Гидрат Н2О2 • 2Н2О имеет ионное строение Н3О+[Н2О2(ОН)]_. Неограниченно смешивается с этанолом, частично — с эфиром. Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окислительная функция преобладает. Получение см. Ball4, К543’5, N363, S342; современный промышленный способ синтеза безводного Н2О2— автоокисление 2-этилантрагидрохинона кислородом воздуха.
1. 2Н2О2 = 2Н2О + О2
(выше 150 °C или комн., кат. NaOH, MnO2, Pt, Си) 2. Н2О2 • 2Н2О(т) = Н2О2 + 2Н2О	(выше -50 °C)
3. Н2О2 (разб.) + Н2О «=± НО2 + Н3О+
4. Н2О2 (разб.) + NaOH (разб.) = NaHO2 + Н2О
Н2О2 (конц.) + Ва(ОН)2 = ВаО2Х + 2Н2О
5. 2Н2О2 (гор.) + Н2О + 2LiOH = U2O2 • Н2О2 • ЗН2О1 (в этанале)
415
Os
6.	H2O2 + H2SO4 + 2KI = IyL + 2H2O + K2SO4
H2O2 + 2KI = Ijl + 2KOH
3H2O2 + KI = КЮ3 + 3H2O	(в конц. KOH)
7.	H2O2 + H2SO4 + 2FeSO4 -U Fe2(SO4)3 + 2H2O
H2O2 + KNO2 KNO3 + H2O	(в разб. H2SO4)
8.	4H2O2 + PbS (черн.) = PbSO4 (бел.) + 4H2O
H2O2 + Na2SO3 = Na2SO4 + H2O
9.	H2O2 + NaOH + Na[Sn(OH)3] = Na2[Sn(OH)6]
3H2O2 + 2Na3[Cr(OH)6] = 2Na2CrO4 + 8H2O + 2NaOH
10.	H2O2 (конц.) + Mn(OH)2 = MnO2l + 2H2O
11.	2H2O2ri + N2H4 = N2? + 4H2O
12.	H2O2 + O3 = 2O2? + H2O
H2O2 + Cl2 (насыщ.) = O2? + 2HC1
13.	H2O2 + Ag2O = 2Agl + O2T + H2O
H2O2 + 2Hg(NO3)2 = O2? + Hg2(NO3)2 + 2HNO3
14.	2H2O2 + Ca(C10)2 = CaCl2 + 2H2O + 2O2?
5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5O2? + 8H2O + K2SO4
15.	H2O2 + TiSO4(OH)2 + K2SO4 = K2[Ti(SO4)2(O2-)] + 2H2O желто-оранж.
(в разб. KOH) H2O2 + TiSO4(OH)2 + 2H2O = [Ti(H2O)4(O2f)]SO4 (в разб. H2SO4)
16.	ЗН2О2(Ж) «=* 2HO2 + 2H2O (komh., кат. Ti111, Fe11, Ce[V)
Осмий
1. Os — осмий
Светло-голубой с серым оттенком металл семейства платины; самый тяжелый из металлов, очень твердый, хрупкий (растирается в порошок), тугоплавкий, высококипящий. Благородный металл: не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. На воздухе легко окисляется до максимальной степени окисления (+VIII). Простых катионов в растворе не образует. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, сильными окислителями, галогенами, серой, монооксидом углерода. Поглощает заметное количество Н2. В природе встречается в самородном
416
Os
виде (сплавы с золотом, иридием, платиной). Получение см. Os25’6, Os35,Os64Os7«-",Os8‘
1.	Os + 6НС1 (конц.) + О2 -U H2[OsCl6] + 2Н2О
2.	Os + 8HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 8NO2 + 2Н2О
3.	Os + 4Н2О2 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 2Н2О	(кип.)
4.	Os + ЗКСЮ + 2КОН (конц., гор.) + Н2О = K2[OsO2(OH)4] + ЗКС1
5.	Os + 2(К0Н • Н2О) + КС1О3 = K2[OsO2(OH)4] + КС1 + Н2О
(150 °C)
Os + 2(КОН • Н2О) + 3KNO3 = K2(OsO2(OH)4] + 3KNO2 + Н2О
(150 °C)
20s + 4(КОН • Н2О) + ЗО2 = 2K2[OsO2(OH)4] + 2Н2О (150 °C)
6.	Os + 2О2 = OsO4	(400 °C, сгорание на воздухе)
Os + OsO4 = 2OsO2	(150 °C)
7.	Os + 3F2 = OsF6	(250 °C, сгорание во фторе)
8.	2Os + 7F2 = 20sF7 (желт.)
(500—600 °C, p, охлаждение до —150 °C)
20sF7 = 20sF6 + F2	(выше -100 °C)
9.	2Os	+	10HF = 20sF5 + 5H2	(100	°C)
10.	2Os	+	3C12 = 2OsCl3	(100-500	°C)
Os + 2C12 = OsCl4	(650-700 °C)
4Os	+	8C12 + O2 = 2Os2C18O (cep.)	(700	°C)
2Os	+	4C12 + O2 = 2OsC14O (кор.)	(400	°C)
11.	Os + 2S = Os(S2)	(450 °C)
12.	Os + 2KC1 + 2C12 = K2[OsCl6] (красн.)	(500-600 °C)
K2[OsCl6] + 2K2CO3 = OsO2 + 6KC1 + 2CO2 (400-500 °C)
13.	Os + 2NO —OsO2 + N2	(komh.)
14.	Os + 5CO = [Os(CO)5](M)	(100 °C, p)
2[Os(CO)5](t) -U [Os2(CO)9](t) + CO (-40 °C, УФ-облучение)
3[Os(CO)5]w = [Os3(CO)12](T) + 3CO	(40-100 °C)
2.	OsCI3 — хлорид осмия(Ш)
Коричнево-черный, летучий, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде, диссоциирует в незначительной степени, гидролизуется по катиону. Из разбавленной хлороводородной кислоты кристаллизуется темно-зеленый гидрат OsCl3 • ЗН2О. Растворим в этаноле. Реагирует с концентрированными кислота
417
14 - 6006
Os
ми-окислителями, щелочами, монооксидом углерода. Легко восстанавливается до металла. Получение см. Osl|0, Os37.
1.	20sCl3 = OsCl2 + OsCl4	(500-560 °C, вак.)
2.	OsCl3 (разб.) + 4H2O <=> [Os(H2O)4Cl2]+ + СГ
[Os(H2O)4Cl2]+ + H2O <=► [Os(H2O)3Cl2(OH)] + H3O+ (pH < 7) 3. OsCl3 + 5HNO3 (конц.) + H2O = [Os(H2O)2O4] + 5NO2T + 3HC1
(кип.)
80sCl3 + 2HNO3 (оч. разб.) + 27H2O -U 8Os(OH)4l + N2O? +
+ 24HC1 (кип.)
OsCl3 + 3HC1 (конц.) = H3[OsCl6]l(?)
4.	20sCl3 + 6NaOH (разб.) + (л - 3)H2O = Os2O3 • nH2Ol + 6NaCl
5.	20sCl3 + 3SO2 (насыщ.) + 6H2O = 2Osi + 3H2SO4 + 6HC1
OsCl3 + 3FeCl2 = Osl + 3FeCl3	(в разб. HCI)
6.	2OsCI3 + 3HC(H)O + 3H2O = 2Osl + 3HCOOH + 6HC1
7.	20sCI3 + 7CO = 2[Os(CO)3C12] + CCI2O	(220-270 °C)
3.	OsCI4 — хлорид ocmms(IV)
Коричневый с черным оттенком, летучий, термически устойчивый, плавится без разложения. Нерастворим в этаноле, других органических растворителях. Гидролизуется, реагируете кислотами, щелочами. Получение см. Osl10, OS21.
1.	OsCl4 + 4Н2О -1* Os(OH)4l + 4НС1
2.	OsCI^t) + 2НС1 (конц.) «=± H2(OsCl6] (оранж.)
3.	OsCl4 + 4HNO3 (конц., гор.) = [Os(H2O)2O4] + 4NO2T
4.	OsCl4 + 4NaOH (разб.) = Os(OH)4l + 4NaCl
5.	OsCI4 + 2H2 = Os + 4HC1
6.	OsCl4 + 4Na(C5H5) = [Os(C5H5)2] + 4NaCl + 2(C5H5)°
(кип., в диоксане)
7.	20sCl4(p) эле|сгРояиз> 2OsCl3(p) (катод) + Cl2? (анод) (в разб. НС1)
4.	OsFs — фторид осмия(У)
Голубовато-зеленый, низкоплавкий, разлагается при нагревании, кипит только под повышенным давлением. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. Osl9, OsS1’6’7.
1.	20sF5 = OsF4 + OsF6	(выше 180 °C)
2.	40sF5 + 18H2O = [Os(H2O)2O4J + 3Os(OH)4l + 20HF
3.	OsF5 + 3HNO3 (конц., гор.) + 3H2O = (Os(H2O)2O4J + 3NO2? + 5HF
418
Os
4.	40sF5 + 8NaOH (конц.) = 3Na2[OsF6] + Os(OH)4l + O2? +
+ 2NaF + 2H2O (кип.)
5.	40sF5 + 4MF + 4MOH (насыщ.) = 4M2[OsF6] + O2? + 2H2O
(M = Na—Cs, l/2Ba)
4M2[OsF6] + BrF3(x) = 4M[OsF6] + MBr + 3MF
6.	20sF5 + 5H2 = 20s + 10HF	(100-130 °C)
7.	120sF5 + [W(CO)6] = 120sF4 + W + 6C(O)F2	(150-180 °C, p)
5.	OsFe — фторид осмия(У1)
Желто-зеленый, легкоплавкий, низкокипящий, чувствительный к свету. Нерастворим в этаноле. Разлагается водой, щелочами. Восстанавливается водородом, иодом. Получение см. Osl7, Os4'.
1.	20sF6 —20sF5 + F2	(komh., на свету)
2.	20sF6 + 6H2O (хол.) = H2[OsF6] + [Os(H2O)2O4] + 6HF
3.	20sF6 + ЮН2О (гор.) = Os(OH)4i + [Os(H2O)2O4] + 12HF
(в разб. H2SO4)
4.	OsF6 + 8NaOH (конц.) = Na2[OsO2(OH)4] + 6NaF + 2H2O
5.	OsF6 + 3H2 = Os + 6HF	(150 °C)
6.	10OsF6 + 12 = 10OsF5 + 2IFS	(50 °C, примесь OsF4)
7.	20sF6 + [W(CO)6] = 20sF5 + W + C(O)F2 + 5CO (100-200 °C)
6.	OsO2 — оксид ocmms(IV)
Коричнево-черный, тяжелый, разлагается при прокаливании без плавления. В виде порошка пирофорен. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидроксид осмия(ГУ) Os(OH)4, который легко переходит в OsO2 в инертной атмосфере. Реагирует с кислотами, окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. Osl6-12* 13, Os76-7.
1. 2OsO2 = OsO4 + Os
2. OsO2(T) + 6HC1 (конц.) <=± H2[OsCl6] + 2H2O H2[OsCl6] + 2H2O = 2H3O+ + [OsCl6]2~ (оранж.) OsO2 + 4HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 4NO2T OsO2 + 2H2 = Os + 2H2O OsO2 + O2 = OsO4
6OsO2 + 11F2 = 2Os(O)F5 + 4OsO2F3 (желт.) + O2
OsO2 + M(OH)2 = (MOs^Oj + H2O (400-500 °C; M = Ca-Ba) OsO2 + MC12 + 2KOH = (Os,vM)O3 + 2KC1 + H2O
(500 °C; M = Pb, Cd)
(500-650 °C)
(кип.) (250-300 °C) (350-400 °C) (100 °C)
3.
4.
5.
6.
7.
419
14*
Os
7. OsO4 — оксид осмия(У111)
Светло-желтый (почти белый), летучий, легкоплавкий (в жидком состоянии маслянистый), низкокипящий (в газообразном состоянии мономерен). Хорошо растворяется в эфире, СС14. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой (образуется почти нейтральный раствор), концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный окислитель; восстанавливается водородом, реагирует с типичными восстановителями. Получение см. Osl6, Os615, Os8‘.
1.	OsO4 + 2H2O = [Os(H2O)2O4]	(pH « 7)
a) [Os(H2O)2O4] + H2O <=> [Os(H3O+)(H2O)O4]+ + OH“ 6) [Os(H2O)2O4l + H2O <=* |Os(H2O)O4(OH)J_ + H3O+ [Os(H2O)O4(OH)]"+H2O <=► (OsO4(OH)2]2-+ H3O+
2.	OsO4 + 10HC1 (конц.) = H2[OsCl6] + 2C12? + 4H2O
3.	OsO4 + 2M0H (конц.) = M2 [/npaHc-OsO4(OH)2] (кор.)
(M = K, Cs, 1/2 Ba)
4.	OsO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = (NH4)2[OsO4(OH)2] (красн.)
(комн.)
OsO4 + NH3 • H2O (разб.) = H(Os(N)O3] + 2H2O	(кип.)
5.	OsO4 + KOH (конц.) + NH3 • H2O (конц.) = K[Os(N)O3]J. + 3H2O
(40 °C)
K[Os(N)O3| + 6HC1 (конц.) + KC1 = K2[OsCl5N] (красн.) +
+ Cl2? + 3H2O
6.	OsO4 + 4H2	= Os + 4H2O	(250 °C)
OsO4 + 2H2	(смесь c N2) = OsO2 + 2H2O	(комн.)
7.	OsO4 + Os = 2OsO2	(150 °C)
8.	2OsO4 + 14HC1 (конц.) + 4KC1(T) = K4(Os2Cl|0O] (желт.) +
+ 4C12? + 7H2O
KJOsjClmO] + 12KNO2 + H2O = 2K2[Os(NO+)(NO2)4OH] (желт.) + + 2KNO3 + 10KC1
9.	OsO4 + 4HC1 (конц.) + 2KC1(T) = K2[OsCl4O2] + Cl2? + 2H2O
(кип.)
10.	OsO4 + 4HC1 (конц.) + N2H6C12 = H2[OsCl6] + N2T + 4H2O
(на свету)
11.	OsO4 + 4FeCl2 + 8HC1 (конц.) + 2NH4C1 =
= (NH4)2[OsC16]J. (красн.) + 4FeCl3 + 4H2O
OsO4 + 2C2H5OH + 4HC1 (конц.) + 2NH4C1 = (NH^JOsCyl +
+ 2CH3C(H)O + 4H2O (NH^lOsCy + 2H2 = Os + 2NH4C1 + 4HC1 (300-400 °C)
420
Os
12.	OsO4 + 2MF (конц.) = M2[OsO4F2] (оранж.)
(M = Rb, Cs; в конц. KOH)
13.	OsO4 + KNO2 (разб.) + 2KOH + H2O = K2[OsO2(OH)4] + KNO3
14.	OsO4 + 2NO + 2KNO2 (конц.) = K2|Os(NO2)4O2] (красн.)
15.	OsO4 + 3K2C2O4 (конц.) = K2[Os(C2O4)2O2] (красн.) + 2K2CO3
16.	OsO4 + 2H2O + 6KCN (конц.) = K2[Os(CN)4)O2] (красн.) +
+ C2N2? + 4KOH
OsO4 + H2O + 9KCN (конц.) = K4[Os(CN)6)] (бел.)1 + 3KOCN +
+ 2KOH (кип. в конц. КОН)
17.	OsO4 + 9СО = [Os(CO)5] + 4СО2	(150 °C, р)
18.	OsO4 + 2С2Н5ОН = Os(OH)4)i + 2СН3С(Н)О?	(кип.)
OsO4 + С2Н5ОН + 2КОН = K2[OsO2(OH)4J + СН3С(Н)О
8. [OsO2(OH)4], Kj — тетрагидроксодиоксоосмат(5Л) калия
Красно-фиолетовый, при нагревании разлагается. Ранее формулу изображали как K2OsO4 • 2Н2О (безводный осмат калия не выделен). Хорошо растворяется в холодной воде, устойчив в щелочном растворе. Разлагается кипящей водой, кислотами. Восстанавливается сероводородом, цианидом калия, водородом, этанолом. Окисляется О2 воздуха. Получение см. Osl4 5, Os713> |8.
1. 2K2[OsO2(OH)4] = OsO2 + OsO4 + 4KOH + 2H2O (140-200 °C) 2. K2[OsO2(OH)]4 + 12H2O (хол.) = 2[K(H2O)6]+ + [OsO2(OH)4]2- (роз.)
(в разб. КОН) 3. 2K2[OsO2(OH)4](p) = Os(OH)4l + K2|OsO4(OH)2] + 2КОН (кип.) 4. 2K2[OsO2(OH)4] + 2H2SO4 (разб.) = Os(OH)J + [Os(H2O)2O4] +
.+ 2K2SO4 + 2H2O
5. K2[OsO2(OH)4] + 4HNO3 (конц.) = [Os(H2O)2O4] + 2NO2 +
+ 2KNO3 + 2H2O 6. K2[OsO2(OH)4] + 3H2 = Os + 2KOH + 4H2O	(200 °C)
7. 2K2(OsO2(OH)4] + O2 + 2H2O 2|Os(H2O)2O4] + 4KOH
(komh.)
8. K2[OsO2(OH)4] + 5H2S (насыщ.) = Os(S2)4- + Si + 2KHS + 6H2O 9. 3K2[OsO2(OH)4] + 2K2CrO4 (насыщ.) + 2KOH (конц.) + 2H2O =
= 2K3|Cr(OH)6] + 3K2[OsO4(OH)2] (кип.) 10. K2[OsO2(OH)4] + 4HX (разб.) = K2[OsX4O2] + 2H2O
(X = СГ, Br-, Г, CN-, NO-)
421
р
11. K2[OsO2(OH)4] + 8KCN (конц.) = K4|Os(CN)6]i + 2KOCN +
+ 4КОН (кип. в конц. КОН) 12. K2[OsO2(OH)4] + С2Н5ОН = Os(OH)4i + СН3С(Н)О + 2КОН
(кип.)
Фосфор
1. Р — фосфор
Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах.
Белый фосфор состоит из молекул Р4, метастабильный, при комнатной температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду хрупкий. Плавится и кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водяным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием радикалов *РО, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, бензоле, эфире, жидких РС13, РВг3, NH3, S2C12 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода, этаноле, ацетоне, глицерине, уксусной кислоте. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Энергично окисляется кислотами H2SO4 и HNO3, пероксидом водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливается водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей. Не реагирует с азотом, графитом.
Красный фосфор состоит из полимерных молекул Рл разной длины, метастабильный, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе (значительно медленнее, чем белый фосфор). Не растворяется в воде и (в отличие от белого фосфора) в сероуглероде. Химическая активность красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного фосфора. Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р8.
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Рл, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Термодинамически устойчивый, высокоплавкий. Химически пассивный по сравнению с белым фосфором. Устойчив на воздухе.
Получение белого фосфора см. Са205, Р1311; красный и черный фосфор получают из белого фосфора в особых условиях (Р126’27).
1.	2Р (красн.) + 8Н2О(ж) = 2Н3РО4 + 5Н2
(700-900 °C, р; кат. Pt, Cu, Ti, Zr)
422
р
2.	Р4 + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНО3) + 6SO2
Р4 + 3H2SeO3 + ЗН2О = 4Н2(РНО3) + 3SeX
3.	Р (красн.) + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О (кип.) 14Р (красн.) + 10НСЮ4 (конц.) + 16Н2О = 14Н3РО4 + 5С12Т
(кип.)
4.	Р4 + 8NaOH (конц.) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6Н2Т (кип.) Р4 + 3NaOH (конц.) + ЗН2О (хол.) 3Na(PH2O2) + РН3Т
5.	2Р4 + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2)2 + 2РН3Т (70 °C) Ва(РЦ2О2)2 + H2SO4 (разб., хол.) = BaSOj + 2Н(РН2О2)
6.	Р4 + 6Н2 = 4РН3	(300-360 °C, р)
7.	Р4 + 5О2 = Р4О10	(34—60 °C, сгорание на воздухе)
4Р (красн.) + 5О2 = Р4О10	(240—400 °C, сгорание на воздухе)
4Р (красн.) + ЗО2 Р4О6 (50—60 °C, в смеси N2 + (2—4)% О2)
8.	Р4 + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) —2-* 4Н2(РНО3) [комн.] Р4 + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2Н4Р2О6	. (30-40 °C)
9.	Р4 + ЮН2О (разб.) + 4NaOH (оч. разб.) = 4NaH2PO4 + 8Н2О
(комн.)
2Р (красн.) + 4Н2О2 (разб.) + 2NaOH (10%-й)
—► Na2H2P2O6i + 4Н2О (30-50 °C)
10.	Р (красн.) ^(в-”-?быткеА>) PF3, PFS	(-60 °C)
11.	Р4 С1г,комн > РС13 &-•> РС15	(в жидк. CS2)
Р (красн.) -С1г’ 50~6°° -> РС13 Cl2,90°C> РС15 (сгорание)	(сгорание)
\ Вг2( р комн.	Вг2, 100—150 °C	„
12.	Р (красн.) ---------► РВг3 —------------► РВг5
13.	Р4 + 412 = 2Р214 (оранж.)	(комн., в	CS2)
2Р (красн.) + 312 = 2Р13	(кип., в	CS2)
14.	Р4 + 7S -U P4S7	(комн., в	CS2)
Р (красн.)	» P4S"	(« = 2, 3, 5+7, 9, 10)
(атмосфера СО2) 4	’	’ ’	'
4Р (красн.) + 9S —*->• P4S9	(550 °C, р, примесь P4S7)
15.	Р4 + ЗЕ = PJE3	(кип. в гептане, Е = Se, Те)
16.	Р (красн.) Na3P, Na2P5	(200 °C)
2Р (красн.) + ЗСа = Са3Р2	(350-450 °C)
17.	Р4 + 6НС1 = 2РН3 + 2РС13	(300 °C)
ЮР (красн.) + 16HI = ЗР214 + 4РН41	(60-100 °C)
423
р
18.	6Р4 + 4Р13 + 48Н2О (по каплям) = 12РН41 + 16Н3РО4
(30-40 °C)
1ЗР4 + 10Р214 + 128Н2О (по каплям) = 40РН41 + 32Н3РО4
(30-40 °C)
19.	Р4 + 6N2O = Р4О6 + 6N2	(550-625 °C)
Р4 + 6СО2 = Р4О6 + 6СО	(650 °C)
20.	Р4 + 4NaC102 + 4NaOH (разб.) = 2Na2H2P2O6i + 4NaCl
(10-15 °C)
12Р (красн.) + 10КСЮ3 = ЗР4О|0 + 10КС1	(50 °C)
21.	Р4 + 4H2SO2 (разб.) + 4КМпО4 = 4КН2РО4 + 4MnSO4 (комн.) 22. 6Р (красн) + 4Н2О (гор.) + 8KMnO4 = ЗК2Н2Р2О6 + 8MnO2i +
+ 2КОН
К2Н2Р2О6 + 2ВаС12 = Ba2P2O6J- + 2КС1 + 2НС1
Ва2Р2О6 + 2H2SO4 (разб., хол.) = 2BaSO4X + Н4Р2О6
23.	11Р4 + 96Н2О + 60CuSO4 -U 24Н3РО4 + 20Cu3Pi + 60H2SO4
(0 °C)
Р4 + 16Н2О + 10CuSO4 = 4Н3РО4 + ЮСиХ + 10H2SO4	(кип.)
24.	Р4 + 16Н2О + 20AgNO3 = 4Н3РО4 + 20Agi + 20HNO3	(кип.)
25.	Р4 + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F = (Р2+ )(SO3F)2 + SO2 + 3H2SO4
8P (красн.) + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F = (P|+)(SO3F)2 +
+ SO2 + 3H2SO4
26.	P4(T) —► 4P (красн.)	(250-260 °C, кат. I2, Na)
27.	P4(T) —► 4P (черн.)	(от комн, до 200 °C, р)
Р4(т) —> 4Р (черн.)	(370-380 °C, кат. Hg)
28.	4Р (красн.) —► Р4(г)	(416 °C)
29.	4Р (черн.) —> Р4(г)	(453 °C)
Р (черн.) —► Р (красн.)	(550—560 °C, р)
800-900 °C	1700-1800 °С^
Г2(г)	* 212(г)	* 4“(г)
2.	РВг3 — трибромид фосфора
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с эфиром, ацетоном, хлороформом, бензолом, CS2, СС14. Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется, реагирует со щелочами, кислородом, бромом, этанолом. Получение см. Pl12, РЗ1’4.
1.	РВг3 + ЗН2О (хол.) = Н2(РНО3) + ЗНВг (в атмосфере N2) 2. 2PBr3 + lONaOH (разб.) = 2Na2(PHO3) + 6NaBr + 5Н2О
424
р
3.	2PBr3 + 02 = 2PBr3O	(70-90 °C)
4.	РВг3(ж) + Вг2 = РВг5	(100-150 °C)
РВг3(ж) + Вг2 + Н2С2О4 = РВг3О + 2НВг + СОТ + СО2Т (до 55 °C) 5. РВг3(ж) + РЕ3 = РВгЕ2 + РВг2Е	(кип., Е = F, С1)
6. РВг3 + ЗС2Н5ОН = ЗС2Н5Вг + Н2(РНО3)
3.	РВг5 — пентабромид фосфора
Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится, кипит и разлагается. Известен красный изомер с ионным строением (РВг4 )Вг“. Растворяется в тетрахлориде углерода, сероуглероде, бензоле, нерастворим в этаноле. Гидролизуется, реагирует со щелочами. Восстанавливается фосфором. Получение см. Pl12, Р24.
1.	РВг5 = РВг3 + Вг2	(выше 106 °C)
2.	РВг5 + Н2О (влага) = РВг3О + 2НВг
РВг5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НВг
3.	РВг5 + 8NaOH (разб.) = Na3PO4 + 5NaBr + 4Н2О
4.	ЗРВг5 + 2Р (красн.) = 5РВг3	(в жидк. CS2)
5.	лРВг5 + лВг2 + лМН4Вг = (PBr4)„N„ + 4лНВг
(л = 3, 4; кип. в жидк. С2Н2С14) 6. 6РВг5 + Р4О10 = ЮРВг3О	(70-80 °C)
7.	РВг5 + Н2С2О4 = РВг3О + 2НВг + СОТ + СО2Т
(до 55 °C, в жидк. Вг2) 8. 6PBr5 + P4SIO = 10P(S)Br3	(120-130 °C)
P(S)Br3 + Н2О (влага) = P(S)Br3 • Н2О	(до 35 °C)
P(S)Br3 + ЗН2О (влага) = НРО3 + ЗНВг + H2S (40-70 °C)
4.	РС13 — трихлорид фосфора
Бесцветная жидкость, низкокипяшая, летучая, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с эфиром, хлороформом, бензолом, CS2. Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется, реагирует со щелочами, этанолом. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается водородом. Получение см. Р1Н> |7, Р51-4, Р177.
1.	РС13 + ЗН2О = Н2(РНО3) + ЗНС1
(комн., в воде; 0 °C, в жидк. СС14)
2.	РС13 + 5NaOH (разб.) = Na2(PHO3) + 3NaCl + 2Н2О
3.	2РС13 + Н2 3J!e!cn>"4 p2ci4 + 2НС1
4.	2РС13 + О2 = 2РС13О	(50-60 °C)
5.	РС13(Ж) + С12 = РС15	(комн., р)
А25
6.	РС13(ж) + 3HF = PF3 + ЗНС1	(50-60 °C)
2РС13(ж) + 3ZnF2 = 2PF3 + 3ZnCl2	(комн.)
7.	PC13 + S = P(S)C13	(160 °C, p, кат. A1C13)
8.	ЗРС13(Ж) + KC1O3 = ЗРС13О + KC1	(комн.)
РС13(Ж) + SC12O2 = PC13O + SC12O	(кип.)
РС13(Ж).+ Cl2 + H2C2O4 = PC13O + 2HC1 + COT + CO2T
(60-70 °C)
9.	4РС13(Ж) + [Ni(CO)4] = [Ni(PCl3)4] + 4COT
10	PC,X«) Д (р2-хН)я(желг)1	(кип.)
11.	PC13 + 3C2H5OH = 3C2H5C1 + H2(PHO3)
5.	PCIS — пентахлорид фосфора
Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопичный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав Р2С110 и ионное строение (РС14 )[РС16]~. Хорошо растворяется в бензоле, СС14, CS2. Весьма реакционноспособный; гидролизуется, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфором, аммиаком. Получение см. Р1 Р45, Р165.
2.	РС15 + Н2О (влага) = РС13О + 2НС1 РС15 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НС1
3.	РС15 + 8NaOH (разб.) = Na3PO4 + 5NaCl + 4Н2О
4.	6РС15 + Р4 = 10РС13	(75-100 °C)
6РС15 + Р4О)0 = ЮРС13О	(150-175 °C)
5.	РС15 + SO2 = РС13О + SC12O	(50-60 °C)
2РС15 + CaSO3 = 2РС13О + СаС12 + SC12O	(50-60 °C)
6.	РС15 + H2SO4 (безводн.) = РС13О + НС1 + HSO3C1
7.	ЗРС15 + 2В(ОН)3 = ЗРС13О + 6НС1 + В2О3	(150 °C)
РС15 + СН3СООН (безводн.) = РС13О + НС1 + СН3С(С1)О (60 °C) РС15 + Н2С2О4 = РС13О + 2НС1 + СО + СО2 (80-90 °C) РС15 + С2Н5ОН = РС13О + С2Н5С1 + НС1
8.	РС15 + 6MF = M(PF6] + 5МС1
(175-230 °C; М = Na+, К+, NHJ)
9.	2РС15 + 5CaF2 = 2PF5 + 5СаС12	(300-400 °C)
10.	ЗРС15 + 5AsF3(M) = 3PF5 + 5AsCl3	(комн.)
11.	2РС15 + 2AsF3 = (РС14 )[PF6]<1 + 2AsCl3 (0 °C; в жидк. AsCl3)
426
р
12. PC15 + NbCl5(JK) = (PCi;)[NbCl6l	(210-230 °C)
Pd5 2^ (РСфГПгСЦ, (PCI 4 )2[Ti2Cl10]	
13. PC15 + 8NH3(X) = PN(NH2)2 + 5NH4C1	(-40 °C)
PN(NH2)2 = PN(NH) (фосфам) + NH3	(125 °C, вак.)
3PN(NH) = P3N5 + NH3	(550-650 °C)
14. 2РС15(ж) = PC14 + [PC1J-	
NH Cl
15. PC15 ^oo-(PCl2)nNn (135 °C, л = 3+7, в жидк. С^СЦ) хлорофосфазены
циоо-(РС12)яМя —катена-1—PC12=N—]«,
цикло-(PC12)„N„ + 2лН2О -U цшсло-[Р(ОН)2]яМя + 2лНС1 метафосфимовые кислоты
6.	РС13О — оксид-трихлорид фосфора
Бесцветная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Легко смешивается с холодным этанолом, другими органическими растворителями. Гидролизуется, реагирует со щелочами, фтороводородом, аммиаком, горячим этанолом. Апротонный растворитель, умеренно растворяет хлориды металлов и аммония. Получение см. Р44> 8, Р52-4-7, Р187> 8.
1.	РС13О + ЗН2О = Н3РО4 + ЗНС1
2.	РС13О + 6NaOH (разб.) = Na3PO4 + 3NaCl + ЗН2О
3.	РС13О + 3HF = P(O)F3 + ЗНС1	(65 °C, кат. SbCl5)
4.	РС13О + 3Lii = PI3O + 3LiCl44-	(комн., в жидк. CS2)
5.	РС13О + 6NH3(r) = P(NH2)3OX + 3NH4C1 (-15 °C, в СНС13) 6. 8РС13О + Р4О10 = 6Р2С14О3	(200 °C, р)
Р2С14О3 + Н2О = 2Н[РС12О2]	(—40+0 °C)
7.	РС13О + ЗС2Н5ОН (гор.) = Н3РО4 + ЗС2Н5С1
8.	РС13О(Ж) <=► РС12О+ + СГ
7.	PF3 — трифторид фосфора
Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Хорошо растворим в этаноле. Медленно гидролизуется, реагирует со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. Са186, Pl10, Р46, Рв'.РЮ1.
1.	PF3 + 3H2O -U H2(PHO3) + 3HF	(в атмосфере N2)
2.	PF3 + 5NaOH (конц.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O
3.	2PF3 + O2 = 2POF3	(50-60 °C)
PF3 -% P2O3F4(x), (PO2F)^t)	(0—5 °C, электрич. разряд)
427
р
4.	PF3 + Cl2 = PC12F3	(40-50 °C)
2PC12F3(x) ^от0до-140°с > (PC14+)[PF6](t)
2PC12F3 + 7KOH (конц., хол.) = K[PF6]I + K2HPO4 + 4KC1 + 3H2O 5. 4PF3 + Ni = [Ni(PF3)4](x)	(30-50 °C, p)
8.	PFS — пентафторид фосфора
Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Растворим в бензоле, СС14, CS2. Гидролизуется, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. Р110, Р59’10, PH'.
1.	PF5 = PF3 + F2	(выше 400 °C)
2.	PF5 + Н2О (влага) = P(O)F3 + 2HF
PF5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF
3.	PF5 + 8NaOH (конц.) = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O
4.	2PF5 + SiO2 = 2POF3 + SiF4	(400 °C)
5.	PF5 + HF = H|PF61	(-20 °C, в жидк. SO2)
6.	PF5 + MF = M[PF6] (при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag) 7. PF5 + 3SbF5(x) = (PF4 )[Sb3F(6]
9-	[PFe] ,H — гексафторофосфат(У) водорода
Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустойчив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. Р85, Р185.
1.	H[PF6] • 6Н2О = 3HF + PHF3 + 5Н2О	(150-200 °C)
2.	H[PF6] (разб.) + Н2О (хол.) = [PF6] “ + Н3О+
[PF6r + 2H2O <=► [PO2F2r + 4HF
3.	2H[PF6] + 5Н2О (гор.) = H[PO2F2] + H2l₽O3F] +
+ 9HF (в конц. HNO3) 4. H[PF6] + NaOH (разб.) = Na[PF6] + H2O
H[PF6] + NH3 • H2O (конц.) = NH4[PF6] + H2O
10.	[PFe],K — гексафторофосфат(У) калия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (частичное изменение состава аниона), анион устойчив в щелочной среде. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с горячей водой, кислотами, диоксидом кремния. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Р58, Р74, Р86.
428
р
1.	K[PF6] = KF + PF3 + F2	(выше 600 °C)
2.	K[PF6] (разб.) + 6H2O (хол.) = (K(H2O)6]+ + [PF6]~ (см. P92) 3. K[PF6] + 2H2O (гор.) = K[PO2F2] + 4HF (примесь K2[PO3F])
4.	2K[PF6] + 5H2O (гор.) + 2HNO3 (конц.) = H|PO2F2] +
+ H2[PO3F] + 9HF + 2KNO3
5.	K[PF6] + 8KOH = 6KF + K3PO4 + 4H2O	(400 °C)
6.	2K[PF6] + 3SiO2 = 2KPO3 + 3SiF4	(выше 700 °C)
7.	K[PF6] (насыщ.) + MCI = M[PF6]-l + KC1	(M = Rb, Cs)
11.	[PFe],fclH4 — гексафторофосфат(У) аммония
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде (частичное изменение состава аниона, слабый гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, ацетоне. Не образует кристаллогидратов. Реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. Р58, Р94.
1.	NH4[PF6| = NH4F + PF5	(200-250 °C)
2.	NH4[PF6] (разб.) = NH4 + [PF6]"	(см. P92)
NH4 + 2H2O <=+ NH3 • H2O + H3O+	(pH < 7)
3.	NH4[PF6] + 2H2O (гор.) = NH4[PO2F2] + 4HF
4.	2NH4[PF6] + 5H2O + 2HNO3 (конц.) = H[PO2F2] + H2[PO3F] +
+ 9HF + 2NH4NO3
5.	NH4(PF61 + NaOH (конц.) = Na|PF6] + NH3 • H2O
NH4[PF6] + 9NaOH = Na3PO4 + 6NaF + NH3 + 5H2O (330 °C) 6. 2NH4[PF61 + SiO2 = 2P(O)F3 + SiF4 + 2NH4 + 2HF (400 °C)
12.	[PFe],Na — гексафторофосфат(У) натрия
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в холодной воде (изменение состава аниона). Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Реагирует со щелочами и диоксидом кремния при нагревании. Получение см. Na559, Р58, Р86, Р94.
1.	Na[PF6] = NaF + PF3 + F2	(500-600 °C)
2.	Na[PF6] • H2O = Na[PF6] + H2O	(80 °C, вак.)
Na[PF6] • H2O = NaF + POF3 + 2HF	(200 °C)
3.	Na[PF6] (разб.) + 4H2O (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [PF6]“ (см. P92)
4.	Na[PF6J + 2H2O (гор.) = Na|PO2F2] + 4NF
5.	2Na[PF6] + 5H2O (гор.) + 2HNO3 (конц.) = H|PO2F2] + 9HF +
+ 2NaNO3
6.	Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O (350-400 °C)
7.	2Na[PF6] + 3SiO2 = 2NaPO3 + 3SiF4	(выше 650 °C)
429
13.	РН3 — фосфин
Монофосфан. Бесцветный газ, термически неустойчив. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН3 • 46Н2О. Хорошо растворим в этаноле, эфире. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, пероксидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значительно слабее, чем у аммиака. Получение см. А1182-5, Са182-4, Pl4, Р231- *°.
1.	РН3 + 3H2SO4 (конц.) = Н2(РНО3) + 3SO2? + ЗН2О
2.	РН3 + 8HNO3 (конц., гор.) = Н3РО4 + 8NO2T + 4Н2О
3.	РН3 + 2О2 = Н3РО4	(150 °C)
4.	РН3 + 2Н2О + 2I2 = Н(РН2О2) + 4HI
РН3 + NaOH (разб.) + 2NaC10 = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О 5. 2РН3 + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = Na4P2O6-l + 12Н2О 6. РН3 + НС1(Г) = РН4С1 (30 °C, при полном отсутствии влаги)
РН3 + Н1 (конц.) = РН41
7.	4РН3 + Ni -U [Ni(PH3)4](T)	(комн., р)
8.	2РН3 + 2Na = NaPH2 (бел.) + Н2?	(-40 °C, в жидк. NH3)
2NaPH2 = Na2PH (желт.) + РН3	(60-95 °C, вак.)
NaPH2 + Н2О = РН3? + NaOH
9.	РН3 + 3HgCl2 (насыщ.) = (HgCl)3P4< + ЗНС1
10.	РН3 —► Р2Н4<г), (Р2 _ЛН)Я<Т) (желт.) (-10 °C, электрич. разряд) Р2Н4 —► (Р2_ХН)Л(Т), Р (красн.)	(0°С, на свету)
11.	4РН3 ♦=* Р4 + 6Н2	(выше 250 °C)
14. РН41 — иодид фосфония
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легко разлагается при слабом нагревании, мгновенно — большим количеством воды. Реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода. Получение см. Pl17-18, Р155.
1.
2.
3.
4.
5.
выше 80 °C
РН41 <	=±
от—20 до—10 °C
РН3 + HI
РН41 + Н2о = РН3Т + Н3О+ + г
2PH4I + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНО3) + I2I + 7SO2T + 8Н2О
2PH4I + 18HNO3 (конц., гор.) = 2Н3РО4 + I2| + 18NO2? + ЮН2О
PH4I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н2О
РН41 + 4Н2О2 (конц.) = Н3РО4 + HI + 4Н2О
430
15. Pl3 — трииодид фосфора
Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в этаноле. Гидролизуется, реагирует со щелочами, фосфором, иодом в присутствии щавелевой кислоты. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. Р113. 1. 2Р13 = Р214 + 12	(100-120 °C)
2Р13 = 2Р (красн.) + 312	(выше 200 °C)
2.	Р13 + ЗН2О = Н2(РНО3) + 3HI	(в атмосфере Ы2)
3.	PI3 + 5NaOH (разб.) = Na2(PHO3) + 3NaI + 2Н2О
4.	2Р13 + О2 = 2Р13О (фиол.)	[40-50 °C, кат. Pt]
5.	2Р13 + ЗР4 + 24Н2О (по каплям) = 6РН41 + 8Н3РО4 (30-40 °C) 6. PI3 + 12 + Н2С2О4 = PI3O + 2HI + СО? + СО2?
(40—50 °C, в жидк. CS2)
16.	P3N5 — пентанитрид трифосфора
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Реакционнопассивный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты), щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кислородом, хлором, водородом. Получение см. Р208.
1.	P3N5 = 3PN + N2	(700-760 °C)
2P3N5 = ЗР2 + 5N2	(850-1000 °C)
2.	P3N5 + 12Н2О = 3H3PO4 + 5NH3	(выше 180 °C, p)
3.	P3N5 + 5HNO3 (конц.) + 12H2O = 3H3PO4 + 5NH4NO3 (кип.) 4.	4P3N5 + 15O2 = 3P4O)0 + 10N2	(600	°C)
5.	2P3N5 + 15C12 = 6PC15 + 5N2	(100	°C)
6.	4P3N5 + 30H2 = 3P4 + 20NH3	(300	°C)
17.	P4O6 — гексаоксид тетрафосфора
Белый, весьма летучий, при умеренном нагревании разлагается. Неустойчив на свету (вначале желтеет, затем краснеет). Чувствителен к О2 воздуха. Растворим в эфире, бензоле, CS2. Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с холодной водой (горячей водой быстро разлагается), щелочами. Реакционноспособный; реагирует с хлороводородом, галогенами, серой. Получение см. Pl7> 19, Р189.
1.	4Р4О6 = ЗР4О8 + 4Р (красн.)	(210-250 °C, вак.)
2.	Р4О6 + 5Н2О (хол.) -U 2Н2(РНО3) + Н2(Р2Н2О5)
6Р4О6 + 24Н2О (гор.) » 8Р (красн.)! + 15Н3РО4 + РН3?
3.	Р4О6 + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О
431
4-	^4^6	2^2	^4^10
5.	Р4О6 + 6Е2 = 4РЕ3О + О2
6.	Р4О6 + 9S = P4S6 + 3SO2
7.	Р4О6 + 6НС1(Г) = 2Н2(РНО3) + 2РС13
(50-120 °C)
(комн.; Е = С1, Вг) (выше 150 °C)
18.	Р4О10 — декаоксид тетрафосфора
Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидратирующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический Р4О10 возгоняется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаждении жидкости образуется стеклообразный продукт (Р2О5)П. Проявляет кислотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения. Получение см. Pl7 20, Р164, Р174.
1.	Р4о)0 Н2° 0°с> нро3 НгО’20°с> н4р2о7 НгО ки% Н3РО4
2.	Р4О|0 + 4HNO3 (безводн.) = 4НРО3 + 2N2O5	(0 °C)
Р4О10 + 4НС1О4 (безводн.) = 4НРО3 + 2С12О7
(-25 °C, атмосфера О3)
3.	Р4О|0 + 12NaOH (разб.) = 4Na3PO4 + 6Н2О
4.	Р4О|0 + 6F2 = 4POF3 + ЗО2	(100 °C)
5.	Р4О|0 + 3HF = POF3 + ЗНРО3	(120-170 °C)
P4°io ™> H|PF6J, H[PO2F2], H2|PO3F]
6.	Р4О|0 + 6NH4F = 2NH4[PO2F21 + 2(NH4)2[PO3F]	(300 °C)
7.	P4Ol0 + 3HE(r) = PE3O + 3HPO3	(200 °C; E = Cl, Br)
8.	P4Ol0 + 6PC15 = 10PCl3O	(150-175 °C)
9.	3P4O10 + 2P4 = 5P4O6	(50 °C)
10.	3P4O)0 + 16M = 10MPO3 + 2M3P (300-400 °C; M = Li, Na)
11.	P4Ol0 + 8H2O2 (безводн.) = 4H3PO2(O 2~ )2 + 2H2O (-20 °C) P4O10 + 4H2O2 (конц.) + 2H2O = 4H3PO3(O2~)	(komh.)
5H3PO3(O2) + 3H2O + 2MnSO4 = 5H3PO4 + 2HMnO4 + 2H2SO4
12	P О 359 °S PO выше|100°с7 2PO
1Z. r4O|0(T)	► r4U10<r)	* 212U5(r)
19.	P4S3 — трисульфид тетрафосфора
Желто-зеленый, очень твердый, плавится и кипит без разложения, при прокаливании разлагается. Устойчив на воздухе. Растворим в CS2
432
р
и бензоле лучше, чем другие сульфиды фосфора. Не реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой, щелочами, кислородом, серой. Получение см. Р114.
1.	P4S3 = 4Р (красн.) + 3S	(выше 700 °C)
2.	P4S3 Н^°<ГОЛ Н3РО4, Н2(РНО3), Н(РН2О2)
3.	P4S3 + 38HNO3 (конц., гор.) = 4Н3РО4 + 3H2SO4 + 38NO2 +
+ 10Н2О
4-	P4S3 ‘ NN°aHs(K н о* Na>PO<’ Na2<PHO3>’ Na(PH2O2)
5.	P4S3 + 3O2(r)	P4O64, + 3S4-	(комн., в бензоле)
P4S3 + 8O2 = P4H10 + 3SO2	(100-300 °C)
6.	P4S3 + 2S = P4S5	(комн., на свету, в жидк. CS2, кат. I2)
2P4S5 «=► P4S3 + P4S7	(выше 530 °C)
20.	P4S10 — декасульфид тетрафосфора
Темно-желтый, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2S5. Чувствителен к влаге воздуха. Растворим в CS2. Гидролизуется, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом, аммиаком, этанолом. Образует тиокомплексы. Получение см. В197, Р114.
1.	P4S)0 + 16Н2О = 4Н3РО4 + 10H2S
2.	P4S)0 + 80HNO3 (конц.) = 4Н3РО4 + 10H2SO4 + 80NO2 + 24Н2О
(кип.)
3.	P4S10 + 24NaOH (конц.) = 4Na3PO3S + 6Na2S + 12H2O	(70 °C)
Na3PO3S + H2O = Na3PO4 + H2ST	(кип.)
4.	P4Sl0 + 16NaOH (конц.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O (50 °C)
P4Sl0 + lONaOH (конц.) + 2NaHS (конц.) = 4Na3P(O)S3 + 6H2O
(до 10 °C)
Na3PO2S2 + Na3P(O)S3 + 3H2O -U 2Na3PO3S + 3H2S (0°C) 5. P4S(0 + 6Na2S (насыш., гор.) = 4Na3[PS4]
Na3[PS4] + 3H2O Na3PO3S + 3H2S	(0 °C)
6.	P4S10 + 15O2 = P4Ol0 + 10SO2	(300 °C)
7.	P4S10 + 6PC15 = 10P(S)CI3	(150-200 °C, p)
P4S10 + PC13 » P4S9 + P(S)C13	(100 °C, p)
8.	P4Sio HcHV o* P3N5	(230-600 °C, в токе NH3)
9.	P4S10 + 8C2H5OH = 4P(C2H5O)2(HS)S + 2H2S	(кип.)
10.	P4Sl0(M) 2P2S5(r)	(514 °C)
433
р
21.	P(S)CI3 — трихлорид-сульфид фосфора
Бесцветная жидкость. Летуч при комнатной температуре, чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Легко смешивается с сероуглеродом, бензолом, жидким РС13, SbCl3, SbCl5. Гидролизуется, реагирует со щелочами, кислородом, аммиаком. Получение см. С88, Р47, Р207.
I.	P(S)Cl3 + 4Н2О (гор.) = Н3РО4 + H2ST + ЗНС!
2.	P(S)Cl3 + 6NaOH (конц.) = Na3PO3S + 3NaCl + 3H2O (70 °C) 3. 2P(S)Cl3 + 3O2 = 2PCl3O + 2SO2	(200 °C)
4.	P(S)Cl3 + 6NH3(r)» PS(NH2)31 + 3NH4Cl (-15 °C, в жидк. CHC13)
22.	H(PH2O2) — фосфиновая кислота
Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее Н3РО2. Белая. Низкоплавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в фосфо-нистую кислоту Н2(РНО2). Не образует кристаллогидратов. Хорошо растворима в этаноле, эфире. Слабая кислота, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в концентрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение см. Na537, Pl5, Р134, Р192.
1.	ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНО3) + РН3	(50-140 °C)
2Н(РН2О2) = Н3РО4 + РН3	(160-170 °C)
2.	н(рн2о2) + н2о (хол.) = рн2о; + Н3О+
3.	Н(РН2О2) + Н2О = Н2(РНО3) + Н2Т	(комн., кат. Pd)
8Н(РН2О2) (конц.) = РН3? + 4Р (красн.)Х + 2Н2? + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип.)
4.	Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНО3) + SO2 + Н2О
ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) -U ЗН2(РНО3) + 2NO? + Н2О 5. Н(РН2О2) + NaOH (разб.) = Na(PH2O2) + Н2О
Н(РН2О2) + NH3 • Н2О (конц.) = NH4(PH2O2) + Н2О
6.	ЗН(РН2О2) (конц.) + ЗН2О + 2CuSO4 (разб.) =
= 2СиН>1 + ЗН2(РНО3) + 2H2SO4
7.	Н(РН2О2) (конц.) + 2AgNO3 + Н2О = 2Ag>l + Н2(РНО3) + 2HNO3
(50 °C)
Н(РН2О2) (конц.) + Hg(NO3)2 + Н2О = Hgl + Н2(РНО3) + 2HNO3 (50 °C) 8. ЗН(РН2О2) (конц.) +	» 2Asl + ЗН2(РНО3) (в разб. НС1)
9.	Н(РН2О2) + 4Н° (Zn, разб. N2SO4) = РН3? + 2Н2О
10.	ЗН(РН2О2) + ЗН2О + 2РС13 = ЗН2(РНО3) + 2Р (красн.)J- + 6НС1
434
р
23.	Н2(РНО3) — фосфоновая кислота
Фосфористая кислота, ранее Н3РО3. Белая, разлагается при нагревании. На воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в тригидроксид фосфора Р(ОН)3. Не образует кристаллогидратов. Растворим в этаноле, нерастворим в СС14. Слабая кислота, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем Н(РН2О2), слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получение см. Р12-8, Р4*> **, Р152, Р172 7.
1.	2Н2(РНО3) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О	(100 °C, вак.)
4Н2(РНО3) = ЗН3РО4 + РН3 (170-200 °C, примесь Р2Н4)
2.	Н2(РНО3) + Н2О <=> Н(РНО3)~ + Н3О+
Н(РНО3)- + Н2О <=► РНО2“ + Н3О+
3.	Н2(РНО3) + Н2О (пар) = Н3РО4 + Н2	(100-120 °C)
4.	Н2(РНО3) + H2SO4 (96%-я, гор.) = Н3РО4 + SO2 + Н2О
Н2(РНО3) + NO2 (дымящ. HNO3) = Н3РО4 + NO? (30-50 °C) 5. Н2(РНО3) + NaOH (разб.) = NaH(PHO3) + Н2О
Н2(РНО3) + 2NaOH (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О
6.	2Н2(РНО3)(р) + O2(r) -U 2Н3РО4	(кип., кат. 12)
7.	Н2(РНО3) + Н2О + Cl2 -U Н3РО4 + 2НС1
8.	Н2(РНО3) + 2AgNO3 + Н2О -U 2Agi + Н3РО4 + 2HNO3
9.	Н2(РНО3) + Hg(NO3)2 + Н2О Hg? + Н3РО4 + 2HNO3 Н2(РНО3) + 2HgCl2 + Н2О Hg2Cl2? + Н3РО4 + 2НС1
10.	Н2(РНО3) + 6Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + ЗН2О
11.	Н2(РНО3) (конц.) + 2Н2О + РС13 = Н2(Р2Н2О5) + ЗНС1
24.	НРО3 — метафосфорная кислота
Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном нагревании. Является циклическим олигомером НЛ(РО3)„ (л = 3, 4). Очень хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Не образует кристаллогидратов. Хорошо растворима в этаноле. Разлагается кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. С1189, РЗ8, Р1812.
1.	лНРО3 + лН2О (хол.) <=► (РО3)^“ + лН3О+	(л = 3, 4)
2.	НРО3 + Н2О = Н3РО4	(кип.)
3.	НРО3 + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О (0 °C)
NaOH^m^	(40 °С)
НРО3 + NaOH = NaPO3 (полимеры) + Н2О (500-600 °C)
435
р .
4.	НРО3 NaOH <**•>>, Na3P3O9, Na3PO4	(100 °C)
—H2O
5.	4HPO3 + 4NaOH (30%-й, хол.) = Na4P4O12>l + 4Н2О
(в конц. NaCl)
3Na4P4O12 = 4Na3P3O9	(400 °C)
25.	Н3РО4 — ортофосфорная кислота
Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жидком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабая кислота), этаноле. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксоизополи- и гетерополисоединения. Получение см. А1184, А1192, Р1 ’•3> |8,23, Р52, Р61-7, Р181, Р231’3’4*6-9, Р242, Р273.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О
Н3РО4 = НРО3 + Н2О
Н3РО4 • 0,5Н2О(т) Н3РО4 + 0,5Н2О
Н3РО4 (разб.) + Н2О «=► Н2ро; + Н3О+
н2ро; + н2о 5=± нро2~ + н3о+
НРО2 + Н2О «=* РО3“ + Н3О+
Н3РО4 + НС1О4 (безводн.) <=* Р(ОН)$ + СЮ;
Н3РО4 + H2SO4 (безводн.) <=* P(OH)J + HSO;
Н3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О
(150 °C)
(300 °C, вак.)
(100 °C, вак.)
(М = Na, К)
Н3РО4 (разб.) + 2МОН (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О
Н3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М3РО4 + ЗН2О
Н3РО4 (конц.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О
Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2HPO4 + 2Н2О
2Н3РО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4)2l + ЗН2Т
ЗН3РО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO4l + Fe3(PO4)2J. + 4Н2Т
Н3РО4 (конц.) + FePO4 = H3[Fe(PO4)2]
9.	Н3РО4 (конц.) + Са(ОН)2 = СаНРО41 + 2Н2О 2Н3РО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Са3(РО4)21 + 6Н2О 2Н3РО4 (разб.) + 3ZnO = Zn3(PO4)2l + ЗН2О
10.	Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO4J, + 3HNO3
11.	8Н3РО4 (конц.) + Р4О|0 = 6Н4Р2О7 5Н3РО4 + РС13О = ЗН4Р2О7 + ЗНС1
(добавление NaHCO3) (80-100 °C) (180 °C)
436
р
Н3РО4 (безводн.) + 2РС13О(Ж) <=± ЗН[РС12О2]	(комн.)
Н3РО4 (конц.) + РС13 + 2Н2О = Н3(Р2НО6) + ЗНС1
12.	Н3РО4 (безводн.) + NaCl = NaPO3 + HCI + Н2О (400-500 °C) Н3РО4 (конц.) + NaNO3 = NaPO3 (соль Мадрелла) + HNO3 + Н2О
(330 °C)
4Н3РО4 (конц.) + 2CuO —Си2Р4О12Х + 6Н2О
13.	Н3РО4 (конц.) + 12МО3 = HjIPM^OJ^
(кип. в конц. HNO3; М = Mo, W)
Н3РО4 (конц.) + 12МоО3 + 3NH4NO3 =
= (NH^IPMo^OJ (желт.)1 + 3HNO3 (в конц. HNO3) 14. Н3РО4 + Н2О ^Рв™3), н2? (катод) + Н3РО3(О|“) (анод)
(0 °C)
ЗН3РО3(О*-)(р) = Н3РО4 + Н4Р2О6(О*-) + Н2О + О2Т (20-30 °C)
26. Н4Р2Ов — гексаоксодифосфат(17) водорода
Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и разлагается. Имеет строение (НО)2ОР-РО(ОН)2. При хранении изомеризуется в фосфористофосфорную (изогипофосфорную) кислоту Н3(Р2НО6) со строением (НО)(Н)ОР-О-РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, нейтрализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кислотами. Проявляет слабые восстановительные свойства. Получение Н4Р2О6 см. Na576, Pl23; Н3(Р2НО6) — Р2511.
1.	Н4Р2О6 -U Н3(Р2НО6)	(комн.)
Н4Р2О6 = Н2(РНО3) + НРО3	(выше 73 °C)
2.	Н4Р2О6 • 2Н2О(т) —Н4Р2О6 + 2Н2О (комн., вак., над Р4О10)
Н4Р2О6  2Н2О = Н2(РНО3) + Н3РО4 + Н2О	(70-100 °C)
3.	Н4Р2О6 (разб.) + Н2О ч=± Н3Р2О6 + Н3О+
Н3Р2О6 + Н2О <=► н3р2о£- + Н3О+
Н,Р,ОГ + Н2О «=* Н,Р2О?- + Н3О+
Н3Р2°б" + Н2° *=* Р2°6~ + Н30+
4.	Н4Р2О6 (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Н2(РНО3)
(кип. в конц. H2SO4, HNO3)
5.	Н4Р2О6 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O64, + 2Н2О
Н4Р2О6 + 4NaOH (конц.) = Na4P2O6l + 4Н2О
6.	5Н4Р2О6 (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 + 2Н2О =
= ЮН3РО4 + 2MnSO4 + K2SO4
437
Pa
27. H4P2O7 — дифосфорная кислота
Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигроскопичная. Плавится без разложения, разлагается при нагревании в вакууме. Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства кислоты, сильной по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Не образует кристаллогидратов. Разлагается горячей водой в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. Р181, Р2511.
I.	Н4Р2О7 = 2НРО3 + Н2О	(300 °C, вак.)
2.	Н4Р2О7 (разб.) + Н2О (хол.) = Н3Р2О; + Н3О+
Н3Р2О7 + Н2О <=* н2р2о2 + Н3О+
Н2Р2°7~ + Н2° НР2О’- + Н3О+
НР2О’ + Н2О «=» Р2О}- + Н3О+
3.	Н4Р2О7 + Н2О = 2Н2РО4	(кип. в присутствии HNO3)
4.	Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О
Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О
5.	Н4Р2О7 + 2NH3(r) » (NH4)2H2P2O7l	(0-5 °C, в этаноле)
(NH4)2H2P2O7 (суспензия) + 2NH3(r) -U (NH4)4P2O71
(до 10 °C, в этаноле)
6.	Н4Р2О7 (разб.) + 4AgNO3 = А^Р2О7Х (бел.) + 4HNO3
7.	Н4Р2О7(Т) + Н2О2 (конц.) = Н4Р2О6(О2“) + Н2О
Н4Р2О6(О2-) + Н2О «=► Н3РО4 + Н3РО3(О22~)
(0 °C, разбавление)
Протактиний
1. Ра — протактиний
Светло-серый, блестящий, ковкий металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 231 Ра. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, концентрированных хлороводородной и азотной кислотах; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. В растворе не образует простых катионов Ра4+ и Ра5+. Восстановитель; реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой, неметаллами, аммиаком. Образуется при естественном радиоактивном распаде ядер 235U. Получение см. — разложение РаС15 и восстановление PaF4 барием при прокаливании.
1.	Рй + 4НС1 (разб.) = РаС14 (желт.-зел.) + 2Н2?
2.	2Ра + ЗН2 = 2РаН3 (черн.)	(250-300 °C)
438
Pb
3.	4Pa + 5O2 = 2Pa2O5 (бел.)	(350 °C, сгорание на воздухе)
Ра2О5 + 8HF + Н2 = 2PaF4 + 5Н2О	(350-500	°C)
Ра2О5 + 5СС12О = 2РаС15 + 5СО2	(300-550	°C)
4.	2Ра + 5F2 = 2PaF5 (бел.)	(200-250	°C)
5.	Ра + 2NH3 = PaN2 (черн.) + ЗН2	(800	°C)
Свинец
1. РЬ — свинец
Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный металл. Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Малореакционноспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте, разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реагирует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окисляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. РЬ47, РЫО17-|9, РЫ19, РЫ67-8, РЫ79-10.
1. Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO4)2 + SO2? + 2Н2О (30-50 °C)
Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO4J, + SO2T + 2H2O	(кип.)
2. 3Pb + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3)2 + 2NO? + 4H2O 3. Pb + NaOH (конц.) + 2H2O -U Na[Pb(OH)3] + H2?
4.	2Pb + O2 = 2РЬО	(выше 600 °C)
3Pb + 2O2 = (Pb “ PbIV)O4	(400-500 °C)
5.	Pb + E2 = PbE2	(200-300 °C; E = F, Cl, Вг, I)
Pb + 2F2 = PbF4	(400-500 °C)
6.	Pb + 2HF = PbF2 + H2	(160 °C)
7.	Pb + E = PbE	(800-1200 °C; E = S, Se, Те)
8.	2Pb (порошок) + 2H2O + O2 -U 2Pb(OH)2>l
2Pb + H2O + O2 + CO2 -U Pb2CO3(OH)2l
9.	Pb + H2SO4 (разб.) + O2 -U PbSO4J, + H2O2	(komh.)
2Pb + 2H2SO4 (разб.) + O2 = 2PbSO4l + 2H2O	(кип.)
10.	2Pb + 4CH3COOH (конц.) + O2 = 2Pb(CH3COO)2 + 2H2O
2Pb + 4CH3COOH (безводн.) + O2 + Cl2 -
= Pb(CH3COO)4 + PbCl2l + 2H2O
2. PbBr2 — бромид свинца(И)
Белый, плавится без разложения, в жидком состоянии — красный. Чувствителен к свету. Малорастворим в воде, этаноле. Из бромоводо
439
Pb
родной кислоты кристаллизуется тригидрат. Не реагирует с разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными бромоводородной и серной кислотами, щелочами. Окисляется бромом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. РЫ5, PdlO8.
1.	PbBr2 —РЬ + Вг2	(на свету)
2.	РЬВг2 + Н2О (пар) = РЬВг(ОН) + НВг	(выше 70 °C)
3.	РЬВг2 + НВг (конц.) = Н[РЬВг3[
4.	РЬВг2(т) + 2H2SO4 (конц., гор.) = PbSO4l + Вг2Т + SO2? + 2Н2О
5.	PbBr2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2>l + 2NaBr
PbBr2 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3[ + 2NaBr
6.	PbBr2 + Br2 + 2HBr (конц.) = H2[PbBr6]
PbBr2 + Br2 + 2MBr = M2[PbBr6]l (M = K+, NH+, в конц. НВг)
7.	PbBr2 + 2KI (разб.) = PbI2J- + 2KBr PbBr2 + H2S (насыщ.) = PbSX + 2HBr
3.	РЬСО3 — карбонат свинца(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием СО2. Окисляется кислородом. Получение см. PblO15, РЫ I11, РЫ77.
1.	РЬСО3 = РЬО + СО2	(выше 315 °C)
2.	2РЬСО3 + Н2О = РЬ2СО3(ОН)2 [или РЬ3(СО3)2(ОН)2[ + СО2?
(кип.)
3.	РЬСО3 + 2НС1 (разб.) = РЬС12Х + Н2О + СО2Т
4.	2РЬСО3 + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OH)2>l + Na2CO3
РЬСО3 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + Na2CO3
20 °C
5.	PbCO3 + Н2О + СО2 <=» РЬ(НСО3)2,„.
80 °C
6.	6РЬСО3 + о2 = 2(Pb2 PbIV)O4 + 6СО2	(350°C)
7.	2РЬСО3 + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2	(300-500 °C)
8.	РЬСО3 + 2HF (конц.) = PbF2J, + Н2О + СО2Т	(кип.)
РЬСО3 + H2S (насыщ.) = PbS+ СО2Т + Н2О	(60 °C)
4.	РЬС12 — хлорид свинца(Н)
Белый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде, еще меньше — в разбавленных хлороводородной и азотной кислотах. Кристаллогидратов не образует.
440
Pb
Разлагается водяным паром, концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водородом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Pbl5 * *-|0, РЬЗ3, РЫО4 8, РЫ12, РЫ23, РЫ69.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
(50 °C)
(выше 140 °C) (комн.) (кип.)
РЬС12 (насыщ.) + 2Н2О = |РЬ(Н2О)2С12] ♦=* ♦=* [РЬ(Н2О)2С1]+ + СГ (РЬ(Н2О)2С1]+ + Н2О [РЬ(Н2О)3]2+ + СГ РЬС12 + Н2О (пар) = PbCl(OH) + НС1 2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС12 + Н2О РЬС12 + 2НС1 (конц.) = Н[РЬС13](р> Н(РЬС131(Р) = РЬС121 + НС1 РЬС12 + H2SO4 (конц., гор.) = PbSOj + 2НС1? РЬС12 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2i + 2NaCl РЬС12 + 3NaOH (конц.) = Na(Pb(OH)3] + 2NaCl PbCl2 + NH3 • H2O (разб.) = PbCl(OH)^ + NH4CI PbCl2 + H2 = Pb + 2HC1 PbCl2 + 2KI (разб.) = Pbl2l + 2KC1 PbCl2 + H2S (насыщ.) = PbSJ. + 2HC1 PbCI2 + K2CrO4 = PbCrO4J- + 2KC1 2PbCl2 + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OH)2J. + + 4NaCl
(300-350 °C)
10.	PbCl2 + 4Na2SO3S (конц., хол.) = Na6[Pb(SO3S)4] + 2NaCl
PbCl2 + Na2SO3S (разб., хол.) = PbSO3Si + 2NaCl
PbCl2 + Na2SO3S + H2O = PbSl + 2NaCl + H2SO4
(кип. в разб. H2SO4)
11.	РЬС12 + Cl2 + 2HC1 (конц.) = H2[PbCl6](p)
H2[PbCl6](p) = РЬС14{Ж) + 2HC1	(0 °C, в 96%-й H2SO4)
12.	РЬС12 + Cl2 + 2MC1 = M2(PbCl6] (M = K+, NH 4; в конц. HC1)
5. PbCI4 — хлорид свинца(1У)
Желтая жидкость, на холоду замерзает. Термически неустойчив, чувствителен к свету. При стоянии постепенно разлагается, устойчив под слоем концентрированной серной кислоты на холоду. Смешивает-
ся с хлороформом, СС14. Реагирует с водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. РЬ4Н.
1. РЬС14 = РЬС12 + С12	(30-100 °C)
2. РЬС14 + 2Н2О = РЬО2Х + 4НС1
441
Pb
3.	РЬС14 + 2HC1 (конц.) = Н2(РЬС16](1))	(комн.)
Н2[РЬС16](р) + 2MC1 = MJPbClji + 2HC1 (0 °C; M = K+, NH4) H2[PbClJ(p) -U PbCl2i + C12T + 2HC1
(разбавление водой, кип.)
H2[PbCl4](p)	pbJ, (катод) + C12T (анод) + 2HC1
4.	PbCl4 + 4NaOH (разб.) = PbO2i + 4NaCl + 2H2O
PbCl4 + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)6] + 4NaCl
5.	РЬС14(Ж) + 2MC1 = M2[PbCy	(M = K+, NH4)
РЬС14(Ж) + 2NH4C1 = H2[PbCl6] + 2NH3T	(50 °C, вак.)
6.	РЬС14(Ж) + C12O = 2C12 + PbCl2O
6.	PbCrO4 — хромат свинца(П)
Светло-желтый (осажденный) или оранжево-красный (крупные кристаллы). Темнеет при нагревании, затем плавится и разлагается. Нерастворим в воде. Из раствора кристаллизуется моногидрат. Не реагирует с соляной и серной кислотами, гидратом аммиака. Разлагается азотной кислотой, щелочами. Получение см. РЬ48, РЬЮ16, РЫ76.
1.	4РЬСгО4 = 4РЬО + 2Сг2О3 + ЗО2	(выше 850 °C)
2.	2РЬСгО4 + 2HNO3 (конц.) = Pb(NO3)2 + PbCr2O7 + Н2О
3.	PbCrO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + Na2CrO4
4.	PbCrO4 + Na2S = PbSi + Na2CrO4
7.	PbF2 — фторид свинца(П)
Белый, плавится без разложения, термически устойчив. Малорастворим в холодной воде; растворимость повышается в присутствии азотной кислоты и нитратов металлов, но понижается при нагревании в присутствии гидрата аммиака. Не образует кристаллогидратов. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой. Реагирует с серной кислотой, щелочами. Окисляется фтором. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. РЫ5>6, РЬЗ8, РЫО8.
1.	PbF2 + 2H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2 + 2HF
2.	PbF2 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + 2NaF
3.	PbF2 + 2KI (разб.) = Pbl2>l + 2KF
PbF2 + Na2S = PbSX + 2NaF
4.	PbF2 + F2 = PbF4	(300-550 °C)
8.	РЫ2 — иодид свинца(П)
Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влажном состоянии чувствителен к свету и О2 воздуха. Из рас
442
Pb
твора, содержащего иодоводород, кристаллизуется Н[РЫ3] • 5Н2О. Плохо растворяется в воде, разбавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. РЫ5, РЬ93, РЫО8.
1.	РЫ2 —РЬ + 12	(на свету)
2.	4РЫ2 + 5H2SO4 (конц., гор.) = 4PbSO4l + 4I2i + H2ST + 4Н2О
ЗРЫ2 + 8HNO3 (30%-я) = 3Pb(NO3)2 + 3I2X + 2NOT + 4H2O
(кип.)
3.	Pbl2 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + 2Nal
4.	2PbI2 (влажн.) + O2 —2PbO + 2I2	(на свету)
5.	РЫ2 + Na2S = PbSl + 2NaI
6.	Pbl2 + MI (конц.) = M[PbI3](p)	(M = H, Na, K)
M[PbI3](p) = MI + PbI2J-	(разбавление водой)
9.	[РЫ3],К —трииодоплюмбат(П) калия
Светло-желтый (почти белый), чувствителен к влаге воздуха. Устойчив в разбавленном растворе в присутствии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Растворим в ацетоне, нерастворим в эфире. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. РЬ86, РЫО8.
1.	К[РЫ3] -U К1 + РЬ + 12	(выше 349 °C)
2.	К[РЫ3] • 2Н2О = К[РЫ3] + 2Н2О	(30-97 °C, вак.)
3.	К[РЫ3] + 6Н2О = [К(Н2О)6]++ [РЫ3Г	(вразб. KI)
К[РЫ3](р) = KI + Pbl2i	(разбавление водой)
4.	8К[РЫ3] + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSOj + 12I2X + 3H2ST +
+ 12Н2О + 4K2SO4
5.	2К[РЫ3] + 8HNO3 (30%-я) = 2Pb(NO3)2 + 3I2X + 2NO? +
+ 4H2O + 2KNO3 (кип.)
6.	К[РЫ3] + ЗКОН (конц.) = K[Pb(OH)3] + 3KI
7.	K[PbI3] + K2S = PbSi + 3KI
10.	Pb(NO3)2 — нитрат свинца(П)
Белый, негигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении раствора разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов большинства металлов). Нерастворим в этаноле, метаноле, концентрированной азотной кислоте. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается цинком. Вступает в реакции ионного обмена. Сильный окислитель при спекании. Получение см. РЫ2, РЫ I2, РЫ210, РЫЗ3, РЫ57.
443
Pb
1.	2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + 02	(200-470 °C)
2.	Pb(NO3)2 (разб.) + 3H2O = [Pb(H2O)3]2+ + 2NO;
2[Pb(H2O)3]2+ + 2H2O <=> [Pb2(H2O)4(OH)2]2+ + 2H3O+ (pH < 7)
3.	Pb(NO3)2 (конц.) + H2O = PbNO3(OH)J- + HNO3	(кип.)
4.	Pb(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = PbCl2X + 2HNO3
Pb(NO3)2 + 3HC1 (конц.) = H[PbCl3] + 2HNO3
5.	Pb(NO3)2 + H2SO4 (разб.) = PbSO4i + 2HNO3
6.	Pb(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)2i + 2NaNO3
6Pb(NO3)2 + 8NaOH (оч. разб.) = [Pb6O(OH)6](NO3)4i + 8NaNO3 (кип.)
