Text
                    Р.А. Лидин
В.А. Молочко
Л.Л. Андреева
Химические
свойства
неорганических
веществ
Под редакцией проф. Р.А. ЛИДИНА
Издание третье, исправленное
Рекомендовано Министерством образования
Российской Федерации в качестве учебного пособия
для студентов высших учебных заведений,
обучающихся по направлению "Химия "
и специальности "Неорганическая химия "
МОСКВА
"ХИМИЯ"
2000


ББК 24.12 Федеральная Л 55 программа УДК 546.04@75.8) книгоиздания России Рецензенты: кафедра общей и неорпшической химии МИСиС и докт. хим. наук проф. B.C. Первое Лидии Р.А. и др. Л55 Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р.А. Лидин, В.А. Мо- Молочко, Л.Л. Андреева; Под ред. Р.А. Лидина. - М.: Хи- Химия, 2000. 480 с: ил. ISBN 5-7245-1163-0 Пособие по химическим свойствам неорганических соединений 10S элементов Периодической системы. Носит информационно-спра- информационно-справочный характер, содержит сведения о 3S00 веществах, имеет четко раз- разработанную структуру, снабжено указателями, позволяющими легко най- найти нужное соединение или уравнение реакции. Для студентов химических специальностей вузов. Прекрасное допол- дополнение к традиционным учебникам по химии. Будет полезно преподавате- преподавателям, аспирантам, а также научным и инженерно-техническим работни- работникам химической промышленности. 1704000000-004 J] —— Без объявл. ББК 24.12 050@1H0 ISBN 5-7245-1163-0 © Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева, 2000
СОДЕРЖАНИЕ Предисловие Структура пособия 5 Список сокращений и условных обозначений 7 ЧАСТЬ I. ХИМИЯ ^-ЭЛЕМЕНТОВ 8 Водород 8 Элементы IA-группы 12 Литий A2). Натрий A8). Калий B9). Рубидий D0). Цезий. Франций D5) Элементы IIА-группы 51 Бериллий E1). Магний E6). Кальций E9). Стронций F5). Барий. Радий F8) ЧАСТЬ II. ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ 74 Элементы ША-группы 74 Бор G4). Алюминий (82). Галлий (88). Индий (91). Таллий (94) Элементы IVА-группы 99 Углерод (99). Кремний A09). Германий A19). Олово A23). Свинец A29) Элементы VA-группы 137 Азот A37). Фосфор A64). Мышьяк A85). Сурьма A93). Висмут B03) Элементы VIA-группы 209 Кислород B09). Сера B14). Селен B39). Теллур. Полоний B45) Элементы VIIA-группы 252 Фтор B52). Хлор B54). Бром B64). Иод. Астат B70) Элементы VIIIA-группы 279 ЧАСТЬ III. ХИМИЯ d- иf-ЭЛЕМЕНТОВ 286 Элементы IB-группы 286 Медь B86). Серебро B94). Золото B99) Элементы IIБ-группы 301 Цинк C01). Кадмий C05). Ртуть C09) Элементы ШБ-группы 314 Скандий C14). Иттрий C17). Лантаноиды C19). Актиноиды C36) Элементы IVB-группы 351 Титан C51). Цирконий C57). Гафний. Резерфордий C61) Элементы VБ-группы 364 Ванадий C64). Ниобий C71). Тантал. Дубний C73) Элементы VIБ-группы 376 Хром C76). Молибден C87). Вольфрам C92) Элементы VIIБ-группы 395 Марганец C95). Технеций D04). Рений D06) Элементы VIIIБ-группы 412 Железо D12). Кобальт D26). Никель D34). Рутений D39). Родий D42). Палладий D44). Осмий D48). Иридий D50). Платина D54) Библиографический список 466 Формульный указатель 467 Предметный указатель 475 3
ПРЕДИСЛОВИЕ Современная высшая школа в большой мере ориентирована на индивидуаль- индивидуальную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на 1 курсе, в частности при изучении общей и неорганической химии. Индивидуальная работа заключается в домашней проработке конспекта лекций, подготовке лабораторного журнала, решении задач и ответах на контрольные вопросы. И тут незаменимым будет данное пособие как связую- связующее звено между лекционным курсом и лабораторным практикумом. Настоящее пособие носит информационно-справочный характер, не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе, охватывает все разделы неорганической химии, изучаемые в химических вузах. В книге представлены физические и химические свойства (уравнения реак- реакций) важнейших соединений элементов от водорода до нильсбория. Детально описаны около 1000 неорганических веществ, составляющих необходимый «химический багаж» инженера-химика. Отбор веществ проводился по их про- промышленной важности (исходные вещества для химических процессов, мине- минеральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учеб- учебно-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической техно- технологии. Порядок расположения и алгоритм поиска подробно описаны в разделе «Структура пособия». При создании этого пособия авторы опирались на свой многолетний научно-педагогический опыт работы в Московской государственной академии тонкой химической технологии им. М. В. Ломоносова на кафедре неорганичес- неорганической химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН Н. Т. Кузнецову и проф. Б. Д. Степину за консультации и внимание к работе, благодарит доц. Л. Ю. Аликберову и Н. С. Рукк, старшего преподавателя Г. П. Логинову и других коллег за поддержку и ряд важных замечаний, а также рецензентов — коллектив кафедры общей и неорганической химии МИСиС (зав. кафедрой проф. Г. М. Курдюмов) и заведующего кафедрой общей и физической химии МИХМ проф. В. С. Первова, взявших на себя нелегкий труд внимательного прочтения рукописи и внесших конструктивные предложения, учет которых заметно улучшил пособие. Авторы ожидают, что книга окажется полезной преподавателям и студен- студентам кафедр общей и неорганической химии в качестве учебного пособия и справочно-информационной базы данных. Все замечания и предложения читателей будут приняты с признательнос- признательностью.
СТРУКТУРА ПОСОБИЯ Описаны химические свойства неорганических веществ элементов, располо- расположенных по группам Периодической системы, последовательно представлены свойства элементов А-групп (s- и р-элементов), Б-групп (d-элементов) и отно- относящихся к ШБ-группе семейств лантаноидов и актиноидов (^"-элементов). Внут- Внутри каждой группы элементы расположены по мере увеличения порядкового номера; так, свойства элементов IA-группы даны в следующем порядке: свой- свойства лития, натрия, калия, рубидия, цезия и франция. Свойства водорода как первого элемента Периодической системы, не относящегося ни к какой группе, представлены отдельно. Свойства каждого элемента охарактеризованы свойствами веществ, в со- состав которых входит этот элемент. Многоэлементные вещества отнесены к разделу того элемента, который определяет главные химические свойства всего вещества. Например, химические свойства веществ К2Сr2О7 и КМnО4 представ- представлены в разделах, посвященных соединениям хрома и марганца (а не в разделе соединений калия), поскольку в большинстве реакций этих веществ катионы калия К+ участия не принимают, а просто переходят из реагентов в продукты, тогда как дихромат-ион Cr2О7 и перманганат-ион MnO4 определяют главное для этих веществ — их сильные окислительные свойства. Водородные соедине- соединения элементов находятся в разделах соответствующих элементов, то же отно- относится к оксидам и гидроксидам. Разделы, посвященные химии того или иного элемента, включают ряд пронумерованных рубрик, каждая из которых отвечает одному веществу. Для удобства пользования справочным материалом в пособии сделана сквозная нумерация рубрик. Порядок расположения рубрик внутри раздела следующий. простое вещество (всегда первая рубрика раздела); водородные соединения; оксиды; гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гидроксиды); соли металлов (наиболее распространенные — карбонаты, нитраты, суль- сульфаты, хлориды и др.); бинарные соединения; комплексные соединения. Соли менее известных и малораспространенных кислот находятся в разде- разделах кислотообразующих элементов вслед за соответствующими кислотами. Для нахождения рубрик таких солей следует пользоваться формульным указа- указателем в конце пособия. Описание вещества начинается с краткой словесной характеристики, вклю- включающей цвет (обычно для агрегатного состояния при комнатной температуре), некоторые качественные физические свойства (твердость, хрупкость, термичес- термическая устойчивость, фазовые переходы), особенности строения, устойчивость на воздухе, растворимость в воде, наличие или отсутствие взаимодействия с
распространенными простыми и сложными веществами, указание на способы получения в лаборатории и в промышленности, встречающиеся в литературе технические, тривиальные и минералогические термины. В конце словесной характеристики приведены основные константы вещества — относительная молекулярная масса Мr, плотность (d или р), температура плавления (tпл), температура кипения (Лат), коэффициент растворимости в воде (к, или v,). Способы получения веществ указаны ссылками на другие рубрики, где данное вещество фигурирует в качестве продукта одной или нескольких реак- реакций (в ссылке приводится номер рубрики и, верхним индексом, номер уравне- уравнения реакции). Далее следует пронумерованный набор уравнений химических реакций, отражающих главные химические свойства данного вещества. Порядок распо- расположения уравнений реакций в общем случае следующий: термическое разложение вещества; поведение кристаллогидратов, их обезвоживание или разложение; отношение к воде, а именно: электролитическая диссоциация, протолиз, обратимый или необратимый гидролиз, другие взаимодействия с холодной и горячей водой; взаимодействие с распространенными кислотами — хлороводородной, серной и азотной (при однотипности реакций с кислотами приведено уравне- уравнение реакции только с хлороводородной кислотой); взаимодействие со щелочами (как правило, приведено уравнение реакции только с гидроксидом натрия); взаимодействие с водородом, кислородом, другими неметаллами, метал- металлами; обменные взаимодействия со сложными веществами; окислительно-восстановительные взаимодействия; комплексообразование; электролиз. В уравнениях химических реакций указаны условия проведения и протека- протекания реакций, когда это важно для понимания химизма и степени обратимости. К таким условиям относятся: агрегатное состояние реагентов и продуктов, цвет; состояние раствора (разбавленный, концентрированный, насыщенный, конкретный состав); продолжительность реакции; интервал температур, давление, катализатор; образование осадка или газа; растворитель. В формульном указателе представлены вещества рубрик, т. е. основного текста пособия.
СПИСОК СОКРАЩЕНИЙ И УСЛОВНЫХ ОБОЗНАЧЕНИЙ аморфн. — аморфный безводн. — безводный бел. — белый бур. — бурый бц. — бесцветный вак. — в вакууме влажн. — влажный (г) — газообразное состояние гол. — голубой гор. — горячий дымящ. — дымящий (ж) — жидкое состояние желт. — желтый жидк. — жидкий зел. — зеленый кат. — катализатор кип. — кипящий, при кипячении комн. — при комнатной температуре конц. — концентрированный кор. — коричневый краен. — красный насыщ. — насыщенный н. у. — нормальные условия оранж. — оранжевый оч. разб. — очень разбавленный (р) — в растворе разб. — разбавленный роз. — розовый св. — светло- светлосер. — серый син. — синий (т) — твердое состояние т. — темно- телесн. — телесный фиол. — фиолетовый хол. — холодный черн. — черный электрич. — электрический ПР — произведение растворимости (верхний индекс — темпера- температура), рПР = - lg (ПР) Ф — относительная плотность для твердого и жидкого состояния (верхний индекс— т, отсутст- отсутствие индекса — при 18- 25 °С) по воде A г/емз, 4 °С) Кв — ионное произведение воды Кк — константа кислотности (при 25° С), pKK = -\g(KK) Ки — ступенчатая константа нестой- нестойкости комплекса (при 25° С), р/Ги = - lg (*•„) Ко — константа . основности (при 25° С), ptfo = - lg (/Q Ку — ступенчатая константа устой- устойчивости комплекса (при 25° С) Кс — константа равновесия, выра- выраженная через молярные кон- концентрации (при комнатной температуре), рКс = - lg (Kc) К, — ионное произведение раство- растворителя (верхний индекс — тем- температура), pKs = - lg (Ks) ks — массовый коэффициент рас- растворимости (верхний индекс — температура), г/100 г воды Мг — относительная молекулярная масса р — избыточное давление рН — водородный показатель, рН = - lg [Н3О+] 'кип — температура кипения 'пл — температура плавления 'субл — температура сублимации (возгонки) /(сс-»Р) — температура полиморфно- полиморфного перехода Vj — объемный коэффициент рас- растворимости газа (верхний ин- индекс — температура), мл (н. у.)/100 г воды рн — общая константа нестойкости комплекса (при 25° С), рР„ = = - lg (Рн) р — плотность газообразного со- состояния т — медленное протекание реакции
Часть I ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ ВОДОРОД 1. Н2 —ДИВОДОРОД Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп "Н (протай) с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактив- 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). Сильный восстановитель при повышенных температурах, реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомного водо- водорода Н°, образующегося при термическом разложении молекулярного водоро- водорода Нг или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстано- восстановительного процесса. Получение см. 5-2> |4> 15' "•21, 36м, 42413, 4848*. М, = 2,016; </(т) = 0,08667е-260»; 4*) = 0.07108(53); р = 0,08988 г/л (н.у.); tm = -259,19° С; /к„„ = -252,87° С; v, = 2,15го, 1,82BО), 1,60F0). 1. Н2<=»2Н° B000—3500° С). 2. Н2 + F2 = 2HF (от -250° С до комн.), Нг + С12 = 2НС1 (сжигание, комн. — на свету) Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = НС1 + СГ Н2 + Е2 = 2HE (Е = Вг, I; 350-500° С, кат. Pt). 3. 2Н2 + О2 = 2Н2О E50° С, сгорание на воздухе) Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 = = ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°. 4. H2 + S = H2S A50—200° С), ЗН2 + N2 = 2NH3 E00° С, р, кат. Fe). 5. 2Н2 + С (кокс) = СН4 F00° С, р, кат. Pt), Н2 + 2С (кокс) = С2Н2 A500—2000° С). 6. H2 + 2Na = 2NaH C00° С), Н2 + Са = СаН2 E00—700° С). 7. 4Н2 + (Fe"Feni)O4 = 3Fe + 4H2O (выше 570° С). 8. Н2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4 (выше 200° С), * Здесь и далее цифра в строке —номер рубрики, верхний индекс —номер уравнения реакции в этой рубрике.
4Н2 + 2Na2SO4 = Na2S + 4H2O E50—600° С, кат. Fe2O3). 9. ЗН2 + 2ВСЬ = 2В + 6НС1 (800—1200° С), Н2 + 2ЕиСЬ = 2EuCl2 + 2HC1 B70° С). 10. 4Н2 + СО2 = СН4 + 2Н2О B00° С, кат. СигО). 11. Н2 + СаС2 = Са + С2Н2 (выше 2200° С). 12. Н2 + 2С (кокс) + Ni = 2HCN (выше 1800° С). 13. Hi + ВаНг = Ва(НгJ &° °° С- *>• 14. 2H°(Zn, разб. НС1) + KNO3 = KNO2 + H2O, 8Н°(А1. конц. КОН) + KNO3 = NH3t + КОН + 2Н2О (кип.). 15. 2H°(Zn, разб. НС1) + ЕиСЬ = 2ЕиС12 + 2НС1, 2Н°(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Ag4 + H2O + NaHS. 16. 2H°(Zn, разб. H2SO4) + C2N2 = 2HCN. 2. D2 — ДИДЕЙТЕРИЙ Тяжелый водород. Бесцветный трудносжижаемый газ. Природный водород содержит 0,012—0,016% (масс.) D2 (остальное— 'Н2 и следы Т2). В газовой смеси D2 с 1Нг изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень мало растворяется в обычной и тяжелой воде. Изотопный обмен с обычной водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее реакционноспособный. Получение .см. б3'4'|7. Мт = 4,028; d(«) = 0,17е-253'; тпл =-254,5° С; tma = -249,49° С. З.Тг —ДИТРИТИЙ Сверхтяжелый водород. Бесцветный газ. Радиоактивен (Р-излучатель), период полураспада 12,34 года. По химическим свойствам аналогичен Нг. Образуется в атмосфере при бомбардировке ядер I4N нейтронами космического излучения, следы его содержатся в природных водах. Получение — бомбардировка лития медленными нейтронами в ядерном реакторе. Мг = 6,032;' tm = -252,52° С; /,„,„ = -248,12° С. 4. HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см. б16. М, = 3,022; 4т) = 0,146Ь257); р = 0,135 г/л (н. у.); /„л = -256,5° С; tmn = -251,02° С. 5. Н2О — ВОДА Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая вода (лед) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная вода - в основном Нг|6О с примесями Нг'Ю и Н2|7О, по изотопному составу водорода — в основном 'НгО с примесью HDO. Жидкая вода подвергается
автопротолизу (продукты НзО+ и ОН"); катион оксония НэО+ — самая сильная кислота и гидроксид-ион ОН" — самое сильное основание в водном растворе, а сама вода — самый слабый сопряженный протолит (в протонной теории кислот и оснований). Образует кристаллогидраты со многими веществами. Химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидроли- зует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий рас- растворитель неорганических соединений. Для химических целей природную воду обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода). Специальными методами получают сверхчистую воду. См. также I3. Мг =18,02; dnm = 0,917е0; rf<«) = 0,999841@), 0,998203B0), 0,997044B5), 0,97180<80), 0,95835(|0О); d(H:l8O) =1,11B0); р = 0,8652 г/л (н. у.), 0,5977 г/л (ро, 100° С); tm = 0,00° С; tKm = 100,00° С; /кип(Н2'Ю) = 100,13° С; /Г25 = 1,008-Ю-'4. 1. 2Н2О <=> 2Н2 + О2 (выше 1000° С), Н2О > Н°, Н2, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО? (радиолиз). н+ н* I I I 1 2 Н2О + Н2О зр=± ОН" + НзО+ (рН7). кислота I основание II основание I кислота II 3. Н2О + НСЮ4 = СЮ; + Н3О+, Н2О + HCN<z=> CN" + Н3О+. 4. 4Н2О + NaOH = [Na(H2OL]+ + ОН", Н2О + NH*—? NHJ+ ОН". 5. 4Н2О + NaClO4 = [Na(H2OL)+ + СЮ;. 6. 4Н2О + Zn(CIO4J = [Zn(H2OL]2+ + 2C1O;, H2O + [Zn(H2OL]2%=> [Zn(H2OK(OH)]+ + H3O+. 7. 4H2O + NaCN = [Na(H2OL]+ + CN", H2O + CN"«z=+ HCN + OH". 8. 6H2O + AI2S3 = 2A1(OHK 4- + 3H2St, 2H2O + SiCL, = SiO21 + 4HC1 6H2O (кип.) + MgjN2 = 3Mg(OHJ4- + 2NH31, 2H2O + CaC2 =Ca(OHJ + C2H2t. 9. H2O + Na2O = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OHJ, 3H2O + La2O3 = 2La(OHK 10. H2O + C12O7 = 2HC1O4, H2O + SO, = H2SO4, 6H2O + P4O,0 = 4H3PO4, 11 wH2O + Cl2 = С12лН2О, С12-яН2О<—>HCI + HC1O + («- 1)H2O. 12. 2H2O + CaH2 = Ca(OHJ + 2H2t. 13. 2H2O + 2M = 2MOH + H21 (M = Li, Na, K, Rb, Cs), 2H2O + M = M(OHJ + H2t (M = Ca, Sr, Ba, Ra) 14. 4H2O (nap) + 3Fe =(Fe»Fe'")O4+ 4H2 (до 570° С). 10
15. 6Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2А1 = 2Na[Al(OH>4] + 3H21. 16. 2Н2О + 2CrSO4—L-> H2t + 2Cr(SO4)OH. 17. H2O + С(кокс)<=? CO + H2 (800-1000° C), H2O + rn<—» CO2 + H2 (выше 230° С, кат. Fe2Oj). 18 H2O + F2 = 2HF + О0 (комн., примесь Оз), Н2О + О0 = НгО2, Н2О + Оз = Н2О2 + О2 (УФ-облучение). 19. 2Н2О (гор.) + 2XeF2 —*—> О21 + 2Xe t + 4HF. 20. 2Н2О + 2Co2(SO4K = 4CoSO4 + O2f + 2H2SO4, 2Н2О + 4KMnO4 —L-+ 4MnO2 i + 3O2f + 4KOH. 21. 2H2O эпектропи3) 2Н21 (катод) + О21 (анод). Внейтральном растворе (электролит Na2SO4): (на катоде) 2Н2О + 2е' = Н21 + 2ОН~, (на аноде) 2Н2О - 4ё~ = О21 + 4Н+ (точнее, Н3О+), (в растворе) ОН" + Н+ = Н2О. В к и с л о м растворе (электролит H2SO4): (на катоде) 2Н+ (точнее, Н3О+) + 2е=Нг t. (на аноде) 2Н2О - 4е~ = Ог t + 4Н+ (точнее, Н3О+). Вщелочном растворе (электролит КОН): (на катоде) 2Н2О + 2ё~ = Н21 + 2OH", (на аноде) 4ОН",- 4е~ = O2t + 2Н2О. б. D2O — ОКСИД ДЕЙТЕРИЯ Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обыч- обычная вода Н2О. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у Н2О. Неограниченно смешивается с обычной водой, изотопный обмен приводит к образованию полутяжелой воды НЕЮ. Растворяющая способность ниже, чем у обыной воды. Химические свойства их одинаковы, но все реакции с участием DjO 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). Мг= 20,03; 4<ж)=1,1071016), 1,1042B5); fn.s3.8iyC; /кип =101,43° С. Z? D3O+ + OD~; pKs = 14,70. 2. D2O + H2O<=> 2HDO. 3. 2D2O + 2Na = 2NaOD + D21 (комн.). 4. D2O (nap) + Mg = MgO + Dj (выше 480° С). 5. D2O + 2C6H5C(O)E = (C6H5COJO + 2DE (80— 120° С, E = F, Cl). 11
6 D2O + HSO3F = HDSO4 + DF E0—70° С). 7. 2D2O + SiCU = SiO2 + 4DC1 (комн.). 8. D2O + PCI5 = РСЬО + 2DC1, 4D2O + PCb = D3PO4 + 5DC1. 9. 12D2O + 4РВгз = 12DBr + 3D3PO4 + PD31 (кип). 10. 4D2O + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr. 11. 8D2O + 2P (краен.) + 5I2 = 10DI + 2D3PO4 (кип.). 12. 6D2O + AI2S3 = 2A1(ODK1 + 3D2S t (комн.). 13. D2O (хол.) + SO3 = D2SO4, 2D2O + SCI2O2 = D2SO4 + 2DC1. 14. 6D2O + Mg3N2 = 3Mg(ODJ1 + 2ND31 (кип.). 15. 6D2O + P4C0 = 4D3PO4 (95—100° C). 16. 4D2O + Li[AlH4] = LiOD + A1(ODK1 + 4HD t (в эфире). 17. 2D2O(«> элдпролиз> 2D21 (катод) + O21 (анод) [см. также 521]. 7. T2O — ОКСИД ТРИТИЯ Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем D2O и Н2О. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с Н2О и D2O приводит к образованию НТО и DTO. Растворяющая способность меньше, чем у D2O и Н2О. По химическим свойствам не отличается от Н2О и D2O, но все реакции протекают медленнее. Следы ТгО содержатся в природных водах и атмосферной влаге. Получение — пропускание Тг над раскаленным СиО. М, = 22,03; f™, = 4,5° С. ЭЛЕМЕНТЫ 1А-ГРУППЫ ЛИТИЙ 8. U—ЛИТИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий, низкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит- ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реаги- реагирует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91'|5, Ю4'6, I81012, 20'. М, = 6,941; d = 0,534; tm = 180,5° С; tmn = 1336,6° С. 1. 2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н21. 2. 2Li + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + H2 f. 3. 2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO21 + 2H2O. 4. 3Li + 4HNO3 (разб.) = 3LiNO3 + NO t + 2H2O. 5. 2Li + H2 = 2LiH E00—700° C). 6. 2Li + E2 = 2LiE (комн., E = F, Cl, Br; выше 200° С, Е = I). 12
7. 4Li + O2 = 2Li2O (выше 200° С, примесь Li2O2). 8. 2Li + S = L12S (выше 130° С). 9. 6Li + N2 0wa>KH.) = 2Li3N (комн.), 6Li + N2 = 2Li3N B00-250° С, р). 10. 2Li + 2C = Li2C2 (»ыше 200° С, вак.). 11. 4Li + Si = LuSi F00—700° С, примесь Li2Si). 12. 2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2 B20° C), 2Li + NH3 = LizNH + H2 D00° c) 13. Li + 4NH3(*) = [Li(NH3L]° (син.) [-40° C], [Li(NH3L]° + nNH3(«) <=_ [Li(NH3L]+ + e «NH3. 9. UH — ГИДРИД ЛИТИЯ Белый, легкий, плавитсябез разложения, разлагается при дальнейшем нагрева- нагревании. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Получение см. 8 , 204. Mr = 7,95; d = 0,82; тш = 680° С. 1. 21ЛН = 2Li + Н2 (850° С или вак., 450° С). 2. LiH + Н2О = LiOH + H21. 3. LiH + НС1 (разб.) = LiCl + H21 (комн.). 4. 2UH + O2 = 2LJOH (выше 500° С). 5. LiH + Cl2 = LiCl + HC1 D00—450° C). 6. 2LiH + 2S = Li2S + H2S C00—350° C). 7. 3LiH + N2 = LijN +NH3 E00—600° C). 8. 2LiH + 4C (графит) = Li2C2 + C2H2 D00° C). 9. 2LiH + 2SO2 = Li2SO4 + H2S B00° C). 10. LiH + CO2 = Li(HCOO) [до 250° С, р]. 11. 4LiH + 3SiO2 = 2Li2SiO3 + Si + 2H2 E00° C). 12. LiH+NH3 = LiNH2 + H2 C50° C). 13. LiH + NHs(«) = LiNH21 + H2t (-40°C). 14. 4LiH + AlCb = Li[AlH4] + 3LiCl 4- (в эфире). 15. 2LiHw эл<Жтролиз> 2Li (катод) + Н21 (анод). 10. UiO — ОКСИД ЛИТИЯ Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Прояв- Проявляет свойства оснбвных оксидов, энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает из воздуха. Получение см. 87, 121, 131'3, 14'. М, = 29,88; d = 2,013; tm=\ 453° С; tmn« 2600° С. 13
1. Li2O + H2O = 21ЛОН. 2. Li2O + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + H2O. 3. Li2O + H2S = LijS + H2O (900-1000° C). 4. 2Li2O + Si = 4Li + SiO2 A000° C). 5. Li2O + Mg = 2Li + MgO (выше 800° С). 6. ЗУ2О + 2A1 = 6Li + А12Оз (выше 1000° С). 7. Li2O + CO2 = Li2CO3 E00—600° С). 8. 2Li2O + SiO2 = Li4SiO4 A000° С), Li2O + SiO2 = Li2SiO3 A200— 1300° C). 11. U2O2 — ПЕРОКСИД ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получе- Получение см. 128. Мг = 45,88; d= 2,363. 1. 2Li2O2 = 2Li2O + О2 B00—400° С). 2. Li2O2 H2O = Li2O2 + H2O (выше 0° С). 3. Li2O2 + 2Н2О (хол.) = 2LiOH + H2O2, 2Li2O2 + 2H2O(rop.) = 4LiOH + O2t. 4. Li2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2LiCl + H2O2, 2Li2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Li2SO4 + 2H2O + O21. 5. 2IJ2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 + O2 (выше 200° С), Li2O2 + CO = U2CO3 D0—70° C). 12. LiOH — ГИДРОКСИД ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в атмосфере Нг. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, погло- поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 81, 92>4, 101, 139, 16*, 18". М, = 23,95; d = 1,46; U = 471 ° С; ks=\2,Sm, 15,3(80>. 1. 2LJOH = У2О + Н2О (800—1000° С, в атмосфере Н2). 2. LiOH • Н2О = LiOH + Н2О E00° С, в атмосфере Н2). 3. LiOH (разб.) + 4Н2О = [Li(H2OL]+ + ОН". 4. LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + Н2О. 5. 2LiOH (конц.) + СО2 = Li2CO31 + H2O (комн.) 6. 4LiOH (разб.) + SiO2(T)<—» Li4SiO4(p) + 2H2O (комн.). 7. 2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SO3 + Н2О. 8. 2LiOH + H2O + 2Н2О2 (гор.) = Li2O2 H2O2 ЗН2О 4- (в этаноле), 14
Li2O2 • H2O2• ЗН2О = U2O2 + H2O2 + ЗНгО 9. 2LiOH (хол.) + С12 = LiCIO + LiCl + Н2О, 6LiOH (гор.) + ЗСЬ = LiClO3 + 5LiCl + ЗН2О. (над Р4О10, вак.). 13. LhCOs —КАРБОНАТ ЛИТИЯ Белый, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умерен- Умеренно растворяется в холодной воде, меньше — в горячей. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с кислотами, металлами и неметаллами, их оксидами. Получение см. ю', 125, 164. Mr = 73,89; d=2,ll; т„п = 618°С; *.,= 1,27<25>, 0.85™. Li2O + СО2 G30-1270° С). 2НС1 (разб.) = 2LiCl + СО21 + Н2О. С (кокс.) = Li2O + 2CO (800° С). Mg = 2Li + MgO + СО2 E00° С). хол. + Н2О + СО2 <==? 2УНСОз(р). SiO2 = 1Л48Ю4Т2СО2 (800— 1000° С). 4В(ОНK = Li2B4O7 + СО2 + 6Н2О F00° С). AI2O3 = 2LiAlO2 + CO2 (800—900° С). Са(ОНJ = 2LiOH + СаСОз (до 600° С). 2Сг2Оз + ЗО2 = 4Li2CrO4 + 4CO2 F00—700° С). 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. Li2CO3 = Li2CO3 + Li2COj + УгСОз + Li2CO3<t) 2Li2CO3 Li2CO3 + Li2CO3 + Li2CO3 + 10. 4Li2COj 14. UNO3-НИТРАТ ЛИТИЯ Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Окисли- Окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 84, 173, 194. М, = 68,95; d = 2,38; tm = 253,0° С; /с, = 74,5B0>, 194,1<70>. 1. 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + О2 D75—650° С). LiNOj • ЗН2О = LiNO3 + 3H2O B00° С, вак.). LiNOj (разб.) + 4Н2О = [Li(H2OL]+ + NO3 (рН 7). LiNOj + 2H°(Zn, разб. НС1) = LiNO2 + Н2О. UNO* + Pb = LiNO2 + PbO D00° С). 2. 3. 4. 5. 15. LbPO* — ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ Литиофосфат. Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде, растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кисло- кислотами. Получение см. 187'8. 15
Mt = 115,79; d = 2,537; tm = 837° C; k, = 0,03B0). 1. U3PO4 12H2O = U3PO4 + 12H2O A20° С, вак.). 2. Li3PO4 + 2HC1 (конц.) = LiH2PO4 + 2LiCl. 3. 2Li3PO4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2HPO4 + Li2SO4, U3PO4 + 3H2SO4 (конц.) =3LiHSO4 + H3PO4. 4. 2Li3PO4 + ЗСаСЬ (конц.) = 6LiCl + Саз(РО4)г 4-. 16. U2SO4 —СУЛЬФАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Получение см. 99, 19 . М, = 109,94; d = 2,221; т„л = 859° С; *, = 34,7B0), 31,9G5). 1. Li2SO4 Н2О = Li2SO4 + H2O A30—500° С). 2. Li2SO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Li(H2OL]+ + SO^" (pH 7). 3. Li2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4. 4. Li2SO4 (конц.) + Na2CO3 = Li2CO3 4- +Na2SO4 (кип). 5. Li2SO4 + BaCl2 = BaSO4 4- + 2LiCl. 6. Li2SO4 + Ba(OHJ = BaSO4 i + 2LiOH. 7. Li2SO4 + Ba(N3J = 2LiN3 + BaSO4 4-. 8. U2SO4 + 4C (кокс) = Li2S + 4CO (800—900° C). 9. L12SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O F00—700° C). 17. LiF —ФТОРИД ЛИТИЯ Белый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде; растворимость еще более понижается в горячей воде и в присутствии гидрата аммиака или фторида аммония. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует с гидроксидами и оксидами ще- щелочноземельных металлов. Получение см. 86, 185. Мг = 25,94; d = 2,635; и = 845,1 ° С; *кип= 1676'° С; к, = 0,211™\ 0,135C5). 1. LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF2)(p). 2. LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HF t. 3. LiF + HNO3 (конц.) = LiNO3 + HF t. 4. 2LiF + CeO = Li2O + CaF2 F00—700° C). 5. 2LiF + Ca(OHJ (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF21. 18. LiCI — ХЛОРИД ЛИТИЯ Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кисло- кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 82 6, 9 , 102, 124, 132, 165. 16
Mr = 42,39; d= 2,068; t^ = 610° C; r—, = 1380° C; fe=84,5B5), 112,3(80). 1. LiCl H2O = LiCl+ H2O (выше 98° C). 2. LiCl (разб.) + 4H2O = [ЩНгОЦ* + СГ (pH 7). 3. 2LiCl(T) + H2SO4 (конц.) = L12SO4 + 2HC11 (кип.). 4. LiCl + LiHSO4=Li2SO4 + HCl D50-500° C). 5. LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF 4- + NH4CI. 6. LiCl (хол.) + AgNO2 (насыщ.) = LiNO2 + AgCl i. 7. 3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO4 4- + 3KCI. 8. 3LiCl (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = Li3PO4 I + H2O + 3NaCl. 9. LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Li(NH3L]Cl + 4H2O. 10. 2LiClw ЭЛеКТрО"ИЗ> 2Li (катод) + Cl21 (анод). 11. 2LiCl + 2H2O 3JieKTpw"°) 2LiOH + H21 (катод) + Cl2 (анод). 12. 2LiCl(P) ЭЛеКтроЛШ> 2Li (катод) + Cl21 (анод). (на Hg-хатоде) 19. Li2S —СУЛЬФИД ЛИТИЯ Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (силь- (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Восстановитель, во влажном состоянии окисляется Ог воздуха. Реагирует с кислотами, неметалла- неметаллами. Получение см. 88, 96, 103, 168'. М, = 45,95; d = 1,66; Тпл = 950° С. 1. Li2S (разб.) + 8Н2О = 2[У(Н2ОL]+ + S2", S2" + Н2О<=? HS" + ОН"; рА"о = 1,09. 2. Li2S + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + H2S t. 3. Li2S + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SO21 + S i + 2H2O. 4. Li2S + 4HNO3 (конц.) = 2LiNO3 + 2NO21 + S Jr + 2H2O. 5. Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) =2LiHS. 6. Li2S + 2O2 = Li2SO4 (выше 300° С). 7. 2Li2S + 2H2O (хол.) + O2 = S I + 4LiOH. 20. LijN — НИТРИД ТРИЛИТИЯ Темно-красный, плавится под избыточным давлением, разлагается при нагре- нагревании. Полностью гидролизуется в воде, разлагается кислотами. Получение см. 89, 97. Мг = 34,83; d=l,28; tm = 813° С (р). 1. 2Li3N = 6Li + N2 C00—500° С, вак.). 2. Li3N + 4Н2О (хол.) = 3LiOH + NH3 ¦ Н2О. 17
3 Li3N + 4HC1 (разб.) = 31ЛС1 + NH4C1. 4. Li3N + ЗН2 = 3LiH + NH3 C00° С, примесь Li2NH). 21. L1NH2 — АМИД ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Пол- Полностью гидролизуется водой. Реагирует с кислотами. Получение см. 8 , 9 . Мг = 22,96; d= 1,178; U = 374° С. 1. 2LiNH2 = Li2NH + NH3 D00—500° С). 2. LiNH2 + 2Н2О (хол.) = LiOH + NH3 НгО. 3. LiNH2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH4C1. 22. L12NH — ИМИД ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде. Реаги- Реагирует с кислотами, водородом. Получение см. 812, 21'. А/г = 28,90; d= 1,48. 1. 3Li2NH = 2Li3N + NH3 (выше 500° С). 2. Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NH3 • H2O. 3. Li2NH + HC1 (разб.) = LiCl + NH4C1. 4. Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH B50—350° C). НАТРИЙ 23. Na — НАТРИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен- 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 растворяет- растворяется в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособ- ный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восста- восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С азотом реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амаль- амальгаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия) реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраня- сохраняется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инерт- инертных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых твердых веществ (NaCl, №гСОз, уголь, железо, А12Оз, SiC, ZrO2), образуя серо-черные моноатомные покрытия. Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет. Наиболее распространенный металл в морской воде. Получение см. 2832, 29", 3610'". 18
Mr = 22,990; d(T) = 0,968; dw = 0,927(98); т„л = 97,83° С; ткип = 886° С. 1. 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н21. 2. 2Na + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + Нг t. 3. 2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2 F00° c)- 4. 2Na + H2 = 2NaH B50-400° C, p). 5 2Na + O2 (воздух) = Na2O2 (сжигание, примесь Na2O), 2Na + O2 = Na2O2 B50—400° C). 6. 4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH. 7. 2Na + E2 = 2NaE (комн., E = F, Cl; 150—250° C, E = Br, 1). 8. 2Na + E = Na2E (выше 130° С, Е = S, Se, Те), 2Na + nS = Na2(Sn) [- 40° С, в жидк. NH3, n = 1, 2, 4, 5]. 9. 6Na + N2 = 2Na3N A00° С, электрич. разряд), 3Na + P (краен.) = Na3P (зел.) [200° С, в атмосфере Аг]. 10. 2Na + 2C (графит) = Na2C2 A50—200° С). 11. 2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHSl + H2t (в бензоле). 12. Na + 4NHK«) = [Na(NH3L] (син.) [- 40° С], [Na(NH3Ll + nNH3(«H=» [Na(NH3L]+ + e ¦ nNH3. 13. 2Na + 2NHs(r) = 2NaNH2 + H2 C50° C). 14. 2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H2O B50—300° C). 24. NaH — ГИДРИД НАТРИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Нг плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам- аммиаком, кислородом. Получение см. 234, 820'. Мг = 24,00; d = 1,364; tm = 638° С (р). 1. 2NaH = 2Na + Н2 D30—500° С, вак.). 2. NaH + H2O = NaOH +H2t. 3. NaH + HC1 (разб.) = NaCl + Н2 Т. 4. 2NaH +O2 = 2NaOH (выше 230° С). 5. NaH + С1г = NaCl + НС1 D50—500° С), 2NaH + 2S = Na2S + H2S C50—400° C). 6. 2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2 C50° C). 7. NaH + CO2 = Na(HCOO) [до 200° С, р]. 8. 2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S B00—250° C). 9. 4NaH+AlCl3= Na[AlH4] + 3NaCl (в эфире). 10. 2NaH + (Fe"Fey )O4=4NaOH + 3Fe C50—420° C). 11. 2NaH + TiCU = Ti + 2NaCl + 2HC1. 12. NaH + NHj(r) = NaNH2 + H2 C50° C). 19
25. Na2O — ОКСИД НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные оснбвные свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кисло- кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 233'5, 26''|0, 2815, 291, 294*, 3039. Мт = 61,98; d=2,36; т„л = 1132° С (р). 1. 2Na2O = Na2O2 + 2Na (выше 700° С). 2. Na2O + H2O = 2NaOH. 3. Na2O + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2O. 4. Na2O + CO2 = Na2CO3 D50—550° С). 5. Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2 B50° C). 6. Na2O + AI2O3 = 2NaAlO2 A200° C). 7. 2Na2O + O2 = 2Na2O2 B50—350° C, p). 8. Na2O + NHW ——* NaNH2 + NaOH (- 50° C). 26. Na2O2— ПЕРОКСИД НАТРИЯ Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaO2). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением Ог. Имеет ионное строение (Na+J(O2~). Поглощает СО2 из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно- и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 23 , 2517, 283'. Мг = 77,98; d = 2,60; т„л = 596° С (р). 1. 2Na2O2 = 2Na2O + О2 D00- -675° С, вак.). 2. Na2O2 + 8Н2О (влага) = Na2O2 • 8Н2О @° С). 3. Na2O2 + 2Н2О (хол.) = Н2О2 + 2NaOH, 2Na2O2 + 2Н2О (гор.) = О2Т + 4NaOH. 4. Na2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + Н2О2. 5. 2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О + О21. 6. Na2O2 + О2 = 2NaO2 D50—500° С, р). 7. 2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O A00° С), 2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O A00° С), 3Na2O2 + 2AI (порошок) = 2NaAlO2 + 2Na2O G0—120° C). 8. 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, Na2O2 + CO = Na2CO3 (комн.). 9. Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4 D00-500° C). 10. Na2O2 + 2Na = 2Na2O A30-200° С, в атмосфере Аг). 11. 5Na2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5O21 + 2MnSO4 + 8H2O + + 5Na2SO4 + K2SO4. 12. Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = I2 4- + 2Na2SO4 + 2H2O. 20
13. 3№гОг + 2Na3[Cr(OHN] (гор.) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O. 14. NazO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = Fe2(SO4K + Na2SO4 + 2H2O, Na2O2 + 2Ре(ОНJ(суспензия) = 2FeO(OHL +2NaOH. 27. NaO2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное строение (№+)(Ог).Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углеро- углерода. Сильный окислитель. Получение см. 266, 4069. Мг= 54,99; rf=2,21. ,. NaO2 IOO-27O°C > Na2O2-^^^^ Na2O. 2. 2NaO2 + H2O (хол.) = NaOH + NaHO2(p) + O2t, 2NaHO2(p) ——* 2NaOH + O2T (комн.). 3. 4NaO2 + 2H2O (гор.) = 4NaOH + 3O2t. 4. 2NaO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCl + H2O2 + O2T. 5. 4NaO2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + 3O2 (комн.). 6. 2NaO2 + CO = Na2CO3 + O2 A00° C). 7. 4NaO2 + ЗС(графит) = 2Na2CO3 + CO2 A00° C). 8. NaO2 + А1(порошок) = NaAlO2 A00° C). 28. NaOH — ГИДРОКСИД НАТРИЯ Едкий натр, каустическая сода, каустик. Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзо-эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кисло- кислотами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СОг из воздуха. Реагирует с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Получе- Получение см. 231'6, 252, 298, 36". Мг = 40,00; d= 2,130; ТПЛ = 321°С; /кип = 1390° С; к., = 108,7BО), 314(80). 1. NaOH Н2О = NaOH + H2O A00—400° С, вак ) 2. №ОН(раз6.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + ОН'. 3. NaOH + НС1(разб.) = NaCl + Н2О. 4. 2NaOH + H2SO4(pa36.) = Na2SO4 + Н2О, NaOH + H2SO4(kohu., хол.) = NaHSO4 + H2O. 5. NaOH + HNO3(pa36.) = NaNO3 + H2O. 6. NaOH(pa36.) + Н3РО4(конц,) = NaH2PO4 + H2O, 2NaOH(pa36.) + Н3Ю4(разб.) = Na2HPO4 + 2H2O, 3NaOH(KOHU.) + Н3РО4(разб.) = №3РО4 + 3H2O. 21
7. NaOH + HF(pa36.) = NaF + H2O, NaOH + 2HF(kohu) = Na(HF2) + H2O. 8. NaOH(KOHU.) + HCN = NaCN + H2O. 9. 6NaOH(pa36.) + 4F2= OF2t + 6NaF + O2t + 3H2O. 10. 2NaOH(KOHU., xoji.) + E2 = NaEO + NaE + H2O (E = Cl, Br, I), 6NaOH(KOHU., rop.) + 3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O. 11. 12NaOH(KOHU., rop.) + 5CI2 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCl + 6H2O. 12. 20NaOH(pa36., rop.) + 7C12 + h = 2Na3H2lO64- +14NaCl + 8H2O, 24NaOH(KOHU., xoji.) + 7C12 + h = 2Na5lO64- +14NaCl + 12H2O. 13. 6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 • H2O) —!—» 6NaBr + N2t + 8H2O (komh.). 14. 2NaOH(rop.) + I2 + H2O2 =2NaI + O2t + 2H2O, 2NaOH(xoji.) + I2 + H2S(r) = 2NaI + Si + 2H2O. 15. 2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2 F00° C). 16. 4NaOH + 3Ca-= 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2 F00° C). 17. 2(NaOH • H2O) + 2A1 = 2NaAlO2 + 3H2 D00—500° C), 2NaOH(KOHU.) + 6H2O(rop.) + 2A1 = 2Na[Al(OHL] + 3H2t. 18. 2NaOH(KOHu.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OHL] + H2t. 19. NaOH(pa36.) + EO2 = NaHEO, (E = C, S), 2NaOH(KOHU.) + EO2 = Na2EO3 + H2O. 20. 4NaOH(KOHu.) + SiO2—L-> Na4SiO4 + 2H2O, 2NaOH + S1O2 = Na2SiO3 + H2O (900—1000° C). 21. 4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O C50-400° C). 22. 2NaOH(xoji.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O, 4NaOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O. 23. 2NaOH + A12O3 = 2NaAlO2 + H2O (900—1100° C), NaOH + A1(OHK = NaAlO2 + 2H2O A000° C). 24. 2NaOH(KOHu., rop.) + 3H2O + AI2O3 =.2Na[Al(OHL], NaOH(KOHU.) + A1(OHK = Na[Al(OHL]. 25. 2NaOHF0%-fl) + H2O + ZnO = Na2[Zn(OHL] (90° C), 2NaOH(KOHU.) + Zn(OHJ = Na2[Zn(OHL] (komh.). 26. NaOH(KOHU.) + NH4C1(kohu) = NaCl + NH3t + H2O (khh.). 27. 2NaOH(pa36.) + Fel2 = 2NaI + Fe(OHJi (b aTMOC(j)epe N2), 2NaOH(pa36.) + 2AgNO3 = Ag2Ol + H2O + 2NaNO3. 28. 3NaOH(pa36.) + A1C13 = A1(OHK4- + 3NaCl, 4NaOH(KOHu.) + A1C13 = Na[Al(OHL] + 3NaCl. 29. 2NaOH(pa36.) + ZnCl2 = Zn(OHJ4- + 2NaCl, 4NaOH(KOHU.) + ZnCl2 = Na2[Zn(OHL] + 2NaCl. 30. 2NaOH(pa36., xoji.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OHJ4-. 31. 2NaOH + 2H2O + 3H2O2(kohu.) = Na2O2 ¦ 2H2O2 4H2O4- @° C), Na2O2 2H2O2 • 4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O (komh., Hafl kohu. H2SO4). 32. 4NaOH()l0 3JieKT^0J1H3 > 4Na(KaToa) + O2t(aHofl) + 2H2O. 22
29. Na2CO3 —КАРБОНАТ НАТРИЯ Сода (гидрат), сода кальцинированная, или стиральная (безводный). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами. Восстанавливается углеродом. Получение см. 268, 28", 301'4, 327. М,= 105,99; d= 2,539; 1,446 A0-гидрат); Тпя = 851°С; А:,= 21,8B0),45,1(80). 1. Na2CO3 = Na2O + CO2 (выше 1000° С). 2. Na2CO3 • !0Н2О = Na2CO3+ ШН2О A00—120° С, вак.). 3. Na2CO3(pa36.) + 8Н2О = 2рМа(Н2ОL]+ + СО?", СО^ + Н2О<=^ HCOi + ОН"; рКо = 3,67. 4. Na2CO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + CO2t + Н2О. 5. Na2CO3(Hacbim.) + H2O + СО2 = 2NaHCO34- C0—40° С). 6. Na2CO3 + 2HF(pa36.) = 2NaF + Н2О + CO2t, Na2CO3 + 4HF(kohu.) = 2Na(HF2) + CO2t + H2O. 7. 3Na2CO3(KOHu.) + 2Н3РО4(разб.) = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2t (кип). 8. Na2CO3 + М(ОНJ(насыщ.) = MCOji + 2NaOH (M = Ca, Sr, Ba). 9. 3Na2CO3 + 3H2O(rop.) + 2A1C13 = 2A1(OHK4 + 3CO2t + 6NaCl. 10. Na2CO3(KOHU., гор.) + 3E2 = 5NaE + NaEO3 + 3CO2t (E = Cl, Br, I). 11. Na2CO3 + 2C(kokc) = 2Na + 3CO (900— 1000° C). 12. Na2CO3 + C(kokc) + CaCN2 = 2NaCN + CaCO3 F00—700° C). 13. Na2CO3(KOHU.) + SO2 = Na2SO3 + CO2t. 30. NaHCOs — ГИДРОКАРБОНАТ НАТРИЯ Питьевая сода, соль Бу\ш>риха, нахколит. Белый, при слабом нагревании раз- разлагается. Во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной темпе- температуре. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристал- Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 2819, 295, 368. Мг = 84,01; d = 2,24; к, = 9,59B0), 20,2(80). 1. 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + Н2О B50—300° С). 2. NaHCO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + НСС$, НСС$ + Н2О<=? Н2СОз + ОН"; рКо = 7,63. 3. NaHCO3 + НС1(разб.) = NaCl + СО2Т + Н2О. 4. NaHCO3 + NaOH(KOHu) = Na2CO3 + Н2О. 5. 6NaHCO3(KOH4.) + ЗС12 = NaCIO3 + 5NaCl + 6CO2t + 3H2O (кип). 6. NaHCOj + SO2<r) = NaHSO3 + CO2t. 23
7. NaHCOj + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2t + H2O. 8. 4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OHJl + 2Na2SO4 + 3CO2t + H2O (кип.). 31. NaNO3 —НИТРАТ НАТРИЯ Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяет- растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 285'2, 2985' , 303 . Mt = 84,99; d = 2,266; tm =306,5° С; к, = 87,6B0), 149(80). 1. 2NaNO3 = 2NaNO2 + О2 C80—500° С; примеси Na2O, NO2). 2. NaNO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]++ NOi (pH 7). 3. vNaNO3 + 2H° (Zn, разб. НС1) = NaNO2 + H2O (комн.), NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H2O + NaOH (кип.). 4. 2NaNO3 + (NH4JSO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4H2O B30—300° C). 5. 8NaNO3 + 1 ONa = N2 + 6Na3NO4 B50° С, вак.), NaNO3 + Na2O= Na3NO4 C10—320° C). 6. NaNOs + Pb = PbO + NaNO2 (выше 350° С). 7. 3NaNO3 + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaNOj + 2H2O C50—400° C). 32. Na2SO4 — СУЛЬФАТ НАТРИЯ Тенардит; глауберова соль, или мирабилит (гидрат). Белый. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 284, ЗЗ5, 363, 396П. Мг = 142,04; d = 2,66; т„л = 884° С; Л,™ =1430° С; fc=19,2B0),43,3(80). 1. 2(Na2SO4 • 10Н2О)(ж) = Na2SO4l + Na2SO4(Hacbiw.) + 20Н2О C2,384° С). 2. Na2SO4(pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + SO^" (pH 7). 3. Na2SO4(T) + H2SO4(kohu.) = 2NaHSO4(p). 4. Na2SO4 + SO3 = Na2S2O7. 5. Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O E50—600° С, кат. Fe2O3). 6. Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2 A00—150° C). 7. Na2SO4 + 2С(кокс) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS + CO2 A000° C). 8. Na2SO4 + BaX2 = BaSO44- + 2NaX (X = СГ, OH~). 33. NaHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного про- 24
толиза иона HSCy Кристаллогидрат NaHSO4 ¦ Н2О имеет строение Na+H3O+SO4". Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Полу- Получение см. 28", 323, 363, 4245-8'9. М,= 120,06; d= 2,742, 2,103 (кр.); т„л=1860С; fc* 28,6@), 50(|00). 1. 2NaHSO4 = Na2S2O7 + Н2О B50—320° С, вак.). 2. NaHSO4 Н2О = NaHSO4 + Н2О (до 120° С, вак), 2(NaHSO4 • Н2О) = Na2S2O7 + 3H2O B50° С). 3. NaHSO4(KOHU.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + HSO4, HSOi + H2O = SOf + H3O+ (разбавление). 4. NaHSO4 + NaOH(KOHU.) = Na2SO4 + Н2О. 5. NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCI D50—800° C). 34. NaF —ФТОРИД НАТРИЯ Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристал- Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступа- Вступает в реакции обмена. Получение см. 237, 287 6, 2373'5. М, = 41,99; d = 2,558; тпл = 997° С; fc = 4,28B0),4,69(80). 1. NaF(pa36.) + 4H2O = [Na(H2OL]+ + F", Г + H2O<Z=* HF + OH"; pKo = 10,82. 2. NaF + HF(kohu) = Na(HF2), NaF + /iHF(«) = NaF • /»Нр!,точнее Na[F(HF)n] (n = 1 ч- 4). 3. 2NaF + H2SO4(koh4.) = Na2SO4 + 2HFt (кип). 4. NaF + 1лОН(насыщ.) = NaOH + LiFl. 5. 2NaF(KOHU.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]4 + 2HF. 6. 3NaF(KOHU.) + A1F3 = Na3[AlF6]4. 7. NaF(«> злектроли% 2Na^l-(кaтoд) + Р2Т(анод). 35. Na(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Устойчив в сухом воздухе. Умеренно растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон- концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287, 296, 342. Мг = 61,99; d = 2,08; к, = 3,25B0), 7,5(9О). 25
1. Na(HF2) = NaF + HF B70—400° C). 2. Na(HF2)(pa36.) + 4H2O = [Na(H2OL]+ + HF2~ , HF;-( > HF + Г, HF + H2O<=? F" + H3O+; pKK = 3,18. 3. 2Na(HF2) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 4HFt (кип). 4. Na(HF2) + NaOH(KOHU.) = 2NaF + H2O. 5. Na(HF2) + Са(ОНJ(насыщ.) = NaOH + H2O + CaF24-. 36. NaCI — ХЛОРИД НАТРИЯ Поваренная соль, галит. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей маг- магния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидро- (гидролиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в присутствии НС1, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер. Получе- Получение см. 232'7, 283'26, 294, 328. М, = 58,44; d = 2,165; tm = 800,8° С; fкип = 1465° С; ks = 35,9B0), 38,1(80). 1. NaCI ¦ 2Н2О4- <=> №С1(насыщ.) + 2Н2О (до+0,15° С), NaCI • 2НгО = NaCI + 2НгО (комн., в сухом воздухе). 2. NaCl(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + СГ (рН 7). 3. NaCl(T) + H2SO4(kohu.) = NaHSO4 + HCI t (до 50° С). 2NaCl(T) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 2HClt (кип.). 4. NaCI + NaHSO4 = Na2SO4 + HCI D50—800° C). 5. 2NaCl(I) + 4H2SO4(kohu.) + PbO2 = Cl2t + Pb(HSO4J + 2NaHSO4 + + 2H2O (комн.), 2NaCl(T) + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = C12T + MnSO4 + Na2SO4 + + 2H2O A00° C). 6. 10NaCl(T) + 8H2SO4(kohu., гор.) + гКМпО^ = 5CI2t + 2MnSO4 + + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O. 7. NaCl(Hacb^.) + AgNO2(Hacbim.) = NaNO2 + AgCl4-, NaCl(pa36.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCll. 8. NaCl(нacыщ.) + H2O + NH3 + CO2 = NaHCO34- + NH4CI. 9. NaCI + AlCb = Na[AlCl4] (до 300° С). 10. 2NaClw ЭЛеК1ТОЛИЗ) 2Na(KaTOfl) + С1гТ(анод). 11. 2NaCI + 2H2O элек1т?олиз> Н2Т(катод) + С12Т(анод) + 2NaOH, 26
37. NaBr —БРОМИД НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Восстановитель. Получение см. 23 , 28 , 38 . Мг= 102,89; d= 3.211; т„л = 755° С; к., = 90,8(М), 118,3(8О). 1. NaBr • 2НгО = NaBr + 2Н2О (выше 51° С, вак.). 2. NaBr(pas6.) + 4Н2О = [№(Н2ОL]+ + Вг" (рН 7). 3. 2NaBr(T) + H2SO4A0—50%, хол.) = Na2SO4 + 2HBr, 2NaBr(T) + 3H2SO4(>50%-h, гор.) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O. 4. 2NaBr(rop.) + Ch = 2NaCl + Br2t. 5. 5NaBr + ЗНг8О4(разб.) + NaBrOj = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O, 2NaBr + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип). 6. NaBr + 3H2O электроли3) ЗН2Т(катод) + NaBrO3 (анод). 38. Nal —ИОДИД НАТРИЯ Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложе- разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Типичный восстановитель. Получение см. 237, 28й'27, 524 . М, = 149,90; d = 3,667; т„л = 661 ° С; к, = 179,3(М>, 296(80). 1. 2Nal = 2Na + I2 (выше 1400° С). 2. Nal 2Н2О = Nal + 2Н2О (выше68,9° С, вак). 3. Nal(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + Г (рН 7). 4. 8Nal(I) + 9H2SO4(kohu.) = 4I24- + H2St + 4H2O + 8NaHSO4 C0—50° С), 2Na!(T) + 4HNO3(kohu.) = hi + 2NO2T + 2H2O + + 2NaNO3 (кип., примесь НЮ3). 5. 6NaI + 2H2O + O2 ——> 4NaOH + 2Na[I(IJ] (комн., на свету), 4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 2J24 + 4NaCl + 2H2O (комн., на свету). 6. 2№1(хол.) + Е2 = 2NaE + hi (E = Cl, Br), Nal(rop.) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1. 7. Nal + 4NHj(«> = [Na(NH3L]U^=? [Na (NH,M+ + Г. 8. 2NaI + 3H2SO4(kohu.) + MnO2 = 2NaHSO4 + 124- + 2H2O. 9. Nal + 4NaOH + 4NaNO3 = Na5IO6 + 4NaNO2 + 2H2O C00—330° C). 10. Nal + 3H2O электрод""> ЗН2Т(катод) + NaIO3(aHOfl). 39. Na2S — СУЛЬФИД НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош- порошкообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноактивный; во влажном состоянии окисляется Ог воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 238, 325, 4I36 27
Л/г = 78,05; d = 1,86; tm = 1180° С; Jfc, = 18,6B0), 49,2(80). 1. Na2S ¦ 9НгО = Na2S + 9H2O A5—35° С; над конц. H2SO4, P4O10). 2. Na2S(pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + S2~, S2~ + H2O^=? HS + OH"; pKo = 1,09. 3. Na2S + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St 4. Na2S + 3H2SO4(kohu.) = 2NaHSO4 + SO2t + Si + 2H2O, Na2S + 4HNO3(kohu.) = 2NaNO3 + 2NO2t + S4- + 2H2O. 5. Na2S(P) °MBS)lT> S(Konjroiw),Na^S.).Na2SO3S. 6. Na2S(T) + 2O2 = Na2SO4 (выше 400° С). 7. Na2S + H2S(Hacbiiu.) = 2NaHS. 8. Na2S(p) + (n - 1)S = Na2(S,,) [кип.], Na2S + S = Na2(S2) [600° C], Na2S + 3S = Na2(S4) [400° C], Na2S + 4S = Na2(Ss) [200° C]. 9. Na2S + СаСОз = Na2CO3 + CaS A200°C). 10. Na2S(pa36.) + Na2SO3(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI. 11. Na2S + 4Н2О2(конц.) = Na2SO4 + 4H2O. 40. NaHS — ГИДРОСУЛЬФИД НАТРИЯ Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальней- дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается в кипящем растворе. Нейтрализуется щелочами (в отличие от NH4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется кислородом воздуха. Получение см. 23", 397, 4136'|22. М, = 56,06; d = 1,79; т„л = 350° С; к, = 75,5BО). 1. NaHS = Na2S + H2S D50—500° С). 2. NaHS ¦ nH2O4- < * NaHS(Hacbiia) + лН2О (komh.,n>3). 3. NaHS(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2OL]+ + HS", HS + H2O<=* H2S + OH"; pA"o = 7,02. 4. 2NaHS(p) = Na2S + H2St (кип.). 5. NaHS + НС1(разб.) = NaCl + H2St, NaHS + 3HNO3(kohu.) = S4- + 2NO2T + NaNO3 + 2H2O. 6. NaHS + NaOH(KOHU.) = Na2S + H2O. 7. 2nNaHS(T)+ (« - 1)O2 = 2H2O + B/i 4)NaOH + 2Na2(Sn) [100-250° C]. 8. NaHSfaacbiiu., гор.) + NaOH + (n - 1)S = Na2(Sn) + H2O. 41. Na2(S») — ПОЛИСУЛЬФИДЫB-) НАТРИЯ Смесь Na2(Sn) [и = 2, 4, 5] имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого цвета. Все Na2(Sn) — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы - 28
коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску. Окисля- Окисляются на воздухе. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Полу- Получение смеси Na2(S«) см. 23*, 39*, индивидуальных Na2(Sn) — 398. Na2(S2): Mr =110,11; Ли. = 490° С. Na2(S4): Mr = 174,24; d = 2,08; т„л = 286° С. Na2(S5): Mr = 206,31; d=2,08; /„„ = 253° С 1. Na2(S,) = Na2S + (n-l)S (выше 600° C). 2. Na2(SB)[pa36.] + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + 5Л2", S*'+ H2O<z=? H5; + OH"; pKo = 7,70 (n = 4); 8,30(« = 5). 3. Na2(S») + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St + (и - 1 )Sl (комн.), Na2(S,) + 2НС1(конц.) = 2NaCI + H2S, (- 15° C). 4. 2Na2(Sn) + 2Н2О(хол.) + Ог = л5(коллоид) + 4NaOH (на свету), 2Na2(S«)(Hacbim., гор.) + ЗО2 = 2Na2SO3S + Bл - 4)S-t. 5. Na2(SB) + Н2О + SO2 = Na2SO3S + H2St + (n - 2)S4 (комн.). 6. Na2(S«) + SnS2 = Na2[SnS3] + (n - l)si, 3Na2(S,) + As2S3 = 2Na3[AsS4] + (Зя - 5)Sl. 7. Na2(S») + (n - l)Na[Sn(OHK] + 3(« - l)NaOH = nNa2S + (n - l)Na2[Sn(OHN]. 42. NaNH2 — АМИД НАТРИЯ Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагрева- нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется в воде, реагирует с кислотами. Получение см. 2313, 2412, 2945. Мг =39,01; d=l,39; /„„ = 210° С; Ткип = 400° С. 1. 6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2 E00—600° С). 2. NaNH2 + 2Н2О(хол.) = NaOH + NH3 ¦ H2O, NaNH2 + H2O(rop.) = NaOH + NHjt. 3. NaNH2 + 2НС1(разб.) = NaCl + NH4C1. 4. 2NaNH2 + 2HNO3 = NaN3 + NaNO3 + 3H2O (кип.). 5. NaNH2 + C(kokc) = NaCN + H2 E00—600° C). 6. NaNH2 + NH4CI = 2NH, + NaCl (-40° С, в жидк. NH3). КАЛИЙ 43. К — КАЛИЙ Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен- оттенком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К (преобладают) и молекул К2. Химически растворяется в жидком аммиаке 29
(темно-синий раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционно- способный, сильнейший восстановитель; реагирует с Ог воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Нг), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Практически не реагирует с азотом (в отличие от Li и Na). Хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина. С ртутью образует амальгаму. Не сплавляется с Li, Mg, Zn, Cd, Al и Ga. Образует' интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение см. 44',4925, 5767, 76013, 761Л Мг = 39,098; d(T, = 0,8629; d(x) = 0,83F4); Гпл = 63,51°С; ткип = 760°С. 1. 2К + 2Н2О = 2КОН + Н2Т. 2. 2К + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2Т. 3. 8К + 6H2SO4(pa36.) = 4K2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О (примесь H2S), 21К + 26HNO3(pa36.) = 21KNO3 + NOT + N2Ot + N2t + 13H2O. 4. 2K + 2K.OH = 2K2O + H2 D50° C). 5. 2K + H2 = 2KH B00—350° C). 6. К + Ог(воздух) = KO2 (сгорание, примесь К.2О2), К —^-> К2О21 —^> КО24- (- 50° С, в жидк. NH3). 7. 4К+О2 + 2Н2О = 4КОН. 8. 2К + Е2 = 2КЕ (комн.; Е = F, C1, Вг, I). 9. 2К + Е = К2Е A00—200°C;E = S, Se, Те). 10. ЗК + Р(красн.) = К3Р(зел.) [200° С, в атмосфере Аг]. 11. 2К + 2Н25(насыщ.)= 2KHS4- + H2t (в бензоле). 12. 2K + 2NHj(r) = 2KNH2 + H2 F5—105° С). 13. K + 6NH3(«) = [K(NH3N](t.-chh.) [-50° С], [K(NH3)e] + nNHj(K) <=¦ [K(NH3N]+ + е • «NH3. 44. КН —ГИДРИД КАЛИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам- аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 435. Мг = 40,11; d=l,43; т„л « 400° С (р). 1. 2КН = 2К + Н2 D00° С, вак.). 2. КН + Н2О = КОН + H2t. 3. КН + НС1(разб.) = KCI + H2t. 4. 2КН + О2 = 2КОН (выше 200° С). 5. КН + С12 = КС1 + НС1 D00—450° С). 6. КН + СО2 = К(НСОО) [до 150° С, р]. 30
7. 4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2H2 E00° C). 8. KH+NHj(r) = KNH2 + H2 C00° C). 45. КгО — ОКСИД КАЛИЯ Белый, термически устойчивый. Проявляет оснбвиые свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислот- кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 434, 471'12, 49", 50'. М, = 94,20; d = 2,33; т„л = 740° С (р). 1. 2К2О = К2О2 + 2К C50—430° С). 2. К2О + Н2О = 2КОН. 3. К2О + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2О. 4. К2О + СО2 = К2СО3 D00° С). 5. К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3 A50-200° С). 6. К2О + А12Оз = 2КАЮ2 A000° С). 7. К2О + NH3W —Х—> KNH24 + КОН (- 50° С). 46. К2О2 —ПЕРОКСИД КАЛИЯ Белый (с примесью КОг — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением Ог. Имеет ионное строение (К+)г(О1~). Чувствителен к СО2 воздуха. Полностью разлагается водой, кисло- кислотами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восста- окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 436, 471, 4924. М, = 110,19; d = 2,40; т„л = 545° С (р). 1. 2К2О2 = 2К2О + О2 (выше 500° С). 2. К2О2 + 2Н2О(хол.) = 2КОН + Н2О2, 2К2О2 + 2Н2О(гор.) = 4КОН + О2. 3. К2О2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2. 4. 2К2О2 + 2H2SO4(pa36., гор.) = 2K2SO< + 2Н2О + О2Т. 5. К2О2 + О2(воздух) = 2КО2 (комн.). 6. 2К2О2 + 2СО2 = 2К2СО3 + О2, К2О2 + СО = К2СО3 (комн.). 7. 2К2О2 + С(графит) = К2СОз + К2О A00° С). 8. 5К2О2 + 8H2SO4(pa36.) + 2KMnO4= 5O2t + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8Н2О. 47. КО2 — НАДПЕРОКСИД КАЛИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением. Имеет ионное строение (К+) (О^). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный Окислитель. Получение см. 43*. Л/г —71,10; d=2,158; /„, = 535° С <р). 31
, KOii290»C{m«.) К2О2-^^ К2О. 2. 2КО2 + Н2О = КОН + КНОад + O2t @° С), 2КНО2(р) —*-* 2КОН + O2t (комн.). 3. 4КО2 + 2Н2О(гор.) = 4КОН + 3O2t. 4. 2КО2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2 + Oit. 5. 2КО2 + Н28О4(безводн.) = K2SO4 + O3t + Н2О (комн.). 6 КО2 + Оз = КОз + О2 (До 0° С, в жидк. CC12F2). 7. 2KO2 + S = K2SO« A30-140° С), 2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2 A00° С). 8. 4КО2 + ЗС(графит) = 2К2СОз + СО2 C0° С). 9. 4КО2 + 2СО2(влажн.) = 2K2COj + 3O2 (комн.). 10. 2КО2 + СО = К2СО3 + О2 E0° С). 11. 2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + O2 G0° С). 12. КО2 + ЗК = 2К2О G00° С, р). 13. 2КО2 + 2NH3 ——* 2КОН + N2 + 2H2O (комн.). 48. КОз — ОЗОНИД КАЛИЯ Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании. Имеет ионное строение (К4) (OJ). Хорошо растворяется в жидком аммиаке, частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 4г, 4910. Мг = 87,10; d=l,99. 1. 2КОз = 2КО2 + О2 B0—60° С). 2. 4КО3 + 2Н2О = 4КОН + 5O2t (примесь радикалов ОН0). 3. 4КОз + 4НС1(разб„ хол.) = 4КС1 + 5O2t + 2Н2О, 2КО3 + 4НС1(разб., гор.) = 2КС1 + Cl2f + 2O2t + 2Н2О. 4. 4КО3 + Н2О(влага) + ЗСО2 = К2СО3 + 2КНСО3 + 5О2 (комн.). 5. 6КОз + 5S = K2SO4 + 2K2S2O7 E0° С). 6. КОз + NHk,o <—- NH4O3 + KNH2 (- 50° С). 49. КОН — ГИДРОКСИД КАЛИЯ Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелоч- сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и СО2. Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431'7, 5010, 577. Мг = 56,11; d= 2,044; tm = 404° С; 32
г™ = 1324° С; к, = 112,4B0), 162,5(8О). 1. КОН 2Н2О = КОН HiO + HjO C3—40° С, вак), КОН • Н2О = КОН + Н2О E00° С, вак.). 2. КОНфазб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + ОН". 3. КОН + НС1(разб.) = КС1 + Н2О, КОН + HNO3(pa36.) = KNO3 + Н2О. 4. 2КОН + H2SO4(pa36.) = K2SO4 + 2 Н2О, КОН + H2SO4(kohu., хол.) = KHSO4 + Н2О. 5. КОНфазб.) + НзРО4(конц.) = КН2РО4 + Н2О, 2КОН(разб.) + НзРО4(разб.) = К2НРО4 + 2Н2О. ЗКОЩконц.) + Н3РО4(разб.) = К3РО4 + ЗН2О. 6. КОН(разб.) + HF(pa36.) = KF + Н2О, КОН(конц.) + 2HF(kohu.) = K(HF2) + Н2О. 7. КОЩконц.) + HCN = KCN + Н2О. 8. 2КОН(конц., хол.) + Е2 = КЕО + КЕ + Н2О (Е = С1, Вг, I), 6КОН(конц., гор.) + ЗЕ2 = КЕОз + 5КЕ + ЗН2О. 9. 12КОН(конц., гор.) + 5СЬ + Вг2 = 2КВгОз + ЮКС1 + 6Н2О. 10. 4КОН + 4О3 = 4КОз + О2 + 2Н2О (до 20° С). 11. 2КОН + 2К = 2К2О + Н2 D00—450° С). 12. 2(КОН • 2Н2О) + 2А1 = 2КАЮ2 + ЗН2 + 2Н2О D00—500° С), 2КОН(конц.) + 6Н2О(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОНL] + 3H2t. 13. 2КОН(конц.) + ЕО2 = К2ЕО3 + Н2О (Е = С, S), КОН + ЕО2 = КНЕОз 4 (в этаноле). 14. 6КОН(конц.) + 5SiO2 = K4SiO4(p) + K2Si4O94- + ЗН2О. 15. 4КОН + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2Н2О D00° С). 16. 2КОН(разб.) + 2NO2 = KNOj + KNO3 + Н2О. 17. 2КОН(хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + Н2О, 4KOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4KNO3 + 2H2O. 18. 2KOH + A12O3 = 2КА1О2 + Н2О (900—1100° С). КОН + А1(ОНK = КА1О2 + 2Н2О A000° С). 19. 2КОН(конц., гор.) + ЗН2О + А12О3 = 2К[А1(ОНL], КОН(конц.) + А1(ОНK = К[А1(ОНL]. 20. КОН(конц.) + NH4C1(kohu.) = КС1 + NHjt + H2O (кип.). 21. 2КОН + Fel2 = 2KI + Fe(OHJ4 (в атмосфере N2), 2КОН(разб.) + 2AgNO3 = Ag2O4- + Н2О + 2KNO3. 22. ЗКОН(разб.) + А1С13 = А1(ОНK4- + ЗКС1, 4КОН(конц.) + А1С1з = К[А1(ОНL] + ЗКС1. 23. 6КОН(конц.) + 2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5Н2О. 24. КОН + B—4)Н2О2(конц.) —1—> К2О2 ¦ B—4)Н2О21 @° С), К2О2 • B-4)Н2О2 —1—> К2О2 + B-4)Н2О2 (над конц. H2SO4). 25. 4КОН(Ж) апе'пролиз> 4К(катод) + O2t (анод) + 2Н2О. 33
50. К2СОз — КАРБОНАТ КАЛИЯ Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз- разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 47 ' ' ,49 , 51м, 53*. М<-= 138,20; d= 2,428; /„„ = 891° С; *,= 111,0B0), 139,2<8О>. 1. К2СО3 = К2О+ СОг (выше 1200° С). 2. К2СО3 1,5Н2О = К2СОз+ 1,5Н2О A00—150° С, вак.). 3. К2СО3(разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)в]+ + СО?", СО1+ Н2О<=?НСО; + ОН"; рКо = 3,67. 4. К2СО3 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + СО2Т + Н2О. 5. К2СО3(насыщ.) + 2НС1О4(конц„ хол.) = 2КСЮ44- + Н2О + CO2t. 6. ЗК2СОз(конц.) + 2Н3Ю4(разб.) = 2К3ГО4 + ЗН2О + 3CO2t. 7. К2СО3 + 2HF(pa36.) = 2KF + Н2О + CO2t, К2СО3 + 4HF(kohu.) = 2K(HF2) + Н2О + CO2t. 8. К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСОз C0—40° С). 9. К2СО3(разб.)+ Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2Т. 10. К2СО3 + Са(ОНJ(насыщ.) = СаСО34 + 2КОН. 11. ЗК2СО3(конц., гор.) + ЗЕ2 = 5КЕ + КЕО3 + 3CO2t (Е = С1, Вг, I). 12. ЗК2СО3 + ЗН2О(гор.) + 2А1С13 = 2А1(ОН)з I + 3CO21 + 6KCI. 13. ЗК2СО3 + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OHL- + 3CO2t (кип.) 14. К2СО3 + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСОз I. 15. К2СО3 + С(кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСОз (900° С). 16. К2СОз + C(NH2JO = 2KOCN + 2Н2О D0 °С). 51. КНСОз — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Имеет строение (К+J(НСОэJ~. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагает- Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена Получе- Получение см. 4913, 50*. Л/г = 100.11; d = 2,17; к, = 33,3<2О), 68,3G0). 1. 2КНСО3 = К2СО3 + СО2 + Н2О A00—400° С). 2. КНСО3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + HCOI, HCOJ + Н2О^=> H2CO3 + ОН"; рАГо = 7,63. 3. КНСОз + НС1(разб.) = КС1 + CO2t + Н2О. 34
4. КНСОз + КОН(конц) = К2СОз + Н2О. 5. 6КНСОз(конц.) + ЗС12 = КСЮз + 5КС14 + 6CO2t + ЗН2О. 6. КНСОз + SO2 = KHSO3 + CO2t. 7. 4КНСОз + 2CuSO4 = Cu2CO3(OHJl + 2K2SO4 + 3CO2t + H2O (кип.). 52. KNO3 —НИТРАТ КАЛИЯ Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальней- дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высоким эидо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образу- образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 47", 493' ", 3047'8. Мт = 101,10; d = 2,109; tm = 334,5° С; к, = 31,6B0), 168,8(80). 1. 2KNO3 = 2KNO2 + О2 D00—520° С). 2. KNO3(pa36.) + 6H2O = [К(Н2О)б]+ + МОз (рН 7). 3. KNO3(Hacbmi.) + (I-2)HNO3 (конц.) = KNO3 • (l-2)HNO3 4- (комн.). 4. KNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = KNO2 + H2O, KNO3 + 8H°(A1. конц. КОН) = NH3T + 2H2O + КОН (кип.). 5. 2KNO3 + (NH4JSO4 = K2SO4 + 2N2O + 4Н2О B30—300° С). 6. KNO3 + H2SO4(kohu.) = HNO3t + KHSO4 (вак). 7. 2KNO3 + ЗС(графит) + S = N2 + 3CO2 + K2S (сгорание «черного пороха»). 8. 6KNO3 + 10AI = 6КАЮ2 + 2А12Оз + 3N2 D00° С). 9. KNO3 + Pb = KNO2 + PbO C50—400° С), KNO3(kohu.) + РЬ(губка) + H2O = KNO2 + РЬ(ОНJ4. 10. 3KNO3 + 2КОН + Fe = K2FeO4 + 3^NO2 + H2O D00—420° С). 53. K2SO4 — СУЛЬФАТ КАЛИЯ Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидро- (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восста- Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 477,494, 541'3'4, 572,606,4271. Мг = 174,26; d = 2,662; /пл = 1074° С; /„„„ > 2000° С; к,= \\,\т, 21,4(80). 1. K2SO4(pa36.) + 12Н2О = 2[К(Н2ОN]+ + SO|" (рН 7). 2. K2SO4(t) + H2SO4(kohu) = 2KHSO4. 3. K2SO4 + SO3 = K2S2O7. 4. K2SO4 + ВаХ2 = BaSO44- + 2KX (X = CI , ОН"). 5. K2SO4 + BaS2O6 = K2S2O6 + BaSO44-. 6. K2SO4 + 4H2 = K2S+ 4H2O F00° С, кат. Fe2O3). 7. K2SO4 + 4C(kokc) = K2S + 4CO (900° C). 8. K2SO4 + Ca(OHJ + 2CO = K(HCOO) + CaSO4 B00° C, p), 2K(HCOO) + O2 = K2CO3 + CO2 + H2O G00° C). 35
54. KHSO4 —ГИДРОСУЛЬФАТ КАЛИЯ Меркаллит. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO4 Кристаллогидратов не образует. Нейтрализу- Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 49 , 53 , 57 . Мх- 1.36,17; d=2,322; т„л = 218,6°С; ks = 51,4<20), 121,6AОО). 1. 2KHSO4 = K2SO4 + H2SO4 B40° С), 2KHSO4 = K2S2O7 + Н2О C20—340° С). 2. KHSO4 (конц.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + HSO;,HSO; + H2O = SO^" + Н3О+ (разбавление водой). 3. KHSO4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О. 4. KHSO4 + KC1 = K2SO4 + HC1 D50—700° С). 5. KHSO4 + Н2О2 (конц.) = KHSO3(O2) + Н2О @° С). 6. 2KHSO4 + ТЮ2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O C00° С). 7. 6KHSO4 + М2О3 = M2(SO4K + 3K2SO4 + ЗН2О C00—500° С; М = Al, Cr). 8. 2KHSO4 (насыщ.) электР°лиз) H2t (катод) + K2S2O6(O2) (анод) @—7° С). 55. KF —ФТОРИД КАЛИЯ Кароббиит. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Получение см. 438, 496, 507, 561'7. Mt = 58,10; d = 2,48; ?„л = 857° С; А:., = 94,2B0), 150,1(80>. 1. KF • 2Н2О = KF + 2Н2О C50° С). 2. KF (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)в]+ + F", F + Н2О ?=± HF + ОН"; ?К0 = 10,82. 3. KF + HF(kohu.) = K(HF2), KF + nHFw = KF • nHFl, точнее K[F(HF)J (л = 1 -s- 4). 4. 2KF + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HFt (кип.). 5. KF + LiOH (насыщ.) = КОН + LiFl. 6. 2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF«]4 + 2HF. 7. KF + SO2(*) = KSO2F. 8. KFW 3леК1ролШ) 2К4 (катод) + F2t (анод). 56. K(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД КАЛИЯ Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион час- частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристал- 36
