JU / для v
I / высшей
P.A. Лидин
B.A. 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
Л55
УДК 546.04(075.8)
Федеральная
программа
книгоиздания России
Рецензенты:
кафедра общей и неорганической химии МИСиС
и докг. хим. наук проф. В.С. Первое
Лидин Р.А. и др.
Л55 Химические свойства неорганических веществ: Учеб,
пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р.А. Лидин, В.А. Мо-
лочко, Л.Л. Андреева; Под ред. РА. Лидина. - М.: Хи-
мия, 2000. 480 с.: ил.
ISBN 5-7245-1163-0
Пособие по химическим свойствам неорганических соединений
105 элементов Периодической системы. Носит информационно-спра-
вочный характер, содержит сведения о 3500 веществах, имеет четко раз-
работанную структуру, снабжено указателями, позволяющими легко най-
ти нужное соединение или уравнение реакции.
Для студентов химических специальностей вузов. Прекрасное допол-
нение к традиционным учебникам по химии. Будет полезно преподавате-
лям, аспирантам, а также научным и инженерно-техническим работни-
кам химической промышленности.
1704000000-004
Л -------------- Без обмвл.	ББК 24.12
050(01)-00
ISBN 5-7245-1163-0	© Р. А. Лвдин, В. А. Молочко,
Л. Л. Андреева, 2000
СОДЕРЖАНИЕ
Предисловие....................................................... 4
Структура пособия................................................. 5
Список сокращений	и	условных обозначений..................... 7
ЧАСТЬ I. ХИМИЯ «-ЭЛЕМЕНТОВ........................................ 8
Водород......................................................... 8
Элементы 1А-группы............................................ 12
Литий (12). Натрий (18). Калий (29). Рубидий (40). Цезий. Франций (45)
Элементы ПА-группы............................................. 51
Бериллий (51). Магний (56). Кальций (59). Стронций (65). Барий. Радий (68)
ЧАСТЬ II. ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ.................................... 74
Элементы ША-группы............................................. 74
Бор (74). Алюминий (82). Галлий (88). Индий (91). Таллий (94)
Элементы IVA-группы............................................ 99
Углерод (99). Кремний (109). Германий (119). Олово (123). Свинец (129)
Элементы VA-группы............................................ 137
Азот (137). Фосфор (164). Мышьяк (185). Сурьма (193). Висмут (203)
Элементы VIA-группы........................................... 209
Кислород (209). Сера (214). Селен (239). Теллур. Полоний (245)
Элементы VIIA-группы.......................................... 252
Фтор (252). Хлор (254). Бром (264). Иод Астат (270)
Элементы VIIlA-группы......................................... 279
ЧАСТЬ III. ХИМИЯ d- И /-ЭЛЕМЕНТОВ............................  286
Элементы 1Б-группы............................................ 286
Медь (286). Серебро (294). Золото (299)
Элементы ПБ-группы............................................ 301
Цинк (301). Кадмий (305). Ртуть (309)
Элементы ШБ-группы............................................ 314
Скандий (314). Иттрий (317). Лантаноиды (319). Актиноиды (336)
Элементы 1УБ-группы........................................... 351
Титан (351). Цирконий (357). Гафний. Резерфордий (361)
Элементы Vb-груплы............................................ 364
Ванадий (364). Ниобий (371). Тантал. Дубний (373)
Элементы VIE-группы........................................... 376
Хром (376). Молибден (387). Вольфрам (392)
Элементы УПБ-группы........................................... 395
Марганец (395). Технеций (404). Рений (406)
Элементы УШБ-группы........................................... 412
Железо (412). Кобальт (426). Никель (434). Рутений (439). Родий (442).
Палладий (444). Осмий (448). Иридий (450). Платина (454)
Библиографический список...................................... 466
Формульный указатель.......................................... 467
Предметный указатель.......................................... 475
3
ПРЕДИСЛОВИЕ
Современная высшая школа в большой мере ориентирована на индивидуаль-
ную работу студентов. Обрести самостоятельность важно сразу же, на I курсе,
в частности при изучении общей и неорганической химии.
Индивидуальная работа заключается в домашней проработке конспекта
лекций, подготовке лабораторного журнала, решении задач и ответах на
контрольные вопросы. И тут незаменимым будет данное пособие как связую-
щее звено между лекционным курсом и лабораторным практикумом.
Настоящее пособие носит информационно-справочный характер, не имеет
аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе, охватывает
все разделы неорганической химии, изучаемые в химических вузах.
В книге представлены физические и химические свойства (уравнения реак-
ций) важнейших соединений элементов от водорода до нильсбория. Детально
описаны около 1000 неорганических веществ, составляющих необходимый
«химический багаж» инженера-химика. Отбор веществ проводился по их про-
мышленной важности (исходные вещества для химических процессов, мине-
ральное сырье), широте распространенности в инженерно-технической и учеб-
но-лабораторной практике (модельные растворители и реактивы, реагенты
качественного анализа) и применению в новейших отраслях химической техно-
логии.
Порядок расположения и алгоритм поиска подробно описаны в разделе
«Структура пособия».
При создании этого пособия авторы опирались на свой многолетний
научно-педагогический опыт работы в Московской государственной академии
тонкой химической технологии им. М. В. Ломоносова на кафедре неорганичес-
кой химии. Авторский коллектив выражает признательность академику РАН
Н. Т. Кузнецову и проф. Б. Д. Степину за консультации и внимание к работе,
благодарит доц. Л. Ю. Аликберову и Н. С. Рукк, старшего преподавателя Г. П.
Логинову и других коллег за поддержку и ряд важных замечаний, а также
рецензентов — коллектив кафедры общей и неорганической химии МИСиС
(зав. кафедрой проф. Г. М. Курдюмов) и заведующего кафедрой общей и
физической химии МИХМ проф. В. С. Первова, взявших на себя нелегкий труд
внимательного прочтения рукописи и внесших конструктивные предложения,
учет которых заметно улучшил пособие.
Авторы ожидают, что книга окажется полезной преподавателям и студен-
там кафедр общей и неорганической химии в качестве учебного пособия и
справочно-информационной базы данных.
Все замечания и предложения читателей будут приняты с признательнос-
тью.
4
СТРУКТУРА ПОСОБИЯ
Описаны химические свойства неорганических веществ элементов, располо-
женных по группам Периодической системы, последовательно представлены
свойства элементов А-групп ($- и p-элементов), Б-групп (rf-элементов) и отно-
сящихся к ШБ-группе семейств лантаноидов и актиноидов (/'-элементов). Внут-
ри каждой группы элементы расположены по мере увеличения порядкового
номера; так, свойства элементов IA-группы даны в следующем порядке: свой-
ства лития, натрия, калия, рубидия, цезия и франция. Свойства водорода как
первого элемента Периодической системы, не относящегося ни к какой группе,
представлены отдельно.
Свойства каждого элемента охарактеризованы свойствами веществ, в со-
став которых входит этот элемент. Многоэлемеитные вещества отнесены к
разделу того элемента, который определяет главные химические свойства всего
вещества. Например, химические свойства веществ KjCrjO? и КМпО« представ-
лены в разделах, посвященных соединениям хрома и марганца (а не в разделе
соединений калия), поскольку в большинстве реакций этих веществ катионы
калия К* участия не принимают, а просто переходят из реагентов в продукты,
тогда как дихромат-ион CijO^'h перманганат-ион МпО< определяют главное
для этих веществ — их сильные окислительные свойства. Водородные соедине-
ния элементов находятся в разделах соответствующих элементов, то же отно-
сится к оксидам и гидроксидам.
Разделы, посвященные химии того или иного элемента, включают ряд
пронумерованных рубрик, каждая из которых отвечает одному веществу. Для
удобства пользования справочным материалом в пособии сделана сквозная
нумерация рубрик.
Порядок расположения рубрик внутри раздела следующий:
простое вещество (всегда первая рубрика раздела);
водородные соединения;
оксиды;
гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гидроксиды);
соли металлов (наиболее распространенные — карбонаты, нитраты, суль-
фаты, хлориды и др.);
бинарные соединения;
комплексные соединения.
Соли менее известных и малораспространенных кислот находятся в разде-
лах кислотообразующих элементов вслед за соответствующими кислотами.
Для нахождения рубрик таких солей следует пользоваться формульным указа-
телем в конце пособия.
Описание вещества начинается с краткой словесной характеристики, вклю-
чающей цвет (обычно для агрегатного состояния при комнатной температуре),
некоторые качественные физические свойства (твердость, хрупкость, термичес-
кая устойчивость, фазовые переходы), особенности строения, устойчивость на
воздухе, растворимость в воде, наличие или отсутствие взаимодействия с
5
распространенными простыми и сложными веществами, указание на способы
получения в лаборатории и в промышленности, встречающиеся в литературе
технические, тривиальные и минералогические термины. В конце словесной
характеристики приведены основные константы вещества — относительная
молекулярная масса Мг, плотность (d или р), температура плавления (tm),
температура кипения (т«мп), коэффициент растворимости в воде (к, или v,).
Способы получении веществ указаны ссылками на другие рубрики, где
данное вещество фигурирует в качестве продукта одной или нескольких реак-
ций (в ссылке приводится номер рубрики и, верхним индексом, номер уравне-
ния реакции).
Далее следует пронумерованный набор уравнений химических реакций,
отражающих главные химические свойства данного вещества. Порядок распо-
ложения уравнений реакций в общем случае следующий:
термическое разложение вещества;
поведение кристаллогидратов, их обезвоживание или разложение;
отношение к воде, а именно: электролитическая диссоциация, протолиз,
обратимый или необратимый гидролиз, другие взаимодействия с холодной и
горячей водой;
взаимодействие с распространенными кислотами — хлороводородной,
серной и азотной (при однотипности реакций с кислотами приведено уравне-
ние реакции только с хлороводородной кислотой);
взаимодействие со щелочами (как правило, приведено уравнение реакции
только с гидроксидом натрия);
взаимодействие с водородом, кислородом, другими неметаллами, метал-
лами;
обменные взаимодействия со сложными веществами;
окислительно-восстановительные взаимодействия;
комплексообразование;
электролиз.
В уравнениях химических реакций указаны условия проведения и протека-
ния реакций, когда это важно для понимания химизма и степени обратимости.
К таким условиям относятся:
агрегатное состояние реагентов и продуктов, цвет;
состояние раствора (разбавленный, концентрированный, насыщенный,
конкретный состав);
продолжительность реакции;
интервал температур, давление, катализатор;
образование осадка или газа;
растворитель.
В формульном указателе представлены вещества рубрик, т. е. основного
текста пособия.
6
СПИСОК СОКРАЩЕНИЙ И УСЛОВНЫХ ОБОЗНАЧЕНИЙ
аморфн. — аморфный
безводн. — безводный
бел. — белый
бур. — бурый
бц. — бесцветный
вак. — в вакууме
влажн. — влажный
(г) — газообразное состояние
гол. — голубой
гор. — горячий
дымящ. — дымящий
(ж) — жидкое состояние
желт. — желтый
жидк. — жидкий
зел. — зеленый
кат. — катализатор
кип. — кипящий, при кипячении
комн. — при комнатной температуре
конц. — концентрированный
кор. — коричневый
красн. — красный
насыщ. — насыщенный
н. у. — нормальные условия
оранж. — оранжевый
оч. разб. — очень разбавленный
(р) — в растворе
разб. — разбавленный
роз. — розовый
св. — светло-
сер. — серый
син. — синий
(т) — твердое состояние
т. — темно-
телесн. — телесный
фиол. — фиолетовый
хол. — холодный
черн. — черный
электрич. — электрический
ПР — произведение растворимости
(верхний индекс — темпера-
тура), рПР = - 1g (ПР)
d — относительная плотность для
твердого и жидкого состояния
(верхний индекс— /, отсутст-
вие индекса — при 18-
25 °C) по воде (1 г/см3, 4 °C)
К, — ионное произведение воды
Ак — константа кислотности (при
25° С), рА, = - 1g (Ак)
К„ — ступенчатая константа нестой-
кости комплекса (при 25° С),
рА„ = - 1g (А„)
Ка — константа . основности (при
25° С), рАо = - 1g (/Со)
Ку — ступенчатая константа устой-
чивости комплекса (при 25° С)
Кс — константа равновесия, выра-
женная через молярные кон-
центрации (при комнатной
температуре), рАс = - 1g (Ас)
А, — ионное произведение раство-
рителя (верхний индекс — тем-
пература), рА, = - 1g (А,)
ks — массовый коэффициент рас-
творимости (верхний индекс —
температура), г/100 г воды
Мг — относительная молекулярная
масса
р — избыточное давление
pH — водородный показатель,
pH = - 1g [Н3О+]
/кип — температура кипения
/пл — температура плавления
/субл — температура сублимации
(возгонки)
/(а->р) — температура полиморфно-
го перехода
— объемный коэффициент рас-
творимости газа (верхний ин-
декс — температура),
мл (н. у.)/100 г воды
рн — общая константа нестойкости
комплекса (при 25° С), ррн =
= -lg (Рн)
р — плотность газообразного со-
стояния
т — медленное протекание реакции
7
Часть I
ХИМИЯ «-ЭЛЕМЕНТОВ
ВОДОРОД
1. Н2—ДИВОДОРОД
Легкий водород, дипротий. Природный водород содержит изотоп 'Н (протий)
с примесью стабильного изотопа 2Н (дейтерий D, преобладает) и радиоактив-
ного изотопа 3Н (тритий Т, следы). Неметалл. Бесцветный трудносжижаемый
газ. Очень мало растворяется в воде, лучше — в органических растворителях.
Хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). Сильный восстановитель при
повышенных температурах, реагирует с металлами, неметаллами, оксидами
металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомного водо-
рода Н°, образующегося при термическом разложении молекулярного водоро-
да Н2 или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстано-
вительного процесса. Получение см. 5- 14' |7,2|, 36”, 424 , 484**.
Мг = 2,016;	d(T) = 0,08667е2*0;	^ж) = 0,07108('ИЗ);
р = 0,08988 г/л (и.у.);	tM = -259,19° С;	Г™ = -252,87° С;
v, = 2,15е0,	1,82<20),	1,60<60).
Н2 <=* 2Н°
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
(2000—3500° С).
Hi + Fi = 2HF	(от -250° С до комн.),
Н2 + Ch = 2НС1	(сжигание, комн. — на свету)
Элементарные акты: С12 = 2С1°, С1° + Н2 = НС1 + Н°, Н° + Ch = НС1 + СГ.
Н2 + Е2 = 2НЕ	(Е = Вг, I; 350-500° С, кат. Pt).
2Hj + Oj = 2НгО	(550° С, сгорание на воздухе)
Элементарные акты: Н2 + О2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 = НгО + Н°, Н° + О2 =
= ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°.
Н2 + S = H2S
ЗН2 + N2 = 2NH3
2Н2 + С (кокс) = СН«
Н2 + 2С (кокс) = С2Н2
Н2 + 2Na = 2NaH
Нг + Са = СаН2
4Н2 + (Ре’^е^Юч = 3Fe + 4Н2О
Н2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4
(150—200° С),
(500° С, р, кат. Fe).
(600° С, р, кат. Pt),
(1500—2000° С).
(300° С),
(500—700° С),
(выше 570° С),
(выше 200° С),
* Здесь и далее цифра в строке — номер рубрики, верхний индекс — номер
уравнения реакции в этой рубрике.
8
4Н2 + 2Na2SO4 = Na2S + 4H2O	(550—600° С, кат. Fe2O3).
9.	ЗН2 + 2ВС1з = 2В + 6НС1	(800— 1200° С),
Н2 + 2EuCl3 = 2EuC12 + 2НС1	(270° С).
10.	4Н2 + СО2 = СН4 + 2НгО	(200° С, кат. Си2О).
11.	Н2 + СаС2 = Са + С2Н2	(выше 2200° С).
12.	Н2 + 2С (кокс) + N2 = 2HCN	(выше 1800° С).
13.	Н2 + ВаН2 = Ва(Н2)2	(доО°С,р).
14.	2H°(Zn, разб. НС1) + KNO3 = KNO2 + Н2О,
8Н°(А1, конц. КОН) + КЫОз = NH3t + КОН + 2Н2О	(кип ).
15.	2H°(Zn, разб. НС1) + EuClj = 2EuCh + 2НС1,
2Н®(А1) + NaOH (конц.) + Ag2S = 2Agi + НгО + 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 н следы Т2). В газовой
смеси D2 с *Н2 изотопный обмен происходит при высоких температурах. Очень
мало растворяется в обычной и тяжелой воде. Изотопный обмен с обычной
водой проходит слабо. По химическим свойствам аналогичен Н2, но менее
реакционноспособный. Получение см. 6Э'4'|7.
Мт = 4,028;	^ж) = 0,17(’253);	= -254,5° С; Zr„n =-249,49° С.
З.	Т2 —ДИТРИТИЙ
Сверхтяжелый водород. Бесцветный газ. Радиоактивен (Р-излучатель), период
полураспада 12,34 года. По химическим свойствам аналогичен Н2. Образуется
в атмосфере при бомбардировке ядер l4N нейтронами космического излучения,
следы его содержатся в природных водах. Получение — бомбардировка лития
медленными нейтронами в ядерном реакторе.
М, = 6,032; tm = -252,52° С; tmn = -248,12° С.
4.	HD — ДЕЙТЕРИОВОДОРОД
Бесцветный газ. Практически не растворяется в обычной и тяжелой воде. По
химическим свойствам аналогичен Н2. Получение см. 61*.
Мг = 3,022; d(T) = 0,146(-257); р = 0,135 г/л (н. у.);
tnrr = -256,5° С; = -251,02° С.
5.	НгО —ВОДА
Бесцветная жидкость (в толстом слое — голубовато-зеленая, летучая; твердая
вода (лвд) легко возгоняется. По изотопному составу кислорода природная
вода - в основном Н2|6О с примесями Н2'*О и Н2|7О, по изотопному составу
водорода — в основном ’Н2О с примесью FIDO. Жидкая вода подвергается
9
автопротолизу (продукты HjO+ и ОНЭ; катион оксоння HjO+ — самая сильная
кислота и гидроксид-ион ОН* — самое сильное основание в водном растворе,
а сама вода — самый слабый сопряженный протолит (в протонной теории
кислот и оснований). Образует кристаллогидраты со многими веществами.
Химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидроли-
зует многие бинарные соединения и соли. Почти универсальный жидкий рас-
творитель неорганических соединений. Для химических целей природную воду
обычно подвергают очистке методом перегонки (дистиллированная вода).
Специальными методами получают сверхчистую воду. См. также 1*.
Л/г= 18,02;	4>« = 0,917<e>;	4«) = 0,999841(0),
0,998203<ю),	0,997044(25),	0,97180**0,	О,95835<|00);
</(Н2'Ю) = 1,11(М); р = 0,8652 г/л (н. у),	0,5977 г/л
(до, 100° С); tm = 0,00° С; = 100,00е С;
t»n(Hji«O)= 100,13° С; К* = 1.00810** * 14
1.	2HjO 2Hi + Oj	(выше 1000° С),
HjO-----» Н°, Hi, О0, О2, ОН0, Н2О2, НО£	(радиолиз).
2.	Н2О + Н2О ?=± ОН* + Н3О+ (pH 7).
кислота I основание II основание I кислота II
3.	Н2О + НС1О4 = СЮ; + Н3О+, Н2О + HCN^=? CN* + Н3О+.
4.	4Н2О + NaOH = [Na(H2O)4f + ОН*, Н2О + NHH—» NHJ+ ОН*.
5.	4Н2О + NaClO4 = [Na(H2O)4f + CIO;.
6.	4Н2О + Zn(C104)2 = [Zn(H2O)4]2+ + 2C1O;,
H2O + [Zn(H2O)4]2+4L=? [Zn(H2O)3(OH)]+ + НзО+.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
4НЮ + NaCN = [Na(H2O)4]+ + CN*, H0 + CN*t-----» HCN + OH*.
6H2O + Ai2S3 = 2А1(ОН)з 4- + 3H2ST, 2HjO + SiCL» = SiO2 4- + 4HC1,
6H2O (кип.) + Mg3N2 = 3Mg(OH)2i + 2NH31,
2HjO + CaC2 =Ca(OH)2 + C2H2t.
H2O + Na2O = 2NaOH, H2O + CaO = Ca(OH)2, 3H2O + La2O3 = 2La(OH)3.
H2O + C12O? = 2HC1O4, H2O + SO3 = H2SO4, 6H2O + Р4Ою = 4H3PO4,
лН2О + Cl2 = Cl2nHjO, СЬ-лНЮеЗ^НС! + HC1O + (n - 1)H2O.
2HjO + CaH2 = Ca(OH)2 + 2H2t
2H2O + 2M = 2MOH + H21
2HjO + M = M(OH)2 + H2t
4H2O (nap) + 3Fe =(Fel,Fei',)O4+ 4H2
(M = Li, Na, K, Rb, Cs),
(M = Ca, Sr, Ba, Ra).
(до 570° C).
10
15.	6Н2О (гор.) + 2NaOH (конц.) + 2А1 = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 Т.
16.	2Н2О + 2CrSO<—Н2Т + 2Cr(SO4)OH.
17.	Н2О + С(кокс)<=* СО + Н2	<
Н2О + СО<=* СО2 + Н2
18. НгО + F2 = 2HF + О0
(800—1000° С),
(выше 230° С, кат. Fe2Oj).
(комн., примесь Оз),
(УФ-облученне).
Н2О + О0 = Н2О2, Н2О + Оз = Н2О2 + О2
19.	2Н2О (гор.) + 2XeF2 ——> О2 Т + 2Хе Т + 4HF.
20.	2Н2О + 2Co2(S04)5 = 4CoSO< + O2f + 2H2SO«,
2Н2О + 4КМпОч ——> 4MnO2 i + ЗО21 + 4К.ОН.
21.	2Н2О	2Н2 Т (катод) + О2 Т (анод).
Внейтральном растворе (электролит Na2SO4):
(на катоде) 2Н2О + 2е~ = Н21 + 2ОН',
(на аноде) 2Н2О - 4е~ = О21 + 4Н+ (точнее, НзО*),
(в растворе) ОН' + Н+ = Н2О.
В к и с л о м растворе (электролит Н2ЗО4):
(на катоде) 2Н+ (точнее, НзО*) + 2е~ = Н21,
(на аноде) 2Н2О - 4е~ = О2 Т + 4Н+ (точнее, НзО*).
В шел о ч но м растворе (электролит КОН):
(на катоде) 2Н2О + 2е' = Н2 Т + 2ОН',
(на аноде) 4ОН" - 4е' = О2т + 2Н2О.
6. D2O — ОКСИД ДЕЙТЕРИЯ
Тяжелая вода. Бесцветная гигроскопичная жидкость; более вязкая, чем обыч-
ная вода Н2О. Автоионизирование протекает в меньшей степени, чем у Н2О.
Неограниченно смешивается с обычной водой, изотопный обмен приводит к
образованию полутяжелой воды HDO. Растворяющая способность ниже, чем
у обыной воды. Химические свойства их одинаковы, но все реакции с участием
D2O и в D2O как растворителе протекают медленнее, чем для Н2О. Содержится
в природных водах (массовое отношение D2O: Н2О = 1 : 5500). Получают прн
многократном электролизе природной воды (тяжелая вода накапливается в
остатке электролита).
Mr = 20,03;	4ж)= 1,1071<П6),	1,1042*25>;
Гм = 3,813° С; Гит = 101,43° С.
1.
2.
3.
4.
5.
2D2O<=* DsO+ + OD’; рК, = 14,70.
D2O + H2O<r=> 2HDO.
2D2O + 2Na = 2NaOD + D21
D2O (nap) + Mg = MgO + D2
DjO + 2CtHsC(O)E = (C6HsCO)2O + 2DE
(комн).
(выше 480° С).
(80—120° С, E = F, Cl).
11
6.	DzO + HSO3F = HDSO4 + DF	(50—70° C).
7.	2D2O + SiCl4 = SiO2 + 4DC1	(комн.).
8:	DjO + PCls = PChO + 2DC1, 4DzO + PCls = D3PO4 + 5DC1.	
9.	12DzO + 4PBr3 = 12DBr + 3D3PO4 + PD31	(кип.).
10.	4DzO + 3Br2 + S = D2SO4 + 6DBr.	
11.	8DzO + 2P (красн.) + 5I2 = 10DI + 2DsPO4	(кип.).
12.	6DzO + A12S3 = 2A1(OD)31 + 3D2S t	(комн.).
13.	DiO (хол.) + SO3 = D2SO4, 2D2O + SC12O2 = D2SO4 + 2DC1.	
14.	6D2O + Mg3N2 = 3Mg(OD)i I + 2ND31	(кип.).
15.	6DiO + P4Oio — 4D3PO4	(95—100° С).
16.	4D2O + Li[AlH4] = LiOD + A1(OD)31 + 4HD t	(в эфире).
17.	2ОгО(Ж)	2D21 (катод) + O21 (анод)	[см. также 52'].
7.TjO — ОКСИД ТРИТИЯ
Сверхтяжелая вода. Бесцветная жидкость, более вязкая, чем DiO и НгО.
Неограниченно смешивается с обычной и тяжелой водой. Изотопный обмен с
НгО и D2O приводит к образованию НТО и DTO. Растворяющая способность
меньше, чем у DzO и НгО. По химическим свойствам ие отличается от НгО и
DzO, ио все реакции протекают медленнее. Следы Т2О содержатся в природных
водах и атмосферной влаге. Получение—пропускание Tz над раскаленным
СиО.
М, = 22,03; tm = 4,5° С.