Pb(NO3)2 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + 2NaNO3
7.	Pb(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Pb(OH)2J. + 2NH4NO3
8.	Pb(NO3)2 + 2KE = PbE24, + 2KNO3	(E = F, Cl, Br, 1)
Pb(NO3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KNO3
9.	Pb(NO3)2 + KF + KE = Pb(E)Fi + 2KNO3
(в оч. разб. HNO3; E = Cl, Br)
10.	Pb(NO3)2 + 2KEO3 = Pb(EO3)2i + 2KNO3	(E = Br, I)
11.	Pb(NO3)2 + Na2E = PbEi + 2NaNO3	(E = S, Se, Те)
2Pb(NO3)2 + 2H2EO4 + 3N2H6C12 = 2PbEi + 3N2T + 4HNO3 +
+ 6HC1 + 6H2O (кип., E = Se, Те)
12.	Pb(NO3)2 + Na2EO4 = PbEOj + 2NaNO3	(E = S, Se)
13.	Pb(NO3)2 + 2NaN3 = Pb(N3)2i + 2NaNO3
14.	3Pb(NO3)2 + 2Na3EO4 = Pb3(EO4)2i + 6NaNO3 (E = P, As)
15.	2Pb(NO3)2 (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = Pb2CO3(OH)2i +
+ 2NaNO3 + 2HNO3
Pb(NO3)2 (конц.) + Na2CO3 (конц.) = PbCO3i + 2NaNO3
(10-12 °C)
16.	Pb(NO3)2 + K2MO4 = PbMOj + 2KNO3 (M = Cr, Mo, W) 2Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2PbCrO4i + 2KNO3 + 2HNO3
17.	Pb(NO3)2 + Zn = Pbi + Zn(NO3)2
18.	2Pb(NO3)2 + 4FeO « 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2 (500-600 °C) Pb(NO3)2 + MnO2 + 6KOH = (K2Pb)O2 + K2MnO4 + 2KNO2 + + 4H2O (400-450 °C)
19.	Pb(NO3)2 + 2H2O эле|аР??-и-3-> PbJ, (катод) + O2T (анод) + 2HNO3
11. PbO — оксид свинца(И)
Красный (низкотемпературная a-модификация) или желтый (высокотемпературная ^-модификация). Термически устойчивый. Очень
444
Pb
плохо реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами. Медленно абсорбирует влагу и СО2 из воздуха. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и монооксидом углерода. Получение см. РЫ4, РЫО1* 18, РЫЗ14, РЫ64.
1.	РЬО(Т) + 4Н2О <=± [РЬ(Н2О)3]2* +2ОН"
2.	РЬО + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + Н2О
РЬО + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3)2 + Н2О
3.	РЬО + Н2О (гор.) + NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3]
РЬО + 2NaOH = (Na2Pb)O2 + Н2О .	(400 °C)
4.	2РЬО + СО2 + Н2О (влага) РЬ2СО3(ОН)2
5.	6РЬО + О2 = 2(РЬ,21 Pblv)O4	(445-480 °C)
6.	2РЬО + 4СаСО3 + О2 = 2(Са2РЬ)О4 (оранж.) + 2СО2 (800 °C) 7. 2РЬО + Са(С1О)2 = 2PbO2i + СаС12	(в разб. NaOH)
РЬО + 2СН3СООН (конц., гор.) + Е2 + 3Na2CO3 = PbO2J. +
+• 2NaE + ЗСО2Т + Н2О + 2Na(CH3COO) (Е = Cl, Вг) 8. РЬО + Т1О2 = (Т1РЬ)О3 (желт.)	(выше 400 °C)
9.	РЬО + Н2 = РЬ + Н2О	(200-350 °C)
РЬО + СО = РЬ + СО2	(300-400 °C)
10.	РЬО + MCN = РЫ- MOCN	(400-500 °C; М = Na, К)
11.	РЬО + Н2О + C(NH2)2O = PbCO3J. + 2NH3?
(180 °C, р, в разб. СН3СООН)
12.	РЬО + ЗН2О + 2NaOH э-1ектроли\ н2Т (катод) +
+ Na2|Pb(OH)6] (анод)
12. РЬО2 — оксид свинца(1У)
Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с водой. Нерастворим в этаноле. Из раствора осаждается гидрат /иРЬО2 • лН2О. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в раствор концентрированными щелочами при кипячении. Сильный окислитель в кислотной и щелочной среде. Получение см. РЬ52-4, РЫ I7, РЫЗ4-6-7, РЫ42-3. 1. 5РЬО2 = (Pb'2' Pblv)O4 + 2РЬО	(290-420 °C)
2.	2РЬО2 = 2РЬО + О2	(600 °C)
3.	2РЬО2 + 10НС1(г)	Н2[РЬС161 + РЬС14 + 4Н2О	(0 °C)
РЬО2 + 4НС1 (конц., гор.) = РЬС121 + С12Т + 2Н2О
4.	РЬО2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = Pb(SO4)2 + 2Н2О
2РЬО2 + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO4J. + О2Т + 2Н2О
445
Pb
5.	ЗРЬО2 = (Pb’J Pblv)Oj + 02T	(335-375 °C, p, в разб. NaOH)
PbO2 + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2[Pb(OH)6]	(кип.)
6.	2PbO2 + 4KO2 = 2К2РЬО3 (желт.) + 3O2	(400-500	°C)
2PbO2 + 3CaO = (CaPb)O3 + (Ca2Pb)O4	(800-1000	°C)
7.	PbO2 + 2S = PbS + SO2	(400	°C)
PbO2 (влажн.) + 2H2S(r) PbS + S + 2H2O
8.	PbO2 (влажн.) + SO2 —PbSO4	(komh.)
9.	PbO2 + Pb + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO4i + 2H2O
10.	PbO2 + 4HNO3 (разб.) + 2KI = Pb(NO3)2 + I2i + 2H2O + 2KNO3 PbO2 + 2HNO3 (разб.) + H2O2 (конц.) = Pb(NO3)2 + O2T + 2H2O
11.	5PbO2 + 6HNO3 (разб.) + 2Mn(NO3)2 = 5Pb(NO3)2 +
+ 2HMnO4 + 2H2O
PbO2 + 8HNO3 (разб.) + 2FeO = Pb(NO3)2 + 2Fe(NO3)3 + 4H2O
12.	3PbO2 + 2Na3[Cr(OH)6] + NaOH (конц.) = 3Na[Pb(OH)3] +
+ 2Na2CrO4 + 2H2O
13.	Pb(OH)2 — гидроксид свинца(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде, органических растворителях. Не реагирует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами. Поглощает СО, из воздуха. Слабый восстановитель. Получение см. РЫ8, РЬ45, РЫ0°’7.
I.	Pb(OH)2 = РЬО + Н2О	(100-145 °C)
2.	РЬ(ОН)2(Т) + ЗН2О <=> [Pb(H2O)3]2++ 2ОН~
РЬ(ОН)2(Т) + 2Н2О <=± [РЬ(ОН)3]"+ Н3О+
3.	Pb(OH)2 + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + 2Н2О
РЬ(ОН)2 (суспензия) + H2SO4 (разб.) = PbSO4i + 2Н2О
Pb(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3)2 + 2Н2О
4.	Pb(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3](p)
Na[Pb(OH)3](p) = PbOJ. + NaOH + H2O	(кип.)
Na[Pb(OH)3](p) э™*1?0™3» н2Т (катод) + PbO2i (анод) + NaOH 2Na[Pb(OH)3] + 4[Ag(NH3)2]NO3 = 2(Ag2Pb)O2J. + 8NH3T +
+ 2NaNO3 + 2HNO3 + 2H2O
5.	2Pb(OH)2 (суспензия) + CO2 = Pb2CO3(OH)2i + H2O
6.	Pb(OH)2 + H2O2 (конц.) = PbO2l + 2H2O (в разб. NaOH) 7. 2Pb(OH)2 + Ca(ClO)2 = 2PbO2i + CaCl2 + 2H2O (в разб. NaOH) 8. Pb(OH)2 (влажн.) + O3 = PbO2 + H2O + O2
446
Pb
9. Pb(OH)2 + 2NaOH (разб.) + Cl2 = PbO2l + 2NaCl + 2H2O
10. Pb(OH)2 + 2NaOH (конц.) + CS(NH2)2 = PbSi + Na2CO3 +
+ 2NH3T + H2O (кип.)
14.	[Pb(OH)e],Na2 — гексагидроксоплюмбат(1У) натрия
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив в растворе в присутствии избытка гидро-ксид-ионов, разлагается при разбавлении и при стоянии. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. РЬ54, РЫ 1« РЫ25, РЫ55.
1.	Na2[Pb(OH)6] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О	(300 °C, вак.)
2Na2[Pb(OH)6] = 2 РЬО + О2 + 4NaOH + 4Н2О (= 700 °C)
2.	Na2[Pb(OH)6](p) = 2NaOH + PbO2X + 2Н2О (разбавление водой) 2Na2[Pb(OH)6](p) -S-ь 2Na[Pb(OH)3] + О2? + 2Н2О + 2NaOH
3.	Na2[Pb(OH)6] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + PbO2i + 4H2O Na2[Pb(OH)6] + 6HC1 (конц.) = PbCl2i + C12T + 2NaCl + 6H2O
(кип.)
4.	3Na2[Pb(OH)6] + 2Na3[Cr(OH)6] = 3Na[Pb(OH)3] + 2Na2CrO4 + + 5NaOH + 8H2O
5.	Na2[Pb(OH)6] + 2Pb(OH)2 = (Pb1-* Pblv)O4l + 2NaOH + 4H2O
(кип.)
6.	Na2[Pb(OH)6] + 2Ba(OH)2 = Ba2[Pb(OH)8]X + 2NaOH
15.	(Pb2 Pb,v)O4 — оксид свинца(1У)-дисвинца(П)
Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. РЫ4, РЬП5, РЫ25, РЫ45.
I.	2(Pb2 Pb,v)O4 = 6РЬО + О2	(выше 550 °C)
2.	(Pb,j'PbIV)O4<T)+ ЮН2О <=► 2[Pb(H2O)3]2++ Pb™ + 8ОН" 3. (Pb“ Pb™)04 + 8НС1 (конц., гор.) = 3PbCl2X + Cl2T + 4Н2О 4. (Pb’J PbIV)O4 + 4HNO3 (разб.) = PbO2i + 2Pb(NO3)2 + 2H2O 5. (Pb'2‘ Pblv)O4 + 4NaOH (конц.) + 4H2O (гор.) = 2Na[Pb(OH)3] +
+ Na2[Pb(OH)6]
6. (Pbl2,Pblv)O4 + 8HNO3 (разб.) + 2KI = 3Pb(NO3)2 + I2i +
+ 4H2O + 2KNO3
7. (Pb'2lPblv)O4 + 6HNO3 (разб.) + H2O2 (конц.) = 3Pb(NO3)2 +
+ O2T + 4H2O
447
Pb
16. PbS — сульфид свинца(П)
Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный. При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет область гомогенности PbS] + х(0 < х < 0,005). Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, кислородом, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см. РЫ7, РЬ48-|0, РЬ97, РЫЗ10.
1.	PbS + 3HC1 (конц.) = H[PbCl3] + H2ST	
2.	PbS + 2H2SO4 (конц.) « Pb(HSO4)2 + H2ST	(komh.)
	PbS + 4H2SO4 (конц.) = PbSO4l + 4SO2T + 4H2O	(кип.)
3.	3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO4i + 8NOT + 4H2O	(кип.)
4.	PbS + 2O2 -S-ь PbSO4	(300-400 °C)
	2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2	(1200 °C)
5.	3PbS + 4O3 = 3PbSO4	(комн.)
6.	PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O	(комн.)
7.	PbS + 2PbO = 3Pb + SO2	(800-900 °C)
	PbS + PbSO4 = 2Pb + 2SO2	(800-1000 °C)
8.	PbS + H2 = Pb + H2S	(400-600 °C)
	PbS + Fe = Pb + FeS	(1000 °C)
9. 2PbS + ЗС12 = 2РЬС12 + S2C12	(100-150 °C, примесь SC12)
17. PbS04 — сульфат свинца(П)
Белый, негигроскопичный. При прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Очень плохо растворяется в воде, разбавленной серной кислоте, этаноле. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах и щелочах. Восстанавливается водородом, цинком. Получение см. РЫ119, РЬ44, РЬЮ5’|2, РЫ24*8*9, РЬ132, РЫ62-6. 1. 2PbSO4 = 2РЬО + 2SO2 + О2	(выше 1200 °C)
2. PbSO4 + 4HCI (конц.) = Н2[РЬС14] + H2SO4 3. PbSO4 + H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2(p)
Pb(HSO4)2(p) = PbSO4X + H2SO4	(разбавление водой)
4. 2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = Pb(NO3)2 + Pb(HSO4)2 5. 2PbSO4 + 2NaOH (разб.) = Pb2SO4(OH)2J. + Na2SO4 (кип.)
PbSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Pb(OH)3] + Na2SO4
6.	PbSO4 + 2K1 (разб.) = Pbl2i + K2SO4
PbSO4 + K2CrO4 = PbCrO4i + K2SO4, PbSO4 + Na2S =
= PbSl + Na2SO4
7.	PbSO4 + Na2CO3 (конц.) = PbCO3i + Na2SO4 (10-12 °C)
448
Pd
8.	PbSO4 + 4H2 = PbS + 4H2O	(500-600	°C)
PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2	(550-650	°C)
9.	PbSO4 + PbS = 2Pb + 2SO2	(800-1000	°C)
10.	PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = PbX (губка) + ZnSO4
Палладий
1. Pd — палладий
Светло-серый металл семейства платины; относительно мягкий, ковкий. Наименее плотный, самый низкоплавкий и наиболее реакционноспособный из всех платиновых металлов. В особых условиях образует коллоидный палладий и палладиевую чернь (тонкодисперсный палладий). Катион Pd2+ в растворе имеет коричневую окраску. Благородный металл; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, серой. Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия. Поглощает максимальное (среди металлов) количество Н2, причем окклюдированный водород находится в атомном состоянии; насыщенный водородом металл загорается на воздухе. В природе находится в самородном виде (сплавы на основе платины). Получение см. Р621’519> '*•19, Pd37-8, Pd7’-8, Pdll14’7, Pdl36’7.
1.	Pd + 2HC1 (конц.) + 2C12 = H2|PdCU(p) (черн.) (60-80 °C) H2[PdCl6](p) = P2[PdCl4| (конц.) [кор.] + C112T
(упаривание в конц. НС1)
H2[PdCl6](p) = PdCl2X + Cl2 + 2НС1	(разбавление водой)
2.	Pd + 2H2SO4 (конц.) = PdSO4i + SO2T + 2Н2О	(80 °C)
3.	Pd + 4HNO3 (конц.) = Pd(NO3)2i + 2NO2T + 2H2O	(80 °C)
4.	3Pd + 18HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] + 4NOT + 8H2O
3Pd + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl4] + 2NOT +
+ 4H2O (кип.)
3Pd + 3H2SeO4 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3PdSeO4J. + 2NOT +
	+ 4H2O (80 °C)
5. 2Pd (чернь) + O2 = 2PdO	(до 730 °C)
6. 2Pd + 3F2 = 2PdF3	(400-500 °C)
7. Pd + Cl2 = PdCl2	(500-550 °C)
8. Pd	PdS (син.), Pd(S2) (черн.)	(400-500 °C)
9. Pd (чернь) + 2KC1 (конц.) + Cl2 = K2[PdCl4]	(80 °C)
.449
15 - 6006
Pd
10. Pd + 4KHSO4 = PdSO4 + SO2 + 2K2SO4 + 2H2O (250-400 °C) 11. Pd + 4HC1 (конц.) злектролиз> н2Т (катод) + H2[PdCl4] (анод)
2. PdCI2 — хлорид палладия(П)
Фиолетово-коричневый, летучий при нагревании, плавится под избыточным давлением С12. Умеренно растворяется в холодной воде, практически не диссоциирует; кристаллогидрат PdCl2 • 2Н2О растворяется лучше, чем безводная соль. Гидролизуется горячей водой, реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется фтором, трифторидом брома. Восстанавливается водородом, муравьиной кислотой, монооксидом углерода. Вступает в реакции комплексообразования. Для проведения реакций обычно берется в виде раствора H2[PdCl4], Получение см. Pdl17, Pdl32.
1. PdCl2 = Pd + Cl2	(590-740 °C)
2. PdCl2 • 2H2O (красно-кор.) = PdCl2 + 2H2O (150 °C, вак.) 3. PdCl2 (разб.) + 2H2O (хол.) = [Pd(H2O)2Cl2]
4.	PdCl2 + 2H2O (гор.) = Pd(OH)2J- + 2HC1
5.	3PdCl2 + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] +
+ 2NO? + 4H2O
H2[PdClJ + 2NH4C1 (конц.) = (NH4)2[PdCl6]! + 2HC1
3(NH4)2[PdCl6] = 3Pd + 2N2 + 2NH4C1 + 16HC1	(500 °C)
6.	PdCl2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2! + 2NaCl
7.	PdCl2 + 2NH4C1 (разб.) = n«c-[Pd(NH3)2Cl2]! + 2HC1
8.	PdCl2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = /npow-[Pd(NH3)2Cl2]i + 2H2O
2PdCl2 + 4(NH3 • H2O) (разб.) = [Pd(NH3)4][Pd"Cl4]! + 4H2O
(в конц. KCI) [Pd(NH3)4][PdnCl4] + 4(NH3 • H2O) (конц.) = 2[Pd(NH3)4]Cl2 +
+ 4H2O (кип.)
9.	PdCl2 (суспензия) + H2 = Pd! + 2HC1	(komh.)
PdCl2 + HCOOH = Pd (чернь)! + 2HC1 + CO2T (50-70 °C)
10.	PdCl2 + 2MC1 (конц.) = M2[PdCl4](p)	(M = H, Na)
NaJPdClJ + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + [PdCl4p-	(красн.)
11.	PdCl2 + 2MC1 (конц.) = M2[PdCl4]i	(M = K+, NHJ)
12.	PdCl2 + 2KBr (разб.) = PdBr2! + 2KC1
PdCl2 + 4НВг (конц.) = H2[PdBr4] (красн.) + 2HC1
13.	PdCl2 + 2KI = Pdl2! + 2KC1	(примесь K2[PdI4])
14.	PdCl2 + H2S (насыщ.) = PdS! (черн.) + 2HC1
450
Pd
15.	PdCl2 + 2KCN (разб.) = Pd(CN)24- + 2KC1	(комн.)
PdCl2 + 4KCN (конц.) = K2[Pd(CN)4](p) (бц.) + 2KC1 (60-80 °C)
16.	Pd(CN)2 + 2KCN + 2K = K4[Pd(CN)4] (желт.) J.
(-50 °C, в жидк. NH3)
17.	2PdCl2 + 3F2 = 2PdF3 + 2C12	(200-250 °C)
PdCl2	PdBr2i BfF^°°C> PdF3
18.	PdCl2 + H2O + CO = Pdi + 2HC1 + CO2T	(комн.)
19.	PdCl2 (суспензия) + CO = [Pd(CO)Cl2] (желт.)
(0 °C, в этаноле)
[Pd(CO)Cl2] + H2O = PdX + C12T + CO?	(выше 20 °C)
20.	PdCl2 + NaNO3 = PdO + NaNO2 + Cl2	(270-370 °C)
3. [PdCI4] ,K2 — тетрахлоропалладат(П) калия
Желто-коричневый, плавится без разложения, термически устойчивый. Плохо растворяется в холодной воде, лучше— в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается кипящей водой, «царской водкой», щелочами, гидратом аммиака. Проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Pdl9, Pd2”, Pd4l>3.
1.	K2[PdCl4] + 2H2O = Pd(OH)2i + 2KC1 + 2HC1T	(кип.)
2.	3K2[PdCl4] + 6HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) =
= 3K2[PdCl6]J- + 2NOT + 4H2O
3.	K2[PdCl4] + 2KOH (разб.) = PdO (коллоид) + 4KC1 + H2O
4.	2K2[PdCl4] + 4(NH3 • H2O) [разб.] = [Pd(NH3)4][PdnCl4]J- +
+ 4KC1 + 4H2O
5.	K2[PdCl4] + 2NH4C1 (разб.) = t<MC-[Pd(NH3)2Cl2]4- + 2KC1 + 2HC1 K2[PdCl4] + [Pd(NH3)4]Cl2 = [Pd(NH3)4][PduCl4]J- + 2KC1
6.	K2[PdCl4] (суспензия) + Cl2 = KJPdCljJ- (в присутствии КО) 7. 2K2[PdCl4] + N2H4 • H2O + 4(NH3 • H2O) [разб.] =
= 2Pd (коллоид) + N2T + 4KC1 + 5H2O + 4NH4C1 8. K2[PdCl4] + K(HCOO) = Pd (чернь)Х + 3KC1 + CO2T + НО (кип.)
4. [PdCI6], Kg — гексахлоропалладат(1У) калия
Красно-коричневый, при нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается в кипящей воде, концентрированной хлороводородной кислоте, щелочах, гидрате аммиака. Сильный окислитель. Получение см. Pd32»6.
451
15’
Pd
1.	KjlPdCy = K2[PdCl4] + Cl2	(380 °C)
2.	K2[PdCl6] + 2H2O = Pd(OH)2i + C12T + 2KC1 + 2HC1? (кип.) 3. K^PdClJ = K2[PdCl4]i + Cl2?	(в гор. конц. HCI)
4.	K/PdClJ + 4KOH (разб.) = PdO2i + 6KC1 + 2H2O (кип.) 5. 3K2[PdCl6] + 8(NH3 • H2O) [разб.] = 3{m/c-[Pd(NH3)2Cl2]}i +
+ 8H2O + N2? + 6KC1 + 6NH4C1
6. K2[PdCl6] + 2Hg(CN)2 = Pd(CN)4 (роз.) + 2HgCl2 + 2KC1
(10 °C, в разб. HCI)
Pd(CN)4 = Pd(CN)2 + C2N2	(выше 20 °C)
5.	PdF2 — фторид палладия(П)
Светло-фиолетовый, гигроскопичный, при нагревании возгоняется и разлагается. Малорастворим в холодной воде, гидролизуется в горячей воде. Реагирует с хлороводородной кислотой, гидратом аммиака. Получение см. Pd67-9> 11.
1.	PdF2 = Pd + F2	(выше 500 °C)
2.	PdF2 + 2Н2О (гор.) = Pd(OH)2i + 2HF
3.	PdF2 + 4HC1 (конц.) = H2[PdCl4] + 2HF
4.	3PdF2 + 18HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] +
+ 2NO? + 6HF + 4H2O
5.	PdF2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2i + 2NaF
6.	PdF2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Pd(NH3)4]F2 + 4H2O (кип.) 7. PdF2 + MF = (MPd")F3i	(M = K-Cs, Tl; в жидк. SeF4)
6.	PdF3 — трифторид палладия
Черный, весьма гигроскопичный, термически устойчивый. Возможно, что обладает строением Pdn[PdIVF6]. Хорошо растворим в жидком BrF3 с образованием моносольвата. Реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом. Сильный окислитель; восстанавливается водородом, палладием, иодом, диоксидом серы. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Pdl6, Pd217.
1.	4PdF3 + 10Н2О (гор.) = 4Pd(OH)2i + O2T + 12HF
2.	2PdF3 + 10HC1 (конц.) = 2H2|PdCl4] + 6HF + C12T
3.	3PdF3 + 18HC1 (конц.) + HNO3 (конц.) = SHJPdClJ + NO? +
+ 9HF + 2H2O
4.	4PdF3 + 12NaOH (разб.) = 4Pd(OH)2i + O2T + 12NaF + 2H2O
5.	2PdF3 + O2 = 2PdO + 3F2	(550-700 °C, примесь Pd)
6.	2PdF3 + F2 = 2PdF4 (красн.)	(300 °C, p)
2PdF4 + 6H2O (гор.) = 2Pd(OH)2 + O2? + 8HF
452
Pd
7.	2PdF3 + H2 = 2PdF2 + 2HF 2PdF3 + Pd (чернь) = 3PdF2	(100 °C) (300-400 °C)
8.	10PdF3 + 12 = 10PdF2 + 2IF5	(100 °C)
9.	2PdF3 + SO2 = 2PdF2 + SO2F2 2PdF3 + SF4 = 2PdF2 + SF6	(200 °C) (200 °C)
10.	PdF3 + BrF3(!tc) = PdF3 • BrF3 (кор.)	(10-20 °C)
11.	6PdF3 + 2BrF3 + 12SeF4(M) = 6(SeFj)2[PdF6]X + Br2 (50 °C) (SeF3 )2[PdF6] = PdF2 + SeF4 + SeF6	(выше 155 °C)
12.	6PdF3 + 2BrF3 + 12MF = 6M2[PdF6J (желт.) + Br2
(M = K—Cs, в жидк. SeF4) M2[PdF6] + 2H2O = PdO2i + 2MF + 4HF
13.	2PdF3 + 2XeF2 = (XeF+)[Pd2F9]J- + Хе	(в жидк. HF)
(XeF+)[Pd2F9] = 2PdF3 + XeF4	(280 °C)
14.	2PdF3 + 2(BrF2+)2[MF6| = 2Pd[MF6] (оранж. )X + BrF5 + 3BrF3
(M = Ge, Pt; в жидк. BrF3)
7.	[Pd(NH3)2CI2] — дихлородиамминпалладий
Существует в виде устойчивого оранжевого транс-изомера и неустойчивого желто-коричневого цис-изомера. Имеет координационный олигомер [Pd(NH3)4]|PdnCl4]. Термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется «царской водкой», хлором; восстанавливается водородом. Получение см. Pd27>8, Pd35, Pd45, Pd9'•37.
1.	3[Pd(NH3)2Cl2] = 3Pd + 4NH4C1 + 2HCI + N2 (выше 210 °C) 2. quc-(Pd(NH3)2Cl2] (суспензия) —*-* mpaHc-[Pd(NH3)2Cl2]
(комн.)
Kuc-|Pd(NH3)2CI2] = транс-\Pd(NH3)2Cl2] (в разб. NH3 • H2O) 3. [Pd(NH3)2Cl2] + 2H2O = Pd(OH)2i + 2NH4C1	(кип., p)
4.	[Pd(NH3)2Cl2] + 2HC1 (конц.) = (NH4)2[PdCl4]i	(80 °C)
5.	3[Pd(NH3)2Cl2] + 12HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) =
= 3(NH4)2|PdCl6ji + 2NOT + 4H2O
6.	[Pd(NH3)2Cl2J + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2X + 2NaCl + 2NH3T
(кип.)
7.	[Pd(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H2O) (конц.) = (Pd(NH3)4]Cl2 + 2H2O 8. [Pd(NH3)2Cl2] + H2 = Pd + 2NH4C1	(900 °C)
9.	mpaHC-|Pd(NH3)2CI2] + Cl2 = mpaHC-[Pd(NH3)2Cl4] (комн.)
453
Pd
8.	[Pd(NH3)2CI4] — тетрахлородиамминпалладий
Красновато-оранжевый, существует в виде транс-изомера. Термически неустойчив. Хорошо растворяется в воде (акватации нет). Не реагирует с гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. Pd79.
1.	3[Pd(NH3)2Cl4] = 3Pd + 2NH4C1 + 10HC1 + 2N2 (выше 260 °C)
2.	[Pd(NH3)2Cl4] + 2HC1 (конц., хол.) = (NH4)2[PdCl6]i [Pd(NH3)2Cl4] + 2HC1 (конц., хол.) = (NH4)2[PdCl4]X + C12T
3.	[Pd(NH3)2Cl4] + 4NaOH (разб.) = PdO2i + 2NH3T + 4NaCl +
+ 2H2O (кип.) 4. [Pd(NH3)2Cl4] + PdCl2 + 2(NH3 • H2O) = 2H2O + 2(PdCl3 • 2NH3)X
9.	[Pd(NH3)4]CI2 — хлорид тетраамминпалладия(П)
Белый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчив. Хорошо растворяется в воде (акватация катиона отсутствует). Весьма устойчив в аммиачной среде. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется «царской водкой», хлором. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pd28, Pd77.
1.	[Pd(NH3)4]Cl2 • Н2О = mpaHC-[Pd(NH3)2Cl2] + 2NH3 + H2O (120-180 °C)
2.	[Pd(NH3)4]Cl2 (разб.) = [Pd(NH3)4]2+ + 2СГ
3.	[Pd(NH3)4]Cl2 + 2HC1 (конц.) = mpaHc-[Pd(NH3)2Cl2]X + 2NH4C1
(0 °C) [Pd(NH3)4]Cl2 + 4HC1 (конц.) = (NH4)2[PdCl4]X + 2NH4C1 (кип.)
4.	3[Pd(NH3)4]Cl2 + 18HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) =
= 3(NH4)2[PdCl6]i + 2NOT + 6NH4C1 + 4H2O
5.	[Pd(NH3)4]Cl2 + 4NaOH (конц.) + 4H2O = Na2[Pd(OH)4] +
+ 4(NH3 • H2O) + 2NaCl 6. [Pd(NH3)4]Cl2(p) + Cl2 = транс-[ Pd(NH3)2Cl2]Cl2	(коми.)
7.	[Pd(NH3)4]Cl2 + PdCl2 = [Pd(NH3)4][PdnCl4]i
[Pd(NH3)4][Pd"Cl4] = 2{mpaw-[Pd(NH3)2Cl2]}	(180-220 °C)
[Pd(NH3)4][PdIICl4] + Cl2 = (Pd(NH3)4][PdlvCl6] (30-40 °C, p) 8. 2[Pd(NH3)4]Cl2 + 4KNO2 = z<uc-[Pd(NH3)2(NO2)2] +
+ mpaHc-[Pd(NH3)2(NO2)2]J. + 4KC1
10.	Pd(NO3)2 — нитрат палладия(П)
Желто-коричневый, полимер {Pd(NO3)2}„. Термически неустойчивый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется; хорошо растворяется в подкисленной воде, плохо — в концентрированной
454
Pd
азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Pdl3, Pdl32.
1.	2Pd(NO3)2 = 2PdO + 4NO2 + О2	(выше 350 °C)
Pd(NO3)2 • 2Н2О + N2O5(r) = Pd(NO3)2 + 2HNO3 + H2O
(110 °C, вак.)
2.	Pd(NO3)2 + Н2О = PdNO3(OH)i + HNO3	(комн.)
Pd(NO3)2 + 2Н2О = Pd(OH)2X + 2HNO3	(кип.)
3.	Pd(NO3)2 + 4H2O = [Pd(H2O)4]2++ 2NO3	(в разб. HNO3)
4.	Pd(NO3)2 + 4HC1 (конц.) = H2[PdCl4] + 2HNO3
Pd(NO3)2 + H2SO4 (конц.) = PdSO4J- + 2HNO3
5.	Pd(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pd(OH)2i + 2NaNO3
6.	Pd(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Pd(NH3)4](NO3)2 + 4H2O
7.	3Pd(NO3)2 + 4N2O5(x) = 3Pd(NO3)4 + 2NO	(20 °C, p)
Pd(NO3)4 + 4KI (разб.) = Pdl2i + I2i + 4KNO3
8.	Pd(NO3)2 + 2H2dmg = 2HNO3 + [Pd(Hdmg)2] (желт.)Х
(H2dmg — диметилглиоксим)
11.	PdO - оксид палладия(П)
Черный, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, в особых условиях образует коричневый коллоидный раствор. Нерастворим в этаноле, эфире. В прокаленном виде — малореакционноспособный. Не реагирует с «царской водкой». Реагирует с концентрированной бромоводородной кислотой, оксидами типичных металлов при спекании. Легко восстанавливается водородом. Получение см. Pdl5, Pd220, Pd33, PdlO1, Pdl2’, Pdl3’.
1.	2PdO = 2Pd + O2	(780-800 °C)
2.	PdO(T) + 5H2O [Pd(H2O)4]2+ + 2OH-
3.	PdO + 4HBr (конц.) = H2[PdBr4] + H2O
4.	PdO + H2 = Pd + H2O	(коми.)
PdO + CO = Pd + CO2	(100 °C)
5.	PdO + K2O = K2PdO2	(600 °C, в атмосфере Аг)
6.	PdO (коллоид) + 4HCI (конц.) = H2[PdCl4] + Н2О 7. 2PdO (коллоид) + N2H4 • Н2О = 2Pd (коллоид) + N2? + ЗН2О
12.	PdO2 - оксид палладия(!У)
Темно-красный (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый. После выдерживания под раствором становится реакционнопассивным. Не реагирует с водой. Реагирует с кислотами, щелочами,
455
Pm
гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. Pd44, Pd612, Pd83.
1.	2(PdO2 • лН2О) = 2PdO + O2 + 2лН2О	(выше 200 °C)
2.	PdO2 + 6HC1 (конц.) = H2[PdCl4] + Cl2? + 2H2O
3.	2PdO2 + 4NaOH (конц.) + 2H2O = 2Na2[Pd(OH)4] + O2T (40 °C) 4. PdO2 + 6(NH3 • H2O) (конц.) <=► [Pd(NH3)6](OH)4(p) (бц.) +
+ 4H2O
13.Pd(OH)2 — гидроксид палладия(П)
Бурый, аморфный, при сильном нагревании разлагается. Не растворяется в воде, этаноле, эфире. Проявляет амфотерные свойства (оснбвные свойства преобладают); реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, гидратом аммиака. Легко восстанавливается водородом, гидратом гидразина; окисляется «царской водкой». Получение см. Pd26, Pd73 6, PdlO2-5.
1.	Pd(OH)2 = PdO Ч- H2O	(выше 500 °C)
2.	Pd(OH)2 + 2HCI (разб.) = PdCl2i + 2H2O
Pd(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Pd(NO3)2 + 2H2O
3.	3Pd(OH)2 + 18HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PdCl6] +
+ 2NO? + 10H2O
4.	Pd(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Pd(OH)4] (желт.)
5.	Pd(OH)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Pd(NH3)4](OH)2 + 4H2O
6.	Pd(OH)2 + H2 = Pd + 2H2O	(komh.)
7.	2Pd(OH)2 + N2H4 • H2O = 2Pd (чернь)Х + N2? + 5H2O (кип.)
Прометий
1. Pm — прометий
Серебристо-белый, пластичный металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп |45Рт. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором. Ион Рш3+ имеет ярко-розовую окраску. Миллиграммовые количества прометия образуются при делении ядер 235U в ядерном реакторе. Выделен в виде РшС13. Получение — восстановление РтС13 кальцием при нагревании.
1.	2Рт + 6Н2О (гор.) = 2Pm(OH)3i + ЗН2Т
456
Ро
2.	2Pm + 6НС1 (разб.) = 2PmCl3 + ЗН2Т
3.	Pm + 6HNO3 (конц.) = Pm(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O
4.	4Pm + 3O2 = 2Pm2O3 (фиол.) (300 °C, сгорание на воздухе)
5.	4Pm + 6Н2О + ЗО2 = 4Pm(OH)3
6.	2Pm + ЗС12 = 2PmCl3 (желт.)	(250-300 °C)
2PmCl3 + ЗСа = 2Pm + ЗСаС12	(1100-1200 °C, в аргоне)
7.	Pm + 6NO2 = 3NO + Pm(NO3)3	(200 °C)
Полоний
1. Ро — полоний
Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долгоживущий изотоп 209Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду урана возникает изотоп 210Ро (период полураспада 138,38 дня). Не реагирует с водой, гидратом аммиака, азотом, этанолом. Не образует катионов в растворе. Проявляет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами. Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка висмута нейтронами на циклотроне, электролиз раствора Н2(РоС16].
1.	Ро + 6НС1 (конц.) = Н2(РОС16] + 2Н2Т
Н2[РоС16] + H2S = PoSi + Si + 4НС1
Н2[РоС16](р) але|СТтх>лиз> PoJ, (Au-катод) + 2С12Т (анод) + 2НС1
2.	Ро + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4)2 + 2SO2T + 4Н2О
Ро + 8HNO3 (конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2t + 4Н2О
3.	Ро + 2(NaOH • Н2О) = Na2PoQ3 + 2Н2 + Н2О	(450 °C)
4.	Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = Н2РоТ	(0 °C)
5.	ро °?’.250°с» РоО2±х
6.	Ро + Е2 = РоЕ2	(150-200 °C; Е = С1, Вг)
Ро + 2Е2 = РоЕ4	(300-350 °C)
7.	Ро + 2H2SO4 (конц.) + 4HI = PolJ + 2SO2T + 4Н2О
8.	Ро + М = МРо	(325-350 °C; М = Pb, Hg)
9.	Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2T + 2Н2О
10.	ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4]
11.	Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = PoO(OH)2i + 4NaCl + Н2О
12.	Ро + 5НС1 (разб.) + N2H5C1 = Н2[РоС14] + 2NH4C1
Ро + 5НС1 (разб.) + 2Н2О2 = Н[Ро(Н2О)С15) + ЗН2О
457
Pr, Pt
Празеодим
1. Pr —празеодим
Белый с желтым оттенком пластичный металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный восстановитель; окисляется горячей водой, реагирует с кислотами. Ион Рг3+ имеет желто-зеленую окраску. Получение — восстановление РгС13 и Рг2О3 кальцием при высокой температуре, электролиз расплава РгС13.
1.	2Рг + 6Н2О (гор.) = 2Рг(ОН)3Х + ЗН2Т
2.	2Pr + 6НС1 (разб.) = 2РгС13 + ЗН2Т
3.	Pr + 6HNO3 (конц.) = Pr(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О
4.	12Pr + 11О2 = 2Рг6Оп (черн.-кор.) (350 °C, сгорание на воздухе) Рг6Оп + 2Н2 = ЗРг2О3 + 2Н2О	(500-700 °C)
2Рг6Он + О2 = 12РгО2 (черн.-кор.) (300—400 °C, р, кат. Y2O3)
5.	2Рг + ЗС12 = 2РгС13	(300 °C)
6.	2Рг + 3S - Pr2S3 (т.-бур.), Pr + 2S = PrS2 (бур.) (500-800 °C) 7. Pr + 6NO2 = 3NO + Pr(NO3)3	(200 °C)
Платина
1. И — платина
Серовато-белый металл; относительно мягкий, очень тягучий, ковкий, тугоплавкий. В особых условиях образует губчатую платину (с сильно развитой поверхностью), платиновую чернь (тонкодисперсный порошок) и коллоидную платину. Благородный металл; занимает последнее (самое электроположительное) место в электрохимическом ряду напряжений. Легко сплавляется с платиновыми металлами (кроме рутения и осмия), а также с Fe, Со, Ni, Си, Аи и другими, с трудом сплавляется с Sb, Bi, Sn, Pb, Ag. Химически весьма пассивный: не реагирует с водой, кислотами (за исключением «царской водки»), щелочами, гидратом аммиака, монооксидом углерода. Переводится в водный раствор хлороводородной кислотой, насыщенной С12. При нагревании окисляется кислородом, галогенами, серой, при комнатной температуре — тетрафторидом ксенона. Губчатая платина и платиновая чернь активно поглощают значительное количество Н2, Не, О2. В природе встречается в самородном виде (в сплавах с Ru, Rh, Pd, Os, Ir). Получение см. Pt81311, Pt910, PtlO1-7, Ptl 17~9-14, Ptl27-8.
458
Pt
1.	Pt + 2НЕ (конц., гор.) + 2Е2 = H2[PtE6]	(кип.; Е = С1, Вг)	
2.	3Pt + 18НЕ (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[PtE6] + 4NOT + 8Н2О (кип.; Е = С1, Вг)	
3.	2Pt (чернь) + О2 = 2PtO Pt + О2 = PtO2	(до 510 °C) (400-500 °C, p)
4.	Pt + 2F2 = PtF4 Pt + 3F2 = PtF6	(450 °C) (550—600 °C, резкое охлаждение)
5.	Pt + O2 + 3F2 = (O*)[PtF6]	(450 °C)
6.	Pt + 2C12 = PtCl4 2Pt + 3C12 = (P^Pt^Clj Pt + Cl2 = PtCl2	(275-300 °C, в токе Cl2) (до 400 °C, р) (500 °C, в токе С12)
7.	Pt + 2SC1,O?(X> = PtCL + 2SO2 Pt + SeClJ - ВД, + Se 3Pt + 4AsCl3 = 3PtCl4 + 4As	(350 °C, р) (360 °C, р) (360 °C, р)
8.	Pt + 2NaCl + 2C12 = Na2[PtCl6]	(275-300 °C)
9.	Pt + 2Br2 = PtBr4 Pt + Br2 = PtBr2 2Pt + 3Br2 = (PtnPt,v)Br6	(285-310 °C) (405-410 °C) (125 °C, р < 3 атм. или 380 °C)
10.	Pt + 2I2 = Ptl4 Pt + 12 = Ptl2	(100-240 °C, р) (425 °C, р)
11.	2Pt + 3I2 = (PtnPt,v)I6 2Pt + 4I2 = (Pt"Ptlv)I8	(150 °C, р, кат. Н2О, KI) (160 °C, р, в конц. HI)
12.	Pt + S = PtS Pt + 2S = PtS2 2Pt + 3S = Pt2S3	(650 °C) (200 °C) (850—900 °C, в расплаве Na2CO3)
13.	Pt	(K2Pt)S2, (KjPty PtIV)S6, (K^Pt'j’Pt'^Sf, (500 °C)
14.	Pt + Na2O2 = Na2PtO2	(450 °C, примесь (PtУ Ptlv)O4]
3Pt + MO2 + O2 = (MPt3)O4	(M = Ca, Sr, Ba; 400-750 °C)
15.	Pt + 2PbF4 + 2KF = K2[PtF6] + 2PbF2	(300-325 °C)
16.	Pt + XeF4 = PtF4 + ХеТ	(в жидк. HE)
4Pt + 5XeF4(x) = 2PtF4 + 2PtF6 + 5XeT
17.	Pt + 4PF3 = [Pt(PF3)4]	(50 °C, p, кат. Cu)
18.	Pt + KJFe(CN)6] • 3H2O = K2[Pt(CN)4] + 2KCN + 3H2O (200 °C) 19. Pt + 6HC1 (конц.) эле|Сгроли-\ 2Н2? (катод) + H2(PtCy (анод)
2. [Pt(C2H4)CI3],K — трихлоро(этилен)платинат(П) калия
Соль Цёйзе. Желтый, термически неустойчивый. В анионе лиганд С2Н4 координирован атомом Ptn по двойной связи С=С. Хорошо рас
459
Pt
творяется в воде (анион устойчив к акватации), этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой. Разлагается щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Восстанавливается водородом. Получение см. РП213.
1.	K[Pt(C2H4)Cl3] = PtCl2 + КС1 + C2H4	(выше 220 °C)
2.	K[Pt(C2H4)Cl3] • Н2О = K[Pt(C2H4)Cl3] + Н2О (75-100 °C) 3. K[Pt(C2H4)Cl3] (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Pt(C2H4)Cl3]“
4.	K[Pt(C2H4)Cl3] + 2КОН (разб., хол.) = Pt(OH)2J- + С2Н4? + ЗКС1
5.	K[Pt(C2H4)Cl3] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2X +
+ С2Н4Т + КС1 + 4Н2О
6.	K[Pt(C2H4)Cl3] + 2Н2 = Pt + С2Н6 + КС1 + 2НС1 (150-200 °C) 7. K[Pt(C2H4)Cl3] + KX = K2[Pt(X)Cl3] + C2H4
(X = Вг", Г, NO2, NCS", CN-) 8. 2K[Pt(C2H4)Cl3] = [Pt2(C2H4)2Cl4] + 2KCli (кип. в этаноле)
3. [Pt(CN)4],H2 — тетрацианоплатинат(Н) водорода
Красный кристаллогидрат, в безводном состоянии не получен. Хорошо растворяется в воде (анион устойчив к акватации), этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой. Разлагается в сернокислотной среде. Сильная кислота, реагирует со щелочами. Получение см. Pt812.
1. H2[Pt(CN)4] • 5Н2О = 2HCN + Pt + C2N2 + 5Н2О (выше 100 °C) 2. H2[Pt(CN)4] + 2Н2О = 2Н3О+ + [Pt(CN)4]2-
3.	H2[Pt(CN)4] = Pt(CN)2i + 2HCN	(в разб. H2SO4)
4.	H2[Pt(CN)4] + 2NaOH (разб.) = Na2[Pt(CN)4] + 2H2O
5.	H2[Pt(CN)4] + E2 (насыш.) = H2|Pt(CN)4E2]	(E = Cl, Br)
6.	H2[Pt(CN)4] + 2AgNO3 = Ag2|Pt(CN)4]X + 2HNO3
7.	H2[Pt(CN)4] + M(NO3)2 = M[Pt(CN)4]>L + 2HNO3
(M = Ca—Ba, Hg)
8.	H2[Pt(CN)4] + 2NaOH (разб.) = Na2[Pt(CN)4] + 2H2O
4. [Pt(CN)4],K2 — тетрацианоплатинат(И) калия
Светло-желтый с синеватым оттенком, кристаллы обладают плеохроизмом (желтые или голубые в зависимости от ориентации). При прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде (анион устойчив в акватации), малорастворим в этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается серной кислотой, окисляется хлором, бромом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Ptl18, Pt812, Ptl212.
460
Pt
1.	K2[Pt(CN)4] = 2KCN + Pt + C2N2	(400-600 °C)
2.	K2(Pt(CN)4] • 3H2O = K2[Pt(CN)4] + 3H2O	(100 °C)
3.	K2[Pt(CN)4] (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Pt(CN)4]2-
4.	K2[Pt(CN)4] + H2SO4 (разб., гор.) = K2SO4 + Pt(CN)2? + 2HCN
5.	K2[Pt(CN)4] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(CN)4]? + 2KNO3
Ag2[Pt(CN)4] + M2S (насыщ.) = M2[Pt(CN)4] + Ag2S? (M = H, Na) 6. K2[Pt(CN)4] + M(NO3)2 = M[Pt(CN)4]? + 2KNO3
(M = Ca—Ba, Hg)
7. K2[Pt(CN)4] + E2 (насыш.) = K2[Pt(CN)4E2]	(E = Cl, Br)
K2[Pt(CN)4] (насыщ.) + K2[Pt(CN)4E2] (конц.) + 6,4H2O =
= 2{K2[Pt(CN)4E032] • 3,2H2O} (желт.-красн.) + 0,36E2
5. [Pt(CO)2CI2] — дихлородикарбонилплатина
Существует в виде цис-изомера. Белая с желтым оттенком, легкоплавкая, термически неустойчивая. Чувствительна к О2 воздуха. Нерастворима в этаноле, хорошо растворима в СС14. Разлагается водой, кислотами, щелочами, сероводородом. Получение см. Pt88, Ptll13.
1.	2[Pt(CO)2Cl2] = [Pt2(CO)3Cl4] + CO	(до 210 °C)
2.	[Pt(CO)2Cl2] + H2O (гор.) = Pt? + CO? + CO2? + 2HC1
3.	[Pt(CO)2Cl2] + HCI (конц.) = H[Pt(CO)Cl3](p) (желт.) + CO?
4.	2(Pt(CO)2Cl2] + 4NaOH (разб., гор.) = Pt J. + PtO2? + 4CO? +
+ 4NaCl + 2H2O
5.	[Pt(CO)2Cl2] + 2O2 = PtO2 + 2CO2 + Cl2	(250 °C, p)
6.	2[Pt(CO)2Cl2] + 2H2S (насыщ.) = 2[Pt(CO)S] (черн.)? + 4HCI + 2CO?
6.	[Pt2(CO)2CI4] — тетрахлородикарбонилдиплатина
Желто-оранжевая, легкоплавкая, термически неустойчивая. Чувствительна к О2 воздуха. Хорошо растворима в этаноле, СС14. Разлагается водой, кислотами, щелочами, сероводородом. Получение см. Pt7*.
1.	[Pt2(CO)2Ci4] = 2Pt + 2СС12О	(выше 300 °C)
2.	[Pt2(CO)2Cl4] + 2Н2О (гор.) = 2Pt? + 2СО2? + 4НС1
3.	[Pt2(CO)2Cl4] + 2НС1 (конц.) = 2H[Pt(CO)Cl3](p) (желт.)
4.	[Pt2(CO)2Cl4] + 4NaOH (разб., гор.) = Pt? + PtO2? + 2СО? +
+ 4NaCl + 2Н2О
5.	| Pt2(CO)2Cl4] + 3O2 = 2PtO2 + 2CO2 + 2C12	(250 °C, p)
6.	[Pt2(CO)2Cl4] + 2H2S (насыщ.) = 2[Pt(CO)S]? + 4HC1
461
Pt
7.	[Р^(С0)3С14] — тетрахлоротрикарбонилдиплатина
Оранжево-желтый полимер. Легкоплавкая, термически неустойчивая. Чувствительна к О2 воздуха. Хорошо растворима в СС14. Разлагается водой, кислотами, щелочами, сероводородом. Получение см. PtS1.
1.	[Pt2(CO)3Cl4] = [Pt2(CO)2Cl4] + СО	(250 °C)
2.	[Pt2(CO)3Cl4] + 2Н2О (гор.) = 2Ptl + СОТ + 2СО2? + 4НС1 3. [Pt2(CO)3Cl4] + 2НС1 (конц.) = 2H[Pt(CO)Cl3] + СОТ
4.	[Pt2(CO)3Cl4] + 4NaOH (разб., гор.) = Ptl + PtO2l + ЗСОТ +
+ 4NaCl + 2Н2О 5. 2[Pt2(CO)3Cl4] + 7О2 = 4PtO2 + 6СО2 + 4С12	(250 °C, р)
6. [Pt2(CO)3Cl4J + 2H2S (насыщ.) = 2[Pt(CO)S]I + СО + 4НС1
8. PtCI2 — хлорид платины(И)
Коричневый или серо-зеленый, при сильном нагревании плавится и разлагается. В кристаллической решетке — кластеры [Р^О^]. Не растворяется в воде, этаноле, других органических растворителях. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с серной и азотной кислотами. Реагирует с горячей хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Обычно для реакций берется в виде раствора H2[PtCl4]. Получение см. Ptl6, Pt9H, Pt 101, Pt34'.
1.	PtCl2 = Pt + Cl2	(581-583 °C, примесь PtCI)
2.	PtCl2 + 2MC1 (конц., гор.) = M2|PtCI4]	(M = H, Na, K)
PtCl2 + 2NaOH (разб., хол.) = Pt(OH)2l + 2NaCl (в токе CO2) PtCl2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Pt(NH3)4]Cl2 + 4H2O
3.	PtCl2 + H2 = Pt + 2HC1	(150-200 °C)
4.	PtCl2 + O2 = PtO2 + Cl2	(300-400 °C, p)
5.	2PtCl2 + 5F2 = 2PtF5 + 2C12	(350 °C)
2PtCl2 + 4HF = 4HC1 + Pt + PtF4	(200-250 °C)
2PtCl2 + 6HF (конц.) = H2[PtF6] + Ptl + 4HC1
6.	PtCl2 + Cl2 = PtCl4	(200-250 °C)
7.	PtCl2 + 212 Ptl4 + C12T	(комн., в CHCl3)
8.	PtCl2 + 2CO = M«c-[Pt(CO)2Cl2]	(220 °C)
9.	PtCl2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) + H2O2 (конц.) =
= mpow-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + 4H2O 10. PtCl2 + H[SnCl3] + HC1 (конц.) = Ptl + H2[SnCl6] 11. PtCl2 + Na(HCOO) = Ptl + CO2T + NaCl + HC1
462
Pt
12.	PtCl2 + Hg(CN)2 = Pt(CN)2 (желт.)Х + HgCl2
Pt(CN)2 + 2MCN(p) = M2[Pt(CN)4] (M = H, Na, K, l/2Ba)
13.	PtCl2 + 4Na2SO3S = 2NaCl + Na6[Pt(SO3S)4] (желт.)
14.	3PtCl2 + 4PF3 = M«c-[Pt(PF3)2Cl2] (бел.) + [Pt2(PF3)2Cl4] (оранж.)
(200 °C)
9. PtCI4 — хлорид платины(1У)
Красновато-коричневый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (подвергается акватации и проявляет кислотные свойства), ацетоне, малорастворим в этаноле. Реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Окислитель. Обычно для реакций берется в виде раствора H2[PtCl6]. Получение см. Ptl6’7, Pt86, Ptll1, Pt23‘.
1.	2PtCl4 = (Pt"Ptlv)Cl6 + Cl2	(370-380 °C)
2.	PtCl4 • 10H2O = [Pt(H2O)2Cl4] + 8H2O	(100 °C)
3.	PtCl4 (разб.) + 2H2O (хол.) = [Pt(H2O)2Cl4]
[Pt(H2O)2Cl4] + H2O <=* |Pt(H2O)Cl4(OH)]“ + H3O+ (pH < 7)
[Pt(H2O)Cl4(OH)]-+H2O <=± [PtCl4(OH)2]2- + H3O+
4.	PtCl4 + (л + 2)H2O (гор.) -U PtO2 лН2О + 4HC1
5.	PtCl4 + 2HC1 (конц.) = H2[PtCI6]
6.	PtCl4 + 4NaOH (конц., хол.) = PtO2l + 4NaCl + 2H2O
PtCl4 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6| + 4NaCl
7.	PtCl4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = i<«c-[Pt(NH3)2Cl4]l + 2H2O
8.	PtCl4 + 2Na2CO3 (конц.) = PtO2X + 2CO2T + 4NaCl (кип.)
9.	PtCI4 + 2H2S (насыщ.) = PtS24- + 4HC1
10.	PtCl4 + 2H2 = Pt + 4HC1	(250-300 °C)
PtCl4 + 2HCOOH Pti + 2CO2T + 4HC1	(komh.)
11.	PtCl4 + Pt (чернь) = 2PtCl2	(300 °C)
12.	PtCl4 + 2MC1 (конц.) = M^PtCljX (M = Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4)
10. [PtCI4],H2 — тетрахлороплатинат(П) водорода
В свободном виде не выделен. Существует в виде темного красно-коричневого раствора при наличии избытка НС1. Термически неустойчивый, разлагается при выпаривании раствора, при длительном стоянии протекает дисмутация. Разлагается щелочами, карбонатами щелочных металлов, сероводородом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Pt82, Ptll6, Pt312.
463
Pt
1. H2[PtCl4](p) = PtCl2 + 2HClT	(выпаривание воды)
2H2[PtCl4](p) -U H2[PtCl6] + Ptl + 2HC1	(komh.)
2. H2[PtCl4] (разб.) + 2H2O = 2H3O+ + [PtCl4]2" (в разб. HCI) 3. H2[PtCl4] + 4NaOH (разб.) = Pt(OH)2l + 4NaCl + 2H2O (кип.) 4. H2[PtCl4] + 6(NH3 • H2O) (10%-й) = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2NH4C1 +
+ 6H2O
H2[PtCl4] + [Pt(NH3)4]Cl2 = [Pt(NH3)4][PtllCl4]l + 2HC1
5.	H2[PtCl4] + Na2CO3 (конц.) = Pt(OH)2l + 2NaCl + 2HCIT + CO2T
(кип.)
6.	H2[PtCl4](p) + H2S(r) = PtSl + 4HC1
7.	H2[PtCl4] + 2H° (Zn, разб. HCI) = Ptl + 4HCI
H2[PtCl4] + H[SnCl3J = Ptl + H2[SnCl6] + HCI
H2[PtCl4] + Na(HCOO) = Ptl + CO2T + NaCl + 3HC1
8.	2H2[PtCl4] + N2H4 • H2O + 8(NH3 • H2O) (разб.] =
= 2Ptl + 8NH4C1 + 9H2O + N2?
9.	H2]PtCl4] + Cl2 (насыш.) = H^PtClJ
5H2[PtCl4] + 16HC1 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2[PtCl6] + 2MnCl2 +
+ 8H2O + 2KC1
10.	H2[PtCl4] + 2(NH3 • H2O) (конц.) + H2O2 (конц.) =
= K«c-[Pt(NH3)2Cl4ll + 4H2O
11.	[PtCle],H2 — гексахлороплатинат(!У) водорода
Оранжево-желтый гидрат (в безводном состоянии не выделен), гигроскопичный, при нагревании разлагается. На воздухе подвергается выветриванию. Хорошо растворяется в воде (при кипячении раствора протекает акватация аниона), хлороводородной кислоте, этаноле, эфире. Сильная кислота, реагирует со щелочами, гидратом аммиака, иодо- и сероводородом. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Ptl1»2119, Pt95, PtlO1-9.
1.	H2[PtCl6] • 6Н2О = PtCl4 + 2НС1 + 6Н2О
(275-300 °C, в токе С12)
2.	Н2| PtCl6] (разб.) + 2Н2О = 2Н3О+ + |PtCl6]2-	(комн.)
H2[PtCl6] + ЗН2О = 2Н3О+ + [Pt(H2O)Cl5]" + СГ	(кип.)
3.	HJPtClJ + 2NaOH (5%-й) = Na2[PtCl6J + 2Н2О
H2[PtCl6] + 3NaOH (10%-й) = Na2[PtCl5(OH)] + NaCl + 2H2O
H2[PtCl6] + 8NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 6NaCl + 2H2O 4. H2[PtCl6] + 4(NH3 • H2O) (конц.) = «<uc-[Pt(NH3)2Cl4]l +
+ 2NH4C1 + 4H2O
464
Pt
HJPtClJ + M2CO3 = M2[PtCl6] + H20 + CO2T (M = Na, l/2Ba) H2[PtCl6] + 3Na2CO3 + (n - 1)H2O -U PtO2 • лН2ОХ + 3CO2T +
+ 6NaCl
5. H2[PtCl6] + 2MC1 = M2[PtCl6]J, + 2HCI
(M = K+, Rb+, Cs+, NH4)
H2[PtCl6] + H2[PtCI4] + 4CsCl = 4HC1 + 2Cs2[PtCl5]i
6. H2]PtCl6] + H2C2O4 (насыщ.) -U H2[PtCl4| + 2CO2T + 2HCI
(0 °C)
IHJPtCy (конц.) + N2H6C12(t) = 2H2[ PtCl4] + 6HC1 + N2? (70 °C) 7. H2[PtCl6] + 4H° (Zn) = Pt4- + 6HC1
H2(PtCl6] + 2H[SnCl3] = PtX + 2H2[SnCl6]	(в конц. HC1)
8. HJPtCy (разб.) + N2H4 • H2O + 6(NH3 • H2O) (разб.) =
= Pt (коллоид) + N2? + 6NH4C1 + 7H2O 9. H2[PtCi6] + 2HCOOH + 3Na2CO3 = Pt (чернь)>1 + 6NaCl +
+ 5CO2? + 3H2O (кип.) 10. H2[PtCl6] + 4HI -U Ptl4i + 6HC1	(комн.)
11.	H2[PtCl6| + 2H2S (насыщ.) = PtS2J, + 6HC1	(кип.)
12.	H2[PtCl6] + 4NaNO3 = PtO2i + 4NaCl + 2HCI + 2N2 + 5O2
(350 °C)
13.	H2(PtCl6] + 3CO = [Pt(CO)2Cl2]l + CCl2O? + 2HCI
(кип. в жидк. SC12O)
14.	H2[PtClJ(p) злектролиз> Pti (катод) + 2C12? (анод) + 2HC1
(70-80 °C)
12. [PtCI4],K2 — тетрахлороплатинат(Н) калия
Темно-красный, при сильном нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в холодной воде (растворимость повышается с ростом температуры), лучше — в хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Не разлагается кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt82, PtlЗ8*9.
I.	K2[PtCl4] = 2КС1 + PtCl2	(475 °C)
2.	K2[PtCl4] (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)6]+ + [PtCl4p-
3.	K2[PtCl4] + 2КОН (разб.) = Pt(OH)2X + 4КС1 (в атмосфере N2) 4. K2[PtCl4] + 2(NH3 • Н2О) [5%-й] » K«c-[Pt(NH3)2Cl2]J- + 2КС1 +
+ 2Н2О (0°С)
5.	K2[PtCl4] + 4(NH3 • Н2О) (> 10%-й) = [Pt(NH3)4]Cl2 + 2КС1 +
+ 4Н2О
465
Pt
K2[PtCl4] + [Pt(NH3)4]Cl2 = [Pt(NH3)4] [Pt,ICl4]4- + 2KC1
6.	K2[PtCl4] + H2S(r) = PtSX + 2HC1 + 2KC1
7.	K2[PtCl4] + H2 = Pt + 2KC1 + 2HC1	(200 °C)
8.	K2[PtCl4] + H[SnCl3] + HCI (конц.) = Pti + HJSnClJ + 2KC1
K2[PtCl4] + K(HCOO) = PtX + CO2T + 3KC1 + HCI
9.	K2[PtCl4] + Cl2 (насыщ.) = K2[PtCl6]i
10.	5K2[PtCl4] + 16HCI (разб.) + 2KMnO4 = 5K2[PtCl6] +
+ 2MnCl2 + 8H2O + 2KC1
11.	K2[PtCl4] + 2(NH3 • H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) =
= i<«c-[Pt(NH3)2Cl4]i + 2KOH + 2H2O
12.	K2[PtCl4] (насыщ.) + 4KCN (конц.) = K2]Pt(CN)4]J- + 4KC1
(0 °C) 13. K2[PtCl4] + C2H4 = K[Pt(C2H4)Cl3]J- + KCI (0 °C, в конц. HCI) 14. K2[PtCl4] + 2NaC104 (конц.) = Na2[PtCl4] + 2KC104i	(10 °C)
15. K2[PtCl4] + NH4(CH3COO) = K[Pt(NH3)Cl3] (оранж.) +
+ CH3COOH + KCI (40-60 °C)
K[Pt(NH3)Cl3] + Cl2 = K[Pt(NH3)Cl5] (желт.)	(комн.)
16. K2[PtCl4] + 4KE (конц.) = K2|PtE4] + 4KC1 (60 °C; E = Br, 1) 17. K2[PtCl4] + 4KNO2 = K2[Pt(NO2)4]X + 4KC1	(komh.)
18. 2K2[PtCl4J + N2H4 + 4NH3 + 8PF3 = 2[Pt(PF3)4](M)>L + N2T +
+ 4NH4C1 + 4KC1
13. [PtCle],K2 — гексахлороплатинат(1У) калия
Светло-желтый (с примесью соответствующей соли иридия, рутения или палладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый). При нагревании разлагается без плавления. Очень плохо растворяется в холодной воде, в горячей воде анион подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированном растворе хлорида калия, этаноле, эфире. Не реагирует с кислотами. Переводится в раствор гидроксидом калия при нагревании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt912, Ptl I5, Pt 129, Pt323.
1.	K2[PtClJ = 2KC1 + PtCl4	(250 °C)
2.	K2[PtCl6] (разб.) + 12H2O (хол.) = 2[K(H2O)6]+ + [PtCl6p-
3.	KJPtClJ + 13H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Pt(H2O)Cl5]" + СГ
(80-100 °C)
[Pt(H2O)Cl5]" + H2O <=► [PtCl5(OH)]2- + H3O+ (pH < 7)
466
Pt
4.	K2[PtCl6] + 4K0H (конц., хол.) = PtO2l + 6KC1 + 2H2O
K2[PtCl6] + 6KOH (конц., гор.) = K2[Pt(OH)6] + 6КС1
5.	K2[PtCl6] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = m/c-[Pt(NH3)2Cl4]l + 2KC1 + + 2H2O
6.	K2[PtCl6] + 2H2S (насыщ.) = PtS2l + 4HC1 + 2KC1
7.	K2[PtCl6] + 2H2 = Pt + 2KC1 + 4HC1	(200-250 °C)
K2[PtCl6] + 2HCOOH -U Ptl + 2CO2T + 2KC1 + 4HC1 (komh.)
8.	K2[PtCl6] (суспензия) + Pt (чернь) + 2KC1 = 2K2[PtCl4]
9.	2K2|PtCl6| (суспензия) + N2H6C12(T) = 2K2[PtCl4]l + 6HC1 + N2T
(кип.)
K2[PtCl6] (суспензия) + K2C2O4 = K2[PtCl4]l + 2CO2T + 2KC1
(кип.)
10.	K2[PtCl6] + 5KNO2 + H2O = K2|Pt(NO2)4]l + KNO3 + 4KC1 +
+ 2HC1 (50 °C)
11.	K2[PtCl6] (насыщ.) + 6KCN (конц.) = K2[Pt(CN)6]l + 6KC1
(0 °C)
12.	K2[PtCl6] + 6KNCS (конц.) = K2[Pt(—SCN)6] (красн.) + 6KC1
K2[Pt(—SCN)6] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(—SCN)6] (оранж.)1 + 2KNO3 13. 2K2[PtCl6] + 3(NH4)2CO3 + 10(NH3 • H2O) (конц.) =
= [Pt(NH3)5Cl]2(CO3)3l + 4KC1 + 6NH4C1 + 10H2O [Pt(NH3)5Cl]2(CO3)3 + 6HC1 (конц., хол.) = 2[Pt(NH3)5Cl]Cl3l +
+ 3CO2T + 3H2O
14.	K2[PtClJ + 6KI (конц., хол.) = K2[PtI6]l (красн.) + 6KC1
K2[PtI6] + 6HC1 (конц., хол.) = KJPtCljl + 6HI
15.	K2[PtCl6] + 5KI (конц.) = Ptl2l + K[I(I)2] + 6KC1 (60 °C)
K2[PtCl6] + 4KI = Ptl2l + 6KCI + I21	(240 °C, p)
16.	K2[PtCl6] + 2C1F3 = K2[PtF6] + 4C12	(500 °C)
17.	K2[PtCy + 6(NH3OH)C1 + 5Na2CO3 = [Pt(NH2OH)4](OH)2 (cep.)l +
+ N2T + 5CO2? + 5H2O + lONaCl + 2KC1
[Pt(NH2OH)4](OH)2 + 3H2O2 (конц.) + (л - Ю)Н2О =
= PtO2 • лН2О + 2N2T (кип.)
14.	[PtCle],(NH4)2 — гексахлороплатинат(1У) аммония
Платиновый нашатырь. Светло-желтый (с примесью соответствующей соли иридия, рутения или палладия — красноватый, соли родия — желто-зеленый). При нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в холодной воде, в горячей воде анион подвергается акватации и протолизу. Кристаллогидратов не образует. Не рас
467
Pt
творяется в концентрированном растворе хлорида аммония, этаноле, эфире. Не реагирует с кислотами. Переводится в раствор гидроксидом натрия при нагревании. Реагирует с гидратом аммиака, сероводородом. Окислитель. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt912, Ptl I5.
1.	(NH4)2[PtCl6] = Pt (губка) + 2NH4C1 + 2C12	(215-350 °C)
3(NH4)2[PtCl6] = 3Pt (губка) + 2NH4C1 + 16HC1 + 2N2
(350-600 °C)
2.	(NH4)2[PtCl6](p) = 2NH4 + [PtCl6p-	(20 °C)
3.	(NH4)2[PtCl6) + H2O = 2NH4 + [Pt(H2O)Cl5r + СГ
(80-100 °C)
[Pt(H2O)Cl5r + H2o <=► [PtCl5(OH)p- + H3O+ (pH < 7)
4.	(NH4)2[PtClJ + 4NaOH (конц., хол.) = PtO2i + 2NH4C1 +
+ 4NaCl + 2H2O (NH4)2[PtCl6J + 6NaOH (конц., гор.) = (NH4)2[Pt(OH)6] + 6NaCl
5.	(NH4)2[PtCl6] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = w-[Pt(NH3)2Cl4]i +
+ 2NH4Cl + 2H2O
(NH4)2[PtCl6] + 6NH3(r) = [Pt(NH3)6]Cl4 + 2NH4C1 (150 °C, p)
6.	(NH4)2[PtCl6| + 2H2S (насыщ.) = PtS2X + 4HC1 + 2NH4C1
7.	(NH4)2[PtCl6] + 2HCOOH -U Ptl + 2CO2T + 2NH4C1 + 4HC1 (komh.)
8.	2(NH4)2|PtCl6] (суспензия) + N2H6C12 = 2(NH4)2[PtCl4] + N2T +
+ 6HCI (кип.)
9.	(NH4)2[PtCl6] (суспензия) + H2C2O4 (конц.) = (NH4)2[PtCl4] +
+ 2CO2T + 2HC1 (кип.)
10.	2(NH4)2[PtCl6] + 3(NH4)2CO3 + 10(NH3 • H2O) (конц.) =
= [Pt(NH3)5Cl]2(CO3)3 (бел.)1 + 1ONH4C1 + 10H2O [Pt(NH3)5Cl]2(CO3)3 + 6HC1 (конц., хол.) =
= 2[Pt(NH3)5Cl]Cl3 (бел.)1 + 3CO2? + 3H2O
15.	PtF4 — фторид платины(1У)
Коричневый, весьма гигроскопичный, летучий при нагревании. Разлагается водой, реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами. Окисляется дифторидом ксенона, восстанавливается водородом, монооксидом углерода. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Ptl4*|6, Pt85, Ptl7'*8*9.
1.	PtF4 + (л + 2)Н2О (гор.) -2-ь PtO2 • лН2О1 + 4HF
2.	PtF4 + 2HF (конц.) = H2[PtF6]
468
Pt
3.	PtF4 + 4NaOH (конц., хол.) = PtO24- + 4NaF + 2H2O
PtF4 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] + 4NaF
4.	2PtF4 + 7XeF2 = 2(XeF*)[PtF6] + 5Xe	(комн.)
5.	PtF4 + 2H2 = Pt + 4HF	(150-200 °C)
6.	PtF4 + H2 <=* PtF2(?) + 2HF	(-60 °C, в токе N2)
2PtF2(?) Pt + PtF4	(комн.)
7.	2PtF4 + 5CO = 2[Pt(CO)2F3] (желт.) + C(O)F2 (комн., в темноте)
8.	PtF4 + 2C(O)F2(r) = [Pt(CO)2F8] (желт.)	(комн.)
9.	PtF4 + 2BrF3(r) = (BrF2+)2|PtF6] (желт.)
16.	PtF5 — фторид платины(У)
Темно-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Разлагается водой, кислотами, щелочами. Химически растворяется во фторидах галогенов. Сильный окислитель. Образует фторокомплексы. Получение см. Pt85, Ptl916.
1.	2PtF5 = PtF6 + PtF4	(выше 130 °C)
2.	4PtF5 + 6H2O = 2PtO2i + 2H2[PtF6| + O2T + 8HF	(кип.)
3.	4PtF5 + 4HF (конц.) + 2H2O = 4H2[PtF6] + O2T
4.	4PtF5 + 28NaOH (конц., гор.) = 4Na2[Pt(OH)6] + O2? +
+ 20NaF + 2H2O
5.	2PtF5 + 5H2 = 2Pt + 10HF	(70-120 °C)
6.	PtF5 + KF = K[PtF6]	(80-90 °C)
7.	PtF5 + EF3(M) = (EF2 )[PtF6]	(E = Cl, Br)
PtF5 + IF*», = (IF4 )[PtF6]-l
8.	2PtF5 + 4OF2 = 2(0 2 )[PtF6] + 3F2	(комн.)
9.	2PtF5 + ЗЕЕ2(ж) = (EF+)[PtF6l + (E2F3+)[PtF6] (E = Kr, Xe)
2PtF5 + ЗХеР^ = (XeFj )|PtF6| + (Xe2F+HPtF6]
17.	PtFe — фторид платины (VI)
Темно-красный, легкоплавкий, низкокипящий, термически неустойчивый. В жидком состоянии — бурый, в газообразном состоянии — коричневый. Чувствителен к свету. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и фторирующий агент. Получение см. Ptl4’|6, РП6‘.
1.	PtF6 = PtF4 + F2	(90-200 °C)
2.	2PtF6 + 4H2O = PtO2i + H2[PtF6] + O2T + 6HF	(кип.)
3.	2PtF6 + 2H2O = 2H2[PtF6] + O2T	(в конц. HF)
4.	2PtF6 + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + O2T +
+ 12NaF + 2H2O
469
Pt
5.	PtF6 + 3H2 = Pt + 6HF	(20-50 °C)
6.	PtF6 + O2 = (O2 )[PtF6]“	(komh.)
7.	2PtF6 + 3BrFJ(1() = 2(BrF2 )[PtF6]“ + BrF5
8.	2PtF6(]K) + SiO2 = 2PtF4 + O2T + SiF4
9.	3PtF6(x) + U = 3PtF4 + UF6
10.	PtF6 + Xe = (Xe+)[PtF6]“	(25-60 °C, в атмосфере SF6)
4PtF6 + 2Xe = (Xe2+)[PtF6]2 + (Xe2+)[Pt2F10J + F2 (165 °C)
18.	[PtFe],K — гексафтороплатинат(У) калия
Желто-коричневый, при прокаливании разлагается. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. Ptl66.
1.	2K[PtF6] = 2Pt + 3F2 + 2KF	(750 °C)
2.	4K[PtF6] + 6H2O = 2PtO2i + 2K2[PtF6] + O2T + 12HF
3.	2K[PtF6] + 4HC1 (конц.) = 2H2[PtF6] + C12T + 2KC1
4.	4K[PtF6] + 20KOH (конц., хол.) = 4PtO2J, + O2T + 24KF + 10H2O
5.	6K[PtF6] + 20(NH3 • H2O) [конц.] = 6{w-[Pt(NH3)2F4]]X +
+ N2? + 6KF + 6NH4F + 20H2O
6.	2K[PtF6] + 5H2 = 2Pt + 2KF + 10HF	(150-200 °C)
19.	[PtFe],(O£) — гексафтороплатинат(У) диоксигенила
Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень сильный окислитель. Получение см. Ptl5, Ptl68, Ptl76.