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтра- нейтрализуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553. Л/г = 78,10; d=2,37; тпл = 238,7° С; *, = 39,2B0), 114(80>. 1. K(HF2) = KF + HF C10-400° С). 2. K(HF2) (разб.) + 6Н2О = [K(H2ON]+ + HF2" , HF2- <—? HF + F, HF + HjO ?=* Г + H3O+; рК„ = 3,18. 3. 2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HFt (кип). 4. K(HF2) + КОН (конц.) = 2KF + H2O. 5. K(HF2) + Ca(OHJ (насыщ.) = КОН + H2O + CaF24-. 6. K(HF2) + H2SO4 + 2SO3 = 2HSO3F + KHSO4 (комн., в олеуме). 7. K(HF2)(«) Э"еКТРОЛИЗ> H2t (катод) + F2T (анод) + KF. 57. КС) — ХЛОРИД КАЛИЯ Сильвин. Белый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый вос- восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть (наравне с NaCl) природных залежей сильвинита. Получение см. 432'8, 493'20, 50 , 534. Мг = 74,55; d = 1,984; т„л = 770° С; ткип = 1430° С; к, = 34,4B0), 51,1(80). 1. КС1 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + СГ (рН 7). 2. 2КС1(Т) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HCIT (кип.). 3. KCI + KHSO4 = K2SO4 + НС1 D50—700° С). 4. 10КС1(Т) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(r)=5Cl2t+ 2MnSO4 + 6K2SO4 ^ + 8Н2О. 5. KCI (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = KCKV + NaCl A0° С). 6. 2КС1(Ж) ЭЛаар°ЛИЗ) 2К (катод) + С12Т (анод). 7. 2KCI + 2Н2О электр°лиз> Hit (катод) + Cht (анод) + 2КОН, 2КС'*> („"Где)* Ж(«™*>+ CUT (.над). 8. КС1 + ЗН2О ЭЛСКТР°ЛИЗ> 3H2t (катод) + КСЮз (анод) [40-60° С]. 88. КВг — БРОМИД КАЛИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бро- моводородной кислоте, Восстановитель. Получение см. 438, 594, 512'. Мг = 119,00; d = 2,75; тпл = 734° С; *, = 65,2B0), 94,6(S0). I. КВг (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + Вг" (рН 7). 37
2. 2KBr(T) + H2SO4 A0—50%-я, хол.) = K2SO4 + 2HBr, 2KBr(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO4 + Br2t + SO2t + 2H2O. 3. 2KBr + Cl2 = 2KC1 + Br2t (кип.). 4. 5KBr + 3H2SO4 (разб.) + КВгОз = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O, 2KBr + 2H2SO4 (конц.) + MnO2 = Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип.). 5. KBr + ЗН2О (гор.) ЭПекТр°ЛИЗ> 3H2t (катод) + КВгОз (анод). 59. KI — ИОДИД КАЛИЯ Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Типичный восстановитель. Водный рас- раствор К1 химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение см. 438, 4921, 5254'5. Мг= 166,00; d=3,115; Т„Л = 681°С; к, = 144,5B0), 190,7(8О). 1. KI (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + I" (Рн 7>- 2. 8К1(Т) + 9H2SO4 (конц.) = 4I24 + H2St + 4Н2О + 8KHSO4 C0—50° С). 3. K.I + 2Н2О + О2 —!—> 4КОН + hi + K[I(IJ] (комн., на свету), 4KI + 4НС1 (разб.) + О2 = 2I24- + 4KC1 + 2Н2О (комн., на свету). 4. 2KI + Е2 = 2КЕ + l2i (Е = С1, Вг). 5. KI + ЗН2О + ЗС12(г) = НЮз + КС1 +5НС1, KI (конц.) + 6КОН (конц.) + 3Cl2(r) = КЮз^ + 6КС1 + ЗН2О. 6. KI(p)+l2= K[I(IJ](p) (желт). 7. 10KI + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5I24- + 2MnSO4 + 8Н2О + 6K2SO4, 6KI + 7H2SO4 (разб.) + К2Сг2О7 = Cr2(SO4K + 3124- + 7Н2О + 4K2SO4. 8. 2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = Ь4- + K2SO4 + 2Н2О, 2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO2 = 2K2SO4 + \ii + 2NOt + 2H2O. 9. 2KI + Fe2(SO4K = I24- + 2FeSO4 + K2SO4 (в разб. H2SO4). 10. 2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2Cu]i + 2K2SO4 + H2SO4 (в темноте). 11. KI + ЗН2О электроли3) 3H2t (катод) + KIO, (анод). 60. K2S —СУЛЬФИД КАЛИЯ Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош- порошкообразный K2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 439, 53 . Мг= 110,26; d=l,74; Т„Я=912°С. 1. K2S 5H2O = K2S + 5H2O A50° С). 2. K2S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2ОN]+ + S2", S2" + H2Q?=- HS" + ОН"; рКо = 1,09. 38
3. K2S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2St. 4. K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2t+ Si + 2H2O. 5. K2S(p) °2Д>'Т> S (коллоид), K2(S»), K2SO,S. 6. K2S(t) + 2O2 = K2SO4 (выше 500° C). 7. KiSo» + (n - t)S = K2(Sn) [кип.], K2S + S = K2(S2) [500° C], K2S + 2S = K.2(S3) [кип. в этаноле], K2S + 3S = K2(S4) [250-300° C], K2S + 4S = K2(S5) [175-220° C]. 8. K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS. 61. KiiSn) — ПОЛИСУЛЬФИДЫB-) КАЛИЯ Смесь K2(S,) (л = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску. Все K2(Sn) — весьма твер- твердые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Терми- Термическая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K2S; раствор имеет желтую окраску. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение смеси K2(S^ см. 6057, индивидуальных K2(S«) (л = 2 + 5) — 607, K2(S6) — 61 \ K2(S2): Mr = 142,33; d = 1,973; tm = 520° С. K2(SS): Mr = 174,39; d = 2,102; т„л = 292° С. K2(S4): M, = 206,46; т„л = 159° С. K2(S5): Mr = 238,53; d= 2,128; т„л = 21ГС. K2(S6): Mr = 270,59; d = 2,02; т„„ = 196° С. 1. K2(S,) = K2S + (n - 1)S (выше 600° С). 2. K2(SB) [разб.] + 12H2O = 2[K(H2ON]+ + S^', S2n- + HjO ?=— HS,+ ОН"; рКо = 7,70 (и = 4), 8,30 (и = 5). 3. K2(SB) + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2St + (л - l)Sl (комн.), K2(S,,) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + H2SB (-15° С). 4. 2K2(Sn) + 2Н2О (хол.) + Ог = nS (коллоид) + 4КОН (на свету), 2K2(S«) [насыщ., гор.] + ЗО2 = 2K2SO3S + Bл - 4)Sl. 5. K2(Sn) + H2O + SO2 = K2SO3S + H2St + (Л - 2)S4 (комн.). 6. K2(Sn) + SnS2 = K2[SnS3] + (n - l)Sl, 3K2(S») + AS2S3 = 2K3[AsS4]+ C/i - 5)Si. 7. K2(S5) + S = K2(S6) [120— 180° C]. <2. KNH2 — АМИД КАЛИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На Шоздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Мало растворяется в 39
жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см. 4312, 44*. 457. Л/г = 55,12; /„л = 338° С. 1. 6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2 F00-700° С). 2. KNH2 + 2Н2О (хол.) = КОН + NH3 H2O, KNH2 + Н2О (гор.) = КОН + NHjt. 3. KNH2 + 2HCl(pa36.) = KCl + NH4Cl. 4. 2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + ЗН2О (кип.). 5. KNH2 + С (кокс) = KCN + Н2 E00—600° С). 6. KNH2 + NH4CI = 2NH3 + KC1 (-40° С, в жидк. NH3). РУБИДИЙ 63. Rb —РУБИДИЙ Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окра- окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темно- синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; силь- сильнейший восстановитель. Энергично реагирует с Ог воздуха, водой (идет вос- воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Получение см. 64r, 651, 69б, 73™. Mr - 85,468; d(T) = 1,532; d(!K) = 1,472D0); тпл = 39,3° С; 1КМ = 696° С. 1. 2Rb + 2Н2О = 2RbOH + H2t. 2. 2Rb + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2t. 3. 8Rb+ 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2+ S4- + 6H2O (примесь H2S). 4. 21Rb + 26HNO3 (разб., хол.) = 21RbNO3 + NOt + N2Ot + N2t + 13H2O. 5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2 D00° C). 6. 2Rb + H2 = 2RbH C00—350° C, p). 7. Rb + O2 (воздух) = RbO2 (сгорание). 8. 4Rb + O2 = 2Rb2O (на холоду), Rb °2¦¦¦» Rb2O24< -——> RbO24- (-50° С, в жидк. NH3). 9. 4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH (комн.). 10. 2Rb + E2 = 2RbE (комн.; E = F, Cl, Br, 1). 11. 2Rb + S = Rb2S A00—130°C). 12. 2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHS4- + H2t (в бензоле). 13. 2Rb + 2NH3(r) = 2RbNH2 + H2 D0 60° C). 14. Rb + 6NH3(X) = [Rb(NH3N] (т.-син.) [-40° С], 40
[Rb(NH3N] + nNH3w<:—* Rb(NH3N]+ + e ¦ /1NH3. 15. 4Rb + 3SiO2 = Rb2SiO3 + Si (выше 300° С). 64. RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Hi плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам- аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 636. Мг = 86,48; d = 2,59; т„л » 400° С(р). 1. 2RbH = 2Rb + H2 (выше 200° С). 2. RbH + Н2О = RbOH + H2t. 3. RbH + HC1 (разб.) = RbCl + H2t. 4. 2RbH + O2 = 2RbOH (выше 200° С). 5. RbH + Cl2 = RbCl + HC1 D00° C), 2RbH + 2S = Rb2S + H2S C00—350° C). 6. RbH + NH3(r) = RbNH2 + H2 C00° C). 65. RteO —ОКСИД РУБИДИЯ Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом возду- воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиа- аммиаком. Получение см. 635'8, 671, 70'. Мг = 186,94; d = 3,72; /„л = 505° С (р). 1. 2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb D00—550° С). 2. Rb2O + Н2О = 2RbOH. 3. Rb2O + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2O. 4. Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + H2O + 2CO2 = 2RbHCO3 (комн.). 5. Rb2O + NHW ——* RbNH2l + RbOH (-50° C). 66. Rb2O2 — ПЕРОКСИД РУБИДИЯ Белый (с примесью RbO2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к О2 и СО2 воздуха. Имеет ионное строение (Rb+J (Oj). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 638, 671. Мг = 202,93; d=3,80; т„л = 570° С; ткип = 1010° С (разд.). 1. 2Rb2O2 = 2Rb2O + O2 (выше 1010° С). 2. Rb2O2 + 2Н2О = 2RbOH + H2O2 @° С), 2Rb2O2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + О2Т. 3. Rb2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbCI + Н2О2, 41
2Rb2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Rb2SO4 + 2Н2О + O2t. 4. Rb2O2 + O2 (воздух) = 2RbO2 (комн.). 5. 2Rb2O2 + 2CO2 = 2Rb2CO3 + O2, Rb2O2 + CO = Rb2CO3 (комн.). 6. 5Rb2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2RbMnO4 = 5O2t + 2MnSO4 + 6Rb2SO4 + 8H2O. 67. RbO2 — НАДПЕРОКСИД РУБИДИЯ Оранжево-желтый. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Rb+) @'2). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 63 ', 69 . Мг = П 7,47; d = 3,06; т„л = 540° С (р). , Rb02 400-800° С ) Rb2(J аыше1010°С > RbA 2RbO2 = Rb2O2 + О2 B90° С, вак.). 2. 2RbO2 + H2O = RbOH + RbHO2<p) + O2t @° С), 2RbHO2(p) —I—* 2RbOH + O2t (комн.). 3. 4RbO2 + 2H2O (гор.) = 4RbOH + 3O2T. 4. 2RbO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2RbCl + H2O2 + O2t. 5. 2RbO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2RbHSO4 + O3t + H2O (комн.). 6. 4RbO2 + 2CO2 (влажн.) = 2Rb2CO3 + 3O2 (комн.), 2RbO2 + CO = Rb2CO3 + O2 C0—40° C). 7. RbO2 + O3 = RbO3 + O2 (комн.). 8. 2RbO2 + 2NH3 ——> 2RbOH + N2 + 2H2.O (комн.). 68. RbO3 — ОЗОНИД РУБИДИЯ Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КОз, разлагается при нагревании. Имеет ионное строение (Rb+) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 677, 694. Мг- 133,47; d=2,75. 1. 2RbO3 = 2RbO2 + O2 F0—90° С). 2. 4RbO3 + 2H2O = 4RbOH + 5O2t (примесь радикалов ОН0). 3. 4RbO3 + 4HC1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5O2t + 2H2O, 2RbO3 + 4HC1 (разб., гор.) = 2RbCl + Cl2t + 2O2f + 2H2O. 4. 4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5O2 (комн.). 5. 6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O7 D0—50° С). 6. RbO3 + NH30*) < * NH4O3 + RbNH2 (-50° С). 69. RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при силь- сильном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, созда- 42
ет сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (отно- (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксида- оксидами, кислородом, озоном. Получение см. 63 ', 67 ' , 70 , 72 . Л/г = 102,48; d = 3,203; tm = 382° С; к. = 179(|5), 282D7). 1. RbOH 2H,O = RbOH H2O + Н2О D7—54° С, вак.), RbOH • Н2О = RbOH + Н2О C00° С, в токе Н2). 2. RbOH (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2ON]+ + ОН. 3. RbOH + HC1 (разб.) = RbCl + НгО, 2RbOH + H2SO4 (разб.) = Rb2SO< + Н2О, RbOH + HNO3 (разб.) = RbNO3 + Н2О. 4. 4RbOHw + ЗО2 = 4RbO2 + 2Н2О D50° С), 4RbOH + 4Оз = 4RbO3 + Ог + 2Н2О B0° С). 5. 2RbOH (конц.) + СО2 = Rb2CO3 + Н2О. 6. RbOH(«) Злаарол> 4Rb (катод) + O2t (анод) + 2Н2О. 70. Rb2CO3 — КАРБОНАТ РУБИДИЯ Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным дав- давлением СОг- Чувствителен к влаге и СОг воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разла- Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 676'9, 69 . Мг = 230,94; /„„ = 873° С (р); к, = 223BО), 301, 1<50). 1. Rb2CO3 = Rb2O + СО2 (выше 900° С, вак.). 2. Rb2CO3 • 1,5Н2О = Rb2CO3 + 1,5Н2О (выше 190° С). 3. Rb2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2ON]+ + СО3Л СО^-+ Н2О *=t HCO5 + ОН; рКо = 3,67. 4. Rb2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + СО2Т + Н2О. 5. Rb2CO3 + 2НСЮ4 (конц., хол.) = 2RbClO4>l< + CO2t + Н2О. 6. Rb2CO3 + Н2О + СО2 4- ¦ ¦ > 2RbHCO3. 170—180° С 7. Rb2CO3 + Са(ОНJ (насыщ.) = 2RbOH + СаСО34-. 71. RbNO3 — НИТРАТ РУБИДИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эидо-эффектом (гидролиза нет). Крис- Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе Восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 634, 693. Мг = 147,47; d = 3,11; /„ = 313° С; *, = 53,5B0), 309(80). 1. 2RbNO3 = 2RbNO2 + O2 E40—880° С). 43
2. RbNO3 (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2ON]++ NOi (pH 7). 3. RbNO3 (насыщ.) + A - 2) HNO3 (конц.) = RbNO3 A-2) HNO34- (комн.). 4. RbNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = RbNO2 +H2O (комн.), RbNO3 + 8H°(Zn, конц. NaOH) = NHjt + 2H2O + RbOH (кип). 5. 2RbNO3 + (NH4JSO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O C00—350° C). 6. RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO D00° C). 72. Rb2SO4 — СУЛЬФАТ РУБИДИЯ Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Получение см. 633, 73", 746. Мт= 267,00; d= 3,613; tm = 1066° С; тк„п*1700°С; *, = 48,2<20), 75,0(80). 1. Rb2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2ON]+ + SO^~ (pH 7). 2. Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4. 3. Rb2SO4 + ВаХ2 = BaSO44r + 2RbX (X = СГ, OH~). 4. Rb2SO4 + A12(SO4K + 24H2O = 2{RbAl(SO4J • 12H2O}4 (квасцы). 73. RbCl —ХЛОРИД РУБИДИЯ Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро- (гидролиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидра- Кристаллогидратов не образует. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получе- Получение см. 63210, 693, 704, 723. Мг= 120,92; d=2,76; /„л = 718° С; /кип = 1395° С, к, = 91,1B0), 127,2(80). 1. RbCl (разб.) + 6Н2О = [Rb(H2ON]+ + СГ (рН 7). 2. 2RbCl(T) + H2SO4 (конц) = Rb2SO4 + 2HClt (кип.). 3. RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HC1 E00—600° С). 4. 10RbCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2КМпО4(т) = 5Cl2t + 2MnSO4 + + 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O. 5. 2RbCl + H2[SnCl6] = RbztSnCMi +• 2HC1 (в этаноле). 6. 2RbCl + H2[PtCl6] = Rb2[PtCl6]4- + 2HC1 (в разб. НС1). 7. 2RbClw злектроли3) 2Rb (катод) + Cl2t (анод). 8. 2RbCl + 2H2O элек^олиз> H2t (катод) + Cl2t (анод) + 2RbOH, 2RbC1<» JZTZs2Rb (катод)+Chf <анод)- 74. Rb2S —СУЛЬФИД РУБИДИЯ Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош- порошкообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде 44
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном воздухе окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель. По- Получение см. 63", 645. М, = 203,00; d = 2,912; U = 530° С. 1. Rb2S ¦ 4Н2О = Rb2S + 4Н2О B00° С, вак.). 2. Rb2S (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2ON]+ + S2', S2" + Н2О<~~» HS" + ОН"; рКо - 1,09. 3. Rb2S + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2St. 4. RbjS + 3H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4 + SO2t + Si + 2H2O. 5. Rb2S(p) О2Дн)|Т> S (К0ЛЛ0ИД)' Rb2(S,), Rb2SO3S. 6. Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO4 (выше 500° С). 7. Rb2S(p) + (n - 1)S = Rb2(S») (кип., п = 2, 3, 5). 8. Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS. ЦЕЗИЙ. ФРАНЦИЙ 75. Cs —ЦЕЗИЙ Щелочной металл. Белый (на срезе — светло-желтый), мягкий, весьма низко- низкоплавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве CsOH. Чрезвычайно реак- реакционноспособный, сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воз- воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбав- разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафино- парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет. Получение см. 77', 816, 85 . Л/г = 132,905; d(I) = 1,873; d(x) = 1,841B9); /„л = 28,7° С; ткип = 667,6° С. 1. 2Cs + 2Н2О = 2CsOH + Н2Т. 2. 2Cs + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2t. 3. 8Cs + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Cs2SO4 + SO2 + Si + 6H2O (примесь H2S), 21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsNO} + NOt + N2Ot + N2t + 13H2O. 4. 2Cs + 2CsOH = 2Cs2O + H2t C00—350° C). 5. 2Cs + H2 = 2CsH C00—350° C, p). 6. Cs + O2 (воздух) = CsO2 (сгорание). 7. 4Cs + O2 = 2Cs2O (на холоду), Cs ^ > Cs2O24. -——> CsO24- (-50° С, в жидк. NH3). I. 4Cs + O2 + 2H2O = 4CsOH. 9. 2Cs + E2 = 2CsE (комн.; E = F, Cl, Br, I). 45
10. 2Cs + S = Cs2S A00—130° C). 11. 2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHS4< + H2t (в бензоле). 12. 2Cs + 2ЫНз<Г) = 2CsNH2 + H2 C0—45° С). 13. Cs + 6NH3<«) = [Cs(NH3N] (т.-син.) [-40° С], [Cs(NH3N] + nNH3<«)^=± [Cs(NH3N]+ + e • nNH3. 14. 4Cs + 3SiO2 = 2Cs2SiO3 + Si (выше 300° С). 76. CsH —ГИДРИД ЦЕЗИЯ Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам- аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 75 . Мг= 133,91; d=3,41; tm*> 400° С (р). 1. 2CsH = 2Cs + H2 (выше 200° С). 2. CsH + Н2О = CsOH + H2t. 3. CsH + НС1 (разб.) = CsCl + H2t. 4. 2CsH + O2 = 2CsOH (выше 200° С). 5. CsH + Cl2 = CsCl + HC1 D00° C), 2CsH + 2S = Cs2S + H2S C00—350° C). 6. CsH + NH3<r) = CsNH2 + H2 C50° C). 77. Cs2O —ОКСИД ЦЕЗИЯ Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устой- Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагиру- реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791. Мг = 281,81; d = 4,68; тпл « 490° С (р). 1. 2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs C00—500° С). 2. Cs2O + H2O-= 2CsOH. 3. Cs2O + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + Н2О. 4. Cs2O + СО2 (влажн.) = Cs2CO3, Cs2O + Н2О + 2СО2 = 2CsHCO3 (комн.). 5. Cs2O + NH3<«) —I—> CsNH24' + CsOH (-50° C). 78. CS2O2 — ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ Белый (с примесью CsO2 — желтый). Термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к О2 воздуха, поглощает влагу и СОг. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 757, 791. А/, = 297.81; d=4,74; т„л = 594° С. 46
1. 2Cs2O2 = 2Cs2O + O2 F40—980° С). 2. Cs2Oi + 2H2O = 2CsOH + H2O2 @°C). 2Cs2O2 + 2H2O (гор.) = 4CsOH + O2t. 3. CS2O2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2. 4. 2Cs2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Cs2SO4 + 2H2O +O2t. 5. Cs2O2 + O2 (воздух) = 2CsO2 (комн.). 6. 2Cs2O2 + 2CO2 = 2Cs2CO3 + O2, Cs2O2 + CO = CS2CO3 (комн.). 7. 5Cs2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2CsMnO4 = 5O2t + 2MnSO4 + 6Cs2SO4 + 8H2O. 79. CsO2 —НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением Ог. Имеет ионное строение (Cs+) (О^). Энергично реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 814. Л/г = 164,90; d = 3,80; Т„л = 515° С (р). I rvr> 40fr-640'C .. -. ~ 64ЧЦ-980' С .. п. п 1. CSO2 ;—; > CS2O2 ^ > CS2O. 2. 2CsO2 + Н2О = CsOH + CsHO2(p) + O2t @° С), 2CsHO2<p) ——*¦ 2CsOH + O2t (комн.). 3. 4CsO2 + 2H2O (гор.) = 4CsOH + 3O2t. 4. 2CsO2 + 2HCI (разб., хол.) = 2CsCl + H2O2 + O2t. 5. 2CsO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2CSHSO4 + O3t + H2O (комн.). 6. CsO2 + Оз = CsO3 + O2 (комн.). 7. 2CsO2 + 2NHj —*—* 2CsOH + N2 + 2НгО (комн.). 8. 4CsO2 + 2CO2 (влажн.) = 2CS2CO3 + 3O2 (комн.). 2CsO2 + CO = CS2CO3 + O2 C0—40° C). 80. CsO3 —ОЗОНИД ЦЕЗИЯ Оранжево-красный. Более устойчив, чем КОз и RbO3, разлагается при умерен- умеренном нагревании. Имеет ионное строение (Cs*) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 796, 8I4. Л/г =180,90; </=3,19. 1. 2CsO3 = 2CsO2 + O2 G0— 100° С). 2. 4CsO3 + 2H2O = 4CsOH + 5O2t (следы радикалов ОН0). 3. 4CsO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4CsCl + 5O2t + 2Н2О, 2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + Cl2t + 2O2t + 2Н2О. 4. 4CsO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Cs2CO3 + 2CsHCO3 + 5О2 (комн.). 5. 6CsO3 + 5S = CS2SO4 + 2CS2S2O7 C0—40° С). 6. CsO3 + 2NHз(ж)ч—- NH4O3 + CsNH2 (-50° С). 47
81.CsOH —ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ Белый, плавится без разложения, летучий. Хорошо растворим в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет оснбвные свойства (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном. Получение см. 75''8,<772, 82 , 843, 859. Мг = 149,91; d= 3,675 (кр.); т„л = 346° С; *,= 385,6A5),303(ЗО). 1. CsOH Н2О = CsOH + Н2О C00° С, в токе Н2). 2. CsOH (разб.) + 6HjO = [Cs(H2ON]+ + ОН". 3. CsOH + НС1 (разб.) = CsCl + Н2О, 2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO4 + 2Н2О, CsOH + HNO3 (разб.) = CsNO3 + Н2О. 4. 4CsOHw + ЗО2 = 4CsO2 + 2H2O D00° С), 4CsOH + 4O3 = 4CsO3 + O2 + 2H2O B0° С). 5. 2CsOH (конц.) + СО2 = Cs2CO3 + Н2О. 6. 4CsOHw злектр°ЛИЗ) 4Cs (катод) + O2t (анод) + 2Н2О. 82. Cs2CO3 —КАРБОНАТ ЦЕЗИЯ Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением СОг. Чувствителен к влаге и СОг воздуха. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 774, 815. Mr = 325,82; /„, = 793° С (р); ks = 308,3B0), 347<40). 1. CS2CO3 = Cs2O + СО2 F20—1000° С, вак.). 2. Cs2CO3 3,5H2O = CS2CO3 + 3,5H2O A50—160° С). 3. Cs2CO3 (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2ON]+ + С Of , С Of + Н1О< » НСО5 + ОН"; рКо = 3,67. 4. Cs2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + CO2t + Н2О. 5. Cs2CO3 (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц., хол.) = 2CsC104l + СО2Т + Н2О. 20° С 6. Cs2CO3 + Н2О + СО2< -> 2CsHCO3. 170—180° С 7. Cs2CO3 + Са(ОНJ (насыщ.) = 2CsOH + CaCO34-. 83. CsNCb — НИТРАТ ЦЕЗИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогид- Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанав- восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 753, 813. Л/г - 194,91; d= 3,685; тпл = 414°С; к, = 23,0B0>, 134(80) 48
1. 2CsNO3 = 2CsNO2 + О2 E85—850° С). 2. CsNO3(pa36.) + 6H2O = [Cs(H2ON]+ + NOJ (pH 7). 3. CsNO3 (насыщ.) + A - 2)HNO3 (конц.) = CsNO3 ¦ A - 2)HNO3I (комн.). 4. CsNOj + 2H°(Zn, разб. НС1) = CsNO2 + H2O (комн.), CsNOj + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H2O + CsOH (кип.). 5. 2CsNOi + (NH4JSO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4H2O C50° C). 6. CsNOj + Pb = CsNO2 + PbO D00° C). 84. CS2SO4 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро- (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Полу- Получение см. 75*, 81 \ 86*. М, = 361,87; d = 4,243; t m = 1019° С; к,= \П,1т,2\0,Зт. 1. Cs2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2ON]+ + SO^" (pH 7). 2. Cs2SO4(t) + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4. 3. CS2SO4 + ВаХ2 = BaSO44 + 2CsX (X = СГ, ОН"). 4. CS2SO4 + A12(SO4K + 24H2O = 2{CsAl(SO4J • 12H2O}1 (квасцы). 85. CsCI —ХЛОРИД ЦЕЗИЯ Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро- (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обме- обмена. Получение см. 752'9, 813, 824, 843. Мг= 168,36; d = 3,988; тпл = 645°С; /кип = 1302° С; к,= \ 86,5B0), 250<8О). 1. CsCI (разб.) + 6Н2О = [Cs(H2ON]++ СГ (рН 7). 2. 2CsCl(T) + H2SO4 (конц.) = CS2SO4 + 2HC1T (кип.). 3. CsCI + CsHSO4 = CS2SO4 + HCI E50—700° С). 4. IOCsCV) + 8H2SO4 (конц., гор.) + 2KMnO4(t) = 5Cl2t + 2M11SO4 + K2SO4 + + 5Cs2SO4 + 8H2O. 5. 2CsCl + H2[SnCl6] = Cs2[SnCl6]4 + 2HC1 (в конц. НС1). 6. 3CsCl + 2H[SbCl4] = Cs3[Sb2Cl9]4. + 2HC1 (в конц. НС1). 7. 2CsCl + H2[PtCl6] = Cs2[PtCl6]4. + 2HC1 (в разб. НС1). 8. 2CsClw ЭЛек1Р°ЛИЗ) 2Cs (катод) + Cl2t (анод). 9. 2CsCl + 2H2O элек1ролиз> H2t (катод) + Cl2t (анод) + 2CsOH, 2CSC1(P> (на^Ггоде)* 2С$ (КаТОД) + Cbt (аН°Д>' 49
86. CS2S — СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный CS2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется Ог воздуха, присо- присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 7510, 76*. М, = 297,88. 1. Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О A50° С, вак.). 2. Cs2S (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2ON]+ + S2'. S2" + H2O^=t HS" + ОН"; ptfo = 1,09. 3. Cs2S + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St. 4. Cs2S + 3H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4 + S4- + SO2t + 2H2O. 5. C52S(p) ^^ggff1*) S (коллоид), Cs2(S»), CS2SO3S. 6. Cs2S(r) + 2O2 = CS2SO4 (выше 500° С). 7. Cs2S(p) + (n - 1 )S = Cs2(S») [кип.]. 8. Cs2S + H2S (насыщ.) = 2CsHS. 87. Cs2(S.) — ПОЛИСУЛ ЬФИДЫB) ЦЕЗИЯ Смесь Cs2(S/i) (n = 2, 3, 5, 6) имеет желто-бурую окраску. Все Cs2(S«) — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы—темно-коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в воде, в меньшей степени (по сравнению с CS2S) гидролизуются по аниону, раствор окрашен в темно-желтый цвет. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение см. 86*т. Cs2(S2): Мг = 329,94; тш = 460° С. Cs2(S3): Mr =362,01; Ли, = 217° С. Cs2(S5): Mr = 426,14; ТГО1 = 210°С. Cs2(S6): Mr = 458,21; т™ = 185° С. 1. Cs2(S*) = Cs2S + (и - 1 )S (выше 600° С). 2. Cs2(S,) [разб.] + 12Н2О = 2[Cs(H2ON]+ + Sjj", SJ- + НгО^^? HS^ + ОН"; рА:0 = 8,30 (я = 5). 3. Cs2(S«) + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2St + (л - 1 )Sl (комн.), Cs2<S,,) + 2HC1 (конц.) = 2CsCl + H2S, (-15° С). 4. 2Cs2(S«) + 2Н2О (хол.) + О2 = 2nS (коллоид) + 4CsOH (на свету). 88. Fr —ФРАНЦИЙ Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее дол- гоживущий изотоп 223Fr (период полураспада 22 мин). Самый реакционноспо- 50
собный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Нг. 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 FnfPtCk] методом соосаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs. М< = 223,020; d = 2,3 + 2,5; гШ1 = 21°С; /кип = 660° С. ЭЛЕМЕНТЫ 11А-ГРУППЫ БЕРИЛЛИЙ 89. Be — БЕРИЛЛИЙ Светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе по- покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро- концентрированных серной и азотной кислотах. Восстановитель, реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметал- неметаллами, аммиаком, оксидами металлов. Получение см. 9012, 95910, 969. М, = 9,012; d = 1,85; tm = 1287° С; ткип = 2507° С. 1. 2Ве + ЗН2О = BeOi + Be(OHJl + 2H2t (кип). 2. Be + 2HC1 (разб.) = ВеСЬ + H2t, ЗВе + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Be(NO3J + 2NOt + 4Н2О. 3. Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Be(OHL] + H2t, Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2 D00—500° C). 4. 2Be+O2 = 2BeO (900° С, сгорание на воздухе). 5. Be + Ег = BeE2 (комн., Е = F; 250° С, E = Cl; 480° С, Е = Br, I). 6. Be + S = BeS A150°C), ЗВе + N2 = Be2N2 G00—900° C), 2Be + С (графит) = Be2C A700—1900° С, вак.). 7. Be + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2t. 8. ЗВе + 2NH3 = Be3N2 + 3H2 E00—700° С). 9. Be + С2Н2 = ВеС2 + Н2 D00—450° С). 10. Be + MgO = BeO + Mg A075° С). 90. BeO —ОКСИД БЕРИЛЛИЯ Бромеллит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе Ог и водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно ад- адсорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кон- концентрированными кислотами и щелочами, кислотными и оснбвными оксида- оксидами. Легко фторируется, восстанавливается магнием и углеродом. Получение см. 91', 92', 93', 94. 51
Mr = 25,01; d= 3,015; тпл = 2580°С; tKm = 4260° С 1. BeO + 2HC1 (конц.) = BeCl2 + H2O, BeO + H2SO4 (конц.) = BeSO44< + H2O. 2. BeO + 2NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na2[Be(OHL], BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O B50—300° C). 3. BeO + 2Na2O = Na4BeO3 E00° c>- 4. BeO + 2HF(r) = BeF2 + H2O B20° C), BeO + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2O. 5. BeO + 2NH4(HF2) = (NH4J[BeF4] + H2O A00—200° C). 6. 2BeO + 2F2 = 2BeF2 + O2 (выше 400° С). 7. 2BeO + ЗС (графит) = ВегС + 2СО A800—1930° С). 8. ВеО + С (графит) + С12 = ВеС12 + СО G00—900° С). 9. 2ВеО + CS2 = 2BeS + СО2 F50—700° С). 10. 2ВеО + SiO2 = Be2SiO4 A500—1600° С). фенакит 11. ВеО + А12О3 = (ВеА12)О4 A400° С). хризоберилл 12. ВеО + Mg = MgO + Be G00—800° С). 91. Ве(ОНJ — ГИДРОКСИД БЕРИЛЛИЯ Бехоит. Белый, аморфный или кристаллический, при нагревании разлагается. В кристаллическом виде малореакционноспособный. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Легко образует фторо- и карбонатокомплексы. Поглощает СОг из воздуха. Получе- Получение см. 89 \ 945'6, 964'5 Л/г = 43,03; d=l,92. 1. Ве(ОНJ = ВеО + Н2О B00—800° С). 2. Ве(ОНJ(т) + 4Н2О<=» [Ве(Н2ОL]2+ + 2ОН; рПР25 = 21,10. Ве(ОНJ(т) + 4H2O<Z=r> [Ве(ОНL]2~ + 2Н3О+; рПР25 = 29,68. 3. Ве(ОНJ + 2НС1 (разб.) = ВеС12 +2Н2О. 4. Ве(ОНJ + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL], Ве(ОНJ + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O B00—300° С). 5. 2Ве(ОНJ + СО2 = Ве2СО3(ОНJ1 + Н2О. 6. Ве(ОНJ + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н2О, Ве(ОНJ + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2О. 92. ВеСОз — КАРБОНАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в холодной воде. Не переводится в раствор действием СО2. Разлагается горячей 52
водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов щелочных металлов и аммония. Получение см. 95 . М, = 69,02. 1. ВеСОз = ВеО + СО2 (выше ' 80° с) 2. ВеСОз • 4Н2О = ВеСОз + 4Н2О A00° С, вак.). 3. 2ВеСОз + Н2О (гор.) = Ве2СОз(ОНJ4- + СО2Т. 4. ВеСОз + 2НС1 (разб.) = ВеСЬ + COjt + Н2О. 5. ВеСОз + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + CO2t + Н2О. 6. ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Naj[Be(OHL] + Na2CO3. 7. ВеСО3(т) + (NH4JCO3 (конц.) = (NH4J[Be(CO3J](p). 93. Be(NO3J — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образова- образованием осадка оснбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гид- (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает ? реакции обмена. Получение см. 892, 947. Мт = 133,02; к, = 106,6<м), 177,8FО). 1. 8Be(NO3J = 2[Be4(NO3NO] + 4NO2 + О2 A25° С, вак.) 2Be(NO3J = 2ВеО + 4NO2 + Ог (выше 1000° С) 2. 24[Be(NOjJ • 4Н2О] = 6[Be4(NO3NO] + 8HNO3 + 4NO + ЗО2 + 92Н2О A00° С). 3. Be(NO3J (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2ОL]2+ + 2NO3" (в разб. HNO3), [Ве(Н2ОL]2+ + Н2О<Г=» [Ве(Н2ОK(ОН)]+ + Н3О+; рКК = 5,70, 3[Ве(Н2ОK(ОН)]+<=Г± [Вез(Н2О)б(ОН)з]3+ + ЗН2О. 4. Be(NO3J + Н2О (хол.) = Be(NO3)OH4- + HNO3. 5. Be(NO3J + 2NaOH (разб.) = Be(OHJi + 2NaNO3, Be(NO3J + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL] + 2NaNO3. 6. Be(NO3J + 2(NH3 ¦ H2O) [конц.] = Be(OHJ4 + 2NH4NO3. 7. 3Be(NO3J + 2Na2HPO4 (гор.) = Be^PO^i + 4NaNO3 + 2HNO3. 8. Be(NO3J + NH4NO3 + Na3PO4 = Be(NH4)PO44- + 2NaNO3. 94. BeSO4 — СУЛЬФАТ БЕРИЛЛИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не раство- растворяется в концентрированной серной кислоте. Реагирует с кипящей водой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 901, 954. М, = 105,07; d = 2,443; tm = 540° С; ks = 39,1B0), 67,2(8О). I. BeSO4 = ВеО + SO3 E47—600° С). 53
2. BeSO4 4H2O = BeSO4 + 4H2O B20—400° С). 3. BeSO4 (разб.) + 4Н2О = [Be(H2OL]2+ + SO?' (в разб. H2SO4), [Ве(Н2ОL]2+ + HjO^TZ* [Be(H2OK(OH)]+ + НзО+; рАГк = 5,70, 3[Ве(Н2О)з(ОН)]+ч=» [Вез(Н2ОN(ОН)з]3+ + ЗН2О. 4. BeSO4 + 2Н2О = Be2SO4(OHJ>l + H2SO4 (кип.). 5. BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Ве(ОНJ4- + Na2SO4, BeSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL] + Na2SO4. 6. BeSO4 + 2(NH3 • H2O) (конц.] = Ве(ОН)г4- + (NH4JSO4. 7. BeSO4 + Ba(NO3J = Be(NO3J + BaSO44-. 95. BeF2 — ФТОРИД БЕРИЛЛИЯ Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо рас- растворяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в кипящей воде и концент- концентрированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фто- фторидами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электро- электролитически. Получение см. 89s, 904', 981. М, = 47,01; d = 1,986; /„, = 803° С; т«„п = 1175° С; ks = 84,6<25). 1. BeF2 Н2О = BeF2 + H2O A40—160° С, в токе HF). 2. BeF2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2ОL]2+ + 2F", [Ве(Н2ОL]2+ + Н2О<=> [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + НзО+; pAf« = 5,70, [Be(H2OL]2+ + F~t=± [Be(H2OKF]+ + H2O; lgATy = 6,00. 3. BeF2 + 2Н2О = Ве(ОНJ4- + 2HFt (кип). 4. BeF2(T) + H2SO4 (конц.) = BeSO4i + 2HFt. 5. BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OHJ4 + 2NaF, BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL] + 2NaF. 6. BeF2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = Ве(ОНJ4- +2NH4F. 7. BeF2 + 2MF (конц.) = M2[BeF4] (M = H+, K+, NHJ), BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2[BeF4]4. 8. BeF2 + Na2CO3 = BeCO34 + 2NaF (комн., насыщение СО2). 9. BeF2 + Mg = Be + MgF2 G00—750° C). 10. BeF2w. Э-ектр°ЛИ:>» Ве4- (катод) + F2t (анод). 96. BeCh — ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо раство- растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок оснбвной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Получение см. 895, 90*. Мг = 79,92; d = 1,90; Г„л = 415° С; т„„„ = 550° С; к,- 72,8<2О), 77,0(ЗО). 54
1. ВеСЬ 4НгО = BeCl(OH) + НС1 + ЗН2О (выше 176° С). 2. ВеСЬ + НгО (гор.) = ВеС1(ОНL- + НС1, ЗВеСЬ (конц.) + 6Н2О<=» 2[Ве(Н2ОKС1]+ + [ВеС14]2~ (в конц. НС1). 3. ВеСЬ (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2ОL]2+ + 4СГ (в разб. НС1), [Ве(Н2ОL]2+ + Н2О<=* [Ве(Н2ОK(ОН)]+ + НзО; рКк = 5,70, 3[Ве(Н2О)э(ОН)]+<=Г> [Ве3(Н2О)б(ОН)зK+ +ЗН2О. 4. ВеСЬ + 2NaOH (разб.) = Ве(ОНJ4 + 2NaCl, ВеСЬ + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL] + 2NaCl. 5. ВеСЬ + 2(NH3 • Н2О) [конц] = Ве(ОНJ4- + 2NH4C1. 6. ВеСЬ + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2HC1. 7. ВеСЬ + 4NaF (конц.) = Na2[BeF4]4. + 2NaCl. 8. ВеСЬ + 2LiH = BeH2l + 2LiCU (в эфире). 9. BeCl^) электролиз> Ве4 (катод) + Cbt (анод). 97. Ве2С — КАРБИД ДИБЕРИЛЛИЯ Желтовато-красный, очень твердый, при плавлении разлагается. Медленно гидролизуется во влажном воздухе, быстро — в горячей воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом, легко галогенируется. Получение см. 896, 907. Л/г = 30,04; d = 1,90; tm = 2150° С (разл.). 1. Ве2С = 2Ве + С (графит) [выше 2150° С]. 2. Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Ве(ОНJ4 + CH4t. 3. Ве2С + 4НС1 (разб.) = 2ВеС12 + CH4t. 4. Ве2С + 4NaOH (конц.) + 4Н2О = 2Na2[Be(OHL] + CH4t. 5. Ве2С + 2Н2 = 2Ве + СН4 B000° С). 6. Ве2С + 2О2 = 2ВеО + СО2 F00—700° С). 7. Ве2С + 4СЬ = 2ВеС12 + CCU (выше 300° С). 98. (NH4hIBeF4| — ТЕТРАФТОРОБЕРИЛЛАТ(Н) АММОНИЯ Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя- растворяется в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислота- кислотами и щелочами. Получение см. 905, 957. Мг = 121,08; tm = 280° С (разл.); к, = 47,5B5). 1. (NH4J[BeF4] = NH4[BeF3] + NH4F B80—320° С), (NH4J[BeF4] = 2NH4F + BeF2 (800-1100° С). 2. (NH4J[BeF4] (разб.) = 2NHJ+ [BeF^2", 55
[BeF4]2~ + H2O«=» [Be(H2O)F3]" + F; р/С„ = 2,26. 3. (NH4J[BeF4] + 4HC1 (конц.) = BeCh + 2NH4C1 + 4HFt (кип.). 4. (NH4J[BeF4j + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OHL] + 2(NH3 ¦ H2O) + 4NaF. МАГНИЙ 99. Mg —МАГНИЙ Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воз- воздухе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро- концентрированных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота- кислотами, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 100 , 105", 106'. Мг = 24,305; d = 1,737; Т„л = 648° С; тк„„ = 1095° С. 1. Mg + 2Н2О (гор.) = Mg(OHJ4 + H2t. 2. Mg + 2НС1 (разб.) = MgCh + H2t. 3. 4Mg + IOHNO3 (разб.) = 4Mg(NO3J + N2Of + 5H2O. 4. Mg + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCh + 2NH3t + H2T. 5. Mg + H2 = MgH2 A75° C, p, кат. Mgl2). 6. 2Mg + O2 = 2MgO F00—650° С, сгорание на воздухе), 3Mg + N2 = Mg3N2 G80—800° С, сгорание на воздухе). 7. Mg + С12 (влажн.) = MgCh (комн.). 8. Mg + H2S = MgS + Н2 E00° С). 9. 3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + ЗН2 F00—850° С). 10. Mg + 2N2O4 = Mg(NO3Jl + 2NO A50° С, вак., в этилацетате). 11. 4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO (ниже 800° С, в атмосфере Н2), 2Mg + SiO2 = Si + 2MgO A000° С). 100. MgO — ОКСИД МАГНИЯ Жженая магнезия, периклаз. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокатенном виде малореакцйонноспособный, не реагирует с водой. Проявля- Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом, кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Получение см 996 1011, 102', ЮЗ1'2, I041. М, = 40,30; d=3,62; /пл = 2825° С; т„„„ = 3600° С. 1. MgO -I- Н2О (пар) = Mg(OHJ A00—125° С). 2. MgO + 2НС1 (разб.) = MgCh + Н2О. 3. 2MgO + Н2О + СО2 = Mg2CO3(OHJ. 4. MgO + С (кокс) = Mg + СО (выше 2000D С), 56
MgO + Ca = CaQ + Mg A300° C). 5. MgO + С (кокс) + СЬ = MgCh + CO (800—1000° С). 6. MgO + H2O2 (конц.) = MgOzi + H2O (до 20° С). 7. 2MgO + CS2 = 2MgS + CO2 F00—700° С). 8. MgO + M2O3 = (MgM2)O4 A200— 1400° С; М = Al, Cr, Fe). шпинели 101. Mg(OHJ — ГИДРОКСИД МАГНИЯ Брусит. Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами, кислотными оксидами. В жестких условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает СОг из воздуха. Перево- Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 99', 103 , 104 , 105\ Мт = 58,32; d = 2,39; рПР25 = 11,17. 1. Mg(OHJ = MgO + Н2О C50—480° С). 2. Mg(OHJ + 2HCI (разб.) = MgCl2 + 2Н2О. 3. 2Mg(OHJ(T) + СО2 = Mg2CO3(OHJ + H2O (комн.), Mg(OHJ (суспензия) + 2COi = Mg(HCO3J(p) (комн.). 4. Mg(OHJ + 2NaOH (насыщ). = Na2[Mg(OHL]l A00—110° C). 5. Mg(OHJ + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCh + 2NH3t + 2H2O. 102. MgCOj — КАРБОНАТ МАГНИЯ Магнезит. Белый, при умеренном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах, концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СО2 в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCO3J (известный только в растворе), который определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор дей- действием карбоната аммония. Получение см. 104*. Мг = 84,31; d= 3,037; & = 0,18BО); рПР25 = 5,10. 1. MgCO3 = MgO + CO2 C50—650° С). 2. 2(MgCO3 5H2O) = Mg2CO3(OHJ + СО2 + 9Н2О F0-80° С). 3. 2MgCO3 + Н2О (гор.) = Mg2CO3(OHJ4. + CO2t, Mg2CO3(OHJ + СО2 = 2MgCO3 + Н2О A80—220° С). 4. MgCO3 + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + CO2t + H2O, MgCO3 + (NH4JSO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3t + CO2t + H2O (кип.). 5. MgCO3 + 2HF (конц., гор.) = MgF24. + CO2t + H2O. КОМН. 6. MgCO3(T) + H2O + CO2 i=^=> Mg(HCO3J,P). 103. Mg(NO3J — НИТРАТ МАГНИЯ Магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз 57
по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует со щелочами. Получение см. 99310. Мт = 148,31; d= 1,636 (кр.); к, = 73,3B0). 110,1(80). 1. 2Mg(NO3J = 2MgO + 4NO2 + О2 (выше 300° С). 2. Mg(NO3J 6H2O = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5Н2О (выше 130° С). 3. Mg(NO3J (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2ON]2+ + 2NOJ [Mg(H2ON]2+ + Н2О<=? [Mg(H2OM(OH)]+ + Н3О+; рКК = 11,42. 4. Mg(NO3J + 2NaOH (разб.) = Mg(OHJ4- + 2NaNO3. 104. MgSO4 — СУЛЬФАТ МАГНИЯ Эпсомит, или английская (горькая) соль (гидрат). Белый, разлагается выше температуры плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами. Всту- Вступает в реакции обмена. Обусловливает постоянную жесткость природных вод. Получение см. 94", 1024. М, = 120,37; d= 2,66; т„л = 1137° С; к, = 35,1B0), 54,8(80). 1. 2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + О2 (выше 1200° С). 2. MgSO4 7H2O = MgSO4 + 7H2O B00—330° С). 3. MgSO4 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2ON]2+ + SO^" (рН < 7, см. 1033). 4. MgSO4 + H2SO4 (конц., хол.) = Mg(HSO4J. 5. MgSO4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OHJ4- + Na2SO4. 6. MgSO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Mg(OHJ4- + (NH4JSO4. 7. MgSO4 + M(C1O4J = MSOU + Mg(ClO4J (M = Ca, Sr, Ba). 8. MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO34- + K2SO4 + H2O + CO2A 2MgSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OHJ>l- + 2Na2SO4 + CO2T (кип.) 9. MgSO4 (насыщ.) + СаСЮ4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO44. 10. MgSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M2Mg(SO4J ¦ 6H2O4- »*«™ (M=K4,NHJ). 105. MgCl2 — ХЛОРИД МАГНИЯ Хлоромагнезит, бишофит (гидрат). Белый, плавится без разложения, перегоня- перегоняется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, амми- аммиаком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обме- обмена. Получение см. 99247, 10025, 10125, I024. Л/, = 95,21; d=2,32; /nn = 7l4°C; rKHrt = 1370е С; лч = 54,8B0), 65,8<80). 1. MgCl2 6Н2О = MgCl2 + 6Н2О A00—200° Сток НС1) 2. MgCI2 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2ON]2+ + 2СГ (рН < 7, см. 1033). 3. MgCl2 + Н2О (пар) = MgO + 2HCI E00° С). 58
4. MgCl2 + 2NaOH (разб.) = MgCOHfe'l + 2NaCl. 5. MgCl2 (насыщ.) + 2(NH3 • H2O) [конц., гор.] = Mg(OHJ4 + 2NH4C1. 6. MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OHL. 7. MgCh + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор.) = CaMg(CO3J-l- + 4KC1 + 2CO2? + + 2H2O. 8. MgCli + NH3 ¦ H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4l + 2NaCl + H2O (E = P, As). 9. MgCl2 (насыщ.) + KC1 (насыщ.) +6H2O = KMgCb 6H2Oi (карналлит). 10. MgCh + 6NHXr) = [Mg(NH3N]Cl2. 11. MgCl*») yJKKrpomo> Mg (катод) + Cht (анод). 106. Mg3N2—ДИНИТРИД ТРИМАГНИЯ Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами. Окисляется Ог воздуха при высоких температурах. Получение см. 99 ' . А/г = 100,93; d=2,71. 1 • Mg3N2 = 3Mg + N2 G00— 1500° С). 2. Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OHJ1 + 2NH3t (кип.). 3. Mg3N2 + 8HC1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4C1. 4. 2Mg3N2 + 3O2= 6MgO + 2N2 E00—800° C). 107. Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМАГНИЯ Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галоге- галогенами. Получение см. 99". М, = 76,70; d = 1,94; т„л = 1085° С. 1. Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OHJ4- + SiH4 t (примеси SinH2n+2, « > О 2. Mg2Si + 4HCI (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2j. + 4Н2Т (примесь SiH4), 2Mg2Si + 8HC1 = 4MgCl2 + Sii + 2H2T + SiH4t (комн., в эфире). 3' Mg2Si "щлро^ * SiHU> SinHu+2 E0—60° C, n > 1, примесь Н2). 4. Mg2Si + 2CI2 = 2MgCh + Sil C0—40° С, в жидк. ССЦ). 5. Mg2Si + 4NH4Br = SiH4t + 2MgBr2 + 4NHs (в жидк. NH3). КАЛЬЦИЙ 108. Ca —КАЛЬЦИЙ Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твер- твердый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окра- Окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособ- ный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими 59
неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель, реагирует с водой, разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 109 , 110 ,117 . М, = 40,078; d = 1,54; /пл = 842° С; /»„„ = 1495° С. 1. Са + 2Н2О = Са(ОНJ4- + H2t (комн.), 2Са + Н2О (пар) = СаО + СаН2 B00—300° С). 2. Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2t. 3. 4Са + 10HNO3 (разб.) = 4Ca(NO3J + N2Ot + 5Н2О, 4Са + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ca(NO3J + NH4NO3 + ЗН2О. 4. Ca + H2 = CaH2 E00—700° С). 5. 2Са + О2 = 2СаО (выше 300° С, сжигание на воздухе). 6. Са + Е2 = СаЕ2 (комн., Е = F; 200—400° С, Е = С1, Вг, I). 7. Ca + S = CaS A50° С). 8. ЗСа + N2 = Ca3N2 B00—450° С, сжигание на воздухе), ЗСа + 2Р (краен.) = Са3Р2 C50—450° С). 9. Са + 2С (графит) = СаС2 E50° С). 10. Ca + 6NH3(r)= [Са^Нз)б](Ог(т)(желт.) [комн.], 6Са + 2NH3(r) = Ca3N2 + 3CaH2 F00—650° С). 11. Са + 6NH3(«) = [Ca(NH3N] (син.) [-40° С, в атмосфере Аг], Са + 2NH3<») = Ca(NH2J4< + Н2Т (кат. Pt). 109. СаНг — ГИДРИД КАЛЬЦИЯ Белый, плавится без разложения в атмосфере Нг, при дальнейшем нагревании разлагается. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Окисля- Окисляется на воздухе. Получение см. 1084, 1179. Мг = 42,09; d = 1,90; т„л * 1000° С. 1. СаН2 = Са + Н2 (выше 1000° С). 2. CaH2 + 2H2O= Ca(OHJ4+ 2H2t. 3. СаН2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2H2t. 4. СаН2 + О2 = СаО + Н2О C00—400° С). 5. ЗСаН2 + N2 = Ca3N2 + ЗН2 (выше 1000° С). 6. 2СаН2 + ТЮ2 = 2СаО + Ti + 2H2 G50° С). 7. ЗСаН2 + 2КС1Оз = 2КС1 + ЗСаО + ЗН2О D50—550° С). 8. СаН2 + H2S = CaS + 2H2 E00—600° С). ПО. СаО —ОКСИД КАЛЬЦИЯ Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термичес- термически устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагиру- реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оенбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1085, 1094 ИЗ1. 60
Mr = 56,08; d=3,35; /„„«2614° С; /*„„ = 2850° С. 1. CaO + НгО = Са(ОНJ (комн.). 2. СаО + 2НС1 (разб.) = СаСЬ + Н2О. 3. СаО + 2HF (разб.) = CaF24 + Н2О. 4. ЗСаО + 2НзРО4 (разб.) = Саз(РО4)г4-+ ЗН2О. 5. СаО + СОг = СаСОз (комн.). 6. СаО + SiO2 = CaSiO3 A100—1200° С). волластонит 7. СаО + ТЮ2 = (СаТООз (900—1100° С). перовскшч 8. 4СаО + 2Сг2Оз + ЗО2 = 4СаСгО4 F00—700° С). хроматит 9. 2СаО + 2СЬ = 2СаС12 + О2 G00° С), СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО A900—1950° С). 10. 4СаО + 2А1 = ЗСа + (CaAl2)O4 A200° С). 11. СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2 G00° С). 111. СаОг — ПЕРОКСИД КАЛЬЦИЯ Белый, при нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с холодной водой. Полностью разлагается кипящей водой, сильными кислотами. Сильный окислитель в реакциях при спекании. Получение см. 11213. Мг = 72,08; d=2,92. 1. 2СаО2 = 2СаО + О2 B50—380° С). 2. СаО28Н2О = СаО2 + 8Н2О A30° С, вак.). 3. СаО2 + 2Н2О (гор.) = Ca(OHJi + Н2О2 E0—60° С), 2СаО2 + 2Н2О= 2Са(ОНJ1 + O2t (кип.). 4. СаОг + 2НС1 (конц., хол.) = СаС12 + Н2О2. 5. 4СаО2 + 2Сг2О3 + О2 = 4СаСгО4 E00° С). 112. Са(ОНJ — ГИДРОКСИД КАЛЬЦИЯ Гашеная известь, портландит. Белый, при нагревании разлагается без плавле- плавления. Плохо растворяется в воде, (образуется разбавленный щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1081, 109, ПО1. Mr = 74,09; d = 2,08; ks = 0,160B0), 0,092(8О). 1. Са(ОНJ = СаО + Н2О E20—580° С). 2. Са(ОНJ ¦ @,5—1)Н2О X <=> Са(ОНJ(т) + @,5—1)Н2О(Ж) A00° С, р). 3. Са(ОНJ (оч. разб.) + 6Н2О = [Са(Н2ОN]2+ + 2ОН". 4. Са(ОНJ + 2HCI (разб.) = СаСЬ + 2Н2О, Са(ОНJ + H2SO4 (конц.) = C&OaI + 2Н2О. 61
5. ЗСа(ОНJ + 2Н3РО4 (разб.) = Саз(РО4)г>1" + 6Н2О, Са(ОНJ + Н3РО4 (конц.) = СаНРО44 + 2Н2О. 6. Са(ОНJ + ЕО2 = СаЕОз! + Н2О (Е = С, S), Са(ОНJ (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕОзJ(Р). 7. Са(ОНJ + 2H2S = Ca(HSJ + 2Н2О. 8. Са(ОНJ + 2В(ОН)з = Са(ВО2J-1- + 4Н2О (кип). 9. Са(ОНJ + СО = СаСОз + Н2 D00° с) 10. 2Са(ОНJ (суспензия, хол.) + 2СЬ = Са(СЮJ + СаС12 + 2Н2О, Са(ОНJ (суспензия, гор.) + 6С12 = Са(С1Оз)г + 5СаС12 + 6Н2О. 11. Са(ОНJ (суспензия) + 2NaClO (хол.) = Са(СЮJ>1< + 2NaOH. 12. ЗСа(ОНJ + 6Н2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2J.+ 2РН3Т D0—50° С). 13. Са(ОНJ + Н2О2 (конц.) = СаО24 + 2Н2О D0—50° С). ИЗ. СаСОз — КАРБОНАТ КАЛЬЦИЯ Кальцит (тригональный), арагонит (ромбический). Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СОг- Прак- Практически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кисло- кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СОг, образуется гидрокарбонат Са(НСОз)г (известный только в растворе), кото- который определяет временную жесткость природных вод. Получение см. 110 , 1126, 1176. Мг = 100,09; d = 2,93; т„л = 1242° С(р); рПР25 = 8,36. 1. СаСОз = СаО + СО2 (900— 1200° С). 2. СаСОз + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2Т + Н2О. 3. СаСОз + 2HF (разб.) - CaF24- + СО2Т + Н2О. комн.,. 4. СаСОз(Г) + СО2 + Н2О *^=> Са(НСОзJ(р). 5. СаСОз + SiO2 = CaSiO3 + CO2 (800° С). 6. СаСОз + 2NH3 = CaCN2 + 3H2O G00—900° С). 7. СаСОз + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH3 + Н2О + СО2 (кип.). 8. СаСОз + H2S = CaS + H2O + СО2 (900° С). 9. СаСОз + С (кокс) = СаО + 2СО (800—850° С). 114. СаAЧОз)г — НИТРАТ КАЛ ЬЦИЯ Известковая (норвежская) селитра, нитрокальцит (гидрат). Белый, при плавле- плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворяется в азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается только атомным водо- водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1083, 1183. Мг = 164,09; d = 2,36; т„л = 561 ° С (разл.); *, = 129,3B0), 358,7(80). 1. Ca(NO3J = Ca(NO2J + O2 D50—500° С), 62
2Ca(NO3J = 2СаО + 4NO2 + O2 (выше 561° С). 2. Ca(NO3J • 4Н2О = Ca(NO3b + 4Н2О F0—100° С). 3. Ca(NO3J (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2ОN]2+ + 2NOJ (pH 7). 4. Ca(NO3J + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ca(NO2J + 2Н2О. 5. 3Ca(NO3)a+2Na2HPO4= Ca3(PO4Ji+ 4NaNO3 + 2HNO3 (кип.). 6. 5Ca(NO3J+ 3(NH4JHPO4+ 4(NH3 • Н2О) [разб.] = Са5(РО4)зОН4-+ + 10NH4NO3 + ЗН2О (кип). 115. CaSO4 — СУЛЬФАТ КАЛЬЦИЯ Ангидрит, гипс (дигидрат), бассанит, или жженый гипс (гемигидрат). Белый. Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается. Мало растворяется в воде; растворимость повышается в присутствии NaCl, MgCh, хлороводород- хлороводородной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Вос- Восстанавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость природных вод. Получение см. 1047, 1124, 117 . Мг = 136,14, d= 2,96; tm = 1450° С (разл.); к, = 0,206<20), 0,102(80). 1. 2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2 (выше 1450° С). 100—I2S-C 2. CaSO4 ¦ 2Н2О < 2О.С > CaSO4 • 0,5Н2О + 1,5Н2О, CaSO4 0,5H2O= CaSO4 + 0,5H2O A63—200° С). 3. CaSO4 + H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4J. 4. CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2 (900° С). 5. CaSO4 + 4CO= CaS + 4CO2 F00—800° С). 6. CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = СаСО34-+ Na2SO4. 116. CaF2 —ФТОРИД КАЛЬЦИЯ Флюорит. Белый. Плавится без разложения. Не растворяется в воде (раствори- (растворимость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не обра- образует. Химически пассивный, не реагирует с разбавленными кислотами, щело- щелочами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. 1086, ПО3, ИЗ3, 1177. М, = 78,07; d=3,18; rm=1419°C; рПР25 = 10,40. 1. CaF2 + Н2О (пар) = СаО + 2HF (выше 800° С), CaF2<*) + Н2О (пар) + S1O2 = CaSiO3 + 2HF A450° С). 2. CaF2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFt A30—200° С). 3. CaF2(i) + 2HF (конц.) + 6Н2О (хол.) = Ca(HF2J • 6Н2О4.. 117. CaCh — ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ Гидрофилит, антарктицит (гексагидрат). Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо раство- 63
ряется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кисло- кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 110 , 1132. Мг= 110,98; d=2,51; tm = 782° С; /кнп=1960°С; ^ = 74,5B0), 147,0<8О). 1. СаСЬ • 6Н2О = СаСЬ + 6Н2О B00—260° С). 2. СаС12(разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)бГ + 2СГ (Рн 7) 3. СаСЬ + 2Н2О (пар) = Са(ОНJ + 2НС1 (выше 425° С). 4. СаС12(т) + H2SO4 (конц.) = CaSO4l + 2HClt (кип.). 5. СаСЬ + 2NaOH (конц.) = Са(ОНJ4- + 2NaCl. 6. СаСЬ + Na2CO3 = СаСОз-!' + 2NaCl. 7. СаСЬ + 2NH4F = CaF2i + 2NH4C1. 8. СаСЬ + K2SO4 = CaSO4 + 2КС1 (800° С). 9. СаСЬ + Hi = СаН2 + 2НС1 F00—700° С; кат. Pt, Fe, Ni). 10. ЗСаСЬ + 2А1 = ЗСа + 2А1СЬ F00—700° С). 11. CaCl^) ЭЛектр°ЛИЗ> Са (катод) + Cl2t (анод). 118. CaS — СУЛЬФИД КАЛЬЦИЯ Ольдгамит. Белый, при плавлении разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, сильных кислотах. Восстановитель. Получение см. 1087, I098, ИЗ8,115*'5. Мг = 72,14; rf=2,59; tm * 2450° С (разл.); k = 0,02B0). 1. CaS = Ca + S (выше 2450° С). 2. CaS + 2Н2О = Са(ОНJ4 + H2St (кип.). 3. CaS + 2HC1 (разб.) = СаСЬ + H2St, CaS + 4HNO3 (конц.) = Ca(NO3J + S4- + 2NO2t + 2H2O. 4. CaS + CO2 + H2O = CaCO34- + H2St. 5. CaS(r) + H2S (насыщ.) = Ca(HSJ(p) (комн.). 6. CaS + 2O2 = CaSO4 G00—800° C). 119. СазР2 — ДИФОСФИД ТРИКАЛЬЦИЯ Красно-коричневый, плавится под избыточным давлением фосфора. Медленно разлагается во влажном воздухе, быстро — при прокаливании. Гидролизуется водой, разлагается разбавленными кислотами. Окисляется фтором, кислоро- кислородом. Получение см. 1О88, 3374. Л/г = 182,18; d=2,51; тпл * 1600° С (р). 1. 2Са3Р2 = 6Са + 2Р2 (выше 1250° С). 2. Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОНJ>1' + 2РН3Т (примеси Р2Н4, Н2). 3. СазР2 + 6НС1 (разб.) = ЗСаСЬ + 2РН3Т. 64
4. СазРг + 2Н3РО4 (разб.) = Саз(РО4J + 2PH3t. 5. СазРг + 4О2 = Саз(РО4J <150° с> 120. СяСг — АЦЕТИЛЕНИД КАЛЬЦИЯ Белый (технический продукт — карбид кальция — буро-черный из-за примеси угля). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой с выделением ацетилена, реагирует с кислота- кислотами. Восстановитель. Получение см. 1089, 1109, 214 . М, = 64,10; d=2,22\ т„я = 2160°С. 1. СаС2 = Са + 2С (графит) [выше 2200° С]. 2. СаС2 + 2Н2О = CaCOHhi + СгН^Т. 3. СаС2 + 2НС1 (разб.) = СаСЬ + C2H2t. 4. СаС2 + Н2 = Са + С2Н2 (выше 2200° С). 5. 2СаС2 + 5О2 = 2СаО + 4СО2 G00—900° С, примесь СаСО3). 6. СаСг + 5С12 = СаС12 + 2ССЦ (выше 250° С). 7. СаС2 + N2 = Ca(CNJ C00—350° С), СаС2 + N2 = CaCN2 + С (графит) [1000—1150° С]. 8. 2CaC2 + N2 + 2NH3 = 2CaCN2 + C2H2 + 2H2 (800—900° С). СТРОНЦИЙ 121. Sr —СТРОНЦИЙ Щелочноземельный металл. Светло-желтый, ковкий. На воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-крас- ярко-красный цвет. Реакционноспособный; реагируете кислородом, азотом, водородом, галогенами при нагревании. Сильный восстановитель; окисляется водой, раз- разбавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 1227' 1276'7, 1281. М, = 87,62; d = 2,630; tm - 768° С; /«„„ = 1390° С. 1. Sr + 2Н2О = Sr(OHJ4 + H2t (комн.), 2Sr + Н2О (пар) = SrO + SrH2 B00—300° С). 2. Sr + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2. 3. 4Sr + IOHNO3 (разб.) = 4Sr(NO3J + N2Ot + 5H2O, 4Sr + IOHNO3 (оч. разб.) = 4Sr(NO3J + NH4NO3 + ЗН2О. 4. Sr + Нг = SrH2 B00—500° С). 5. Sr + O2 = 2SrO (выше 250° С, сжигание на воздухе). 6. Sr + Ch = SrCl2 B00—400° С). 7. 3Sr + N2 = Sr3N2 D50—500° С, сжигание на воздухе). 8. Sr + 2С (графит) = SrC2 E50° С). 9. 6Sr + 2NH3(r) = SrsN2 + 3SrH2 F00—650° С). 65
10. Sr + 6NH3<«) = [Sr(NH3)s] (син.) [-40° С, в атмосфере Аг], Sr + 2NHs(«) = Sr(NH2J4. + H2 (кат. Pt). 122. SrO —ОКСИД СТРОНЦИЯ Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу- температурах. Реагирует с водой (образует щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 1215, 123', 124'\ 126'. Л/г = 103,62; d=5,02; т„„ = 2650оС; т.ип * 3000° С. 1. SrO + Н2О = Sr(OHJ (комн.). 2. SrO + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + Н2О. 3. SrO + 2HF (разб.) = SrF2>L + Н2О. 4. 3SrO + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4J4 + ЗН2О. 5. SrO + СО2 = SrCO3 (комн.). 6. 2SrO + О2 = 2SrO2 D00° С, р). 7. 4SrO + 2A1 = 3Sr + (SrAl2)O4 A200° С). 123. SKOHh — ГИДРОКСИД СТРОНЦИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, образует разбавленный щелочной раствор. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1211, 1221, 1254. Мг = 121,63; d = 3,625; tm = 460° С; к, = 0,81<20), 8,3(8О). 1. Sr(OHJ = SrO + H2O E00—850° С). 2. Sr(OHJ 8H2O = Sr(OHJ + 8Н2О A00° С, вак.). 3. Sr(OHJ (оч. разб.) + nH2O = [Sr(H2O)J2+ + 2OH" (я = 6 + 8). 4. Sr(OHJ + 2НС1 (разб.) = SrCh + 2Н2О. 5. Sr(OHJ + H2SO4 (конц.) = SrSO44 + 2Н2О. 6. 3Sr(OHJ + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4Ji + 6Н2О. 7. Sr(OHJ + ЕО2 = SrEO34- + Н2О (Е = С, S), Sr(OHJ + 2ЕО2 = Sr(HEO3J(p). 8. Sr(OHJ + 2HF (конц.) = SrF24 + 2Н2О. 9. Sr(OHJ (насыщ., хол.) + H2S(r) = SrSi + 2Н2О. 124. SrCOs — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ Стронцианит. Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится при избыточном давлении СО2. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СОг. Получение см. 1237, 1264. Mt= 147,63; d=3,70; TM = 1497° С (р); рПР25 = 9,28. 66
1. SrCO3 = SrO + CO2 A100—1200° С). 2. SrCO3 + 2HC1 (разб.) = SrCh + CO2t + H2O. 3. SrCOj + 2HNO3 (конц.) = Sr(NO3J + 2H2O + CO2t. комн. 4. SrCOxr) + CO2 + H2O (хол.)Г^-» Sr(HCO3J(p). 5. SrCO3<T) + 2NH4C1 (конц.) = SrCh + 2NH3t + H2O + CO2t (кип.). 6. SrCO3 + H2S = SrS + CO2 + H2O (900—1000° С, в токе Н2). 7. SrCO3 + С (кокс) = SrO + 2СО (800—850° С). 125. SKNOsh — НИТРАТ СТРОНЦИЯ Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. В кислом растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1213, 1243, 1287. Mr = 211,63; d=2,99; tm = 570° С (разл.); к, = 70,4B0), 98(8О). 1. Sr(NO3J = Sr(NO2J + O2 D50—500° С), 2Sr(NO3J = 2SrO + 4NO2 + O2 (выше 570° С). 2. Sr(NO3J ¦ 4Н2О = Sr(NO3J + 4Н2О A00° С). 3. Sr(NOiJ(pa36.) + «H2O = [Sr(H2O),]2++2NOi (л = 6 +8, рН 7). 4. Sr(NO3J (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OHJ4 + 2NaNO3 (комн.). 5. Sr(NO3J + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Sr(NO2J + 2Н2О. 6. Sr(NO3J + (NH4JCrO4 = SrCriU' + 2NH4NO3. 126. S1SO4 — СУЛЬФАТ СТРОНЦИЯ Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном дав- давлении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присут- присутствии SrCb). Малореакционноспособный; не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной кислоты), щелочами. Восстанавливается углеро- углеродом при спекании. Получение см. 123s, 1274, 1286. М, = 183,68; d= 3,96; тпл = 1500° С (р); к, = 0,013B0), 0,011(95). 1. 2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + О2 (выше 1300° С). 2. SrSO4<T) + H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4J(p). 3. SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2CO + СО2 (800— 1100° С). 4. SrSO4 + Na2CO3 (конц.) = SrCO34 + Na2SO4. 127. SrCh — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворя- растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1212 , I234, 1242. 67
Mr= 158,53; d= 3,052; тпл = 873° С; *, = 53,lB0), 93,l(80). 1. SrCl2 ¦ 6H2O = SrCl2 + 6H2O A00—250° C). 2. SrCl2 (разб.) + «H2O = [Sr(H2O)J2+ + 2СГ (n = 6 -=- 8, pH 7). 3. SrCl2 + 2H2O (nap) = Sr(OHJ + 2HC1 (до 500° C). 4. SrCl2<T) + H2SO4 (конц.) = SrSO44- + 2HClt (кип.). 5. SrCl2 (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OHJ4> + 2NaCl (комн.). 6. 3SrCl2 + 2A1 = 3Sr + 2А1С1з F00—700° C). 7. SrCl2« апеетролиз> Sr (катод) + С12Т (анод). 128. SrS — СУЛЬФИД СТРОНЦИЯ Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Мало растворяется в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой, кислотами. Восстановитель. Поглощает СОг и влагу из воздуха. Получение см. 1239, 1246, 1263. А/г = 119,69; d = 3,65; т„л * 2000° С (разл.). 1. SrS = Sr + S (выше 2000° С). 2. SrS + 2H2O = Sr(OHJ4- + H2St (кип). 3. SrS + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2St, SrS + 4HNO3 (конц.) = Sr(NO3J + Si + 2NO2t + 2H2O. 4. SrS(T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HSJ(P). 5. SrS + CO2 + H2O = 8гСО34- + H2St. 6. SrS + 2O2 = SrSO4 G00—800° C). БАРИЙ. РАДИЙ 129. Ba —БАРИЙ Щелочноземельный металл. Серебристо-белый, ковкий, пластичный. На воз- 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. 1301, 1315. My = 137,327; d = 3,60; т„л = 727° С; /„„„ * 1860° С. 1. Ва + 2Н2О = Ва(ОНJ + H2t (комн.). 2. Ва + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + H2t. 3. 4Ва + 10HNO3 (разб.) = 4Ba(NO3J + N2Ot + 5Н2О, 4Ва + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ba(NO3J + NH4NO3 + ЗН2О. 4. Ва + Н2 = ВаН2 A50—300° С). 5. ЗВа + 2О2 = 2ВаО + ВаО2 (до 500° С, сгорание на воздухе), 68
2Ва + О2 = 2ВаО (выше 800° С). 6 Ва + Е2 = ВаЕ2 A00-150° С, Е = F, C1, Вг, 1). 7. Ba + S = BaS A50° С). 8. ЗВа + N2 = Ba3N2 B00—460° С, сгорание на воздухе). 9. Ва + 2С (графит) = ВаСг E0°° с) 10. Ва + H2S = BaS + H2 (выше 350° С). 11. 6Ва + 2NHj(r) = Ba3N2 + ЗВаНг F00—650° С). 12. Ва + 6NH3(«) = [Ba(NH3N] (син.) [-40° С, в атмосфере Аг], Ва + 2NHM«) = Ba(NH2J + Н2 (кат. Pt). 13. 2Ва + ЗСО2 = 2ВаСОз + С(графит) [комн.]. 130. ВаНг — ГИДРИД БАРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 129 Мг = 139,34; d = 4,15; т„л = 675° С (разл.). 1. ВаН2 = Ва + Н2 (выше 675° С). 2. ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОНJ + 2H2t. 3. BaHi + 2HC1 (разб.) = ВаС12 + 2H2t. 4. ВаН2 + О2 = ВаО + Н2О A50 200° С). 5. ЗВаНг + N2 = Ba3N2 + 3H2 D00—450° С). 6. . ЗВаНг + 2КСЮз = 2КС1 + ЗВаО + ЗН2О C50 -400° С). 131. ВаО —ОКСИД БАРИЯ Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу- температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СОг из воздуха. Полу- Получение см. 1295, 132', 134К , 1351. М, = 153,33; d= 5,72; тпл « 2020° С. 1. ВаО + Н2О = Ва(ОНJ. 2. ВаО + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2О. 3. 2ВаО + О2 = 2ВаО2 (до 500° С). 4. ВаО + СО2 = ВаСОз (комн.). 5. ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ba A200° С), ЗВаО + 2А1 = 2Ва + (ВаАЬ)О4 A100— 1200° С). 132. ВаОг —ПЕРОКСИД БАРИЯ Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной воде. Полностью гидролизуется теплой водой, разлагается кипящей водой, кислотами. В растворе проявляет окислительно-восстановительные свойства. Сильный окислитель в реакциях при сплавлении. Получение см. 129s, 1313, 133 >к 69
A/r= 169,33; d=4,96; Тпл = 450° С <p); fc = 0,168B0). 1. 2BaO2 = 2BaO + O2 (выше 790° С). 2. BaO2 8H2O = BaO2 + 8H2O A00° С, вак.). 3. ВаОад + 9Н2О <=¦ [Ва(НгО)8]2+ + НО; + ОН", ВаО2 + 2Н2О = Ва(ОНJ + Н2О2 E0—60° С), 2ВаО2 + 2Н2О = 2Ва(ОНJ + O2t (кип.). 4. ВаО2 + 2НС1 (конц., \ол.) = ВаС12 + Н2О2. 5. ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSO4i + Fe2(SO4K + 2H2O. 6. BaO2 + Hg(NO3J(p) = Ba(NO3J + Н&жI + O2t. 7. BaO2 + 2KOH + 2K3[Fe(CNN] = Ba(OHJ + 2K4[Fe(CNNl + O2t. 8. 4BaO2 + 2Cr2O3 + O2 = 4BaCrO4 G00—900° С). 9. BaO2 + O2 =Ba(O;J (до 100° С, р). 10. ВаО2 + 2Оз = Ba(Oj J + О2 (-80° С, в жидк. CC12F2). 133. Ва(ОНJ — ГИДРОКСИД БАРИЯ Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильнощелочной раствор. Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1291, 1311, 1383. Mr = 171,34; d = 4,5; /„„ = 408° С; к, = 3,89<2О), 101,4(80). 1. Ва(ОНJ = ВаО + Н2О G80—800° С). 2. Ва(ОНJ 8Н2О = Ва(ОНJ + 8Н2О A25—130°С, вак). 3. Ва(ОНJ (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2ОН". 4. Ва(ОНJ + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2О, Ва(ОНJ + H2SO4 (разб.) = BaSO44- + 2Н2О. 5. Ва(ОНJ + 2HF (конц.) = ВаРг^ + 2Н2О. 6. ЗВа(ОНJ + 2Н3РО4 (разб.) = Ваз(РО4J4 + 6Н2О, Ва(ОНJ + НзРО4 (конц.) = ВаНРО44- +2Н2О. 7. Ва(ОНJ + ЕО2 = ВаЕО34- + Н2О (Е = С, S), Ва(ОНJ + 2ЕО2 = Ва(НЕО3J. 8. Ва(ОНJ + Н2О2 (конц.) = BaOrt + 2H2O @° С). 9. Ва(ОНJ + 2H2S (насыщ.) = Ba(HSJ + 2Н2О, Ва(ОНJ + H2S (разб.) = BaS + 2Н2О. 10. Ва(ОНJ + К2СЮ4 = BaCrO44- + 2KOH. 11. Ва(ОНJ + MnS2O6 = BaS2O6 + Mn(OHJi D0—70° С). 12. Ва(ОНJ (насыщ.) + 2NH4C1O3 (конц.) = Ва(СЮзJ + 2NH3t + H2O (кип.). 134. ВаСОз —КАРБОНАТ БАРИЯ Витерит. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избы- избыточным давлением СО2. Не растворяется в воде. Частично переводится в 70
раствор избытком СОг. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см. 1314, 1337, 1375, 138". М,= 197,34; d= 4,43; tm = 1555° С (р); рПР25 = 8,31. 1. ВаСОз = ВаО + СО2 A000—1450° С). 2. ВаСОэ + 2НС1 (разб.) = ВаСЬ + СО2? + Н2О. комн.. 3. ВаСОят) + Н2О (хол.) + СО2< к— * Ва(НСОзJ(Р) 4. ВаСОз + 2HF = BaF2 + СО2 + Н2О (900—1100° С), ВаСОз + H2S = BaS + СО2 + Н2О A000° С, в токе Н2). 5. ВаСОз + С (кокс) = ВаО + 2СО (выше 1000° С). 135. Ba(NO3J — НИТРАТ БАРИЯ Баритовая селитра, нитробарит. Белый, при нагревании плавится и разлагает- разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщен- насыщенных растворах хлорида и нитрата кальция, не растворяется в концентрирован- концентрированной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водоро- водородом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1293, 1387. Mt =261,34; d=3,23; тпл = 594° С (разл.); к, = 9,05»20>, 26,64(80). 1. Ba(NO3J = Ba(NO2J + О2 E94—620° С), 2Ba(NO3J = 2ВаО + 4NO2 + O2 F20—670° С). 2. Ba(NO3J (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2NOi (pH 7). 3. Ba(NO3J + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ba(NO2J + 2Н2О. 4. Ba(NO3J + H2SO4 (разб.) = BaSO44 + 2HNO3. 5. 3Ba(NO3J + 2Na2HPO4 = Ваз(РО4>2^ + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип). 136. BaSO4 — СУЛЬФАТ БАРИЯ Барит. Белый, тяжелый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Не растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Малореакционноспособ- ный, не реагирует с кислотами (кроме концентрированной серной). Восстанав- Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1ЗЗ4, 137s. Mt = 233,39; d=4,50; tm = 1580° С (разл.); рПР25 = 9,74. 1. 2BaSO4 = 2ВаО + 2SO2 + О2 (выше 1580° С). 2. BaSO4(T) + H2SO4 (конц.)<П=> Ba(HSO4J(p) B0—50° С). 3. BaSO4 + 2NaOH (конц., хол.)<—* (BaOHJSO4(p) + Na2SO4 B0—40° С). 4. BaSO4 + 40 (кокс) = BaS + 4CO A100— 1200° С). 5. BaSO4 + 4СО = BaS + 4СОг F00—800° С), BaSO4 + 4Н2 = BaS + 4НгО (900—1000° С). 71
137. BaCh —ХЛОРИД БАРИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте. Не растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1ЗЗ4, 1342, 1389. Мг = 208,23; rf= 3,856; /„ = 961° С; к, = 36,2BО\ 52,2(80). 1. ВаСЬ 2Н2О = ВаС12 +2Н2О (выше 113° С). 2. ВаСЬ (разб.) + 8Н2О = [Ва(НгО)8]2++ 2СГ (рН 7). 3. ВаСЬ + Н2О (пар) = ВаО + 2НС1 (900—950° С). 4. ВаС1г(т) + H2SO4 (конц.) = BaSO44 + 2HClt (кип). 5. ВаСЬ + Na2SO4 = BaSO44- + 2NaCl, ВаСЬ + Na2CO3 (конц.) = ВаСО34 + 2NaCI. 6. ВаСЬ + 6Н2О масгроЛИЗ> 6H2t (катод) + Ва(С1ОзJ (анод). 138. BaS — СУЛЬФИД БАРИЯ Белый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлага- разлагается. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по аниону). Разлагается в кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде кислородом. Поглощает СОг и влагу из воздуха. Получение см. 129710, 1344, 13645. Мг = 169,39; d = 4,36; tm * 2000° С (разл.); fe = 7,86B0),49)91(80). 1. BaS = Ва + S (выше 2000° С). 2. BaS (насыщ.) + 14H2O^=r> Ba(HSJ 4Н2О4- + Ва(ОНJ 8Н2О4- (комн.). 3. BaS(T) + 2Н2О (пар) = Ва(ОНJ + H2S D50° С, в токе СО2). 4. BaS (разб.) + 2Н2О = Ва(ОНJ + H2St (кип.). 5. BaS (разб.) + 8Н2О (хол.) = [Ва(Н2О)8]2+ + S2", S2" + Н2О^=* HS" + ОН"; рКо = 1,09. 6. BaS + 2HC1 (разб.) = ВаСЬ + H2St. 7. BaS + 4HNO3 (конц.) = Ba(NO3J + Si + 2NO2t + 2H2O (кип.). 8. BaS + O2 = BaSO4 A000— 1050° C). 9. BaS (насыщ.) + СаСЬ (насыщ.) = CaSl + ВаСЬ. 10. BaS + H2S (насыщ.) = Ba(HSJ. 11. BaS + H2O + CO2 = BaCO34- + H2St, 2BaS + H2O + CO2 = ВаСОз^ + Ba(HSJ. 139. Ba(HSJ — ГИДРОСУЛЬФИД БАРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается в кипящей воде, реагирует с разбав- 72