ЭЛЕМЕНТЫ 1А-ГРУППЫ
ЛИТИЙ
8. U —ЛИТИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый. Самый легкий из металлов, мягкий,
иизкоплавкий. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нит-
ридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает
пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реаги-
рует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком. Получение см. 91’ls, 104"6,
1810,12, 20'.
М, = 6,941;	d = 0,534;	= 180,5° С; rKH„ = 1336,6° С.
1.	2Li + 2HzO = 2LiOH + Hz t.
2.	2Li + 2HC1 (разб.) = 2LiCl + H21.
3.	2Li + 3H2SO4 (конц.) = 2LiHSO4 + SOz t + 2HzO.
4.	3Li + 4HNOj (разб.) = 3LiNO3 + NO t + 2H2O.
5.	2Li + H2 = 2LiH	(500—700° C).
6.	2Li + Ez = 2LiE	(коми., E = F, Cl, Вг; выше 200° С, E = I).
12
7.	4Li + Oz = 2LizO 8.	2Li + S = LizS 9.	6Li + И2(влажн.) = 2LijN 6Li + N2 = 2Li3N 10.	2Li + 2C = LizCz 11.	4Li + Si = Li4Si 12.	2Li + 2NHj = 2LiNHz + Hz 2Li + NHj = LizNH + H2 13.	Li + 4NHX«) = [Li(NH3)4]° (син.)	(выше 200° С, примесь LizOz). (выше 130° C). (комн), (200—250° C, p). (выше 200° С, вак). (600—700° С, примесь Li2Si). (220° C), (400° C). [-40° С],
[Li(NH3)4]° + ^НХж) <=► (Li(NHj)4]+ + e nNHj.
9. LiH — ГИДРИД ЛИТИЯ
Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагрева-
нии. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, неметаллами,
оксидами неметаллов. Получение см. 8s, 20*.
M, = 7,95; d = 0,82;	tru, = 680° C.
1.	2LiH = 2Li + Hz 2.	LiH + H2O = LiOH + H2 T. 3.	LiH + HC1 (разб.) = LiCl + H21 4.	2LiH + Oz = 2LiOH 5.	LiH + Cl2 = LiCl + HC1 6.	2LiH + 2S = LizS + H2S 7.	3LiH + N2 = LijN +NH3 8.	2LiH + 4C (графит) = LizCz + C2H2 9.	2LiH + 2SO2 = LizSO4 + H2S 10.	LiH + CO2 = Li(HCOO) 11.	4LiH + 3SiO2 — 2Li2SiO3 + Si + 2Hz 12.	LiH+NH3 = LiNHz + H2 13.	LiH + NHW = LiNHz 4- + H2T 14.	4LiH + AlClj = Li(AlH4] + 3LiCl 1 15.	2LiHw ^anp<>l"o>2Li (катод) + H21	(850° С или вак., 450° С). (комн.). (выше 500° С). (400—450° С). (300—350° С). (500-600° С). (400° С) (200° С). [до 250° С, р] (500° С) (350° С) (- 40° С) (в эфире). (анод).
10. LizO — ОКСИД ЛИТИЯ
Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Прояв-
ляет свойства основных оксидов, энергично реагирует с водой (образуется
щелочной раствор), кислотами, металлами, кислотными оксидами, поглощает
СО2 из воздуха. Получение см. 87, 121, 1З1,3, 141.
Мг= 29,88; d= 2,013;	/„, = 1453° С; t„a • 2600° С.
13
1.	Li2O + Н2О = 2LiOH.	
2.	Li2O + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + НгО.	
3.	ЫгО + H2S = Li2S + НгО	(900—1000° C).
4.	2Li2O + Si = 4Li + SiO2	(1000° C).
5.	LiiO + Mg = 2Li + MgO	(выше 800° C).
6.	3LizO + 2A1 = 6Li + A12Oj	(выше 1000° C).
7.	LiiO + CO2 = LiiCOj	(500—600° C).
8.	2LhO + SiO2 = Li<SiO4	(1000° C),
	Li2O + SiO2 = Li2SiOj	(1200—1300° C).
11. ШИ —ПЕРОКСИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется
водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха. Получе-
ние см. 12*.
М, = 45,88;	</= 2,363.
1.	2Li2O2 = 2Li2O + O2	(200—400° С).
2.	ЫгО2 HjO = Li2O2 + Н2О	(выше 0° С).
3.	Li2O2 + 2Н2О (хол.) = 2LiOH + Н2О2,
2Li2O2 + 2Н2О(гор.) = 4LiOH + O2t.
4.	Li2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2LiCl + Н2О2,
2Li2O2 + 2H2SC>4 (разб., гор.) = 2Li2SO« + 2НгО + О2 Т.
5.	2Li2O2 + 2СО2 = 21л2СОз + О2	(выше 200° С),
Li2O2 + СО = Li2CO3	(40—70° С).
12.	UOH — ГИДРОКСИД лития
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в
атмосфере Н2. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства оснбвных
гидроксидов (щелочь), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, погло-
щает СО2 из воздуха. Получение см. 81, 92*, 10*. 139, 16s, 18й.
А/г = 23,95;	</=1,46; tm = 471° С;
к,= 12,8t20>, IS,^.
1.	2LiOH = Li2O + Н2О	(800—1000° С, в атмосфере Н2).
2.	LiOH  Н2О = LiOH + Н2О	(500° С, в атмосфере Н2).
3.	LiOH (разб.) + 4Н2О = [Ц(НгО)«Г + ОН'.
4.	LiOH + НС1 (разб.) = LiCl + Н2О.
5.	2LiOH (конц.) + СО2 = LiiCOj Ф + Н2О	(комн.)
6.	4LiOH (разб.) + SiO^xZZZ? Li«SiO4<p) + 2Н2О	(комн.).
7.	2LiOH (насыщ.) + SO2 = Li2SOj + НгО.
8.	2LiOH + Н2О + 2Н2О2 (гор.) = Li2O2  Н2О2  ЗНгО Ф	(в этаноле),
14
Li2O2 • H2O2  3H2O = Li2O2 + Н2О2 + ЗН2О
9.	2LiOH (хол.) + С12 = LiClO + LiCl + Н2О,
6LiOH (гор.) + ЗС12 = LiClOj + 5L1C1 + ЗН2О.
(над РдОю, вак).
13.	LhCOs — КАРБОНАТ ЛИТИЯ
Белый, при прокаливании разлагается выше температуры плавления. Умерен-
но растворяется в холодной воде, меньше — в горячей. Кристаллогидратов не
образует. Реагирует с кислотами, металлами и неметаллами, их оксидами.
Получение см. 10', 12s, 164.
М, = 73,89; d = 2,ll; zm = 618°C;
*,= 1,27<И), 0,85(73).
1.	Li2COs = Li2O + CO2
2.	И2СОз + 2HCI (разб.) = 2LiCl + CO21 + H2O.
3.	Li2CO2 + С (кокс.) = Li2O + 2CO
4.	Li2CO2 + Mg = 2Li + MgO + CO2
ХОЛ.
5.	Li2COj(T) + H2O + CO2 2ЫНСОз<р).
6.	2Li2CO2 + SiO2 = LixSith + 2CO2
7.	Li2CO3 + 4B(OH)3 = Li2B4O7 + CO2 + 6H2O
8.	Li2CO3 + А120з = 2LiA102 + CO2
9.	Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3
10.	4Li2COj + 2Cr2O3 + 3O2 = 4Li2CrO4 + 4CO2
(730—1270° C).
(800° C).
(500° C).
(800—1000° C).
(600° C).
(800—900° C).
(до 600° C).
(600—700° C)
14.	UNO3 — НИТРАТ ЛИТИЯ
Белый, весьма гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем
нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Окисли-
тель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.
Получение см. 84, 173, 194.
А/г = 68,95; d = 2,38; tm = 253,0° С;
А:, = 74,5<20), 194,1(70).
1.	4LiNOj = 2Li2O + 4NO2 + О2	(475—650° С)
2.	LiNOs  ЗН2О = L1NO3 + ЗН2О	(200° С, вак.)
3.	LiNO3 (разб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4J* + NOJ	(pH 7)
4.	LiNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = LiNO2 + НгО
5.	LiNOj + Pb = LiNO2 + PbO	(400° C)
15.	U3PO4—ОРТОФОСФАТ ЛИТИЯ
Литиофосфат. Белый, плавится без разложения. Плохо растворяется в воде,
растворимость возрастает в присутствии гидрата аммиака. Разлагается кисло-
тами. Получение см. 187*.
15
м г = 115,79;	d = 2,537; Г™ = 837° С; к,= 0,03(2О).
1.	L13PO4 12Н2О = L13PO4 + 12Н2О	(120° С, вак ).
2.	Li3PO4 + 2НС1 (конц.) = LiH2PO4 + 2LiCl.
3.	2LijPO4 + H2SO4 (разб.) = 2Li2HPO4 + Li2SO4,
Li3PO4 + 3H2SO4 (конц.) =3LiHSO4 + H3PO4.
4.	2U3PO4 + ЗСаС12 (конц.) = 6LiCl + Саз(РО4)2 Ф.
16.	LhSCh —СУЛЬФАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Вступает в реакции обмена. Получение см. 99, 196.
М, = 109,94; d = 2,221; rra = 859°C; k = 34,7(20), З!^.
1.	Li2SO4 Н2О = Li2SO4 + Н2О	(130—500° С).
2.	Li2SO4 (разб.) + 8Н2О = 2(Ц(Н]О)^* + SOj’	(pH 7).
3.	Li2SC>4 + H2SC>4 (конц.) = 2LiHSC>4.
4.	Li2SC>4 (конц.) + Na2COj = Li2COj Ф +Na2SO4	(кип.).
5.	Li2SO4 + BaCl2 = BaSO41 + 2LiCl.
6.	Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO41 + 2LiOH.
7.	Li2SO4 + Ba(Nj)2 = 2LiN3 + BaSO4I.
8.	Li2SO4 + 4C (кокс) = Li2S + 4CO	(800—900° C).
9.	Li2SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O	(600—700° C).
17.	LiF —ФТОРИД ЛИТИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Плохо растворяется в холодной воде;
растворимость еще более понижается в горячей воде и в присутствии гидрата
аммиака или фторида аммония. Кристаллогидратов не образует. Разлагается
концентрированными кислотами, реагирует с гидроксидами и оксидами ще-
лочноземельных металлов. Получение см. 86, 185.
М, = 25,94; d = 2,635; tm = 845,1 ° С;
tmn = 167б₽ С; к, = 0,27е"0,	0,135(Э5).
1.	LiF(T) + HF (конц.) = Li(HF2)<p).
2.	LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSCh + HF t.
3.	LiF + HNO3 (конц.) = LiNOs + HF t.
4.	2LiF + CaO = Li2O + CaF2
5.	2LiF + Ca(OH)2 (насыщ., гор.) = 2LiOH + CaF2 Ф.
(600—700° C).
18.	LiCl —ХЛОРИД ЛИТИЯ
Белый, расплывается на воздухе. Плавится и кипит без разложения. Хорошо
растворяется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кисло-
тами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 82'6, 9 , 102, 124, 132, 165.
16
Mr = 42,39; d = 2,068; tm = 610’ C; tmB = 1380° С; к, = 84,5(25), 112^.
1.	LiCl • Н2О = LiCl + НгО	(выше 98° C).
2.	LiCl (разб.) + 4НгО = [Li(H2O)4]+ + СГ	(pH 7).
3.	2LiCl<T) + H2SO4 (конц.) = Li2SO« + 2НС1Т	(кип.).
4.	LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HC1	(450—500° C).
5.	LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF 4 + NH4C1.	
6.	LiCl (хол.) + AgNO2 (насыщ.) = LiNO2 + AgCl 4.	
7.	3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO« 4 + 3KC1.	
8.	3LiCl (конц.) + Na2HPO4 + NaOH = Li3PO4 4 + H2O + 3NaCl.	
9.	LiCl (конц.) + 4(NH3 • H2O) [конц.] = [Li(NH3)4]Cl + 4H2O.	
10.	2LiCl(M)	2Li (катод) + Cl2 T(анод).
11.	2L1C1 + 2H2O 	2LiOH + H2 T (катод) + Cl2 (анод).
12.	2LiCl(n) электр^1”> 2Li (катод) + Chi'(анод).
(на Hg-катоде)
19.	LhS — СУЛЬФИД ЛИТИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (силь-
ный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Восстановитель; во
влажном состоянии окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами, неметалла-
ми. Получение см. 8е, 96, 10э, 168, ’.
М, = 45,95; d = 1,66; tm = 950° С.
1.	Li2S (разб.) + 8Н2О = 2[Ь(НгО)4]+ + S2',
S2’ + Н2О^=* HS’ + ОН'; рКо = 1,09.
2.	Li2S + 2НС1 (разб.) = 2LiCl + H2S t.
3.	Li2S + 3H2SO« (конц.) = 2LiHSO4 + SO2 T + S I + 2H2O.
4.	Li2S + 4HNO3 (конц.) = 2LiNO3 + 2NO21 + S 4- + 2H2O.
5.	Li2S (хол.) + H2S (насыщ.) =2LiHS.
6.	Li2S + 2O2 — Li2SO4
7.	2Li2S + 2H2O (хол.) + O2 = S 4- + 4LiOH.
(выше 300° C)
20.	Li3N — НИТРИД ТРИЛИТИЯ
Темно-красный, плавится под избыточным давлением, разлагается при нагре-
вании. Полностью гидролизуется в воде, разлагается кислотами. Получение
см. 8’, 9 .
М, = 34,83; d = 1,28;	= 813° С (р).
1.	2Li3N = 6Li + N2	(300—500° С, вак.).
2.	Li3N + 4Н2О (хол.) = 3LiOH + NH3 Н2О.
17
3.	LijN + 4HC1 (разб.) = 3LiCl + NH<C1.
4.	LijN + 3H2 = 3LiH + NHj	(300° С, примесь Li2NH).
21.	L1NH2 —АМИД ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Пол-
ностью гидролизуется водой. Реагирует с кислотами. Получение см. 8 , 9
М, = 22,96; d = 1,178;	tm = 374° С.
1.	2LiNH2 = Li2NH + NHj	(400—500° С).
2.	LiNH2 + 2H2O (хол.) = LiOH + NH3 H2O. .
3.	LiNH2 + 2HC1 (разб.) = LiCl + NH<C1.
22.	LhN’H — ИМИД ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Полностью гидролизуется в воде. Реаги-
рует с кислотами, водородом. Получение см. 812, 21
Мг = 28,90;	<(=1,48.
1.	3Li2NH = 2Li3N + NHj	(выше 500° С).
2.	Li2NH+ ЗН2О (хол.) = 2LiOH + NHj Н2О.
3.	Li2NH + НС1 (разб.) = LiCl + NH4C1.
4.	Li2NH + H2 = LiNH2 + LiH	(250—350° C).
НАТРИЙ
23.	Na —НАТРИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен-
ком), легкий, очень мягкий, низкоплавкнй. Темно-красный пар натрия состоит
из атомов Na (преобладают) и молекул Na2. В особых условиях образуется
фиолетоао-синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяет-
ся в жидком NH3 (синий раствор), расплаве NaOH. Весьма реакционноспособ-
ный; на аоздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при
умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота. Сильный восста-
новитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С азотом
реагирует только при нагревании (в отличие от Li). С ртутью образует амаль-
гаму; амальгама — сильный восстановитель, но (в отличие от чистого натрия)
реакция с водой протекает спокойно. Не реагирует с эфиром, хорошо сохраня-
ется под слоем бензина или керосина, легко суспендируется в кипящих инерт-
ных растворителях (толуол, ксилол, гептан, октан и др.). В инертной атмосфере
расплавленный натрий быстро распределяется по поверхности некоторых
твердых веществ (NaCl, Na2COj, уголь, железо, А120з, 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
М, = 22,990;	^т) = 0,968; dM = 0,927<ад);
t„ - 97,83° С; /««л = 886° С.
1.	2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н21.
2.	2Na + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + Н2t.
3.	2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2	(600° С).
4.	2Na + Н2 = 2NaH	(250-400° С, р).
5.	2Na + О2 (воздух) = Na2O2	(сжигание, примесь Na2O),
2Na + О2 = Na2O2	(250-400° С).
6.	4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH.
7.	2Na + Е2 = 2NaE	(комн., Е = F, Cl; 150—250° С, Е = Br, I).
8.	2Na + Е = Na2E	(выше 130° С, Е = S, Se, Те),
2Na + nS = Na2(S„)	[- 40° С, в жидк. NH3, л = 1, 2, 4, 5].
9.	6Na + N2 = 2Na3N	(100° С, электрич. разряд),
3Na + Р (красн.) = Na3P (зел.)	[200° С, в атмосфере Аг].
10.	2Na + 2С (графит) = Na2C2	(150—200° С).
11.	2Na + 2H2S (насыщ.) = 2NaHSl + Н2?	(в бензоле).
12.	Na + 4NHX«) = [Na(NH3)4] (син.)	[- 40° С],
[Na(NH3)4] + nNHx<tn=? [Na(NH3)«]+ + e'  nNH3.
13.	2Na + 2NHXr) = 2NaNH2 + H2	(350° C).
14.	2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4) + 3H2O	(250—300° C).
24. NaH — ГИДРИД НАТРИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом. Получение см. 234, 8201.
Mt = 24,00; d= 1,364;	/„, = 638° С (pj.
1.	2NaH = 2Na + H2
2.	NaH + H2O = NaOH +Н2Т.
3.	NaH + НС1 (разб.) = NaCl + H21.
4.	2NaH + O2 = 2NaOH
5.	NaH + Cl2 = NaCl + HC1
2NaH + 2S = Na2S + H2S
6.	2NaH + 4C (графит) = Na2C2 + C2H2
7.	NaH + CO2 = Na(HCOO)
8.	2NaH + 2SO2 = Na2SO4 + H2S
9.	4NaH + A1C13 = Na[AlH4] + 3NaCl
10.	2NaH + (Fe"Fei“ )O«=4NaOH + 3Fe
11.	2NaH + TiCU = Ti + 2NaCl + 2HC1.
12.	NaH + NHXr> = NaNH2 + H2
(430—500° С, вак.)
(выше 230° С).
(450—500° С),
(350—400° С).
(350° С),
[до 200° С, р].
(200—250° С),
(в эфире).
(350—420° С).
(350° С).
19
25.	NazO — ОКСИД НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные оснбвные
свойства; энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор), кисло-
тами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Получение
см. 233’5, 261’|0, 2815, 29’, 294*. 3039.
Мг-61,98;	</=2,36; ZM = 1132° С (р).
1.	2Na2O = Na2O2 + 2Na	(выше 700° C).
2.	Na2O + H2O = 2NaOH.	
3.	Na2O + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2O.	
4.	Na2O + CO2 = Na2CO3	(450—550° C).
5.	Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2	(250° C).
6.	Na2O + A12O3 = 2NaA102	(1200° C).
7.	2Na2O + O2 = 2Na2O2	(250—350° C, p).
8.	Na2O + NHv«) —J—» 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 Ch. Имеет ионное
строение (Na+)2(O2')- Поглощает СО2 из воздуха. Полностью разлагается
водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно-
и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Получение см. 23 , 251’7, 2831.
Мг = 77,98; d = 2,60; zM = 596° С (р).
1.	2Na2O2 = 2Na2O + О2	(400—675° С, вак ).
2.	Na2O2 + 8Н2О (влага) = Na2O2 • 8Н2О	(0° С).
3.	Na2O2 + 2Н2О (хол.) = Н2О2 + 2NaOH,
2Na2O2 + 2НгО (гор.) = О2? + 4NaOH.
4.	Na2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + Н2О2.
5.	2Na2O2 + 2H2SO4 (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2Н2О + О2 Т.
6.	Na2O2 + O2 = 2NaO2	(450—500° С, р).
7.	2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O	(100° С),
2Na2O2 + С (графит) = Na2CO3 + Na2O	(100° С),
3Na2O2 + 2А1 (порошок) = 2NaA102 + 2Na2O	(70—120° С).
8.	2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, Na2O2 + CO = Na2CO3	(комн.).
9.	Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4	(400—500° C).
10.	Na2O2 + 2Na = 2Na2O	(130—200° С, в атмосфере Ar).
11.	5Na2O2 + 8H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5O21 + 2MnSO4 + 8H2O +
+ 5Na2SO4 + K2SO4.
12.	Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2Nal = 121 + 2Na2SO4 + 2H2O.
20
13.	3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)e] (гор.) = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O.
14.	Na2O2 + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)} + Na2SO4 + 2НгО,
Na2O2 + 2Ре(ОН)2(суспензия) = 2FeO(OH)4' +2NaOH.
27. NaO2 — НАДПЕРОКСИД НАТРИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления. Имеет ионное
строение (Na*) (Oj). Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углеро-
да. Сильный окислитель. Получение см. 266, 406’.
М, = 54,99;	</=2,21.
1.	NaO2	Na2O2 400~^у с'> Na2O.	
2.	2NaO2 + Н2О (хол.) = NaOH + NaHO^) + O2t,	
	2NaHO2(P) —2NaOH + O2t	(комн).
3.	4NaO2 + 2H2O (гор.) = 4NaOH + 3O2T.	
4.	2NaO2 + 2HC1 (разб., хол.) = 2NaCI + H2O2 + O2?.	
5.	4NaO2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + 3O2	(комн).
6.	2NaO2 + CO = Na2CO3 + O2	(100° С).
7.	4NaO2 + ЗС(графит) = 2Na2CO3 + CO2	(100° С).
8.	NaO2 + А1(порошок) = NaAlO2	(100° С).
28. NaOH — ГИДРОКСИД НАТРИЯ
Едкий натр, каустическая сода, к&устик. Белый, гигроскопичный, плавится и
кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзо-эффектом),
создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость
многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке. Проявляет
свойства оснбвных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кисло-
тами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Реагируег
с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами. Получе-
ние см. 231'6, 252, 298, Зб".
Мт = 40,00;	</=2,130; <ПЛ = 321°С;
(„ж, = 1390° С; к, = 108,7<20), 314(80).
1.	NaOH Н2О = NaOH + Н2О	(100—400° С, вак.)
2.	NaOH (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4l+ + ОН’.
3.	NaOH + НС1(разб.) = NaCl + Н2О.
4.	2NaOH + Н2БО4(разб.) = Na2SO4 + НгО,
NaOH + Н28О4(конц., хол.) = NaHSO4 + Н2О.
5.	NaOH + HNOj(pa36.) = NaNOj + H2O.
6.	NaOH (разб.) + Н3РО4(конц.) = NaH2PO4 + Н2О,
2NaOH(pa36.) + Н3РО4(разб.) = Na2HPO4 + 2НгО,
3NaOH(koHU.) + Н3РО4(разб.) = Na3PO4 + ЗНгО.
21
7.	NaOH + НР(разб.) = NaF + HzO, NaOH + 2HF(kohu) = Na(HFj) + H2O.
8.	NaOH(K0HU.) + HCN = NaCN + H2O.
9.	6NaOH(pa36.) + 4Fj= OF2T + 6NaF + O2T + 3H2O.
10.	2КаОН(конц., хол.) + E2 = NaEO + NaE + H2O	(E = Cl, Br, I),
6КаОН(конц., гор.) + 3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O.
11.	12NaOH(K0HU., гор.) + 5C12 + Br2 = 2NaBrO3 + lONaCl + 6H2O.
12.	20КаОН(разб., гор.) + 7C12 + I2 = 2Na3H2IO6i +14NaCl + 8H2O,
24МаОН(конц., хол.) + 7C12 + I2 = 2Na3IO6i +14NaCl + 12H2O.
13. 6NaOH + 3Br2 + 2(NH3 H2O) —*-> 6NaBr + N2? + 8H2O	(комн.).
14. 2NaOH(rop.) + I2 + H2O2 =2NaI + O2? + 2H2O, 2NaOH(xon.) + I2 + H2S(r) =; 2NaI + Si + 2H2O.	
15. 2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2	(600° С).
16. 4NaOH + 3Ca-= 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2	(600° С).
17. 2(NaOH H2O) + 2A1 = 2NaAlO2 + 3H2 2КаОН(конц.) + 6H2O(rop.) + 2A1 = 2Na[Al(OH)4] + 3H2t. 18. 2КаОН(конц.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2T.	(400—500° С),
19. N aOH (разб) + EO2 = NaH EO3 2КаОН(конц.) + EO2 = Na2EO3 + H2O. 20. 4NaOH(K0Hu.) + SiO2—Na4SiO4 + 2H2O, 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O	(Е = С, S), (900—1000° С).
21. 4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O 22. 2NaOH(xon.) + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O, 4NaOH(rop.) + 4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O.	(350—400° С).
23. 2NaOH + A12O3 = 2NaAlO2 + H2O NaOH + A1(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O 24. 2№ОН(конц., гор.) + 3H2O + A12O3 =.2Na[Al(OH)4], №ОН(конц.) + A1(OH)3 = Na[Al(OH)4],	(900—1100° С), (1000° С).
25. 2NaOH(60%-fi) + H2O + ZnO = Na2[Zn(OH)4] 2NaOH(KOHu.) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]	(90° С), (комн).
26. NaOH(KOHu) + NH4C1(kohu.) = NaCl + NH3? + H2O	(кип.).
27.	2NaOH(pa36.) + Fel2 = 2NaI + Fe(OH)2i	(в атмосфере N2), 2NaOH(pa36.) + 2AgNO3 = Ag2Oi + H2O + 2NaNO3. 28.	3NaOH(pa36.) + A1C13 = Al(OH)3i + 3NaCl, 4№ОН(конц.) + A1C13 = Na[Al(OH)4] + 3NaCl. 29.	2NaOH(pa36.) + ZnCl2 = Zn(OH)2i + 2NaCl, 4№ОН(конц.) + ZnCl2 = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl. 30.	2NaOH(pa36„ хол.) + Zn + 2SO2 = Na2S2O4 + Zn(OH)2i.	