1.	2(0 £)[PtF6] = 2PtF5 + F2 + 2O2	(= 100 °C)
2.	2(02)[PtF6] + 4H2O = PtO2i + H2(PtF6] + 3O2T + 6HF
3.	2(0 2 )[PtF6] + 2H2O = 2H2[PtF6] + 3O2T	(в конц. HF)
4.	2(0 2)[PtF6] + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + 3O2T +
+ 12NaF + 2H2O 5. (O2 )[PtF6] + 5H2 = Pt + 6HF + 2H2O	(50-70 °C)
6. 2(O2 )[PtF6] + Xe = (Xe2+)[PtF6]2 + 2O2	(komh.)
2(0 2}[PtF6] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5	(komh.)
20. [PtFe],(Xe+) — гексафтороплатинат(У) ксенона(1)
Красный с оранжевым оттенком, возгоняется в вакууме. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Чувствителен к влаге 470
и
воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом. Получение см. Ptl710.
1.	4(Xe+)[PtF6] = (Xe2+)[PtF6]2 + <Xe2+)[Pt2F10] + Хе + XeF2
(165 °C)
2.	2(Xe+)[PtF6] + 4H2O = PtO2i + H2[PtF6] + O2T + 2XeT + 6HF
3.	2(Xe+)[PtF6] + 2H2O = 2H2[PtF6] + O2T + 2XeT (в конц. HF) 4. 2(Xe+)[PtF6l + 16NaOH (конц., гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + O2T +
+ 2XeT + 12NaF + 2H2O 5. (Xe+)[PtF6] + 3H2 = Pt + 6HF + Хе	(комн.)
21. TpaHc-[PttNH3)2CI2] — транс-дихлородиамминплатина
Хлорид II основания Ре'йзе. Светло-желтый, при нагревании разлагается без плавления. При кипячении водной суспензии подвергается частичной акватации. Очень плохо растворяется в воде, при комнатной температуре растворимость ниже, чем у цис-изомера. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с хлороводородной и серной кислотами. Разлагается концентрированной азотной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt22’’3, Pt246, Pt25’'4.
1.	mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] = Pt + 2NH3 + Cl2	(340 °C)
2.	mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + H2O [Pt(H2O)(NH3)2Cl]Cl (кип.) 3. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2HNO3 (конц.) = PtO2i + 2NO2? + 2NH4C1 4. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2NaOH (конц., хол.) + 2H2O =
= Pt(OH)2i + 2(NH3 • H2O) + 2NaCl 5. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H2O) [конц.] = (PtOtyJClj + 2H2O 6. /npuHC-[Pt(NH3)2Cl2] + Cl2(r) = mpaHC-[Pt(NH3)2Cl4]i (кип.) 7. троне-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(NH3 • H2O) (конц.) + H2O2 (конц.) =
= mpaHC-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + 2H2O
3{mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2KMnO4 + 4H2O (гор.) =
= 3{mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2(OH)2]} (оранж.) + 2MnO2i + 2KOH 8. троне-[Pt(NH3)2Cl2] + 2KI = mpoHC-[Pt(NH3)2I2] (желт.)! + 2KC1 9. mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2(en) + 2H2O = [Pt(en)2]Cl2 +
+ 2(NH3 • H2O) (en — этилендиамин)
22.i|MC-[Pt(NH3)2CI2] — цис-дихлородиамминплатина
Соль Пейронё. Темно-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристаллы. При нагревании в твердом состоянии или при кипячении водной суспензии медленно переходит в транс-изомер. Очень мало растворяется в воде, растворимость несколько выше, чем у транс
471
Pt
изомера. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой, концентрированной серной кислотой (образуется зеленый раствор неизвестного состава), щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt 124, Pt246.
1. Ki/c-[Pt(NH3)2Cl2] mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] (270-275 °C) 2. w[Pt(NH3)2Cl2) + H2O <=> [Pt(H2O)(NH3)2Cl]Cl
3.	4MC-[Pt(NH3)2Cl2l (суспензия) —/npaHC-[Pt(NH3)2Cl2]
(выше 100 °C, кат. Pt)
4.	K«c-[Pt(NH3)2Cl2] + 2HC1 (разб.) = H[Pt(NH3)Cl3] + NH4C1
(кип.)
H«c-[Pt(NH3)2Cl2] + CH3COOH + KCI = K[Pt(NH3)Cl3]i +
+ NH4(CH3COO)
5.	n«c-[Pt(NH3)2Cl2) + 2NaOH (конц., хол.) + 2H2O = Pt(OH)2X +
+ 2(NH3 • H2O) + 2NaCl
6.	m/c-[Pt(NH3)2Cl2) + 2(NH3 • H2O) [конц.| = |Pt(NH3)4]Cl2 + 2H2O
7.	w/c-[Pt(NH3)2Cl2l + Cl2 = w[Pt(NH3)2Cl4[X	(кип.)
8.	HMC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2H2O + AgNO3 = [Pt(H2O)2(NH3)2](NO3)2 +
+ 2AgClX
9.	K«c-[Pt(NH3)2Cl2| + NH3 • H2O (конц.) + NaCl + H2O2 (конц.) =
= 4wc-[Pt(NH3)3Cl3]OH + NaOH + H2O 10. 3{wlPt(NH3)2Cl2]} + 2KMnO4 + 4H2O (гор.) =
= 3{nMc-[Pt(NH3)2Cl2(OH)2]} + 2MnO2i + 2KOH
11. 4«c-[Pt(NH3)2Cl2] + 4KI + 2H2O (гор.) = K2[PtI4] +
+ 2(NH3 • H2O) + 2KC1 12. n«c-[Pt(NH3)2Cl2l + en = [Pt(NH3)2(en)|Cl2
(en — этилендиамин)
23. rpaHC-[Pt(NH3)2CI4] — транс-тетрахлородиамминплатина
Соль Жерара. Ярко-желтый порошок или желто-зеленые крупные кристаллы. При нагревании разлагается без плавления. Очень плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Хорошо растворяется в хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами при кипячении, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Pt216.
1.	mpaw-[Pt(NH3)2Cl4] = PtCl4 + 2NH3	(280-340 °C)
2.	mpoHC-[Pt(NH3)2Cl4] + 2H2O + 2HNO3 (конц.) =
= PtO2l + 2NH4NO3 + 4HC1T (кип.)
472
Pt
3.	znpaHC-[Pt(NH3)2Cl4] + 6NaOH (конц., гор.) =
= Na2[Pt(OH)6] + 2NH3T + 4NaCl
mpoHC-[Pt(NH3)2Cl4] + 4NaOH (конц., гор.) = PtO2i +
+ 2(NH3 • H2O) + 4NaCl
4.	mpoHC-[Pt(NH3)2Cl4] + 3(NH3 • H2O) [конц.] =
= |Pt(NH3)5Cl]Cl3i + 3H2O
5.	2{mpaHC-[Pt(NH3)2Cl4]} + N2H4 • H2O + 8(NH3 • H2O) (конц.) =
= 2|Pt(NH3)4]Cl2 + N2? + 4NH4C1 + 9H2O 6. /npoHc4Pt(NH3)2Cl4] + Na2C2O4 = wpaHC-[Pt(NH3)2Cl2]J- +
+ 2CO2T + 2NaCl
24.t|wc-[Pt(NH3)2CI4] — цис-тетрахлородиамминплатина
Соль Клёве. Ярко-желтая, при слабом нагревании становится темно-зеленой, подвергается изомеризации. Очень плохо растворяется в воде, лучше — в разбавленном растворе аммиака; хорошо растворяется в хлороводородной кислоте при нагревании. Разлагается концентрированными серной и азотной кислотами, щелочами и гидратом аммиака. Получение см. Pt97, PtlО10, Ptl I4, Pt 1211, Pt 135, Pt227.
1. 4«c-[Pt(NH3)2Cl4] mpaHC-[Pt(NH3)2Cl4]	(240 °C)
2. nwc-[Pt(NH3)2CI4] + 2H2O + 2HNO3 (конц.) = PtO2l +
+ 2NH4NO3 + 4HC1T (кип.) 3. 4wc-[Pt(NH3)2Cl4] + 6NaOH (конц., гор.) = Na2[Pt(OH)6] +
+ 2NH3T + 4NaCl
цмс-[РЦЫН3)2С14] + 4NaOH (конц., хол.) =
= PtO2l + 2(NH3 • H2O) + 4NaCl 4. i{MC-[Pt(NH3)2Cl4](T) + NH3 • H2O (конц., хол.)
<=> 4MC-[Pt(NH3)3Cl3]Cl + H2O 5. 2{m/c-[Pt(NH3)2Cl4]} + N2H4 • H2O + 8(NH3 • H2O) (конц.) =
= 2[Pt(NH3)4]CI2 + N2T + 4NH4CI + 9H2O 6. w-[Pt(NH3)2Cl4] + Na2C2O4 = w[Pt(NH3)2Cl2]i + 2CO2T +
+ 2NaCl
25. [Pt(NH3)4]CI2 — хлорид тетраамминплатины(П)
Хлорид I основания Рёйзе. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (акватация катиона отсутствует), гидрате аммиака. Нерастворим в этаноле, эфире, ацетоне. Реагирует с кислотами, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Pt82, Pt 125, Pt215, Pt226.
473
Pt
1.	[Pt(NH3)4]Cl2 = mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2] + 2NH3	(230-250 °C)
2.	[Pt(NH3)4]Cl2 • H2O = [Pt(NH3)4]Cl2 + H2O	(110 °C)
3.	[Pt(NH3)4]Cl2 (разб.) = [Pt(NH3)4]2+ + 2C1~
4.	[Pt(NH3)4]Cl2 + 2HC1 (конц., гор.) = mpaw-[Pt(NH3)2Cl2]l +
+ 2NH4C1
5.	[Pt(NH3)4]Cl2 + 2NaOH (разб.) + 4H2O = Pt(OH)2i + 2NaCl +
+ 4(NH3 • H2O)
6.	[Pt(NH3)4]Cl2 + 2H° (Zn) + 2HC1 (разб.) = Ptl + 4NH4C1
(20-60 °C)
7.	[Pt(NH3)4]Cl2 + Cl2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = [Pt(NH3)6]Cl4 + 2H2O [Pt(NH3)4]Cl2 + Cl2 = mpa«c-[Pt(NH3)4Cl2]Cl2(p) (бц.)
8.	[Pt(NH3)4]Cl2 + H2O2 (конц.) = [Pt(NH3)4Cl2](OH)2(p> (бц.)
9.	[Pt(NH3)4]Cl2 + K2[PtCl4] = [РЦМН^ПР^алХ + 2KC1
10.	2[Pt(NH3)4]Cl2 + 4KCN (конц.) + 4H2O =
= [Pt(NH3)4][Ptn(CN)4]l + 4KC1 + 4(NH3 • H2O) 11. [Pt(NH3)4]Cl2 + Na2[Pt(-SCN)4] =
= [Pt(NH3)4][Pt»(-SCN)4] (красн.) + 2NaCl
26. [Pt(NH3)4][PtnCI4] — тетрахлороплатинат(Н) тетраамминплатины(П)
Соль Mdntyca. Темно-зеленый, при нагревании изомеризуется в mpaHC-[Pt(NH3)2Cl2]. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака при нагревании. Получение см. PtlO4, Pt 125, Pt259. 1. [Pt(NH3)4][PtllCl4] = 2 mpaHc-[Pt(NH3)2Cl2]	(290 °C)
2.	[Pt(NH3)4][PtnCl4] = /npa«c-[Pt(NH3)4Cl2] Cl2 + Ptl
(в разб. гор. НО)
3.	[Pt(NH3)4][Pt,,Cl4] + 4HNO3 (конц., гор.) = 2PtO2l + 4NO2? +
+ 4NH4CI
4.	[Pt(NH3)4][Pt"Cl4] + 4NaOH (разб.) + 4H2O =
= 2Pt(OH)2l + 4NaCl + 4(NH3 • H2O) 5. [Pt(NH3)4][PtI,Cl4] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2[Pt(NH3)4]Cl2 +
+ 4H2O (70 °C)
6. [Pt(NH3)4][PtnCl4] + 3(NH3 • H2O) (конц.) + NaCl +
+ 2H2O2 (конц.) = mpaHc-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + + w[Pt(NH3)3Cl3]OH + NaOH + 3H2O
7. [Pt(NH3)4][Pt”Cl4] + 2AgNO3 = Ag2[PtCl4]l + [Pt(NH3)4](NO3)2 474
27. [Pt(NO2)4] ,К2 — тетранитроплатинат(Н) калия
Белый кристаллогидрат, в безводном состоянии не выделен. При нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой. Реагирует с серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется пероксидом водорода. Получение см. Ptl25, Ptl310.
1.	K2[Pt(NO2)4] • 2Н2О = 2KNO2 + Pt + 2NO2 + 2H2O
(выше 150 °C)
2.	K2[Pt(NO2)4] (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + [Pt(NO2)4p-
3.	2K2[Pt(NO2)4] + 4H2SO4 (разб.) = K2[Pt2(H2O)2(SO4)4] +
+ 2NOT + 4HNO2 + 2KNO2 (до 10 °C)
4.	K2[Pt(NO2)4] + 2KOH (разб.) = Pt(OH)2i + 4KNO2
(в атмосфере CO2)
5.	K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 • H2O) (разб.) = 4«c-[Pt(NH3)2(NO2)2]l +
+ 2KNO2 + 2H2O
6.	K2[Pt(NO2)4] + 2(NH3 • H2O) (конц.) + H2O2 (конц.) =
= «wc-[Pt(NH3)2(NO2)4]l + 2KOH + 2H2O
7.	K2[Pt(NO2)4] + N2O4(m) = K2[Pt(NO2)6l (желт.-зел.)1
8.	2K2[Pt(NO2)4] + 4KOH (разб.)	2Pti (катод) +
+ O2T (анод) + 8KNO2 + 2H2O (50 °C)
28.	MO — оксид платины(Н)
Фиолетово-черный, тяжелый, при нагревании разлагается. Умеренно реакционноактивный; не реагируете водой, этанолом, кислотами (кроме «царской водки»), щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с оксидами щелочных металлов при спекании. Восстанавливается водородом. Получение см. Ptl3.
1.	2PtO = 2Pt + О2	(выше 560 °C)
2.	ЗРЮ + 18НС1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) = 3H2[PtCl6] + 2NO? +
+ 7Н2О
3.	РЮ + Н2 = Pt (губка) + Н2О	(комн.)
4.	PtO + Na2O Na2PtO2	(до 450 °C)
Na2PtO2 + Na2O2 + Pt	(550 °C)
29.	PtO2 — оксид платины(1У)
Черный, тяжелый, плавится без разложения под избыточным давлением, в обычных условиях разлагается при нагревании. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается тетрагидрат. Умеренно реакционноактивный; не реагирует с кислотами, «царской водкой», щелочами в
475
Pt
растворе, гидратом аммиака. Реагирует со щелочами и оксидами металлов при спекании. Окисляется фтором. Получение см. Ptl3, Pt84, Р194'6’8, PtlI12, Ptl34, Pt327, Pt364.
L PtO2 = Pt + O2	(380-400 °C)
2.	2PtO2 + 3F2 = 2Pt(O)F3 (бур.) + O2	(200 °C)
3.	PtO2 + 2NaOH = Na2PtO3 (красн.) + H2O	(350 °C)
PtO2 + 2МОН(Ж) = M2PtO3 (зел.) + H2O (сплавление, M = K—Cs) 4.	mo. looo—1500 °c> (Mpt)o3 (M2Pt)O4, (M4Pt)O6
(M = Ca—Ba)
30.	PtO2 • nH2O — гидраты оксида платины(1У)
Темно-коричневый (л = 1), коричневый (л = 2), желтый (л = 3), светло-желтый (л = 4). Практически не растворяются в воде. Реакционная способность возрастает с увеличением л; PtO2 • Н2О не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами и гидратом аммиака. PtO2 • •4Н2О (или [Pt(H2O)2(OH)4]) легко реагирует с ними. Из раствора кристаллизуется PtO2 • 4Н2О, при нагревании и стоянии под раствором «стареет», ступенчато теряет воду и переходит в другие PtO2 • лН2О (л < 3). Ниже приведены реакции с участием PtO2 • 4Н2О. Получение см. Pt94,Ptll4, Ptl317, Pt324.
1.	PtO2 • 4H2O = Pt + O2 + 4H2O	(420 °C)
2.	PtO2 • 4H2O = PtO2 • 3H2O + H2O (комн., над конц. H2SO4)
PtO2 • 3H2O = PtO2 • 2H2O + H2O	(30-40 °C, над конц. H2SO4)
PtO2 • 2H2O = PtO2 • H2O + H2O	(100 °C, на воздухе)
3.	PtO2 • 4H2O (суспензия) <==^ [Pt(H2O)2(OH)4](p) (коми.) (Pt(H2O)2(OH)4] + H2O <=± [Pt(H2O)(OH)5]- + H3O+ (pH < 7) [Pt(H2O)(OH)5r + H2O <=► [Pt(OH)6]2- + H3O+
4.	PtO2 • 4H2O + 6HC1 (конц.) = H2[PtCl6] + 6H2O
5.	PtO2 • 4H2O + 2NaOH (конц.) = Na2[Pt(OH)6] + 2H2O
6.	PtO2 • 4H2O + 4(NH3 • H2O) (конц.) =
= mpaHC-[Pt(NH3)4(OH)2](OH)2 + 6H2O (в разб. NaOH) 7. 2(PtO2 • 4H2O) + 4H2SO4 (конц.) + H2C2O4(T) =
= 2{H[Pt(SO4)2] • 5H2O} (оранж.)Ф + 2CO2 + 2H2O 2{H|Pt(SO4)2] • 5H2O} + 8NaOH (разб.) + (л - 15)H2O =
= Pt2O3 • лН2О (бур.)4- + 4Na2SO4
31.	Pt(OH)2 — гидроксид платины(Н)
Черный, разлагается при нагревании. Нерастворим в воде. Из раствора осаждается полигидрат. Не реагирует с гидратом аммиака. Раз-
476
и
лагается концентрированными кислотами. Частично переходит в раствор под действием концентрированных щелочей (продукты реакции неизвестны). Сильный восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см. Pt82, PtlО3’5, Ptl23.
1.	2Pt(OH)2 = PtO2 + Pt + 2H2O	(выше 150 °C)
2.	Pt(OH)2 + 4HC1 (конц.) = H2{PtCl4l + 2H2O	
3.	Pt(OH)2 + H2 = Pt + 2H2O	(350 °C)
4.	2Pt(OH)2 + O2 (воздух) = 2PtO2 + 2H2O	(150-200 °C)
5.	Pt(OH)2 + H2O2	PtO2 + 2H2O	(кип.)
32.	[Pt(OH)e],«2 — гексагидроксоплатинат(1У) калия
Желто-зеленый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион особенно устойчив в щелочной и аммиачной средах. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена лигандами. Получение см. Ptl З4.
1.	K2{Pt(OH)6] = 2К0Н + Pt + О2 + 2Н2О	(160-450 °C)
2.	K2[Pt(OH)J + 12Н2О = 2|К(Н2О)6]+ + [Pt(OH)6]2-
(в разб. КОН)
3.	K2[Pt(OH)6] + 6НС1 (конц., гор.) = K2[PtCl6] + 6Н2О
K2[Pt(OH)6] + 6НС1 (конц., хол.) = K[Pt(H2O)Cl5] + КС1 + 5Н2О
4.	K2[Pt(OH)6] + 2СН3СООН (конц.) + (п - 4)Н2О =
= PtO2 лН2О1 + 2К(СН3СОО)
5.	K2[Pt(OH)6] + 2AgNO3 = Ag2[Pt(OH)6]l (св.-желт.) + 2KNO3
6.	K2[Pt(OH)6] + 3KC1 (конц., хол.) = K2[PtCl3(OH)3] + ЗКОН
K2[Pt(OH)6] + 5КС1 (конц., гор.) = K2[PtCl5(OH)] + 5КОН
7.	K2[Pt(OH)6] электРолиз> н2Т (катод) + PtO3l (анод) + 2КОН +
+ Н2О (0 °C)
2PtO3 {точнее, PtO(O2-)} = 2PtO2 + О2
PtO3 + 8НС1 (конц.) = H2[PtCl6J + С12Т + ЗН2О
8.	K2[Pt(OH)6] SEEKS»» Ptl (катод) + О2? (анод) + 2КОН + 2Н2О
(80 °C)
33. [Pt(PF3)4] — тетракис(трифторофосфор)платина
Бесцветная жидкость, разлагается при нагревании. Не смешивается с холодной водой, этанолом. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. Ptl17, Ptl218.
1.	[Pt(PF3)4] = Pt + 4PF3	(90 °C)
2.	[Pt(PF3)4l + 12H2O (гор.) = Ptl + 4H2(PHO3) + 12HF
477
Pt
3.	[Pt(PF3)4] + 6HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) + 8H2O =
= H2[PtCl6] + 4H3PO4 + 4NO? + 12HF
4.	[Pt(PF3)4] + 20NaOH (разб.) = Ptl + 4Na2(PHO3) + 12NaF + 8H2O
34.	(P^'M^CIg — хлорид платины(1У)-платины(11)
Темно-зеленый, сублимируется при нагревании в потоке С12, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холодной воде, растворимость повышается с ростом температуры. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется в Н2О2. Получение см. Ptl6, Pt9*.
1.	(PtnPtlv)Cl6 = 2PtCl2 + Cl2	(435 °C)
2.	(Pt”Ptlv)Cl6 + 4HC1 (конц.) = H2[PtCl4] + H2[PtCy
3.	(P^Pt^Clj + 6NaOH (конц., хол.) = Pt(OH)2l + PtO2l +
+ 6NaCl + 2H2O
4.	(P^Pt^C^ + 6(NH3 • H2O) [конц.] = [Pt(NH3)4]Cl2 +
+ n«c-[Pt(NH3)2Cl4] + 6H2O
5.	(PtWX^ + 8(NH3 • H2O) [конц.] + H2O2 (конц.) =
= mpaHC-[Pt(NH3)4Cl2](OH)2 + /n/MHC-[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 + 8H2O
35.	MS — сульфид ллатины(П)
Черный, устойчив на воздухе и при нагревании. Нерастворим в воде, не образует кристаллогидратов. Реакционнопассивный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Медленно разлагается в «царской водке», восстанавливается водородом, окисляется кислородом при прокаливании. Получение см. Ptl12, PtlO6, Ptl26.
1.	PtS = Pt + S	(800 °C)
2.	3PtS + 18HC1 (конц.) + 10HNO3 (конц.) = 3H2[PtCl6] +
+ 3H2SO4 + 10NOT + 8H2O (кип.) 3. PtS + H2 = Pt + H2S	(100 °C)
4.	PtS + 2O2 = PtO2 + SO2	(400-500 °C)
5.	PtS + M2S = (M2Pt)S2	(600-700 °C; M = K, Rb)
36.	PtS2 — сульфид платины(1У)
Серовато-коричневый, мягкий, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Растворим в концентрированных растворах сульфидов щелочных металлов (взаимодействие отсутствует). Переводится в раствор действием концентрированной азотной кислоты (продукты неизвестны). Не реагирует со щелочами. Разлагается «царской водкой», окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. Ptl12, Pt99, Ptl36.
478
Pu
1.	PtS2 = Pt + 2S	(230 °C)
2.	3PtS2 + 18HC1 (конц.) + 16HNO3 (конц.) = = 3H2[PtCl6] + 6H2SO4 + 16NOT + 8H2O (кип.)
3.	PtS2 + 2H2 = Pt + 2H2S	(150 °C)
4.	PtS2 + 3O2 = PtO2 + 2SO2	(350-400 °C)
Плутоний
1. Pu — плутоний
Серебристо-белый металл; тяжелый, мягкий, радиоактивный (наиболее устойчивый изотоп 244Ри). Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированной серной кислоте, азотной кислоте. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, хлороводородной кислотой, разбавленной серной кислотой. Сильными окислителями переводится в оксокатионы. Катион Ри3+ имеет сине-фиолетовую окраску, катион Ри4+ — желто-коричневую. Синтезирован бомбардировкой нейтронами урана в ядерном реакторе. Выделен в виде PuF3 и PuF4. Получение — восстановление кальцием или литием этих фторидов при нагревании.
1.	2Ри + 6Н2О (гор.) = 2Ри(ОН)31 (гол.) + ЗН2?
Pu + 2Н2О (гор.) + О2 = Pu(OH)4i (зел.)
2.	2Pu + 6НС1 (разб.) = 2РиС13 + ЗН2Т
5PuCl3 + 8НС1 (разб.) + KMnO4 = 5PuC14 + МпС12 + КС1 + 4Н2О
3.	Pu + 2С12 = РиС14	(в конц. НС1)
3PuCl4 + 2Н2О = 2PuCl3 + (РиО2)С12 (желт.) + 4НС1
4.	2Pu + 3H2SO4 (разб.) Pu2(SO4)3 + ЗН2Т
5.	Pu + 4HNO3 (разб., гор.) + О2 -U Pu(NO3)4 + 2Н2О
Pu + 2HNO3 (разб.) + О3 = PuO2(NO3)2 + Н2О
, гк. О2 (сжигание) _ ~ . ч Pu, 1500 °C
6.	Pu —1------------► PuO2 (желт.) -------►
—► Pu2O3 (черн.) °3’ Н2-'—-» РиО3 • лН2О4- (красн.)
4PuO2 +	10Li2O + ЗО2 = 4Li5PuO6 (т.-зел.)	(430	°C)
2PuO2 +	6Li2O + О2 = 2Li6PuO6 (т.-зел.)	(500—600	°C)
4PuO2 +	6Li2O + O2 = 4Li3PuO4	(700-900	°C)
2PuO2 +	6MO2 = 2M3PuOs (черн.) + 3O2 (до 250 °C; M = Rb,	Cs)
7.	2Pu + 3H2 = 2PuH3 (черн.)	(150-200 °C)
2Pu + N2 = 2PuN (черн.)	(1000 °C)
479
Ra
o _	F2, 150 °C _ _	. F3> 300-400 °C
8.	Pu —--------> PuF3 (фиол.) —-------------►
F2,300—400°C „ _ .	.	F3, 700°C	_ _	.
—----------> PuF4 (желт.) —--------> PuF6 (бел.)
a)	2PuF3 + ЗСа = 2Pu + 3CaF2	(1550 °C, в аргоне)
6)	PuF4 + 4Li = Pu + 4LiF	(1150—1250 °C, в аргоне)
2PuF4 + F2 + 3MF = M2[PuF7] (зел.) + M[PuF6] (зел.)
(300-400 °C; M = Rb, Cs)
PuF4 + 2KF = K2[PuF6]	(300 °C, в газ. HF)
в)	PuF6 + BrF3(M) = PuF4 + BrF5	(комн.)
9.	2Pu + 3C12 = 2PuCl3 (зел.)	(450 °C)
_	S.400-600°C	_ _ .	.	1200°C o _ .	.	14OO°C
10.	Pu -----------► PuS2 (черн.) —> Pu2S3 (cep.) —
и _ .	.	1800°C	_	„ .	. Pu, 1600°C	_	.
—> Pu5S7 (cep.) —► Pu3S4 (cep.) -------------------► PuS (желт.)
11.	Pu + 2HNO3 (разб.) + KBrO3 = PuO2(NO3)2 + KBr + H2O
(95 °C)
12.	Pu + 6KOH (разб.) + 3K2S2O6(O2) (гор.) = PuO3l + 6K2SO4 +
+ 3H2O (кат. Ag2O)
Радий
1. Ra — радий
Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 226Ra. Реакционноспособен, на воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлором, серой, этанолом. Миллиграммовые количества радия выделяют при переработке урановых руд в виде RaCl2. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртутном катоде, восстановлением RaO алюминием при нагревании в вакууме.
1.	Ra + 2Н2О = Ra(OH)2 + Н2Т
2.	Ra + 2НС1 (разб.) = RaCl2 + Н2Т
3.	Ra + H2SO4 (разб.) = RaSOj + Н2?
4.	4Ra + 10HNO3 (разб.) = 4Ra(NO3)2 + N2OT + 5H2O
5.	2Ra + O2 = 2RaO	(100 °C, сгорание на воздухе)
6.	Ra + Cl2 = RaCl2	(комн.)
RaCl электролиз Ra^ (катод) + C1 t (аН0д)
2(p) (Hg-катод)	2
480
Rb
7.	3Ra + N2 = Ra3N2	(100 °C, сгорание на воздухе)
8.	Ra + S = RaS	(150 °C)
9.	Ra + 2H2O + Na2CO3 = RaCO3l + H2? + 2NaOH
10.	Ra + 2C2H5OH = Ra(C2H5O)2 + H2?
Рубидий
1. Rb — рубидий
Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окрашен в зеленовато-синий цвет. В особых условиях образует зеленоватый коллоидный раствор в эфире. Химически растворяется в жидком NH3 (темно-синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель. Энергично реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение металлу и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, этанолом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму (ее реакция с водой протекает более спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Получение см. Rb37i!!, Rb4', Rb9', Rbl 1,0.
1.	2Rb + 2H2O = 2RbOH + H2?
2.	2Rb + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2T
3.	8Rb + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2 + Si + 6H2O
(примесь H2S)
4.	21Rb + 26HNO3 (разб., хол.) = 21RbNO3 + NO? + N2O? +
+ N2? + 13H2O 5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2	(400 °C)
6.	2Rb + H2 = 2RbH	(300-350 °C, p)
7.	Rb + O2 (воздух) = RbO2	(сгорание)
8.	4Rb + O2 = 2Rb2O	(на холоду)
Rb -% Rb2O2? ^4- RbO2l	(-50 °C, в жидк. NH3)
9.	4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH	(komh.)
10.	2Rb + E2 = 2RbE	(комн.; E = F, Cl, Br, I)
11.	2Rb + S = Rb2S	(100-130 °C)
2Rb + nS = Rb2(S„)	(n = 1+3, 5; в жидк. NH3)
12.	2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHS? + H2?	(в бензоле)
13.	2Rb + 2NH3(r) = 2RbNH2 + H2	(40-60 °C)
481
Rb
14.	Rb + 6NH3(x) = [Pb(NH3)6] (т.-син.)	(-40 °C)
Rb(NH3)6] + «NH3(X) <=► Pb(NH3)6]+ + e~ • «NH3
2Rb + 2NH3(M) = RbNH2 + H2?	(кат. Pt)
15.	4Rb + 3SiO2 = 2Rb2SiO3 + Si	(выше 300 °C)
16.	Rb RbHg„	(it = 1,143; 1,33; 2; 3,5; 3,6; 4,5; 6; 9)
17.	2Rb + 2C2H5OH = 2Rb(C2H5O) + H2?
2. Rb2CO3 — карбонат рубидия
Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным давлением СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Образует гетерополисоединения. Получение см. Rb76- 10, R694, Rbl I5.
1.	Rb2CO3 = Rb2O + СО2	(выше 900 °C, вак.)
2.	Rb2CO3 • 1,5Н2О = Rb2CO3 + 1,5Н2О	(выше 190 °C)
3.	Rb2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + СО3"
со|- + н2о = нсо; + он-	(pH »7)
4.	Rb2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + СО2? + Н2О
5.	Rb2CO3 + 2НС1О4 (конц., хол.) = 2RbClO4l + СО2? + Н2О
20 °C
6.	Rb2CO3 + Н2О + СО2 <......... > 2RbHCO3
170-180 °C
7.	Rb2CO3 + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2RbOH + СаСО34-
8.	Rb2CO3 (разб.) + 2CrO3 = Rb2Cr2O7 (оранж.) + CO2T
9.	Rb2CO3 + H2[SiF6] = Rb2[SiF6]X + CO2? + H2O
10.	2Rb2CO3 + 12Na2MO4 + Na2SiO3 + 26HC1 (конц.) =
= Rb^SiMuOjI + 2CO2? + 26NaCl + 13H2O (M = Mo, W) 3Rb2CO3 + 24Na2MO4 + 2Na2HPO4 + 52HC1 (конц.) =
= 2Rb3[PM|2O40]X + 3CO2T + 52NaCl + 27H2O
3. RbCI — хлорид рубидия
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Rbl2-10, Rb24, Rb93, Rbl I3, Rbl33.
1. RbCI (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + СГ	(pH 7)
2. 2RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = Rb2SO4 + 2HC1?	(кип.)
482
Rb
3. 4.	RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = RbHSO4 + HCI?	(30-50 °C) RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HCI	(500-600 °C) 10RbCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(T) = = 5Cl2? + 2MnSO4 + 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O
5. 6.	2RbCl + H2[SnCl6] = Rb2[SnCl6]i + 2HC1	(в этаноле) 2RbCl + H2[PtCl6] = Rb2[PtCl6]i + 2HC1	(в разб. HCI)
7.	2RbCl(x)	2Rb (катод) + Cl2? (анод)
8.	2RbCl.+ 2H2O эжкпх»"3> h2? (катод) + Cl2t (анод) + 2RbOH 2RbCI(p) на Hg-катоде > 2Rb <кат°Д) + C12^ (анод) (на Hg-катоде)
4.	RbH — гидрид рубидия Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением
H2 плавится без разложения. Нерастворим в эфире. Чувствителен к влаге воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором, этанолом. Получение см. Rbl6.
1. 2. 3. 4. 5.	2RbH « 2Rb + Н2	(выше 200 °C) RbH + Н2О = RbOH + Н2? RbH + НС1 (разб.) = RbCl + Н2? 2RbH + О2 = 2RbOH	(выше 200 °C) RbH + С12 = RbCl + НС1	(400 °C) 2RbH + 2S = Rb2S + H2S	(300-350 °C)
6.	RbH + NH3(r) = RbNH2 + H2	(300 °C) RbH + NH3(X) = RbNH2i + H2?	(-40 °C, кат. Fe)
7.	RbH + C2H5OH = Rb(C2H5O) + H2T	(komh.)
5.	RbMnO4 — перманганат рубидия
Красно-фиолетовый, разлагается при нагревании. Малорастворим в воде, не образует кристаллогидратов. Реагирует с хлороводородной кислотой, этанолом, гидратом аммиака, пероксидом водорода. Сильный окислитель. Получение см. Rb67.
1. 2. 3.	2RbMnO4 = Rb2MnO4 + MnO2 + O2	(=300 °C) 2RbMnO4 + 16HC1 (конц., гор.) » 2MnCl2 + 5C12? + 8H2O + 2RbCl 2RbMnO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = 2MnO2? + N2t + + 2RbOH + 4H2O
4.	2RbMnO4 + 3H2SO4 (разб.) + 5H2O2 = 2MnSO4 + 5O2T + 8H2O + + Rb2SO4
5.	2RbMnO4 + 3C2H5OH (гор.) = 2MnO2? + 3CH3C(H)O? + + 2H2O + 2RbOH
483
16*
Rb
6.	RbNO3 — нитрат рубидия
Белый, негигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Малорастворим в этаноле. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. Rbl4, Rbll3, Rbl24.
1.	2RbNO3 = 2RbNO2 + О2	(540-880 °C)
2.	RbNO3 (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6] + NO3	(pH 7)
3.	RbNO3 (насыщ.) + (1-2)HNO3 (конц.) = RbNO3 • (1-2)HNO3I
(комн.)
4.	RbNO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = RbNO2 + H2O	(комн.)
RbNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + RbOH (кип.)
5.	2RbNO3 + (NH4)2SO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O (300-350 °C) 6. RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO	(400 °C)
7.	RbNO3 + KMnO4 = RbMnO4>L + KNO3
7.	RbO2 — цадпероксид рубидия
Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Rb+)(O2). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком, этанолом. Очень сильный окислитель. Образуется при сгорании рубидия на воздухе. Получение см. О25, Rbl7, Rb8’, RblO4, Rbll4.
1.	o,_	400-800 °C Dl_ выше 1010 °C D, _ Rb°2 ——* Rb2°2 —=0;—> Rb2O	(290 °C, вак.)
	2RbO2 = Rb2O2 + O2	
2. 3.	2RbO2 + H2O = RbOH + RbHO2(p) + O2T 2RbHO2(p) -U 2RbOH + O2T 4RbO2 + 2H2O (гор.) = 4RbOH + 3O2T	(0 °C) (комн.)
4.	2RbO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2RbCl + H2O2	+ O2T
5.	2RbO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2RbHSO4 + О	3? + H2O (комн.)
6.	4RbO2 + 2CO2 (влажн.) = 2Rb2CO3 + 3O2 2RbO2 + CO = Rb2CO3 + O2	(комн.) (30-40 °C)
7.	RbO2 + O3 = PbO3 + O2	(комн.)
8.	2RbO2 + 2NH3 -U 2RbOH + N2 + 2H2O	(комн.)
9. 10.	2RbO2 + 2C1O2 = Rb2O2J- + Cl2? + 3O2? 4RbO2 + C2H5OH = 2Rb2CO3 + 3H2O	(в жидк. СС14)
484
Rb
8.	RbO3 — озонид рубидия
Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КО3, разлагается при нагревании. Имеет ионное строение (Rb+)(O3). Весьма чувствителен к влаге и СО2 в воздухе. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой, аммиаком, этанолом. Очень сильный окислитель. Получение см. О25’6, Rb77, Rbl I4.
1.	2RbO3 = 2RbO2 + O2	(60-90 °C)
2.	4RbO3 + 2H2O = 4RbOH + 5O2? (примесь радикалов ОН0)
3.	4RbO3 + 4HC1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5О2? + 2Н2О
2RbO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2RbCl + С12Т + 2О2? + 2Н2О
4.	4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5О2
(комн.)
5.	6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O7	(40-50 °C)
6.	RbO3 + NH3(JK) NH4O3 + RbNH2	(-50 °C)
6RbO3 + 10NH3(r) = 6RbOH + 5N2 + 12H2O	(komh.)
7.	12RbO3 + 5C2H5OH = 6Rb2CO3 + 15H2O + 4CO2?
9.	Rb2O — оксид рубидия
Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет основные свойства; энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Не образуется при сгорании рубидия на воздухе. Получение см. Rbl5>8, Rb2', Rb7*, Rbl I7.
1.	2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb	(400-550 °C)
2.	Rb2O + H2O = 2RbOH
3.	Rb2O + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2O
4.	Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + H2O + 2CO2 = 2RbHCO3
(komh.)
5.	Rb2O + NH3(x) -U RbNH2i + RbOH	(-50 °C)
10.	Rb2O2 — пероксид рубидия
Белый (с примесью RbO2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к О2 и СО2 воздуха. Имеет ионное строение (Rb+)2(O2_). Нерастворим в СС14. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Не образуется при сгорании рубидия на воздухе. Получение см. Rbl8, Rb719, Rb9’.
485
Rb
1.	2Rb2O2 = 2Rb2O + 02	(выше 1010 °C)
2.	Rb2O2 + 2H2O = 2RbOH + H2O2	(0 °C)
2Rb2O2 + 2H2O (гор.) « 4RbOH + O2T
3.	Rb2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2RbCl + H2O2
2Rb2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2SO4 + 2H2O + O2?
4.	Rb2O2 + O2 (воздух) = 2RbO2	(komh.)
5.	2Rb2O2 + 2CO2 = 2Rb2CO3 + O2, Rb2O2 + CO = Rb2CO3 (komh.) 6. 5Rb2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2RbMnO4 = 5O2? + 2MnSO4 +
+ 6Rb2SO4 + 8H2O 7. 6Rb2O2 + 7C2H5OH (гор.) = 2Rb2CO3 + 2RbOH + 5H2O +
+ 6Rb(C2H5O)
11.	RbOH — гидроксид рубидия
Белый, весьма гигроскопичный, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при сильном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, создает сильношелочную среду. Хорошо растворяется в жидком аммиаке, этаноле. Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном, рубидием. Абсорбирует влагу и СО2 из воздуха. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Rbl119, Rb27, Rb38, Rb424, Rb92, Rbl33. 1. RbOH • 2H2O = RbOH • H2O + H2O	(47-54 °C, вак.)
RbOH • H2O = RbOH + H2O	(300 °C, в токе H2)
2.	RbOH (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + ОН-
3.	RbOH + НС1 (разб.) = RbCI + H2O
2RbOH + H2SO4 (разб.) = Rb2SO4 + H2O
RbOH + H2SO4 (конц., хол.) = RbHSO4 + H2O
RbOH + HNO3 (разб.) = RbNO3 + H2O
4.	4RbOH(]K) + 3O2 = 4RbO2 + 2H2O	(450 °C)
4RbOH + 4O3 = 4PbO3 + O2 + 2H2O	(20 °C)
5.	2RbOH (конц.) + CO2 = Rb2CO3 + H2O
2RbOH + NH4HCO3 = Rb2CO3 + NH3? + 2H2O	(кип.)
6.	2RbOH (конц.) + CrO3 = Rb2CrO4 (желт.) + H2O
7.	2RbOH + 2Rb = 2Rb2O + H2	(400 °C)
8.	RbOH (конц.) + NaEO3 (конц.) = RbEO3X + NaOH
(E = Cl, Br, I)
9.	RbOH (конц.) + Na[BH4] = Rb[BH4l>L + NaOH (в этаноле) 10. 4RbOH(M) эле1С1тх>ли:>> 4Rb (катод) + O2T (анод) + 2Н2О
486
Re
12.	Rb2S — сульфид рубидия
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Нерастворим в этаноле. Реакционноспособный; во влажном воздухе окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. Rb 111, Rb45.
1.	Rb2S • 4Н2О = Rb2S + 4Н2О	(200 °C, вак.)
2.	Rb2S (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + S2-
S2-	+ H2O <=* HS"+OH“	(pH» 7)
3.	Rb2S + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2S?
4.	Rb2S + 3H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4 + SO2T + Si + 2H2O Rb2S + 4HNO3 (конц.) = 2RbNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O
5.	Rb2S(P> "S"* S (коллоид), Rb2(S„), Rb2SO3S
—KDVrl
6.	Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO4	(выше 500 °C)
7.	Rb2S(p) + (л - 1)S = Rb2(S„)	(кип., л = 2, 3, 5)
8.	Rb2S + H2S (насыш.) = 2RbHS
13.	Rb2SO4 — сульфат рубидия
Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. RbP, Rb3213, Rbl26.
1.	Rb2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + SO4“	(pH 7)
2.	Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4
3.	Rb2SO4 + BaX2 = BaSO4l + 2RbX	(X = СГ, OH“)
4.	Rb2SO4 + M2(SO4)3 + 24H2O = 2{RbM(SO4)2 • 12H2O} (квасцы)
(M = Al, Ga, Y)
Рений
1. Re— рений
Светло-серый, весьма твердый, тяжелый, тугоплавкий, высококи-пящий. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, гидратом аммиака, водородом, иодом, азотом, графитом, хлороводородной и фтороводородной кислотами. Переводится в раствор концентрированными кислотами-окислителями и пероксидом водорода, реагирует с кислоро
487
Re
дом, галогенами, серой. Получение см. N324, Re2‘, Re3*’6-8, ReO1,9, RelO5, Rell5, Rel44.
1.	2Re + 7H2SO4 (конц.) -U 2HReO4 + 7SO2? + 6H2O (кип.) Re + 7HNO3 (30%-я) = HReO4 + 7NO2 + 3H2O
2.	2Re + 7H2O2 (конц.) = 2HReO4 + 6H2O
3.	4Re (порошок) + 2H2O + 7O2 —4HReO4
4.	4Re + 4NaOH (конц.) + 7O2 -±» 4NaReO4 + 2H2O
4Re + 4MOH + 7O2 = 4MReO4 + 2H2O
[400—500 °C; M = Na, К; примеси M2ReO3 (зел.),
MReO3 (желт.), M2ReO4 (зел.)]
5.	4Re + 7O2 = 2Re2O7	(400 °C)
Re + 3Re2O7 = 7ReO3	(250-300 °C)
3Re + 2Re2O7 = 7ReO2	(500-650 °C)
Re + 2ReO3 = 3ReO2	(500 °C)
6.	Re + 3F2 = ReF6	(125 °C, p, примесь ReF7)
2Re + 7F2 = 2ReF7	(600-700 °C)
7.	2Re + 5C12 = 2ReCl5	(400 °C, в токе Cl2)
4Re + 5C12 + 4O2 = 2ReCl4O +	2Re(Cl)O3	(150-180	°C)
2Re + 3Br2 = 2ReBr3 (черн.)	(450—600	°C)
8.	Re + 2E = ReE2	(400-800 °C, />; E = S, Se)
9.	Re + 3SC12O2 = ReCl4O + 2SO2	+ SC12O	(300-380	°C)
10.	Re + 2SbCl5 = ReCl4 + 2SbCl3	(600 °C, p)
2. [Re2(CO)10]—декакарбонилдирений
Белый, нелетучий, низкоплавкий, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в этаноле, плохо — в эфире, бензоле, ацетоне, СС14. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями, кислородом, галогенами. Получение см. К435, Rell7.
1.	[Re2(CO)l0] = 2Re + ЮСО	(250-420 °C)
2.	[Re2(CO)l0] + 34HNO3 (конц.) = 2HReO4 + 34NO2 + 10CO2? +
+ 16H2O
3.	2[Re2(CO)10] + 4NaOH (конц.) + 7O2 = 4NaReO4 + 20CO? +
+ 2H2O 4. 2[Re2(CO)10] + 17O2 = 2Re2O7 + 20CO2	(400 °C)
5.	[Re2(CO)I0] + [Mn2(CO)l0] = 2[(CO)5Re-Mn(CO)5]	(150-160 °C)
6.	5[Re2(CO)|0] + ЮСО + 2ReF6()K) = 12[Re(CO)5F]
[Re2(CO)10] + XeF2 = 2[Re(CO)5F] + Xe	(140-170 °C)
488
Re
7.	[Re2(CO)10] + E2 = 2[Re(CO)5E]
(комн.; E = Cl, Br, 1; в жидк. CC14) 8. [Re2(CO)10] + 2N2O4 = 2[Re(CO)5(NO3)J + 2NO? (в жидк. CC14)
3.	ReCI3 — хлорид рения(Ш)
Красно-фиолетовый (в газообразном состоянии — зеленый), при нагревании разлагается. Является кластером [ЯеСЦ]. Хорошо растворяется в холодной воде, гидролизуется с образованием осадка. При стоянии во влажном воздухе образует гидрат ReQ3 • 2Н2О. Хорошо растворяется в этаноле, метаноле, ацетоне, уксусной кислоте. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель в растворе. Образует хлорокомплексы. Получение см. Re4l,Re51’9.
1.	2ReCl3 = 2Re + ЗС12	(360-600 °C, вак.)
2.	3ReCl3 (разб.) + 2Н2О (хол.) = IRe^] • 2Н2О(р)
3.	2ReCl2 + (3 + л)Н2О -U Re2O3 • лН2О1 + 6НС1
(в атмосфере Н2)
Re2O3 • лН2О (суспензия) —2ReO2l + Н2Т + (л - 1)Н2О
Re2O3 • лН2О + 2О2 = 2HReO4 + (л - 1)Н2О	(кип.)
4.	3ReCl3 + ЗНС1 (конц.) = H3[Re3Cl12]
5.	2ReCl3 + 6NaOH (разб.) = Re2O3l + 6NaCl + 3H2O
4ReCl3 + 20NaOH (конц.) + O2 = 4Na2ReO3X + 12NaCl + 10H2O
6.	2ReCl3 + 3H2 = 2Re + 6HC1	(250-300 °C)
ReCl3 -% Re(Cl)O3, ReCl4O	(400 °C)
7.	3ReCl3 + 3MC1 (конц.) = M3[Re3Cl12]X
(в конц. HCI; M = Rb, Cs) 2M3[Re3Cll2] = 3M2[ReCl6l + 2ReCl3 + Re	(400 °C)
8.	5ReCl3(r) <=* 3ReCl5(r) + 2Re	(400-450 °C, p)
4.	ReCI4 — хлорид рения(1У)
Черный с зеленым оттенком или коричневый. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге. Нерастворим в бензоле, СС14, умеренно растворим в этаноле, метаноле, ацетоне (зеленые растворы). Гидролизуется с образованием осадка. Реагирует с кислотами, щелочами, водородом. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Rel10, Re56-8.
1.	2ReCl4 = ReCl3 + ReCl5	(300 °C, в токе N2)
2.	ReCl4 + (2 + л)Н2О = ReO2 • лН2О1 + 4HC1
3.	ReCl4 + 2HC1 (конц.) = H2[ReCl6] (зел.)
489
Re
2H2[ReCy + H2O <=> H4[Re2Cl10O] (желт.) + 2HC1
4.	ReCl4 + 6NaOH (конц.) = Na2ReO3i + 4NaCl + 3H2O (кип.)
5.	ReCl4 + 2H2 = Re + 4HC1	(250-300 °C)
6.	ReCl4 + 2MC1 (конц.) = MJReCljX (желт.-зел.)
(в конц. HCI; M = K+, Rb+, Cs+, NH4) 3(NH4)2[ReCl6] = 3Re + 2N2 + 2NH4C1 + 16HC1 (425-450 °C) (NH4)2[ReCl6] + 2H2 = Re + 2NH4C1 + 4HC1	(400 °C)
7.	ReCl4 + 6KCN (конц.) = K2[Re(CN)6] (красн.) + 4KC1 K2[Re(CN)6] + 4KOH (разб.) <=» K4[Re(CN)4O2] (черн.) +
+ 2H2O + 2KCN
8.	4ReCl4 + 32KCN (конц.) + O2 + 2H2O =
- 4K3[Re(CN)8] (бур.)Х + 16KC1 + 4KOH
4K3[Re(CN)8] + 2H2O + O2 -U 4K2[Re(CN)8] (т.-красн.) +
+ 4KOH
2K2[Re(CN)8] + 2KOH (разб.) « 2K3[Re(CN)4O2] (оранж.) + H2?
(кип.)
5.	ReCls — хлорид рения(У)
Коричнево-серый с зеленым оттенком, чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Перегоняется без разложения в потоке хлора или в вакууме. Растворим в циклогексане, СС14. Реагируете водой, кислотами, щелочами, кислородом. Восстанавливается водородом. Получение см. Re!7, Re38, Re4>, Rell9.
1.	ReCl5 = ReCl3 + Cl2	(выше 330 °C, в атмосфере N2)
2ReCl5 = 2Re + 5C12	(выше 600 °C)
2.	3ReC!5 + (8 + 2л)Н2О (гор.) = HReO4 + 2(ReO2 • лН2О)>1 + 15HC1 3. 3ReCl5 + 4H2O (хол.) = HReO4 + 2H2[ReCl6] + 3HC1
(в 10%-й HCI)
ReCl5 + H2O = H2[ReCl5O] (желт.-зел.)	(в оч. разб. HCI)
2H2[ReCl5O] + 2HI (разб.) = H4[Re2Cll0O] + I2X + H2O
4.	2ReCl5 + 4HC1 (конц.) = 2H2[ReCl6] + Cl2?
5.	3ReCl5 + 16NaOH (разб.) = NaReO4 + 2ReO2X + 15NaCI + 8H2O
(кип.)
6.	2ReCl5 + H2 = 2ReCl4 + 2HC1	(70 °C)
2ReCls + 5H2 = 2Re + 10HC1	(250-300 °C)
7.	2ReCl5 + O2 = 2ReCl4O + Cl2	(50-70 °C)
8.	ReClj + ReCl3 = 2ReCl4	(600 °C, p)
9.	2ReCl5 + SbCl3 = 2ReCl4 + SbCl5	(300 °C)
ReCl5 + SnCl2 = ReCl3 + SnCl4	(250 °C)
490
Re
10.	6ReCl5 + 10BBr3 —*-► 6ReBr4 (черн.) + 3Br2 + 10BCl3 (100 °C)
11.	ReCl5	Re(Cl)O3, ReCl4O	(200 °C)
12.	ReCls + 2MC1 + H2O = M2[ReCl5O] (желт.) + 2HC1
(M = K+ — Cs+, NH4; в гор. конц. HC1) 13. ReCl5 + 9CO + 4Cu = [Re(CO)5Cl] (бел.) + 4[Cu(CO)Cl] (130 °C)
6.	ReFe — фторид рения(71)
Желтое твердое вещество, темно-желтая жидкость, бесцветный газ. Низкоплавкий, легкокипящий, чувствителен к влаге воздуха. Реакционноспособный; реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, диоксидом кремния, этанолом. Восстанавливается водородом, рением. Окисляется кислородом. Образует фторокомплексы. Получение см. Rel6.
1.	3ReF6 + 10Н2О = 2HReO4 + ReO2>L + 18HF
2.	ReF6 + HNO3 (конц.) + 3H2O = HReO4 + 6HF + NO2
3.	3ReF6 + 20NaOH (разб.) = 2NaReO4 + ReO2i + 18NaF + 10H2O
4.	4ReF6 + 14H2O + O2 = 4HReO4 + 24HF
5.	ReF6 + H2 = ReF4 + 2HF	(200 °C)
2ReF6 + Re = 3ReF4	(150 °C)
6.	3ReF6 + 3SiO2 = 2ReO3F + ReF4 + 3SiF4	(до 300 °C)
7.	ReF6<)K) + 2MF = M2[ReF8] (роз.)	(M = K, Rb, Cs)
M2[ReFg] + H2O <=± M[Re(O)F5] + MF + 2HF (в разб. HF) 8. 2ReF6 + PF3 = 2ReFs + PF5	(комн.)
9.	ReF6 + 7C2H5OH = ReO2X + CH3C(H)O + 6C2HSF + 4H2O
7.	ReF7 — фторид рения(УП)
Желтый, летучий, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Реакционноспособный; гидролизуется, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, этанолом. Восстанавливается водородом. Образует фторокомплексы. Получение см. Rel6.
1.	ReF7 + 4Н2О = HReO4 + 7HF
2.	ReF7 + 8NaOH (разб.) = NaReO4 + 7NaF + 4H2O
3.	2ReF7 + 3H2 = 2ReF4 + 6HF	(200 °C)
4.	2ReF7()l() + 3SiO2 = 2ReO3F + 3SiF4	(50—70 °C)
5.	ReF7(M) + MF = M[ReF8] (желт.)	[M = K+, NO+, NO2)
M[ReF8] + O2 (воздух) -U M[Re(O)F6] (зел.) + F2
6.	2ReF7 + 17C2H5OH = 2ReO2X + 3CH3C(H)O + 14C2H5F + 10H2O
491
Re
8.	[ReHg], Na2 — нонагидридоренат(УН) натрия
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к влаге и кислороду воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде, анион устойчив в щелочной среде. Нерастворим в холодном этаноле, метаноле, эфире, тетрагидрофуране. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, пероксидом водорода, кипящим этанолом. Получение см. N327, Na606.
1.	2Na2[ReH9] = 4NaH + 2Re + 7H2	(245 °C)
2.	Na2[ReH9] + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + [ReH9]2~
(в разб. NaOH)
3.	Na2[ReH9] + 5H2O (nap.) -U NaReO4 + NaOH + 9H2
4.	2Na2|ReH9] + 4HC1 (разб.) = 4NaCl + 2Re>l + 11H2T
5.	4Na2[ReH9] + 22HNO3 (разб.) = 4NaReO4 + 9NH4NO3 +
+ 4NaNO3 + 11H2O (кип.)
6.	Na2[ReH9] + 9H2O2 (конц.) = NaReO4 + NaOH + 13H2O (кип.) 2Na2[ReH9| + 11H2O2 (разб.) = 2Re>l + 4NaOH + 18H2O
7.	4Na2[ReH9]<p) + 11O2 (воздух) 4ReX + 8NaOH + 14H2O
8.	Na2[ReH9] + Ba(OH)2 (насыщ.) = Ba[ReH9]J, + 2NaOH
(0 °C, в этаноле)
Ba[ReH9] + K2SO4 (насыщ.) = K2|ReH9] + BaSO4X
9.	2Na2[ReH9] + 4C2H5OH = 2Rei + 4Na(C2H5O) + 11H2T (кип.)
9.	ReO2 — оксид рения(1У)
Серо-черный, нелетучий, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается коричневый гидрат ReO2 • лН2О, при высушивании переходит в Re(OH)4. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода, щелочами. Окисляется кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом. Получение см. N321, Rel5, Re33, Re52 5, RelO1’4’6, Rell1-3-5 6.
1.	7ReO2	= 2Re2O7 + 3Re	(850 °C,	вак.)
2.	ReO2 •	лН2О = Re(OH)4 + (n	- 2)H2O	(120 °C,	вак.)
ReO2 •	лН2О = ReO2 + лН2О	(500 °C,	вак.)
3.	ReO2 + 6HC1 (конц.) = H2[ReCl6] + 2H2O 4. ReO2 + 3HNO3 (конц.) = HReO4 + 3NO2 + H2O 5. ReO2 + 2NaOH = Na2ReO3 (кор.) + H2O
(350—400 °C, в атмосфере N2)
ReO2 + 2NaOH (50%-й) <=► Na2ReO3X (кор.) + H2O
492
Re
6.
7.
8.
9.
10.
4ReO2 (суспензия) + 2H2O + 3O2 —4HReO4
4ReO2 + 4NaOH + 3O2 (воздух) = 4NaReO4 + 2H2O
2ReO2 + 3H2O2 (конц.) = 2HReO4 + 2H2O
2ReO2 + 4H2O + 3C12 = 2HReO4 + 6HC1
ReO2 + 2H2 = Re + 2H2O
2ReO2 + 5O2 = 2Re2O7
ReO2 + KO2 = KReO4
ReO2 + 2MOH + MNO3 = M2ReO4 (зел.) + MNO2 + H2O
(300-400 °C; M = Na, K)
(300-400 °C)
(325-375 °C)
(400-700 °C)
(400 °C)
(450-500 °C)
11.
12.
Cl
ReO2 Re(Cl)O3, ReCl4O
10.	ReO3 — оксид рения(У1)
Темно-красный, нелетучий, при нагревании плавится, затем разлагается. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой. Окисляется . кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом, рением. Получение см. Rel5, Rel I6’7.
1.	3ReO3 = ReO2 + Re2O7	(300 °C, вак.)
8ReO3 = 4ReO2 + 2Re2O7 + O2	(выше 400 °C)
2.	ReO3 + HNO3 (конц.) = HReO4 + NO2
3.	3ReO3 + 4NaOH = 2NaReO4 + Na2ReO3 + 2H2O (350-400 °C)
4.	ReO3(T) + 2NaOH (конц.) Na2ReO4 (зел.) + H2O 3Na2ReO4 + 2H2O -U 2NaReO4 + ReO2J, + 4NaOH
(разбавление)
4Na2ReO4 + 2H2O + O2 -U 4NaReO4 + 4NaOH
5.	4ReO3 +	O2 = 2Re2O7	(160-400	°C)
2ReO3 +	Cl2 = 2Re(CI)O3	(160-190 °C)
6.	ReO3 + 3H2 = Re + 3H2O	(450-800	°C)
2ReO3 +	Re = 3ReO2	(500	°C)
11.	Re2O7 — оксид рения(УП)
Светло-желтый, летучий, при нагревании темнеет и разлагается. Нерастворим в холодном этаноле, эфире, бензоле, СС14; хорошо растворим в ацетоне, пиридине. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, рением, монооксидом углерода. Получение см. Rel5, Re9b |0, RelO1-5, Rel25, Rel42.
1.	2Re2O7 = 4ReO2 + 3O2	(600 °C)
2.	Re2O7 + H2O (гор.) = 2HReO4
493
Re
3.	Re2O7 + 6НВг (конц.) = 2ReO2i + 3Br2 + 3H2O	(кип.)
4.	Re2O7 + 2NaOH (разб.) = 2NaReO4 + H2O
Re2O7 + 2(NH3 • H2O) (конц., гор.) = 2NH4ReO4 + H2O
5.	Re2O7 + 7H2 = 2Re + 7H2O	(выше 500 °C)
Re2O7 + 3H2 = 2ReO2 + 3H2O	(300 °C)
6.	3Re2O7 + Re = 7ReO3	(250—300 °C, в атмосфере N2)
2Re2O7 + 3Re = 7ReO2	(500-650 °C)
7.	Re2O7	+ 17CO = [Re2(CO)I0] + 7CO2	(250 °C, p)
	Re2O7	+ CO = 2ReO3 + CO2	(175-225 °C)
	Re2O7	+ CO —(ReO2 )ReO4 (син.)4< + CO2	(комн., в бензоле)
8.	Re2O7	+ 7H2S = Re2S7 + 7H2O	(250-275 °C)
9.	Re2O7	+ 7CCL = 2ReCL + 7C'C12O + 2CL —Re(CI)O3, ReCl4O	(400 °C)
10.	Re2O7		(200 °C)
	6Re2O	7 + 2Re + 7CI2 = 14Re(Cl)O3	(150-200 °C)
	Re2O7	+ 58С12О(ж) = 2ReCl4O + SC12O2 + 4SO2	(кип.)
11. Re2O7 + N2H4 • H2O + 8KCN (конц.) =
= 2K3[Re(CN)4O2] (оранж.)Х + N2T + 2KOH + 2H2O
12.	ReS2 — сульфид рения(1У)
Черный, сублимируется и разлагается при прокаливании в вакууме. Нестехиометричен (Re, _ XS2, недостаток рения). Нерастворим в воде, этаноле. Не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, сульфидами щелочных металлов. Разлагается азотной кислотой, пероксидом водорода, гипохлоритом натрия. Окисляется кислородом, галогенами. Восстанавливается водородом. Получение см. Rel8, Rel3’.
1.	ReS2 = Re + 2S	(700-1300 °C)
2.	ReS2 + 19HNO3 (конц.) = HReO4 + 2H2SO4 + 19NO2T + 7H2O
(кип.) 3. 2ReS2 + 19H2O2 (конц.) = 2HReO4 + 4H2SO4 + 14H2O (кип.) 4. 2ReS2 + 7NaClO + 2NaOH (разб.) = 2NaReO4 + 4Si + 7NaCl +
+ H2O
5.	4ReS2 + 15O2 = 2Re2O7 + 8SO2	(400-600 °C)
6.	2ReS2 + 3O2 + 3C12 = 2Re(Cl)O3 + 2S2C12	(450 °C)
7.	ReS2 + 2H2 = Re + 2H2S	(350 °C)
13.	Re2S7 — сульфид рения(УН)
Черно-коричневый, при нагревании разлагается, чувствителен к О2 воздуха. Нерастворим в воде, растворах сульфидов щелочных металлов. В концентрированной хлороводородной кислоте образует кол
494
Re
лоидный раствор (разложения нет). Не реагирует с гидратом аммиака. Реагирует с водяным паром, азотной кислотой, типичными окислителями в щелочной среде. Восстанавливается водородом. Получение см. К434, Rell8.
1.	Re2S7 = 2ReS2 + 3S	(250-350 °C, в токе N2)
2.	Re2S7 + 7H2O (nap) Re2O7 + 7H2S	(300 °C)
3.	2Re2S7 + 2H2O + 7O2 -U 4HReO4 + 14S1
4.	Re2S7 + 56HNO3 (конц.) = 2HReO4 + 7H2SO4 + 56NO2T + 20H2O
(кип.)
5.	Re2S7 + 16NaOH (разб.) + 28H2O2 (конц.) = 2NaReO4 +
+ 7Na2SO4 + 36H2O (кип.) 6. Re2S7 + 16NaOH (разб.) + 7Br2 = 2NaReO4 + 14NaBr + 7S>k +
+ 8H2O 7. 2Re2S7 + 2lO2 = 2Re2O7 + 14SO2	(400-600 °C)
8. Re2S7 + 5C12 = 2ReCls + 7S	(125-500 °C)
9. Re2S7 + 7H2 = 2Re + 7H2S	(250—300 °C, примесь ReS3)
14. HReO4 — рениевая кислота
В свободном виде не выделена. Устойчива в бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,7), сильная кислота. При выпаривании раствора образуется светло-желтая «твердая рениевая кислота» H4Re2O9, термически неустойчивая. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Очень слабый окислитель. Получение см. К436, Rel'-3, Re7>, Re94-6-8, Rell2, Rel22-3, Rel33-4.
I.	HReO4 (разб.) + H2O = H3O+ + ReO;
2.	2HReO4 (конц.) + H2O —*-»• H4Re2O9(T)
(35 °C, вак., выпаривание)
2H4Re2O9 = 2HReO4 + Re2O7 + 3H2O	(65-160 °C)
3.	HReO4 + МОН (разб.) = MReO4 + H2O (M = Na, K, l/2 Ba)
HReO4 + NH3 • H2O (конц.) = NH4ReO4 + H2O
4.	2HReO4 + 21HC1 (конц.) + 7H[SnCl3] = 2Re>l + 7H2[SnCl6] + 8H2O HReO4 + 7HC1 (разб.) + 7[Ti(H2O)6]Cl3 = Rei + 7H2[TiCl4(OH)2] +
+ 32H2O
HReO4 + 7HC1 (разб.) + 7[Cr(H2O)4Cl2] =
= ReJ- + 7[Cr(H2O)4Cl2]Cl + 4H2O
5.	2HReO4 + 14HI (конц.) = 2ReI4 + 3121 + 8H2O
HReO4 (конц.) + 3HI (конц.) + 2C2H5OH = Rel3 + 2CH3C(H)O +
+ 4H2O (кип.)
6.	HReO4 (разб.) + H2S (насыщ.) = H[Re(S)O3] (желт.) + H2O
495
Rf, Rh
Резерфордий
1. Rf — резерфордий
Металл. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 261 Rf (период полураспада 65 с). Химический аналог Hf; устойчивая степень окисления (4- IV). Реагирует с хлором при 300—350 °C с образованием RfCl4. Летучесть RfCl4 и НГС14 одинакова. Проявляет, как и Hf, высокую способность к образованию в растворе анионных комплексов. Другие химические свойства не изучены. В микроколичествах Rf синтезирован при бомбардировке Pu, Cm, Вк или Cf ядрами Ne, С, N или О на ускорителе.
Родий
1. Rh — родий
Серебристо-белый металл семейства платины, более твердый, чем палладий и платина; трудно поддается обработке. Тугоплавкий, высо-кокипящий. В особых условиях получают коллоидный родий и родиевую чернь (тонкодисперсный родий, весьма реакционноспособный). Благородный металл; в компактном виде не реагирует с водой, кислотами, «царской водкой», щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Родиевая чернь реагирует с концентрированной серной кислотой, «царской водкой», хлором и этанолом в щелочной среде, хлороводородной кислотой — в присутствии кислорода. Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия. Реагируете кислородом, галогенами. В водном растворе катион Rh3+ окрашен в желтый цвет. Встречается в природе в самородном состоянии (в сплавах на основе платины). Получение CM. RH21’ 7»8, 12, 13, Rltfl.S, Rh4i,5
1.	4Rh (чернь) + 24НС1 (конц.) + ЗО2 = 4H3[RhCl6] + 6Н2О
(150 °C, р)
2.	2Rh (чернь) + 6H2SO4 (конц., гор.) = Rh2(SO4)3 (желт.) +
+ 3SO2? + 6Н2О
3.	Rh (чернь) + 6НС1 (конц.) + HNO3 (конц.) =
= H3(RhCl6] + NO? + 2Н2О
4.	4Rh + ЗО2 2Rh2O3	(600-800 °C)
2Rh (чернь) + ЗО3 = Rh2O3 + ЗО2	(комн.)
5.	2Rh + 5F2 = 2RhF5	(400 °C)
Rh + 3F2 = RhF6	(700-750 °C)
6.	2Rh + 3C12 = 2RhCl3	(400-600 °C, p)
496
Rh
7.	2Rh (чернь) + lONaOH (разб.) + 5C12 = Rh2O3i + O2T +
+ lONaCl + 5H2O
8.	2Rh + 3C12 + 6NaCl = 2Na3[RhCl6]	(300 °C)
9.	2Rh + 12KHSO4 = 2K3| Rh(SO4)3] + 3SO2 + 6H2O + 3K2SO4
(700 °C)
2Rh + 3KNO3 = Rh2O3 + 3KNO2	(400-500 °C)
10.	4Rh + 12CO = [Rh4(CO)|2] (красн.)	(100 °C, кат. Ag)
6Rh + 16CO = [Rh6(CO),6] (черн.)	(150 °C, p)
11.	2Rh + -H2 + 8CO -U 2[Rh(CO)4H] (желт.) (до -10 °C, p)
2(Rh(CO)4H] = [Rh2(CO)8] (оранж.) + H2	(komh.)
12.	2Rh (чернь) + C2H5OH + NaOH (разб.) + 3H2O =
= Rh2O3X + Na(CH3COO) + 5H2T
2. RhCI3 — хлорид родия(Ш)
Коричнево-красный, сублимируется в потоке хлора при 900 °C. После прокаливания не растворяется в воде, гидрат RhCl3 • лН2О растворяется лучше (ниже приведены свойства гидрата). Не диссоциирует в воде, свежеприготовленный раствор не дает осадка при добавлении AgNO3. Не реагирует с серной и азотной кислотами. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, водородом. Получение см. Rhl6, Rh33.
1. 2RhCl3 = 2Rh + 3Cl2	(выше 964 °C)
2. RhCl3 • лН2О = RhCl3 + лН2О (до 80 °C, вак.; возможно, л = 4)
2(RhCl3 • лН2О) = Rh2O3 + 6НС1 + (2л - 3)Н2О (выше 180 °C) 3. RhCl3 + ЗН2О = [Rh(H2O)3Cl3] (кор.)
[Rh(H2O)3Cl3] + ЗН2О Rh(H2O)6]3+ + ЗСГ
(кип. в разб. НС1О4)
4.	RhCI3 + ЗНС1 (конц.) + ЗН2О = H3[RhCl6] + ЗН2О =
= ЗН3О+ + [RhCl6l3- (роз.)
[RhCl6]3- + Н2О <=► [Rh(H2O)Cls]2- (желт.) + СГ
(разбавление)
5.	2RhCl3 + 6NaOH (разб.) = Rh2O3X + 6NaCI + ЗН2О
6.	RhCl3 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = (Rh(NH3)6]Cl3X + 6Н2О
(в этаноле)
2RhCl3 + 5(NH4)2CO3 = 2[Rh(NH3)5Cl]Cl2J- + 5СО2? + 5Н2О
(кип.)
7.	RhCl3 + ЗМС1 (конц.) = M3[RhCl6J>l
(в этаноле, М = Na+, К+, NH4)
2(NH4)3[RhCl6] = 2Rh + 6NH4C1 + 3C12	(600 °C)
497
Rh
8.	2RhCl3 + 3H2 = 2Rh + 6HC1	(400 °C, в токе CO2)
9.	4RhCl3 + 3O2 = 2Rh2O3 + 6C12	(750-800 °C)
10.	2RhCI3 + 3F2 = 2RhF3 + 3C12	(600 °C)
RhCl3 + 3HF (разб.) = RhF3X + 3HC1
11.	2RhCl3 + 3H2S = Rh2S3 (черн.) + 6HC1	(350 °C)
RhCl3 + 3H2S (насыщ.) = Rh(HS)3 (кор.)+ + 3HC1
12.	4RhCl3 + 3(N2H4 • H2O) + 12(NH3 • H2O) =
= 4Rh (коллоид) + 3N2T + 12NH4C1 + 15H2O
13.	4RhCl3 + 6HC(H)O + 9K2CO3 = 4Rh (чернь)Х + 6K(HCOO) +
+ 12KC1 + 9CO2T + 3H2O (кип.)
14.	RhCl3 + 6(NH3 • H2O) + 2H° (Zn) + (NH4)2SO4 (конц.) =
= [RhH(NH3)5]SO4 (желт.-зел.)^ + 3NH4C1 + 6H2O
15.	4RhCl3 + 12CO = [Rh4(CO)12] + 6C12	(50-80 °C, p, кат. Ag)
6RhCl3 + 16CO = [Rh6(CO)16] + 9C12	(80-230 °C, p, кат. Cd)
16.	RhCl3 + 2H2O + 6CO = [Rh(CO)4H] + 3HC1 + 2CO2	(200 °C, p)
17.	2RhCl3 + 6CO = [Rh2(CO)4Cl2] (красн.) + 2CC12O	(140 °C, p)
[Rh2(CO)4Cl2] + 2NH4C1 = 2NH4[4wc-Rh(CO)2Cl2]
(в разб. HCI)
18.	RhCl3 + 2L + HC(H)O = /wpaHC-(Rh(CO)L2Cl| (желт.)!- + 2HC1
|L = C5H5N, P(C6H5)3; в этаноле]
19.	RhCI3 + Na(C5H5) + С5Н6(Ж) = ]Rh(C5H6)(C5H5)] + NaCl + C12T ]Rh(C5H6)(C5H5)] + HCI (разб.) = [Rh(C5H5)2]Cl + H2T
20.	2RhCl3 + 3C2H5OH = 2R1U + ЗСН3С(Н)О + 6HC1
2RhCl3 + 2C2H4 + 2C2H5OH = ]Rh2(C2H4)2Cl2] + 2CH3C(H)O +
+ 4HCI
3.	[RhCle],Na3 — гексахлорородат(Ш) натрия
Розовый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион подвергается акватации. Образует темно-красный кристаллогидрат Na3[RhCl6] • 12Н2О. Нерастворим в этаноле. Реагирует со щелочами, восстанавливается водородом. Получение см. Rhl8, Rh27.