ленными кислотами, нейтрализуется щелочами. Восстановитель, медленно окисляется растворенным в воде Ог. Получение см. 133 , 138 . М, = 203,48; к, = 48,8<м), 63,9(80). 1. Ba(HSJ = BaS + H2S (выше 450° С). 2. Ba(HSJ • 4Н2О4ч=» Ba(HSJ (насыщ.) + 4Н2О B0° С), Ba(HSJ 4Н2О = Ba(HSJ + 4Н2О E0° С, вак). 3. Ba(HSJ (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2HS", HS" + Н2О<=+ H2S + ОН"; рКо = 7,02. 4. Ba(HSJ + 2Н2О = Ва(ОНJ + 2H2St (кип). 5. (Ba(HSJ + 2HC1 (разб.) = BaCU + 2H2St. 6. Ba(HSJ + 6HNO3 (конц.) = Ba(NO3J + 2Si + 4NO2t + 4H2O. 7. Ba(HSJ + Ba(OHJ = BaS + 2H2O. 8. Ba(HSJ + O2 = Ba(OHJ + 2S4-. 140. Ra —РАДИЙ Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наибо- 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. Миллиграммовые количества радия выделяют при переработке урановых руд в виде RaCh. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртут- ртутном катоде. Мг = 226,025; d « 6; tm = 969° С; tmn = 1536° С. 1. Ra + 2Н2О = Ra(OHJ + H2t. 2. Ra + 2HC1 (разб.) = RaCl2 + H2t. 3. Ra + H2SO4 (разб.) = RaSO44 + H2t. 4. 4Ra + 1OHNO3 (разб.) = 4Ra(NO3J + N2Ot + 5H2O. 5. 2Ra + O2 = 2RaO A00° С, сгорание на воздухе). 6. Ra + Cl2 = RaCl2 (комн.). 7. 3Ra + N2 = Ra3N2 A00° С, сгорание на воздухе). 8. Ra + S = RaS A50° С). 9. Ra + 2H2O + Na2CO3 = RaCO34- + H2t + 2NaOH. 73
Часть II ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ ЭЛЕМЕНТЫ ША-ГРУППЫ БОР 141. В —БОР Неметалл. Серо-черный (кристаллический) или коричневый (аморфный). Туго- Тугоплавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; не реагирует с водо- водородом, водой, разбавленными кислотами, щелочами в разбавленном растворе. Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогена- галогенами, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании. Получение см. 1421, 144', 1503, 151'. Mr = 10,811; d = 2,340; tm = 2075° С; Um = 3700° С. 1. 2В + ЗН2О(пар) = В2О3 + ЗН2 G00—800° С). 2. В + 3HNO3 (конц., гор.) = В(ОНK4 + 3NO2t. 3. 2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OHL] + 3H2t. 4. 4В + 4NaOH + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O C50—400° С). 5. 4В + ЗО2 = 2В2Оз G00° С, сжигание на воздухе). 6. 2В + ЗЕ2 = 2ВЕ3 C0° С, Е = F; выше 400° С, Е = С1, Вг, I). 7. 2В + 3S = B2S3 (выше 600° С). 8. 2В + N2 = 2BN (900— 1000° С). 9. В + Р (краен.) = ВР (900— 1200° С). 10. 4В + С (графит) = В4С (выше 2000° С, примесь В|3С2). 11. 2В + 6НЕ = ВЕз + ЗН2 D00—500° С; Е = F, C1), 2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2 (800—900° С), 2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2 A000—1200° С). 12. 5В + 3NO = В2Оз + 3BN (800° С). 13. 2В + ЗСО = В2О3 + ЗС (графит) [1400° С], 4В + 3CS2 = 2B2Sj + ЗС (графит) [930° С]. 14. 4В + 3SiO2 = 2В2О3 + 3Si A300— 1500° С). 142. ВгНв — ДИБОРАНF) Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой В„Н„+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный; реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см. 158е, 1595, 175s. 74
Mt = 27,67; p = 1,234 г/л (н.у.); тпл = -165,5° С; «КИП '*'>J ^-" 2« = 2В + ЗН2 C00-550° С). 2. В2Н6 + 6Н2О = 2В(ОН)з4- + 6Н2Т. 3. В2Н6 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OHL] + 6H2t. 4. В2Н« + ЗО2 = В2Оз + ЗН2О (сгорание на воздухе). 5. В2Н6 + 6С12 = 2ВС13 + 6НС1. 6. 2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH4]+ + Na[B3Hg] + 2Н&Ж) (в эфире). 7. В2Нб + 6НС1 = 2ВС1з + 6Н2. 8. ЗВ2Н6 + 6NH3 = 2BjH6N3 + I2H2 A80—190° С). 9. В2Н6 + 2LiH = 2Li[BH4] (кип., в эфире). 143. В4Н10 — ТЕТРАБОРАН(Ю) Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой В„Н„+б. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе. Мед- Медленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кисло- кислородом, хлором, аммиаком. Получение см. 144*. Мг = 53,32; р = 2,397 г/л (н.у.); /пл = -120° С; тКип = +18°С(разл.). 1. В4Н,о * В2Нб(Г), ВьНцгу, В,0Н,4<ж), (ВН)Л(Т) (выше 100° С). 2. В4Ню + 12Н2О = 4В(ОНK4 + 11 H2t. 3. В4Н10 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OHL] + 11 H2t. 4. 2B4Hio + 11О2 = 4В2Оз + 10Н2О (сжигание на воздухе). 5. 2В4Ню + 17СЬ = 8ВСЬ + 10НС1. 6. 3B4Hio + 12NH3 = 4B3H6N3 + 21Н2 B00° С, р). 144. ВгОз — ТРИОКСИД ДИБОРА Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низ- низкоплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен. Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводород- ной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см. 1415, 142", 145', 1478. Mr = 69,62; d = 1,84 (аморфн.), 2,46; т„л = 450° С; 1 rKHn * 2000° С; к, = 2>М), 9,5(80). 1. B2Oj (аморфн.) + ЗН2О = 28@4K4-. 2. 2В2Оз (аморфн.) + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + H2O (комн.), В2Оз (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + ЗН2О = 2Na[B(OHL] (комн.). 3. В2Оз + 2NaOH = 2NaBO2 + H2O D00—550° С). 4. В2Оз (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН2О. 5. В2О3 + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) = 2BF3t + 3CaSO4l +3H2O (кип.). 75
6. В2О3 + 2NH3 = 2BN + ЗН2О B000° С; кат. С, Mg). 7. В2О3 + 2А1 = AI2O3 + 2В (800—900° С). 8. В2О3 + 6Mg = Mg3B2 + 3MgO G50—900° С), Mg3B2 + Н3РО4 (конц.) = В4Ню(*) + Mgj(PO4J>l' (До +10° С). 9. В2О3 + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2ВСЬ + ЗСО A000° С). 145. В(ОН)з —ТРИГИДРОКСИД БОРА Сассолин. Белый, разлагается при нагревании, перегоняется с водяным паром, окрашивает пламя горелки в зеленый цвет. Растворяется в воде (растворимость сильно повышается с ростом температуры), образует гидрат, проявляющий слабые кислотные свойства. Реагирует со щелочами, концентрированной фто- роводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получе- Получение см. 1412, 1473, 150', 1606. М, = 61,83; d = 1,435; тпл = 170° С (р); к, = 4,87B0), 23,54(80). 1. В(ОНK = НВО2 + Н2О G0—160° С), 2В(ОН)з = В2О3 + ЗН2О B35° С). 2. В(ОНK (разб.) + Н2О = [В(Н2О)(ОНK], [В(Н2О)(ОНK] + НгО^гг^ [В(ОНL]~ + Н3О+; рКК = 9,24. 3. 4В(ОНK + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 7Н2О, В(ОН)з + NaOH (насыщ.) = Na[B(OHL]. 4. В(ОНK + NaOH = NaBO2 + 2H2O C50—400° С). 5. 2В(ОН)з + Na2CO3 = 2NaBO2 + CO2 + ЗН2О (выше 850° С). 6. В(ОНK + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН2О. 7. В(ОН)з + 3HSO3FW = 3H2SO4 + BF3t C0-55° С). 146. NaBO2 — МЕТАБОРАТ НАТРИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной водой анион ВОг переходит в [В(ОНLГ- Разлагается горячей водой, кислотами. Получение см. 2916, 14I4, I474, 1601. Мг = 65,80; d = 2,34; т„л = 965° С; tm = 1434° С; к, = 25,4BО), 31,4(80). 1. NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2OL]+ + [B(OHLf (рН > 7, см. 1603). 2. 4NaBO2 + Н2О (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH. 3. NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCl + [В(Н2О)(ОНK]. 4. 2NaBO2 + 2H2SO4 (конц.) + 2Н2О = 2NaHSO4 + 2В(ОНK4. 147. Na2B4O7 — ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ Бура, или тинкал (гидрат). Белый, плавится без разложения. Умеренно раство- растворяется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава). 76
Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение см. 1441, I453, 1604. Мг = 201,22; d= 2,367; /„ = 741° С; *, = 2,5BО\ 24,3(80). 1. Na2B4O7 10Н2О = №2В4О7 + 10Н2О (выше 380° С). 2. Na2B4O7 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + В4О^ (точнее, [В4О5(ОНL]21, В4О|" + ПН2О<=? 4[В(Н2О)(ОН)з] + 2ОН"; рАГо = 7,89. 3. Na2B4O7 + 2HC1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4[В(Н2О)(ОН)з], Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 5Н2О = 4В(ОН)з4- + 2NaHSO4 D0—50° С). 4. Na2B4O7 + 7Н2О + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OHL], Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O G00—750° С). 5. Na2B4O7 + ЗВ2О3 = 2NaBsO8 F50—700° С). 6. Na2B4O7 + CoO = 2NaBO2 + Co(BO2J (син.) [750—800° С]. 7. Na2B4O7 + 2NaOH + 4H2O2 (конц.) + 11H2O = 2Na2[B2(O^2(OHL] • 6H2Ol. 8. Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 12C2H5OH = 4В(С2Н5ОKТ + 2NaHSO4 + + 7H2O (комн.), 2B(C2H5OK + 18O2 = B2O3 + 12CO2 + 15H2O (сгорание на воздухе). 148. NaBsOs — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(Ш) НАТРИЯ Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава аниона. Реагируете кислотами, щелочами. Получение см. 1475. Мх = 205.04; tm = 785° С (разл.); к, = 9,24@), 11,9B0). 1. NaBsO» = NaBO2 + 2B2O3 (выше 785° С). 2. NaBsO» ¦ 5Н2О = NaB5Os + 5H2O C50° С). 3. NaB5O8 (разб.) + 6Н2О = [Na(H2OL]+ + [В5О6(ОНLГ. 4. NaBsOs + HC1 (разб.) + 12Н2О = NaCl + 5[В(Н2О)(ОН)з]. 5. 2NaBsO(, + 2H2SO4 (конц.) + 14Н2О = 2NaHSO4 + 10В(ОНK4. 6. NaB5O8 + 8H2O + 4NaOH (конц.) = 5Na[B(OHL]. 149. BF3 — ТРИФТОРИД БОРА Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Образует аддукты с органическими растворителями. Реагирует со щелочами. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 1416, 1445, 1457, 1571'4. М, = 67,81; р = 3,209 г/л (н.у.); и = -128,36° С; Тк„„ = -100,3°С; с,= 106<0). 1. BF3 + 2Н2О = (H3O)[B(OH)F31(T, (до 6° С). 2. BF3 + H2O =[B(H2O)F3] (8—18° С), [B(H2O)F3] + H2O = [B(OH)F3]" + НзО+. 3. 4BF3 + ЗН2О = 3H[BF4] + В(ОНK>1' B0—80° С). 4. 16BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na[BF4] + Na2B4Cb + 7Н2О. 77
5. BF3 + NH3 = [B(NH3)F3] (до 0° С). 6. BF3 + MF(p) = M[BF4](p) (M = Na\ NHJ), BF3 + MF(p) = M[BF4]4 (M = K, Rb, Cs). 150. ВС1з —ТРИХЛОРИД БОРА Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспо- собный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в другие соединения бора. Получение см. 141е, 1449. М, = 117,17; d(«) = 1,434@), 1,343(| °; U = -107° С; /кип = +12,5° С. 1. ВСЬ + ЗН2О = В(ОНK4 + ЗНС1. 2. 4BCU + UNaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaCI + 7Н2О, ВСЬ + 4NaOH (конц.) = Na[B(OHL] + 3NaCl. 3. 2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1 (800—1200° С). 4. 2ВС1з + 3F2 = 2BF3 + 3C12 (комн.). 5. ВС13 + 4NH3 = BN + 3NH4C1 E00—1000° С, в токе Н2). 6. ВСЬ + А1Р = ВР + А1С1з (950° С). 151. В1з — ТРИИОДИД БОРА Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Полностью гидро- гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислоро- кислородом. Получение см. 141*, 1585. М, = 391,52; d=3,35; тпл = 49,7°С; ткип = 209,5° С. 1. 2В13 = 2В + 312 (выше 700° С или на свету). 2. В13 + ЗН2О = В(ОН)з4- + 3HI. 3. 8BI3 + 3H2SO4 (конц.) + 12Н2О = 8B(OHKi + 12I24. + 3H2St (кип.), 2BI3 + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 2В(ОНK4- + 3I2I + 2NOt (кип) 4. 4В13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 12NaI + 7Н2О В13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OHL] + 3NaI. 5. 2BI3 + 9О2 = В2О3 + 312О5 A50—175° С). 152. Виз — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком ам- аммиаке. 7 Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение СМ .14] , Мг= 117,82; d=l,55; /„„>310oC. 1. B2S3 + 6Н2О = 2В(ОНK1 + 3H2St. 2. B2S3 + 9H2SO4 (конц.) = 2В(ОНK4- + 12SO2 + 6Н2О. 3. B2S3 + 24HNO3 (конц.) = 2В(ОНK4- + 3H2SO4 + 24NO2 + 6H2O (кип). 78
153. BN —МОНОНИТРИД БОРА Белый, графитоподобный (а-модификация — белый графит) или алмазопо- добный (Р-модификация — боразон). Тугоплавкий, термически устойчивый, очень твердый (Р-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-мо- Р-модификация); не реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галоге- галогенами. Получение см. 141»", 144*. 1505. Мг = 24,82; d = 2,29 (а), 3,45 (Р); <пл (р) = 2800° С (<х), 3200° С ф). 1. a.BN > p-BN (выше 1350° С, р, кат. Na). 2. 2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2О3 + 2NH3 (800° С). 3. a-BN + NaOH (конц.) + ЗН2О = Na[B(OHL] + NH31 (кип). 4. BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4] (комн.). 5. 4(ct-BN) + ЗО2 = 2В2Оз + 2N2 (выше 700° С). 6. 2BN + 3F2 = 2BFj + N2 (комн.). 7. 2(ct-BN) + ЗСЬ = 2ВС1з + N2 (выше 700° С). 154. B3H«N3 — БОРАЗИН Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол). Имеет циклическое строение (BHK(NHK. Разлагается на свету. Реагирует с водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом. Получение см. 142е, 1436, 1587. М, = 80,50; d = 0,824@); (Ш1 = -56°С; /К„„ = +55°С. 1. B3H6N3 = 3BN + ЗН2 C00° С или на свету). 2. B3H«N3 + 9Н2О (гор.) = 3B(OH)j4- + 3NH3T + ЗН2Т. 3. B3H6N3 + 3NaOH (конц.) + 12Н2О (хол.) = 3Na[B(OHL] + 3H2t + + 3(NH3 H2O). 4. 4B3H6N3 + 2102 = 6В2Оз + 12NO + 12H2O (электрич. разряд). 155. ВР — МОНОФОСФИД БОРА Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реаги- реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентри- концентрированных серной и азотной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегре- перегретым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. 141 , 150*. Мг = 41,79; /щ,= > 2000° С (разл.). 1. 4ВР(Ж)<=* Р4 + 4В (выше 2000° С). 2. ВР + ЗН2О (пар) = В(ОНK + РНз A00° С). 3. ВР + 4H2SO4 (конц., гор.) = В(ОНK4. + Н3РО4 + 4SO2t + Н2О. 79
4. ВР + 8HNO3 (конц., хол.) = (ВР)О44. + 8NO2t + 4Н2О, ВР + 8HNO3 (конц., гор.) = В(ОН)з4- + Н3РО4 + 8NO2t + Н2О. 5. ВР + 2(КОН • 2Н2О) = КВО2 + KPOj + 4Н2 + Н2О E00-600° С). 6. 4ВР + 8О2 = 2В2Оз + Р4О10 C00—400° С). 156. H|BF4| — ТЕТРАФТОРбБОРАТ(Ш) ВОДОРОДА В свободном виде не выделен. Существует в бесцветном растворе, сильная кислота. При комнатной температуре не реагирует с диоксидом кремния. Разлагается в горячем растворе, нейтрализуется щелочами. Получение см. 144 , 145*, 1493. Мг = 87,81; т,„„ D0%-й р-р) = 130° С (разл.). 1. H[BF4] (разб.) + Н2О (хол.) = [BF4]" + H3O+ (в разб. HF). 2. H[BF4] Н2°н°Р) > [B(H:O)F3] (примеси H[B(OHJF2], H[B(OHKF]). 3. H[BF4] (конц.) + МОН (разб.) = M[BF4] + Н2О (М = Na, К). 4. H[BF4] (конц.) + NH3 • Н2О = NH4[BF4] + Н2О. 157. Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Н1) НАТРИЯ Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз- разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион [BF4]" частично подвер- подвергается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см. 1494 б, 1563. Mr = 109,79; d = 2,47; /пл = 384° С; к, = 108B6'5). 1. Na[BF4] = NaF + BF3 (выше 450° С). 2. Na[BF4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = рМа(Н2ОL]+ + [BF4]", Н2О v H2O №]<=» [B(H2O)F3] <=^ [B(OH)F3]-. 3. Na[BF4] + ЗН2О = B(OHK4 + NaF + 3HFt (кип.). 4. 2Na[BF4] + H2SO4 (конц., гор.) = Na2SO4 + 2BF3t + 2HFt. 5. Na[BF4] NaO"a(p°"U) > Na[B(OH)F3], Na[B(OHJF2], Na[B(OHKF]. 158. Li[BH4| —ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Ш) ЛИТИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком аммиаке. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой, кислотами. Получение см. 1429. М, = 21,78; d=0,67. 1. 2Li[BH4] = 2LiH + 2В + ЗН2 (выше 278° С). 80
2. Li[BH4] + 4НгО = LiOH + B(OH)j4 + 4H2T. 3. Li[BH4] + 3HjO + HC1 (разб.) = LiCl + B(OHK4- + 4H2t, 2Li[BH4] + 2HCl(r) = 2LiCl + B2H6 + H2 (выше 75° С). 4. Li[BH4] + 2O2 = LiBO2 + 2НгО (выше 250° С). 5. 3Li[BH4] + 8h = 3LiI + 3BI3 + 4H2 + 4HI (кип. в гексане). 6. 6LPH4] + 2BC13 = 4B2H«t + 6LiCll (в эфире). 7. 3Li[BH4] + 3NH4C1 = B3H6Nj + 9H2 + 31ЛС1 B20° С). боразин 159. Na|BH4| — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Н1) НАТРИЯ Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холод- холодной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, кислотами, кислородом. Получение см. 2314, 142*. М, = 37,83; d = 1,074; tm = 400° С (разл.); *,= 20,5го. 55*"». 1. Na[BH4] = Na + В + 2Н2 (выше 450° С). 2. Na[BH4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2OL]+ + [ВН4Г. 3. Na[BH4] + 4Н2О (гор.) = NaOH + В(ОНK4- + 4Н2Т. 4. Na[BH4] + ЗН2О + НС1 (разб.) = NaCl + В(ОНK1 + 4H2t, 2Na[BH4] + 2НС1(г) = 2NaCl + B2H6 + Н2 (выше 100° С). 5. 2Na[BH4] + H2SO4 = B2H6t + Na2SO4 + 2H2t (-10° С, в хлорбензоле). 6. Na[BH4] + 2O2 = NaBO2 + 2Н2О (выше 300° С). 160. NaJB(OHL| — ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде, подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислота- кислотами. Получение см. 1413, 1453, 1461, 1474. Мг = 101,83; d = 1,905; к, = 45,7B0>, 58,7(ЗО). 1. Na[B(OHL] = NaBO2 + 2H2O (выше 306° С). 2. Na[B(OHL] 2Н2О = Na[B(OHL] + 2Н2О (выше 60° С, над P4O,0). 3. Na[B(OHL] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2OL]+ + [В(ОНL]", [В(ОНLГ + Н2О ?=+ [В(НгО)(ОНK] + ОН'; рКо = 4,76. 4. Na[B(OHL] (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH + 7Н2О. 5. Na[B(OHL] + НС1 (разб.) = NaCl + [В(Н2О)(ОНK]. 6. 2Na[B(OHL] + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2В(ОНK4- + 2Н2О. 161. |B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давле- давлением. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид-
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 149s. А/, = 84,84; d= 1,854; tM = 162°C(p); fc = 36,0B5). 1. 4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4BF4] (выше 125° С). 2. [B(NH3)F3] + 2 H2O (хол.) = [B(H2O)F3] + NH3 H2O. 3. [B(NHj)F3] + Н,0 (гор.) = NH4[B(OH)F3], 4[B(NH3)F3] + 3H2O = B(OHK4 + 3H[BF4] + 4NH3t (кип.). 4. [B(NH3)F3] + HC1 (разб.) + H2O = NH4Cl + [B(H2O)F3]. 5. I6[B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол.) + 9Н2О = 12Na[BF4] + Na2B4O7 + + 16(NH3 H2O). АЛЮМИНИЙ 162. Al — АЛЮМИНИЙ Белый легкий пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционно- способный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реаги- реагирует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. 163", 171 . М,= 26,982; d= 2,702; tm = 660,37° С; т.™ = 2500° С. 1. 2(AI, Hg) + 6Н2О = 2А1(ОНK1 + 3H2f + 2Hg4- (комн.) 2. 2А1 + 6НС1 (разб.) = 2А1С13 + 3H2t. 3. 8А1 + 30 HNO3 (разб.) = 8A1(NO3K + 3N2O + 15Н2О, 8А1 + 30 HNO3 (оч. разб.) = 8A1(NO3K + 3NH4NO3 + 9H2O. 4. 2A1 + 2(NaOH ¦ H2O) = 2NaAIO2 + 3H2 D00—500° С), 2А1 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О (гор.) = 2Na[Al(OHL] + 3H2t. 5. 8А1 + 18Н2О + 3KNO3 + 5КОН = 8К[А1(ОНL] + 3NH3T (кип). 6. 4AI (порошок) + ЗО2 = 2А12О3 (сгорание на воздухе). 7. 2А1 + 3F2 = 2A1F3 F00° С), 2А1 (порошок) + ЗЕ2 = 2А1Е3 B5° С; Е = С1, Вг), 2А1 (порошок) + 312 = 2А113 B5° С, кат. капля Н2О). 8. 2A1 + 3S = A12S3 A50—200° С). 9. 2А1 (порошок) + N2 = 2A1N (800—1200° С), 4А1 + Р4 = 4А1Р E00—800° С, в атмосфере Н2). 10. 4А1 + ЗС (графит) = А14С3 A500— 1700° С). 11. 2А1 + 6HF(r) = 2A1F3 + 3H2 D50—500° С), 2А1 + 3H2S = A12S3 + ЗН2 F00—1000° С). 12. 2А1 + 2NH3 = 2A1N + ЗН2 (выше 600° С). 13. 8А1 + 3 (Fe"Fem)O4= 4A12O3 + 9Fe (выше 2000° С). 82
163. АЬОз —ОКСИД АЛЮМИНИЯ Корунд, глинозем. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокален- прокаленном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированны- концентрированными кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании. Получение см. 162*. 1641, 165'. Мт = 101,96; d = 3,97; Тщ, = 2053° С; Ткиг, > 3000° С. 1. АЬО3 + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С13 + ЗН2О. 2. АЬОз + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Al(OHL], AI2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О (900—1100° С). 3. АЬОз + Na2CO3 = 2NaAlO2 + СО2 A000—1200° С). 4. А12О3 + 3K2S2O7 = A12(SO4K + 3K2SO4 D00—470° С), АЬОз + 6KHSO4 = Ab(SO4K + 3K2SO4 + 3H2O D00—550° С). 5. AbO3 + 3N2O5= 2A1(NO3K C5—40° С). 6. АЬОз + MgO = (MgAb)O4 A600° С). 7. АЬОз + 6HF(r) = 2A1F3 + ЗН2О D50—600° С). 8. 2А12О3 + 9С (кокс) = АЦС3 + 6СО A800° С). 9. АЬОз + ЗС (кокс) + ЗСЬ = 2А1С13 + ЗСО (800—900° С). 10. АЬОз + ЗС (кокс) + Nj = 2AIN + ЗСО A600—1800° С). 1' • 2АЬОз BpacrZ^^iF.] ' 4A1 (кат°Д)+ 3O2t (анод) [900° С]. 164. А1(ОН)з — ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ Гиббсит (моноклинный), байерит (тригональный). Белый, термически неустой- неустойчивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотер- амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании. Получение см. 16845, 1717, I764'6'8. М, = 78,00; d=2,42. Г. А1(ОНK = АЮ(ОН) + Н2О (до 200° С), 2А1(ОНK = АЬОз + ЗН2О (выше 575° С). 2. А1(ОН)з(Т) + 6Н2О <=> [А1(Н2О)б]3+ + ЗОН'; рПР25 = 31,24, А1(ОН)з(Т,+ 4Н2О <=> [А1(Н2ОJ(ОНLГ + Н3О+; рПР25 = 14,43. 3. А1(ОНK + ЗНС1 (разб.) = А1С1з + ЗН2О. 4. А1(ОНK + NaOH (конц.) = Na[Al(OHL], А1(ОНK + NaOH = NaAlO2 + 2H2O A000° С). 5. А1(ОНK + 3HF (конц.) + 3NaF = Na3[AlF6]4- + ЗН2О. 83
165. AIO(OH) — МЕТАГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ Диаспор (а-модификация), бёмит (Р). Белый, при нагревании разлагается. По сравнению с А1(ОН)з обладает меньшей реакционной способностью. Не реаги- реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Полу- Получение см. 164', 1685, 1717. М, = 59,99; d= 3,01—3,35. 1. 2А1О(ОН) = А12Оз + Н2О C60—575° С). 2. АЮ(ОН) + ЗНС1 (конц.) = А1С1з + 2Н2О. 3. АЮ(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OHL], АЮ(ОН) + NaOH = NaAlO2 + H2O A000° С). 166. А1AЧО3)з — НИТРАТ АЛЮМИНИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Растворяется в азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1623, 1635, 1678. Мг = 212,99; d = 1,89; /пл(кр.) = 66° С (разл.); *., = 73,9B0), 132,6(80). 1. 4A1(NO3K = 2А12Оз + 12NO2 + 3O2 A50—200° С). 2. A1(NO3K¦ 9Н2О = A1(NO3K+ 9H2O (до 40°С, вак). 3. Al(NOjK (разб.) + 6Н2О = [А1(Н2ОN]3+ + 3NOJ (рН < 7, см. 1673). 4. A1(NO3K + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OHL] + 3NaNO3. 5. A1(NO3K + 3(NH3 • H2O) [конц., хол.] = Al(OHKi + 3NH4NO3, A1(NO3K+ 3(NH3 H2O) [конц, гор.] = A1O(OHL> + 3NH4NO3 + H2O. 167. Al2(SO4K —СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). В кипящей воде разлагается. Не реагирует с кислотами. Полностью разлагается щелочами в растворе и при спекании, реагирует с гидратом аммиа- аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1634. Мг = 342,15; d=2,71; т„л = 770° С (разл.); *, =36,4B0), 73,1(80). 1. 2A12(SO4K = 2А1гО3 + 6SO2 + 3O2 G70—860° С). 2. A12(SO4K-18Н2О = A12(SO4)j + 18Н2О D20° С). 3. A12(SO4K (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[А1(Н2ОN]3+ + 3SOJ", [А1(Н2ОN]3+ + Н2О <=» [А1(Н2ОM(ОН)]2+ + НзО+; рАГк = 5,02, 2[А1(Н2ОM(ОН)]2+ +=± [Al2(H2O)8(OHJ]4+ + 2H2O; lg Кс = 2,78. 4. A12(SO4K (оч. разб.) + 6Н2О = 2А1(ОНK4< + 3H2SO4 (кип.). 5. Al2(SO4K + 6NaOH (разб.) = 2А1(ОНK4. + 3Na2SO4, Al2(SO4K + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OHL] + 3Na2SO4. 6. A12(SO4K + 8NaOH = 2NaAlO2 + 3Na2SO4 + 4H2O (900—1000° С). 84
7. Ah(SO4K + 6(NH3 • H2O) [конц., хол.] = 2A1(OHK4 + 3(NH4JSO4, Al2(SO4K + 6(NH3 H2O) [конц., гор.] = 2AIO(OHL + 3(NH4JSO4 + 2H2O. 8. A12(SO4K + 3M(NO3J = 3MSO44- + 2A1(NO3K (M = Ba, Pb). 168. KAKSO4J — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ-КАЛИЯ Алюмокалиевые квасцы (гидрат). Белый, при нагревании разлагается. Умерен- Умеренно растворяется в воде (гидролиз по катиону алюминия). Реагирует со щелоча- щелочами, гидратом аммиака. Получают совместной кристаллизацией сульфата алю- алюминия и сульфата калия. Мг = 258,20; d = 2,75; 1,757 (кр.); *, = 5,9<2О), 71,0(80). 1. 4KA1(SO4J = 2K2SO4 + 2AI2O3 + 6SO2 + ЗО2 (800—900° С). 2. KA1(SO4J12Н2О = KA1(SO4J + 12Н2О A20° С). 3. KA1(SO4J (разб.) + 12Н2О = [К(Н2ОN]+ + [А1(Н2ОN]3+ +2SOf, [А1(Н2ОN]3+ + Н2О <=* [А1(Н2ОM(ОН)]2+ + НзО+; рКк = 5,02, 2[A1(H2O)S(OH)]2+ <z=> [Ah(H2O)8(OHJ]4+ + 2Н2О; lg Kc = 2,78. 4. KA1(SO4J + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОНK4- + 2K2SO4, KA1(SO4J + 4КОН (конц.) = К[А1(ОНL] + 2K2SO4. 5. 2KA1(SO4J + 6(NH3H2O)[kohu., хол.] = 2Al(OHKi + K2SO4 + 3(NH4JSO4, 2KA1(SO4J + 6(NH3-H2O)[kohu., гор.] = 2A1O(OHI + K2SO4 + + 3(NH4JSO4 + 2H2O. 169. NaAIO2 —ДИОКСОАЛЮМИНАТаН)- НАТРИЯ Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильноще- сильнощелочной среде переходит в Na[Al(OHL]. Разлагается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 256, 28lf", I624, 16323, 1761. М, = 81,97; d = 2,693; т„л = 1800° С. 1. NaAlO2 + 2Н2О (гор.) —х—+ NaOH + А1(ОНK1(аморфн.). 2. NaAlO2 + 4H2O = Na[Al(H2OJ(OHL] (в разб. NaOH), NaAIO2 + 2H2O = Na[Al(OHL] (в конц. NaOH). 3. NaAlO2 + 4НС1 (конц.) = NaCl + AlCb + 2Н2О. 4. 2NaAlO2 + 3H2O + СО2 —1-+ Na2CO3 + 2Al(OHKi (крист.) [кип.]. 5. 2NaAlO2 + Mg(OHJ = 2NaOH + (MgAl2)O4 G00—800° С). шпинель 170. AIF3 — ФТОРИД АЛЮМИНИЯ Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяет- растворяется в холодной воде, лучше —в горячей; не растворяется в жидком HF. Не реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Пере- 85
водится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение см. 1627", 1637. И, = 83,98; d = 2,88; к, = 0,50<25), 0,89G5). 1. AIFjHjO = A1F3 + H2O A50—200° С). 2. A1F, + ЗН2О (пар) = А1(ОН)} + 3HF D00° С). 3. 4A1F3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OHL] + 3Na[AlF4]. 4. AIF3 + 3(NH3H2O) [конц.] = А1(ОН)з4 + 3NH4F. 5. AlFj + 3HF (конц.) = H3[A1F6], A1F3 + 3NaF (конц.) = Na3[AlF6], AIF3 (насыщ.) + HF(r) + NHkd = NH4[A1F4]4<. 171. AlCb —ХЛОРИД АЛЮМИНИЯ Хлоралюминит (гидрат). Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется («дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в хо- холодной воде (гидролиз по катиону). Мало растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. В горячей воде разлагается. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1622'7, 1639,1643. Мг = 133,34; d = 2,47; tm = 192,6° С (р); ks = 45,9B0), 48,6(8О). 1. 2А1С1з<т)<_- AhCW, A79,7° С), А12С1б<г) ?=- 2А1С1ад . D40—800° С). 2. AlCb 6H2O = А1С1(ОНJ +2НС1 + 4Н2О A00—200° С), 2(А1С13 6Н2О) = А12Оз +6НС1 + 9Н2О B00—450° С). 3. AlCb (разб.) + 6Н2О (хол.) = [А1(Н2О)«]3+ + ЗСГ (рН < 7, см. 1673) 4. А1С1з + ЗН2О (гор.) = А1(ОНK4 + 3HClt. 5. А1С1э<Т)+ 2Н2О (влага воздуха) = А1С1(ОНJ + 2HCI. 6. А1С1з + 3NaOH (разб.) = А1(ОНK4 + 3NaCl, AICI3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OHLJ + 3NaCl. 7. AICU + 3(NH3 ¦ Н2О) [конц., хол.] = А1(ОНK4 + 3NH4C1, AlCb + 3(NH3 Н2О) [конц., гор.] = АЮ(ОНL + 3NH4C1 + Н2О. 8. А1С1з + Na3PO4 = AIPO4 (аморфн.) + 3NaCl. 9. AlCb + 3Na[BH4] = А1[ВН4]з + 3NaCl D5—50° С). 10. AlCb + NH4CI = NH4[AlCl4] B20—250° С). 11. 2А1С1з(ж) ЭЛОПр("3> 2А1 (катод) + ЗС12Т (анод). 172. AI2S3 — СУЛЬФИД АЛЮМИНИЯ Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давле- давлением N2. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из водного раствора. Реагирует с кислотами. Получение см. 162*. М,= 150,16; d=2,02; тпл = 1120° С (р). 86
1. A12S3 + 6HjO = 2Al(OH)j i + 3HjSt (комн.). 2. A12S3 + 6HCI (разб.) = 2A1C13 + 3H2St. 3. AI2S3 + 3OHNO3 (конц., гор.) = 2A1(NO3K + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O. 4. 2AI2S3 + 902 = 2AUOj + 6SO2 G00-800° C). 173. AI4C3 —ТРИКАРБИД ТЕТРААЛЮМИНИЯ Желтый, при прокаливании разлагается. Полностью гидролизуется водой. Разлагается разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе, восстанавливается водородом при нагревании. Легко хлорируется. Получение см. 16210, 163*. Мг =143,96; 4=2,36. 1. AI4C3 = 4А1 + ЗС (графит) [выше 2200° С]. 2. А14С3 + 12Н2О = 4А1(ОН)з4' + 3CH4t. 3. АЦСз + 12НС1 (разб.) = 4А1С1з + ЗСН4Т. 4. А14С3 +4NaOH (конц.) + 12HZO = 4Na[Al(OHL] + 3CH4t. 5. AI4C3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4 B200° С). 6. АЦСз + 6О2 = 2А12Оз + ЗСОг F50—700° С). 174. Na3|AlF6l — ГЕКСАФТОРОАЛЮМ ИНАТ(Ш) НАТРИЯ Криолит. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Очень плохо раство- растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидра- гидратом аммиака. Получение см. 346, 164 . Мг = 209,94; d = 2,98; tm*\ 000° С (разл.); к., = 0,04<20). 1. Na3[AlF«]« = 3Na++ [AlF*]3" A000° С), [AlFeJ^^TZ? [AIF4]" + 2Г (выше 1000° С). 2. 2Na3[AlF6] + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + Ah(SO4K + 12HFt. 3. Na3[AIF6] + 4NaOH (конц.) = Na[AI(OHL] + 6NaF. 4. Na3[AlF6] + 6(NH3 ¦ H2O) [конц.] = 3NaOH + A1(OHKI + 6NH4F. 175. Li|AIH4| — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(Ш) ЛИТИЯ Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается при нагревании. Реакцион- носпособный, окисляется Ог воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 914. Мг = 37,96; d=0,72. 1. 2У[А1Н4] = 2LiH + 2А1 + ЗН2 A25—170° С). 2. Li[AlH4] + 4H2O = LiOH + AI(OHK4- + 4H2t. 3. Li[AlH4] + 4HC1 (разб.) = LiCI + AICI3 + 4H2t. 4. 2Li[AIH4] + 4O2 = Li2O + AI2O3 + 4H2O (выше 150° С), 87
Li[AlH4] + 4F2 = Li[AlF4] + 4HF (комн.). 5. 3Li[AlH4] + 4BCI3 = 3LiCl + 3AlCb + 2B2H6t (в эфире). 176.Na|Al(OHL|— ТЕТРАГИДРОКСОАЛЮМИНАТ(Ш) НАТРИЯ В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав аниона усложняется. При кристаллизации выделены Na4[Al(OHO], Na6[Al<jO4(OH)i6] и Na4[Al4O3(OH)io]. Разлагается при разбавлении раствора водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом алюминия. Получение см. 281 ' 4'и, 162 , 164 , 169 . Мг= 118,00. 1. Na[Al(OHL] = NaAlO2 + 2Н2О (800° С). 2. 6Na[Al(OHL] (насыщ.) = NaetAMMOHMl +4H2O D0° С, в 50%-м NaOH). Na[AI(OHL] (насыщ.) + 3NaOH E0%-Й) + ЗН2О = Na4[Al(OHO] ¦ 3H2Ol F0—65° С). 4Na[Al(OHL] (насыщ.) = Na4[AUO3(OH)l0]4, + ЗН2О A00° С, в 50%-м NaOH). 3. Na[Al(OHL] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + [А1(ОНLр (в конц. NaOH), Na[Al(OHL] + 6H2O = [Na(H2OL]+ + [А1(Н2ОJ(ОНLГ (в разб. NaOH). 4. Na[Al(OHL] ——¦ А1(ОНK1 + NaOH (разбавление водой). 5. Na[Al(OHL] + 4НС1 (разб.) = AlCb + NaCl + 4Н2О. 6. Na[Al(OHL] + СО2 = А1(ОНK4 + NaHCO3. 7. 2NalAl(OHL] + (NH4JCO3 = 2A1O(OHL + Na2CO3 + 2NH3t + + 4H2O (кип). 8. 3Na[Al(OHL] + AlCb (конц.) = 4AI(OHK4- + 3NaCl. ГАЛЛИЙ 177. Ga —ГАЛЛИЙ Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, плас- 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, силь- сильными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см. I78J, 1829. Л/, =69,723; / = 5,904. 6,0948C0); т„л = 29,78° С; ткип = 2403° С. 1. 2Ga + 6Н2О (гор ) = 2Са[ОНK^ + ЗН21, 2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + 3H2 C50° С). 88
2. 2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H21\ 3. Ga + 6HNO3 (конц.) = Ga(NO3K + 3NO2t + 3H2O. 4. 2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6Н2О = 2Na[Ga(OHL] + 3H2t, 2Ga + 2(NH3 H2O) [конц., хол.] + 6Н2О = 2NH4[Ga(OHL] + 3H2t. 5. 2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8H2O = 2Na[Ga(OHL] + 3H2t + 2NaHCO3. 6. 2Ga + O2 = 2GaO? (сгорание на воздухе). 7. 2Ga + 3CI2 = 2GaCl3 (80-200° C). 8. 2Ga + 3S = GaiS3 (800° C). 9. 2Ga + 3H2S = Ga2S3 + ЗН2 B50-350° C). 10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H2 A050—1200° C). 178. СагОз —ОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводник. Не реагирует с водой. В прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; пере- переводится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавли- Восстанавливается водородом. Получение см. 1791, 1801, I811, I836. М, = 187,44; d = 5,88; т„л * 1725° С(р). 1. Ga2O3 + 6НС1 (конц.) = 2GaCh + ЗН2О. 2. Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Ga(OHL], Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + H2O (выше 150° С). 3. Ga2O3 + ЗН2 = 2Ga + ЗН2О G00° С). 4. Ga2O3 + 3SC12O = 2GaCU + 3SO2 B00° С), Ga2O3 + 6N H4CI = 2GaCI3 + 6N H3 + 3H2O B50° C). 5. Ga2O3 + 6NaHSO4 = Ga2(SO4K + 3Na2SO4 + 3H2O C50—400° C). 6. Ga2O3 + ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2 (900— 1000° C). 7. Ga2O3 + 3H2S = Ga2S3 + 3H2O F00—700° C). 8. Ga2O3 + 2NH3 = 2GaN + 3H2O A000— 1200° C). 9. Ga2O3 + 4Ga = 3Ga2O E00° C). 179. Ga(OHK — ГИДРОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш) Зёнгеит. Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде, осаждается из раствора в слабокислотной и слабощелочной среде. Про- Проявляет амфотерные свойства; переводится в раствор кислотами, щелочами, концентрированным гидратом аммиака. Получение см. 1771, 1804 5'8 1814 5 18256, 183* Мг= 120,74. 1. Ga(OHK =GaO(OH) + H2O (80—400° С), 2Ga(OH)} = Ga2O3 + 3H2O E40—600° С). 2. Ga(OHK(T) + 6H2O?=z* [Ga(H2ON]3+ + ЗОН"; рПР25 = 35,39, Ga(OHK(T) + 4H2O<=z^ [Ga(H2OJ(OHL]" + H3O+; рПР25 = 10,54. 89
3. Ga(OHK + 3HC1 (разб.) = GaCb + 3H2O. 4. Ga(OHK + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OHL], Ga(OHK + NaOH = NaGaO2 + 2H2O (выше 150° С). 5. Ga(OHK + NH3 • H2O (конц., хол.) = NH4[Ga(OHL]. 180. Ga(NO3K — НИТРАТ ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1773. М, = 255,74; к,= Ш(щ. 1. 4Ga(NO3K = 2Ga2O3 + 12NO2 + 3O2 (ПО— 200° С). 2. Ga(NO3K 9H2O = Ga(NO3K + 9H2O D0— 60°С, вак). 3. Ga(NO3K (разб.) + 6Н2О = [Ga(H2O)ft]3+ + 3NO;, [Ga(H2ON]3+ + Н2О<=» [Ga(H2O)s(OH)]2+ + Н3О+; рКк = 2,81. 4. Ga(NO3K + 3NaOH (разб.) = Ga(OHK4- + 3NaNO3, Ga(NO3K + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OHL] + 3NaNO3. 5. Ga(NO3K + 3(NH3 H2O) [разб.] = Ga(OHK4 + 3NH4NO3, Ga(NO3K + 4(NH3 • H2O) [конц., хол.] = NH4[Ga(OHL] + 3NH4NO3. 6. Ga(NO3K + 3HF (разб.) = GaF3i + 3HNO3. 7. Ga(NO3K + К3РО4 = СаРО44 + 3KNO3. 8. 2Ga(NO3K + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OHK4- + 3H2St + 6NaNO3. 181. Ga2(SO4K —СУЛЬФАТ ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образу- Образует двойные соли — квасцы. Получение см. 1785. М, = 427,63; к, = 92BО>. 1. 2Ga2(SO4K = 2Ga2O3 + 6SO2 + ЗО2 E20—700° С). 2. Ga2(SO4K ¦ 18Н2О = Ga2(SO4K + 18Н2О D0—360° С, вак.). 3. Ga2(SO4K (разб.) + 12Н2О = 2[Ga(H2ON]3+ + 3SOf (pH < 7, см. 1803). 4. Ga2(SO4K + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OHK4' + 3Na2SO4, Ga2(SO4K + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OHL] + 3Na2SO4. 5. Ga2(SO4K + 6(NH3 ¦ H2O) [разб.] = 2Ga(OHK4- + 3(NH4JSO4, Ga2(SO4K + 8(NH3 • H2O) [конц., хол.] = 2NH4[Ga(OHL] + 3(NH4JSO4. 6. Ga2(SO4K + M2SO4 + 24H2O = 2{MGa(SO4J • 12H2O} 4- (M = K+, Rb+, Cs+,NH;). 182. GaCI3 — ХЛОРИД ГАЛЛИЯ(Ш) Белый, низкоплавкий, летучий; в газе димеризуется. Неустойчив во влажном воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реаги- 90
рует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щело- щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1772'7, 17814. 1793, 183*. Мг= 176,08; rf=2,47; »IU1 = 77,8°C; т«ип = 201,3° С. 1. GaCb Н2О = Ga(Cl)O + 2HC1 (выше 300° С). 2. GaCb (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Ga(H2O)«]3+ + ЗСГ (рН < 7, см. 1803). 3. GaCb + 2HjO (гор.) = ОаС1(ОН)г4- + 2НС1, GaCl3 + 2НгО (пар) = GaO(OH) + 3HC1 C50° С). 4. GaCb + НС1 (конц.) = H[GaCU] (комн., в 6 М НС1). 5. GaCb + 3NaOH (разб.) = Ga(OHK4 + 3NaCl, GaCb + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OHL] + 3NaCl. 6. GaCb + 3(NH3 HjO) [разб.] = Ga(OHK 4- + 3NH4C1, GaCl3 + 4(NH3 H2O) [конц., хол.] = NH4[Ga(OHL] + 3NH4C1. 7. GaCb + 4LiH = Li[GaH<] + 3LiCl4- (до 10° С, в эфире). 8. 4GaCl3 + 2Ga = 3(Ga+)[GaCl«] (до 150° С). 9. 2GaCl3<p) МектрОЛИЗ > 2Ga4- (катод) + 3CI2t (анод). 183. GajSa —СУЛЬФИД ГАЛЛИЯ(Ш) Ярко-желтый, плавится без разложения под избыточным давлением пара серы; при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 1778'9, 1787. М, = 235,64; d = 3,747; Тщ, = 1125° С(р). 1. Ga2S3 = Ga2S2 + S (950— 1300° С). 2. Ga2S3 + 6Н2О = 2Ga(OHK4 + 3H2St. 3. Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCI3 + 3H2St. 4. Ga2S3 + 5NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2Na[Ga(OHL] + 3NaHS. 5. Ga2S3 + Na2S = 2Na[GaS2] G00—800° C). 6. 2Ga2S3 + 9O2 = 2Ga2O3 + 6SO2 E00— 750° C). ИНДИЙ 184. In —ИНДИЙ Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изме- изменяется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа- аммиака. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами Получение см. 185°, 1888. М, - 114,82; d =7,30; tm = 156,634° С; /*„„ = 2024° С. 1. 2In + 6HC1 (разб.) = 2InCb + 3H2t, In + 2НС1(г) = InCb(r) + Н2 G00—970° С). 91
2. In + 4HNO3 (разб., гор.) = In(NO3K + NO t + 2H2O. 3 4In + 3O2 = 21п2Оз (800° С, сжигание на воздухе). 4. 21п + ЗС12 = 21пС1з A20-150° С). 5. 2In + 3S = ImS, A050—1100° С). 6. 2In + CO2 = In2O (черн.) + СО (850° С). 7. 2In + H2S = In2S + H2 G00-800° С). 185.1пгОз — ОКСИД ИНДИЯ(Ш) Светло-желтый (при высокой температуре — коричневый), малолетучий, пла- плавится под избыточным давлением О2, полупроводник n-типа. В прокаленном виде не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Прояв- Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спека- спекании. Восстанавливается водородом и углеродом. Получение см. 184 ,186 ,187 , 188', 1904. Мг = 277,64; d=7,179; т„л = 1910° С (р); тКип*3300°С. 1. 1п2Оз(т) <=? 1п2Оз(Г) <=± 1п2О(г) + О2 A200— 1700° С). 2. 1п2Оз + 6НС1 (разб., гор.) = 21пС13 + ЗН2О. 3. 1п2Оз + 2NaOH = 2NaInO2 + H2O E00— 600° С). 4. 1п2Оз + ЗНг = 21п + ЗН2О G00° С). 5. 1п2Оз + ЗС (графит) = 21п + ЗСО (800—900° С). 6. 21п2О3 + ЗС (графит) + 6С12 = 41пС13 + ЗСО2 E00° С). 7. 1п2Оз + 2NH3 = InN + ЗН2О F00—630° С). 8. 1п2Оз + 3H2S = I112S3 + ЗН2О E00— 700° С). 186. ЩОНK — ГИДРОКСИД ИНДИЯ(Ш) Джалиндит. 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. Полу- Получение см. 1874'5, 188", 1893' * М, = 165,84; d = 4,33; рПР25 = 36,89. 1. 21п(ОН)з = 1п2Оз + ЗН2О C40—850° С). 2. In(OHK + 3HNO3 (разб.) = In(NO3K + ЗН2О, 21п(ОНK + 3H2SO4 (разб.) = In2(SO4K + 6Н2О. 3. In(OHK + NaOH = NaInO2 + 2H2O D00—550° С). 187.1пAЧОз)з — НИТРАТ ИНДИЯ(Ш) Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 1842, I862. 92
Mr = 300,83. 1. 2In(NO3K = 2In(NO3)O + 4NO2 + O2 A00—160° C), 4In(NO3K = 2InjO3 + 12NOi + 3O2 B30-250° C). 2. In(NO3>3- 5H2O = In(NO3K + 5H2O F0° С, вак.). 3. In(NO3K (разб.) + 6Н2О= [In(H2ON]3+ + 3NOi, [In(H2O)«]3+ + H2O<=+ [1п(Н2ОM(ОН)Г + H3O+; ptf* = 3,58. 4. In(NOj)s + 3NaOH (разб.) = 1п(ОН)з-1- + 3NaNO3. 5. In(NO3K + 3(NH3 H2O) [конц.] = In(OHK4 + 3NH4NO3. 6. In(NO3K + 3KIO3 = In(IO3Kl + 3KNO3. 188. to2(SO<K — СУЛЬФАТ ИНДИЯ(Ш) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1862. М, = 517,83; d = 3,438 (кр.); к, = 117<20). 1. 2In2(SO4K = 21п2Оз + 6SO2 + ЗО2 (выше 600° С). 2. In2(SO4K • 9НгО = In2(SO4)j + 9Н2О B00° С, вак). 3. In2(SO4K (разб.) + 12Н2О = 2[1п(Н2О)«]3+ + 3SOJ, [1п(Н2О)б]3+ + Н2О {=* [1п(Н2ОM(ОН)]2+ + Н3О+; рКК = 3,58, [1п(Н2О)б]3+ +SO^<Z_* [In(H2OL(SO4)J+ + 2H2O; lg Ky = 3,04. 4. In2(SO4K (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2H[In(SO4J]. 5. In2(SO4K + 6NaOH (разб.) = 21п(ОН)з4- + 3Na2SO4. 6. In2(SO4K + 6(NH3 H2O) [конц.] = 21п(ОН)з1 + 3(NH4JSO4. 7. In2(SO4K + 3H2S = In2S34 + 3H2SO4. 8. 2In2(SO4K + 6H2O злектрот"> 4In (катод) + 3O2t (анод) + 6H2SO4. 189. InCb —ХЛОРИД ИНДИЯ ail) Белый, летучий:, плавится без разложения под избыточным давлением С12. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Полу- Получение см. 184м, 1852>6, 190'. М, = 221,18; d = 3,46; и = 583° С (р); *, = 191,1B2), 373,7<80). 1. 1пС13 • 4Н2О = In(Cl)O + 2HC1 + ЗН2О E6— 200° С). 2. InCb (разб.) + 6Н2О = [1п(Н2О)б]3+ + ЗСГ (рН < 7, см. 1873). 3. InCl3 + 3NaOH (разб.) = ln(OHK4- + 3NaCl. 4. InCl3 + 3(NH3 ¦ Н2О) [конц.] = In(OHK1 + 3NH4C1. 5. InCb + 4NHs(r) = InN + 3NH4CI F00° С, в присутствии NH4F). 93
6. InCb + 3HF = InF31 + 3HC1, InCb + 3CsCI = CsJInCU]!. 7. 2InClj + 3H2S = IniSj I + 6HC1. 8. InCb + 3KCN = In(CNK i + 3KC1. 9. InCb + K3PO4 = InPO4l + 3KC1. 10. InCb + 3LiH = InHj 4- + 3LiCl (в эфире). 190. InjSs —СУЛЬФИД ИНДИЯаП) Темно-красный или желтый (мелкокристаллический), нелетучий, термически устойчивый, полупроводник. Не растворяется в воде, не реагирует с разбавлен- разбавленными кислотами. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, реаги- реагируете сульфидами щелочных металлов в жестких условиях. Получение см. 184s, 185", 1887, I897. М, = 325,84; d - 4,648; tm = 1072° С; рПР25 = 83,04. 1 In2Sj + 6HC1 (конц.) = 21пСЬ + 3H2St (кип). 2 In2S3 + 30HNOj (конц.) = 2In(NO3K + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O (кип). 3. In2S3 + 3NaOH (конц., гор.) + ЗН2О = 2In(OHK 4- + 3NaHS. 4. 21n2S3 + 9O2 = 2In2O3 + 6SO2 (выше 650° С). 5- In2S3 + 3Na2S (конц.) = 2Na3[InS3](p) (комн.), In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[InS2] A20—140° C, p). ТАЛЛИЙ 191. TJ —ТАЛЛИЙ Серебристо-белый металл, пластичный, очень мягкий, легкоплавкий. На воз- ДУхе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором. Получение см. 1921'4, 198s, 1994. М, = 204,383; «/=11,84; tm = 303,6° С; л,„п = 1457° С. 1 2Т1 + H2SO4 (разб., хол.) = T12SO44 + H2t. 2. ЗТ1 + 4HNO3 (разб., гор.) = 3T1NO3 + NOt + 2Н2О, Tl + 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3K + 3NO2t + 3H2O. 3 4TI + 2O2 = T12O + T12O3 D00° С, сгорание на воздухе), 4Т1 + гНгО + О2 = 4ТЮН E0—70° С), *¦ 2Т1 + ЗН2О2 (конц.) = Т12О34- + ЗН2О. 5- 2Т1 + С12 = 2Т1С1 (комн.), 2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2Н[ПС14]. 6. 2Т1 + S = T12S C20° С, в атмосфере Н2), 2Т1 + 3S = T12S3 B00—250° С).
192. ThO — ОКСИД ТАЛЛИЯA) Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме. На воздухе частично окисляется. Проявляет оснбвные свойства; реагирует с водой (образуется щелочной рас- раствор), кислотами. Восстанавливается водородом и монооксидом углерода, полностью окисляется кислородом при слабом нагревании. Получение см. I93i.7 194й, 195', 1961. М, = 424,77; d = 9,52; U = 303° С; tKm * 1100° С. 1. TbO(T) = ТЬО(г> ^=- Т1 + О2 (выше 1300° С). 2. TljO + Н2О = 2ТЮН. 3. TljO + 2НС1 (раэб.) = 2Т1С1 4- + Н2О, Т12О + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О. 4. ТЬО + Н2 = 2Т1 + Н2О (выше 500° С), ТЬО + СО = 2TI + СО2 B50— 325° С). 5. ThO + Oj = ТЬОз (до 200° С). 193. ПгОз — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш) Авиценнит. Коричнево-черный, малолетучий, плавится без разложения под избыточным давлением О2, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Из растворов солей тал- лия(Ш) осаждается в виде полигидрата. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Сильный окислитель. Полу- Получение см. 1913'4, 196е, 1971'3'5, 20046. Мг = 456,76; d= 10,11; Тщ, = 717°С(р). 1 • ТЬОз = Т12О + О2 E00— 1000° С). 2. ТЬОз иН2О = Т12Оз + лН2О (до 300°С, вак). 3. ТЬОз + 8НС1 (конц.) = гНППСЬ] + 2Cl2t + ЗН2О. 4. Т12Оз + 4H2SO4 (конц.) = 2Hfn(SO4J] {или T1(HSO4)SO4} I + ЗН2О. 5. ThOj + 6HNO3 (конц.) = 2T1(NO3K + ЗН2О. 6. Т12О} + 2МОН = МТ1О2 + Н2О D50—575° С; М = Li, Na, К, Rb). 7. TI2O3 + 2Н2 = Т12О + 2Н2О A50— 185° С). 8. Т12Оз + 3F2 = 2T1Fj + 3O2 (до 550° С). 9. 2ТЬО} + 5S (порошок) = 2T12S + 3SO2 (комн.). 10. ТЬОз + Н2О2 = 2Т1ОН + О2Т + Н2О. 194. ТЮН —ГИДРОКСИД ТАЛЛИЯ (I) Светло-желтый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует щелочной раствор. Проявляет сильнооснбвные свойства; реагирует с кислотами, амфотерными гидроксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Получе- Получение см. 1913, 1922, 1984. А/г = 221.39; rf=7,44; /„ = 125° С (разл.); *, = 34,3(|8), 126,1(90). 95
1 2ТЮН = ThO + HjO (выше 125° С). 2. T10H 2H2O = ТЮН + 2H2O D5—60° С, вак.), 2{ТЮН • 2Н2О} = Т12О + 5Н2О A40° С). 3- ТЮН (разб.) + лН2О = ГП(НгО)я]+ + ОН". 4. ТЮН + НС1 (разб.) = Т1С14- + HiO, ТЮН + HNOj (разб.) = T1NO3 + Н2О. 5 2Т1ОН (разб.) + Zn(NO3J = Zn(OHJ4- + 2T1NO3, 2Т1ОН (конц.) + Zn(OHJ = Tl2[Zn(OHL] + 2T1NO3. 6. 2T1OH + O2 = ТЬОз + H2O B00° С), 2T1OH + 4NaOH + 2C12 = T12O31 + 4NaCl + 3H2O. 7. ТЮН (разб.) + CO2 = TlHCOjl, 2ТЮН + COj = TI2CO3 i + H2O (в этаноле). WS. Т12СОз — КАРБОНАТ ТАЛЛИЯA) Белый, плавится без разложения, при последующем нагревании разлагается. Растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислота- кислотами. Поглощает COi из воздуха. Получение см. 1947. М, = 468,77; d=7,ll; Т„л = 272°С; А:., = 5,23A8), 27,2<|О0). 1 Т12СО3 = Т12О + СО2 C00—360° С). 2- Т12СО3 (разб.) + 2лН2О = 2[П(Н2О)Я]+ + СО^, СО^-+ Н2О <=» НСО5 + ОН*; рК0 = 3,67. 3 TljCO3 + 2НС1 (разб.) = 2Т1С14 + Н2О + СО2 Т. 4 Т12СО3 (разб.) + Н2О + СО2 = 2Т1НСОз4-. !%¦ T1NO3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯA) Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), растворимость сильно увеличи- увеличивается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образует. Восстанови- Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. I912, 194 . Мг = 266,39; d = 5,556; г„л = 206,5°С; к, = 9,55™, Ш(80). 1 • 4T1NO3 = Т12Оз + Т12О + 4NO2 B50—350° С), 4T1NO3 = 2Т12О + 4NO2 + O2 (выше 500° С). 2- TlNO3(pa36.) + /jH2O = [Tl(H2OW++NOj (pH 7). 3. T1NO3 + 4HNO3 (конц.) = T1(NO3K + 2NO2 + 2Н2О. 4. TINO3 + NaCl = Т1С14- + NaNO3. 5 2TINO3 + H2S = T12S4- + 2HNO3. 6 3T1NO3 + Na3PO4 = Tl3ro4i + 3NaNO3. 7 2T1NO3 + К2СЮ4 = Т12СЮ41 + 2KNO3, 96
2T1NO3 + K2Cr2O7 = Т12Сг2О74 + 2KNO3. 8. 5T1NO3 + I6HNO3 + 2KMnO4 = 5T1(NO3K + 2Mn(NO3J + 8H2O + 2KNO3. 197. T1(NO3K — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(Ш) Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкислен- подкисленном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе. Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кисло- кислотой, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 191 , 193s, 196J. Mr~ 390,40; tm= 102° С (кр.). 1. 4{T1(NO3K • ЗН2О} = 2Т12Оз + 12NO2 + 3O2 + 12Н2О C00° С). 2. T1(NO3K (конц.) + 6Н2О = [П(Н2О)«]3+ + 3NOJ (в разб. HNO3), ГП(Н2О)«]3+ + Н2О «=¦ [Tl(H2O)s(OH)]2+ + НзО+; рАГк = 1,24. 3. 2Tl(NO3)j (разб.) + ЗН2О = Т12О34 + 6HNO3. 4. T1(NO3K + ЗНС1 (конц.) = TICli + Cl2t + 3HNO3. 5. 2T1(NO3K + 6NaOH (разб.) = T12O34- + 6NaNO3 + 3H2O. 6. 2T1(NO3K + 3H2S = T12S 4- + 2S4- + 6HNO3. 7. T1(NO3K + H2O + K2SO3 = TINO3 + K2SO4 + 2HNO3. 198.TliSO* — СУЛЬФАТ ТАЛЛИЯ0) Белый, летучий (выше температуры плавления), термически устойчивый. Уме- 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 обмена. Получение см. 1911, 2013. М, = 504,83; d= 6,765; rm = 632°C; fc = 4,87B0), 14,61(80). 1. T12SO4 (разб.) + 2nH2O = 2[Т1(Н2О)Я]+ + SOj' (pH 7). 2. T12SO4 + 2НС1 (конц.) = 2T1C1I + H2SO4. 3. T12SO4 + H2SO4 (конц.) = 2TIHSO4 B0—40° С). 4. T12SO4 + Ва(ОНJ = 2Т1ОН + BaSO44-. 5. 2T12SO4 + 2Н2О элд"ролю> 4TU (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4. 199. T1CI —ХЛОРИД ТАЛЛИЯA) Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо рас- растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с серной кисло- кислотой, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом. Получение см. 191s, 1953, 1964, 1974, I982. 97
Mr = 239,84; d = 7,0; 1„ = 431вС; г»™ = 818° С; *, = 0,32B0\1,60(80>. 1. 2Т1С1 <—> TICli.v (фиол.) + 0,5хС12 (на свету, комн.). 2. Т1С1(Т) + H2SO4 (конц.) = TlHSO4(p) + HClt B0— 40° С). 3. Т1С1 + 5HNOS (конц.) = Т1(ЫО3)з + 2NO21 + НС1 + 2Н2О. 4. 2Т1С1 + Hi = 2П + 2НС1 F50—750° С). 5. ЗТ1С1 + 6НС1 (конц.) + 8КС1 + КСЮз = ЗКз|Т1С1в] + т^° 6. Т1С1 (суспензия) + СЬ = Т1СЬ (комн.). 200. ТЮз —ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(Ш) Белый, разлагается при нагревании. В подкисленном концентрированном рас- растворе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см. 1996. Мг = 310,74; d = 3,03 (кр.); fM = 155° С (разл.); *, = 60,3B0). 1. 2Т1СЬ = Т1[Т1ШСЦ] + Clj (выше 40° С), ПСЬ = Т1С1 + С12 (выше 150° С). 2. Т1С1з • 4Н2О = Т1С1з + 4Н2О (комн., вак., над H2SO4). 3. "ПСЬ (конц.) + ЗН2О (хол.). = |Т1(Н2О)зС1з] (в разб. НС1), 2ГЛ(Н2О)зС1з]<==? ГП(Н2ОLС12]+ + ГПСЬГ + 2Н2О; рКс = 0,5. 4. 2ПС1з (разб.) + ЗН2О (гор.) = "П2Оз4- + 6НС1. 5. TlCb + HC1 (конц.) = НРЛСЦ]. 6. 2ПСЬ + 6NaOH (разб.) = TliOsJ' + 6NaCl + ЗН2О. 7. 2ПС1з + 3H2S = T12S 4- + 2S4 + 6НС1. 8. ПСЬ + ЗКС1 (конц.) = Кз[Т1С1б], 2Т1С13 + 3CsCl = Cs3|Tl2Cl9]. 9. TICU (конц.) + 2Т1 (порошок) = ЗТ1С11. 201. T12S —СУЛЬФИД ТАЛЛИЯ0) Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см. 191*, 1965. М, = 440,83; d = 8,39; tm = 448,9° С; '¦<„,. = 1177° С; fc = 0,02BO). 1. T12S + 2НС1 = 2Т1С14 + H2St. 2. T12S + 4HNO3 (конц., хол.) = 2T1NO3 + 2NO2t + S4- + 2H2O, T12S + I8HNO3 (конц., гор.) = 2T1(NO3K + 12NO2T + H2SO4 + 8H2O. 3. T12S + 2O2 = TI2SO4 B50° С). 98
ЭЛЕМЕНТЫ IVA-ГРУППЫ УГЛЕРОД 202. С — ГРАФИТ Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны также термодинамически метастабильные формы: р-С — алмаз, (Сг)п — кар- бин, См и С7о — фуллерены. Графит — серо-черный, с металлическим блеском, жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически акти- 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. Мт= 12,011; d=2,27; /пл*3800°С; /„„„«4000° С. 1. С + Н2О (пар)«=? СО + Н2 (800—1000° С). 2. С + 2H2SO4 (конц., гор.) = CO2t + 2SO2? + 2Н2О, С + 4HNO3 (конц., гор.) = СО2Т + 4NO2t + 2Н2О. 3. С + 2Н2 = СН4 F00° С, р, кат. Pt), 2С + Н2 = С2Н2 A500—2000° С). 4. С + О2 = СО2 F00— 700° С, сжигание на воздухе), 2С + О2 = 2СО (выше 1000° С). 5. С + 2F2 = CF4 (выше 900° С). 6. С + 2S = CS2 G00—800 ° С). 7. 2С + N2< * C2N2 (электрич. разряд), 2С + Н2 + N2 = 2HCN (выше 1800° С). 8. C + Si = SiC A200—1300° С). 9. 2С + Са = СаС2 E50° С). 10. С + 2РЬО = 2РЬ + СО2 F00 ° С). 11. 2С + Na2SO4 = Na2S + 2CO2 F00° С), 2С + Na2CO3 = 2Na + ЗСО (900— 1000° С). 12. ЗС + 8H2SO4 (конц.) + 2К2Сг2О7 (крнц.) = 3CO2t + 2Cr2(SO4K + 2K2SO4 + + 8НгО. П Г HNO' + H»SO, + К.СЮ»(КМпО4). . . ... IJ- ^ ¦ > С„О (и = 2 + 2,75; комн.). оксиды графита 14. 2С + nF2 = 2CF,, (фториды графита) [п < 1, 12; 450° С], 8С + F2 = 2(C;)(F") [комн., в атмосфере HF]. 15. (8 + х)С ¦ + М = MC«+.v (графитиды) [М = К, Rb, Cs; до 150° С]. 16. С(алмаз) —^^графит) [выше 1200° С], (С2)« (карбин) ——-> 2иС (графит) [2300° С]. 99
203. СО — МОНООКСИД УГЛЕРОДА Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде (растворимость повышается в присутствии NH3, HC1). Химически активен при высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом, хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленнос- промышленности — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + Нг), в лабора- лаборатории — разложение муравьиной кислоты НСООН. Мг= 28,01; р= 1,250 г/л (н. у.); tKm = -191,5° С; v, = 2,32™. 1.43ой» 1. СО + Н2О (пяр^ » СО2 + Н2 (выше 230° С, кат. Fe2O3). 2. СО + NaOH = Na(HCOO) [120— 130° С, р]. 3. СО + Н2 = СН4 + Н2О A50— 200° С, кат. Ni), СО + 2Н2 = СНзОН B50— 300° С, р, кат. СиО/Сг2Оз). 4. 2СО + О2 = 2СО2 (комн., кат. МпОг/СиО), 2СО + О2 = 2СО2 (сжигание на воздухе). 5. СО + С12 = СС12О A25— 150° С, кат. C/Pt). 6. СО + S = CSO C50° С, кат. С). 7. СО + NH3 = HCN + Н2О E00—800° С, кат. А12Оз/ThO2), СО + NH3 Н2О(гор.) = NH4(HCOO). 8. 5СО + I2O5 = 5СО2 + 12. 9. СО + Н2О (пар) + СаО = СаСОз + Н2 D00—500° С). Ю. 4CO + Ni = [Ni(COL] E0—100° С). 11. 5СО + Fe = [Fe(COM] A00— 200° С, р). 12. СО + PdCh +. H2O = Pd4- + CO2t + 2НС1. 13. ЗСО + Н2О + КОН + 2КМпО4 = 2МпО2+ + ЗКНСОз (кат. Ag). 14. ЗСО + 4Н2О + КОН + К2Сг2О7 = 2Сг(ОНK+ + ЗКНСОз (кат. HgO). 15. СО + Na2O2 = Na2CO3 (комн.). 204. СОг —ДИОКСИД УГЛЕРОДА Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжа- сжатии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый СОг («сухой лед») при комнатной температуре возгоняется. Плохо растворяется в воде, частично реагирует с ней. Проявляет кислотные свойства, реагирует со Щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, во- водородом, углеродом. Получение см. ИЗ1'2, 2024, 2034. М, = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у.); v, = 87,8BО), 35,9F0). 1. 2СО2 = 2СО + О2 (выше 2000° С). 2. 8СО2 ¦ 46Н2О(Т) (клатрат) = 8СО2 + 46Н2О (выше -21 ° С). 3. СОг(р) + Н2О = СО2 • НгОфх > НгСОзд; рКс = 2,49 (комн.). 100
4. СО: + NaOH (разб.) = NaHCO3, CO2 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + Н2О. 5. СО2 + Ва(ОНJ = ВаСОз I + Н2О, СО2 + ВаСОз<т) + Н2О = Ва(НСО3J(Р) 6. СО2 + NH3 H2O = NH4HCO3. 7. СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О B00° С, кат. Си2О). 8. СО2 + С = 2СО (выше 1000° С). 9. СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 + 5Са = СаС2 + 4СаО E00° С). 10. 2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2 (комн.). 205. Н2СОз — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе при комнатной температуре в виде гидрата СО2 • Н2О, частично изомеризуется в НгСОз (молекулы Н2СОз обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота, нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение см. 2043. М, = 62,02. 1. Н2СОз(р) = СО2 + Н2О (кип). 2. Н2СОз (разб.) + Н2О (хол.)<=> HCOi + Н3О+; рАГк = 6,37, HCOI+ Н2О<=»СО3;~ + H3O+; рКк = 10,33. 3. Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О, Н2СОз + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О. 4. Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3. 5. Н2СО3 + NH3 • Н2О(конц.) = NH4HCO3 + Н2О [примесь (NH4JCO,]. 6. Н2СОз + Са(ОНJ = СаСОз I + 2Н2О, Н2СОз + СаСОз(т) = Са(НСОзJ(р). 206. CCU —ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА Тетрахлорметан. Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Тер- Термически малоустойчив. Практически не смешивается с водой. Химически пас- пассивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апро- тонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см также 987, 1206, 2086. М, = 153,82; d = 1,594B"»; /пя = -22,96° С; /кип = 76,75° С. 1. СС14 = С + 2С12 D50— 600° С). 2. СС14 + ЗН2О = Н2СОз + 4НС1 (комн., кат. Fe). 3. ССЦ + 6NaOH (конц.) = Na2CO3 + 4NaCl +ЗН2О (кип.). 4. 2ССЦ + Ог = 2СС12О + 2С12 B50° С, кат. Ni). 5. ССЦ + 2H2Se = CSe2 + 4HC1 E00° С) 6. ССЦ + 2HFW = CC12F2 + 2HClt, ЗССЦ + 3SbF3 = 3CCI2F2 + 2SbCl3 (в жидк. HF) 7. ССЦ + 4AgF = CF4 + 4AgCl A50—300° С). 8. ЗССЦ + 4A1E3 = ЗСЕ4 + 4А1С1з A80—250° С; Е = Вг, 1) 101
207.ССЮ) — ОКСИД-ДИХЛОРИД УГЛЕРОДА Фосген. Бесцветный газ с неприятным запахом, тяжелее воздуха. Полностью гидролизуется во влажном воздухе и в воде, разлагается кислотами и щелоча- щелочами. Реагирует с гидратом аммиака, оксидами металлов. Апротонный раство- растворитель ковалентных неорганических веществ. Получение см. 2035, 20б\ 2087. А/, = 98,92; ^ж) = 1,436W; tm = -118,8° С; tKm = +7,56° С. 1. СС12О + 2Н2О (хол.) = H2COj + 2HC1, СС12О + HiO (пар) = СО2 + 2НС1 (комн.). 2. CCliO + Н2О = СО21 + 2НС1 (вразб. НС1). 3. ССЬО + 4NaOH = Na2CO3 + 2NaCl + 2Н2О. 4. СС12О + 4(NH3 НтО) = 2NH4C1 + C(NH2JO + 4Н2О. карбамид 5. ЗСС12О + А1гОз = 2А1С13 + ЗСО2 (выше 350° С). 6. СС1гО + 2NaF = COF2 + 2NaCl (в ацетонитриле). 208. CS2 — СЕРОУГЛЕРОД Бесцветная легколетучая жидкость. Мало смешивается с водой, неограниченно смешивается с полярными органическими растворителями. Хорошо растворя- растворяет бром, иод, серу, белый фосфор. Реакционноспособный, легко воспламеняет- воспламеняется на воздухе. Гидролизуется водяным паром, реагирует с бинарными соедине- соединениями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. 2026. М, = 76,14; d= l,261B2); tm* = 46,24° С; fe = 0>179B0),0,014E0). 1. CS2 + 2Н2О (пар) = СО2 + 2H2S A50° С, примесь CSO). 2. CS2 + Ва(ОНJ = ВаСОз 4* + BaS + Н2О. 3. CS2 + 2(NH3 • Н2О)+Са(ОНJ = NH4NCS + CaSi + 4Н2О A10° С, р). 4. CS2 + 4Н2 = 2H2S + СН4 (выше 50° С, кат. Pt/MoS2). 5. CS2 + ЗО2 = СО2 + 2SO2 (сгорание на воздухе). 6. CS2 + ЗС12 = CCU + S2C12 (кат. МпС1г/А1С13). 7. CS2 + ЗСЬО = СС12О + 2SC12O, CS2 + 3SO3 = CSO + 4SO2 (комн.), CS2 + 2SnO = CO2 + SnS B20—300° C). 8. CS2 + PCI5 = CSCb + PSCI3. 9. CS2 + K2S (конц.) = K2CS3. 10. CS2 + CaCN2 = C2N2 + CaS + S G00—850° C). 11. 3CS2 + 4KMnO4 + 2KOH (разб.) = 6Si + 4MnO21 + ЗК2СОз + H2O. 209. C2N2 —ДИЦИАН Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в холодной воде. По химическим свойствам подобен 12. Сгорает в кислороде, 102
разлагается горячей водой и кислотами, реагирует со щелочами. Получение см. 20810, 2106Л 5741. Mr = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.); *„„ --21,15°C; v, = 450B0). 1. C2N2 * 2(« CN) — радикал циан (выше 1000° С). 2. CaN2 + 4H2O(rop.)=(NH4JC2O4. 3. C2N2 + H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СО t + CO2t + 2NH4HSO4. 4. CjN2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + Н2О (комн.). 5. C2N2 + 2Ог - 2CO2 + N2 (сжигание на воздухе). 6. C2N2 + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = 2HCN. 210. HCN — ЦИАНОВОДОРОД Синильная кислота. Бесцветная легкая низкокипящая жидкость; ассоциирова- ассоциирована за счет водородных связей (при комнатной температуре степень ассоциации равна 2). Существует в двух таутомериых формах: нормальной (Н—CeN:) и изо-форме (Н—N«C:); при 25° С в равновесной смеси 0,5% изо-формы, при охлаждении количество изо-формы уменьшается. Разлагается при сильном нагревании и на свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота и бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Неограниченно сме- смешивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется циановодородной кислотой. В концентрированном растворе неустойчив и постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор — следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановитель- восстановительные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см. 2027, 2037, 2I21, 839*. Л/г = 27,03; d=0,699B2); г-= -13,3° С; /„,„ =+25,65° С. 1. HCN (разб.) + Н2О (хол.)<=* Н3О+ + CN"; рА", = 9,31, HCN (конц.) + 2Н2О«С=» NHJ+ НСОО". 2. HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н2О. 3. HCN + N"H3 Н2О (конц.) j=+ NH4CN + Н2О (комн.). 4. HCN(r) + H2O + H2SO4 (конц.) = СО + NH4HSO4. 5. HCN + 4Н° (Zn, разб. НС1) = CH3NH2. 6. 4HCN + 5О2 = 4СО2 + 2N2 + 2H2O (сгорание на воздухе), 4HCN + О2 = 2C2N2 + 2Н2О A50° С, кат. Ag). 7. HCN(p) + Ch«==? (CN)C1 + НС1, 2HCN(r) + СЬ = C2N2 + 2HC1 (кат. активный уголь); HCN + Н2О + СЬ = HOCN + 2НС1 (кат. А12О3). 8. 2HCN + 5НС1О = 2CO2t + НгО + Nit + 5HC1. 9. 2HCN + NO2 = C2N2 + NO + Н2О (комн.). 103
211. NaCN —ЦИАНИД НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). При хранении концентри- концентрированного раствора медленно разлагается. Поглощает СО2 из влажного возду- воздуха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 288, 2912, 2102. Мг = 49,01; d = 1,596; Т„л = 563,7° С; tmn = 1497° С; ^ = 58,2BО),82,5E5). 1. NaCN • 2Н2О = NaCN + 2Н2О (комн., вак., над Р4О10). 2. NaCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2OL]+ + CN' (рН > 7, см. 212'). 3. NaCN (конц.) + 2Н2О = Na(HCOO) + NHjt (кип.). 4. NaCN(T) + HC1 (конц., хол.) = NaCl + HCNt. 5. 2NaCN + H2SO4 C0%-я) = 2HCNt + Na2SO4 C0—40° С). 6. 2NaCN + H2O + CO2 = Na2CO3 + 2HCN (комн.). 7. 2NaCN (разб., гор.) + О2 = 2NaOCN (кат. Ni). 8. NaCN (разб.) + S = NaNCS (кип.). 9. NaCN + Na2S4O6 + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4. 10. NaCN + H2O2 C0%-й) = NaOCN + H2O. 11. NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO B50° C). 12. 2NaCN + H2O + 5NaClO = 2NaHCO3 + 5NaCI + N2t. 13. NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCN-l + NaNO3> NaCN (конц.) + AgCN(T) = Na[Ag(CNJ](p). 212. KCN — ЦИАНИД КАЛИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя- растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. При хранении концентрированного раствора медленно разлагается. Реагирует с кислотами. Поглощает влагу и СОг из воздуха. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получе- Получение см. 497, 5015, 626. Mr = 65,\2; d=l,52; Т„л = 634,5° С; *, = 69,9BО), 99,8(8О). 1. KCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [К(Н2ОN]+ + CN", CN" + Н2О<=» HCN + ОН"; рКо = 4,69. 2. KCN + 2Н2О = NH3T + К(НСОО) [кип]. 3. KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCNt. 4. 2KCN + H2SO4 C0%-я) = 2HCNT + K2SO4 C0—40° С). 5. KCN + Н2О + СО2 = КНСОз + HCN. 6. 2KCN (разб., хол.) + О2 = 2KOCN (кат Ni) 7. KCN (разб.) +.S = KNCS (кип.). 104
8. KCN + K2S4O6 + H2O = KNCS + K2SO3S + H2SO4. 9. KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE (E = Cl, Br, I), (CN)C1 + KF = (CN)F + KC1 G00° C). 10. KCN + H2Oj C0%-й) = KOCN + H2O. 11. KCN + PbO = Pb + KOCN D00— 500° C). 12. KCN + 2KOH (кони) + 2KMnO4 = KOCN + 2K2MnO4 + H2O. 13. 2KCN + H2O + 5KC1O = 2KHCO3 + 5KC1 + N21. 14. 2KCN (конц.) + AgNO3 = K[Ag(CNJ] + KNO3. 15. 8KCN (конц.) + Au2S3 = 2K[Au(CNL] + 3K2S. 16. 2KCN (разб.) + N1SO4 = Ni(CNJ4 + K2SO4, 2KCN (конц.) + Ni(CNJ = K2 [Ni(CNL]. 17. 6KCN (разб.) + 2FeCl3 = (Fe3+) [Fe(CNN] (кор.) + 6КС1, 6KCN (конц.) + FeCb = K3[Fe(CNN] + 3KC1. 213. H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—C^N. В эфире изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабо- слабокислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидра- гидрате аммиака. Реагирует с водородом, кислородом. Получение см. 2145, 27317. Мг = 42,04; d = 1,0729; tm = 43° С; ткип = 140° С (вак.); ks = 456B0). 1. 3H2CN2 = [NC(NH2)]3 A50° С). меламин 2. H2CN2 + H2O4Z=?HCN2+H3O+ (практически не идет). 3. H2CN2 + Н2О = C(NH2JO (в конц. H2SO4, NaON). карбамид 4. 2H2CN2 (разб.) + Са(ОНJ <=* Ca(HCN2J + 2Н2О. 5. H2CN2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH3 D00° С). 6. 2H2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2H2O C00° С). 7. H2CN2^=? C(NHJ (в эфире). карбодиимид 214. CaCN2 —ЦИАНАМИД КАЛЬЦИЯ Белый (технический продукт — темно-серый из-за примеси угля). Летучий, плавится без разложения под избыточным давлением N2, при прокаливании разлагается. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Полностью разлагается горячей водой. Реагирует с кислотами. Во влажной почве под влиянием бактерий медленно разлагается с выделением аммиака. Получение см. ПО", ИЗ6, 1207'8. Мт = 80,10; d = 2,29; tm = 1300° С; ks = 2,50B5). I. CaCN2 = CaC2 + N2 (выше 1150° С). 105
2. CaCN2 + 6H2O (хол.) = [Ca(H2ON]2+ + СЩ', СЩ"+ Н2О<=И» HCN: + ОН". 3. CaCN2 + ЗН2О (гор.) = Са(ОНJ + C(NH2JO G0° С). 4. CaCNi + ЗН2О (пар) = CaCOj + 2NH3 C00° С). 5. CaCN2 + H2SO4 (разб.) = Са8О44- + H2CN2. 6. CaCN2 + СО2 + Н2О * СаСОэ± + H2CN2. 7. CaCN2 + ЗН2 = Са + С (графит) + :NH3 E50—650° С). 8. 2CaCN2 + ЗО2 = 2CaCOj + 2N2 D20—450° С). 215.(SCNJ— БИС(ТИОЦИАН) Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро поли- меризуется в красный (SCN)». Хорошо растворяется в воде (с частичным разложением), быстро разлагается в присутствии растворенного кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде и тетрахлориде углерода; медленно раз- разлагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает 12; слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 217*7, 2186'7, 572*. А/, = 116,17; /„л = -2° С. 1. n(SCNJ = 2(SCN), (паратиоциан) [выше 20° С]. 2. 3(SCNJ + 4Н2О —L-» HCN + 5HNCS + H2SO4, (SCNJ + O2 + 2H2O —S—» HCN + HNCS + H2SO4 (т = 0,5 ч). 3. (SCNJ + I6HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2CO2t + 2NH4NOj + + 14NO2f+ 2H2O. 4. (SCN)kp, + 2Na = 2NaNCS. 5. (SCNJ + 3K.I (конц.) = 2KNCS + К[1A)г]. 6. (SCNJ + KNCS (конц.) + 6Н2О <=Г? [К(Н2О)б]+ + (NCS);. 216. HNCS — ТИОЦИАНАТ ВОДОРОДА Родановодород. Бесцветная вязкая сильнополярная жидкость, белое твер- твердое вещество. Существует при очень низких температурах. Имеет строение (Н—N=C=S) с возможной примесью таутомера (Н—S—С—-N). При повыше- повышении температуры до -90+ -85° С образует белый полимер. Устойчив в разбав- разбавленном растворе (тиоциановая или, менее точно, роданистоводородная кисло- кислота). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводо- сероводородом, типичными окислителями. Получение см. 217*'5, 21810. Мг = 59,09; т„л (мономер) = -110° С; (полимер) +C—5)° С (разл.) 1. HNCS (разб.) + Н2О = Н3О+ + NCS". 2. 3HNCS (конц.) = HCN + H2C2N2S3 (ксантановый водород, краен.). 106
3. HNCS + 2H2O + HC1 (разб.) - CO2t + H2St + NH4C1 (кип.). 4. 2HNCS + 2HiO + HzS04(pa36.) = (NH4JS04 + 2CSO D0— 50° C). 5. HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + H2O. 6. HNCS + H2O + H2S(r) = CS2 + NH3 H2O (комн.). 7. HNCS + ЗН2О2 (конц.) = HCN + H2SO4 + 2H2O (комн.), 5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 = 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4H2O. 217. KNCS — ТИОЦИАНАТ КАЛИЯ Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагрева- нагревании синеет вследствие разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экдо-эффектом (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кислотами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплек- сообразования. Получение см. 2127, 2183. М, = 97,18; d = 1,886; tm = 173,2° С; /,„„ = 500° С (с разл.); к, = 21 7*М), 408F7). 1. KNCS = KCN + S (выше 500° С). 2. KNCS • 0,5Н2О4. ?ZZ+ KNCS (насыщ.) + 0,5 Н2О (до 6,8° С). 3. KNCS (разб.) + 6Н2О = [КДОгО)»]* + NCS" (рН 7). 4. 2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCST + K2SO4 (на холоду, вак.). 5. KNCS (влажн.) + KHSO^ —*-» HNCS + K2SO4 (комн., вак.). 6. 2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + МпО2 = (SCNJ + MnSO4 + 2Н2О + K2SO4. @° С). 7. 2KNCS(p) + 1г<=* 2KI + (SCNJ @° С). 8. KNCS + 10 КОН (конц.) + 8KMnO4 = KOCN + 8K2MnO4 + K2SO4 + 5Н2О. 9. KNCS (конц.) + KNO2 + H2SO4 (разб.) = (NO+)NCS + K2SO4 + Н2О @°С). 10. 2KNCS + SnO2 = SnS + 2CO + N2 + K2S D50° С). 11. 2KNCS + Pb(NO3J = Pb(NCSJ 4- + 2KNO3. 12. KNCS (разб.) + AgNO3 = AgNCS 4 + KNO3, 2KNCS (конц.) + AgNOs = K[Ag(—SCNJ] + KNO3. 13. KNCS (разб.) + 5H2O + FeCI3 = [Fe(H2OM(—NCS)]CI2(KpacH.) + KC1, 6KNCS (конц.) + FeCIj = K3[Fe(NCSN] (краен.) + ЗКС1. 218. NH4NCS —ТИОЦИАНАТ АММОНИЯ Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокар- бамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Крис- Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 275'2. М, = 76,12; d = 1,305; tm = 149° С; к, = 170B0), 431G0). 107
1. NH4NCS4=? CS(NH2J A40-150° С). тиокарбамид 2. NH4NCS(pa36., xon.) = NHJ+NCS-, NH;+ HjO^ NH3 H2O + H3O+; рК, = 9,24. 3. 3NH4NCS (конц.) + 2H2O —*—* H2C2N2S3 + 2(NH3 H2O) + NH4CN. 4. NH4NCS + H2SO4(pa36.) + HiO = CSOt + (NH4JSO4 C0° C). 5. NH4NCS (конц.) + КОН (конц.) = KNCS + NH3t + H2O (кип.). 6. 2NH4NCS(p) + 124=» 2NH4 + (SCNJ (°°c)- 7. 2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCNJ + MnSO4 + + 2H2O + (NH4JSO4 (°° O- 8. NH4NCS + Pb(NO3J = Pb(NCSJ 4- + NH4NO3. 9. NH4NCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2OM(—NCS)]C12 + NH4C1, 6NH4NCS (конц.) + FeCl3 = (NH4K[Fe(NCSN] + 3NH4C1. 10. NH4NCS + H3O+ (катионит) = HNCS + МН^катионит) + H2O. 219. HOCN — ЦИАНАТ ВОДОРОДА Бесцветная низкокипящая жидкость, немного тяжелее воды. Обладает тауто- таутомерией: нормальная форма — цианат-О водорода (Н—О—C^N), изо-форма — цианат-N водорода (Н—N=C=O); при 20° С содержит 98% изо-формы. Хоро- Хорошо растворяется в воде (циановая кислота). Медленно разлагается в разбавлен- разбавленном растворе при нагревании (быстро —¦ в присутствии сильных кислот). Про- Проявляет слабокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение см. 2107. Мг = 43,03; d=l,140(M); тпл = — 80° С; tmn = 23,6° С. 1. HOCN (разб.) + Н2О (хол.)<=? OCN" + Н3О+; рКк = 3,46. 2. HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3t + CO2t [примесь C(NH2JO]. 3. HOCN (разб.) + Н2О + НС1 (разб.) = NH4C1 + CO2t. 4. HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + H2O. 5. HOCN + NH3 H2O (конц.) = C(NH2JO + H2O. 220. KOCN — ЦИАНАТ. КАЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону), устойчив в щелочной среде. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Вос- Восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразова- ния. Получение см. 5016, 2126'|0' ", 2178. М, = 81,12; d= 2,056; fc, = 75BS). 1. 4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2 G00—900° С). 108