31. 2NaOH + 2H2O + ЗН202(конц.) = Na2O2 • 2H2O2 4H2Oi	(0° C), Na2O2 • 2H2O2  4H2O = Na2O2 + 2H2O2 + 4H2O (комн., над конц. H2SO4).	
32. 4NaOH(«> _.3J!?Tpoillp > 4Ка(катод) + О2?(анод) + 2H2O.
22
29. Na2CO3 — КАРБОНАТ НАТРИЯ
Сода (гидрат), сода кальцинированная, или стиральная (безводный). Белый,
плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо
растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную
среду. Реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами. Восстанавливается
углеродом. Получение см. 268, 281’, 301'4, 327.
Мт = 105,99; d = 2,539;	1,446 (10-гидрат);
Гпл = 851°С; к, = 21,8(20), 45,1(80).
1.	NaiCOs = Na2O + СО2	(выше 1000° С).
2.	Na2CO3 • ЮН2О = Na2CO3+ЮН2О	(100—120° С. вак ).
3.	№2СО3(разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + СО^ ,
СО^ + Н2О<=? НСОз + ОН‘; рК0 = 3,67.
4.	Na2CO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + СО2Т + Н2О.
5.	Ка2СО3(насыщ.) + Н2О + СО2 = 2NaHCO3i	(30—40° С)
6.	Na2CO3 + 2НР(разб.) = 2NaF + Н2О + СО2Т,
Na2CO3 + 4НР(конц.) = 2Na(HF2) + СО2Т + Н2О.
7.	ЗМа2СО3(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2Na3PO4 + ЗН2О + ЗСО2Т (кип).
8.	Na2CO3 + М(ОН)2(насыщ.) = МСО31 + 2NaOH	(М = Са, Sr, Ва).
9.	3Na2CO3 + ЗН20(гор.) + 2А1С13 = 2А1(ОН)3Ф + ЗСО2Т + 6NaCL
10.	Na2CO3(K0HU„ гор.) + ЗЕ2 = 5NaE + NaEO3 + ЗСО2Т (Е = С1, Вт, I).
11.	Na2CO3 + 2С(кокс) = 2Na + ЗСО	(900—1000° С).
12.	Na2CO3 + С(кокс) + CaCN2 = 2NaCN + СаСО3	(600—700° С).
13.	Na2CO3(K0Hu.) + SO2 = Na2SO3 + СО2Т.
30. NaHCOj — ГИДРОКАРБОНАТ НАТРИЯ
Питьевая сода, соль Бульриха, нахколит. Белый, при слабом нагревании раз-
лагается. Во влажном состоянии начинает разлагаться при комнатной темпе-
ратуре. Умеренно растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристал-
логидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами.
Вступает в реакции обмена. Получение см. 281’, 295, 368.
Мт = 84,01; d = 2,24; ks = 9,59<20’, 20,2<TO).
1 2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2О	(250—300° С).
2.	КаНСО3(разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + НСО5,
НСО5 + H2O<z^? Н2СО3 + ОН ; рК0 = 7,63.
3.	NaHCO3 + НС1(разб.) = NaCl + CO2f + Н2О.
4.	NaHCO3 + NaOH(KOHu) = Na^Os + H2O.
5.	6NaHCO3(KOHu.) + 3C12 = NaClO3 + 5NaCl + 6CO2T + 3H2O (кип).
6.	NaHCO3 + SO^) = NaHSO3 + CO2f.
23
7.	NaHCO3 + NaH2PO4 = Na2HPO4 + CO2T + H20.
8.	4NaHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2J- + 2Na2SO< + 3CO2T + H20 (кип).
31. NaNO3 —НИТРАТ НАТРИЯ
Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится
без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяет-
ся в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не
образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте.
Сильный окислитель при спекании. В ^раство^ восстанавливается только
атомным водородом. Получение см. 285, \ 2985' , 303 .
Мт = 84,99; d = 2,266; tm =306,5° С; к, = 87,6(2О), 149(80).
1.
2.
3.
2NaNO3 = 2NaNO2 + О2	(380—500° С; примеси Na2O, NO2).
NaNO3(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]+ + NO3	(pH 7).
NaNO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NaNO2 + H2O	(комн.),
NaNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3T + 2H2O + NaOH	(кип.).
2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4НгО	(230—300° C).
8NaNO3 + lONa = N2 + 6Na3NO4	(250° С, вак.),
NaNO3 + Na2O= Na3NO4	(310—320° C).
NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2	(выше 350° C).
4.
5.
7. 3NaNO3 + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O (350—400° C).
32.	Na2SO4 —СУЛЬФАТ НАТРИЯ
Тенардит; глауберова соль, или мирабилит (гидрат). Белый. Плавится и кипит
без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в
реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 284,
ЗЗ5, З63, 396,".
Мг = 142,04; d = 2,66; tm = 884° С;
/кип = 1430° С; к, = 19,2(20), 43,3(80).
1.	2(Na2SO4 • 10Н2О\«) = Na2SO4J- + Na2SO4(nacbnn) + 20Н2О	(32,384° С).
2.	Na2SO4(pa36.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]++ SO4"	(pH 7).
3.	Na2SO<T) + H2SO4(kohu.) = 2NaHSO<p>.
4.	Na2SO4 + SO3 = Na2S2O?.
5.	Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O	(550—600° С, кат. Fe2O3).
6.	Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2	(100—150° C).
7.	Na2SO4 + 2C(kokc) + CaCO3 = Na2CO3 + CaS +CO2	(1000° C).
8.	Na2SO4 + BaX2 = BaSO^ + 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 HSO4. Кристаллогидрат NaHSO4 • Н2О имеет строение
Na+H3O+SOj-.Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Полу-
чение см. 28*, i23, З63, 4245'8' ’.
Мг = 120,06; d = 2,742, 2,103 (кр); I™ = 186° С;
к„ - 28,6(0), 50(|ОО).
1.	2NaHSO4 = Na2S2O7 + Н2О	(250—320° С, вак ).
2.	NaHSO4 Н2О = NaHSO4 + Н2О	(до 120° С, вак ),
2(NaHSO4 HjO) = Na2S2O7 + ЗН2О	(250° С).
3.	NaHSO4(K0HU.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSO4 ,
HSO4 + Н2О = SO«" + Н3О+	(разбавление).
4.	NaHSO4 + КаОН(конц.) = Na2SO4 + H2O.
5.	NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCl	(450—800° C).
34.	NaF —ФТОРИД НАТРИЯ
Виллиомит. Белый, плавится без разложения. Умеренно растворяется в воде
(гидролиз по аниону), растворимость мало зависит от температуры. Кристал-
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Вступа-
ет в реакции обмена. Получение см. 237, 287 ", 2373 5.
Мг = 41,99;	</= 2,558; tm = 997° С;
к, = 4,28(2О), 4,69(80).
1.	NaF(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4f + F,
F + H2O<=± HF + ОН'; рКо = 10,82.
2.	NaF + HF(kohu.) = Na(HF2),
NaF + hHF(m) = NaF wHFX,точнее Na[F(HF)«]	(л = 1 -? 4).
3.	2NaF + H2S04(kohu.) = Na2SO4 + 2HFT	(кип).
4.	NaF + 1лОН(насыщ.) = NaOH + LiFl.
5.	2NaF(KOHU.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]J- + 2HF.
6.	3NaF(KOHu.) + AlFj = Na}[AlFtj4-.
7.	NaF(«>  Э”?ТРО11ИЗ> 2№1(катод) + 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-
центрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 287,
29 , 34 .
М, = 61,99; d = 2,08; к, = З.гЗ*20*, 7,5е*”.
25
1.	Na(HF2) = NaF + HF
2.	Na(HF2)(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]+ + HF2 ,
HF2-<=> HF + Г, HF + H2O«T=> Г + H3O+, рЛ\ = 3,18.
3.	2Na(HF2) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 4HFt
4.	Na(HF2) + NaOHfroHii.) = 2NaF + H2O.
5.	Na(HF2) + Са(ОН)2(насыщ.) = NaOH + H2O + CaF2i.
(270—400° C).
(кип.).
36.	NaCl —ХЛОРИД НАТРИЯ
Поваренная соль, галнт. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность
резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей маг-
ния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидро-
лиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в
присутствии НС1, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке.
Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть
природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер. Получе-
ние см. 232'7, 283	29*, 32’.
Мг = 58,44;	d = 2,165;	tm = 800,8° С;
t.m = 1465° С; к, = 35,9(2О), 38,1<80).
1.	NaCl  2Н2О1 <=» NaCl(Hacwm ) + 2Н2О	(до+0,15° С),
NaCl • 2Н2О = NaCl + 2Н2О	(комн., в сухом воздухе).
2.	NaCl(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + СГ	(pH 7).
3.	NaCl(T) + Н2ЗО4(конц.) = NaHSO4 + НС1 T	(до 50° С).
2NaCl(T) + H2SO4(kohu.) = Na2SO4 + 2HClt	(кип.).
4.	NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HC1	(450—800° C).
5.	2NaCl(T) + 4H2SO4(kohu.) + PbO2 = C12T + Pb(HSO4)2 + 2NaHSO4 +
+ 2H2O	(коми.),
2NaCl(T) + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = Cl2t + MnSO4 + Na2SO4 +
+ 2H2O	(100° C).
6.	10NaCl(T) + 8H2SO4(kohu„ гор.) + 2KMnO«T) = 5Cl2t + 2MnSO4 +
+ 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
7.	NaCl(Hacbiiu) + AgNO2(Hacbiui.) = NaNO2 + AgCli,
NaCl(pa36.) + AgNOj = NaNOj +AgCll.
8.	NaCl(Hacbiiu.) + H2O + NH3 + CO2 = NaHCO3l + NH4C1.
9.	NaCl + A1C13 = Na[AlCl4]	(до 300° C).
10.	2NaCl(M) —ектроли:1> 2Na(KaTOja) + С12Т(анод).
11.	2NaCl + 2H2O _злек^олн]> н2Т(катод) + С12Т(анод) + 2NaOH,
2NaCl(p> - 1”1Пролиз > 2Na(KaTOfl) + С12Т(анод).
(на Hg-катоде)	'
26
37.	NaBr —БРОМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Восстановитель. Получение см. 237, 2815, 386.
Л/г= 102,89; </=3,211; rw = 755°C; к, = 90,8<20), 1 18,3(80>.
1.	NaBr 2Н2О = NaBr + 2Н2О	(выше 51° С, вак).
2.	NaBr(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4[+ + Вг~	(pH 7).
3.	2NaBr(T) + H2SO4(10—50%, хол.) = Na2SO4 + 2HBr,
2NaBr(T) + 3H2SO4(>50%-a, гор.) = 2NaHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.
4.	2NaBr(rop.) + Cl2 = 2NaCl + Br2T.
5.	5NaBr + ЗН2ЗО4(разб.) + NaBrO3 = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O,
2NaBr + 2H2SO4(kohu.) + MnO2 = Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O (кип).
6.	NaBr + 3H2O	ЗН2Т(катод) + NaBrO3 (анод).
38.	Nal —ИОДИД НАТРИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет из-за окисления. Плавится без разложе-
ния, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде
(гидролиза нет). Типичный восстановитель. Получение см. 237, 2814'27, 5247.
Л/г = 149,90; d = 3,667; tM = 661 ° С; к, = 179,3(Ю), 296(80).
1.	2NaI = 2Na + 12	(выше 1400° С).
2.	Nal  2Н2О = Nal + 2Н2О	(выше 68,9° С, вак.).
3.	Nal(pa36.) + 4НгО = [Na(H2O)4]++ Г	(pH 7)
4.	8NaI(T) + 9H2SO4(kohu.) = 4121 + H2St + 4Н2О + 8NaHSO4 (30—50° С),
2NaI(T) + 4HNO}(kohu.) = I2I + 2NO2T + 2H2O +
+ 2NaNO3	(кип., примесь HIO3).
5.	6NaI + 2H2O + O2 —-—> 4NaOH + 2Na[I(I)2]	(комн., на свету),
4NaI + 4НС1(разб.) + O2 = 212i + 4NaCl + 2H2O	(комн., на свету).
6.	2NaI(xon.) + E2 = 2NaE + I21	(E = Cl, Br),
Nal(rop) + 3H2O + 3C12 = NaIO3 + 6HC1.
7.	Nal + 4NHj(«) = [Na(NH3)4]i;<=> [Na (NH3)4]+ + Г.
8.	2NaI + 3H2SO4(kohu.) + MnO2 = 2NaHSO4 + I2l + 2H2O.
9.	Nal + 4NaOH + 4NaNO3 = NasIOt + 4NaNO2 + 2H2O (300—330° C).
10.	Nal + 3H2O - зп?строли1> ЗН2Т(катод) + На1О3(анод).
39. Na2S — СУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порош-
кообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноактивный; во влажном состоянии
окисляется О2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный
восстановитель. Получение см. 23*. 32s, 413е.
27
Mr = 78,05; d = 1,86; t™ = 1180° C; k, = 18,6(2O), 49,2(8O>.
1.	Na2S  9HjO = Na2S + 9НгО	(15—35° С; над конц. H2SO4, P4Oio).
2.	Na2S(pa36.) + 8H2O = WiiOtf + S2\
S2' + H2O^=? HS' + OH'; pXo = 1,09.
3.	Na2S + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St
4.	Na2S + ЗН28О4(конц.) = 2NaHSO4 + SO2T + S-l + 2H2O,
Na2S + 4HNO3(kohh.) = 2NaNO3 + 2NO2T + Si + 2H2O.
5.	Na2S(p) °2 x » 8(коллоид), Na2(S«), Na2SO3S.
6.	Na2S(T) + 2O2 = Na2SO4	(выше 400° C).
7.	Na2S + Н28(насыщ.) = 2NaHS.
8.	Na2S(p) + (л - 1 )S = Na2(S,)	[кнп.],
Na2S + S = Na2(S2)	[600° C],
Na2S + 3S = Na2(S4)	[400° C],
Na2S + 4S = Na2(Ss)	[200° С].
9.	Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS	(1200°C).
10. Na2S(pa36.) + Na2SO3(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI.
11. Na2S + 4Н2О2(конц.) = Na2SO4 + 4H2O.
40. NaHS — ГИДРОСУЛЬФИД НАТРИЯ
Белый, в жидком состоянии — черный. Плавится без разложения, при дальней-
шем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз
по аннону). Разлагается в кипящем растворе. Нейтрализуется щелочами (в
отличие от NH4HS). Присоединяет серу. Типичный восстановитель, окисляется
кислородом воздуха. Получение см. 23", 397, 4 1 36'|2'22.
Мг = 56,06; d = 1,79;	= 350° С; к, = 75,5(2О).
1.	NaHS = Na2S + H2S
2.	NaHS • лН2О-1 <	> №Н8(насыщ.) + лН2О
3.	NaHS(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [НартгОМ* + HS',
HS + Н2О<=> H2S + ОН'; рКо = 7,02.
4.	2NaHS(p) = Na2S + H2St
5.	NaHS + НСЦразб.) = NaCl + H2ST,
NaHS + 3HNO3(kohu.) = Si + 2NO2t + NaNO3 + 2H2O.
6.	NaHS + NaOH(KOHU.) = Na2S + H2O.
7.	2ziNaHS(T) + (л - 1 )O2 = 2H2O + (2л - 4)NaOH + 2Na2(S„)
8.	NaHS(Hacuiu., гор.) + NaOH + (n - 1 )S = Na2(S„) + H2O.
(450—500° C).
(комн., n > 3).
(кип.).
[100—250° С].
41. N»2<Sn) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) НАТРИЯ
Смесь Na2(S„) [л = 2, 4, 5] имеет желто-бурую окраску, Na2(S2) — желтого
цвета. Все Na2(S,) — весьма твердые, плавятся без разложения, расплавы —
28
коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при
возрастании п. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону)
значительно слабее, чем Na2S. Водный раствор имеет желтую окраску. Окисля-
ются на воздухе. Реагируют с кислотами, сильными восстановителями. Полу-
чение смеси Na2(Sa) см. 238, 398, индивидуальных Na2(S„) — 398.
Na2(S2): Mr = 110,11;	= 490° C.
Na2(S4): Mr =174,24; d =2,08; »пл = 286°С.
Na2(S5): M, = 206,31; d = 2,08; /M = 253OC.
1.	Na2(S„) = Na2S + (n - 1 )S	(выше 600° C)
2.	Na2(S«)(pa36.] + 8H2O = 2[Na(H2O)4f + S2',
S2' + H2O^Z=*HS' + OH'; pAo = 7,70 (n = 4); 8,30(л = 5).
3.	Na2(S.) + 2НС1(разб.) = 2NaCl + H2St + (л - 1 )Si	(комн),
Na2(S«) + 2НС1(конц.) = 2NaCl + H2S„	(- 15° C).
4.	2Na2(S„) + 2Н2О(хол.) + O2 = л5(коллоид) + 4NaOH	(на свету),
2Na2(Sa)(Hacbiiu., гор.) + 3O2 = 2Na2SO3S + (2л - 4)Si.
5.	Na2(S«) + H2O + SO2 = Na2SO3S + H2ST + (л - 2)Si	(комн.).
6.	Na2(S«) + SnS2 = Na2[SnS3] + (л - 1 )S4-,
3Na2(S.) + As2Sj = 2Na3[AsS4] + (3л - 5)Si.
7.	Na2(S.) + (л - 1 )Na[Sn(OH)3] + 3(л - 1 )NaOH = «Na2S + (л - 1 )Na2(Sn(OH)6J.
42.	N»NH2 —АМИД НАТРИЯ
Белый. Плавится без разложения, легко возгоняется, при дальнейшем нагрева-
нии разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны).
Плохо растворяется в жидком аммиаке. Полностью гидролизуется в воде,
реагирует с кислотами. Получение см. 2313, 2412, 2945.
Мг = 39,01; </=1,39; /ш1 = 210°С; /„„ = 400° С.
1.	6NaNH2 = 6Na + 4NH3 + N2	(500—600° С).
2.	NaNH2 + 2Н2О(хол.) = NaOH + NH3 НгО,
NaNH2 + H2O(rop.) = NaOH + NH3t.
3.	NaNH2 + 2НС1(разб.) = NaCl + NH4C1.
4.	2NaNH2 + 2HNO3 = NaN3 + NaNO3 + 3H2O	(кип).
5.	NaNH2 + C(kokc) = NaCN + H2	(500—600° C).
6.	NaNH2 + NH4C1 = 2NH3 + NaCl	(- 40° С, в жидк. NH3).
КАЛИЙ
43.	К — КАЛИЙ
Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое — с фиолетовым оттен-
ком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов К
(преобладают) и молекул К2. Химически растворяется в жидком аммиаке
29
(темно-снний раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционно-
способный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет
воспламенение выделяющегося Hi), 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
ннтерметаллиды c Na, П, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в
фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл. Получение
см. 44', 4925, 576 7, 76013, 761й.
М, = 39,098;	</(т) = 0,8629;	= 0,83<и>;
/пл = 63,51° С; /,ип = 760° С.
1.	2К + 2HiO = 2КОН + Hit
2.	2К + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2Т.
3.	8К + 6HiSO4(pa36.) = 4K.2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О	(примесь H2S)
21К + 26HNO3(pa36.) = 21KNO3 + NOt + N2OT + N2T + 13H2O.
4.	2K + 2KOH = 2K.1O + Hi
5.	2K + Hi = 2KH
6.	К + О2(воздух) = K.O1
К —K2O21 KO2I
7.	4K + O2 + 2HiO = 4KOH.
8.	2K + Ei = 2KE
9.	2K + E = K.1E
10.	3K + Р(красн.) = К3Р(зел.)
11.	2K + 2Н18(насыщ.)= 2KHSI + Н2Т
12.	2К + 2NHXr) = 2KNH1 + Hi
13.	К + 6NHj<m) = [K(NHj)e] (т.-син.)
[K(NHj)e] + nNHx«) <=? [K(NHj)eJ
(450° C).
(200—350° C).
(сгорание, примесь KiOi),
(- 50° С, в жидк. NH3).
(комн.; E = F, Cl, Br, I).
(100—200° С; E = S, Se, Те).
[200° С, в атмосфере Аг],
(в бензоле).
(65—105° С).
[- 50° С],
+ е -nNHj.
44.	КН —ГИДРИД КАЛИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным даалением Hi плавится
без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 435.
Мг = 40,11; d= 1,43; /пл05 400° С (р).
1.	2КН = 2К + Hi
2.	КН + HiO = КОН + Hit.
3.	КН + НС1(разб.) = КС1 + Hit.
4.	2КН + О2 = 2КОН
5.	КН + Ch = КС1 + НС1
6.	КН + COi = К(НСОО)
(400° С, вак ).
(выше 200° С).
(400—450° С),
[до 150° С,р].
30
7.	4КН + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2Н2	(500° C).
8.	KH + NHXr) = KNH2 + H2	(300° C).
45.	K2O — ОКСИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый. Проявляет оснбвные свойства, энергично
реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислот-
ными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком. Подучение см. 434, 471' и,
49", 501.
М, = 94,20; d = 2,33; tm = 740° С (р).
1.	2К2О = К2О2 + 2К 2.	К2О + Н2О = 2КОН. 3.	К2О + 2НС1(разб.) = 2КС1 + Н2О. 4.	К2О + СО2 = К2СО3 5.	К2О + 2NO2 = KNO2 + KNO3 6.	К2О + А12О3 = 2КА1О2 7.	К2О + N НХЖ) —KN Н21 + КОН	(350—430° С). (400° С). (150—200° С). (1000° С). (- 50° С).
46. К2О2 — ПЕРОКСИД КАЛИЯ	
Белый (с примесью КО2 — светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет
и разлагается, плавится под избыточным давлением О2. Имеет ионное строение
(К^О*'). Чувствителен к СО2 воздуха. Полностью разлагается водой, кисло-
тами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет окислительно-восста-
новительные свойства. Получение см. 43е, 471, 49м.
Мг- 110,19;	</=2,40; zM = 545° С (р).
1.	2К2О2 = 2К2О + О2	(выше 500° С).
2.	К2О2 + 2Н2О(хол.) = 2КОН + Н2О2,
2К2О2 + 2Н20(гор.) = 4КОН + О2.
3.	К2О2 + 2НС1(разб., хол.) = 2КС1 + Н2О2.
4.	2К2О2 + 2Н25О4(разб., гор.) = 2K2SO4 + 2Н2О + O2t.
5.	К2О2 + О2(воздух) = 2КО2	(комн.).
6.	2К2О2 + 2СО2 = 2К2СО3 + О2, К2О2 + СО = К2СО3	(комн.).
7.	2К2О2 + С(графит) = К2СО3 + К2О	(100° С).
8.	5К2О2 + 8Н2БО4(разб.) + 2KMnO4= 5О2Т + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8Н2О.
47.	КО2 — ИАДПЕРОКСИД КАЛИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается, плавится под избыточным
давлением. Имеет ионное строение (К4) (Oj). Реагирует с водой, кислотами,
моно- и диоксидом углерода, озоном, калием, аммиаком. Очень сильный
окислитель. Получение см. 43е.
А/г = 71,10;	</=2,158;	= 535° С (р).
31
1.	ко2 » KzCh s^-> KiO.
2.	2KO? + HjO = KOH + КНОад» + O2t
гкноад —2koh + o2t
3.	4KO2 + 2Н2О(гор.) = 4K0H + 3O2t.
4.	2KO2 + 2НС1(разб., хол.) = 2KC1 + НД + O2t.
5.	2KOj + Н28О4(безводн.) = K2SO4 + ОзТ + HjO
6.	KO2 + Оз = КОз + О2
7.	2КО2 + S = K2SO4
2КО2 + SO2 = K2SO4 + О2
8.	4КО2 + ЗС(графит) = 2К2СОз + СО2
9.	4КО2 + 2СО2(влажн.) = 2К2СОз + ЗО2
10.	2КО2 + СО = КзСОз + Оз
11.	2КО2 + 2NO2 = 2KNO3 + О2
12.	КО2 + ЗК= 2КзО
13.	2КОз + 2NHs —*-> 2КОН + N2 + 2НзО
(0° С).
(комн.).
(комн.).
(до 0° С, в жидк. CC12F2).
(130—140° С),
(100° С).
(30° С),
(комн.).
(50° С).
(70° С).
(700° С, р).
(комн.).
48.	КОз —ОЗОНИД КАЛИЯ
Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании.
Имеет ионное строение (K*)(Oj). Хорошо растворяется в жидком аммиаке,
частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой.
Очень сильный окислитель. Получение см. 47*, 4910.
М, = 87,10;	</=1,99.
1.	2КОз = 2КО2 + О2	(20—60° С).
2.	4КОз + 2Н2О = 4КОН + 5О2Т	(примесь радикалов ОН0).
3.	4КОз + 4НС1(разб., хол.) = 4КС1 + 5O2t + 2Н2О,
2КОз + 4НС1(разб., гор.) = 2КС1 + С12Т + 20зТ + 2НзО.
4.	4КОз + НзО(влага) + ЗСО2 = КзСОз + 2КНСОз + 5О2	(комн.).
5.	6КОз + 5S = K2SO4 + 2K3S3O7	(50° С).
6.	КОз + NHx») NH4O3 + KNH2	(-50° С).
49.	КОН —ГИДРОКСИД КАЛИЯ
Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения.
Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелоч-
ную среду. Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам),
нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными
оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и СО2.
Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431’7 5010, 577.