1.	2Na3]RhCl6] = 2Rh + 6NaCl + 3C12	(выше 550 °C)
2.	Na3]RhCl6] (конц.) + 12H2O = 3[Na(H2O)4]+ + [RhCl6]3-(po3.)
[RhCl6|3~ + H2O <=» [Rh(H2O)Cl5]2-(красн.) + СГ (разбавление) 3. Na-JRhCy (конц.) + 3HCl(r) = H3lRhClJ + 3NaCl (0-5 °C)
HJRhClJ + лН2О 8°°С,вак> H3[RhCl6] • nH2Oi RhCl3 • лН2О
—HCI
498
Rn
4.	2Na3[RhCl6] + 6NaOH (конц.) + 2H2O =
= Rh2O3 • 5H2O>L + 12NaCl
5.	2Na3[RhCl6] + 3H2 = 2Rh + 6NaCl + 6HC1	(400-500 °C)
6.	2Na3[RhCI6] + 8H2O —е!^и-» 3H2T (катод) +
+ 2H2RhO4? (фиол.) [анод] + 6NaCl + 6HC1 (в разб. HC1O4) 7. 2Na3[RhCl6] + 6NaOH (разб.) электролиз> Н2? (катод) +
+ 2RhO24, (анод) + 2Н2О + 12NaCl
4. Rh2O3 — оксид родия(Ш)
Серо-черный, термически устойчивый, при прокаливании в вакууме разлагается. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается светло-желтый гидрат Rh2O3 • 7Н2О (или Rh(OH)3 • 2Н2О) — более реакционноспособный, реагирует с кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Rhl42-9’12, Rh225.
1.	2Rh2O3 = 4Rh + ЗО2	(выше 1100 °C, вак.)
2.	Rh2O3 • 7Н2О = Rh2O3 + 7Н2О	(выше 200 °C)
3.	Rh2O3 • 7Н2О(т) + 8Н2О <=* 2[Rh(H2O)6p+ + 6ОН"
4.	Rh2O3 + 12НС1 (конц.) = 2H3[RhCl6] + ЗН2О
Rh2O3 + 6НС1 (разб.) + ЗН2О = 2[Rh(H2O)3Cl3]
Rh2O3 + 6HNO3 (разб.) = 2Rh(NO3)3 + ЗН2О
Rh2O3 + 6НСЮ4 (разб.) = 2Rh(C104)3 + ЗН2О
5.	Rh2O3 + ЗН2 = 2Rh + ЗН2О	(400 °C)
6.	Rh2O3 • 7Н2О + Na[Sn(OH)3] + NaOH (конц.) =
= 2Rh(OH)2X (син.) + Na2[Sn(OH)6] + 4Н2О
7.	Rh2O3 + 4NaOH (конц.) + 3NaClO = 2Na2RhO4(p)? + 3NaCl +
+ 2H2O 8. 2(Rh2O3  7H2O) + O2 4RhO2i + 14H2O (в конц. NaOH)
Радон
1. Rn — радон
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 222Rn (период полураспада 3,824 дня). Плохо растворяется в воде, хорошо — в органических растворителях. Образует клатрат 8Rn • 46Н2О. Реакционная способность выше, чем у ксенона, химические свойства изучены мало из-за высо
499
Ru
кой радиоактивности (вызывает разогревание реакционной смеси и разложение продуктов реакций). Окисляется при действии сильных окислителей; реагирует со фтором (продукт — твердая смесь фторидов RnF„, п > 2), жидкими BrF3 и BrF5 (предполагаемый продукт — RnF2), твердым (O2)[SbF6] при 25 °C (продукт — RnF+[SbF6]_). Возникает в природе при радиоактивном распаде нуклидов 232Th, 235U, 238U, 2l8At, 226Ra.
Рутений
1. Ru — рутений
Белый с серым оттенком металл семейства платины; очень твердый, хрупкий (растирается в порошок), тугоплавкий, высококипя-щий. Благородный металл; не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, «царской водкой». Простых катионов в растворе не образует. Реагирует с концентрированными кислотами (в присутствии кислорода), сильными окислителями (при спекании), кислородом, галогенами, серой. Поглощает значительное количество Н2. В природе встречается в самородном виде, наиболее редкий среди платиновых металлов. Получение см. Ru23, Ru3*’5.
I. Ru + 6НС1 (конц.) + О2 = H2[RuC16) + 2Н2О	(125 °C, р)
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
5Ru + 4H2SO4 (разб., гор.) + 8КВгО3 = 5RuO4(p) + 4Br2 +
+ 4K2SO4 + 4H2O (komh.) (кип. в конц. НО)
(400 °C)
(выше 700 °C) (300-400 °C)
(750 °C, в токе F2, резкое охлаждение) (330 °C, в присутствии СО) (450 °C)
(500-600 °C) (400-500 °C) (400-600 °C)
(20 °C) (20 °C)
(180 °C, р)
Ru + 2Н2О + ЗС12 = H2[RuC14O2| + 2НС1 4Ru + 7С12 + 2лН2О = 2{RuCl3 • RuC14 • лН2О} Ru + О2 = RuO2 2Ru + ЗО2 = RuO2 + RuO4 2Ru + 5F2 = 2RuF5 Ru + 3F2 = RuF6 2Ru + 3C12 = 2RuC12 Ru + 2S = Ru(S2)
2Ru + 4KOH + 3O2 = 2K2RuO4 + 2H2O Ru + 2KOH + 3KNO3 = K2RuO4 + 3KNO2 + H2O Ru + K2CO3 + KC1O3 = K2RuO4 + KCI + CO2 2Ru + 4BrF3(x) + SiO2 = 2Ru(O)F4i + SiF4 + 2Br2 6Ru + 16BrF3(M) -U 6(BrF2 )[RuF6] + 5Br2 Ru + SCO = [Ru(CO)5]
3[Ru(CO)5] = [Ru3(CO),2] + 3CO (50 °C, в этаноле, на свету)
500
Ru
2. RuCI3 — хлорид рутения(Ш)
Черно-коричневый, при нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в холодной воде. Из хлороводородной кислоты кристаллизуется синий гидрат RuCl3 • Н2О. Малорастворим в этаноле, несколько лучше в ацетоне. Реагирует с горячей водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Так называемый водорастворимый RuCl3 содержит RuCl3 и RuC14. Получение см. Rul6, Ru32.
I. 2RuCl3-= 2Ru + ЗС12	(500-850°C)
2. RuCl3 + 5H2O (гор.) = [Ru(H2O)3Cl(OH)2](p) (красн.) + 2HCI 3. RuCl3 + 3HC1 (конц.) = H3[RuCl6]
2RuCl3 + 8HC1 (конц.) + 2HNO3 (конц.) =
= 2H|Ru(NO+)(H2O)C14] (оранж.) + 3C12? + 2H2O 4. 2RuCl3 + 2O2 = 2RuO2 + 3C12	(600-700 °C)
5. 2RuCl3 + 8KOH (разб.) + 2KMnO4 = 2K2RuO4 + 2MnO2i +
+ 6KC1 + 4H2O
2RuC13 + ЮКОН (разб.) + KBrO3 = 2K2RuO4 + КВг + 6KC1 + 5H2O 6. 4RuCl3 + 2H2S (насыщ.) + 2H2O = Ru(S2)l + 2RuCl2i +
+ RuO2l + 8HC1 7. RuCl3 + 2MC1 (конц.) + H2O = M2[Ru(H2O)C15J (M = K, Rb, Cs) 8. 2RuCl3 + Zn + 6HC1 (конц.) + 2H2O =
= 2H3[Ru(H2O)C15] (син.) + ZnCl2 RuCl3 + Na (амальгама) + 3H2O = Na[Ru(H2O)3CI3]
9.	2RuCl3 + CO = 2RuC12 (кор.) + CC12O	(200 °C)
10.	RuCl3 + F2 + 4KF = K[RuF6] (гол.) + 3KC1	(300 °C)
11.	2RuCl3 + 12(NH3 • H2O) (конц.) + Zn = 2[Ru(NH3)6]C12 +
+ ZnCl2 + 12H2O [Ru(NH3)6]C12 + 2H2O <=* [Ru(H2O)(NH3)5]C12 + NH3 • H2O [Ru(H2O)(NH3)5]C12 + N2 <=► [Ru(N2)(NH3)5]C12 + H2O 4[Ru(NH3)6]C12 (оранж.) + O2 + 2H2O =
= 4[Ru(NH3)6]Cl2(OH)(p) (бц.) 12. 4RuCl3 + N2H4 • H2O + 14(NH3 • H2O) = [Ru(N2)(NH3)5]C12 +
+ 3[Ru(H2O)(NH3)5JC12 + 4NH4C1 + 12H2O 13. RuCl3 + 3Na(C5H5) = [Ru(C5H5)2] + 3NaCl + C5H5°
(кип. в тетрагидрофуране)
501
Ru
3.	RuO2 — оксид рутения(1У)
Сине-черный, нелетучий (в отличие от RuO4), при прокаливании плавится и разлагается. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается гидрат RuO2 • лН2О. Нерастворим в этаноле. Переводится в раствор хлороводородной кислотой, насыщенной хлором. Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается водородом. Получение см. К443’|0, Rul4, Ru24, RU41’5*7.
1.	RuO2 «=► Ru + O2	(955—1250 °C)
2.	3RuO2 + 12HC1 (конц., насыщ. Cl2) =
= [RuC14 + 2RuCl3](p) + C12T + 6H2O
„ „ Л ~	700-1400 °C „ _
3.	RuO2 + O2 <---------RuO4(r)
400-500 °C
4.	2RuO2 + 3Na2O2 = 2Na3RuO4 + O2	(700-800 °C)
5.	RuO2 + 2H2 = Ru + 2H2O	(300 °C)
4.	RuO4 — оксид рутения(УШ)
Желто-оранжевый, летучий уже при комнатной температуре, низкоплавкий, термически неустойчивый. Умеренно растворяется в воде (гидратируется и проявляет свойства слабой кислоты). Хорошо растворим в СС14. Реагирует с кислотами, щелочами, пероксидом водорода, этанолом. Сильный окислитель. Получение см. К445-7, Rul2- 4, Ru31>3.
1.	RuO4 = RuO2 + O2	(100-108 °C)
2.	RuO4(t) + лН2О = RuO4 • лН2О(р).
RuO4 • лН2О + Н2О «=► [RuO4(OH)](?) + Н3О+
3.	RuO4 + 6НС1 (разб.) = H2[RuC14O2] + С12Т + 2Н2О
4RuO4 + 32НС1 (конц.) = 9С12Т + 2(RuCl3 • RuC14)1 + 16Н2О
4.	4RuO4 + 4КОН (конц.) = 4KRuO4i (черн.) + О2Т + 2Н2О (комн.) 2RuO4 + 4КОН (конц.) = 2K2RuO4 (оранж.) + О2? + 2Н2О (кип.)
5.	RuO4 + 2Н2О2 (разб.) = RuO2i + 2О2Т + 2Н2О
6.	RuO4 + 8НС1 (конц.) + 2NH4C1 (конц.) =
= (NH4)2[RuC1J (красн.)| + 2С12? + 4Н2О 2RuO4 + 14НС1 (конц.) + 4КС1 (конц.) = K4[Ru2C110O] + 4С12Т +
+ 7Н2О 7. RuO4 + 2С2Н5ОН = RuO2i + 2СН3С(Н)О + 2Н2О
502
s
Сера
1. S —сера
Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях (ромбическая a-сера, моноклинная p-сера) и в аморфной форме (пластическая сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических молекул S8. Плохо растворяется в этаноле, хорошо — в сероуглероде и жидком аммиаке (красный раствор). Не реагирует с жидкой водой, иодом. Окисляется концентрированными серной и'азотной кислотами, подвергается дисмутации в растворах щелочей и гидрата аммиака. Реагирует с металлами, водородом, кислородом, галогенами. Получение в промышленности — из природных месторождений самородной серы, см. также S7*>4> |7, S1921,22, S244'51 ”.
1.	3S + 2Н2О (пар) = 2H2S + SO2	(выше 400 °C)
2.	S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2Н2О	(кип.)
S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2Н2О	(кип.)
3.	4S + 6NaOH (конц.) = Na2SO3S + 2Na2S + ЗН2О
(кип., примесь Na2SO3)
3S + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 2NajS + ЗН2О (50-60 °C)
4S + 8NaOH = Na2SO4 + 3Na2S + 4H2O	(выше 600 °C)
4S + 4(NH3 • H2O) (конц., гор.) = (NH4)2SO3S + 2NH4HS + H2O
4.	S + H2 = H2S	(150-200 °C)
5.	S + O2 = SO2 (280—360 °C, сгорание на воздухе, примесь SO3)
6.	S + 3F2 = SF6	(komh.)
S (суспензия) + 2F2 = SF4	(-78 °C, в жидк. CC13F)
7.	S + Cl2 = SC12	(до 20 °C)
2S + Cl2 = S2C12	(125-130 °C)
2S + 2C12 + O2 = 2SC12O (180—200 °C, кат. активный уголь)
8.	2S + Br2 = S2Br2	(100 °C, p)
9.	2S + С (графит) = CS2	(700-800 °C)
10.	S + 2C12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl	(200-300 °C, p)
11.	S + 2HI(r) = I2 + H2S	(500 °C)
12.	3S + 2SC12O2(>) = SC12 + S2CI2 + 2SO2	(кат. A1C13)
13.	S + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4	(350-400 °C)
14.	3S()K) + 2AgF = Ag2S + S2F2 (изомер (—SF)2)
3S + NF3 = S(N)F + S2F2 (изомер S(S)F2)
15.	S + 2Na = Na2S
3S + 2A1 = A12S3
(400 °C, вак.) (выше 130 °C) (150-200 °C)
503
s
16.	(л - 1)S + Na2S(p) = Na2(S„)	[кип.]
S + Na2SO3 (конц.) = Na2SO3S	(кип.)
17.	3S + SO2 = 2S2O (точнее, S(S)O)
(выше 100 °C, вак., электрич. разряд)
2S + CuO = Си + S2O (точнее, S(S)O) (150-200 °C, вак.) 18. 10S + 12AgI + 16NH3(X) = S4N4 + 6Ag2Sl + 12NH4I 19. 8S + 6SO3 + H2SO4 (безводн.) = (S|+)(HS30IO)2>1 + SO2T
(на холоду)
20.	S EFjE“Fw > (S|^)|EF6]2, (S g+)[EF6]2, (S4+)[EF6]2 (E = As, Sb)
550 °C „	650 °C	900 °C	1500-2700 °C
21	• ^8(0	* ^б(г)	* ^4(r)	* “bfr)	► \r)
2.	S2Br2 — дибромид дисеры
Темно-красная, маслянистая, летучая жидкость, разлагается выше температуры кипения. Не растворяет серу (в отличие от S2C12), растворяет иод. Легко смешивается с бензолом, СС14, сероуглеродом. Реагирует с водой, кислотами, щелочами, серой, сероводородом, металлами. Получение см. SI8, S31, S77.
1.	S2Br2 = 2S + Вг2	(90-210 °C)
2.	S2Br2 + 2Н2О = H2S2O2 + 2НВг	(0 °C)
2S2Br2 + 2Н2О = 4HBr + 3Si + SO2	(комн.)
S2Br2 + 2Н2О = H2ST + SO2T + 2НВгТ	(кип.)
3.	S2Br2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2? + 2HBr? + 2Н2О
S2Br2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2? + 2H2O + 2HBr 4. 2S2Br2 + 6NaOH (конц., хол.) = 3Si + Na2SO3 + 4NaBr + 3H2O
S2Br2 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SO3 + 2NaBr + 3H2O
5.	S2Br2(llt) + 2S = S4Br2
2S2Br2()K) + H2S = S5Br2 + 2HBr
2S2Br2(x) + H2S4 = S8Br2 + 2HBr
6.	S2Br2(M) + SO3 = SO2 + S + SBr2O
7.	3S2Br2(x) + 6A1 = 2A12S3 + 2AlBr3
8.	2S2Br2(jK) S2Br+ + [S2Br3]“
3.	SBr2O — оксид-дибромид серы
Оранжево-желтая жидкость, разлагается при нагревании. Перегоняется в вакууме при комнатной температуре. Смешивается с бензолом, СС14, хлороформом, сероуглеродом. Гидролизуется, реагирует с азотной кислотой, щелочами, металлами. Полностью дегидратирует кристаллогидраты бромидов металлов. Получение см. S26, S 10s.
504
s
1.	4SBr2O = 2SO2 + 3Br2 + S2Br2	(выше 150 °C)
2.	SBr2O + H2O = 2HBr + SO2
3.	SBr2O + 2HNO3 (конц.) + H2O = H2SO4 + 2HBr + 2NO3T
4.	SBr2O + 4NaOH (разб.) = 2NaBr + Na2SO3 + 2H2O
5.	3SBr2O + 6A1 = A12S3 + A12O3 + 2AlBr3	(150-200 °C)
6.	6SBr2O(x) + FeBr3 • 6H2O = 6SO2 + FeBr3 + 12HBr
7.	2SBr2O + FeO(OH) = 2SO2 + FeBr3 + HBr
8.	2SBr2O()K) <=► S(Br)O+ + [SBr3O]"
4.	(SCN)2 — бис(тиоциан)
Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро полимеризуется в красный (SCN)n. Хорошо растворяется в воде (с частичным разложением), быстро разлагается в присутствии растворенного кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, тетрахлориде углерода, этаноле, эфире; медленно разлагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает 12; слабый окислитель и восстановитель. Получение см. Agl З6, К326’7, N266*7, Na435’6.
1.	n(SCN)2 = 2(SCN)n (паратиоциан)	(выше 20 °C)
2.	3(SCN)2 + 4Н2О HCN 4- 5HNCS 4- H2SO4
(SCN)2 4- O2 + 2H2O HCN 4- HNCS 4- H2SO4 (x = 0,5 ч) 3. (SCN)2 + 16HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2CO2T + 2NH4NO3 +
+ 4NO2T + 2H2O 4. (SCN)2(p) + 2Na = 2NaNCS
5.	(SCN)2 + 3KI (конц.) = 2KNCS + K[I(I)2J
2(SCN)2 + H3S = (CN)2(S2) + 2HNCS
6.	(SCN)2 + KNCS (конц.) + 6H2O «=► [K(H2O)6)++ (NCS);
(SCN)2 + 2NO <=► 2NO+ + 2NCS“
5. SCI2 — дихлорид серы
Родоначальник гомологического ряда соединений S„C12 (п = 1+8). Темно-красная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизируется добавкой РС13. Смешивается с гексаном. Реакционноактивный; реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Получение cm.SI7’12, S61, S76.
1.	2SC12 = S2C12 4- С12	(выше 70 °C)
505
s
2.	SC12 + 2H2O = 2HC1 + H2SO2 [точнее, S(OH)2 + S(H)O(OH)]
(0 °C, в эфире)
2SC12 + 2H2O = 4HC1 + Si + SO2
(комн.; примеси H2SO3S, H2S„O6, H2SO4)
3.	SC12 + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2T + 2HC1
SC12 + H2SO4 (конц., гор.) = 2SO2 + 2HC1
4.	2SC12 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + 3H2O
5.	2SC12(>) + O2 = 2SC12O	(примесь S2C12O5)
6.	2SCl2(x) + 4SO3 = 3SO2 + SC12O + S2C12O5
7.	SC12(M) + Cl2(x) = SC14
8.	3SC12 + 4NaF = SF4 + S2C12 + 4NaCl
(68—72 °C, в ацетонитриле)
9.	Процесс удлинения цепи
2SC12 + H2S„ = S„ + 2C12 + 2HC1 (от —20 до -6 °C, в жидк. СС14)
Примеры: 2SC12 + H2S = S3C12 + 2НС1
2SC12 + H2S2 = S4C12 + 2HC1
2SC12 + H2S3 = S5C12 + 2HC1
2SC12 + H2S4 = S6C12 + 2HC1
10.	SC12 + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1
(—5 °C, в петролейном эфире)
11.	SC12 + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2KC1	(0 °C, в конц. HC1)
12.	SC12 + 2AgCN = (CN)2S + 2AgCll	(в жидк. CS2)
6.	SCI4 — тетрахлорид серы
Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. В жидком состоянии смешивается с органическими растворителями. Реагирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов и неметаллов. Получение см. S57.
1.	SC14 = SC12 + С12	(выше -15 °C)
2.	SC14 + Н2О (влага воздуха) = SC12O + 2НС1
3.	SC14 + 2Н2О = 4НС1 + SO2
4.	SC14 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H2SO4 + 2NO2T + 4HC1
5.	SC14 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + 3H2O
6.	SC14<X) + SbCl5 = (SCI * )[SbCl6J
SC14(X) + AsF3 = (SC13 )[As(Cl)F3[
7.	2SC14W + SnCl4 = (SCI * )2[SnCl6]
SCl^ + A1C13 = (SCI 3+ )[A1C14]
506
s
7.	S2CI2 — дихлорид дисеры
Второй член гомологического ряда соединений SnCl2 (п = 1+8). Бесцветная или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии оранжево-желтый, имеет строение (—SC1)2 с примесью изомера S(S)C12. Плавится и кипит без разложения. В жидком состоянии смешивается с этанолом, СС14, сероуглеродом, жидким бромом, бензолом, эфиром. Весьма реакционноспособный; разлагается водой, кислотами, щелочами; реагирует с жидким аммиаком, водородом, серой, сероводородом. Исходное вещество в процессах удлинения цепи^ Неводный растворитель для иода, хлоридов металлов, избытка серы (в отличие от S2Br2). Получение см. SI7’|2, S51’8, S81, S101»9.
1. S2C12 = 2S + С12	(выше 300 °C)
2. S2C12 + 2Н2О = H2S2O2 4- 2НС1	(0 °C)
2S2C12 + 2Н2О = 4НС1 + 3S>L + SO2
(комн., примеси H2SO3S, H2S„O6, H2S)
S2C12 + 2H2O = H2S + SO2 + 2HC1	(кип.)
3.	S2C12 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HC1 + 2H2O
S2C12 + lOHNOj (конц., гор.) = 2H2SO4 + ION02 + 2HC1 + 2H2O
4.	2S2C12 + 6NaOH (разб., хол.) = 3Si + Na2SO3 + 4NaCl + 3H2O S2C12 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SO3 + 2NaCl + 3H2O
5.	2S2C12 + 5O2 = 2SO2 + 2SO3 + 2C12	(300-500 °C)
6.	S2C,2(>) + Cl2(r) = 2SC12	(до 20 °C, кат. FeCl3)
S2C12 + 8H2O + 5Cl2 = 2H2SO4 + 12HC1
7.	S2C12 +	2HBr = S2Br2 + 2HC1	(20-40	°C)
8.	S2C12 +	2KF = 2KC1 + S2F2 (точнее, изомер S(S)F2]	(140-145	°C)
9.	S2C12 +	2H2O + 2SO2 = H2S4O6 + 2HC1	(0	°C)
10.	S2C12(X)	+ SO3 = SO2 + S + SC12O
11.	2S2C12 + 2ZnS = 2ZnCl2 + 6S	(150-200 °C)
12.	3S2C12 + Na2SO4 = 2SC12O2 + 2NaCl + 5S	(до 300 °C)
13.	S2C12 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KC1	(0 °C, в конц. HCI)
14.	6S2C12 + 4LiN3 = 3S4N4 + 4LiCl + 4C12 (комн., в бензоле) 15. 6S2C12 + 16NH3(X) = S4N4 + 8Si + 12NH4C1 (примесь S(C1)N) 16. Процессы удлинения цепи
a)	S2Cl2(x) + («-2)S = S„Cl2
6)	2S2C12(x) + H2S„(X) = S„ + 4C12 + 2HC1 Примеры: 2S2C12 + H2S = S5Cl2 + 2HC1
2S2C12 + H2S2 = S6C12 + 2HC1 2S2C12 + H2S3 = S7C12 + 2HC1 2S2C12 + H2S4 = S8C12 + 2HC1
в)	wS2C12(1ic) + (n - 2)H2 = 2S„C12 + 2(n - 2)HC1
(« = 3, 4)
(w = 5+19)
(« > 20)
507
s
17.	S2C12 + H2 = 2HC1 + 2S
18.	S2C12(>) + SbCl3 = (S2C1+) [SbClJ
S2C12()K) + HgCl2 = (HgCl+)[S2Cl3|
19.	2S2C12(X)	S2C1+ + [S2C13)“
(150 °C)
8.	SnCI2 — дихлориды полисеры
Оранжево-красная жидкость (смесь SnCl2). В свободном виде выделены S„C12 с п = 3+8; в смеси существуют S„C12 с п < 100 (при п = 20—24 — очень вязкие жидкости, при п > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По химическим свойствам аналогичны S2C12. Низшие S„C12 — исходные вещества в процессе удлинения цепи. Получение см. S59, S716.
1.	S„C12 = S2C12 + (п - 2)S	(выше 20 °C)
2.	Процесс удлинения цепи: 2S„C12 + H2S„ = S3nCi2 + 2НС1
3.	S„C12 + Hg(NCS)2 = (CN)2S„ + 2 + HgCl2	(в жидк. CS2)
9.	S(CI)F5 — пентафторид-хлорид серы
Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения. Реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. S127, S154.
1.	S(C1)F5 • 17H20l (клатрат) ♦=* S(Cl)F5(p) + 17Н2О (на холоду)
2.	S(C1)F5 + 4Н2О HCI + 5HF + H2SO4
3.	S(C1)F5 + 8NaOH (разб.) = NaCl + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O
4.	2S(C1)F5 + H2 = S2F,o + 2HC1 (комн., свет ртутной лампы)
5.	2S(CI)F5 + O2 = S2(02“)F10 + Cl2	(комн., на свету)
10. SCI2O — оксид-дихлорид серы
Тионилхлорид. Бесцветная жидкость, выше температуры кипения разлагается. Перегоняется в вакууме при комнатной температуре. Смешивается с бензолом, хлороформом, этанолом, СС14, сероуглеродом. Полностью обезвоживает гидратированные хлориды металлов.
Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами, металлами, жидким HF, аммиаком. Неводный растворитель для неполярных веществ. Получение см. SI7, S55’6, S62, S710 * * * * *, S1931.
1. 4SC12O = 2SO2 + ЗС12 + S2C12	(85-440 °C)
2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2
3SC12O + 5Н2О = 6НС1 + 2H2SO4 (разб.) + Si	(кип.)
3. SC12O + 2HNO3 (конц.) + H2O = H2SO4 + 2НС1 + 2NO2T
508
s
4.	SC12O + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO3	+ 2H2O
5.	SC12O + 2HBr(r) = SBr2O + 2HC1	(0 °C)
6.	2SC12O + 4HI(r) = SO2 + S + 4HC1 + 2I2	(комн.)
7.	SC12O,„, + 2НЕЖ, = S(O)F2T + 2HC1?	(кат. SbCl5)
	8SC12O()K) + 2IF5 = 6S(C1)O(F) + 2S(O)F2 +	12C16 + 2C12
8.	SC12O	S8O	(-40 °C, в жидк. CS2)
SCl2O(x) S(NH)O (желт.), NS(OH) (красн.)
9.	10SCl2O + P4S)0 = 1OS2C12 + P4Ol0
10.	3SC12O + 6A1 = A12S3 + A12O3 + 2A1C13	(400-600 °C)
11.	6SC12OW + FeCl3 • 6H2O = 6SO2 + FeCl3 + 12HC1
12.	2SC12O(m) + FeO(OH) = 2SO2 + FeCl3 + HC1
13.	SC12O + 2NaF = S(O)F2T + 2NaCl (80 °C, в ацетонитриле) SC12O + 2KSO2F = S(O)F2 + 2SO2 + 2KC1	(180-200 °C)
14.	2SC12O(x) <=± S(C1)O+ + [SC13O]~
11. SCI2O2 — диоксид-дихлорид серы
Сульфурилхлорид. Бесцветная легкоподвижная жидкость, кипит без разложения. При стоянии желтеет из-за частичного разложения. Смешивается с этанолом, бензолом, толуолом. Гидролизуется. Химически активный; реагирует с серной кислотой, щелочами, оксидами металлов, серой, фтором, фторидами металлов, аммиаком. Неводный растворитель для хлоридов металлов (в том числе тяжелых) и SO3. Получение см. В47, Na649, S712, S1917, S301.
1.	SC12O2 = SO2 + Cl2	(160-300 °C)
2.	SC12O2 + Н2О -U HSO3C1 + HC1	(комн.)
SC12O2 + 2H2O = 2HC1 + H2SO4	(кип.)
3.	SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1
4.	SC12O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO4 + 2H2O
5.	8С12О2(ж) + 2CaO = CaSO4 + CaCl2
6.	2SC12CO2(m) + 3S = SC12 + S2C12 + 2SO2	(кат. A1C13)
7.	SC12O2 + F2 = SO2F2 + Cl2	(комн.)
8.	SC12O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl (60—150 °C, p, в сульфолане)
9.	SC12O2 + 2NH3 = S(NH2)2O2 + 2HC1	(комн., в CHC13)
сульфамид
10.	3SC12O2 + SbF3 = 3S(C1)O2F + SbCl3 SC12O2 + NaF = S(C1)O2F + NaCl
(300 °C, p, кат. SbCl5) (80 °C, в ацетонитриле)
509
s
12.	SF4 — тетрафторид серы
Бесцветный газ. Термически устойчив. В жидком состоянии весьма гигроскопичен. Растворяется в апротонных органических растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами, кислородом, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. Sl6< l0> *3, S58, S14'.
1.	3SF4 = 2SF6 + S	(600-650 °C)
2.	SF^j + H2O (влага воздуха) = 2HF + S(O)F2
3.	SF4 + 2H2O = SO2 + 4HF
4.	SF4 + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H2SO4 + 2NO2? + 4HFT	(кип.)
5.	SF4 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 4NaF + 3H2O
6.	2SF4 + O2 = 2S(O)F4	(200 °C, p, кат. NO2)
7.	SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCI	(150-175 °C, p)
8.	SF4(x) + BF3 = (SF3 )[BF4], SF4(1k) + CsF = Cs[SF5]
9.	SF4 + CrO3 = S(O)F2 + CrO2F2	(0-5 °C)
10.	SF4 + 2HF(X) алектР°лиз> (Катод) + SF6T (анод)
13.	SFe — гексафторид серы
Бесцветный газ. В твердом состоянии легколетучий. При нагревании разлагается. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Малорастворим в этаноле. Химически пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Гидролизуется водяным паром. Окисляет иодоводород, сероводород и активные металлы. Получение см. S16, S12*’|0, S19’5, S22’.
1.	SF6 - S + 3F2	(выше 800 °C)
2.	SF6 + 4Н2О (пар) = H2SO4 + 6HF	(выше 300 °C, р)
3.	SF6 +	8Н1(Г) = H2S +	4I2 +	6HF	(200	°C)
4.	SF6 +	3H2S = 6HF +	4S	(400	°C)
5.	SF6 +	8Na = 6NaF +	Na2S	(270-420	°C)
14. S2F2 — дифторид дисеры
Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением (—SF)2 (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)F2 (устойчивая форма). Выше 15 °C неустойчивая форма переходит в устойчивую. При нагревании разлагается. Растворяется в этаноле. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, кислородом. Получение неустойчивой формы см. S114, устойчивой формы SI14, S78.
510
s
1.	2S2F2 = SF4 + 3S	(выше 180 °C)
2.	2S2F2 + 2H2O = SOj + 3S + 4HF	(komh.)
2S2F2 + 3H2O = H2SO3S + 2S + 4HF	(ниже -80 °C)
3.	S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2H2O
S2F2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2 + 2HF + 2H2O
4.	2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O
5.	2S2F2 + 5O2 = S(O)F4 + 3SO3	(200 °C, p, кат. NO2)
15.S2Fl0 —декафторид дисеры
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в меньшей степени, чем SF6); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавленными щелочами. Разлагается кипяшей водой и концентрированными щелочами, реагирует с хлором. Получение см. S94.
1.	S2F10(r) = 2(-SFs)(r) (радикал)	(выше 70 °C)
2.	S2Fi0 + 6Н2О -U SO2? + H2SO4 + 10HF	(кип.)
3.	S2F10 + 14NaOH (конц.) = Na2SO3 + Na2SO4 + lONaF + 7H2O
(кип.)
4.	S2F10 + Cl2 = 2S(C1)F5	(200 °C)
16.	S4N2 — динитрид тетрасеры
Красный, при охлаждении становится желтым. Имеет циклическое строение. Перегоняется в вакууме. Термически неустойчив. Малорастворим в этаноле, лучше в других органических растворителях. Не разлагается холодной водой. Реагирует с горячей водой, азотной кислотой, щелочами. Получение см. S175.
1.	2S4N2 -U S4N4 + 4S	(0°С)
S4N2 = 4S + N2	(23-100 °C)
2.	2S4N2 + 6H2O (гор.) = 4NH3T + 5SX + 3SO2?
3.	S4N2 + 12HNO3 (конц., гор.) = 4SO2T + 10NO2T + 2H2O + 2NH4NO3 4. 2S4N2 + 6NaoH (разб., гор.) + 3H2O = 4NH3? + 5Si + 3Na2SO3
17.	S4N4 — тетранитрид тетрасеры
Оранжево-желтый, при очень низких температурах — светло-желтый (почти белый), при повышенных температурах — красный. Имеет строение неплоского цикла. Устойчив на воздухе, при нагревании в вакууме возгоняется. Плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Малорастворим в этаноле, эфире,
511
s
хорошо — в диоксане, бензоле, СС14, сероуглероде. Не реагирует с холодной водой. Химически активный; разлагается горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами; реагирует с серой, сильными восстановителями. Получение см. S7l4> l5, S161.
1. S4N4 = 2S2N2	(80 °C, кат. AgF2)
nS4N4 = 4(SN)n	(124-139 °C)
S4N4 = 4S + 2N2	(выше 200 °C)
2. S4N4 + 6H2O (гор.) = 4NH3T + Si + 3SO2T
(примеси H2S„O6, H2SO3S) 3. S4N4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6H2O = 4NH4C1 + Si + 3SO2?
S4N4 + SHNO3 (конц., гор.) + 4H2O = 4SO2T + 4NO2T + 4NH4NO3 4. S4N4 + 6NaOH (разб.) + H2O = 4(NH3 • H2O) + Si + 3Na2SO3 5. S4N4 + 4S = 2S4N2	(110 °C, p, в жидк. CS2)
6.	S4N4 + 24HI = 4H2S + 10I2i + 4NH4I	(примесь S)
7.	S4N4 + К = K(S4N4)	(на холоду, в тетрагидрофуране)
8.	S4N4 + 12AgF2 = 4S(N)F3 + 12AgF	(комн.)
S4N4 + 4AgF2 = mmk40-(SF4)4N4 + 4AgFi (кип. в жидк. CC14) 9. S4N4 + 2HgF2 = 4S(N)F + 2Hgi	(комн., в жидк. CC14)
10. S4N4 + 2SnCl2 + 8HC1 = K«/oio-S4(NH4)i + 2H2[SnCl6]
(80 °C, в C6H6)
11. S4N4 + 4SC12O + 4SO2 = 2S(NSO)2 + 4SC12O2 + 2S
(70 °C, bC6H6)
S4N4 + 6SO3 = 2S(NSO2)2O + 4SO2	(komh.)
18.	S(N)F3 — трифторид-нитрид серы
Бесцветный газ, термически устойчивый. Химически пассивен при комнатной температуре. Медленно реагирует с холодной водой, быстро — с подкисленной водой, щелочами. Получение см. S178.
1.	S(N)F3 + ЗН2О (гор.) HSO3NH2 + 3HF
2.	S(N)F3 + 4Н2О = NH4HSO4 + 3HF	(в конц. H2SO4)
3.	S(N)F3 + 4NaOH (разб.) = NaSO3NH2 + 3NaF + H2O
19.	SO2 — диоксид серы
Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде; медленно создает слабокислотную среду, но не образует определенного соединения (сернистая кислота H2SO3 не существует). Хорошо растворяется в этаноле, эфире, сероуглероде, бензоле. Химически активный; в растворе медленно окисляется растворенным кислородом. Типичный восстановитель, слабый окисли-512
s
тель. В жидком состоянии — неводный растворитель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см. Fe324, Na634-5, Na66*-5-6-8, SI2-5, S244-9, S2614-'8.
1.	SO2 = S + O2	(2500 °C)
2.	6SO2 • 46H2O (клатрат) = 6SO2 (насыш.) + 46H2O	(выше 12 °C)
3.	SO2 (разб.) + лН2О = SO2 • лН2О	
	SO2 • лН2О + H2O <=± HSO; + H3O+ + (л - 1)H2O (pH < 7)	
	hso; + h2o «=* so2- + h3o+	
4.	3SO2 +‘2Н2О(ж) = 2H2SO4 (разб.) + Si	(150 °C,p)
5.	SO2 + HNO3 (конц.) = (NO+)HSO4 SO2 + 2HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 2NO2T	(0-5 °C)
6.	SO2 + 2NaOH (конц.) = Na2SO3 + H2O SO2 + NaOH (разб.) = NaHSO3	
7.	SO2 + NH3 • H2O (разб.) = NH4HSO3 SO2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = (NH4)2SO3 + H2O SO2 + H2O + (NH4)2SO3 = 2NH4HSO3	
8.	2SO2 + Ca(OH)2 (насыш.) = Ca(HSO3)2(p)	(komh.)
	SO2 + Ca(OH)2 (суспензия) = CaSO3X + H2O SO2 + H2O + CaSO3(T) = Ca(HSO3)2(p)	(кип.)
9.	SO2 + H2O + Na2SO3 = 2NaHSO3 SO2 + Na2SO3 (насыш.) = Na2S2O5	(в этаноле,	в атмосфере H2)
10.	SO2 + Na2CO3 (конц.) = Na2SO3 + CO2?	(комн.)
	2SO2 + Na2CO3 (конц.) = Na2S2Os + CO2T	(40-60 °C)
	2SO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHSO3 + CO2T	(0 °C)
11.	2SO2 + O2 = 2SO3	(400-500 °C; кат. 2SO2 + 2H2O + O2	2H2SO4	Pt, V2O5, Fe2O3)
12. SO2
О — IQ6 °C
— 2’	> SO4 [точнее, SO7(O2-)], S,O, [точнее, S7Os(O2)|
электрич. разряд 4	z z x	L J z
13.	SO2	+ o3 = so3 + 02	(komh.)
14.	SO2	+ 6H° (Pt-чернь) = H2S + 2H2O	
15.	SO2	+ F2 = SO2F2	(komh., кат. Pt)
	SO2	+ 3F2 = SF6 + O2	(650 °C)
16.	SO2	+ 2H2O + E2 = H2SO4 + 2HE	(E = Cl, Br, I)
17.	SO2	+ Cl2 = SC12O2	(на свету, кат. камфора)
18. SO2 + H2SO4 (конц.) + 2KC1O3 (насыщ.) = 2KHSO4 + 2C1O2?
3SO2 + 3H2O + KIO3 = 3H2SO4 + KI
19. SO2 + 3S = 2S2O	(выше 100 °C, вак., электрич. разряд)
513
17 - 6006
s
20. 2SO2 4- SeO2 = Se 4- 2SO3		
	SO2 4- H2O (гор.) 4- NO2 = H2SO4 4- NOT	
21.	SO2 4- С (кокс) = S 4- CO2 SO2 4- 2CO = S 4- 2CO2	(400-600 °C) (500 °C)
22.	SO2 4- H2S = H2S2O2 SO2(r) 4- 2H2S(r) = 3S 4- 2H2O SO2(p) ^^4 S (коллоид), H2S„O6	(-70 °C) (комн., кат. H2O)
23. 4SO2 + 6NaOH (конц.) + 2H2S = 3Na2SO3S + 5H2O
SO2 + H2O + Na2(S„) = Na2SO3S + H2ST + (n - 2)S (komh.) 24. 2SO2 + 2H2O + S2C12 = H2S4O6 + 2HC1	(0 °C)
25. 2SO2(p) + 2(Na, Hg) = Na2S2O4 + 2HgX	(до 10 °C)
2SO2 + M = MS2O4 (M = Zn, Co; 60 °C, в смеси этанола и воды) 26. 2SO2 + Со + 2NaHCO3 = (Co2+)SO2X 4- Na2SO3 4- 2CO2T 4- H2O (40—50 °C, в этаноле) 27. 5SO, 4- 2Н,0 4- 2КМпО4 = 2H,SO4 4- 2MnSO4 4- K,SO4 XX	Н	X	Н	X *Т
(в разб. H2SO4)
SO2 4- РЬО2 (суспензия) = PbSO4i
28.	2SO2 4- (NHmOH)2SO4 = 2HSO3NH2T 4- H2SO4 (в олеуме)
29.	2SO2 (насыщ.) 4- BaO2 = BaS2O6	(0 °C)
3SO2(r) 4- 2(MnO2 • лН2О) (суспензия) = MnS2O6 4- MnSO4 4- 2лН2О 3SO2(r) 4- Fe2O3 • лН2О (суспензия) = FeS2O6 4- FeSO3X 4- иН2О
30.	3SO2 4- 2K2SO3S (насыщ.) = 2K2S3O6X 4- Si	(-10 °C)
3SO2 4- 2(NH4)2SO3S (конц.) = (NH4)2S3O6 4- (NH4)2S4O6 (komh.)
31.	SO2 4- PC15 = PC13O 4- SC12O	(50-60 °C)
SO2 4- CC14 = CC12O 4- SC12O	(150 °C, p, кат. A1C13)
SO2 4- MC15 = MC13O 4- SC12O	(M = Nb, Ta; 40-50 °C)
32.	SO2 4- Br2 4- PC13 = PC13O 4- SBr2O	(0 °C)
3SO2 4- Br2 4- BrF3 = 3S(Br)O2F	(12 °C, p)
33.	SO2(x) 4- MF = M(SO2F)	[M = Na, K, Rb, Cs]
SO2(X) 4- HF(X) < * HSO2F(X)
34-	SO2(x) + [Fe2(CO)9] = [Fe2(CO)8(-SO2)J + COT
35.	3SO2(x) <p=* S20f 4- SO|"
20. SO3 — триоксид серы
Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, при плавлении образует бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температурах. В твердом состоянии существует в виде аморфного
514
s
летучего тримера S3O9, цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO3)n; ниже 25 °C тример переходит в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней, образуя H2S2O7; техническая смесь H2SO4, H2S2O7 и избыточного растворенного SO3 называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами, сероводородом. Получение см. Fe34l, S1911-13>2°.
1. 2SO3 «=* 2SO2 + О2
2SO3 = 2SO2 + О2
2. SO3 + Н2О (хол.) = H2SO4 (разб.)
(400-700 °C)
(800-1100 °C)
SO3 + Н2О (разб. H2SO4) = H2SO4 (конц., безводн.)
SO3 + H2SO4 (безводн.) = H2S2O7 (примеси H2S3Ol0, H2S4O13)
3. SO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SO4 + H2O
4. SO3 + HF = HSO3F	(35-45 °C)
S°3(X) + MF = MSO3F	(M = Lit, K+, NH4)
5.	SO3 + HCl(r) = HSO3C1	(комн., в олеуме)
SO3 + HBr(r) = HSO3Br	(-35 °C, в жидк. SO2)
6.	2SO3 + H2SO4 + CaF2 = 2HSO3F + CaSO4X (комн., в олеуме)
2SO3 + H2SO4 + K(HF2) = 2HSO3F + KHSO4 (комн., в олеуме)
7.	2SO3 + H2SO4 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2	(в олеуме)
8.	2SO3 + HC1O4 (безводн.) = (CIO J )HS2O7
9.	SO3 + H2S = H2SO3S	(до -5 °C, в эфире)
10.	2SO3 + O2 = 2SO2(O2")	(0 °C, электрич. разряд)
2SO3 + O3 = O2 + S2O5(O2")	(0 °C, электрич. разряд)
11.	3SO3(X) + 2K2SO4 = K2S2O7 + K2S3Ol0
12.	3SO3 + CaF2 = S2O5F2 + CaSO4	(200 °C, p)
13.	4SO3 + 2SC12(!K) = 3SO2 + SC12O + S2C12O5
SO3 + 52Е2(ж) = SO2 + S + SE2O	(E = Cl, Br)
14.	2SO3 + CC14 = S2C12O5 + CC12O	(100-120 °C)
3SO3 + CC14 = S3Cl2Og + CC12O (80 °C, примесь S4Cl2On) 15. 2SO3 + F2 = 2(-OSO2F)	(165 °C, кат. Cu/AgF2)
2(«OSO2F) = S2O4(O2_)F2	(komh.)
21. S(O)F2 — дифторид-оксид серы
Бесцветный газ, термически весьма устойчивый. Хорошо растворяется в органических растворителях. Полностью обезвоживает кристаллогидраты фторидов металлов. Не реагирует с металлами даже при нагревании. Гидролизуется (медленно — на холоду, быстро — при на-
515
s
гревании), реагирует с азотной кислотой, щелочами, диоксидом кремния, фтором. Получение см. Na69u, S 107> 13, S122-9.
1.	12S(O)F2 = 6SO2 + 9F2 + SF6 + 5S	(600-650 °C)
2.	S(O)F2 + H2O = SO2 + 2HF
3.	S(O)F2 + 2HNO3 (конц., гор.) + H2O = H2SO4 + 2HFT + 2NO2T
4.	S(O)F2 + 4NaOH (разб., гор.) = Na2SO3 + 2NaF + 2H2O
5.	2S(O)F2 + SiO2 = 2SO2 + SiF4	(выше 480 °C)
6.	2S(O)F2(m) + CuF2 • 2H2O - CuF2 + 4HF + 2SO2
S(°)F2(x) + CuO = CuF2 + SO2
7.	3S(O)F2(m) + 2C1F3(X) = 3S(O)F4 + Cl2
5S(O)F2 + 2BrF5 = 5S(O)F4 + Br2	(280 °C, p)
8.	S(O)F2 + 2F2 = (SFj )OF	(комн., кат. CsF)
S(O)F2 + 2AgF2 = S(O)F4 + 2AgF (200 °C, примесь (SF*)OF)
22.	S(O)F4 — тетрафторид-оксид серы
Бесцветный газ, в жидком состоянии желтый. Термически устойчивый. Гидролизуется, реагирует со щелочами, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. S126, S145, S217 8.
1.	2S(O)F4 = SF6 + SO2F2	(300 °C)
2.	S(O)F4 + H2O = SO2F2? + 2HF
3.	S(O)F4 + 2NaOH (разб., гор.) = SO2F2T + 2NaF + H2O
S(O)F4 + 6NaOH (конц.) = Na2SO4 + 4NaF + 3H2O (кип.) 4. S(O)F4(x) + AsF5 = (SOF 3+ )[AsF6] 5. S(O)F4(m) + CsF = Cs[S(O)F5]
23.	SO2F2 — дифторид-диоксид серы
Бесцветный газ, термически устойчивый. Малорастворим в холодной воде и не реагирует с ней (в отличие от SC12O2), нерастворим в безводной серной кислоте. Растворяется в этаноле, толуоле, расплаве натрия. Разлагается водяным паром, концентрированными щелочами при нагревании. Получение см. Na646, Na69n, Sil7, S1915, S221-3.
1.	SO2F2 = SO2 + F2	(выше 400 °C)
2.	SO2F2 + 2H2O (nap) = H2SO4 + 2HF	(выше 150 °C)
3.	SO2F2 + 4NaOH (конц.) = Na2SO4 + 2NaF + 2H2O (кип.) 4. 2SO2F2 + С (графит) = CF4 + 2SO2	(1000 °C, в атмосфере N2)
24.	H2S — сероводород
Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфанов H2S„ (л = 1+8). Бесцветный газ, термически неустойчивый, сжижается 516
s
под избыточным давлением. Плохо растворяется в холодной воде, слабая кислота. Насыщенный (= 0,1 М) раствор называют «сероводородной водой», при стоянии на воздухе мутнеет (ингибитор — сахароза). Нейтрализуется щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями, галогенами, кислородом, типичными окислителями, диоксидом серы. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. А1201-2, Ва133’*-‘-",Са2Р-4, Fe312 3, SI411, S19'4, S2613-18.
1.	H2S = Н2 + S	(400-1700 °C)
2.	8H2S • 46Н2О(т) (клатрат) = 8H2S + 46Н2О	(выше 0 °C)
3.	H2S + *Н2О «=* HS" + Н3О+
HS" + Н2О ♦=► S2- + Н3О+
4.	H2S + H2SO4 (конц.) = Si + SO2? + 2Н2О	(комн.)
H2S + 3H2SO4 (конц.) = 4SO2T + 4Н2О	(кип.)
5.	H2S (насыщ.) + 2HNO3 (конц., хол.) = Si + 2NO2T + 2Н2О
H2S + 8HNO3 (конц.) = H2SO4 + 8NO2T + 4H2O	(кип.)
6.	H2S + NaOH (разб.) = NaHS + H2O
H2S + 2NaOH (конц.) = Na2S + 2H2O
7.	H2S (насыщ.) + Na2S = 2NaHS
H2S (насыщ.) + NH3 H2O = NH4HS + H2O
8.	H2S + 2NH3()K) = (NH4)2S	(-40 °C)
H2S + NH3 = NH4HS	(0 °C, в эфире)
9.	2H2S (насыщ.) + O2 —2Si + 2H2O	(на свету)
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (250—300 °C, сгорание на воздухе)
10.	H2S + 4C12 + 4H2O = H2SO4 + 8HC1
11.	H2S (насыщ.) + E2 = Si + 2HE	(E = Br, I)
12.	2H2S + 2Na = 2NaHS + H2	(150 °C)
13.	H2S + S„ = S„S + H2	(400-450 °C)
14.	H2S + ZnO = ZnS + H2O	(800-1000 °C)
H2S (влажн.) + Zn = ZnS + H2	(700-800 °C)
15.	H2S (насыщ.) + Na2CO3 = NaHS + NaHCO3
16.	H2S (насыщ.) + 2AgNO3 = Ag2Si + 2HNO3
H2S (насыщ.) + MC12 = MSi + 2HC1 (M = Pb, Cu, Cd, Hg)
17.	3H2S (насыщ.) + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3Si + 2H2O + 2KOH 3H2S (насыщ.) + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3Si + Cr2(SO4)3 +
+ 7H2O + K2SO4
18.	H2S + SO2 = H2S2O2
2H2S(r) + SO2(r) = 3S + 2H2O
(-70 °C)
(комн., кат. H2O)
517
19.	H2S(r) S°2(l>>’ Н;°» S (коллоид), H2S„O6
20.	2H2S + 6NaOH (конц.) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O
21.	Процесс удлинения цепи:
2H2S(x) + SnCl2 = H2S„ + 2 + 2HC1
Примеры: 2H2S + SC12 = H2S3 + 2HC1
2H2S + S2C12 = H2S4 + 2HC1
2H2S + S3C12 = H2S5 + 2HC1
2H2S + S5C12 = H2S7 + 2HC1
22.	H2S + M(C2H5O) = MHSi + C2H5OH (M = Li, Na, К; в эфире)
23.	H2S + SO3 = H2SO3S	(до -5 °C, в эфире)
H2S + HSO3C1 = H2SO3S + HC1	(до -80 °C)
24.	H2S + SbF5(x) + HF = (H2S+) [SbF6]
25.	2H2S(x) <=♦ H3S+ + HS-
25.	H2Sn — полисульфаны
Смесь H2S„ (n = 2+8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость, практически не растворяет воду и сама мало растворяется в воде (расслаивание). Все H2S„ имеют цепное строение HS(S„_2)SH. Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Смешивается с этанолом (частично разлагается), бензолом, толуолом, ксилолами, хлороформом, ацетоном, сероуглеродом. Реагируют с кислотами-окислителями, разлагаются щелочами. Низшие H2S„ хорошо растворяют серу (без образования высших H2S„). Получение смеси H2S„ см. Na623, чистых H2S„ (п = 2+4) — S252, высших H2S„ — S2421, S258.
1.	H2SMX) H2S + H2S2„_,
2.	Крекинг: H2S„ = H2S„ _ т + mS	(при нагревании)
Примеры: H2S„ = H2S4 + (л - 4)S	(75	°C)
H2S„ = H2S2 + (л - 2)S	(110 °C)
H2S„ = H2S3 + (л - 3)S	(125	°C)
2H2S3 = H2S2 + H2S + 3S	(выше 140 °C)
3.	H2S„(p) -U H2ST + (л— l)Sl
4.	H2S„ + NaOH (разб.) = NaHS + (л - 1)SX + H2O
5.	2H2Sn(p) + O2 (воздух) = 2л5Х + 2H2O
2H2S„ + O2 = 2л8О2 + 2H2O	(сжигание на воздухе)
6.	H2S„ + H2SO4 (конц.) = лБХ + SO2 + 2H2O	(komh.)
H2S„ + (2л + 1)H2SO4 (конц.) = (3л + 1)SO2T + (2л + 2)H2O (кип.)
518
s
7.	H2Sn + 2HNO3 (конц.) = nSX + 2NO2 + 2H2O	(коми.)
H2S„ + (6л + 2) HNOj (конц.) = nH2SO4 + (6л + 2)NO2T +
+ (2л + 2)H2O (кип.)
8.	Процесс удлинения цепи: 2H2Sn(x) + S„C12()K) = 2H2S3„ + 2HC1 Примеры: 2H2S2 + SC12 = H2S5 + 2HC1, 2H2S2 + S2C12 = H2S6 + 2HC1 2H2S2 + S3C12 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H2Sg + 2HC1
9.	H2S„ -5% H2S„O3 [точнее, HO3S(Sn _ 2)SH]	(л = 3+7)
сульфанмоносульфоновые кислоты
	H2S„O	so3 3	>	H2SnO6	(-78 °C, в эфире)
10.	H2S„	SOp -Hl	H2S„O6	(в эфире)
11.	H2s„	SC12O^	S8O	(—40 °C, в жидк. CS2)
26. H2SO4 — серная кислота
Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаждается до О °C. При нагревании частично разлагается (выделяется SO3), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3%); при более высоких температурах разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты H2SO4 • Н2О и H2SO4 • 2Н2О имеют ионное строение Н3О+ HSO4 и (H3O+)2SO4_ соответственно. Вступает в реакции ионного обмена, нейтрализуется щелочами. В концентрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Со, Fe, Mg, Nb) пассивируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в разбавленном растворе. Безводная H2SO4 — неводный растворитель для сульфатов металлов; хорошо растворяет H2S2O7 и SO3 (техническая смесь — олеум). Получение см. S19”’20, S202, S281.
1.	l,09H2SO4 (безводн.) = [H2SO4 + 0,09Н20] + 0,09S03T
азеотроп	(296—340 °C)
H2SO4 (безводн.) = Н2О + SO3	(450 °C)
2.	H2SO4 • 2H20i «=► H2SO4 + 2Н2О	(-39,5 °C)
H2SO4 • H2Oi <=± H2SO4 + H2O	(до 8,48 °C)
з.	h2so4 (конц.) + н2о = h2so4 • h2o <=+ hso; + H3O+
hso; + h2o ♦=» so2- + h3o+
4.	H2SO4 (разб.) + 4H2O = SO2’ • 2H2O + 2H3O+
5.	H2SO4 (конц., хол.) + NaOH = NaHSO4 + H2O
H2SO4 (разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
519
6.	H2SO4 (конц., хол.) + NH3 • Н2О = NH4HSO4 + Н2О
H2SO4 (разб., гор.) + 2(NH3 • Н2О) = (NH4)2SO4 + 2Н2О
7.	H2SO4 (разб.) + СаО = CaSO4X + Н2О
H2SO4 (разб.) + Са(ОН)2 = CaSO4i + 2Н2О
H2SO4 + Ba(NO2)2 = 2HNO2 + BaSO4i
8.	H2SO4 (конц.) + NaCl(T) = NaHSO4 + HC1T	(30-50 °C)
H2SO4 (конц.) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2HC1T	(кип.)
9.	H2SO4 (конц.) + Na2SO4 = 2NaHSO4	(40 °C)
10.	H2SO4 (разб., гор.) + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2? + H2O
H2SO4 (разб., хол.) + CaCO3 = CaSO4X + CO2? + H2O
11.	H2SO4 (конц.) + HF (конц.) ♦=* HSO3F + H2O
12.	H2SO4 (конц.) + H2O2 (конц.) = H2SO3(O2) + H2O (0 °C)
13.	H2SO4 (разб.) + Zn = ZnSO4 + H2T
5H2SO4 (конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O (примеси S, SO2)
14.	2H2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + SO2? + 2H2O
2H2SO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SO4l + SO2T + 2H2O
2H2SO4 (конц., гор.) + 2Hg = Hg2SO4X + SO2T + 2H2O
15.	2H2SO4 (конц., хол.) + 4H2 <=± S (коллоид) + SO2(p) + 6Н2О
16.	H2SO4 (конц.) + H2S = Si + SO2T + 2H2O
2H2SO4 (конц.) + S = 3SO2T + 2H2O	(кип.)
17.	2H2SO4 (конц., гор.) + С (графит) = 2SO2? + СО2? + 2Н2О 18. 3H2SO4 (конц.) + 2KBr(T) = SO2? + Br2 + 2Н2О + 2KHSO4
(40—60 °C, примесь S)
5H2SO4 (конц.) + 8KI(T) = H2ST + 4I2I + 4Н2О + 4K2SO4
(кип., примеси S, SO2)
19.	H2SO4 (конц.) + НСООН = СО? + H2SO4 Н2О
6H2SO4 (конц.) + С2Н)2О6 = 6С (графит) + 6(H2SO4 • Н2О)
(0—5 °C, примеси СО, СО2, SO2)
20.	2H2SO4 (конц., хол.) электР°лиз> н2? (катод) + H2S2O6(O2) (анод)
21.	H2SO4 (конц.) + F2 = 2HF + SO2(O^)	(0 °C)
22.	H2SO4 (безводн.) + SO3 = H2S2O7	(комн.)
23.	H2SO4 (безводн.) + 2SO3 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2 (в олеуме) 24. 2H2SO4 (безводн.) + NO + NO2 = 2(NO+)HSO41 + H2O (komh.)
25.	H2SO4 (безводн.) + PC15 = HSO3C1 + PC13O + HCI
26.	2H2SO4 (безводн.) + HNO3 (безводн.) H3O+ + NO2 +
+ 2hso;
H2SO4 (безводн.) + HC1O4 (безводн.) H3SO4 + CIO4
520
s
27. 2H2SO4 (безводн.)
2H2SO4 (безводн.)
h3so; + hso; н3о+ + hs2o;
(10 °C)
(10 °C)
27.	H2S2Oe — дитионовая кислота
Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот H2S„O6 (л = 2+10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном растворе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная кислота, нейтрализуется щелочами. Более устойчива к действию окислителей и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. Ва154, К504.
1.	H2S2O6(p) = H2SO4 + SO2?	(выше 50 °C)
2.	H2S2O6 (разб.) + Н2О (хол.) = HS2O; + Н3О+
hs2o6 + н2о <=♦ s2o*- + н3о+
3.	H2S2O6 + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S2O6 + 2Н2О
28.	H2S2O7 — дисерная кислота
Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Гидратов не образует. Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Проявляет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. S2623.
1.	H2S2O7 = H2SO4 + SO3?	(80-100 °C)
2.	H2S2O7 + H2O (гор.) = 2H2SO4
3.	H2S2O7 + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2H2O
4.	H2S2O7 + SO3 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2	(в олеуме)
5.	2H2S2O7 + Cu = CuSO4 + SO2? + 2H2SO4	(200 °C)
6.	H2S2O7 + HCl(r) = HSO3C1 + H2SO4	(0 °C, в олеуме)
7.	H2S2O7 + C(NH2)2O = 2HSO3NH2 + CO2? (до 80 °C, в олеуме) 8. 2H2S2O7 + P4O10 = 4HPO3 + 4SO3?	(55 °C)
29.	H2SnOe — политионовые кислоты
Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение HO3S(S„_2)SO3H (л = 3+18). В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты H2S4O6 и особенно H2S5O6, при слабом нагревании разлагаются. Реакционная способность выше, чем у H2S2O6. В этанольном растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и восстановителями. Получение смеси H2S„O6 (жидкость Ваккенродера) см. S2419 и S259’|0, отдельных H2S„O6 — К525.
521
s
1.	-U (n - 2)SX + S02 + H2SO4	(выше 20 °C)
2.	H2S„O6 (разб.) + H2O (хол.) = HS„O” + H3O+
hs„o6- + H2O <=♦ s„o*- + H3O+
3.	H2S„O6 + 2NaOH = Na2S„O6 + 2H2O	(0 °C, в этаноле)
4.	H2S„O6 + 4NaOH (разб., хол.) = (л - 2)Si + Na2SO3 + 3H2O +
+ Na2SO4
5.	H2S„O6 (конц.) + S ♦=♦ H2S„+IO6
6.	H2S„O6 + H2O + SO2 = H2S„ _ jO6 + H2SO3S (0 °C, в эфире)
7.	H2S„O6 + (6л - 10)HNO3 (конц., гор.) = nH2SO4 +
+ (6л - 10)NO2 + (2л - 4)H2O
30.	HSO3CI — хлорсульфоновая кислота
Бесцветная жидкость, неустойчивая во влажном воздухе и выше температуры плавления. Разлагается водой, щелочами. Реагирует с жидким HF, пероксидом водорода, сероводородом. Получение см. Sil2-3, S205, S262S, S286.
1.	2HSO3C1 = H2SO4 + SC12O2	(80-100 °C, вак.)
HSO3C1 = SO3 + HCI	(выше 152 °C)
2.	HSO3C1 + H2O = H2SO4 + HCI
3.	HSO3C1 + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCl + 2H2O
4.	HSO3C1 + HF(M) = HSO3F + HCI?	(0 °C)
5.	2HSO3C1(M) + H2O2 (безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HC1?	(0 °C)
HSO3C1 + H2O2 (конц.) = H2SO3(O2) + HCI?
6.	HSO3C1 + H2S = H2SO3S + HCI	(до -80 °C)
31.	HSO3F — фторсульфоновая кислота
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, термически устойчива. Смешивается с безводной серной кислотой. В отсутствие влаги не реагирует с большинством металлов, диоксидом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фторидов тяжелых металлов. Получение см. Са94, F29, К186, S206, S2611.
1.	2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF	(выше 900 °C)
2.	HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF
3.	HSO3F + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaF + 2H2O
4.	HSO3F(M) + NaCl = NaSO3F + HCI
5.	HSO3F + KC1O4 = C1O3F + KHSO4	(50-85 °C)
6.	2HSO3F(M) H2SO3F++ SO3F"
522
s
32.	HSO3NH2 — аминосульфоновая кислота
Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполярного (цвиттер-) иона _SO3NH4 . При плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме, этаноле. Медленно реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется щелочами. Получение см. S1928, S287.
1.	HSO3NH2 = SO3 + NH3	(выше 207 °C)
2.	HSO3NH2 (разб.) + Н2О (хол.) = SO3NH” + Н3О+
3.	2HSO3NH2 + 2Н2О (гор.) -U (NH4)2SO4 + H2SO4
(в разб. H2SO4) 4. HSO3NH2 + HNO3 (конц.) = N2OT + H2SO4 + H2O (50-60 °C) 5. HSO3NH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + H2O
33.	H2SO3(O2) — пероксосерная кислота
Мононадсерная кислота, кислота Каро. Белая, низкоплавкая. Медленно разлагается при комнатной температуре, быстро — выше температуры плавления. Хорошо растворяется в этаноле, эфире. Гидратов не образует. Устойчива в разбавленном растворе на холоду, сильная одноосновная кислота. Разлагается водой при комнатной температуре (медленно) и при нагревании (быстро), нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. К546, S305, S342- ’.
1.	H2SO3(O2) H2SO4 + O°	(комн.)
2H2SO3(O2) = 2H2SO4 + О2	(выше 47 °C)
2.	H2SO3(O2) + Н2О = HSO3(O2)“ + Н3О+	(0 °C)
3.	H2SO3(O2) + Н2О (гор.) = H2SO4 + Н2О2
4.	H2SO3(O2) + 2НС1 (конц.) = С12Т + H2SO4 + Н2О
5.	H2SO3(O2) + NaOH = NaHSO3(O2) + Н2О (0 °C, в этаноле) 2H2SO3(O2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4Н2О + О2?
6.	3H2SO3(O2) + 8(NH3 • Н2О) [конц.] = 3(NH4)2SO4 + N2T + 11Н2О
7.	H2SO3(O2) + 2КЕ = Е2 + K2SO4 + Н2О	(Е = Br, I)
5H2SO3(O2) + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 7H2SO4
8.	H2SO3(O2) + HSO3C1 = H2S2O6(O2) + HC1
34.	H2S2Oe(O2) — пероксодисерная кислота
Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше температуры плавления. Хорошо растворяется в этаноле, плохо — в эфире. Гидратов не образует. Устойчива в концентрированном
523
s
растворе, разлагается в разбавленном растворе (быстро — в щелочной среде). Сильный окислитель; реагирует (полностью, но медленно) с гидратом аммиака, иодидом калия. Получение см. К.546, S2620, S305.
I.	2H2S2O6(O2) = 2H2SO4 + 2SO3 + О2	(выше 65 °C)
2.	H2S2O6(O2) (разб.) + Н2О = H2SO3(O2) + H2SO4	(О °C)
H2S2O6(O2) (разб.) + 2Н2О = 2H2SO4 + Н2О2	(20-25 °C)
3.	2H2S2O6(O2) [конц.] + 4NaOH = Na2S2O6(O2) + NaHSO3(O2) +
+ NaHSO4 + 3H2O (0 °C)
2H2S2O6(O2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2SO4 + 6H2O + O2T
4.	3H2S2O6(O2) + 14(NH3 • H2O) 6(NH4)2SO4 + N2? + 14H2O
5.	H2S2O6(O2) + 2AgNO3 + 2H2O = (Ag'Ag'")O2i + 2H2SO4 + 2HNO3 H2S2O6(O2) + Pb(NO3)2 + 2H2O = PbO2i + 2H2SO4 + 2HNO3
6.	H2S2O6(O2) + 2KI = I2i + K2SO4 + H2SO4
7.	5H2S2O6(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4
(кат. AgNO3) 3H2S2O6(O2) + Cr2(SO4)3 + 8H2O = 9H2SO4 + 2H2CrO4
8.	H2S2O6(O2) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)i + 2Na2SO4 +
+ 4H2O (M = Fe, Co, Ni)
9.	H2S2O6(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SO3(O2)	(на холоду)
10.	H2S2O6(O2) + 2Na2SO3S = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6
35.	H2SO3S — тиосерная кислота
Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких температурах. Термически неустойчива. Быстро (но не мгновенно) разлагается в воде (сильная кислота), мгновенно — в присутствии серной кислоты, медленно и не полностью — в эфирном растворе при комнатной температуре. Реагирует со щелочами, галогенами. Получение см. Na696, S209, S306.
1.	2H2SO3S = H2S + H2S3O6	(выше -78 °C)
2.	H2SO3S (разб.) + H2O = HSO3S + Н3О+
HSO3S“ + Н2О ♦=* SO3S2~ + Н3О+
3.	H2SO3S(p) = Н2О + Si + SO2	(в разб. H2SO4)
4.	H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2H2O
5.	H2SO3S + 4E2 + 5H2O = 2H2SO4 + 8HE	(E = Cl, Br)
2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2H1
6.	H2SO3S H2S + SO3	(комн., в эфире)
524
Sb
Сурьма
1. Sb — сурьма
Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — желтая сурьма, черная сурьма, взрывчатая сурьма (содержит SbCl3). Не реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, графитом, этанолом. Простых аквакатионов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями, «царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халькогенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. Sb39’ |0’ |7, SblO’- 5> 6, Sbl21516-18, Sbl310, Sbl56-8.
1.
2.
з.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2Sb + 3H2O (пар) = Sb2O3 + ЗН2	(600 °C)
2Sb + 6H2SO4 (конц., хол.) -U Sb2(SO4)3>L + 3SO2? + 6H2O
Sb + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + 3SO2? + 6H2O
2Sb + 10HNO3 (конц.) = Sb2Oj + 10NO2? + 5H2O	(кип.)
2Sb + 2HNO3 (разб.) = Sb2O3l + 2NO? + H2O	(кип.)
3Sb + 18HCI (конц.) + 5HNO3 (конц.) = 3H[SbCl6] + 5NO? +
+ 10H2O	(30-40 °C)
6Sb + 6KOH + 5KC1O3 = 6KSbO3 + 5KC1 + 3H2O (400-550 °C) 2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2
(400-500 °C)
(650 °C, сгорание на воздухе)
(комн., примесь SbCl5) (кип., в жидк. СС14) (50—70 °C, в толуоле) (250-400 °C, р)
(650-700 °C, Е = S, Se, Те) (сплавление; М = Li, Na, К) (0 °C) (650 °C) (0 °C)
(М = Zn, Cd, Al, Ga, In, La) [выше -50 °C]
(100 °C, трение) [400 °C]
4Sb + 3O2 = 2Sb2O3
2Sb (порошок) + 3C12 = 2SbCl3
2Sb (порошок) + 3Br2 = 2SbBr3
2Sb (порошок) + 3I2 = 2SbI3
2Sb + 5S = Sb2S5
2Sb + 3E = Sb2E3 Sb + 3M = M3Sb M3Sb + 3H2O = SbH3? + 3MOH a) 2Sb + 3Mg = Mg3Sb2
M3Sb2 + 6HC1 (разб.) = 2SbH3? + 3MgCl2 6) Sb + M = MSb Sb (желт.) —► Sb (металлич.)
Sb (взрывч.) быстро> Sb (металлич.) Sb (черн.) —»• Sb (металлич.)
11.
525
Sb
12. 4Sb(M) <=> + Sb4(r) ^^4<r) «—- 2Sb2(r) «—- 4Sb(r) Sb(r) —► 8Ь(черн.)
(1634 °C) (1700-2000 °C) (быстрое охлаждение)
2.	SbBr3 —бромид сурьмы (III)
Белый, гигроскопичный, низкоплавкий, летучий; в жидком состоянии — ярко-желтый. Растворим в этаноле, ацетоне. Гидролизуется, реагирует с кислотами, щелочами. Образует бромокомплексы. Получение см. Sbl7.
1.	SbBr3 + Н2О (хол.) = Sb(Br)Oi + 2НВг
2SbBr3 + ЗН2О = Sb2O3-l + бНВг	(кип. в разб. НВг)
2.	2SbBr3 + 4HNO3 (конц.) + Н2О = Sb2O5X + 4NO2? + 6HBr 3. SbBr3 + 4NaOH (конц.) = Na[Sb(O'H)4] + 3NaBr
4.	SbBr3(x) M[SbBr4], M3[Sb2Br9]	(M = Na, K, Rb)
5.	2SbBr3 + Br2 + 4MBr = M4[Sb“'Br6][SbvBr6]i
(M = Rb+, Cs+, NH4, в конц. НВг)
3.	SbCI3 — хлорид сурьмы(Ш)
Белый, низкоплавкий (жидкость — «сурьмяное масло»), летучий, чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в малом количестве воды (раствор прозрачный), при разбавлении гидролизуется. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Окисляется хлором, восстанавливается водородом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. Sbl7, Sb416, SblO6, Sbl23-н, Sbl57.