2. KOCN (разб.) + 6H2O (хол.) = [К(Н2ОN]+ + OCN", OCN~ + Н2О<=? HOCN + ОН'; рАГ0 = 10,54. 3. KOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) —1-* КНСОз + NHjt. 4. KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1 (комн.). 5. KOCN + H2 = KCN + H2O E00° С). 6. KOCN + AgNO3 = AgOCNi + KNO3, AgOCN + NH4CI = AgCll + NH4OCN. 7. 4KOCN (конц.) + ZnCl2 = K2 [Zn(OCNL] + 2KC1. 221. NH4OCN — ЦИАНАТ АММОНИЯ Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кислотой, гипо- хлоритом натрия. Вступает в реакции обмена. Получение см. 220 . Мг = 60,06. 60° С 1. NH4OCN < - =- C(NH2JO. 160-190-С. ик. карбамид 2. NH4OCN (разб., хол.) = NHJ+ OCN , NH;+ 2Н2О <=> NH3 • Н2О + HjO+; р/с» = 9,24, OCN" + Н2О <=? HOCN + ОН", рКо = 10,54. 3. NH4OCN (конц., гор.) <=? C(NH2JO. 4. NH4OCN + HCI (конц.) = HOCN+ NH4CI (комн.). 5. NH4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3t + Na2CO3 (кип). 6. NH4OCN + 2HNO2 (конц.) ——> 2N2 t + CO2t + 3H2O. 7. NH4OCN + 3NaClO = N2t + 3NaCl + CO21 + 2H2O (кип.). 8. NH4OCN + AgNO3 = AgOCNi + NH4NO3, 2AgOCN + h = 2Agll + (NCOJ @° С, в жидк. ССЦ). бисоксоциан КРЕМНИЙ 222. Si —КРЕМНИЙ Неметалл. Крупнокристаллический — темно-серый, с металлическим блеском, весьма твердый, очень хрупкий, непрозрачный, полупроводник при комнатной температуре. Аморфный (рентгеноаморфный) в виде очень мелких кристаллов — белый (без примесей) или коричневый (с примесями, в основном железа). Плавится с уменьшением объема. Устойчив на воздухе (образование защитной оксидной пленки). В кристаллической форме — малореакционноспособный; не реагирует с водой, кислотами (включая и фтороводородную кислоту), водоро-
дом. В аморфной форме — более активный; реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, щелочами (частично переводится в раствор даже в слабощелочной среде), поглощает значительные количества различных газов (в том числе Н2). Окисляется кислородом, галогенами, реагирует с галогеново- дородами, аммиаком, сероводородом, сульфидами металлов при нагревании. Чрезвычайно активен в расплавленном состоянии, реагирует со щелочными, щелочноземельными и другими металлами. Сплавляется (но не реагирует) с Be, Al, Ga, In, Sn, Sb, Zn, Ag, Аи. Промышленно важен сплав с железом — ферросилиций A2—90% Si). Второй по распространенности (после кислорода) элемент в литосфере Земли. Получение см. 2231, 22613'u, 2333'4'6, 2377'8. Мг = 28,086; d = 2,33 (крист); tm = 1415° С; г—« 3250°С. 1. Si (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SiOj + 2H2 D00—500° С). 2. Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4Si04 + 2Н2Т. 3. Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = H2[SiF6] + 2H2t, Si + 4HF(r) = SiF4 + 2Н2 D0—100° С). A. 3Si + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 4NOt + 8H2O. 5. 3Si + 18HF (конц.) + 2КСЮ3 = 3H2[SiF6] + 2KC1 + 6H2O, Si + 6HF (конц.) + KNO} = H2[SiF6) + 2KNO2 + 2H2O. 6. Si + O2 = SiO2 A200— 1300° C). 7. Si + 2F2 a SiF4 (комн., сгорание во фторе). 8. Si + 2СЬ = SiCU C40— 420° С, в токе аргона). 9. Si + 2ВГ2 = SiBr4 F20— 700° С, в токе аргона). 10. Si + 2I2 = Sil4 G50— 810° С, в токе аргона), Si + 4HI = Sil4 + 2Н2 D00— 500° С). 11. Si + S = SiS F50—700° С, р), Si + 2S = SiS2 B50— 600° С). 12. Si + 2Е = SiE2 (800° С; Е = Se, Те; в атмосфере Аг). 13. 3Si + 2N2 = Si3N4 A200-1500° С), Si + С (графит) —!-> SiC A200— 1300° С). 14. Si + М = MSi (при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs), Si + 2М = M2Si (при сплавлении; М = Mg, Ca), М Ь1 > MSi, MSi2 (при сплавлении; М = Ca, Sr, Ba), 2Si + М = MSi2 (при сплавлении; М = La, Th, Ti, Cr, Mo, Mn, Fe). 15. 3Si + 4NH3 = Si3N4 + 6H2 A300—1500° C). 16. Si + 2H2S = SiS2 + 2H2 A200—1300° C). 223. S1H4 — МОНОСИЛАН Родоначальник гомологического ряда кремневодородов Si«H2n+2. Бесцветный газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма реакционноспособный, воспламеняется на воздухе при комнатной температуре в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей ПО
воде. Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение см. 10715, 224', 226", 2333'4. Мг = 32,12; d« = 0,68(-'84); р = 1,44 г/л (н. у.); /ш, = -185° С; гкн„ = -111,9°С. 1. SiH4 = Si + 2H2 D00-1000° С). 2. SiH4 + 2HiO (гор.) = SiOA + 4H2 (кат. разб. H2SO4, NaOH). 3. S1H4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4H2t. 4. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O A50° С, сгорание на воздухе). 5. 3SiH4 + 8КМПО4 = 8MnOji + 3SiO21 + 8KOH + 2H2O. 224. SMb+i — ПОЛИСИЛАНЫ Кремневодороды (я = 2 + 15), структурные аналоги предельных углеводородов (алканов СяНь+г)- В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (и = 2) — бесцветный газ, трисилан (я = 3) и тетрасилан (я = 4) — бесцветные жидкости; устойчивость уменьшается с увеличением я. Чувствительны к воздуху, терми- термически неустойчивы. Дисилан Si2H6 очень мало растворяется в холодной воде. Жидкие силаны практически не смешиваются с холодной водой. Энергично разлагаются горячей водой, щелочами. Сильные восстановители. Близки по химическим свойствам (ниже приведены реакции для Si2He). Получение смеси силанов см. I073; разделение смеси на отдельные силаны проводят фракцион- фракционной конденсацией. ShH4: М, = 62,22; р = 2,85 г/л (н. у.); ^=-132° С; /кнп = -14,5°С, SbHe: М, = 92,32; d - 0,739BО); tm- -117,4° С; /„„„ =+52,9° С, Si4H ю: М, = 122,42; d = 0,79<0>; /„, = -84,3° С; /«„„ = +107° С. 1. Si2H6 * SiH4, H2, (SiH2)., (SiH),, C50-400° С). 2. Si2H6 + 4Н2О (гор.) - 2SiO24 + 7H2t (в воде или разб. NaOH). 3. Si2H* + 8NaOH (конц.) = 2Na4SiO4 + 7H2t. 4. 2Si2H6 + 7O2 (воздух) = 4SiO2 + 6H2O (сгорание, комн.) 5. 3SijH6 + 14KMnO4 = 14MnO24' + 6SiO2 4- + 14KOH + 2H2O. 225. вЮ —МОНООКСИД КРЕМНИЯ Темно-коричневый (почти черный), достаточно твердый, тугоплавкий, рентге- ноаморфный, в виде порошка пирофорен. При нагревании в вакууме сублими- сублимируется без плавления. В газообразном состоянии (выше 1000° С) — термодина- термодинамически устойчивый мономер. В твердом состоянии — метастабильный несте- хиометрический полимер (SiOi-*)», при старении или умеренном длительном нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si. и (SiO2)a. Реагирует с перегре- перегретым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем SiOj), щелочами (быстрее, чем SiOi). Окисляется кислородом, галогенами. Получение см. 226 . Мг = 44,09; d=2,15. Ш
1. 2nSiO —*-> (SiO2), + Si, D00—700° C). 2. SiO + H2O (nap) = SiO2 + H2 E00° c>- 3 SiO + 4NaOH (конц.) = H2 f + Na4SiO4 + H2O. 4. 4SiO + O2 = 2Si2O3 C50-1000° C). 5. SiO + CO2 = SiO2 + CO E00° C). 2SiO + SO2 = S + 2SiO2 (выше 800° С, примесь SiS2>. 6. SiO HF^) > SiH4 T, SiF4t. H21 (примеси Si,Ha.*j). -H2O 7. 2SiO + 4C12 = 2SiCl4 + O2 (800° C). 8. SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg A350° C). 226. SiO: —ДИОКСИД КРЕМНИЯ Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модифи- модификаций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлажде- охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стек- стекло. Характеристика различных форм: а-кварц (тригон.): d = 2,648; /(->Р-кварц) = 573° С, р-кварц (гексагон.): d = 2,533; т(-»Р-тридимит) = 870° С; tm = 1550° С, а-тридимит (ромбич.): d = 2,265; т(-»Р-тридимит) = 163° С. Р-тридимит (гексагон.): d = 2,192; т(->Р-кристобалит) = 1470° С; гпл=1680°С, а-кристобалит(тетрагон.): d = 2,334; т(->р-кристобалит) = 470° С, Р-кристобалит(кубич.): d = 2,194; Тщ, = 1720° С, китит(тетрагон.): d = 2,503, коэсит(монокл-): d = 2,911, стишовит(тетрагон.): d= 4,287, меланофлогит(кубич.): d = 2,05; t(->$- кристобалит) = 800—900° С, волокнистый кремнезем(ромбич.): d— 1,975; т(-»р-кристобалит) = 1390° С, лешательерит (аморфн., природное кварцевое стекло): d = 2,203. В кристаллическом виде — малореакционноспособный, в аморфной фор- форме — более активный. В очень незначительной степени химически растворяет- растворяется в воде, из раствора осаждается гидрат БЮг • пНгО. Не реагирует с кислотами (кроме фтороводородной кислоты), гидратом аммиака; из галогенов реагирует только со фтором. Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами в растворе и при сплавлении. Легко фторируется и хлорируется, восстанавлива- восстанавливается углеродом и типичными металлами. Распространен в природе в виде кварца (имеет много окрашенных примесями разновидностей). Получение см. 222Гб,227', 2284'6, 233'-*а" М, = 60,08; г«„„ = 2950° С; к, = (а-кварц) = 0,001B5); (аморфн.) 0,0125B6), 0,017C8), 0,0416(98). 112
НтО 1. S1O2 (аморфн.) > SiO2 • «H2O (гидрогель) Ф<==^ H4SiO4(p). 2. SiO2 + 6HF (конц.) = H2[SiF6] + 2H2O (до 35° С), SiO2 + 4HF (г) = SiF4 + 2Н2О B50-400° С). 3. SiO2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 2Н2О, SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + Н2О (900-1000° С). 4. SiO2 (аморфн.) + 2Na2CO3 (конц.) = Na4SiO4 + 2CO2t. 5. SiO2 + M2CO3 = M2SiO3 + CO2 A150°C,M = Na, K), 2SiO2 + M2CO3 = M2Si2O5 + CO2 A150° C). 6. SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 B50-400° C). 7. SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na2[SiF6] + 2H2O. 8. SiO2 (аморфн.) + 6NH4F (насыщ.) + 2H2O = (NH4J[SiF«] + 4(NH3 ¦ H2O), S»O2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH4F + 2H2O B00—250° C). 9. SiO2 + С (кокс) + 2C12 = SiCU + 2CO (900—1000° С). 10. 3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3 A200— 1300° C). 11. 3SiO2 + 6C (кокс) + 2N2 = Si3N4 + 6CO A100—1200° C). 12. SiO2 + Si = 2SiO A100—1400° С, вак.), SiO2 + С (кокс) = SiO + CO A300° С, вак.; примеси Si, SiC). 13. SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si (800—900° С, в атмосфере Аг), SiO2 'OWyx'Mg > Si, Mg2Si G00—900° C). -MgO. -Mg)N2 14. SiO2 + 5C (кокс) + CaO = Si + CaC2 + 3CO (800—1000° C). 15. 2SiO2 + 2Li[AlH4] = 2SiH4 + Li2O + AI2O3 A70—200° C). 16. SiO2 c<KOKc)FeFeO) (FeiSi)> A200—1400°C). -CO ферросилиций 227. SiO2 /iH2O — ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO2 и Н2О. Белые, аморфные (стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяют- растворяются в воде. Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная слабая ортокремниевая кислота H4SiO4. При поликонденсации медленно обра- образуется смесь дикремниевых кислот (H6Si2O7, H2Si2O5, HioSi2O9), затем гидрозоль условного состава (Н28Юз)д (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель SiO2 ¦ лН2О (и < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение моно- 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. Встречаются в природе в виде опала (коллоидный конгломерат SiO2 ¦ лНгО) и силгидрита (ромбич., SiOi • 0,ЗЗН2О). Получение см. 2303'4, 2331. 113
SiO2 • иН2О: d= 2,1 + 2,3 (аморфн.); 2,175 (опал). H4SiO4: Mr = 96,11; *, = 0,00673B0). HeSiiOr. M, =174,21; fc = 9,0167(M). H2Si2Os: M, = 138,18; *, = 0,0276B0). H l0ShOt: M, = 210,24; *, = 0,0061B0). (H2SiO3)»: M, = 78,10; k, = 0,00781B0) (в расчете на H2Si03). 1. SiO2nH2O = SiO2 + nH2O (900-1000° С). 2. SiO2 лН2О (гидрогель)! ?=? H4Si04(p), (H2Si03), (гидрозоль); а) H4SiO4 + H2O ?=* HjSiOi + H3O+; р/Гк = 9,80, HjSiOi" + Н2О j=* H2Si0j"+ НзО+; рА:.•» 11,73; H2Si0j + H2O {=+ HSiOj- + H3O+; pKK = 12,00, HSiOj"+ H2O <=* SiO}-+ H3O+; p^« = 13,70; б) 2H4S1O4 ——> H6Si207 + H2O, H*Si2O7 —I-> H2Si205 + 2HiO, H2Si2O5 + 4H2O —x—+ Hi0Si2O9, «HioSi2O9 —*-+ 2(Н28Юэ). (гидрозоль) + ЗлН2О. 3. SiO2 иН2О + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + B + я)Н2О. 228. N«SiO3 — МЕТАСИЛИКАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный («жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2 ¦ />Н2О). Разлагается в горячей воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. 28м, 2263'5, 230'. М, = 122,06; d = 2,4; tm = 1089° С; к, = 18,8B0). 1. Na2SiO3 ¦ 9Н2О = Na2Si03 + 9Н2О A00—300° С). 2. «Na2SiO3 (разб.) + 8пН2О (хол.) = 2n[Na(H2OL]+ + (SiO^),,, ОН" ОН' нлпон- нюпон- hioitoh (HSiOi), *=* '/^н^ьо?- f=± «Нз&о;. 3. Na2SiO3 + (и + I )H2O (гор.) —*-> 2NaOH + SiO2 • лН2О (гидрогель)!. 4. Na2SiO3 + 2HC1 (разб.) = SiO2! + 2NaCl + H2O. 114
5. Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O. 6. Na2SiO3 + CO2 = SiOii + Na2CO3. 229. КгвЮз — МЕТАСИЛИКАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной но ¦¦ (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидш.ш («жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2-«H2O). Разлагается в горячен воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение i м 447, 2265. Мт= 154,28; tm = 976°C. 1. nKiSiOi + \2пНгО (хол.) = 2л[К(НгО)б]+ + (SiO^), (рН > 7, см. 22К ) 2. K2SiO3 + (я + 1)Н2О (гор.) ——* 2КОН + SiO2 пНгО (гидрогель)^ 3. K2SiO3 + 2НС1 (разб.) = SiO2l + 2КС1 + Н2О. 4. 4K2SiO3 + ЗН2О = K2Si4O94 + 6КОН (кип., в разб. KOI I) 5. K2SiO3 + СО2 = SiO24- + К2СО3. 6. K2SiO3 + 12МоО3 + H2SO4 + Н2О = H4[SiMoi2O4o] (желт.) + K2SO4 (кип ) 7. K2SiO3 + 12WO3 + 2HC1 (конц.) + H2O = H4[SiW,2O4o]4' (бел.) + 2КС1 (в эфире) 230. Na4SiO4 — ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод- холодной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — кол- коллоидный (содержит гидрозоль SiO2 • иН2О). Разлагается горячей водой, кисло- кислотами. Получение см. 2222, 2263'4, 2273. А/, = 184,04; и = 1120° С (разл.); к, = 28,3BО). 1. Na4SiO4 = Na2SiO3 + Na2O (выше 1120° С). 2. Na4SiO4 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2OL]+ + SiOj", „, . H2Q v н2о , „S,OJ- <==* '/2«Si2Of- <==» (SiOj-). H2OUOH H2OUOH H2OltOH «H3Si04 *==* '/2«H4Si2O|- . ?==* (HSiOj),. 3. Na4SiO4 + (я + 2)H2O (гор.) —x—* 4NaOH + (SiO2 ¦ яН2О) [гидрогель]4-. 4. Na4SiO4 + 4HC1 (конц.) = SiO2i + 4NaCl + 2H2O (кип), /»Na4SiO4 HO^)> /»H4SiO4(p) -^(H2SiO3)B(гидрозоль). 5. Na4SiO4 + 2CO2 = SiO24 + 2Na2CO3. 6. Na4SiO4 (конц.) + 4NH4CI (конц.) = SiO24- + 4NaCl + 4NH3t + 2H2O (кип.) 115
231. NazSbOs — ПЕНТАОКСИДИСИЛИКАТAУ) НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится без разложения. Химически растворяется в холодной воде (изменение состава аниона), разлагается горячей водой. Реаги- Реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. 2265. М, = 182,15; d = 2,496; tM = 874° С. 1. Na2Si2Oj + 10Н2О (хол.) = 2[Na(H2OL]+ + H4Si2O?' (см. 2302)- 2. Na2Si2O5 + Bи + 1)Н2О (гор.)——*¦ 2NaOH + 2(SiO2 • иН2О) [гидрогель],!,. 3. Na2Si2O5 + 2НС1 (разб.) = 2SiO24- + 2NaCl + Н2О. 4. Na2Si2Os + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4SiO4 + ЗН2О. 5. Na2Si2Os + СО2 = 2SiO2l + Na2CO3. 232.SIF4—ТЕТРАФТОРИД КРЕМНИЯ Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устой- устойчивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью при комнатной температуре. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щело- щелочами, типичными металлами, аммиаком. Образует фторокомплексы. Получе- Получение см. 2223'7, 226268, 23613, 23712'6. М, = 104,08; do,) = 1,590(-78); р = 4,684 г/л (н.у.); /?Убл = -95,7° С; tm = -90,2° С (р); /,,„ = -65° С (р). 1. SiF4 + 2Н2О (пар) = SiO2 + 4HF (выше 800° С). 2. 3SiF4 + 2Н2О (гор.) = SiO24- + 2H2[SiF6]. 3. SiF4 + 4Н2О (хол.) <==± H2SiO4 + 4HF (примесь H2[SiF6]). 4. SiF4(r) + 2HF(«) <=Г> H2[SiF6] (комн.). 5. SiF4 + 4M = Si + 4IylF E00° C, M = Na, K), SiF4 + 2Mg = Si + 2MgF2 E00—600° С, примесь Mg2Si). 6. SiF4 + Si <=—» 2SiFj<r) A100—1400° С, вак.). 7. SiF4 + 2MF = M2[SiF6] B00° C, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs). 233.SiCl4 —ТЕТРАХЛОРИД КРЕМНИЯ Бесцветная жидкость. Низкоплавкий, легкокипящий, летучий, термически ус- устойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Полностью гидролизуется водой. Разлагается щелочами, реагирует с водородом, типичными металлами, оксидами металлов и неметаллов, аммиаком. Получение см. 2228, 226*. Мг = 169,90; d = 1,483B0); tm = -68,8° С; /кип = +57,6° С. 1. SiCU + B + n)H2O = SiO2 • яН2О (гидрогель) + 4НС1. 116
Элементарные акты: а) SiCU + H2O * [Si(H2O)Cl4] (активированный комплекс), [Si(H2O)Cl4] >' SiCb(OH) + НС1; б) SiCb(OH) + Н2О > [Si(H2O)Cb(OH)] (активированный комплекс), [Si(H2O)Cl,(OH)l > SiCl2(OHJ + HC1; в) SiCh(OHJ »SiO2 + 2HCl; r) 2SiCl3(OH) > CbSi—O—S1CI3 + H2O, Si2Cl«O + 3H2O > 2SiO2 + 6HC1. 2. SiCU + 4NaOH (разб.) = SiO24- + 4NaCl + 2H2O, SiCU + 8NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4NaCl + 4H2O. 3. SiCU + 2H2 = Si + 4HC1 (800° C), SiCU + 4H2 = S1H4 + 4HC1 A200—1300° С, кат. А1С13). 4. SiCU + Li[AlH4] = SiH4t + LiCl + AICI3 @° С, в эфире), SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + AICI3 + 2H2 (выше 450° С). H:, электрич. разряд 5. SiCU _нс| > SiBCl2,+2 («= 2 + 6). 6. SiCU + 4М = Si (аморфн.) + 4МС1 F00—700° С; М = Na, К). 7. SiCU + 2Zn = 2ZnCh + Si (950° С). 8. 2nSiCU + 3/iMg = 2(SiCl)«4- + 3«MgCI2 (в эфире). 9. nSiCU + nSi = 2(SiCb)« (желт.) [1250° С, охлаждение до 100° С]. 10. SiCU SSbci3 > SiCUV* (кип., п = 1 + 3, кат. SbCls). 11. 3SiCU + 16NH3 = Si3N4 + 12NH4CI (выше 400° С, ток Аг). 12. 3SiCl4(«) + P4O10 = 4PC13O + 3SiO2. 13. 3SiCl4(*) + 2А12Оз = 3SiO2 + 4А1С1з D0° C). 14. SiCU + 4KNCS = Si(NCSL + 4KC1 A40—150° С, в бензоле). 15. SiCU + 4AgNCO = Si(—NCOL + 4AgCl A0° С, в бензоле). 234. SiS2—ДИСУЛЬФИД КРЕМНИЯ Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется водой, особенно легко — при кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см. 222IU6\ 226™. М, = 92,22; d = 2,02; т„„ = 1090° С; /*„„ = 1130° С. 1. nSiS2 = (SiS)« + wS (850° С, вак.). 2. SiS2 + 2H2O = SiO24- + 2H2S (кип. в воде, разб. HCi). 3. SiS2 + I6HNO3 (конц.) = SiO24- + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O. 4. SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiO24' + 2Na2S + 2H2O. 5. SiS2 + 2(NH3 • H2O) [конц.] = SiO24- + 2NH4HS. 117
6. SiS2 + 3O2 (воздух) = SiO2 + 2SO2 B00—300° С). 7. 3SiS2 + 4NH3 = SijN4 + 6H2 + 6S A200—1450° C). 8. nSiSi + nSi = 2(SiS), (желт.) [850° С, вак.]. 9. SiS2 + M2S (конц.) = Mj[SiS3] (M = Na, K). 235. SiC —МОНОКАРБИД КРЕМНИЯ Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеле- зеленого до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник я-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой SiO2. Малореакционноспособ- ный и химически стойкий, не реагирует со щелочами (в отсутствие кислорода), гидратом аммиака. Разлагается перегретым водяным паром, царской водкой, смесью концентрированных фтороводородной и азотной кислот. Реагирует с галогенами, азотом, типичными металлами, их пероксидами. Получение см. 222". А/г = 40.10; d= 3,217; tm = 2830° С (разл.). 1. SiC = Si + С (графит) [выше 2830° С]. 2. SiC + 2Н2О (пар) = SiO2 + CH4 (выше 1300° С). 3. 3SiC + 8HNO3 (конц.) = 3SiO24 + 3CO2t + 8NOt + 4Н2О (в конц. НС1), 3SiC + 18HF (конц.) + 8HNOj (конц.) = 3H2[SiF6] + 3CO2t + 8NOt + + IOHjO. 4. SiC + 4NaOH (конц.) + O2 = Na4SiO4 + С (графит)! + 2H2O, SiC + 4NaOH + 2O2 = Na2SiO3 + 2H2O + Na2CO3 (выше 350° С). 5. 2SiC + 3O2 = 2SiO2 + 2CO (950— 1700° C). 6. SiC + 2CI2 = SiCU + С (графит) [600—1200° С]. 7. 6SiC + 7N2 = 2Si3N4 + 3C2N2 A000—1400° C). 8. 2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2 G00° C). 9. SiC + Na2CO3 + 2O2 = Na2SiO3 + 2CO2 (выше 850° С), SiC + 4Na2Os = Na2SiOj + Na2CO3 + 2Na2O G00—800° C). 236. H2|SiF6| - ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(|У) ВОДОРОДА Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде не выделен. Существует в растворе тетрафторида кремния в жидком HF. Устойчив в бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,61), перегоняется без разложения в виде 13,3%-го раствора. Твердые белые кристаллогидраты H2[SiF«] • 4Н2О [tm = -53° С (с разл.)] и H2[SiF6] 2H2O (/-• +19° С) имеют ионное строение (HjOfofSiFe] и (H3O+J[SiF6]. He разлагается разбавленными кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбо- карбонатами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см. 2223-5, 2262, 2322-9. Mt = 180,12; d = 1,111 A3,3%-й р-р), 1,314 C4%-й р-р). 118
1. H2[SiF6] +=+ S1F4 + 2HF (комн., в жидк. HF). 2. H2[SiF*] + 2Н2О «=? [Si(H2OJF4] + 2HF (рН < 7, см. 4803). 3. H2[SiF6] = SiF4t + 2HF (в конц. H2SO4). 4. Hz[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF«]4 + 2Н2О, Hi[SiF«] + 2(NHj • Н2О) [разб.] = (NH4J[SiF6] + 2Н2О- 5. H2[SiF4] + М2СО3 = M2[SiF6] + CO2t + H2O (M = Li+,NH;, 72Mg2+), H2[SiF«] + M2CO3 = M2[SiF6]i + CO2t + H2O (M = Na, K, Rb, Cs), H2[SiFe] + MCO3 = M[S1F6]4. + CO2t + НгО (М = Ca, Sr, Ba). 237. N«|SlF6l — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТAУ) НАТРИЯ Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не обра- образует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом ам- аммиака. Реагирует с жидким HF. Получение см. 2327, 2364S. М, = 188,05; d = 2,68; tm = 846° С (р); к, = 0,6<20), 1,96(80). 1. Na2[SiF«] = 2NaF + SiF4 E70—600° С). 2. Na2[SiF6] + H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4t + 2HFt. 3. Na2[SiF6] + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4SiO4 + 4H2O. 4. Na2[SiF6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2l + 2H2O. 5. NaJSiFej + 2Na2CO3 (конц.) = 6NaF + Ъ\Ог1 + 2CO2t (кип.). 6. Na2[SiF»] + 2HF(») = 2Na(HF2) + SiF4t (кип.). 7. 3Na2[SiF6] + 4A1 = 3Si + 2Na3[AIFs] + 2AIF3 G00° C). 8. Na2[SiF«] этектрол") Sil (катод) + 2F2t (анод) + 2NaF (в жидк. NaF). ГЕРМАНИЙ 238. Ge — ГЕРМАНИЙ Светло-серый хрупкий твердый металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Малореакционноспособный; не реагирует с водой, разбав- разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентриро- концентрированными серной и азотной кислотами, переводится в раствор действием перок- сида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогена- галогенами, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. 2391, 24010, 2435. Л/г = 72,610; d= 5,350; /„л = 937°С; /„„„ * 2850° С. 1. Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4J + 2SO2t + 4Н2О. 2. Ge + 4HNO3 (конц.) —х—+ веОг^ + 4NO2t + 2Н2О. 3. 3Ge + 4HNO3 (конц.) + 12НС1 (конц.) = 3GeCU*4 + 4NOt + 8Н2О. 4. Ge + 2NaOH (разб.) +2Н2О2 = N8^603 + ЗН2О, 119
Ge + 2NaOH (конц.) + 2Н2Ог = Naz[Ge(OHN]. 5. Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4t (примеси GeBH2»+2 при л > 1). 6. Ge + O2 = GeO2 (выше 700° С). 7. Ge + 2F2 = GeF4 A00° С, сгорание во фторе), Ge + 2Е2 = GeE4 A50—200° С, Е = Cl; 350° С, Е = Вг, 560° С, Е = I). 8. Ge + 2S = GeS2 F00-860° С), Ge + S = GeS (выше 1000° С). 9. Ge + E = GeE F00—700° С; Е = Se, Те). 10. Ge + 2HF* = GeFi + H2t B00° С, р), Ge + H2S = GeS + H2 F00—800° С). 11. 3Ge + 4NH3 = GejN4 + 6H2 F50—700° C). 12. Ge + CO2 = GeO + CO G00—900° C). 13. 3Ge + 2SO2 = 2GeO2 + GeSi (выше 500° С). 239. Ge»H2»+2 —ПОЛИГЕРМАНЫ Германоводороды (л = 1 + 5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости (л = 2 + 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. По- Получение см. 238s, 24012, 243*. GeH4. Mr = 76,64; р = 3,420 г/л (н.у.); тпл = -165,8° С; /кип =-88,5° С. Ge2H6: М, = 151,27; d(T) = 1,98; tm = -109° С; tKHa = +30° С. GejHg: Mr =.225,89; d(T)=2,2; tm = -105,6° С; г,„„ =+110,7° С. Ge4Hi0: M, = 300,52; /„„„ = +177° С. Ge5Hi2: Л/г = 375,15; /*„„ = +235°С. 1. GeH4 = Ge + 2Н2 B20—350° С). 2. GeH4 + 2Н2О (гор.) = GeO24. + 4H2t. 3. GeH4 + 2O2 = GeO2 + 2Н2О (выше 200° С). 4. GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S. 5. GeH4 + 4AgNO3 = Ag4Gei + 4HNO3. 240. GeO2 — ОКСИД ГЕРМАНИЯAУ) Белый, существует в двух полиморфных модификациях (сс-тетрагональная, C-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные а-модифи- кация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции относятся к ^-модификации. Плохо реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат mGeO2 • яНгО, весьма реакционноспособный. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами, оксидами щелочных и щелочнозе- щелочноземельных металлов. Получение см. 2382'6, 2392'5, 2414, 2431'3, 245|>2>6. Мг =104,61; d= 6,239 (а), 4,703C), 3,637 (аморфн.); / (а -> Р) = 1033° С; tm = 1116° С; к„~ 0,43B0), 1,0(|ОО). 120
1. wGeO2 пНгО = mGeOi + лН2О C80° С). 2. GeO2(T) + Н2О <z=* H2GeO3(p), HGeO3 + H2O t=± HGeOj+ H3O+; pKK = 8,73, HGeOj+ H2O <=> GeOf + НзО+; рКк = 12,72. 3 GeO2 + 4HC1 (конц.) = GeCU + 2H2O A70—180° C, p), GeO2 + 4HCl(r) = GeCU + 2H2O D50-500° C). 4. GeO2 + 2NaOH A5—20%-й, гор.) = Na2GeO3 + H2O, GeO2 + 2NaOH (>20%-й) + 2H2O = Na2[Ge(OHN]. 5. Ged + 4HF (конц.) = GeF4t + 2H2O. 6. GeO2 + 2H2S = GeS2 + 2H2O G60—800° C). 7. GeO2 + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]4- + 2HC1 + 2H2O (M = К, 72Ba). 8. GeO2 + Na2CO3 = Na2GeO3 + CO2 A200° C), GeO2 МгО'000°с > M2GeO3, M6Ge2O7, M4Ge04 (M = Li, Na, K). 9. GeO2 + MO = MGeOs A200° С; М = Mg, Ca, Sr, Ba). 10. GeO2 + 2Нг = Ge + 2H2O F00—650° C), GeO2 + С (кокс) = Ge + CO2 E00—600° С, в атмосфере Н2). 11. GeO2 + Н(РН2О2) [конц.] + Н2О = Ge(OHJ4- + Н2(РНО3) [100° С]. 12. GeO2 + Na[BH4] + СНзСООН (конц.) + Н2О = GeH4t + В(ОНK1 + + Na(CH3COO). 13. GeO2 (аморфн.) > ct-GeO2 C50—380° С, р, в воде). 241. Na2GeO3 — ГЕРМАНАТ НАТРИЯ Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя- растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами, в концентрирован- концентрированных щелочах меняет состав аниона. Получение см. 2384, 2404'8. Мг = 166,59; d = 3,31; tm = 1070° С; к, = 23,6B0), 49,2EО). 1. Na2GeO3 • 7Н2О = Na2GeO3 + 7H2O C00° С). 2. Na2GeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + GeOf', GeO§"+ H2O +z=+ HGeOi+ OH"; pKo = 1,28. 3. Na2GeO3 + 6HC1 (конц.) = Na2[GeCle] + 3H2O. 4. Na2GeO3 + 2HNO3 (разб.) = GeO24- + 2NaNO3 + H2O. 5. Na2GeO3 + 3H2O (хол.) = Na2[Ge(OHN] (в конц. NaOH). 242. GeCh — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(Н) Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит в желтый полимер (GeCh)n, нелетучий, термически неустойчивый. Реагиру- Реагирует с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см 2436, 2442. 121
Mr= 143,52. 1. 2GeCl2 = GeGU + Ge G5-460° С). 2. GeCl2 + 2H2O = Ge(OHJ4> + 2HC1. 3. GeCl2 + HCl(r) = GeHCI3« (или H[GeCl3] [40° C]. 4. GeCh + 2HNO3 (конц., гор.) = GeO24 + 2NO2t + 2HC1. 5. GeCU + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)i4r + 2NaCl. 6. 2GeCh + O2 = GeO2 + GeCU F0-70° C). 7. GeCh + H2S(r) = GeSi + 2HC1 (в конц. НС1). 243. GeCU — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯAУ) Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»), Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводо- хлороводородной кислотой (при перемешивании), щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2383'7, 2403, 24216. Мг = 214,42; d= l,880BO); tm=—49,5° С; т.„„ = +83,1° С. 1. GeCU + 2Н2О = GeO^ + 4HC1. 2. GeCU + 2НС1 (конц.) +=* H2[GeCl6]. 3. GeCU + 4NaOH (разб.) = GeO2l + 4NaCl + 2H2O. 4. GeCU + 2H2S(r) = GeS24- + 4HC1 (в конц. НС1). 5. GeCU + 2H2 = Ge + 4HC1 G00° C). 6. GeCU + H(PH2O2) + H2O = GeCl2 + Нг(РНОэ) + 2НС1 (в конц. НС1). 7. ОеСЦ*) + 2MC1 = M2[GeCl6] (M = Rb, Cs). 8. GeCU + Li[AlH4] = Ge^t + LiCl + AICI3 (в эфире). 244. GeS —СУЛЬФИД ГБРМАНИЯ(Н) Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложе- разложения. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реаги- Реагирует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфи- полисульфидом аммония. Получение см. 2388' , 2427, 24Г'5. Мг = 104,68; d = 4,01; /пл = 655° С; ПР1" = 3,0 • 10Гх. 1. GeS(T) + H2O +=* (Ge2+)? + HS" + ОН" (практически не идет). 2. GeS + 2HC1 (конц.) = GeCl2 + H2St. 3. GeS + 2HI (конц.) = GeI24- + H2St (80° С, в жидк. СНС13). 4. GeS + 1OHNO3 (конц., гор.) = GeO24- + H2SO4 + 10NO2t + 4Н2О. 5. GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OHJ4- + Na2S (кип.). 6. GeS + 2O2 = GeO2 + SO2 (800—1000° C). 7. GeS + (NH4MS,,) = (NH4J[GeS3] + (и - 2)S4. 122
245. GeSi—СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯAУ) Белый, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Гидролизуется водой. Реагирует с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водоро- водородом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см. 238', 2394, 240*. 2434. М, = 136,74; d = 2,94; U = 825° С. 1. GeS2 + 2Н2О ——* GeO24- + 2H2St (кип.). 2. GeS2 + 16HNO3 (конц.) = GeO24> + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O. 3. 3GeS2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OHN] + 2Na2[GeS3]. 4. GeS2 + H2 = GeS + H2S C50—400° C). 5. GeS2 + НО'НгОг) + H2O = GeS4- + H2(PHOj) + H2St (в конц. НС1). 6. GeS2 + 3O2 = GeO2 + 2SO2 A000° C). 7. GeS2 + Na2S (конц.) = Na2[GeS3], GeS2 -^U NaJGeSj], Na«[Ge2S7], Na4[GeS4] D00° C). ОЛОВО 246. Sn—ОЛОВО Серебристо-белый очень мягкий металл, тягучий при комнатной температуре (Р-модификация, белое олово). Ниже +13,2° С рассыпается в серый порошок (а-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется галогенами, кислоро- кислородом, халькогенами. Получение см. 247*, 2494, 25010, 2521* |7. М, = 118,710; d= 5,75 (а), 7,31 (Р); /г„ = 231,9681 ° С; ит = 2620° С. 1. Sn + ЗНС1 (конц.) —1-> H[SnCl3] + H2t, Sn + 2НС1(Г) = SnCl2 + Н2 A50—250° С). 2. Sn + 2Н2§О4 (конц.) —*-» SnSO4 + SO2t + 2H2O [примесь Sn(SO4J]. 3. Sn + 4HNO3 (конц.) = SnO24- + 4NO2t + 2Н2О (кип.), 5Sn + 12HNOj (разб.) —*—> 5Sn(NO3J + N2t + 6Н2О (примесь NO), 4Sn + IOHNO3 (оч. разб.) —1-> 4Sn(NO3J + NH4NO3 + ЗН2О. 4. Sn + NaOH (конц, хол.) + 2Н2О —!—> Na[Sn(OHK] + H2t. Sn + 2NaOH (конц.) + 4H2O = Na2[Sn(OH)«] + 2H2t (кип.). 5. 3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H2[SnCl«] + 4NOt + 8H2O. 6. Sn + O2 = SnO2 B00° С, сжигание на воздухе). 7. Sn + 2E2 = SnE4 (до 100° С, Е = F; комн., E = Cl, Br), 8. Sn + I2 = Snl2 (кип. в разб. НС1), 123
Sn + 2Ь = SnU (кип " жида- ccl*) 9. Sn + E = SnE (900° С; Е = S, Se, Те), Sn + 2S = SnS2 D30—440° С, в присутствии NH4CI). 10. Sn (порошок) + CuSO4o» = SnSO4 + Cu4 (в разб. H2SO4). 247. SnO —ОКСИД ОЛОВАДО) Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании разлагается, при дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчи- устойчивый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленны- разбавленными щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при слабом нагревании. Получение см. 2489, 249|>4, 252*. А/г = 134,71; d = 6,25; tm = 1040° С; tma = 1425° С. 1. 2SnO = SnO2 + Sn(«> D00° С). 2. SnO(T) + 4Н2О <=_* [Sn(H2O)j]2+ + 2ОН", рПР25 = 26,80. 3. SnO + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + Н2О. 4. SnO + NaOH (конц.) + H2O <Г=* Na[Sn(OHK] (комн.), SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O D00° С). 5. 2SnO + О2 (воздух) = 2SnO2 (выше 220° С). 6. SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + H2O F0° С). 7. SnO + МО =~(MSn)O2 (I000°C;M = Ca,Sr, Ва). 248. SnO2 —ОКСИД ОЛОВАAУ) Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристалли- кристаллизуется гидрат SnO2 ¦ лНгО (I < п ? 2, а-модификация), при стоянии под раство- раствором переходит в химически пассивную р-модификацию (пй\); соединения стехиометрического состава Sn(OHL и H2SnO3 не выделены. Все указанные ниже реакции относятся к a-SnO2 ¦ лН2О. He реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концент- концентрированными кислотами и щелочами. Восстанавливается водородом, углеро- углеродом, оловом. Получение см. 2463, 2471'5, 251ll4>6'7, 2531'25'6. М, = 150,71; d = 7,00; tm = 1630° С; tma = 2500° С. 1. SnO2 яН2О = SnO2 + лН2О F00° С). 2. ЗпОад + 8Н2О <=> [Sn(H2ON]4+ + 4OH"; рПР25 = 57,32. 3. SnO2 + 6НС1 (конц.) = H2[SnCl6] + 2Н2О. 4. SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) ——>• Sn(SO4J + 2Н2О. 5. SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Sn(OHN] F0—70° С). 6. SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + Н2О C50—400° С). 7. SnO2 + 2М2О = M4SnO4 E00° С; М = Na, К). 124
8. SnO2 + 2H2 = Sn + 2H2O E00—600° С), SnO2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO (800—900° С). 9. SnO2 + Sn = 2SnO A000-1100° С). 10. SnO2 + 2KNCS = SnS + 2CO + N2 + K2S D50° C). 11. SnO2 + 2Na2CO3 + 4S = Na2[SnS3] + Na2SO4 + 2CO2 D00—500° C). 249. Sn(OHJ — ГИДРОКСИД ОЛОВА(Н) Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • иНгО, соединение стехиометри- ческого состава не выделено. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель в щелочной среде. Получение см. 2514 67. 25256. М,= 152,72. 1. Sn(OHJ = SnO + Н2О F0—120° С, в атмосфере Н2). 2. Sn(OHJ<T) + ЗН2О <=> [Sn(H2OK]2+ + 2OH"; рПРм = 26,26, Sn(OHJ(T) + 2H2O <=» [Sn(OHKr + Н3О+; рПР25 = 14,43. 3. Sn(OHJ + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + 2Н2О. 4. Sn(OHJ + NaOH (конц.) = Na[Sn(OHK], 2Na[Sn(OHK](p) —х—> Sn4. + Na2[Sn(OHN] (комм ), Na[Sn(OHK](p) = NaOH + SnOl + H2O (кип., в игмосферс N2), 2Na[Sn(OHK](p) эпсктролиз> 2Sn4 (катод) + O2t (анод) + 2NaOH + 2H2O. 5. Sn(OHJ + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 H2O = Na2[Sn(OHN] + + 2(NH3 H2O). 6. 3Sn(OHJ + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3K = 3Na2[Sn(OHN] + 2BiJ- + 6NaNO3. 7. 3Sn(OHJ + 8KOH (конц.) + 8H2O + 2K2CrO4 = 3K2[Sn(OHN] + + 2K3[Cr(OHN]. 250. SbSOa — СУЛЬФАТ ОЛОВА(П) Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной воде, при стоянии раствора выпадает осадок. Устойчив в подкисленном рас- растворе. Разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированной хлорово- хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Получение см. 2462'10. Л/г = 214.77; fe=18,8(l9). 1. SnSO4 = SnO + SO3 <=* SnO2 + SO2 (выше 360° С). 2. SnSO4 • ЗН2О = SnSO4 + ЗН2О D0° С, вак., над Р4Ою). 3. SnSO4 (разб.) + Н2О = [Sn(H2O)SO4], 7[Sn(H2O)SO4] + 1ЗН2О <=> [Sn3(OHL]2+ + [Sn4(OHN]2+ + 7SO^+ 10H3O+. 125
4. SnSO4(pa36.)+2H2O = Sn(OHJ4r + H2SO4 (кип). 5. SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCb] + H2SO4. 6. SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OHJi + Na2SO4, SnSO4 + 3NaOH (хонц.) = Na[Sn(OHK] + Na2SO4- 7. S11SO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Sn(OHJ4 + (NH4JSO4. 8. 4SnSO4 + O2 + 4H2O —x—> 2SnO2l + Sn2SO4(OHJ4' + 3H2SO4. 9. 5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2[SnCl6] + 2MnSO4 + K2SO4 + + 2H2SO4 + 8H2O. 10. 2SnSO4 + 2H2O эластрол'"> 2Sn4- (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4. 251. Sn(SO4J — СУЛЬФАТ ОЛОВАAУ) Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в подкислен- подкисленной воде, разлагается в кипящей воде. Реагирует с концентрированной хлоро- хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 2484, 2534. М, = 310,83; </=4,5(кр.). 1. Sn(SO4J = SnO2 + 2SOj A50—200° С). 2. Sn(SO4J • 2Н2О4- <=r* Sn(SO4J (насыщ.) +2Н2О (комн., в разб. H2SO4), Sn(SO4J • 2Н2О = SnSO4(OHJ + H2SO4 (выше 50° С). 3. Sn(SO4J (разб.) + лН2О = [Sn(H2O),(SO4)]2+ + SOj" (в разб. H2SO4). 4. Sn(SO4J + 2H2O = SnO24> + 2H2SO4 (кип.). 5. Sn(SO4J + 6HC1 (конц.) = H2[SnCl6] + 2H2SO4. 6. Sn(SO4J + 4NaOH (разб.) = SnO2i + 2Na2SO4 + 2H2O, Sn(SO4J + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)*] + 2Na2SO4. 7. Sn(SO4J + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO^ + 2(NH4JSO4 + 2H2O. 252. SnCI2 —ХЛОРИД ОЛОВА(Н) Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизу- ется влагой и окисляется О2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCh - 2Н2О имеет строение [Sn(H2O)Cl2] • Н2О («оловянная соль»). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для реакций в растворе берут H[SnCb] — продукт химического растворения SnCh в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. 246'. Мг = 189,62; d = 3,95; /„ = 247° С; ткяп = 652° С; к, = 269,8(|5). 1. SnCI2 2H2O = Sn[(H2O)Cl2] + H2O (80° С), SnCl2 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О A30—135° С, ток сухого HCI). 2. SnCl2 (конц.) + Н2О = [Sn(H2O)Cl2], 7[Sn(H2O)Cl2] + I3H2O »[Sn3(OHL]2+ + [Sn4(OHN]2+ + 14СГ + 10H3O+. 126
3. SnCl2 (конц.) + H2O = SnCKOH)^ + НС1 (разбавление). 4. SnCl2 + HCl (конц.> = H[SnCU]. 5. SnCl2 + 2NaOH (разб.) = Sn(OHJ4 + 2NaCl, SnCl2 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)}] + 2NaCl. 6. SnCl2 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Sn(OHJ>L + 2NH4C1. 7. SnCl2 + O2 (воздух) + 2Н2О (влага) —L-* 2SnCU + 4SnCl(OH). 8. SnCh (конц.) + H2S (насыщ.) = SnSl + 2HC1. 9. SnCh + Na2CO3 = SnO + 2NaCl + CO2 G50—900° С, в атмосфере N2). 10. SnCl2 + 4HC1 (конц.) + Br2 = H^SnCU] + 2НВг (примесь H2[SnBr6]). 11. 5SnCI2 + 26HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5H2{SnCU] +2MnCl2 + 2KC1 + 8H2O, 3SnCl2 + 20HC1 (конц.) + K2Cr207 = ЗН^пО»] + 2CrCb + 7H2O + 2KC1. 12. SnCl2 + 2HC1 (конц.) + 2FeCb = HrfSnCU] + 2FeCl2. 13. SnC!2 + 4HC1 (конц.) + 2AgNO3 = Hj[SnCU] + 2Agi + 2HNO3. ! 4. SnCl2 (конц.) + MCI (конц.) = M[SnCl3] (M = Na, K). 15. SnCl2 + Cl2 = SnCU (комн.). 16. SnCl2 + M = MC12 + Sn B00—300° C; M = Mg, Zn), 3SnCl2 + 2A1 = 2A1CI3 + 3Sn B50—300° C). 17. SnCl^ электролю> Sn4-(катод) + Cl2t (анод). 253. SnCU —ХЛОРИД ОЛОВАAУ) Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложе- разложения. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротонный растворитель; хорошо растворяет фосфор, серу, иод, трииодид мышьяка, иодид оловаAУ). Реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Обычно для реакций в растворе берется в виде H2[SnCl6]. Получение см. 2467, 2527'|5. М,= 260,52; d=2,2262(M); tM = -33° С; /кнп = +114,1°С. 1. SnCU ¦ 5H2Ol <=* SnCU (насыщ.) + 5Н2О A9—56° С, в конц. НС1), SnCU • 5Н2О = SnO2 + 4HC1 + Н2О (выше 200° С), SnCU ¦ 5Н2О + 5SCI2OW = SnCU + 5SO2 + 10НС1 (кип). 2. SnCU + 2H2O = SnO24 + 4HC1 (примесь H2[SnCl6]). 3. SnCU + 2HC1 (конц.) = H2[SnCU]). 4. SnCU + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4>2 + 4HClt (кип,). 5. SnCU + 4NaOH (разб.) = SnO24- + 4NaCl + 2H2O, SnCU + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)«J + 4NaCl. 6. SnCU + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO24- + 4NH4C1 + 2H2O. 7. SnCU + 4HF = SnF4 + 4HCI A30—220° C). 8. SnCU + 2MC1 (конц.) = M2[SnCl6] (M = K\ NHJ) 9. SnCl4(«) + C12O = 2C12 + SnChO. 10. SnCU 5H2O + 5N2O5(*) =Sn(NO3L + 4HC1 + 6HNO3. 11. SnCU + Li[AlH4] = SnH4t + LiCl + A1C13 (-20° С, в эфире). 127
254. SnS —СУЛЬФИД ОЛОВА(Н) Герценбергит. Коричневый и темно-серый, мягкий. Возгоняется при нагрева нии в потоке Иг- Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Перево дится в раствор действием полисульфида аммония.'Получение см. 246 , 248 252". 2551. Mr = 150,78; d * 5,1; tm = 880° С; рПР25 = 27,52. 1. SnS + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2St. 2. SnS + 10HNO3 (конц.) = SnO24 + 10NO2t + H2SO4 + 4H2O. 3. SnS + 3NaOH (конц.) —I—> Na[Sn(OHK] + Na2S. 4. SnS + (NH4)j(S«) = (NH4J[SnS3] + (n - 2)Sl. 5. SnS + 2O2 = SnO2 + SO2 G00—800° C). 255. S11S2 — СУЛЬФИД ОЛОВАAУ) Желтый, мягкий, жирный на ощупь как графит («сусальное золото»). Устойчив на воздухе, при нагревании темнеет и разлагается. Не растворяется в воде. Образует коричневый кристаллогидрат SnS2 • 2Н2О. Не реагирует с разбавлен- разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентриро- концентрированной хлороводородной кислоте. Переводится в раствор концентрированны- концентрированными щелочами, сульфидами щелочных металлов, гидросульфидом аммония. Получение см. 2469, 256s. М, = 182,84; d = 4,5; рПР25 = 57,64. 1. SnS2 = SnS + S E00—600° С). 2. SnS2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCU] + H2St + S-k 3. 3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OHN]. 4. SnS2 + Na2S (разб.) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4[SnS4]. 5. 2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H2O) [конц.] = (NH4J[SnS3] + + (NH4L[SnS4] + ЗН2О. 6. SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2 F00—800° C). 256. H2|SnCl6| — ГЕКСАХЛОРОСТАННАТAУ) 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 хло- хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо- сероводородом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 2483, 25210' ", 2533. М, = 333,14; d= 1,925 (кр.); тпл = 19,2° С (кр.). 1. H2[SnCl6] • 6Н2О = SnCL, • 5Н2О + 2НС1 + Н2О B5—30° С) 2. H2[SnCl6] + 2Н2О = 2HjO+ + [SnCl6]2', 128
[SnCl6]2" + H2O ?=* [Sn(H2O)Cl5]" + СГ. 3. H2[SnCl6] (конц.) + 2NaOH (разб.) = Na2[SnCls] + 2H2O, Na2[SnCl6] + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OHN] + 6NaCl. 4. H2[SnCl6] (конц.) + 2(NH3 ¦ H2O) [разб.] = (NH4J[SnCl63 + 2H2O, (NH4J[SnCl6] + 4(NH3 • H2O) [конц.] = SnO24. + 6NH4CI + 2H2O. 5. H2[SnCl6] + 2H2S(r) = SnS24 + 4HC1. 6. H2[SnCl6] + Sn «=± 2H[SnCl3]. 257. N«2|Sn(OHN| — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТОУ) НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, раство- растворимость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образу- образует. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 2464, 2485, 2494-' Мг= 266,73; *, = 61 ,*•*». 50(|00). 1. Na2[Sn(OHN] = NazSnOj + 3H2O A40° С), 3Na2SnO3 = 3Na2O + 3SnO2 (900° С). 2. Na2[Sn(OHN] (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]2+ + [Sn(OHN]2~. 3. Na2[Sn(OHN] + 2HC1 (разб.) = SnOrl + 2NaCl + 4H2O. 4. Na2[Sn(OHN] + CO2 = SnO24 + Na2CO3 + 3H2O. 5. Na2[Sn(OHN] + M(NO3J = M[Sn(OH)«]4. + 2NaNO3 (M = Ca, Sr, Ba). СВИНЕЦ 258. Pb —СВИНЕЦ Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный ме- металл. Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Малореакционноспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте, разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реаги- реагирует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окис- окисляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. 264П |9, 26510, 2667, 26978. Мг = 207,2; d = 11,337; тпл = 327,502° С; тКИп = 1745° С. 1. Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO4J + SO2t + 2Н2О C0—50° С), Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO«4 + SO2t + 2H2O (кип). 2. ЗРЬ + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3J + 2NOt + 4H2O. 3. Pb + 2NaOH (конц.) + 2H2O ——> Na2[Pb(OHL] + H2t. 4. 2Pb + O2 = 2РЬО (выше 600° С). 3Pb + 2O2 = (PbilPb'v)O4 D00—500° С). 5. Pb + E2 = PbE2 B00—300° C; E = F, Cl, Br, I), 129
Pb + 2F2 = PbF4 D00—500° C). 6. Pb + 2HF = PbF2 + H2 A60° C). 7. Pb + E = PbE (800—1200° C; E = S, Se, Те). 8. 2Pb (порошок) + 2H2O + O2 ——> 2Pb(OHJ4>, 2Pb + H2O + O2 + CO2 —*—* Pb2CO3(OHJ4'. 259. РЬО —ОКСИД СВИНЦА(Н) Красный (низкотемпературная а-модификация, глёт) или желтый (высокотем- (высокотемпературная ^-модификация, массикот). Термически устойчивый. Очень плохо реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реаги- реагирует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водородом и монооксидом углерода. Получение см. 262''*, 263', 2641' '*, 269*. М, = 223,20; d = 9,13 (а), 9,45 ф); tm = 886° С; /—, = 1535° С; t (а -» Р) = 488° С; к, = 0,279<22) (а), 0,513B2) (Р). 1. РЮ(Т) + 4Н2О +=* [РЬ(Н2ОK]2+ +2ОН"; рПР23 = 15,42. 2. РЬО + 2НС1 (разб.) = РЬС124- + Н2О, РЬО + 2HNO3 (разб.) = Pb(NO3J + Н2О. 3. РЬО + Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL], РЬО + 2NaOH = (Na2Pb)O2 + H2O D00° С). 4. 2РЬО + СО2 + Н2О —х—* РЬ2СО3(ОНJ4. 5. 6PbO + O2 = 2(Pbi'Pblv)O4 D45—480° С). 6. 2РЬО + 4СаСОз + О2 = 2(Са2РЬ)О4 (оранж.) + 2СО2 (800° С). 7. 2РЬО + Са(СЮJ = 2РЬО24 + СаС12 (в разб. NaOH). 8. РЬО + TiO2 = (TiPb)O3 (желт.) [выше 400° С]. 9. РЬО + Н2 = Pb + H2O B00—350° С), РЬО + СО = Pb + СО2 C00—400° С). 10. РЬО + MCN = Pb + MOCN D00—500° С; М = Na, К). 11. РЬО + Н2О + C(NH2JO = РЬСОз4- + 2NH3t A80° С, р, в разб. СНзСООН). 12. РЬО + ЗН2О + 2NaOH электрол1°> H2t (катод) + Na2[Pb(OH),J. 260. РЮ2 —ОКСИД CBHHUA(IV) Платгнерит. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат юРЬО2 • яН2О. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиа- аммиака. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в рас- 130
твор концентрированными щелочами при кипячении. Сильный окислитель в кислотной и щелочной среде. Получение см. 2597, 26И, 267 ' , 271 • . М, = 239,20; d= 9,375. 1. 5PbO2=(Pbi'PbIV)O4 + 2PbO B90-420° С), 2РЬО2 = 2РЬО + О2 F00°с) 2. РЬОад + 2НгО «ZZ* Pblv + 4OH; рПР25 = 65,52. 3. 2РЬО2 + 10НС1(г) —х—* Н2[РЬСЦ] + РЬСЦ + 4Н2О @° С), РЬО2 + 4НС1 (конц., гор.) = РЬС121 + Cl2t + 2Н2О. 4. РЬО2 + 2H2SO4 (конц., хол.) = Pb(SO4J + 2Н2О, 2РЬО2 + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO44< + O2t + 2Н2О. 5. ЗРЬО2 =(Pbl2lPblv)O44 + O2T C35—375° С, р, в разб. NaOH), РЬО2 = 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Pb(OHN] (кип). 6. 2РЬО2 + 4КО2 = 2К2РЬО3 (желт.) + ЗО2 D00—500° С). 7. РЬО2 + 2S = PbS + SO2 D00° С), РЬО2 (влажн.) + 2H2S<r) —3—> PbS + S + 2Н2О. 8. РЬО2 (влажн.) + SO2 ——* PbSO4 (комн.). 9. PbO2 + Pb + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2PbSO44 + 2Н2О. 10. РЬО2 + 4HNO3 (разб.) + 2KI = Pb(NO3)i + hi + 2Н2О + 2KNO3, РЬО2 + 2HNOj (разб.) + Н2О2 (конц.) = Pb(NO3J + O2t + 2Н2О. 11. 5РЬО2 + 6HNO3 (разб.) + 2Mn(NO3J = 5Pb(NO3J + 2HMnO4 + 2H2O, PbO2 + 8HNO3 (разб.) + 2FeO = Pb(NO3J + 2Fe(NO3K + 4H2O. 12. 3PbO2 + 2Na3[Cr(OHN] + 4NaOH (конц.) = 3Na2[Pb(OHL] + 2Na2CrO4 + + 2H2O. 261. (Pbl'PbIV)C>4 — ОКСИД СВИНЦАAУ)-ДИСВИНЦА(Н) Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлага- разлагается, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 2584, 2595, 2605, 2636, 2715. Mt = 685,60; d = 9,07; tm = 830° С (р). 1. 2(PbilPblv)O4= 6PbO + О2 (выше 550° С). 2. (РЬУРЬ1УH4(Т)+8Н20<=? 2[РЬ(Н2О)з]г++ PbIV + 4OH"; рПР18 = 50,28. 3. (Pbi'Pblv)O4+ 8HCI (конц., гор.) = Ъ?ЪС\г1 + Cfet + 4Н2О. 4. (Pb^'Pblv)O4 + 4HNO3 (разб.) = РЬОг^ + 2Pb(NO3J + 2Н2О. 5. (Pb^Pblv)O4+ 6NaOH (конц.) + 4Н2О (гор.) = 2Na2[Pb(OHL] + + Na2[Pb(OH)«]. 6. (PbyPbIV)O4+ 8HNO3 (разб.) +2KI = 3Pb(NO3h + hi + 4H2O + 2KNO3. 7. (Pbi'PbIV)O4+ 6HNO3 (разб.) + H2O2 (конц.) = 3Pb(NO3J + O2t + 4H2O. 131
262. Pb(OHJ — ГИДРОКСИД СВИНЦА(Н) Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реаги- реагирует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реа- реагирует с кислотами и щелочами. Поглощает СОг из воздуха. Слабый восстано- восстановитель. Получение см. 258е, 2646'7, 2665. Л/г = 241,21. 1. РЬ(ОНJ = РЬО + Н2О A00—145° С). 2. РЬ(ОН)г(т) + ЗН2О <=> [РЬ(Н2ОK]2+ + 2ОН; рПР25 = 15,26, РЬ(ОНJ(т) + 2Н2О <=Г* [РЬ(ОН)з]" + НзО+; рПР25 = 19,92. 3. РЬ(ОНJ + 2НС1 (разб.) = РЬС121 + 2Н2О, РЬ(ОНJ (суспензия) + H2SO4 (разб.) = PbSO44' + 2Н2О, Pb(OHJ + 2HNOj (разб.) = Pb(NO3J + 2Н2О. 4. Pb(OHJ + 2NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL](P), Na2[Pb(OHL](p, = PbO-L + 2NaOH + H2O (кип.). 5. 2РЬ(ОНJ (суспензия) + СО2 = Pb2COj(OHJ4- +H2O. 6. Pb(OHJ + Н2О2 (конц.) = PbOii + 2H2O (в разб. NaOH). 7. 2РЬ(ОНJ + Са(С1ОJ = 2PbO2i + СаСЬ + 2Н2О (в разб. NaOH). 263. РЬСОз — КАРБОНАТ СВИНЦА(П) Церуссит. Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием СОг. Окисляется кислородом. Получение см. 259", 26415, 2657. А/г = 267,21; d=6,55; рПР25 = 13,44. 1. РЬСОз = РЬО + СОг (выше 315° С). 2. 2РЬСОз + Н2О = РЬ2СО3(ОНJ [или РЬз(СОз)г(ОНJ] + СО2Т (кип). 3. РЬСОз + 2НС1 (разб.) = PbCbi + Н2О + CO2t. 4. 2РЬСО3 + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OHJ4- + Na2CO3) РЬСОз + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL] + Na2CO3. 20° с 5. РЬСОз + Н2О + СОг < ' РЬ(НСО3J(р). 80 С 6. бРЬСОз + Ог = 2(РЦ'РЬ1У)О4 + 6СО2 C50° С). 7. 2РЬСО3 + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2 C00—500° С). 8. РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF2i + Н2О + СО2Т (кип.), РЬСОз + H2S (насыш.) = PbSl + CO2t + H2O F0° С). 264. Pb(NO3J — НИТРАТ СВИНЦА(И) Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении раство- 132
pa разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов боль- большинства металлов). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается цинком. Вступает в реакции обмена. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 2582, 2592. Мг» 331,21; d=4,53; fc = 52,2B0), 107,4(8O). 1. 2Pb(NO3J = 2РЬО + 4NO2 + О2 B00—470° С). 2. Pb(NO3J (разб.) + ЗНгО = [Pb(H2OK]2+ + 2NO;, 2[Pb(H2OK]2+ + 2Н2О <=? [РЬ2(Н2ОL(ОНJ]2+ + 2Н3О+; рКк = 6,15. 3. Pb(NO3J (конц.) + Н2О = PbNO3(OH)+ + HNO3 (кип). 4. Pb(NO3J + 2НС1 (разб.) = РЬС124- + 2HNO3. 5. Pb(NO3J + H2SO4 (разб.) = PbSO4i + 2HNO3. 6. Pb(NO3J + 2NaOH (разб.) = Pb(OHJ4 + 2NaNO3, Pb(NO3J + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL] + 2NaNO3. 7. Pb(NO3J + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Pb(OHJ4 + 2NH4NO3. 8. Pb(NO3J + 2KE = РЬЕг^ + 2KNO3 (E = F, Cl, Br, I), Pb(NO3J (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KNO3. 9. Pb(NO3J + KF + KE = Pb(E)F4- + 2KNO3 (в оч. разб. HNO3; E = Cl, Br). 10. Pb(NO3J + 2KEO3 = Pb(EO3J4 + 2KNO3 (E = Br, I). 11. Pb(NO3J + Na2E = PbEi + 2NaNO3 (E = S, Se, Те). 12. Pb(NO3J + Na2EO4 = PbEO44 + 2NaNO3 (E = S, Se). 13. Pb(NO3J + 2NaN3 = Pb(N3J-J- + 2NaNO3. 14. 3Pb(NO3J + 2Na3EO4 = Pb3(EO4J4' + 6NaNO3 (E = P, As). 15. 2Pb(NO3J (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = РЬгСОДОН^ + 2NaNO3 + + 2HNO3l Pb(NO3J (конц.) + Na2CO3 (конц.) = PbCO34 + 2NaNO3 A0—12° C). 16. Pb(NO3J + K2MO4 = РЬМО44 + 2KNO3 (M = Cr, Mo, W), 2Pb(NO3J + К2СГ2О7 + H2O = 2PbCrO44- + 2KNO3 + 2HNO3. 17. Pb(NO3J + Zn = Pbl + Zn(NO3J. 18. 2Pb(NO3J + 4FeO = 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2 E00—600° C). 19. Pb(NO3J + 2H2O 3neKTpt"""> Pbl (катод) + O2t (анод) + 2HNO3. 265. PbSO4 — СУЛЬФАТ СВИНЦА(П) Англезит. Белый. При прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Очень плохо растворяется в воде, разбавленной серной кислоте. Не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентрированных кислотах и щелочах. Восстанавливается водородом, цинком. Получение см. 2581, 2623, 2645, 269м. М, = 303,26; d = 6,2+ 6,4; г пл= 1170° С (р); рПР25 = 7,77. 1. 2PbSO4 = 2РЬО + 2SO2 + О2 (выше 1087° С). 133
2. PbSO4 + 4HC1 (конц.) = Н2[РЬС14] + H2SO4. 3. PbSO4 + H1SO4 (конц.) = Pb(HSO4J(p), Pb(HSO4)j(p) = PbSO44 + H2SO4 (разбавление водой). 4. 2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = Pb(NOjJ + Pb(HSO4J. 5. 2PbSO4 + 2NaOH (разб.) = Pb2SO4(OHJ4 + Na2SO4 (кип), PbSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHLj + Na2SO4. 6. PbSO4 + 2KI (разб.) = РЫ24- + K2SO4, PbSO4 + K2CrO4 = PbCrO44 + KjSO4, PbSO4 + Na2S = PbSi + Na2SO4. 7. PbSO4 + Na2CO3 (конц.) = PbCO34- + Na2SO4 A0—12° C). 8. PbSO4 + 4H2 = PbS + 4НгО E00—600° С), PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2 E50—650° C). 9. PbSO4 + PbS = 2Pb + 2SO2 (800—1000° C). 10. PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = Pbi (губка) + ZnSO4. 266. PbCh —ХЛОРИД СВИНЦА(И) Котуннит. Белый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде, еще меньше — в разбавленных хлороводородной и азотной кислотах. Кристаллогидратов не образует. Разлагается водяным паром, концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окис- Окисляется хлором, восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 258s, 259г, 2623, 2633. А/Г = 278.И; d=5,85; /„л = 501°С; /,нп = 950° С; к, = 0,978B0), 2,62ой4. 1. РЬСЬ (насыщ.) + 2Н2О = [РЬ(Н2ОJС12] <=¦ [РЬ(Н2ОJС1]+ + СГ, [РЬ(Н2ОJС1]+ + Н2О <=» [РЬ(Н2О)з]2+ + СГ; рК„ = 1,62. 2. РЬС12 + Н2О (пар) = РЬС1(ОН) + НС1 E0° С), 2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС12 + Н2О (выше 140° С). 3. РЬСЬ + 2НС1 (конц.) = H2[PbCl4](p) (комн., примесь ЩРЬСЬ]), Н2[РЬС14](Р) = PbCbl + 2HC1 (кип.). 4. РЬСЬ + H2SO4 (конц., гор.) = PbSO44- + 2HClt. 5. РЬСЬ + 2NaOH (разб.) = Pb(OHJ4- + 2NaCl, РЬСЬ + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL] + 2NaCl. 6. РЬСЬ + NH3 • H2O (разб.) = РЬС1(ОН)>1 + NH4C1. 7. РЬСЬ + Н2 = Pb + 2НС1 C00—350° С). 8. РЬСЬ + 2KI (разб.) = Pbhl + 2KC1, РЬСЬ + H2S (насыщ.) = PbSl + 2HC1, РЬСЬ + К2СгО4 = РЬСгО44- + 2КС1. 9. 2РЬСЬ + Na2CO3 (разб.) + 2NaOH (разб.) = РЬ2СОз(ОНJ4 + 4NaCl. 10. РЬСЬ + 4Na2SO3S (конц., хол.) = Na6[Pb(SO3SL] + 2NaCl. 134
11. PbCh + СЬ + 2HC1 (конц.) = Н2[РЬС16](р). Н2[РЬС16](р) = РЪС\ЩяI + 2НС1 @° С, в 96%-й H2SO4). 12. РЬС12 + СЬ + 2МС1 = М2[РЬС1б} (М = K+,NHJ; в конц. НС1). 267. РЬСЦ — ХЛОРИД СВИНЦАAУ) Желтая жидкость, на холоду замерзает. Термически неустойчив, чувствителен к свету. При стоянии постепенно разлагается, устойчив под слоем концентри- концентрированной серной кислоты на холоду. Реагирует с водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 266". Мг = 349,01; d = 3,18<0); т„л = -7° С. 1. PbCU = РЬС12 + СЬ C0—100° С). 2. РЬСЦ + 2Н2О = РЬО24 + 4НС1. 3. РЬСЦ + 2НС1 (конц.) = Н2[РЬС16](р) (комн.), Нг[РЬС16](р) + 2МС1 = М2[РЬС1б]4. + 2НС1 @° С; М = K+,NHJ), Н2[РЬС1б](Р) ——> РЬС124- + Chf + 2HC1 (разбавление водой, кип.), Н2[РЬС1б](р) электрОЛИЗ> РЪ-1 (катод) + Cl2t (анод) + 2HCI. 4. РЬСЦ + 4NaOH (разб.) = РЬО24 + 4NaCl + 2Н2О, РЬСЦ + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHN] + 4NaCl. 5. РЬСЦ«) + 2MCI = М2[РЬС16] (M = K+,NHJ). 268.РЫ2 —ИОДИД СВИНЦА(П) Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влаж- влажном состоянии чувствителен к свету и О2 воздуха. Из раствора, содержащего иодоводород, кристаллизуется Н[РЫз] • 5Н2О. Плохо растворяется в воде, раз- разбавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелоча- щелочами. Получение см. 2585, 2648, 266", 2703. Л/г = 367,14; d=6,16; /пл = 402° С; /к, = 0,076<25), 0,3(80). 1. РЫ2—L-^Pb + I2 (на свету). 2. 4РЫ2 + 5H2SO« (конц., гор.) = 4PbSO4i + 4l2i + H2St + 4Н2О, ЗРЫ2 + 8HNO3 C0%-я) = 3Pb(NO3J + 3I24- + 2NOt + 4H2O (кип.). 3. РЫ2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OHL] + 2NaI. 4. 2PbI2 (влажн.) + O2 —L-> 2PbO + 2I2 (на свету). 5. РЫ2 + Na2S = PbSl + 2NaI. 6. Pbl2 + MI (конц.) = M[Pbb]o,) (M = H, Na, К; примесь М2[РЫ4]), M[Pbb](p) = MI + Pbl2i (разбавление водой). 135
269. PbS —СУЛЬФИД СВИНЦА(Н) Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный. .При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет об- область гомогенности PbSi+.< @ < х <. 0,005; галенит). Не растворяется в воде. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, кисло- кислородом, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см. 2587, 2637. Мг = 239,27; d = 7,1 (аморфн.), 7,58; tm = 1077° С; рПР25 = 28,06. 1. PbS + 4HC1 (конц.) = НгГРЬСЦ] + H2St. 2. PbS + 2H2SO« (конц.) = Pb(HSO4J + H2St (комн.), PbS + 4H2SO4 (конц.) = PbSO4± + 4SO2t + 4H2O (кип). 3. 3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO44' + 8NOt + 4H2O (кип). 4. PbS + 2O2 —L-> PbSO4 C00—400° C), 2PbS + ЗО2 = 2PbO = 2SO2 A200° C). 5. 3PbS + 4O3 = 3PbSO4 (комн.). 6. PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O (комн.). 7. PbS + 2PbO = 3Pb + SO2 (800—900° C). 8. PbS + H2 = Pb + H2S D00—600° C). 270. К|РЫз| — ТРИИОДОПЛЮМБАТ(И) КАЛИЯ Светло-желтый (почти белый). Устойчив в разбавленном растворе в присутст- присутствии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Получение см. 2648, 2686. Мг = 627,01; d = 4,21; т„л = 349° С (разл.). 1. К[РЬЬ] —I—>KI + Pb + I2 (выше 349° С). 2. К[РЬ1з] • 2Н2О = К[РЫз] + 2Н2О C0—97° С, вак) 3. К[РЫз] + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + [РЫзГ (в разб. KI), К[РЫз](Р) = KI + РЫг^- (разбавление водой), К[РЬЬ](р) + КГ (конц.) <=> K2[PbI4](P). 4. 8К[РЬЫ + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSO44- + 12l2i + 3H2St + 12Н2О + + 4K2SO4. 5. 2К[РЫз] + 8HNO3 C0%-я) = 2Pb(NO3J + 3I24 + 2NOt + 4H2O + + 2KNO3 (кип.) 6. K[PbI3] + 4KOH (конц.) = K2[Pb(OHL] + 3KI. 7. K[PbI3] + K2S = PbSl + 3KI. 271. Na2|Pb(OHN| — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМBAT(IV) НАТРИЯ Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в растворе в присутствии избытка гидроксид-ионов, разлагается при разбавле 136
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. 259 , 2605, 2615. М, = 355,22; d= 3,975. 1. Na2[Pb(OHN] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О C00° С, вак.), 2Na2[Pb(OHN] = 2РЬО + О2 + 4NaOH + 4H2O (« 700° С). 2. Na2[Pb(OHN](P) = 2NaOH + PbO2l + 2Н2О (разбавление водой), 2Na2[Pb(OHN](P) —*—* 2Na2[Pb(OHL] + O2t + 2Н2О. 3. Na2[Pb(OHN] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + PbO2i + 4H2O, Na2[Pb(OHN] + 6HC1 (конц.) = PbChi + Cht + 2NaCl + 6H2O (кип.). 4. 3Na2[Pb(OHN] + 2Na3[Cr(OHN] = 3Na2[Pb(OHL] + 2Na2CrO4 + 2NaOH + + 8H2O. 5. Na2[Pb(OHN] + 2Pb(OHJ = (Pb"Pblv)O44 + 2NaOH + 4H2O (кип.). ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ АЗОТ 272. N2 —ДИАЗОТ Неметалл. Бесцветный газ, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от жидкого кислорода), кипит при более низкой температуре, чем жидкий кислород. В твердом состоянии белый. Составная часть воздуха, содержание N2 равно 78,09% (об.) или 75,51% (масс.) [Мг (воздух) = 28,966; р (воздух) = = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (хуже, чем кислород), хорошо растворяется в жидком диоксиде серы. В обычных условиях химически пассив- пассивный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, галогенами, серой. В незначительной степени реагирует с Нг и Ог при действии электричес- электрического разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной темпе- температуре. При нагревании реагирует с Mg, Ca, A1 и другими металлами. В особых условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химичес- химической активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кисло- кислородом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из изотопа ' N (с примесью I5N). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см. 2796, 2838, 294', 304", 305°, 7621. М, = 28,014; d(T) = 0,8792; dw = 0,808~196; р = 1,25056 г/л (н.у.); тпл = -210,0° С; тк„п = -195,802° С; v.t = 2,35@), 1,54B0),0,96(80). I • N2 <nz? 2N0 (вак., электрич. разряд). 2. N2 + ЗНг < * 2NH3 (комн., электрич. разряд; почти не идет); N2 + ЗН2 = 2NH3 E00° С, р, кат. Fe, Pt). 137
3. N2 + H2 <=* N2H 2(r) A000° C). ДИИМИН 4. Ni + Oj <—¦* 2NO (комн., электрич. разряд, почти не идет), N2 + О2 = 2NO B000° С, кат. Pt/MnO2). 5. 2Ni(«) + 3O««) = N2Oj4 (электрич. разряд). 6. N2 + 3F2 = 2NF3 (электрич. разряд). 7. N2 + 2С (графит) <=¦ C2N; (электрич. разряд). 8. N2 (влажн.) + 6Li = 2Li3N (комн.), N2 + 6Na = 2Na3N A00° С, электрич. разряд). 9. N2 + 3Mg = Mg3N2 (на воздухе, 780—800° С). 10. N2 + 2A1 (порошок) = 2A1N (800— 1200° С). 11. N2 + 3LiH = Li3N + NH3 E00—600° С). 12. N2 + CaC2 = Ca(CNJ C00—350° C), N2 + CaC2 = CaCN2 + С (графит) [1000—1150° С). 13. N2 + 5HC1 (конц.) + 4[Cr(H2OLCl2] = N2H5C1 + 4[Cr(H2OLCl2]Cl, 2N2 + H2SO4 (конц.) + 4H2O + 4VSO4 = (N2H3JSO4 + 4(VO)SO4 (кип.). 14. N2 + 8HC1 (конц.) + 6ГП(Н2ОN]С1з = 2NH4C1 + 6[Ti(H2OJCl4] + 24H2O. 273. NH3 — АММИАК Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжи- сжижается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо растворяется в воде, образует гидрат NH3 • Н2О, раствор имеет слабощелоч- слабощелочную среду. Разбавленные растворы аммиака C—10%-й NH3) называют наша- нашатырным спиртом, концентрированные растворы A8,5—25%-й NH3) — амми- аммиачной водой. Весьма реакционноспособен, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами, металлами, галогенами, оксидами и галогенидами. Качественная реакция — почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3J (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция. Жидкий аммиак — оснбвный протонный растворитель; хорошо растворяет серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, суль- сульфаты, карбонаты. Получение см. 31 , 2722, 2752, 2834. М, = 17,03; d(«) = 0,6814(-55); p = 0,7708 г/л (н. у.); /„„ = _77,75° С; т„„п = -33,4° С; к, = 87,5е0», 52,6BО), 15,4(A0>. 1. 2NH3<:—» N2H4 + H2 (комн., УФ-облучение), 2NH*=z+ N2 + ЗНз A200—1300° С). 2. NH^) + H2O<Z=± NH3 H2O(PM=r± NH4 + ОН. 3. NH3 + НС1(Г) =NH4C1(T). 4. NH3 + H2SO4 = NH4HSO4, 2NH3 + H2SO4 = (NH4JSO4. 138
5. NH3 + H2S = NH4HS @° С, в эфире), 2NH,(») + H2S = (NH4JS (-40° С). 6. 4NHj + 3O2 = 2Nj + 6H2O (сгорание). 7. Промышленный способ получения азотной кислоты: а) 4NHS + 5О2 = 4NO + 6Н2О (800° С, кат. Pt/Rh), б) 2NO + O2=2NOj (комн.). в) 4NO2 + О2 + 2Н2О(разб. HNO3, гор.) = 4HNO3(конц). 8. 2NH3 + 4О3 —1~* NH4NO3 + 4О2 + Н2О (комн.). 9. 4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F A30—140° С, в атмосфере N2). 10. 2NHj + С12 = NH2C1 + NH4CI (комн., в атмосфере N2), 8NH3 + ЗС12 = N2 + 6NH4CI (сгорание). 11. 3NH3<«) + S<=z+ [S(NH3K]° (-40° С, примесь S4N4). I6NH3 + 4S + 6С12 = S4N4 + 12NH4C1 C0—50° С, в жидк. ССЦ). 12. 4NH3 + 3OF2 = 3H2O + 6HF + 2N2 B00° С). 13. NHjtr) + H2O + CO2(r) = NH4HCO3 (комн., р). 14. 2NH3 + СО2 = NH4(NH2COO) (комн.). 2NH3 + СО2 = C(NH2JO + Н2О A80—500° С, р). 15. 2NH3 + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + 3H2O (800—900° С). 16. NH3 + СО = HCN + Н2О E00—800° С, кат. А12Оз/ТпО2). 17. 2NH3 + (CN)C1 = NH4C14 + H2CN2 (в эфире). 18. 2NH3 + 2Li = 2LiNH2 + H2 B20° С), NH3 + 2Li = Li2NH + H2 D00° C). 19. 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 C50° C). 20. 2NH3 + 3Mg = Mg3N2 + 3H2 F00—850° C). 21. 2NH3 + 2A1 = 2A1N + 3H2 (выше 600° С). 22. 2NH3 + 6MnO2 = ЗМп2Оз + N2 + ЗН2О E00—600° С), 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O E00—550° C). 23. 4NH3<*) + Na = [Na(NH3L]° (син.) [-40° С], [Na(NH3L]° + «NH3(*h=± [Na(NH3L]+ + e ¦ nNH3. 24. 2NH3C) + 2Na = 2NaNH24' + H2t (-40° С, кат. Fe). 25. 4NHj(») + 2NH4CI + Mg = [Mg(NH3N]Cl2 + H2t (-40° C). 26. 2NH3(«) + Ca = Ca(NH2Jl + H2t (-40° С, кат. Fe), 6NH30-) + Ca = [Ca(NH3N (Оад (желт.) [комн.]. 27. eNHjf*, + Cal2 = [Ca(NH3)8]I24- (-40° C), 12NH3(«) + AuCl = AuCl ¦ 12NH34- (-40° C). 28. ШНхт) + CuCh = [Cu(NH3)e]Cb @° С, в этилацетате). 29. 4NH3(r) + H2O + 2Hg2(NO3J = (Hg2N)NO3 H2O4- + 2Hg4- + 3NH4NO3. 30. 6NH3<*) + KE{=+ [K(NH3N]+ + E" (E = Cl, Br, I). 31. NH3(«) + HC1O4<—=? NH4 + CIO;, NH^ + HCN^IZlfNHj + CN". 32. 2NH30l0<=*NH4 +NH2,- pK?* =21,0. 139
274. ND3 — ТРИДЕЙТЕРИОАММИАК Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес- химическим свойствам аналогичен NH3. Получение см. б14. Мг = 20,05; т„л = -74,36° С; tKm = -31,04° С. 275. NHj НгО — ГИДРАТ АММИАКА Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH4OH (такое ионное соеди- соединение не существует). Белый, кристаллическая решетка — молекулярная. Из- Известны также твердые гидраты 2NH3 • НгО (Мг = 52,08; tm = -78,2° С) и NH3- • 2Н2О (Мг = 53,06; Гпл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака, представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями N Н—О. Разбавленные растворы C—10%-й NH3, d = 0,982 + 0,958) называют нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные раство- растворы A8,5—25%-й NH3, d = 0,93 + 0,91) — аммиачной водой (выпускаются про- промышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделя- выделяется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстановительные свойства. Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образо- образование бурого (коричневого) осадка с К^НеЦ] (следы NHj • Н2О дают желтое окрашивание раствора). Получение см. 273 , 28910. Мг = 35,05; tm = -77° С. 1. NH3 Н2О (разб.)<=* NHJ+ ОН"; рК„ = 4,76. 2. NH3 • Н2О (конц.) = NH3t + Н2О (кип. или добавление NaOH). 3. NH3 • Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О (Е = F, C1, Вг, I), NH3 Н2О + 2HF (конц.) = NH4(HF2) + Н2О. 4. NH3 Н2О + H2SO4 (конц., хол.) = NH4HSO4 + Н2О, 2(NH3 Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4JSO4 + Н2О. 5. NH3 НгО + HNO3 (разб.) = NH4NO3 + Н2О. 6. NH3 Н2О(разб.) + Н3РО4 (конц.) = NH4(H2PO4) + Н2О, 2(NHj Н2О)[разб] + Н3РО4(разб.) = (NH4JHPO4 + 2Н2О. 7. NH3 Н2О (разб.) + ЕО2 = NH4HEO3 (Е = С, S), 2(NH3 • Н2О) [конц.] + ЕО2 = (NH4JEO3 + H2O (комн.). 8. NH3 • Н2О(конц.) + H2S (насыщ.) = NH4HS + Н2О. 9. NH3 Н2О + СН3СООН (конц.) = NH4(CH3COO) + Н2О. 10. 4(NH3 ¦ Н2О) + 4S = (NH4JSO3S + 2NH4HS + Н2О. 11. NH3 Н2О (гор.) + СО = NH4(HCOO). 12. 2(NH3 • Н2О) + CS2 = NH4NCS + H2St + 2H2O A10° C, p). 13. 3(NH3 • H2O) [конц., хол.] + AIC13 = A1(OHK4 + 3NH4C1, 3(NH3 • H2O) [конц., гор.] + А1С1з = A1O(OHL +3NH4C1 + H2O. 14. 6(NH3 • H2O) + (и - 3)H2O + Fe2(SO4K = Fe2O3 ¦ nH2Oi + 3(NH4JSO4. 140
15. NH3 • H2O + NaCIO (разб.) = NH2CIT + NaOH + H2O (до 25° С, вак.), 2(NH} • H2O) + NaCIO (конц.) = N2H4 • H2O + NaCl + 3H2O (кип.). 16. 8(NH3 H2O) [конц.1 + ЗВГ2 = Nit + 8H2O + 6NH4Br D0-50° C). 17. 2(NH3 • H2O) [конц.] + 2КМпО4 = 2MnO24- + N2t + 2KOH + 4H2O, 2(NH3 • H2O) [конц.] + К2Сг2О7(т) = 2Сг(ОН)з4- + N2t + 2KOH + + H2O (кип ¦)• 18. 2(NH3 • H2O) [конц.] + AgCl,T) = [Ag(NH3J]Cl + 2H2O, 4(NH3 НгО) [конц.] + CuSO4 = [Cu(NH3L]SO4 + 4H*O. 19. 4(NH, ¦ H2O) [конц.] + Ba[PtCl4] = [Pt(NHjL]Cl2 + BaClj + 4H2O, 2(NH3 H2O) [конц.] + Ba[PtCl6] = jp<c-[Pt(NH3JCl4] + BaCl2 + 2H2O. 20. 4(NH3 • H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I ¦ H2O! + 4KI + 3NH4I + ЗН2О. 276. (NH4JCO3 — КАРБОНАТ АММОНИЯ Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в раство- растворе более устойчив к нагреванию. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), образует сильнощелочной раствор. Кристаллогидратов не имеет. Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами. Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2757, 277*. Мг = 96,09; *,= 100(|5). 1. (NH4JCO3——* NH4(NH2COO) + H2O (комн.), (NH4JCO3 ——> NH4HCO3 + NHs C0° С), (NH4JCO3 = СО2 + Н2О + 2NH3 E8° С). 2. (NH4JCO3 (разб.) = 2NH; + СО|", СО?~ + Н2О<=* HCOS + ОН"; рКь = 3,67. 3. (NH4JCO3 (насыщ.) = 2NH3t + CO2t + H2O (выше 70° С). 4. (NH4JCO3 + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + CO2t + Н2О. 5. (NH4JCO3 (насыщ.) + Н2О + СО2 = 2NH4HCO3 (комн.). 6. (NH4JCO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • Н2О). 7. (NH4JCO3 + СаС12 = СаСО34- + 2NH4C1. 8. 3(NH4JCO3 + Bi2O3 —L-> Bi2CO3(OHL4 + 6NH3T + 2CO2t + + H2O (кип). 9. (NH4JCO3 (конц.) + ВеСОз = (NH4J[Be(CO3J]. 277. NH4HCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлага- разлагается полностью при слабом нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 27313, 2761'5. 141