М,= 56,11;	</=2,044; Г™ = 404° С;
32
<И1П = 1324° C; ks = 112,4(2O), 162,5^.
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24.	KOH • 2HjO = KOH • HjO + H2O	(33—40° С, вак ), KOH • H2O = KOH + H2O	(500° С, вак ). КОНфазб.) + 6H2O = [К(НгО)в]+ + ОН'. КОН + НСЦразб.) = КС1 + Н2О, КОН + НИОзфазб.) = KNO3 + Н2О. 2КОН + НгБОДразб.) = K2SO4 + 2 Н2О, КОН + Нг8О4(конц., хол.) = KHSO4 + Н2О. КОНфазб.) + Н3РО4(конц.) = КН2РО4 + Н2О, 2КОНфазб.) + НзРОДразб.) = К2НРО4 + 2НгО. ЗКОН(конц.) + НзРО4фазб.) = KjPO4 + ЗН2О. КОНфазб.) + НРфазб.) = KF + Н2О, КОН(конц.) + 2HF(kohu.) = K(HF2) + Н2О. КОН(конц.) + HCN = KCN + НгО. 2КОН(конц„ хол.) + Е2 = КЕО + KE + Н2О	(Е = Cl, Br, I), 6КОН(конц„ гор.) + ЗЕ2 = КЕОз + 5КЕ + ЗН2О. 12КОН(конц., гор.) + 5С12 + Вг2 = 2КВгОз + 10КС1 + 6Н2О. 4КОН + 4О3 = 4КОз + О2 + 2Н2О	(до 20° С). 2КОН + 2К = 2К2О + Н2	(400-450° С). 2(КОН • 2НгО) + 2А1 = 2КАЮ2 + ЗН2 + 2НгО	(400—500° С), 2КОН(конц.) + 6НгО(гор.) + 2А1 = 2К[А1(ОН)«] + 3H2t. 2КОН(конц.) + ЕО2 = К2ЕОз + НгО	(Е = С, S), КОН + ЕОг = КНЕО3 i	(в этаноле). 6КОН(конц.) + 5SiO2 = KxSiO^) + K2Si4O94 + ЗН2О. 4КОН + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2НгО	(400° С). 2КОНфазб.) + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + НгО. 2КОН(хол.) + NO + NO2 = 2KNO2 + Н2О, 4KOH(rop.) + 4NO2 + О2 = 4KNO3 + 2НгО. 2КОН + А12Оз = 2КА1Ог + НгО	(900—1100° С). КОН + А1(ОН)з = КАЮг + 2НгО	(1000° С). 2КОН(конц., гор.) + ЗН2О + AI2O3 = 2К[АЦОН)*], КОН(конц) + А1(ОН)з = К[А1(ОН)4]. КОН (конц ) + NH4C1(kohU.) = КС1 + NH3t + НгО	(кип). 2КОН + Feb = 2KI + Fe(OH)24-	(в атмосфере N2), 2КОНфазб.) + 2AgNO3 = Ag2Oi + НгО + 2KNO3. ЗКОНфазб.) + А1С1з = А1(ОН)з1 + ЗКС1, 4КОН(конц.) + А1С1з = К[А1(ОН)4] + ЗКС1. 6КОН(конц.) + 2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5НгО. КОН + (2—4)НгОг(конц.)	» К2О2 • (2—4)НгО2 4-	(0° С),	
25.	^4. V'Wl	9 Л.2^2 т 4КОН(Ж)	► 4К(катод) + О2Т (анод) + 2Н2О.	(над конц. Н2эо4).
33
50.	КгСОз — КАРБОНАТ КАЛИЯ
Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз-
лагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по
аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами,
оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 47 ’ ' , 49 ,
511'4, 53е.
М^= 138,20; d = 2,428;	/« = 891° С;
к,= 111,0<20), 139,2<Ю).
1.	К2СО3 = К2О+ СО2	(выше 1200° С).
2.	К2СО3 1,5Н2О = К2СО3+ 1,5Н2О	(100—150° С, вак ).
3.	КгСО3(разб.) + 12НгО = 2[К(НгО)б]+ + COj",
COf- + НгО<=* НСО3 + ОН’; рКо = 3,67.
4.	К2СОз + 2НС1(разб.) = 2КС1 + СО2Т + НгО.
5.	К2СО3(насыщ.) + 2НСЮ«(конц., хол.) = 2КС1ОЛ + Н2О + СО2Т.
6.	ЗК2СО3(конц.) + 2Н3РО4(разб.) = 2К3РО4 + ЗН2О + ЗСО2Т.
7.	КгСО3 + 2НР(разб.) = 2KF + Н2О + СО2Т,
К2СО3 + 4НБ(конц.) = 2K(HF0 + НгО + СО2Т.
8.	К2СО3 + Н2О + СО2 = 2КНСОз	(30—40° С).
9.	К2СО3(разб.)+ Н2О + 2SO2 = 2KHSO3 + СО2Т.
10.	К2СО3 + Са(ОН)2(насыщ.) = СаСО34 + 2КОН.
11.	ЗК2СО3(конц„ гор.) + ЗЕг = 5КЕ + КЕО3 + 3CO2t	(Е = Cl, Br, I).
12.	ЗК2СО3 + ЗНгО(гор ) + 2А1С13 = 2А1(ОН)31 + ЗСО2 Т + 6КС1.
13.	ЗК2СО3 + Н2О + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)4 + ЗСОгТ	(кип.)
14.	К2СО3 + BaS2O6 = K2S2O6 + ВаСО3 4.
15.	К2СО3 + С(кокс) + CaCN2 = 2KCN + СаСО3	(900° С).
16.	КгСОз + C(NH2)2O = 2KOCN + 2Н2О	(40 °C).
51. КНСОз — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ
Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления.
Устойчив на воздухе. Имеет строение (K+)2(HCO3)!j-. Хорошо растворяется в
воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагает-
ся кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получе-
ние см. 49”, 508.
Мг = 100,11;	d = 2,17; ks = 33,3(20), 68,3е70’.
1.	2КНСО3 = К2СОз + СО2 + Н2О
2.	КНСО3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б)+ + НСОз,
НСОз + H2O£=> НгСОз + ОН ; рХо = 7,63.
3.	КНСОз + НСЦразб.) = КС1 + СО2Т + Н2О.
(100—400° С).
34
4.	КНСОз + КОН(конц.) = КгСОз + НгО.
5.	6КНСОз(конц.) + ЗС12 = КСЮэ + 5КС14 + 6СО2Т + ЗН2О.
6.	КНСОз + SO2 = KHSO3 + СО2Т.
7.	4КНСОз + 2CuSO4 = Си2СОз(ОН)2Ф + 2K2SO4 + 3CO2t + НгО (кип).
52.	KNO3 —НИТРАТ КАЛИЯ
Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальней-
шем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в
воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образу-
ет. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только
атомным водородом. Получение см. 47", 493’|7, 3047'*.
М, = 101,10; </=2,109; tm = 334,5° С; к, = 31,6(20), 168,в0*0.
1.	2KNOj = 2KNO2 + О2	(400—520° С).
2.	КЫОзфазб.) + 6Н2О = [К(НгО)б]+ + NO5	(pH 7).
3.	КЫОз(насыщ.) + (l-2)HNOs (конц.) = KNO3 • (1-2)HNO2 4- (комн.).
4. KNO3 + 2H°(Zn, разб. НС1) = KNO2 + Н2О,
КЫОз + 8Н°(А1, конц. КОН) = ЫНзТ + 2Н2О + КОН	(кип ).
5.	2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2N2O + 4НгО	(230—300° С).
6.	KNO3 + H2SO4(kohu.) = HNO3T + KHSO4	(вак.)
7.	2KNO3 + ЗС(графит) + S = N2 + ЗСО2 + K2S (сгорание «черного пороха»).
8. 6KNO3 + 10А1 = 6КА1О2 + 2А1гОз + 3N2	(400° С).
9.	KNO3 + Pb = KNO2 + РЬО	(350-400° С),
КЫОз(конц) + РЬ(губка) + Н2О = KNO2 + Pb(OH)2i.
10.	ЗКЫОз + 2КОН + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O	(400- ^120° С).
53.	Кг8О4 —СУЛЬФАТ КАЛИЯ
Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восста-
навливается водородом, углеродом. Получение см. 477,494,54,л 4, 572,60®, 427’.
М, = 174,26; d = 2,662; tm = 1074° С;
Ьип > 2000° С; к, = 11,1(20>, 21
I К28О4(разб.) + 12Н2О = 2[К(НяО)в]* + SOt	(pH 7)
2.	K2SO<T) + Н28О4(конц.) = 2KHSO4.
3.	K2SO4 + SO3 = K2S2O7.
4.	K2SO4 + BaX2 = BaSO44 + 2KX	(X = СГ, OH ).
5.	K2SO4 + BaS2O« = K2S2O6 + BaSO4i.
6.	K2SO4 + 4H2 = K2S+ 4H2O	(600° С, кат. Fe2O3).
7.	K2SO4 + 4С(кокс) = K2S + 4CO	(900° C).
8.	K2SO4 + Ca(OH)2 + 2CO = K(HCOO) + CaSO4	(200°C,/>)
2K(HCOO) + O2 = К2СОз + CO2 + H2O	(700° 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-
ется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 49,53 , 57 .
М,= 136,17; </= 2,322; ZM = 218,6° С; ks = 51,4(2О), 121,6(,00).
1.	2KHSO< = K.2SO4 + H2SO4	(240° С),
2KHSO4 = K2S2O7 + Н2О	(320—340° С).
2.	KHSO4 (конц.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]+ + HSO;,HSO;-+ Н2О = SOf + НзО+
(разбавление водой).
3.	KHSO4 + КОН (конц.) = K2SO4 + Н2О.
4.	KHSO4 + КС1 = K2SO4 + НС1	(450—700° С).
5.	KHSO4 + Н2О2 (конц.) = KHSO3(O2) + Н2О	(0°С).
6.	2KHSO4 + TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O	(300° С).
7.	6KHSO4 + М2О3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 + ЗН2О (300—500° С; М = А1, Сг).
8.	2KHSO4 (насыщ.) элег1ролиз> н2Т (катод) + КгБгОвфг) (анод) (0—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.
Мт = 58,10;	d = 2,48;	= 857° С;
к, = 94,2(а>), 150,l<t,o).
1.	KF 2Н2О = KF + 2НгО
2.	KF (разб.) + 6Н2О = [K(H2O)d+ + F.
F + H2O 4f=± HF + OH"; pXo = 10,82.
3.	KF + HF (конц.) = K(HFj),
KF + nHF(M) = KF ziHFJ-, точнее K[F(HF)„]
4.	2KF + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HFt
5.	KF + LiOH (насыщ.) = KOH + LiFl.
6.	2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]J. + 2HF.
7.	KF + SO2(m) = KSO2F.
(350° C).
(n = 1 * 4).
(кип.).
Q V E ЭЛСКТрОЛИЗ	1	— ▲ z
8.	KF(M) -------------> 2K4 (катод) + F2T (анод).
56.	K(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД КАЛИЯ
Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при
дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион час-
тично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристал-
36
логидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтра-
лизуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553.
Мг = 78,10; d = 2,37; tm = 238,7° С; к, = 39,2(W), 114(М).
1.	K(HF2) = KF + HF	(310—400° С).
2.	K(HF2) (разб.) + 6HzO = [К(Н2ОМ+ + HF£ ,
HF2 HF + F", HF + H2O <=? F + H3O+, pK« = 3,18.
3.	2K(HF2) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 4HFT	(кип).
4.	K(HF2) + KOH (конц.) = 2KF + H2O.
5.	K(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = KOH + H2O + CaF2i
6.	K(HF2) + H2SO< + 2SOj = 2HSO3F + KHSO4	(комн., в олеуме).
7.	K(HF2)(M) э"ектРолиэ> н2Т(катод) + F2T(анод) + KF.
57. КС1 — ХЛОРИД КАЛИЯ
Сильвин. Белый, плавится и кнпит без разложения. Умеренно растворяется в
воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в
концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый вос-
становитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть (наравне с
NaCl) природных залежей сильвинита. Получение см. 432’, 493'20, 50; 53*.
Мг = 74,55; d = 1,984; t„ = 770° С; t„„ = 1430° С; ks = 34,4W, 51,1(80).
1.	KC1 (разб.) + бНгО = [К(Н2О)бГ + СГ	(pH 7).
2.	2KC1<T) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HC1T	(кип).
3.	KC1 + KHSO4 = K2SO4 + HC1	(450—700° C).
4.	10KCl(T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО^ = 5С1/Г + 2MnSO4 + 6K2SO4
+ 8H2O.
5.	KC1 (конц.) + NaClO4 (насыщ.) = KClO4i + NaCl	(10° C).
6.	2КС1(ж)  - ?CT?olM3-> 2K (катод) + C12T (анод).
7.	2KC1 + 2H2O -ЗЕЖУ-» h2T (катод) + C12T (анод) + 2KOH,
2KCl(₽) ~(н7Й^Х)> 2К<кат0Д> + cbt (анод).
8.	KC1 + 3H2O —3H2T (катод) + KC1O3 (анод)	[40—60° С].
58.	КВт — БРОМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет).
Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бро-
моводородной кислоте. Восстановитель. Получение см. 43е, 594, 5121.
Mr =119,00; rf=2,75; tm = 734° С; к, = 65,2<“\ 94,6<ео).
1	КВг (разб.) + 6Н2О = [К^гОМ* + Вг*	(pH 7).
2.	2KBr(T) + H2SO4 (10—50%-я, хол.) = K2SO4 + 2НВг,
2КВг(Т) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2KHSO« + Br2t + SO2T + 2Н2О.
3.	2КВг + С12 = 2КС1 + Br2t	(кип.).
4.	5KBr + 3H2SO4 (разб.) + КВгОз = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗНгО,
2КВг + 2H2SO4 (конц.) + МлО2 = Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2Н2О (кип.).
5.	КВг + ЗН2О (гор.) элопто-” > 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-
твор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение
см. 43*, 4921, 5254,5.
М, = 166,00; d = 3,115; г™ = 681° С; к, = 144,5<20), 190,7(’0).
1.	К1 (разб.) + 6Н2О = [К(НгО)в]+ + Г	(pH 7).
2.	8К1<т) + 9H2SO4 (конц.) = 412Ф + H2St +4H2O + 8KHSO4 (30—50° С).
3.	KI + 2НгО + О2 —-—> 4КОН + I2I + К[1(1)2]	(комн., на	свету),
4KI + 4НС1 (разб.) + О2 = 212Ф + 4КС1 + 2Н2О	(комн., на	свету).
4.	2KI + Е2 = 2КЕ + 124	(Е = С1, Вг).
5.	KI + ЗН2О + ЗС1ДО = НЮз + КС1 + 5НС1,
KI (конц.) + 6КОН (конц.) + ЗОад = KIO3I + 6КС1 + ЗН2О.
6.	KI(P) +12 = К[1(1)2](р) (желт.).
7.	1 OKI + 8H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5I2I + 2MnSO4 + 8Н2О + 6K2SO4,
6KI + 7H2SO4 (разб.) + K2Cr2O? = Cr2(SO4)3 + 3I24- + 7Н2О + 4K2SO4.
8.	2KI + H2SO4 (разб.) + Н2О2 = I21 + K2SO4 + 2Н2О,
2KI + 2H2SO4 (разб.) + 2KNO2 = 2K2SO4 + 12I + 2NOT + 2H2O.
9.	2KI + Fe2(SO4)3 = hi + 2FeSO4 + K2SO4	(в разб. H2SO4).
10.	2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2Cul4- + 2K2SO4 + H2SO4 (в темноте).
11.	KI + 3H2O электР°ЛИ]> зн2Т (катод) + КЮз (анод).
60.	KiS- СУЛЬФИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош-
кообразный K2S пирофорен в сухом аоздухе. Хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии
окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами.
Типичный восстановитель. Получение см. 439, 53 .
Мг =110,26;	rf=l,74; U = 912°C.
1.	K2S  5H2O = K2S + 5H2O
2.	K2S (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)e]+ + S2',
s2 + H2O?=± HS" + OH ; pKo = 1,09.
(150° C).
38
3.	K2S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + H2St.
4.	K2S + 3H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + SO2t + Si + 2H2O.
5- K2S(p) 02	S (коллоид), K2(S«), K2SO3S.
6. K2SW + 2О2 = K2SO4	(выше 500° C).
7. KjStp, + (л - 1)S = K2(S.)	[кип.],
K2S + S = K2(S2)	(500° Cl,
K2S + 2S = K-XSj)	[кип. в этаноле],
K2S + 3S = K2(S4)	[250—300° С],
K2S + 4S = Кг(85)	[175—220° С].
8. K2S + H2S (насыщ.) = 2KHS.
«1. KXS«) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) КАЛИЯ
Смесь К X S,) (л = 2 + 6) имеет желто-бурую окраску. Все K2(S.) — весьма твер-
дые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Терми-
ческая устойчивость понижается при возрастании п. Хорошо растворяются в
воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K2S; раствор имеет
желтую окраску. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают
окислительным действием. Получение смеси K2(S,) см. 60s'7, индивидуальных
K2(S,) (л = 2 + 5) — 607, К2(ЗД — 617.
K2(S2): Mr = 142,33;	d = 1,973;	= 520° C.
K2(S3): Mr = 174,39;	</=2,102;	= 292° C.
K2(S4): Mr = 206,46;		tm = 159° C.
K2(S5): Mr = 238,53;	</=2,128;	гпл = 211°С.
K2(S»). Mr = 270,59;	</ = 2,02;	zM= 196° C.
1.	K2(S,) = K2S + (л - 1)S	(выше 600° C).
2.	K2(S,) [разб.] + 12H2O = 2[К(Н2О)бГ + S*' , S*- + H2O HS„ + OH"; pX0 = 7,70 (л = 4), 8,30 (л = 5).	
3.	K2(S.) + 2HC1 (разб.) = 2KC1 + H2St + (л - 1)S1	(комн.),
	K2(S,) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + H2S,	(-15° C).
4.	2K2(S,) + 2НгО (хол.) + O2 = hS (коллоид) + 4KOH 2K2(S.) [насыщ., гор.] + 3O2 = 2K2SO3S + (2л - 4)S1.	(на свету),
5.	K2(S.) + НгО + SO2 = K2SO3S + H2ST + (л - 2)Sl	(комн.).
6.	K2(S.) + SnS2 = K2[SnS3] + (л - 1 )S1. 3K2(S,) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3h-5)S4.	
		
7.	K2(Ss) + S = K2(S6)	[120—180° С].
62. KNH2 —АМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На
воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Мало растворяется а
39
жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см.
4312, 44", 457.
Mr = 55,12;	tm = 338° C.		
1.	6KNH2 = 6K + 4NHj + N2	(600—700° C).
2. 3. 4.	KNH2 + 2H2O (хол.) = KOH + NH3 H2O, KNH2 + H2O (гор.) = KOH + NHjT. KNH2 + 2HCI (разб.) = KCI + NH4CL 2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O	(кип.).
5.	KNH2 + С (кокс) = KCN + H2	(500—600° C).
6.	KNH2 + NH4C1 = 2NH3 + KCI	(-40° С, в жидк. NH3).
РУБИДИЙ
63.	Rb —РУБИДИЙ
Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окра-
шен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темно-
синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; силь-
нейший восстановитель. Энергично реагирует с СИ воздуха, водой (идет вос-
пламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами,
неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо
сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью
образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.
Получение см. 641, 651, 696, 737'8.
М, = 85,468; </(т) = 1,532; 4ж) = I АТ^\ tm = 39,3° С; Нил = 696° С.
1.	2Rb + 2Н2О = 2RbOH + Н2Т.
2.	2Rb + 2HCI (разб.) = 2RbCI + Н2Т.
3.	8Rb + 6H2SO4 (разб., хол.) = 4Rb2SO4 + SO2 + Si + 6Н2О (примесь H2S).
4. 21 Rb + 26HNOj (разб., хол.) = 21 RbNOj + NOT + N2OT + N2T +13H2O.
5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2	(400° C).
6.	2Rb + H2 = 2RbH 7.	Rb + O2 (воздух) = RbO2 8.	4Rb + O2 = 2Rb2O Rb - > Rb2O2l —-T> RbO2l 9.	4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH 10.	2Rb + E2= 2RbE II.	2Rb + S = Rb2S 12.	2Rb + 2H2S (насыщ.) = 2RbHSl + H2T 13.	2Rb + 2NHXr) = 2RbNH2 + H2 14.	Rb + 6NHy>) = [Rb(NH3)6] (т.-син.)	(300—350° C, p). (сгорание), (на холоду), (-50° С, в жидк. NH3). (комн.), (комн.; Е = F, Cl, Br, I). (100—130° С), (в бензоле). (40—60° С). [-40° С],
[Rb(NH3)6] + nNHx«M=* Rb(NH3)*]+ + e  nNH3.
15. 4Rb + 3SiO2 = RbjSiOj + Si	(выше 300° C).
64.	RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 63*.
М, = 86,48; d = 2,59;	« 400° С(р).
1.	2RbH = 2Rb + Н2	(выше 200° C).
2.	RbH + Н2О = RbOH + Н2Т.	
3.	RbH + НС1 (разб.) = RbCl + Н2Т.	
4.	2RbH + О2 = 2RbOH	(выше 200° C).
5.	RbH + Cl2 = RbCl + HC1	(400° C),
	2RbH + 2S = Rb2S + H2S	(300—350° C).
6.	RbH + NHXr> = RbNH2 + H2	(300° C).
65. Rb2O — ОКСИД РУБИДИЯ
Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме.
Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом возду-
хе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагирует с водой (образуется
сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиа-
ком. Получение см. 63 , 671, 701.
Мг = 186,94;	d = 3,72; tm = 505° С (р).
1.	2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb	v	(400—550° С)
2.	Rb2O + H2O = 2RbOH.
3.	Rb2O + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + НгО.
4.	Rb2O + CO2 (влажн.) = Rb2CO3, Rb2O + HiO + 2CO2 = 2RbHCO3 (комн ).
5.	Rb2O + NHW —RbNHrl + 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+)2 (Oj~). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 638, 671.
Мг = 202,93; </=3,80; tm = 570° С; гкнп = 1010° С (разл.).
1.	2Rb2O2 = 2Rb2O + О2	(выше 1010° С).
2.	Rb2O2 + 2Н2О = 2RbOH + Н2О2	(0° С),
2Rb2O2 + 2Н2О (гор.) = 4RbOH + О2Т.
3.	Rb2O2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2RbCl + 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+) (Oj), Энергично реагирует с
водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком. Очень
сильный окислитель. Получение см. 63 694.
Л/г = И 7,47;	d = 3,06;	tm = 540° С (р).		
1.	RbO2 400^00°g > Rb2O2	-» Rb2O,	
	2RbO2 = Rb2O2 + O2	(290° С, вак.).
2.	2RbO2 + H2O = RbOH + RbHO^) + O2T	(0° C),
	2RbHO2(p) —*—► 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	(30—40° С).
7.	RbOj + O3 — RbOs + O2	(комн.).
8.	2RbO2 + 2NH3 —2RbOH + N2 + 2H1O	(комн.).
68. RbOs — ОЗОНИД РУБИДИЯ
Оранжево-красный. Более устойчивый, чем КО3, разлагается при нагревании.
Имеет ионное строение (Rb+) (Oj). Энергично реагирует с водой, кислотами,
серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 677, 694.
Л/г = 133,47;	</=2,75.
1.	2RbO3 = 2RbO2 + О2	(60—90° С).
2.	4RbO3 + 2Н2О = 4RbOH + 5О2Т	(примесь радикалов ОН0).
3.	4RbO3 + 4НС1 (разб., хол.) = 4RbCl + 5О2Т + 2Н2О,
2RbO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2RbCl + С12Т + 2O2f + 2Н2О.
4.	4RbO3 + Н2О (влага) + ЗСО2 = Rb2CO3 + 2RbHCO3 + 5О2 (комн).
5.	6RbO3 + 5S = Rb2SO4 + 2Rb2S2O2	(40—50° С).
6.	RbO3 + NH3(M)4=*NH4O3 + RbNH2	(-50° С).
69. RbOH — ГИДРОКСИД РУБИДИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при силь-
ном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, созда-
42
ет сильнощелочную среду. Проявляет свойства оснбвных гидроксидов (отно-
сится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксида-
ми, кислородом, озоном. Получение см. 631'6 7 * 9, 672'3, 70,72 .
М, = 102,48; d = 3,203; t„ = 382° С; к, = 179(IS), 282<47).
1.	RbOH 2Н2О = RbOH Н2О + Н2О RbOH H2O = RbOH + H2O	C	(47—54° С, вак ), Ю0° С, в токе Н2).
2.	RbOH (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)e]+ + OH'.	
3.	RbOH + HC1 (разб.) = RbCl + H2O, 2RbOH + H2SO4 (разб.) = Rb2SO4 + H2O, RbOH + HNO3 (разб.) = RbNOj + H2O.	
4.	4RbOH(X) + 3O2 = 4RbO2 + 2H2O	(450° С),
	4RbOH + 4O3 = 4RbO3 + O2 + 2H2O	(20° С).
5.	2RbOH (конц.) + CO2 = Rb2CO3 + H2O.	
6.	RbOH(X) an-?np<?u*S 4Rb (катод) + O2T (анод) + 2НгО.	
70. RbjCOj —КАРБОНАТ РУБИДИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится только под избыточным дав-
лением СОг. Чувствителен к влаге н СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется
в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разла-
гается кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 67<9, 69s.
Мг = 230,94; tm = 873° С (р); к, = 223(Я>), 301,1(50).