1.	8ЬС13(конц.) + H2O = Sb(Cl)O4- + 2HC1	(разбавление)
2.	4SbCl3 + 5H2O = Sb4Cl2O5>l + 10HC1	(50 °C, в разб. HC1)
2SbCl3 + 3H2O = Sb2O3X + 6HC1	(кип., в разб. HC1)
3.	SbCl3 + HC1 (> 15%-я) + H2O = H[SbCl4] + H2O = H3O+ + [SbCl4]-
[SbCl4l  + 8H2O [Sb(H2O)4(OH)2]+ + 4СП + 2H3O+
(в разб. HC1)
4.	2SbCl3 + 3HC1 (> 20%-я) <=♦ H^SbjCl,]
SbCl3 + 3HC1 (36%-я) = H3(SbCl6]
5.	2SbCl3 + 3H2SO4 (конц., хол.) = Sb2(SO4)3i + 6HC1
2SbCl3 + 4HNO3 (конц.) + H2O = Sb2O5X + 4NO2 + 6HC1 (кип.) 6. 2SbCl3 + 6NaOH (разб.) = Sb2O3i + 6NaCl + 3H2O
SbCl3 + 4NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)4J + 3NaCl
7. 2SbCl3 + 6(NH3 • H2O) (конц.) = Sb2O3i + 6NH4C1 + 3H2O (кип.) 8. 2SbCl3 + 3Na2CO3 (конц.) = Sb2O3X + 6NaCl + 3CO2? (кип.)
526
Sb
9.	2SbCl3 + 3H2 = 2Sb + 6HC1	(730-750 °C)
4SbCl3 + 3Li(BH4} = 4SbH3? + 3LiCl + 3BC13 (-70 °C, в эфире)
10.	2SbCl3 + 3Fe = 2Sbi + 3FeCl2	(в конц. HCI)
11.	SbCl3 + Cl2 = SbCl5	(74-80 °C)
12.	2SbCI3 + 3H2S = Sb2S3i + 6HCI	(в разб. HCI)
13.	SbCl3 + 3AgNO3 = Sb(NO3)3 + 3AgCli	(в ацетоне)
14.	SbCl3 + 2MC1 (конц.) = M2[SbCl5]	(M = Na, K, Rb, Cs)
2SbCl3 + 3CsCl = Cs3[Sb2Cl9]i	(в конц. HCI)
15.	2SbCl3'+ Cl2 + 4MC1(T) = M4[SblllCl6][SbvCl6]l
(M = Rb+, Cs+, NH4+; в конц. HCI)
16.	SbCl3 + C2H5OH (гор.) = Sb(Cl)OX + C2H5C1? + HCI
17.	2SbCl3 Х1ектроли:|> 2Sb (взрывч.)4- (катод) + 3C12? (анод) (0 °C, в конц. HCI)
4. SbCls — хлорид сурьмы(У)
Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное строение (SbCl 4 )С1“. Гидролизуется. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Sb3H.
1.	SbCl5 = SbCI3 + С12	(выше 140 °C)
2.	SbCl5 + Н2О (хол.) = 2НС1 + SbCl3Oi (желт.)
2SbCl5 + 5Н2О = Sb2O5l + 10НС1	(кип.)
3.	SbCl5 + НС1 (конц.) = H[SbClJ
4.	SbCl5 + 6NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)6]i + 5NaCl
5.	SbCl5(x) + 5HF(r) = SbF5 + 5HC1	(komh.)
SbCl5(M) + H2S = Sb(S)Cl3i + 2HC1
6.	35ЬС15(ж) + 2Sb (порошок) = 5SbCl3
7.	SbCl5()K) + MCI = M[SbCl6]	(M = Na, K)
8.	SbCl5 + (NO)C1 = (NO+)[SbCl6] (желт.) (-5 °C, в жидк. CC14) SbCl5 + (NO2)Cl()lt) = (NO2)[SbCl6] (бел.)
(-30 °C, в атмосфере Cl2)
5. [SbCI6] ,H — гексахлоростибат(У) водорода
Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной и уксусной кислотах, этаноле, ацетоне. Кристаллогидрат H[SbCl6] • Н2О имеет строение
527
Sb
(H3O+)[SbCl6] . Гидролизуется, реагирует co щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Sbl4, Sb43, Sb 1219, Sb 135.
1. HlSbCl6] • 4,5H2O(T) = H[SbCl6] • H2O + 3,5H2O
(комн., над конц. H2SO4)
HfSbClJ • H2O = SbCl5 + HCI + H2O (70-80 °C, примесь SbCl3O) 2. H[SbCl6] (разб.) + H2O (хол.) = SbCl3Oi + 3HC1
2H[SbCI6] + 5H2O = Sb2O5i + 12HC1T	(кип.)
3.	H|SbCl6] (разб.) + H2O = H3O+ + |SbCl6]~	(в конц. HCI)
4.	2H[SbCy + 12NaOH (разб.) = Sb2O5i + 12NaCl + 7H2O (кип.)
H[SbCl6| + 7NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)6]i + 6NaCl + H2O
5.	2H[SbCl6] + 12(NH3 • H2O) |конц.] = Sb2O5l + 12NH4C1 + 7H2O
6.	Sb(CI)O — оксид-хлорид сурьмы
Белый, при умеренном нагревании разлагается, негигроскопичный. Не растворяется в холодной воде, этаноле, эфире. Растворим в сероуглероде, хлороформе. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. Sb3L |6.
1.	5Sb(CI)O = Sb4Cl2O5 + SbCl3	(170-250 °C)
6Sb(Cl)O = 2Sb2O3 + 2SbCI3	(выше 320 °C)
2.	2Sb(Cl)O + H2O = Sb2O3l + 2HC1	(кип.)
3.	4Sb(Cl)O + H2O = Sb4Cl2O5i + 2HC1 (50 °C, в разб. HCI)
«алгаротов порошок»
4.	Sb(Cl)O + 3HC1 (конц.) = H[SbCl4] + H2O
5.	2Sb(Cl)O + 4HNO3 (конц.) = Sb2O5X + 4NO2 + 2HC1 + H2O
(кип.)
6.	Sb(Cl)O + 2NaOH (конц.) + H2O -U Na[Sb(OH)4] + NaCl
7. SbF3 — фторид сурьмы(Ш)
Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Растворим в этаноле, жидком диоксиде серы. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение см. Sb814, Sbl27 * * * * 12.
1. SbF3 (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Sb(H2O)4(OH)2]+ + F" + 2HF
HF + Н2О ♦=* F" + Н3О+
2. SbF3 + Н2О (гор.) = Sb(O)F>L + 2HF
3. 2SbF3 + 4HNO3 (конц.) + Н2О = Sb2O5l + 4NO2 + 6HF (кип.) 4. SbF3 + 4NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF
528
Sb
5. SbF3 + F2 = SbF5	(320-350 °C)
SbF3 + Cl2 = SbCl2F3	(комн.)
6. 2SbF3 + 3H2S = Sb2S3X + 6HF	(в разб. HF)
7 SbF^ ючнасышо K(SbF41) K4[Sb4F16], K2[SbF5], K|Sb4F13]
8. SbF5 — фторид сурьмыОО
Бесцветная густая жидкость, содержит ассоциированные молекулы за счет мостиковых атомов фтора. Испаряется в сухом воздухе без разложения, во влажном воздухе на холоду образует гидрат SbF5 • 2Н2О. При сильном нагревании разлагается. Энергично реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкислота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. Sb45, Sb75, SblЗ8.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
SbF5 = SbF3 + F2	(выше 400 °C)
SbF5 + H2O (хол.) = SbOF34- + 2HF
2SbF5 + 5H2O = Sb2O5i + 10HF	(кип.)
SbF5 + 6NaOH (конц.) = Na(Sb(OH)6]>l + 5NaF SbF5 + HF (конц.) = H[SbF6] • H2Oi H{SbF6] • H2O = SbF3 + F2 + HF + H2O SbF5(x) + MF = M[SbF6g 2SbF5 + SiO2 = SiF4 + 2SbOF3 5SbF5(x) + 6SbF3 = [Sb6F’3 ][SbF6]5 SbF5 + 2НР(Ж) H2F+ + (SbFJ-
(0 °C) (выше 357 °C) (M = Na, К) (250-300 °C)
(примесь [SbF8]3-)
SbF5 + HF(M) + C6H5F <=> C6H6F+ + [SbFJ" SbF5 + 2HSO3F(x) <=* H2SO3F+ + |Sb(SO3F)F5]’
9. [SbFe],Na —гексафторостибат(У) натрия
Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением). Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, разлагается щелочами. Получение см. Sb85, Sb 12м.
1. Na[SbF6] (разб.) + 4Н2О = lNa(H2O)4]+ + [SbF6]"
[SbF6] + H2O = (SbOFJ " + 2HF
2. 2Na[SbF6] + H2O = Na2[Sb2OF10] + 2HF	(в разб. HF)
Na[SbF6] (конц.) + 3HF (конц.) = H3[SbF8] + NaFl (0 °C) 3. Na[SbF6] + NaOH (разб.) = Na[Sb(OH)F5] + NaF
Na|SbF6] + 6NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)6]l + 6NaF
529
Sb
10. SbH3 — стибин
Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к О2 воздуха (воспламеняется). Плохо растворяется в воде, хорошо — в этаноле, сероуглероде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. Sbl9*|0, Sb39, Sbl212 13’14.
1.	2SbH3 = 2Sb + ЗН2	(150-200 °C)
2.	SbH3 + 4НС1 (конц.) = H[SbCl4] + ЗН2?
3.	2SbH3 + 16HNO3 (конц.) = Sb2O5i + 16NO2? + 11H2O
4.	SbH3 + NaOH (конц.) + 3H2O = Na[Sb(OH)4] + 3H2T
5.	4SbH3 + 3O2 (воздух) = 4Sb + 6H2O	(комн., сгорание)
25ЬН3(Ж) + O3 = 2Sb (желт.) + 3H2O	(от -90 до -50 °C)
6.	3SbH3 + 6C12 -U 2Sb + SbCl3 + 9HC1	(komh.)
7.	2SbH3 + 3H2O + 12AgNO3 = Sb2O3-l + 12Agl + 12HNO3
11 .Sbl3 — иодид сурьмы(Ш)
Красный в твердом и жидком состояниях, пар — оранжевый. Негигроскопичен (в отличие от SbCl3), термически устойчив в сухом воздухе. Малорастворим в этаноле, лучше — в концентрированной иодо-водородной кислоте. Гидролизуется, реагирует с кислотами, щелочами. Образует иодокомплексы. Получение см. Sbl7.
1.	Sbl3 + Н2О (хол.) = Sb(I)Oi + 2HI
2.	2SbI3 + ЗН2О = Sb2O3X + 6HI	(кип. в разб. Н1)
3.	8SbI3 + 19H2SO4 (конц., гор.) = 8H|Sb(SO4)2] + 12I2i + 3H2S?+
+ 12Н2О
4.	2SbI3 + 6HNO3 (разб.) = Sb2O3i + 3I2i + 6NO2? + 3H2O (кип.) 2SbI3 + 10HNO3 (конц.) = Sb2O5i + 3I2i + 10NO2? + 5H2O (кип.)
5.	Sbl3 + 4NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaI
6.	Sbl3 + 2KI (конц.) = K2[SbI5]
12. Sb2O3 — оксид сурьмы(Ш)
Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтовато-серый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и Р-ромбическая. Возгоняется в вакууме при умеренном
нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4O6). Не реагирует с водой, из раствора осаждается гидрат Sb2O3 • иН2О. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислота-
530
Sb
ми, шеломами. Восстанавливается водородом, коксом. Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. Sbl1- 6, Sb32' 6-8, SblO7,
Sbl47, Sbl56, Sbl92, Sb2016. 1. Sb2O3 • лН2О -U 2SbO(OH) + (л - 1)H2O 2SbO(OH) = Sb2O3 + H2O	(30 °G, вак.) (300-350 °C)
2. Sb2O3(T) + 11Н2О «=> 2[Sb(H2O)4(OH)2]++ 2ОН" Sb2O3(T) + 7H2O <=± 2[Sb(OH)4]"+2H3O+
3. Sb2O3 + 8HC1 (конц.) = 2H{SbCl4] + 3H2O Sb2O3-+ 6HCl(r) = 2SbCl3 + 3H2O	(60-80 °C)
4. Sb2O3 + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2]{p) + 3H2O
2H[Sb(SO4)2](p) = Sb2(SO4)3l + H2SO4	(0-10 °C)
5. Sb2O3 + 4HNO3 (конц.) Sb2O5i + 4NO2T + 2H2O (кип.)
6. Sb2O3 + 6HNO3 (безводн.) = 2Sb(NO3)3 + 3H2O Sb(NO3)3 + H2O = Sb(NO3)Ol + 2HNO3	(0 °C) (komh.)
7. Sb2O3(T) J4’0»(”*)> Na2Sb4O7(p), Na2Sb6O10(p) HjO
8. Sb2O3 + 2NaOH (20%-й) + 3H2O = 2Na[Sb(OH)4]
Na(Sb(OH)4] + 2NaOH «=► Na3[Sb(OH)6]
9. Sb2O3 + 2NaOH (50%-й) + 5H2O = 2(Na[Sb(OH)4] • H2O)i
Na[Sb(OH)4] • H2O = NaSbO2 + 3H2O 10.	2Sb2O3 + O2 = 2(SbinSbv)O4 11.	2Sb2O3 + 6C12 = 4SbCl3 + 3O2 5Sb2O3 + 6Br2 -U 3Sb2O5 + 4SbBr3 12.	Sb2O3 + 6HF (конц.) = 2SbF3 + 3H2O 13.	Sb2O3 + 12H° (Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3? + 3H2O	(700 °C) (410-450 °C) (1000 °C) (komh.)
14. 4Sb2O3 + 6Na[BH4] + 3H2SO4 (разб.) + 6H2O =
= 8SbH3T + 6B(OH)3i + 3Na2SO4
15.	Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + 3H2O 2Sb2O3 + 6C (кокс) = 4Sb + 6CO Sb2O3 + 3CO = 2Sb + 3CO2 16.	Sb2O3 + 3KCN = 2Sb + 3KOCN 17.	2Sb2O3 + 6S = 2Sb2S3 + 3O2 18.	2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2 19.	Sb2O3 + 8HC1 (конц.) + 2C12 = 2H[SbCl6] + 3H2O	(500-600 °C) (800-1000 °C) (550-650 °C) (650 °C) (550 °C) (600-700 °C)
20. 6Sb2O3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbF6]i + 10Br2 + 9O2	(350 °C)
21. Sb2O3 + 4[Ag(NH3)2]NO3 + 6NaOH (конц.) + 3H2O =
= 4AgJ- + 2Na[Sb(OH)6]i + 8NH3T + 4NaNO3 (кип.)
531
Sb
13.	Sb2O5 — оксид сурьмы(У)
Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается. Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2O5 • 4Н2О, гидрат немного лучше переходит в раствор. Не растворяется в концентрированной азотной кислоте, этаноле. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Sbl3, Sb35, Sb42, Sb52-4-5, SblO3, Sbl25 ", Sbl46, Sbl54, Sb 163 \ Sb203.
1.	2Sb2O5 -U 2(SblnSbv)O4 + O2	(300-450 °C)
2.	Sb2O5 • 4H2O = Sb2O5 + 4H2O	(до 275 °C)
3.	Sb2O5 • 4H2O (суспензия) + 3H2O <=► 2[Sb(H2O)(OH)5]
[Sb(H2O)(OH)5] + H2O <=► [Sb(OH)6]’ + H3O+ (pH < 7) 4. 3Sb2O5 + 5H2O 2H5Sb3O10	(кип. в разб. НО)
5.	Sb2O5 + 12НС1 (конц.) = 2H[SbCl6] + 5Н2О
6.	Sb2O5(	T) <0H(pa36)> K2Sb4O11(p), K6Sb4Ol3(p), K3Sb5O ьцо	14<p)
7.	Sb2O5	+ 2NaOH (конц.) + 5H2O = 2Na|Sb(OH)6]i	
	Sb2O5	+ 2NaOH = 2NaSbO3 + H2O	(500 °C)
8.	Sb2O5	+ 10HF = 2SbF5 + 5H2O	(150-170 °C)
9.	Sb2O5	+ 3N2O5 = 2Sb(NO3)3O	(40-50 °C)
10.	Sb2O5	+ 5H2 = 2Sb + 5H2O	(550-600 °C)
Sb2O5 + 5KCN = 2Sb + 5KOCN	(650 °C)
11. Sb2O5 + 2H3AsO4 (конц.) = 2(SbAs)O5 (бел.)Х + 3H2O (300 °C) 12. 2Sb2O5 + 6Pb(NO3)2 = 2Pb3(SbO4)2 + 10NO2 + 3O2	(400-500 °C)
14.	[Sb(OH)e],K — гексагидроксостибат(У) калия
Белый, при сильном нагревании разлагается без плавления. Плохо растворяется в воде, концентрированных щелочах, этаноле. Разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Очень слабый окислитель. Получение см. Sbl59.
1.	K[Sb(OH)6] = KSbO3 + ЗН2О	(680 °C)
2.	K[Sb(OH)6] (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + [Sb(OH)6]~
(в разб. КОН)
3.	K[Sb(OH)6](T) + Н2О (гор.) ?=* [Sb(H2O)(OH)5](p) + КОН
4.	2K[Sb(OH)6] (суспензия) Sb2O5i + 2КОН + 5Н2О (кип.)
5.	K[Sb(OH)6] + 6НС1 (конц.) = K[SbCl6] + 6Н2О
6.	2K[Sb(OH)6] + 2HNO3 (разб.) = Sb2O5X + 2KNO3 + 7Н2О (кип.) 7. 2K[Sb(OH)6] + 6HI (конц.) = Sb2O3X + 2I2 + 9Н2О + 2KI (кип.) 8. K|Sb(OH)6] + 4K2S (насыщ.) = K3[SbS4]X + 6КОН (0 °C)
532
Sb
15.	Sb2S3 — сульфид сурьмы(Ш)
Серый кристаллический или оранжево-красный аморфный. Плавится, кипит и перегоняется без разложения. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не растворяется в воде, из холодного раствора выпадает аморфный осадок, из кипящего — кристаллический. Разлагается кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Образует тиокомплексы. Получение см. Sbl8, Sb3I2, Sbl2'7, Sbl73.
1.	Sb2S3(T) + 13H2O <=► 2[Sb(H2O)4(OH)2]++ 3HS +H3O+
2.	Sb2S3 + 12HC1 (конц., гор.) = 2H3[SbO6] + 3H2S?
3.	Sb2S3 + 7H2SO4 (кони., гор.) = 2H|Sb(SO4)2] + 3Si + 3SO2? + 6H2O
4.	Sb2S3 + 28HNO3 (конц.) = Sb2O5i + 3H2SO4 + 28NO2T + 11H2O
(кип.)
5.	Sb2S3 + 4NaOH (конц., гор.) = Na3|SbS3| + Na|Sb(OH)4]
6.	2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2	(340 °C)
Sb2S3 + 5O2 = (Sb,HSbv)O4 + 3SO2	(550-600 °C)
Sb2S3 + 2Sb2O3 = 6Sb + 3SO2	(650-700 °C)
7.	2Sb2S3 + 9C12 -U 4SbCl3 + 3S2C12	(250 °C)
8.	Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb	(600-1300 °C)
9.	Sb2S3 + 2KOH (конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OH)6] +
+ 2Cu2S>L + CuSX (кип.) 10. Sb2S3 + 3Na2S (конц.) = 2Na3[SbS3]
11.	Sb2S3 + 3Na2S (конц.) + 2S = 2Na3[SbS4]
Sb2S3 + 8NaOH (10%-й) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O . s <кип > 12. Sb2S3 (AgSb)S2 (cep.), Ag3[SbS3] (красн.) (500-600 °C)
16.	Sb2S5 — сульфид сурьмы(У)
Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чувствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SbinSbv)S4 и S. Не растворяется в воде, этаноле. Реагирует с сильными кислотами, щелочами. Образует тиокомплексы. Получение см. Sbl8, Sbl83’4.
1.	Sb2S5 = Sb2S3 + 2S	(120—170 °C)
2.	Sb2S5 + 6HC1 (конц., гор.) = 2SbCl3 + 2Si + 3H2S?
Sb2S5 (суспензия) = Sb2S3J- + 2SJ-	(кип. в разб. НО)
3.	Sb2S5 + 40HNO3 (конц.) = Sb2O5i + 5H2SO4 + 40NO2 + 15H2O
(кип.)
533
Sb
4.	4Sb2S5 + 18NaOH (конц., гор.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OH)6]i
5.	2Sb2S5 + 15O2 = 2Sb2O5 + 10SO2	(100-200 °C)
6.	Sb2S5 + 3Na2S (конц.) = 2Na3[SbS4]
17.	[SbS3],Na3 — тритиостибат(Ш) натрия
Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Получение см. Sbl55-10.
1.	Na3[SbS3] • 9Н2О = Na3[SbS3] + 9Н2О	(150 °C)
2.	Na3[SbS3] (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS3]3-
3.	2Na3[SbS3] + 6НС1 (разб.) = Sb2S3i + 3H2ST + 6NaCl
4.	Na3[SbS3] + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Sb(OH)4] + 3Na2S
5.	Na3[SbS3] (влажн.) °»(^дух)> Na3[SbS„O3 _	(л = 1, 2)
6.	Na3[SbS3| + S = Na3[SbS4]	(кип. в конц. Na2S)
7.	Na3[SbS3] + 3AgNO3 = Ag3[SbS3] (красн.)Х + 3NaNO3
18.	[SbS4],Na3 — тетратиостибат(У) натрия
Соль Шлиппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде, нерастворим в этаноле, эфире. Разлагается кислотами, щелочами. Получение см. Sbl5H, Sbl64 6, Sbl76.
1.	Na3[SbS4] • 9H2O = Na3[SbS4] + 9H2O	(108-180 °C)
Na3[SbS4] • 9H2O = Na[Sb(OH)6] + Na2S + 3H2S + 3H2O
(выше 230 °C)
2.	Na3[SbS4] (разб.) + 12H2O = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS4]3’
3.	2Na3[SbS4] + 6HC1 (разб., хол.) = Sb2S5i + 6NaCl + 3H2ST
2Na3[SbS4] + 6HC1 (разб., гор.) = Sb2S3i + 2Sl + 6NaCl + 3H2ST 4. 2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S5X + 3H2S?
5. Na3[SbS4] + 6NaOH (конц.) = Na[Sb(OH)6]i + 4Na2S
19.Sb2(SO4)3 — сульфат сурьмы(Ш)
Белый, гигроскопичный, не растворяется в холодной воде и ксилолах, при стоянии гидролизуется. Химически растворяется в концентрированной серной кислоте, на холоду из раствора кристаллизуется гидрат Sb2(SO4)3 • Н2О. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. Sbl2, Sb35, Sb 124.
534
1.	Sb2(SO4)3 • H20 -U Sb2(SO4)3 + H20	(20—30 °C, над P4O10)
2.	Sb2(SO4)3 + H2O (хол.) Sb2(SO4)2OJ. (бел.) + H2SO4 Sb2(SO4)3 + 3H2O = Sb2O3i + 3H2SO4	(кип.)
3.	Sb2(SO4)3 + 8HC1 (конц.) = 2H[SbCl4] + 3H2SO4
4.	Sb2(SO4)3 + H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2]
Sb2(SO4)3 + M2SO4 (конц.) = 2M[Sb(SO4)2]l
(0 °C, в конц. H2SO4, M = Na, K)
5.	Sb2(SO4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Sb(OH)4] + 3Na2SO4
20. (Sb'"Sb*)O4 — оксид сурьмы(У)-сурьмы(П1)
Белый, при нагревании желтеет, при прокаливании разлагается. Возможно, имеет строение (SbO+)SbO3. Не реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует со щелочами при сплавлении. Восстанавливается водородом, коксом, сурьмой. Получение см. Sbl210, Sbl3*, Sbl56.
1.	2(Sbll,Sbv)O4 2Sb2O3 + O2	(выше 930 °C)
2.	(Sb'"Sbv)O4 + 9HC1 (конц., гор.) -*-> SbCl3 + H[SbClJ + 4H2O
3.	2(SbIHSbv)O4 + 4H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] +
+ Sb2O5i + 3H2O
4. (SbIIISbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na/SbCHSbOJ
	(500 °C)
5. (Sb,l,Sbv)O4 + 4Н2 = 2Sb + 4Н2О	(530-580 °C)
6. 3(Sb‘nSbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3	(1000 °C)
7. (Sb’"Sbv)O4 + 4C (кокс) = 2Sb + 4CO	(900-1000 °C)
8. (Sb,nSbv)O4 + 4KCN = 2Sb + 4KOCN	(650 °C)
Скандий
1. Sc — скандий
Серебристо-белый с желтым оттенком (в виде порошка — серый), мягкий металл. Парамагнитен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании — с кислородом, хлором, серой, азотом. Получение см. Sc210, Sc36.
1.	2Sc + 6Н2О (гор.) = 2Sc(OH)3i + ЗН2?
2.	2Sc + 6НС1 (разб.) = 2ScCl3 + ЗН2?
Sc
3.	8Sc + 30HNO3 (04. разб.) = 8Sc(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
4.	2Sc + лН2 = 2ScH„	(2 < n < 3, 450 °C)
5.	4Sc + 3O2 = 2Sc2O3	(200—250 °C, сгорание на воздухе)
4Sc + 6H2O + 3O2 - 4Sc(OH)3
6.	2Sc + 3C12 = 2ScCl3	(400 °C)
2Sc + 3S = Sc2S3	(600-800 °C)
2Sc + N2 = 2ScN	(500-900 °C)
7.	Sc + 6NO2 = Sc(NO3)3 + 3NO	(до 120 °C)
2.	ScCI3 — хлорид скандия(Ш)
Белый, летучий, расплывается на воздухе, плавится под избыточным давлением С12. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону) и этаноле, плохо — в концентрированной хлороводородной кислоте и эфире. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Получение см. Scl2-6, Sc52 6’9, Sc62, Sc72.
1.	ScCl3 • 6H2O = Sc(Cl)O + 2HC1 + 5H2O	(250 °C)
2.	ScCl3 + H2O = ScCl2(OH) + HCI	(кип.)
3.	ScCl3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + ЗСГ (pH < 7, cm. Sc83) 4. ScCl3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)3i + 3NaCl
ScCl3 + 3NaOH = ScO(OH)>l + H2O + 3NaCl	(кип.)
5.	ScCl3 + 3(NH3 • H2O) (разб.) = Sc(OH)3i + 3NH4CI
6.	ScCl3 + 3HF (конц.) = ScF3X + 3HC1
2ScCl3 + 3H2S = Sc2S3 + 6HC1	(400-500 °C)
7.	ScCl3 + 3KC1 = K3[ScCU6	(770-820 °C)
8.	2ScCl3 + 3H2O + 3Na2SO3S = 2Sc(OH)3>l + 3SO2T + 3Si + 6NaCl 9. ScCl3 + 3NaOH + H2O2 = Sc(HO2)“ (OH)2i + 3NaCI + H2O 10. 28сС13(ж) ^|стро,|-и-3.» 2ScX (катод) + 3C12T (анод)
3. ScF3 — фторид скандия(Ш)
Белый, огнеупорный, малолетучий, термически устойчивый. Нерастворим в воде, этаноле, концентрированной фтороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Малоактивный; устойчив на воздухе, не реагирует с кислотами и щелочами в растворе, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Sc26, Sc65.
1.	2ScF3 + 6NaOH = Sc2O3 + 6NaF + ЗН2О	(500-600 °C)
2.	ScF3 + Sc2O3 = 3Sc(O)F	(1000 °C)
3.	ScF3 + H2O (nap) + 2NH3 = Sc(O)F + 2NH4F	(1000 °C)
536
Sc
4.	ScF3 + 3NH4F (конц.) = (NH4)2 [ScF6]<p>
ScF3 + 3NaF (конц.) = Na3[ScF6]i
5.	ScF3 + 2Na2CO3 (конц., гор.) = Na[Sc(CO3)2] + 3NaF
6.	2ScF3 + ЗСа = 2Sc + 3CaF2	(800-850 °C)
4. Sc(NO3)3 — нитрат скандия(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте, этаноле, эфире. Реагирует со щелочами. Получение см. Scl37, Sc58, Sc73. 1. 4Sc(NO3)3 = 2Sc2O3 + 12NO2 + 3O2	(выше 300 °C)
2.	Sc(NO3)3 • 4H26 = Sc(NO3)2OH • 3H2O + HNO3 (105-145 °C)
4{Sc(NO3)3 • 4H2O} = 2Sc2O3 + 12NO2 + 3O2 + 16H2O
(выше 220 °C)
3.	Sc(NO3)3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + 3NO;
(pH < 7, cm. Sc83)
4.	Sc(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Sc(OH)3l + 3NaNO3
Sc(NO3)3 + 3NaOH = ScO(OH)i + H2O + 3NaNO3 (кип.) 5. Sc(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [разб., хол.[ = Sc(OH)3i + 3NH4NO3 6. Sc(NO3)3 + 2K2CO3 (разб.) + H2O = ScCO3(OH)i + 3KNO3 +
+ KHCO3
Sc(NO3)3 + 2K2CO3 (конц.) = K[Sc(CO3)2[ + 3KNO3
7.	Sc(NO3)3 + Na2H2P2O7 = ScHP2O7l + 2NaNO3 + HNO3
5.	Sc2O3 — оксид скандия(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами, оксидами щелочных металлов при спекании. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. Scl5, Sc3', Sc4', Sc6*, Sc8'.
Sc2O3 + Н2О(Ж) = 2ScO(OH)	(250-300 °C, p)
Sc2O3 + 6HC1 (конц.) = 2ScCl3 + 3H2O	(кип.)
Sc2O3 + Na2O = 2NaScO2	(1150-1200 °C)
Sc2O3 + 2CO2 + H2O = 2ScCO3(OH)	(комн.)
Sc2O3 + 3H2S = Sc2S3 + 3H2O	(1000-1150 °C)
Sc2O3 + ЗС (кокс) + 3C12 = 2ScCl3 + 3CO	(800-900 °C)
Sc2O3 + ЗС (кокс) + N2 = 2ScN + 3CO	(1900-2000 °C)
Sc2O3 + 3N2O5 = 2Sc(NO3)3	(до 100 °C)
2Sc2O3 + 3CC14 = 4ScCl3 + 3CO2	(600 °C)
	537
Sc
6.	Sc(OH)3 — гидроксид скандия(Ш)
Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, этаноле. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Sc 11 •5 Sc24-5-8, Sc44-5, Sc7‘.
1.	Sc(OH)3 = ScO(OH) + Н2О	(250-280 °C)
2Sc(OH)3 = Sc2O3 + 3H2O	(выше 460 °C)
2.	Sc(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = ScCl3 + ЗН2О
3.	Sc(OH)3 + 3NaOH (конц., гор.) = Na3[Sc(OH)6]
Sc(OH)3 + NaOH = Na[Sc(OH)4]	(120-180 °C)
Sc(OH)3 + NaOH = NaScO2 + 2H2O	(300-500 °C)
4. Sc(OH)3 + CO2 = ScCO3(OH) + H2O	(komh.)
5. Sc(OH)3 + 3HF (конц.) = ScF3l + 3H2O	(кип.)
7.	Sc2S3 — сульфид скандия(Ш)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислота-ми-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. Scl6, Sc26, Sc55.
1.	Sc2S3 + 6H2O (гор.) = 2Sc(OH)3i + 3H2S?
2.	Sc2S3 + 6HC1 (разб.) = 2ScCl3 + 3H2ST
3.	ScjS3 + 30HNO3 (конц.) = 2Sc(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O
4.	3Sc2S3 + 15O2 « 2Sc2O3 + Sc2(SO4)3 + 6SO2 (350-425 °C)
8.	Sc2(SO4)3 — сульфат скандия(Ш)
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте, этаноле. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Sc74.
1.	Sc2(SO4)3 = Sc2O3 + SO3 + 2SO2 + O2	(выше 600 °C)
2.	Sc2(SO4)3 • 5H2O = Sc2(SO4)3 + 5H2O	(250-400 °C)
3.	2Sc2(SO4)3 (разб.) + 6H2O = [Sc(H2O)6]3+ + 3[Sc(SO4)2]“
[Sc(H2O)6]3+ + H2O <=♦ [Sc(H2O)5(OH)p+ + H3O+ (pH < 7) 4. 2Sc2(SO4)3 + 2H2O (nap) = 4ScSO4(OH) + 2SO2 + O2
(520-550 °C)
5. Sc2(SO4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Sc(OH)3X + 3Na2SO4
Sc2(SO4)3 + 6NaOH = 2ScO(OH)i + 2H2O + 3Na2SO4 (кип.) 6. Sc2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) (разб.) = 2Sc(OH)3l + 3(NH4)2SO4 7. Sc2(SO4)3 (насыщ.) + 3K2SO4 (насыщ.) = 2K3[Sc(SO4)3]i
538
Se
Селен
1. Se — селен
Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: устойчивая — серый (металлический) a-Se и неустойчивая — красный p-Se; известен также аморфный Se (окраска серая или красная), в особых условиях получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый. Красный P-Se состоит из молекул Se8. Аморфный Se немного растворяется в сероуглероде. Не реагирует с жидкой вОдой, хлороводородом, иодом, этанолом. Реагирует с водяным паром, серной кислотой (кроме p-Se), азотной кислотой, щелочами, водородом, галогенами, металлами. Получение см. Na708, Na715 8, Se2'-4, Se410’", Se57, Se6'-3-6-7, Se74-6-8, Se8".
1.	Se (аморфн.) + 2H2O (nap) = SeO2 + 2H2	(150 °C)
2.	8Se + 4H2SO4 (конц., хол.) = (Se|+)S3Ol0 (зел.) + SO2T + 4H2O
Se + 2H2SO4 (конц.) = SeO2i + 2SO2T + 2H2O	(кип.)
3.	3(a-Se) + 4HNO3 (разб., гор.) + H2O = 3H2SeO3 + 4NOT
P-Se + 4HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 4NO2T + H2O
4.	3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Na2Se + 3H2O (кип.)
5.	Se + 2H° (Mg, разб. HCI) = H2Se	(komh.)
Se + H2 = H2Se	(350-450 °C)
6.	Se + O2 = SeO2	(250 °C, кат. NO2)
7.	2Se + 5F2 = SeF6 + SeF4	(komh.)
8.	2Se (суспензия) + Cl2 = Se2Cl2	(в жидк. CC14)
Se + 2C12 = SeCl4	(komh.)
9.	3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBr4l (комн., в жидк. CS2) Se (порошок) + 3H2O + 2I2 = H2SeO3 + 4HI	(25—30 °C)
10.	Se + 2M = M2Se	(-40 °C, в жидк. NH3; M = Na, K)
3Se + 2A1 = Al2Se3	(600-650 °C)
11.	(n — l)Se + Na2Se = Na2(Se„)	(л = 2+6, кип.)
Se + Na2Se = Na2(Se2)	(500 °C, p)
12.	Se + 2NaOH (разб.) + 3H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + 4H2O
Se + 3KNO3 + 2KOH = K2SeO4 + 3KNO2 + H2O (350-400 °C) 13. 3Se + SeO2 + 4HCl(r) = 2Se2Cl2i + 2H2O (50 °C, в конц. H2SO4) 2Se + SO3 + 3HCl(r) = Se2Cl2 + SO2 + HSO3C1 + H2O
(80 °C, в олеуме)
Se + S2C12(X) = Se(S)Cl2 + S
14.	3Se + 4C1F3 = 3SeF4 + 2C12	(20 °C, примесь Se(Cl)F5)
539
Se
15.	5Se + 6BrF5 = 5SeF6 + 3Br2	(100 °C)
16.	Se + 3F2 + NaClO = (SeF^)ClO + NaF	(комн.)
17.	Se (коллоид) + Na2(S„) = Na2[SeS2] + (w - 2)S4- (на свету) 18. Se + Na2SO3 (конц., гор.) = Na2SO3Se (селеносульфат натрия) 19. 5(a-Se) + ЗН3О + 4НЮ3 = 5H2SeO3 + 2I2i	(20-30 °C)
5(p-Se) + 4H1O3(T) = 5SeO2 + 2I2 + 2H2O	(200 °C)
20.	Se + H2O + 2H2SeO4 —3H2SeO3	(комн.)
Se + 2H2SeO4 (конц.) = 3SeO2i + 2H2O	(выше 100 °C)
21.	Se EF^W> (Se4+ )[EF6]2, (Se 2+ )|EF6]2,	(E = As, Sb)
72 °C	130 °C
22.	Se (аморфн.) ----► P-Se(T) ----► a-Se(T)
_	до850°С	„	900-1000°C _	> 1500°C	_
§е8(г)	* l$e6(r) + ^e4(r)l	* ^e2(r)	* $e(r)
2.	SeCI4 — тетрахлорид селена
Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается. Реагирует с водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов, жидким аммиаком. Получение см. Sei8, Se3'-5, Se46.
1.	SeCl4(r) = SeCl2(r) + Cl2	(200—300 °C, примесь Se)
SeCl^j = Se + 2C12	(выше 350 °C, примесь SeCl2)
2.	SeCl4 + H2O (влага воздуха) = SeCl2O + 2HC1
3.	SeCl4 + 3H2O = H2SeO3 + 4HC1
4.	SeCl4 + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 4NaCl + 3H2O
5.	SeCl4 + SeO2 = 2SeCl2O	(66 °C, вак., в конц. H2SO4)
6.	SeCl4 + 4HC1 (конц.) + 2T1NO3 = Sei + 2H(T1C14] + 2HNO3
7.	SeCl4(r) + AICI3 = (SeCl * )[A1C14]
8.	SeCl4 + 2HCl(r) = H2[SeCl6](p)	(0 °C, в конц. HC1)
SeCl4 + 2MC1 = M2[SeCl6]
(0 °C, в конц. HCI; M = K+, Rb+, Cs+, NH|) 9. 12SeCl4 + 64NH3(M) = 2Se4N4i + 48NH4C1 + 2N2	(70-80 °C, p)
3.	SeCI2O — оксид-дихлорид селена
Светло-желтая жидкость, гигроскопичная, разлагается при плавлении. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода, сероуглерода, бензолом, толуолом. Реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов. Неводный растворитель с высоким растворяющим эффектом для большинства неорганических соединений. Получение см. Se22, Se45> 6.
540
Se
1.	2SeCl2O = SeCl4 + SeO2	(180 °C, примеси SeCl2, Cl2)
2.	SeCl2O + 2H2O = H2SeO3 + 2HC1
3.	SeCl2O + 4NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 2NaCl + 2H2O
4.	SeCl2O(x) + 3KF = K[Se(O)F3] + 2KC1	(коми.)
SeCl2O(x) + 2KF = Se(O)F2 + 2KC1	(60-70 °C)
5.	SeCl2O + SC12O = SeCl4 * SO2	(70-100 °C)
4.	SeO2 — диоксид селена
Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеО2). В газообразном состоянии зеленовато-желтый. Плохо растворяется в этаноле, хорошо — в бензоле, ацетоне, безводной серной и уксусной кислотах. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует с пероксидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. Na725, Sei1-2-6-|9> 20, Se3', Se5'-5-9, Se66, Se7', Se8'-13-14.
1.	SeO2 + H2O = H2SeO3	(komh.)
2.	SeO2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO3 + H2O
SeO2 + M(OH)2 = MSeO3 + 2H2O
(при нагревании; M = Pb, Ni, Cu) 3. SeO2 + 2HF(X) = H2[SeO2F2]
4. SeO2 + 2HCl(r) = H2[SeCI2O2](T)	(komh.)
5. SeO2 + 2HCl(r) = SeCI2O (в конц. H2SO4, примеси SeCl2, Cl2)
SeO2 + 3Se + 4HCl(r) = 2Se2Cl2i + 2H2O (50 °C, в конц. H2SO4) 6. SeO2 + 2SC12O = SeCl4 + 2SO2	(75-90 °C)
SeO2 + SC12O(X) = SeCl2O + SO2	(примесь SeCl4)
SeO2 + SeCl4 = 2SeCl2O	(66 °C, в конц. H2SO4)
7.	5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4H2O + 2KBrO3 = 5H2SeO4 + Br2 +
+ 2KNO3
8.	SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4	(кип. в атмосфере O2)
SeO2 + Na2O2 = Na2SeO4	(выше 350 °C)
9.	SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2	(50-75 °C)
10.	SeO2 + 2H2S(r) = Se + 2H2O + 2S
SeO2 + 2SO2(r) = Se + 2SO3
SeO2 + SO3 = Se(SO4)O	(350 °C)
11.	SeO2 + N2H4 • H2O (гор.) = Sei + N2T + 3H2O
SeO2 + 4(NH2OH • H2O) (гор.) = Sei + 2N2T + 10H2O
12SeO2 + 16NH3(X) = 3Se4N4i + 24H2O + 2N2	(70-80 °C)
12.	2SeO2(r) 2SeO(r) + O2	(выше 1000 °C)
541
Se
5. SeO3 — триоксид селена
Белый в твердом состоянии, бесцветные жидкость и газ. При слабом нагревании сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жидком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами, галогено-водородами, неметаллами, этанолом. Очень сильный окислитель. Получение см. Na728, SeS1.
1.	4SeO3 = 2(SeO2+)SeO4(T) + O2 2SeO3 = 2SeO2 + O2	(175 °C, вак.) (выше 240 °C)
2.	SeO3 + H2O = H2SeO4	
3.	SeO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + H2O	
4.	SeO3 + 2HC1 (конц.) = H2SeO3 + C12T	(0 °C).
5.	SeO3 + 2HCl(r) = SeO2 + Cl2 + H2O	(комн.)
	SeO3 + HCl,rt = HSeO3Cl	(0 °C)
6.	SeO3 + HF(3K) = HSeO3F	
	SeO3 + K(HF2) = KSeO2Fi + HF	(в жидк. HF)
7.	2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2	(90-120 °C)
	10SeO3 + 12P (красн.) = lOSe + 3P4O10	(комн.)
8.	SeO3 + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O7	
9.	6SeO3 + C2H5OH = 6SeO2 + 2CO2 + 3H2O	(выше -80 °C)
6. H2Se — селеноводород
Бесцветный газ. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Медленно разлагается в разбавленном растворе. Реагирует с кислотами-окислителями. Нейтрализуется щелочами. Восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. Na70''4, Sei5.
1.	H2Se = H2 + Se	(до 300 °C)
2.	H2Se (разб.) + Н2О HSe“ + Н3О+
HSe"+H2O ♦=► Se2" + Н3О+
3.	H2Se(p) -U Н2 + Sei	(комн., примесь H2Se„)
4.	H2Se + 6HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 6NO2T + 3H2O
5.	H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + H2O
H2Se + 2NaOH (конц.) = Na3Se + 2H2O
6.	2H2Se(p) + O2 (воздух) —2H2O + 2SeJ-	(komh.)
2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O	(сгорание на воздухе)
7.	H2Se (насыщ.) + S —H2S + Sei	(комн.)
542
Se
8.	H2Se(r) + 2Na = Na2Se + H2
2H2Se(r) + 2Na = 2NaHSe + H2
9.	H2Se + PbO = PbSe + H20
10.	2H2Se + 2CuSO4 = Cu2Sei + Sei + 2H2SO4
11.	H2Se(r) + Na(C2H5O) = NaHSe + C2H5OH
(100 °C)
(100 °C)
(выше 300 °C) (примесь CuSe) (в этаноле)
7.	H2SeO3 — селенистая кислота
Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе, быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из раствора. Гидратов не образует. Растворима в этаноле. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Sei3-l9-20, Se4', Se64, Se8‘-12.
1.	H2SeO3 = SeO2 + H2O	(выше 70 °C или над Р4О|0)
2.	H2SeO3 (конц.) + Н2О <=♦ HSeO; + Н3О+
2HSeO; = Se2O|" + Н2О
3.	H2SeO3 (разб.) + Н2О <=♦ HSeO3 + Н3О+
HSeO; + Н2О SeO3_ + Н3О+
4.	H2SeO3 + 4НС1 (конц.) = Sei + 2С12 + ЗН2О
5.	H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + Н2О
H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Н2О
H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OH)6]
6.	H2SeO3 + 4HI = Sei + 2I2i + 3H2O
7.	H2SeO3 + 2H2S = Sei + 2Si + 3H2O
H2SeO3 + H2O + 2SO2(r) = Sei + 2H2SO4 (15-20 °C, в разб. HCI) 8. H2SeO3 + N2H4 • H2O = Se (коллоид) + N2T + 4H2O
(кип. в темноте)
H2SeO3 + 4(NH2OH • H2O) = Se (коллоид) + 2N2T + 11H2O
(кип. в темноте)
9. H2SeO3 + E2 + H2O = H2SeO4 + 2HE	(E = Cl, Br)
H2SeO3 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 + H2O
10. 5H2SeO3 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2SeO4 +
+ 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4
3H2SeO3 + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3H2SeO4 + Cr2(SO4)3 +
+ 4H2O + K2SO4 11. H2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3i + 2HNO3
543
Se
12.	H2SeO3 + HCIO4 (безводн.) = Se(OH)^ (или H3SeOj) + CIO;
13.	H,SeO3 Na>sois-CHlCOOH,, H2Se S mO6, H2S„O6
2	3 -Na(CH3COO), H2O 2 m ”~m 6	2 " 6
(0°C,	6, m= 1,2)
14.	H2SeO3 + H2O электР°лиз> н2Т (катод) + H2SeO4 (анод)
8. H2SeO4 — селеновая кислота
Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к переохлаждению. Перегоняется в вакууме без разложения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавленном растворе — сильная кислота. Гидрат H2SeO4 • Н2О имеет ионное строение H3O+HSeO7- Нейтрализуется щелочами. Более сильный окислитель, чем серная кислота (даже в умеренно разбавленном растворе), но реагирует медленно. С концентрированной хлороводородной кислотой образует смесь, подобную по окислительной способности «царской водке». Получение см. Se47 8, Se52, Se79-|4.
1. H2SeO4 —SeO3 + H2O	(комн., над Р4О|0)
2H2SeO4 = 2H2SeO3 + O2	(до 70 °C, вак.)
2H2SeO4 = 2SeO2 + O2 + 2H2O	(160-260 °C)
2. H2SeO4 • H2O(T) = H2SeO4 (безводн.) + H2O (140 °C, вак.) 3. H2SeO4 (конц.) + H2O (хол.) = H2SeO4 • H2O <=> HSeO; + H3O+
HSeO; + H2O <=> SeO4“ + H3O+
4.	H2SeO4 (разб.) + 2H2O = SeO7“ + 2H3O+
5.	H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + H2O
H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2H2O
6.	H2SeO4 (разб.) + M2CO3 = M2SeO4 + CO2T + H2O (M = Na, K) 7. 2H2SeO4 (безводн.) + Na3CO3 = 2NaHSeO4 + CO2 + H2O
(70-80 °C)
2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O7 + CO2 + 2H2O
(120-150 °C)
8.	H2SeO4 + BaCl2 = 2HC1 + BaSeOj
9.	2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O
(до 0 °C)
10.	2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4 + H2SeO3 + H2O
6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O	(200 °C)
2H2SeO4 (конц., гор.) + Cu = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O
4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeOj + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O
(кип.)
544
Si
11.	2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5CI = 2Se (коллоид) + 3N2T + 3HC1 +
+ 8H2O
H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2[SnCl6] + 4H2O
H2SeO4 (разб.) + 6H° (Zn) = a-Sei + 4H2O
12.	H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O
13.	H2SeO4 (безводн.) + 2HCI (конц.) <=» H2SeO3 + 2C1° + H2O H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + C12T + 2H2O (кип.)
14.	3H2SeO4 (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeO2 + 2H[AuC14] +
+ 6H2O (кип.)
2H2SeO4 (конц.) + 6HC1 (конц.) + Pt = 2SeO2 + H2[PtCI6] + 4H2O
(кип.)
15.	6H2SeO4 (конц.) + C6H|2O6 = 6C (графит) + 6(H2SeO4 • H2O)
Кремний
1. Si — кремний
Неметалл. Крупнокристаллический — темно-серый, с металлическим блеском, весьма твердый, очень хрупкий, непрозрачный. Полупроводник при комнатной температуре, дырочная проводимость повышается с помощью акцепторных примесей (В, Al, Ga, In), электронная проводимость — с помощью донорных примесей (Р, As, Sb). Аморфный (рентгеноаморфный) в виде очень мелких кристаллов — белый (без примесей) или коричневый (с примесями, в основном железа). Плавится с уменьшением объема. Устойчив на воздухе (образование защитной оксидной пленки). В кристаллической форме — малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами (включая и фтороводородную кислоту), водородом, этанолом. В аморфной форме — более активный; реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами (частично переводится в раствор даже в слабощелочной среде), поглощает значительные количества различных газов (в том числе Н2). Окисляется кислородом, галогенами, реагирует с галогеноводородами, аммиаком, сероводородом, сульфидами металлов и неметаллов при нагревании. Чрезвычайно активен в расплавленном состоянии, реагирует со щелочными, щелочноземельными и другими металлами. Сплавляется (но не реагирует) с Be, Al, Ga, In, Sn, Sb, Zn, Ag, Au. Промышленно важен сплав с железом — ферросилиций (12—90% Si). Второй по распространенности (после кислорода) элемент в литосфере Земли. Получение см. Mgl82 4, Si43’4 6, Si55, Si710, Si8!, Sil I13’l4.
545
18 - 6006
Si
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
Si (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SiO2 + 2Н2	(400-500 °C)
Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 2Н2?
Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = H2[SiF6] + 2Н2Т
Si + 4HF(r) = SiF4 + 2Н2	(40-100 °C)
3Si + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 4NOT + 8H2O
3Si + 18HF (конц.) + 2KC1O3 = 3H2[SiF6] + 2KCI + 6Н2О
Si + 6HF (конц.) + KNO3 = H2[SiF6] + 2KNO2 + 2H2O
Si + O2 = SiO2
Si + SiO2 = 2SiO(r)
Si + 2F2 = SiF4
Si + 2C12 = SiCl4
Si + 2Br2 = SiBr4
Si + 2I2 = Sil4
Si + 4HI = Sil4 + 2H2
Si + S = SiS
Si + 2S = SiS2
Si + 2E = SiE2 3Si + 2N2 = Si3N4 Si + С (графит) —L*.
Si + M = MSi
Si + 2M = M2Si
Si MSi, MSi2
2Si + M = MSi2 (при сплавлении; M = La, Th, U, Cr, Mo, Mn, Fe)
(1200-1300 °C) (1100-1400 °C, вак.) (комн., сгорание во фторе) (340—420 °C, в токе аргона) (620—700 °C, в токе аргона) (750—810 °C, в токе аргона)
(400-500 °C)
(650-700 °C, р) (250-600 °C)
(800 °C; Е = Se, Те; в атмосфере Аг) (1200-1500 °C) (1200-1300 °C)
(при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs) (при сплавлении; М = Mg, Са)
(при сплавлении; М = Са, Sr, Ва)
SiC
15.	3Si + 4NH3 = Si3N4 + 6H2
16.	Si + 2H2S = SiS2 + 2H2
17.	2Si + CS2 = 2SiS + С (графит)
18.	Si + FeS = SiS + Fe
19.	Si + 4AgBr = SiBr4 + 4Ag
(1300-1500 °C) (1200-1300 °C) (1000 °C, вак.) (1200 °C)
(650 °C)
2.	SiBr4 — тетрабромид кремния
Бесцветная жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Легко смешивается с СС14. Полностью гидролизуется. Реагирует с этанолом, щелочами, хлором, аммиаком, металлами, водородом. Получение см. Sil9, Si85.
1.	SiBr4 + 2Н2О = SiO2-L + 4HBr
2.	SiBr4 + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4NaBr + 4H2O
3.	SiBr4 + 4K = Si (аморфн.) + 4KBr	(100-150 °C)
546
Si
4.		Cl -Tit* SiBr"C'4-"	(л = 1+3, кип.)
5.	$1ВГ4(ж)	SbEi > SiBr E4 „ -SbBr3	л 4 - л	(E = F, Cl; л = 1+3, кип.)
6.	SiBr4 +	лМН3(ж) = SiBr4 • nNH3	(л = 4, 6)
7.	SiBr4 +	2H2 = Si + 4HBr	(600-700 °C)
8.	SiBr4 +	4C2H5OH = Si(C2H5O)4 + 4HBr	(комн.)
3.	SiC — мрнокарбид кремния
Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеленого до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник л-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой SiO2. Малореакционноспособный и химически стойкий; не реагирует со щелочами (в отсутствие кислорода), гидратом аммиака. Разлагается перегретым водяным паром, царской водкой, смесью концентрированных фтороводородной и азотной кислот. Реагирует с галогенами, азотом, типичными металлами, их пероксидами. Получение см. Sil13, Sil I12.
1.	SiC = Si + С (графит)	(выше 2830 °C)
2.	SiC + 2Н2О (пар) = SiO2 + CN4	(выше 1300 °C)
3.	3SiC + 8HNO3 (конц.) = 3SiO2X + ЗСО2Т + 8NOT + 4Н2О
(в конц. НС1)
3SiC + 18HF (конц.) + 8HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + ЗСО2Т +
+ 8NOT + ЮН2О
4.	SiC + 4NaOH (конц.) + О2 = Na4SiO4 + С (графит) X + 2Н2О
SiC + 4NaOH + 2О2 = Na2SiO3 + 2Н2О + Na2CO3 (выше 350 °C)
5.	2SiC + 3O2 = 2SiO2 + 2CO	(950-1700 °C)
6.	SiC + 2CI2 = SiCl4 + С (графит)	(600-1200 °C)
	SiC + 4F2 = SiF4 + CF4	(выше 500 °C)
7.	6SiC + 7N2 = 2Si3N4 + 3C2N2	(1000-1400 °C)
8.	2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2	(700 °C)
9.	SiC + Na2CO3 + 2O2 = Na2SiO3 + 2CO2	(выше 850 °C)
	SiC + 4Na2O2 = Na2SiO3 + Na2CO3 + 2Na2O	(700-800 °C)
4. SiCI4 — тетрахлорид кремния
Бесцветная жидкость. Низкоплавкий, легкокипящий, летучий,
термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»).
Полностью гидролизуется водой. Не смешивается, но реагирует с эта-
нолом. Легко смешивается с СС14. Разлагается щелочами, реагирует с
водородом, типичными металлами, оксидами металлов и неметаллов,
аммиаком. Получение см. Sil8, Si36 *, Si85, Sil I9 *.
547
Si
1.	SiCl4 + (2 + л)Н2О = SiO2 • лН2О (гидрогель) + 4HC1 Элементарные акты:
a)	SiCl4 + Н2О —► [Si(H2O)Cl4] (активированный комплекс) [Si(H2O)Cl4] —» SiCl3(OH) + HCI
б)	SiCl3(OH) + Н2О —► [Si(H2O)Cl3(OH)]
(активированный комплекс)
[Si(H2O)Cl3(OH)l —► SiCl2(OH)2 + HCI
в)	SiCl2(OH)2 —► SiO2 + 2HC1
г)	2SiCl3(OH) —> Cl3Si—О—SiCl3 + H2O
Si2CleO + 3H2O —> 2SiO2 + 6HCI
2.	SiCl4 + 4NaOH (разб.) = SiO2i + 4NaCl + 2H2O
SiCl4 + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4NaCl + 4H2O
3.	SiCl4 + 2H2 = Si + 4HC1	(800 °C)
SiCl4 + 4H2 - SiH4 + 4HC1	(1200-1300 °C, кат. A1C13)
4.	SiCl4 + Li[AlH4] = SiH4T + LiCl + A1CI3	(0 °C, в эфире)
SiCl4 + Li(AlH4] = Si + LiCl + A1C13 + 2H2 (выше 450 °C)
5.	Q.r. H2, электрич. разряд dlU14	_HCl	> МлС12л + 2	(л = 2+6)
6. 7. 8. 9.	2Si2Cl6 + 3Li[AlH4] = 2Si2H6T + 3LiCl + 3A1C13 (-60 °C, в эфире) Si3Clg + 2Li[AlH4] = Si3H8T + 2LiCl + 2A1C13 (-60 °C, в эфире) SiCl4 + 4M = Si (аморфн.) + 4MC1 (600-700 °C; M = Na, K) SiCl4 + 2Zn = 2ZnCl2 + Si	(950 °C) 2flSiCl4 + ЗлК^ = 2(SiCl)„J- + ЗлК^С12	(в эфире) flSiCl4 + flSi = 2(SiCl2)„ (желт.)	(1250 °C, охлаждение до 100 °C)	
10.	SiC1<	SiC1»F4 — л	(кип., л = 1+3, кат. SbCI5)
	SiCI4	SiBr„Cl4_„	(л= 1+3, 150 °C, кат. А1Вг3)
	SiCl<	SiI"C14-«	(л = 1+3, 240-300 °C)
11.	3SiCl4 + 16NH3 = Si3N4 + 12NH4C1 SiCl4 + 6NH3 = Si(NH)2) + 4NH4C1	(выше 400 °C, ток Аг) (до 40 °C, в гексане)
12.	SiCl4	SiCl4 • 6NH3, Si(NH2)4 3SiCl4()l() + P4O10 = 4PC13O + 3SiO2 SiCl4(M) + 4SO3 = 2S2C12O5 + SiO2 SiCl^ + H2S = Si(HS)Cl3 + HCI	(-50 °C)
548
Si
13. 3SiCl4(M) + 2A12O3 = 3SiO2 + 4A1C13	(40 °C)
SiCl4(x) + 4T1(CH3COO) = Si(CH3COO)4 + 4T1C1J. (комн.) 14. SiCl4 + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1	(140-150 °C, в бензоле)
15. SiCl4 + 4AgNCO = Si(-NCO)4 + 4AgCl (10 °C, в бензоле)
,6 SiC,4(") -HCh-co* SiH-CI4-n
17. SiCl4 + 4C2H5OH = Si(C2H5O)4 + 4HC1	(комн.)
Si(C2H5O)4 + (2 + л)Н2О = SiO2 • лН2О4 + 4C2H5OH (40-50 °C)
5. SiF4 — тетрафторид кремния
Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устойчивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью при комнатной температуре. Хорошо растворяется в этаноле, метаноле, ацетоне. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щелочами, типичными металлами, аммиаком, а также этанолом на катализаторе. Образует фторокомплексы. Получение см. Sil3’7, Si6 3, Si?1*2’6, Si85, Sill2 6 8.
1.	SiF4 + 2H2O (nap) = SiO2 + 4HF	(выше 800 °C)
2.	3SiF4 + 2H2O (rop.) = SiO2X + 2H2[SiF6]
3.	SiF4 + 4H2O (хол.) H2SiO4 + 4HF (примесь H2[SiF6]) 2SiF4 + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + Na2[SiF6] + 2NaF + 4H2O
4.	SiF4(r) + 2HF(M) <=► H2[SiF6]	(комн.).
5.	SiF4 + 4M = Si + 4MF	(500 °C; M = Na, K)
SiF4 + 2Mg = Si + 2MgF2	(500—600 °C, примесь Mg2Si)
6.	SiF4 + Si 2SiF2(r)	(1100-1400 °C, вак.)
7.	SiF4 + 2MF = M2[SiF6] (200 °C, p\ M = Li, Na, K, Rb, Cs) 8. SiF4 + 2NH3(M) = SiF4 • 2NH3X	(-40 °C)
9.	3SiF4 + 4C2H5OH = Si(C2H5O)4 + 2H2[SiF6] (кат. A1(C2H5O)3]
6. [SiFe],H2 — гексафторосиликат(М) водорода
Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде не выделен. Существует в растворе тетрафторида кремния в жидком НЕ
Устойчив в бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,61), перегоняется без разложения в виде 13,3%-го раствора. Твердые белые кристаллогидраты H2[SiF6] • 4Н2О и H2[SiF6] • 2Н2О имеют ионное строение (Н5О2)2[SiF6] и (Н3О+)2 |SiF6]. Не разлагается разбавленными кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбонатами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см. Sil3-5, Si52 4, Sill2.
549
SI
1.	H2[SiF6] <=± SiF4 + 2HF	(комн., в жидк. HF)
2.	H2[SiF6] + 2H2O ♦=> [Si(H2O)2F4] + 2HF (pH < 7, cm. F23) 3. H2[SiF6] = SiF4T + 2HF	(в конц. H2SO4)
4.	H2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]l + 2H2O
H2[SiF6l + 2(NH3 • H2O) [разб.] = (NH4)2[SiF6] + 2H2O
5.	H2[SiF6] + M2CO3 = M2[SiF6] + CO2T + H2O
(M = Li+, NH4, l/2Mg2+) H2[SiF6] + M2CO3 = M2[SiF6]l + CO2T + H2O (M = Na, K, Rb, Cs) H2[SiF6] + MCO3 = M[SiF6]l + CO2T + H2O (M = Ca, Sr, Ba)
7. [SiFe] ,Na2 — гексафторосиликат(1У) натрия
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Нерастворим в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с жидким HF. Получение см. Si57, Si64-5, Sill7.
1. Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4	(570-600 °C)
2. Na2[SiF6] + H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4? + 2HFT
(570-600 °C) 3. Na2[SiF6] + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na2SiO4 + 4H2O
Na2[SiF6] + 4NaOH (конц.) = 6NaF + SiO2i + 2H2O (кип.) 4. Na2[SiF6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2X + 2H2O 5. Na2[SiF6] + 2Na2CO3 (конц.) = 6NaF + SiO2l + 2CO2T (кип.) 6. Na2[SiF6] + 2HF(X) = 2Na(HF2) + SiF4T	(кип.)
7.	3Na2[SiF6] + 4A1 = 3Si + 2Na3[AlF6] + 2A1F3	(700 °C)
8-	Na2lSIF‘l NaF^AiF * SiE«F< -	(" = 1+3’ E = Cl’ Br’ D
"lid!,
9.	Na^SiFJ + 2NaOH + BeO = Na2[BeF4] + SiO2 + H2O + 2NaF (700 °C)
10.	Na2[SiF6]	Sil (катод) + 2F2T (анод) + 2NaF
(в жидк. NaF)
8. SiH4 — моносилан
Родоначальник гомологического ряда кремневодородов Si„H2n + 2. Бесцветный газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Хорошо растворяется в этаноле (в присутствии щелочей реагирует), сероводороде, жидком SiCl4. Весьма реакционноспособный; воспламеняется на воздухе при комнатной температуре в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей воде.
550
SI
Реагирует co щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение см. Mgl81-3’5, Si43-4, Si9‘, Sill15.
1.	SiH4 = Si + 2H2	(400-1000 °C)
2.	SiH4 + 2H2O (гор.) = SiO2X + 4H2T (кат., разб. H2SO4, NaOH)
3.	SiH4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4H2T
4.	SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O	(150 °C, сгорание на воздухе)
5.	SiH4 SiH„E4_„	(n = 0+3, E = F, Cl, Br, I)
SiH4 -^+ SiH„E4_„	(кат. A1E3)
-M2
6.	3SiH4 + 4NH3 = Si3N4 + 12H2	(500-900 °C, в атмосфере N2)
SiH4 + PH3 = SiH3(PH2)(r) (бц.) + H2	(500 °C)
7.	3SiH4 + 4K = 3KSiH3 + KHX + H2?	(комн., в диоксане)
8.	3SiH4 + 8KMnO4 = 8MnO2X + 3SiO2l + 8КОН + 2Н2О
9.	SiH4 + 8HgCl2 + 2H2O = 4Hg2Cl2l + 8HC1 + SiO2l
SiH4 + 8FeCl3 + 2H2O = 8FeCl2 + 8HC1 + SiO2X
10.	SiH4 + 4C2H5OH = Si(C2H5O)4 + 4H2T	(кат. NaOH)
9.	SinH2„+2 — полисиланы
Кремневодороды (я = 2+15), структурные аналоги предельных углеводородов (алканов С„Н2и + 2). В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (я = 2) — бесцветный газ, трисилан (я = 3) и тетрасилан (я = 4) — бесцветные жидкости; устойчивость уменьшается с увеличением я. Чувствительны к воздуху, термически неустойчивы. Дисилан Si2H6 очень мало растворяется в холодной воде, хорошо — в этаноле, СС14, сероуглероде. Жидкие силаны практически не смешиваются с холодной водой. Энергично разлагаются горячей водой, щелочами. Сильные восстановители. Близки по химическим свойствам (ниже приведены реакции для Si2H6). Получение смеси силанов см. Mgl83, Si45. Разделение смеси на отдельные силаны проводят фракционной конденсацией.
1.	Si2H6 —> SiH4, Н2, (SiH2)„, (SiH)„	(350-400 °C)
ТЩ* ^*з^8(г) ТЩ* Si4Hi0(r) (SiHx)n(T) (желт.)
(250-300 °C, вак., 0,7 < x < 1,7) 2. Si2H6 + 4H2O (гор.) = 2SiO2xl + 7H2T (в воде или разб. NaOH) 3. Si2H6 + 8NaOH (конц.) = 2Na4SiO4 + 7H2?
4.	2Si2H6 + 7O2 (воздух) = 4SiO2 + 6H2O	(сгорание, комн.)
5.	Si2H6 -тЬ* Si2H5E, Si2H4E2	(E = F, Cl, Br, I, komh.)
—HE
551
SI
6.	Si2H6 + 2K = 2KSiH3	(в тетрагидрофуране)
Si2H6 + KH = KSiH3 + SiH4T	(в тетрагидрофуране)
7.	3Si2H6 + 14KMnO4 = !4MnO2X + 6SiO2i + 14K0H + 2H2O
10.	SiO — монооксид кремния
Темно-коричневый (почти черный), достаточно твердый, тугоплавкий, рентгеноаморфный, в виде порошка пирофорен. При нагревании в вакууме сублимируется без плавления. В газообразном состоянии (выше 1000 °C) — термодинамически устойчивый мономер. В твердом состоянии — метастабильный нестехиометрический полимер (SiO( _ х)„, при старении или умеренном длительном нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si„ и (SiO2)„. Реагирует с перегретым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем SiO2), щелочами (быстрее, чем SiO2). Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. Sill12.
1.	2«SiO -U (SiO2)„ + Si„	(400-700 °C)
2.	SiO + H2O (nap) = SiO2 + H2	(500 °C)
SiO + H2SO4 (конц.) = SiO2i + SO2? + H2O	(кип.)
SiO + 2HNO3 (конц.) = SiO2l + 2NO2T + H2O	(кип.)
3.	SiO + 4NaOH (конц.) = H2? + Na4SiO4 + H2O
4.	4SiO + O2 = 2Si2O3	(350-1000 °C)
5.	SiO + CO2 = SiO2 + CO	(500 °C)
2SiO + SO2 = S + 2SiO2	(выше 800 °C, примесь SiS2)
6.	SiO > SiH4?, SiF4?, H2T	(примеси Si„H2n + 2)
7.	2SiO + 4C12 = 2SiCl4 + O2	(800 °C)
8.	SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg	(1350 °C)
11.	SiO2 — диоксид кремния
Кремнезём. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модификаций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стекло. В кристаллическом виде — малореакционноспособный, в аморфной форме — более активный. В очень незначительной степени химически растворяется в воде, из раствора осаждается гидрат SiO2 • иН2О. Нерастворим в органических растворителях. Не реагирует с кислотами (кроме фтороводородной кислоты), гидратом аммиака; из галогенов реагирует только со фтором. Проявляет кислотные свойства; реагирует со щелочами в растворе и при сплавлении. Легко фторируется и хлорируется, восстанавливается
552
коксом и типичными металлами. Распространен в природе в виде кварца. Получение см. Mgl82, Na734 6, Sil1-6, Si42’l2> 13, Si82’4, Sil2l.
1.	SiO2 (аморфн.) SiO2 • wH2O
2.	SiO2 + 6HF (конц.) = H2[SiF6] +
SiO2 + 4HF(r) = SiF4 + 2H2O
3.	SiO2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.)
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O 4. SiO2 (аморфн.) + 2Na2CO3 (конц. 5. SiO2 + M2CO3 = M2SiO3 + CO2
2SiO2 + M2CO3 = M2Si2O5 + CO2
6. SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
SiO2 + 4HSO3F + 2H2O = SiF4T 4 7. SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na 8. SiO2 (аморфн.) + 6NH4F (насыш
SiO2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH, 9. SiO2 + 2C (кокс) + 2C12 = SiCl4 4
SiO2 + 2CC12O = SiCl4 + 2CO2 10. 3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3 11. 3SiO2 + 6C (кокс) + 2N2 = Si3N4 12. SiO2 + Si = 2SiO
SiO2 + С (кокс) = SiO + CO
SiO2 + ЗС (кокс) = SiC + 2CO
SiO2 + 2C (кокс) = Si + 2CO 13. SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
воздух. Mg _. .. • .
S1O2 „ о „ ы > Si, Mg2Sl
2 -MgO, -MgjN2	z
14., SiO2 + 5C (кокс) + СаО = Si + C 15. 2SiO2 + 2Li[AlH4] = 2SiH4 + Li2C
(гидрогель)^ H4SiO4(p) Ш2О	(до 35 °C)
(250-400 °C)
= Na4SiO4 + 2H2O
(900-1000 °C)
) = Na4SiO4 + 2CO2T
(1150 °C; M = Na, K) (1150 °C)
(250-400 °C)
 4H2SO4	(100 °C)
2[SiF6] + 2H2O
) + 2H2O =
= (NH4)2[SiF6] + 4(NH3 • H2O)
F + 2H2O (200-250 °C)
2CO	(900-1000 °C)
(700 °C)
(1200-1300 °C)
+ 6CO	(1100-1200 °C)
(1100-1400 °C, вак.)
(1300 °C, вак.; примеси Si, SiC) (1600-1900 °C) (1800-1900 °C)
(800—900 °C, в атмосфере Аг)
(700-900 °C)
аС2 + ЗСО	(800-1000 °C)
+ А12О3	(170-200 °C)
16. SiO2 C(KOK^c’Fe° (Fe, Si) (ферросилиций) (1200-1400 °C)
12. SiO2 - nH2O — гидраты диоксида кремния
Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO2 и Н2О. Белые, аморфные (стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяются в воде. Над осадком в разбавленном
Si
растворе существует мономерная слабая ортокремниевая кислота H4SiO4. При поликонденсации медленно образуется смесь дикремниевых кислот (H6Si2O7, H2Si2O5, H10Si2O9), затем гидрозоль условного состава (H2SiO3)n (золь кремниевой кислоты) и, наконец, гидрогель SiO2 • пН2О (п < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение мономерного состава H2SiO3 не выделено. Не реагируют с кислотами, гидратом аммиака. Переводятся полностью в раствор действием концентрированных щелочей. По остальным химическим свойствам подобны диоксиду кремния SiO2. Получение см. Na733, Na742, Na753, Si4>’17.
1.	SiO2 • nH2O = SiO2 + лН2О	(900-1000 °C)
2.	SiO2 • яН2О (гидрогель)Х H4SiO4(p), (H2SiO3)„ (гидрозоль)
a)	H4SiO4 + H2O <=> H3SiO; + H3O+
H3SiO; + H2O <=* H2SiO4~ + H3O+
H2SiO4" + H2O <=> HSiO4_ + H3O+
HSiO4“ + H2O <=♦ SiO4" + H3O+
6)	2H4SiO4 -U H6Si2O7 + H2O
H6Si2O7 -U H2Si2O5 + 2H2O
H2Si2O5 + 4H2O H10Si2O9
nHl0Si2O9 2(H2SiO3)„ (гидрозоль) + 3«H2O
3.	SiO2 • nH2O + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + (2 + n)H2O
4.	SiO2 • лН2О + 2(NH4)6Mo7O24 + 4HNO3 (разб.) = 2(NH4)2MoO4 + + 4NH4NO3 + (NH^SiMo^O^J (желт.) + (2 + л)Н2О
13.	SiS2 — дисульфид кремния
Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется, особенно легко — при кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см. Sil11’|6, Sil I10.
1.	«SiS2 = (SiS)„ + rtS	(850 °C, вак.)
2.	SiS2 + 2H2O = SiO2l + 2H2S	(кип. в воде, разб. НО)
3.	SiS2 + 16HNO3 (конц.) = SiO2X + 2H2SO4 + 16NO2T + 6H2O 4. SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiO2l + 2Na2S + 2H2O
3SiS2 + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 2Na2[SiS3] + 4H2O
5.	SiS2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = SiO2X + 2NH4HS
6.	SiS2 + 3O2 (воздух) = SiO2 + 2SO2	(200-300 °C)
7.	3SiS2 + 4NH3 = Si3N4 + 6H2 + 6S	(1200-1450 °C)
554
Sm, Sn
8.	nSiS2 + nSi = 2(SiS)„ (желт.)
9.	SiS2 + M2S (конц.) = M2[SiS3]
[850 °C, вак.] (M = Na, K)
SiS2 + 2CaS (конц.) = Ca2[SiS4]
Самарий
1. Sm —самарий
Белый пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается ок-сидно-гидроксидной пленкой. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, фтором, хлором, серой. Ион Sm2+ имеет оранжево-красную окраску, ион Sm3+ — светло-желтую. Получение — термическое восстановление Sm2O3 лантаном.