М, = 79,06; d = 1,58; tm = 106° С (p)\ k, = 2\ ,7<20). 1. NH4HCO3 = NH3 + HjO + CO2 C6—70° C). 2. NH4HCO3 (разб.) = NH 4 + HCO i , HCO 3 + H2O<=> H2COs.+ OH'; pK0 = 7,63. 3. NH4HCO3 (насыщ.) = NH3t + CO2t + H2O E0—60° C). 4. NH4HCO3 + HC1 (разб.) = NH4CI + CO2t + H2O. 5. NH4HCO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO5 + NH3 • H2O + H2O. 6. NH4HCO3 (конц.) + NH3(r) = (NH4JCO3 B0°C,p). 7. NH4HCO3 (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = NaHCO34- + NH4CL NH4HCO3 + BaCl2 = ВаСОз! + NH4CI + HClt (кип.). 278. NH4NO3 — НИТРАТ АММОНИЯ Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый (примесь NH4CI понижает температуру разложения, примеси NH4F и NH4Br — повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированны- концентрированными щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 275s, 3056. М, = 80,03; d = 1,72; tm = 169,6° С; к, = юг.О**9, 580,0(8О). 1. NH4NO3 = N2O + 2Н2О A90—245° С), 2NH4NO3 = N2 + 2NO + 4Н2О B50—300° С), 2NH4NO3 = 2N2 + О2 + 4Н2О (выше 300° С). 2. NH4NO3 (разб.) = NH ; + NO i , NHJ + 24^4==? NH3 • Н2О + НзО+; pJf, = 9,24. 3. NH4NO3 + NaOH (конц.) = NaNO3 + NH3 H2O. 4. NH4NOj + 2H0(Zn,pa36. HC1) = NH4NO2 + H2O (комн.), NH4NO3 + 8H° (Al, конц. NaOH) = 2NH3t + 3H2O (кип.). 5. 6NH4NO3 + 3MnO2 —L-> 3Mn(NO3J + N2 + 4NH3 + 6H2O (до 175° С). 279. (NH4JSO4 —СУЛЬФАТ АММОНИЯ Масканьит. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 273 , 275*, 2803. М, = 132,14; d = 1,769; к, = 75,4B0), 94,1<80). 1. (NH4JSO4 = NH4HSO4 + NH3 B35—357° С). 2. (NH4JSO4 (разб.) =2NH J + SOY (pH < 7, см. 2782). 3. (NH4JSO4(t) + H2SO4 (конц.) = 2NH4HSO4. 4. (NH4JSO4 + 2NaOH (конц.) = Na2SO4 + 2NH3t + 2H2O (кип.). 5. (NH4JSO4 + BaCl2 = BaSO44 + 2NH4C1. 142
6. (NH4JSO4 + 2KMnO4 = 2MnO24, + N2f + 4H2O (кип., в разб. КОН), (NH4JSO« + К2СГ2О7 = N2 + Сг2Оз + K2SO4 + 4Н2О B50—350° С). 7. (NH4JSO4 (насыщ.) + H2SO4 электролиз) H2t (катод) + + (NH4JS2Oe(O2)[aHOfl] @-10° С). 280. NH4HSO4 —ГИДРОСУЛЬФАТ АММОНИЯ Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разла- разлагается. Термически устойчивее, чем (NH4JSO4. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO 4 и обратимого гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется гидра- гидратом аммиака. Получение см. 2734, 275*, 2793, 4214. А/, = 115,11; d=l,78; tm = 25l° С; Лсип = 490° С; к, = 100(|8~5). 1. NH4HSO4 = NH3 + SOj + Н2О (выше 500° С, примеси SO2, O2). 2NH4HSO4 = (NH4JS2O7 + Н2О C70—420° С, вак.). 2. NH4HSO4 (разб.) = NH J + HSO i, HSO i + Н2О = SO 4" + Н3О+, NH ; + 2Н2О<=Г* NH3 • H2O + НзО+; pK« = 9,24. 3. NH4HSO4 + NH3 H2O (конц.) = (NH4JSO4 + Н2О. 4. 2NH4HSO4(Hacbiiu,) злектролиз) н2Т (катод) + (NH4JS2O6(O2)[aHOfl] @—10° С). 281. NH4F —ФТОРИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон- концентрированными кислотами, щелочами. Получение см. 2753. Л/г = 37,04; d = 1,009; ks = 82,6BО), 117,6(80). 1. 2NH4F = NH3 + NH4(HF2) [выше 168° С]. 2. NH4F (разб.) = NH J + Г (рН < 7, см. 2782). 3. NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HFt. 4. NH4F + NaOH (конц.) = NH3t + NaF + Н2О (кип.), 2NH4F + Са(ОНJ (насыщ.) = 2(NH3 H2O) + CaF24-. 5. NH4F + HF (конц.) = NH4(HF2). 282. NH4OHF2) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева- нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет протолиза HF. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрирован- 143
ными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака. Получение см. 2753, 281|>5. М, = 57,04; d = 1,50; г„ = 126,2° С; *, = 60,15(М), 292,7(80). 1. NH4(HF2) = NH3 + 2HF (выше 238° С). 2. NH4(HF2) (разб.) = NHJ + HF2 , HFi<=+ HF + F~; рКс = 0,6, HF + Н2О<—?У + Н3О+; рКк = 3,18. 3. NH4(HF2) + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + 2HFt. 4. NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NH3t + 2NaF + 2H2O (кип.), NH4(HF2) + Са(ОНJ (насыщ.) = NH3 H2O + Н2О + CaF24-. 283. NH4CI — ХЛОРИД АММОНИЯ Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяет- растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлага- Разлагается концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором, типичными металлами, оксидами и нитритами металлов. Получение см. 2733, 2753, 290". Mt = 53,49; d = 1,527; tm = 400° С (р); к, = 37,2B0), 65,6(8О). 1. NH4C1 = NH3 + HC1 (выше 337,8° С). 2. NH4C1 (разб.) = NH J + СГ (рН < 7, см. 2782). 3. 2NH4C1(T) + H2SO4 (конц.) = (NH4JSO4 + 2HClf (кип.). 4. NH4C1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + NH3t + H2O, 2NH4C1(T) + Са(ОНJ(т) = 2NH3 + СаС12 + 2H2O B00° C). 5. NH4CI (насыщ.) + ЗСЬ = CljNt + 4HC1 F0—70° C). 6. 2NH4CI (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + H2t + 2NH3t. 7. 2NH4C1 + 4CuO = N2 + 4H2O + C11CI2 + 3Cu C00° C), 2NH4CI + FeO = FeCl2 + 2NH3 + H2O E00—700° C). 8. NH4CI (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2t + KC1 + 2H2O (кип.). 9. NH4C1 + Na(Hg)w = NaCI + NH°(HgL. (возможно, NH4V), 2NH 4 (Hg)(T) —*—> 2NH3 + H2 + Hgo») (комн., т * 5 мин). 284. NH4Br — БРОМИД АММОНИЯ Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гид- (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентриро- концентрированной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 2753'16. Mr = 97,94; d = 2,429; к, = 74,2B0); 119,3(80). 144
1. NH4Br = NH3 + НВг (выше 394° C). 2. NH4Br(pa36.)=NHJ+Br~ (pH < 7, см. 2782). 3. 2NH4Br(T) + H2SO4 C0%-я, гор.) = (NH4JSO4 + 2HBrT, 2NH4Br(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2T + 2H2O. 4. NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3t + H2O, NH4Br(T) + Са(ОНJ(т) = 2NH3 + CaBr2 + 2H2O B00° C). 5. 2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + H2t + 2NH3t. 6. NH4Br (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2t + KBr + 2H2O (кип.). 285.NH4I —ИОДИД АММОНИЯ Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо рас- растворяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. При хранении твердый NHUI и его водный раствор желтеют вследствие разложения. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, реа- реагирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. 2753, 27610. А/г = 144,94; d = 2,514; к, = 172,3BО), 228,8(8О). 1. NH4I = NH3 + HI (выше 404,7° С). 2. NH4I(pa36.)=NHJ + r (pH < 7, см. 2782). 3. 8NH4I(T) + 9H2SO4 (конц.) = 4I24- + H2St + 4Н2О + 8NH4HSO4 C0—50° С), 2NH4I(T) + 4HNO3(kohu.) = I2i + 2NO2T + 2Н2О + 2NH4NO3 (кип.). 4. NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3t + H2O. 5. 5NH4I + 2H2O + O2 —x—^ 4(NH3 • H2O) + l2i + NH4[I(IJ] (комн., на свету). 6. NH4l(p) + I2(T) = NH4[I(IJ](P). 7. IONH4I + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5hi + 2MnSO4 + 8H2O + 5(NH4JSO4 + + K2SO4. 286. NH4HS — ГИДРОСУЛЬФИД АММОНИЯ Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, терми- термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется [средняя соль (NH4JS не существует в растворе]. Получение см. 273s, 275*10. А/, = 51,11; d=l,17; тпл = 120° С (р). 1. NH4HS = NH3 + H2S (выше 20° С). 2. NH4HS(pa36.) = NH;+HS", HS" + Н2О<=> H2S + ОН"; pA = 7,02. 3. NH4HS + НС1 (разб.) = NH4CI + H2St. 4. NH4HS + 3HNO3 (конц.) = S4- + 2NO2t + NH4NO3 + 2Н2О. 145
5. NH4HS0,) ^"ggl! > S (коллоид), (NH4J(S,,), (NH4JSO3S. 6. NH4HS (насыщ.) + NH3 • H2O (конц.) + (л - 1)S = (NH4J(S,,) + + H2O (доЮ°С). 7. 2NH4HS (гор.) + 4NH4HSO3 (гор.) = 3(NH4JSO3S + 3H2O. 8. 2NH4HS (насыщ. H2S) + 2C11SO4 = (NH4)iSO4 + H2SO4 + 2CuSi, NH4HS + 7(NH3 • H2O) + 2CuSO4 = CuSJ' + [Cu(NH3L] (OHJ + + 2(NH4JSO4 + 5H2O. 9. 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S3 = 2(NH4K[AsS3] + 3H2O, 3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S5 = 2(NH4K[AsS4] + 3H2O. 287. (NH4J(Sa) — ПОЛИСУЛЬФИДЫB-) АММОНИЯ Смесь (NH4J(S«) [n = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, тпл * * 95° С (р), при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4>j(SB) имеет окраску от желтой до красной. На воздухе раствор мутнеет. Хорошо растворяется в разбавленном растворе аммиака, плохо — в концентрирован- концентрированном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным дей- действием. Получение см. 2865'6. 1. (NH4J(SB) = 2NH3 + H2S + (w-l)S (выше 120° С). 2. (NH4J(SB) [разб.] = 2NHJ + S^-, S2n- + H2O<=Z+ HS;. + ОН"; рК0 = 7,70 (я = 4), рАГ„ = 8,30 (л = 5). 3. (NH4J(S») + 2HCI (разб.) = 2NH4C1 + H2St + (я - 1 )SJ-. 4. 2(NH4J(SB) + 2Н2О (хол.) + О2 = лБ (коллоид) + 4(NH3 • Н2О) [на свету], 2(NH«J(S«) [насыщ., гор.] + ЗО2 = 2(NH4JSO3S + Bя - 4)Si. 5. (NH4J(S,,) + H2O + SO2 = (NH4JSO3S + H2St + (л - 2)S4- (комн.). 6. (NH4J(S,,) + SnS2 = (NH4J[SnS3] + (л - l)Sl, 3(NH4J(S») + As2S3 = 2(NH4K[AsS4] + (Зл - 5)S4-. 288. N2H4 —ГИДРАЗИН Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная. Имеет строение H2N—NH2. Разлагается при умеренном нагревании. Неогра- Неограниченно смешивается с жидким аммиаком, водой. В растворе образует гидрат N2H4 • Н2О. Реагирует с кислотами, О2 воздуха, щелочными металлами. Силь- Сильный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl, СаС12> NaNO3, NaCUX Mg(ClO4J. Получение см. 2731, 2891, 290IJ. Мт = 32,05; d(T) =1,146; dw = l.Otf14; /™=1.4OC; т,ип=113,5°С. 1. 3N2H4 = 4NH3 + N2 (выше 350° С), N2H4 = N2 + 2H2 B00—300° С, кат. Pt, Rh, Pd). 2. N2H4 + H2O = N2H4 • H2O<ZZ± N2H 5 +OH". 146
3. 2N2H« + H2SO4 (разб.) = (N2H5JSO4, N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4. 4. N2H4 + HNO3 (разб.) = N2H5NO3, N2H4 + 2HNOj (конц.) = N2H«(NO3J (примеси N2, HN3). 5. N2H4 + HNO2 (конц.) = HN3 + 2H2O. 6. N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2H2O (сгорание.). 7. 3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6H2O B50° C). 8. N2H4 + 2(NaClO • 5H2O) = 2NH2Clt + 4(NaOH • H2O) + 4H2O (до 25° С, вак.). 9. N2H4 + 2Н2О2(ж) = N2t + 4H2O. 10. 2N2H4 + 2Na = H2t + 2Na(N2H3) [гидразид натрия]. 11. 2N2H4(«h=»N2HJ +N2Hi;pJf«!0)= 24,70. 289. N2H4 H2O — ГИДРАТ ГИДРАЗИНА Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к О2 воздуха. Неогра- Неограниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор). Проявляет основные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелоч- щелочной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных метал- металлов). Слабый окислитель. Получение см. 27515, 2882. М, = 50,06; d = 1,032B0); tm = -51,7е С; »—, = 120,1 ° С. 1. N2H4 • Н2О = N2H4 + НгО A00—140° С, в присутствии NaOH. BaO). 2. N2H4 ¦ НгО (разб.)<=? N2H * + ОН"; рК„ = 5,77; ЫгН s + Н2О<=» ЫгН I* + ОН"; рК> = 15,20. 3. N2H4 НгО (конц.) + 2НС1 (конц.) = N^Chi + НгО (комн.), N2H4 • Н2О + НС1 (разб.) = N2HsCl + Н2О. 4. 2(N2H4 НгО) + H2SO4 (разб.) = (N2HsJSO4 + 2НгО, N2H4 • Н2О + H2SO4 (конц.) = (N2H«)SO44- + H2O @° С). 5. N2H4 • НгО + НХ (разб.) = N2HjX + Н2О (X = N i , СЮ i ). 6. NiHa ¦ Н2О + 2О2 (воздух) —^ N2t + 2Н2О2 + НгО. 7. 5(N2H4 НгО) + 4KEOj = 5N2t + 2Е2 + 4КОН + 1 ЗНгО (Е = Вг, I), 5(ЫгН4 • НгО) + 2Е2 —*-> N2t + 5НгО + 4N2H5E (Е = С1, Вг, I). 8. N2H4 • НгО + 2НгО2 (разб., гор.) = N2t + 5H2O (кат. Na2MoO4), N2H4 • НгО + 4КОН (разб.) + 2K2S2O«(O2) —*—> N2t + 4K2SO4 + 5Н2О. 9. N2H4 • НгО + 4Cu(OHJ = 2Cu2Ol + N2t + 7H2O (кип.), 3(N2H4 • Н2О) + 4КМпО4 —*-> 3N2t + 4МпО24- + 4КОН + 7Н2О. 10. N2H4 НгО + НгО + 2Н° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 H2O), КгН4 • НгО + NaOH + ЗНгО + Na[Sn(OHK] = 2(NH3 • Н2О) + + Na2[Sn(OHN]. 147
290. NiHsCl — ХЛОРИД ГИДРАЗИНИЯ A+) Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к Ог воздуха. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восста- восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2893. М, = 68,51; tm = 89° С; к, = 179<25). 1. N2H5CI = N2H4 + НС1 («350° С). 2. N2HsCl (разб). = N2HJ + СГ, N2HJ + 2Н2О<=_ N2H4 • Н2О + НзО+; рКК = 8,23. 3. N2H5C1(t) + HC1 (конц.) = N2H6C124- (комн.), N2H6C12 = N2H5CI + НС1 (выше 198° С). 4. N2HsCl + NaOH (конц.) = N2H4 • H2O + NaCl. 5. N2HsCl + NH3 = N2H4 + NH4CI A50—190° C). 6. N2HsCl + 2O2 (воздух) —x—> N2 + 2H2O2 + HC1. 7. 5N2H5C1 + 4КЕОз = 5N2t + 4KC1 + 12H2O + HC1 (E = Br, I), N2H5CI + 2E2 ——> N2t + 4HE + HC1 (E = Cl, Br, I). 8. N2HsCl + 3H2O2 (конц.) = N2Ot + 5H2O + HCI (кат. Na2MoO4). 9. N2HsCl + 4FeClj -JL-> N2t + 4FeCl2 + 5HC1, N2HsCl + 4AgNOj = 4Agl + N2t + 4HNO3 + HCI. 10. 5N2HsCl + 7HC1 (разб.) + 4KMnO4 = 5N2t + 4MnCl2 + 16H2O + 5KC1. 11. N2HsCl + HCI (разб.) + 2H°(Zn) = 2NH4C1, N2HsCl + 4HC1 (конц.) + H[SnCb] = 2NH4C1 + HJSnCl*]. 291. NH2OH — ГИДРОКСИЛАМИН Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически неустойчив. Чувствителен к Ог воздуха. При комплексообразовации иногда изомеризуется (М—NH2OH > М—ONHj). Хорршо растворяется в воде, образует гидрат NH2OH ¦ Н2О (раствор слабощелочной). Частично разлагает- разлагается в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnO2). Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстанови- восстановитель, слабый окислитель. Жидкий NH2OH хорошо растворяет KI, KCN, NaCl, NaNO3> NaOH. Получение см. 29210. Мг = 33,03; rf=J,204; /rui = 32°C; tKHn = 58° С (вак.). 1. 3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O (выше 100° С). 2. NH2OH + H2O = NH2OH H2O<=r? NH3OH+ + OH"; pATo = 7,97. 3. 7NH2OH (конц.) = 3(NH3 H2O) + N2t + N2Ot + 3H2O (кат. Pt). 4. NH2OH + HCI (конц.) = (NH3OH)C1, NH2OH + НСЮ4 (разб.) = (NH3OH)C1O4. 148
5. NH2OH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4, 2NH2OH+H2SO4 (разб.) = (NH3OHJSO4. 6. NH2OH (разб.) + HNO3 (разб.) = (NH3OH)NOj, 4NH2OH + 2HNO3 B0%-я) = 3N2Ot + 7Н2О. 7. NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + Н2О, NH2OH (кона) + NaNO2 + NaOH = Na2N2O2 + 2H2O. 8. NH2OH + H2S (разб.) = NH3 • H2O + Si. 9. NH2OH + NaOH (разб.) + O2 —*—> NaNO2 + 2H2O2 (комн.). 10. 2NH2OH + 2NO = N2Ot + N2T + 3H2O. 11. 2NH2OH + 2KOH (разб.) + h ——> N2t + 2KI + 4H2O. 12. NH2OH + 2H2O + NaOH (разб.) + Na[Sn(OHK] = NH3 H2O + + Na2[Sn(OHN]. 13. 2NH2OH + 2Cu(OHJ = Cu2Oi + N2t + 5H2O (кип). 14. NH2OH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 • H2O. 15. 2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OHJ4- + N2T + 2H2O. 16. 4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH2OHL]C12, 3NH2OH + LiClO4 = [Li(—ONH3K]C1O4. 292. (NH3OH)C1 — ХЛОРИД ГИДРОКСИЛАМИНИЯ Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо рас- растворяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированными щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2914, 2965. Мг = 69,49; d= 1,67; tm = 159° С (разл.); к„ = 83A7), 194A00). 1. 4(NH3OH)C1 = 2NH4CI + N2O + ЗН2О + 2HCI (выше 159° С). 2. (NH3OH)Cl(pa36.) = NH3OH+ + Cl", NH3OH+ + 2H2O^r=> NH2OH • Н2О + НзО+; рЛГ„ = 6,03. 3. 2(NH3OH)C1 + 2HNO3 B0%-я) = N2Ot + 2HNO2 + 2HC1 + 3H2O. 4. (NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH H2O + NaCl. 5. 2(NH3OH)C1 + НСЮ (насыш.) = N2t + 3HC1 + 3H2O. 6. (NH3OH)C1 + H2O + SO2 = NH4CI + H2SO4. 7. (NH3OH)C1 + 2HI (конц.) = NH4C1 + I24- + H2O. 8. 2(NH3OH)CI (разб.) + 4FeCb = N2Ot + 4FeCh + 6HCI + H2O. 9. 3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = 0ЧНзОНKРО44> + 3NaCl. 10. (NH3OH)C1 + Na(C2H5O) = NH2OH + NaCll + C2H5OH @° С, в этаноле), (NH3OH)C1 + 3Na(C2H5O) + C2H5NO3 = Na2N2O3 + NaCll + + 4C2H5OH (кип.). 293. HN3 — АЗИДОВОДОРОД Азоимид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с эфиром. Азид-ион Nj — линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла- 149
бая кислота; раствор называется азидоводородной кислотой. Водные растворы с массовой долей до 20% взрывобезопасны. При хранении раствор постепенно разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кон- концентрированной азотной кислотой. Проявляет окислительно-восстановитель- окислительно-восстановительные свойства. Смесь концентрированных HN3 и HCI по действию подобна «царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. 2885, 294*|4, 302". Мг = 43,03; d=l,13BO); тпл = -80°С; tma = +35,7° С. 1. 2HN3 = 3N2 + Н2 (выше 300° С). 2. HN3(pa36.) + H2O<zr+N; + Н3О+; рКк = 4,72. 3. 2HN3 (конц.) + Н2О —ь-> N2t + (NH3OH)N3 (комн.). 4. HN3 (конц.) + ЗНС1 (конц.) = NH4C1 + N2t + Cl2t (кат. Pt). 5. HN3 (конц.) + 3HC1 (конц.)^=> 2С1° + N2t + NH4CI, 3HN3 (конц.) + 11НС1 (конц.) + 2Au = 2H[AuCl4] + 2NH4C1 + 3N2t, 2HN3 (конц.) + 8НС1 (конц.) + Pt = H2[PtCl6] + 2NH4C1 + 2N2t. 6. 2HN3 + 4HNO3 (конц.) = 2N2T + N2Ot + 4NO2t + 3H2O. 7. HN3 (конц.) + HNO2 = N2t + N2Ot + H2O (кип). 8. HN3 + NaOH (разб.) = NaN3 + H2O. 9. 2HN3 + M2CO3 = 2MN3 + CO2f + H2O (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NHJ). 10. HN3 + NH3 • H2O A0%-й) = NH4N3 + H2O. 11. HN3 + 3HI (конц.) = N2t + NH4[I(IJ]. 12. 4HN3 + 2Na = 2NaN3 + NH4N3 + N2t. 294. NaN3 —АЗИД НАТРИЯ Белый, при нагревании выше температуры плавления разлагается без взрыва. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, реагирует с водородом, галогенами, нитри- нитритами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свой- свойства. Вступает в реакции обмена. Получение см. 424'6, 2938'9. Мг = 65,01; d= 1,846; т„л«200°С; к, = 40,8B0), 55,3A0О). 1. 2NaN3 = 2Na + 3N2 B50—300° С, вак.). 2. NaN3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + N i, N i + Н2О<=? HN3 + ОН"; рКо = 9,28. 3. NaN^) + HC1 B0%-я) = NaCl + HN3t (комн.), NaN3 +.4HC1 (конц.) = Cl2t + NH4CI + NaCl + N2? (кат. Pt). 4. NaN3 + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HN3T (до 10° С, вак.). 5. NaN3 + H2 = NaNH2 + N2 B00° С, примесь NH3, кат. Pt). 6. 2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF (90° C). ISO
7. 2NaN3 + H2SO4 (разб.) +h = 2HI + 3N2t + Na2SO4. 8. 5NaN3 + NaNO3 = 8N2 + 3Na2O C50—400° С, вак.). 9. NaN3 + H2SO4(pa36.) + NaNO2 = N2t+N2Ot + H2O+Na2SO4 (кип.). 10. NaN3 + (NO)C1 = NaCl + N2 + N2O D0—50° C). 11. 2NaN3 + Pb(NO3J = Pb(N3J4 + 2NaNO3. 12. NaNj + AgNO3 = AgN3i + NaNO3. 13. 4NaN3 (конц.) + CdCl2 = Na2[Cd(N3L] + 2NaCl. 14. NaN3 + H3O+ (катионит) = HN3 + Na+ (катионит) + H2O. 295. N2O —ОКСИД ДИАЗОТА «Веселящий газ», закись азота. Бесцветный газ, термически устойчивый. Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется клатрат NjO ¦ 5,75Н2О. Малореакционноспособный, не реагирует с разбавлен- разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, ам- аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 314, 525, 278 , 3001. М, = 44,01; </(Ж) = 1,226(-"9); р = 1,9778 г/л (н. у.); tm = -90,9° С; Г«„„ = -88,6° С; v, = 130,0@), 62,9BО), 54,4B5). 1. 2N2O = 2N2 + O2 (выше 500° С). 2. N2O + H2SO4 (конц., гор.) = 2NOt + SO2t + H2O (кип. в атмосфере N2). 3. N2O + Н2 = N2 + Н2О A50—200° С). 4. 6N2O + Р4 = Р4О6 + 6N2 E50—625° С), 2N2O + С (графит) = СО2 + 2N2 D50—600° С). 5. N2O + Mg = N2 + MgO E00° С), N2O + 2Cu = N2 + Cu2O E00—600° C). 6. 3N2O + 2NH3 = 4N2 +ЗН2О B50° C). 7. N2O + H2O + SO2 ——¦ N2t + H2SO4. 8. N2O + 8HC1 (конц.) + H2O + 2H[SnCl3] = 2(NH3OH)C1 + 2H2[SnCl6]. 9. 5N2O + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = lONOt + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O. 296, NO — МОНООКСИД АЗОТА Бесцветный газ, голубая жидкость. В твердом состоянии полностью димеризо- ван (N2O2), в жидком состоянии — частично (» 25% N2O2), в газе — в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа- аммиака. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окисли- окислителями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и N0^. Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 3034, 3041214 306«,20,31 151
Mr = 30,01; dw = 1,269H52>; p = 1,3402 г/л (н. у.); т„л = -163,6°С, /кип = -151,7°С; К, = 7,38@),4,71(М),2,70("П>. 1. 2NO = N2 + О2 (выше 700° С, кат. ВаО), 4NO(«) ——» N2O + N2O3. 2. 4NO + Н2О —1-> N2O + 2HNO3 (практически не идет). 3. 4NO + 2NaOH(T) ——+ 2NaNO2 + N2O + H2O (комн.), 6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + N2 + 2H2O C50—400° C). 4. 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O B00° C). 5. 2NO + 3H2 + 2HC1 (разб.) = 2(NH3OH)C1 D0° С, кат. Pt/C), NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 ¦ H2O. 6. 2NO + O2 = 2NO2 (комн., очень быстро). 7. 4NO + 4H2SO4 (конц.) + О2 = 4(NO)HSO4 + 2H2O (комн.). 8. NO + Оз = NO2 + О2 (комн.). 9. 2NO + Е2 = 2(NO)E (на холоду; Е = F, C1, Вг). 10. 2NO + С (графит) = N2 + CO2 D00—500° С). 11. 10NO + 4P (краен.) = 5N2 + P4O,o A50—200° С). 12. NO + Na = Na+ + NO" (-50° С, в жидк. NH3). нитрозид 13. 2NO + 4Cu = N2 + 2Cu2O E00—600° С). 14. 2NO + 2H2S = N2 + 2Н2О + 2S C00—350° С). 15. 2NO + 2SO2—*—> N2+2SO3 (комн.,р), 2NO + Н2О (гор.) + SO2 = N2OT + H2SO4. 16. 2NO + Na2S2O4 + 2NaOH (разб.) = N2Ot + 2Na2SO3 + H2O. 17. 2NO + 4H2SO4 (разб.) + 6CrSO4 = (NH3OHJSO4 + 3Cr2(SO4K. 18. 2NO + I4HCI (конц.) + 4H[SnCI3] = NH4CI + (NH3OH)C1 + 4H2[SnCl6] + + H2O. 19. 2NO + H2O + ЗНСЮ = 2HNO3 + 3HC1, 2NO + 3H2SO4 (конц.) + 2СЮз = 2HNO3 + Cr2(SO4K + 2H2O. 20. 4NO + [Fe(COM] = [Fe(NOL] (черн.) + 5CO D4—45° С, р), NO + 5H2O + FeSO4 ——> [Fe(NO+)(H2OM]SO4 (бур.) [комн.]. 21. NO + C11CI2 = (NO+)[CuCl2] (комн., в бутаноле-1). 22. Реакции смеси NO и NO2: а) NO + NO2 = N2O3 (80° С); б) NO + NO2 + Н2О (пар)<=> 2HNO2(r), NO + NO2 + Н2О = 2HNO2(P); в) NO + NO2 + 2H2SO4 (безводн.) = 2(NO)HSO41 + H2O (комн.); г) NO + NO2 + 2NaOH (хол.) = 2NaNO2 + Н2О, NO + NO2 + Na2CO3 = 2NaNO2 + CO2 D50 500° С); д) NO + NO2 + 2НСЮ4 (конц.) = 2(NO)C1O4 + H2O. 152
297. N2O3 — ТРИОКСИД ДИАЗОТА Синяя жидкость, термически неустойчивая. При комнатной температуре на 90% разлагается на NO и NO2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии белое или голубоватое вещество с ионным строением — нитрит нитрозила (NO+)(NO2)- В газе имеет молекулярное строение ON—N02- Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. 272 , 296 , 298 . М, = 76,01; dw = 1,447B); tm = -101° С. 1. N2O3 = NO2 + NO E—100° С), N2Oj(xHrz± NO2 (раствор в N2O3) + NOt (выше -40° С). 2. N2O3 + Н2О (хол.) —L-> HNO2 [точнее, NO(OH) + N(H)O2], 3N2O3 + Н2О (гор.) = 2HNO3 + 4NOt, N2O3<r) + Н2О (пар)<=± 2HNO2(r). 3. N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO2 + H2O. 4. N2O3 + 2(NH3 • H2O) [разб.] = 2NH4NO2 + H2O. 5. 2N2O3 + O2 = 2N2O4 (-10° C). 6. N2O3 + 3Cu = N2 + 3CuO F00° C). 7. N2O3 + 3H2SO4 (безводн.)«=г± 2NO+ + 3HSOJ + H3O+. 298. 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. Реа- Реагирует со щелочами. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию метал- металлов. Весьма реакционноспособна смесь NO2 и NO (см. 296). Получение см. 2641 2966, 2975. NO2: Mr = 46,01; р = 2,0527 г/л (н. у.). N2O4: Мт = 92,01; d(T) = 1,536; dM = 1,491@); тпл = -11,2° С. 1. 2NO2(X) = N2O4(XW=_ NO+ + NO3 (от -11,2 до +20,7° С), N2O4(r)<=? 2NO2(r) B0,7— 135° С). 2. NO2 = NO + O2 A35—620° С). 3. 4NO2(«) + H2O (хол.) = 2HNO3 + N2O3, 3NO2 + H2O (гор.) = 2HNO3 + NOt. 4. 2NO2 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O. 5. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3, 153
4NO2 + O2 + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2H2O. 6. NO2 + HC1 (разб.) + 5H"(Zn) = (NH3OH)C1 + H2O. 7. 2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4H2O (кат. Pt.Ni). 8. 2NO2 + F2 = 2(NO2)F (комн.). 9. 2NO*») + KE = (NO)E + KNO3 (E = C1, Br). 10. 2NO2 + 2C12O = 2(NO2)C1O + Cl2 @° C). 11. 2NO2 + H5IO« = 2HNO3 + НЮз + H2O. 12. NO2 + H2Os(rop.) + SO2 = H2SO4 + NOt. 13. 2NO2 + 2S = N2 + 2SO2, 10NO2 + 8P = 5N2 + 2P4O10 A30—150° C). 14. 6NO2 + 2CS2 = 3N2t + 2C02t + 4SO2 (комн.). 15. 2ЫОг(ж) + Na = NOt + NaNO3, NO2 + К = KNO2 (комн.). 16. 6NO2 + Bi = Bi(NO3K + 3NO G0—110° C). 17. 2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO E00—600° C). 18. 2NO2 + [Ni(COL](«) = Ni(NO2J + 4COt B5—30° C). 19. 4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц.) = N2t + 3Fe2(SO4K + 2H2O + + 2HNO3. 20. NO2 (цымящ. HNO3) + Н2(РНОз) = Н3Ю4 + NOt C0—50° C). 21. 2NO2 + 3H2SO4 (безводн.)^=± NO+ + NO 2 + 3HSO i" + H3O+. 299. N2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИАЗОТА Азотный ангидрид. Белое твердое вещество, бесцветные газ и жидкость. При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за 10 ч. В твердом состоянии имеет ионное строение (NOг) (NO3)— нитрат нитроила. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гид- гидратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. 30633, 5664. М, = 108,01; 4Т) = 1,642; tm = 41° С (р). 1. 2N2O5—1-*4NO2 + O2 B0—50° С). 2. N2O5 + Н2О = 2HNO3. 3. N2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + Н2О. 4. N2O5 + 2(NH3 H2O) [разб.] = 2NH4NO3 + Н2О. 5. N2O5 + Н2О2 (безводн.) = HNOs + HNO4 [точнее, HNO2 (О 2")] (-80° С). 6. N2O5(«) + 2NHj = Н2О + 2(NO2)NH2 (амид нитроила). 7. 3N2O5 + AI2O3 = 2A1(NO3K C5—40° С). 8. N2O5 + 5Cu = 5CuO + N2 E00° С). 9. N2O5 + НСЮ4 (безводн.) = (NO ? )C1O4 + HNO3. 10. N2Os(«x=* NO J + NO i, N2Os(t)^—? NtOjw (до 32° С). 300. H2N2O2 — АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к О2 воздуха. Энер- Энергично разлагается при механических воздействиях или самопроизвольно при 154
комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в воде. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окисли- окислитель и восстановитель. Получение см. 2917, 30212, ЗОЗ12. Мг = 62,03. 1. H2N2O2 = Н2О + N2O B0—25° С). 2. H2N2O2 (разб.) + Н2О^=+ HN2Oi"+ H3O+; pKK = 7,70, HN2OI+ H2O+=Z» N2O§'+ H3O+; p*K = 11,70. 3. H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2Н2О. 4. H2N2O2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) —*—> N2H5C1 + 2H2O. 5. 2H2N2O2 + 3O2 (воздух) ——*¦ 2HNO2 + 2HNO3. 6. H2N2O2 + 3H2O + 3h = HNO3 + HNO2 + 6HI. 7. H2N2O2 + HNO2 (конц.) —!—> HNO3 + N2t + H2O. 8. 5HjNjO2 + 12H2SO4 (разб.) + 8KMnO4 = IOHNO3 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + + 12H2O. 301. Na2N2O2 — ГИПОНИТРИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- растворяется в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Не реагирует с HNO2. Разлагается кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 2917, 3003, 303". Мг= 105,99; d= 2,466. 1. 4Na2N2O2 = 3N2 + NaNO2 + NaNOs + 3Na2O C35° C). 2. Na2N2O2 • nH2p = Na2N2O2 + «H2O F0— 120° С, вак., п? 9). 3. Na2N2O2 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + N2O^, N2Of" + H2O<=> HN2Or+ OH'; p*o = 2,30. 4. Na2N2O2 + 2HC1 (конц.) = 2NaCl'+ H2O + N2Ot (кип.), Na2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2NaCl @° С, в эфире). 5. Na2N2O2 + 2H2O + 4H°(Zn, конц. NaOH) —L-* 2NH2OH + 2NaOH. 6. Na2N2O2 + 3H2O + 3I2 ——> NaNO3 + NaNO2 + 6HI, 3Na2N2O2 + 4H2O + 8KMnO4 = 6NaNO3 + 8MnO2 + 8KOH (кип.). 7. Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2CO3 B50—350° C). 8. Na2N2O2 + 2AgNO3 = Ag2N2O24 (желт.) + 2NaNO3. 302. HNO2 —АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде известна только в газовой фазе, существует в водном растворе. Имеет две таутомерные формы: NO(OH) и N(H)O2 (преобладает при комнатной температуре в растворе). Концентрированные растворы — голу- голубые, разбавленные растворы — бесцветные. В форме NO(OH) проявляет сла- 155
бые кислотные свойства, в форме N(H)O2 кислотой не является. Нейтрализует- Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислоро- кислородом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свой- свойства. Получение см. 296", 297*, 306", 3142, 4247. М, = 47,01. 1. 2HNO2<r) <=* NO + NO2 + Н2О, 3HNO2<p) = HNO3 + 2NO + HjO (выше 100° С). 2. HNO2 (разб.) + H2O (хол.) +=* N01 + Н3О+; рК„ = 3,29. 3. HNO2 (конц.) + H3O*^zr± NO* + 2Н2О (в 60%-й HNOj)> 4. 2HNO2«r=?NO*+NO7+H2O @° С, в 30%-й HNOj), NO* +NO7 <=* N2Oj. 5. HNO2 + NaOH (разб.) = NaNO2 + H2O. 6. HNO2 + NH3 H2O (конц., хол.) = NH4NO2 + H2O. 7. HNO2 + HC1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH4C1 + 2H2O. 8. 2HNO2 + O2 —*—* 2HNO3. 9. 2HNO2 + 2HI = hi + 2NOt + 2H2O (примесь N2O). 10. HNO2 + H2O2 (конц.)<=> HNO(O^ + H2O @° C), HNO2 + H2O2 (конц.) = HNO3 + H2O (кип.) 11. HNO2 (конц.) + N2H4 = HN3 + 2H2O. 12. HNO2 + NH2OH = H2N2O2 + H2O. 13. 3HNO2 + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = N2t + 3Fe2(SO4K + 4H2O. 14. 5HNO2 (конц.) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3J + 2KNO3 + 3H2O. 303. NaNCh —НИТРИТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — окисляется О2 воздуха. На свету частично разлагается и желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидро- (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислите- окислителями и восстановителями. Получение см. 255, 28", 31*, 367, 3025. Л/г = 69,00; d = 2,168; /пл = 271° С; к, = 82,9BО), 135,5е80'. 1. 4NaNO2 = 2Na2O + 2N2 + ЗО2 G00—900° С). 2. NaNO2 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2OL]* + NOI (рН > 7, см. 3042). 3. NaNO2 + HC1 (разб.) = NaCl + HNO2 (комн.). 4. 2NaNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOt + NO2T + Н2О (кип.). 5. 2NaNO2(T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NO2t + NOt + H2O. 6. NaNO2 + 6H°(Zn, конц. NaOH) = NH3t + NaOH + H2O (кип.). 7. 2NaNO2 (разб., гор.) + О2 ——* 2NaNO3. 156
8. NaNO2 + F2 = NO2F + NaF B00° C). 9. 2NaNO2 + 6Na = 4Na2O + N2 C50—400° C). 10. 2NaNO2 + 2Na = Na4N2O44- (желт.) И0° С, в жидк. NH3]. 11. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O24- + 4NaOH (в этаноле). 12. 2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 = Ag2N2O24 + 4NaOH + + 2NaNO3 @° C), Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCl4 (в эфире). 13. 5NaNO2 + 3H2SO4 (раз$.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 14. NaNO2 + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H2O. 15. 2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2NOt + I24 + 2H2O + 2Na2SO4. 16. NaNO2 + H2SO4 (разб.) + NaN3 = N2t + N2Ot + Na2SO4 + H2O (кип.). 17. 2NaNO2 (насыщ.) + (NH«JSO4 (насыщ.) = 2N2t + Na2SO4 + 4H2O (кип.). 304. KNO2 —НИТРИТ КАЛИЯ Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлага- разлагается. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо раство- растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окисли- Окислитель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислота- кислотами, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 491517, 521'4'9 Л/г = 85, Ю; d = 1,915; г™ = 440° С; *, = 306,7B0\ 376(80). 1. 4KNO2 = 2К2О + 2N2 + ЗО2 (900—950° С). 2. KNO2 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + NO; , NO; + H2O«=I+ HNO2 + ОН"; рКо = 10,71. 3. KNO2 + НС1 (разб.) = КС1 + HNO2 (комн.). 4. 3KNO2(T) + 2НС1 (конц.) = 2КС1 + KNO3 + 2NOt + H2O (кип.), KNO2 + 2НС1 (конц.) = (NO)C1 + КС1 + Н2О (комн.). 5. 2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2t + NOt + Н2О. 6. 2KNO4T) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2t + NOt + 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.) + К2СГ2О7 = 3KNO3 + Cr2(SO4K + 4H2O + K2SO4. 10. KNO2 + 6H°(Zn, конц. КОН) = NH3T + КОН + Н2О (кип). 11. 2KNO2 (насыщ.) + (NH4JSO4 (насыщ.) = 2N2? + K2SO4 + 4Н2О (кип.). 12. 2KNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NOt + I2I + 2Н2О + 2K2SO4. 13. 2KNO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4(T) = 2NOt + Fe2(SO4K + K2SO4 + 2H2O. 14. 3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2К2СЮ4 + 4NO D00—500° С). 157
15. KNO2 (конц.) + NH4C1O4 (конц.) = КСЮ41 + NH4NO2 (до 15° С). 16. 2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag—ONO, Ag—NO2I + 2KNO3> KNO2 (конц.) + AgNOi = K[Ag(—NOiJl. 305. NH4NO2 — НИТРИТ АММОНИЯ Белый, неустойчив при хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чув- Чувствителен к Ог воздуха, особенно во влажном состоянии. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, щелочах. Проявляет окислительно-вос- окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 2784,297 , 30415. М, = 64,04; d = 1,69; к, = 180,1B0), 300C4). 1. NH4NO2 = N2 + 2Н2О F0—70° С). 2. NH4NO2(pa36.)=NH; + NO2, NHJ+ 2Н2О^=> NH3 Н2О + Н3О+; р/Ск = 9,24, NOj + Н2О^=» HNO2 + ОН"; рК„ = 10,71. -3. NH4NO2 (конц.) = N2t + 2H2O (кип.). 4. NH4NO2 + HC1 (разб.) = NH4C1 + HNO2 (комн.). 5. NH4NO2 + NaOH (конц.) = NaNO2 + NH3t + Н2О. 6. 2NH4NO2 (разб.) + О2 —L-> 2NH4NO3. 7. 5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NH4NO3 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 8. 2NH4NO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = 2NOt + Fe2(SO4K + (NH4JSO4 + + 2H2O. 306. HNO3 — АЗОТНАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окраши- окрашивается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хоро- Хорошо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость, d = 1,56B0>). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% HNO3; d = 1,41B0); 'кип = 120,7° С). Образует гидраты HNO3 • НгО (точнее, H3NO4 — ортоазот- ная кислота, тПЛ =-37,85° С) и HNO3 ЗН2О (тпл = -18,47° С). В растворе — сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с оснбвными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окис- окислитель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями. Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U; не реагирует с Аи, Ir, Pt, Rh, Та, W, Zr. He разрушает диоксид кремния. Смесь концентрированных HNO3 и НС1 («царская водка») обладает сильным окислительным действием (превосходит чистую HNO3), переводит в раствор золото и платину. Еще более активна смесь концентрированных HNO3 и HF. 158
Безводная кислота — протонный растворитель. Получение см.: в промышлен- промышленности — 2737, в лаборатории — 526, 298 , 2992. Л/г = 63,01; d=l,503B5); ТШ1 = -41,6°С; и„ = +82,6° С (разл.). 1. 4HNO3<=* 4NO2 + 2Н2О + О21 (комн., на свету). 2. HNO3 + Н2О = NOj + Н3О+. 3. HNO3 (разб.) + NaOH = NaNO3 + Н2О, HNO3 (разб.) + NH3 Н2О = NH4NO3 + Н2О. 4. 2HNO3 B—3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О, 2HNO3 E%-я) + 8Н" (Mg, разб. H2SO4) = N2Ot + 5Н2О, HNO3C0%-h) + 3H°(Zn, разб. H2SO4) = NO + 2H2O, HNO3F0%-r) + 2H°{Zn, разб. H2SO4) = HNO2 + H2O (кат. Pd). 5. 2HNO3 (конц.) + Ag = AgNO3 + NO2t + H2O. 6. 8HNO3 (разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3J + 2NOt + 4H2O, 1OHNO3 (разб.) + 4Mg = 4Mg(NO3J + N2O f + 5H2O (примесь Н2), 12HNO3 (разб.) + 5Sn —?—> 5Sn(NO3J + N2t + 6H2O (примесь NO). 7. 3OHNO3 (оч. разб.) + 8A1 = 8A1(NO3K + 3NH4NO3 + 9H2O (примесь Н2). 8. I2HNO3 (оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NO3J + N21 + 6H2O @— 10° C), 4HNO3 (разб.) + Fe = Fe(NO3K + NOT + 2H2O. 9. 4HNO3 (конц., гор.) + Hg = Hg(NO3J + 2NO2t + 2H2O, 8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NO3J + 2NOt + 4H2O. 10. 4HNO3 (конц.) + Ge ——> GeO24- + 4NO2t + 2H2O. 11. 6HNO3 (конц.) + S = H2SO4 + 6NO2T + 2H2O (кип), 5HNO3 (конц.) + P (краен.) = H3PO4 + 5NO2t + H2O (кип.). 12. IOHNO3 (конц., гор.) + h= 2НЮз + 10NO2t + 4H2O. 13. 2HNO3 (разб.) + MgO = Mg(NO3J + H2O. 14. 2HNO3 (разб.) + Cu(OHJ = Cu(NO3J + 2H2O. 15. 4HNO3 (конц.) + Na2[Zn(OHL] = Zn(NO3J + 2NaNO3 + 4H2O, 2HNO3 (разб.) + Na2[Zn(OHL] = Zn(OHJ>L + 2NaNO3 + 2H2O. 16. 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + CO2t + H2O, 2HNO3 (оч. разб.) + CaSO3 = Ca(NO3J + SO2t + H2O. 17. HNO3 (конц.) + KF(T) = KNO3 + HFt. 18. 3HNO3 (разб.) + [Ag(NH3J]OH = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O, 6HNO3 (конц.) + [Ni(NH3N](NO3J = Ni(NO3J + 6NH4NO3. 19. HNO3 (конц.) + H2O2 (конц.)<:—» HNO2(O^") + H2O. 20. 2HNO3 (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2T. 21. 2HNO3 (конц.) + As2O3 + 2H2O = 2H3AsO4 + N2O3t @° C), 4HNO3 (конц.) + As2O3 + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2t (кип). 22. 6HNO3 F0%-я) + HI = НЮз + 6NO2t + 3H2O (кип), 4HNO3 (конц.) + 3K1(T) = K[I(IJ] + 2NO2t + 2H2O + 2KNO3 (комн.). 159
23. 2HNO3 (разб., хол.) + ЗН(РН2О2) —*—> ЗН2(РНОз) + 2NOt + Н2О. 24. 4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3K + 2НС1 + NO21 + Н2О (М = Fe, Cr). 25. 2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —!—> Si + 2NO2 + 2Н2О, 4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO21 + Si + 2H2O, 8HNO3 (конц.) + CuS(T) = CuSO4 + 8NO2T + 4H2O (кип.). 26. HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO4 + (NO2) NH2". 27. HNO3 (конц.) + 3HCI (конц.)<=? (NO)C1 + 2C1° + 2H2O (комн.), 2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H2O A00—150° C). 28. HNO3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Аи = Н[АиСЦ] + NOt + 2Н2О. 29. 4HNO3 (конц.) + 18НС1 (конц.) + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4NOt + 8H2O. 30. 4HNO3 (конц.) + 18HF (конц.) + 3Si = 3H2[SiF6] + 4NOf + 8H2O, 2HNO3 (конц., гор.) + 4HF (конц.) + W —*—» H2[WO2F4] + 2NOt + 2H2O. 31. 2HNO3 (разб.) + 3H2SO4 (разб.) + 6Hg = 2NOt + 3Hg2SO44' + 4H2O. 32. 2HNO3 (конц.) + H2SO4 (конц.) + + 2H2O зпектрш"" > (NH3OHJSO4 (катод) + ЗО2Т(анод) [до 15° С], на Hg-катоде 33. 4HNO3 (дымящ.) + Р4Ою = 2N2O5 + 4НРОз (в атмосфере О2 + О3). 34. HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF (комн.). 35. HNO3 (безводн.) + HSO3CI = (NO2)Clt + H2SO4 @° С). 36. HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NOJ)C1O4+ HC1O4 H2O4- (комн.) 37. HNO3 (безводн, хол.) + 2HFW <=Г* H2NO3++ HF2". HNO3 (безводн., гор.) + 4HF(*) <—- Н3О+ + NOJ+ 2HF2". 38. HNO3 (безводн.) + 2SO3 «=? NO^ + HS2O7, HNO3 (безводн.) + 2H2SO4 (безводн.) ^=? Н3О+ + NOJ+ 2HSO4". 39. 6HNO3 (безводн.) + 2K.4[Fe(CNN] = 2K2[Fe(NO+)(CNM] + 2HCN + O2t + + 4KNO3 + 2Н2О, 3HNO3 (конц.) + K4[Fe(CNN] = NO2t + HCNt + K2[Fe(H2O)(CNM] + + 2KNO3 (КИП.). 40. HNO3 (безводн.) + KNO3 = K+ + [Н(ЫОз)г]". 41. 3HNO3 (безводн.) <=z=» H2NOJ+ [H(NO3Jr; pK? =1,70, H2NO}«=z> NO2+H2O, [H(NO3J]"+ H2O ,<=* H3O+ + 2NO3. 307. NH2C1 — ХЛОРАМИН Бесцветная маслянистая жидкость. При низких температурах разлагается, более устойчив в атмосфере NH3. Стабилизируется при введении органических радикалов. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно разлагается. В неводных растворителях относительно устойчив. Полностью разлагается горя- 160
чей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Проявляет окислитель- окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 273 , 275 , 288 . Mr = 51,48; Тпл = -66°С. 1. 3NH2C1 = N2 + NH4CI + 2НС1 (выше -40° С). 2. NH2C1 (конц.) + 2Н2О <=» NH3 Н2О + НС1О (до 10° С). 3. 3NH2C1 + ЗН2О = 3NH3f + 2HC1 + НСЮз F0—80° С). 4. NH2C1 + 2HC1 (конц.) = NH4CI + Cl2t (комн.). 5. 4NH2C1 + 4NaOH (разб.) ——> N2t + 2(NH3 • H2O) + 3NaCl + NaCIO + + H2O (t = 3 + 4,5 4). 6. NH2CI (конц.) + NH3 H2O (разб.) ?=* N2H? + Cl" + H2O. 7. 2NH2C1 + N2H4 ¦ H2O = N2t + 2NH4CI + H2O (кат. CuCb). 8. 2NH2C1 + NaCIO (конц.) + 2NaOH (конц.) = N2t + 3NaCl + 3H2O. 9. NH2CI + 2H2O + 2KI (разб.) = NH3 • H2O + I24- + KOH + KC1. 3O8.NF3 —ТРИФТОРИД АЗОТА Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = С1, Вг, 1). Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Разлагается кипящей водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании). Получе- Получение см. 2726, 2739, 3096. Мг = 71,00; Л(Ж) = 1,885НЗО); р = 3,168 г/л (н. у.); Тш, =-206,78° С; /КИП = -129°С. 1. 2NF3 = N2 + 3F2 (выше 600° С). 2. 3NF3 + 5Н2О ——* HNO3 + 2NO t + 9HFt (кип.). 3. 2NF3 + ЗН2О (пар) <=z± N2O3 + 6HFt @° С, электрич. разряд.) 4. NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2Н2О. 5. 2NF3 + 3H2 = N2 + 6HF (электрич. разряд). 6. 2NF3 + O2 = 2NOF3 (-196° С, электрич. разряд). 7. NF3 + 3S = S(N)F + S2F2 D00° С, вак.). 8. 4NF3 + С (графит) = 2N2F4 + CF4 C50—375° С). 9. 2NF3 + Си = N2F4 + CuF2 C75° С). 10. NF3 + NHoF = N2 + 4HF F00—700° С). 11. NF3 + EF5 + F2 = (NF4+)[EF6] (E = As, Sb; УФ-облучение). 309. (NO)F — ФТОРИД НИТРОЗИЛА Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо раство- растворяется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами, 161
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диок- диоксидом кремния. Получение см. 296 ,311' . Мг = 49,00; d(T) = 1,719; <fo = 1.326(-*»; р = 2,335 г/л (н. у.); tm = -132,5° С; /кип =-59,9° С. 1. (NO)F + Н2О (хол.) = HNO2 + HF, 3(NO)F + 2Н2О (гор.) = 2NOt + HNO3 + 3HF. 2. (NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNOj + NaF + Н2О, (NO)F + 2(NH3 • H2O) [разб., хол.] = NH4NO2 + NH4F + Н2О. 3. (NO)F + /iHF(«) <=± (NO)F /tHF (n = 3, 6). 4. (NO)F + Оз = (NO2)F + Ог (комн.). 5. (NO)F + F2 = NOF3 (комн.). 6. (NO)F + OF2 = O2 + NF3 (комн.). 7. 5(NO)F + P (краен). = PF5 + 5NO (комн.). 8. 4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO (комн.), 4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2 (комн.). 9. (NO)F + C1F3 = (NO^tClF^ (-25° C). 310. (NO)CI —ХЛОРИД НИТРОЗИЛА Оранжево-желтый газ, желтовато-красная жидкость. Термически неустойчив, начинает разлагаться при комнатной температуре. Чувствителен к свету. Реа- Реагирует с водой, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свой- свойства. Сильно корродирует металлы. Получение см. 296', 2989, 3044. М, = 65,46; </(ж) = 1,592й4; р = 2, 992 г/л (н. у.); U = -59,6° С; Гк„„ = -5,4° С. 1. 2(NO)Cl<rr± 2NO + Cb B5—100° С). 2. (NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + HC1, 3(NO)C1 + 2Н2О (гор.) = HNO3 + 2NO t + 3HC1. 3. (NO)CI + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCl + H2O, 3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NOt + 3NaCl + 2H2O. 4. (NO)C1 + Оз = (NO2)C1 + O2 (комн.). 5. 4(NO)C1 + Si = SiCU + 4NO. 6. 3(NO)C1 + Fe = FeCb + 3NO. 7. 2(NO)C1 + 2HI (разб.) = I24- + 2NOt + 2HC1. 8. 2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2Ot + 2H2SO4 + 2HC1. 9. 311. (NO2)F — ФТОРИД НИТРОИЛА Бесцветные газ и жидкость, белое твердое вещество. Разлагается при умерен- умеренном нагревании. Образует сольваты в жидком HF. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кремнием. Не реагирует с водородом, серой, угдеро- 162
дом. Сильно корродирует металлы. Абсорбируется ртутью. Получение см. 2988, 309". 3136. Л/г = 65,00; d(T) = 1,924; d<«> = 1,492й4; р = 2,90 г/л (н. у.); /„„ = -166,0° С; ткип = -72,4° С. 1. 2(NO2)F = 2(NO)F + О2 C00° С). 2. (NO2)F + Н2О = HNO3 + HF. 3. (NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNO3 + NaF + H2O. 4. (NO^F + nHF(«) <=z» (NO2)F • nHF (n = 3,5; 4; 5,25; 6,67). 5. 4(NO2)F + 3Si = 3SiF4 + 4NO + 2SiO2 (комн.). 6. 6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeF3l + 6HNO3 + 3H2t, 3(NO2)F + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)F A50—200° C). 312. (NOtfCI — ХЛОРИД НИТРОИЛА Бесцветный газ, светло-желтая жидкость, белое твердое вещество. Термически неустойчивый, начинает разлагаться при комнатной температуре. Полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Сильно корродирует металлы. Получение см. 30635, 3104. А/г = 81,46; р = 2,57 г/л (н. у.); гпл = -141°С; /кип = -14,3° С. 1. 5(NO2)C1(*) <=> N2O5 + (NO)C1 + N2O4 + 2С12Т, 2(NO2)C1 = 2NO2 + СЬ (выше 100° С). 2. (NO2)CI + Н2О = HNO3 + НС1. 3. (NO2)C1 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaCIO + H2O (комн.). 4. 6(NO2)C1 + 6H2O + 2Fe = 2FeCl3 + 6HNO3 + 3H2t, 3(NO2)C1 + 2Fe = Fe2O3 + 3(NO)C1 D0—50° C). 313. NOF3 — ТРИФТОРИД-ОКСИД АЗОТА Бесцветный газ, разлагается при умеренном нагревании. Не растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными щелочами. Мало- реакционноспособный; не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 3086, 3095. М, = 87,00; d ~ 0,927И8); р = 3,88 г/л (н. у.); /пл = -160°С; /кип =-85° С. 1. NOF3 = (NO)F + F2 C00° С). 2. NOF3 + 2H2O<=± HNO3 + 3HF (практически не идет). 3. NOF3 + 4NaOH (конц., гор.) = NaNO3 + 3NaF + 2Н2О. 4. NOF3 + Cl2 = 2C1F + (NO)F (комн.). 5. NOF3 + 2NO = 3(NO)F (комн.). 163
6. 2NOF3 + 4NO2<*) = 2(NO)F + 4(NO2)F. 7. NOF3 + EF5 = (NOF$)[EF6] A50° C; E = As, Sb). 314. (NO)HSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НИТРОЗИЛА Нитрозилсерная кислота. Белое твердое вещество, устойчивое в сухом воздухе. Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляет ртуть. Получение см. 296 ' , 4155, 424м. Мг = 127,08; «пл = 73,5° С (разл.). 1. 2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NO2 (выше 73,5° С). 2. (NO)HSO4 + Н2О (хол.) = HNO2 + H2SO4, 3(NO)HSO4 + 2Н2О (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO. 3. 2(NO)HSO4 —!—> (NOJS2O7 + HiO (в гор. конц. H2SO4). 4. (NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNO2 + Na2SO4 + 2H2O, (NO)HSO4 + 3(NHj • H2O) [конц., гор.] = N2t + (NH4JSO4 + 4H2O. 5. 2(NO)HSO4 + 2Hg = 2NOt + Hg2SO41 + H2SO4 (в конц. H2SO4). 6. (NO)HSO4 + HCl(r) = (NO)Clt + H2SO4 (в безводн. H2SO4). 7. 2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)zS2O7 + H2SO4 (в безводн. H2SO4). 8. (NO)HSO4 + NO <=z± N2OJ (син.) + HSOi (в безводн. H2SO4, p). ФОСФОР 315. P —ФОСФОР Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах. Белый фосфор состоит из молекул R», метастабильныи, при комнатной температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду хрупкий. Плавится и кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водя- водяным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием радикалов РО, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, жидких РСЬ, РВгз, NH3, S2CI2 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно хими- химически активен. Энергично окисляется кислотами H2SO4 и HNO3, пероксидом водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливает- Восстанавливается водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей. Не реагирует с азотом, углеродом. Красный фосфор состоит из полимерных молекул Р„ разной длины, метастабильныи, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе (значительно медленнее, чем белый фосфор). Не растворяется в воде и (в отличие от белого фосфора) в сероуглероде. Химическая активность 164
красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного фосфора. Рас- Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р» (d = 2,32 * 2,36; ТЮзг = 429° С). Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Рл, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Термодинамически устойчи- устойчивый, высокоплавкий. Химически пассивный по сравнению с белым фосфором. Устойчив на воздухе. Получение белого фосфора см. 3375, 3531; красный и черный фосфор получают из белого фосфора в особых условиях. Р4: Мг= 123,896; </= 1,82; /ПЛ=44,14ОС; /к„„ = 287,3° С; *]25)=3,3. 10. Р (краен.): М,= 30,974; d=2,34; Тпл = 593° С (р). Р (черн.) : Mr = 30,974; d = 2,7; tm * 1000° С (р). 1. 2Р (краен.) + 8Н2О(Ж) = 2Н3РО4 + 5Н2 G00— 900° С, р; кат. Pt, Cu, Ti, Zr). 2. Р4 + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНО3) + 6SO2, Ра + 3H2SeO3 + ЗН2О = 4Н2(РНОз) + 3Se4. 3. Р(красн.) + 5HNO3 (конц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О (кип.). 4. Р4 + 8NaOH (конц.) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6H2t (кип.), Р4 + 3NaOH (конц.) + ЗН2О (хол.) —1—> 3Na(PH2O2) + PH3t. 5. 2Р4 + ЗВа(ОНJ (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2J + 2PH3t G0° С), Ba(PH2O2J + H2SO4 (разб., хол.) = BaSO44- + 2Н(РН2О2). 6. Р4 + 6Н2 = 4РН3 C00— 360° С, р). 7. Р4 + 5Ог = Р4О10 C4—60° С, сгорание на воздухе), 4Р (краен.) + 5О2 = Р4О10 B40—400° С, сгорание на воздухе). 8. Р4 + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) —^—> 4Н2(РНО3) [комн.], Р4 + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2Н4Р2О6 C0—40° С). 9. Р4 + 10Н2О2 (разб.) + 4NaOH (оч. разб.) = 4NaH2PO4 + 8H2O (комн.), 2Р (краен.) + 4Н2О2 (разб.) + 2NaOH A0%-й) —z-—> Na2H2P2O6l + + 4НгО C0—50° С). . „ _ , Рг (в избытке Аг) 10- Р(кРасн> F^S) > PF'. PF' (-60° С). , , р4 ^ком^ гсь _i^n_> ^^ (в жида cs2) Р (краен.) -apz^U pCl3_Ei^?_^ PCl5 (сгорание) (сгорание) 5 12. Р (краен.) Вгг"н- > РВгз ВГ21ОО-|5О°С> РВГ5. 13. Р4 + 412 = 2Р214 (оранж.) [комн., в CS2], 2Р (краен.) + 312 = 2Р13 (кип., в CS2). 14. Р4 + 7S —1-> P4S7 (комн., в cs2), 165
_ . . S, 100—400°С , г, с In - 1 % S j. 7 0 10» P (KPaCH> (атмосфера СО,)* РА (« - 2, 3, 5 . 7, 9, 10), 4Р (краен.) + 9S —*-¦ P4S9 E50° С, р, примесь P<S7). 15. Р4 + ЗЕ = Р4Ез (кип. в гептане, Е = Se, Те). 16. Р (краен.) —**-> Na,P. Na2P5 B00° с>- 2Р (краен.) + ЗСа = Са3Рг C50— 450° С). 17. Р4 + 6НС1 = 2РН3 + 2РС1з C00° Q- 18. 6Р4 + 4РЬ + 48Н2О (по каплям) = 12РН41 + 16Н3РО4 C0—40° С). 19. Ра + 6N2O = P4O6 + 6N2 E50—625° С), Р4 + 6СО2 = Р4О6 + 6CO F50° С). 20. Р4 + 4NaClO2 + 4NaOH (разб.) = 2Na2H2P2O61 + 4NaCl A0—15° С), 12P (краен.) + 10КСЮ3 = ЗР4О,0 + 10КС1 E0° С). 21. Р4 + 4H2SO4 (разб.) + 4КМпО4 = 4КН2РО4 + 4MnSO4 (комн.). 22. 6Р (краен.) + 4Н2О (гор.) + 8КМпО4 = ЗК2Н2Р2О6 + 8MnO24, + 2KOH. 23. 11Р4 + 96Н2О + 60CuSO4 ——* 24Н3Ю4 + 20Cu3P4 + 60H2SO4 @° С), Р4 + 16Н2О + 10CuSO4 = 4Н3Ю4 + \0Cui + IOH2SO4 (кип). 24. Р4 + 16Н2О + 20AgNO3 = 4H3PO4 + 20Agi + 20HNO3 (кип.). 25. Р4 + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(P42+)(SO3FJ + SO2 + 3H2SO4, 8Р (краен.) + 2H2S2O7 (олеум) + 2HSO3F =(P82+)(SO3FJ + SO2 + 3H2SO4. 26. РЦг) * 4Р (краен.) [250—260° С, кат. I2, Na]. 27. Р4(Т) * 4Р (черн.) [от комн. до 200° С, р], РЧт) > 4Р (черн.) [370—380° С, кат. Hg]. 28. 4Р (краен.) 4=* Р4<Г) D16° С). 29. 4Р (черн.) <=> Р4и D53° С), Р (черн.) > Р (краен.) [550—560° С, р]. ™ п 800-900° С „_ 1700-1800 "С^ 30. Р4(Г, > 2Р2<Г) > 4Р(Г). 316. РНз —ФОСФИН Монофосфан. Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН3- 46Н2О. Не реагиру- реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, перок- сидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значи- значительно слабее, чем у аммиака. Получение см. 119м, 3154'6'|7, 3171'2'4, 3231'". Мг = 34,00; р = 1,5294 г/л (н. у.); tm = -133,8° С; Ткнп = -87,42° С. 1. РНз + 3H2SO4 (конц.) = Н2(РНОз) + 3SO2t + ЗН2О. 2. РНз + 8HNO3 (конц., гор.) = Н3РО4 + 8NO2t + 4Н2О. 166
3. РНз + 2О2 = НзРО4 A5°° С). 4. РНз + 2Н2О + 212 = Н(РН2О2) + 4HI, РНз + NaOH (разб.) + 2NaClO = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О. 5. 2РН3 + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = Na4P2O6i + 12Н2О. 6. РНз + НС1(г) = PH4CI C0° С, при полном отсутствии влаги), РНз + HI (конц.) = РН41. 7. 4РН3 + Ni —*—* [Ni(PH3L](T) (комн.,/»). 317. РН4 — ИОДИД ФОСФОНИЯ Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легко разлагается при слабом нагревании, мгновенно — большим количеством воды. Реагирует со щелоча- щелочами. Сильный восстановитель, окисляется серной и азотной кислотами, перок- сидом водорода. Получение см. 31518, 3535. М, = 161,91; d(T) = 2,86; tm = 18,5° С; т«ип = 80° С (разл.); тсувл = 62,3° С. выше 80° С 1. РН41 < * РНз + HI. от -20 до -10" С 2. РН41 + Н2О = РН3Т + Н3О+ + Г. 3. 2РН41 + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНОз) + hi + 7SO2t + 8Н2О, 2РН41 + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Н3РО4 + hJ- +18NO2t + 10Н2О. 4. PH4I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н2О. 5. РН41 + 4Н2О2 (конц.) = Н3РО4 + HI + 4Н2О. 318. Р4Об— ГЕКСАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА Белый, весьма летучий, при умеренном нагревании разлагается. Неустойчив на свету (вначале желтеет, затем краснеет). Чувствителен к О2 воздуха. Проявляет кислотные свойства, медленно реагирует с холодной водой (горячей водой разлагается), щелочами. Реакционноспособный, реагирует с хлороводородом, галогенами, серой. Получение см. 31519, 3199. Мг = 219,89; d= 2,135; Тщ, = 23,8° С; гк„„ = 175,4° С. 1. 4Р4О« = ЗР4О8 + 4Р (краен.) B10—250° С, вак.). 2. Р4О6 + 5Н2О (хол.) —х—* 2Н2(РНО3) + Н2(Р2Н2О5), 6Р4О6 + 24Н2О (гор.) = 8Р (краен.)! + 15Н3РО4 + PH3t. 3. Р4О6 + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О. 4. Р4О« + 2О2 = Р4О10 E0— 120° С). 5. Р4О6 + 6Е2 = 4РЕ3О + О2 (комн.; Е = С1, Вг). 6. Р4О6 + 9S = P4S6 + 3SO2 (выше 150° С). 7. Р4О6 + 6НС1(г) = 2Н2(РНОз) + 2РС13. 167
319. Р4О10 — ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидрати- дегидратирующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический Р4О10 возго- возгоняется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкопо- легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаж- охлаждении жидкости образуется стеклообразный продукт (РгО^. Проявляет кис- кислотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения. Получение см. 3157'20, 3184. М, = 283,89; d = 2,39 (аморфн.), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист.); т„л = 422° С (р); тк„п = 591°С (р). ,. р4о,0 н>°°°с > НРОз Ша2°°С> Н4Р2О7 Н2ОКИ" > НзРО4. 2. Р4О,о + 4HNO, (безводн.) = 4НРО3 + 2N2O5 @° С), Р4Ою + 4НСЮ4 (безводн.) = 4НРО3 + 2С12О7 (-25° С, атмосфера О3) 3. P4Oio + 12NaOH (разб.) = 4Na3PO4 + 6Н2О. 4. P4O10 + 6F2 = 4POF3 + ЗО2 A00° С). 5. Р4Ою + 3HF = POF3 + ЗНРОз A20—170° С). Р40,о————U H[PF<J, HfPOjFd, H2[PO3F]. -Н2О 6. Р4О10 + 6NH4F = 2NH4[PO2F2] + 2(NH4J[PO3F] C00° С). 7. Р4Ою + 3HE(r) = PE3O + ЗНРО3 B00° С; Е =C1, Br) 8. P4Oio + 6PCl5= IOPCI3O A50—175° C). 9. ЗР4О10 + 2P4 = 5P4O6 E0° С) 10. 3P4OIO + 22M = ЮМРОз + 4М3Р C00—400° С; М = Li, Na). П. Р4О10 + 8Н2О2 (безводн.) = 4НзРО2(О^J+2Н2О (-20° С), Р4О,о + 4Н2О2 (конц.) + 2Н2О = 4Н3РОз (О^~) (комн.) I-, г. л 359°С _ ._ выше 1100°С „_ _ 12. Р4О|0(т) * РаОщг) > 2Р2О5(Г). 320. Н(РН2О2) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее Н3РО2. Белая. Низко- Низкоплавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Нг(РНО2). Ней трализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в кон- концентрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение см. 315!, 31 б4, 32 Г. Мт = 66,00; d = 1,493; т„л = 26,5° С; к, * 100(|8). 168
1. ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНОз) + РНз E0—140° С), 2Н(РН2О2) = НзРО4 + РНз A60—170° С). 2. Н(РН2О2) + Н2О (хол.)<=? РН2О1 + Н3О+; рКк = 1,10. 3. Н(РН2О2) + Н2О = Н2(РНОз) + H2t (комн., кат. Pd), 8Н(РН2О2) [конц.] = PH3t + 4Р (краен.) i + 2H2t + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип). 4. Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНОз) + SO2 + Н2О, ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) —1—> ЗНг(РНО3) + 2NOt + Н2О. 5. Н(РН2О2) + NaOH (разб.) = Na(PH2O2) + Н2О, Н(РН2О2) + NH3 Н2О (конц.) = NH4(PH2O2) + Н2О. 6. ЗН(РН2О2) [конц.] + ЗН2О + 2CuSO4 (разб.) = 2СиН4- + ЗН2(РНОз) + + 2H2SO4. 7. Н(РН2О2) [конц.] + 2AgNO3 + Н2О = 2Agl + Н2(РНО3) + 2HNO, E0° С). 8. ЗН(РН2О2) [конц.] + As2O3 = 2As4- + ЗН2(РНО3) [в разб. НС1]. 9. Н(РН2О2) + 4Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + 2Н2О. 321. Na(PH2O2) — ФОСФИНАТ НАТРИЯ Гипофосфит натрия. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяет- растворяется в воде (гидролиза нет). Мало растворяется в жидком аммиаке. Восстанови- Восстановитель. Получение см. 315* 31 б4, 320s, 3226. Мг = 87,98; k, = 83B5), 554(l00). 1. 5Na(PH2O2) = Na4P2O7 + NaPO3 + 2PH3 + 2H2 B30—240° С). 2. Na(PH2O2)H2O = Na(PH2O2) + Н2О A50—170° С). 3. Na(PH2O2) [разб.] + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + PH2O; (рН 7). 4. 2Na(PH2O2) + 3NaOH (разб.) = ЗН2Т + Na2(PHO3) + Na3PO4 (кат. Ni, Pd). 5: Na(PH2O2) + NaOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О. 6. Na(PH2O2) + Н3О+ (катионит) = Н(РН2О2) + Na+ (катионит) + Н2О. 322. Са(РН2О2J — ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гид- (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрирован- концентрированными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде Получение см. 11212. Мг= 170,05; к,= 15,4B5), 12,5<|<1О). 1. ЗСа(РН2О2J = ЗСа(РНОз) + Н2(РНОз) + 2РН3 B00° С). 2. Са(РН2О2J (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2ОN]2+ + 2PH2Oj (рН 7). 3. Са(РН2О2J + H2SO4 (разб.) = CaSO4i + 2ЩРН2О2), 2Са(РН2О2J + H2SO4 (конц.) = CaSO41 + Са(Н2РО4J1 + 2PH3t (кип.) 4. Са(РН2О2J + 2Са(ОНJ = Са3(РО4J4- + 4H2t (кип.). 5. Ca(PH2O2J + 2Н2О + 4AgNO3 = 4Ag4- + 2H2(PHO3) + Ca(NO3J + 2HNO3. 6. Са(РН2О2J + Na2CO3 (насыщ.) = 2Na(PH2O2) + СаСО31. 169
323. Н2(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА Фосфористая кислота, ранее НзРОз. Белая, разлагается при нагревании. На воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе незначительно изомеризуется в тригидроксид фосфора Р(ОН)з. Слабая кисло- кислота, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем ЩРНгОг), слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получе- Получение см. 3I52'8, 3161, 3182Л, 348', 3532. Мт = 82,00; d = 1,651; тпл = 74° С; к, = 309@), 694(ЗО). 1. 2Н2(РНО3) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О A00° С, вак), 4Н2(РНО3) = ЗН3РО4 + РН3 A70—200° С, примесь Р2Н4). 2. Н2(РНОз) + Н2О<3=> Н(РНОз)" + Н3О+; рКК = 2,00, Н(РНОз)" + Н2О ^П± PHOf + Н3О+; рКК = 6,59. 3. Н2(РНОз) + Н2О (пар) = НзРО4 + Н2 A00—120° С). 4. Н2(РНО3) + H2SO4 (96%-я, гор.) = Н3РО4 + SO2 + Н2О, Н2(РНОз)+ NO2 (дымящ. HNO3) = H3PO4 + NOT C0—50° С). 5. Н2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PHO3) + Н2О, Н2(РНОз) + 2NaOH (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О. 6. 2Н2(РНОз)(Р) + О2(Г) ——> 2H3PO4 (кип., кат. 12). 7. Н2(РНОз) + Н2О + С12 —!—> Н3РО4 + 2HC1. 8. Н2(РНОз) + 2AgNO3 + Н2О —*—+ 2Agl + Н3РО4 + 2HNO3. 9. Н2(РНОз) + Hg(NO3J + Н2О ——> HgJ- + Н3РО4 + 2HNO3. 10. Н2(РНОз) + 6Н° (Zn, разб. H2SO4) = PH3t + ЗН2О. 324. 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. Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Образует гетеропо- лисоединения. Получение см. 3I54, 3I83, 323s, 3482. Mt = 125,96: тпл = 53° С (кр.); к, = 419@), 456B5). I 8Na2(PHO3) • 5Н2О = 2РН3 + Na4P2O7 + 4Na3PO4 + 41Н2О A20 —250° С). 2. Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + PHOf', (РНОзJ" + Н2О <=> Н(РНОз)' + ОН"; рКо = 7,41. 3. Na2(PHO3) + Н2(РНОз) = 2NaH(PHO3) [0° С], 2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О A00° С, в разб. HNO3) 4. Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = Na3PO4 + 2NaE + 2Н2О (Е = С1, Вг). 5. Na2(PHO3) + 2HgCl2 + 3NaOH A0%-й) = Na3PO4 + Hg2Cl2>l' + 2NaCl + 2H2O. 6. Na2(PHO3) + 2AgNO3 = Ag2(PHO3)l (бел.) + 2NaNO3, 170
Na2(PHO3) + МСЬ = М(РНОзL' (бел.) + 2NaCl (M = Са, Sr, Ba). 7. Na2(PHO3) + бМоОз + 3NH4NO3 = (NH4K[PMo6O2i]4' + 2NaNO3 + + HNO3 (в 10%-й HNO3). 325. Н4Р2О6— ГЕКСАОКСОДИФОСФАТAУ) ВОДОРОДА Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и разлагается. Имеет строение (НО)гОР—РО(ОНJ. При хранении изомеризуется в фосфористофосфорную (изогипофосфорную) кислоту Нз(РгНОб) со строением (НОХН)ОР—О—РО(ОНJ. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, ней- нейтрализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кислотами. Проявляет слабые восстановительные свойства. Получение Н4Р2О6 см. 3266, Нз(РгНОв) — 3301 . М, = 161,97; т„л = 73° С (разл.). 1. Н4Р2О6—^—»• Н3(Р2НО6) (комн.), Н4Р2Об = Н2(РНОз) + НЮ3 (выше 73° С). 2. Н4Р2О6 ¦ 2НгО(Т) —I—> H4P2O6 + 2Н2О (комн., вак., над P4Oio), Н4Р2О6 • 2Н2О = Нг(РНОз) + Н3РО4 + Н2О G0— 100° С). 3. Н4Р2Об (разб.) + Н2О «=» Н3Р2Об + Н3О+; рКк = 2,19, Н3Р2Об+ Н2О ^=* Н2Р2О? + Н3О+; рКк = 2,81, Н2Р2О^+ Н2О ?=* HP2Ol' + Н3О+; рКк =7,26, НР2О^ + Н2О <г=» Р2О«~ + НзО+; рАГк = 10,02. 4. Н4Р2О6 (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Нг(РНОз) [кип. в конц. H2SO4, HNO3]. 5. Н4Р2О6 + 2NaOH (разб.) = Na2H2p2O6i + 2Н2О, Н4Р2Об + 4NaOH (конц.) = Na4P2O6 4- + 4Н2О. 6. 5Н4Р2О6 (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 + 2Н2О = 10Н3РО4 + + 2MnSO4 + K2SO4. 326. Na4P2O6 — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТAУ) НАТРИЯ Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разла- разлагается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции Обмена. Получение см. 31 б5, 3275'6. Мг = 249,90; d = 1,82 (кр.); /„„(кр.) = 250° С (разл.); *,= 1,5<25),3,1E0). 1. 4(Na4P2O6 • 10Н2О) = РНз + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + З8Н2О (выше 250° С). 2. Na4P2O6 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2OL]+ + Р2О^ , Р2О^- + Н2О ?=> НР2О36' + ОН; рАГо = 3,98, НР2О^ + Н2О ^гг* Н2Р2О^+ ОН"; рК0 = 6,74. 3. Na4P2O6 + 2Н2О (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH, 171
Na4P2O6 + H2O ——> Na2HPO4 + Na2(PHO3) (кип). 4. 2Na4P2O6 + H2O + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 + №2(Р2Н2О5) + + 4NaNO3 (кип.). 5. Na4P2O6 + NaBrO (конц.) = Na4P2O7 + NaBr. 6. Na4P2O6 + 2Pb(CH3COOJ (конц., гор.) = РЬгРгО* i + 4Na(CH3COO), РЬ2РгОб (суспензия) + 2H2S(r) = Н4РгОб + 2PbSi. 327. Na2H2P2O6 — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ ДИВОДОРОДА-ДИНАТРИЯ Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно растворяется в воде, анион Н2Р2Ов" подвергается кислотному протолизу. Раз- Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами ще- щелочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 3159' , 325 , 326 . Мг = 205,94; d = 1,8; тпл = 250° С; А:., = 4,67B5), 15,0E0). 1. 4Na2H2P2O6 = РНз + 7NaPO3 + NaOH + 2H2O F00° С). 2. Na2H2P2O6 • 6Н2О = Na2H2P2O6 + 6Н2О A00° С). 3. Na2H2P2O6 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + Н2Р2О^ , Н2Р2О^ + Н2О <=> НР2О^ + Н3О+; рК„ = 7,26. 4. 2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5) [кип. в конц. HNO3]. 5. Na2H2P2C>6 + 2NaOH (конц.) = №4Р2О61 + 2Н2О. 6. Na2H2P2O6 (насыщ.) + Na2CO3 (конц., гор.) = Na4P2O6i + СО2Т + Н2О. 7. Na2H2P2O6 + NaBrO = Na2H2P2O7 + NaBr. 328. НРОз — МЕТАФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном нагревании. Является циклическим олигомером Н„(РОз)л (п = 3,4). Очень хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагает- Разлагается кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 3191'2, 3301. Мт = 79,98; d = 2,2—2,5; т„л « 40° С. 1. яНРОз+пН2О(хол.)+з=>'(РОз)" +«Н3О+ (п =3,4). 2. НРОз + Н2О = Н3РО4 (кип). 3. НРОз + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О @° С), НРО3 NaOH(_K°y4°'C > Na5P3Ol0, Na4P2O7; НРОз + NaOH = №РО3(полимеры) + Н2О E00—600° С). 4. НРОз NaOH(P^I0°°C- М.Л0,. Na3PO4. 5. 4НРО3 + 4NaOH C0%-й, хол.) = Na4P4O,21+ 4Н2О (в конц. NaCl). 172
329. NaPO3 — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и плавится. Является полимером Na^PO3)n с и = 1000—10 000 (и возрастает с ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвленных цепей тетраэдров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические олигомеры №л(РОз)„ (п = 3, 4) или соли №3РзО9, Na4P4Oi2. Хорошо растворя- растворяется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигоме- Олигомеры образуют кристаллогидраты №зРзО9 • 6НгО, Na4P4Oi2 • 4Н2О. Разлагается горячей водой, щелочами. Получение см. 3283, 33012, 33210, ЗЗЗ1, 3441. NaTO5: Mr= 101,96; d = 2,56-г 2,62; U = 630—650° С; *, = 97,32<20), 174,4(80). NasPjO»: Mt = 305,88; d = 2,476 (кр.); /fc, = 5,17<20). Na4P4Oi2: Mr = 407,84; d = 2,484 (кр.); к, = 14,5B5), 32,5100. 1. «NaPO3 (конц.) + 4nH2O (хол.) = n [Na(H2OL]+ + (PO3)^ (n = 3, 4), H2O (PO3)J- f=—- H2P3O^ , H2P2Of-, H2PO; (разбавление). 2. NaPO3 H2°(r°P) > Na3H2P3Oio, Na2H2P2O7, NaH2PO4. 1 кг or\ NaOH(pa36.), 100° С 3. NaPO3 ^777; » Na3P3O9, Na3PO4; -H20 NaP03 NaOH(KOH».),40-C , Na5Pj0)o ^^ 4. 4NaPO3 + 2NaOH E0%-й) = Na6P4O|3l + H2O D0° С, осаждение ацетоном). 5. NaPO3 + Na4P2O7 = NasP3O,0 C00—500° C). 6. NaPO3 + AgNO3 = AgPO3l (бел.) + NaNO3. 330. H3PO4 — ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жид- жидком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разла- разлагается. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется щелоча- щелочами, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксо-, изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 31513, 3162'3, 3191, 3492, 350'. М, = 97,99; d(T) = 1,834; 4«, = 1,88D3); /„л = 42,35° С; ks = 548B0>. 1. 2НзРО4 = Н4Р2О7 + Н2О A50° С), Н3РО4 = НРОз + Н2О C00° С, вак.). 2. Н3РО4 • 0,5Н2О(Т) ——-* Н3РО4 + 0,5Н2О A00 ° С, вак.). 173
3. Н3РО4 (разб.) + Н2О <=¦ Н2РО; + Н3О+; рКк =2,14, Н2РО; + Н2О <Г=* HPOf + Н3О+; р/Ск = 7,21, НРО4' + Н2О <=? РО4- + Н3О+; рК* = 12,34. 4. НзРО4 +НСЮ4 (безводн.)<=? P(OH)J + СЮ;, H3PO4 + H2SO4 (безводн.)<=?Р(ОН);+ HSOi. 5. Н3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О (М = Na, К), НзРО4 (разб.) + 2МОН (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О, Н3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М3РО4 + ЗН2О. 6. НзРО4 (конц.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О, Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 ¦ Н2О) [разб.] = (NH4JHPO4+ 2H2O. 7. 2Н3РО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4Ji + ЗН21\ 8. ЗН3РО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO44 + Fc^M + 4Н2Т. 9. Н3РО4 (конц.) + Са(ОНJ = CaHPO4i + 2Н2О, 2Н3РО4 (разб.) + ЗСа(ОНJ = Са3(РО4J i + 6H2O. 10. Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO44- + ЗНЫОз (добавление NaHCOs). 11. 8Н3РО4 (конц.) + Р4Ою = 6Н4Р2О7 (80—100° С). 12. Н3РО4 (безводн.) + NaCl = NaPO3 + НС1 + Н2О D00— 500° С), НзРО4 (конц.) + NaNO3 = NaPO3 (соль Мадрелла) + HNO3 + Н2О C30° С). 13. Н3РО4 (конц.) + 12МОз = Нз[РМ12О4о](Р) (кип., в конц. HNO3, М = Mo, W). 14. Н3РО4 + Н2О элек1р°лиз> H2t (катод) + Н3РО3 (О22-) (анод) @° С), ЗН3РОз(О^)(р) = НзРО4 + Н4Р2О6(О^)<- Н2О + О21 B0—30° С). 331. Na3PO4 —ОРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Частично разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 297, 3305, 3326. М, = 163,94; d = 2,536; /пл = 1340° С; к, = 14,5B5), 68,0(80). 1. Na3PO4-12Н2О = Na3PO4 + 12Н2О B00° С, вак.) 2. Na3PO4 (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2OL]+ + РО^' , POl'+ H2O ?Z=* НРО5" + ОН"; рА"о = 1,66. 3. Na3PO4 + H2SO4 (конц.) ^=z? NaH2PO4 + Na2SO4. 4. 2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OHL] + 2Na2HPO4 + 3H2t (кип). 2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4H2O = Na2[Zn(OHL] + 2Na2HPO4 + H2f (кип.) 5. 2Na3PO4 + 3MC12 = M3(PO4J>I' + 6NaCl (M = Ca, Sr, Ba, Ra) 6. Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i (желт.) + 3NaNO3. 174