1.	RbzCOs = RbjO + COi	(выше 900° С, вак.).
2.	RbjCOj 1,5НгО = RbiCOj + 1,5HjO	(выше 190° С).
3.	Rb2CO3 (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H2OM+ + CO|-,
СО3-+ Н2О ?=± НСОз + ОН'; рКо = 3,67.
4.	RbiCOa + 2НС1 (разб.) = 2RbCl + CO2t + Н2О.
5.	RbzCOj + 2НСЮ< (конц., хол.) = 2RbClO4l + СО2Т + Н2О.
6. Rb2CO3 + Н2О +	’ 2RbHCO3.
170—180* С
7. ЯЬгСОз + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2RbOH + СаСО31.
71. RbNO3 — НИТРАТ РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Крис-
таллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе
восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 63*. 693.
М,= 147,47; d=3,H; tluI = 313°C; к, = 53,5°°*, 309е80’.
1. 2RbNO3 = 2RbNOj + О3	(540—880° С).
43
2.	RbNO3 (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + NO3	(pH 7).
3.	RbNOj (насыщ.) + (1 - 2) HNOs (конц.) = RbNO3 (1-2) HNOji (комн.).
4.	RbNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = RbNOj +H2O	(комн ),
RbNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NHjT + 2H2O + RbOH	(кип.).
5.	2RbNO3 + (NH4)2SO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O	(300—350° C).
6.	RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO	(400° C).
72.	Rb2SO4 —СУЛЬФАТ РУБИДИЯ
Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде
(гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена.
Получение см. 633, 73хз, 74*.
Mt = 267,00; d = 3,613; Гм = 1066° С; t„„-1700°C; к, = 48,2<20), 75,0<80).
1.	Rb2SO4 (разб.) + 12Н2О = 2[Rb(H2O)6]+ + SOj"	(pH 7).
2.	Rb2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2RbHSO4.
3.	Rb2SO4 + BaX2 = BaSO4i + 2RbX	(X = СГ, OH ).
4.	Rb2SO4 + A12(SO4)3 + 24H2O = 2{RbAl(SO4)2 • 12H2O}i (квасцы).
73.	RbCl — ХЛОРИД РУБИДИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидра-
тов не образует. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Получе-
ние см. 63х'0, 693, 704, 723.
Мг = 120,92; d = 2,76; tm = 718° С;
tmn= 1395°C, fc = 91,l<20), 127,2<8O).
1.	RbCl (разб.) + 6H2O = [Rb(H2O)6]+ + СГ	(pH 7).
2.	2RbCl(T) + H2SO4 (конц.) = Rb2SO4 + 2HC1T	(кип.).
3.	RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HC1	(500—600° C).
4.	10RbCl<T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + гКМпО^т) = 5Cl2t + 2MnSO4 +
+ 5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
5.	2RbCl + H2[SnCl«] = Rb^SnCUJJ’ + 2HC1	(в этаноле).
6.	2RbCl + H2[PtCl6] = RbJPtCkjl + 2HC1	(в разб. HC1).
7.	2RbCl(X) элеггропиз_> 2Rb (катод) + CI2T (анод).
8.	2RbCl + 2H2O элеж'гролиз> НД (катод) + С1д (анод) + 2RbOH,
2RbC,'₽’ 2Rb (KaT0-‘> +
74.	RbiS — СУЛЬФИД РУБИДИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порош-
кообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде
44
(сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном воздухе
окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель. По-
лучение см. 6311, 64s.
Mr = 203,00; d = 2,912; tm = 530° С.
1.	Rb2S 4H2O = Rb2S + 4H2O	(200° С, вак ).
2.	Rb2S (разб.) + 12H2O = 2[Rb(H1O)6]> + S2’,
S2* + H2O^TZ? HS + OH*; pKo = 1,09.
3.	Rb2S + 2HC1 (разб.) = 2RbCl + H2ST.
4.	Rb2S + 3H2SO« (конц.) = 2RbHSO« + SO2T + Si + 2НзО.
5.	Rb2S(p)	S (коллоид), Rb2(S«), Rb2SOjS.
6.	Rb2S(T) + 2O2 = Rb2SO«	(выше 500° C).
7.	Rb2S(₽) + (и - 1)S = Rb2(S„)	(кип., n = 2, 3, 5).
8.	Rb2S + H2S (насыщ.) = 2RbHS.
ЦЕЗИЙ. ФРАЦЦИЙ
75.	Ct—ЦЕЗИЙ
Щелочной металл. Белый (на срезе — светло-желтый), мягкий, весьма низко-
плавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется
в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве С$ОН. Чрезвычайно реак-
ционноспособный, сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воз-
духа, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбав-
ленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом.
Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафино-
вого или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает
пламя газовой горелки в синий цвет. Получение см. 771, 81е, 85*
Мг = 132,905;	= 1,873;	= 1,841(W);
tm = 28,7° С; tmn = 667,6° С.
1.	2Cs + 2Н2О = 2CsOH + H2t.
2.	2Cs + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + H2T.
3.	8Cs + 6H2SO« (разб., хол.) = 4Cs2SO* + SO2 + Si + 6H2O (примесь H2S),
21Cs + 26HNO3 (разб., хол.) = 21CsN0a + NOT + N2OT + N2T + 13НгО.
4.	2Cs + 2CsOH = 2Cs2O + H2T	(300—350° C).
5.	2Cs + H2 = 2CsH	(300—350° C, p).
6.	Cs + O2 (воздух) = CsO2	(сгорание).
7.	4Cs + O2 = 2Cs2O	(на холоду),
Cs » СвгОгА —0%t» CsO2l	(-50° С, в жидк. NHs).
8.	4Cs + O2 + 2HzO = 4CsOH.
9.	2Cs + E2 = 2CsE	(коми.; E = F, Cl, Br, I).
45
10.	2Cs + S = Cs2S
11.	2Cs + 2H2S (насыщ.) = 2CsHS4' + H2T
12.	2Cs + 2NHXr> = 2CsNH2 + H2
13.	Cs + 6NHX«) = [Cs(NH3)*] (т.-син.)
[Cs(NH3)6] + лМНХжи=* [Cs(NH3)6]+ + e  nNHj.
14.	4Cs + 3SiO2 = 2Cs2S1Oj + Si
(100—130° C).
(в бензоле).
(30—45° C).
[-40° C],
(выше 300° C).
76.	CsH — ГИДРИД ЦЕЗИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится
без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, ам-
миаком, кислородом, хлором. Получение см. 75 .
Мг= 133,91;	4=3,41;	•> 400° С (р).
1.	2CsH = 2Cs + Н2	(выше 200° С).
2.	CsH + Н2О = CsOH + Н2Т.	
3.	CsH + НС1 (разб.) = CsCl + Н2Т.	
4.	2CsH + О2 = 2CsOH	(выше 200° С).
5.	CsH + Cl2 = CsCl + HC1	(400° С),
	2CsH + 2S = Cs2S + H2S	(300—350° С).
6.	CsH + NHXr) = CsNH2 + H2	(350° С).
77.	СагО — ОКСИД ЦЕЗИЯ	
Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем
черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устой-
чив в сухом чистом воздухе. Проявляет оснбвные свойства, энергично реагиру-
ет с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными
оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 757, 791.
Mr = 281,81;	4=4,68;	« 490° С (р).
1.	2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs	(300—500° С).
2.	Cs2O + Н2О = 2CsOH.
3.	Cs2O + 2HC1 (разб.) = 2CsCl + НгО.
4.	Cs2O + CO2 (влажн.) = Cs2COj, Cs2O + H2O + 2CO2 = 2CsHCOj (комн.).
5.	Cs2O + NHXl| ——» CsNH4 + CsOH	(-50° С).
78.	СагОг — ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Белый (с примесью CsO2 — желтый). Термически устойчивый, при сильном
нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к О2 воздуха,
поглощает влагу и СО2. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 757, 791.
Мг = 297,81;	4 = 4,74;	= 594° С.
46
1.	2Cs2O2 = 2СзгО + 02	(640—980° С).
2.	CsjOj + 2НгО = 2CsOH + НгО2	(0° С).
2СазО2 + 2Н1О (гор.) = 4CsOH + O2t.
3.	СазОг + 2НС1 (разб., хол.) = 2CsCl + НгО2.
4.	2Cs2O2 + 2H2SO« (разб., гор.) = 2Cs2SO« + 2НзО +O2t.
5.	СзгО2 + О2 (воздух) = 2CsO2	(комн).
6.	2С8гО2 + 2СО2 = 2С5гСОз + О2, СзгОг + СО = СазСОз	(комн ).
7.	5СазО2 + 8H2SO< (разб.) + 2CsMnO« = 5O2t + 2MnSO« + 6Cs2SO« + 8H2O
79.	СЮ2 —НАДПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-желтый, при нагревании разлагается без плавления, плавится под
избыточным давлением О2. Имеет ионное строение (Cs+) (Oj). Энергично
реагирует с водой, кислотами, озоном, моно- и диоксидом углерода, аммиаком.
Очень сильный окислитель. Получение см. 757, 81*.
М, = 164,90;	<Z=3,80;	= 515° С (р).
1.	CsO2-^*^_> CS2O2-^M^ СззО. “Ml	-Vi	
2.	2CsO2 + НзО = CsOH + СзНОад + O2T	(0° C),
	гСаНОад ——> 2CsOH + O2T	(комн.).
3.	4CsO2 + 2НзО (гор.) = 4CsOH + 3O2t.	
4.	2CsO2 + 2НС1 (разб., хол.) = 2CsCl + НгО2 + O2t.	
5.	2CsO2 + 2H2SO< (безводн.) = 2CsHSO< + O3T + НзО	(комн.).
6.	CsO2 + Оз = CsOs + O2	(комн).
7.	2CsO2 + 2NH3 —x—+ 2CsOH + N2 + 2НзО	(комн.).
8.	4CsO2 + 2CO2 (влажн.) = 2СагСОз + 3O2	(комн.).
	2CsO2 + CO = СззСОз + O2	(30—40° С).
80. СЮз —ОЗОНИД ЦЕЗИЯ
Оранжево-красный. Более устойчив, чем КОз и RbOs, разлагается при умерен-
ном нагревании. Имеет ионное строение (Cs*) (Oj). Энергично реагирует с
водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 796, 81*.
М, = 180,90;	</=3,19.
1.	2С$Оз = 2CsO2 + О2	(70—100° С)
2.	4С$Оз + 2Н2О = 4С&ОН + 5О2Т	(следы радикалов ОН0).
3.	4СзОз + 4НС1 (разб., хол.) = 4CsCl + 5O2t + 2Н2О,
2CsO3 + 4НС1 (разб., гор.) = 2CsCl + С12Т + 2O2t + 2НзО.
4.	4CsO3 + НгО (влага) + ЗСО2 = CsjCOj + 2CsHCO3 + 5О2 (комн.)
5.	6СаОз + 5S = Cs2SO« + 2Сз28зО7	(30—40° С).
6.	CsOj + 2NHXmm=* 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. 751,в,* 772, 82 , 84,85 .
Mt = 149,91; d = 3,675 (кр.); tm = 346° С;
к, = 385,6<15), 303<М).
1.	CsOH Н2О = CsOH + НгО	(300° С, в токе Н2).
2.	CsOH (разб.) + 6Н2О = [Сз(НгО)«]++ ОН’. .
3.	CsOH + НС1 (разб.) = CsCl + НгО,
2CsOH + H2SO4 (разб.) = Cs2SO« + 2НгО,
CsOH + HNO3 (разб.) = CsNOj + НгО.
4.	4CsOH(m) + ЗО2 = 4CsO2 + 2Н2О	(400° С),
4CsOH + 4О3 = 4CsO3 + Ог + 2Н2О	(20° С).
5.	2CsOH (конц.) + СО2 = Сз2СОз + Н2О.
6.	4CsOH(M> злег1ролиз> 4QS (катод) + O2f (анод) + 2Н2О.
82.	СагСОз —КАРБОНАТ ЦЕЗИЯ
Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением
СО2. Чувствителен к влаге и СО2 воздуха. Очень хорошо растворяется в воде
(сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Разлагается
кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 77*, 8 Is.
М, = 325,82; tm = 793° С (р); к, = 308,3(М), 347<40).
1.	Cs2CO3 = Cs2O + СО2	(620— 1000° С, вак.).
2.	Cs2CO33,5H2O = Cs2CO3 + 3,5Н2О	(150—160° С).
3.	СэгСОз (разб.) + 12Н2О = 2[Cs(H2O)«]+ + С О^’,
СО| + Н2О<=» НСОз + ОН’; рЯ0 = 3,67.
4.	СвгСОз + 2НС1 (разб.) = 2CsCl + СО2Т + Н2О.
5.	Сз2СОз (насыщ.) + 2НС1О4 (конц., хол.) = 2CsC104i + СО2Т + Н2О.
6.	Cs2CO3 + Н2О + СО2< ”*С —> 2CsHCO3.
170—180е С
7.	СэгСОз + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2CsOH + СаСОз-i.
83.	CsNO3 — НИТРАТ ЦЕЗИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде с эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогид-
ратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанав-
ливается только атомным водородом. Получение см. 751, 813.
М, = 194,91;	d = 3,685;	= 414° С; к, = 23,О(М), 134(8О).
48
1.	2CsNO3 = 2CsNO2 + О2	(585—850° С).
2.	CsNOj (разб.) + 6НгО = [Cs(H2O>6]+ + NOj	(pH 7).
3.	CsNOj (насыщ.) + (1 - 2)HNO3 (конц.) = CsNO3 (I - 2)HNO3I (комн ).
4.	CsNO3 + 2H°(Zn, разб. HC1) = CsNO2 + НгО	(комн),
CsNO3 + 8H° (Zn, конц. NaOH) = NH3t + 2H2O + CsOH	(кип ).
5.	2CsNO3 + (NH4)2SO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4НгО	(350° C).
6.	CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO	(400° C).
84.	Cs2SO4 — СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ
Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Полу-
чение см. 75s, 81 3, 86*.
А/г = 361,87;	</=4,243;	/м=1019°С;
к,- 178,7е"*, 21О.З*80’.
1.	Cs2SO4 (разб.) + 12НгО = 2[Сз(Н2О)б]+ + SO^“	(pH 7).
2.	СзгбО^т) + H2SO4 (конц.) = 2CsHSO4.
3.	Cs2SO4 + ВаХ2 = BaSO4l + 2CsX	(X = СГ, ОН)
4.	Cs2SO4 + A12(SO4)3 + 24НгО = 2{CsA1(SO4)2 12H2O}i (квасцы).
85.	CsCl — ХЛОРИД ЦЕЗИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в аоде (гидро-
лиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной
хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обме-
на. Получение см. 752'9, 813, 824, 843.
М, = 168,36; d = 3,988;	= 645° С;
t„n = 1302° С; к, = 186,5(М), 250°Ю).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
CsCl (разб.) + 6Н2О = [Сз(НгО)бГ + СГ	(pH 7).
2CsC1(t> + H2SO4 (конц.) = Cs2SO4 + 2НС1Т	(кип).
CsCl + CsHSO4 = Cs2SO4 + HC1	(550—700° C).
IOCsCI<T) + 8H2SO4 (конц., гор.) + IKMnO^,) = 5C12T + 2MnSO4 + K2SO4 +
+ 5Cs2SO4 + 8HjO.
2CsCl + H2[SnCl«) = CsJSnCk)! + 2HC1	(в конц. HC1).
3CsCl + 2H(SbCI4] = Cs^SbjCI,]! + 2HCI	(в конц. HC1).
2CsCI + H2[PtCl6] = CsJPtCkU + 2HC1	(в разб. HCI).
2CsCI(m) —^^олиз» 2Cs (катод) + Cl2t (анод).
2CsCl + 2НгО -Э^°ЛИ]> н2Т (катод) + Cl2t (анод) + 2CsOH,
ygZ*2Cs (кагод)+сьТ (анод)
49
86.	CsiS — СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ
Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен
в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону).
Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется О2 воздуха, присо-
единяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение
Мг = 297,88.
(150° С, вак.).
Cs2S 4Н2О = Cs2S + 4Н2О
2.	Cs2S (разб.) 4- 12Н1О = 2[Cs(H2O)*]+ + S2",
S2" 4-	HS" 4- ОН"; рХо = 1,09.
3.	Cs2S 4- 2НС1 (разб.) = 2CsCl 4- H2St.
4.	Cs2S 4- 3H2SO4 (конц.) = 2CsHSO< 4- S4- 4- SO2t 4- 2H2O.
5.	Cs2S(p) °*	* > S (коллоид), Cs2(S„), CsjSOjS.
6.	Cs2S(T) 4- 2O2 = Cs2SO4	(выше 500° C).
[кип.].
Cs2S(p) 4- (n - 1)S — Cs2(S»)
8. Cs2S 4- H2S (насыщ.) = 2CsHS.
87. CsXS.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) ЦЕЗИЯ
Смесь Cs2(S») (л = 2, 3, 5, 6) имеет желто-бурую окраску. Все Cs2(S«) — весьма
твердые, плавятся без разложения, расплавы—темно-коричневые подвижные
жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании л. Хорошо
растворяются в воде, в меньшей степени (по сравнению с Cs2S) гидролизуются
по аниону, раствор окрашен в темно-желтый цвет. Окисляются на воздухе,
разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение
см. 86s’7.
Cs2(S2):
Cs2(S3):
Cs2(Sj):
Cs2(S6):
MT = 329,94;
MT = 362,01;
Mr = 426,14;
MT = 458,21;
tm = 460° C.
z™ = 217° C.
= 210° C.
t„ = 185° C.
1.
2.
Cs2(S„) — Cs2S 4- (л - 1)S
Cs2(S„) [разб.] 4- 12H2O = 2[Cs(H2O)e]+ 4- S2" ,
S2" 4- H2O<=> HS; 4- OH"; pXo = 8,30 (л - 5).
Cs2(S„) 4- 2HC1 (разб.) = 2CsCl 4- H2St 4- (л - l)Si
Cs2(S„) 4- 2HC1 (конц.) = 2CsCl 4- H2S„
2Cs2(S„) 4- 2H2O (хол.) 4- O2 = 2л8 (коллоид) 4- 4CsOH
(выше 600° С).
(комн.),
(-15° С).
(на свету).
88. Fr —ФРАНЦИЙ
Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее дол-
гоживущий изотоп 223Fr (период полураспада 22 мин). Самый реакционноспо-
собный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На
воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель, энергично
реагирует с водой и кислотами, выделяя Н2. Катион Fr+ в водном растворе
бесцветен. В литосфере Земли образуется при радиоактивном распаде урана и
актиния. Синтезирован бомбардировкой ядер урана протонами или ядер радия
нейтронами. Выделены соединения FrCICh и Fr2[PtCl«) методом соосаждения с
соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.
Мг = 223,020;	4 =2,3+ 2,5; zM = 21°C;	= 660° С.
ЭЛЕМЕНТЫ ПА-ГРУППЫ
БЕРИЛЛИЙ
89. Be —БЕРИЛЛИЙ
Светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе по-
крывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро-
ванных серной и азотной кислотах. Восстановитель, реагирует с кипящей
водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметал-
лами, аммиаком, оксидами металлов. Получение см. 9011, 95’10, 96’.
Mr = 9,012; 4=1,85; U= 1287°C; rrHn = 2507° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2Ве + ЗН2О = ВеО4 + Ве(ОН)24- + 2Н2Т
Be + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + Н2Т,
ЗВе + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Be(NO3)2 + 2NOT + 4НгО.
Be + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na^OHM + Н2Т,
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2
2Ве + О2 = 2ВеО
Be + Е2 = ВеЕ2
Ве + S = BeS
ЗВе + N2 = Be2N2
2Ве + С (графит) = ВегС
Be + 4HF (конц.) = Н^ВеРч] + Н2Т.
ЗВе + 2NH3 = BejN2 + ЗН2
Be + С2Н2 = ВеС2 + Н2
Be + MgO = ВеО + Mg
(кип.).
(400—500° С).
(900° С, сгорание на воздухе),
(коми., Е = F; 250° С, Е = С1; 480° С, Е = Вг, I).
(1150° С),
(700—900° С),
(1700—1900° С, вак.).
(500—700° С).
(400—450° С).
(1075° С).
90. ВеО —ОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бромеллит. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе О2 и
водяного пара. В прокаленном виде малореакционноспособный. Активно ад-
сорбирует влагу воздуха. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кон-
центрированными кислотами и щелочами, кислотными н оснбвнымн оксида-
ми. Легко фторируется, восстанавливается магнием н углеродом. Получение
см.91',92',93,94т.
51
Mr =25,01; rf=3,015; г„л = 2580°С; /кип = 4260° С.
1. BeO + 2HC1 (конц.) = BeCl2 + H2O,
BeO + H2SO4 (конц.) = BeSO4i + H2O.
2. BeO + 2NaOH (конц., гор.) + H2O = Na2[Be(OH)4],
BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2О	(250—300° C).
3. BeO + 2Na2O = Na4BeO3	(500° C).
4. BeO + 2HF(r) = BeF2 + H2O	(220° C),
BeO + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + H2O.	
5. BeO + 2NH4(HF2) = (NH4)2[BeF4J + H2O	(100—200° C).
6. 2BeO + 2F2 = 2BeF2 + O2	(выше 400° C).
7. 2BeO + ЗС (графит) = Be2C + 2CO	(1800—1930° C).
8. BeO + С (графит) + Cl2 = BeCl2 + CO	(700—900° C).
9. 2BeO + CS2 = 2BeS + CO2	(650—700° C).
10. 2BeO + SiO2 = Be2SiO4	(1500—1600° C).
фенакит	
11. BeO + А12Оз = (BeAl2)O4	(1400° C).
хризоберилл	
12. BeO + Mg = MgO + Be	(700—800° C).
91. Be(OH)2 — ГИДРОКСИД БЕРИЛЛИЯ
Бехоит. Белый, аморфный или кристаллический, при нагревании разлагается.
В кристаллическом виде малореакционноспособный. Не растворяется в воде.
Не реагирует с гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует
с разбавленными кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Легко
образует фторо- и карбонатокомплексы. Поглощает СО2 из воздуха. Получе-
ние см. 89’, 9456, 964 5.
Мг = 43,03; d- 1,92.
1.	Ве(ОН)2 = BeO + Н2О	(200—800° С).
2.	Ве(ОН)2(Т) + 4H2O<Z=^ [Ве(Н2О)4]2+ + 2ОН’; рПР25 = 21,10.
BeCOHht) + 4H2O+z=» [Ве(ОН)4]2‘ + 2Н3О+; рПР25 = 29,68.
3.	Ве(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВеС12 +2Н2О.
4.	Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4],
Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О	(200—300° С).
5.	2Ве(ОН)2 + СО2 = Be2CO3(OH)2i + Н2О.
6.	Ве(ОН)2 + 2HF (разб.) = BeF2 + 2Н2О,
Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2О.
92.	ВеСОз — КАРБОНАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при слабом нагревании разлагается без плавления. Не растворяется в
холодной воде. Не переводится в раствор действием СО2. Разлагается горячей
52
водой, кислотами, концентрированными щелочами, растворами карбонатов
щелочных металлов и аммония. Получение см. 95 .
Мг = 69,02.
1.	ВеСОз = ВеО + СО2	(выше 180° С).
2.	ВеСОз 4HiO = ВеСОз+ 4HjO	(100° С, вак ).
3.	2ВеСОз + Н2О (гор.) = Ве2СОз(ОН)2Ф + CO2t.
4.	ВеСОз + 2НС1 (разб.) = ВеС12 + CO2t + Н2О.
5.	ВеСОз + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + CO2t + Н2О.
6.	ВеСОз + 4NaOH (конц., гор.) = Маз[Ве(ОН)ч] + Ыа2СОз.
7.	ВеСОХт) + (NH4)2CO3 (конц.) = (НН«)2[Ве(СОз)2](р).
93.	Be(NO3)2 — НИТРАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. В чистой воде гидролизуется с образова-
нием осадка оснбвных солей, в подкисленной воде хорошо растворяется (гид-
ролиз по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в
реакции обмена. Получение см. 892, 947.
М{ = 133,02;	к, = 106,6<2О), 177,8(40).
1.	8Be(NO3)2 = 2[Be4(NO3)eO] + 4NO2 + О2	(125° С, вак.),
2Be(NO3)2 = 2ВеО + 4NO2 + О2	(выше 1000° С).
2.	24[Ве(ЬЮз)2 • 4Н2О) = 6[Ва,(МОз)бО] + 8HNO3 + 4NO + ЗО2 + 92НгО
(100° С).
3.	Ве(МОз)2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2NO3 (в разб. НЫОз),
[Ве(Н2О)4]2* +	[Ве(Н2О)з(ОН))+ + Н3О+; рКК = 5,70,
3[Ве(Н2О)з(ОН))+<=* [Вез(Н2О)б(ОН)з)3+ + ЗН2О.
4.	Be(NO3)2 + Н2О (хол.) = Be(NO3)OH4. + HNO3.
5.	Be(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Ве(ОН)2Ф + 2NaNO3,
Be(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2(Be(OH)«] + 2NaNO3.
6.	Ве(МОз)2 + 2(NH3 • H2O) [конц.) = Be(OH)2i + 2NH4NO3.
7.	3Be(NO3)2 + 2Na2HPO4 (гор.) = Ве3(РО4)2Ф + 4NaNO3 + 2HNO3.
8.	Be(NO3)2 + NH4NO3 + Na3PO« = BefNH4)POj + 2NaNO3.
94.	BeSO4 —СУЛЬФАТ БЕРИЛЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в подкисленной воде (гидролиз по катиону), не раство-
ряется в концентрированной серной кислоте. Реагирует с кипящей водой,
щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 901, 95*.