1.	2Sm + 6Н2О = 2Sm(OH)3X + ЗН2Т	(комн.)
2.	2Sm + 6НС1 (разб.) = 2SmCl3 + ЗН2Т
3.	Sm + 6HNO3 (конц.) = Sm(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	4Sm + ЗО2 = 2Sm2O3	(300 °C, сгорание на воздухе)
5.	4Sm + 6Н2О + ЗО2 = 4Sm(OH)3
6.	Sm [SmF2 + SmF3] (красн.-кор.)	(150 °C)
Sm + 2SmF3 = 3SmF2	(950 °C)
7.	2Sm + 3C12 = 2SmCl3	(300 °C)
Sm + 2SmCl3 = 3SmCl2	(800 °C, в аргоне)
8.	2Sm + 3S = Sm2S3 (желто-роз.)	(500—800 °C)
4Sm + Sm2S3 = 3Sm2S (кор.)	(600-1000 °C)
9.	Sm + 6NO2 = 3NO + Sm(NO3)3	(200 °C)
10.	Sm + 2NH4C1 + 6NH3(X) = [Sm(NH3)g]Cl2 + H2?	(-78 °C)
[Sm(NH3)g]Cl2 = SmCl2 + 8NH3	(200 °C)
Олово
1. Sn — олово
Серебристо-белый очень мягкий металл, тягучий при комнатной температуре (^-модификация, белое олово). Ниже +13,2 °C рассыпается в серый порошок (a-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует с водой, гидратом аммиака, этанолом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентри
555
Sn
рованными щелочами. Окисляется галогенами, кислородом, халькогенами. Получение см. Sn216’|8, Sn59, Sn68.
1.	Sn + ЗНС1 (конц.) -U H[SnCl3] + H2?
Sn + 2HE(r) = SnE2 + H2	(150-250 °C)
2.	Sn + 2H2SO4 (конц.) -U SnSO4 + SO2T + 2H2O
[примесь Sn(SO4)2]
3.	Sn + 4HNO3 (конц.) = SnO2i + 4NO2T + 2H2O	(кип.)
5Sn + 12HNO3 (разб.) -U 5Sn(NO3)2 + N2T + 6H2O
(примесь NO)
4Sn + 10HNO3 (ой. разб.) -U 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4.	Sn + NaOH (конц., хол.) + 2H2O -U Na[Sn(OH)3J + H2?
Sn + 2NaOH (конц.) + 4H2O = Na2[Sn(OH)6[ + 2H2? (кип.) 5. 3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H2[SnCl6] + 4N0T +
+ 8H2O
6.	Sn + O2 = SnO2
7.	Sn + 2E2 = SnE4
8.	Sn + 12 = Snl2
Sn + 2I2 = Snl4
9.	Sn + E = SnE Sn + 2S = SnS2
10.	Sn (порошок) + CuSO4(p)
(200 °C, сжигание на воздухе) (до 100 °C; Е = F; комн., Е = С1, Вг) (кип. в разб. НС1) (кип. в жидк. СС14) (900 °C; Е = S, Se, Те) (430—440 °C, в присутствии NH4C1) = SnSO4 + Cuxl (в разб. H2SO4)
2. SnCI2 — хлорид олова(Н)
Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизуется влагой и окисляется О2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCl2 • 2Н2О имеет строение [Sn(H2O)Cl2[ • Н2О («оловянная соль»). Растворим в этаноле, эфире, ацетоне, пиридине, этилацетате. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для реакций в растворе берут H[SnCl3] — продукт химического растворения SnCl2 в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. Snl1.
1. SnCl2 • 2Н2О = Sn[(H2O)Cl2l + Н2О	(80 °C)
SnCl2 • 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О (130-135 °C, ток сухого НС1) 2. SnCl2 (конц.) + Н2О = [Sn(H2O)Cl2]	(pH < 7)
7[Sn(H2O)Cl2] + 13Н2О	[Sn3(OH)4]2+ + [Sn4(OH)6]2+ +
+ 14СГ+ ЮН3О+ 3. SnCl2 (конц.) + Н2О = SnCl(OH)i + НС1	(разбавление)
556
Sn
4.	SnCl2 + HCI (конц.) = H[SnCl3], H2O + H[SnCl3] = [SnCl3]~ + H3O+
5.	SnCl2 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2X + 2NaCl
SnCl2 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + 2NaCl
6.	SnCl2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Sn(OH)2X + 2NH4C1
7.	6SnCl2 + O2 (воздух) + 2H2O (влага) -*-» 2SnCl4 + 4SnCl(OH)
8.	SnCl2 (конц.) + H2S (насыш.) = SnSl + 2HC1
9.	SnCl2 + Na2CO3 = SnO + 2NaCl + CO2
(750—900 °C, в атмосфере N2)
10.	SnCl2 -fc 4HC1 (конц.) + Br2 = H2[SnCl6] +
+ 2НВг (примесь H2[SnBr6])
SnCl2 + 4HC1 (конц.) + Na3AsO4 = Na3AsO3 + H2[SnCl6] + H2O
11.	5SnCl2 + 26HCI (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCl6] + 2MnCl2 +
+ 2KC1 + 8H2O
3SnCl2 + 20HC1 (конц.) + K2Cr2O7 = 3H2[SnCl6] + 2CrCl3 +
+ 7H2O + 2KC1
12.	SnCl2 + 2HC1 (конц.) + 2FeCl3 = H2[SnCl6] + 2FeCl2
13.	SnCI2 + 4HC1 (конц.) + 2AgNO3 = H2[SnClJ + 2AgX + 2HNO3
14.	SnCl2 (конц.) + MCI (конц.) = M[SnCl3]	(M = Na, K)
15.	SnCl2 + Cl2 = SnCl4	(komh.)
16.	SnCl2 + M = MCI2 + Sn	(200-300 °C; M = Mg, Zn)
3SnCl2 + 2A1 = 2A1C13 + 3Sn	(250-300 °C)
17.	SnCl2 + NH3(r) = [Sn(NH3)Cl2]	(100 °C)
18.	SnCl2(p) алектР<ц!!|.:>> Sni (катод) + C12T (анод)
3. SnCI4 — хлорид onoea(IV)
Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Смешивается с бромом, СС14, сероуглеродом. Апротонный растворитель; хорошо растворяет фосфор, серу, иод, трииодид мышьяка, иодид олова! IV). Образует аддукты неизвестного состава с аммиаком, РС15, SC14; присоединяет РС13О. Реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Обычно для реакций в растворе берется в виде H2[SnCl6]. Получение см. Snl7, Sn27-|5.
1.	SnCl4 • 5H20xL SnCl4 (насыш.) + 5Н2О
(19—56 °C, в конц. НС1)
SnCI4 • 5Н2О = SnO2 + 4НС1 + Н2О	(выше 200 °C)
SnCl4 • 5Н2О + 5SC12O(x) = SnCl4 + 5SO2 + 10НС1	(кип.)
2.	SnCl4 + 2H2O = SnO2i + 4HC1	(примесь H2[SnCl6])
557
Sn
3.	SnCl4 + 2HC1 (конц.) = H2[SnCl6]
4.	SnCl4 + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 + 4HC1T	(кип.)
5.	SnCl4 + 4NaOH (разб.) = SnO2T + 4NaCl + 2H2O
SnCl4 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 4NaCl
6.	SnCl4 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = SnO2l + 4NH4C1 + 2H2O
7.	SnCl4 + 4HF = SnF4 + 4HC1	(130-220 °C)
8.	SnCl4 + 2MC1 (конц.) = M2[SnCl6]	(M = K+, NH4)
9.	SnCl4(x) + C12O = 2C12 + SnCl2O
10.	SnCl4 • 5H2O + 5N2O5(x) = Sn(NO3)4 + 4HC1 + 6HNO3
11.	SnCl4 + Li[AlH4] = SnH4T + LiCl + A1C13	(-20 °C, в эфире)
12.	SnCl4(x) + 2PC13O = [Sn(—OPC13)2C14]
13.	SnCl4 + 2C2H5OH = (C2H5)2O + SnCl2O + 2HC1
4. [SnCle], H2 — гексахлоростаннат(1У) водорода
Белый (в виде кристаллогидрата), гигроскопичный. Неустойчив во влажном воздухе и при слабом нагревании. Растворяется в воде, сильная кислота, протекает частичная акватация аниона. Устойчив в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводородом. Восстанавливается оловом. Получение см. Snl5 * * *, Sn210-13, Sn33, Sn63, Snl25.
1. H2[SnCl6] • 6H2O = SnCl4 • 5H2O + 2HC1 + H2O (25-30 °C) 2. H2[SnCl6] + 2H2O = 2H3O+ + [SnCl6]2
[SnCl6]2~ + H2O <=> [Sn(H2O)Cy+СГ
3.	H2[SnCl6] (конц.) + 2NaOH (разб.) = Na2[SnCI6] + 2H2O Na2[SnCl6] + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 6NaCl
4.	H2[SnCl6] (конц.) + 2(NH3 • H2O) [разб.) = (NH^SnClJ + 2H2O (NH4)2[SnCl6) + 4(NH3 • H2O) (конц.) = SnO2l + 6NH4C1 + 2H2O
5.	H2[SnCl6) + 2H2S(r) = SnS2l + 6HC1
6.	H2[SnCl6] + Sn ^=± 2H[SnCl3]
5. SnO — оксид олова(П)
Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании раз-
лагается, при дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчивый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при слабом нагревании. Получение см. Sn29, Sn69, Sn7’-4.
1. 2SnO = SnO2 + Sn(M)	(400 °C)
2. SnO(T) + 4H2O <=► [Sn(H2O)3]2++ 2OH-
558
Sn
3.	SnO + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + Н2О	
4.	SnO + NaOH (конц.) + Н2О	Na[Sn(OH)3]	(комн.)
	SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O	(400 °C)
5.	2SnO + O2 (воздух) = 2SnO2	(выше 220 °C)
6.	SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + H2O	(60 °C)
7.	SnO + MO = (MSn)O2	(1000 °C;	M = Ca, Sr, Ва)
8.	SnO + SO3 = SnO2 + SO2	(600 °C)
9.	SnO + H2 = Sn + H2O	(550-600 °C)
6.	SnO2«- оксид onoea(IV)
Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристаллизуется гидрат SnO2 • лН2О (1 < п < 2, a-модификация), при стоянии под раствором переходит в химически пассивную ^-модификацию (л < 1); соединения стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnO3 не выделены. Все указанные ниже реакции относятся к a-SnO2 • лН2О. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами и щелочами. Восстанавливается водородом, коксом, оловом. Получение см. Snl3’6, Sn32>5’6, Sn44, Sn5’’5>8, Sn83>4, Sn92,5.
1.	SnO2 • лН2О = SnO2 + лН2О	(600 °C)
2.	SnO2(T) + 8H2O «=► [Sn(H2O)6]4+ + 4OH~
3.	SnO2 + 6HC1 (конц.) = H2|SnCy + 2H2O
4.	SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) —Sn(SO4)2 + 2H2O
5.	SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2|Sn(OH)6J (60-70 °C)
6.	SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + H2O	(350-400 °C)
Na2SnO3 + 3H2O = Na2[Sn(OH)6]	(в конц. NaOH)
7.	SnO2 + 2M2O = M4SnO4	(500 °C; M = Na, K)
8.	SnO2 +	2H2 = Sn + 2H2O	(500-600	°C)
SnO2 +	2C (кокс) = Sn + 2CO	(800-900	°C)
9.	SnO2 +	Sn = 2SnO	(1000-1100 °C)
10.	SnO2 +	2KNCS = SnS + 2CO + N2	+	K2S	(450	°C)
11.	SnO2 +	2Na2CO3 + 4S = Na2[SnS3]	+	Na2SO4 + 2CO2
(400-500 °C)
7.	Sn(OH)2 — гидроксид олова(И)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • лН2О, соединение стехиометрического состава не выделено. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель в щелочной среде. Получение см. Sn25-6, Snl 14> 6- 7.
559
Sn
1.	Sn(OH)2 = SnO + H2O	(60-120 °C, в атмосфере H2)
2.	Sn(OH)2(T) + 3H2O <=► [Sn(H2O)3]2* + 2OH“
Sn(OH)2(T) + 2H2O <=► [Sn(OH)3]“ + H3O+
3.	Sn(OH)2 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + 2H2O
4.	Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3]
2Na[Sn(OH)3](p) -U Snl + Na2|Sn(OH)6]	(komh.)
Na[Sn(OH)3](p) = NaOH + SnOl + H2O (кип. в атмосфере N2) 2Na[Sn(OH)3](p) электроли-3> 2Sni (катод) + O2T (анод)+
+ 2NaOH + 2Н2О
5.	Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 • Н2О =
= Na2[Sn(OH)6] + 2(NH3 • H2O) 6. 3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3)3 =
= 3Na2|Sn(OH)6] + 2Bil + 6NaNO3 7. 3Sn(OH)2 + 8KOH (кони.) + 8H2O + 2K2CrO4 =
= 3K2[Sn(OH)6| + 2K3[Cr(OH)6]
8.	[Sn(OH)e],Na2 — гексагидроксостаннат(1У) натрия
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к СО2 воздуха. Умеренно растворяется в воде, растворимость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, ацетоне. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Snl4, Sn35, Sn656, Sn74-5.
1.	Na2[Sn(OH)6] = Na2SnO3 + 3H2O	(140 °C)
3Na2SnO3 = 3Na2O + 3SnO2	(900 °C)
2.	Na2[Sn(OH)6] (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]2+ + [Sn(OH)6]2-
3.	Na2[Sn(OH)6] + 2HC1 (разб.) = SnO2l + 2NaCl + 4H2O
4.	NaJSnfOHJJ + CO2 = SnO2l + Na2CO3 + 3H2O
5.	Na2[Sn(OH)6] + M(NO3)2 = M[Sn(OH)6]X + 2NaNO3
(M = Ca, Sr, Ba)
6.	Na2[Sn(OH)6J (конц.) + 4Na2S (конц.) = Na4[SnS4] + 6NaOH
(90-100 °C)
Na4[SnS4] + SnS2 = 2Na2[SnS3|	(кип.)
9.	SnS — сульфид олова(Н)
Коричневый и темно-серый, мягкий. Возгоняется при нагревании в потоке Н2. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием полисульфида аммония. Получение см. Snl9, Sn28, Sn610, SnlO1.
560
Sn
1.	SnS + 3HC1 (конц.) = H(SnCl3] + H2Sf
2.	SnS + IOHNO3 (конц.) = SnO2l + 10NO2T + H2SO4 + 4H2O
3.	SnS + 3NaOH (конц.) Na[Sn(OH)3] + Na2S
4.	SnS + (NH4)2(S„) = (NH4)2[SnS3] + (n - 2)Si
5.	SnS + 2O2 = SnO2 + SO2	(700-800 °C)
10.	SnS2 — сульфид onoea(IV)
Желтый, мягкий, жирный на ощупь, как графит («сусальное золото»). Устойчив на воздухе, при нагревании темнеет и разлагается. Не растворяется в воде, этаноле, эфире. Образует коричневый кристаллогидрат SnS2 • 2Н2О. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте. Переводится в раствор концентрированными щелочами, сульфидами щелочных металлов, гидросульфидом аммония. Получение см. Snl9, Sn45.
1.	SnS2 = SnS + S	(500-600 °C)
2.	SnS2 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2S? + Si
SnS2 + 16HNO3 (конц.) = SnO2X + 2H2SO4 + 16NO2T + 6H2O
(кип.)
3.	3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OH)6]
4.	SnS2 + Na2S (разб.) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4[SnS4]
5.	2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H2O) (конц.) =
= (NH4)2[SnS3| + (NH4)4[SnS4] + 3H2O 6. SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2	(600-800 °C)
11 .SnSO4 — сульфат олова(Н)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной воде, при стоянии раствора выпадает осадок. Устойчив в подкисленном растворе. Разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Получение см. Snl2>|0.
1.	SnSO4 = SnO + SO3 SnO2 + SO2	(выше 360 °C)
2.	SnSO4 • 3H2O = SnSO4 + 3H2O	(40 °C, вак., над Р4О,0)
3.	SnSO4 (разб.) + Н2О = [Sn(H2O)SO4]	(pH < 7)
7[Sn(H2O)SO4| + 13Н2О <=♦ [Sn3(OH)4]2+ + [Sn4(OH)6]2+ +
+ 7SO4_ + ЮН3О+
4.	SnSO4 (разб.) + 2H2O = Sn(OH)2i + H2SO4	(кип.)
2SnSO4 (разб.) + 2H2O -U Sn2SO4(OH)2l + H2SO4 (komh.)
5.	SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2SO4
561
Sr
6.	SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)2J- + Na2SO4
SnSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + Na2SO4
7.	SnSO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Sn(OH)2J. + (NH4)2SO4
8.	4SnSO4 + O2 + 4H2O -U 2SnO2l + Sn2SO4(OH)2X + 3H2SO4
9.	5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCl6] + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 2H2SO4 + 8H2O
3SnSO4 + 20HC1 (конц.) + K2Cr2O7 = 3H2[SnCl(;] + Cr2(SO4)3 +
+ 2KC1 + 7H2O
10.	2SnSO4 + 2H2O эле|П1Х)лиз> 2Snl (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
12. Sn(SO4)2 — сульфат onoea(IV)
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в подкисленной воде, разлагается в кипящей воде. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Sn34, Sn64.
1.	Sn(SO4)2 = SnO2 + 2SO3	(150-200 °C)
2.	Sn(SO4)2 • 2H20i Sn(SO4)2 (насыш.) + 2H2O
(комн., в разб. H2SO4)
Sn(SO4)2 • 2H2O = SnSO4(OH)2 + H2SO4	(выше 50 °C)
3.	Sn(SO4)2 (разб.) + лН2О = [Sn(H2O)„(SO4)]2+ + SOj“
(в разб. H2SO4)
4.	Sn(SO4)2 + 2H2O = SnO2i + 2H2SO4	(кип.)
5.	Sn(SO4)2 + 6HC1 (конц.) = H2[SnCl6l + 2H2SO4
6.	Sn(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = SnO2X + 2Na2SO4 + 2H2O
Sn(SO4)2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 2Na2SO4
7.	Sn(SO4)2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO2i + 2(NH4)2SO4 + 2H2O
Стронций
1. Sr —стронций
Щелочноземельный металл. Светло-желтый, ковкий. На воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-красный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами при нагревании, этанолом. Сильный восстановитель; окисляется водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. Sr36-9, Sr77, Sr9*.
1.	Sr + 2H2O = Sr(OH)2i + H2T	(комн.)
2Sr + H2O (nap) = SrO + SrH2	(200-300 °C)
562
Sr
2.	• Sr + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2
3.	4Sr + IOHNO3 (разб.) = 4Sr(NO3)2 + N2O? + 5H2O
4Sr + IOHNO3 (04. разб.) = 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4.	Sr + H2 = SrH2	(200-500 °C)
5.	Sr + O2 = 2SrO	(выше 250 °C, сжигание на воздухе)
6.	Sr + Cl2 = SrCl2	(200-400 °C)
7.	3Sr + N2 = Sr3N2	(450—500 °C, сжигание на воздухе)
8.	Sr + 2C (графит) = SrC2	(550 °C)
9.	6Sr + -2МН3(Г) = Sr3N2 + 3SrH2	(600-650 °C)
10.	Sr + 6NH3(X) = [Sr(NH3)6] (син.) (-40 °C, в атмосфере Ar)
Sr + 2МН3(Ж) = Sr(NH2)24- + H2	(кат. Pt)
11.	Sr + 2C2H5OH = Sr(C2H5O)2 + H2T
2. SrCO3 — карбонат стронция
Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится при избыточном давлении СО2. Не растворяется в воде и этаноле, не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО2. Получение см. Sr38, Sr75, Sr87, Sr95, Sri О4.
1.	SrCO3 = SrO + CO2	(1100-1200 °C)
2.	SrCO3 + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + CO2? + H2O
SrCO3 + 2HF (конц.) = SrF2X + CO2T + H2O
3.	S1CO3 + 2HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + 2H2O + CO2T
4.	SrCO3(T) + CO2 + H2O (хол.) Sr(HCO3)2, . v f	кип.
5.	SrCOj(T) + 2NH4C1 (конц.) = SrCl2 + 2NH3T + H2O + CO2T (кип.) 2SrCO3 + 2NH4C1 (разб., хол.) + 2H2O = Sr(HCO3)2 + SrCl2 +
+ 2(NH3 • H2O) 6. S1CO3 + H2S = SrS + CO2 + H2O (900-1000 °C, в токе H2) 7. SrCO3 + С (кокс) = SrO + 2СО	(800-850 °C)
3. SrCI2 — хлорид стронция
Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте, этаноле. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Sri2’6, Sr22, Sr72, Sr84, Sr93.
1.	SrCI2 • 6H2O = SrCl2 + 6H2O	(100-250 °C)
2.	SrCl2 (разб.) + иН2О = [Sr(H2O)„]2++ 2СГ (л = 6+8, pH 7)
563
Sr
3.	SrCl2 + 2H2O (nap) = Sr(OH)2 + 2HC1	(до 500 °C)
4.	SrCl2(I) + H2SO4 (конц.) = SrSO4i + 2HC1T	(кип.)
SrCl2(T) + 2H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4)2 + 2HC1T (20-50 °C) 5. SrCI2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2X + 2NaCl (komh.) 6. 3SrCl2 + 2A1 = 3Sr + 2A1C13	(600-700 °C)
7. SrCl2 (насыщ.) + 2NaNO3 (насыщ.) — Sr(NO3)24- + 2NaClJ-8. SrCl2 + (NH4)2CO3 = SrCO34- + 2NH4C1
9.	SrCl2(M) эле|СГР°лиз> Sr (катод) + C12T (анод)
4.	SrCrO4 — хромат стронция
Желтый, разлагается при плавлении. Малорастворим в воде, этаноле. Не образует кристаллогидратов. Не реагирует со щелочами. Разлагается сильными кислотами, уксусной кислотой (в отличие от хромата бария). Слабый окислитель. Получение см. Sr67.
1.	4SrCrO4 = 2SrO + 2(SrCr2)O4 + 3O2	(выше 1300 °C)
2.	2SrCrO4 + 2HC1 (разб.) = SrCr2O7 + SrCl2 + H2O
3.	2SrCrO4 + 16HC1 (конц.) = 2SrCl2 + 2Ci€l3 + 3CI2? + 8H2O (кип.) 4. 2SrCrO4 + 2CH3COOH (разб.) » Sr(HCrO4)2 + Sr(CH3COO)2
5.	2SrCrO4 + ЗС (кокс) = SrO + (SrCr2)O4 + 3CO (850-1000 °C)
5.	SrF2 — фторид стронция
Белый, негигроскопичный (в отличие от других галогенидов стронция), плавится без разложения. Малорастворим в воде, этаноле. Не образует кристаллогидратов. Химически пассивный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной), щелочами. Гидролизуется водяным паром. Получение см. Sr22, Sr73, Sr88.
1.	SrF2 + H2O (пар) = SrO + 2HF	(выше 800 °C)
2.	SrF2 + Н2О (пар) + SiO2 = SrSiO3 + 2HF	(1450 °C)
3.	SrF2 + H2SO4 (конц.) = SrSO4X + 2HFT	(130-200 °C)
4.	SrF2 + 2HF (конц.) + 6H2O = Sr(HF2)2 • 6H2O?
6.	Sr(NO3)2 — нитрат стронция
Белый, гигроскопичный, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. Малорастворим в этаноле, ацетоне. В кислом растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Sri3, Sr23, Sr93.
1.	Sr(NO3)2 = Sr(NO2)2 + O2	(450-500 °C)
2Sr(NO3)2 = 2SrO + 4NO2 + O2	(выше 570 °C)
564
Sr
2.	Sr(NO3)2 • 4H2O = Sr(NO3)2 + 4H2O	(100 °C)
3.	Sr(NO3)2 (разб.) + лН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2NO~ (л = 6+8, pH 7)
4.	Sr(NO3)2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaNO3 (комн.)
5.	Sr(NO3)2 + 4H° (Zn, разб. HC1) = Sr(NO2)2 + 2H2O
6.	Sr(NO3)2 + (NH4)2CrO4 = SrCrO4i + 2NH4NO3
7.	SrO — оксид стронция
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температурах. Реагирует с водой (образует щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Sri5, Sr28 * * * * * * * * 17, Sr6', Sr8'.
1.	SrO + H2O = Sr(OH)2	(комн.)
2.	SrO + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2O
3.	SrO + 2HF (разб.) = SrF2X + H2O
4.	3SrO + 2H3PO4 (разб.) = Sr3(PO4)2X + 3H2O
SrO + H3PO4 (конц.) = Sr(HPO4)i + H2O
5.	SrO + CO2 = SrCO3	(комн.)
6.	2SrO + O2 = 2SrO2	(400 °C, p)
7.	4SrO + 2A1 = 3Sr + (SrAl2)O4	(1200 °C)
8.	SrO<r) + Sr(r) «=£ Sr2O(r)	(выше 2700 °C)
8. Sr(OH)2 — гидроксид стронция
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, образует разбавленный щелочной раствор. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Sri', Sr33-5, Sr64, Sr71, Sr92.
1. Sr(OH)2 = SrO + H2O	(500-850 °C)
2. Sr(OH)2 • 8H2O = Sr(OH)2 + 8H2O	(100 °C, вак.)
3. Sr(OH)2 (ОЧ. разб.) + лН2О = [Sr(H2O)„]2+ + 2OH“ (л = 6+8) 4. Sr(OH)2 + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + 2H2O
5. Sr(OH)2 + H2SO4 (конц.) = SrSO4i + 2H2O
6. 3Sr(OH)2 + 2H3PO4 (разб.) = Sr3(PO4)2l + 6H2O
Sr(OH)2 + H3PO4 (конц.) = SrHPO4i + 2H2O
7. Sr(OH)2 + EO2 - SrEO3X + H2O	(E = C, S)
Sr(OH)2 + 2EO2 = Sr(HEO3)2(p)
8. Sr(OH)2 + 2HF (конц.) = SrF2i + 2H2O
565
т
9.	Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H2S(r) = SrS-l + 2Н2О
Sr(OH)2 + 2H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)2 + 2Н2О
10.	Sr(OH)2 + Н2О2 (конц., хол.) = SrO2X + 2Н2О
9.	SrS — сульфид стронция
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой, кислотами. Восстановитель. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. Sr26, Sr89, SrlO3.
1.	SrS = Sr + S	(выше 2000 °C)
2.	SrS + 2H2O = Sr(OH)2X + H2Sf	(кип.)
3.	SrS + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2S?
SrS + 4HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O
4.	SrS(T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)2(p)
Sr(HS)2 = SrS + H2S	(150-200 °C)
5.	SrS + CO2 + H2O = SrCO3J- + H2Sf
6.	SrS + 2O2 = SrSO4	(700-800 °C)
7.	2SrS (суспензия) + H2O + 2O2 = Sr(OH)2i + SrSO3S (komh.) 8. SrS (суспензия) + (n - 1)S = Sr(S„)	(n = 4,5, кип.)
10.	SrSO4 — сульфат стронция
Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном давлении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии SrCl2), этаноле. Малореакционноспособный; не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной), щелочами. Восстанавливается коксом при спекании. Получение см. Sr34, Sr53, Sr85, ST96.
1.	2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + O2	(выше 1300 °C)
2.	SrSO4(T) + H2SO (конц.) = Sr(HSO4)2<p)
3.	SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2CO + CO2	(800-1100 °C)
4.	SrSO4 + Na2CO3 (конц.) = SrCO3i + Na2SO4
Тритий
1. T2 —дитритий
Сверхтяжелый водород. Бесцветный газ. Радиоактивен (р-излуча-тель), период полураспада 12,34 года. По химическим свойствам аналогичен Н2. Образуется в атмосфере при бомбардировке ядер 14N 566
Та
нейтронами космического излучения, следы его содержатся в природных водах. Получение — бомбардировка лития медленными нейтронами в ядерном реакторе.
2. Т2О — оксид трития
Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, более вязкая, чем D2O и Н2О. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с Н2О и D2O приводит к образованию НТО и DTO. Растворяющая способность меньше, чем у D2O и Н2О. По Химическим свойствам не отличается от Н2О и D2O, но все реакции протекают медленнее. Следы Т2О содержатся в природных водах и атмосферной влаге. Получение — пропускание Т2 над раскаленным СиО.
Тантал
1. Та — тантал
Серый металл; мягкий, пластичный (хрупкий в присутствии ТаН), тугоплавкий, высококипящий, коррозионно-стойкий. При нагревании на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Медленно реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой (быстрее — в присутствии азотной кислоты), концентрированными щелочами при кипячении. Окисляется кислородом, галогенами. Реагирует с водородом. Входит в состав промышленно важного сплава ниобия с железом (содержит до 9% Та). Получение см. Та26, Та47> 8 9, Та56.
1. 2Та + 16HF (конц.) 2H3[TaF8] + 5Н2Т
2. ЗТа + 21HF (конц.) + 5HNO3 (конц.) = 3H2[TaF7] + 5NO? + ЮН2О 3. 2Та + 2NaOH (конц.) + 4Н2О -U 2(NaTa)O3J- + 5Н2Т (кип.) 4. 4Та + 2NaOH + 5О2 = 4(NaTa)O3X + 2Н2О	(500 °C)
= 4Na3TaO4 + 6Н2О	(500-600 °C)
2ТаН
(выше 600 °C) (20-100 °C; Е = F; 170-250 °C, Е = С1)
8. Та	ТаВг4, ТаВг5, Та6Вг14, Та6Вг15	(230-450 °C)
9. Та	Та14, Та15, Та61|4	(300-535 °C)
5.
6.
7.
2Та + Н2
 -'^2 20-400 °C
500-1000 °C
4Та + 5О2 = 2Та2О5 2Та + 5Е, = 2ТаЕ,
2
567
Та
2. TaCI5 — хлорид тантала(У)
Белый, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, холодном этаноле и других органических растворителях. Гидролизуется, реагирует со щелочами, горячим этанолом. Восстанавливается типичными металлами, танталом. Образует хлорокомплексы. Получение см. Tai7, Та57~9.
1.	2ТаС15 + 5Н2О = Та2О5Х + 10НС1
2.	ТаС15 + 6NaOH (конц.) = (NaTa)O3i + 5NaCl + ЗН2О
3.	ТаС15 + 5HF(M) = TaF5 + 5НС1Т	(кип.)
4.	4ТаС15 + Та = 5ТаС14 (кор.)	(280-290 °C)
ЗТаС15 +	ЗТа = Та6С115 (зел.)	(470	°C)
5.	ЗТаС15 +	А1 = А1С13 + ЗТаС14	(200-400	°C)
ТаС14 + NbCl5 = ТаС15 + NbCl4	(300	°C)
6.	2ТаС15 +	5Mg = 2Та + 5MgCl2	(750	°C)
7.	ТаС15(ж) + MCI = М[ТаС16] (М - Na+, К+, Rb+, Cs+, NH4) 8. 2ТаС15 + ЮС2Н5ОН (гор.) = Та2(С2Н5О)|0 + 10НС1
3.	TaF5 — фторид танталa(V)
Белый, весьма гигроскопичный, легкоплавкий, низкокипящий, термически устойчивый. Плохо растворяется в концентрированных азотной и серной кислотах, СС14, сероуглероде. Реагирует с водой, разлагается разбавленными кислотами, щелочами, этанолом. Образует фторокомплексы. Получение см. Tai7, Та23.
1.	TaF5 + ЗН2О = |TaOF5|2 + 2Н3О+
2.	2TaF5 + 5Н2О = Ta2O5i + 10HF	(в разб. H2SO4)
3.	TaFs + 2КОН (разб.) = K2[TaOF5] + Н2О
4.	TaF5 + 3HF (конц.) = H3[TaF8]
5.	TaF5 + 3KF (разб.) + Н2О = K3[TaOF6] + 2HF (в разб. HF)
TaF5 + 2K.F (конц.) = K2[TaF7]	(в конц. HF)
6.	2TaF5 + 10С2Н5ОН (гор.) = Та2(С2Н5О)10 + 10HF
4.	[TaF7], Kj — гептафторотанталат(У) калия
Белый, термически устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха. Очень плохо растворяется в воде (изменение состава аниона), еще хуже — в разбавленном растворе фторида калия. Перекристаллизуется из концентрированной фтороводородной кислоты. Разлагается кипящей водой с образованием осадка K4Ta4O6F)2 (соль Мариньяка, экви
568
Та
молярная смесь K2|TaF7], K2[TaOF5] и Та2О5). Реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается натрием. Получение см. ТаЗ5, Та53.
1.	K2[TaF7|(T) + 14Н2О <=* [TaOFJ3" + 2[К(Н2О)6]+ + Н3О+ + HF 2. 4K2[TaF7] + 6Н2О = KJaAF^i + 4KF + 12HF	(кип.).
3.	2K2[TaF7] + 2H2SO4 (разб.) + 5Н2О = Та2О5Х + 2K2SO4 + 14HF
4.	2K2[TaF7] + ЮКОН = Ta2O5J- + 14KF + 5Н2О
5.	K2[TaF7] + HF (45%-я) = K[TaF6] + K(HF2)'
6.	K2[TaF7](T) + KF (конц.) «=♦ K3[TaF8](p)
K3|TaF8|(p) + H2O <=± K3[TaOF6J + 2HF	(разбавление)
7.	K2[TaF7] + 5Na = Ta + 5NaF + 2KF	(1100 °C)
8.	2K2[TaF7] Maap””> 2TaX (катод) + 5F2? (анод)+
+ 4KF (в расплаве KF)
5. Ta2Os —оксид тантала(У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. После прокаливания становится химически пассивным. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, пептизируется разбавленной хлороводородной кислотой. Из раствора осаждается гидрат Та2О5 • лН2О, более реакционноспособный. Разлагается концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами, аммиаком при нагревании. Восстанавливается коксом, но не восстанавливается водородом (в отличие от Nb2O5). Легко хлорируется. Получение см. Tai6, Та2*, ТаЗ2, Та43>4.
1.
2.
3.
4.
Та2О5 • лН2О = Та2О5 + лН2О	(выше 600 °C)
Та2О5 + 14HF (конц.) = 2H2[TaF7] + 5Н2О
Та2О5 + 6HF (конц., хол.) + 4K(HF2)(t) = 2K2[TaF7]4- + 5Н2О
^а2®5(т)
NaOH (kohiQ <......-
НС1 (разб.)
1Та6О19]«-
5.	Та2О5 + 2NaOH = 2(NaTa)O3 + Н2О	(500 °C)
. 2(NaTa)O3 + 2НС1 (конц.) = Та2О51 + 2NaCl + Н2О
6.	Та2О5 + 7С (кокс) = 2ТаС + 5СО (1200 °C, в атмосфере N2) Та2О5 + 5ТаС = 7Та + 5СО	(1600-1700 °C, вак.)
7.	Та2О5 + 5С (кокс) + 10С12 = 2ТаС15 + 5СС12О	(300-350 °C)
2Та2О5 + 10С12 = 4ТаС15 + 5О2	(выше 1000 °C)
8.	Та2О5 + 10НС1 = 2ТаС15 + 5Н2О	(выше 1000 °C)
9.	Та2О5 + 5SC12O = 2ТаС15 + 5SO2	(230-240	°C)
Та2О5 + 5СС14 = 2ТаС15 + 5СС12О	(300-320	°C)
10.	Та2О5 + 5А1С13 = 5А1(С1)О + 2ТаС15	(400	°C)
11.	ЗТа2О5 + 10NH3 = 2Ta3N5 + 15Н2О	(800-900	°C)
569
Tb, Тс
Тербий
1. Tb —тербий
Белый, мягкий, пластичный металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион ТЬ3+ имеет светло-розовую окраску (почти бесцветен). Соединения тербия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление ТЬ2О3 кальцием, электролиз расплава ТЬС13.
1.	2ТЬ + 6Н2О (гор.) = 2ТЬ(ОН)3Т + ЗН2?
2.	2Tb + 6НС1 (разб.) = 2ТЬС13 + ЗН2?
3.	Tb + 6HNO3 (конц.) = Tb(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
4.	8Tb + 7О2 = 2ТЬ4О7	(350 °C, сжигание на воздухе)
ТЬ4О7 + Н2 = 2ТЬ2О3 + Н2О	(400-500	°C)
5.	2ТЬ + ЗС12 = 2ТЬС13	(300	°C)
6.	2Tb + 3S = Tb2S3 (т.-желт.)	(500-800	°C)
7.	Tb + 6NO2 = 3NO + Tb(NO3)3	(200	°C)
Технеций
1. Тс — технеций
Серебристо-белый с серым оттенком, тугоплавкий, высококипя-щий. На воздухе тускнеет. Радиоактивен, наиболее долгоживущие изотопы 98Тс и "Тс; первым из элементов был синтезирован искусственно при бомбардировке молибдена ядрами дейтерия или рутения нейтронами. Химическая активность значительно ниже, чем у марганца; химические свойства подобны свойствам рения. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, пероксидом водорода, этанолом. Реагирует с азотной кислотой, «царской водкой», кислородом, галогенами. Продукт деления 235U в ядерных реакторах. Получение — прокаливание (выше 1100 °C) Тс2О7, см. также N384 9.
1.	Тс + 7HNO3 (конц., гор.) = НТсО4 + 7NO2T + ЗН2О
2.	ЗТс + 18НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = ЗН2[ТсС1б] + 4NOT +
+ 8Н2О
3.	4Тс + 7О2 = 2Тс2О7 (св.-желт.) (450—500 °C, примесь ТсО3?) Тс2О7 + 2(NH3 Н2О) (конц.) = 2NH4TcO4 + Н2О
4.	2Тс + 5F2 = 2TcF5	(200 °C)
Тс + 3F2 = TcF6 (ярко-желт.)	(400 °C)
2Тс + О2 + 4F2 = 2Tc(O)F4	(250 °C)
570
Те
5.	Тс + 2С12 = ТсС14 (т.-красн.)	(400 °C, примесь ТсС16)
6.	Тс + 7Ce(NO3)3OH = НТсО4 (красн.) + 7Ce(NO3)3 + ЗН2О
(в разб. HNO3)
Теллур
1. Те —теллур
Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состоянии состоит из молекул Те2 и имеет желтую окраску. В особых условиях образуется коллоидный теллур. Не реагирует с водой, хлороводородом, серой, азотом, этанолом. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, атомарным водородом, кислородом, галогенами, металлами. Получение см. Na765, Na777’", Na786, ТеЗ5-6, Те57, Теб2-5-6, Те77.
1.	Те + 2Н2О (пар) = ТеО2 + 2Н2	(100-160 °C)
2.	4Те + 4H2SO4 (конц.) = (Te4+)S3O10 (красн.) + SO2 + 4Н2О
3.	2Те + 8HNO3 (конц.) = 2ТеО24- (красн.) + 8NO2T + 4Н2О (кип.)
2Те + 9HNO3 (конц.) = Te2(NO3)O3(OH) + 8NO2T + 4Н2О
		(до 70 °C)
4.	ЗТе + 6NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Na2Te + ЗН2О	(кип.)
5.	Те + 2Н° (А1, разб. НС1) = Н2Те	(0 °C)
6.	Те + О2 = ТеО2	(выше 450 °C)
7.	Те + 3F2 = TeF6	(100-120 °C)
	Те + 2TeF6 = 3TeF4	(200 °C)
8.	Те + 2С12 = ТеС14	(100 °C)
9.	Те + 2Вг2	ТеВг4 Те + 2Вг2 (насыш.) + Н2О = ТеВг2ОХ + 2НВг	(0 °C)
10.	Те + 212 (влажн.) = Те14	(комн.)
11.	Те + 2М = М2Те	(-40 °C, в жидк. NH3; М = Na, К)
(п - 1)Те + NajTe^j = Na2(Ten)	(л < 7, кип.)
Те + Na2Te = Na2(Te2)	(500 °C, р)
12.	ЗТе + 2А1 = Д12Те3	(выше 500 °C, в атмосфере Аг)
13.	Те + 2SC12O = ТеС14 + SO2 + S (выше 600 °C, в атмосфере СО2)
Те + 2S2C12(X) = ТеС14 + 4S	(кип.)
Те + S2C12(X) = ТеС12 + 2S	(комн.)
ЗТе + 4AsCl3(x) = ЗТеС14 + 4As	(комн.)
14.	Те + ЗН2О2 (конц.) = Н6ТеО6	(кип. в разб. H2SO4)
Те + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2H4TeO6X + 2Н2О
571
Те
15.	5Те + 6НС1О3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + ЗС12
Те + 6HNO3 (разб.) + 2СгО3 = Н6ТеО6 + 2Сг(МО3)з
16.	Те + 2KNO3 = ТеО2 + KNO2	(400-430	°C)
17.	5Те + 6BrFs = 5TeF6 + 3Br2	(20	°C)
18.	Те + 3F2 + H2SO4 (безводн.) = (TeF£)HSO4 + HF	(40-50 °C)
19.	Те + 3F2 + 2MF = M2[TeF8]	(75 °C;	M = Rb, Cs)
20.	Те (коллоид) + Na2(S„) = Na2[TeS3] + (n — 3)S1
21.	4Te + 3EF5 = (Tef )[EF6]2 + EF3 (в жидк. HF; E = As, Sb) 7Te + TeCl4 + 4A1C13 = 2(Te f )[A1C14]2	(сплавление)
22.	2Te + 2H2O (разб. H2SO4) алектро^?> 2H2TeT (катод) + O2T (анод)
(0 °C)
23.	2Те(х) = Te2(r)	(1 000-1200 °C)
Te2(r) 2Те(г)	(выше 1400 °C)
2. ТеС14 — тетрахлорид теллура
Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-красный. Термически устойчивый. Растворим в этаноле, бензоле, толуоле. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами металлов. Получение см. Tel8’13.
1.	ТеС14 + Н2О (влага воздуха) = ТеС12О + 2НС1
2.	ТеС14 + 2Н2О = ТеО2Х + 4НС1
3.	ТеС14 + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCI + ЗН2О
4.	TeCl^, + AICI3 = (TeCl *) [A1C1J
5.	ТеС14 + 2MC1 (конц.) = М2[ТеС16]1
(М = К+, Rb+, Cs+, Tl+, NH4+) 6. ТеС14 + H2S(X) = ТеС12 + 2НС1 + S	(-77 °C)
7. ТеС14 + 6Ag = Ag2Te + 4AgCl	(400 °C)
3. ТеО2 — диоксид теллура
Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, малолетучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. Na772, Tel1’3116, Те22, Те4*’3, Те5б, Теб1, Те7'.
1.	ТеО2(т) + 2Н2О ♦=* Te,v + 4ОН~
2.	2ТеО2 + 2НС1 (конц.) = Те2С12О3 + Н2О
2ТеО2 + H2SO4 (конц., хол.) = Te2(SO4)O3 + Н2О
2ТеО2 + HNO3 (конц., хол.) = Те2(Ь10з)0з(0Н)
572
Те
3.	ТеО2 + 2М0Н (конц.) = М2ТеО3 + Н2О	(М = Na, К)
4.	ТеО2 + М2О = М2ТеО3 (при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs)
ТеО2 + М2СО3 = М2ТеО3 + СО2 (М = Na, К; 750-900 °C) 5. ТеО2 + N2H4 • Н2О = Tei + N2? + ЗН2О
ТеО2 + 2SO2 + 2Н2О = Tei + 2H2SO4
6.	ТеО2 + С (кокс) = Те + СО2	(600-700 °C)
ТеО2 + 2Н2 = Те + 2Н2О	(1000 °C)
7.	5ТеО2 + 2КМпО4 + 6HNO3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + 2KNO3 +
+ 2Mn(NO3)2
8.	ТеО2 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Na2H4TeO6l
ЗТеО2 + 4КОН (конц.) + 4Н2О + 2КО2 = ЗК2Н4ТеО6>1
9.	2ТеО2(г) 2ТеО(г) + О2	(выше 1000 °C)
4.	ТеО3 — триоксид теллура
Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Нерастворим в этаноле. Кислотные свойства выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, концентрированными щелочами, фтороводородом. Слабый окислитель. Получение см. Те7’.
1.	2ТеО3 = 2ТеО2 + О2	(выше 400 °C)
2.	ТеО3 (аморфн.) + ЗН2О (гор.) —Н6ТеО6
3.	ТеО3 + 2НС1 (конц.) - H2TeO3i + С12Т	(кип.)
ТеО3 + 2НС1(Г) = ТеО2 + С12 + Н2О	(100-120 °C)
4.	ТеО3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н2О = Na2H4TeO6i
5.	ТеО3 + 3Ag2O = AgJeOf,	(200 °C)
ТеО3 + 3HgO = Hg3TeO6	(150 °C)
6.	ТеО3 + 5HF()K) = H[TeOF5](T) +	2H2O	(комн.)
ТеО3 + 4HF(X) + MF = M|TeOF5] + 2H2O
(комн., М = Li+, Na+, К< Rb+, Cs+, NH|)
5.	H2Te — теллуроводород
Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. Растворим в этаноле. При растворении в воде (насыщенный раствор — деци-молярный) быстро разлагается; слабая кислота. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами. Очень сильный восстановитель; легко окисляется О2 воздуха в газообразном состоянии и растворе. Получение см. К603, Na764, Tel5-22.
573
Те
1.	Н2Те(ж) —► Н2, Те, Н2Те„	(на свету)
Н2Те(г) = Н2 + Те	(выше 20 °C)
2.	Н2Те(р) —*-► Н2 + Tel	(комн., примесь Н2Те„)
3.	Н2Те (разб.) + Н2О <==* НТе" + Н3О+
НТе" + Н2О <=* Те2’ + Н3О+
4.	Н2Те + 6HNO3 (конц.) = ТеО21 + 6NO2T + 4Н2О
5.	Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2Н2О
6.	2Н2Те + О2 (воздух) = 2Н2О + 2Те	(комн.)
2Н2Те + ЗО2 = 2Н2О + 2ТеО2	(сгорание на воздухе)
7.	Н2Те + Н2О2 (разб.) = Tel + 2Н2О
8.	Н2Те + H[SnCI3] = SnTel + ЗНС1
Н2Те + Pb(NO3)2 = PbTel + 2HNO3
6.	H2TeO3 — теллуристая кислота
Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат ТеО2 • • лН2О, при старении переходит в Н2ТеО3 • Н2О. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. Na773>4, Na784, Те74.
1.	Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О	(выше 40 °C)
2.	Н2ТеО3 + 4НС1 (конц.) = Tel + 2С12Т + ЗН2О
3.	2Н2ТеО3 + HNO3 (конц:, хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О
4.	Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Н2О
5.	Н2ТеО3 + N2H4 • Н2О = Те (коллоид) + N2T + 4Н2О (30-40 °C) Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = Tel + 2H2SO4
6.	Н2ТеО3 + 2H[SnCI3] + 6НС1 (конц.) = Tel + 2H2[SnCl6] + ЗН2О Н2ТеО3 + 2NaOH + 3Na3AsO3 = Na2Te + 3Na3AsO4 + 2H2O
7.	5H2TeO3 + 6HNO3 + 7H2O + 2KMnO4 = 5H6TeO6 + 2Mn(NO3)2 +
+ 2KNO3
H2TeO3 + 2NaOH (конц.) + H2O2 (конц.) = Na2H4TeO6l + H2O 5H2TeO3 + 2HC1O3 (конц.) + 9H2O = 5H6TeO6 + C12T
H2TeO3 + M(NO3)2 = MTeO3l + 2HNO3 (M = Ca, Sr, Ba, Pb)
7.	HeTeOe — ортотеллуровая кислота
Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной формулой Н2ТеО4). Хорошо растворяется в воде (слабая кислота); не растворяется в концентрированной азотной кислоте, эта
574
Th
ноле. Лишь частично нейтрализуется щелочами. Образует гетерополикислоты. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. К244, Tel14’15, ТеЗ7, Те42, Теб7.
(140 °C, р) (220-320 °C) (400-600 °C) (выше 10 °C)
Н6ТеО6 = Н2ТеО4 + 2Н2О
Н6ТеО6 = ТеО3 + ЗН2О 2Н6ТеО6 = 2ТеО2 + О2 + ЗН2О
Н6ТеО6 • 4Н2О(т) = Н6ТеО6 + 4Н2О
Н6ТеО6 (разб.) + Н2О <=* Н5ТеО; + Н3О+
Н5ТеО в + Н2О ♦=* Н4ТеО2’ + Н3О+
Н4ТеО|- + Н2О H3TeOg_ + Н3О+
Н6ТеО6 + 2НС1 (конц.) = Н2ТеО31 + С12Т + ЗН2О
Н6ТеО6 (конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4TeO6l + 2Н2О (кип.) Н6ТеО6(т) + 6NaOH(T) = Na6TeO6 + 6Н2О	(290-300 °C)
Н6ТеО6 (разб.) + 2КОН (конц.) = К2Н4ТеО6 + 2Н2О (кип.) 2Н6ТеО6 (разб.) + 3(N2H4 • Н2О) = 2Те (коллоид) + 3N2T + 15Н2О
(40-50 °C)
Н6ТеО6 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9НС1 (конц.) = Tel + 3H2[SnCl6] + + 6Н2О
Н6ТеО6 (конц.) + 6HI (насыщ.) + KI = Tel4l + К[1(1)2] + 6Н2О Н6ТеО6 (конц.) + 6МО3 = Н6[ТеМ6О24] (кип.; М = Mo, W)
Торий
1. Th —торий
Белый, пластичный, пирофорный металл. Радиоактивен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, серной, азотной и фтороводородной кислотах; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с водяным паром, горячей концентрированной хлороводородной кислотой, «царской водкой», неметаллами. Получение — восстановление ThCl4 натрием или ThO2 кальцием при прокаливании, электролиз расплава ThCl4 или ThF4.
1. Th + 4Н2О (пар) = Th(OH)4 + 2Н2	(150-280 °C)
2. Th + 4НС1 (конц., гор.) = ThCI4 + 2Н2Т (в присутствии HF) 3. 3Th + 4HNO3 (конц.) + 12НС1 (конц.) = 3ThCl4 + 4NOT + 8Н2О 4. 2Th + лН2 = 2ThH„	(выше 200 °C, 2 < п < 3,75)
5.	Th + О2 = ThO2	(250 °C, сгорание на воздухе)
575
Ti
6.	Th + 2F2 = ThF4
Th + 2E2 = ThE4
7.	Th + 2S = ThS2 (черн.-бур.)
8.	3Th + 2N2 = Th3N4
(komh.)
(E = Cl, Br, 1; 450-500 °C)
(500-600 °C)
(1200-1300 °C)
Титан
1. Ti — титан
Белый, пластичный (хрупкий — с примесями TiN, TiO2, Т1С), обладает высокой коррозионной стойкостью. В обычных условиях устойчив на воздухе (не тускнеет), при нагревании покрывается оксид-но-нитридной пленкой. В виде тонкодисперсного порошка пирофо-рен. Пассивируется в воде, разбавленных серной и азотной кислотах. Не реагирует с разбавленными щелочами, гидратом аммиака, этанолом. Реагирует с водяным паром, хлороводородной и фтороводородной кислотами, концентрированной серной и азотной кислотами, концентрированными щелочами, галогенами, халькогенами, фосфором, графитом, кремнием. При умеренном нагревании энергично поглощает водород. Промышленно важен сплав с железом — ферротитан (18—45% Ti). Получение см. Т1515, Т181, ТИО14.
1.	Ti + 2Н2О (пар) = ТЮ2 + 2Н2	(выше 800 °C)
2.	2Т1 + 6НС1 (конц., гор.) = 2TiCl3 + ЗН2?
3.	2Т1 + 6H2SO4 (конц., гор.) = Ti2(SO4)3 + 3SO2? + 6Н2О
4.	Ti (порошок) + 4HNO3 (конц., гор.) = TiO(OH)2i + 4NO2T + Н2О
5.	3Ti + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц., гор.) = 3H2[TiF6] + + 4NOT + 8Н2О
6.	Ti + 6HF (конц., гор.) = H2[TiF6] + 2Н2Т
2Т1 + 6HF(r) = 2TF3 + ЗН2	(70—200 °C, в атмосфере Н2)
7.	Ti (порошок) + 2NaOH (конц.) + Н2О -U Na3TiO3?i + 2Н2Т
-Н2,450-1000 °C
9.	Ti + О2 = Т1О2	(600-800 °C)
10.	Ti + 2Е2 = TiE4	(Е = F, 150 °C; Е = С1, выше 300 °C)
11.	Ti TiE2, TiE3, TiE4	(100-600 °C; Е = Br, I)
12.	Ti TiE, TiE2, TiE3, Ti2E3 (400-600 °C; Е = S, Se, Те)
13.	2Ti + N2 = 2T1N	(выше 800 °C)
Ti + Р (красн.) = Т1Р	(950-1000 °C)
576
14.	Ti + С (графит) = TiC	(1800-2400 °C)
Ti + 2Si = TiSi2	(900-1350 °C)
15.	Ti + 2PbBr2 = TiBr4 + 2Pb	(500 °C, вак.)
2.	TiBr4 — бромид титана(1У)
Желто-оранжевый, весьма гигроскопичный, легкоплавкий, низкокипящий. Растворим в холодном этаноле, эфире, нерастворим в СС14. Реагирует с горячей водой, кипящим этанолом, серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается титаном. Образует бромокомплексы. Получение см. Til11* |5, Ti510.
1.	Т1Вг4 + ЗН2О (гор.) = ТЮ(ОН)21 + 4НВг
2.	TiBr4 + 3H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)Ol + 2Вг2Т + 2SO2T + ЗН2О
3.	TiBr4 + 4NaOH (разб.) = Т1О(ОН)2>1 + 4NaBr + Н2О
Т1Вг4 + 4(NH3 • Н2О) (конц.) = TiO(OH)2i + 4NH4Br + Н2О
4.	Т|Вг4(ж) + О3 = TiBr201 + Вг2 + О2
5.	3TiBr4 + Ti = 4ПВг3	(600 °C, р)
6.	Т1Вг4 + 2КВг = К2[Т1Вг6] (красн.)	(200-250 °C)
7.	Т1Вг4 + 4С2Н5ОН = Ti(C2H5O)4i + 4НВг	(кип.)
3.	TiCI2 — хлорид титана(И)
Черный, термически неустойчивый, чрезвычайно чувствителен к влаге и О2 воздуха. Плохо растворяется в воде на холоду, реагирует с водой уже при комнатной температуре. Хорошо растворяется в этаноле. Разлагается кислотами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. Ti4'-7-8, Т159>".
1.	2TiC12 = TiCl4 + Ti	(выше 475 °C, вак.)
2.	Т1С12(т) + 6Н2О <=► (Ti(H2O)6]2+ + 2СГ	(0 °C)
2TiC12 + 12Н2О -U 2[Ti(H2O)5(OH)]Cl2 + Н2Т	(комн.)
3.	2TiC12 + 2НС1 (разб.) = 2TiCl3 + Н2Т
4.	TiCl2 + 2NaOH (конц.) = Ti(OH)2i + 2NaCl
(0 °C, в атмосфере Н2) 2Т1(ОН)2 (суспензия) + О2 (воздух) быстро> 2ТЮ(ОН)21 (комн.) 5. TiCl2 + О2 = ТЮ2 + С12	(комн.)
2TiC12 + О2 + 2Н2О = 2TiCI2(OH)2i
6.	TiCl2 + 2Na(C5H5) = [Ti(C5H5)2] (зел.) + 2NaCli (кип. в бензоле) 7. Т1С12 + 4МН3(ж) = [Ti(NH3)4C12] (сер.)	(-40 °C)
4.	TiCI3 — хлорид титана(Ш)
Темно-фиолетовый, при умеренном нагревании сублимируется, при сильном нагревании разлагается. Хорошо (но медленно) раство
577
Ti
ряется в воде (гидролиз по катиону), меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте. Хорошо растворим в этаноле, ацетоне, плохо — в бензоле, эфире, СС14. Светло-фиолетовый кристаллогидрат TiCl3 • 6Н2О является аквакомплексом [Т1(Н2О)6]С13, имеет неустойчивый зеленый изомер [Ti(H2O)4CI2]Cl • 2Н2О. Разлагается щелочами. Сильный восстановитель; окисляется кислородом, диоксидом серы. Очень слабый окислитель; восстанавливается атомарным водородом, титаном при высокой температуре. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Til2, Т1З3, Ti57—9> 23, Ti67.
1.	2Т1С13 = Т1С14 + Т1С12	(440-700 °C)
2.	TiCl3-6H20i ?=> Т1С13 (насыш.) + 6Н2О (0 °C, в конц. НС1) 3. Т1С13 (разб). + 6Н2О = [Т1(Н2О)6]3+ + ЗСГ
[Т1(Н2О)б]3+ + Н2О ♦=> [Ti(H2O)5(OH)]2+ + Н3О+ (pH < 7)
4.	Т1С13 + 3NaOH (разб.) = Ti(OH)3i + 3NaCl (в атмосфере N2) 2Ti(OH)3 (суспензия) + О2 -U 2TiO(OH)2i + Н2О2 8Т1(ОН)3 + KNO3 (гор.) = 8TiO(OH)21 + NH3? + КОН + 2Н2О
5.	4Т1С13 + 4НС1 (конц.) + О2 + 6Н2О = 4[Т1(Н2О)2С14] (кат. Pt) 5TiCl3 + 8НС1 (конц.) + KMnO4 + 6Н2О = 5[Ti(H2O)2C14] + КС1 +
+ МпС12
6.	4Т1С13 + 4НС1 (конц.) + SO2 + 6Н2О = 4[ТЦН2О)2С14] + Si
2Т1С13 + (NH3OH)C1 + 2НС1 (конц.) + 4Н2О =
= 2[Т1(Н2О)2С14] + NH4C1
7.	TiCl3 + 6Н2О + Н° (Zn, разб. HCI) -U [Т1(Н2О)6]С12 + НС1
8.	2Т1С13 + Ti = ЗТ1С12	(800-900 °C)
9.	Т1С13 (конц.) + 2КС1 (конц.) + Н2О = К2[Т1(Н2О)С15]
К2[Т1(Н2О)С15] = К2[Т1С15] + Н2О	(100 °C, в газе НС1)
ю. Tici3 + бкх = Rjirog + зкси
синие	(в ацетонитриле; X = CN “ NCS
11. TiCl3 + 6NH3(X) = TiCl3 • 6NH3i	(-40 °C)
12. 2T1C13 + TiO2 = 2Ti(Cl)O + TiCl4	(650 °C, вак.)
3T1C13 + As2O3 = 3T1(C1)O + 2AsCl3	(160 °C)
5. TICI4 — хлорид титана(1У)
Бесцветная низкокипяшая жидкость. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Хорошо смешивается с тетрахлоридом углерода, концентрированной хлороводородной кислотой, жидкими SiCl4 и GeCl4, холодным этанолом, ацетонитрилом, тетрагидрофураном. Весьма реакционноспособный; реагирует с водой, щелочами, гидратом амми
578
Ti
ака, типичными восстановителями, горячим этанолом. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Til10,
1. Т1С14 + 2Н2О (хол.) = Т1С12(ОН)2>1 + 2НС1	
Т1С12(ОН)2 + Н2О = Т1О(ОН)21 + 2НС1Т	(кип.)
2. Т1С14 + 2Н2О (пар) = TiO2 + 4НС1	(900-950 °C)
3. Т1С14 + 2Н2О = [ТЦН2О)2С14]	(в конц. НО)
[Т1(Н2О)2С14] (разб.) + 2Н2О ♦=> [Т1С14(ОН)2р- + 2Н3О+	
4. пс^+гною	H2iTicy	
5. TiCl4 + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 4NaCl + Н2О	
TiCl4 + 4(NH3 • Н2О) [конц.] = Т1О(ОН)21 + 4NH4C1 + Н2О	
6. Т1С14 + О2 = Т1О2 + 2С12	(1000-1200 °C)
Т1С14 + О3 = Т1С12О + С12 + О2	(130 °C)
Т1С14(Ж) + С12О = TiCl2Oi + 2С12	(комн.)
3T1CL,. + As2O3 = 3TiCl,(U + 2AsCl3	(комн.)
7. 2TiC14 + H2 = 2TiCl3 + 2HC1	(500 °C)
3TiCl4 + Sb = 3TiCI3 + SbCl3	(340 °C)
8. 3T1C14 + Ti = 4TiCl3	(500 °C)
TiCl4 + Ti = 2TiCl2	(800-900 °C)
9. TiCl4 + H° (Zn, конц. HCI) = TiCI3 + HCI	
2TiCl4(x) + 2Li[BH4] = 2T1C13 + 2LiCl + B2H6T + H2T	(komh.)	
10. TiCl4 + 4HI = Til4 + 4HC1	(250 °C)
TiCl4 + 4KBr = TiBr4 + 4KC1	(750 °C)
TiCl4 + 4HF(X) = TiF4 + 4HC1	(0 °C)
11. TiCl4 + 2H2S = TiS2 + 4HC1	(400-500 °C)
Т1С14(Ж) + H2S(r) = TiCl2 + S + 2HC1	(комн.)
12. TiCl4 + 4NH3(X) = TiCl4 • 4NH3 (желт.)Х	(-40 °C)
TiCl4 + 5NH3(r) = TiCl4 • 5NH3	(150-200 °C)
13. TiCl4 + 4NH3 = Ti(Cl)N + 3NH4C1	(250-400 °C)
6TiC14 + 8NH3 = 6T1N + N2 + 24HC1	(800-1500 °C)
2TiC14 + N2 + 4H2 = 2TiN + 8HC1	(1450 °C)
14. TiCl4 + CC14 + 4H2 = TiC + 8HC1	(1250 °C)
15. TiCl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Ti	(800—	850 °C, в атмосфере Аг)
TiCl4 + 4NaH = 4NaCl + Ti + 2H2	(400-500 °C)
16. TiCl4 + 6SO3 = Ti(SO4)2 (бел.)1 + 2S2C12O5	(кип. в жидк. SC12O2)
Ti(SO4)2 = Ti(SO4)O + SO3	(выше 100 °C)
Ti(SO4)2 + 2H2O = TiSO4(OH)2 + H2SO4	
579
17.	TiCI4 + 4N2O4(x) -5-»- Ti(NO3)4 + 4(NO)C1	(-5+0 °C)
Ti(NO3)4 + 3H2O = TiO(OH)2l + 4HNO2 + 2O2	(0 °C)
18.	TiCl4 + 2H3PO4 (конц.) + H2O = H2[Ti(PO4)2] • H2Oi + 4HC1
(150 °C)
H2[Ti(PO4)2] • H2O = TiP2O7 + 2H2O	(600 °C)
19.	TiCl4 + 2MC1 = M2[T1C16]
(300-350 °C, p, M = K+, Rb+, Cs+, NH4)
MJTiClJ + 2H2O = M2[T1C14(OH)2] + 2HC1
20.	TiCl4 + 6KNCS - K2[Ti(NCS)6] + 4KC1J- (в ацетонитриле)
21.	TiCl4 + 4C2H5OH (гор.) = Ti(C2H5O)4l + 4HC1
22.	TiCl4 + 2Na(C5H5) = [Ti(C5H5)2Cl2] + 2NaCli (кип. в диоксане)
23.	2TiC14 электрол”3> 2TiCl3 (катод) + C12T (анод) (в конц. НО)
6. Т1С12О — оксид-дихлорид титана
Светло-желтый, гигроскопичный, термически неустойчивый. Плохо растворим в СС14, бензоле, лучше — в этилацетате. Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Восстанавливается цинком при нагревании. Получение см. И56.
1.	2TiC12O = TiCl4 + TiO2	(180-300 °C)
2.	TiCl2O + H2O = Т1С12(ОН)2 (бел.)Х TiCl2(OH)2 + H2O = TiO(OH)2>l + 2HC1?	(кип.)
3. 4.	TiCl2O + H2O (nap) = TiO2 + 2HC1 TiCl2O + 2HC1 (конц.) + H2O = [Ti(H2O)2Cl4]	(800-900 °C)
5. 6.	TiCl2O + H2SO4 (50%-я) = [Ti(SO4)OlJ- + 2HC1T TiCl2O + 2NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 2NaCl	(кип., вак.)
7.	3TiCl2O + Zn = 2T1C13 + ZnO + TiO2	(300-400 °C)
7. TIF4 — фторид титана(1У)
Белый, весьма гигроскопичный, возгоняется при слабом нагревании. Растворим в этаноле, нерастворим в эфире. Энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается цинком. Образует фторокомплексы. Получение см. Til7 * * 10, Ti510.
1. TiF4 + ЗН2О (гор.) = TiO(OH)2>l + 4HF
2. TiF4 + Н2О (пар) = Ti(O)F2 + 2HF	(100-120 °C)
2Ti(O)F2 = TiF4 + TiO2	(выше 146 °C)
3. TiF4 + 4NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + 4NaF + H2O
4. TiF4 + 2HF (конц.) = H2[TiF6]
H2[TiF6] (разб.) + 2H2O <=> H2[Ti(OH)2F4l + 2HF
580
______________________________________________________________1J
5. TiF4 + 2MF (конц.) = M2[TiF6]i (бел.)
(M = Na+, K+, Rb+, Cs+, Tl+, NH4) 6. 2TiF4 + Zn + 6MF = 2M3[TiF6]l + ZnF2
(в конц. HF; M = Na, K)
8.	Til4 — иодид титана(1У)
Красно-коричневый, весьма гигроскопичный, низкоплавкий, лег-кокипящий. При сильном нагревании разлагается. Малорастворим в СС14. Гидролизуется водой, реагирует с концентрированной серной кислотой^ щелочами. Образует иодокомплексы. Получение см. Til11, Т1510.
1.	Til4 = Ti + 2I2	(550-1100 °C)
2.	Til4 + 3H2O = TiO(OH)2i + 4HI	(кип.)
3.	3TiI4 + 5H2SO4 (конц.) = 3Ti(SO4)O? + 6I21 + 2Sl + 5H2O
(примеси H2S, SO2) 4. Til4 + 4NaOH (разб). = TiO(OH)2i + 4NaI + H2O
5.	Til4 + 2K1 = K2[Til6] (красн.)	(200 °C)
6.	Til4 (суспензия) + O3 = Til2O (6yp.)4- + I2 + O2
(комн., в циклогексане)
7.	2Til4 + 6N2O4 = 2Ti(NO3)2Oi + 4I2 + 8NOT + O2T
(комн., в жидк. CC14)
9.	TIN — мононитрид титана
Желто-коричневый, очень твердый, термически устойчивый. Нестехиометрический, с широкой областью гомогенности TiN,_x (-0,2 < х < 0,6). Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, гидратом аммиака, хлором. Разлагается водяным паром, «царской водкой», щелочами при кипячении. Окисляется кислородом, перманганатом калия (в присутствии плавиковой кислоты). Получение см. Til13, Ti513, TilO10.
1.	2TiN + 4H2O (nap) = 2TiO2 + 2NH3 + H2	(500 °C)
2.	3T1N + 12HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) + 4H2O =
= 3[Ti(H2O)2Cl4l + NO? + 3NH4NO3 3. 2T1N + 6H2O = 2TiO(OH)2i + 2NH3t + H2t
(кип. в конц. NaOH)
4. 5T1N + 38HF (конц.) + KMnO4 = 5H2[T1F6] + MnF2 + 4H2O +
+ 5NH4F + KF 5. 2T1N + 2O2 = 2TiO2 + N2	(выше 1200 °C)
581
TI
1О.ТЮ2 — оксид титана(1У)
Белый, желтеет при нагревании, термически устойчивый. Существует в трех полиморфных модификациях: а-ромбическая, fj-тетра-гональная и у-тетрагональная. Из раствора осаждается гидрат "ПО2 • Н2О, который при обезвоживании переходит в TiO(OH)2. Растворяется в расплавах Na3[AlF6J, Na2B4O7 и PbF2. Химически стоек (особенно прокаленный); не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается горячей концентрированной серной кислотой, фтороводородной кислотой, горячими концентрированными щелочами. При высоких температурах реагирует с карбонатами и оксидами металлов. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, титаном. Получение см. Til19, Ti52>6, Till1, Till5, Т1141.
1. 6T1O2 = 2Ti3O5 + O2	(1800-2200 °C, вак.)
2. TiO2 • лН2О = TiO(OH)2 + (n - 1)H2O
(комн., вак., над силикагелем)
3.
4.
5.
6.
ТЮ2(т) + 6Н2О <=► [Ti(H2O)4(OH)2]2+ + 2ОН"
T1O2 + 2H2SO4 (96%-я) Ti(SO4)2 + 2H2O
TiO2 + 2NaHSO4 = Ti(SO4)O + Na2SO4 + H2O
TiO2 + 6HF (конц.) = H2[TiF6] + 2H2O
TiO2 + 5K(HF2) = K3[TiF6](HF2) + 2KF + 2H2O
(180-200 °C)
(250-350 °C)
(300-400 °C)
2TiO2 + H2 - Ti2O3 + H2O
TiO2 + H2 = TiO + H2O
7.	2T1O2 + CO = Ti2O3 + CO2
8.	3TiO2 + 11 = 2Ti2O3 (фиол.)
TiO2 + Ti = 2ТЮ (желт.)
9.	TiO2 + 2C (кокс) + 2C12 = TiCl4 + 2CO T1O2 + 2C12 *=± TiCl4 + O2
10.	2TiO2 + 4C (графит) + N2 = 2TiN + 4CO
11.	T1O2 + ЗС (графит) = TiC + 2CO
T1O2 + С (графит) + 2H2 = TiC + 2H2O
12.	TiO2 + 2CaH2 = TiH2 + 2CaO + H2
(1000 °C, в присутствии TiCl4)
(1750 °C) (800 °C) [900-1000 °C] [1400-1500 °C[ (600-800 °C) (800-1000 °C) (800 °C) (1750 °C, в аргоне)
(1800 °C) (300-400 °C)
13. TiO2	M2TiO3, M2Ti2O5, M4TiO4
(900-1000 °C; M = Na, K)
TiO2 + MCO3 = (MTi)O3 + CO2
(800-1100 °C; M = Mg, Ca, Sr, Ba)
TiO2 + MO = (T1M)O3	(1200-1300 °C; M = Pb, Mn, Fe, Co)
582
TI
14. 2ТЮ2 + 7C (кокс) + Fe2O3 = 2(Ti, Fe) + 7CO ферротитан
15. Т1О2(Ж) <=± TiO2+ + O2-
(1600-1700 °C)
11 .TiO(OH)2 — ди гидроксид-оксид титана
Белый, рентгеноаморфный, при прокаливании разлагается. Из холодного раствора осаждается гидрат ТЮ2 • лН2О, после высушивания образуется TiO(OH)2. Свежеосажденный TiO2 • лН2О химически активен и легко пептизируется. При продолжительном кипячении водной суспензии образуется TiO(OH)2 вследствие оляции (образование мостиковых связей [Ti—(ОН)—Ti]) и оксоляции (образование связей [Ti—О—Ti]), это «старение» осадка снижает химическую активность. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентрированными кислотами, пероксидом водорода (качественное обнаружение). Получение см. Til4, Т151-5> |7, TI145—7.
1. ГЮ(ОН)2 = Т1О2 + Н2О	(600-700 °C)
2. ТЮ(ОН)2 + H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)Ol + 2Н2О (кип., вак.) 3. Т1О(ОН)2 + 2NaOH (40%-й) Na2TiO3? + 2Н2О
(почти не идет) 4. ТЮ(ОН)2 + 2HNO3 (конц.) = Ti(NO3)2(OH)2(p) + Н2О
Ti(NO3)2(OH)2<t) + 2N2O5 = Ti(NO3)4 + 2HNO3 (21-30 °C, вак.) 5. ТЮ(ОН)2 + Н2О2 + (л - 2)Н2О = Т1О(О|-) • лН2ОХ (желт.)
(1 < л < 2,4)
2ТЮ(О|-) • лН2О (суспензия) = 2Т1О(ОН)21 + О2? + (л - 2)Н2О
(кип.)
6. ТЮ(ОН)2 + Н2О2 (конц.) + 2HNO3 (разб.) + Н2О =
= [Ti(H2O)4(O2-)](NO3)2 (желт.)
ТЮ(ОН)2 + 4КОН (разб.) + 4Н2О2 (конц.) =
= K4[Ti(O2-)4J (красн.) + 7Н2О
12.	TiS2 — сульфид титана(1У)
Темно-желтый, устойчивый на воздухе и при прокаливании. Нерастворим в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом, магнием. Получение см. Til12, Т1511.