332. Na2HPO4 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо раство- растворяется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с концентрированной ортофос- форной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 28 , 333 . Мг = 141,96; d = 2,066; г„ = 40° С (кр.); *, = 7,66BО), 92,4(80). 1. 2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O A20-300° С). 2. Na2HPO4 • 12Н2О = Na2HPO4 + 12Н2О (95— 100° С). 3. Na2HPO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + HPOi\ hpoJ" + н2о ;zz± н2ро; + он~, рко = 6,79. 4. Na2HPO4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н3РО4 + 2NaCll @—10° С, ток НС1). 5. Na2HPO4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2NaH2PO4. 6. Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = Na3PO4 + Н2О. 7. 2Na2HPO4 + NaH2P04 = Na5P3Oio+2H2O C50—550° С). 8. 4Na2HPO4 (разб.) + ЗСаС12 = Ca3(PO4h 4- + 6NaCl + 2NaH2PO4, Na2HPO4 (конц.) + СаСЬ = СаНРО44 + 2NaCl. 9. 2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3NaNO3 + NaH2PO4. 10. Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4 (HPO4L + NaCl @° C), NaNH4 (HPO4^= NaPO3 (соль Курроля) + NH3 + H2O G00-750° C). 11. Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O A80° C). 333. NaH2PO4 —ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щело- щелочами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 3159, 3292. Мг = 119,98; d = 1,9096 (кр.); к, = 85,2BО>, 207,3(80). 1. 2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + H2O A60° С), NaH2PO4 = NaPO3 (соль Грэма) + Н2О B20—250° С). 2. NaH2PO4 2Н2О = NaH2PO4 + 2Н2О A00° С, вак). 3. NaH2PO4 (разб.) + 4Н2О = рМа(Н2ОL]+ + Н2РО4 , Н2?ОА+HiO^=* НРО^'+НзО*; р/С = 7,21. 4. NaH2TO4 + NaOH (разб.) = Na2HPO4 + Н2О, NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2H2O. 5. NaH2PO4 (конц.) + NH3 ¦ H2O (конц.) = NaNH4(HPO4L- + Н2О @° С). 6. NaH2PO4 + Na4P2O7 = Na5P3Oio + H2O (выше 120° С). 7. 3NaH2PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4>l' + 2NaNO3 + 2H3PO4. 175
334. КзРО4— ОРТОФОСФАТ КАЛИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- растворяется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в раствор цинк и алюминий. Вступает в реакции обмена. Получение см. 49 , 50 , 3353, 3363. Мг= 212,26; d= 2,564; Т„л = 1640оС; *, = 98,5BО), 178,5е60'. 1. КзРО4 • 7Н2О = К3РО4 + 7Н2О B50° С, вак.). 2. КзРО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2ОN]+ + РО3,' (рН > 7, см. 3312). 3. К3РО4 + H2SO4 (конц.) <—Г» КН2РО4 + K2SO4. 4. 2КзРО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОНL] + 2К2НРО4 + 3H2t (кип.), 2КзРО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K2[Zn(OHL] + 2К2НРО4 + H2t. 5. К3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3KNO3. 335. К2НРО4— ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводо- родом, орюо-фосфорной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 495, 3363. Л/г = 174,17; d = 2,33 (кр.); *, = 159,8B0), 267,5F3). 1. 2К2НРО4 = К4Р2О7 + Н2О B50° С). 2. К2НРО4 ЗН2О = К2НРО4 + ЗН2О A10— 125° С, вак.). 3. К2НРО4 + 12Н2О = 2[К(Н2ОN]+ + НРО|- (рН > 7, см. 3323). 4. К2НРО4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н3РО4 + 2KC1 @—10° С). 5. К2НРО4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4. 6. К2НРО4 + КОН (конц.) = К3РО4 + Н2О. 7. 2К2НРО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3KNO3 + КН2РО4. 336. КН2РО4 — ДИГИДРООРТЬФОСФАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя- растворяется в воде, анион Н2РС>4 подвергается кислотному протолизу. Кристаллогид- Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 495, 31521, 3355. М, = 136,08; d = 2,338; т„л = 252,6° С (разл.); к, = 22,6BО), 70,4(80). 1. КН2РО4 = КРО3 + Н2О (выше 252,6° С). 2. КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + Н2РО4 (рН<7, см. ЗЗЗ3). 3. КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О, КН2РО4 + 2КОН (конц.) = К3РО4 + 2Н2О. 4. КН2РО4 + 2К2НРО4 = К5РзО,о + 2Н2О E00—600° С). 5. КН2РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO44 + 3KNO3 + 2Н3РО4. 176
337. Саз(РО4J — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ Витлокит. Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристал- кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами. Восстанавливается углеродом при спекании. Получение см. 1104, 1125, 1145, 33836, 33935'6. Мг = 310,17; d=3,14; Т„„=1670°С, рПР25 = 25,00. 1. Са3(РО4J + 6HNO, (конц.) = 3Ca(NO3J + 2Н3РО4. 2. Са3(РО4)г + 2H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4J-l + 2CaSO44. 3. Са3(РО4J + 4Н3РО4 = 3Ca(H2PO4)j-l. 4. Са3(РО4J + 8С (кокс) = Са3Р2 + 8СО (900— 1000° С), ЗСаз(РО4)г + 16А1 = ЗСа3Рг + 8А12Оз E00° С). 5. 2Саз(РО4J + 10 С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10 СО A000° С). 338. СаНРО4 — ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ Монетит, брушит (гидрат). Белый, при сильном нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде, при кипячении суспензии разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 112s, 3309, 3328. М, = 136,06; . d = 2,31; к, = 0,02B5), 0,1 \т. 1. 2СаНРО4 = СагРгОт + Н2О (выше 900° С). 2. СаНРО4 2Н2О = СаНРО4 + 2Н2О A09° С), 2{СаНРО4 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О C60— 450° С). 3. 7СаНРО4 + Н2О —!—» Са5(РО4)зОН I + 2Са(Н2РО4)г 4-, ЗСаНРО4 (суспензия) = Ca3(PO4Ji + Н3РО4 (кип). 4. 2СаНРО4 + H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4J4- + CaSO44. 5. СаН РО4 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3J + H3PO4. 6. ЗСаНРО4 + 3NaOH = Саз(РО4J4- + Na3PO4 + ЗН2О. 339. Са(Н2РО4J — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде. Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 3372'3, 33834. М, = 234,05; d = 2,22 (кр.); к, = 1,7C0). 1. Са(Н2РО4J = Са(РОзJ + 2Н2О A50—200° С). 2. Са(Н2РО4J Н2О = Са(Н2Ю4J + Н2О A09° С). 3. ЗСа(Н2РО4J (суспензия) = Ca3(PO4Ji + 4H3PO4 (кип). 4. Са(Н2РО4J + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3J + 2Н3РО4. 5. ЗСа(Н2РО4J + 12NaOH = Са3(РО4J1 + 4Na3PO4 + 6Н2О. 6. 3Ca(H2PO4J + 8NaHCO3 (конц.) = Са3(РО4J 4- + 4Ыа2НЮ4 + 8CO2t + 8H2O. 7. Са(Н2РО4J (насыщ.) + Na2HPO4 = CaHPO4 i + 2NaH2PO4. 8. 3Ca(H2PO4J + I ОС (кокс) = Са3(РО4J + 10СО + Р4 + 6Н2О (800° С). 177
340. (NH4JHPO4— ГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разла- разлагается. Хорошо растворяется в воде. Реагирует с ортофосфорной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 275 , 341 . Мг = 132,06; d = 1,619; к, = 6912О); 106G0). 1. (NH4JHPO4 = NH3 + NH4 (Н2РО4) Р0°С]. 2. (NH4JHPO4 (разб.) = 2NHJ + НРО^" (рН > 7, см. 3323). 3. (NH4JHPO4 (разб.) + НзРО4 (конц.) = 2NH4(H2PO4). 4. (NH4JHPO4 + 3NaOH (конц.) = NajPO* + 2(NH3 H2O) + НгО. 5. (NH4JHPO4 + NH3 H2O (конц.) <=? (NH4KPO4 + H2O. 6. 2(NH4JHPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3NH4NO3 + NH4(H2PO4). 341. NH4(H2PO4)— ДИГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагре- нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону, кислот- кислотный протолиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щело- щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 2756, 3306. Mr = 115,03; d = 1,803; и = 190° С (/>); fe,= 35,3B0), П8,3(80). 1. 2NH4(H2PO4) = H2O + (NH4JH2P2O7 A40° С), 3NH4(H2PO4) = 2Н2О + 0МН4)зН2РзО10 A40—170° С), 3NH4(H2PO4) = 3NH4PO3 + ЗН2О (выше 190° С). 2. NH4(H2PO4)(pa36.)=NH; + Н2РО; NH;+ 2Н2О «=* NH3 Н2О + Н3О+; рА:к = 9,24, Н2РО; + Н2О <=» HPOj- + Н3О+; рЛГк = 7,21. 3. NH4(H2PO4) + 3NaOH (конц.) = Na3PO4 + NH3 H2O + 2Н2О. 4. NH4(H2PO4) + NH3 • Н2О (разб.) = (NH4JHPO4 + Н2О, NH4(H2PO4) + 2(NH3 • Н2О) [конц.] <=* (NH4KPO4 + 2Н2О. 5. 3NH4(H2PO4) + 3AgNO3 = Ag3PO4l + 3NaNO3 + 2H3PO4. 342. H4P2O7 — ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигро- 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. Разлагается горячей водой в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с перок- сидом водорода. Получение см. 319', 3301' . М, = 177,97; т„л = 61 ° С; к„ = 709(В). 178
1. Н4Р2О7 = 2НРОз + Н2О C00° С, вак). 2. Н4Р2О7 (разб.) + Н2О (хол.) = HjPjOj + Н3О+, Н3Р2О, + Н2О <==> Н2Р2О? + Н,О+; рК* = 1.49, Н2Р2О? + Н2О <=> НР2О^ + Н3О+; рКк = 5,77, НР2О? + Н2О <=» Р2О} + Н3О+; РК„= 8.22. 3. Н4Р2О7 + Н2О = 2НзРО4 (кип., в присутствии HNO3). 4. Н4Р2О7 + 4NaOH B0%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О, Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О. 5. H4P2O7 + 2NH3(r)=(NH4JH2P2O7i @—5° С, в этаноле), (NH4JH2P2O7 (суспензия) + 2NH3<r) —т—> (NH4LP2O7 i (до 10° С, в этаноле). 6. Н4Р2О7 (разб.) + 4AgNO3 = Ag4P2O71 (бел.) + 4HNO3. 7. Н4Р2О7(Т) + Н2О2 (конц.) =Н4Р2О6(О^)+ Н2О, Н4Р2О6(О^)+Н2О<=^ НзРО4 + Н3РО3(О^) [0° С, разбавление]. 343. Na4P2O7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя- растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кисло- кислотами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоединения. Получение см. 3321, 342", 3445. Мг = 265,90; d = 2,373; тпл = 985° С; к, = 5,50BО), 54,2(й2). 1. Na4P2O7 10Н2О = №4РгО7 + 10Н2О A00° С. вак). 2. Na4P2O7 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2OL]+ + Р2О^", Р2О^ + Н2О <ZZZ> НР2О| + ОН ; рКо = 5,78. 3. Na4P2O7 + Н2О (гор.) = 2Na2HPO4. 4. Na4P2O7 + H2O + 2HNO3 (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип.). 5. Na4P2O7 (насыщ.) + 2СН3СООН (конц.) = Na2H2P2O7 + 2Na(CH3COO) [0—10° С]. 6. Na4P2O7 + 2M(NO3J = M2P2O7 4- + 4NaNO3 (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Pb). 344. Na2H2P2O7 — ДИГИДРОДИФОСФАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде, анион Н2Р2С>7~ подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. ЗЗЗ1, 3424, 3435. Mr = 221,94; d = 1,862; *., = 4,6@), 23,5DО). 1. Na2H2P2O7 —I—> 2NaPO3 (соль Грэма) + Н2О B20— 250° С), 3Na2H2P2O7 ——> 2Na3P3O9 + 3H2O F50° С). 179
2. Na2H2P2O7 • 6H2Oi <—» Na2H2P2O7 (насыщ.) + 6H2O (комн.), Na2H2P2O7 • 6Н2О = Na2H2P2O7 + 6Н2О (80° С, вак.). 3. Na2H2P2O7 (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2OL]+ + H2P2O|", Н2Р2О7" + Н2О <=> НР2О^ + Н3О+; рКк = 5,77. 4. Na2H2P2O7 + H2O (гор.) = 2NaH2PO4- 5. Na2H2P2O7 + 2NaOH (разб.) = №4Р2О7 + 2Н2О. 345. NasPsOio— ДЕКАОКСОТРИФОСФАТ(У) НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод- холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Полу- Получение см. 329*5, 3327. Мг = 367,86; d = 2,52 + 2,59; т„л = 692° С (разл.); *.,= 16,3AО). 1. Na5P3O10 = Na4P2O7 + NaPO3 (выше 692° С). 2. NasPsOm- 6H2O = №5РзО,о + 6Н2О A20° С). 3. №5РзО|0 (разб.) + 20Н2О (хол.) = 5[Na(H2OL]+ + Р30?о , P3OJV + НгО <=> НР3О?0" + ОН'; рК0 = 5,00, HPjOfc + H2O <=» H2P3Ojo + ОН'; рАГо = 7,00, H2P3Ofe + H2O ?=* HjPjOfo + ОН"; рАГо = 11,00. 4. NasPsOio (разб.) + Н2О (гор.) = №4РгО7 + NaH2PO4. 5. NasPsOio + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 3NaH2PO4 + 2NaNO3 (кип.). 346. PF3 —ТРИФТОРИД ФОСФОРА Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Медленно гидролизуется водой, реагиру- реагирует со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом кремния. Получение см. 315го, 3471, 3486. Мт = 87,97: р = 4,193 г/л (н. у.); /пл = - 151,5° С; тк„„ = -101,8°С. 1. PF3 + ЗН2О —L-> Нг(РНОз) + 3HF (в атмосфере N2). 2. PF3 + 5NaOH(KOHU.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O. 3. 2PF3 + O2 = 2POF3 E0—60° С). 4. PF3 + Cl2 = PCI2F3 D0—50° С), 2PC12F3(*,-----—---> (PCi;)[PF6]T, 2PCI2F3 + 7КОН(конц., хол.) = K[PF6]4- + K2HPO4 + 4KC1 + 3H2O. 5. 4PF3 + Ni = [Ni(PF3L](*) C0—50° C, p). 180
347. PFs — ПЕНТАФТОРИД ФОСФОРА Бесцветный газ, кипит без разложения, при сильном нагревании разлагается. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, диоксидом кремния. Образует фторокомплексы. Получение см. 31510, 3499'|0. Мг = 125,96; р = 5,805 г/л (н. у.); т„л = - 93,75° С; т,,„п = - 84,55° С. 1. PF5 = PF3 + F2 (выше 400° С). 2. PF5 + Н2О(влага) = POF3 + 2HF, PF5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF. 3. PF3 + 8NaOH(KOHU.) = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O. 4. 2PF5 + SiO2 = 2POF3 + SiF4 D00° C). 5. PFs + HF = H[PF6] (- 20° С, в жидк. SO2). 6. PF5 + MF = M[PF6] (при нагревании, М = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag). 7. PFs + 3SbFs(«) = (PF4+)[Sb3F16]. 348. РС1з —ТРИХЛОРИД ФОСФОРА Бесцветная жидкость, низкокипящая, летучая, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается водородом. Получение см. 315"' ", 3491'4. Мт = 137,33; d = 1,5567B0); т„„ = - 90,34° С; ткип = + 75,3° С. 1. РС13 + ЗН2О = Н2(РНОз) + ЗНС1 (комн., в воде; 0° С, в жидк. СС14). 2. РСЬ + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaCl + 2Н2О. 3. 2РС1з + Н2 ЭЛеК1рИЧ раЗРЯД ¦ Р2СЦ+2НС1. 4. 2РС1з + О2 = 2РС13О E0—60° С). 5. РС1з(ж) + С12 = РС15 (комн., р). 6. РС1з(ж) + 3HF = PF3 + 3HC1 E0—60° С) 2РС1з(ж) + 3ZnF2 = 2PF3 + 3ZnCl2 (комн.). 7. РС1з + S = PSCb A60° С, р, кат. А1С1з) 8. ЗРС1з(ж) + КСЮз = ЗРСЬО + КС1 (комн.). 9. 4РС1з(ж) + [Ni(COL] = [Ni(PCl3L] + 4COt. 349. РСЬ — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопич- гигроскопичный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав P2CI10 и строение (PClJ)[PCle]". Весьма реакционноспособный; гидролизуется водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфо- фосфором, аммиаком. Получение см. 315", 3485, 3565. Л/г = 208,24; «/=2,11; тпл = 166,8° С (р). 181
160 -300° С 2. РС15 + Н2О(влага) = РС13О + 2НС1, РС15 + 4Н2О = НзЮ4 + 5НС1. 3. РСЬ + 8NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 5NaCl + 4H2O. 4. 6РС15 + Р4=ЮРСЬ G5-100° С). 5. РСЬ + SO2 = РСЬО + SC12O E0—60° С), 2РС15 + CaSO3 = 2PCUO + CaCh + SC12O E0—60° С). 6. РСЬ + H2SO4Fe3BOflH.) = РСЬО + HC1 + HSO3CI. 7. ЗРСЬ + 2В(ОН)з = ЗРСЬО + 6HC1 +B2O3 A50° С) 8. РСЬ + 6MF = M[PF6] + 5МС1 A75—230° С, М = Na+, K+.NHJ). 9. 2РСЬ + 5CaF2 = 2PF5 + 5СаС12 C00—400° С). 10. ЗРСЬ + 5AsF3<k) = 3PF5 + 5AsCb (комн.). 11. 2РСЬ + 2AsF3 = (PCi;)[PF6] I + 2AsCl3 @° С, в жидк. AsCb). 12. РСЬ + NbCl5(*) =(РСЦ)РЧЬС16] B10—230° С). 13. РСЬ + 8NHs(«) = PN(NH2J + 5NH4C1 (- 40° С), PN(NH2J = т^НХфосфам) + NH3 A25° С, вак.). 14. РС15<ж) = РСЦ+[РС1бГ- 350. РС1зО — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА Бесцветная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фтороводородом, аммиаком. Апротонный растворитель, умеренно растворяет хлориды металлов и аммония. Получение см. 319 '8, 3484'8, 3495'7. Mr = 153,33; d = 1,645B0); /пл = 1,25° С, /—=105,8° С. 1. РСЬО + ЗН2О = Н3РО4 + 3HC1. 2. РСЬО + 6NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 3NaCl + ЗН2О. 3. РСЬО + 3HF = POF3 + 3HC1 F5° С, кат. SbCb). 4. РСЬО + 3LiI = PI3O + 3LiCl4- (комн., в жидк. CS2). 5. РСЬО + 6NH300 = P(NH2KO^ + 3NH4C1 (- 15° С, в СНСЬ). 351. РВгз —ТРИБРОМИД ФОСФОРА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе («дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, кислородом, бромом. Получение см. 31512, 3521'4. Mr = 270,69; rf=2,852A5); тгш = -41,5°С; ткип = +173,3° С. 1. РВгз + ЗН2О(хол.) = Н2(РНОз) + ЗНВг (в атмосфере N2). 2. 2РВгз + 10NaOH(pa36.) = 2Na2(PHO3) + 6NaBr + 5Н2О. 182
3. 2РВг3 + О2=2РВгзО G0-90° С). 4. РВгКж) + Вгг=РВг5 A00-150° С). 352. PBrs — ПЕНТАБРОМИД ФОСФОРА Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известен красный изомер с ионным строением (РВг4+)Вг~. Растворяется в тетрахлориде углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восста- Восстанавливается фосфором. Получение см. 31512, 3514. Мг = 430,49; d = 3,57; tm * /кип = 106° С(разл.). 1. PBrs = РВгз + Вг2 (выше 106° С). 2. РВг5 + Н2О(влага) = РВгзО + 2НВг, PBrs + 4Н2О = Н3РО4 + 5НВг. 3. РВг5 + 8NaOH(pa36.) = Na3PO4 + 5NaBr + 4H2O. 4. 3PBr5 + 2Р(красн.) = 5РВг3 (в жида. CS2). 353. Р1з —ТРИИОДИД ФОСФОРА Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагре- нагревании. Получение см. 31513. Мг = 411,69; d=4,18; т„л = 61,0°С. 1. 2Р1з = Р214 + Ь A00—120° С), 2Р13 = 2Р(красн.) + ЗЬ (выше 200° С). 2. РЬ + ЗН2О = Нг(РНОз) + 3HI (в атмосфере N2). 3. РЬ + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaI + 2НгО. 4. 2PI3 + О2 = 2Р13О(фиол.) [40—50° С, кат. Pt]. 5. 2Р13 + ЗР4 + 24Н2О(по каплям) = 6РН41 + 8Н3РО4 C0—40° С). 354. P4S3 —ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА Желто-зеленый, очень твердый, плавится и кипит без разложения, при прока- прокаливании разлагается. Устойчив на воздухе. Не реагирует с холодной водой, разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой, щелочами, кислородом, серой. Получение см. 315 . Мг = 220,09; d = 2,03; tm = 172,5° С; Л,и„ = 407,5° С. 1. P4S3 = 4Р(красн.) + 3S (выше 700° С). 2. P4S3 Н2°Н(^Р)> НзРО4, Н2(РНО3), Н(РН2О2). 3. P4S3 + 38HNO3(kohu., гор.) = 4Н3РО4 + 3H2SO4 + 38NO2 + 10Н2О. 183 4. P4S3 NaO"(KOHU->> Na3PO4, Na2(PHO3), Na(PH2O2). - NaiS, - H2O
5 P4S3 + ЗО2(г) 6ЫСТР° > Р4О6 4- + 3S4- (комн., в бензоле), P4S3 + 8О2 = Р4О,„ + 3SO2 A00-300° С). 6. P4S3 + 2S = P4S5 (комн., на свету, в жидк. CS2, кат. 12), 2P4S5«=? P4S3 + P4S7 (выше 530° С). 355. P4S10 —ДЕКАСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА Темно-желты*, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2S5. Гидролизуется водой, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом, аммиаком. Образует тиокомплексы. Получение см. 315 . Мг = 444,56; d=2,09; Тщ, = 288° С; ткип= 514° С (разл.). 1. P4S,o + I6H2O = 4Н3РО4 + IOH2S. 2. P4S,0 + 80HNO3(kohu.) = 4НзРО4 + 1OH2SO4 + 8ONO2 + 24Н2О (кип.). 3. P4Sm + 24NaOH(KOHU.) = 4Na3PO3S + 6Na2S + 12H2O G0° C), Na3PO3S + H2O = Na3PO4 + H2St (кип.). 4. P4S10 + 16NaOH(KOHU.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O E0° C), P4S10+ 10NaOH(KOHU.) + 2NaHS(KOHU.) = 4Na3POS3 + 6H2O (до 10° С). 5. P4S10 + 6Na2S(Hacbiiii., гор.) = 4Na3[PS4]. 6. P4S10 +15O2 = Р4О10 + IOSO2 C00° C). 7. P4S,o + 6PCl5= IOPSCI3 A50—200° C,p). 8. P4S,0 ^^—> P3N5 B30—600° С, в токе NH3). — H2S. - S, - H2 356. P3N5 — ПЕНТАНИТРИД ТРИФОСФОРА Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Реакционнопассив- ный, не разлагается кислотами (кроме концентрированной азотной кислоты), щелочами, гидратом аммиака. В жестких условиях реагирует с водой, кисло- кислородом, хлором, водородом. Получение см. 3558. Мг= 162,96; d=2,51. N2 G00—760° С). 2. P3N5 + 12H2O = ЗН3РО4 + 5NH3 (выше 180° С, р). 3. P3N5 + 5HNO3(kohu.) + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH4NO3 (кип.). 4. 4P3N5 + 15О2 = ЗР4О10 + ION2 F00° С). 5. 2P3N5+15C12 = 6PC15 + 5N2 A00° С). 6. 4P3N5 + ЗОН2 = 3P4 + 2ONH3 C00° С). 357. H|PF6| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) ВОДОРОДА Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо рас- растворяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустой- неустойчив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 319 , 3475. 184
Mr= 145,97; тпл = 32° С (кр.). 1. H[PF6] 6H2O = 3HF + POF3 + 5Н2О A50—200° С). 2. H[PF6](pa36.) + Н2О(хол.) = [PF6]~ + Н3О+, [PF6f + 2Н2О <=? [PO2F2]- + 4HF. 3. 2H[PF6] + 5H2O(rop.) = ЩРО2Рг) + H2[PO3F] + 9HF (в конц. HNOs). 4. H[PF6] + NaOH(pa36.) = Na[PF6] + H2O, H[PF6] + NH3 • Н2О(конц.) = NH4[PF6] + H2O. 358. Na|PF6| — ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Разлагается горячей водой, концентрированными кислотами. Реагирует со щелочами и диоксидом кремния при нагревании. Получение см. 3476, 3498, 3574. Мг = 167,95; d=2,51. 1. Na[PF6] = NaF + PF3 + F2 E00—600° С). 2. Na[PF6] • H2O = Na[PF6] + H2O (80° С, вак.), Na[PF6] • H2O = NaF + POF3 + 2HF B00° C). 3. Na[PF6](pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2OL]+ + [PF6]" (см. 3572). 4. Na[PF6] + 2H2O(rop.) = Na[PO2F2] + 4HF. 5. 2Na[PF6] + 5H2O(rop.) + 2HNO3(kohu.) = H[PO2F2] + 9HF + 2NaNO3. 6. Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O C50—400° C). 7. 2Na[PF6] + 3SiO2 = 2NaPO3 + 3SiF4 (выше 650° С). МЫШЬЯК 359. As — МЫШЬЯК Неметалл. Существует в трех формах. Серый мышьяк a-As — устойчивая форма существования, относительно твердый, хрупкий. Черный мышьяк P-As — аморфный, хрупкий. Желтый мышьяк y-As (состоит из молекул AS4) — метастабильный, мягкий (как воск), легко растворим в сероуглероде, по свойствам напоминает белый фосфор (химическая активность выше, чем у a-As и p-As). При нагревании возгоняется, плавится под избыточным давлением. Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кисло- кислотами. Переводится в раствор действием концентрированной азотной кислоты, «царской водки», щелочей, типичных окислителей. Реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами. Все соединения мышьяка чрезвычайно ядовиты. Получение см. 36116, 3637, 3684. Мт = 74,922; d = 5,727(a), 4,9(P), 2,03(у); тПл = 817°С(р). 185
1. 2As + 3H2S04(kohu., гор.) = As2O34 + 3SO2 + 3H2O. 2. 2As + 6Н282О7(олеум) = 2As(HSO4K + 3H2SO4 + 3SO21. 3 As + 5HNO3(kohu.) = H3AsO4 + 5NO2 + H2O, As + ЗНСЦконц.) + HNO3(kohu.) = AsCl3 + NOt + 2H2O. 4. 2As + 2NaOHB0%-fi) + 2H2O ——> 2NaAsO2 + 3H2T (кип.). 2As + 6КОНB0%-й, хол.) —L~* 2КзАвОз + 3H2t. 5. 2As + 3O2 = 2As2O3 (сгорание на воздухе). 6. 2As + 5F2 = 2AsF5 (комн., сгорание во фторе). 7. 2As + ЗС12 = 2AsCl3 B0—30° С, сгорание в хлоре), 2As + 5С12 + 8Н2О ——* 2H3AsO-t + 10HC1. 8. 2As + ЗЕ2 = 2AsE3 E0—80° С, Е = Вг; кип., в жидк. CS2, E = I). 9. As ——¦ AS2S3, AS2S5, As4S4 E00—600° С, в атмосфере N2). 10. As + ЗМ = МзАв (нагревание; М = Li, Na, К), M3As + ЗН2О = AsH3t + ЗМОН. 11. 2As + ЗМ = M3As2 (нагревание; М = Mg, Ca, Си), 2As + М = MAs2 (нагревание; М = Ca, Zn, Fe). 12. 2As + 3Zn = ZnjAs2 D00—450° С), Z113AS2 + 3H2SO4(pa36.) = 3ZnSO4 + 2AsH3t. 13. As + M = MAs (нагревание; M = Al, Ga, In, La), MAs + ЗН2О = AsH3t + М(ОН)з 4. 14. As + 3Na + 3NH4Br = AsH3T + 3NaBr + 3NH3 (- 40° С, в жидк. NH3). 15. 2As + 6NaOH(pa36.) + 5NaClO = 2Na3AsO4 + 5NaCl + 3H2O, 2As + 6NaOH(pa36.) + 5Н2О2(конц.) = 2Na3AsO4 + 8H2O. 16. 2As + 2BrF5 = 2AsF5 + Br2 A00—200° C). 17. P-As(T) > a-As(T) B70° C), y-AS(T) > a-Asw C58° С или медленно на свету). 10 о/ А \ 613—800° С v тД 800—1700° С . -. 18. 8(a-As)(T) > 2As4(r) > As4<r) + 2As2(r). 360. AsH3 — АРСИН Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется в воде и не реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsH3 • 46НгО. Хорошо растворяется в сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см. 35912'4, 36 Г, 365', 3686. Мт = 77,95; dM = 1,62!<-«>; р = 3,5023 г/л (н.у.); т„л = -116,92° С; т,,ип = -62,47° С; к, = 2ОBО). 1. 2AsH3 = 2As + 3H2 (до 300° С). 2. AsH3 + ЗНС1(конц.) = AsCl3 + ЗН2Т. 186
3. AsH3 + 2H2SO4(kohu., хол.) = AsSO4(OH) + Si + 3H2O, AsH3 + 8HNO3(kohu.) = HjAsO4 + 8NO2T + 4H2O. 4. 2AsH3 + ЗО2 = As2O3 + 3H2O (сгорание на воздухе). 5. AsH3 + 3I2 = Asb + 3HI (комн.). 6. AsH3 + 3NaOH(pa36.) + 4NaClO = Na3AsO4 + 4NaCl + 3H2O. 7. AsH3 + 3NaOH(pa36.) + 4Н2О2(конц.) = Na3AsO4 + 7H2O. 8. 2AsH3 + 3MSO4(kohu.) + 6NaHCO3 = M3As24' + 3Na2SO4 + 6CO2t + 6H2O (M = Cu, Zn). 9. 2AsH3 + 3HgCl2 = Hg3As24-DepH.) + 6HC1 (кип., в разб. НС1). 10. 2AsH3 + ЗН2О + 12AgNO3 = As2O34- + 12Agl + I2HNO3. 361. AS2O3 — ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низко- плавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификаци- модификациях: а-АвгОз (моноклинная, клаудетит) и P-AS2O3 (кубическая, в узлах кристал- кристаллической решетки находятся молекулы As4O6; арсенолит). При быстром охлаж- охлаждении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsO2 (метамышьяковистая) и НзАвОз (ортомышьяковистая). Проявляет кислот- кислотные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окис- окислительно-восстановительными свойствами. Получение см. 3595, 3657, 3681, 3713. Мг = 197,84; d = 4,15(а), 3,74(Р); Тщ, = 314° С (а), 278° С (Р); tmn = 461 ° С; уЦР)=1,85<2<)),6,16A10). 1. As2O3(t) + Н2О(хол.) <=? 2НА5О2(насыщ.), а) HAsO2 + H2O <=Z=* AsO; + Н3О+; рКх = 9,22, HAsO2 + 5Н2О <=+ [As(H2OL(OHJ]+(?) +OH"; рАГо = 14,30; б) HASO2 + H2O <И=* H3ASO3 (идет в малой степени). 2. As2Oj(T> + ЗН2О(гор.) <=+ 2Н3А5Оз(насыщ.), HjAsO3 + Н2О <=> H2As03 + НзО+; рКк = 9,23, Н2AsOj + H2O <=> HAsO^- + Н3О+; рКк = 12,13, HAsOf + Н2О <=* AsOf + Н3О+; рКк = 13,41. 3. As2O3 + ЗНС1(разб.) ^=» H3AsO3 + AsCl3, AS2O3 + 6НС1(конц.) = 2AsCl3 + ЗН2О. 4. AS2O3 + 6НЕ(г) = 2AsE3 + ЗН2О A40— 200° С; Е = F, C1). 5. As2O3 + 4HNO3(kohu.) + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2 (кип). 6. As2O} + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + H2O, AS2O3 + 6NaOH(KOHU.) = 2Na3AsO3 + 3H2O (примесь Na2HAsO3). 187
7. As2O3 + Na2CO3(KOHU., гор.) = 2NaAsO2 + CO2t. 8. As2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO4K E5—65° C). 9. AS2O3 + 6Н1(конц.) = 2AsI34 + ЗН2О (комн.). 10. As2O3 + ЗН28(насыщ.) = As2Sii + 3H2O (в конц. НС1). 11. 2As2O3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2 C°°° О- 12. As2O3 + 5Н2О + 2Е2 = 2H3AsO4 + 4НЕ (кип.; Е = С1, Вг, I). 13. 5AS2O3 + 6H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 + 9Н2О = 10H3AsO4 + 2K2SO4 + 4MnSO4. 14. AS2O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsO4 + 2NaNO2 + 3H2O D00—500° C). 15. AS2O3 + ЗН(РНгО2) = 2As4 + 3H2(PHO3) [в разб. НС1], AS2O3 + 9НС1(конц.) + 3H[SnCl3] = 2Asl + 3H2[SnCl6] + 3HZO. 16. AS2O3 + ЗС(кокс) = 2As + 3CO G00° С, примесь СО2), AS2O3 + 3KCN = 2As + 3KOCN F00—650° C). 17. As2O3 + 12H° (Zn, разб. НС1 или конц. NaOH) = 2AsH31 + 3H2O. 18. AS2O3 + 5H2O ЗЛеКТР°ЛИЗ> 2H2t (катод) + 2НзАзО4(анод). 362. As2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном) и кристаллическом состояниях. Реагирует с водой. Гидрат As2Os • 1,67НгО имеет строение (HsAssOio)*. Проявляет кислотные свойства, реагирует со ще- щелочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 3631. Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); к, = 65,8B0), 75,1(8О). 1. AS2O5 = AS2O3 + О2 (выше 315° С). 2. As2O5 + 4Н2О —L-> 2(H3AsO4 • 0,5Н2ОL- < * 2H3AsO4(Hacbiui.) + Н2О B0° С), As2O5 + ЗН2О = AS2O5 • 1,67Н2О4- + 1,ЗЗН2О<=? 2H3AsO4(Hacbitu.) [80° С]. 3. As2O5 + 6NaOH(KOHu.) = 2Na3AsO4 + ЗН2О. 4. 2As2O5 + 5С(кокс) = 4As + 5СО2 D00—500° С). 5. AS2O5 + 5H2S(r) = As2S3i- + 2Sl + 5H2O C0—50° С, в конц. НС1). 363. H3ASO4 — МЫШЬЯКОВАЯ КИСЛОТА Белое твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в свободном (от воды) виде не выделено. При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая кислота, при выпаривании переходит в полимерную форму (HsAs3Oio)n- Хоро- Хорошо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щело- щелочами. Очень слабый окислитель. Получение см. 3593 7, 3603, 3615'|2, 3622, 3682. А/г = 141,94; d = 2,0 •*¦ 2,5 (кр.); т„л = 35,5° С (кр.); А:., = 96,1B0), 112,7<80). 1. 2(H3AsO4 ¦ 0,5Н2О)(Т) = As2O5 + 4H2O B50—280° С). 188
2. 3/iH3AsO4(kohu) = (H5AS3O10),, i + 2nH2O A00° С, выпаривание), H3AsO4(HacbiiM.) + 2H2O = Н7А5О6>1'(возможно H[As(OHN]) [- 30° C]. 3. HjAsO4(pa36.) + H2O «=> H2AsO; + H3O+, рК„ = 2,26, H2AsO; + НгО,^ HAsO^- + H3O+; pK* = 6,97, HAsOj" + H2O <=? AsO«" + H3O+; pK* = 11,52. 4. H3AsO4 + NaOH(pa36.) = NaH2AsO4 H2Oi (на холоду), H3AsO4 + 2NaOH(pa36.) = Na2HAsO4 + 2H2O E0—60° C). 5. 2H3ASO4 + 5H2S(r) = As2S5i + 8H2O @° С, в конц. НС1). 6. H3AsO4(KOHU.) + 3NH3(r) + 3H2O = (NH4KAsO4 3H2Ol (комн.). 7. HjAsO4 + MgCl2 + 3NHj(r) = MgNH4AsO4.1 + 2NH4C1, 4MgNH4AsO4 + 5С(графит) = 4As + 5CO2'+ 4NH3 + 4MgO + 2H2O G00° С, вак.). 8. 2H3AsO4(rop.) + 2SO2{r) = As2O34- + 2H2SO4 + H2O (кип.). 9. 2HjAsO4(xon.) + 4HI(kohu.) = As2Ojl + 2I2 + 5H2O. 10. H3ASO4 + 12МоОз + 3KNO3 = K3[AsMoi2O4o] 4(желт.) + 3HNO3 F0—70° C). 364. NaAsO2 — МЕТААРСЕНИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к Ог воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением состава). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, реагирует со щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 359", 3616Л. Мг = 129,91; 4=1,87; к, = 156B5). 1. 5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2As C00—550° С). 2. NaAsO2(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2OL]+ + AsOj, а) AsOj + H2O < > HAsO2 + OH"; pA:o = 4,78; б) AsOj + 2H2O^rz? H2AsO3+H2O <z=? H3AsO3 + OH". 3. NaAsO2 + H2O(rop.) = NaH2AsO3. 4. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + As2O3i + H2O, NaAsO2 + 4НС1(конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H2O. 5. NaAsO2 + NaOH(xoл.) = Na2HAsO3. 6. 2NaAsO2 + Ог(воздух) —T—> 2NaAsO3, 2NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + O2 = 2Na2HAsO4 (кат. CuSO4). 7. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH2O2) = 2Asi + 3H2(PHO3) + 2NaCl + H2O, 2NaAsO2 + 14НС1(конц., гор.) + 3SnCl2(T) = 2As4- + 3H2[SnCl6] + 4H2O + + 2NaCl. 8. NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + NaCIO = Na3AsO4 + NaCl + H2O. 189
9. NaAsO2 + 2NaOH(pa36.) + 2[Ag(NH3J]OH = 2Ag4 + Na3AsO4 + 2NH3t + + 2H2O (80° C). 10. 2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H2S = As2S31 + 2NaCl + 4H2O. 11. NaAsO2 + H2O + 3AgNO3 = Ag3AsO34' (желт.) + NaNO3 + 2HNO3. 12. NaAsO2 + H2O + NaOH электролиз> Н2 Т(катод) + Na2HAsO4 (анод). 365. Na3AsO4 — АРСЕНАТ НАТРИЯ Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 35915, 361|4,3623,364''8'9. Mr = 207,89; d = 2,835; Т™ = 86,3° С(кр.); 1. Na3AsO4 • 12Н2О = Na3AsO4 + 12Н2О (выше 150° С). 2. Na3AsO4(pa36.) + 12H2O = 3[Na(H2OL]+ + AsO^ AsO}-+ Н2О <=?• HAsOj+OH";pA:o = 2,48. 3. Na3AsO4 + CO2 + H2O = Na2HAs04 + NaHCO3. 4. Na3AsO4(Hacb^.) + 2H3ASO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 H2O) [на холоду], NaH2AsO4 • H2O -^|-> Na2H2As2O7 ~§+ Na3H2As3O|0 ^?* NaAsOj. 5. Na3AsO4 + 3AgNO3 = Ag3AsO44- (кор.)+ 3NaNO3, 2Na3AsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO4J1 (M = Ca, Ba, Fe, Co, Ni, Cu, Hg). 6. Na3AsO4 + MgCl2 + NH4CI + 6H2O = MgNH4AsO4 ¦ 6H2O4-+ 3NaCl. 7. 2Na3AsO4 + 3H2SO4 + 4HI = As2O34-+ 2I2^ + 5H2O + 3Na2SO4 8. 2NajAsO4 + 21НС1(конц.) + 5H[SnCb] = 2As>l + 5H2[SnCl61 + 6NaCl + 8H2O. 9. Na3AsO4 + 4Zn + 11 НС1(разб.) = AsH3T + 3NaCl + 4H2O + 4ZnCl2 366. AsFs — ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА Бесцветная жидкость; низкокипящая, легколетучая, тяжелая. Полностью гид- ролизуется в воде. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагиру- реагирует со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона. Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. По- Получение см. 3614'8. Мг= 131,92; d=2,73A5); т„л = - 5,94° С; Ткип = + 57,8° С. 1. 2AsF3 + ЗН2О = АвгОзФ + 6HF. 2. AsF3 + 2HNO3(koh4.) + 2Н2О = H3ASO4 + 3HF + 2NO2. 3. AsF3 + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O. 4. 4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3 A00—150° C). 190
5. AsFjw + KF = K[AsF4]. 6. AsF3(«) + SbF5=(AsF2+)[SbF6]. 7. 2AsF3 + 2C12 = (AsCi;)[AsF6] E0 60° С, охлаждение до - 40° С). 367. AsFs — ПЕНТАФТОРИД МЫШЬЯКА Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Реакционноактив- ный; легко гидролизуется в воде, реагирует со щелочами. Проявляет акцептор- акцепторные свойства по отношению к фторид-иону. Является «сверхкислотой» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 3596'|6. М, = 169,91; </<«) = 2,33( 53); р = 7,71 г/л (н.у.); U = - 79,8° С; тк„„ = - 52,8° С. 1. AsF5 + Н2О(влага воздуха) = AsOF3 + 2HF. 2. 2AsF5 + 9H2O = 2(H3AsO4 0,5Н2ОL, + I0HF @° С), 2AsF5 +.6,67Н2О = As2O5 • l,67H2Ol + 10HF (80° С). 3. AsF5 + 8NaOH(KOHu.) = Na3AsO4 + 5NaF + 4H2O. 4. AsF5 + HF(kohu.) + H2O = H[AsF6] H2O 4- (на холоду), AsF^) + KF = K[AsF6] (примесь K2[AsF7]). 5. + AsF5 + HF(K) + C6H5F <==» C6H6F+ + [AsF6]". 6. AsFs + 2HSO3FW <=¦ H2SO3F++ [As(SO3F)F5r. 368. AsCb — ТРИХЛОРИД МЫШЬЯКА Бесцветная легколетучая тяжелая жидкость. Легко гидролизуется во влажном воздухе («дымит»). При смешивании с малым количеством воды (до 18 моль Н2О на 1 моль AsCb) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидро- гидролизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кис- кислотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлорид- иона. Апротонный автоионизирующийся растворитель; растворяет иодиды щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 3597, 3613'4, 3644. Л/г = 181,28; d=2,16<20); Т„л = -16,2°С; Тки„ = +131,4°С. 1. AsC13(kohu.) + 8Н2О <=¦ [As(H2OL(OHJ]+(?) + ЗС1" + 2Н3О", 2AsCl3(pa36.) + ЗН2О = AS2O34. + 6НС1. 2. AsCh + 2HNO3(kohu.) + 2H2O = H3AsO4 + 2NO2 + 3HC1. 3. AsCl3 + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaCI + 2H2O. 4. 2AsCl3 + 3H2 = 2As + 6HC1 (850—900° C), 2AsCl3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As E00—600° C). 5. 2AsCl3 + ЗНС1(конц.) + 3H[SnCl3] = 2As4 + 3H2[SnCl6]. 191
6. 4AsCl3 + 3Li[AlH4] = 4AsH3f + 3LiCl + 3A1C13 (в эфире). 7. AsCl3W + AS2O3 = 3As(Cl)O4-. 8. AsCl3(«) + KC1 = K[AsCl4], AsCl3W + SbCb = (AsC!J)[SbCl6]. 9. 2AsCl3(X) < * AsClJ + [АвСЦГ (идет в малой степени). 369. As2S3 —ТРИСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелоч- щелочных металлов, пёроксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при нагревании. Получение см. 3599, 36110' ", 37214. М, = 246,04; d=3,43; /„, = 310° С; т„„„ = 723° С; рПР185 = 25,0 * 29,0. 1. As2S3 + ЗН2О = AS2O3 + 3H2S B00—250° С). 2. As2S3 + 9H2SO4(kohu.) = As2O34 + 12SO2 + 9H2O, As2S3 + 28HNO3(kohu.) = 2H3AsO4 + 28NO2 + 3H2SO4 + 8H2O (кип). 3. AS2S3 + 6NaOH(KOHU.) = Na3AsO3 + Na3[AsS3] + 3H2O. 4. AS2S3 + 6(NH3 • Н2О)[конц.] = (NH4KAsO3 + (NH4K[AsS3] + 3H2O. 5. As2S3 + HH2O2 (конц., гор.) = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 8H2O. 6. 2As2S3 + 9O2 = 2AS2O3 + 6SO2 E00° C). 7. As2S3 + 2S = As2S5 A00—120° C, p). 8. AS2S3 + 3Na2S(KOHH.) = 2Na3[AsS3]. 9. As2S3 + 3Na2S(KOHU.) + 2S = 2Na3[AsS4]. 370. AS2S5 — ПЕНТАСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Реакци- онноспособный, полностью разлагается кипящей водой, концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей, гидрата аммиака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окис- Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. 3599, 3635, 3724. Л/г = 310,17. 1. As2S5 = AS2S3 + 2S (90—500° С). 2. 2As2S5 + ЗН2О = As2O34- + AS2S34 + 4S4- + 3H2St (кип.). 3. As2S5 + 15H2SO4 (конц., гор) = 2H3AsO4 + 20SO2 + 12H2O, As2S5 + 40HNO3(kohu.) = 2H3AsO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O (кип.). 4. 4As2S5 + 24NaOH(KOHU.) = 3Na3AsO4 + 5Na3[AsS4] + 12H2O, 4As2S5 + 24(NH3 • Н2О)[конц.] = 3(NH4KAsO4 + 5(NH4K[AsS4] + 12H2O. 5. 2As2S5 + 13O2 = 2As2O3 + IOSO2 C00—400° C). 6. As2S5 + 20H2O2(koh4., гор.) = 2HjAsO4 + 5H2SO4 + 12H2O. 192
7. As2S5 + 3M2S(Hacbii4.) = 2M3[AsS4] E0—60° C; M = Na, K). 8. AS2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4K[AsS4] + 3HC1 D0—50° C). 371. AS4S4 — ТЕТРАСУЛЬФИД ТЕТРАМЫШЬЯКА Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный (стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже, чем у AS2S3 и AS2S5. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и шеломами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфи- сульфидами щелочных металлов в присутствии серы. Получение см. 359 . Мг = 427,95; d = 3,25 + 3,56; tm = 321° С; Тки„ = 534° С. 1. As4S4 + 44HNO3(kohu.) = 4H3ASO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12H2O (кип). 2. 3As4S4 + 16NaOH(KOH4.) = 4NaAsO2 + 4As4 + 4Na3[AsS3] + 8H2O (кип.). 3. As4S4 + 7O2 = 2As2O3 + 4SO2 D00—500° C). 4. AS4S4 + 6Na2S(KOHU., хол.) + 2S < > 4Na3[AsS3], AS4S4 + 6Na2S(KOH4.) + 6S = 4Na3[AsS4] (кип.). 372. Na3|AsS4| — TETPATHOAPCEHAT(V) НАТРИЯ Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисля- окисляется Ог воздуха. Хорошо растворяется в холодной воде. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704'7, 3714. А/г = 272,16. 1. 2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S D50—500° С). 2. Na3[AsS4] • 8H2O = Na3[AsS4] + 8H2O (80—120° С, вак., над Р4О|0). 3. Na3[AsS4](pa36.) + 12Н2О(хол.) = 3[Na(H2OL]+ + [AsSJ3", Na3[AsS4] + 2H2O(rop.) = Na3[A§S2O2] + 2H2S t. 4. 2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S5>l. + 3H2St @° C), 2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S34- + 2S4- + 3H2S (кип.). 5. Na3[AsS4] + 4NaOH(KOHU.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O (комн.). 6. Na3[AsS4](pa36.) + O2 —*-> Na3[AsS2O2] + 2S4-, Na3[AsS4] + 6O2 = Na3AsO4 + 4SO2 E00° C). СУРЬМА 373. Sb —СУРЬМА Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — жел- желтая сурьма, черная сурьма (d = 5,3), взрывчатая сурьма (содержит SbCb). He реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер- 193
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, углеродом. Простых аквакатионов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями, «царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халь- когенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. 3741'5'6, 37515 16'18, ¦JO1», 10, 15 Мг = 121,75; 4т) = 6,684; d(«) = 6,55<Н1); /ш, = 630,74° С; /,ип = 1634° С. 1. 2Sb + ЗН2О(пар) = SbiO3 + 3H2 F00° С). 2. 2Sb + 6H2SO4(kohu;, хол.) ——* Sb2(SO4K 4- + 3SO2t + 6Н2О. 3. 2Sb + 1 0HNO3(kohu.) = Sb2O54- + 10NO2t + 5H2O (кип.), 2Sb + 2HNO3(pa36.) = Sb2O3l + 2NOt + H2O (кип). 4. 3Sb + 18НС1(конц.) + 5HNO3 (конц.) = 3H[SbCl6] + 5NOt + 10H2O C0—40° C). 5. 6Sb + 6KOH + 5КСЮз = 6KSbO3 + 5KC1 + 3H2O D00—550° C), 2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 D00—500° C). 6. 4Sb + 3O2 = 2Sb2O3 F50° С, сгорание на воздухе). 7. 2Sb(nopouiOK) + 3C12 = 2SbCh (комн., примесь SbCls). 8. 2Sb + 5S = Sb2S5 B50—400° С, р), 2Sb + 3E =Sb2E3 F50—700° C, E = S, Se, Те). 9. Sb + 3M = M3Sb (сплавление; M = Li, Na, K), M3Sb + 3H2O = SbH3t + 3MOH @° C). 10. 2Sb + 3Mg = Mg3Sb2 F50° C), M3Sb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3t + 3MgCl2 @° C). 11. 8Ь(желт.) » 8Ь(металлич.) [выше - 50° С], БЬ(взрывч.) —ЫС1Р° > 8Ь(металлич.) [100° С, трение], БЬ(черн.) > 8Ь(металлич.) [400° С]. 12. 4SbW4=T» Sb4(r) A634° С), Sb4(r)^=? 2Sb2(r)<=? 4Sb(r) A700—2000° С), Sb(r) >SbDepH.) [быстрое охлаждение]. 374.SbH3 —СТИБИН Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к Ог воздуха (воспламе- (воспламеняется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кисло- кислотами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 3739> |0, 37513'|4, 3819. Мг = 124,77; dw = 2,204(-|9); р = 4,599 г/л (н.у.); /„л = -94,2°С; /„„„ = -18,4°^ v, = 22A8). 1. 2SbH3 = 2Sb + 3H2 A50—200° С). 2. SbHj + 4НС1(конц.) = H[SbCl4] + 3H2t. 194
3. 2SbH3 + 16HNO3(kohu.) = БЬгОз^ + 16NO2t + 11H2O. 4. SbH3 + NaOH(KOHU-) + 3H2O = Na[Sb(OHL] + 3H2t. 5. 4SbH3 + ЗО2(воздух) = 4Sb + 6H2O (комн., сгорание), 2SbH3<«) + Оз = 28Ь(желт.) + 3H2O (от -90 до -50° С). 6. 3SbH3 + 6С12 ——¦ 2Sb + SbCb + 9HC1 (комн.). 7. 2SbH3 + ЗН2О + 12AgNO3 = Sb2O34. + 12Ag4 + 12HNO3. 375. Sb2O3 — ОКСИД СУРЫИЫ(Ш) Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтовато- серый. Существует в двух полиморфных модификациях — сс-кубическая и Р- ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4Oe). He реагирует с водой, из раствора осаждается гидрат БЬгО3 - пНгО. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанав- Восстанавливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получе- Получение см. 3812t6~", 3846, 388'. Mr = 291,50; d = 5,19(а), 5,67ф); tm = 655° С; ткип = 1456° С; t(a > р) = 460° С. 1. Sb2O3 яН2О —L-> 2SbO(OH) + (я - 1)Н2О C0° С, вак.), 2SbO(OH) = Sb2O3 + H2O C00—350° С). 2. Sb2O3(T) + 11Н2О <=» 2[Sb(H2OL(OHJ]+ + 2ОН"; рПР25 = 41,40, Sb2Oj(T) + 7Н2О <==* 2[Sb(OHL]" + 2Н3О+; рПР25= 16,85. 3. Sb2O3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + ЗН2О, Sb2O3 + 6НС1(Г) = 2SbCl3 + ЗН2О F0—80° С). 4. Sb2O3 + 4H2SO4(koh4., гор.) = 2H[Sb(SO4J]<P) + ЗН2О. 5. Sb2O3 + 4HNO3(kohU.) —x—> Sb2O3 4- + 4NO2t + 2H2O (кип.). 6. Sb2O3 + 6HNO3Fe3BOflH.) = 2Sb(NO3K + 3H2O @° C). NaOH(pa36.) . 7. Sb2O3(T) < „ - * Na2Sb4O7(P), Na2Sb6Oio(p). 8. Sb2O3 + 2NaOHB0%-fl) + 3H2O = 2Na[Sb(OHL}, Na[Sb(OHL] + 2NaOH <=» Na3[Sb(OHN]. 9. Sb2O3 + 2NaOHE0%-ft) + 5H2O = 2(Na[Sb(OHL] H2OL-. 10. 2Sb2O3 + O2 = 2(Sb'"Sbv)O4 D10—450° C). 11. 2Sb2O3 + 6CI2 = 4SbCl3 + 3O2 A000° C). 12. Sb2O3 + 6HF(kohu.) = 2SbF3 + 3H2O. 13. Sb2O3 + 12H°(Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3t + 3H2O. 14. 4Sb2O3 + 6Na[BH4] + 3H2SO4(pa36.) + 6H2O = 8SbH3t + 6B(OHKi + 3Na2SO4. 15. Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + 3H2O E00—600° C), 195
2Sb2O3 + 6С(кокс) = 4Sb + 6CO (800— 1000° С). 16. Sb2O3 + 3KCN = 2Sb + 3KOCN F50° С). 17. 2Sb2O3 + 6S = 2Sb2S3 + 3O2 E50° C). 18. 2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2 F00—700° C). 19. Sb2O3 + 8НС1(конц.) + 2СЬ = 2H[SbCl*] + 3H2O. 20. 6Sb2O3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbF6]i + 10Br2 + 9O2 C50° C). 376. Sb2O5 — ОКСИД СУРЬМЫ(У) Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается. Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат БЬгОз • пНгО (п <, 3,5; d = 3,78), гидрат немного лучше переходит в раствор. Не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлоро- хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 3733, 3822, 3884Л М, = 323,50; d = 7,86; к, = 0,3(|8~25). 1. 2Sb2O5——> 2(SbmSbv)O4 + О2 C00—450° С). 2. Sb2O5 • пНгО = Sb2O5 + иН2О (до 275° С). 3. Sb2O5 • «Н2О(суспензия) <=> 2[Sb(H2O)(OHM] + (п - 7)Н2О, [Sb(H2O)(OHM] + Н2О <=> [Sb(OHNF + Н3О+; рК« = 4,40. 4. 3Sb2O5 + 5H2O <i=? 3Sb2O5 5H2O (кип., в разб. НС1). 5. Sb2O5 + 12НС1(конц.) = 2H[SbCl6] + 5Н2О. КОН(разб.) ^ 6. Sb2Os(T) * НгО * K2Sb4Oi1(P), K6Sb4Oi3(p), K3Sb5Oi4(p). 7. Sb2O5 + 2NaOH(KOHU.) + 5H2O = 2Na[Sb(OHN] 4-, Sb2O5 + 2NaOH = 2NaSbO3 + H2O E00° C). 8. Sb2O5 + 10HF = 2SbF5 + 5H2O A50—170° C). 9. Sb2O5 + 3N2O5 = 2Sb(NO3KO D0—50° C). 10. Sb2O5 + 5H2 = 2Sb + 5H2O E50—600° C). 377. (Sb"'Sbv)O4 — ТЕТРАОКСИД СУРЬМЫ(У)-СУРЫИЫA11) Сервантит. Белый, при нагревании желтеет, при прокаливании разлагается. Возможно, имеет строение (SbO+)SbOj\ He реагирует с водой. Разлагается концентрированными кислотами, реагирует со щелочами при сплавлении. Восстанавливается водородом, углеродом, сурьмой. Получение см. 37510, 3761, 3846. Мг = 307,50; d=5,82. 1 2(SbMISbv)O4 —L-> 2Sb2O3 + O2 (выше 930° С). 196
2. (Sb'"Sbv)O4 + 9НС1(конц., гор.) —х—+ SbCb^ H[SbCl6] + 4H2O. 3. 2(Sb'"Sbv)O4 + 4H2SO4(kohu., гор.) = 2H[Sb(SO4J] + Sb2O54. + 3H2O. 4. (Sb'"Sbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na2(SbO+)SbO4] E00° C). 5. (SbIMSbv)O4 + 4H2 = 2Sb + 4H2O E30—580° C). 6. 3(Sb"'Sbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3 A000° C). 7. (SbmSbv)O4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO (900—1000° C). 378. Sb2(SO4K — СУЛЬФАТ СУРЬМЫ(Ш) Белый, не растворяется в холодной воде, при стоянии гидролизуется. Химичес- Химически растворяется в концентрированной серной кислоте, на холоду из раствора кристаллизуется гидрат Sb2(SO4K • НгО. Разлагается горячей водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3732, 3815. Мг = 531,69; d=3,63. 1. Sb2(SO4K • Н2О —L-+ Sb2(SO4K + H2O B0—30° С, над Р4О,0). 2. Sb2(SO4K + Н2О(хол.) ——> 8Ь2EО4JО^(бел.) + H2SO4, Sb2(SO4K + ЗН2О = Sb2Oj4. + 3H*SO4 (кип.). 3. Sb2(SO4K + 8НС1(конц.) = 2H[SbCU] + 3H2SO4. 4. Sb2(SO4K + H2SO4(kohu:, гор.) = 2H[Sb(SO4J], Sb2(SO4K + K2SO4(kohu.) = 2K[Sb(SO4J]>l' @° С, в конц. H2SO4). 5. Sb2(SO4K + 8NaOH(KOHu.) = 2Na[Sb(OHL] + 3Na2SO4. 379. SbF3 — ФТОРИД СУРЬМЫ(Ш) Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щело- щелочами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение см.37512, 380'. М, = 178,74; d = 4,379; тпл = 287° С; ткип = 319° С; *, = 444,7B0),563,6C0>. 1. SbF3(pa36.) + 6Н2О(хол.) = [Sb(H2OL(OHJ]+ + F + 2HF, HF + Н2О <=» Г + Н3О+; рАТ, = 3,18. 2. SbF3 + Н2О(гор.) = Sb^Fi + 2HF. 3. 2SbF3 + 4HNO3(kohu.) + Н2О = Sb2O54- + 4NO2 + 6HF (кип). 4. SbF3 + 4NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OHL] + 3NaF. 5. SbF3 + F2 = SbF5 C20—350° C).. 6. 2SbF3 + 3H2S = Sb2S34. + 6HF (в разб. HF). 7. SbF3 КР(наСЬ"")> K[SbF4], K4[Sb4F|6], K2[SbF5], K[Sb4F,3]. 197
380. SbFs —ФТОРИД СУРЬМЫ(У) Бесцветная густая жидкость, содержит ассоциированные молекулы за счет мостиковых атомов фтора. Испаряется в сухом воздухе без разложения, во влажном воздухе на холоду образует гидрат SbF5 • 2НгО. При сильном нагре- нагревании разлагается. Энергично реагирует с водой, щелочами, концентрирован- концентрированной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фтороком- плексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкис- «сверхкислота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 3768, 379s, 382s. Mr = 216,74; d = 2,993B2); tm = 8,3° C; тк„„=149M°С. ' 1. SbF5 = SbF3 + F2 (выше 400° С). 2. SbF5 + Н2О(хол.) = SbOF34- + 2HF, 2SbF5 + 5H2O = Sb2O54 + 10HF (кип). 3. SbF5 + 6NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OHN]4 + 5NaF. 4. SbF5 + HF(kohu.) = H[SbF6] • H2O4 @° C). 5. SbFs(») + MF = M[SbF6]4- (M = Na, K). 6. 2SbF5 + SiO2 = SiF4 + 2SbOF3 B50—300° C). 7. SbF5 + 2HFw<=z* H2F+ + [SbF6r (примесь [SbFg]3"). 8. SbF5 + HF(«) + C6H5F <=? C6H6F+ + [SbFe]"- 9. SbF5 + 2HSO3F(>t) «=» H2SO3F++ [Sb(SO3F)F5r. 381. SbCb — ХЛОРИД СУРЬМЫ(Ш) Белый, низкоплавкий (жидкость — «сурьмяное масло»), летучий, чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в малом количестве воды (раствор прозрачный), при разбавлении гидролизуется. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водоро- водородом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3737,3746,3753'", 3847. Мт = 228,11; d=3,14; т„л = 72,3° С; ТКИ„ = 221°С; fc = 920B5), 1917<50). 1. 5ЬС1з(конц.) + Н2О = Sb(Cl)O4- + 2HC1 (разбавление). 2. 4SbCl3 + 5Н2О = Sb4ChO54' + 10НС1 E0° С, в разб. НС1), 2SbCl3 + ЗН2О = S2O34. + 6НС1 (кип., в разб. НС1). 3. SbCh + НС1(> 15%-я) + Н2О = HfSbCU] + Н2О = Н3О+ + [SbCUr, [SbCU]- + 8Н2О <=¦ [Sb(H2OL(OHJ]+ + 4СГ + 2Н3О+ (в разб. НС1). 4. 2SbCl3 + ЗНС1(>20%-я) ^ZT* Нз[8ЬгС19], SbCb + ЗНС1C6%-я) = H3[SbCl6]. 5. 2SbCb + 3H2SO4(kohu., хол.) = Sb2(SO4K 4 + 6НС1, 2SbCh + 4HNO3(koh4.) + H2O = Sb2O54 + 4NO2 + 6HC1 (кип.). 198
6. 2SbCb + 6№ОН(разб.) = Sb2O3l + 6NaCl + 3H2O, SbCl3 + 4NaOH(KOHU.) = Na[Sb(OHL] + 3NaCl. 7. 2SbCb + 6(NH3 • Н2О)[конц.] = Sb2O34- + 6NH4CI + 3H2O (кип.). 8. 2SbCl3 + 3Na2CO3(KOHU.) = БЬгОз^ + 6NaCl + 3CO2t (кип.). 9. 2SbCb + 3H2 = 2Sb + 6HC1 G30-750° C), 4SbCb + 3Li[BH4] = 4SbH3t + 31ЛС1 + 3BC13 (-70° С, в эфире). 10. 2SbCb + 3Fe = 2Sb4-+ 3FeCl2 (в конц. НС1). 11. SbCb + CU = SbCb G4—80° C). 12. 2SbCb + 3H2S = ЗЬгБз^ + 6НС1 (в разб. НС1). 13. SbCb + 3AgNO} = Sb(NO3K + 3AgCl4< (в ацетоне). 14. SbCb + 2МС1(конц.) = M2[SbCb] (M = Na, K, Rb, Cs), 2SbCb + 3CsCl = Cs3[Sb2Cl9]4- (в конц. НС1). 15. 2SbCb электролиз > 2Sb (взрывч.L-[катод] + ЗС12Т[анод] @° С, в конц. НС1). 382. SbCb — ХЛОРИД СУРЬМЫ(У) Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное строение (SbClJ)CI". Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 38J". М, = 299,02; d = 2,346<2О); тпл = 2,8° С; Ткип= 140°С(разл.). 1. SbCb = SbCb + Cb (выше 140° С). 2. SbCb + Н2О(хол.) = 2НС1 + 5ЬСЬО4-(желт.), 2SbCl5 + 5Н2О = Sb2O5 4- + 10НС1 (кип.). 3. SbCb + НС1(конц.) = H[SbCl6]. 4. SbCb + 6NaOH(KOHu.) = Na[Sb(OHN]4 + 5NaCI. 5. SbCb« + 5HF(r) = SbF5 + 5HCI (комн.). 6. 3SbCl5<«) + 28Ь(порошок) = 5SbCb. 7. SbClsw + MCI = M[SbCI6] (M = Na, K). 383. Sb(CI)O — ОКСИД-ХЛОРИД СУРЬМЫ Белый, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получе- Получение см. 381'. М,= 173,20. 1. 5Sb(Cl)O = Sb4Cl2O5 + SbCb A70—250° С), 6Sb(Cl)O = 2Sb2O3 + 2SbCb (выше 320° С). 2. 2Sb(Cl)O + H2O = Sb2O34. + 2HCI (кип). 199
3. 4Sb(Cl)O + H2O = Sb4Cl2Osi + 2HC1 E0° С, в разб. НС1). «алгаротов порошок» 4. Sb(Cl)O + ЗНСЦконц.) = H[SbCU] + Н2О. 5. 2Sb(Cl)O + 4HNO3(kohu.) = Sb2O54' + 4NO2 + 2HC1 + H2O (кип.). 6. Sb(Cl)O + 2NaOH(KOHu.) + H2O —*—> Na[Sb(OHL] + NaCl. 384. Sb2S3 — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(Ш) Стибнит. Серый кристаллический или оранжево-красный аморфный. Плавит- Плавится, кипит и перегоняется без разложения. В виде тонкодисперсного порошка пирофорен. Не растворяется в воде, из холодного раствора выпадает аморф- аморфный осадок, из кипящего — кристаллический. Разлагается кислотами, щелоча- щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Образует тиоком- плексы. Получение см. 373*, 381'2. Мг = 339,70; d = 4,63, 4,15(аморфн.); т„л = 550,5° С; /кип =1160° С. 1. Sb2S3(T) + IЗН2О <=? 2[Sb(H2OL(OHJ]+ + 3HS" + Н3О+; рПР25 = 89,66. 2. Sb2S3 + 12НС1(конц., гор.) = 2H3[SbCl6] + 3H2St. 3. Sb2S3 + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4J] + 3S4- + 3SO2t + 6H2O. 4. Sb2S3 + 28HNO3(kohu.) = Sb2O54 + 3H2SO4 + 28NO21 + 11H2O (кип.). 5. Sb2S3 + 4NaOH(KOHu., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OHL]. 6. 2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2 C40° C), Sb2S3 + 5O2 = (SbUISbv)O4 + 3SO2 E50—600° C). 7. 2Sb2S3 + 9C12 ——» 4SbCl3 + 3S2Ch B50° C). 8. Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb F00—1300° C). 9. Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OHN] + 2Cu2S 4- + CuSl (кип.). 10. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS3]. 11. Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[SbS4], Sb2S3 + 8NaOH( 10%-й) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O (кип.). 12. Sb2S3 -^-> (AgSb)S2(cep.), Ag3[SbS3](KpacH.) [500—600° C]. 385. Sb2Ss — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(У) Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чув- Чувствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (Sb"ISbv)S4 и S. Не растворяется в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами. Образует тиокомплексы. Получение см. 3738, 3903'4. М, = 403,83; d=4,12. 1. Sb2S5 = Sb2S3 + 2S A20— 170° С). 2. Sb2S5 + 6НС1(конц., гор.) = 2SbCl3 + 2Si + 3H2St, 200
Sb2S5(cycneH3HH) = Sl^i + 2S4- (кип., в разб. НС1). 3. Sb2S5 + 40HNO3(kohu.) = Sb2O54 + 5H2SO4 + 40NO2 + 15H2O (кип.). 4. 4Sb2S5 + 18NaOH(KOHU., гор.) = 5Na3[SbS4] + 3Na[Sb(OHN]4-. 5. 2Sb2S5 + 15O2 = 2Sb2O5 + 10SO2 A00—200° C). 6. Sb2S5 + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS4]. 386. H|SbCk| — ГЕКСАХЛОРОСТИБАТ(У) ВОДОРОДА Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрирован- концентрированной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат H[SbCU] -НгО имеет строение (НзО+)[8ЬС1б]~. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 3734, 3755 ", 3823. Мг = 335,48; Тпл = 44° СD,5-гидрат). 1. H[SbCl6] • 4,5Н2О(Т) = H[SbCl6] • Н2О + 3,5Н2О (комн., над конц. H2SO4), H[SbCl6] ¦ НгО = SbCIs + НС1 + H2O G0—80° С, примесь SbCl,O). 2. H[SbCl6](pa36.) + Н2О(хол.) = SbChO 4- + 3HC1, 2H[SbCl6] + 5H2O = БЬгОз^ + 12HClt (кип). 3. H[SbCle](pa36.) + H2O = H3O+ + [SbCI6]~ (в конц. НС1). 4. 2H[SbCl6] + 12NaOH(pa36.) = Sb2O54- + 12NaCl + 7H2O (кип.), H[SbCl6] + 7NaOH(KOH4) = Na[Sb(OHN]i + 6NaCl + H2O. 5. 2H[SbCl6] + 12(NH3 • Н2О)[конц.] = Sb2O5>l + 12NH4C1 + 7H2O. 387. Na|SbF6| —ГЕКСАФТОРОСТИБАТ(У) НАТРИЯ Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением). Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, раз- разлагается щелочами. Получение см. 375 , 380 . Мг = 258,73; d = 3,38; Г„л >350° С; к, = 128,6BО). 1. Na[SbF6](pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + [SbFe]", [SbF6f + Н2О «=> [SbOF4r + 2HF. 2. 2Na[SbF6] + H2O <=» Na2[Sb2OFio] + 2HF (в разб. HF), Na[SbF6](KOHU.) + 3HF(koh4.) = H3[SbF8] + NaFl @° C). 3. Na[SbF6] + NaOH(pa36.) = Na[Sb(OH)F5] + NaF, Na[SbF6] + 6NaOH(KOH4.) = Na[Sb(OHN]4- + 6NaF. 388. K[Sb(OHNl —ГЕКСАГИДРОКСОСТИБАТ(У) КАЛИЯ Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде, концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислота- кислотами. Очень слабый окислитель. Получение см. 384 . 201
М,= 262,89; ks = 0,4A8), l,l(80). 1. K[Sb(OHN] = KSbOs + 3H2O F80° C). 2. K[Sb(OHN](pa36.) + 6H2O = [К(Н2О)б]+ + [Sb(OH)«]' (в разб. КОН). 3. K[Sb(OHN](T) + H2O(rop.) ^i=* [Sb(H2O)(OHM](p) + КОН. 4. 2К[8Ь(ОНN](суспензия) ——-> Sb2O5 4- + 2KOH + 5H2O (кип.). 5. K[Sb(OHN] + 6НС1(конц.) = K[SbCl6] + 6Н2О. 6. 2K[Sb(OH)«] + 2HNO3(pa36.) = Sb2O54- + 2KNO3 + 7H2O (кип.). 7. 2K[Sb(OHN] + бНЦконц.) = Sb2O34- + 2I24- + 9H2O (кип.). 8. K[Sb(OHN] + 4K2S(Hacbim.) = K3[SbS4]4- + 6KOH @°C). 389. Na3|SbS3| — ТРИТИОСТИБАТ(Ш) НАТРИЯ Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к Ог воздуха. Очень хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами. Получение см. 3845'10 Л/г = 286,92; тпл * 600° С; к., « 230<20). 1. Na3[SbS3] 9Н2О = Na3[SbS3] + 9Н2О A50° С). 2. Na3[SbS3](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2OL]+ + [SbSJ3". 3. 2Na3[SbS3] + 6НС1(разб.) = Sb2S34- + 3H2St + 6NaCl. 4. Na3[SbS3] + 4№ОН(конц., гор.) = Na[Sb(OHL] + 3Na2S. 5. Naз[SbSз](влaжн.) Ог(в°здух) > Na3[SbSnO3_n] (л =1,2). 6. Na3[SbS3] + S = Na3[SbS4] (кип. в конц. Na2S). 390. Na3[SbS4| — ТЕТРАТИОСТИБАТ(У) НАТРИЯ Соль Шлйппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде. Разла- Разлагается кислотами, щелочами. Получение см. 384", 3854'6, 3896. М, = 318,98; d - 1,839(кр.); тпл = 87° С(кр.); 1. Na3[SbS4] • 9Н2О = Na3[SbS4] + 9H2O A08—180° С), Na3[SbS4] • 9Н2О = Na[Sb(OHN] + Na2S + 3H2S + ЗН2О (выше 230° С). 2. Na3[SbS4](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2OL]+ + [SbSJ3". 3. 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., хол.) = Sb2S54 + 6NaCl + 3H2St, 2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., гор.) = Sb2S34. + 2S4- + 6NaCl + 3H2S t. 4. 2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S54- + 3H2St. 5. Na3[SbS4] + 6NaOH(KOHU.) = NafSbtOH)^^ + 4Na2S. 202
ВИСМУТ 391. Bi —ВИСМУТ Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый, хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состоя- состояние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксид- оксидной пленкой). Малореакционноспособный; не реагирует с водой, хлороводо- хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрирован- сильноконцентрированных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогена- ми. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 4054'5, 4318. Мг = 208,980; d(T) = 9,790; dw = 10,27е272'; /„ = 271.44° С; Г— = 1564° С. 1. 2Bi + 6H2SO4D0%-r) ——> Bi2(SO4K + 3SO2 + 6H2O. 2. Bi + 4HNO3(pa36.) = Bi(NO3K + NOt + 2H2O. 3. Bi + ЗНС1(конц.) + HNO3(kohu.) = BiCh + NOt + 2H2O (кип.). 4. 4Bi + 3O2 = 2Bi2O3 E00—1000° С, сгорание на воздухе). 5. 2Bi + 5F2 = 2BiF5 F00—700° C), 2Bi + 3E2 = 2BiE3 B00° C; E = Cl, Br, I). 6. 2Bi + 3E = Bi2E3 C00—400° C, p; E = S, Se, Те). 7. 2Bi + 3Mg = Mg3Bi2 C00—400° C), Mg3Bi2 + 6НС1(конц.) = 3MgCl2 + 2BiH3t @° C). 8. Bi + 3N2O4 = Bi(NO3K + 3NO G0—110° C). 9. 4Bi + 4H2O +3O2 + 2CO2 —X—+ 2Bi2CO3(OHL 4-. 10. 2Bi + 3HgCl2(Hacbim.) = 2BiCl3 + 3Hgl. 392. Bi2O3 — ОКСИД ВИСМУТА(Ш) Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. При про- прокаливании сублимируется, термически устойчив. Не реагирует с водой, щело- щелочами, гидратом аммиака. Проявляет основные свойства, реагирует с кислота- кислотами. Восстанавливается водородом и углеродом, окисляется пероксидами ще- щелочных металлов, галогенами. Получение см. 3914, 397', 4053. М, = 465,96; d = 8,90; lm = 825° С; ткип = 1890° С. 1. Bi2O3(T) + ЗН2О <=^ 2Bim + 6OH"; рПР25 = 78,30. 2. Bi2O3 + 6НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + ЗН2О. 3. Bi2O3 + 3H2SO4D0%-*) = Bi2(SO4K + ЗН2О. 4. Bi2O3 + 2HF(koh4.) = 2Bi(O)F+ + H2O (комн.). 203
5. Bi2O3 + 3(NH4JCO3 —I—> Bi2CO3(OHL I + 6NH31 + 2CO21 + H2O (кип.). 6. Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + ЗН2О B40—270° C), Bi2O3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO (800—900° C). 7. Bi2O3 + 6МОНD0%-й) + 2E2 = 2MBiO34 + 4ME + 3H2O (кип., M = Li, Na, K; E = Cl, Br). 8. 2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3 D50—600° C), 2Bi2O3 + 6Na262 = 4Na3BiO4 + O2 C50—600° С, примесь Na5BiO5), Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O D00—500° C). 9. Bi2O3 + 2H2O электролю) 2Н2Т (катод) + Bi2O5 4-(анод) [в конц. КОН]. 393. Bi2Os —ОКСИД ВИСМУТА(У) Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кисло- кислород. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2O5 «Н2О. Разлагается кислота- кислотами, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992. Мг = 497,96; d=5,10. 1. 2Bi2O5 = 2(Bi'"Biv)O4 + О2 (выше 350° С). 2. Bi2Os ¦ яН2О = Bi2O5 + пН2О A20° С, в атмосфере О2). 3. Bi2O5 • пН2О(суспензия) —I—> 2Bi(OHK4- + О2Т + (п - 3)Н2О (комн.). 4. Bi2O5 + 10НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + 2CI2t + 5Н2О, Bi2O5 + 3H2SO4(kohu., гор.) = Bi2(SO4K + O2t + 3H2O. 5. Bi2O5 + 2NaOH(KOHU., хол.) = 2NaBiO34 + H2O. 6. 5Bi2O5 + 30HNO3(kohu.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3K + 4HMnO4 + 9H2O + + 4H2SO4. 394. (BilnBiv)O4 — ТЕТРАОКСИД ВИСМУТА(У)-ВИСМУТАA11) Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 393', 3992. М, = 481,96; d=5,6; тпл = 305° С. 1. 2(Bi"'Biv)O4 = 2Bi2O3 + O2 E00—550° С). 2. (BiIMBiv)O4 + 8НС1(конц., гор.) = 2BiCl3 + Cl2t + 4Н2О. 3. 2(BinlBiv)O4 + 6H2SO4(kohu., гор.) = 2Bi2(SO4K + O2t + 6H2O. 4. 5(Bi"'Biv)O4 + 30HNO3(kohu.) + 2MnSO4 = 10Bi(NO3K + 2HMnO4 + + I2H2O + 2H2SO4. 395. Bi(OHK — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш) Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель и окислитель. Получение см. 3933, 3976, 3985. 204
Mr = 260,00; d = 4,36; рПР25 = 35,52. 1. Bi(OHK = BiO(OH) + H2O A00° C). 2. Bi(OHK + ЗНС1(конц., гор.) = BiCl3 + 3H2O, 2Bi(OHK + 3H2SO4D0%-fl) = Bi2(SO4K + 6H2O, Bi(OHK + 3HNO3(kohu.) = Bi(NO3K + 3H2O. 3. 6Bi(OHK + 6НС1О4(конц.) = [Bi6(OH)l2](ClO4N + 6H2O. 4. Bi(OHK + HF(kohu) = Bi(O)F i + 2H2O. 5. Bi(OHK + 3NaOH(KOHu.) + E2 = NaBiO3>L + 2NaE + 3H2O (E = Cl, Br), Bi(OHK + ЗКОН(конц) + K2S2O6(O2) = KBiO31 + 2K2SO4 + 3H2O (кип). 6. Bi(OHK + ЗКОН(конц.) + 2KMnO4 = КВЮз^ + 2K2MnO4 + 3H2O. 7. 2Bi(OHK + 3NaOH(KOHU.) + 3Na[Sn(OHK] = 2Bi4 + 3Na2[Sn(OHN]. 396. ВЮ(ОН) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислитель- окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 395'. Мг = 241,99; ТПЛ = 415ОС. 1. 2ВЮ(ОН) = Bi2O3 + H2O E00—600° С). 2. ВЮ(ОН)(Т) + Н2О <=* Bi + ЗОН; рПР18 = 9,40. 3. ВЮ(ОН) + ЗНС1(конц., гор.) = BiCb + 2Н2О, 2BiO(OH) + 3H2SO4(kohu.) = Bi2(SO4K + 4Н2О. 4. BiO(OH) + 3NaOH(KOHu.) + Cl2 = NaBiO34- + 2NaCl + 2H2O. 5. 2BiO(OH) + 3NaOH(KOHU.) + 3Na[Sn(OHK] + 2H2O = 2Bil + 3Na2[Sn(OHN]. 397. Bi(NO3K — НИТРАТ ВИСМУТАAН) Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой, твердый продукт гидролиза с условной формулой BiNO3(OHJ в зависимости от условий имеет различный состав E— 10)В1гОз ¦ D-9)N2Os • G-9)НгО («жемчужные бели- белила»). Кристаллогидрат Bi(NO3b ¦ 5НгО имеет строение [Bi(H2OK(NO3K] • 2НгО. Растворяется без образования осадка в разбавленной азотной кислоте и 10%-м растворе сахарозы. Реагирует со щелочами. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 3912S, 3952. Мг = 394,99; d = 2,83(кр.); т„л = 75,5° С(кр.). 1. 2Bi(NO3K = 2Bi(NO3)O {точнее, [Bi6O6](NO3N} + 4NO2 + О2 B00° С), 4Bi(NO3K = 2Bi2O3 + 12NO2 + 3O2 G00° С). 2. Bi(NO3K 5H2O 1 < » Bi(NO3K(Hacbiiu,) + 5H2O (комн., в разб. HNO3), Bi(NO3K 5H2O —^—» Bi(NO3JOH + HNO3 + 4H2O (комн., над КОН), Bi(NO3K 5H2O = BiNO3(OHJ + 2HNO3 + 3H2O (80— 110° C), Bi(NO3K • 5H2O = Bi(NO3)O + 2HNO3 + 4H2O A50° С, вак). 205
3. 6Bi(NO3K(pa36.) + 24H2O (хол.) = [Bi6(OH)i2]6+ + 12Н3О+ + 12NOJ (в разб. HNO3). 4. Bi(NO3K + 2H2O = BiNO3(OHJ4 + 2HNO3 (кип). 5. Bi(NO3K + 4НС1(конц., хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3. 6. Bi(NO3K + 3NaOH(pa36.) = Bi(OHK4 + 3NaNO3. 7. 2Bi(NO3K + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2 F00° C), Bi(NO3K + NaCIO + 4NaOH(KOHu) = NaBiO3 i + 3NaNO3 + NaCl + 2H2O (кип.). 8. Bi(NO3K + 3KF(pa36.) = BiF34, + 3KNO3 (в разб. HNO3), Bi(NO3K + NaCl + H2O = Bi(Cl)Oi + NaNO3 + 2HNO3. 9. 2Bi(NO3K + 3H2S = Bi2S34 + 6HNO3. 10. Bi(NO3K + H3EO4 = BiEO4i + 3HNO3 (E = P, As). 11. 2Bi(NO3K + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OHL i + 2CO2t + 6NaNO3. 398. Bi2(SO4K — СУЛЬФАТ ВИСМУТА(Ш) Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным давлением. Гидролизуется водой с образованием осадка. Химически раство- растворяется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентри- концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 391', 3923, 4034, 4052. М, = 706,15; d = 5,08; тпл = 710° С (р). 1. Bi2(SO4K = Bi2(SO4)O2 + 2SO3 (выше 400° С). 2. Bi2(SO4K + 2Н2О = 2BiSO4(OHL + H2SO4. 3. Bi2(SO4K + 8НС1(конц., хол.) = 2H[BiCl4] + 3H2SO4. 4. Bi2(SO4K + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4 (возможно, H[Bi(SO4J]). 5. Bi2(SO4K + 6NaOH = 2Bi(OHKl + 3Na2SO4. 399. NaBiOs — ВИСМУТАТ НАТРИЯ Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый №зВЮ4, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кис- кислотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927'", 3955, 3977. Мг = 279,97. 1. NaBiO3 + 6НС1(конц., хол.) = Na[BiCl4] + С12Т + ЗН2О. 2. 2NaBiO3 + 2HNO3(pa36., хол.) = (п - 1)Н2О = Bi2Os • nH2Ol + 2NaNO3, 4NaBiO3 + 4HNO3(kohu.) = 2(BiinBiv)O4 + 4NaNO3 + O2t + 2H2O (кип). 3. NaBiO3 + 2NaOHD0%-fi) —*—> Na^K^J- + H2O (кип.). 4. 10NaBiO3 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = 5Bi2(SO4K + 4HMnO4 + 14H2O + 5Na2SO4, 6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4J = 3Bi2(SO4K + 2K2Cr2O7 + 3Na2SO4 + 4H2O. 206
400. BiF3 — ФТОРИД ВИСМУТА(Ш) Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат BiF3 • НгО. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется горячей водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированной серной кислотой, окис- окисляется фтором. Образует фторокомплексы. Получение см. 3978, 4037. М, = 265,97; d=5,32; tm = 727° С; ткип = 900° С. 1. BiF3 + Н2О(гор.) = Bi(O)F4- + 2HF. 2. 2BiF3 + 3H2SO4(kohu., гор.) = Bi2(SO4K + 6HF t. 3. BiF3 + F2 = BiF5 D60—550° C). 4. BiF3 + MF(kohu.) = M[BiF4] (M = K+,NHJ). 401. B1F5 —ФТОРИД ВИСМУТA(V) Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реаги- Реагирует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и фторагент. Образует фторокомплексы. Получение см. 3915, 4003. М, = 303,97; d=5,4; ТПЛ=151°С; tmn = 230° С. 1. BiF5 = BiF3 + F2 G25—800° С). 2. 3BiFs + ЗН2О(хол.) = 3BiF34- + O3t + 6HF, 3BiF5 + 6H2O(rop.) = 3Bi(O)Fl + O31 + 12HF. 3. BiF5 + 2НС1(конц., гор.) + Н2О = Bi(O)Fl + Cl2t + 4HF. 4. BiF5 + 6NaOH(KOHU.) = NaBiO34 + 5NaF + 3H2O. 5. 2BiF5 + С(графит) = CF4 + 2BiF3 A70° C). 6. BiF^, + KF = K[BiF6]. 402. BiCI3 — ХЛОРИД ВИСМУТА(Ш) Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидроли- Гидролизуется водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кисло- кислотами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3915, 3922, 3952. Мг = 315,34; 4=4,75; т„л = 232°С; тк„п = 441оС. 1. BiCb Н2О4- < » В1С13(насыщ.) + Н2О (комн., в разб. НС1). 2. BiCl3 + Н2О = BiCl(OHJl + 2НС1 (кип. в разб. НС1), BiCl(OHJ = Bi(Cl)O + H2O B60—280° С). 3. BiCh + НС1B0%-я, хол.) = H[BiCl4](P), 2H[BiCl4](p) + НС1B0%-я, хол.) ^=> HjfBizCI^p,, H[BiCl4](p) + ЗНС1C6%-я, хол.) = Нз[В1С16](р), HfBiCMo,) = BiCl3 + НС1 (кип. в конц. НС1). 4. 2BiCl3(T) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4K + 6HClt (кип). 207
5. BiCl3 + 2NaOH(KOHu.) = Bi(Cl)O4- + 2NaCl + H2O. 6. 2BiCl3 + O2 = 2Bi(Cl)O + 2C12 B50—350° C). 7. BiCb + NO2 = Bi(Cl)O + NO + Cl2 B00—300° C). 8. BiCl3 + ЗН1(разб.) = BiI34- + 3HC1. 9. BiCb KC' > K2[Bi2Cl8], K2[BiCl5], K3[BiCl6] B50—300° C). 403. Bi(CI)O — ОКСИД-ХЛОРИД ВИСМУТА Бисмоклит. Белый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается BiCl(OHJ. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавливается углеродом в присутствии карбоната натрия. Получение см. 3978, 4022'6. Мг = 260,43; d = 7,72; tm = 232,5° С. 1. 3Bi(Cl)O = Bi2O3 + BiCb E75—600° С). 2. Bi(Cl)O(T) + H2O = BiCI(OHJi, В1С1(ОНJ(суспензия) «=± Bi1" + СГ + 2OH~; рПР25 = 35,47. 3. Bi(Cl)O + ЗНС1(конц., хол.) —1—+ H[BiCU] + H2O. 4. 2Bi(Cl)O + 3H2SO4(kohu.) = Bi2(SO4K + 2H2O + 2HClt (кип.). 5. 6Bi(Cl)O + 6НСЮ4(конц.) + 6H2O = [Bi6(OH)i2](ClO4N i + 6HC1 @° C). 6. 2Bi(Cl)O + 2NaOH(KOHU., гор.) = Bi2O3 + 2NaCl + H2O. 7. Bi(Cl)O + 3HF(r) = BiF3 + H2O + HC1 C00° C). 8. 4Bi(Cl)O + ЗС(кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl C00—400° C). 404. Bib — ИОДИД ВИСМУТА(Ш) Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается. Не растворяется в холодной воде. Гидролизуется горячей водой с образовани- образованием осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. 3915, 4028. Mr = 589,69; d = 5,778; /пл = 407,7° С; тк„п = 542° С(разл.); рПР1* = 18,09. 1. Bil3 = Bil + I2 (выше 542° С). 2. Bib + Н2О(гор.) = Bi(I)O4- + 2H1. 3. Bib + Н1(конц., хол.) = H[BiI4]. 4. 8BiI3 + I5H2SO4(kohu., гор.) = 4Bi2(SO4K + 12I2I + 3H2S t + 12H2O. 5. 2Bib + 1 2HNO3(kohu., гор.) = 2Bi(NO3K + 3hl + 6NO2t + 6H2O. 6. ВЛз(т) + 2NaOH(KOHU.) < » Bi(I)O4- + 2NaI + H2O. 7. Bilj(T) + 3I2 <=± Bi[I(IJ]3(P) (в разб. HI). 8. Bil3 + КЦконц.) = K[BiI4] (желт.), K[Bil4](P) = KI + Bil31 (разбавление водой). 208
405. Bi2S? — СУЛЬФИД ВИСМУTA(III) Висмутин. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается. Не растворяет- растворяется в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медлен- медленно реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Получение см. 3916, 3979. А/, = 514.16; d = 6,38; тпл = 685° С(разл.); рПР25 = 104,05. 1. Bi2S3 = 2BiS + S (выше 685° С). 2. Bi2S3 + 12H2SO4 (конц., гор.) ——-> Bi2(SO4K + I2SO2T + 12Н2О (кип). Bi2S} + 24HNO3(kohu., гор.) = Bi2(SO4K + 24NO2 + 12Н2О. 3. 2Bi2S3 + 9О2 = 2Bi2O} + 6SO2 (выше 400° С). 4. Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS A000° C). 5. 4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2 G00—800° C). 6. Bi2S3 + 3(NH4JCO3 + 2H2O T > Bi2CO3(OHL 4- + 6NH3T + 2CO2T + + 3H2St (кип.). 7. Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2] F00—800° C). ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ КИСЛОРОД 406. O2 — ДИКИСЛОРОД Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии светло-голубой, в твердом синий. Жидкий Ог кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная часть воздуха; содержание О2 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [Мг (воздух) = 28,966; р (воздух) = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем N2). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реаги- реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционно- активен как окислитель атомный кислород Ои (в большей степени, чем Оз), образующийся при термическом разложении многих соединений или получае- получаемый искусственно из молекулярного кислорода Ог непосредственно в зоне реакции. Природный кислород содержит изотоп "О (с примесями |7О, llfO). Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, электролиз воды E21) и расплава щелочи B832); в лаборатории — см. 2638, 521, 132, 2601'4, 4081'|4, 497', 501', 5951, 78914, 79817. М, = 31,998; d(T) = 1,288(|9); </<»> = 1,14(||<3); р = 1,42895 г/л (н.у.); /пл = -218,7° С; тк„„ = -182,962° С; v, = 4,89<0), 3,10B0), 1,78((Ш). 209