М, = 105,07; d = 2,443; tm = 540° С; к, = 39,1<20), 61,/№\
I.	BeSO4 = ВеО + SO3	(547—6000 q.
53
2.	BeSO4 4H2O = BeSO4 + 4HjO	(220—400° C).
3.	BeSO4 (разб.) + 4H2O = [ВДНЮМ* + SO4~	<в Раз6- H2SO<)-
[Be(H2O)4]2+ +	[Ве(Н2О)з(ОН)]+ + H3O+; рК* = 5,70,
3[Ве(Н2О)з(ОН)Г<=? [Bc3(HjO)6(OH)3]3+ + ЗН2О.
4.	BeSO4 + 2Н2О = Be2SO4(OH)J + H2SO4	(кип).
5.	BeSO4 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J. + Na2SO4,
BeSO4 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + Na2SO4.
6.	BeSO4 + 2(NH3  H2O) [коиц.] = Be(OH)2J- + (NH4)2SO4.
7.	BeSO4 + Ba(NO3)2 = Ве(ЬЮз)2 + BaSO4i.
95.	BeF2 — ФТОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый, тугоплавкий, заметно летучий, термически устойчивый. Хорошо рас-
творяется в воде (гидролиз по катиону). Разлагается в кипящей воде и концент-
рированной серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, фто-
ридами щелочных металлов и аммония. Восстанавливается магнием и электро-
литически. Получение см. 89s, 904’*, 981.
Мг = 47,01; d = 1,986; tm = 803° С; z«„n = 1175° С; к, = 84,6(25>.
1.	BeF2 H2O = BeF2+H2O	(140—160° С, в токе HF).
2.	BeF2 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Ве(Н2О)4]2+ + 2F,
[Ве(Н2О)4]2+ + Н2О<=» [Ве(Н2О)з(ОН)Г + Н3О+; рКк = 5,70,
[Ве(Н1ОМг* + F'«=? [Ве(Н2О)зРГ + Н2О; lgXy = 6,00.
3.	BeF2 + 2Н2О = Be(OH)2i + 2HFT	(кип.).
4.	ВеРад + H2SO4 (конц.) = BeSO4J- + 2HFt.
5.	BeF2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2J. + 2NaF,
BeF2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaF.
6.	BeF2 + 2(NH3 H2O) (коиц.) = Be(OH)2J- +2NH4F.
7.	BeF2 + 2MF (конц.) = M2[BeF4]	(M = H+, K+, NHJ),
BeF2 + 2NaF (конц.) = Na2[BeF4]i.
8.	BeF2 + Na2CO3 = BeCOsJ- + 2NaF	(коми., насыщение CO2).
9.	BeF2 + Mg = Be + MgF2	(700—750° C).
10.	BeFx»). злеТгроли:| > веф (катод) + F2T (анод).
96.	BeCh —ХЛОРИД БЕРИЛЛИЯ
Белый с зеленоватым оттенком, легкоплавкий, низкокипящий. Хорошо раство-
ряется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок
осндвной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается
электролитически. Получение см. 895, 90*.
Mr = 79,92; d = 1,90; tm = 415° С; G„n = 550° С; k, = 72,8<2О), 77,0<зо>.
54
1.	BeCh • 4H2O = ВеС1(0Н) + HC1 + 3H2O	(выше 176° С).
2.	BeCh + H20 (гор.) = BeCl(OH)i + HC1,
3BeCh (конц.) + 6H2O«=r* 2[Ве(Н2О)зС1]+ + [BeCh]2’	(в конц. HC1).
3.	BeCh (разб.) + 4HjO (хол.) = (ВеСНгОД** + 4СГ	(в разб. HC1),
[Be(H2O)4]2+ + H2O^=± [Ве(Н2О)з(ОН)]+ + HjO; pK, - 5,70,
3[Be(H2O)3(OH)]#^ [BerfHjOMOHh]2* +3H2O.
4.	BeCh + 2NaOH (разб.) = Be(OH)24 + 2NaCl,
BeCh + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2NaCl.
5.	BeCh + 2(NHj • H2O) [конц.] = Be(OH)2i + 2NH«CI.
6.	BeCh + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2HCI.
7.	BeCh + 4NaF (конц.) = Наг[ВеР4]4 + 2NaCl.
8.	BeCh + 2LiH = BeH2i + 2LiCU	(в эфире).
9.	ВеС1г(ж)	Ве4 (катод) + Cl2t (анод).
97.	ВегС — 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.
89е, 90’.
Mt = 30,04;	</=1,90; tm = 2150° С (разл.).
1.	ВегС = 2Ве + С (графит)	[выше 2150° С].
2.	Ве2С + 4Н2О (гор.) = 2Ве(ОН)21 + СН4Т.
3.	Ве2С + 4HCI (разб.) = 2ВеС12 + CH4t.
4.	ВегС + 4NaOH (конц.) + 4Н2О = 2Na2[Be(OH)4] + СН4Т.
5.	Ве2С + 2Н2 = 2Ве + СН4	(2000° С).
6.	Ве2С + 2О2 = 2ВеО + СО2	(600—700° С).
7.	Ве2С + 4Ch - 2BeCh + CCU	(выше 300° С).
98.	(NH4h[B«F4| — ТЕТРАФТОРОБЕРИЛЛАТ(11) АММОНИЯ
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя-
ется в воде с частичной акватацией аниона. Кристаллогидратов не образует.
Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислота-
ми и щелочами. Получение см. 903, 957.
М, = 121,08;	tm = 280° С (разл.);	к, = 47,S™.
1-	(NH^BeFJ = NH4BeF3] + NH4F	(280—320° С),
(NH4)2[BeF4] = 2NH4F + BeF2	(800—1100° C).
2.	(NH4)2[BeF4] (разб.) = 2NHJ+ [BeF4]2‘,
55
[BeF4]1 2 3 4“ + H2O4=? [Ве(Н2О)РзГ + F; рК« = 2,26.
3.	(NH4)2[BeF4] + 4НС1 (конц.) = ВеС12 + 2NH4C1 + 4HFT	(кип).
4.	(NH4)2[BeF4] + 4NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4] + 2(NH3 H2O) + 4NaF.
МАГНИЙ
99. Mg —МАГНИЙ
Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воз-
духе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентриро-
ванных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами.
Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислота-
ми, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония. Получение см. 100 ,
105", 1061.
М, = 24,305; d = 1,737; /m = 648° С; /«»„ = 1095° С.
1. Mg + 2Н2О (гор.) = Mg(OH)24- + H2t.
2. Mg + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + H2t.
3. 4Mg + lOHNOj (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2Ot + 5H2O.
4. Mg + 2NH4C1 (конц., гор.) = MgCl2 + 2NH3t + H2t.
5.	Mg + Н2 = MgH2	(175° С, p, кат. Mgh).
6.	2Mg + O2 = 2MgO 3Mg + N2 = Mg3N2	(600—650° С, сгорание на воздухе), (780—800° С, сгорание на воздухе).
7.	Mg + Ch (влажн.) = MgCh	(комн.).
8.	Mg + H2S = MgS + H2	(500° С).
9.	3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + 3H2	(600—850° С).
10.	Mg + 2NjO4 = Mg(NO3)2i + 2NO	(150° С, вак., в этилацетате).
11.	4Mg + SiO2 = Mg3Si + 2MgO 2Mg + SiO2 = Si + 2MgO	(ниже 800° С, в атмосфере Н2), (1000° С).
100. MgO — ОКСИД МАГНИЯ
Жженая магнезия, периклаз. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В
прокаленном виде малореакционноспособный, не реагирует с водой. Проявля-
ет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Восстанавливается углеродом,
кремнием и кальцием. Поглощает влагу и СО3 из воздуха. Получение см. 996,
101', 102', ЮЗ1,2, 104'.
М, = 40,30; d = 3,62;
/пл = 2825° С;
/кип — 3600° с.
1. MgO + Н2О (пар) = Mg(OH)2
2. MgO + 2НС1 (разб.) = MgCl2 + Н2О.
3. 2MgO + Н2О + СО2 = Mg2CO3(OH)2.
4. MgO + С (кокс) = Mg + СО
(100—125° С).
(выше 2000° С),
56
MgO + Ca = CaO + Mg
5.	MgO + С (кокс) + Ch = MgCh + CO
6.	MgO + H2O2 (конц.) = MgO2i + H2O
7.	2MgO + CS2 = 2MgS + CO2
8.	MgO + M2O3 = (MgM2)O4
шпинели
(1300° C).
(800—1000° C).
(до 20° C).
(600—700° C).
(1200—1400° С; M = Al, Cr, Fe).
101.	Mg(OH) 2 —ГИДРОКСИД МАГНИЯ
Брусит. Белый, при нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами, кислотными оксидами. В жестких
условиях образует гидроксокомплексы. Поглощает СОг из воздуха. Перево-
дится в раствор солями аммония. Получение см. 99', ЮЗ4, 104s, 105*.
Мс = 58,32; d = 2,39; рПР25 = 11,17.
1.	Mg(OH)2 = MgO + Н2О	(350—480° С).
2.	Mg(OH)2 + 2НС1 (разб.) = MgCh + 2НгО.
3.	2Mg(OH)2<T) + СО2 = Mg2COj(OH)2 + Н2О	(комн),
Mg(OH)2 (суспензия) + 2СО? = Mg(HCOj)2<p)	(комн).
4.	Mg(OH)2+2NaOH (насыщ). = Na2fMg(OH)4]i	(100—110° С).
5.	Mg(OH)2 + 2NH4CI (конц., гор.) = MgCh + 2NH3T + 2НгО.
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 СОз в растворе,
образуется гидрокарбонат Mg(HCOs)2 (известный только в растворе), который
определяет временную жесткость природных вод. Переводится в раствор дей-
ствием карбоната аммония. Получение см. 104*.
Мт = 84,31;	d = 3,037;	к, = 0,18<Ю); рПР25 = 5,10.
1 MgCOs = MgO + СО2	(350—650° С)
2.	2(MgCO3 5Н2О) = Mg2CO3(OH)2 + СО2 + 9НгО	(60—80° С).
3.	2MgCO3 + Н2О (гор.) = Mg2CO3(OH)2i + СО2Т,
Mg2CO3(OH)2 + СО2 = 2MgCO3 + Н2О	(180—220° С).
4.	MgCO3 + 2НС1 (разб.) = MgCh + CO2t + Н2О,
MgCO3 + (NH4)2SO4 (конц.) = MgSO4 + 2NH3T + CO2t + H2O (кип.).
5. MgCOs + 2HF (конц., гор.) = MgF2i + CO2T + H2O.
6. MgCOxn + HjO + COj <==* Mg(HCO3)2(p).
103.	Mg(NO3)2 — НИТРАТ МАГНИЯ
Магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат). Белый, рентгеноаморфный.
При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз
57
по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует
со щелочами. Получение см. 993'10.
Мг = 148,31; </=1,636 (кр); к, = 73,3<20), 110,1<80>.
1.	2Mg(NO3)3 = 2MgO + 4NOj + Oj	(выше 300° С).
2.	Mg(NO3)2 6Н2О = Mg(NO3)OH + HNO3 + 5H2O	(выше 130° C).
3.	Mg(NO3)2 (разб.) + 6H2O = [Mg(H2O)e]2+ + 2NOJ
[Mg(H2O)«]2+ +	[Mg(H2O)3(OH)]+ + H3O+; pKK = 11,42.
4.	Mg(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + 2NaNO3.
104.	MgSO4 — СУЛЬФАТ МАГНИЯ
Эпсомит, или английская (горькая) соль (гидрат). Белый, разлагается выше
температуры плавления. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по
катиону). Реагирует с концентрированной серной кислотой, щелочами. Всту-
пает в реакции обмена. Обусловливает постоянную жесткость природных вод.
Получение см. 94", 1024.
Mr = 120,37; d = 2,66; r™ =1137° С;	к, = 35,1<20), 54,8<80>.
1.	2MgSO4 = 2MgO + 2SO2 + О2	(выше 1200° С).
2.	MgSO4 • 7Н2О = MgSO4 + 7Н2О	(200—330° С).
3.	MgSO4 (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + so}"	(pH < 7, см. 1 ОЗ3).
4.	MgSO4 + H3SO4 (конц., хол.) = Mg(HSO4)3.
5.	MgSO4 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2i + Na2SO4.
6.	MgSO4 + 2(NH3 H2O) [конц.] = Mg(OH)24 + (NH4)2SO4.
7.	MgSO4 + M(C1O4)2 = MSO4i + Mg(C104)2	(M = Ca, Sr, Ba).
8.	MgSO4 + 2KHCO3 = MgCO3l + K2SO4 + H2O + CO2t
2MgSO4 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2i + 2Na2SO4 + CO2T (кип.)
9. MgSO4 (насыщ.) + CaCrO4 (насыщ.) = MgCrO4 + CaSO44-.
10.	MgSO4 (насыщ.) + M2SO4 (насыщ.) + 6H2O = M3Mg(SO4)2 • 6Н2ОФ
шени™ (M = K+,NHI).
105.	MgCh — ХЛОРИД МАГНИЯ
Хлоромагнезит, бишофит (гидрат). Белый, плавится без разложения, перегоня-
ется в токе Н2. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону),
концентрированной хлороводородной кислоте. Реагирует со щелочами, амми-
аком. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции обме-
на. Получение см. 9924'7, 1002'5, 101 , 1024.
М, = 95,21; </=2,32; J™ = 714° С; = 1370° С; к, = 54,8<20), 65,8<80).
1.	MgCh 6Н2О = MgCl2 + 6Н2О	(100—200° С, ток НС1).
2.	MgCh (разб.) + 6Н2О = [Mg(H2O)6]2+ + 2СГ	(pH < 7, см. ЮЗ3).
3.	MgCh + Н2О (пар) = MgO + 2НС1	(500° С).
58
4.	MgCl2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)24- + 2NaCl.
5.	MgClj (насыщ.) + 2(NH3 • H20) [конц., гор ] = Mg(OH)2i + 2NH4C1.
6.	MgCl2 (конц.) + H2O + MgO = 2MgCl(OH)i.
7.	MgCl2 + CaCl2 + 4KHCO3 (конц., гор.) = CaMg(CO3)24 + 4KC1 + 2CO2T
+ 2H2O.
8.	MgCI2 + NHj • H2O (разб.) + Na2HEO4 = Mg(NH4)EO4i + 2NaCI + H2O
(E = P, As)
9.	MgCh (насыщ.) + KC1 (насыщ.) +6H2O = KMgCl3 6H2Oi (карналлит).
10.	MgCl2 + 6NHXr) = [Mg(NH3)6]Cl2.
11.	MgCl^M)	» Mg (катод) + C12T (анод).
106.	MgjN2 — ДИНИТРИД ТРИМ АГНИЯ
Желто-зеленый. При нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами.
Окисляется О2 воздуха при высоких температурах. Получение см. 99
Л/г =100,93;	</=2,71.
1.	MgjN2 = 3Mg + N2	(700 -1500° С).
2.	Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OH)2 4- + 2NH3T	(кип )
3.	Mg3N2 + 8НС1 (разб.) = 3MgCl2 + 2NH4C1.
4.	2Mg3N2 + 3O2 = 6MgO + 2N2	(500—800° Cl.
107.	Mg2Si — СИЛИЦИД ДИМАГНИЯ
Темно-голубой, термически устойчивый. Не реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Гидролизуется водой (легче горячей), разлагается кислотами, галоге-
нами. Получение см. 991’.
Mt = 76,70; d = 1,94; zn„ = 1085° С.
1.	Mg2Si + 4Н2О = 2Mg(OH)2l + SiH4 T	(примеси SinH2„i2, п > 1)
2.	Mg2Si + 4НС1 (разб.) + 2Н2О = 2MgCl2 + SiO2j. + 4Н2Т (примесь SiH4)
2Mg2Si + 8НС1 = 4MgCI2 + Si-4 + 2H2T + SiH4T	(комн., в эфире)
3.	Mg2Si —-^(рсл)/ > * SiH4, Si.H^+j	(50—60° C, n > 1, примесь H2)
4.	Mg2Si + 2Ch = 2MgCl2 + Sil	(30—40° С, в жидк. CC14)
5.	Mg2Si + 4NH4Br = SiH4T + 2MgBr2 + 4NH3	(в жидк. NH3)
КАЛЬЦИЙ
108.	Ca —КАЛЬЦИЙ
Щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твер-
дый. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окра-
шивает пламя газовой горелки в коричнево-красный 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 , НО , 117 '
Mt = 40,078; d = 1,54; tm = 842° С; = 1495° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Са + 2Н2О = Са(ОН)24 + Н2Т
2Са + Н2О (пар) = СаО + СаН2
Са + 2НС1 (разб.) = СаС12 + Н2Т.
4Са + lOHNOj (разб.) = 4Ca(NO})2 + N2OT + 5НгО,
4Са + lOHNOj (оч. разб.) = 4Ca(NOj)2 + NH«NOj + ЗН2О.
Са + Н2 = СаН2
2Са + О2 = 2СаО
Са + Е2 = СаЕ2
Са + S = CaS
ЗСа + Ы2 = CajN2
ЗСа + 2Р (красн.) = Са2Р2
Са + 2С (графит) = СаС2
Са + 6NHXr) = [Ca(NH3)<,](e)2(T) (желт.)
6Са + 2NHxo = CajN2 + ЗСаН2
Са + 6NHX» = [Ca(NHj)t] (сии.)
Ca + 2NHX>)= Ca(NH2)2l + Н2Т
(комн.),
(200—300° С).
(500—700° С).
(выше 300° С, сжигание на воздухе),
(комн., Е = F; 200—400° С, Е = Cl, Br, I).
(150° С).
(200—450° С, сжигание на воздухе),
(350—450° С).
(550° С),
[комн.],
(600—650° С).
[-40° С, в атмосфере Аг],
(кат. Pt).
109.	СаН2 — ГИДРИД КАЛЬЦИЯ
Белый, плавится без разложения в атмосфере Н2, при дальнейшем нагревании
разлагается. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Окисля-
ется на воздухе. Получение см. 1084, 117”.
Мг = 42,09; d = 1,90;	t™,« 1000° С.
1.	СаН2 — Са + Н2	(выше 1000° С).
2.	СаН2 + 2Н2О= Ca(OH)2i+ 2Н2Т.	
3.	СаН2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2Т.	
4.	СаН2 + О2 = СаО + Н2О	(300—400° С).
5.	ЗСаН2 + N2 = Ca3N2 +ЗН2	(выше 1000° С).
6.	2СаН2 + TiO2 = 2СаО + Ti + 2Н2	(750° С).
7.	ЗСаН2 + 2КС1Оз = 2КС1 + ЗСаО + ЗН2О	(450—550° С).
8.	СаН2 + H2S = CaS + 2Н2	(500—600° С).
ПО. СаО —ОКСИД КАЛЬЦИЯ
Негашеная (жженая) известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термичес-
ки устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Энергично реагиру-
ет с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет основные свойства,
реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см. 1085, 1094,
ИЗ1.
60
Mr = 56,08; rf=3,35; Г™ « 2614° С; /к„п = 2850° C.
1.	СаО + Н2О = Са(ОН)г	(комн).
2.	СаО + 2НС1 (разб.) = CaCh + Н2О.	
3.	СаО + 2HF (разб.) = CaF24< + Н2О.	
4.	ЗСаО + 2Н3РО4 (разб.) = Саз^М + ЗН2О.	
5.	СаО + СО2 = СаСОз	(комн.).
6.	СаО + SiO2 = CaSiCh	(1100—1200° С).
	волластонит	
7.	СаО + ТЮ2 = (СаТ1)Оз	(900—1100° С).
	перовскит.	
8.	4СаО + 2СггОз + 30г = 4СаСгО4	(600—700° С).
	хроматит	
9.	2СаО + 2Ch = 2СаС12 + О2	(700° С),
	СаО + ЗС (кокс) = СаС2 + СО	(1900—1950° С)
10.	4СаО + 2А1 = ЗСа + (СаА1г)О4	(1200° С).
И.	СаО + 2HCN = CaCN2 + СО + Н2	(700° 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.	2СаОг = 2СаО + Ог	(250—380° С)
2.	СаО28Н2О= СаО2 + 8Н2О	(130° С, вак.)
3.	СаО2 + 2Н2О (гор.) = Са(ОН)24- + НгО2	(50—60° С),
	2СаО2 + 2Н2О = 2Ca(OH)2'l’ + O2t	(кип.)
4.	СаОг + 2НС1 (конц., хол.) = СаС1г + Н2О2.	
5.	4СаОг + 2СггОз + Ог = 4СаСгО4	(500° С).
112. Са(ОН)2 — ГИДРОКСИД КАЛЬЦИЯ
Гашеная известь, портландит. Белый, при нагревании разлагается без плавле-
ния. Плохо растворяется в воде, (образуется разбавленный щелочной раствор).
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СОг из
воздуха. Получение см. 1081, 109, НО1.
Mr = 74,09; d = 2,08;	к, = 0,16О(20’, 0,092(вО).
1.	Са(ОН)2 = СаО + Н2О	(520—580° С).
2.	Са(ОН)2 (0,5— 1)Н2О J, <=> Са(ОН)2(т) + (0.5— 1)Н2О(Ж)	(100° С, р).
3.	Са(ОН)2 (оч. разб.) + 6Н2О = (Са(Н2О)6]2+ + 2ОН‘.
4.	Са(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + 2Н2О,
Са(ОН)г + H2SO4 (конц.) = СаБОД + 2НгО.
61
5.	ЗСа(ОН)2 + 2НзРО4 (разб.) = Са^РСкМ + 6Н2О,
Са(ОН)2 + НЭРО4 (конц.) = СаНРОД + 2Н2О.
6.	Са(ОН)2 + ЕО2 = СаЕО31 + Н2О	(Е = С, S),
Са(ОН)2 (суспензия) + 2ЕО2 = Са(НЕОз)ад.
7.	Са(ОН)2 + 2H2S = Ca(HS)2 + 2Н2О.
8.	Са(ОН)2 + 2В(ОН)3 = Са(ВО2)21 + 4Н2О	(кип).
9.	Са(ОН)2 + СО = СаСОз + Н2	(400° С).
10.	2Са(ОН)2 (суспензия, хол.) + 2С12 = Са(С1О)2 + СаС12 + 2Н2О,
Са(ОН)2 (суспензия, гор.) + 6С12 = Са(С10з)2 + 5СаС12 + 6Н2О.
11.	Са(ОН)2 (суспензия) + 2NaC10 (хол.) = Са(СЮ)21 + 2NaOH.
12.	ЗСа(ОН)2 + 6Н2О + 2Р4 (бел.) = ЗСа(РН2О2)2 + 2РН3Т (40—50° С).
13.	Са(ОН)2 + Н2О2 (конц.) = СаО21 + 2Н2О	(40—50° С).
ИЗ. СаСОз — КАРБОНАТ КАЛЬЦИЯ
Кальцит (тригональный), арагонит (ромбический). Белый, при прокаливании
разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением СО2. Прак-
тически не растворяется в воде, не реагирует со щелочами. Разлагается кисло-
тами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор избытком СО2,
образуется гидрокарбонат Са(НСОз)2 (известный только в растворе), кото-
рый определяет временную жесткость природных вод. Получение см. 110s,
112е, 117е.
Мг = 100,09; d = 2,93; г™ = 1242° С(р); рПР25 = 8,36.
I.	СаСОз = СаО + СО2	(900— 1200° С).
2.	СаСОз + 2НС1 (разб.) = СаС12 + СО2Т + Н2О.
3.	СаСОз + 2HF (разб.) ~ CaF2l + CO2T + Н2О.
4.	СаСОз<т) + СО2 + Н2О < кип > Са(НСОз)г(р).
5.	СаСОз + SiO2 = CaSiOs + СО2	(800°	С).
6.	СаСОз + 2NH3 = CaCN2 + ЗН2О	(700—900° С).
7.	СаСОз + 2NH4C1 (конц.) = СаС12 + 2NH3 + Н2О + СО2	(кип.).
8.	СаСОз + H2S = CaS + Н2О + СО2	(900°	С).
9.	СаСОз + С (кокс) = СаО + 2СО	(800—850° С).
П4. Ca(NO3h — НИТРАТ КАЛЬЦИЯ
Известковая (норвежская) селитра, нитрокальцит (гидрат). Белый, при плавле-
нии разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Растворяется в
азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается только атомным водо-
родом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1083, 1183.
Мт = 164,09; d = 2,36; z™ = 561 ° С(разл.); к, = 129,3(го), 358,7(80).
I.	Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + О2	(450—500° С),
62
2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + 02	(выше 561 ° C).
2.	Ca(NO3)2 • 4HjO = Ca(NO3)2 + 4H2O	(60—100° C).
3.	Ca(NO3)2 (разб.) + 6H2O = (Ca(H2O)«]2+ + 2NOj	(pH 7).
4.	Ca(NO3)2 + 4H° (Zn, разб. HC1) = Ca(NO2)2 + 2H2O.
5.	3Ca(NO3)2 + 2Na2HPO4 = Ca3(PO4)2i + 4NaNO3 + 2HNO3 (кип).
6.	5Ca(NO3)2 + 3(NH4)2HPO4 + 4(NH3 H2O) [разб] = Са5(РО4)3ОНФ +
+ 10NH4NO3 + 3H2O	(кип).
115.	CbSO4 —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-
ной и азотной кислот. Реагирует с концентрированной серной кислотой. Вос-
станавливается углеродом при спекании. Определяет постоянную жесткость
природных вод. Получение см. 1047, 1124, 1 17.
Мг = 136,14, d = 2,96; tm = 1450° С (разл.); к, = 0,206<20), 0,102(М).