1.	TiS2 + 4НС1 (конц.) + Н2О = [Ti(H2O)2Cl4] + 2H2ST
2.	TiS2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = Ti(SO4)Oi + 2Si + 2SO2T + 3H2O
3.	TiS2 + 6HNO3 (конц., хол.) = Ti(NO3)2(OH)2 + 2Si + 4NO2T + 2H2O 4. TiS2 + 4NaOH (конц.) = TiO(OH)2i + 2Na2S + H2O (кип.)
583
5.	T1S2 + ЗО2 = TiO2 + 2SO2	(800 °C)
	TiS2 + 2CO2 = TiO2 + 2CO + 2S	(700-900 °C)
6.	2TiS2 + H2 = Ti2S3 + H2S	(500 °C)
	Ti2S3 = 2TiS + S	(690-1200 °C)
7.	TiS2 + 2Mg = 2MgS + Ti	(1000 °C, в аргоне)
13.	Ti2(SO4)3 — сульфат титана(Ш)
Зеленый, гигроскопичный, при прокаливании разлагается. Очень плохо растворяется в воде, концентрированной серной кислоте (кристаллизуется безводный продукт), этаноле. Переводится в раствор действием разбавленной серной кислоты, при охлаждении раствора кристаллизуется фиолетовый сольват 3Ti2(SO4)3 • H2SO4 • 25Н2О. Мало реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. Til3, Ti 148*11.
1.	Ti2(SO4)3 = 2TiO2 + 2SO3 + SO2	(500-600 °C)
2.	3Ti2(SO4)3 • H2SO4 • 25H2O (суспензия) = 3Ti2(SO4)3i + H2SO4 +
+ 25H2O	(190 °C, в конц. H2SO4)
3.	Ti2(SO4)3 (суспензия) = 2Ti(SO4)O1 + SO2T
(выше 220 °C, в конц. H2SO4) 4. Ti2(SO4)3 (разб.) + 12H2O = 2[Ti(H2O)6p+ (фиол.) + 3SO*~
(в разб. H2SO4)
5.	Ti2(SO4)3<T) + 6NaOH (разб.) = 2Ti(OH)3l (фиол.) + 3Na2SO4
6.	Ti2(SO4)3 + 2H° (Zn, разб. H2SO4) -U 2TiSO4(p)? + H2SO4
7.	2Ti2(SO4)3 + O2 + 6H2O -U 4TiSO4(OH)2 + 2H2SO4
(в разб. H2SO4, кат. Pt)
5Ti2(SO4)3 + 12H2O + 2KMnO4 = 10TiSO4(OH)2 + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 2H2SO4 (в разб. H2SO4) 8. Ti2(SO4)3 + M2SO4 (насыщ.) + 24H2O = 2{MTi(SO4)2 x
x 12H2O}4- (красн.) (0 °C, в разб. H2SO4, M = Rb, Cs)
14.Ti(SO4)O — оксид-сульфат титана
Белый, гигроскопичный, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо (но медленно) растворяется в холодной подкисленной воде с образованием прозрачного раствора. Плохо растворяется в концентрированной серной кислоте, этаноле, ацетоне. Кристаллогидрат Ti(SO4)O • 2Н2О имеет строение TiSO4(OH)2 • Н2О. Разлагается горячей водой, щелочами, гидратом аммиака, растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов. Восстанавливается железом и цинком в кислотной среде. Получение см. Ti5l6, Т183, Til О4, Ti 133.
584
TI
1.	Ti(SO4)O = ТЮ2 + SO3	(выше 580 °C)
2.	Ti(SO4)O • 2H2Ol <=► Ti(SO4)O (насыщ.) + 2H2O
(в 70%-й H2SO4)
3.	Ti(SO4)O + H2O (влага воздуха) = TiSO4(OH)2
TiSO4(OH)2 = Ti(SO4)O + H2O	(до 430 °C)
4.	Ti(SO4)O (разб.) + 5H2O (хол.) = [Ti(H2O)4 (OH)2]2+ + SO2~
(в разб. H2SO4)
5.	Ti(SO4)O + 2H2O (гор.) = ТЮ(ОН)21 + H2SO4
6.	Ti(SO4)O + 2NaOH (разб.) = TiO(OH)2i + Na2SO4 Ti(SO4)O + 2(NH3 • H2O) [конц.] = TiO(OH)24. + (NH4)2SO4
7.	Ti(SO4)O + Na2CO3 (конц.) + H2O (гор.) = TiO(OH)2l + CO2T +
+ Na2SO4
Ti(SO4)O + Na2S + 2H2O = TiO(OH)2i + H2T + Na2SO4
8.	2Ti(SO4)O + H2SO4 (разб.) + 2H° (Fe, Zn) = Ti2(SO4)3 + 2H2O
9.	Ti(SO4)O + H2SO4 (разб.) + M2SO4 (конц.) = M2[Ti(SO4)3]i +
+ H2O (M = Na, K)
10.	Ti(SO4)O + K2SO4 + 2H2O + H2O2 (конц.) =
= K2[Ti(SO4)2(O2-)] • 3H2O (красн.)>L (0 °C, в ацетоне)
K2|Ti(SO4)2(O22-)] • 3H2O + (л - 2)H2O
-1+ T1O(O2-) • лН2О (желт.)Х + K2SO4 + H2SO4 (1 < л < 2,4)
11.	4Ti(SO4)O + 2H2SO4 (разб.) ^ТР°ЛИ^ 2Ti2(SO4)3 (катод) + + O2T (анод) + 2Н2О
Таллий
1. TI — таллий
Серебристо-белый металл, пластичный, очень мягкий, легкоплавкий. На воздухе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором. Получение см. ПЗ4, Т1714, Til I6.
1.	2Т1 + H2SO4 (разб., хол.) = Tl2SO4i + Н2Т
2.	ЗТ1 + 4HNO3 (разб., гор.) = 3T1NO3 + NOT + 2Н2О
TI + 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О
3.	4Т1 + 2О2 = Т12О + Т12О3	(400 °C, сгорание на воздухе)
4Т1 + 2Н2О + О2 = 4Т1ОН	(50-70 °C)
2Т1 + О3 = Т12О3	(комн.)
585
TI
4.	2T1 + 3H2O2 (конц.) = Tl2O3i + ЗН2О
5.	2Т1 + Cl2 = 2Т1С1	(комн.)
2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2Н[Т1С14]
6.	2Т1 + S = T12S	(320 °C, в атмосфере Н2)
2Т1 + 3S = T12S3	(200-250 °C)
7.	П + 3(NO)C1 = Т1С13 + 3NO	(100 °C)
8.	2Т1 (порошок) + Т1С13 (конц.) = ЗТ1С11
9.	4Т1 + 4С2Н5ОН + О2 = 4Т1(С2Н5О) + 2Н2О	(комн.)
2.	Т)2СО3 — карбонат таллия(1)
Белый, плавится без разложения, при последующем нагревании разлагается. Растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, ацетоне, эфире. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Т197.
1.	Т12СО3 = Т12О + СО2	(300-360 °C)
2.	Т12СО3 (разб.) + 2лН2О = 2[Т1(Н2О)Л]+ + СО|"
со|~ + н2о <=> нсо; + он-	(рн > 7)
3.	Т12СО3 + 2НС1 (разб.) = 2T1C1J- + Н2О + СО3Т
4.	Т12СО3 (разб.) + Н2О + СО2 = 2Т1НСОз^
5.	T12CO3 + 2HNO3 (разб.) = 2TINO3 + Н2О + СО2?
6.	Т12СО3 + 2HF (конц.) = 2T1F + Н2О + СО2Т
3.	TICI — хлорид таллия(1)
Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Растворим в этаноле. Реагирует с серной кислотой, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом. Получение см. Til5, Т123, Т141’9, Т154, Т173, Wnil2.
1.	2Т1С1 TlClj _х (фиол.) + 0,5хС12	(на свету, комн.)
2.	Т1С1(т) + H2SO4 (конц.) = TlHSO^p, + НС1Т	(20-40 °C)
3.	Т1С1 + 5HNO3 (конц.) = Т1(МОз)з + 2NO2T + НС1 + 2Н2О
4.	2Т1С1 + Н2 = 2Т1 + 2НС1	(650-750 °C)
5.	ЗТ1С1 + 6НС1 (конц.) + 8КС1 + КС1О3 - ЗК3[Т1С1б] + ЗН2О
6.	Т1С1 (суспензия) + С12 = Т1С13	(комн.)
Т1С1(т) + С12 = TICI3	(30 °C, р)
6Т1С1 + 2С12 = Т1(Т1|ПС14] + Т13[Т1М,С16]	(40-120 °C)
7.	4Т1С1 + 2Т1С13 (конц.) = Т1[Т1,"С14]1 + Т1з[Т1|ПС16]1
586
TI
4.	TICI3 — хлорид таллия(Ш)
Белый, гигроскопичный, разлагается при нагревании. Растворим в этаноле, эфире. В подкисленном концентрированном растворе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см.Т117,Т135 6 7.
I.	2Т1С13 = Т1[Т1|ПС14] + С12	(выше 40 °C)
Т1С13 = Т1С1 + С12	(выше 150 °C)
2.	Т1С13- 4Н2О = Т1С13 + 4Н2О	(комн., вак., над H2SO4)
3.	TICI3 (конц.) + ЗН2О (хол.) = [Т1(Н2О)3С13] (в разб. НС1) 2(Т1(Н2О)3С13] <=► [Т1(Н2О)4С12]++ [Т1С14]’+2Н2О
4.	2Т1С13 (разб.) + ЗН2О (гор.) = Т12О31 + 6НС1
5.	Т1С13 + НС1 (конц.) = Н[Т1С14]
6.	2Т1С13 + 6NaOH (разб.) = Tl2O3i + 6NaCl + ЗН2О
7.	2Т1С13 + 3H2S = T12S1 + 2S1 + 6НС1
8.	Т1С13 + ЗКС1 (конц.) = К3[Т1Су, 2Т1С13 + 3CsCl = С^ТЦО,]
9.	Т1С13 (конц.) + 2TI (порошок) = 3T1C1J-
2Т1С13 (конц.) + 4Т1С1 = Tl[TllllCl4]i + Т13[Т1П|С16]1
10.	2Т1С13 + 6KI = 6КС1 + Т1,[1(1)2] (черн.)4^ + Т1'"13(р)
Т1С13 + 4KI = К[ТП4] (красн.) + ЗКС1	(175-220 °C)
11.	Т1С13(т) + 3NH3(r) = [Tl(NH3)3Cl3]l	(в этаноле)
5. TINO3 — нитрат таллия(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), растворимость сильно увеличивается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле. Восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. TH2, Т125, Т173.
1. 4T1NO3 = Т12О3 + Т12О + 4NO2	(250-350 °C)
4T1NO3 = 2Т12О + 4NO2 + О2	(выше 500 °C)
2. T1NO3 (разб.) + лН2О = [Т1(Н2О)„]+ + NO;	(pH 7)
3. T1NO3 + 4HNO3 (конц.) = T1(NO3)3 + 2NO2 + 2H2O
4. T1NO3 + NaCl = TlCli + NaNO3
5. 2T1NO3 + H2S = T12S1 + 2HNO3
6. 3T1NO3 + Na3PO4 = T13PO44- + 3NaNO3
7. 2T1NO3 + K2CrO4 = Tl2CrO4i + 2KNO3
2T1NO3 + K2Cr2O7 = Tl2Cr2O7i + 2KNO3
587
TI
8. TINO, + KHCO3 = TlHCOjJ- + KNO3
TINO3 + K.NCS = T1NCSJ- + KNO3
3T1NO3 + 3KNH2 = TI3N (черн.)Х + 3KNO3 + 2NH3
(—40 °C, в жидк. NH3) 9. 2TINO3 + Na^OjS = TljSOjSJ- + 2NaNO3
TINO3 + Na2SO3S = (NaTl)SO3Si + NaNO3	(в этаноле)
10. 5T1NO3 + I6HNO3 + 2KMnO4 = 5Т1(1ЧОз)з + 2Mn(NO3)2 +
+ 8Н2О + 2KNO3 11. 2T1NO3 + 6NaOH + 2С12 = Tl2O3i + 4NaCl + 2NaNO3 + 3H2O
2T1NO3 + 2NaOH + 2H2O2 = Tl2O3i + 2NaNO3 + 3H2O
6.	TI(NO3)3 — нитрат таллия(Ш)
Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкисленном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе. Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. Til2, Т153, Т185.
1.	4{Т1(МО3)з • ЗН2О} = 2Т12О3 + 12NO2 + ЗО2 + 12Н2О	(300 °C)
2.	Т1(МОз)з (конц.) + 6Н2О = 1Т1(Н2О)6р+ + 3NO, (в разб. HNO3)
[Т1(Н2О)6]3+ + Н2О <=> [Т1(Н2О)5(ОН)Р+ + Н3О+
3.	2TI(NO3)3 (разб.) + ЗН2О = Tl2O3i + 6HNO3
4.	T1(NO3)3 + ЗНС1 (конц.) = Т1С11 + С12Т + 3HNO3
5.	2Т1(МОз)з + 6NaOH (разб.) = Т12О31 + 6NaNO3 + ЗН2О
6.	2Т1(ЬЮ3)з + 3H2S = Tl2Si + 2Si + 6HNO3
7.	Т1(МОз)3 + H2O + K2SO3 = TINO3 + K2SO4 + 2HNO3
Т1(МО3)з + 2KI = TINO3 + I2i + 2KNO3	(в разб. HNO3)
7.	TI2O — оксид таллия(1)
Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме, гигроскопичный. На воздухе частично окисляется. Проявляет основные свойства; реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, этанолом. Восстанавливается водородом и монооксидом углерода, полностью окисляется кислородом при слабом нагревании. Получение см. Т113, Т121, Т151, Т181, Т1912, Т1104.
1.	Т12О(т) = Т12О(Г) <=± Т1 + О2	(выше 1300 °C)
2.	Т12О + Н2О = 2Т1ОН
3.	Т12О + 2НС1 (разб.) = 2Т1С11 + Н2О
Т12О + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О
588
TI
4.	T12O + H2 = 2Т1 + Н2О
Т120 + СО = 2Т1 + СО2
5.	Т12О + О2 = Т12О3
6.	Т12О + С2Н5ОН = Т1(С2Н5О) + тюн
(выше 500 °C) (250-325 °C) (до 200 °C) (кип.)
8.	П2О3 — оксид таллия(Ш)
Коричнево-черный, малолетучий, плавится без разложения под избыточным давлением О2, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Из растворов солей таллйя(Ш) осаждается в виде полигидрата. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Сильный окислитель. Получение см. TI 13-4, Т144-6, TI51 •, Т16*•315, Т175, Т196.
1.	Т12О3 = Т12О + О2	(500-1000 °C)
2.	Т12О3 • лН2О = Т12О3 + иН2О	(до 300 °C, вак.)
3.	Т12О3 + 8НС1 (кони.) = 2Н[Т1С12] + 2С12Т + ЗН2О
4.	Т12О3 + 4H2SO4 (конц.) = 2H[T1(SO4)2] {или Tl(HSO4jSO4}i +
+ ЗН2О
Т12О3 + 2H2SO4 (разб.) = 2T1SO4(OH)I + Н2О
5.	Т12О3 + 6HNO3 (конц.) = 2T1(NO3)3 + ЗН2О
6.	Т12О3 + 2МОН = 2МТ1О2 + Н2О (450-575 °C; М = Li, Na, К, Rb) 7. Т12О3 + 2Н2 = Т12О + 2Н2О	(150-185 °C)
8.	2Т12О3 + 6F2 = 4T1F3 + ЗО2	(до 550 °C)
9.	2Т12О3 + 5S (порошок) = 2T12S + 3SO2	(комн.)
10.	Т12О3 + Н2О2 = 2Т1ОН + О2Т + Н2О
11.	Т12О3 + 3H2SO4 (конц.) + K2SO4 (конц.) = 2K{T1(SO4)2] + ЗН2О
9.	ПОН — гидроксид таллия(1)
Светло-желтый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует щелочной раствор. Растворим в этаноле. Проявляет силь-нооснбвные свойства; реагирует с кислотами, амфотерными гидроксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. TIP, Т172, Т18*°, Til I4. 1. 2Т1ОН = Т12О + Н2О	(выше 125 °C)
2.	ТЮН • 2Н2О = ТЮН + 2Н2О	(45-60 °C, вак.)
2{ТЮН • 2Н2О} = Т12О + 5Н2О	(140 °C)
3.	ТЮН (разб.) + лН2О = [Т1(Н2О)„Г + ОН“
4.	ТЮН + HCI (разб.) = TlOHi + Н2О
ТЮН + HNO3 (разб.) = T1NO3 + Н2О
5.	2Т1ОН (разб.) + Zn(NO3)2 = Zn(OH)2l + 2T1NO3
2ТЮН (конц.) + Zn(OH)2 = Tl2[Zn(OH)4]
589
Tm
6.	2T10H + 02 = T12O3 + H20	(200 °C)
2T1OH + 4NaOH + 2C12 = Tl2O3l + 4NaCl + 3H2O
7.	T1OH (разб.) + CO2 = T1HCO31
2T1OH + CO2 = Tl2CO3i + H2O	(в этаноле)
8.	2ТЮН (разб.) + CuSO4 (разб.) = Cu(OH)24- + T12SO4
9.	T1OH + C5H6 = T1C5H5 + H2O	(komh.)
10.	TI2S — сульфид таллия(1)
Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий. Плохо растворяется в воде, хорошо — в этаноле. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см. Til6, Т147, Т166.
1. T12S + 2НС1 = 2Т1С11 + H2ST
2. T12S + 4HNO3 (конц., хол.) = 2T1NO3 + 2NO2T + Si + 2H2O
T12S + 18HNO3 (конц., гор.) = 2T1(NO3)3 + 12NO2T + H2SO4 + 8H2O 3. T12S + 2O2 = T12SO4	(250 °C)
4. 2T12S + 2O2 = T12O + T12SO3S	(до 130 °C)
11 .TI2SO4 — сульфат таллия(1)
Белый, летучий (выше температуры плавления), термически устойчивый. Умеренно растворяется в холодной воде (гидролиза нет), лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не образует. Мало растворяется в разбавленной серной кислоте. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Til*, Т198, ТИО3.
1.	T12SO4 (разб.) + 2лН2О = 2[Т1(Н2О)Л]+ + SO^	(pH 7)
2.	T12SO4 + 2HCI (конц.) = 2T1CU + H2SO4
3.	T12SO4 + H2SO4 (конц.) = 2T1HSO4	(20-40 °C)
4.	TI2SO4 + Ba(OH)2 = 2T1OH + BaSO4i
5.	T12SO4 + Ba(CN)2 = 2T1CN + BaSO4l
6.	2T12SO4 + 2H2O электР°лиз> 4T1J, (катод) + O2T (анод) + 2H2SO4
Тулий
1. Tm — тулий
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстанови-
590
и
тель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Тт3+ имеет светло-зеленую окраску. Соединения тулия по химическим свойствам подобны соединениям лантана. Получение — термическое восстановление Тт2О3 лантаном.
1.	2Тт + 6Н2О (гор.) = 2Тт(ОН)31 + ЗН2?
2.	2Тт + 6НС1 (разб.) = 2ТтС13 + ЗН2Т
3.	Tm + 6HNO3 (конц.) = Tm(NO3)3 + 3NO2? + ЗН2О
4.	4Tm + ЗО2 = 2Tm2O3	(300 °C, сгорание на воздухе)
4Tm -t 6Н2О + ЗО2 = 4Тт(ОН)3
5.	2Тт + ЗС12 = 2ТтС13	(300 °C)
6.	2Тт + 3S = Tm2S3 (кор.)	(500-800 °C)
7.	Tm + 6NO2 = 3NO + Tm(NO3)3	(до 200 °C)
Уран
1. U — уран
Белый металл (в виде порошка — темный); относительно твердый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий, высококипящий. Радиоактивный; природный уран представляет собой смесь изотопов 238U (преобладает, период полураспада 4,468 • 109 лет), 235U и 234U. На воздухе медленно покрывается сине-серой оксидной пленкой. Пассивируется в концентрированной азотной кислоте, не реагирует с этанолом. Катионы урана: U3+— красно-коричневый, U4+— зеленый, UO2+ — желтый. Восстановитель; медленно реагирует с горячей водой, быстро — с кислотами, пероксидом водорода в щелочной среде. При нагревании окисляется водородом, кислородом, азотом, галогенами, серой. Получение — термическое разложение UC14, восстановление UF3 и UF4 кальцием при нагревании, электролиз расплава UC14 или UF4.
1. и + 2Н2О -1+ UO2X + 2Н2?	(150-200 °C, р, примесь UH3)
7U + 6Н2О (пар) = 3UO2 (кор.) + 4UH3 (сер.-черн.) (250 °C) 2. U + 4НС1 (конц.) = UC14 + 2Н2Т	(примесь UC13)
3. 4U + 14HNO3 (разб.) = 4UO2(NO3)2 (желт.) + 3N2OT + 7Н2О 4. U + 2Н2О2 (конц.) = U(OH)4i (св.-зел.)	(в конц. NaOH)
5.	2U + ЗН2 = 2UH3	(100-250 °C)
2U + 3D2 = 2UD3 (черн.)	(250 °C)
6.	3U + 4О2 = (U/U^Og (зел.-черн.)
(150—500 °C, сгорание на воздухе)
7.	U + 2F2 = UF4 (зел.)	(комн.)
U + 3UF4 = 4UF3 (красн.-фиол.)	(1050-1150 °C)
591
V
8.	U + 2С12 = UC14 (т.-зел.)	(40-60 °C, примесь UC15)
9.	U + 2Вг2 = UBr4 (т.-зел.)	(200 °C)
2U + 5Вг2 = 2UBr5 (бур.)	(40 °C, в ацетонитриле)
10.	2U + 312 = 2U13 (черн.)	(375 °C)
U + 2I2 = Ul4 (черн.)	(530 °C)
11.	U US3, US2, U2S3, U3S5 (т.-cep.)	(500-800 °C)
12.	2U + 8N2O4(x) = 2{UO2(NO3)2 • N2O4}i + 8NO
UO2(NO3)2 • N2O4 = UO2(NO3)2 + 2NO2 (130-140 °C, вак.)
Ванадий
1. V — ванадий
Светло-серый металл; ковкий (в присутствии VN и VC — очень твердый и хрупкий), тугоплавкий. Не тускнеет во влажном воздухе. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, этанолом. В растворе катион V2* имеет фиолетовую окраску, V3+ — сине-зеленую, VO2+ — синюю и VO £ — красную. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», фтороводородной кислотой, водородом, кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, графитом, аммиаком. Промышленно важен сплав с железом — феррованадий (35—80% V). Получение см. V21, V48, V59, VI49’,0.
1.	V + 3H2SO4 (конц., гор.) = (VO)SO4 + 2SO2 + ЗН2О
2.	V + 6HNO3 (конц., гор.) = (VO2)NO3 + 5NO2 + ЗН2О
3.	3V +	12НС1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = ЗМСЦ^! + 4NO? + 8Н2О
4.	2V +	12HF (конц., гор.) = 2H3[VF6] + ЗН2Т
5.	4V +	4NaOH + 5О2 = 4NaVO3 + 2Н2О	(500-650	°C)
4V +	12NaOH + 5О2 = 4Na3VO4 + 6Н2О	(750-900	°C)
до 500 °C
6.	2V + Н2	> 2VH (сер.)
выше 900 °C
7.	4V (порошок) + 5О2 = 2V2O5
8.	2V + 5F2 = 2VF5
V (порошок) + 2С12 = VC14
9.	V VBr2 (кор.), VBr3 (черн.)
(400-500 °C) (300 °C, p) (200-350 °C, ток Cl2)
[400-600 °CJ
V a-VI2 (черн.), p-Vl2 (красн.), VI3 (черн.) [300-500 °C[
592
V
10.	V (порошок) —U VS, VS2, V2S3, V(S^")2
11.	2V+ N2 = 2VN
V + VN = V2N
12.	у P (красн у	^p, у p
13.	у С (графит^ ус, N C
14.	2V + 2NH3 = 2VN + 3H2
2V + Ca3P2 = 2VP + 3Ca
15.	V (порошок) + 2N2O4 = (VO2 )NO3 + 3NO
16.	6V (порошок) + 10BrF3(x) = 6VFS + 5Br2
(400-1000 °C) (900-1350 °C)
(1100-1400 °C)
(500-550 °C)
(1300 °C) (900-1350 °C)
(1200 °C, в аргоне) (кип. в ацетонитриле)
(40-50 °C)
2.	[V(CO)e] — гексакарбонилванадий
Черный с синевато-зеленым оттенком, летучий, при нагревании разлагается. Не реагирует с водой. Растворяется в эфире (образуется оранжевый неустойчивый раствор), этаноле. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, реагирует с водородом, щелочными металлами, иодом. Получение см. V414.
1.	[V(CO)6] = V + 6СО	(60-70 °C, а атмосфере N2)
2.	[V(CO)6] + 3H2SO4 (конц., гор.) = (VO)SO4 + 2SO2 + ЗН2О + 6СОТ
[V(CO)6] + 20HNO3 (безводн., гор.) = V(NO3)3O + 17NO2T +
+ ЮН2О + 6СО2Т
3.	4[V(CO)6] + 17O2 = 2V2O5 + 24СО2	(150-200 °C)
4.	2[V(CO)6] + 3I2 = 2VI3 + 12CO?	(кип. в эфире)
5.	2[V(CO)6] + Н2 2[V(CO)6H]	(0 °C, р, в эфире)
6.	|V(CO)6] + М = M|V(CO)6]
(комн., в тетрагидрофуране; М = Na, К)
3.	VCI2 — хлорид ванадия(Н)
Светло-зеленый (крупные кристаллы — черные), менее гигроскопичен, чем VC13 и VC14. Термически устойчивый. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо растворяется в ледяной воде, разлагается в кислотной среде. Кристаллогидратов не образует. Нерастворим в этаноле, эфире, растворим в диметилформамиде. Реагирует со щелочами. Очень сильный восстановитель. Образует хлорокомплексы. Получение см. V41’7-9’|6, V58, VII2.
1.	VC12 + 6Н2О = [V(H2O)612+ (фиол.) + 2С1”
(0 °C, в атмосфере N2) [V(H2O)6]2+ + Н2О [V(H2O)5OH]+ + Н3О+ (pH < 7)
593
V
2.	2VCI2 + 2HC1 (разб.) ♦=* 2VC13 + H2?	(20-80 °C)
3.	VC12 + H2SO4 (конц.) = (VO)C12 + SO2? + H2O
VC12 + 3HNO3 (конц.) = (VO2)C1 + 3NO2T + H2O + HCI
4.	VC12 + 2NaOH (разб.) = V(OH)2I (кор.) + 2NaCl
(0 °C, в атмосфере N2)
5.	VCI2 + H2O + 2AgNOj = (VO)C12 + 2Agi + 2HNO3
6.	VC12 + MCI = M[VCI3] (при сплавлении; M = K+, Tl+, NHJ) VC12 + 2МС1 = M2[VC14]	(при сплавлении; М = К, Cs)
7.	4VC12 (влажн.) + О2 (воздух) = 2V2C14O (кор.)
8.	VC12 + ЮН2О + (VO)C12 -U [V2(H2O)l0O]4+ (кор.) + 4СГ
4.	VCI3 — хлорид ванадия(Ш)
Фиолетовый, гигроскопичный, нелетучий. Плохо растворяется в воде, лучше — в подкисленной воде. Растворим в этаноле, диметил-формамиде, нерастворим в S2C12, эфире. Зеленый кристаллогидрат VC13 • 6Н2О имеет строение [V(H2O)4C12]C1 • 2Н2О. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Образует хлорокомплексы. Получение см. V32, V51’7-9, VIЗ7, V1414 22.
1.	2VC13 = VC12 + VC14	(400-500 °C, в токе N2)
2VC13 = 2VC12 + Cl2	(500-800 °C, в атмосфере N2)
2.	VC13 • 6H2O (зел.)Х <=* VC13 (насыщ.) + 6H2O
(0 °C, в атмосфере НС1) 3. VC13 + 6Н2О = [V(H2O)6]3+ + ЗСГ	(в 4 М НС1О4)
[V(H2O)6]3+ (разб.) + Н2О [V(H2O)5 (ОН)Р+ (кор.) + Н3О+ 2[V(H2O)5 (ОН)]2+ +=> [V2(H2O)i0O]4+ (кор.) + Н2О
4.	VC13 + 4Н2О = [V(H2O)4C12P + СГ	(в конц. НС!)
5.	2VC13 + H2SO4 (конц.) = 2(VO)C12 + SO2 + 2HCI
VC13 + 2HNO3 (конц., гор.) = (VO2)C1 + 2NO2 + 2HC1
6.	VC13 + 3NaOH (разб.) = V(OH)3i + 3NaCl
VC13 + 3(NH3 • H2O) [конц.] -U VO(OH)X + 3NH4C1 + H2O
(кип.)
7.	VC13 + H° (Zn, разб. HCI) VC12 + HCI
8.	2VC13 + H2 = 2VC12 + 2HC1	(400 °C)
2VC13 + 3H2 = 2V + 6HCI	(выше 900 °C)
2VC13 + 4H2 = 2VH + 6HC1	(500-700 °C)
594
V
9.	2VC13 + V = 3VC12	(700-790 °C)
10.	2VC13 + O2 = 2VC13O	(300-400 °C, примесь V2O5)
2VC13 + O2 (воздух) = 2V(C1)O +2C12	(450-500 °C)
VC13 + V2O3 = 3V(CI)O	(500-520 °C)
11.	VC13 + 3HF = VF3 + 3HC1	(200-400 °C)
12.	VC13 + MCI + 2BrF3w = M[VF6]I	+ Br2 + 2C12 (M = K, Ag, кип.)
13.	VC13 K[VC14], K3[VC16), K2[V2C19]	(800 °C)
14.	2VC13 + 12CO + 4Mg = Mg[V(CO)6]2X + 3MgCl2 (135 °C, p, в пиридине)
Mg[V(CO)6]2 + 2HC1 = [V(CO)61 + MgCl2 + H2T (комн., в эфире)
15.	VC13 + 3Na(C2H5) = IV(C5H5)2] + 3NaCl + C5H5° (кип. в диоксане)
16.	2VC13 электролиз> 2VC12 (катод) + C12T (анод) (в разб. НС1)
5. VCI4 — хлорид ванадия(17)
Темно-красная жидкость, вязкая, тяжелая, летучая. Разлагается при нагревании, на свету, во влажном воздухе («дымит»). В особых условиях получен твердый коричневый димер V2C18 со строением VC13 [VC15]~. Соединение VC15 не существует. Не смешивается с ледяной водой, легко смешивается с этанолом, СС14, эфиром. Реагирует с горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами, фтороводородом. Восстанавливается водородом, железом, ванадием. Образует хлорокомплексы. Получение см. VI3*8, V4l, V164.
1.	2VC14 = 2VC13 + Cl2	(153-170 °C)
2.	VC14 + Н2О (влага) = (VO)C12 + 2НС1
3.	VC14 + 8Н2О (гор.) = [V(H2O)5O]2+ (син.) + 4СГ + 2Н3О+
(pH < 7)
4.	VC14 + 2НС1 (конц.) = НгПСУф) (кор.)
5.	VC14 + HNO3 (конц.) + Н2О = (VO2)C1 + NO2 + ЗНС1
6.	VC14 + 4NaOH (разб.) = VO(OH)2J, + 4NaCl + H2O
7.	VC14 + H° (Zn, конц. HC1) VC13 + HC1
8.	VC14 + H2 = VC12 + 2HC1	(500-600 °C)
2VC14 + 2S = 2VC13 + S2C12	(250-275 °C)
9.	3VC14 + V = 4VC13	(320-400 °C)
3VC14 + 4Fe = 3V + 4FeCl3	(900 °C)
10.	VC14 + 4HF = VF4X + 4HC1	(в жидк. CC13F)
11.	2VC14 + 4H2 + N2 = 2VN + 8HC1	(300-400 °C)
595
V
12.	2VC14 + S2C12 + 3C12 -U 2(SC13 )[VC15] (черн.) (20-30 °C)
13.	VC14 + -2MC1 = M2[VCy (красн.) [400 °C; M = К, Rb, Cs]
14.	2VC14(x) <=± VC1+ + [VCl5r
6. V(CI)O — оксид-хлорид ванадия
Желто-коричневый, летучий, разлагается при прокаливании. Малорастворим в этаноле, диметилформамиде. Не реагирует с водой, разбавленной хлороводородной кислотой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами при спекании. Восстанавливается водородом. Переводится в раствор соляной кислотой. Получение см. V410, V75, VI51-7 8.
1.	3V(C1)O = VC13 + V2O3	(600 °C)
2.	V(C1)O + 2НС1 (конц.) + ЗН2О = [V(H2O)4C12]C1
3.	2V(C1)O + 3H2SO4 (конц.) = 2(VO)SO4 + SO2T + 2HC1 + 2H2O
4.	V(CI)O + 2HNO3 (конц., гор.) = (VO2)C1 + 2NO2T + H2O
5.	V(C1)O + NaOH = VO(OH) + NaCl	(200 °C)
6.	2V(C1)O + H2 = 2VO + 2HC1	(600-700 °C)
7.	V(C1)O + VCI3O = 2(VO)C12	(450 °C, p)
7. VCI3O — оксид-трихлорид ванадия
Желтая (с оранжевым оттенком) жидкость, тяжелая, летучая. Разлагается во влажном воздухе. Легко смешивается с этанолом, эфиром, безводной уксусной кислотой. Реагируете водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается водородом, цинком. Соединение VC15 неизвестно. Получение см. V410, V136, V161.
1. 2VC13O + ЗН2О (хол.) = V2O5X + 6НС1
2VC13O (суспензия) = 2(VO)C12 + С12Т	(кип.)
2. VC13O + Н2О = (VO2)C1 + 2НС1	(в конц. HNO3)
3. 2VC13O + 6NaOH (разб.) = V2O5X + 6NaCl + 3H2O
4. 2VC13O + 8(NH3 • H2O) [конц.] = 2NH4VO3X + 6NH4C1 + 4H2O
5. VC13O + H2 = V(C1)O + 2HC1	(500 °C)
VC13O + 2Na = V(C1)O + 2NaCl	(выше 180 °C)
6. 2VC13O + Zn = 2(VO)C12 + ZnCl2	(400 °C, p)
VC13O + V(C1)O = 2(VO)C12	(450 °C, p)
7. VC13O + C12O = (VO2)C1 + 2C12	(komh.)
8. УС13О(Ж) + O3 = (VO2)C1 + O2 + Cl2	(кип.)
3VC13O(X) + As2O3 = 3(VO2)C1 + 2AsCl3	(кип.)
596
V
8.	VF3 — фторид ванадия(Ш)
Светло-зеленый, тугоплавкий, летучий при повышенной температуре, термически устойчивый. Малорастворим в холодной воде, этаноле, ацетоне, этилацетате, толуоле, СС14, хлороформе, сероуглероде. Не реагирует с серной и азотной кислотами, гидратом аммиака. Реагирует с горячей водой, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. V411, V91.
1.	VF3 + ЗН2О (гор.) = V(OH)3X + 3HF
2.	2VF3 + 6NaOH (конц., гор.) = V2O3X + 6NaF + ЗН2О
3.	VF3 + 3NH4F (насыщ.) = (NH4)3[VF6|X
4.	VF3 + 3KF = K3[VF6]	(900 °C)
VF3 + 2KF (конц.) + H2O = K2|V(H2O)F5]
9.	VF4 — фторид ванадия(1У)
Зеленый, весьма гигроскопичный, нелетучий, термически неустойчивый. Растворяется в ацетоне, безводной уксусной кислоте, не растворяется в этаноле, хлороформе, жидком SC12O2. Реагирует с водой, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. V510.
1.	2VF4 = VF3 + VF5	(100-325 °C)
2.	VF4 + H2O (влага) (VO)F2 (желт.) + 2HF
3.	VF4 + 6H2O = |V(H2O)5O]F2 + 2HF
4.	VF4 + 4NaOH (разб.) = VO(OH)2J. + 4NaF + H2O
5.	VF4 + 2MF = M2[VF6]	(при сплавлении, M = К—Cs)
6.	VF4 + 2NH4F (насыщ.) + Н2О -U 2HF + (NH4)2[V(H2O)OF4]i
(0°C)
10.	VF5 — фторид ванадия(У)
Белое твердое вещество, бесцветная вязкая жидкость. Легкоплавкий, низкокипящий. Растворим в этаноле, хлороформе, ацетоне, нерастворим в сероуглероде. Энергично реагирует с водой, щелочами. Образует фторокомплексы. Получение см. VI8’|6, V91.
1.	VF5 + Н2О (влага) = VOF3 (желт.) + 2HF
2.	2VF5 + 5Н2О = V2O5X + 10HF
3.	VF5 + 2Н2О = H[V(OH)2F4]? + HF	(0 °C, в конц. HF)
4.	2VF5 + lONaOH (разб.) = V2O5X + lONaF + 5H2O
5.	VF5(1K) + MF = M|VF61	(M = K, Ag)
Ag[VF6] + 2H2O = Ag[V(OH)2F4]i + 2HF	(кип.)
2VF5(x) +=> vf; + [VF6r
597
V
11 .VO — оксид ванадия(И)
Темно-серый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нестехио-метричен, VO, + х (—0,15 < х < 0,24), по-видимому, состоит из двух фаз VO„ (w = 0,86—0,91 и п = 1,05—1,25). Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Хлорируется при нагревании. Получение см. V66, V135, VI 4х.
1.	VO(T) + 7Н2О <=♦ (V(H2O)6]2+ + 2ОН“
2.	VO + 2НС1 (разб.) = VC12 + Н2О
3.	VO + H2SO4 (разб.) = VSO4 + Н2О
4.	VO + 2HF (конц.) = VF2 (зел.) + Н2О
5.	VO + ЗС12 2VC13O
(0 °C, в азоте) (0 °C, в азоте) (0 °C, в азоте)
(150-200 °C)
12.	VO2 — оксид ванадия(1У)
Сине-черный, гигроскопичный, огнеупорный, термически устойчивый. Не реагирует с водой. В гидротермальных условиях образует гидрат VO2 • 0,67Н2О. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. V133’4, V141-16, V17*.
1.	VO2(T) + 6H2O <=► |V(H2O)5O]2++ 2ОН”
2.	VO2 + H2SO4 (разб.) = (VO)SO4 + H2O
3.	2VO2 + 2HNO3 (10%-я, гор.) = V2O5I + 2NO2? + H2O
VO2 + 2HNO3 (30%-я) = (VO2)NO3 + NO2? + H2O
4.	4VO2 + 2NaOH (конц.) -U Na2V4O, + H2O
5.	4VO2 + O2 = 2V2O5	(500-600 °C)
6.	4VO2 + 2M2O = 4MVO2 + O2	(M = Li-K, 1000 °C)
7.	VO2 + 2MO = (M2V)O4	(M = Ca+Ba, Zn; 1500-1700 °C)
13.	V2O3 — оксид ванадия(Ш)
Черный, тугоплавкий, термически устойчивый. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают), реагирует с кислотами, оксидами щелочных металлов при спекании. Окисляется кислородом, хлором. Реагирует с аммиаком, сероводородом. Получение см. N396, V82, V148.
1.	V2O3 + 6НС1 (конц.) = 2VC13 + ЗН2О
2.	V2O3 + ЗН2О + 6Н3О+ (разб. HNO3, НС1О4) = 2(V(H2O)6]3+ (син.-зел.) 3. 2V2O3 + O2 -U 4VO2	(1300 °C)
4.	V2O3 + V2O5 = 4VO2	(350-400 °C)
V2O3 + 2V2O5 = V6O13 (черн.)	(600 °C)
598
5.
6.
7.
8.
9.
V2O3 + V = 3V0
(1200—1600 °C, в аргоне)
2V20j + 6С12 = 4VC13O + О2
(500—600 °C, примесь VC14)
2V2O3 + 4Вг2 = 4(VO)Br2 (кор.) + О2	(600 °C, в азоте)
V2O3 + 3SC12O = 2VC13 + 3SO2	(200 °C, p)
V2O3 + 2NH3 = 2VN + 3H2O	(900-1000 °C)
VA & VS,VS2,V2S3,V(S2-)2	(700-800 °C, p)
10. V2O3 + М2О = 2MVO2 (черн.)	(М = Li—К, 1200 °C)
11. V2O3 + 6NH4(HF2) = 2(NH4)3 [VF6] + 3H2O	(150-200 °C)
12. V2O3 + 4H2S + Li2CO3 = 2Li[VS2] + CO2 + 4H2O (500 °C)
14.	V2OS — оксид ванадия(У)
Оранжевый аморфный порошок или красно-коричневые кристаллы. Перегоняется с водяным паром. При нагревании плавится и разлагается. Очень мало реагирует с водой. Из раствора осаждается желтый гидрат V2O5 • иН2О (w = 1,2, 3). В особых условиях образует коллоидный раствор. Проявляем амфотерные свойства (кислотные свойства преобладают); реагирует с кислотами, щелочами. Реагирует с типичными восстановителями в водной среде, восстанавливается водородом, кальцием и коксом при высокой температуре. Получение см. N394 Na793, Na804, VI7, V7‘-3, V102-4, V123-5, VI8'-7.
1.	2V2O5 = 4VO2 + О2	(700-1250 °C, примесь V6OI3)
2.	5V2O5(t) + 7Н2О H2V10O4g + 4Н3О+ (идет в малой степени) 3. V2O5 + 2Н2О (пар) = H4V2O7(r)	(100 °C)
4.	V2O5 + 6HC1 (конц.) = 2(VO)C12 + C12T + 3H2O V2O5(T) + 2HC1 (конц., хол.) <=► 2(VO2)C1 + H2O	(кип.)
5.	2V2OS + 4H2SO4 (конц.) -U 4(VO)SO4 + 4H2O + V2O5 + 2HNO3 (конц.) = 2(VO2)NO3 + H2O	O2T (кип.)
6.	V2OS + 6MOH (10%-й) = 2M3VO4 + 3H2O V2O5 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = 2NH4VO3I + H2O	(M = Na, K)
7.	V2O5 + Na2CO3 (конц.) = 2NaVO3 + CO2T v2o5	KVO3, K4V2O7, K3VO4	(кип.) (500-1000 °C)
8.	V2O5 + 2H2 = V2O3 + 2H2O V2O5 + 3H2 = 2VO + 3H2O	(400-500 °C) (1700 °C)
9.	V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO	(950 °C)
10. V2O5 + Fe2O3 + 8C (кокс) = 2(V, Fe) + 8CO		(1000 °C)
феррованадий
V
11.	V2O5	+	ЗС (кокс) + 6С12 = 2VC13O + ЗСС12О	(300-350	°C)
V2O5	+	3SC12O = 2VC13O + 3SO2	(100-150	°C)
V2O5	+	6HC1 = 2VC13 + 3H2O	(200-250	°C)
12.	V2O5	+	3VC13 + VC13O = 6(VO)C12	(500	°C)
V2O5 + 2Hg + 6HC1 (конц.) = Hg2Cl2X + 2(VO)C12 + 3H2O
13.	V2O5 + 4HC1 (разб.) + C2H5OH = 2(VO)C12 + CH3C(H)O + 3H2O
14.	2V2O5 + 6S2C12(X) = 4VC13X + 5SO2 + 7Si	(кип.)
15.	V2O5 + H2SO4 (разб.) + SO2 = 2(VO)SO4 + H2O
16.	V2O5 + 2H2SO4 (разб.) + H2C2O4 = 2(VO)SO4 + 2CO2? + 3H2O
V2OS + H2C2O4 (разб.) = 2VO2 + 2CO2 + H2O (400-600 °C)
17.	V2O5 + 3H2SO4 (разб.) + S = V2(SO4)3J. + SO2? + 3H2O (кип.)
18.	V2O5 + 6CH3COOH (конц.) + N2H4 • H2O (конц.) =
= 2V(CH3COO)3 + N2? + 6H2O 2V(CH3COO)3 + 3H2SO4 (конц.) = V2(SO4)3I + 6CH3COOH
19.	2V2O5 + 4NaCl + O2 = 4NaVO3 + 2C12	(70 °C)
20.	V2O5 + 3N2O5 = 2V(NO3)3O (желт.)	(50-60 °C)
21.	V2O5 + 4H2O2 (конц.) = 2H3(VO2(O2_)2] (желт.) + H2O
22.	V2O5 + 10HC1 (разб.) злектролиз> 2VC13 (катод) + 2C12T (анод) + 5H2O
23.	V2O5(x) VO++VO3	(700-800 °C)
15.	(VO)CI2 — хлорид ванадила
Зеленый, гигроскопичный, летучий при нагревании, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в холодной воде, разбавленной хлороводородной кислоте. Катион VO2+ в растворе имеет строение [V(H2O)5O|2+. Растворим в этаноле, нерастворим в СС14, эфире. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Слабый восстановитель и окислитель. Получение см. V52, V71-6, V144-12> 13, VI73.
1.	2(VO)C12 = 2V(C1)O + Cl2	(500 °C, в азоте)
2.	(VO)C12 + 5Н2О = [V(H2O)5O]2+ + 2СГ (pH < 7, см. VI83) 3. (VO)C12 + 4HCI (конц.) = Н2[УСу + Н2О
4.	(VO)C12 + HNO3 (конц.) = (VO2)C1 + NO2T + HCI
5.	(VO)C12 + 2NaOH (разб.) = VO(OH)2X + 2NaOH
6.	5(VO)C12 + H2O + KMnO4 = 5(VO2)C1 + MnCl2 + KCI + 2HC1
(в разб. HCI)
6(VO)C12 + 2HC1 (разб.) + K2Cr2O7 = 6(VO2)C1 + 2CrCl3 + 2KC1 +
+ H2O
600
V
7.	(VO)C12 + HCI (конц.) + H° (Zn) VC13 + H2O
2(VO)C12 + H[SnCl3| + 5HC1 (конц.) = 2VC13 + H2[SnCl6] + 2H2O
8.	2(VO)C12 + 2HI (конц.) = 2V(C1)O + I2I + 2HC1
9.	(VO)CI2 + 10H2O + VC12 = [V2(H2O)10O|4+ (бур.) + 4СГ
16.	(VO2)CI — хлорид диоксованадия(У)
Оранжево-красный, очень гигроскопичный. Хорошо растворим в этаноле, хуже — в эфире, нерастворим в жидком VCl3O, неполярных органических растворителях. Ион VO 2 устойчив только в сильнокислотной среде. Реакционноспособный; разлагается водой и щелочами, реагирует с пероксидом водорода, горячим этанолом. Сильный окислитель. Получение см. V72> 7-8, VI44.
1.	3(VO2)C1 = V2O5 + VC13O	(150 °C)
2.	(VO2)CI + лН2О = [V(H2O)„O2]+ + СГ	(в 1 М НС1О4)
3.	a) 10(VO2)Cl + 8Н2О = H6Vl0O28 + 10НС1	(в разб. НС1)
H6Vl0O28 + 4Н2О = H2V10O48 + 4Н3О+	(разбавление)
H2V10°28 + Н2° *=* HV10°28 + Н3°+
HV10O?8 + Н2О «=♦ V10Ofc (оранж.) + Н3О+
б) 2(VO2)C1 + Н2О = V2O5i + 2НС1	(кип.)
4.	2(VO2)C1 + 8НС1 (конц., хол.) = 2УС14(ж)1 + С12Т + 4Н2О
2(VO2)C1 + 4НС1 (конц.) = 2(VO)C12 + С12? + 2Н2О (кип.) 5. 2(VO2)C1 + 2NaOH (разб.) = V2O5i + 2NaCl + Н2О
6.	(VO2)CI + НС1 (разб.) + H° (Zn) -U (VO)C12 + H2O
7.	2(VO2)C1	+	4HCI (разб.)	+	2K1 = 2(VO)C12 + I2I + 2H2O +	2KCI
8.	2(VO2)C1	+	2HC1 (разб.)	+	H2S = 2(VO)C12 + Si + 2H2O
2(VO2)C1	+	2HCI (разб.)	+	SO2 = 2(VO)C12 + H2SO4
9.	2(VO2)C1	+	2(NH3OH)C1	=	2(VO)C12 + N2T + 4H2O (в разб.	HCI)
10.	(VO2)C1 + 2HC1 + FeCI2 = (VO)C12 + FeCl3 + H2O
11.	4(VO2)C1 + СС14(Ж)	4(VO)C12 + CO2? + O2T	(komh.)
12.	2(VO2)C1 + 2HC1 (разб.) + H2C2O4 = 2(VO)C12 + 2CO2? + 2H2O 13. 2(VO2)C1 + 2HC1 (разб.) + C2H5OH (гор.) =
= 2(VO)C12 + CH3C(H)O + 2H2O (кат. Pt) 14. (VO2)CI + H2O2 + (л - 1)H2O = IV(H2O)„O(O^-)]C1 (красно-кор.) (в разб. HCI)
2[V(H2O)„ (О2-)]C1 + 2HC1 (конц.) -U 2(VO)C12 + O2T +
+ H2O2 + 2лН2О
601
V
17.	VO(OH)2 — гидроксид ванадила
Розовато-желтый, разлагается при прокаливании. Практически нерастворим в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Во влажном состоянии медленно окисляется О2 воздуха. Получение см. V56, V94, V155.
1.	VO(OH)2 = VO2 + Н2О	(выше 700 °C)
2.	VO(OH)2(T) + 5Н2О <=* [V(H2O)5O]2+ + 2ОН
3.	VO(OH)2 + 2НС1 (разб.) = (VO)C12 + 2Н2О
4.	4VO(OH)2 + 2NaOH (конц.) = Na2V4O9 + 5Н2О
5.	6VO(OH)2 (суспензия) + О2 (воздух) —2V3O5(OH)4 (черн.)Х +
+ 2Н2О
18.	(VO)SO4 — сульфат ванадила
Синий, гигроскопичный, термически неустойчивый. В виде кристаллогидрата хорошо (но медленно) растворяется в воде, после кипячения в концентрированной серной кислоте становится зеленым и практически нерастворимым в воде. Ион VO2+ в растворе имеет строение (V(H2O)5O]2+. Разлагается концентрированной азотной кислотой, щелочами. Восстанавливается цинком в кислотной среде, окисляется перманганатом, калия. Получение см. N397, NaSO6, VI1, V122, V145,15
1.	2(VO)SO4 = V2O5 + SO2 + SO3	(520-530 °C)
2.	(VO)SO4 • 3H2O (гол.) = (VO)SO4 + 3H2O	(260-280 °C)
3.	(VO)SO4 + 5H2O = IV(H2O)5O]2+ (син.) + SO2~
(V(H2O)5O]2+ + H2O [V(H2O)4O(OH)]+ + H3O+ (pH < 7) 4. (VO)SO4 + 2HNO3 (конц.) = (VO2)NO3 + NO2 + H2SO4 5. (VO)SO4 + 2NaOH (разб.) = VO(OH)21 + Na2SO4
6.	(VO)SO4 + 4HC1 (разб.) + H° (Zn) -U VC13 + H2SO4 +
+ HCI + H2O
7.	10(VO)SO4 (конц.) + 2KMnO4 + 7H2O = 5V2O51 + 2MnSO4 +
+ 7H2SO4 + K2SO4 (кип. в разб. H2SO4)
8.	(VO)SO4[H2SO4 (конц.)] -	> H[V(SO4)2], VSO4 (катод)
-О2Т (анод), Н2О	х
19.	V2Ss — сульфид ванадия(У)
Коричнево-черный, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Нерастворим в воде, эфире, ацетоне, сероуглероде. Реагирует с серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется при нагревании на воздухе. Получение см. Na8O5.
602
V
1.	V2S5 = V2S3 + 2S	(400-500 °C)
V2S5 = 2VS + 3S	(950 °C)
2.	V2S5 + 5H2SO4 (конц., хол.) = V2O5i + 5SO2? + 5H2O + 5S1
3.	V2S5 + 42HNO3 (конц.) = 2(V02)N03 + 40NO2T + 5H2SO4 + 16H2O 4. V2S5 + 7NaOH (разб.) = Na3[VS4] (красн.) + Na3VO4 + NaHS + 3H2O 5. V2S5 + 7(NH3 H2O) (конц.) = 2NH4VO3i + 5NH4HS + H2O 6. V2S5 + 6NH4HS (конц.) = 2(NH4)3fVS4] + 3H2S?
7. 2V2S5 + 15O2 (воздух) = 2V2O5 + 10SO2	(500-600 °C)
20.	VSO4 — бульфат ванадия(Н)
Красно-фиолетовый (в виде кристаллогидрата), термически неустойчивый. Хорошо растворяется в ледяной воде (гидролиз по катиону). В кислородной среде разлагается уже при комнатной температуре. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами. Очень сильный восстановитель. Получение см. VIР, VI88, V2P*8.
1.	VSO4 • 7Н2О = VO2 + SO2 + 7Н2О	(300—400 °C)
2.	VSO4 (разб.) + 6Н2О (ход.) = [V(H2O)6]2++ SO4_ (pH < 7, см. V31) 3. 2VSO4 + H2SO4 (разб.) -U V2(SO4)3 + H2T	(20-80 °C)
4. VSO4 + 4HNO3 (конц.) = (VO2)NO3 + 3NO2? + H2SO4 + H2O 5. VSO4 + 2NaOH (разб.) = V(OH)2l + Na2SO4 (0 °C, в азоте) 6. 4VSO4 (суспензия) + O2 (воздух) —S-ь 2V2(SO4)2O (бур.)
VSO4 + (VO)SO4 + 10H2O = [V2(H2O)10O]4+ (бур.) + 2SO42
7.	4VSO4 + HCIO4 (разб.) = 4(VO)SO4 + HC1
8.	8VSO4 + 2H2O + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO3 = 8(VO)SO4 +
+ (NH4)2SO4 + K2SO4
9.	5VSO4 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5(VO)SO4 + 2MnSO4 +
+ 3H2O + K2SO4
10.	VSO4 + 6KCN (конц.) = K4[V(CN)6] (бур.) + K2SO4
21. V2(SO4)3 — сульфат ванадия(Ш)
Желто-оранжевый, весьма гигроскопичный, термически неустойчивый. Нерастворим в воде, этаноле, эфире. Осаждается из раствора в виде нонагидрата. Реагирует с серной кислотой, щелочами. Восстанавливается атомарным водородом, окисляется перманганатом калия. Переводится в раствор цианидом калия. Получение см. V1417-18> V203. 1. V2(SO4)3 = 2(VO)SO4 + SO2 (300-400 °C, примеси V2O3, SO3) 2. V2(SO4)3 • 9H2O = V2(SO4)3 + 9H2O	(150 °C, вак.)
V2(SO4)3 • 9H2O + 9H2S2O7 (олеум) = V2(SO4)3i + 18H2SO4
(безводн.)
603
w
3.	V2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) + 8H2O H[V(SO4)2] • 4H2O (зел.)Х
(0 °C, в этаноле) 2{H[V(SO4)2] • 4Н2О} = V2(SO4)3 + H2SO4 + 8H2O (выше 230 °C) H[V(SO4)2](p) + 12H2O + MCI = MV(SO4)2 • 12H2O (фиол.) + HCI (M = K+, Rb+, Cs+, Tl+, NHj, komh.)
4.	V2(SO4)3 + 6NaOH (конц.) = 2V(OH)3l + 3Na2SO4
5.	V2(SO4)3 (суспензия) + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = 2VSO4 + H2SO4
6.	5V2(SO4)3 + 2H2O + 2KMnO4 = 10(VO)SO4 + 2MnSO4 +
+ K2SO4 + 2H2SO4 (в разб. H2SO4)
7.	V2(SO4)3 + 12KCN (конц.) = 2K3[V(CN)6] (красн.) + 3K2SO4 V2(SO4)3 + I2KNCS (конц.) = 2K3|V(NCS)6] (красн.) + 3K2SO4
(в конц. H2SO4)
8.	2V2(SO4)3 + 2H2O "ек^ли\ 4VSO4 (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
(0-10 °C)
Вольфрам
1. W —вольфрам
Светло-серый металл; очень твердый, пластичный (технический продукт — хрупкий). Наиболее тугоплавкий из всех металлов. Устойчив на воздухе. Малореакционноспособный: не реагирует с водой, разбавленными и концентрированными кислотами (кроме смеси азотной и фтороводородной кислот), щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом, этанолом. Окисляется кислородом, галогенами; реагирует с серой, графитом, сероводородом, моно- и диоксидом углерода. Промышленно важен сплав с железом — ферровольфрам (65— 80% W). Получение см. W21, W31-3, W54, W68, W71.
1.	W + 2Н2О (пар) = WO2 + 2Н2	(выше 600 °C)
2.	W + 4HF (конц.) + 2HNO3 (конц., гор.) -U H2[WO2F4] + + 2NO? + 2Н2О (примесь H2[WF8])
3.	2W + ЗО2 = 2WO3	(выше 500 °C)
4.	2W + 4NaOH + ЗО2 = 2Na2WO4 + 2Н2О	(500-600 °C)
W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na3WO4 + 3NaNO2 + H2O (400-500 °C)
5.	W + 3F2 = WF6	(20—150 °C, сгорание во фторе)
W + 3C12 - WC16	(500-800 °C, в токе хлора)
6.	6W + 6Br2 = [W6Br8]Br4	(750 °C, p)
[W6Br8]Br4 + 3Br2 -U [W6Brl2]Br6	(180-230 °C)
604
w
7.	2W + 5Вг2 = 2WBr5 W + 4WBr5 = 5WBr4 2WBr5 + Br2 S-+ 2WBr6
8.	W + 2E = WE2
9.	W С(графит)> WC, W2C W + 2Si = WSi2
10.	W + 2H2S = WS2 + 2H2
11.	W + 2CO2 = WO2 + 2CO
12.	W + 6CO = [W(CO)6]
(600-800 °C) (340 °C, p) (40 °C)
(800 °C, p; E = S, Se)
(1430—1630 °C, в атмосфере H2) (выше 1400 °C) (выше 400 °C) (1200 °C)
(200-300 °C, р)
2.	WC — монокарбид вольфрама
Серо-синий, очень твердый (почти как алмаз), тяжелый, термически устойчивый. Химически пассивный: устойчив на воздухе, не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой, «царской водкой». Реагирует с кислородом, хлором. Промышленно важен сплав с кобальтом — победит (= 90% WC). Получение см. Wl9, W3', W611.
1.	WC = W + С (графит)	(выше 2780 °C)
2.	WC + ЮНМО3(конц.) -U WO3l + СО2Т + 10NO2? + 5Н2О
(кип.)
WC + 4НС1 (конц.) + 10HNO3 (конц.) = H2[WC14O2] + 10NO2? + + 6Н2О + СО2? (кип.)
3.	2WC + 8NaOH + 5О2 = 2Na2WO4 + 2Na2CO3 + 4Н2О (500-550 °C) 4. WC + 2О2 = WO3 + СО	(800-1200 °C)
5.	WC + ЗС12 = WC16 + С (графит)	(до 400 °C)
3.	[W(CO)e] — гексакарбонилвольфрам
Белый, низкоплавкий, летучий в вакууме, разлагается при нагревании. В сухом виде устойчив на воздухе. Умеренно растворим в этаноле и других органических растворителях (в этих растворах на свету окисляется О2 воздуха). Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной азотной кислотой, реагирует с галогенами. Получение см. Wl|2, W44.
1.	[W(CO)6] = W + 6СО	(выше 375 °C)
[W(CO)6| = WC + 4СО + СО2	(= 1030 °C)
2.	|W(CO)6| + 18HNO3 (конц.) = WOi + 6СО2? + 18NO2T + 9Н2О
(кип.) 3. [W(CO)6] + ЗО2 (воздух) = W1 + 6СО2?	(кип. в этаноле)
605
w
4.	2[W(CO)6] + 28NaOH + 9O2 = 2Na2WO4 + 12Na2CO3 + 14H2O (400-500 °C)
5.	|W(CO)6| + ЗВг2(ж) = WBr6 + 6CO	(30-50 °C)
6.	2{W(CO)6] + 3I2 = 2WI3 + 12CO	(120 °C)
6WI3 = 3I2 + [W6I8]I4	(600 °C, вак.)
4.	WCIe — хлорид вольфрама(У1)
Черно-фиолетовый, весьма гигроскопичный. При нагревании плавится, кипит и разлагается. Чувствителен к действию влаги воздуха («дымит»). Неустойчив на свету. Хорошо растворяется в холодном этаноле (образуется желтый раствор), хлороформе, СС14 (образуется темно-красный раствор), сероуглероде, эфире, бензоле, ацетоне. В неводных растворах разлагается под действием воздуха (быстрее при нагревании). Реакционноспособный; гидролизуется водой (медленно — на холоду, быстро — при кипячении), реагирует со щелочами. Восстанавливается водородом, типичными металлами. Получение см. Wls * * * *, W25, W610.
1.	2WC16 = 2WC15 + С12	(выше 350 °C)
2.	2WC16 + ЗН2О (влага) = WC14O (оранж.) + WC12O2 (желт.) + 6НС1
WC16 + ЗН2О = WO31 + 6НС1	(кип.)
3.	WC16 + 8NaOH (конц.) = Na2WO4 + 6NaCl + 4Н2О
4.	WC16 + 6СО + 2А1 = [W(CO)6]1 + 2A1C13	(200 °C, p, в эфире)
5.	3WC16	+	2A1 = 3WC14 + 2A1C13	(225-250	°C)
18WC14 = 12WC15 + [W6C18]C14	(450-500 °C)
[W6Clg]Cl4 + 3C12 = IW6C1I21C16	(100 °C, p)
6.	2WC16	+	H2 = 2WC15 + 2HC1	(350-400	°C)
7.	WC16 + WO3 + W = 3WC12O	(450	°C)
3WC16	+	2WO3 + W = 6WC13O	(230	°C)
8.	2WC16	+	WO3 = 3WC14O	(175-200	°C)
WCl6 + 2WO3 = 3WC12O2	(410 °C, p)
9.	WC16 + 5SO3 = W(SO4)2O + 3SC12O2 (кип. в жидк. SC12O2)
5. WFe — фторид вольфрама(У1)
Белый в твердом состоянии, желтая жидкость, бесцветный газ.
Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В виде жидкости легко сме-
шивается с этанолом, жидким НЕ Реакционноспособный; полностью
гидролизуется, реагирует с кипящим этанолом, щелочами, кремнием. Восстанавливается водородом, алюминием, вольфрамом. Образует
фторокомплексы. Получение см. Wl5, W610.
606
w
1.	WF6 + H20 (влага) = W(O)F4 + 2HF
WF6 + 3H2O = W03 + 6HF	(кип.)
2.	WF6 + 4NaOH (разб.) = Na2[WO2F4] + 2NaF + 2H2O 3. 3WF6 + 2A1 = 3WF4 + 2A1F3	(кип. в бензоле)
5WF6 + W = 6WF5	(600-700 °C)
4.	WF6 + 3H2 = W + 6HF	(800 °C)
5.	4WF6 + Si + 6HF(M) = 4H[WF6] + H2[SiF6]	(кип.)
6.	WF6 —M[WF7], M2[WF8] (M = K—Cs, в конц. HF) 7. 4WF6 + 21C2H5OH + H2O - 4W(C2H5O)5 + CH3COOH + 24HF
(кип.)
6.	WO3 — оксид вольфрамаОЛ)
Светло-желтый, при нагревании становится оранжевым. Летучий при прокаливании, в паре образует тример W3O9. Очень плохо реагирует с водой, при стоянии на свету водная суспензия синёет. Из раствора осаждаются малорастворимые гидраты: желтый WO3 • 2Н2О (менее точно H2WO4 • Н2О), при кипячении в кислотной среде — белый WO3 • Н2О (менее точно H2WO4 — вольфрамовая кислота). Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с концентрированными щелочами, гидратом аммиака, при высокой температуре — с оксидами металлов. Переводится в раствор галогеноводородными кислотами. В растворе восстанавливается атомным водородом, при высокой температуре — водородом, вольфрамом, коксом. Легко фторируется и хлорируется. Образует гетерополисоединения. Получение см. N221-3, Na813, Wl3, W42, W72.
1.	WO3 • 2Н2О = WO3 • Н2О + Н2О	(70-100 °C)
WO3 • Н2О = WO3 + Н2О	(180-350 °C)
2.	6WO3(T) + 6Н2О H3W6O2y + ЗН3О+ (идет в малой степени) 3. WO3 • 2Н2О = WO3 • H2Oi + Н2О	(кип. в разб. НС1)
WO3 • Н2О + ЗНС1 (конц.) = H[WC13O2] + 2Н2О
WO3 + 4НС1(Г) = WC14O + 2Н2О	(500 °C)
4.	WO3 + 2МОН (конц.) -U M2WO4 + Н2О (кип.; М = Li, Na, К)
WO3 • Н2О + М2СО3 (конц.) = M2WO4 + СО2? + Н2О
(М = Na, К; кип.)
5.	WO3 + 2(NH3 • Н2О) [конц.] -U (NH4)2WO4(p) + Н2О
(60-70 °C)
12(NH4)2WO4 + 14НС1 (оч. разб.) = (NH4)10H2W12O42 +
+ 14NH4C1 + 6Н2О
607
w______________________________________________________________
6.	*W03 + 4HF (конц.) = H2IWO2F4] + H2O
7.	WO3 + MO = MWO4 (600-800 °C; M = Mg, Ca, Pb, Mn, Fe, Cu, Zn, Cd)
WO3 + Na2CO3 = Na2WO4 + CO2	(800-900 °C)
8.	WO3 + 3H2 = W + 3H2O	(1000-1200 °C)
WO3 + H2 = WO2 + H2O	(570-600 °C)
2WO3 + W = 3WO2	(950 °C, вак.)
9.	WO3 H°(Zn’KOHU- HCI)> [W.oO^OH) + W3O8(OH)ll, W2O5(OH)i (кор.) «вольфрамовая синь»
WO3 H?»2.o<nap)> w20O58 (син.), WI8O49	(300-600 °C)
10.	2WO3 + 6F2 = 2WF6 + 3O2	(300-450 °C)
WO3 + 3CC14 = WC16 + 3CC12O	(450 °C, p)
11.	WO3 + 4C (кокс) = WC + 3CO (900-1000 °C, в атмосфере CH4) 2WO3 + 7S = 2WS2 + 3SO2	(600-700 °C)
12.	WO3 + л!Ча(ж) = Na„WO3	(син.-фиол., n = 0,3; красн.,
«вольфрамовая	и = 0,6; желт., п = 0,9)
13.	12WO3 + Н3РО4 (конц.) = HjlPW^OJ^ (бц.)
(кип. в конц. HNO3)
14.	2WO3 + 12НС1 (конц.) + ЗКС1 электР°лиз.>
электролиз»	(зел ) (катод) + ЗС12Т (анод) + 6Н2О
K3[W2C19] + 16KCN (конц.) + 2Н2О = 2K4|W(CN)8] + 9КС1 + + Н2Т + 2КОН (кип.)
5K4[W(CN)8] + 8HNO3 (разб.) + KMnO4 = 5K3[W(CN)g] +
+ Mn(NO3)2 + 6KNO3 + 4Н2О
7. WS2 — сульфид вольфрама(1У)
Серо-голубой, термически устойчивый. Нерастворим в воде и этаноле, растворим в расплавах щелочей (но не реагирует с ними). Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается азотной кислотой, активно реагирует со смесью фтороводородной и азотной кислот. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. Na819, Wl8-10, W611.
1.	WS2 = W + 2S	(1250 °C)
2.	WS2 + 18HNO3 (конц.) = WO3X + 18NO2? + 7H2O + 2H2SO4 (кип.) 3. WS2 + 4HF (конц.) + 18HNO3 (конц.) = H2[WO2F4] + 2H2SO4 +
+ 18NO2? + 8H2O
4.	2WS2 + 7O2 = 2WO3 + 4SO2	(выше 300 °C)
608
Xe, Y
Ксенон
1. Хе —ксенон
Благородный (инертный) газ, неметалл. Бесцветный. Содержание Хе в воздухе 8 • 10-6% (об.). Плохо растворяется в воде, лучше — в органических растворителях. Образует сольват 4Хе • ЗС6Н5ОН. Не реагирует с кислотами, щелочами. Реакционная способность выше, чем у Кг, реагирует с сильными окислителями. Получение — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении.
1.	8Хе • 46Н2О(Т) (клатрат) = 8Хе + 46Н2О	(выше -3,35 °C)
2.	Хе + F2 = XeF2 (комн., УФ-облучение или 300—500 °C, р) 3. Хе + 2F2 = XeF4	(400 °C, р; примеси XeF2, XeF6)
Хе + 3F2 = XeF6	(300 °C, р; примесь XeF4)
4.	Хе + С12 = ХеС12 (от -230 °C до комн., электрич. разряд) 5. Хе + 3KrF2 = XeF6 + ЗКг	(комн.)
4XeF6 + 36NaOH (конц., гор.) = 3Na4XeO6l + Хе? + 24NaF + 18Н2О 6. Хе + O2F2 = XeO2F2	(комн.)
7.	Хе + EF6 = (Xe‘)|EF6]	(комн.; Е = Ru, Rh)
ЗХе + (XeF+)[SbF6] + SbF5(x) = 2(Хе 2)[SbF6|
8.	Хе + PtF6 = (Xe')[PtF6]	(25-60 °C, в атмосфере SF6)
2Xe + 4PtF6 = (Xe")|PtF6]2 + (Xe")|Pt2FI0J + F2	(165 °C)
9.	Xe + 2(O+)[PtF6] = (Xe")[PtF6]2 + 2O2	(komh.)
Иттрий
1. Y —иттрий
Серебристо-белый (в виде порошка — серый), мягкий, пластичный металл. Парамагнитен. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, этанолом. Сильный восстановитель; реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, при нагревании — с кислородом, хлором, серой, азотом, аммиаком. Получение см. Y27’10.
1.	2Y + 6Н2О = 2Y(OH)3i + ЗН2Т	(кип.)
2.	2Y + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + ЗН2?
3.	8Y + ЗОНЬЮ3 (оч. разб.) = 8У(КО3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О
4.	2Y + лН2 = 2YH„	(2 < л < 3, выше 315 °C)
5.	-4Y + ЗО2 = 2Y2O3	(425—760 °C, сгорание на воздухе)
4Y + 6Н2О + ЗО2 = 4Y(OH)3
609
20 - 6006
6.	2Y + ЗС12 = 2YC13	(100-200 °C)
2Y + 3S = Y2S3	(600-700 °C)
7.	2Y + N2 = 2YN	(выше 750 °C)
2Y + 2NH3 = 2YN + 3H2	(450-600 °C)
8.	Y + 6NO2 = Y(NO3)3 + 3NO	(до 140 °C)
2. YCI3 — хлорид итгрия(Ш)
Белый, расплывается на воздухе, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), этаноле, плохо — в концентрированной хлороводородной кислоте, эфире. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Yl2*6, Y52> 5, Y62, Y72.
1. YC13 • 6Н2О = Y(C1)O + 5Н2О + 2НС1	(150-270 °C)
2. YC13 (разб.) + 8Н2О = [Y(H2O)g]3+ + ЗСГ (pH < 7, см. Y83) 3. YC13 + 2Н2О = YC1(OH)21 + 2НС1	(кип.)
4. YC13 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)3l + 3NaCl
YC13 + 3NaOH = YO(OH)i + H2O + 3NaCl	(кип.)
5. YC13 + 3(NH3 • H2O) (разб.) = Y(OH)3i + 3NH4C1 6. YC13 + 3HF (конц.) = YF3l + 3HC1
2YC13 + 3H2S = Y2S3 + 6HC1	(400-500 °C)
7.	YC13 + 3Li = Y + 3LiCl	(250-300 °C)
8.	YC13 + H3PO4 = YPO41 + 3HC1
9.	YC13 + 3NaOH + H2O2 = Y(HO2)(OH)2i + 3NaCl + H2O
10.	2YC13(M) эле|С1?олиз), 2Yi (катод) + 3C12T (анод)
3.	YF3 — фторид иттрия(1Н)
Белый, тугоплавкий, малолетучий, термически устойчивый. Нерастворим в воде, этаноле. Малоактивный, устойчив на воздухе, не реагирует с кислотами, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Y26, Y54.