1. Ог < * 20° (электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000° С), O2 + O°<Z=? Оз. 2. О2 —^-> НО2, Н2О2, Н2Оз, Н2О4 (-196° С, электрич. разряд). 3. О2 + 2Н2 = 2Н2О E50° С, сгорание Н2 в О2) элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = Н2О + Н°, Н° + О2 = = ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°. 4. О2 + 2H°(Zn, разб. НС1) = Н2О2. 5. O2+F2 = O2F2 (-183° С, электрич. разряд), О2 + N2 <l=? 2NO (электрич. разряд). 6. О2 + S = SO2 (сгорание на воздухе), 5Ог + 4Р(красн.) = Р4О10 (сгорание на воздухе). 7. О2 + С(графит) = СО2 F00—700° С, сжигание на воздухе), О2 + 2С(графит) = 2СО (выше 1000° С). 8. О2(воздух) + 4Li = 2Li2O (выше 200° С, примесь U2O2). 9. О2 + 2Na = Na2O2 (сжигание на воздухе, примесь Na2O), О2 + Na2O2 = 2NaO2 D00° С, р). 10. О2(воздух) + К = КО2 (примесь КгОг), О2(воздух) + М = МО2 (М = Rb, Cs). 11. О2 + 2Mg = 2MgO (сгорание на воздухе), ЗО2 + 4А1 = 2А12Оз (сгорание на воздухе). 12. 2Са+О2 = 2СаО (выше 300° С). 13. 2О2 + ЗВа = 2ВаО + ВаО2 (сгорание на воздухе), О2 + 2Ва = 2ВаО (выше 800° С), О2 + 2ВаО = 2ВаО2 (до 500° С), О2 + ВаО2 = Ва(Ог J (до 100° С, р). 14. О2 + 2Zn = 2ZnO (сгорание на воздухе), O2 + 4Cu = 2Cu2O A60--250° С). 15. О2 + 4Ре(ОНJ(суспензия) = 4FeO(OHL- + 2Н2О, Ог + 4Сг(ОНJ + 2Н2О = 4Сг(ОНK4-. 16. О2 + H2SO4(pa36.) + Pb = PbSO44- + Н2О2, О2 + 4Н2О + 2TiCh + 2HC1 = Н2О2 + гНгГПСЦОНЬ], О2 + 2H[SnCb] + 6НС1(разб.) = 2H2[SnCl6] + 2Н2О. 17. 1102 + 4Fe(S2) = 2Fe2O3 + 8SO2 (обжиг на воздухе). 18. О2 + 2Co(NO3J + 10(NH3 • Н2О) = [Co2(NH3)io (ц-О^-)] (NO3L] + ЮН2О. 19. О2 + HemFe = [HemFe« О = О] (HemFe — гем-группа гемоглобина крови). 20. O2 + PtF6=(O;)[PtF6], O2 + E + 3F2=(O|)[EF6] A50—500° С, р; Е = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au). 210
407. Оз — ОЗОН Светло-синий газ, в жидком состоянии — темно-голубой, в твердом — темно- фиолетовый (до черного). Может оставаться в состоянии переохлажденной жидкости до -250° С. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значи- (значительно сильнее, чем О2, но слабее, чем О°); реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Аи). Образуется в атмосфе- атмосфере при УФ-облучении из О2 D06') или в специальном приборе — озонаторе. См. также 4092. Мг = 47,997; d(T) = 1,73(-); d(«, = 1,46е'112); р = 2,144 г/л (н.у.); т™ = -192,7° С; ит = -111,9° С; v, = 49,4@),45,4A8>. 1. О3<—* О2 + О° (УФ-облучение), Оз + О0 = 2О2 (кат. NO, Cl2, Pt, CuO, CCIF3 при УФ-облучении). 2. 2О3 = ЗО2 B50° С, кат. МпО2), 2Оз(р) —*•—> ЗОг<р) (комн.). 3. Оз + Н2О2 = 2О2 + Н2О. 4. 2О3 + 2Н° = 2НО2 + О2 (-196° С; примеси Н2О2, Н2О3, Н2О4). 5. Оз + М2О2 = МОз + МО2 (М = К, Rb. Cs; в жидк. CC12F2), Оз + МО2 = МОз + О2 (комн.). 6. Оз + МОН = МОз + ОН0 (М = К, Rb, Cs; в жидк. NH3), 4О3 + 4МОН = 4МОз + О2 + 2Н2О (комн.). 7. Оз + 4ЫНз(ж) + Li = [Li(NH3L]O3 (-40° С). 8. Оз + NO = NO2 + О2 (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). 9. Оз + Н2О + 2KI = I24- + O2t + 2KOH, ЗОз + KI = КЮз + ЗО2Т (в гор. конц. КОН). 10. 2О3 + 2Ag = (Ag'Agm)O2 + 2O2 (комн.). 11. Оз + H2S(r) = SO2 + Н2О, 4О3 + 3H2S(p) = 3H2SO4. 12. 4Оз + 3PbS = 3PbSO4 (комн.). 13. Оз + Mn(NO3J + Н2О = MnO24- + O2t + 2HNO3. 408. Н2О2 — ПЕРОКСИД ВОДОРОДА Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, H3PO4, Na4P2O7. Пере- Перегоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет К.С1, 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 НзО+[Н2О2(ОН)]~. Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окис- окислительная функция преобладает. Получение см. 1324, 4392, 4403'5; современный 211
промышленный способ синтеза безводного НгО2 — автоокисление 2-этилант- рагидрохинона кислородом воздуха. Мх = 34,01; d(T) = 1,71 (~20); dw = 1,448BО); т„л = -0,43° С; тк„„ = +150° С(разл.). 1. 2Н2О2 = 2Н2О + О2 (выше 150° С или комн., кат. NaOH, MnO2, Pt, Си). 2. Н2О2 2Н2О(Т) = Н2О2 + 2Н2О (выше -50° С). 3. Н2О2(разб.) + Н2О <=» НОг + Н3О+; рКк = 11,62. 4. Н2О2(разб.) + NaOH(pa36.) = NaHO2 + Н2О, Н2О2(конц.) + Ва(ОНJ = ВаО21 + 2Н2О. 5. 2Н2О2(гор.) + Н2О + 2UOH = Li2O2 • Н2О2 • ЗН2О I (в этаноле). 6. Н2О2 + H2SO4 + 2К1 = 124- + 2Н2О + K2SO4, Н2О2 + 2KI = I24- + 2KOH, ЗН2О2 + KI = К1О, + 3H2O (в конц. КОН). 7. Н2О2 + H2SO4 + 2FeSO4 —L->• Fe2(SO4K + 2Н2О, Н2О2 + KNO2 ——-» KNO3 + Н2О (в разб. H2SO4). 8. 4Н2О2 + PbS (черн.) = PbSO4 (бел.) + 4Н2О, Н2О2 + Na2SO3 = Na2SO4 + Н2О. 9. Н2О2 + NaOH + Na[Sn(OHK] = Na2[Sn(OHN], ЗН2О2 + 2Na3[Cr(OHN] = 2N,a2CrO4 + 8H2O + 2NaOH. 10. H2O2 (конц.) + Mn(OHJ = MnO2l + 2H2O. 11. 2Н2О2(ж) + N2H4 = N2t + 4H2O. 12. H2O2 + O3 = 2O2t + H2O, H2O2 + С12(насыщ.) = O2t + 2HC1. 13. H2O2 + Ag2O = 2Agi + O2t + H2O, H2O2 + 2Hg(NO3J = O2t + Hg2(NO3J + 2HNO3. 14. 2H2O2 + Ca(ClOJ = CaCl2 + 2H2O + 2O2t, 5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5O2t + 8H2O + K2SO4. 15. H2O2 + TiSO4(OHJ + K2SO4 = K2[Ti(SO4J(O^)] + 2H2O (в разб. КОН), желто-оранж. Н2О2 + TiSO4(OHJ + 2Н2О = [Ti(H2OL(O^)]SO4 (в разб. H2SO4). желт. 16. ЗН2О2(ж) ?=* 2НО2 + 2Н2О (комн., кат. Tim, Fe". CeIV). 409. OF2 — ДИФТОРИД КИСЛОРОДА Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворя- растворяется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реаги- реагирует со щелочами, аммиаком, гидразином. Получение см. 4794. Мг = 54,00; р = 2,421 г/л (н.у.); т„л = -223,8° С; ТКИП = -144,8°С; v, = 6,8@), 40(|8). 212
1. 2OF2 = O2 + 2F2 (выше 200° С). 2. 4OF2 + 4Н2О ——> 2Оз + О2 + 8HF (комн.), OF2 + НгО(пар) = О2 + 2HF (выше 250° С). 3. OF2 + 4НЕ = Н2О + 2Е2 + 2HF (до 0° С; Е = С1, Вг, I). 4. OF2 + 2NaOH(pa36., гор.) = O2t + 2NaF + Н2О. 5. OF2 + 2Н2 = Н2О + 2HF (комн.). 6. 3OF2 + 4NH3 = ЗН2О + 6HF + 2N2 B00° С). 7. 2OF2 + F2 + N2H4 = 2NF3 + 2H2O A50° С). 8. 2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2 (выше 25° С). 9. OF2 + 2C1F3 = ClOFj + CIF5 (комн.). 10. 4OF2 + 2EF5 =2 (OJ)[EF6] + 3F2 (E = P, As, Sb, Bi, Nb, Та, Ru, Rh, Pt, Au). 410. O2F2 — ДИФТОРИД ДИКИСЛОРОДА Темно-красная жидкость, коричневый газ. Термически неустойчивый, разлага- разлагается при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получе- Получение см. 4065. Mr = 69,99; d = 1,45<-58); т„л = -163° С; Лсп = -57° С(разл,). 1. O2F2 = О2 + F2 (выше -57° С). 2. O2F2 + Н2О = 2HF + ЗО° (от-100 до 0° С). 3. O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2 (до 0° С; Е = С1, Вг, I). 4. 2O2F2 + 4NaOH(pa36.) = 4NaF + 2Н2О + 3O2t (комн.). 5. O2F2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF (комн.). 6. O2F2 + Xe = XeF2 + O2 (-60° С). 7. O2F2 + C1F = CIO2F3 (-78° С). 8. 2O2F2(«) + 2EF5 =2 (O?)[EF6] + F2 (E = Р, As, Sb, Bi). 411. (O2)|PtF6| — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) ДИОКСИГЕНИЛА Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чув- Чувствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавлива- Восстанавливается водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень сильный окислитель. Получение см. 40620, 40910. Л/г = 341,07; тпл = 219°С(р). 1. 2(OJ)[PtF6]= 2PtF5 + F2 + 2О2 («100° С). 2. 2(O?)[PtF6] + 4H2O = PtO24- + H2[PtF6] + 3O21 + 6HF. 3. 2(OJ)[PtF6] + 2H2O = 2H2[PtF6] + 3O2t (в конц. HF). 4. 2(O?)[PtF6]+ 16NaOH(KOHU., гор.) = 2Na2[Pt(OHN] + 3O2t + 12NaF + 2H2O- 213
5. (OJ)[PtF6]+5H2 = Pt + 6HF + 2H2O E0—70° С). 6. 2 (OJ)[PtF6] + Xe = (Xe2+)[PtF6]2+ 2O2 (комн.), 2(O2)[PtF6] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5 (комн.). СЕРА 412. S — СЕРА Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях (ромбическая а-сера, моноклинная Р-сера) и в аморфной форме (пластическая сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических молекул Sg. Плохо растворяется в этаноле, хорошо — в сероуглероде и жидком аммиаке (красный раствор). Не реагирует с жидкой водой, иодом. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, подвергается дисмутации в растворах щелочей и гидрата аммиака. Реагирует с металлами, водородом, кислородом, галогенами. Получение в промышленности — из природных мес- месторождений самородной серы, см. также 4139' "' ", 4154'2lf", 42415'|6. Мг = 32,066; d = 2,07(a), 1,96ф); т™, = 119,3° С; /«,„ = 444,674° С; /(а > р) = 95,5° С. 1. 3S + 2H2O(nap) = 2H2S + SO2 (выше 400° С). 2. S + 2H2SO4(kohu.) = 3SO2 + 2H2O (кип.), S + 6НЖЬ(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O (кип). 3. 4S + 6NaOH(KOHU.) = Na2SO3S + 2Na2S + ЗН2О (кип., примесь Na2SO3), 4S + 4(NH3 ¦ Н2О [конц., гор.] = (NH4JSO3S + 2NH4HS + Н2О. 4. S + Н2 = H2S A50—200° С). 5. S + О2 = SO2 B80—360° С, сгорание на воздухе, примесь SO3). 6. S + 3F2 = SF6 (комн.). 7. S + СЬ = SC12 (до 20° С), 2S + Cl2 = S2Cb A25—130° С), 2S + 2С12 + О2 = 2SC12O A80—200° С, кат. активный уголь). 8. 2S + Br2=S2Br2 A00° С, р). 9. 2S + С(графит) = CS2 G00—800° С). 10. S + 2С12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl B00—300° С, р). 11. S + 2HI(r) = I2 + H2S E00° С). 12. 3S + 2SC12Ok«) = SCI2 + S2CI2 + 2SO2 (кат. А1СЬ). 13. S + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4 C50—400° C). 14. 3S(«) + 2AgF = Ag2S + S2F2 [изомер (-SFJ], 3S + NF3 = S(N)F + S2F2 [изомер S(S)F2] D00° С, вак.). 15. S + 2Na = Na2S (выше 130° С), 3S + 2A1 = A12S3 A50—200° C). 16. (n - 1)S + Na2S(p) = Na2(SB) [кип.], S + Na2SO3(KOHU.) = Na2SO3S (кип.). 214
17. 3S + SO2 = 2S2O [точнее, S(S)O] (выше 100° С, вак., электрич. разряд), 2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)O] A50—200° С, вак.). 18. 10S + 12AgI + 16NHW = S4N4 + 6Ag2Sl + 12NH4I. 19. 8S + 6SO3 + Н28О4(безводн.) =(Sg+)(HS3OioJ i + SO21 (на холоду). 20. S EFJ!F"F"' ) (Sf6+)[EF«]2,(S|O[EF6]2,(SJ+XEF6]2 (E = As,Sb). 11 « $so'c - ч 65O'C - в ш'с * а 'ДМ2700. о 21. S8(r) > Эб(г) > »4(r) > 5>2(r) > b(r). 413. H2S — СЕРОВОДОРОД Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфанов Нгвл (я = 1 + + 8). Бесцветный газ, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холод- холодной воде, слабая кислота. Насыщенный (* 0,1 М) раствор называют «серово- «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 обмена. Получение см. 1183'4, 1384'6'", 1394'5, 1721'2, 4124'",41514, 424, 8362. М, = 34,08; р = 1,539 г/л (н.у.); т„л = - 85,54° С; /¦сип = - 60,35° С; Л, = 0,71@), °,39BО), 0,14<80); v, = 467@), 258,2B0>, 91,7(80); К, = <-70) =1103. 1. H2S = Н2 + S D00— 1700° С). 2. 8H2S • 46Н2О(Т) (клатрат) = 8H2S + 46H2O (выше 0° С). 3. H2S + H2O<=* HS" + Н3О+; ptf, = 6,98, HS" + Н2О «zz± S2" + Н3О+; рКк = 12,91. 4. H2S + H2SO4(kohu.) = Si + SO2T + 2H2O (комн.), H2S + 3H2SO4(kohu.)= 4SO2t + 4H2O (кип.). 5. Н28(насыщ.) + 2HNO3(kohu., хол.) = Si + 2NO21 + 2H2O, H2S + 8HNO3(kohu.) = H2SO4 + 8NO2t + 4H2O (кип). 6. H2S + NaOH(pa36.) = NaHS + H2O, H2S + 2NaOH(KOHU.) = Na2S + 2H2O. 7. H2S(Hacbiiu.) + NH3 H2O = NH4HS + H2O. 8. H2S + 2NHj(») = (NH4JS (- 40° C). 9. 2H2S(Hacbiiu.) + O2 = 2Si + 2H2O (на свету), 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O B50—300° С, сгорание на воздухе). 10. H2S + 4C12 + 4H2O = H2SO4 + 8HC1. 11. H2S(Hacbiui.) + E2 = S4- + 2HE (E = Br, I), 12. 2H2S + 2Na = 2NaHS + H2 A50° C). 13. H2S + Sn = SnS + H2 D00—450° C). 14. H2S + ZnO = ZnS + H2O (800—1000° C). 215
15. H2S(Hacbim,) + Na2CO3 = NaHS + NaHCO3. 16. Н28(насыщ.) + 2AgNO3 = Ag2S 4- + 2HNO3, Н28(насыщ.) + MC12 = MSl + 2HC1 (M = Pb, Cu, Cd, Hg). 17. 3H2S(Hacbiiu.) + 2KMnO4 = 2MnO24- + 3S4+ 2H2O + 2KOH, 3H2S(Hacbiiu.) + 4H2SO4 (разб.) + K2Cr2O7 = 3S4 + Cr2(SO4b + 7H2O + + K2SO4. 18. H2S + SO2 = H2S2O2 (- 70° C), 2H2S(r) + SO2(r) = 3S + 2H2O (комн., кат. Н2О). 19. H2S(r) S°wH2° > 8(коллоид), H2S«O6. 20. 2H2S + 6NaOH(KOHU.) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O. 21. Процесс удлинения цепи 2H2S(«) + S,C12 = H2SB+2 + 2HC1 Примеры: 2H2S + SC12 = H2S3 + 2HC1, 2H2S + S2CI2 = H2S4 + 2HC1, 2H2S + S3CI2 = H2S5 + 2HC1, 2H2S + S5CI2 = H2S7 + 2HC1. 22. H2S + M(C2H5O) = MHSl + C2H5OH (M = Li, Na, К; в эфире). 23. HiS + SO3 = H2SO3S (до -5° С, в эфире), H2S + HSO3CI = H2SO3S + НС1 (до- 80° С). 24. H2S + SbFsw + HF = (H3S+)[SbF6]. 25. гНг^ж)^—* H3S+ + HS~. 414. H2S« — ПОЛИСУЛЬФАНЫ Смесь НгБл (л = 2 + 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость (d « 1,7BО)). Смесь H2S, практически не растворяет воду и сама мало растворя- растворяется в воде (расслаивание). Все НгБ» имеют цепное строение HS(SB-2)SH. Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Реагируют с кислотами- окислителями, разлагаются щелочами. Низшие НгБ, хорошо растворяют серу (без образования высших НгБ»). Получение смеси НгБл см. 413, чистых H2Sn(« = = 2+4) —4142, высших H2Sn — 41321, 4148. H2S2: А/г = 66,15; d = 1,334B0); Тпл = -89,6° С; /кип = +70,7° С; H2S3: А/, = 98,21; d= 1,491B0); т„л =-54° С; «кип = +69° С (вак.); H2S4: Mr = 130,28; d = 1,582BО); /пл = -85° С; H2S5: Мг = 162,35; d = 1,644B0); тПЛ = -50° С; H2S6 : Mr = 194,41; d = 1,688BО); 216
H2S7: Mr = 226,48; d= 1,721B0); H2S8: M, = 258,54; d = 1,747е20'. 1. Н&и)—*-» HiS + HAm. 2. Крекинг: H2SB = H2Sn-,H + n& (при нагревании). Примеры: H2SB = H2S4 + (« - 4)S G5° C), H2S, = H2S2 + (n - 2)S A10°C), H2S« = H2S3 + (n - 3)S A25° C), 2H2S3 = H2S2 + H2S + 3S (выше 140° С). 3. H2SB(P) —x—* H2St + (n - l)Si. 4. H2SB + NaOH(pa36.) = NaHS + (и - 1) S4- + H2O. 5. 2H2Snf/,; + О2(воздух) = 2nSl + 2H2O, 2H2Sn + O2 = 2nSO2 + 2H2O (сжигание на воздухе). 6. H2Sn + Н28О4(конц.) = r&i + SO2 + 2H2O (комн.). 7. H2S« + 2HNO3(kohu.) = nSi + 2NO2 + 2H2O (комн.). 8. Процесс удлинения цепи: 2H2SnfJ«-; + SeCl2o«) = 2H2S3n + 2HC1. Примеры: 2H2S2 + SC12 = H2S5 + 2HC1, 2H2S2 + S2CI2 = H2S6 + 2HC1, 2H2S2 + S3CI2 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4Cl2 = H2S8 + 2HC1. 9. H2S, ——i—> H2SnO3 [точнее, HO3S(Sn-2)SH] (n = 3 + 7), сульфанмоносульфоновые кислоты H2SBO3 ——5-^ H2S,O6 (-78° С, в эфире). 10. H2Sn S_°^'2 ) H2S»O6 (в эфире). 415. SO2 —ДИОКСИД СЕРЫ Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде; медленно создает слабокислотную среду, но не образует определенного соединения. Химически активный; в растворе медленно окисляется. Типичный восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии — неводный раство- растворитель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см. 4125,41349,4165,424|4|6-|8,8374. Мг = 64,06; dx = 1,462Н "; р = 2,9269 г/л (н.у.); /„л = -75,46° С; Тк„„ = -10,1° С; к, = 22,8<0), 11,3B0), 2,1(90). 1. SO2 = S + О2 B500° С). 2. 6SO2 46Н2О = 6SO2(Hacbiiu,) + 46Н2О (выше 12° С), 3. БОгфазб.) + /1Н2О = SO2 • пНгО (сернистая кислота), SO2 ¦ пН2О + Н2О <=* HSOJ + НзО+ + (/»-! )Н2О; р^к = 1,78, HSOJ + Н2О <=> SOf + Н3О+; рКК = 7,20. 217
4. 3SO2 + 2H2O(«) = 2H2SO4(pa36.)+ Si A50° С, р). 5. SO2 + HNO3(kohu.) = (NO+)HSO4 @—5° C), SO2 + 2HNO3(kohu., гор.) = H2SO4 + 2NO21. 6. SO2 + 2NaOH(KOHU.) = Na2SO3 + H2O, SO2 + NaOH(pa36.) = NaHSOj. 7. SO2 + NH3 • Н2О(разб.) = NH4HSO3, SO2 + 2(NHj Н2О)[конц.] = (NH4JSO3 + H2O. 8. 2SO2 + Са(ОНJ(насыщ.) = Ca(HSO3J(p) (комн.), SO2 + Са(ОНJ(суспензия) = CaSO34+ H2O (кип.). 9. SO2 + H2O + Na2SO3 = 2NaHSO3, SO2 + Na2SO3(Hacbiiu,) = Na2S2O5 (в этаноле, в атмосфере Н2). 10. SO2 + Na2CO3(KOHu.) = Na2SO3 + CO2 f (комн.), 2SO2 + Na2CO3(KOHU.) = Na2S2O5 + CO2t D0—60° C). 11. 2SO2 + O2 = 2SO3 D00—500° С; кат. Pt, V2O5, Fe2O3), 2SO2 + 2H2O + O2 —L-> 2H2SO4. 12. SO2 °2'196°c > SO4 [TO4Hee,SO2(Oh], S2O7 [точнее, S2O5(O^)]. электрич. разряд 2V 2 3 l ' 13. SO2 + O3 = SO3 + O2 (комн.). 14. SO2 + 6H°(Pt-4epHb) = H2S + 2H2O. 15. SO2 + F2 = SO2F2 (комн., кат. Pt), SO2 + 3F2= SF6 + O2 F50° C). 16. SO2 + 2H2O + I2 = H2SO4 + 2HI. 17. SO2 + СЬ = SCI2O2 (на свету, кат. камфора). 18. SO2 + H2SO4(kohu.) + 2КСЮз(насыщ.) = 2KHSOJ+ 2C1O21, 3SO2 +. 3H2O + КЮз = 3H2SO4 + KI. 19. SO2 + 3S = 2S2O (выше 100° С, вак., электрич. разряд). 20. 2SO2 + SeO2 = Se + 2SO3, SO2 + H2O(rop.) + NO2 = H2SO4 + NOt. 21. SO2 + С(кокс) = S + CO2 D00—600° C). 22. SO2 + H2S = H2S2O2 (-70° C), SO2(r) + 2H2S(r) = 3S + 2H2O (комн., кат. Н2О). 23. 4SO2 + 6NaOH(KOHu.) + 2H2S = 3Na2SO3S + 5H2O, SO2 + H2O + Na2(Sn) = Na2SO3S + H2St + {n~ 2)S (комн.). 24. 2SO2 + 2H2O + S2CI2 = H2S4O6 + 2HC1 @°C). 25. 2SOkp) + 2(Na, Hg) = Na2S2O4 + 2Hg4- (до 10° С), 2SO2 + M = MS2O4 (M = Zn, Co; 60° С, в смеси этанола и воды). 26. 2SO2 + Со + 2NaHCO3 = (Co2+)SO24- + Na^SOj + 2CO2T + H2O D0—50° С, в этаноле). 27. 5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 (в разб. H2SO4), SO2 + РЬО2(суспензия) = PbSO44-. 28. 2SO2 + (NH3OHJSO4 = 2HSO3NH24. + H2SO4 (в олеуме). 218
29. 2SO2(Hacbiiu.) + BaO2 = BaS2O6 @° С), 3SO2<r) + 2(MnO2 • пН2О)[суспензия] = MnS2O6 + MnSO4 + 2nH2O, 3SO2<r) + Fe2Oj • лН2О(суспензия) = FeS2O6 + FeSO34 + nH2O. 30. 3SO2 + 2K2SO3S(Hacbiiu..) = 2К283Об4- + Si (-10° C). 31. SO2 + PCb = РСЬО + SC12O E0—60° C), SO2 + ССЦ = CC12O + SChO A50° C, p, кат. AlCb). 32. SO2 + Br2 + РСЬ = РСЬО + SBr2O @° C), 3SO2 + Br2 + BrF3 = 3S(Br)O2F A2° C, p). 33. SO2(«) + MF = M(SO2F) [M = Na, K, Rb, Cs], SO2(«) + HF(«) «=? HSO2FX. , 34. SO2(«) + [Fe2(CO),] = [Fe2(CO)8(—SO2)] + COt. 35. 416. Na2SO3 — СУЛЬФИТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при нагревании на воздухе разлагается'. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями. Сильный восстановитель; во влажном состоянии и в растворе окисляется Ог воздуха. Слабый окислитель. Получение см. 28", 2913, 4171'6. М, = 126,04; d = 2,633; тпл = 911 ° С (р); к,= 26,1т,29,0т. 1. 4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4 F00—700° С). 2. Na2SO3 ¦ 7Н2О = Na2SO3 + 7Н2О A50° С). 3. Na2SO3(pa36.) + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + SO^, SOj" + H2O <—? HSOi + ОН"; рКо = 6,80. 4. Na2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + SO2t + H2O. 5. Na2SO3 + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2NaHSO4 + SO2t + H2O, Na2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = Na2SO4 + 2NO2T + H2O. 6. 2Na2SO3(pa36.) + O2 = 2Na2SO4. 7. Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O (E = Cl, Br, I), Na2SO3(pa36.) + Na2S(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI. 8. Na2SO3(KOHU.) + S = Na2SO3S (кип.). 9. Na2SO3(pa36.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3, Na2SO3(Hacbim.) + SO2 = Na2S2Os. 10. Na2SO3 + H2O + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Ag4 + 2HNO3, Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4K = 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4. 11. 5Na2SO3 + 3H2SO4(pa36.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4, 3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO2 4- + 2KOH, Na2SO3 + 2КОН(конц.) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O. 219
12. 3Na2SO3 + 4H2SO4(pa36.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4K + 4H2O + K2SO4. 13. 2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + 16HC1 = SnS24- + 5H2[SnCl6] + 4NaCi + 6H2O. 417. NaHSOj — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио- аниона (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- кислотами-неокислителями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляет- окисляется Ог воздуха. Получение см. 28", 306, 41 б9. Мг = 104,06; d = 1,48; к, = 57,5BО). 1. 2NaHSO3 = Na2SO3 + SO2 + Н2О (выше 25° С). 2. NaHSO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + HSO3 , HSO^«=* S(H)O3, HSO3 + Н2О <=> SOf + Н3О+; р/Гк = 7,20. 3. 2№ШОз(насыщ.) = Na2S2O5 + Н2О (в атмосфере SO2). 4. NaHSO3 + НС1(разб.) = NaCl + SO2t + Н2О. 5. NaHSO3 + H2SO4(kohu., хол.) = NaHSO4 + SO2t + H2O. 6. NaHSO3 + NaOH(KOHU.) = Na2SO3 + H2O. 7. 4NaHSO3 + О2(воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O. 8. 4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O (кип.). 9. lONaHSOj + H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O + + 2K2SO4. 10. 4NaHSO3 ЗЛектр°ЛИЗ> Na2S2O4(KaTOfl) + О2Т(анод) + 2Н2О (на холоду). 418. K2SO3 — СУЛЬФИТ КАЛИЯ Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет SO2. Типичный восстановитель; окисляется Ог воздуха. Получение см. 4913, 4191'6. Мг - 158,26; k.s - 107,0BО), 111,5(80). 1. 4K2SO3 = K2S + 3K2SO4 F00° С). 2. K2SO3 H2O = K2SO3 + Н2О (« 200° С). 3. K2SO3(pa36.) + 12Н2О = 2[К(Н2ОN]+ + SOf" , SO^" + Н2О <=> HSO3+ ОН"; рК0 = 6,80. 4. K2SO3 + 2НС1(разб.) = 2КС1 + SO2T + Н2О. 5. K2SO3 + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2KHSO4 + SO2t + Н2О, K2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = K2SO4 + 2NO21 + H2O. 6. 2K2SO3(pa36.) + Ог(воздух) = 2K2SO4. 7. K2SO3 + 2КОН(конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O (E = Cl, Br, I). 8. K2SO3(pa36.) + K2S(pa36.) + I2 = K2SO3S + 2KI. 9. K2SO3(kohu.) + S = K2SO3S (кип.). 220
10. K2SO3 + H2O + SO2 = 2KHSO3, K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S2O5 (в этаноле, в атмосфере Н2). 11. 3K2SO5 + H2O + 2KMnO4 = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH, 3K2SO3 + 4H2SO4(pa36.) + К2СГ2О7 = 4K2SO4 + Cr2(SO4K + 4H2O. 419. KHSOs — ГИДРОСУЛЬФИТ КАЛИЯ Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает кис- кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона (HSOp.Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителя- кислотами-неокислителями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется Ог возду- воздуха. Получение см. 49", 509, 516, 41810. М,= 120,17. 1. 2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О A90° С). 2. КНБОзфазб.) + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + HSOJ , HSO3<=?" S(H)OJ, HSOJ + H2O <=* SO\- + H3O+; pA:K = 7,20. 3. 2КН8Оз(насыщ.) = K2S2O5 + H2O (з атмосфере SO2). 4. KHSO3 + НС1(разб.) = КО + SO2t + Н2О. 5. KHSO3 + H2SO4(kohu., хол.) = KHSO4 + SO2t + Н2О. 6. KHSO3 + КОЩконц.) = K2SO3 + Н2О. 7. 4KHSO3 + Ог(воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2Н2О. 8. 4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + ЗН2О (кип.). 9. IOKHSOj + H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O. 420. (NH4JSO3 — СУЛЬФИТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет диоксид серы. Типичный восстановитель; окисляется Ог воздуха. Получение см. 2757, 421|>5, 4442. М, = 116,14; d= 1,41(кр.); ks = 28,0(O). 1. 4(NH4JSO3 = 3(NH4JSO4 + 2NH3 + H2S A20—170° С). 2. (NH4JSO3 • H2O = (NH4JSO3 + H2O B0° С, вак.), (NH4JSO3 H2O = NH4HSO3 + NH3 + H2O F0° C). 3. (NH4JSO3(pa36.) = 2NHJ+ SOf, SO^+ H2O <=> HSOj + OH; pK0 = 6,80. 4. (NH4JSO3 + 2НС1(разб.) = 2NH4C1 + SO2t + H2O. 5. (NH4JSO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2T + H2O, (NH4JSO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = (NH4JSO4 + 2NO2t + H2O. 6. 2(NH4JSO3(pa36.) + O2 (воздух) = 2(NH4JSO4 (кат. СоС13). 221
7. (NH4JSO3 + 2(NH3 Н2О)[конц] + E2 = (NH4JSO4 + 2NH4E + H2O (E = Cl. Br, I). 8. (NH«JSO3 + H2O + SO2 = 2NH4HSO3. 9. 3(NH4JSO3 + H2O + 2KMnO4 = 3(NH4JSO4 + 2MnO24- + 2KOH. 10. 3(NH4JSO3 + 4H2SO4(pa36.) + К2СГ2О7 = K2SO4 + 3(NH4JSO4+ Cr2(SO4K + + 4H2O. 421. NH4HSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабо- слабокислотную среду *за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио- аниона (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли- кислотами-неокислителями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисля- окисляется Ог воздуха. Получение см. 2757, 4202'8. М, = 99,11; d = 2,03; к, = 71,8@), 84,7F0). 1. 2NH4HSO3 = (NH4JSO3 + SO2 + Н2О G0° С, вак.), I6NH4HSO3 = 6(NH4JSO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + ЮН2О A50° С). 2. NH4HSO3(pa36.) = NHJ+HSOj ,HSO;<=> S(H)OJ , HSOJ + H2O <=r* SOf" + H3O+; ptfK = 7,20. 3. NH4HSO3 + НС1(разб.) = NH4CI + SO2t + НгО. 4. NH4HSO3 + H2SO4(kohu., хол.) = NH4HSO4 + SO2t + H2O. 5. NH4HSO3 + NH3 • Н2О(конц.) = (NH4JSO3 + H2O. 6. 4NH4HSO3 + О2(воздух) = 2(NH4JSO4 + 2SO2 + 2H2O. 7. 4NH4HSO3(rop.) + 2NH4HS(r6p.) = 3(NH4JSO3S + 3H2O. 8. IONH4HSO3 + H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 = 5(NH4JSO4 + 4MnSO4 + 6H2O + + 2K2SO4. 422. KSO2F — ФТОРСУЛЬФИТ КАЛИЯ Фторсульфинат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком SO2. Кристаллогидратов не обра- образует. Разлагается водой, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получе- Получение см. 557. А/г= 122,16. 1. KSO2F = KF + SO2 A70—180° С). 2. KSO2F + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + SO2F", SO2F" + Н2О j=* HSO2F + ОН" (на холоду), SO2F + (л + 1)Н2О <r=t SO: • /1Н2О + HF + ОН" (комн.). 3. KSO2F + НС1(разб.) + яН2О = SO2 /1H2O + HF + KC1. 4. KSO2F + 2HNO3(kohu.) = KHSO4 + 2NO21 + HF. 222
5. KSO2F(p) + F2 = SO2F2t + KF, 2KSO2F + Е2(насыщ.) + 2H2O = SO2F21 + 2KE + H2SO4 + 2HE (E = Cl, Br). 423. SO3 — ТРИОКСИД СЕРЫ Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, при плавлении образует бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температу- температурах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера S3O9, цепного слоистого и сетчатого полимеров EОз)„; ниже 25° С тример переходит в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней, образуя H2S2O7; техническая смесь H2SO4, H2S2O7 и избыточного растворенно- растворенного SOj называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение см. 4153-20, 4261"8, 831'. М, = 80,06; d(T) = 1,97; d^ = 1,923A7); »„ =16,8° С; Лс„„ = 44,7°С. 1. 2SO3<=* 2SO2 + O2 D00—700° С), 2SO3 = 2SO2 + О2 (800— 1100° С). 2. SO3 + НгО(хол.) = H2SO4(pa36.), SO3 + НгОфазб. H2SO4) = H2SO4 (конц., безводн.), SO3 + Н28О4(безводн.) = H2S2O7 (примеси H2S3Oio, H2S4O13). 3. SO3 + 2NaOH(pa36.) = Na2SO4 + H2O. 4. SO3 + HF = HSOjF C5—45° C), SO**) + MF = MSO3F (M = Li+, K+,NHJ). 5. SO3 + HCl(r) = HSO3CI (комн., в олеуме). 6. 2SO3 + H2SO4 + CaF2 = 2HSO3F + CaSO4J< (комн., в олеуме). 424. H2SO4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаж- переохлаждается до 0° С (с1(Ж) = 1,859@>). При нагревании частично разлагается (выделяет- (выделяется БОз), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3%); при более высоких, температурах разлагается полностью. Неограниченно смешива- смешивается с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты H2SO4 • Н2О и H2SO4 2H2O имеют ионное строение H3O+HSO; и (H3O*JSO^ соответственно. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В кон- концентрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb) пасси- пассивируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в разбавленном растворе. Безводная H2SO4 — неводный растворитель для суль- сульфатов металлов; хорошо растворяет H2S2O7 и ЪОъ (техническая смесь — олеум). Получение см. 415"'20, 423^, 4261'2, 4331. М, = 98,08; d = 1,834<20); tm = 10,4° С; *кип = 296 + 340° С (разл.). 223
1. 1,09Н28О4(безводн.) = [H2SO4 + 0,09H2O] + 0,09SO3t B96—340° C), азеотроп Н28О4(безводн.) = H2O + SO3 D50° C). 2. H2SO4 • 2H2Ol «=? H2SO4 + 2H2O- (-39,5°C). H2SO4 ¦ H2O4r «=* H2SO4 + H2O (до 8,48° С). 3. H2SO4(kohu.) + HjO = H2SO4 ¦ H2O <=* HSO; + H3O+, HSOi + H2O <=r=* SO?" + НзО+; pKK = 1,95. 4. H2SO4(pa36.) + 4H2O = SO^ 2H2O + 2H3O+. 5. H2SO4(kohu., хол.) + NaOH = NaHSO4 + H2O, H2SO4(pa36.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O. 6. H2SO4(kohu,, хол.) + NH3 • H2O = NH4HSO4 + H2O, H2SO4(pa36., гор.) + 2(NH3 H2O) = (NH4JSO4 + 2H2O. 7. H2SO4(pa36.) + CaO = CaSO4i + H2O, H2SO4(pa36.) + Ca(OHJ = CaSO44 + 2H2O, H2SO4+ Ba(NO2J = 2HNO2 + BaSO44-. 8. H2SO4(kohu.) + NaCl(T) = NaHSO4 + HClt C0—50° C), H2SO4(kohu,) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2HClt (кип.). 9. H2SO4(kohu.) + Na2SO4 = 2NaHSO4 D0° C). 10. H2SO4(pa36., гор.) + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2t + H2O, H2SO4(pa36., хол.) + СаСОз = CaSO4>l' + CO2T + H2O. 11. H2SO4(kohu.) + HF(kohu.) <=? HSO3F + H2O. 12. H2SO4(kohu.) + H2O2 (конц.) = Н28Оз(Ог) + Н2О @° С). 13. H2SO4(pa36.) + Zn = ZnSO4 + H21\ 5H2SO4(kohu.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2St + 4H2O (примеси S, SO2). 14. 2H2SO4(kohu.) + Cu = CuSO4 + SO2t + 2H2O, 2H2SO4(kohu.) + 2Ag = Ag2SO44' + SO2t + 2H2O, 2H2SO4(kohu., гор.) + 2Hg = Hg2SO44- + SO2t + 2H2O. 15. 2H2SO4(kohu., хол.) + 4H2 < > З(коллоид) + SO2<P) + 6H2O. 16. H2SO4(kohu.) + H2S = Si + SO2T + 2H2O, 2H2SO4(kohu.) + S = 3SO2t + 2H2O (кип.). 17. 2H2SO4(kohu., гор.) + С(графит) = 2SO2T + CO2t + 2H2O. 18. 3H2SO4(kohu.) + 2KBr(r) = SO2t + Br2 + 2H2O + 2KHSO4 D0—60° С, примесь S), 5H2SO4(kohu.) + 8KI(T) = H2St + 4I24- + 4H2O + 4K2SO4 (кип., примеси S, SO2). 19. H2SO4 (конц.) + HCOOH = COt + H2SO4 • H2O, 6H2SO4(kohu.) + С6Н|2Об = бС(графит) + 6(H2SO4 ¦ H2O) [0—5° С, примеси СО, CO2, SO2]. 20. 2H2SO4(kohu., хол.) электРоли:| > H2t (катод) + H2S2O6(O2) [анод]. 224
21. H2SO4(kohu.) + F2 = 2HF + SO4 [точнее, SO2(O^)] @° C). 22. Н25О4(безводн.) + SO3 = H2S2O7 (комн.). 23. Н28О4(безводн.) + 2SO3 + Ь = 2(I+)HSO4 + SO2 (в олеуме). 24. 2Н28О4(безводн.) + NO + NO2 = 2(NO+)HSO44- + H2O (комн.). 25. Н28О4(безводн.) + PC15 = HSO3CI + PC13O + HC1. 26. 2Н28О4(безводн.) + HNO3Fe3BOflH.) ^=? H3O+ + NO? + 2HSO;, H2SO4Fe3BOflH.) + НС1О4(безводн.) <—» H3SOJ + C1O;. 27. 2Н25О4(безводн.) <=* H3SOJ + HSO;;ptf]° = 3,70, 2H2SO4Fe3BOflH.) <=z» H3O+ + HSjO^ptf]0 = 4,16. 425. D2SO4 — СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2SO4- Получение см. 6". Мг = 100,09; d = 1,8572B5); т„л = 14,35° С. 426. H2S2O7 — ДИСЕРНАЯ КИСЛОТА Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Про- Проявляет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. 424 2. Мг = 178,14; d = 1,9; тпл = 35,22° С. 1. H2S2O7 = H2SO4 + SO3t (80— 100° С). 2. H2S2O7 + Н2О(гор.) = 2H2SO4. 3. H2S2O7 + 4№ОН(разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О. 4. H2S2O7 + SO3 + h = 2(I+)HSO4 + SO2 (в олеуме). 5. 2H2S2O7 + 2Cu = CUSO4 + SO2T + 2H2SO4 B00° С). 6. H2S2O7 + НС1(Г) = HSO3CI + H2SO4 @° С, в олеуме). 7. H2S2O7 + C(NH2JO = 2HSO3NH2 + CO2t (до 80° С, в олеуме). 8. 2H2S2O7 + Р4О,о = 4НРОз + 4SO3t E5° С). 427. K2S2O7 — ДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде и реагирует с ней (анион S2O7~ пол- полностью переходит в ион SO^"). Кристаллогидратов не образует. Разлагается щелочами, присоединяет SO3. Сульфатирующий реагент. Получение см. 533, 54', 440'. Мг = 254,32; d = 2,27; т„л * 300° С. 1. K2S2O7 = K2SO4 + SO3 (выше 440° С; примеси SO2, O2). 225
2. K2S2O7(pa36.) + H2O = K2SO4 + H2SO4. 3. K2S2O7(kohu.) + Н2О(хол.) = 2KHSO4. 4. K2S2O7 + 2КОН(разб.) = 2K2SO4 + H2O. 5. K2S2O7 + SO3 = K2S3O10 (до 50° С). 6. 3K.2S2O7 + M2O3 = M2(SO4K + 3K2SO4 D00—500° С; М = Al, Cr). 428. HSO3F —ФТОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Смешивается с безводной серной кислотой. В отсутствие влаги не реагирует с большинством металлов, диокси- диоксидом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фто- фторидов тяжелых металлов. Получение см. 4234'6. М, = 100,07; d= l,740(l8); tm-- 87° С; /«„„ = +163° С. 1. 2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF (выше 900° С). 2. HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF. 3. HSOjF + 3NaOH(pa36.)= Na2SO4 + NaF + 2H2O. 4. HSOsF,,,) + NaCl = NaSO3F + HC1. 5. HSO3F + КСЮ4 = CIO3F + KHSO4 E0—85° C). 6. 2HSO3F(«><=? H2SO3F+ + SO3F". 429. HSO3CI —ХЛОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Бесцветная жидкость, неустойчивая во влажном воздухе и выше температуры плавления. Разлагается водой, щелочами. Реагирует с жидким HF, пероксидом водорода. Получение см. 4242S, 426й, 4552'3. Мг = 116,52; d = 1,79<20); тпл = -80,5° С; ?,„„ = +152° С (разл.). 1. 2HSO3C1 = H2SO4 + SCI2O2 (80—100° С, вак.), HSO3CI = SO3 + НС1 (выше 152° С). 2. HSO3CI + HjO = H2SO4 + НС1. 3. HSO3CI + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCl + 2Н2О. 4. HSO3CI + HFM = HSO3F + HClt @° С). 5. 2HSO3C1(«) + H2O2 (безводн.) = НгБгО^Ог) + 2HC1 @° С).1 430. HSO3NH2 —АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполяр- биполярного (цвиттер-) HOHa'SC^NHJ.npn плавлении разлагается. Хорошо растворя- растворяется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме. Медленно реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется щелочами. Получение см. 41528, 426 . Mr = 97,09; d = 2,126; т„л = 207° С (разл.); *, = 14,7<0), 47(80). I. HSO3NH2 = SOs + NH3 (выше 207° С). 226
2. HSO3NH2 (разб.) + Н2О (хол.) = SO3NH2 + Н3О+. 3. 2HSO3NH2 + 2Н2О (гор.) —L-> (NH4JSO4 + H2SO4 (в разб. H2SO4). 4. HSO3NH2 + HNO3 (конц.) = N2Ot + H2SO4 + Н2О E0—60° С). 5. HSO3NH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + Н2О. 431. Na2S2O4 —ТЕТРАОКСОДИСУЛЬФАТ ДИНАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается без плавления. Неустойчив на воздухе, особенно кристаллогидрат. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным разложением). Разлагается горя .ей водой, реагирует с сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислоро- кислородом воздуха. Получение см. 2830, 41525, 41710 Мг= 174,11; fc = 24,lB0). 1. 2Na2S2O4 = Na2SO}S + Na2S2O5 (выше 52° С). 2. Na2S2O4 2H2O = Na2S2O44- + 2H2O D0—50° С, в этаноле). 3. Na2S2O4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + S2O^ , S2Of + Н2О<=> HS2O; + ОН"; рАГо = 11,55, S2Of + Н2О<1=> НБОя + HSOI [точнее, SO(OH)" и S(H)O2], 2S2O4;-<=> S2Of + SO3S2", S2O^"+ 2nH2O^=+ 2(SO2- nH2O). 4. 2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSO3 + Na2SO3S. 5. Na2S2O4 (разб.) + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2S2O4 (на холоду), 2Na2S2O4 + H2O + HC1 (разб.) = 3NaHSO3 + S4- + NaCl (комн.). 6. Na2S2O4 + 6HNO3 (конц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6N02t + 2H2O. 7. 2Na2S2O4 (влажн.) + O2 = 2Na2S2O5 (комн.), 2Na2S2O4(p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3. 8. Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2t + 2Ag4- + 2NaNO3. 43Z Na2S2O5 — 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 S2O|"b ион НSO,» подвергающийся обрати- обратимому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами. Восстановитель. Получение см. 4169, 4173, 431!'7. Л/г = 190.11; d = 1,48; к, = 65,3BО), 88,7<1(О). 1. Na2S2O5 = Na2SO3 + SO2 F5—150° С). 2. Na2S2O5 • 7Н2О4.<=? Na2S2O5 (насыщ.) + 7Н2О (до 5,5° С). 3. Na2S2O5 (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2OL]+ + S2O|, HSO5 + Н2О< * SOj"+ НзОт; рКК = 7,20. 227
4. Na2S2O5 + H2O = 2NaHSO3 (выше 80° С). 5. Na2S2O5 + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + 2SO2T + H2O. 6. Na2S2Os + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO4 + 2SO2t + H2O, Na2S2O5 + 4HNO3 (конц., гор.) = Na2SO4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O. 7. Na2S2O5 + 2NaOH (конц.) = 2Na2SO3 + H2O.. 8. 2Na2S2Os(T) + O2 (воздух.) = 2Na2SO4 + 2SO2 (комн.). 433. H2S2O6 — ДИТИОНОВАЯ КИСЛОТА Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот НгБцОб (л = 2 ¦*• 10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном рас- 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. 4354. М,= 162,14. 1. НгБгОед = H2SO4 + SO2t (выше 50° С). 2. H2S2O6 (разб.) + Н2О (хол.) = HS2Oj; + Н3О+, HS2O^+ Н2О< » S2O^ + Н3О+; рКк = 3,40. 3. H2S2O6 + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S2O6 + 2Н2О. 434. K2S2O6 —ДИТИОНАТ КАЛИЯ Родоначальник гомологического ряда тионатов калия K^S/A. (л = 2 -5- 6). Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окисли- окислителей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. 5014, 53s, 435s. Mr = 238,32; d = 2,277; к, = 6,64B0), 63,3(IOO). 1. K2S2O6 = K2SO4 + SO2 B58—300° С). 2. K2S2O6 (разб.) + 12H2O = 2[K(H2ON]+ + S2O^ , S2°6~+ H2°< * HS2Oj + OH"; pATo = 10,60. 3. KiSiOtip) = SO2t + K2SO4 (кип., в разб. H2SO4). 435. BaS2O6 — ДИТИОНАТ БАРИЯ Белый, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- растворяется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с кислотами, вступает в реакции обмена. Получение см. 133". М, = 297,45; d = 4,536(кр.); ks = 8,5(О), 18,7BО), 24,8(ЗО). 1. BaS2O6 = BaSO4 + SO2 (выше 140° С). 2. BaS2O6 2Н2О = BaS2O6 + 2H2O A20° С). 3. BaS2O6 (разб.) + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + S2O^f 228
S2O^ + H2O<=» HS2Oe + OH"; pK0 = 10,60. 4. BaS2O6 + H2SO4 (разб.) = BaSO4>l' + H2S2O6 (комн.), BaS2O6 = SO2t + BaSO44- (кип., в разб. H2SO4). 5. BaS2O6 + M2X = M2S2O6 + BaX4- (M = Na, К; X =COf ,SO^). 436. H2S,O6 — ПОЛИТИОНОВЫЕ КИСЛОТЫ Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение HO3S(Sno)SO3H (п = 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. В этанольном растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и восстановителями (активность выше, чем у H2S2O6). Получение смеси НгБлОб (жидкость Ваккенродера) см. 41319 и 414 , отдельных НгБлОб — 4375. 1. H2SnO(i(p) ——> (л - 2)Si + SO2 + H2SO4 (выше 20° С). 2. H2S,O6 (разб.) + Н2О (хол.) = HSnOl + Н3О*, HSnOe + Н2О<=> SBO^" + Н3О\ 3. H2S,O« + 2NaOH = Na2S/IO6 + 2H2O @° С, в этаноле). 4. H2SnO6 + 4NaOH (разб., хол.) = (п - 2)Si + Na2SO3 + ЗН2О + Na2SO4. 5. H2SBO6 (конц.) + S<=> H2Sn+iO6. 6. H2SnO6 + H2O + SO2 = H2Sn ,O6 + H2SO3S @° С, в эфире). 7. H2SnO6 + Fn - 10)HNO3 (конц., гор.) = /iH2SO4 + Fn - IO)NO2 + Bn - 4)H2O 437. K2S,O6 — ПОЛИТИОНАТЫ КАЛИЯ Сульфандисульфонаты калия. В свободном виде выделены при п = 3 ¦*• 6, в растворе существуют гомологи с п > 6. Белые, при умеренном нагревании разлагаются, термически наиболее стоек K2S4O6 (до 500° С). Хорошо раство- растворяются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образу- образуют, кроме K2S5O6 ¦ 1,5НгО. В кислом растворе более устойчив КгБбОб, в щелоч- щелочном растворе — K2S3O6. Реагируют с концентрированными кислотами. Полу- Получение см. 4439~12. K2S3O6: Мг = 270,39; d = 2,33; А, = 18,4B0>. K2S4Os: М,~ 302,45; d=2,29; ks = 23,2B0). K2S5O6: Мт= 334,52; </=2,11(кр.); к, = 24,8B0). K2S6O6; Mr = 366,59. 1. K2SnO,i = K2SO4 + SO2 + (л - 2)S (нагревание). 2. K2SnO6 (разб.) + 12H2O = 2[К(Н2ОN]+ + SnO^, SnOl+ НгО^Ш? HS4O6+ ОН . 229
3. K2S»O6(p) = SO2t + K2SO4 + (и - 2)S4- (кип., в разб. H2SO4). 4. K2S«O6 + Fл - 10)HNO3 (конц., гор.) = K2SO4 + (л - 1)H2SO4 + + Fл - I0)NO2T + B« - 4)H2O. 5. K2S«O6 (насыщ.) + 2HC1O4 (конц.) = 2КС1О44г + H2S»O6 @° С). 6. К?яОт 1COHH(^"U) > K2SO3, K2SO3S, K2S, K2SO4 (кип.). 438. H2SO3(O2) — ПЕРОКСОСЕРНАЯ КИСЛОТА Мононадсерная кислота, кислота Каро. Белая, низкоплавкая. Медленно разла- разлагается при комнатной температуре, быстро — выше температуры плавления. Устойчива в разбавленном растворе на холоду, сильная одноосновная кислота. Разлагается водой при комнатной температуре (медленно) и при нагревании (быстро), нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 43929, 4406. Мг= 114,08; Тпл = 45°С. 1. H2SO3(O2) ——> H2SO4 + О0 (комн.), 2H2SO3(O2) = 2H2SO4 + О2 (выше 47° С). 2. H2SO3(O2) + Н2О = HSO3(O2r + H3O+ @° С). 3. H2SO3(O2) + Н2О (гор.) = H2SO4 + Н2О2. 4. H2SO3(O2) + 2HC1 (конц.) = Cl2t + H2SO4 + Н2О. 5. H2SO3(O2) + NaOH = NaHSO3(O2) + Н2О @° С, в этаноле), 2H2SO3(O2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4Н2О + O2t. 6. 3H2SO3(O2) + 8(NH3 • Н2О) [конц.] = 3(NH4hSO4 + N2T + 11H2O. 7. H2SO3(O2) + 2KE = E2 + K2SO4 + H2O (E = Br, I), 5H2SO3(O2) + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 7H2SO4. 8. H2SO3(O2) + HSO3CI = H2S2O6(O2) + HC1. 439. H2S2O6(O2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше темпера- температуры плавления. Устойчива в концентрированном растворе, разлагается в разбавленном растворе (быстро — в щелочной среде). Сильный окислитель; реагирует (полностью, но медленно) с гидратом аммиака, иодидом калия. Получение см. 424м, 4388, 4406. Мг - 194,14; tm = 65° С (разл.). 1. 2H2S2O6(O2) = 2H2SO4 + 2SO3 + О2 (выше 65° С). 2. H2S2O6(O2) (разб.) + Н2О = H2SO3(O2) + H2SO4 @° С), H2S2O6(O2) (разб.) + 2Н2О = 2H2SO4 + Н2О2 B0—25° С). 3. 2H2S2O6(O2) [конц.] + 4NaOH = Na2S2O6(O2) + NaHSO3(O2) + NaHSO4 + + 3H2O @° С), 2H2S2O6(O2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2SO4 + 6H2O + O2t. 230
4. 3H2S2O6(O2) + 14(NH3 H2O) = 6(NH4JSO4 + N2t + 14H2O. 5. H2S2O6(O2) + 2AgNO3 + 2H2O = (Ag1Ag"l)O24- + 2H2SO4 + 2HNO3. 6. H2S2O6(O2) + 2KI = hi + K2SO4 + H2SO4. 7. 5H2S2O*(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4 (кат. AgNO3). 8. H2S2O6(O2) + 4NaOH + 2M(OHJ = 2MO(OHI + 2Na2SO4 + 4H2O (M = Fe, Co, Ni). 9. H2S2O6(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SO3(O2) [на холоду]. 440. KiSiOt{Oi) — ПЕРОКСОДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложени- разложением, полностью разлагается горячей водой. Кристаллогидратов не образует. Типичный сильный окислитель. Получение см. 54*, 47917. Мг = 270,32; d = 2,477; ks = 4,7<2O), 11,0D0). 1. 2K2S2O6(O2) = 2K2S2O7 + O2 F5— 100° С). 2. 2K2S2O6(O2) + 2Н2О (влага воздуха) ——> 4KHSO4 + О2 (примесь О3). 3. K2S2O6(O2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[К(Н2ОN]+ + S2O6(O2J-, S2O6(O2J" + 2H2O<zr? HSO3(O2)~ + SOj- + H3O+ @° С), S2O6(O2J- + 4H2O<z=+ 2 SOJ-+ H2O2 + 2H3O+ (комн.). 4. 2K2S2O6(O2) + 2Н2О (гор.) = 2K2SO4 + 2H2SO4 + O2t (кат. МпО2). 5. K2S2O6(O2) + 2H2O = K2SO4 + H2SO4 + H2O2 (комн., в разб. H2SO4). 6. K2S2O6(O2) + H2O = H2SO3(O2) + K2SO4 @° С, в разб. H2SO4), K2S2O6(O2) + 2H2SO4 (конц.) = H2S2O6(O2) [конц.] + 2KHSO4 @° C). 7. 2K2S2O6(O2) + 4KOH (гор.) = 4K2SO4 + O2t + 2H2O (кат. MnO2). 8. K2S2O6(O2)(t) + 2БОз(Г) = K2S4Oi2(O2) [над олеумом]. 9. K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = FeKSO4K + K2SO4 (в разб. H2SO4). 10. K2S2O6(O2) + 2HI = hi + K2SO4 + H2SO4 (комн.), 5K2S2O6(O2) + 12KOH + h = IOK2SO4 + 2KIO3 + 6H2O (кип). 11. K2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 = MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4. 12. 3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4K = 2КНСЮ4 + 7H2SO4 + 2K2SO4. 13. K2S2O6(O2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OHK = NaBiO3i + K2SO4 + Na2SO4 + + 3H2O (кип). 14. K2S2O6(O2) + 2KOH + 2M(OHJ = 2MO(OHL + 2K2SO4 + 2H2O (M = Fe, Co, Ni). 441. H2SO3S — ТИОСЕРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких темпера- 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. 41323, 4426. 231
Mr= 114,15. 1. 2H2SO3S = H2S + H2S3O6 (выше -78° С). 2. H2SO3S (разб.) + Н20 = HSO3S~ + Н3О+, HSO3S" + Н2О<=± SO3S2" + Н3О+; рКк = 1,72. 3. H2SO3S(p) = Н2О + S4- + SO2 (в разб. H2SO4). 4. H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2Н2О. 5. H2SO3S + 4Е2 + 5Н2О = 2H2SO4 + 8НЕ (Е = С1, Вг), 2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2HI. 6. H2SO3S«=Z* H2S + SO3 (комн., в эфире). 442. Na2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ НАТРИЯ Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагает- Разлагается кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразо- вания. Получение см. 395'|0, 4145, 4167'8. Мг = 158,11; d= 1,667, 1,715 (кр.); k, = 70,1B0), 229(8О). 1. Na2SO3S = Na2SO3 +S B20—300° С), 4Na2SO3S = 3Na2SO4 + Na2(S5) [до 600° С, примесь других Na2(S»)]. 2. Na2SO3S • 5Н2О = Na2SO3S + 5Н2О A00—110° С). 3. Na2SO3S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + SO3S2~, SO3S2~ + Н2О^==» HSO3S" + ОН"; рКо = 12,28. 4. Na2SO3S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2t + Si + Н2О. 5. Na2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO + H2St + 2NaCl (кип.). 6. Na2SO3S + 2HCl(r) = H2SO3S(»c) + 2NaCl (-80° C). 7. Na2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = Na2SO4 + Sl + 2NO2t + H2O. 8. Na2SO3S(T) + H2O (влага) + С12(г) = 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 + 2SOF2 + 2SO2F2 (-80° С, примесь SF6). 12. 3(Na2SO3S • 5H2O) + O2 = 3Na2SO4 + 2S + H2S + I4H2O F0—120° C), 2Na2SO3S + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2S A20—150° C). 13. 5Na2SO3S + 8NaIO3 + H2O = 9Na2SO4 + H2SO4 + 4I24-. 14. 3Na2SO3S + 4H2O2 (конц.) = 2Na2S3O6>l' + 2NaOH + 3H2O (в этаноле). 15. 2Na2SO3S + H2S2O6(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6. 16. 2Na2SO3S (конц.) + AgE = Na3[Ag(SO3SJ] + NaE (E = Cl, Br, I). 17. 2Na2SO3S + 2H2O злектрол|"> Hzt (катод) + [Na2S2O6 + 2S4-] (анод) + + 2NaOH. 232
443. K2SO3S —ТИОСУЛЬФАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет- растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Восстанови- Восстановитель. Получение см. 4923, 6145, 41889, 4198. Мт = 190,33; d= 2,23; ks = 155,4B0), 312(9О). 1. 4K2SO3S = 3K2SO4 + K2(S5) (выше 430° С). 2. K2SO3S • 1,67Н2О = K2SO3S + 1,67Н2О A80—200° С). 3. K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2ОN]+ + SO3S2, SO3S2- + Н2О<=» HSO3S" + ОН"; рК0 = 12,28. 4. K2SO3S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + SO2t + Si + H2O (комн.), K2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2St + 2KC1 (кип.). 5. K2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = K2SO4 + Si + 2NO2t + Н2О. 6. 2K2SO3S + О2 (воздух) = 2K2SO4 + 2S A20— 150° С). 7. K2SO3S + 5H2O + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ (Е = С1, Вг). 8. 5K2SO3S + 8КЮ3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4I24. 9. 2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 = гКгБзОв^ + Si (-10° С). 10. 2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI. 11. 2K2SO3S + SCb = K2S5O6 + 2КС1 @° С, в конц. НС1). 12. 2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1 @° С, в конц. НС1). 444. (NH4JSO3S — ТИОСУЛЬФАТ АММОНИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном растворе. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. 275Ш, 2865'7. Мг= 148,21; d=l,68; *, = 103,3(|00). 1. (NH4JSO3S > (NH4JSO4, NH3, H2S A50° С, примеси SO2, S). 2. (NH4JSO3S (разб.) ——> (NH4JSO3 + S4-. 3. (NH4JSO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2t + Si + H2O, (NH4JSO3S + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2St + 2NH4C1 (кип.). 4. (NH4JSO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = (NH4JSO4 + S4- + 2NO2t + H2O. 5. (NH4JSO3S + 5H2O + 4E2 = 2H2SO4 + 2NH4E + 6HE (E = Cl, Br), 2(NH4JSO3S (разб.) + I2 = (NH4JS4O6 + 2NH4I. 6. 2(NH4JSO3S(p) + 3SO2 = (NH4JS3O6 + (NH4JS4O6 (комн.). 445. S2F2 — ДИФТОРИД ДИСЕРЫ Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением (—SFJ (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)F2 (устой- (устойчивая форма). Выше 15° С неустойчивая форма переходит в устойчивую. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, шелоча- 233
ми, кислородом. Получение неустойчивой формы см. 41214, устойчивой формы—41214, 450*. А/г= 102,13; d(K) = 1,5<-|00); р = 4,3 г/л (н. у.); (—SFJ: Л,„ = -133°С; /»И„ = +15°С; S(S)F2: *„ =-164,6е С; tm = -10,6е С. 1. 2S2F2 = SF4 + 3S (выше 180° С). 2. 2S2F2 + 2H2O =\SO2 + 3S + 4HF (комн.). 3. S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2Н2О, S2F2 + IOHNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + IONO2 + 2HF + 2Н2О. 4. 2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O. 5. 2S2F2 + 5O2 = SOF4 + 3SO3 B00° С, р, кат. NO2). 446.SF4 —ТЕТРАФТОРИД СЕРЫ Бесцветный газ. Термически устойчив. Растворяется в апротонных органичес- органических растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами. Получе- Получение см. 412™' |3, 445', 4498. Мг= 108,06; d= 1,9191G3); Тщ, =-121,0° С; /«ни = -37° С. 1. 3SF4 = 2SF6 + S F00—650° С). 2. SF4(«) + Н2О (влага воздуха) = 2HF + SOF2. 3. SF4 + 2Н2О = SO2 + 4HF. 4. SF4 + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = H2SO4 + 2NO2t + 4HFt (кип.). 5. SF4 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 4NaF + 3H2O. 6. 2SF4 + O2 = 2SOF4 B00° С, р, кат. NO2). 7. SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCl A50—175° C, p). 8. SF4(«) + BF3 = (SF3+)[BF4], SF4w + CsF = Cs[SF5]. 9. SF4 + 2HFW электрол1") H2t (катод) + SF6t (анод). 447. S2F10 — ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в мень- меньшей степени, чем SFe); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавлен- разбавленными щелочами. Разлагается кипящей водой и концентрированными щелоча- щелочами, реагирует с хлором. Получение см. 4534. Mr =254,11; d=2,08BO); т„л =-60° С; тки„ =+29° С. 1 • S2Fio(r) = 2(«SF5)(r) (радикал) [выше 70° С]. 2. S2F10 + 6H2O ——* SO2t + H2SO4 + 10HF (кип). 3. S2F,0 + 14NaOH (конц.) = Na2SO3 + Na2SO4 + 10NaF + 7H2O (кип.). 4. S2F10 + Cl2 = 2S(C1)F5 B00° C). 234
448. SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ Бесцветный газ. В твердом состоянии легколетучий. При нагревании разлага- разлагается. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Химичес- Химически пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, водородом. Окисляет иодоводород, сероводород и ак- активные металлы. Получение см. 412*, 41515, 4469. М, - 146,05; dw = 1,88И9); р = 6,976 г/л (н. у.); tm = -50,7° С (р); ТсУбл = -63,8° С; к, = 1,47@), 0,55<25). 1. SF6 = S + 3F2 (выше 800° С). 2. SF6 + 4Н2О (пар) = H2SO4 + 6HF (выше 300° С, р). 3. SF6 + 8HI(r) = H2S + 4I2 + 6HF B00° С). 4. SF6 + 3H2S = 6HF + 4S D00° C). 5. SF6 + 8Na = 6NaF + Na2S B70-420° C). 449.SCh —ДИХЛОРИД СЕРЫ Родоначальник гомологического ряда соединений SnCh(n =1-5-8). Темно- красная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизи- стабилизируется добавкой РСЬ. Реакционноактивный; реагирует с водой, кислотами- окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Получение см. 4127 l2, 4506. М, = 102,97; d= 1,621BО); и = -121° С; тки„ = +59,6° С. 1. 2SCh = S2CI2 + Ch (выше 70° С). 2. SCh + 2Н2О = 2НС1 + H2SO2 [точнее, S(OHJ + S(H)O(OH)] @° С, в эфире), 2SCh + 2Н2О = 4НС1 + Si + SO2 (комн.; примеси H2SO3S, НгБлОб, H2SO4). 3. SCh + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2t + 2HC1, SCh + H2SO4 (конц., гор.) = 2SO2 + 2HC1. 4. 2SC12 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + 3H2O. 5. 2SC12« + O2 = 2SC12O (примесь S2ChO5). 6. 2SChw + 4SO3 = 3SO2 + SChO + S2CI2O5. 7. SCl^m) + С1г(ж) = SCU. 8. 3SCh + 4NaF = SF4 + S2Ch + 4NaCl F8-72° С, в ацетонифиле). 9. Процесс удлинения цепи (см. также 4132') 2SCh + H2Sn = Sn+.C12 + 2НС1 (от -20 до -6° С, в жидк. СС14). Примеры: 2SC12 + H2S = S3C12 + 2НС1, 2SCh + H2S2 = S4CI2 + 2HC1, 2SC12 + H2S3 = S5CI2 + 2HC1, 2SC12 + H2S4 = S6Ch + 2HC1. 235
10. SCh + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1 (-5° С, в петролейном эфире). 11. SC12 + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2КС1 @° С, в конц. НС1). 450. S2CI2 — ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ Второй член гомологического ряда соединений SXh (л = 1 + 8). Бесцветная или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии оранжево-желтый, имеет строение (—SC1J с примесью изомера S(S)C12. Пла- Плавится и кипит без разложения. Весьма реакционноспособный; разлагается водой, кислотами, щелочами; реагирует с жидким аммиаком, водородом, серой, сероводородом. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Невод- Неводный растворитель для иода, хлоридов металлов. Получение см. 4127'12, 4491 '*, 4541* Мг= 135,04; d= 1,678<0); 1,688B0); tm = -77° С; 1. S2CI2 = 2S + С!2 (выше 300° С). 2. S2C12 + 2Н2О = H2S2O2 + 2HC1 @° С), 2S2Ch + 2Н2О = 4НС1 + 3S-1 + SO2 (комн., примеси H2SO3S, H2S,O6, H2S), S2CI2 + 2Н2О = H2S + SO2 + 2НС1 (кип.). 3. S2Cb + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2НС1 + 2Н2О, S2C12 + IOHNO3 (конц., гор.) = 2H2SO4 + IONO2 + 2НС1 + 2Н2О. 4. 2S2C12 + 6NaOH (разб., хол.) = 3Si + Na2SO3 + 4NaCl + ЗН2О, S2C12 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SO3 + 2NaCl + 3H2O. 5. 2S2Ch + 5O2 = 2SO2 + 2SO3 + 2C12 C00—500° C). 6. S2Cl2(«) + Cl2(r) = 2SC12 (до 20° С, кат. FeCl3). 7. S2CI2 + 8H2O + 5C12 = 2H2SO4 + 12HC1. 8. S2CI2 + 2KF = 2KC1 + S2F2 [точнее, изомер S(S)F2] A40— 145е? С). 9. S2C12 + 2H2O + 2SO2 = H2S4O6 + 2HC1 @° C). 10. S2Cl2W + SO3 = SO2 + S + SCbO. 11. 2S2CI2 + 2ZnS = 2ZnCl2 + 6S A50—200° C). 12. 3S2CI2 + Na2SO4 = 2SCI2O2 + 2NaCl + 5S (до 300° С). 13. S2CI2 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KC1 @° С, в конц. НС1). 14. 6S2CI2 + 4LiN3 = 3S4N4 + 4УС1 + 4C12 (комн., в бензоле). 15. 6S2CI2 + 16NH3<«) = S4N4 + 8S4 + 12NH4CI [примесь S(C1)N]. 16. Процессы удлинения цепи (см. также 41321). а) S2Cl2(*> + (л - 2)S = SnCl2 (л = 3,4); б) 2S2Cl2(«) + Н25я(ж) = Sn+4C12 + 2HC1 (л = 5-19). Примеры: 2S2C12 + H2S = S5CI2 + 2НС1, 2S2C12 + H2S2 = S6C12 + 2HC1, 2S2C12 + H2S3 = S7CI2 + 2HC1, 2S2C12 + H2S4 = S«C12 + 2HCI; в) «S2Cl2(») + in ~ 2)H2 = 2SnCl2 + 2(n - 2)HC1 (n > 20). 236
17. S2C12 + H2 = 2HC1 + 2S A50° С). 18. S2Cl2(«) + SbCh = (S2C1+) [SbCU], S2Cl2(«) + HgCl2 = (HgCl+) [S2CI3]. 19. 2S2Cl2(«)<l_t S2C1+ + [S2CI3]'. 451. SnCI2 — ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ Оранжево-красная жидкость (смесь SnCl2). В свободном виде выделены SnCh с л = 3 + 8; в смеси существуют S«Ch с я < 100 (при я = 20 + 24 — очень вязкие жидкости, при я > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По химическим свойствам аналогичны S2CI2. Низшие SnCh — исходные вещества в процессе удлинения цепи. Получение см. 4499, 450". S3CI2: Мг= 167,10; d=l,7441<20), S4C12: Mr= 199,17; d= 1,7774BО), S5C12: Mr = 231,24; d= 1,8018B0>, S6C12: Мт = 263,30; d= 1,8219B0), S7C12: М, - 295,37; d = 1,84B0>, S8C12: Mr = 327,43; d= l,85B0). 1. S,C12 = S2CI2 + (я - 2)S (выше 20° С). 2. Процесс удлинения цепи (см. также 4132') 2SnCl2 + H2S, = S3XI2 + 2НС1. 452. SCU —ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реа- Реагирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 449 . Мг = 173,88; т„л = (-30) + (-20)° С. 1. SCU = SC12 + С12 (выше-15° С). 2. SC14 + Н2О (влага воздуха) = SC12O + 2HC1. 3. SCU + 2Н2О = 4НС1 + SO2. 4. SCU + 2HNO3 (конц.) + 2Н2О = H2SO4 + 2N02t + 4HC1. 5. SCU + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + ЗН2О. 6. SCl4(«) + SbCls = (SCI3) [SbCl6]. 453. S(C1)F5 — ПЕНТАФТОРИД-ХЛОРИД СЕРЫ Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения. Реагирует с водой (медлен- (медленно), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается водородом. Получение см. 4467, 4474. Мг= 162,51; d=l,541M0); т„л = -64° С; /ки„ = 19° С. 237
1. S(C1)F5 • 17H2O4- (клатрат)^=> S(Cl)Fs<p) + 17Н2О (на холоду). 2. S(C1)F5 + 4Н2О —1—> НС1 + 5HF + H2SO4. 3. S(C1)F5 + 8NaOH (разб.) = NaCl + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O. 4. 2S(C1)F5 + H2 = S2F10 + 2HC1 (комн., свет ртутной лампы). 454. SChO — ОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ Тионилхлорид. Бесцветная жидкость, выше температуры кипения разлагается. Перегоняется в вакууме при комнатной температуре. Полностью обезвоживает гидратированные хлориды металлов. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами, металлами, жидким HF. Неводный растворитель для неполярных веществ. Получение см. 4127, 44956. Мг = 118,97; d = 1,638B0); /пл = -104,5° С; t*m = +75,6° С. 1. 4SC12O = 2SO2 + ЗС12 + S2Cb (85—440° С). 2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2, 3SC12O + 5Н2О = 6НС1 + 2H2SO4 (разб.) + Si (кип.). 3. SC12O + 2HNO3 (конц.) + Н2О = H2SO4 + 2HC1 + 2NO2t. 4. SCbO + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO3 + 2Н2О. 5. SC12O + 2HBr(r) = SBr2O + 2HC1 @° С). 6. 2SCI2O + 4HI(r) = SO2 + S + HCI + 2I2 (комн.). 7. SC12O<«) + 2HFW = SOF2t + 2HClt (кат. SbCb). 8. SCbO HlS" > S8O (-40° С, в жида. CS2). 9. IOSCI2O + P4S,o = IOS2CI2 + P4O10. 10. 3SC12O + 6A1 = AI2S3 + AI2O3 + 2А1С1з D00—600° C). 11. 6SC12OW + FeCls ¦ 6H2O = 6SO2 + FeCb + 12HC1. 455. SCI2O2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ Сульфурилхлорид. Бесцветная легкоподвижная жидкость, кипит без разложе- разложения. При стоянии желтеет из-за частичного разложения. Гидролизуется водой. Химически активный; реагирует с серной кислотой, щелочами, оксидами ме- металлов, серой, фтором, фторидами металлов, аммиаком. Неводный раствори- растворитель для хлоридов металлов (в том числе тяжелых) и SO3. Получение см. 41517, 4291, 45012. Л/г= 134,97; d=l,667BO); т„л = -54,1°С; tKm = +69,5° С. 1. SCI2O2 = SO2 + СЬ A60—300° С). 2. SCI2O2 + Н2О —1—> HSO3CI + HC1 (комн.), SCI2O2 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO4 (кип.) 3. SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1. 4. SC12O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO4 + 2H2O. 5. 5С12О2(ж) + 2СаО = CaSO4 + CaCl2. 238
6. 2SC12O2(«) + 3S = SC12 + S2CI2 + 2SO2 (кат. AlCb). 7. SCI2O2 + F2 = SO2F2 + Cl2 (комн.) 8. SCI2O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl F0—150° С, р, в сульфолане). 9. SCI2O2 + 2NH3 = S(NH2JO2 + 2HC1 (комн., в СНСЬ). сульфамид 456.S4N4 —ТЕТРАНИТРИД ТЕТРАСЕРЫ Оранжево-желтый, при очень низких температурах — светло-желтый (почти белый), при повышенных температурах — красный. Имеет строение неплоско- неплоского цикла. Устойчив на воздухе, при нагревании в вакууме возгоняется. Плавит- Плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Не реагирует с холодной водой. Химически активный; разлагается горячей водой, концентрированными кислотами, щелочами; реагирует с серой, сильными восстановителями. Получение см. 412'*, 45014'' . М, = 184,29; d = 2.22; tm = 178° С; /«„„ = 185° С. 1. S4N4 = 2S2N2 (80° С, кат. AgF2). «S4N4 = 4(SN). A24—139° С), S4N4 = 4S + 2N2 (выше 200° С). 2. S4N4 + 6Н2О (гор.) = 4NH3T + Si + 3SO2t (примеси H2SnO6, H2SO3S). 3. S4N4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6H2O = 4NH4C1 + Si + 3SO2t, S4N4 + 8HNO3 (конц., гор.) + 4H2O = 4SO2t + 4NO2t + 4NH4NO3. 4. S4N4 + 6NaOH (разб.) + H2O = 4(NH3 H2O) + Si + 3Na2SO3. 5. S4N4 + 4S = 2S4N2 A10°C,p, вжидк. CS2). 6. S4N4 + 24H1 = 4H2S + lOIji + 4NH4I (примесь S). 7. S4N4 +К = K(S4N^) [на холоду, в тетрагидрофуране]. СЕЛЕН 457. Se —СЕЛЕН Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: ус- устойчивая — серый (металлический) ct-Se и неустойчивая — красный P-Se; из- 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 See- Аморфный Se немного растворяется в сероуглероде. Не реагирует с жидкой водой, хлороводородом, иодом. Реагиру- Реагирует с серной кислотой (кроме P-Se), азотной кислотой, щелочами, водородом, галогенами, металлами. Получение см. 460|о> ", 4624'6~8, 4635'8, 464". Мг = 78,96; d = 4,79(а), 4,46(р), 4,28 (аморфн.); TM = 217OC; т„и„ = 685,3° С 1. Se (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SeO2 + 2Н2 A50° С) 239
2. 8Se + 4H2SO4 (конц.. хол.) =(Se^)S3Oio (зел.) + SO2t + 4Н2О, Se + 2H2SO4 (конц.) = SeO24 + 2SO2T + 2H2O (кип.) 3. 3(a-Se) + 4HNO3 (разб., гор.) + Н2О = 3H2SeO3 + 4NOt, P-Se + 4HNO3 (конц.) = H2Se03 + 4NO2t + Н2О. 4. 3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Na2Sc + 3H2O (кип.) 5. Se + 2H°(Mg, разб. НС1) = H2Se (комн.), Se + H2 = H2Se C50- - 450° C). 6. Se + O2 = SeO2 B50° С, кат. NO2). 7. 2Se + 5F2 = SeF6 + SeF4 (комн.) 8. 2Se (суспензия) + Cl2 = Se2Cl2 (в жидк. ССЦ), Se + 2CI2 = SeCl4 (комн.) 9. 3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBr44- (комн., в жидк. CS2). Se (порошок) + 3H2O + 2I2 = H2SeO3 + 4HI B5 30° С). 10. Se + 2M = IVhSe (-40° С, в жидк. NH3; M = Na, К). 11. 3Se + 2AI = Al2Se3 F00 650° С). 12. Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2Se04 + 4H2O. 13. Se + 3KNO3 + 2КОН = K2SeO4 + 3KNO2 + H2O C50-400° C). 14. 3Se + 4C1F3 = 3SeF4 + 2C12 [20° С, примесь Se(Cl)F5]. 15. 5Se + 6BrF5 = 5SeF6 + 3Br2 A00° C). 16. Se + 3F2 + NaCIO =(SeF5+)ClO + NaF (комн.). 17. Se (коллоид) + Na2(Sn) = Na2[SeS2] + (n - 2)Sl (на свету). 18. Se + Na2SO3 (конц., гор.) = Na2SO3Se (селеносульфат натрия). 19. 5(a-Se) + 3H2O + 4HIO3 = 5H2Se03 + 2I21 B0- 30° С), 5(p-Se) + 4НЮ3(Т) = 5SeO2 + 2I2 + 2H2O B00° C). 20. Se + H2O + 2H2SeO4 ——* 3H2SeO3 (комн.), Se + 2H2SeO4 (конц.) = 3SeO24 + 2H2O (выше 100° С). Ы-'s. HF,«, 21. Se EFi > (Sej*)[EFtJ.(Se|<)[EF6b (E = As, Sb). 77° С 1 ЧП° С 22. Se (аморфн.) —— > p-Se(T)————> a-Se(T), „ до 850° С rc ,01 900-1000° С „ > 1500° С с Se«(r) > [Se6(r) + Se^r,] >• Se2(r) > I3UU *¦¦ > Se(r). 458. H2Se — СЕЛЕНОВОДОРОД Бесцветный газ. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, сла- слабая кислота. Медленно разлагается в разбавленном растворе. Реагирует с кислотами-окислителями. Нейтрализуется щелочами. Восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 4575, 4594. М, = 80,98; р = 3,6643 г/л (н. у.); тпл = 65,72° С; /кнп = -41,5°С; v, = 377<4), 270B5). 1. H2Se=H2 + Se (до 300° С). 240
2. H2Se (разб.) + H2O<=^ HSe" + Н3О+; pKK = 3,81, HSe" + H2O^=^ Se2' + Н3О+; рАГк = 11,00. 3. НгБ^р) > Нг + Sei (комн., примесь НгБел). 4. H2Se + 6HNO3 (конц.) = H2SeO3 + 6NO2t + ЗН2О. 5. H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + Н2О, H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H2O. 6. 2H2Se(p) + O2 (воздух) —I—> 2H2O + 2Sel (комн.), 2H2Se + ЗО2 = 2SeO2 + 2НгО (сгорание на воздухе). 7. H2Se (насыщ.) + S —I—> H2S + Se4- (комн.). 8. H2Se(r) + 2Na = Na2Se + H2 A00° C). 9. H2Se + PbO = PbSe + H2O (выше 300° С). 10. 2H2Se + 2CuSO4 = Cu2Se4- + Sei + 2H2SO4 (примесь CuSe). 459. Na2Se —СЕЛЕНИД НАТРИЯ Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гид- (гидролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при кипячении. Образует кристаллогидраты Na2Se-NH2O (я = 4, 5, 9, 10, 16). Не растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель, легко окисляется Ог воздуха. Получение см. 45710, 4585'8, 4631'|0. Mr = 124,94; d = 2,5; tm * 875° С. 1. Na2Se + Н2О (влага) = 2NaOH + H2Se (комн., в отсутствие О2, СО2). 2. Na2Se (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2OL]+ + Se2" (в атмосфере N2), Se2" + Н2О«=> HSe" + ОН'; рК0 = 3,00. 3. Na2Se + Н2О —х—* Na2(Sen), Se, NaOH, H2 (кип.). 4. Na2Se + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2Set. 5. Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2t + 4H2O. 6. Na2Se(p) + (n - l)Se = Na2(Sen) [кип., n = 2 -s- 6]. 7. Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe. 8. 2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Se4 + 4NaOH [примесь Na2(Sen)]. 460. SeO2 —ДИОКСИД СЕЛЕНА Селенолит. Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеОг). В газообразном состо- состоянии зеленовато-желтый. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует с перок- сидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. 4571'2'6' 9l20, 46115'9, 462\ 465s. Mr= 110,96; d= 3,954; tcy6n. = 315° С; Гпл = 340° С (р); *, = 264B2),471F5). 241
1. SeO2 + Н2О = H2SeO3 (комн.) 2. SeO2 + 2NaOH (раэб.) = Na2SeO3 + H2O, SeO2 + M(OHJ = MSeO3 + 2H2O (при нагревании; М = Pb, Ni, Cu). 3. SeO2 + 2HFW = H2[SeO2F2]. 4. SeO2 + 2НС1(Г) = H2[SeCl2O2]T (комн.). 5. SeO2 + 2НС1(Г) = SeChO (в конц. H2SO4, примеси SeCl2, Cl2). 6. SeO2 + 2SC12O = SeCU + 2SO2 G5—90° C). 7. 5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4H2O + 2KBrOj = 5H2SeO4 + Br2 + 2KNO}. 8. SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 (кип. в атмосфере О2), SeO2 + Na2O2 = Na2SeO4 (выше 350° С). 9. SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2 E0—75° C). 10. SeO2 + 2H2S(r) = Se + 2H2O + 2S, SeO2 + 2SO2<r) = Se + 2SO3. 11. SeO2 + N2H4 • H2O (rop.) = Sei + N2t + 3H2O. 12. 2SeO2<r)<=? 2SeO(r) + O2 (выше 1000° С). 461. SeO3 —ТРИОКСИД СЕЛЕНА Белый в твердом, жидком и газообразном состоянии. При слабом нагревании сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жид- жидком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реа- реагирует с водой, щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный окислитель. Получение см. 461', 4658. М, = 126,96; d(»> = 2,75е'|9), Т™ = 118,5° С; тсубп. > 100° С. 1. 4SeO3 = 2(SeO2+)SeO4(T) + О2 A75° С, вак.), 2SeO} = 2SeO2 + О2 (выше 185° С). 2. SeO3 + Н2О = H2SeO4. 3. SeO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + H2O. 4. SeO3 + 2HC1 (конц.) = H2SeO3 + Cl2t F° С). 5. SeO3 + 2НС1(Г) = SeO2 + Cl2 + Н2О (комн.) 6. SeO3 + HFW = HSeO3F. 7. 2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2 (90— 120° C). 8. SeO3 + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O7. 462. НгвеОз — СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе, быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяет- растворяется в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из раствора. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4573'19'20, 4584, 4601, 4614, 464110. Мт = 128,97; d = 3,004; Л™ = 66,5° С. 242
1. H2SeO3 = SeO2 + H2O (выше 70° С или над Р4О|0). 2. H2SeO3 (конц.) + Н2Г)<—> HSeOj+ H3O+, 3. H2SeO3 (разб.) + Н2О<=> HSeOj + Н3О+; рКк = 2,61, HSeOj+ Н2О< > SeOl' + Н3О+; рКк = 8,32. 4. H2SeO3 + 4НС1 (конц.) = Sel + 2С12 + ЗН2О. 5. H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + Н2О, H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Н2О, H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OHN]. 6. H2SeO3 + 4HI = Sel + 2I2I + 3H2O. 7. H2SeO3 + 2H2S = Sel + 2Sl + 3H2O. 8. H2SeO3 + N2H4 ¦ H2O = Se (коллоид) + N2t + 4H2O (кип. в темноте). 9. He2SeO3 + E2 + H2O = H2SeO4 + 2HE (E = Cl, Br), H2SeO3 + H2O2 (конц.) = H2SeO4 + H2O. 10. 5H2SeO3 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5H2SeO4 + 2MnSO4 + 3H2O + + K2SO4. 11. H2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3l + 2HNO3. 12. H2SeO3 + НСЮ4 (безводн.) = Бе(ОН)з (или H3SeOs) + СЮ;. 13. H2SeO3 + H2O эл<агф0ЛИЗ) Н2Т(катод) + H2SeO4 (анод). 463. Na2SeO3 — СЕЛЕНИТ НАТРИЯ Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается в горячей воде, сильных кислотах, реагирует с галогенами, углеродом, водородом. Восстановитель более слабый и окисли- окислитель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. 4602, 4625, 4651. Mr = 172,94; t^ = 710° С (разл.); к, = 60C7), 85(89). 1. 2Na2SeO3 = 2Na2Se + 3O2 (выше 710° С, примесь Na2Se2O5). 2. Na2SeO3 • 5Н2О = Na2SeO3 + 5Н2О D0° С, вак.). 3. Na2SeO3 (конц.) + Н2О «z=» Na2Se2O5 + 2NaOH. 4. Na2SeO3 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2OL]+ + SeOS\ SeOl' + H2O<—* HSeO3 + OH"; pKo = 5,68. 5. Na2SeO3 + 6HC1 (конц.) = 2NaCl + Sel + 2Ch t + 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.) = Sel + 2H2[SnCl6] + 2NaCl + 3H2O. 9. Na2SeO3 + KNO3 = Na2SeO4 + KNO2 C50— 400° C), 2Na2SeO3 + O2 (воздух) = 2Na2SeO4 G00—725° C). 243