1. 2.	2CaSO4 = 2СаО + 2SO2 + О2 100—128* С CaSO4 -2H2O4——	> CaSO4 0,5Н2О + 1,5Н2О, CaSO4  0,5Н2О = CaSO4 + 0,5Н2О	(выше 1450° С). (163—200° С).
3.	CaSO4 + H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2.	
4.	CaSO4 + ЗС (кокс) = CaS + 2СО + СО2	(900° С).
5.	CaSO4 + 4CO = CaS + 4CO2	(600—800° С).
6. CaSO4 + Na2CO3 (конц.) = СаСО34 + Na2SO4.
116. СвР2 —ФТОРИД КАЛЬЦИЯ
Флюорит. Белый. Плавится без разложения. Не растворяется в воде (раствори-
мость повышается в присутствии солей аммония), кристаллогидратов не обра-
зует. Химически пассивный, ие реагирует с разбавленными кислотами, щело-
чами. Разлагается концентрированной серной кислотой. Получение см. 1086,
НО3, ИЗ3, 1177.
Мг = 78,07; </=3,18; Ли = 1419° С; рПР35= 10,40.
1.	CaF2 + Н2О (пар) = CaO + 2HF	(выше 800° С),
СаРцж) + Н2О (пар) + SiO2 = CaSiO3 + 2HF	(1450° С).
2.	CaFj + H2SO4 (конц.) = CaSO4 + 2HFT	(130—200° С).
3.	CaF^r) + 2HF (конц.) + 6Н2О (хол.) = Ca(HF2)2 • 6Н2ОФ.
117. СаС12 —ХЛОРИД КАЛЬЦИЯ
Гидрофилит, аитарктицит (гексагидрат). Белый, плавится без разложения.
Расплывается на воздухе из-за энергичного поглощения влаги. Хорошо раство-
63
ряется в воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированной серной кисло-
той. Вступает в реакции обмена. Получение см. 110,113.
М,= 110,98;	rf=2,51;	1Ш1 = 782°С;
/кип = 1960° С; к, = 74,5°0), 147,0(8О).
1.	СаС12 6Н2О = СаС12 + 6Н2О	(200—260° С).
2.	СаС12 (разб.) + 6Н2О = [Ca(H2O)e]J+ + 2СГ	(pH 7).
3.	СаС12 + 2Н2О (пар) = Са(ОН)2 + 2НС1	(выше 425° С).
4.	СаС1г<Т) + H2SO4 (конц.) = CaSOj + 2НС1?	(кип.).
5.	СаС12 + 2NaOH (конц.) = Са(ОН)21 + 2NaCl.	
6.	СаС12 + Ыа2СОз = СаСОз! + 2NaCl.	
7.	СаС12 + 2NH4F = CaF2l + 2NH4C1.	
8.	СаС12 + K2SO4 = CaSO4 + 2KC1	(800° С).
9.	СаОг + H2 = CaH2 + 2НС1	(600—700° С;	кат. Pt, Fe, Ni).
10.	ЗСаС12 + 2А1 = ЗСа + 2A1O3	(600—700° С).
11. СаС1дж) -л-?прол"-> Са (катод) + С12Т (анод).
118. CaS —СУЛЬФИД КАЛЬЦИЯ
Ольдгамит. Белый, при плавлении разлагается. Мало растворяется в холодной
воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается в кипящей воде, сильных
кислотах. Восстановитель. Получение см. 1087, 1098, 113е, 1154’5.
Мг = 72,14; rf=2,59; tm • 2450° С (разл.); к, = 0,02(2О).
1.	CaS — Са + S
2.	CaS + 2Н2О = Са(ОН)21 + H2St
3.	CaS + 2НС1 (разб.) = СаС12 + H2St,
CaS + 4HNOj (конц.) = Ca(NO3)2 + Si + 2NO2t + 2H2O.
4.	CaS + CO2 + H2O = CaCOjJ- + H2St.
5.	CaS(T) + H2S (насыщ.) = Са(Н8)г<р)
6.	CaS + 2O2 = CaSO4
(выше 2450° C).
(кип.).
(комн.).
(700—800° С).
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-
дом. Получение см. 108*, 3374.
Л/г =182,18;	rf=2,51;	1„л « 1600° С (р).
1.	2Са2Р2 = 6Са + 2Р2	(выше 1250° С).
2.	СазР2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)21 + 2РНз?	(примеси Р2Н4, Н2).
3.	СазРг + 6НС1 (разб.) = ЗСаС12 + 2РН3Т.
64
4.	Са3Р2 + 2HSPO4 (разб.) = Саз(РО4)2 + 2РН3Т.
5.	СазРг + 4О2 = Са,(РО4)2	(150° С).
120.	СаС2 — АЦЕТИЛЕНИД КАЛЬЦИЯ
Белый (технический продукт — карбид кальция — буро-черный из-за примеси
угля). Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Полностью гидролизуется водой с выделением ацетилена, реагирует с кислота-
ми. Восстановитель. Получение см. 1089, 1109, 2141.
М, = 64,10; d = 2,22;	= 2160° С.
1.	СаС2 = Са + 2С (графит)	[выше 2200° С].
2.	СаС2 + 2Н2О = Ca(OH)2i + С2Н2Т.
3.	СаС2 + 2НС1 (разб.) = СаС12 + С2Н2Т.
4.	СаС2 + Н2 = Са + С2Н2	(выше 2200° С).
5.	2СаС2 + 5О2 = 2СаО + 4СО2	(700—900° С, примесь СаСОз).
6.	СаС2	+ 5С12 = СаС12 + 2СС14	(выше 250° С).
7.	СаС2	+ Ы2 = Са(СЬ1)2	(300—350° С),
СаС2	+ N2 = CaCN2 + С (графит)	[1000—1150° С].
8.	2СаС2 + N2 + 2NH3 = 2CaCN2 + С2Н2 + 2Н2	(800—900°	С).
СТРОНЦИЙ
121.	Sr —СТРОНЦИЙ
Щелочноземельный металл. Светло-желтый, ковкий. На воздухе покрывается
оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-крас-
ный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом,
галогенами при нагревании. Сильный восстановитель; окисляется водой, раз-
бавленными кислотами, аммиаком. Получение см. 1227,1276,7, 1281.
Mr = 87,62; d= 2,630; t„„ = 768° С; tXH„ = 1390° С.
1.	Sr + 2Н2О = Sr(OH)2l + H2t	(комн.),
2Sr + H2O (пар) = SrO + SrH2	(200—300° С).
2.	Sr + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + H2.
3.	4Sr + IOHNO3 (разб.) = 4Sr(NO3)2 + N2OT + 5H2O,
4Sr + IOHNO3 (04. разб.) = 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
4.	Sr + H2 = SrH2	(200—500° C).
5.	Sr + O2 = 2SrO	(выше 250° С, сжигание на воздухе).
6.	Sr + Cl2 = SrCl2	(200—400° C).
7.	3Sr + N2 = Sr3N2	(450—500° C, сжигание на воздухе).
8.	Sr + 2C (графит) = SrC2	(550° C).
9.	6Sr + 2NHXr) = Sr3N2 + 3SrH2	(600—650° C).
65
10.	Sr + 6NHXM) = [Sr(NHj)e] (СИН.)
Sr + 2NHXm) = Sr(NH2)24> + H2
[-40° С, в атмосфере Ar],
(кат. Pt).
122.	SrO — ОКСИД СТРОНЦИЯ
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу-
рах. Реагирует с водой (образует щелочной раствор). Проявляет оснбвные
свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Получение см.
121s, 123', 124, 1261.
Mt = 103,62; d = 5,02;	= 2650° C; Uxn • 3000° С.
1.	SrO + H2O = Sr(OH)2	(комн).
2.	SrO + 2HC1 (разб.) = SrCl2 + НгО.
3.	SrO + 2HF (разб.) = SrF2i + H2O.
4.	3SrO + 2НзРО« (разб.) = Sr3(PO4) J + ЗНгО.
5.	SrO + CO2 = SrCOj	(комн.).
6.	2SrO + O2 = 2SrO2	(400° C, p).
7.	4SrO + 2A1 = 3Sr + (SrAhK>4	(1200° C).
123.	SrfOH): — 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. 121', 1221, 125*.
Mr =121,63; rf = 3,625;	= 460° С; к, = 0,81(2О), 8,3(М).
1.	Sr(OH)2 = SrO + Н2О	(500—850° С).
2.	Sr(OH)2 8НгО = Sr(OH)2 + 8НгО	(100° С, вак.).
3.	Sr(OH)2 (оч. разб.) + лН2О = [Sr(H2O)J2+ + 2ОН"	(л = 6 + 8).
4.	Sr(OH)2 + 2НС1 (разб.) = SrCl2 + 2НгО.	
5.	Sr(OH)2 + H2SO« (конц.) = SrSO4i + 2НгО.	
6.	3Sr(OH)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Sr3(PO4)2i + 6Н2О.	
7.	Sr(OH)2 + ЕОг = SrEO3i + Н2О	(Е = С, S),
	Sr(OH)2 + 2ЕОг = З^НЕО^ад.	
8.	Sr(OH)2 + 2HF (конц.) = SrF2i + 2Н2О.	
9. Sr(OH)2 (насыщ., хол.) + H2S<r) = SrSi + 2Н2О.
124. SrCOj — КАРБОНАТ СТРОНЦИЯ
Стронцианит. Белый, при прокаливании на воздухе разлагается, плавится прн
избыточном давлении СО2. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами.
Разлагается кислотами, хлоридом аммония в растворе. Переводится в раствор
избытком СО2. Получение см. 1237, 126*.
Mr = 147,63; d = 3,70; tm = 1497° С (р); рПР25 = 9,28.
66
I.	SrCOj = SrO + CO2	(1100—1200° C).
2.	SrCOj + 2HCI (разб.) = SrCl2 + CO2T + H2O.
3.	SrCOj + 2HNOj (конц.) = Sr(NOj)2 + 2H2O + CO2T
4.	SfCOxt) + CO2 + H2O (хол.)<-^—Sr(HCO3)xp>
5.	SrCOXT) + 2NH4C1 (конц.) = SrCl2 + 2NHjT + H2O + CO2T	(кип.).
6.	SrCOj + H2S = SrS + CO2 + H2O	(900—1000° С, в токе H2).
7.	SrCOj + С (кокс) = SrO + 2СО	(800—850° С).
125.	Sr(NOj)2 — НИТРАТ СТРОНЦИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза
нет), концентрированных хлороводородной и азотной кислотах. В кислом
растворе восстанавливается только атомным водородом. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 1215, 1243, 1287.
Л/г = 211,63; </=2,99; г™ = 570° С (разл.); кг = 70,4(20), 98(80).
I.	Sr(NOj)2 = Sr(NO2)2 + О2	(450—500° С),
2Sr(NOj)2 = 2SrO + 4NO2 + О2	(выше 570° С).
2.	Sr(NO3)2 4Н2О = Sr(NOj)2 + 4Н2О	(100° С).
3.	Sr(NOj)2 (разб.) + иН2О = [Sr(H2O),]2+ + 2NO,	(п = 6 ч- 8, pH 7).
4.	Sr(NOj)2 (насыщ.) + 2NaOH (иасыщ.) = Sr(OH)2i + 2NaNOj (комн.).
5. Sr(NO3)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Sr(NO2)2 + 2Н2О.
6.	Sr(NOj)2 + (NH4)2CrO4 = SrCrO4i + 2NH4NOj.
126.	SrSO4 — СУЛЬФАТ СТРОНЦИЯ
Целестин. Белый, при нагревании разлагается, плавится при избыточном дав-
лении. Очень мало растворяется в воде (растворимость повышается в присут-
ствии SrCl2). Малореакциониоспособный; не реагирует с кислотами (кроме
концентрированной серной кислоты), щелочами. Восстанавливается углеро-
дом при спекании. Получение см. 123s, 127*, 128*.
Мг = 183,68; d = 3,96; tm = 1500° С (p); к, = 0,013(20), 0,011(,5).
1.	2SrSO4 = 2SrO + 2SO2 + O2	(выше 1300° C).
2.	SrSO^T) + H2SO4 (конц.) = Sr(HSO4)2(p).
3.	SrSO4 + ЗС (кокс) = SrS + 2CO + CO2	(800—1100° C).
4.	SrSO4 + Na2COj (конц.) = SrCOji + Na2SO4.
127.	SrCl2 — ХЛОРИД СТРОНЦИЯ
Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе. Хорошо растворя-
ется в аоде (гидролиза нет), концентрированной хлороводородной кислоте.
Разлагается концентрированной серной кислотой. Вступает в реакции обмена.
Получение см. 121 , 1234, 1242.
67
Mr =158,53; d= 3,052; U = 873°C; k, = 53,1(20), 93,1<80).
1.	SrCh 6H2O = SrCh + 6H2O	(100—250° C).
2.	SrCh(разб.) + лН2О = [Sr(H2O)J2+ + 2СГ	(л = 6 +8, pH 7).
3.	SrCh + 2H2O (nap) = Sr(OH)2 + 2HC1	(до 500° C).
4.	SrChw + H2SO4 (конц.) = SrSOj + 2HC1T	(кип.).
5.	SrCh (насыщ.) + 2NaOH (насыщ.) = Sr(OH)2l + 2NaCl	(комн ).
6.	3SrCh + 2A1 = 3Sr + 2A1CU	(600—700° C).
7.	SrC12(M) MeKT^)^» Sr (катод) + ChT (анод).
128.	SrS —СУЛЬФИД СТРОНЦИЯ
Белый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Мало растворяется в
холодной воде, кристаллогидратов не образует. Разлагается кипящей водой,
кислотами. Восстановитель. Поглощает СО2 и влагу из воздуха. Получение см.
123’, 1246, 126’.
Mr = 119,69; d = 3,65; 1™ * 2000° С (разл.).
1.	SrS = Sr + S	(выше 2000° С).
2.	SrS + 2НгО = Sr(OH)2l + H2ST	(кип).
3.	SrS + 2НС1 (разб.) = SrCh + H2ST,
SrS + 4HNO3 (конц.) = Sr(NO3)2 + Si + 2NO2T + 2H2O.
4.	SrS<T) + H2S (насыщ., хол.) = Sr(HS)2(P).
5.	SrS + CO2 + H2O = S1CO3I + H2ST.
6.	SrS + 202 = SrSO«	(700—800° C).
БАРИЙ. РАДИЙ
129.	Ba —БАРИЙ
Щелочноземельный металл. Серебристо-белый, ковкий, пластичный. На воз-
духе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя
газовой горелки в желто-зеленый цвет. Реакционноспособный; реагирует с
кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами. Сильный
восстановитель; реагирует с водой, кислотами, сероводородом, аммиаком.
Получение см. 1301, 131 .
М, = 137,327; d = 3,60; Z™ = 727° С; rKH„ « 1860° С.
1.	Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2Т	(комн.).
2.	Ba + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + Н2Т.
3.	4Ва + 1OHNO3 (разб.) = 4Ва(КОз)г + N2OT + 5Н2О,
4Ва + IOHNO3 (оч. разб.) = 4Ва(КОз)г + NH4NO3 + ЗН2О.
4.	Ва + Н2 = ВаН2	(150—300° С).
5.	ЗВа + 20 2 = 2ВаО + ВаО2	(до 500° С, сгорание на воздухе),
68
2Ва + О2 = 2ВаО
6.	Ва + Е2 = ВаЕ2
7.	Ва + S = BaS
8.	ЗВа + N2 = Ba3N2
9.	Ва + 2С (графит) = ВаС2
10.	Ва + H2S = BaS + Н2
11.	6Ва + 2NHXr> = Ba3N2 + ЗВаН2
12.	Ва + 6NHX«) = [Ba(NH3)6] (син.)
Ва + 2NHX«) = Ba(NH2)2 + Н2
13.	2Ва + ЗСО2 = 2ВаСО3 + С(графит)
(выше 800° С).
(100—150° С; Е = F, Cl, Br, I).
(150° С).
(200—460° С, сгорание на воздухе).
(500° С).
(выше 350° С).
(600—650° С).
[-40° С. в атмосфере Аг],
(кат. Pt)
[комн.[.
130.	ВаН2 —ГИДРИД БАРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Сильный восстановитель;
реагирует с водой, кислотами. Окисляется на воздухе. Получение см. 129 .
Mr = 139,34; d = 4,15;	tm = 675° С (разл.).
1.	ВаН2 — Ва + Н2
2.	ВаН2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + 2Н2Т.
3.	ВаН2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2Н2Т.
4.	ВаН2 + О2 = ВаО + Н2О
5.	ЗВаН2 + N2 = Ba3N2 + ЗН2
6.	ЗВаН2 + 2КС1О3 = 2К.С1 + ЗВаО + ЗН2О
(выше 675° С).
(150—200° С).
(400—450° С).
(350—400° С).
131.	ВаО — ОКСИД БАРИЯ
Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температу-
рах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Поглощает СО2 из воздуха. Полу-
чение см. 129s, I321, 134’ \ 135'.
Мг =153,33; d = 5,72;	2020° С.
1.	ВаО + Н2О = Ва(ОН)2.
2.	ВаО + 2HCI (разб.) = ВаС12 + Н2О.
3.	2ВаО + О2 = 2ВаО2
4.	ВаО + СО2 = ВаСО3
5.	ЗВаО + Si = BaSiO3 + 2Ва
ЗВаО + 2AI = 2Ва + (ВаА12)О4
(до 500° С),
(комн.).
(1200° С),
(1100—1200° С).
132.	ВаО2 — ПЕРОКСИД БАРИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в холодной
воде. Полностью гидролизуется теплой водой, разлагается кипящей водой,
кислотами. В растворе проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Сильный окислитель в реакциях при сплавлении. Получение см. 129s, 131 ’, 133*.
69
Mt = 169,33; d = 4,96; 1™ = 450° С (p); к, = 0,168*20’.
1.	2ВаОг = 2ВаО + О2	(выше 790° С).
2.	BaO2 8HjO = ВаО2 + 8НгО	(100° С, вак.).
3.	ВаОад + 9НгО <=? [Ва(НгО)»]2+ + НО2 + ОН",
ВаО2 + 2НгО = Ва(ОН)2 + НгО2	(50-60° С),
2ВаОг + 2 НгО = 2Ва(ОН)г + O2t	(кип).
4.	ВаО2 + 2НС1 (конц., хол.) = ВаС12 + НгО2.
5.	ВаО2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = BaSO4l + Fej(SO4)3 + 2НгО.
6.	BaO2 + Hg^Oj)^) = Ba(NO3)2 + Hgc»)! + O2t.
7.	BaO2 + 2KOH + 2K3[Fe(CN)6] = Ba(OH)2 + 2K4Fe(CN)6] + O2t.
8.	4BaO2 + 2СггО3 + O2 = 4BaCrO4	(700—900° C).
9.	BaO2 + O2 = Ba(Oj)2	(до 100° C, p).
10.	ВаОг + 2O3 =Ba(O3)2+ O2	(-80° С, в жидк. CC12F2).
133. Ва(ОН)г — ГИДРОКСИД БАРИЯ
Едкий барит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании
разлагается. Хорошо растворяется в воде, образует сильнощелочной раствор.
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 129*, 131', 138э.
Мг = 171,34; d = 4,5; tm = 408° С; к, = 3,89е20’, 101,4(М).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
Ва(ОН)2 = ВаО + НгО
Ва(ОН)2 8Н2О = Ва(ОН)2 + 8НгО
Ва(ОН)2 (разб.) + 8НгО = [Ва(НгО),]2+ + 2ОН'.
Ва(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2НгО,
Ва(ОН)г + H2SO4 (разб.) = BaSO4l + 2НгО.
Ва(ОН)2 + 2HF (конц.) = BaF2l + 2НгО.
ЗВа(ОН)2 + 2Н3РО4 (разб.) = Ba3(PO4)2i + 6Н2О,
Ва(ОН)2 + Н3РО4 (конц.) = ВаНРОД +2НгО.
Ва(ОН)г + ЕОг = ВаЕО31 + НгО
Ва(ОН)2 + 2ЕОг = Ва(НЕО3)2.
Ва(ОН)г + НгО2 (конц.) = BaO2i + 2НгО
Ва(ОН)2 + 2H2S (насыщ.) = Ba(HS)2 + 2Н2О,
Ва(ОН)2 + H2S (разб.) = BaS + 2НгО.
Ва(ОН)г + КгСгО4 = BaCrO4l + 2КОН.
Ва(ОН)2 + Мп8гО« = Ва8гО« + Мп(ОН)21
(780—800° С).
(125—130° С, вак.).
(Е = С, S),
(0° С).
(40—70° С).
Ва(ОН)г (насыщ.) + 2NH4C1O3 (конц.) = Ва(СЮ3)2 + 2NH3t + НгО (кип).
134. ВаСО3 — КАРБОНАТ БАРИЯ
Витерит. Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избы-
точным давлением СО2. Не растворяется в воде. Частично переводится а
70
раствор избытком СО2. Разлагается разбавленными кислотами. Получение см.
131*, 1337, 137s, 138”.
Мг = 197,34; rf = 4,43; tm = 1555° С (р); рПРи = 8,31.
1.	ВаСОз = ВаО + СО2	(1000—1450° С).
2.	ВаСОз + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + СО2Т + Н2О.
3.	ВаСОХт) + Н2О (хол.) + СО2 Ва(НСОз)г(р).
4.	ВаСОз + 2HF = BaF2 + СО2 + Н2О	(900—1100° С),
ВаСОз + H2S = BaS + СО2 + Н2О	(1000° С, в токе Н2).
5.	ВаСОз + С (кокс) = ВаО + 2СО	(выше 1000° С).
135. B«(NO3)2 — НИТРАТ БАРИЯ
Баритовая селитра, нитробарит. Белый, при нагревании плавится и разлагает-
ся. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет), мало растворяется в насыщен-
ных растворах хлорида н нитрата кальция, не растворяется в концентрирован-
ной азотной кислоте. В кислом растворе восстанавливается атомным водоро-
дом. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1293, 1387.
Mr = 261,34; d = 3,23; tm = 594° С (разл.);
k, = 9,OS’20», 26,64(M).
1.	Ba(NO3)2 = Ba(NO2)2 + О2	(594—620° С),
2Ba(NO3)2 = 2ВаО + 4NO2 + О2	(620—670° С).
2.	Ba(NO3)2 (разб.) + 8Н2О = (Ва(Н2О).]2+ + 2NO3	(pH 7).
3.	Ва(ЫОз)2 + 4Н° (Zn, разб. НС1) = Ba(NO2)2 + 2Н2О.
4.	Ba(NO3)2 + H2SO< (разб.) = BaSOj + 2HNO3.
5.	3Ba(NO3)2 + 2Na2HPO« = Ba3(PO«)24- + 4NaNO3 + 2HNO3	(кнп.)
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-
ливается углеродом при спеканнн. Получение см. 133*, 1375.
Мг = 233,39; d = 4,50; tm = 1580° С (рази.); рПР25 = 9,74.
1.	2BaSO4 — 2ВаО + 2SO2 + О2	(выше 1580° С).
2.	ВаБО«(т) + H2SO4 (kohu.)<zz? Ba(HSO4)2(p)	(20—50° С).
3.	BaSO« + 2NaOH (конц., xon.)«zz± (BaOH)2SO«(p) + Na2SO4	(20—40° C).
4.	BaSO4 + 40 (кокс) = BaS + 4CO	(1100— 1200° C).
5.	BaSO4 + 4CO = BaS + 4CO2	(600—800° C),
BaSO4 + 4H2 = BaS + 4H2O	(900—1000° C).
71
137.	BeCh —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. 133*. 1342, 138*.
Мг = 208,23; </=3,856; tm = 961° С; к, = 36,2(2О), 52,2(8О>.
1.	BaCh  2Н2О = BaCh +2HjO	(выше 113° С).
2.	BaCh (разб.) + 8НгО = [Ва(Н2О)»]2+ + 2СГ	(pH 7).
3.	BaCh + HjO (пар) = ВаО + 2НС1	(900—950° С).
4.	ВаС1г(т) + H2SO4 (конц.) = BaSO4i + 2НС1Т	(кип.).
5.	BaCh + Na2SO4 = BaSO4l + 2NaCl,
BaCh + Na2COj (конц.) = BaCOyt + 2NaCl.
6.	BaCh + 6H2O	6H2T (катод) + Ва(С1О3)2 (анод).
138.	BaS — СУЛЬФИД БАРИЯ
Белый, термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлага-
ется. Хорошо растворяется в большом количестве воды (сильный гидролиз по
аниону). Разлагается а кипящей воде, кислотах. Восстановитель, медленно
окисляется растворенным в аоде кислородом. Поглощает СО2 и влагу из
воздуха. Получение см. 1297, |0, 134*, 1364,5.
Mr = 169,39;	d = 4,36; im - 2000° С (разл.);
fc, = 7,86(2в>, 49,91(М).
1.	BaS - Ва + S	(выше 2000° С).
2.	BaS (насыщ.) + 14Н2О«=> Ba(HS)2  4H2Oi + Ва(ОН)2 8H20l (комн.).
3.	BaS(Tj + 2Н2О (пар) = Ва(ОН)2 + H2S	(450° С, в токе СО2).
4.	BaS (разб.) + 2НгО = Ва(ОН)2 + H2St	(кнп ).
5.	BaS (разб.) + 8Н2О (хол.) = [Ва(Н2О)»]2+ + S2’,
S2’ + H2O«=z> HS + ОН’; рХо = 1,09.