1.	2YF3 + 6NaOH = Y2O3 + 6NaF + 3H2O	(450-500 °C)
2.	2YF3 + O2 = 2Y(O)F + 2F2	(500 °C)
YF3 + Y2O3 = 3Y(O)F	(1000 °C)
3.	YF3 + 3MF = M3[YF6]	(M = K-Cs; 900-1000 °C)
4.	YF3 + 2K2CO3 (конц., гор.) = K[Y(CO3)2](p) + 3KF
4.	Y(NO3)3 — нитрат иттрия(1П)
Белый, расплывается на воздухе, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), азотной кис-
610
лоте, этаноле. Реагирует со щелочами. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Yl3’8, Y56 *, Y73.
1. 4Y(NO3)3 = 2Y2O3 + 12NO2 + ЗО:
(выше 420 °C)
2. 2{Y(NO3)3 • 5Н2О} = 2Y(NO3)O + 4NO2 + O2 + ЮН2О (до 280 °C) 3. Y(NO3)3 (разб.) + 8H2O = [Y(H2O)g]3++ 3NO3 (pH < 7, cm. Y83) 4. Y(NO3)3 + 3NaOH (разб., хол.) = Y(OH)3i + 3NaNO3
Y(NO3)3 + 3NaOH = YO(OH)i + H2O + 3NaNO:
(кип.)
5.	Y(NO3)3 + 3(NH3 • H2O) [разб.] = Y(OH)3i + 3NH4NO3
6.	Y(NO3)3 + Na3PO4 = YPO4i + 3NaNO3
7.	Y(NO3)3 + 2K2CO3 (разб.) + H2O - YCO3(OH)i + 3KNO3 + KHCO3 Y(NO3)3 + 2K2CO3 (конц.) = K[Y(CO3)2] + 3KNO3
5. Y2O3 — оксид иттрия(Ш)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, щелочами, этанолом. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см. Yl5, Y31, Y41, Y61, Y74, Y81.
1.	Y2O3 + ЗН2О(Ж) = 2Y(OH)3	(ниже 350 °C, р)
Y2O3 + Н2О(Ж) = 2YO(OH)	(выше 350 °C, р)
2.	Y2O3 + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + ЗН2О
3.	Y2O3 + Н2О + 2СО2 = 2YCO3(OH)	(комн.)
4.	Y2O3 + 6HF = 2YF3 + ЗН2О	(400-500	°C)
Y2O3 + 3H2S = Y2S3 + 3H2O	(1050-1200	°C)
5.	Y2O3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2YC13 + ЗСО	(750-850	°C)
6.	Y2O3 + 3N2O5 = 2Y(NO3)3	(до 110 °C)
7.	2Y2O3 + Y2S3 = 3Y2(S)O2	(850-1050	°C)
6. Y(OH)3 — гидроксид иттрия(Ш)
Белый с желтоватым оттенком, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, этаноле. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с разбавленными кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. Y1 ’•5, Y24-5, Y44’5, Y7‘, Y85’6.
1. 2Y(OH)3 = Y2O3 + ЗН2О	(выше 200 °C)
Y(OH)3(r) = YO(OH)(T) + Н2О(Ж) (выше 700 °C, р, конц. NaOH) 2. Y(OH)3 + ЗНС1 (разб.) = YC13 + ЗН2О
2Y(OH)3 + 3H2SO4 (разб.) = Y2(SO4)3 + 6Н2О
3. 2Y(OH)3 (суспензия) + ЗСО3 = Y2(CO3)31 + ЗН2О (комн.)
20*
Yb
7.	Y2S3 — сульфид итгрия(Ш)
Желтый, тугоплавкий, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде. Во влажном воздухе гидролизуется частично, в горячей воде — полностью; не осаждается из раствора. Разлагается кислота-ми-неокислителями; реагирует с азотной кислотой, кислородом. Получение см. Yl6, Y26, Y54.
1.	Y2S3 + 6Н2О (гор.) = 2Y(OH)3i + 3H2ST
2.	Y2S3 + 6НС1 (разб.) = 2YC13 + 3H2ST
3.	Y2S3 + 30HNO3 (конц.) = 2Y(NO3)3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O
4.	2Y2S3 + 9O2 = 2Y2O3 + 6SO2	(выше 650 °C)
5.	Y2S3 + 2Y2O3 - 3Y2(S)O2	(850-1050 °C)
8.	Y2(SO4)3 — сульфат иттрия(Ш)
Белый, гигроскопичный, при сильном нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по катиону), плохо растворяется в горячей воде. Нерастворим в этаноле, растворим в серной кислоте. Реагирует с водяным паром, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Y62.
1.	2Y2(SO4)3 - 2Y2O3 + 6SO2 + ЗО2	(900-1100 °C)
2.	Y2(SO4)3 • 8Н2О = Y2(SO4)3 + 8Н2О	(120-400 °C)
3.	Y2(SO4)3 (разб.) + 16Н2О = 2[Y(H2O)8]3+ + 3SO2
|Y(H2O)g]3+ + H2O <=► [Y(H2O)7(OH)]2+ + H3O+ (pH < 7)
4.	2Y2(SO4)3 + 2H2O (nap) = 4YSO4(OH) + 2SO2 + O2 (550-600 °C)
5.	Y2(SO4)3 + 6NaOH (разб., хол.) = 2Y(OH)3i + 3Na2SO4
Y2(SO4)3 + 6NaOH = 2YO(OH)i + 2H2O + 3Na2SO4 (кип.)
6.	Y2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) |разб. | - 2Y(OH)3i + 3(NH4)2SO4
7.	Y2(SO4)3 + 3M2SO4 (конц.) = 2M3[Y(SO4)3] (M = K, Rb, Cs)
Иттербий
1. Yb — иттербий
Белый, мягкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде; не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, хлором, серой. Ион Yb2+ имеет желто-зеленую окраску, ион Yb3+ бесцветен. Получение — термическое восстановление Yb2O3 лантаном.
612
Zn
1.	2Yb + 6H2O (гор.) = 2Yb(OH)3i + 3H2T	
2.	2Yb + 6HC1 (разб.) = 2YbCl3 + 3H2T	
3.	Yb + 6HNO3 (конц.) = Yb(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O	
4.	4Yb + 3O2 = 2Yb2O3	(400 °C, сгорание на воздухе)	
	4Yb + 6H2O + 3O2 = 4Yb(OH)3	
5.	2Yb + 3CI2 = 2YbCI3	(300 °C)
6.	2Yb + 3S = Yb2S3 (желт.)	(500-800 °C)
	Yb + Yb2S3 = 3YbS (бур.)	(600-1100 °C)
7.	Yb + 2YbF3 = 3YbF2 (cep.)	(700 °C)
8.	Yb + 6NO2 = 3NO + Yb(NO3)3	(200 °C)
9.	Yb + 2NH4C1 + 6NH3(X) = |Yb(NH3)8|Cl2 + H2T	(-78 °C)
	[Yb(NH3)8]Cl2 = YbCl2 (бел.) + 8NH3	(200 °C)
Цинк
1. Zn — цинк
Белый с голубоватым оттенком, мягкий, хрупкий (из-за примесей) металл. Во влажном воздухе покрывается устойчивой гидроксид-но-карбонатной пленкой. В воде пассивируется. Не реагирует с водородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, нитратами металлов в щелочной среде. Получение см. Zn4", Zn6‘, Zn810, Znl26, Znl313.
1.	Zn + H2O (nap) = ZnO + H2	(600-800 °C)
2.	Zn + 2HCI (разб.) = ZnCl2 + H2T
3.	Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2T
4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S? + 4H2O (примеси S, SO2) 4. Zn + 4HNO3 (конц., гор.) = Zn(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
4Zn + 10HNO3 (разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + N2O? + 5H2O
4Zn + 10HNO3(o4. разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
5.	Zn + H3PO4 (конц., гор.) = ZnHPO4i + H2T
6.	a) Zn + 2NaOH (конц.) + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2T
Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2	(550 °C)
6)	Zn + 4(NH3  H2O) (конц.] = [Zn(NH3)4] (OH)2 + H2T + 2H2O 2Zn + 8(NH3 • H2O) (конц.) + O2 = |Zn(NH3)4](OH)2 + 6H2O
7.	Zn + 4NH4C1 (кони., гор.) = (Zn(NH3)4]Cl2 + 2HC1T + H2T
Zn + 2HC1 (конц.) + 2NH4CI(t) = (NH4)2 |ZnCl4] + H2T
613
Zn
8.	2Zn + 2H2O + 02 -U 2Zn(OH)2i	(комн.)
2Zn + H2O + O2 + CO2 —Zn2CO3(OH)2i	(комн.)
9.	2Zn + O2 = 2ZnO	(выше 225 °C, сгорание на воздухе)
10.	Zn + Ej = ZnE2 (выше 60 °C, E = F; 60 °C, в воде; E = Cl, Вг, I) 11. Zn + E = ZnE (выше 130 °C, E = S; 800-900 °C, вак.; E = Se,Te) 12. 3Zn + 2E = Zn3E2	(400-650 °C, E = P, As)
Zn + 2E = ZnE2	(700-850 °C, p)
13.	3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO	(600-700 °C)
Zn + 2SO2 = ZnS2O4	(60 °C, в смеси C2H5OH + H2O)
14.	Zn + СО2 = ZnO + СО	(800-950 °C)
3Zn + N2O5 = 3Zn(NO3)2 + 2NO	(35-40 °C)
15.	3Zn + 2NH3(r) = Zn3N2 + 3H2	(500-600 °C)
Zn (амальгама) + 2KNH2 = Zn(NH2)2 + 2K (амальгама)
(-40 °C, в жидк.1\1Н3)
16.	Zn (порошок) + CdSO4 = ZnSO4 + Cdi
17.	4Zn + 7NaOH (конц.) + 6H2O + NaNO3 = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3T
(кип.)
18.	Zn + 4NaCN + 2H2O = Naj[Zn(CN)4] + 2NaOH + H2? (кип.)
2Zn + 8NaCN + 2H2O + O2 = 2Naj[Zn(CN)4] + 4NaOH
Zn + 2Na[M(CN)2] = Na2 [Zn(CN)4] + 2Mi (M = Ag, Au) 19. Zn + 2MC13 = ZnCl2 + 2MC12	(500 °C; M = Sm, Eu, Yb)
20. Zn + гпС12(ж) <=t Zn2+ + 2СГ	(350 °C)
2. ZnBr2 — бромид цинка(П)
Белый, весьма гигроскопичный, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, эфире. Образует дигидрат. Реагирует с серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Znl *°.
1. ZnBr2 (разб.) + 4Н2О = [Zn(H2O)4]2+ + 2Вг" (pH < 7, см. Znl32 3 4 5 6)
2. ZnBr2 (конц.) + 2Н2О = [Zn(H2O)2Br2]
[Zn(H2O)2Br2] + Н2О <=> [ZnBr2(OH)]~ + Н3О+ (pH < 7)
3. ZnBr2(T) + 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + Br2? + SO2T + 2Н2О
4. ZnBr2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + 2NaBr
ZnBr2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + 2NaBr
5. ZnBr2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Zn(OH)2i + 2NH4Br
ZnBr2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4]Br2 + 4H2O
6. ZnBr2 + 6NH3(X) = [Zn(NH3)6]Br2	(-40 °C)
614
Zn
3.	ZnCO3 — карбонат цинка(Н)
Белый, разлагается при нагревании без плавления. Нерастворим в холодной воде, медленно разлагается в горячей воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Реагирует с кислотами и основаниями. В обычных условиях выпадает в осадок из раствора в виде Zn2CO3(OH)2. Получение см. Znl37.
1.	ZnCO3 = ZnO + СО2	(200-300 °C)
2.	2ZnCO3 + Н2О (гор.) Zn2CO3(OH)2i + СО2Т
3.	ZnCO3 + 2НС1 (разб.) = ZnCl2 + СО2Т + Н2О
ZnCO3 + 2HF (конц., гор.) = ZnF2i + СО2Т + Н2О
4.	2ZnCO3 + 2NaOH (разб.) = Zn2CO3(OH)2i + NajCO3
ZnCO3 + 4NaOH (конц.) - Na2[Zn(OH)4] + Na2CO3
5.	2ZnCO3 + 4CoCO3 + O2 = 2(Co2Zn)O4 (зел.) + 6CO2
(800—900 °C, в расплаве КО)
4.	ZnCI2 — хлорид цинка(Н)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, метаноле, эфире, ацетоне, глицерине. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Znl2> 10, Zn33, Zn52, Zn82, Zn92, ZnlO4, Znli1.
1.	ZnCl2 • 1,5H2O —ZnCl2 + 1,5H2O	(25-30 °C, вак.)
2.	ZnCl2 (разб.) + 4H2O = [Zn(H2O)4]2+ + 2СГ
3.	ZnCl2 (конц.) + 2H2O = [Zn(H2O)2Cl2]
[Zn(H2O)2Cl2] + H2O <=* [ZnCl2(OH)]“ + H3O+ (pH < 7) 4. ZnCl2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2l + 2NaCl
ZnCl2 + 4NaOH (конц.) - Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl
5.	ZnCl2 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = Zn(OH)2i + 2NH4C1
ZnCl2 + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Zn(NH3)4] Cl2
6.	ZnCl2 + 6NH3(X) = [Zn(NH3)6]Cl2	(-40 °C)
7.	3ZnCl2 + 4Na2HPO4 - Zn3(PO4)2i + 6NaCl + 2NaH2PO4
2ZnCl2 + NajSiO3 + 2NaOH (конц.) = Zn2SiO4i + 4NaCl + 2H2O
8.	ZnCl2(x) + 2MC1 = M2[ZnCl4]	(M = Na, K)
ZnCl2 + MCI (конц.) + H2O = M[Zn(H2O)CI3]
9.	ZnCl2 (конц.) + H2O + ZnO = 2ZnCl(OH)i (100-130 °C) 10. ZnCl2 + H2S + 2Na(CH3COO) = ZnSi + 2CH3COOH + 2NaCl
ZnCl2 + Na2S - ZnSi + 2NaCl
615
Zn
11. ZnCl2(p) 3JieKT3>OJUI3> Zni (катод) + C12T (анод)
12. ZnCl2(M) + Zn <=* Zn2+ + 2C1-
(350 °C)
5. ZnF2 — фторид цинка(11)
Белый, негигроскопичный (в отличие от других галогенидов цинка), плавится без разложения. Малорастворим в воде, этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Znl10, Zn33. 1. ZnF2 • 4Н2О = ZnF2 + 4Н2О	(выше 100 °C, вак.)
2.	ZnF2 + 2НС1 (конц.) - ZnCl2 + 2HFT
3.	ZnF2 + 2NaOH (разб.) - Zn(OH)2i + 2NaF
ZnF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + 2NaF
4.	ZnF2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Zn(OH)2i + 2NH4F
ZnF2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4]F2 + 4H2O
5.	ZnF2 + 6NH3(X) = [Zn(NH3)6]F2	(-40 °C)
6.	Znl2 — иодид цинка(П)
Белый, весьма гигроскопичный, летучий в вакууме, при нагревании плавится и разлагается. На свету медленно разлагается и желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле, эфире, ацетоне, диоксане. Образует дигидрат. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. Znl10.
1. Znl2 = Zn + 12	(выше 450 °C)
2. Znl2 (разб.) + 4H2O = [Zn(H2O)4]2+ + 21" (pH < 7, cm. Znl33) 3. Znl2 (конц.) + 2H2O = [Zn(H2O)2I2]
[Zn(H2O)2I2] + H2O <=> [ZnI2(OH)]“ + H3O+	(pH < 7)
2[Zn(H2O)2l2J <=± |Zn(H2O)3I]+ + [Zn(H2O)l3]“
4.	ZnI2(T) + 2H2SO4 (конц.) - ZnSO4 + I2i + SO2? + 2H2O
ZnI2(T) + 4HNO3 (конц.) = Zn(NO3)2 + l2i + 2NO2? + 2H2O
5.	Znl2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + 2Nal
Znl2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + 2Nal
6.	Znl2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Zn(OH)2i + 2NH4I
Znl2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = |Zn(NH3)4]l2 + 4H2O
7.	Znl2 + 6NH3(JK) = [Zn(NH3)6]I2	(-40 °C)
8.	Znl2 + 2Li[AlH4] = ZnH2i + 2A1H3 + 2LiI (-40 °C, в эфире)
ZnH2 + B2H6 = Zn[BH4]2	(комн., в эфире)
7. Zn(NO3)2 — нитрат цинка(П)
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), этаноле. Ре-
616
Zn
агирует co щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Znl4’14, Zn64.
1.	2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2	(300-500 °C)
2.	Zn(NO3)2 • 6H2O = Zn(NO3)2 + 6H2O	(90-110 °C, вак.)
3.	Zn(NO3)2 (разб.) + 4H2O = [Zn(H2O)4]2+ + 2NO^
(pH < 7, cm. Znl33)
4.	Zn(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + 2NaNO3
Zn(NO3)2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaNO3
5.	Zn(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Zn(OH)2i + 2NH4NO3
Zn(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4](NO3)2 + 4H2O
6.	Zn(NO3)2 + 2KIO3 = Zn(103)2l + 2KNO3
Zn(NO3)2 + 2NaNO2 = Zn(NO2)2i + 2NaNO3
7.	Zn(NO3)2 + H2O2 (конц.) + 2NaOH = ZnO2i + 2NaNO3 + 2H2O
8.	3Zn(NO3)2 + 2K4|Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2 + 6KNp3
(в ОЧ. разб. HNO3)
8.	ZnO — оксид цинка(11)
Белый (иногда с желтоватым оттенком). Термически устойчивый, при сильном прокаливании возгоняется и разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой, не восстанавливается водородом. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, кислотными и оснбвными оксидами. Восстанавливается коксом. Получение см. ZnlL9> |4, Zn3’, Zn7', Zn9’, ZnlO1, Znl27, Znl3‘.
1.	ZnO(T) + 5H2O <=* [Zn(H2O)4]2+ + 2OH”
2.	ZnO + 2HC1 (разб.) = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2HC1O4 (разб.) = Zn(C104)2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 (конц.) = Zn3(PO4)2i + 3H2O
3.	ZnO + NaOH (40%-й) + H2O = Na[Zn(OH)3]	(кип.)
ZnO + 2NaOH (60%-й) + H2O = Na2[Zn(OH)4]	(90 °C)
4.	ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O	(500-600 °C)
5.	ZnO + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O
6.	ZnO (суспензия) + SO2 = ZnSO3i
7.	ZnO + SiO2 = ZnSiO3	(1200-1400	°C)
2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4	(900-1000 °C)
8.	ZnO + Fe2O3 = (Fe2Zn)O4	(800-1000	°C)
ZnO + BaO = (BaZn)O2	(1100	°C)
9.	ZnO + H2S = ZnS + H2O	(450-550	°C)
3ZnO + 4S + 2NH3 + H2O = 3ZnSi + (NH4)2SO4	(225 °C, p)
617
Zn
10.	ZnO + С (кокс) = Zn + CO	(1100-1200 °C)
ZnO + CO = Zn + CO2	(700 °C)
11.	ZnO + 4NaCN (конц.) + H2O = Na2[Zn(CN)4] + 2NaOH (кип.) 12. ZnO + 2Li3N + 4H2 = (6Li, Zn)(jK) + 2NH3 + H2O (выше 400 °C) 13. 2ZnO(T) ♦=► 2ZnO(r) <=► 2Zn(r) + O2	(1300-1700 °C)
9.	Zn(OH)2 — гидроксид цинка(11)
Белый, аморфный или кристаллический. Практически не растворяется в воде. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Поглощает СО2 из воздуха. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Znl8, Zn44 5, Zn74 5, ZnlO3-5, Znl35-6.
1.	Zn(OH)2 - ZnO + H2O	(100-250 °C)
Zn(OH)2 • лН2О = Zn(OH)2 + лН2О	(40-50 °C, вак.)
2.	Zn(OH)2(T) + 4H2O ?=► [Zn(H2O)4]2+ + 2OH"
Zn(OH)2(T) + 4H2O ?=► [Zn(OH)4]2-+ 2H3O+
3.	Zn(OH)2 + 2HC1 (разб.) = ZnCl2 + 2H2O
4.	Zn(OH)2 + 2NaOH (конц.) - Na2[Zn(OH)4]
5.	Zn(OH)2 + 4(NH3 • H2O) (конц.) - [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O [Zn(NH3)4](OH)2(p) = Zn(OH)2i + 4NH3?	(40-50 °C, вак.)
6.	Zn(OH)2 + 6NH3(X) = [Zn(NH3)6](OH)2	(-40 °C)
7.	Zn(OH)2(T) + 2NH4C1 (конц.) <=* [Zn(H2O)2(NH3)2]Cl2
8.	2Zn(OH)2 (суспензия) + CO2 - Zn2CO3(OH)2l + H2O
9.	Zn(OH)2 + H2O2 (безводн.) = ZnO2 • 0,5H2Ol + 1,5H2O
10.	2Zn(OH)2 + 4Co(NO3)2 = 2(Co2Zn)O4 (зел.) + 8NO2 + O2 + 2H2O
(900 °C)
10.	[Zn(OH)4],Na2 — тетрагидроксоцинкат(Н) натрия
Белый, при слабом нагревании разлагается. В растворе образуется только в сильнощелочной среде, устойчив в 15%-м метанольном растворе гидроксида натрия. Разлагается при разбавлении раствора водой, при обработке кислотами, СО2. Получение см. Znl6-17, Zn24, Zn34, Zn44, Zn65, Zn74, Zn83, ZnO4, Znl I4, Znl35.
1. Na2[Zn(OH)4] = ZnO + 2NaOH + H2O	(выше 100 °C)
2. Na2[Zn(OH)4] • 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + 2H2O (до 87 °C, вак.) 3. Na2[Zn(OH)4](p) = 2NaOH + Zn(OH)2X (разбавление водой) 4. Na2[Zn(OH)4] + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + Zn(OH)2l + 2H2O
Na2[Zn(OH)4] + 4HC1 (конц.) = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
5. Na2[Zn(OH)4] + CO2 - Na2CO3 + Zn(OH)2i + H2O 2Na2[Zn(OH)4] + 5CO2 - 4NaHCO3 + Zn2CO3(OH)2i + H2O
618
Zn
11 .Zn3(PO4)2 — ортофосфат цинка(П)
Белый, плавится без разложения. Нерастворим в воде, этаноле. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. На холоду переводится в раствор ортофосфорной кислотой. Восстанавливается водородом при высокой температуре. Получение см. Zn47, Zn82, Znl310.
1.	Zn3(PO4)2 • 4H2O = Zn3(PO4)2 + 4H2O	(250 °C)
2.	Zn3(PO4)2 + 6HC1 (конц.) = 3ZnCl2 + 2H3PO4
3.	Zn3(PO4)2(T) + 4H3PO4 (конц.) = 3Zn(H2PO4)2(p)	(0-10 °C)
4.	Zn3(PO4)2 + 12NaOH (конц.) = 3Na2[Zn(OH)4] + 2Na3PO4
5.	Zn3(PO4)2 + 12(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4]3(PO4)2 + 12H2O
6.	Zn3(PO4)2 + 8H2 = Zn3P2 + 8H2O	(1030-1050 °C)
7.	Zn3(PO4)2 + ZnO + H2O » 2Zn2PO4(OH)i	(190 °C, p)
8.	Zn3(PO4)2 + 12NaCN (конц., гор.) = 3Na2(Zn(CN)4] + 2Na3PO4
12. ZnS — сульфид цинка(И)
Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический — кубическая a-модификация и гексагональная Р-модифика-ция. Чувствителен к УФ-облучению. В аморфном виде более реакционноспособный. Пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительной обработке сероводородной водой. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с сильными кислотами, во влажном состоянии медленно окисляется О2 воздуха. Получение см. Znl11, Zn410, Zn89, Znl38.
1. ZnS + 2HC1 (конц.) = ZnCl2 + H2ST
2. ZnS + 4H2SO4 (конц., гор.) = ZnSO4 + 4SO2T + 4H2O (примесь S) 3. ZnS + 8HNO3 (конц.) = ZnSO4 + 8NO2? + 4H2O	(кип.)
4.	ZnS (влажн.) + 2O2 —ZnSO4
5.	2ZnS + 3O2 - 2ZnO + 2SO2	(800-1000 °C)
6.	ZnS + 2ZnO = 3Zn + SO2	(850-880 °C, в токе N2)
7.	ZnS + 3ZnSO4 - 4ZnO + 4SO2	(выше 600 °C)
8.	ZnS + SeO2 = ZnSe + SO2	(800 °C)
ZnS + 2ZnO + 3Se = 3ZnSe + SO2	(800 °C)
13. ZnSO4 — сульфат цинка(11)
Белый, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), плохо — в этаноле. Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами, гидратом аммиака.
619
Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования. Получение см. Znl3, Zn23, Zn64, Znl22 4.
1.	2ZnSO4 = Zn2(SO4)O + SO3	(600-800 °C)
2ZnSO4 = 2ZnO + 2SO2 + O2	(930-1000 °C)
2.	ZnSO4 • 7H2O = ZnSO4 + 7H2O	(238-280 °C)
3.	ZnSO4 (разб.) + 4H2O = |Zn(H2O)4]2+ + SO2~
[Zn(H2O)4)2+ + H2O <=► |Zn(H2O)3(OH)]+ + H3O+ (pH < 7)
4.	ZnSO4 + H2SO4 (конц., хол.) = Zn(HSO4)2
5.	ZnSO4 + 2NaOH (разб.) = Zn(OH)2i + Na2SO4
ZnSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Zn(OH)4] + Na2SO4
6.	ZnSO4 + 2(NH3 • H2O) (разб.) = Zn(OH)2i + (NH4)2SO4
ZnSO4 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = [Zn(NH3)4]SO4 + 4H2O
7.	2ZnSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Zn2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + CO2T
ZnSO4(p) + 2KHCO3 - ZnCO3i + K2SO4 + H2O + CO3
(до 10 °C, в атмосфере CO2)
8.	ZnSO4 + H2E + 2Na(CH3COO) = ZnE>l + 2CH3COOH + Na2SO4
(50-60 °C; E = S, Se)
ZnSO4 + H2E = ZnE (коллоид) + H2SO4
9.	ZnSO4 + Na2S = Na2SO4 + ZnSi
ZnSO4 + BaS = BaSO4 + ZnSi
10.	3ZnSO4 + 2H3PO4 (конц.) = Zn3(PO4)2i + 3H2SO4	(кип.)
11.	ZnSO4 + 2KCN (разб.) = Zn(CN)2i + K2SO4
ZnSO4 + 4KCN (конц.) = K2(Zn(CN)4] + K2SO4
12.	ZnSO4 + 2Na2SO3S (конц., гор.) = Zn(S2)J- (бел.) + Na2S2O6 +
+ Na2SO4
13.	2ZnSO4 + 2H2O MeicrP°Jltl:,> 2Zni (катод) + O2? (анод) + 2H2SO4
Цирконий
1. Zr —цирконий
Белый, довольно пластичный (хрупкий в присутствии примесей ZrO2, ZrN, ZrC, ZrH2), тугоплавкий, высококипящий. На воздухе не тускнеет. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Устойчив к коррозии в химически агрессивных средах. Не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами (даже в расплаве), гидратом аммиака, этанолом. Простых аквакатионов не образует. Переводится в раствор действием концентрированных серной и фтороводородной кис
620
лот, «царской водки». Реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, графитом при нагревании. Слабый восстановитель. Поглощает заметные количества Н2 и О2. Промышленно важен сплав с железом — ферроцирконий (40% Zr). Получение см. Zr26, Zr56-7, Zr6>, Zr77.
1.	Zr + 2H2O (nap) = ZrO2 + 2H2 (выше 300 °C, примесь ZrH2)
2.	Zr + 4H2SO4 (конц.) -U H2[Zr(SO4)2O] + 2SO2T + 3H2O
3.	Zr + 4HF (конц.) + H2O = H2[ZrOF4] + 2H2T
4.	3Zr + 6HC1 (конц.) + 4HNO3 (конц.) = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 +
+ 4NOT + 2H2O
100—350 °C
5.	Zr + H2 <......ZrH2 (сер., точнее, ZrH2 _x) (0,1 < x < 0,7)
выше 400 °C
6.	Zr + O2 = ZrO2	(200-700 °C)
7.	Zr (порошок) + 2E2 = ZrE4	(200-400 °C; E = F, Cl)
8.	Zr (порошок) + 2Br2 = ZrBr4 (бел.)	(380 °C)
Zr + 3ZrBr4 = 4ZrBr3 (зел.)	(485 °C, p)
9.	Zr + 2I2 = Zrl4	(300-500 °C, p)
in _ S.600-650-c _ _ .	.	800°C	„ _ .	.
10.	Zr --------» ZrS3 (оранж.) —_s > ZrS2 (кор.)
11.	2Zr + N2 = 2ZrN (желт.)	(700-800 °C)
12.	Zr -----► ZrP2 (cep.) ------—► ZrP (черн.)
13.	Zr + С (графит) = ZrC	(1800-2400 °C)
14.	2Zr + CO2 = ZrC + ZrO2	(800-1000 °C)
15.	2Zr (порошок) + 6HF(r) 2ZrF3 + 3H2	(250-300 °C)
16.	Zr + 2PbE2 = 2Pb + ZrE4	(E = Cl, Br, 500-550 °C)
17.	Zr + 2NaMO4 = 4Na + Zr(MO4)2 (M = Mo, W, 450-500 °C)
2. ZrCI4 — хлорид циркония(1 V)
Белый, весьма летучий, плавится только под избыточным давлением. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в этаноле, метаноле, эфире, ацетоне, пиридине, практически не растворяется в неполярных органических растворителях, сероуглероде, жидком РС13. Разлагается водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислородом. Восстанавливается типичными металлами, цирконием. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. Zrl7, Zr3’, Zr75, Zrl I7.
621
Zr
1. ZrCl4 ZrCl3, ZrCl2, ZrCl
(выше 1700 °C)
2. ZrCl4 (разб.) + H2O (хол.) = ZrCl2O(p) + 2HC1 2ZrCl4 + 8H2O (гор.) = Zr2Cl2O3 • 5H20i + 6HC1
3. 3ZrCl4 + 6H2O (хол.) = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 + 6HC1 (в конц. HC1)
4. ZrCl4 + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)2i + 4NaCl + H2O
ZrCl4 + 4(NH3 • H2O) (конц.) = ZrO(OH)2X + 4NH4C1 + H2O
5.	ZrCl4 + O2 = ZrO2 + 2C12	(600 °C)
6.	2ZrCl4 + N2 + 4H2 = 2ZrN + 8HC1 ZrCl4 + 4Na = Zr + 4NaCl	(2000-2400 °C) (500 °C, вак.)
7.	ZrCl4 + 2Mg = Zr + 2MgCl2 3ZrCl4 + Al = 3ZrCl3 + A1C13 3ZrCl4 + Zr = 4ZrCl3 (зел.)	(700 °C) (230-270 °C) (460-500 °C, p)
	3ZrCl3 = 2ZrCl4 + ZrCl 2ZrCl3 + 2H2O = H2T + 2ZrCl2O(p) + 2HC1	(выше 650 °C)
Zr, 350 °C	.	. Zr, 625-800 °C -	.
ZrCl4 ----------► ZrCl2 (черн.) --------------* ZrCl (черн.)
8. ZrCl4 + C12O = ZrCl2Oi + 2C12	(комн., в жидк. CC14)
9. ZrCl4 + 2KC1 = K2[ZrCl6]	(500 °C, p)
10. ZrCl4 + 4HF()K) = ZrF4 + 4HC1	
3ZrCl4 + 4BBr3 = 3ZrBr4 + 4BC13	(90-110 °C)
3ZrCl4 + 4A113 = 3ZrI4 + 4A1C13	(200-250 °C)
11. ZrCl4 + 4N2O5 = Zr(NO3)4 (бел.) + 4(NO2)C1
(комн., в жидк. CC14)
12. 2ZrCl4 + H2O + 4CH3CN(X) = ZrCl2O • ZrCl4 • 4CH3CNi + 2HC1
(кип.)
13. ZrCl4 + 6KNCS = K2[Zr(NCS)6] + 4KC1I (в ацетонитриле) 2ZrCl4(M) «=► ZrCl* + [ZrCl5]~ <=► ZrCl2* + [ZrCl6]2-
3. ZrCI2O — оксид-дихлорид циркония
Белый, гигроскопичный, при плавлении разлагается. Хорошо рас-
творяется в холодной воде, значительно меньше — в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат ZrCl2O • 8Н2О имеет
строение [Zr4(H2O)16(OH)g]Cl8 • 12Н2О. Нерастворим в этаноле, СС14,
ацетоне, эфире. Реагирует с горячей водой и водяным паром, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции ионного обмена. Получение см. Zr22’8, Zr83 * * * *.
1. 2ZrCl2O = ZrCl4 + ZrO2	(выше 250 °C)
622
Zr
2.	ZrCl2O • 8H2O = ZrCl2O + 8H2O	(115-150 °C)
ZrCl2O • 8H2O = ZrO2 + 2HC1 + 7H2O	(выше 300 °C)
3.	4ZrCl2O (разб.) + 20H2O (хол.) = [Zr4(H2O)16(OH)g]8+ + 8СГ 2ZrCl2O + 6H2O (гор.) = Zr2Cl2O3 • 5H20l + 2HC1
4.	ZrCl2O + H2O (nap) = ZrO2 + 2HC1	(выше 300 °C)
5.	3ZrCl2O + 3H2O = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3	(в конц. HCI)
Zi€12O + 2H2SO4 (60%-я) = Zr(SO4)2i + 2HC1 + H2O
6.	ZrCl2O + 2NaOH (разб.) = ZrO(OH)2X + 2NaCl
ZfCl2O + 2(NH3 • H2O) [конц.] = ZrO(OH)2i + 2NH4C1
7.	ZfCl2O + Na2S + 2H2O = ZrO(OH)2i + H2ST + 2NaCl
ZrCl2O + Na2CO3 + H2O = ZrO(OH)2J. + CO2T + 2NaCl
8.	ZrCl2O + Na4SiO4 + 2HC1 (разб.) = ZrSiO4i + 4NaCl + H2O
ZrCl2O + 4KIO3 + 2HNO3 (конц.) = Zr(103)4l + 2KC1 + 2KNO3 +
+ 2H2O
9.	ZrCl2O + 2H3PO4 (разб.) = Zr(HPO4)2 • H2Oi + 2HC1
Zr(HPO4)2 • H2O = ZrP2O7 + 2H2O	(700 °C)
10.	ZrCl2O + 4KF (конц.) + 2HF (конц.) = K2[ZrF6]l + 2KC1 + H2O 11. ZrCl2O + 3Na2C2O4 (конц.) + H2C2O4 (конц.) =
= Na4[Zr(C2O4)4] + 2NaCl + H2O
4.	ZrF4 — фторид циркония(1У)
Белый, гигроскопичный (в меньшей степени, чем хлорид), при сильном нагревании возгоняется. Плохо растворяется в холодной воде. Кристаллогидрат ZrF4 • ЗН2О имеет строение [Zr2(H2O)6F6]F2. Разлагается горячей водой, концентрированной серной кислотой. Образует фгорокомплексы. Получение см. Zrl7, Zr210, Zr75.
1.	ZrF4 • 3H2O = ZrF4 + 3H2O	(80-100 °C, вак.)
2.	2ZrF4 (разб.) + 8Н2О = [Zr2(H2O)2(OH)4F6p- + 2Н3О+ + 2HF
(комн.)
ZrF4	+	ЗН2О = ZrOF2 • 2Н2ОХ + 2HF	(выше 50 °C)
3.	ZrF4	+	2H2SO4 (конц., гор.) + Н2О = H2[Zr(SO4)2O]	+ 4HFT
4.	ZrF4	+	Н2О = H2[ZrOF4]	(в конц. HF)
5.	ZrF4 + 3MF (конц.) = M3[ZrF7]	(М = Na+, NH4+)
zMUxr-7 1-, 300°C ,x,UiI7l:i 365°C	....	, 500-600 °C
(NH4)jIZrF,l (NHAIZrFJ NH.|ZrF,|
---► ZrF4
6.	ZrF4 + 4LiF = LiJZrFg]	(900 °C)
7.	ZrF4 + 2MF = M2[ZrF6]	(M = K-Cs, 700-900 °C)
623
Zr
5.	[ZrFe] ,K2 — гексафтороцирконат(1У) калия
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Малорастворим в холодной воде, анион изменяет свой состав. Не образует кристаллогидратов. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с кислотами, гидратом аммиака. Реагирует с горячей водой, щелочами. Восстанавливается типичными металлами. Получение см. Zr310, Zr47, Zr88, Zrl I8.
1.	2K2[ZrF6] K3[ZrF7] + K(ZrF5]	(выше 600 °C)
2.	K2[ZrF6] (разб.) + 12H2O (хол.) = 2[K(H2O)6]+ + [ZrF6]2~
[ZrF6]2- + 2H2O <=> [Zr(OH)F6]3- + H3O+	(pH < 7)
3.	K2[ZrF6] + H2O (гор.) « K2[Zr(O)F4] + 2HF
4.	K2[ZrF6] + 2KOH (конц.) + H2O (гор.) = Zr(O)F2 • 2H20i + 4KF
5.	K2[ZrF6] + KF (конц.) *==> K3[ZrF7]
6.	K2[ZrF6] + 4Na = Zr + 2KF + 4NaF	(1200-1300 °C)
3K2[ZrF6] + 4AI = 3Zr + 6KF + 4A1F3	(1100-1250 °C)
7.	K2[ZrF6] + 4КС1(Ж)	ZbL (катод) + 2C12T (анод) + 6KF
6.	Zrl4 — иодид циркония(1У)
Желто-оранжевый, гигроскопичный, при умеренном нагревании летучий, при прокаливании разлагается. Хорошо растворяется в этаноле, нерастворим в СС14. Гидролизуется, реагирует с кислотами, щелочами, аммиаком при высокой температуре, восстанавливается алюминием, цирконием. Получение см. Zrl9, Zr210.
1.	Zrl4 = Zr + 2I2	(1300—1400 °C)
2.	Zrl4 + H2O = Zrl2Oi + 2HI
3.	Zrl4 + 4H2SO4 (конц.) = H2[Zr(SO4)2O] + 212X + 2SO2 + 3H2O
4.	Zrl4 + 4NaOH (разб.) = ZrO(OH)24, + 4NaI + H2O
5.	2Zrl4 + 2NH3 = 2ZrN + 3H2 + 4I2	(1000 °C)
6.	3ZrI4 + Zr = 4ZrI3 (черн.)	(510 °C, p)
2ZrI3 + 2H2O = H2T + 2Zrl20i + 2HI
7.	3ZrI4 + Al = 3ZrI3 + A1I3	(310 °C, в расплаве A1I3)
8.	2ZrI4 + 6N2O4 = 2Zr(NO3)2O (бел.)Х + 8NO? + 4I2 + O2T
(комн., в жидк. CC14)
7.	ZrO2 — оксид циркония(1У)
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в этаноле. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • лН2О. Химически стойкий (особенно в прокаленном виде); не реагирует с хлороводородной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированной серной кис
624
Zr
лотой, переводится в раствор концентрированной фтороводородной кислотой. При высокой температуре галогенируется, реагирует с гидроксидами типичных металлов. Восстанавливается графитом. Получение см. Zrl1-6, Zr25, Zr3*-2-4, Zr8*, Zr94, ZrlO1, Zrl I1.
1.	ZrO2 • лН2О = ZrO(OH)2 + (л - 1)H2O	(140 °C)
2.	ZrO2(T) + 2H2O <=> Zrlv + 4OH“
3.	ZrO2 + 2H2SO4 (60%-я) -+-» Zr(SO4)2X + 2H2O
4.	ZrO2 + 4HF (конц.) = H2[ZrOF4] + H2O
ZrO2 + 4HF (конц.) + 2KF = K2[ZrF6]X + 2H2O
ZrO2 + 4NH4(HF2) = (NH4)3[ZrF7] + NH4F + 2H2O (100-200 °C) 5. ZrO2 + С (графит) + 2E2 = ZrE4 + CO2 (500-700 °C; E = Cl, Br)
ZrO2 + 4HF(r) = ZrF4 + 2H2O	(550 °C)
6. ZrO2 + 2MOH = M2ZrO3 + H2O (1000-1100 °C; M = Na, K) 7. ZrO2 + 2C (кокс) + Fe = (Zr, Fe) + 2CO (1400-1600 °C) ферроиирконий
8.	ZrO2 + ЗС (графит) = ZrC + 2CO	(1800-2000 °C)
9.	ZrO2 + 2MOH = M2ZrO3 + H2O (M = Na, K, 1000-1100 °C)
ZrO2 + M2CO3 = M2ZrO3 + CO2	(800-1000 °C)
10.	ZrO2 + MO = (MZr)O3	(M = Ca—Ba, 1800-2200 °C)
11.	ZrO2 + 3(NH4)2SO4 = (NH4)3|ZrH2O(SO4)3OH] + 3NH3 (450 °C)
8. ZrO(OH)2 — дигидроксид-оксид циркония
Белый, рентгеноаморфный, термически неустойчивый. Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде желтого гидрата ZrO2 • лН2О, который при слабом нагревании переходит в ZrO(OH)2. При стоянии под раствором теряет химическую активность («стареет»), в особых условиях пептизируется щелочами. Разлагается кислотами. Получение см. Zr24, Zr36-7, Zr64, Zr7', Zr93, ZrlO6.
1.	ZrO(OH)2 = ZrO2 + H2O	(300-600 °C)
2.	ZrO(OH)2(T) + H2O <=► Zrlv + 4OH-
3.	ZrO(OH)2 + 2HC1 (разб.) = ZrCl2O(p) + H2O
3ZrO(OH)2 + 6HC1 (конц.) = [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 + 3H2O
4.	ZrO(OH)2 + 2H2SO4 (60%-я) = Zr(SO4)2J. + 3H2O
5.	ZrO(OH)2 + 2HNO3 (разб.) = Zr(NO3)2O(p) + 2H2O
6.	ZrO(OH)2 + NaOH (30%-й) + 4H2O <==± Na[Zr(H2O)3(OH)5] ZrO(OH)2 + 2NaOH (40%-й) + H2O <=± Na2[Zr(OH)6]
7.	ZrO(OH)2 + 4HF (конц.) = H2[Zr(O)F4] + 2H2O
8.	ZrO(OH)2 + 4K(HF2) (конц.) = K2[ZrF6]J- + 2KF + 3H2O (0 °C)
625
Zr
9.	ZrS2 — сульфид циркония(1У)
Коричневый, термически устойчивый. Нерастворим в воде, не разлагается гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, кислородом. Медленно реагирует со щелочами. Получение см. Zrl10.
1.	ZrS2 + 4H2SO4 (конц., гор.) = H2[Zr(SO4)2OJ + 2Si + 2SO2T +
+ ЗН2О
2.	ZrS2 + 6HNO3 (конц., хол.) = Zr(NO3)2O(p) + 2Si + 4NO2T + 3H2O
3.	ZrS2 + 4NaOH (конц.) -U ZrO(OH)2i + 2NajS + H2O
4.	ZrS2 + 3O2 = ZrO2 + 2SO2	(500-600 °C)
10.	Zr(SO4)2 — сульфат циркония(1У)
Белый, весьма гигроскопичный, разлагается при прокаливании. Хорошо (но медленно) растворяется в холодной воде, малорастворим в 60%-й серной кислоте, этаноле, эфире. Тетрагидрат имеет строение [Zr(H2O)4(SO4)2]. Из 80—96%-й серной кислоты осаждаются сольваты Zr(SO4)2 • H2SO4 + лН2О (л = 1, 2). Реагирует с горячей водой, щелочами, карбонатами щелочных металлов. Образует сульфатокомплексы. Получение см. Zr3s, Zr73, Zr84.
1.	Zr(SO4)2 = ZrO2 + 2SO3	(400-700 °C)
2.	Zr(SO4)2 • 4H2O = Zr(SO4)2 + 4H2O	(190-340 °C)
3.	Zr(SO4)2 (насыщ.) + 2H2O = ZrSO4(OH)2i + H2SO4 (выше 40 °C) 4. Zr(SO4)2 (конц.) + H2O = H2[Zr(SO4)2O] (в 30%-й H2SO4)
H2[Zr(SO4)2O] (разб.) + 5H2O = [Zr(H2O)2(SO4)2(OH)2]2- + 2H3O+ H2[Zr(SO4)2O] = Zr(SO4)2i + H2O	(в 60%-й H2SO4)
5. Zr(SO4)2 + K2SO4 + 4H2O = K2[Zr(H2O)2(SO4)3] • 2H20i
(0 °C, в разб. H2SO4) 6. Zr(SO4)2 + H2O + 2Na2CO3 = ZiO(OH)2J- + 2CO2T + 2Na2SO4
11 .ZrSiO4 — ортосиликат циркония(1У)
Белый, при прокаливании разлагается. По-видимому, является двойным оксидом (ZrSi)O4. Не растворяется в воде. Химически стойкий, не разлагается сильными кислотами, частично разлагается в концентрированной фтороводородной кислоте, щелочах. При высокой температуре реагирует с гидроксидами и оксидами типичных металлов. Получение см. Zr38.
1. ZrSiO4 = ZrO2 + SiO2	(1540-1900 °C)
2. 4ZrSiO4(T) + 24H2O «=► [Zr4(H2O)l6(OH)8]8+ + 4H2SiO^
626
ZrSiO4 + 10HF (конц.) <=> H2[ZrOF4] + H2[SiF6] + 3H2O ZrSiO4 + 5NaOH (конц.) + 3H2O ?=*
<=► Na[Zr(H2O)3(OH)s] + Na4SiO4 (400 °C, p) ZrSiO4 + 4NaOH = Na2ZK)3 + Na2SiO3 + 2H2O (580-650 °C) ZrSiO4 + 2Na2CO3 = Na2ZrO3 + Na2SiO3 + 2CO2 (выше 900 °C) ZrSiO4 + 2CaO = (CaZr)O3 + CaSiO3	(выше 1100 °C)
ZrSiO4 + 4C (кокс) + 4C12 = ZrC^ + SiCl4 + 4CO (850-1000 °C) ZrSiO4 + 8K(HF2) = K2[ZrF6] + K2[SiF6] + 4KF + 4H2O
‘	(ниже 600 °C)
ZrSiO4 + K2[SiF6] = K2[ZrF6] + 2SiO2	(650-700 °C)
Список литературы
1.	Руководство по неорганическому синтезу / Под ред. Г Брауэра. — М.: Мир, 1985—1986.
2.	Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie. — Berlin, 1924 и след.
3.	Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1973.
4.	Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Мир, 1972—1974.
5.	Карапетъянц М. X. Введение в теорию химических процессов. — М.: Высшая школа, 1981.
6.	Минералогическая энциклопедия / Под ред. К. Фрея. — Л.: Недра, 1985.
7.	Анорганикум / Под ред. Л. Кольдица. — М.: Мир, 1984.
8.	Коттон Ф., Уилкинсон Д. Современная неорганическая химия. — М.: Мир, 1969.
9.	Коттон Ф., Уилкинсон Д. Основы неорганической химии. — М.: Мир, 1979.
10.	Полинг Л., Полинг П. Химия. — М.: Мир, 1978.
11.	Карякин Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. — М.: Химия, 1974.
12.	Химия: Справочное руководство / Под ред. X. Койне. — Л.: Химия, 1975.
13.	Химический энциклопедический словарь / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М.: Советская энциклопедия, 1983.
14.	Лидин РА. и др. Основы номенклатуры неорганических веществ / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева, А. А. Цветков. — М.: Химия, 1983.
15.	ХьюиД. Неорганическая химия: Строение вещества и реакционная способность. — М.: Химия, 1987.
16.	Лидин Р. А. и др. Справочник по неорганической химии: Константы неорганических веществ / Р. А. Лидин, Л. Л. Андреева, В. А. Молочко. — М.: Химия, 1987.
17.	Химическая энциклопедия / Под ред. И. Л. Кнунянца и Н. С. Зефи-рова. — М.: Советская энциклопедия, 1988—1990; Большая Российская энциклопедия, 1992—1998.
18.	Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева. — М.: Химия, 1996—2006.
628
19.	ШрётерВ. и др. Химия: Справочник / В. Шрётер, К.-Х. Лаутеншле-гер, X. Бибрак. — М.: Химия, 2000.
20.	Taschenbuch der Chemie / Herausgeber К. Schwister. — Leipzig — Koln: Fachbuchverlag, 1995.
21.	Стёпин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. — M.: Высшая школа, 1994.
22.	Зоммер К. и др. Химия: Справочник школьника и студента / К. Зоммер, К.-Х. Вюнш, М. Цеттлер. — М.: Дрофа, 2003.
23.	Ebbing D.-D. General Chemistry. — Boston: Houghton Mifflin Company, 1993.
24.	Atkins P.-W., Beran J.-A. General Chemistry. — New York: Scientific American Books, 1992.
25.	Zumdahl S.-S. Chemistry. — Lexington (Massachusetts): Heath and Company, 1993.
26.	Lidin R. A. et al. Constants of Inorganic Substances: Handbook / R. A. Lidin, L. L. Andreeva, V. A. Molochko. — New York: Begell House, 1995.
27.	Lidin R. A. et al. Reactivity of Inorganic Substances: Handbook / R. A. Lidin., V. A. Molochko, L. L. Andreeva. — New York: Begell House, 1996.
28.	Lidin R. A. Inorganic Substances: Handbook / New York: Begell House, 1996.
29.	Суссик-Форнефелъд К. Драгоценные камни и минералы: Справочник. — М.: АСТ-Астрель, 2001.
30.	Стёпин Б. Д. и др. Демонстрационные опыты по общей и неорганической химии / Б. Д. Стёпин, Л. Ю. Аликберова, Н. С. Рукк, Е. В. Савинкина. — М.: ВЛАДОС, 2003.
31.	Аликберова Л. Ю. и др. Практикум по общей и неорганической химии / Л. Ю. Аликберова, Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Г. П. Логинова. — М.: ВЛАДОС, 2004.
32.	Лидин Р. А. и др. Константы неорганических веществ: Справочник / Р. А. Лидин, Л. Л. Андреева, В. А. Молочко. — М.: Дрофа, 2006.
Предметный указатель
Азид калия К31 лития U18 натрия Na42 Азидоводород N51 Азот N1 Актиний Ас1 Алюминат, гидридо-литая AI8 натрия AI9
Алюминат, гидроксо-натрия АН 6
Алюминат, оксолития U2 натрия Na2
Алюминат, фторонатрия AI7
Алюминат, хлоронатрия AI5
Алюминий А11 Америций Ат1 Амид калия КЗЗ лития U20 натрия Na44
Аммиак N3, 4 дейтерио- D11
Аргентат, цианокалия Ад4
Аргон Аг1
Арсенат натрия №4
Арсенат, тионатрия As 14
Арсенит, метанатрия №3
Арсин As6
Астат АН
Аурат, хлороводорода Аи5
Аурат, цианокалия Аи2
Ацетиленид кальция СаЗ лития U6 магния Мд2
Барий Ва1
Бериллат, фтороаммония Ве8 калия Ве7
Бериллий Ве1
Берклий Вг1
Бор В1 фтороаммин- В15
Боразин В11
Боран В8, 9
Борат, гидридо-литая В10 натрия В12
Борат, гидроксо-натрия В18
Борат, мета-литая U3 натрия №5
Борат, оксопентанатрия №6
Борат, тетра-
лития Li4 натрия №7
Борат, фтороводорода В6 натрия В7
Борий Db1 Бром Вг1 Бромат калия К4 натрия №10 Бромат, перкалия К5
Бромид алюминия AI2 аммония N7 бора В2 висмута Bi3 дейтерия D2 железа Fe2, 3 иода I2 калия КЗ кальция Са2 кремния Si2 лития U5 марганца Мп2 меди Си2, 3 мышьяка As2 натрия №9 ртути Нд2, 3 свинца РЬ2 серебра Ад2 серы S2, 3 сурьмы Sb2 титана Ti2
630
фосфора Р2, 3 цинка Zn2
Бромоводород Вгб
Ванадат, мета-
аммония N39
натрия Na79
Ванадат, орто-
натрия Na80 Ванадий V1
карбонил- V2 оксо- V16
Ванадил V15J7.18 Висмут ВИ Висмутат
натрия Na8 Вода Н2
Водород Н1
дейтерио- D10
Вольфрам W1
карбонил- W3 Вольфрамат
натрия Na81 Вольфрамат, оксодо-дека-
водорода-аммо-ния N22
Гадолиний Gd1 Галлий Ga1 Гафнат, фторокалия Hf5
Гафний Hf 1 Гелий Не1 Герман Ge6 Германат
натрия Na22 Германий Ge1 Гидразин N5, 6 Гидразиний N11 Гидрат
аммиака N4
гидразина N6 оксида железа Fe26
оксида кремния Si12 оксида платины Р130
Гидрид бария Ва7 калия К16 кальция СаЮ лития LJ15 натрия Na23 рубидия Rb4 цезия Cs4
Гидроксид актиния Асб алюминия АН 5 бария Ва12 бериллия Ве11 бора В17 ванадила V17 висмута Bi 12 галлия Ga5 гафния Hf8 железа Fe27 индия In5 иттрия Y6 кадмия Cd6 калия К41 кальция Са17 кобальта Со 16 лантана La6 лития U26 магния Мд 16 марганца Мп 15 меди Си4,13 натрия Na52 никеля Nil О олова Sn7 палладия Pd13 платины Р131 рубидия Rb11 свинца РЬ13 серебра Ад14 скандия Sc6 стронция Sr8 таллия TI9
титана Ti11 хрома Сг15, 16 цезия Cs10 цинка Zn9 циркония Zr8 Гидроксид, мета-
алюминия АН 7 висмута Bi 13 железа Fe28 кобальта Со17 марганца Мп 16 никеля Ni11
Гидроксиламин N30 Гидроксилами-
ний N31 Гольмий Но1 Графит С1
Дейтерий D1 Диспрозий Dy1 Дубний Db1
Европий Еи1
Железо Fe1 карбонил- FeIQ-12 циклопентади-енил- Fe5
Золото Au1
Имид
лития U21 Индий 1п1 Иод И Иодат
калия К26
натрия Na36 Иодат, гидроортопер-
натрия Na26 Иодат, метапер-
калия К27 натрия Na37
631
Иодид алюминия АПО аммония N23 бора В13 висмута Bi8 гафния Hf6 дейтерия D5 железа Fe18 калия К25 кальция Са13 лития Li 16 марганца Мп8 меди Си8 мышьяка As7 натрия Na35 ртути Нд9, 10 свинца РЬ8 серебра Ад 10 сурьмы Sb 11 титана Ti8 фосфония Р14 фосфора Р15 цинка Zn6 циркония Zr6 Иодоводород 112 Иридат, хлороаммония 1г5 водорода Ir4 натрия Ir6
Иридий 1г1 Иттербий Yb1 Иттрий Y1
Кадмий СсП Калий К1 Калифорний Cf 1 Кальций Са1 Карбид алюминия AI3 бериллия ВеЗ бора ВЗ вольфрама W2 железа Fe4 магния МдЗ кремния Si3
Карбонат аммония N8 бария Ва2 бериллия Ве4 железа Fe9 кадмия Cd2 калия К7 кальция Са5 кобальта Со2 лития U7 магния Мд5 марганца МпЗ меди Си4 натрия Na 12 никеля Ni3 рубидия Rb2 свинца РЬЗ серебра Ад5 стронция Sr2 таллия TI2 цезия Cs2 цинка Zn3
Карбонат, гидроаммония N15 калия К17 натрия №24
Кислород 01 Кислота азотистая N52 азотная N53 азотноватистая N54 бромная Вг9 бромноватая Вг8 бромноватис-тая Вг7 иодная, орто- 115 йодноватая 114 иодноватистая ИЗ марганцовая Мп22 мышьяковая As15 рениевая Re14 селенистая Se7 селеновая Se8 серная S26
серная, ди- S28 серная, пероксо-S33
серная, пероксоди- S34 серная, тио- S35 сульфоновая, амино- S32 сульфоновая, фтор- S31 сульфоновая, хлор- S30 теллуристая Теб теллуровая, орто-Те7
тионовая, ди- S27 тионовая, Поли-829
угольная С12 фосфиновая Р22 фосфоновая Р23 фосфорная, ди-Р27 фосфорная, мета-Р24
фосфорная, орто-Р25
хлористая СИ 6 хлорная СИ 8 хлорноватая СИ 7 хлорноватистая СИ5
Кобальт Со1 аммин- Со8, 9 карбонил- СоЗ хлороаммин-СоЮ, 11
Кобальтат, нитрокалия Со13 натрия Со14
Кремний Si1 Криптон Кг1 Ксенон Хе1 Ксенонат, оксонатрия №82
632
Кюрий Cm1
Лантан La1
Литий Li1
Лоуренсий Lr1
Лютеций Lu1
Магний Mg1 Манганат калия К29 натрия Na39
М ан ганатч оксонатрия Na40
Манганат, пераммония N24 калия К28 лития U17 натрия Na38 рубидия Rb5 серебра Ад 11
Марганец Мп1 карбонил- Мп4
Медь Си1
аммин- Си9
Мейтнерий Db1
Менделевий Md1
Меркурат, иодокалия Нд11
Молибдат калия КЗО натрия Na41
Молибдат, оксогептааммония N25
Молибден Мо1 карбонил- Мо2
Мышьяк As1
Натрий Na1
Неодим Nd1
Неон Ne1
Нептуний Np1
Никель Nil аммин- Ni7 карбонил- Ni4
Никколат, цианокалия Ni2
Н иобат, фторонатрия Nb4
Ниобий Nb1 Нитрат
актиния Ас4 алюминия AI13 аммония N28 бария Ва9 бериллия Ве9 висмута Bi9 галлия Ga3 железа Fe21,22 индия 1пЗ иттрия Y4 кадмия Cd4 калия К35 кальция Са14 кобальта Со12 лантана La4 лития U23 магния Мд 14 марганца Мп 10 меди Си 10 натрия Na46 никеля Ni8 палладия Pd10 ртути Нд12, 13 рубидия Rb6 свинца РЬЮ серебра Ад16 скандия Sc4 стронция Sr6 таллия TI5, 6 хрома Сг12 цезия Cs5 цинка Zn7
Нитрид алюминия АН 1 бора В14 иода I7 лития Li 19 магния Мд 12
серебра Ад 12 серы S16—18 титана Ti9 фосфора Р16 хлора CI5
Нитрит аммония N27 калия К34 лития U22 натрия Na45 серебра Ад 15
Нитрит, гипо-натрия Na47
Нитрозил N45, 47, 50
Нитрозилий Fe23 Нитроил N46, 49 Нобелий No1
Озон 02 Озонид калия К37 рубидия Rb8 цезия Cs7
Оксигенат, фтороводорода F3
Оксигенил РН9 Оксид
азота N40—44, 48 актиния Ас5 алюминия AI14, Ве2 бария ВаЮ бериллия Ве2, 10 бора В16 ванадия V6, 7, 11-16
висмута Bi2, 5, 10, 11
вольфрама W6 галлия Ga4 гафния Hf3, 7, 8 германия Ge7 дейтерия D6
633
железа Cr10, Fe17, 24—26, Mg11 золота Au7 индия In4 иода 18—11 иридия 1г10, 11 иттрия Y5 кадмия Cd5 калия К38 кальция Са15 кобальта Со5, 15 кремния SilO—12 лантана La5 лития U24 магния Мд9,11,15 марганца Мп9, 11—14 меди Cu11,12 молибдена Моб, 7 мышьяка As8—10 натрия Na49 никеля Ni9 ниобия Nb5 олова Sn5, 6 осмия Os6, 7 палладия Pd11, 12 платины Pt28—30 рения Re9—11 родия Rh4 ртути Нд14 рубидия Rb9 рутения Ru3, 4 свинца РЬ11,12,15 селена Se3—5 серебра Ад17 серы S3,10,11, 19-23 скандия Sc5 стронция Sr7 сурьмы Sb6.12.13, 20 таллия TI7, 8 тантала Та5 теллура ТеЗ, 4
титана Ti6,10,11, 14 трития Т2 углерода СЗ, 5—7, 9
фосфора Р6.17.18 хлора CI6—13 хрома Сг5,10,13, 14, Мд9 цезия Cs8 цинка Zn8 циркония Zr3, 7, 8
Оксид, надпер-калия К36 натрия Na48 рубидия Rb7 цезия Cs6
Оксид, пербария Ва11 водорода 05 калия К39 кальция Са16 лития U25 натрия №50 рубидия Rb10 цезия Cs9
Олово Sn1
Осмат, гидроксооксо-калия Os8
Осмий Os1
Палладат, хлорокалия Pd3,4
Палладий Pd1 аммин- Pd9 хлороаммин-Pd7, 8
Платина Pt1 аммин- Pt25, 26 трифторофосфор-Pt33 хлороаммин-Pt21—24
хлорокарбонил-Pt5—7
Платинат, гидроксо-калия Pt32
Платинат, нитрокалия Pt27
Платинат, фторо-диоксигенила Pt19 калия Pt 18 ксенона Pt20
Платинат, хлоро-амминплатины Pt26 аммония Pt 14 водорода Pt10, 11 калия Pt12, 13
Платинат, хлоро(эти-лен)-калия Pt2
Платинат, циановодорода Pt3 калия Pt4
Плутоний Ри1
Плюмбат, гидроксо-натрия РЬ14
Плюмбат, иодокалия РЬ9
Полоний Ро1 Празеодим Рг1 Прометий Рт1 Протактиний Ра1
Радий Ra1 Радон Rn1 Резерфордий Rf 1 Ренат, гидридо-натрия Re8
Ренат, пераммония N32 калия К43 натрия №60
Рений Re1 карбонил- Re2
634
Родат, хлоронатрия Rh3
Родий Rh1
Ртуть Hg1
Рубидий Rb1 Рутенат, оксокалия К44
Рутений Ru1
Самарий Sm1 Свинец РЬ1 Селен Se1. Селенат калия К57 натрия Na72
Селенид калия К56 натрия Na70
Селенит натрия Na71
Селеноводород Se6
Сера S1
Серебро Ад1 аммин- Ад 14
Сероводород S24 Сероуглерод С8 Сиборгий Db1 Силан Si8, 9 Силикат, метакалия К58 лития U31 натрия Na73
Силикат, метадикалия К59
Силикат, оксодинатрия Na74
Силикат, ортобериллия Ве13 лития U32 натрия Na75 циркония Zr11
Силикат, фтороводорода Si6 натрия Si7
Силицид магния Мд 18
Скандий Sc1 Станнат, гидроксо-натрия Sn8 Станнат, хлороводорода Sn4 Стибат, гидроксо-калия Sb14 Стибат, тионатрия Sb17, 18 Стибат, фторонатрия Sb9 Стибат, хлоро-
водорода Sb5 Стибин Sb10 Стронций Sr1 Сульфан S25 Сульфат
алюминия АН 2, 21, К2 аммония АН 2, Fe19, 20, N35 бария Ва14 бериллия Ве12 ванадила V18 ванадия V20, 21 висмута ВИ 5 галлия Ga7 гафния Hf9 дейтерия D9 железа Fe19, 20, 33, 34 индия 1п7 иридия 1г12 иттрия Y8 кадмия Cd8 калия К2,13, 48 кальция Са22 кобальта Со20 лантана La8 лития Li30 магния Мд17 марганца Мп20, 21 меди Си9,16
натрия Na64 никеля Ni13 олова Sn11,12 ртути Нд16, 17 рубидия Rb13 свинца РЬ17 серебра Ад21 скандия Sc8 стронция Sr10 сурьмы Sb19 таллия TI11 титана ТИЗ, 14 хрома Сг19, 20, К13 цезия Cs13 цинка Zn13 циркония Zr10 Сульфат, гидроаммония N21 калия К23 натрия Na33 нитрозила N50
Сульфат, дикалия К51 натрия Na68
Сульфат, оксоди-
натрия Na65, 66 Сульфат, пероксоди
аммония N36 калия К54
Сульфат, тиоаммония N37 калия К55 натрия Na69
Сульфид алюминия AI20 бария Ва13 бора В20 ванадия V19 висмута Bi 14 вольфрама W7 галлия Ga6 германия Ge8, 9 дейтерия D8 железа Fe31
золота Au8, 9 индия In6 иттрия Y7 кадмия Cd7 калия К45 кальция Са21 кобальта Со18 кремния Si 13 лантана La7 лития U28 марганца Мп 18 меди Си 14, 15 молибдена Мо8, 9 мышьяка As11—13 натрия Na61 никеля Nil2 олова Sn9,10 платины Pt35, 36 рения Re12, 13 ртути Нд15 рубидия Rb12 свинца РЬ16 серебра Ад 19 скандия Sc7 стронция Sr9 сурьмы Sb15, 16 таллия ТИО титана ТИ2 углерода С9 фосфора Р19—21 хрома Сг18 цезия Cs11 цинка Zn12 циркония Zr9 Сульфид, гидроаммония N19 бария Ва8 калия К21 натрия Na31
Сульфид, дижелеза Fe32 кобальта Со 19 марганца Мп 19
Сульфид, полиаммония N33
636
калия К46 натрия Na62 цезия Cs12
Сульфит аммония N34 калия К47 лития LJ29 натрия Na63 серебра Ад20
Сульфит, гидроаммония N20 калия К22 натрия №32
Сульфит, дикалия К49
Сульфит, фторокалия К53
Сурьма Sb1
Таллий ТИ Тантал Та1 Танталат, фторокалия Та4
Теллур Те1
Теллурат, гидроортокалия К24 натрия №34
Теллурат, ортонатрия №78
Теллурид калия К60 натрия №76
Теллурит калия К61 натрия №77
Теллуроводород Те5
Тербий ТЬ1 Технетат, пераммония N38
Технеций Тс1
Тионат, дибария Ва15 калия К50 натрия №67
Тионат, поликалия К52
Титан Ti1
Торий Th1
Тритий Т1
Тулий Тт1
Углерод С1—14
Уран U1
Фермий Fm1
Феррат калия К15
Феррат, оксонатрия №21
Феррат, циано-железа-калия Fe8 калия Fe6, 7
Феррат, цианонитро-зилий-натрия Fe23
Фосфат, гидроди-натрия №30
Фосфат, гидроортоаммония N17, 18 калия К19, 20 кальция Са11, 12 натрия №27, 28
Фосфат, ди-натрия №58
Фосфат, метанатрия №55
Фосфат, оксодиводорода Р26 водорода- натрия №29 натрия №57
Фосфат, оксотри-натрия №59
Фосфат, ортоалюминия АН 9 аммония Мд 13 дейтерия D7 железа Fe29, 30 калия К42
кальция Са20 лития U27 магния Мд 13 марганца Мп 17 натрия №56 серебра Ад 18 цинка Zn11
Фосфат, фтороаммония Р11 водорода Р9 калия РЮ натрия -Р12
Фосфид алюминия AI18 бора В19 кальция Са18
Фосфин Р13 Фосфинат кальция Са19 натрия №53
Фосфонат натрия №54
Фосфор Р1 Франций Fr1 Фтор F1 Фторид азота N2, 48 актиния АсЗ алюминия А16 аммония N14 бария Ваб бериллия Веб бора В5 брома ВгЗ—5 ванадия V8—10 висмута Bi6, 7 вольфрама W5 гафния Hf4 германия Ge4, 5 дейтерия D4 железа Fe15, 16 золота Аиб иода 15,6,9—11 иридия 1г7—9
иттрия Y3 калия К14 кальция Са9 кислорода ОЗ, 4 кобальта Соб, 7 кремния Si5 лантана La3 лития Li14 магния Мд 10 марганца Мпб, 7 меди Си7 молибдена Мо4, 5 мышьяка As4, 5, 10 натрия №20 никеля Ni6 ниобия Nb3 нитрозила N47 нитроила N49 осмия Os4, 5 палладия Pd5, 6 платины Pt 15—17 рения Re6, 7 ртути Нд7, 8 свинца РЬ7 серебра Ад9 серы S9.12—15, 18, 21-23 скандия Sc3 стронция Sr5 сурьмы Sb7, 8 тантала ТаЗ титана Ti7 углерода С7 фосфора Р7, 8 хлора CI2—4, 10-13 хрома Сгб—9 цинка Zn5 циркония Zr4 Фторид, гидроди-
аммония N16 калия К18 натрия №25 Фтороводород F2
Хассий Db1 Хлор СИ Хлорамин N9 Хлорат
бария Ва4 калия К9 лития Li10 натрия №16 серебра Ад7
Хлорат, перкалия К10 лития Li 11 магния Мд7 натрия №17 серебра Ад8
Хлорид актиния Ас2 алюминия AI4 аммония N10 бария ВаЗ бериллия Ве5 бора В4 брома Вг2 ванадия V3—7,15, 16 висмута Bi4, 5 вольфрама W4 галлия Ga2 гафния Hf2, 3 германия Ge2, 3 гидразиния N11 гидроксиламиния N31 дейтерия D3 железа Fe13, 14 золота АиЗ, 4 индия In2 иода I3, 4 иридия Ir2, 3 иттрия Y2 кадмия Cd3 калия К8 кальция Саб
637
кобальта Со4, 8-11 кремния Si4 лантана La2 лития U8 магния Мдб марганца Мп5 меди Си5, 6 молибдена МоЗ мышьяка As3 натрия Na13 никеля Ni5, 7 ниобия Nb2 нитрозила N45 нитроила N46 олова Sn2,3 осмия 0s2, 3 палладия Pd2, 9 платины Pt9, 25, 34
рения Re3—5 родия Rh2 ртути Нд5, 6 рубидия Rb3 рутения Ru2 свинца РЬ4, 5 селена Se2, 3 серебра Адб серы S5—11 скандия Sc2 стронция Sr3 сурьмы Sb3, 4, 6 таллия TI3, 4 тантала Та2 теллура Те2
титана Ti3—6 углерода С2, 3 фосфора Р4—6, 21 хрома СгЗ—5, 11 цезия Cs3 цинка Zn4 циркония Zr2, 3
Хлорит натрия Na15
Хлорит, гипо-кальция Са7 лития Li9 натрия Na 14
Хлороводород СП 4 Хром Сг1 аммин- Сг11 карбонил- Сг2
Хромат аммония N12 бария Ва5 калия К11 кальция Са8 лития Li12 магния Мд8 натрия Na18 свинца РЬ6 стронция Sr4
Хромат, гидроксо-натрия Сг17
Хромат, диаммония N13 калия К12 лития Li13 натрия №19
Цезий Cs1
Церий Се1
Циан, ди- С4
Циан, тио- S4 Цианамид
водорода С11 кальция Са4
Цианат аммония N29 водорода С14 калия К40 натрия №51
Цианат, тиоаммония N26 водорода С13 калия К32 натрия №43 серебра Ад13
Цианид калия Кб натрия №11 ртути Нд4 серебра АдЗ
Циановодород СЮ Циклопентадиенид
магния Мд4 Цинк Zn1
Цинкат, гидроксо-натрия Zn10
Цирконат, фторокалия Zr5
Цирконий Zr1
Эйнштейний Es1 Эрбий Ег1
Справочное издание
Ладин Ростислав Александрович Молочко Вадим Александрович
Андреева Лариса Леонидовна
РЕАКЦИИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Справочник
Зав. редакцией Б. В. Панкратов Ответственный редактор В. Н. Бораненкова Художественный редактор О. В. Матоянц Технический редактор Н. И. Герасимова Компьютерная верстка О. И. Колотова
Корректор Е. Е. Никулина
Санитарно-эпидемиологическое заключение № 77.99.02.953.Д.006315.08.03 от 28.08.2003.
Подписано к печати 27.11.06. Формат 60х901/1б.
Бумага типографская. Гарнитура «Ньютон». Печать офсетная. Усл. печ. л. 40,0. Тираж 3000 экз. Заказ № 6006.
ООО «Дрофа». 127018, Москва, Сущевский вал, 49.
По вопросам приобретения продукции издательства «Дрофа» обращаться по адресу:
127018, Москва, Сущевский вал, 49.
Тел.: (495) 795-05-50, 795-05-51. Факс: (495) 795-05-52.
Торговый дом «Школьник».
109172, Москва, ул. Малые Каменщики, д. 6, стр. 1А. Тел.: (495) 911-70-24, 912-15-16, 912-45-76.
Магазины «Переплетные птицы»: 127018, Москва, ул. Октябрьская, д. 89, стр. 1.
Тел.: (495) 912-45-76;
140408, Московская обл., г. Коломна, Голутвин, ул. Октябрьской революции, 366/2.
Тел.: (495) 741-59-76.
Отпечатано в полном соответствии с качеством предоставленных диапозитивов в ОАО «Можайский полиграфический комбинат».
143200, г. Можайск, ул. Мира, 93.
ISBN 978-5-358-01303-2
9 785358 013032