10. Na2SeO3 + 3H2 = Na2Se + 3H2O E50— 650° С), 2Na2SeO3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + 3CO2 F00— 700° С). 11. Na2SeO3 + Н2О электРолиз> Hzt (катод) + Na2SeO4 (анод). 464. H2SeO4 — СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к переохлаждению (до +1У С, dw = 2,60A5)). Перегоняется в вакууме без разло- разложения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавлен- разбавленном растворе — сильная кислота. Гидрат H2SeO4 • Н2О имеет ионное строение Н3О+ HSeO^. Нейтрализуется щелочами. Более сильный окислитель, чем серная кислота (даже в умеренно разбавленном растворе), но реагирует медленно. С концентрированной хлороводородной кислотой образует смесь, подобную по окислительной способности «царской водке». Получение см. 4608, 4612, 4629'|3. Мт = 144,97; d = 2,95; ?пл = 62,4° С; к, = 566,6B0), 2757EО). 1. H2SeO4——»SeO3 + H2O (комн., над P4O,0), 2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2 (до 70° С, вак.), 2H2SeO4 = SeO2 + O2 + 2Н2О A60—200° С). 2. H2SeO4 ¦ Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О A40° С, вак). 3. H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4 Н2О < > HSeO^ + Н3О+, HSeO; + Н2О <=> SeO^ + Н3О+; рА:к = 1,66. 4. H2SeO4 (разб.) + 2Н2О =SeO^+2H3O+. 5. H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О, H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О. 6. H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + CO2t + Н2О (М = Na, К). 7. 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О G0— 80° С), 2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O7 + CO2 + 2Н2О A20— 150° С). 8. H2SeO4 + ВаСЬ = 2НС1 + BaSeO4i. 9. 2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O (до 0° С). 10. 2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4>L + H2SeO3 + H2O, 6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4K + 3SeO2 + 6H2O B00° C). 2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O, 4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4J< + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.). 11. 2H2SeO4 (разб.) + 3N2H5C1 = 2Se (коллоид) + 3N2t + 3HC1 + 8H2O, H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O. H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sel + 4H2O. 12. H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4K + H2O. 13. H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) <=+ H2SeO3 + 2C1°+'H2O, H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2t + 2H2O (кип). 244
14. 3H2SeO4 (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeO2 + 2H[AuCl4] + 6H2O (кип.), 2H2SeO4 (конц.) + 6HC1 (конц.) + Pt = 2SeO2 + H2[PtCl6] + 4H2O (кип). 465. Na2SeO4 — СЕЛЕНАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реаги- Реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, во- водородом, углеродом. Получение см. 45712, 4637'9' ", 4645'6'9. Мг = 188,94; d = 3,21; т„л = 730° С (р); к, = 57,2B5), 74,8G5). 1. 2Na2SeO4 = 2Na2SeO3 + O2 E00° С). 2. Na2SeO4 • 10Н2О = Na2SeO4 + 10Н2О B00° С, вак.). 3. Na2SeO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + SeO^ . 4. Na2SeO4 (конц.) + H2SeO4 (конц.) = 2NaHSeO4. 5. Na2SeO4 + 4HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2f + 2NaCl + 2H2O (кип.). 6. Na2SeO4 + 4H2 = Na2Se + 4H2O F00-700° C), Na2SeO4 + 4C (кокс) = Na2Se + 4CO G50-900° C). 7. Na2SeO4 + BaCh = 2NaCl + BaSeO44-. 8. Na2SeO4 + SO3 = NajSO4 + SeO3 A10°C). 466. SeCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается. Реагирует с водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов. Получе- Получение см. 457", 4606. М, = 220,77; d = 3,80; тпл = 305° С (р); тсубл > 196° С. 1. SeCl4(r) = SeCl2(r) + Cl2 B00-300° С, примесь Se), SeCl4<r) = Se + 2СЬ (выше 350° С, примесь SeCh). 2. SeCU + Н2О (влага воздуха) = SeChO + 2HC1. 3. SeCL, + ЗН2О = H2SeO3 + 4НС1. 4. SeCU + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 4NaCl + 3H2O. 5. SeCU + SeO2 = 2SeCl2O F6° С, вак., в конц. H2SO4). 6. SeCU + 4HC1 (конц.) + 2T1NO3 = Sel + 2H[T1C14] + 2HNO3. 7. SeCW) + AlCb = (SeCU)[ A1C14 ]. 8. SeCU + 2HCl(r) = H2[SeCl6]p @° С, в конц. НС1), SeCU + 2MC1 = M2[SeCl6] @° С, в конц. HCl; M = K+, Rb+, Cs+,NHJ). ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ 467. Те —ТЕЛЛУР Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состо- состоянии состоит из молекул Тег и имеет желтую окраску. Не реагирует с водой, 245
хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотами- окислителями и щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами, металлами. Получение см. 4705'6, 4737'", 476 . Mr = 127,60; d = 6,00 + 6,25; tm = 449,8° С; тк„„ = 990° С. 1. Те + 2Н2О (пар) = ТсО2 + 2Н2 A00—160° С). 2. 4Те + 4H2SO4 (конц.) =(Те4;+MзО,о (краен.) + SOj + 4Н2О. 3. 2Те + 8HNO3 (конц.) = 2ТеО24> (краен.) + 8NO2t + 4H2O (кип.). 4. ЗТе + 6NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Na2Te + 3H2O (кип.). 5. Те + 2Н°(А1, разб. НС1) = Н2Те @° С). 6. Те + О2 =TeOi (выше 450° С). 7. Те + 3F2= TeF6 A00— 120° С), Те + 2TeF6 = 3TeF4 B00° С). 8. Те + 2С12 = ТеСЦ A00° С). 9. Те + 2Вг2 —*—¦ ТеВг4 @° С). 10. Те + 212 (влажн.) = Те14 (комн.). 11. Те + 2М = М2Те (-40° С, в жидк. NH3; M = Na, К). 12. ЗТе + 2А1 = А12Те3 (выше 500° С, в атмосфере Аг). 13. Те + 2SC12O = ТеСЦ + SO2 + S (выше 600° С, в атмосфере СО2). 14. Те + ЗН2О2 (конц.) = Н6ТеО6 (кип. в разб. H2SO4), Те + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2H4TeO61 + 2Н2О. 15. 5Те + бНСЮз + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + ЗС12. 16. Те + 2KNO3 = ТеО2 + KNO2 D00—430° С). 17. 5Те + 6BrF5 = 5TeF6 + 3Br2 B0° С). 18. Те + 3F2 + H2SO4 (безводн.) =(TeF5*)HSO4 + HF D0—50° С). 19. Те + 3F2 + 2MF = M2[TeF8] G5° С; М = Rb, Cs). 20. Те (коллоид) + Na2(S») = Na2[TeS3] + (и— 3)Sl. 21. 4Те + 3EF5 =(Tef )[EF6b + EF3 (в жидк. HF; E = As, Sb). 22. 2Te + 2H2O (разб. H2SO4) электролиз) 2Н2Те t (катод) + О21 (анод) [0°C]. 23. 2Те(Ж) = Те2(Г) A000— 1200° С), < * 2Te<r) (выше 1400° С). 468. Н2Те — ТЕЛЛ УРОВОДОРОД Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. При растворении в воде (насыщенный раствор — децимолярный) быстро разлагается; слабая кис- кислота. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами. Очень сильный восста- восстановитель; легко окисляется О2 воздуха в газообразном состоянии и растворе. Получение см. 4675 и, 4694. М, = 129,62; р = 5,81 г/л (н. у.); TM = -51 ° С; /«„„ = -1,8° С; v, = 100@). 246
1. Н2Те(ж) >Н2, Те, Н2Тел (на свету), Н2Те(Г) = Н2 + Те (выше 20° С). 2. НгТв(р) ——> Н2 + Tel (комн., примесь HiTen). 3. Н2Те (разб.) + Н2О <=» НТе~ + Н3О+; р*« = 2,64, НТе~ + Н2О <=» Те2" + Н3О+; рКк = 12,17. 4. Н2Те + 6HNO3 (конц.) = ТеО24 + 6NO21 + 4НгО. 5. Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2Н2О. 6. 2Н2Те + О2 (воздух) = 2НгО + 2Те (комн.), 2Н2Те + ЗОг = 2Н2О + 2ТеО2 (сгорание на воздухе). 7. Н2Те + Н2О2 (разб.) = Те4 + 2Н2О. 469. Na2Te —ТЕЛЛУРИД НАТРИЯ Белый, плавится без разложения. Чувствителен к Ог воздуха. Растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону) и в жидком аммиаке. Полностью разла- разлагается в кипящей воде. Разлагается сильными кислотами, присоединяет теллур. Получение см. 467", 4685. Мг = 173,58; d = 2,90; т„л = 1035° С. 1. Na2Te 9НгО I <—> Na2Te (насыщ.) + 9Н2О (комн., в атмосфере Н2). 2. Na2Te (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2OL]+ + Те2", Те2" + Н2О <=> НТе" + ОН"; рКо = 1,83. 3. Na2Te ° > Na2(Ten), Те, NaOH, H2 (кип.). 4. Na2Te + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2Tet (на холоду). 5. 2Na2Te + 2Н2О + Ог (воздух) = 2Те4- + 4NaOH [примесь Na2(TeB)]. 6. Na2Te + (и- 1)Те = Na2(Te,) (кип., п <, 7). 7. Na2Te + 2AgNO} = Ag2Te4- + 2NaNO3. 470. ТеОг —ДИОКСИД ТЕЛЛУРА Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, мало- малолетучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4671'3 |6, 4733, 4741. Мг = 159,60; d = 5,67; tm = 733° С; ткип = 1257° С. 1. ТеО2(Т) + 2Н2О <=r* TeIV + 4OH"; рПР18'25 = 53,52. 2. 2ТеО2 + 2НС1 (конц.) = Те2С12О3 + Н2О, 2ТеО2 + H2SO4 (конц., хол.) = Te2(SO4)O3 + Н2О. 3. ТеО2 + 2МОН (конц.) = М2ТеО3 + Н2О (М = Na, К). 4. ТеО2 + М2О = М2ТеОз (при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs). 5. ТеО2 + N2H4 H2O = Tei + N2t + 3H2O. 247
6. ТеО2 + С (кокс) = Те + СО2 F00—700° С), ТеО2 + 2Н2 = Те + 2Н2О A000° С). 7. 5ТеО2 + 2KMnO4 + 6HNO3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + 2KNO3 + 2Mn(NO3J. 8. ТеО2 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = №2Н4ТеОб4., ЗТеО2 + 4КОН (конц.) + 4Н2О + 2КО2 = ЗКгШТеО»!. 9. 2ТеОг<г)<=» 2ТеО(г) + О2 (выше 1000° С). 471.ТеОз —ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислота- кислотами и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кис- кислотой, концентрированными щелочами, HF. Слабый окислитель. Получение см. 4741. Мг = 175,60; d= 6,21, 5,075 (аморфн.); к, = 0,05A8). 1. 2ТеО3 = 2ТеО2 + О2 (выше 400° С). 2. ТеОз (аморфн.) + ЗН2О (гор.) ——-> H6TeOfi. 3. ТеОз + 2НС1 (конц.) = Н2ТеО34-+ Cl2t (кип.). 4. ТеОз (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н2О = Na2H4 ТеО61. 5. ТеОз + 3Ag2O = Ag6TeO6 B00° С). 6. ТеОз + 5HFW = H[TeOF5](T) + 2H2O (комн.), ТеОз + 4HFW + MF = MfTeOFs] + 2Н2О (комн., М = Li\ Na+, K+, Rb+, Cs+,NH;). 472. НгТеОз — ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат ТеОг • пН2О, при старении переходит в Н2ТеО3 ¦ Н2О. Реагирует с концентрированными кисло- кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см. 4713, 4733 \ 475". Л/г = 177.61; d=3,05; к, = 5,3 • 10. 1. Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О (выше 40° С). 2. Н2ТеОз + 4НС1 (конц.) = Tel + 2Cl2t + ЗН2О. 3. 2Н2ТеОз + HNO3 (конц., хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О. 4. Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Н2О. 5. Н2ТеО3 + N2H4 ¦ Н2О = Те (коллоид) + Njt + 4Н2О C0—40° С), Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = Tel + 2H2SO4. 6. 5Н2ТеОз + 6HNO3 + 7Н2О + 2К.МпО4 = 5Н6ТеО6 + 2Mn(NO3J+ 2KNO3, Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Na2H4TeO6l + Н2О. 7. Н2ТеО3 + M(NO3J = МТеОз! + 2HNO3 (М = Са, Sr, Ba, Pb). 248
473. Na2TeO3 — ТЕЛЛУРИТ НАТРИЯ Белый, устойчив на воздухе и при нагревании в инертной атмосфере. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, диоксидом углерода в растворе. Проявляет окисли- окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 470 , 4724. Мг = 221,58. 1. Na2TeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2OL]+ + ТеО32", ТеО|+ Н2О <=> HTeOj + ОН; рКо = 3,30. 2. 2Na2TeO3 (конц.) + Н2О <=> Na2Te2O5 + 2NaOH. 3. Na2TeO3 + 2HNO3 (разб.) = H2TeO34- + 2NaNO3 @° С), Na2TeO3 + 2HNO3 (разб., гор.) = ТеО24- + 2NaNO3 + Н2О. 4. Na2TeO3 (разб., хол.) + 2СО2 + 2Н2О = Н2ТеО34 + 2NaHCO3. 5. 2Na2TeO3 + O2 = 2Na2TeO4 D50° С). 6. 2N32TeO3 + 4Na2O2 = 2Na«TeO6 + O2 G00° С), Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 = Na2H4TeO6 4- + 2NaOH (в конц. NaOH). 7. Na2TeO3 + 2Na[Sn(OHK] + 3H2O = Te4- + 2Na2[Sn(OHN] (в конц. NaOH). 8. Na2TeO3 + Cb + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6 4- + 2NaCl. 9. 3Na2TeO3 + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO24- + 3^2Н4ТеОб4- + 2КОН, 3Na2TeO3 + 7H2O + К2СГ2О7 = 3Na2H4 TeO6i + Cr(OHK1 + 2KOH. 10. Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2 C50— 400° C). 11. Na2TeO3 + H2O элек1ролю> Те4- (катод) + O2t (анод) + 2NaOH. 474. НбТеОб— ОРТОТЕЛЛУРОВАЯ КИСЛОТА Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной фор- формулой НгТеО4). Хорошо растворяется в воде (слабая кислота); не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Лишь частично нейтрализуется щело- щелочами. Образует гетерополикислоты. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 467 '5, 4707, 4712, 4763'4. Мг = 229,64; d = 3,07; тпл = 136° С (р); к, = 50,05(ЗО>, 106,4(80). 1. Н6ТеОб = Н2ТеО4 + 2Н2О A40° С, р), НбТеОб = ТеОз + ЗН2О B20—320° С), 2Н6ТеО6 = 2ТеО2 + О2 + ЗН2О D00— 600° С). 2. НбТеОб • 4Н2О(Т) = НбТеОб + 4Н2О (выше 10° С). 3. Н6ТеОб (разб.) + Н2О «=* H5TeOg + Н3О+; рКК = 7,72, H5TeOe + H2O <z=^ H4TeOf + Н3О+; рКк = 10,96, Н4ТеО^+ Н2О ^=> Н3ТеО^+ Н3О+; рКк = 15,00. 249
4. Н6ТеОб + 2НС1 (конц.) = НгТеОз^ + Cl2t + ЗН2О. 5. Н6ТеОб(конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4TeO6l + 2Н2О (кип). НбТеОад + 6NaOH(T) = Na*TeO6 + 6H2O B90—300° С). 6. Н6ТеОб (конц.) + 2КОН (конц.) = K2H4TeO6 + 2Н2О (кип.) 7. 2Н6ТеОб (разб.) + 3(N2H4 Н2О) = 2Те (коллоид) + 3N2T + 15Н2О D0—50° С), НбТеОб (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HCI (конц.) = Tel + 3H2[SnCl6] + 6Н2О. 8. Н6ТеО« (конц.) + 6МО3 = Н6[ТеМбО24] (кип.; М = Mo, W). 475.Na6TeO6— 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 НвТеОв гидроксидом натрия в растворе. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получе- Получение см. 4736, 4745. Мт = 361,53. 1. NaeTeOd • 2Н2О = NasTeOs + 2Н2О (комн., вак., над Р4О,0). 2. Na6TeO« + 4НгО (влага) —L-+ Na2H4TeO6 + 4NaOH. 3. Na6TeO6 (разб.) + 27H2O = 6[Na(H2OL]+ + Н3ТеО^ + ЗОН , Н3ТеО^+ Н2О <=* Н4ТеО^ + ОН"; рКо = -1,00 (см. 4763). 4. Na6TeO6 + 8НС1 (конц.) = Н2ТеОз4- + Cl2t + 6NaCl + ЗН2О. 5. Na6TeO6 + 4H2O = Na2H4TeO64- + 4NaOH (в конц. NaOH). 6. Na6TeO6 + 3Na[Sn(OHK] + 6H2O = Te4- + 3Na2[Sn(OHM] + 3NaOH (комн.). 476. К2Н4ТеОб — ТЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз ло аниону). Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см. 470*. 4746 Мт = 305,82. 1. К2Н4ТеО6 = К2ТеО4 + 2Н2О B75-330° С), 2К2Н4ТеО6 = 2К2ТеО3 + О2 + 4Н2О E00-600° С). 2. К2Н4ТеОб • ЗН2О ——-> К2Н4ТеО6 + ЗН2О (комн., вак). 3. К2Н4ТеО6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)*]+ + Н4ТеО|- , Н4ТеО^ + Н2О <=» H5TeOj+ ОН ; рА:„ = 3,04, Н5ТеОв + Н2О <=? Н6ТеОб + ОН"; рА:о = 6,28. 4. К2Н4ТеОб + 2HNO3 (разб., гор.) = Н6ТеО6 + 2KNO3. 250
5. 2К2Н4ТеО6 + 3(N2H4 • Н2О) = 2Tel + 3N2 f +4KOH + 11Н2О F0—90° С), К2Н4ТеОб + 3K[Sn(OHb] + 2НгО + КОН (конц., хол.) = Те4 + 3K2[Sn(OHN]. 477.ТеС14 —ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-крас- оранжево-красный. Термически устойчивый. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами метал- металлов. Получение см. 467813. Мг = 269,41; d=3,26; т„„ = 224°С; /ки„ = 380оС. 1. ТеСЦ + Н2О (влага воздуха) = ТеСЬО + 2НС1. 2. ТеСЦ + 2Н2О = ТеО21 + 4HC1. 3. ТеСЦ + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCl + ЗН2О. 4. ТеСЦ<«) + А1С13 = (ТеС1з)[А1С14]. 5. ТеСЦ + 2МС1 (конц.) = М2[ТеС1б]1 (М = К+, Rb+, Cs+, TT.NHJ). 6. ТеСЦ + H2S(K) = ТеС12 + 2НС1 + S (-77° С). 478. Ро — ПОЛОНИЙ Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долго- живущий изотоп Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду урана возникает изотоп Ро (период полураспада 138, 38 дня). Не реагирует с водой, гидратом аммиака, азотом. Не образует катионов в растворе. Проявля- Проявляет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелоча- щелочами при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами. Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка висмута нейтро- нейтронами на циклотроне. Мт = 208,982; d=9,32; тпл = 254° С; /««„ = 962° С. 1. Ро + 6НС1 (конц.) = Н2[РоС1б] + 2H2t. 2. Ро + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4J + 2SO2t + 4Н2О, Ро + 8HNO3 (конц.) = Po(NO3L + 4NO2t + 4Н2О. 3. Ро + 2(NaOH ¦ Н2О) = Na2PoO3 + 2Н2 + Н2О D50° С). 4. Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = H2Pot @° С). 5. Ро Ог250'С> РоО^.. 6. Ро + Ег = РоЕ2 A50—200° С; Е = С1, Вг), Ро + 2Е2 = РоЕ4 C00—350° С). 7. Ро + 2H2SO4 (конц.) + 4HI = PoI44- + 2SO2t + 4Н2О. 8. Ро + М = МРо C25—350° С; М = РЬ, Hg). 9. Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2t + 2HjO. 10. ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2A1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OHL]. 11. Ро + 4NaOH (конц.) + 2C12 = PoO(OHJi + 4NaCl + H2O. 12. Ро + 5НС1 (разб.) + N2H5CI = Н2[РоСЦ] + 2NH4C1, Ро + 5HC1 (разб.) + 2H2O2 = Н[Ро(Н2О)СЬ] + 3H2O. 251
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ ФТОР 479. F2 —ДИФТОР Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворя- Растворяется в жидком HF. Сильнейший окислитель; при обычных условиях энергично реагирует с металлами, неметаллами (кроме Не, Ne, Ar), водой, кислотами, щелочами, аммиаком. Образует многочисленные соединения с другими гало- галогенами. Получение см. 34 , 558, 567. Мг = 37,996; (*(«) =1,108Н89); р = 1,696 г/л (н. у.); Тпл = -219, 699° С; ткип = -188,2° С. 1. F2 < * 2F° (выше 800° С или электрич. разряд). 2. F2 + Н2О (лед) = HOF + HF (до 0° С). 3. F2 + Н2О = 2HF + О0 (комн., примесь О3), F2 + /Ю° = OBF2 (и = 1 - 8). 4. 4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2t + 6NaF + ЗН2О + O2t. 5. 2F2 + 4HC1O4 = 4C1O3F + O2t + 2H2O [примесь C1O3(OF)], F2 + HNO3 (безводн.) =(NOJ )OF+ HF (комн.). 6. F2 + H2 = 2HF (от -250° С до комн., в темноте). 7. F2 + O2 = O2F2 (-183° С, электрич. разряд). 8. 5F2 + Е2 = 2EF5 (Е = С1 и Вг, 200° С; Е = I, комн.) 9. 3F2 + S = SF6 (комн.). 10. 3F2 + N2 = 2NF3 (электрич. разряд), 5F2 + 2Р (краен.) = 2PF5 (комн.). П. F2 + Xe = XeF2 D00° С, р). 12. F2 + 2Na = 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3 (комн.). 13. F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2. 14. F2 + 8NH3(r) = N2 + 6NH4F (сгорание NH3 в F2, 130—140° C). 15. 2F2 + SiO2 = SiF4 + O2 (комн.). 16. 2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2 (комн.). 17. F2 + 2KHSO4 = K2S2O6(O2) + 2HF (комн.; примеси KSO3F, KHSO3(O2)]. 480. HF — ФТОРОВОДОРОД Бесцветные жидкость и газ. Термически устойчивый, частично разлагается только при очень высоких температурах. Неограниченно растворяется в воде, слабая кислота; 40%-й раствор называют плавиковой кислотой, разбавленные растворы — фтороводородной кислотой. Гидраты HF ¦ НгО и 2HF • Н2О имеют ионное строение НзО+Р" и НзО+ HFJ. Нейтрализуется щелочами. Жид- Жидкий фтороводород — типичный неводный протонный растворитель. Получе- Получение см. 351, 561, 1162, 1742, 4796. 252
Mr = 20,01; dw = 0,99(l3); p = 1,693 г/л (н. у.); Тш, =-83,36° С; г™ = +19.52° С. 1. HF< * H° + F° (выше 3500° С). 2. HF • H2Oi<=z? HFW + H2O (до -34,5° С), 2HF-H2O44=?2HFfcl0 + H2O (до-78° С). 3. HF (разб.) + Н2О ^=z> F~ + Н3О+; рК„ = 3,18, 2HF + Н2О <=? HF2" + Н3О+; рКк = 2,58, F + HF (конц.) <==> HF2"; lg АГс = 0,6. 4. HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + Н2О, HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + Н2О. 5. 4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2Н2О, 6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2Н2О. 6. HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + H2O2. 7. HFM + 2С1Оз = CIO2F + НСЮ4. 8. 2HFW + EF5 = (H2F+)[EF6] (E = As, Sb), HFW + EF5 + CeHsF+iz^ C6H6F+ + [EF6]'. 9. HFW + НСЮ4 (безводн.) = ClO3Ft + H2O, HFW + H2SO4 (безводн.) <=* HSO3F + H2O. 10. 2HF(*> + HNO3 (безводн.).^ H2NOJ + HFf, 4HFW + HNO3 (безводн.) <=> H3O+ + NOJ + 2HF2". 11. 3HFW<=^ Н2р++НР2-;рАГ,25 = 11,70. 12. HFBW <=>¦ (HFW) (л = 1 + 4- m = 2.6 + 8), (HF)m(r) = wHF(r) (выше 90° С). 13. HF(r) + SO3 = HSO3F C5—45° С). 481. DF —ФТОРИД ДЕЙТЕРИЯ Бесцветные жидкость и газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химическим свойствам аналогичен HF. Получение см. 65> 6, 4255. А/, = 21,01; Тпл = -83,6°С; ткип =+18,36° С. 482. HOF — ФТОРООКСИГЕНАТ@) ВОДОРОДА Бесцветные жидкость и газ (выше 0° С). Весьма летучий, термически неустой- неустойчивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Силь- Сильный окислитель. Получение см. 4792. А/г = 36,01; ТПЛ = -117°С. 253
1. 2HOF = 2HF + О2 (выше 20° С). 2. HOF + Н2О = HF + Н2О2. 3. HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaHO2 + Н2О. 4. HOF + 3KI (конц.) = K[I(IJ] + КОН + KF. ХЛОР 483. CI2—ДИХЛОР Галоген. Желто-зеленый газ, термически устойчивый. При насыщении хлором охлажденной воды образуется твердый клатрат. Хорошо растворяется в воде, в большой степени подвергается дисмутации («хлорная вода»). Растворяется в тетрахлориде углерода, жидких SiCU и TiCU. Плохо растворяется в насыщен- насыщенном растворе NaCl. He реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами. Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Обра- Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 365'|0' ", 574, 484"~' . М, = 70,906; d(T) = 1,9Н02>; dw = 1,557(-35); р = 3,214 г/л (н. у.); tm = -101,03° С; тки„ = -34,1°С; v, = 229,9BО), 68,3(80). 1. С12<=» 2С1 (выше 1500° С). 2. 8С12 46Н2О 4- <=+ 8С12 (насыщ.) + 46Н2О @—9,6° С). 3. С12(г) + яН2О <=> С12 лН2О; Кс = 0,062 (комн.), С12 nH2Oip) ;==? НС1 + НС1О + (и— 1)Н2О; рКс = 3,38. 4. 2С12 + 2Н2О —z—> 4HC1 + О2 (на свету или кип.). 5. С12 + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaCIO + Н2О. 6. ЗС12 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + ЗН2О (кип). 7. СЬ + Нг = 2НС1 (сжигание Нг в СЬ или комн., на свету). Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + С12 = НС1 + С1°. 8. Cl2 Fz ) C1F, CIF3, CIF5 B00—400° С). 9. С12 + Е2 = 2ЕС1 @° С, Е = Вг; комн., Е = I). 10. С12 (влажн.) + 2Na = 2NaCl (комн.), ЗС12 + 2М = 2МС13 (комн., М = Sb; выше 250° С, М = Fe) 11. ЗС12 + 2Р (краен.) = 2РС13 (сжигание Р в С1г). 12. С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + hi, ЗС12 (конц.) + Nal (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NaIO3. 13. СЬ + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2Н2О + О2Т. 14. 2С12 + 2Н2О (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1 E00—600° С), 2С12 + 2С (кокс) + TiO2 = TiCU + 2CO (900° С). 15. С12 + 2AgClO3 (насыщ.). = 2AgCll + O2t + 2C102t, СЬ + 2(NaClO2 3H2O) = 2NaCl + 2C1O21 + 6H2O (комн.). 16. 3C12 + NH4CI (насыщ.) = CbNt + 4HC1 F0—70° C). 17. Cl2 + KC1 (конц.) <=» K[C1(C1J]. 254
18. 2СЬ + Н2О + HgO = HgCUi + 2НС1О @ 5° С), 2Cl2(r) + HgO = HgCl2 + C12O @° С). 484. HCI — ХЛОРОВОДОРОД Бесцветный газ, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 35—36%-й раствор называют соляной кислотой, 20—24%-й и 7—10%-й растворы — концентрированной и разбавленной хлороводородной кислотой. Реагирует с концентрированной азотной кислотой («царская водка»); нейтра- нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счетСГ1) и окисли- окислитель (за счет Н1). Получение см. 363", 4834-г '"¦ ", 4957 Мг = 36,46; dm = 1,187й16'; р = 1,6391 г/л (н. у.); т„„ = -114,0° С; Тки„ = -85,08° С; к, = 72,0<2О), 56,1т. 1. 2НС1 = 2Н° + 2С1° (выше 1500° С). 2. НС1 ¦ Н2О(Т) = НС1(г, + Н2О (-15° С). 3. HCI (разб.) + Н2О = СГ + Н3О+. 4. ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=? (NO)CI + 2С1° + 2Н2О (комн.), 6НС1 (конц.) + 2HNOj (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H2O A00 150° С). 5. НС1 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О. 6. НС1 (разб.) + NH3 Н2О = NH4C1 + Н2О, НС1(г) + NUm = NH4C1(T) (комн.). 7. 4НС1 + О2 = 2Н2О + С12 (до 600° С, кат. СиС12), 2НС1 + F2 = 2HF + СЬ (комн.). 8. 2НС1 (разб.) + М = МС12 + Н2Т (М = Fe, Zn). 9. 2НС1(Г) + Си = СиСЬ + Н2 F00—700° С), 4НС1 (конц.) + 2Си + О2 = 2СиС12 + 2Н2О. 10. 2НС1 (разб.) + СаСОз = СаС12 + СО2Т + Н2О. 11. 4НС1 (конц.) + МпО2 = МпС12 + 2Н2О + Cl2t, 4НС1 (конц.) + РЬО2 = РЬС124- + Cl21 + 2Н2О. 12. 16НС1 (конц.) + 2КМпО4 = 2МпС12 + 5Cl2t + 8Н2О + 2КС1, 14НС1 (конц.) + К2СГ2О7 = 2СгС13 + ЗС12Т + 7Н2О + 2КС1 F0- -80° С). 13. 4HCI (конц.) + Са(СЮJ = 2С12Т + СаС12 + 2Н2О, 6НС1 (конц.) + КСЮз = ЗС12Т + К.С1 + ЗН2О. 14. 2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2С1О2 + С12 (-110° С), 2(НС1 Н2О)(Т) + 2C1OF3W = 6HF + 2СЮ2 + С12 D0° С). 15. 2НС1(р, ЭЛеКТР°ЛИЗ> H2t (катод) + С12Н (анод). 485. DCI — ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес- химическим свойствам аналогичен НС1. Получение см. б5'7'", 4254. М, = 37,47; т„л=-114,7°С; ткип =-84,75° С; А:,(в D2O) = 59<20) 255
486. CI2O — ОКСИД ДИХЛОРА Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагает- разлагается на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окис- окислитель. Получение см. 483. Мг = 86,91; р = 3,89 г/л (н. у.); т„л = -116° С; ткип = +2,2° С; v, = 99а8). 1. 4С12О = ЗС12 + 2С1О2 (выше 20° С или на свету). 2. С12О ¦ Н2О = С12О(Ж) + Н2О (выше -36° С). 3. С12О + Н2О —L-> 2НС1О (комн.). 4. С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaClO + Н2О. 5. ЗСЬО + ЗН2О + 6AgNO5 = 4AgCl4 + 2AgClO3 + 6HNO3. 487. СЮг — ДИОКСИД ХЛОРА Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустой- неустойчив. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно реагирует (на свету). Растворяется в тетрахлориде углерода, безводных серной и уксусной кислотах. Разлагается в горячей воде, концентрированной хлороводородной кислоте, щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 483'5, 4977. Мг = 67,45, р = 3,214 г/л (н. у.); ?пл = -59,5° С; т„ип = +11.0°С; *., = 6,03D). 1. 6С1О2 = 4СЮз + С12 (на свету), 2СЮ2 = С12 + 2О2 D0—70° С). 2. СЮ2 • 6Н2О(Т) = СЮг + 6Н2О (выше 0° С). 3. 2СЮ2 + Н2О (хол.) = НС1О2 + НСЮ? (на свету), 6СЮ2 + ЗН2О (гор.) = НС1 + 5НСЮ3. 4. 2СЮ2 + 8НС1 (конц.) = 5С12 + 4Н2О. 5. СЮ2 + 2NaOH (хол.) = NaClO2 + NaC!O3 + Н2О, 8СЮ2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCl + 5NaClO4 + 4Н2О. 6. 2СЮ2 + Na2CO3 = NaClO2 + NaClO3 + СО21. 7. 2СЮ2 + 10HI (конц.) = 2НС1 + 512-1 + 4Н2О. 8. 2СЮ2 + Н2О2 = 2НС1О2 + О2Т@ °С), 2С1О2 + Na2O2 = 2NaClO2 *¦ О2> 2СЮ2 + Н2О2 + 2NaOH (разб.) = 2NaClO2 + O2t + 2Н2О. 9. 2С1О2 + F2 = 2C1O2F ( 50° С), СЮ2 + О3 = СЮз + О2 A0° С). 10. 4СЮ2 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОНJ = 4NaCIO2 + СаС0.4 + ЗН2О. 11. 2С1О2 + 5H2SO4 (разб.) + IOFeSO4 = 5Fe2(SO4K + 2HCI + 4Н2О. 256
488. СЮз —ТРИОКСИД ХЛОРА Темно-красная жидкость; тяжелая, летучая, маслообразная. Смешивается с тетрахлоридом углерода. Разлагается водой, реагирует со щелочами, жидким HF. Получение см. 4879. М, = 166,90; d = 2,02D); U = 3,5° С. 1. 4СЮ3 —L-> 2СЮ2 + С12 + 4О2 (комн.). 2. 2СЮ3 + НгО = НС1О3 + НСЮ4. 3. 2СЮз + 2NaOH (разб.) = NaClO3 + NaClO4 + Н2О. 4. 2С1О3 + HF(«) = CIO2F + НСЮ4. 5. 489. CI2O7 — ГЕПТАОКСИД ДИХЛОРА Бесцветная тяжелая маслянистая летучая жидкость. Наиболее устойчивый из оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода. Про- Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро). Окислитель. Получение см. 499*. Мх = 182,90; d = 1,86@); tm = -90° С; т«нп = +83° С. 1. 2С12О7 = 2СЬ + 7О2 A20° С). 2. С12О7 + Н2О —z—+ 2НС1О4. 3. CI2O7 + 2NaOH (разб.) =2NaClO4 + Н2О. 4. 5С12О7(ж) + 712 = 712О5 + 5С12. 490. НСЮ — ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 20—25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме, разлагается на свету. Экстрагируется из воды в эфир. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получение см. 4833 |8, 4863, 5062. Мг = 52,46. 1. НСЮ < > НС1 + О0 (на свету или выше 30° С), 2НСЮ<=? Н2О + 2С1° + О° (на свету), НСЮ + 2О° «=? НСЮз (на свету), ЗНСЮ = НСЮз + 2НС1 F0— 80° С). 2. НСЮ (разб.) + Н2О (хол.) <=? СЮ" + Н3О+; рКк = 7,55, 2НС1О (насыщ.) < * СЬО(Р) + НгО (комн., в темноте). 257
3. НСЮ + HCi (конц.) = Cht +HA 4. НаО + NaOH (разб.) = NaCIO + НА НСЮ + NH3 HjO (конц.) = NH4CIO +НгО. 5. НСЮ + 2HI = HCI + h ± + НгО. 6. НСЮ + НтОг = HiO + O2t + HCI. 7. 4HCIO + MnS = MnSO4 + 4HCI. 491. NaCIO —ГИПОХЛОРИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окисли- окислитель. Получение см. 2810, 486*, 4927. М, = 74,44; d = 1,097; tm - 24,5° С (кр); к, = 53,4B0), 129>9W. 1. 3NaCIO = NaClOj + 2NaCI C0— 50° С), 2NaClO = 2NaCl + O2 (выше 70° С). 2. NaCIO 5НгО = NaCIO + 5H2O (комн., вак., над конц. H2SO4). 3. NaCIO (разб.) + 4НгО (хол.) = [Na(H2O)*]+ + СЮ", СЮ" + Н2О <zr? НСЮ + ОН"; рКо = 6,45. 4. 3NaClO (разб., гор.) ——* NaClO3 + 2NaCl, 2NaClO (конц.) = 2NaCl + O2t (кип). 5. NaCIO + 2HC1 (конц.) = Ci21 + NaCl + H2O. 6. 5NaClO + 2NaOH + ]2 = 5NaCI + 2NaIOj + H2O. 492. Са(СЮ)г — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется дсСа(СЮJ x х^Са(ОН)г- гН2О (белильная, или хлорная, известь). Реакционно-активный; полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реаги- реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 11210'". Mr = 142,98; d = 2,35; *, = 27,9°, 33,3B5). 1. Са(С1ОJ = СаСЬ + О2 A80° С). 2. Са(С1ОJ ЗН2О = Са(СЮJ + ЗНгО (до 50° С), 2{Са(СЮJ ЗН2О} = 2Са(ОНJ + 2С12 + О2 + 4НгО (85—90° С). 3. Са(СЮJ (разб.) + 6Н2О (хол.) = [Са(Н2О)б]2++2СЮ" (рН > 7, см. 491^. 4. ЗСа(СЮJ (конц., гор.) = 2СаС12 + Ca(ClOjJ. 5. Са(СЮ)кт) + 4HCI (конц.) = СаС12 + 2CI2t + 2НгО. 6. Са(СЮJ + H2SO4 (конц., гор.) = CaSO44. + 2HClt + O2t. 7. Са(СЮJ + СО2 + НгО = CaCOj4- + 2НСЮ (комн.), Са(СЮJ + Na2CO3 = СаСО34 + 2NaCIO. 258
493. НСЮг — ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцве- (бесцветен). Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно* восстановительные свойства. Получение см. 487*, 504*. Мт = 68,46. 1. 4НС1О2 —*-* HC1 + НСЮз + 2С1О2 + НгО (комн., на свету). 2. 5НС1О2 = 4СЮ2 + НС1 + 2НгО D0° С). 3. НСЮ2 (разб.) + НгО <=? CiOj + Н3О+; рАГ, = 1,97. 4. НСЮг + ЗНС1 (конц.) = 2Cl2t + 2Н2О, НСЮг + 4HI (конц.) = HCI + 2124- + 2Н2О. 5. НСЮг + NaOH (разб., хол.) = NaClO2 + НгО. 6. НСЮг + НСЮ = НС1 + НСЮз. 7. 5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5НС1О3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О. 494. NaCIO2 — ХЛОРИТ НАТРИЯ Белый, при нагревании разлагается. Растворяется в холодной воде, очень мало гидролизуется по аниону. Реагирует с горячей водой, сильными кислотами. Слабый восстановитель, сильный окислитель в кислотной среде. Получение см. 4875.6.8.Ш 4935 М, = 90,44; *., = 64<|7), 122<6О). 1. 3NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl A80—200° С). 2. NaClO2 ЗНгО = NaClO2 + ЗНгО C7,4° С). 3. NaCIO2 (разб.) + 4НгО (хол.) = [^(НгО)*]* + СЮ; , ClOj + НгО <=? НСЮг + ОН"; рК„ = 12,03. 4. NaCIO2 (конц.) = NaCl + O2 (кип.). 5. NaClO2 + 4НС1 (конц.) = 2С12Т + NaCl + 2Н2О. 6. 4NaClO2 + 2H2SO4 (разб.) = 2Na2SO4 + НС1 + НСЮз + 2С1О2Т + Н2О. 7. 2NaCIO2 + С12 = 2СЮ2 + 2NaCl A00—120° С). 8. NaCIO2 + S = NaCl + SO2 B00—250° С). 9. 5NaCIO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2О. 495. НСЮз — ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь- максимальная массовая доля 40%. сильная кислота. При слабом нагревании разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получе- Получение см. 4873, 498*, 5052. Мг = 84,46; d = 1,11 B0%-й раствор); 1,28 D0%-й раствор). 1. бНСЮз (конц.) = 4СЮ2 + С12О7 + ЗН2О D0—60° С), ЗНСЮз (конц.) = НСК>4 + С12Т + 2О2Т + Н2О (кип). 2S9
2. НСЮз (разб.) + Н2О = С103 + Н3О+. 3. НСЮз (конц.) + 5НС1 (конц.) = 3Cl2t + 3H2O (кип.). 4. НСЮз (разб.) + 6HI (разб,) = НС1 + 3124- + ЗН2О, бНСЮз (конц.) + 5HI (конц.) = 3Cl2t + 5НЮ3 + ЗН2О. 5. НСЮз + NaOH (разб.) = NaClO3 + Н2О, НСЮз + NH3 Н2О (разб.) = NH4CIO3 + Н2О. 6. НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮг + Н2О. 7. НСЮз + 6Н° (А1) = НС1 + ЗН2О. 8. 2НСЮз (конц.) + h = Cl2t + 2НЮз. 9. НСЮз + 3SO2 + ЗН2О = НС1 + 3H2SO4, НСЮз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4K + НС1 + ЗН2О. 10. 2НСЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + 3CO2t. 496. L1CIO3 — ХЛОРАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из всех неорганических солей. В растворе гидролизу не подвергается. Сильный окислитель при спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Полу- Получение см. 12'. Л/, = 90,39; d=l,12; /„Л=129°С; к, = 313,5(|8). 1. 4LiClO3 = 3LiClO4 + LiCI B70° С), 2LiClO3 = 2LiCl + 3O2 D00° С или 250° С, кат. МпО2). 2. УСЮз • 0,5Н2О = УСЮз + 0,5Н2О (90° С). 3. иСЮз(разб.) + 4Н2О = [Li(H2OL]+ + СЮ3 (рН 7). 4. УСЮз(т) + 6НС1 (конц.) = LiCI + 3CI2t + ЗН2О. 5. 3LiClO3(T) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2С1О2 + НСЮ4 + Н2О. 6. УС1Оз + Н2О электрол) H2t (катод) + LiClO4 (анод). 497. КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ Бертолетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева- нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогид- Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 498, 578, 4985. М, = 122,55; d = 2,32; Т™ = 357° С; к„ = 7,3(М), 37,6(80). 1. 4КС1Оз = ЗК.С1О4 + КС1 D00° С), 2КС1О3 = 2КС1 + ЗО2 A50— 300° С, кат. МпО2). 2. КСЮз (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОNГ + СЮз (Рн 7)- 3. КСЮз(т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + 3Cl2t + ЗН2О. 4. ЗКСЮз(т) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2СЮ21 + КСЮ4 + Н2О. 5. 2КСЮз + Е2 = 2КЕО3 + С12Т (Е = Вг, I; в гор. разб. HNO3). 6. 2КСЮз + 3S = 2КС1 + 3SO2 (выше 130° С), 260
1 ОКСЮз + 12Р (краен.) = 1ОКС1 + ЗР4О10 (выше 250° С). 7. 2КС1О3 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2ClO2t. 8. КСЮз + Н2О 3J1CKTpoJ"°> H2t (катод) + КСЮ4 (анод). 498. Ва(С1ОзJ — ХЛОРАТ БАРИЯ Белый. При нагревании кристаллогидрат плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте. Окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. По- Получение см. 1331J, 137е. Mr = 304,23; </=3,18(кр.); и(кр.) = 414° С (разл.); *., = 33,81B0), 84,84(80). 1. Ва(СЮ3J Н2О = Ва(С1Оз)г + Н2О A20°С, вак), 4{Ва(СЮз)г • Н2О) = ЗВа(СЮ4J + ВаС12 + 4Н2О (до 250° С), Ва(СЮз)г • Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О (выше 414° С). 2. Ва(СЮ3J + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2С1О; (pH 7). 3. Ва(С1ОэJ + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6Cl2t + 6Н2О. 4. Ва(СЮ3J + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2НСЮ3. 5. Ва(С1ОзJ + 2КЮз = ВаAОз)г4- + 2КСЮ3. 499. НС1О4 — ХЛОРНАЯ КИСЛОТА Бесцветная гигроскопичная легкоподвижная жидкость. Разлагается при уме- умеренном нагревании или при стоянии, чувствительна к примесям. Неограничен- Неограниченно смешивается с водой, сильная кислота. Концентрированные растворы мас- маслообразны. Перегоняется в вакууме G2%-й раствор, тКИп = 111° С). Гидрат HCIO4 • Н2О обладает ионным строением (НзО*)(СЮ^). Нейтрализуется щело- щелочами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентри- концентрированном растворе при нагревании. Получение см. 4892, 495', 5013. Мг= 100,46; d=l,664B0); Т„л = -101оС; tmn = +120,5° С. 1. ЗНСЮ4 (безводн.) —1—> С12О7 + НСЮ4 Н2О 4- @—20° С). 2. НСЮ4 • Н2О(Т) = НС1О4 (безвод.) + Н2О (выше 50° С). 3. НСЮ4 (разб.) + Н2О = СЮ; + Н3О+ 4. НСЮ4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О. НС1О4 (конц., хол.) + КОН (насыщ.) = КС1О44- + Н2О, НС1О4 (разб.) + NH3 Н2О (разб.) = NH4C1O4 + Н2О. 5. 4НСЮ4 + 2F2 = 4C1O3F t + O2t + 2Н2О, 2НС1О4 (конц.) + 4Н2О + h = 2Н5Ю6 + Cl21. 6. НСЮ4 (конц.) + MCI (конц.) = МСЮ4 i + НС1 (М = К, Rb, Cs). 7. HCIO4 (разб.) + 8[Ti(H2ON]Cl3 = 9НС1 + 8ГП(Н2ОL(ОНJ]С12 + 4Н2О. 261
8. 2НСЮ4 (безводн.) + HNO3 (безводн.) =(NOJ)CJO4+ НСЮ4 H2OI (комн.). 9. 4HC1O4 (безводн.) + Р4О10 =2С1гО7 + 4НРО3 (-25° С, в атмосфере Оз), НС1О4 (безводн.) + НзРО4(«)<—» Р(ОН); + СЮ4. 10. 4НСЮ4 (безводн.) + 7С (графит) = 7CO2t + 2Cl2t + 2НгО. 11. НС1О4 (безводн.) + HFW = ClOjFt + H2O. 12. НСЮ4 (безводн.) + H2SO4 (безводн.) <г=* СЮ; + H3SO;. 500. liCK>4 — ПЕРХЛОРАТ ЛИТИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, гидролиза нет. Сильный окислитель при спека- спекании. Получение см. 4961'6. М,= 106,39; d= 2,428; fru, = 236,7°C; к, = 56.12<20), 123,0<80). 1. LiClO4 = LiCl + 2O2 D00—500° С). 2. L1CIO4 3H2O = L1CIO4 +v ЗН2О (90— 150° С). 3. LiCIO4 (разб.) + 4Н2О = [Li(H2OL]+ + СЮ; (рН 7). 4. LiClO4 + 4Zn = LiCl + 4ZnO D50° C). 501. KCIO4 —ПЕРХЛОРАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде (в отличие от NaClO4), гидролиза нет. Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. Получение см. 505, 57 , 4971'8, 4996. Мт = 138,55; d = 2,524; т„„ = 525° С; к.= \ ,68(М), 13,4<8О). 1. КСК>4 = КС1 + 2О2 E50— 620° С). 2. КСЮ4 (разб.) + 6Н2О = [К(НгОN]+ + СЮ; (рН 7). 3. 2КСЮ4 + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HC104t A60° С, вак.). 4. ЗКС1О4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А1гО3 F00—700° С). 5. КСЮцр) + 8ГГКНгО)«]С1з = КС1 + 8HCI + 8[Ti(H2OL (OHJ]C12 + 4Н2О, КСЮЧТ) + 8TiC!3 = KC1 + 6TiCU + 2ТЮ2 D00— 450° С). 502. Mg(ClO4J — ПЕРХЛОРАТ МАГНИЯ Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, жидким аммиаком. Получение см. I047. А/г = 223,20; d=2.21; /„л = 246° С; ks = 99,2W,109,2<50). 1. 4Mg(CIO4J = 2MgO + 2MgCl2 + 2C12 + 15O2 C82—500° C). 262
2. Mg(ClO4b• 6H2O = Mg(ClO4J + 6H2O (до 100°С, вак), 2{MgCClO4J 6HjO} = 2Mg(OHJ + 2С12 + 7О2 + 1 ОНгО A80— 190° С). 3. MgCCIO4J (разб.) + 6H*O = [MgtHjO)*]2* + 2С1О;; [MgCHzOW2* + HjO^ZZ? [Mg(H2O)s(OH)]+ + H,O+; pATK - 11,42. 4. Mg(ClO4J + 2NaOH (разб.) = Mg(OHJ4 + 2NaClO4. 5. Mg(C104J + Ва(СЮ4)г + 6NaOH (насыщ.) = Ba2[Mg(OH)«J 4- + 6NaClO4 (кип.). 503. OF —МОНОФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособ- ный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диок- диоксидом кремния. Получение см. 483s, 504 . М, = 54,45; ё^=\,&т; tM = -155,6°С; tmn = -100,1°С. !. 3C1F = C1F3 + С12 (комн.). 2. CIF + НгО (хол.) = HF + НСЮ, 4C1F + 2НгО (гор.) = 4HF + 2Cl2t + O21. 3. CIF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaClO + НгО. 4. CiF + F2 = CIF3 B00° С). 5. 2C1F + CIO2F = CIOF3 + CI2O @°C). 6. 4C1F + SiO2 = S1F4 + 2CI2 + O2 (комн.). 7. 2C1F(«) + EF5 = (CbF+HEF6] (E = As, Sb), CIF + MF = M[C1F2) A75° C, p; M = K, Rb, Cs). 8. 3C1F(«) «=j' C12F+ [точнее, CKC1F)*] + [CIFJ". 504. CIF3 —ТРИФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер ОгРб). Неограниченно смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фто- фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 4838, 5031'4. Мг = 184,89; <fa = l,866<ie); /„, = -76,31°С; („,„ = +11,76°С. 1. 2C1F3 = Cl2 + 3F2 (выше 300° С). 2. C1F3 + 2НгО (хол.) = 3HF + НСЮ2, 3C1F3 + 6Н2О (гор.) = 9HF + НС1 + 2НСЮ3. 3. 3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCl + 2NaClO3 + 6Н2О. 4. CIF} + F2 = C1F3 C50° С, р), ClFj + С12 = 3C1F A80° С, р). 5. 2C1Fj + OF2 = CIOF3 + CIF5 (комн.), 6CIF3 + 2NaClO3 = ЗСЮгР + 2NaCl + 3CIF5 (комн.). 6. 4C1F3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2C12 + 3O2 (комн.). 7. 4ClF3 + 6NiO = 6NiF2 + 2a2 + 3O2 A00° C), 263
2C1F3 + 3Ag = 3AgF2 + Cl2 A20° C, p). 8. C1F3<*) + MF = M[C1F4] (M = K+, Rb+, Cs+, NO+). C1F3(«) + EF5 = (C1F2+)[EF6] (E = P, As, Sb, Bi). 9. 2C1F3(K) = ChF«<«) <=> C1F2+ + [CIF^. 505. C1F5 —ПЕНТАФТОРИД ХЛОРА Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нагре- нагревании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 4838, 504°. Мг = 130,44; do», = 1,93(-2О); т„„ = -103° С; тк„п = -14° С. 1. 2C1F5 = С12 + 5F2 (выше 250° С). 2. C1F5 + ЗН2О = 5HF + НСЮз. 3. CIF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaClO3 + ЗН2О. 4. 4C1F5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2C12 + 5O2 (комн.). 5. 2C1F5 + 2PtF6 = (ClF6+)[PtF6] + (ClF4+)[PtF6]. 6. CIF5 + KrF2 + AsF5 = (ClF^AsFe] + Kr. 7. 2C1F5(«) <_- CIF4+ + [C1F6]". 506. CI3N — НИТРИД ТРИХЛОРА Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлага- разлагается со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реа- реагирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. 48316. М, = 120,37; d = 1,653B0); / т= -27° С; Тк„„ = +71° С. 1. 2C13N = N2 + 3C12 (90° С). 2. C13N + 4Н2О (хол.) = NH3 • Н2О + ЗНСЮ, 4C13N + 6H2O (гор.) = 4NH3t + 6CI2 + 3O2t 3. 2C13N + 6NaOH (разб., хол.) + 2Н2О = 2(NH3 H2O) + 6NaClO, 2C13N + 6NaOH (разб., гор.) = 2NH3T + 6NaCI + 3O2t. БРОМ 507. Вг2 —ДИБРОМ Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричневый газ. В жидком состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образу- образуется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутст- присутствии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуг- 264
леродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окисли- окислитель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 374'5, 582'4, 5084'8'9, 510^,51134,5123'4. Mr = 159,808; d(x} = 3,12B0); tm = -7,25° С; т,ип = +59,82° С; к, = 3,58(М), 3,45D0). 1. 6Вг2 • 46Н2О4 <=? 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О @—6° С). 2. Вг2(ж) + пН2О <=» Вгг • пН2О(р); Кс = 0,21 B0—40° С), Вг2 •/iH2O(p) <=+ HBr + HBrO + (n-l)H2O; p/C: = 8.14. 3. 2Вг2(р) + 2Н2О = 4HBr + O2t (на свету или кип.). 4. Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + H2O @—5° С), ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O E0—80° С), ЗВг2 + 3Na2CO3 (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2t. 5. 3Br2 + 8(NH3 • Н2О)[разб.] = 6NH4Br + N2t + 8H2O D0—50° С), ЗВГ2 + 10NH3(«) = Br3N • 6NH3i + 3NH4Br (-75° С). 6. Br2 + H2 = 2HBr C50° С, кат. Pt). 7. Br2 + F2 = 2BrF (до 0° С), Br2 + 3F2 = 2BrF3 (-40° С, в жидк. CC13F), Br2 + 5F2 = 2BrF5 B00° С). 8. Br2 + С12 = 2ВгС1 @° С), Вгг + 5С12 + 6Н2О (гор.) = 2НВЮз + 10НС1. 9. Вгг + Ij = 2IBr D5° С, в атмосфере N2). 10. ЗВг2 + 2Р (краен.) + 6Н2О = 2Н2(РНО3) + 6НВг A00—150° С), ЗВг2 + S + 4Н2О = H2SO4 + 6НВг. 11 • Br2(p) + H2S (насыщ.) = 2HBr + Si. 12. Br2 + 2NaI = 2NaBr + hi. 13. 4ВГ2 + 4Н2О + BaS = 838044- + 8HBr, Br2 + SO2 + 2Н2О = 2HBr + H2SO4. 14. 2Br2 + H2O + HgO = 2HBrO + HgBr24- @—5° С), 3Br2 + 5AgBrO3 + ЗН2О = 5AgBrl + 6НВЮ3. 15. Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O, 4Br2 + Na2SO3S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O. 16. Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3. 17. Br2 + CI2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrCl2]. 18. Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(BrJ]. 19. Br2 + 4O3 = Вт2ОЛ (желт.) + 4O2t (-50° С, в жидк. CC13F), ВГ2О4 ——* Br2O, Br3O8? (бел.), Br2, O2 (-40° С, вак.), Br2O4 —I—> Вг2Оз (желт), Вг2, О2 (-4° С, вак). 20. 7Br2 + BrF5 + 5EF5 =5(Br3+)[EF6] (кор.) [-196° С; Е = As, Sb]. 21. Вг2<гМ=* 2Br° (выше 1200° С). 265
508. HBr — БРОМОВОДОРОД Бесцветный термически устойчивый газ. Хороию растворяется в воде, сильная кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентри- концентрированной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисля- окисляется в кислороде. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Полу- Получение см. 351', 3522, 507103. А/г = 80,91; р = 3,6445 г/л (н.у); tm = -«6,91°С; Г«н„ = -66,77° С; к, = 198.20е20*. 130<100>. 1. 2НВг ?=¦ Н2 + Вг2 (выше 1000° С). 2. НВг НАт) = НВг(Г) + НгО (выше -29° С). 3. НВг (разб.) + Н2О = Вг" + Н3О+. 4. 2НВг (конц.) + H2SO« (конц.) = Br2 + SO2 + 2НгО. 5. НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + Н2О, НВг + NH3 НгО (разб.) = NH4Br + НгО. 6. 2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H2t. 7. 4НВг(конц) + O2 —*—* 2Br2 + 2Н2О. 8. 2НВг + С12 = 2НС1 + Вг2) 5НВг (конц.) + НВЮз = ЗВг2 + ЗНгО. 9. 4НВг (конц.) + МпОг = МпВг2 + Вг2 + 2НгО, 2НВг (конц.) + Н2О2 (конц.) = Вг2 + 2Н2О, 14НВг (конц.) + КгСггОад = 2CrBr3 + ЗВг2 + 7НгО + 2КВг F0—80° С). 509. НВгО — БРОМНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая доля 30% (желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме. Подвер- Подвергается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получе- Получение см. 507214, 5152. Мг = 96,91. 1. 5НВЮ —%—> НВЮз + 2Вг2 + 2Н2О (комн.). 2. НВЮ< » НВг + О° (на свету или выше 30° С), 2НВгО ^=* Н2О + 2Вг° + О° (на свету; кат. Pt, Fe), НВгО + 2О°<=? НВЮз (на свету). 3 ЗНВЮ = НВЮз + 2НВг F0—80° С). 4. НВгО (разб.) + НгО <=+ ВЮ" + Н3О+; pfo = 8,69. 5. НВЮ + NaOH (разб.) = NaBrO + НгО. 6. НВЮ (конц.) + НВг (конц.) = Вгг + НгО, НВЮ (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + hi + HjO. 7. НВЮ + НгОг = Н2О + O2t + HBr. 266
510. НВгОз — БРОМНОВАТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, макси- максимальная масс, доля 50%, сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидра- гидратом аммиака. Сильный окислитель; реагирует с диоксидом серы, атомным водородом, серой, углеродом, иодом, бромо- и иодоводородом. Получение см. 5078-14, 5172. Мг= 128,91. 1. 4НВгОз = 2Вг2 + 5О2 + 2Н2О (кип). 2. НВгОз (разб.) + Н2О = ВтО] + НзО+. 3. НВгОз + NaOH (разб.) = NaBrO3 + Н2О, НВгОз + NH3 Н2О (разб.) = NH4B1O3 + Н2О. 4. НВЮз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О. 5. НВЮз (разб.) + 6HI (разб.) = HBr + 3124 + ЗН2О. 6. 2НВЮз (конц.) + 12 = Вг2 + 2НЮз, бНВЮз (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5НЮз + ЗН2О. 7. НВЮз + 6Н°(А1) = НВг + ЗН2О. 8. НВгОз + 3SO2 + ЗН2О = HBr + 3H2SO4, 2НВЮз + Н2О + S = HBr + H2SO4 (кип), 2НВЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2HBr + 3CO2t. 9. НВгОз+H2O + XeF2=HBrO4+2HF + Xet. 51». NaBЮз — БРОМАТ НАТРИЯ Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель, слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом натрия. Получение см. 28м, 376, 5074. М, = 150,89; d = 3,339; тпл = 384° С (разл); *., = 36,4<20), 75,7(80). 1. 2NaBЮз = 2NaBr + 3O2 (выше 384° С). 2. NaBrth + 4Н2О = [№(Н2ОLГ + ВЮ, (рН 7). 3. NaBr-Оз + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + ЗН2О. 4. 2NaBЮз(p) + h (суспензия) = 2NaIO3 + Вг2. 5. 2NaBЮз + ЗС (графит) = 2NaBr + 3CO2 D50- 550° С). 6. NaBi-Оз + 2NH3 = NaBr + N2 + ЗН2О C50—400° С). 7. NaBrOj + F2 = 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O, NaBrO4(p) + H3O+ (катионит) = НВЮ4 + Na+ (катионит) + H2O. 8. NaBЮз + H2O + XeF2 = NaBrO4 + Xet + 2HF. 9. NaBi-Оз + H2O мектР°яиз) H2t (катод) + NaBrtX, (анод). ЪП. КВЮз — БРОМАТ КАЛИЯ Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель, 267
очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом калия. Получение см. 499, 585, 497s, 5141. Mr = 167,00; d = 3,27; tm = 434° С (разл.); ks = 6,87B0), 34,28(80). 1. 2КВгОз = 2КВг + ЗО2 (выше 434° С). 2. КВЮз + 6Н2О = [К(Н2ОN]+ + BrOj (pH 7). 3. КВЮз + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗН2О. 4. 2КВЮз(р) + h (суспензия) = 2КЮ3 + Вг2. 5. 2КВгОз + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2 D00—500° С), КВгОз + 2NH3 = KBr + N2 + 3H2O D50° С). 6. КВЮз + F2 + 2KOH (разб.) = KBrO4 + 2KF + Н2О. КВЮз + Н2О + XeF2 = KBrO4 + Xe + 2HF. 7. 2КВЮз + ВаС12 = Ва(ВЮзJ1 + 2КС1, КВЮз + AgNO3 = AgBri^ + KNO3. 8. КВЮз + Н2О электр0ЛИЗ) H2t (катод) + КВЮ4 (анод). 513. НВгО4 —БРОМНАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь- 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. 5109, 51 Г, 5144. М,= 144,91. 1. 2НВЮ4 (конц.) ——¦ 2НВгОз + О2 (комн.). 2. НВЮ* • 2Н2О4- < * НВтОа (конц.) + 2Н2О (на холоду). 3. НВЮ4 (разб.) + Н2О = BrOi + Н3О+. 4. HBrO4.+ NaOH(pa36.) = NaBrO4 + H2O, НВЮ4 + NH3 ¦ Н2О (разб.) = NH4BrO3 + Н2О. 5. 2НВЮ4 (конц.) + 4Н2О + 12 —1—> 2Н5Ю6 + Вг2. 514. КВгО4 — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий окислитель. Получение см. 5126'*. Мг= 183,00; А:л = 4,4B5). 1. 2КВЮ4 = 2КВЮз + О2 (до 275° С), КВЮ4 = КВг + 2О2 (выше 390° С). 2. КВЮ4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + ВгО; (рН 7). 3. 2КВЮ4 (насыщ.) + 12 (суспензия) ——>• 2КЮ4 + Вг2, 268
КВгО4 (насыщ.) + HI (конц.) ——-* KIO4 + HBr. 4. КВгО4<р) + НзО+ (катионит) = HBK>4 + К+ (катионит) + НгО. 515. BrF — МОНОФТОРИД БРОМА Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособныи; реагирует с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077. Мг = 98,90; т„л = -33° С; т»„„ = +20° С (разл.). 1. 3BrF = BrF3 + Br2 (выше 20° С). 2. BrF + HiO (хол.) = HF + НВЮ, ЗНВЮ «!=> 2НВг + НВЮ3. 3. BrF + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2Вг2 + O2t. 4. BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + Н2О, 3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrO3 + 3H2O. 5. 4BrF + SiO2 = SiF4 + 2Br2 + O2 (комн.). 516. BrF3 —ТРИФТОРИД БРОМА Светло-желтая (в толстом слое — красная) жидкость. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноактивный; энергично разлагается водой, реагирует со щелочами, металлами, оксидами и фторидами металлов и неметаллов. Окисли- Окислитель. Неводный растворитель. Получение см. 5077, 5151. Мг = 136,90; d = 2,843(9); и = 8,8° С; /«„„ = 125,75° С. 1. 3BrF3 + 6Н2О = 9HF + НВг + 2НВгО3. 2. 3BrF3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6H2O. 3. BrF3 + F2 = BrF5 B00° C). 4. BrF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2Br2 + 3O2 (комн.). 5. Ът?Чж) + MF = M[BrF4] (M = K, Rb, Cs, Ag). 6. BrF3(«) + CIF3 = (ClFp[BrF4]. 7. 4BrF3 + 2Au = 2(Aui[BrF6] + Br2 D0° C). 8. BrF3<«) + EF5 =(BrF2+)[EF6] (E = P, As, Sb, Bi). 9. 2BrFj<T) = (BrF2)+[BrF4E) <=?• 2Вт?Нж) <=> BrF2+ + [BrFJ". 517. BrFs — ПЕНТАФТОРИД БРОМА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при сильном нагревании разлага- разлагается. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноспособныи; энергично гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 5077, 51 б3. Мт = 174,89; d = 2,57@); т„„ = -60,5° С; tma = +40,76° С. 1. 2BrF5 = Br2 + 5F2 (выше 460° С). 2. BrF5 + 2Н2О = BrO2F + 4HF @° С), 269
BrF5 + ЗН2О = 5HF + НВгОз (комн.). 3. BrF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBrO3 + 3H2O. 4. 4BrF5 + 5SiO2 = 5SiF< + 2Вг2 + 5О2 (комн.). 5. BrFs(«) + MF = M[BrF6] (M = K, Rb, Cs). 6. BrFs(«) + EF5 = (BrF4+)[EF6] (E = As, Sb). 7. BrF5 + (KrF+)[AsF6] = (BrF6+)[AsF6] + Kr E0— 100° C). 8. 2BrFw <=* BrF; + [BrF6]'. 518. BrCI —МОНОХЛОРИД БРОМА Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада на СЬ и Вгг при 20° С составляет »40%). Более устойчив в холодных растворах хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразо- вания). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. По- Получение см. 5078. Мг = 115,36; /пл = -54° С; ткип = +5,5° С (разл.). 1. 2ВгС1(г) <1=? Вг2(ж) + С12<Г) (выше 5,5° С). 2. BrCI + Н2О = НС1 + НВгО, ЗНВЮ <1=» 2НВг + НВЮ3. 3. ЗВгС1 + 6NaOH (разб.) = 3NaCI + 2NaBr + NaBrO3 + ЗН2О. 4. BrCI + MCI «=> M[BrCl2] (M = K, Cs). ИОД. АСТАТ 519. h —ДИИОД Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо раство- растворяется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с СЬ и Вгг) подверга- подвергается дисмутации. Хорошо растворяется в органических растворителях (с фио- фиолетовым или коричневым окрашиванием), в водных растворах иодидов метал- металлов (за счет комплексообразования, «йодная вода»), жидком SO2. Слабый восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азот- азотной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, серо- сероводородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 384^8 592-4.7-9 483^521'•', 5244, 5253-5, 5608. А/г= 253,808; d=4,93; /„„=113,5° С; /к„„ = 184,35° С; ks = 0,029<20), 0,22(8О). • I • I2(T) + Н2О <=> HI + НЮ; рКс = 15,59, Ь + НЮ = 12 НЮ (или 12 ЮН)(р). 2. 3I2 + 10HNO3 (разб.) = 6НЮз + lONOt + 2H2O (кип.), I2 + 10HNO3 (конц., гор.) = 2НЮ3 + 10NO2t + 4Н2О. 270
3. ЗЬ + 2HNO, (конц.) + 6НС1 (конц.) = 6IC1 + 2NOt + 4H2O F0—80° С). 4. Ь + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + Н2О @° С), 3NaIO<P) = 2NaI + NaJOj (комн.). 5. ЗЬ + 6NaOH (гор.) = 5NaI + NalOj + ЗНгО. 6. ЗЬ + 4(NHj HjO) = bNi + 3NH4I + 4H2O. 7. I2 + H2 = 2HI E00° С, кат. Pt). 8. Ь (суспензия) + 3Fj = 2IFj4 (-45° С, в жидк. CCI3F), Ь + 5F2 = 2IF5 (комн.), Ь (суспензия) + IF3 = 3IF-J- М0° С, в жидк. CC13F). 9. Ь + Е2 = 2IE (комн., Ё = С1; 45° С, Е = Вг), 12 + ЗСЬ = ItCI* (-78° С). 10. Ь + 5Е2 + 6НгО (гор.) = 2Н1Оз + ЮНЕ (Е = С1, Вг). 11. 2Ь + 9О2 = 1(Юз)з + Юг E0—60° С), Ь + 5Оз + НгО = 2НЮз + 5О2 (комн.). 12. 5Ь + 2Р (краен.) + 8HjO = 2Н3Ю4 + 10HI A50—200° С). 13. Ь + 2Na = 2NaI (выше 100° С), ЗЬ + 2А1 = 2А1Ь (комн., кат. Н2О). 14. Ь+Kl (конц.) =^1AJ^). 15. Ь + 2НЕОз = 2НЮз + Е2 (Е = О, Вг), Ь + 2НЕО4 (конц.) + 4НгО = 2HSIO6 + E2. 16. 7Ь + 5С12О7(Ж) = 7»2О5 + 5С1г. 17. 2Ь (суспензия) + НгО + HgO = 2HIO + Hgbi (ft 2° С). 18. Ь + 7KrF2 - 2IF7 + 7Кг (комн.), Ь + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O, Ь + 5H2O2 (конц., гор.) = 2НЮз + 4Н2О. 19. Ь (суспензия) + H*S (насыщ.) = 2HI + S4-, Ь + SO2 + 2HjO = 2HI + H2SO4> I2 + 2Na2SO3S(p) = 2Nal + Na2S4O6. 20. Ь + Н(РНгО2) + НгО * Нг(РНОэ) + 2HI. 21. Ь + 3F2 + 2MF = 2M[IF4] (M = К, Rb, Cs). 22. l2 + СЬ + 2МС1 (конц.) = 2М[1С12} (кип., М = К, Rb, Cs), Ь + Вг2 + 2МВг (конц.) = 2M[IBr2] (M = К, Cs). 23. 2Ь + 3ijO5 + J0H2SO4 (конц.) = 10(IO+)HSO4 (желт.L + 5Н2О. 24. 312(ж)<=г* Ц + [1№, Ь<гL=Г» 21* (выше 900° С). 520. HI — ИОДОВОДОРОД Бесцветный газ, при умеренном нагревании частично разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кислота; 57—70%-й раствор называют концент- концентрированной иодоводородной кислотой. Растворяется в холодном этаноле (сла- (слабый электролит). В растворе окисляется на воздухе (для стабилизации добав- добавляют красный фосфор). Реагирует с концентрированной серной кислотой, 271
щелочами. Переводит в раствор серебро и ртуть. Типичный восстановитель (за счет Г1). Получение см. 3532, 5197'h-". Mt = 127,91; р = 5,7891 г/л (н.у.); т„л = -50,9° С; 1. 2HI <=» Н2 + h (выше 200° С). 2. HI • 4Н2О(т) = Н1(Ж) + 4Н2О (выше -37° С). 3. HI (разб.) + Н2О =Г + Н3О+. 4. 14Н1 (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = 7I2 + H2S + Si + 8H2O. 5. HI (разб.) + NaOH (разб.) = Nal + Н2О. 6. 6HI(p) + Ог (воздух) <" * 2Н[1A)г] + 2Н2О (комн., в темноте), 4Н1(р) + О2 (воздух) = 2124- + 2Н2О (на свету, кат. Си). 7. 2Н1(Г) + S = 12 + HiS E00° С). 8. 4HI (конц.) + 2Ag = 2H[AgI2] + H2t, 4HI (конц.) + Hg = H2[Hgl4] + H2t. 9. 2HI + Ct2 (разб.) = h + 2HC1 (комн.), HI + 3CI2 (насыщ.) + 3H2O (гор.) = HIO3 + 6HC1. 10. 2HI + HEO = HE + hi + H2O (E = Cl, Br). 11. 6HI (разб.) + НЕОз (разб.) = HE + 3124- + 3H2O (E = Cl, Br), 5HI (конц.) + бНЕОз (конц.) = 5HIO3 + ЗЕ2 + ЗН2О. 12. 5HI (конц.) + НЮз = 3hi + ЗН2О (комн.). 13. 2HI + NO2 = hi + NOt + Н2О. 14. 2HI (разб.) + Fe2(SO4K = 2FeSO4 + hi + H2SO4, I4HI (конц.) + К2Сг207(т) = 2CrI3 + hi + 7H2O + 2K[I(IJ], 4HI (конц.) + MnO2 = Mnl2 + h>l< + 2H2O. 521.I2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИИОДА Белый, темнеет на свету из-за частичного разложения, очень гигроскопичный. Наиболее устойчивый из оксидов всех галогенов. Растворяется в жидком HF. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой (образует сильнокислотный раствор), щелочами. Легко фторируется, количественно восстанавливается монооксидом углерода. Получение см. 51916, 5231, 530s. Mr = 333,80; d = 4,799; tm * 300° С (разл.); к, = 253,4B0), 360,8(80). 1. 212О5 = 212 + 5О2 C00—500° С). 2. 12О5 + Н2О= 2НЮ3. 3. I2O5 + 2H2SO4 (безводн.) = 2 (IOJ)HSO4 + Н2О. 4. I2O5 + 2NaOH (разб.) = 2NaIO3 + Н2О. 5. 2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2 @° С, в жидк. HF), 2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2 A10° С; примеси IF5, IOF3). 6. I2O5 + 5СО = 5СО2 + 12 (комн.). 7. 12О5 + 10НС1 (конц.) + 2КС1 = 2К[1СЦ] + 2Cl2t + 5Н2О. 272
522. НЮ — ИОДНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашен- окрашенном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом. Очень неустойчива. Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание ЮН - гидроксид иодаA); основные свойства в растворе преобладают. Разла- Разлагается щелочами. Получение см. 51917. 5322, 5342. Мг= 143,91. 1. 5Н1О——* НЮз + 2124- + 2Н2О (комн.). 2. НЮ + Н2О <=? Ю + Н3О+; рЛ:к = 10,64, ЮН + Н2О < » Г Н2О? + ОН ; рА"о = 9,52. 3. НЮ + 12 = h ¦ НЮ (или Ь ЮН)(Р), Ь ЮН < > Ij + OH". 4. НЮ + Н3О+ <=> Н2О + Г • Н2О? (в разб. НС1О4). 5. ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2NaI + NaIO3 + ЗН2О. 523. НЮз — ЙОДНОВАТАЯ КИСЛОТА Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кис- кислота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, сероуглероде. Ней- Нейтрализуется щелочами. Окислитель; реагирует с концентрированными хлоро- хлороводородной и иодоводородной кислотами. Окисляется электролитически. По- Получение см. 5192 '"¦'*, 5212, 52656, 53O2. М,- 175,91; d= 4,629; тПл = 110° С (разд.); ks = 286(О), 309,4BО), 472.2<80). 1. ЗНЮз = Н13О8 + Н2О (ПО—120° С), 2НЮз = ЬО5 + Н2О B40—250° С). 2. НЮз (разб.) + Н2О = Ю-, + Н,О~ 3. 2НЮз (конц.) + I0HCI (конц., хол.) = l2i + 5CI2t + 6H2O, НЮз + 5HI (конц.) = 3121 + ЗН2О (комн.). 4. НЮз + NaOH (разб.) = NalO3 + Н2О. 2НЮз (разб.) + (IO+JSO4 = 2(Ю+)Ю3 >1-(желт.) + H2SO4 (комн.). 6. 2НЮ? + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I24- + Н2О, 2НЮз + 5H2SO4 + IOFeSO4 = 5Fe2(SO4K + lA + 6H2O. 7. НЮз + 3H2O эде"тр°"из> H2t (катод) + Н5Ю6 (анод). 524. NalO3 — ИОДАТ НАТРИЯ Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. 28'", 3810, 5194'5' '*, 52I4. 273
М, = 197,89; d = 4,277; tm = 422° С; к, = 9,5<25), 26,6(80). 1. 2NaIO3 = 2NaI + 3O2 (выше 500° С), 2. NaIO3 Н2О = NalOj + Н2О (80—100° С, вак). 3. NaIO3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + Ю3 (рН 7). 4. 2NaIO3<T) + 12НС1 (конц.) = 124- + 5Cl2t + 2NaCl + 6Н2О. 5. NaIO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I24- + ЗН2О + 3Na2SO4. 6. NaIO3 + ЗН2О2 = Nal + 3O2t + 3H2O (в разб. HNO3). 7. NaIO3 + H^O + 2Fe = Nal + 2FeO(OHL- (кип, на воздухе). 8. NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = NasIOei + 2NaCl + 3H2O (кип.), NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O«(O2) = Naj^IOei + K2SO4 + Na2SO4 + + H2O (кип.). 9. NaIO3 (конц.) + MNO3 (конц.) = MIO34- + NaNO3 (M = K, Rb, Cs, Ag). 10. NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2O электРолш) н2Т (катод) + + №зН2Юб4" (анод). NaIO3 + Н2О элеКтр°ЛИЗ> H2t (катод) + NaIO4 (анод) (в разб. HNO3). 525.КЮЗ —ИОДАТ КАЛИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮз • НЮ3. Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см. 595", 44010, 4975, 529'. Мг = 214,00; d = 3,93; tm = 560° (разл.); /t, = 8,1<20), 24,5<80). 1. 2КЮз = 2KI + ЗО2 E60—650° С). 2. КЮз (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + IOJ (рН 7). 3. 2КЮз + 12НС1 (конц.) = 124- + 5CI2t + 6Н2О + 2КС1. 4. КЮз + 3H2SO4 (разб.) + 5KI = 3l2i + ЗН2О + 3K2SO4. 5. КЮз + ЗН2О2 = KI + ЗО2Т + ЗН2О (в разб. HNO3). 6. 2КЮз + 6КОН (конц.) + 2С12 = K4H2l2O,0 + 4КС1 + 2Н2О, K4H2l2Ol0 + 2HNO3 (разб.) = 2КЮ44- + 2KNO3 + 2Н2О. 7. КЮз + 2КОН (конц.) + K2S2O6(O2) = КЮЛ + 2K2SO4 + Н2О. 8. КЮз + Н2О элсктролиз> H2t (катод) + КЮ44- (анод) [в разб. HNO3]. 526. H5IO6 — ОРТОИОДНАЯ КИСЛОТА Белая, гигроскопичная. При нагревании в вакууме переходит, в частности, в метаиодную кислоту НЮ4. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется разбавленными щелочами не полностью. Проявляет окисли- окислительные свойства. Получение см. 5I915, 5237, 5272, 528s, 53I2. Мг = 227,94; 1„„ = 122° С (разл.). 274
1. 2Н5Юб = Н4ЬО9 + ЗН2О (80° С, вак), Н5Ю6 = НЮ4 + 2Н2О A00° С, вак), 4Н5Юб= 2(IOJ)IO4 + O2+ IOH2O A17°С, вак), 2Н5Юб = ЬО5 + 5Н2О + О2 (выше 122° С). 2. Н5Ю6 (разб.) + Н2О<=» H4IOj + НзО+; рА"к = 1,55, Н4Ю'6 + Н2О <!=+ H3IO|~ + Н3О+; рК* = 8,27, HjIO^ + Н2О <=> Н2К#" + НзО+; рКк = 14,98. 3. Н5Юб (разб.) + 3NaOH (разб.) = №зН21О61 + ЗН2О. 4. Н5Ю6 + 2NO2 = НЮз + 2HNO3 + Н2О. 5. 5Н5Ю6 + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 5НЮ3 + 2H2SO4 + 7Н2О. 6. Н5Ю«(т) + H2SO4 (95%) = [1(OHN]HSO4 (комн.). 527. Na3H2IO6 — ДИГИДРООРТОПЕРИОДАТ НАТРИЯ Белый, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристал- кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами. Окислитель. Получение см. 2812, 386, 5248'|0, 5263. М, = 293,88; tm= 200° С (разл.); к, = 0,15B5). 1. 2Na3H2IO6 = 2NaIO3 + 4NaOH + О2 B00—250° С). 2. Na3H2lO6 + 2HNO3 (конц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3 @—10° С), Na3H2lO6 + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2H2O (комн.), Na3H2lO6 + 3HNO3 (конц.) = Н5Ю6 + 3NaNO3 F0—70° С). 3. Na3H2lO6 (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = Na5IO64- + 2Н2О. 4. 5Na3H2lO6 + 3H2SO4 (конц.) + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 5Na2SO4 + + 7H2O (80° C). 5. 2Na3H2lO6 + 3Ba(NO3J = Ba3(H2IO6J + 6NaNO3 (в разб. HNO3). 6. Na3H2lO6 + 3AgNO3 = АязЮз^ + 2NaNO3 + HNO3 + H2O. 528. NalO4 — МЕТАПЕРИОДАТ НАТРИЯ Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кис- кислотами, щелочами. Окислитель. Получение см. 52410, 5272. М, = 213,89; d - 3,865; тпл = 300° С (разл.); к, = 10,2BО), 38,8E0). 1. 2NaIO4 = 2NaIO3 + O2 C00—325° С). 2. NaIO4 ЗН2О = NaIO4 + 3H2O A10° С, вак.), 2{NaIO4 • ЗН2О} = 2NaIO3 + O2 + 6Н2О A75° С). 3. NaIO4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH4IO6 • H2Ol @— 10° С). 4. NaIO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2OL]+ + IO4 , Ю; + ЗН2О<=? Н3Ю^+ Н3О+; рКс¦ = 9,73 (комн.), 275
IO; + 2H2O ^=* H4IOi; Kc = 0,035 @—10° C). 5. NaIO4 + HNO3 (конц.) + 2H2O = H5IO6 + NaNO3 (кип.). 6. NaIO4 + 2NaOH (разб.) = NajHjIOei. 7. 5NaIO4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4 (в разб. HNO3). 8. NaIO4 (насыщ.) + MNO3 (конц.) = MIO41 + NaNOj (M = K, Rb, Cs). 9. NaIO4 + 2Na2O = Na5IO6 C50—500° C). 529. KIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ КАЛИЯ Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточ- избыточным давлением Ог. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образу- образует. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. 5I43, 525*~~8. М, = 230,00; d= 3,618; и = 582° С (р)\ к, = 0,42B0), 4,44(80). 1. 2КЮ4 = 2КЮ3 + О2 B90° С). 2. КЮ4 + HNO3 (конц.) + 2Н2О = Н5Ю6 + KNO3 (кип). 3. 2КЮ4(т) + 2КОН (конц.) = К4Н212Ою(р). 4. 5KIO4 + ЗНгО + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 4КЮ3 + 2H2SO4 (в разб. HNO3). 530. IF5 — ПЕНТАФТОРИД ИОДА Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Реакционноактивный; гидролизуется водой; реагирует со щелоча- щелочами, фтором, диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получе- Получение см. 5177, 5198, 53114. Л/г = 221,89; d=3,231(I5), Тш, = 9,421°С; ткип = 104,48° С. 1. 21F5 = 12 + 5F2 (выше 400° С). 2. IF5 + ЗН2О = 5HF + НЮ3. 3. 1F5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaIO3 + ЗН2О. 4. IF5 + F2 = 1F7 B70—300° С). 5. 4IF5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2I2O5 A50—175° C). 6. 3IF5M + 4(OJ)[AuF6] = 3(IF6*)[AuF6] + 4O2T + AuFj. 7. IFs(«) + MF = M[IF6] (M = K, Rb, Cs), IFsw + EF5 = (IF4+)[EF6] (E = As, Sb). 8. 2IFsm <=* IF4+ + pF,r. 531. IF? — ГЕПТАФТОРИД ИОДА Бесцветные жидкость и газ. В твердом состоянии легко сублимируется при нормальном давлении. Гидролизуется водой. Реакционноспособный; реагиру- реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами неметаллов. Получение см. 51918, 530". 276
Мг = 259,89; ф& = 2,8F'4); гга = 6,4° С (р). 1. IF7 = IF5 + F2 C50° С), 2IF7 = \г + 1?г E30° С). 2. IF7 + 6Н2О = Н5Ю« + 7HF. 3. IF7 + lONaOH (разб.) = Na3H2lO6 + 7NaF + 4Н2О. 4. 2IF7 + SiO2 = SiF4 + 2IOF5 (комн.). 5. IF7W + EF5=(IF6+)[EF6] (E = As, Sb). 532. IC1 — МОНОХЛОРИД ИОДА Темно-красный, низкоплавкий, при кипении разлагается. Имеет ионное стро- строение 1+[1СЬ] . Реагирует с водой, концентрированными кислотами, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Получение см. 5193'9, 5331. М, = 162,36; d= 3,1822; tm = 27,19° С; !«„„ = 97,4° С (разл.). 1. 2IC1 = 12 + СЬ (выше 97,4° С). 2. IC1 + Н2О (хол.) = НС1 + НЮ, 51С1 + ЗН2О (гор.) = 5НС1 + НЮз + 2124. 3. IC1 + НС1 (конц.) = Н[1С12]. 4. 1С1 + 2H2SO4 (конц.) = НЮз + НС1 + 2SO2 + H2O (кип). 5. 3ICI + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О. 6. 1С1(Ж) + MCI = М[1С1г] (М = К, Rb, Cs). 7. 121С1(Ж) «==> 3I3C1J {точнее, [1AС1J]+} + 3[1СЬГ. 61С1М<=>- ЬС16+212. 533. hCle — ГЕКСАХЛОРИД ДИИОДА Оранжево-желтый, летучий, при кипении разлагается. Хорошо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами щелочных металлов. Сильный окислитель. Получение см. 5199,5327. Мг = 466,53; d= 3,203; Тщ, = 101° С (р); ткип = 64° С (разл.). !. bCU = 2IC1 + 2С12 F4—77° С). 2. 12С16 + ЗН2О (хол.) = 4НС1 + Н[1С12] + НЮ3 (в разб. НС1), 512С16 + 18Н2О (гор.) = 30НС1 + 6НЮ, + 2121. 3. 12С16 + 2НС1 (конц.) + 8Н2О = 2{Н[1СЦ] 4Н2О}4 @° С). 4. 312С16 + 24NaOH (конц., гор.) = 18NaCl + 2NaI + 4NaIO3 + i 2H2O. 5. 3I2C16 + 4S + 16Н2О = 4H2SO4 + 6HI + 18НС1. 6. ВДбою + 2МС1 = 2M[ICU] (M = Na, К). 7. 12С16(ж)<=? 1С1!+[1С14Г 534. IBr — МОНОБРОМИД ИОДА Черно-коричневый, частично разлагается при плавлении (степень распада составляет »8%), выше температуры кипения разлагается полностью. Реагиру- 277
ет с водой, концентрированными кислотами, щелочами, бромидами щелочных металлов. Получение см. S199. А/г = 206,81; d= 4,416; тПл = 40,5°С; /к„„ = 116°С (разл.). 1. 21Вг(Ж) <~~~+ Ь(т) + Вг2(ж) (выше 40,5° С), 21ВГ(Г) = 1г(Ж) + ВтцГ) (выше 116° С). 2. 1Вг + Н2О (хол.) = НВг + НЮ, 51Вг + ЗН2О (гор.) = 5НВг + НЮз + 2I2i. 3. 2IBr + 5H2SO4 (конц.) = 2НЮз + Вг2 + 5SO2 + 4H2O (кип.). 4. 31Вг + 6NaOH (разб.) = 3NaBr + 2NaI + NaIO3 + ЗН2О. 5. 1ВГ(») + MBr = M[IBr2] (M = К, Cs). 6. 3lBrw<=> I2Br+[точнее, ЦШг)*] + [1Вг2Г. 535. UN — 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. 5196. М, = 394,72. 1. I3N «NH34 + nH2O <=^ I3N (насыщ.) + n(NH3 • Н2О) [комн.], 2(I3N • nNH3) = 312 + N2 +nNH3 (выше 20° С или при трении). 2. 5I3N + 9Н2О (гор.) = 3NH4IO3 + 6I24- + 2NH3t. 3. 2I3N + 13H2SO4 (конц.) = 6НЮз + (NH4JSO4 + 12SO2t + 6Н2О. 4. I3N + 3NaOH (разб.) + Н2О = NH3 H2O + 2NaI + NaIO3. 536. At — АСТАТ Галоген. Серый с металлическим блеском, летучий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 2l0At (период полураспада 8,1 ч). Не растворяется в воде и не реагирует с ней. Растворяется в тетрахлориде углерода. Реагирует с кислотами-окислителями, типичными восстановителями и окислителями. По- Получение — бомбардировка висмута а-частицами или тория протонами на ядер- ядерном ускорителе. Мг = 209,987; т„„ = 244° С; тк„„ = 309° С. 1. At + Н° (Zn, конц. НС1) = HAtt, 2At + 2H2O + SO2 = 2HAt + H2SO4. 2. 2At + 3NaOH + Na[Sn(OHK] = 2NaAt + Na2[Sn(OHM], NaAt + 2AgNO3 + Nal = {Agl + AgAt}-!- + 2NaNO3. соосаждение 3. 2At + Вг2(ж) = 2AtBr(T), 2At + I2 = 2AtI (до 200° С), 2At + 2Csl + h = 2Cs[AtI2] (выше 150° С). 278
4. 3At + HNO3 (разб.) + H2O = ЗНАЮ + NOT, 6At + 4H2SO4 + К2СГ2О7 = 6HAtO + Cr2(SO4K + H2O + K2SO4, НАЮ + NaOH (разб.) = NaAtO + H2O. 5. 2At + Еад + 2H2O = 2НАЮ (или AtOH) + 2HE (E = Cl, Br; примес