6.	BaS + 2НС1 (разб.) = BaCh + H2ST.
7.	BaS + 4HNOs (конц.) = Ba(NO2)2 + Si + 2NO2t + 2Н2О	(кип.).
8.	BaS + O2 = BaSO4	(1000—1050° C).
9.	BaS (насыщ.) + CaCh (насыщ.) = CaSl + BaCh-
10.	BaS + H2S (насыщ.) = Ba(HS)2.
11.	BaS + H2O + CO2 = BaCOyl + H2St,
2BaS + H2O + CO2 = BaCOji + Ba(HS)2.
139.	Be(HS)2 — ГИДРОСУЛЬФИД БАРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(слабый гидролиз по аниону). Разлагается в кипящей воде, реагирует с разбав-
72
ленными кислотами, нейтрализуется щелочами. Восстановитель, медленно
окисляется растворенным в воде О2. Получение см. 133 , 138 .
Мг = 203,48; к, = 48,8<ад, 63,9<8О).
1.	Ba(HS)2 = BaS + H2S	(выше 450° C).
2.	Ba(HS)2 • 4HjO4-^=? Ba(HS)2 (насыщ.) + 4H2O	(20° C),
	Ba(HS)2 • 4H2O = Ba(HS)2 + 4H2O	(50° С, вак.).
3.	Ba(HS)2 (разб.) + 8H2O = [Ba(H2O)8]2+ + 2HS’,	
HS’ + H2O«ZZ* HiS + ОН’; рКо = 7,02.
4.	Ba(HS)j + 2HjO = Ва(ОН)2 + 2H2ST	(кип.).
5.	(Ba(HS)2 + 2НС1 (разб.) = ВаС12 + 2H2ST.
6.	Ba(HS)2 + 6HNO3 (конц.) = Ba(NOj)2 + 2S1 + 4NO2T + 4H2O.
7.	Ba(HS)2 + Ba(OH)2 = BaS + 2НгО.
8.	Ba(HS)2 + O2 = Ba(OH)2 + 2S1.
140. Ra — РАДИЙ
Щелочноземельный металл. Белый, блестящий, мягкий. Радиоактивен, наибо-
лее долгоживущий изотоп 226Ra, Реакционноспособен, на воздухе покрывается
темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в
темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами,
хлором, серой. Миллиграммовые количества радия выделяют при переработке
урановых руд в виде RaCl2. Получают электролизом раствора RaCl2 на ртут-
ном катоде.
Mr = 226,025; d » 6; u = 969° С; tKHn = 1536° С.
1.	Ra + 2Н2О = Ra(OH)2 + Н2Т.
2.	Ra + 2НС1 (разб.) = RaCl2 + Н2Т.
3.	Ra + H2SO4 (разб.) = RaSO4l + H2T.
4.	4Ra + 1OHNO3 (разб.) = 4Ra(NO3)2 + N2OT + 5H2O.
5.	2Ra + O2 = 2RaO	(100° С, сгорание на воздухе).
6.	Ra + Cl2 = RaCl2	(комн.).
7.	3Ra + N2 = Ra3N2	(100° С, сгорание на воздухе).
8.	Ra + S = RaS	(1500 C).
9.	Ra + 2НгО + Na2CO3 = RaCO34 + H2T + 2NaOH.
73
Часть II
ХИМИЯ р-ЭЛЕМЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТЫ ША-ГРУППЫ
БОР
Ml. В —БОР
Неметалл. Серо-черный (кристаллический) или коричневый (аморфный). Туго-
плавкий, очень твердый, хрупкий. Химически пассивный; не реагирует с водо-
родом, водой, разбавленными кислотами, щелочами в разбавлеииом растворе.
Реагирует с водяным паром, концентрированной азотной кислотой, галогена-
ми, азотом, фторо- и сероводородом, щелочами и аммиаком при нагревании.
Получение см. 142*. 144*, 1503, 1511.
Мг = 10,811; d = 2,340; tm = 2075° С; tCTn = 3700° С.
1.	2В + ЗН2О (пар) = В2Оз + ЗН2	(700—800° С).
2.	В + 3HNOj (конц., гор.) = В(ОН)34- + 3NO2t.
3.	2В (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)«] + ЗН2Т.
4.	4В + 4NaOH + ЗО2 = 4NaBO2 + 2Н2О	(350—400° С).
5.	4В + ЗО2 = 2В2Оз
б. 2В + ЗЕ2 = 2ВЕз
7.	2В + 3S = B2S3
8.	2В + N2 = 2BN
9.	В + Р (красн.) = ВР
10.	4В + С (графит) = В«С
И. 2В + 6НЕ = ВЕз + ЗН2
2В + 3H2S = B2S3 + ЗН2
2В + 2NH3 = 2BN + ЗН2
12.	5В + 3NO = В2Оз + 3BN
13.	2В + ЗСО = В2Оз + ЗС (графит)
4В + 3CS2 = 2B2S3 + ЗС (графит)
14.	4В + 3SiO2 = 2ВзОз + 3Si
(700° С, сжигание на воздухе).
(30° С, Е = F; выше 400° С, Е = Cl, Вг, I).
(выше 600° С).
(900—1000° С).
(900—1200° С).
(выше 2000° С, примесь ВвС2).
(400—500° С; Е = F, С1),
(800—900° С),
(1000—1200° С).
(800° С).
[1400° С],
[930° С].
(1300—1500° С).
142. ВгНв — ДИБОРАН(б)
Родоначальник гомологического ряда бороаодородов с общей формулой
В,Н,+4. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Реакционноспособный;
реагирует с водой, О2 воздуха, щелочами, аммиаком. Получение см. 1586,
159s, 175s.
74
Mr= 27,67; р= 1,234 г/л (н.у); /пл =-165,5° С.
;КИп =-92,5° С.
1.	В2Н6 = 2В + ЗН2	(300—550° С).
2.	В2Н6 + 6Н2О = 2В(ОН)з4- + 6Н2Т.
3.	В2Нб + 2NaOH (конц.) + 6Н2О = 2Na[B(OH)4] + 6Н2Т.
4.	В2Н6 + ЗО2 = В2О3 + ЗН2О	(сгорание на воздухе)
5.	В2Н6 + 6С12 = 2ВС1з + 6НС1.
6.	2В2Н6 + 2(Na, Hg) = Na[BH«]4. + Na[B3H8] + 2Hg<M)	(в эфире).
7.	B2H6 + 6НС1 = 2ВС1з + 6Н2.
8.	ЗВ2Н6 + 61ЧНз = 2B3HeN3+ 12Н2	(180—190° С)
9.	В2Нб + 2LiH = 2Li[BH4]	(кип., в эфире)
143. В4Н10 — ТЕТРАБОР АН(10)
Родоначальник гомологического ряда бороводородов с общей формулой
ВлНл+б. Бесцветный газ, термически неустойчивый. Устойчив на воздухе. Мед-
ленно разлагается водой, быстро — щелочами в растворе. Реагирует с кисло-
родом, хлором, аммиаком. Получение см. 144*.
М, = 53,32; р = 2,397 г/л (н.у); ;пл = --120°С:
^кип = +18° С (разл.).
1.	В4Ню-----> В2Нб<г), ВзН^г), ВюН|4<ж), (ВН)Л(Т)	(выше 100° С)
2.	B4Hl0+ 12Н2О = 4B(OH)3i + 11Н2Т.
3.	В4Н10 + 4NaOH (конц.) + 12Н2О = 4Na[B(OH)4] + 11Н2Т.
4.	2В4Н10 + 11О2 = 4В20з + ЮН2О	(сжигание на воздухе).
5.	2В4Н ш + 17С12 = 8BCI3 + 10НС1.
6.	3B«Hl0 + 12NH3 = 4B3H6N3+ 21Н2	(200° С, р).
144.	В2Оз — ТРИОКСИД ДИБОРА
Белый, аморфный или кристаллический, очень твердый, гигроскопичный, низ-
коплавкий, термически устойчивый. Кристаллический — химически пассивен
Аморфный реагирует с водой, щелочами, концентрированной фтороводород-
ной кислотой. Восстанавливается металлами, углеродом. Получение см 1415
1424, 145', 1478.
М, - 69,62; d = 1,84 (аморфн.), 2,46; 1ПЛ = 450° С;
' /кип « 2000° С; ks = 2,2<2О>, 9,5<8О).
1.	В2О3 (аморфн.) + ЗН2О = 2В(ОН)з1.
2.	2В20з (аморфн.) + 2NaOH (разб.) — Na2B4O7 + Н2О	(комн.),
В2О3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + ЗН2О = 2Na[B(OH)4]	(комн.)
3.	В20з + 2NaOH = 2NaBO2 + Н2О	(400___550° С)
4.	В2О3 (аморфн.) + 8HF (конц.) = 2H[BF4] + ЗН2О.
5.	В20з + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) - 2BF3T + SCaSChl +ЗН2О (кип ).
75
6.	В2Оз + 2NH3 = 2BN + ЗН2О
7.	В2Оз + 2A1 = A12Oj + 2B
8.	BjOj + 6Mg — MgjBj + 3MgO
MgjB2 + H3PO4 (конц.) = ВчНкхж) + Mg3(PO4)j'l'
9.	В20з + ЗС (кокс) + 3C12 = 2BClj + 3CO
(2000° С; кат. C, Mg).
(800—900° C).
(750—900° C),
(до+10°С).
(1000° C).
145.	В(ОН)з —ТРИГИДРОКСИД БОРА
Сассолин. Белый, разлагается при нагревании, перегоняется с водяным паром,
окрашивает пламя горелки в зеленый цвет. Растворяется в воде (растворимость
сильно повышается с ростом температуры), образует гидрат, проявляющий
слабые кислотные свойства. Реагирует со щелочами, концентрированной фто-
роводородной кислотой. Вступает в реакции комплексообразования. Получе-
ние см. 1412, 1473, 1501, 160е.
М, = 61,83;	d = 1,435; tm = 170° С (р);
к, = 4,87(20), 23,54(8О).
1.	В(ОН)з = НВО2 + НгО
2В(ОН)з = В2Оз + ЗН2О
2.	В(ОН)з (разб.) + Н2О = [В(Н2ОХОН)з],
[В(Н2ОХОН)з] + Н2О<==> [В(ОН)4Г + Н3О+; рК, = 9,24.
3.	4В(ОН)з + 2NaOH (разб.) = Na2B4O7 + 7Н2О,
В(ОН)з + NaOH (насыщ.) = Na[B(OH)4].
4.	В(ОН)з + NaOH = NaBO2 + 2Н2О
5.	2В(ОН)з + Na2CO3 = 2NaBO2 + СО2 + ЗН2О
6.	В(ОН)з + 4HF (конц.) = H[BF4] + ЗН2О.
7.	В(ОН)з + ЗН8ОзР(ж) = 3H2SO4 + BF3?
(70—160° С),
(235° С).
(350—400° С).
(выше 850° С).
(30—55° С).
146.	NaBO2 — МЕТАБОРАТ НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения. При обработке холодной
водой анион BOj переходит в [В(ОН)з]'. Разлагается горячей водой, кислотами.
Получение см. 2916, 1414, 1474, 1601.
М, = 65,80; d = 2,34; tm = 965° С;
Гкип = 1434° С; к, = 25,4<20), 31,4(80).
1.	NaBO2 + 6Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + ВДОНХГ (pH > 7, см. 1605).
2.	4NaBO2 + Н2О (гор.) = №2В4О7 + 2NaOH.
3.	NaBO2 + НС1 (разб.) + 2H2O = NaCl + [В(Н2О)(ОН)3].
4.	2NaBO2 + 2H2SO4 (коиц.) + 2НгО = 2NaHSO4 + 2B(OH)3I.
147.	Na2B4O7 —ТЕТРАБОРАТ НАТРИЯ
Бура, или тинкал (гидрат). Белый, плавится без разложения. Умеренно раство-
ряется в воде, подвергается гидролизу по аниону (с изменением состава).
76
Реагирует с сильными кислотами, щелочами, триоксидом дибора. Получение
см. 1441, 1453, 1604.
Мг = 201,22; </= 2,367; IM = 741° С; к, = 2,5<2О), 24,3(80’.
1.	Na2B4O7 10Н2О = Na2B4O7 + ЮН2О	(выше 380° С).
2.	Na2B4O7 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + В4О^ (точнее, [В4О5(ОН)4]2”),
В4О^ + 11Н2О<=> 4[В(Н2О)(ОН)з] + 2ОН”; рК0 = 7,89.
3. Na2B4O7 + 2НС1 (разб.) + 9Н2О = 2NaCl + 4{В(Н2О)(ОН)з],
	Na2B4O7 + 2H2SO4 (коиц.) + 5H2O = 4B(OH)3i + 2NaHSO4	(40—50° C).
4.	Na2B4O7 + 7H2O + 2NaOH (насыщ.) = 4Na[B(OH)4],	
	Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O	(700—750° C).
5.	Na2B4O7 + ЗВ2О3 = 2NaBsO8	(650—700° C).
6.	Na2B4O7 + CoO = 2NaBO2 + Co(BO2)2 (син.)	[750—800° С].
7.	Na2B4O7 + 2NaOH + 4Н2О2 (конц.) + 11Н2О = 2Na2[B2(O j-)2(OH)4] • 6Н2С4
8.	Na2B4O7 + 2H2SO4 (конц.) + 1 гСгНзОН = 4В(С2Н5О)зТ + 2NaHSO4 +
+ 7Н2О	(комн),
2В(С2НзО)з + 18О2 = В2Оз + 12СО2 + 15Н2О (сгорание на воздухе)
148.	NaBsOs — ОКТАОКСОПЕНТАБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Белый, плавится с разложением. Растворяется в воде с изменением состава
аниона. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см. 1475.
Mt = 205,04;	= 785° С (разл.); к, = 9,24<0), 11,9(2О).
1.	NaBsOs = NaBO2 + 2В2О3	(выше 785° С)
2.	NaBsOs 5Н2О = NaBsOs + 5Н2О	(350° С).
3.	NaBsOs (разб.) + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [BSO6(OH)4]\
4.	NaBsOs + НС1 (разб.) + 12Н2О = NaCl + 5[В(Н2О)(ОН)з].
5.	2NaB5O8 + 2H2SO4 (конц.) + 14Н2О = 2NaHSO4 + 10В(ОН)31.
6.	NaB5O8 + 8Н2О + 4NaOH (конц.) = 5Na[B(OH)4]
149.	ВЕз — 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.
Mr = 67.81; р = 3,209 г/л (н.у.); tm = -128,36° С;
/кип =-Ю0,3° С; v, = 106<0).
1.	BF3 + 2Н2О = (HjO)[B(OH)F3](T)	(до 6° С).
2.	BF} + Н2О =[В(Н2О)Рз]	(8—18° С),
[В(Н2О)Рз] + Н2О = [B(OH)Fj]~ + Н3О+.
3.	4BFj + 3H2O = 3H[BF4] + B(OH)3l	(20—80° С).
4.	I6BF3 + 14NaOH (разб., хол.) = 12Na[BF4] + Na2B4O? + 7H2O.
77
5.	BF3 + NH3 = [B(NH3)F3]
6.	BF3 + MF(p) = M[BF4](p)
BF3 + MF<p) = M[BF4]X
(до 0° C).
(M =Na+, NH4),
(M = K, Rb, Cs).
150.	BC13 — ТРИХЛОРИД БОРА
Бесцветный газ. Гидролизуется во влажном воздухе и в воде. Реакционноспо-
собный; реагирует со щелочами, водородом, фтором. Легко переводится в
другие соединения бора. Получение см. 141 , 144.
М, = 117,17;	4«) = 1,434(О), 1,343° °; U = -107° С;
/кип = +12,5° С.
1.	ВС13 + ЗН2О = В(ОН)4 + ЗНС1.
2.	4ВС13 + 14NaOH (разб.) = Na2B4C>7 + 12NaCl + 7Н2О,
ВС13 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaCl.
3.	2ВС13 + ЗН2 = 2В + 6НС1	(800— 1200° С).
4.	2ВС13 + 3F2 = 2BF3 + ЗС12	(комн.).
5.	ВС13 + 4NH3 = BN + 3NH4C1	(500—1000° С, в токе Н2).
6.	ВС13 + А1Р = ВР + А1С13	(950° С).
151.	В13 — ТРИИОДИД БОРА
Белый, низкоплавкий, легколетучий. Неустойчив на свету. Полностью гидро-
лизуется водой, реагирует со щелочами. Восстановитель. Окисляется кислоро-
дом. Получение см. 141*, 158s.
Мг = 391,52; d=3,35; /ПЛ = 49,7°С; /КНп = 209,5° С.
1.	2BI3 = 2В + 312	(выше 700° С или на саету).
2.	В13 + ЗН2О = В(ОН)3Х + 3HI.
3.	8BI3 + 3H2SO4 (конц.) + 12Н2О = 8В(ОН)31 + 12I21 + 3H2St	(кип),
2BI3 + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 2В(ОН)3Х + 3I21 + 2NOT	(кип).
4.	4BI3 + 14NaOH (разб.) = Na2B4C>7 + 12NaI + 7Н2О,
BI3 + 4NaOH (конц.) = Na[B(OH)4] + 3NaI.
5.	2BI3 + 9О2 = ВгО3 + 31гО5	(150—175° С).
152.	Вйз — ТРИСУЛЬФИД ДИБОРА
Белый, низкоплавкий, перегоняется в токе H2S. Растворяется в жидком ам-
миаке. Химически активный, реагирует с водой, кислотами. Получение
см. 1417, "• ”.
М,= 117,82;	</=1,55;	/„л >310° С.
I.	B2S3 + 6Н2О = 2B(OH)3i + 3H2St
2.	B2S3 + 9H2SO4 (конц.) = 2B(OH)3i + 12SO2 + 6H2O.
3.	B2S3 + 24HNO3 (конц.) = 2B(OH)3i + 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 (P-модификация). Малореакционноспособный (особенно Р-мо-
дификация); не реагирует с жидкой водой, кислотами. Разлагается щелочами в
растворе. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, галоге-
нами. Получение см. 141е' ”, 144 , 150s.
М, = 24,82; d = 2,29 (а), 3,45 (Р);
/пл (р) = 2800° С (а), 3200° С (Р).
1.	a-BN	► P-BN	(выше 1350° С, p, кат. Na).
2.	2(a-BN) + ЗН2О (пар) = В2Оз + 2NH5	(800° C).
3.	a-BN + NaOH (конц.) + ЗН2О = Na[B(OH)4] + NH3 f	(кип ).	
4.	BN + 4HF (конц.) = NH4[BF4]	(комн).
5.	4(a-BN) + 3O2 = 2B2O3 + 2N2	(выше 700° С).
6.	2BN + 3F2 = 2BFj + N2	(комн.).
7.	2(a-BN) + 3C12 = 2BCb + N2	(выше 700° С).
154. B3H6N3 — БОРАЗИН
Боразол. Бесцветная жидкость с запахом бензола (неорганический бензол).
Имеет циклическое строение (ВН)з(МН)з. Разлагается на свету. Реагирует с
водой (медленно — с холодной, быстро — с горячей), щелочами, кислородом.
Получение см. 1428, 1436, 1587.
М, = 80,50;	4/=0,824(О); ГШ1 = -56°С;	Ц„„ = +55° С.
1.	BsHeNs = 3BN + ЗН2	(300° С или на свету).
2.	BjHeNs + 9Н2О (гор.) = ЗВ(ОН)з4- + 3NH,T + ЗН2Т.
3.	BjHeNj + 3NaOH (конц.) + 12Н2О (хол.) = 3Na[B(OH)<] + ЗН2? +
+ 3(NHj Н2О).
4.	4ВзНбМз + 2102 = 6В2Оз + 12NO + 12Н2О	(электрич. разряд).
155.	ВР —МОНОФОСФИД БОРА
Светло-коричневый, очень твердый, термически устойчивый, при сильном
нагревании плавится и частично разлагается. Химически пассивный; не реаги-
рует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Разлагается в концентри-
рованных серной и азотной кислотах. Реагирует с кислородом, серой, перегре-
тым водяным паром, щелочами при спекании. Получение см. 141 , 150е.
Мт = 41,79; /ад = > 2000° С (разл ).
1 4ВР(«) <=* Р4 + 4В	(выше 2000° С).
2.	ВР + ЗН2О (пар) = В(ОН)з + РНЭ	(100° С).
3.	ВР + 4H2SO4 (конц., гор.) = В(ОН)з4- + Н3РО4 + 4SO2t + Н2О.
79
4.	BP + 8HN0j (конц., хол.) = (BPK^i + 8NOjt + 4H2O,
BP + 8HNOj (конц., гор.) = B(OH)ji + H3PO4 + 8NOjt + HjO.
5.	BP + 2(K0H 2H2O) = KBO2 + КРОз + 4H2 + H2O	(500—600° C).
6.	4BP + 8O2 = 2ВгОз + P4O10	(300—400° C).
156.	H|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) ВОДОРОДА
В свободном виде не выделен. Существует в бесцветном растворе, сильная
кислота. При комнатной температуре не реагирует с диоксидом кремния.
Разлагается в горячем растворе, нейтрализуется щелочами. Получение см. 144 ,
1456, 1493.
Л/, = 87,81; t„n (40%-й р-р) = 130° С (разл.).
1.	H[BF4] (разб.) + Н2О (хол.) = [BF4]' + НзО+	(в разб. HF).
2.	H[BF4]	[В(НзО)Рз] (примеси H[B(OH)2F2], H[B(OH)3F]).
3.	H[BF4] (конц.) + МОН (разб.) = MtBFJ + Н2О	(М = Na, К).
4.	H[BF4] (конц.) + NHj Н2О = NH4PF4] + Н2О.
157.	Na|BF4| — ТЕТРАФТОРОБОРАТ(Ш) НАТРИЯ
Ферручит. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании раз-
лагается. Хорошо растворяется в холодной воде; анион [BF4p частично подвер-
гается акватации и гидролизу. Кристаллогидратов не образует. Разлагается в
кипящей воде, концентрированной серной кислоте, щелочах. Получение см.
1494 5'6, 1563.
Л/, = 109,79; d = 2,47;	= 384° С; к, = 108(26'5).
1.	Na[BF4] = NaF + BFj	(выше 450° С).
2.	Na[BF4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + (BF4]',
НЛ .	ню .
[BF4]- 4=> [B(H2O)Fj] «=?> [B(OH)Fj]-.
3. Na[BF4] + ЗН2О = В(ОН)34- + NaF + 3HFt	(кип.).
4. 2Na[BF4] + H2SO4 (конц., гор.) = NajSC^ + 2BFjT + 2HFt.
5. Na[BF4] NaO”ap°HU) > Na[B(OH)F3], Na[B(OH)2F2], Na[B(OH)3F].
158. U|BH4| — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(Ш) ЛИТИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в жидком аммиаке.
Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой, кислотами. Получение
см. 1429.
Л/г = 21,78;	</=0,67.
1. 2Li[BH4] = 2LiH + 2В + ЗН2	(выше 278° С).
80
2.	Li[BH4] + 4H2O = LiOH + B(OH)3i + 4H2T.
3.	Li[BH4] + 3H2O + HC1 (разб.) = LiCl + B(OH)3i + 4H2T,
2Li[BH4] + 2НС1(Г) = 2LiCl + B2H6 + H2
4.	Li[BH4] + 2O2 = LiBO2 + 2H2O
5.	3Li[BH4] + 8I2 = 3LiI + 3BI3 + 4H2 + 4HI
6.	6Li[BH4] + 2BC13 = 4B2H6T + 6LiCli
7.	3Li[BH4] + 3NH4C1 = B3H6N3 + 9H2 + 3LiCl
боразин
(выше 75° С),
(выше 250° С),
(кип. в гексане),
(в эфире).
(220° С).
159. Na|BH4] — ТЕТРАГИДРИДОБОРАТ(111) НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается, нелетучий. Хорошо растворяется в холод-
ной воде, жидком аммиаке. Сильный восстановитель; реагирует с горячей
водой, кислотами, кислородом. Получение см. 2314, 1426.
М, = 37,83; d = 1,074; tra = 400° С (разл.);
к, = 20,5<0), 55(Ю).
1.	Na[BH4] = Na + В + 2Н2	(выше 450° С).
2.	Na[BH4] (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + [ВН4]'.
3.	Na[BH4] + 4Н2О (гор.) = NaOH + В(ОН)34 + 4Н2Т.
4.	Na[BH4] + ЗНгО + НС1 (разб.) = NaCl + В(ОН)31 + 4Н2Т,
2Na[BH4] + 2НС1<Г) = 2NaCl + B2Ht + Н2	(выше 100° С).
5.	2Na[BH4] + H2SO4 = В2Н4Т + Na2SO4 + 2H2T (-10° С, в хлорбензоле).
6.	Na[BH4] + 2О2 = NaBO2 + 2Н2О	(выше 300° С).
160. Na|B(OH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОБОРАТ(П1) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде,
подвергается акватации. В горячем растворе разлагается. Реагирует с кислота-
ми. Получение см. 1413, 1453, 1461, 147*.
Мг = 101,83; d = 1,905; ks = 45,7(М), 58,Т*30*.
1.	Na[B(OH)4] - NaBO2 + 2Н2О	(выше 306° С).
2.	Na[B(OH)4]-2H2O = Na[B(OH)4] + 2Н2О	(выше 60° С, над Р4Ою)
3.	Na[B(OH)4] (разб.) + 4НгО (хол.) = (NaCHjOM* + [В(ОН)4Г,
[В(ОН)4Г + Н2О <=> (В(Н2ОХОН)3] + ОН'; рХ0 = 4,76.
4.	Na[B(OH)4] (гор.) = Na2B4O7 + 2NaOH + 7Н2О.
5.	Na[B(OH)4j + НС1 (разб.) = NaCl + [В(Н2ОХОН)3].
6.	2Na[B(OH)4] + 2H2SO4 (конц.) = 2NaHSO4 + 2В(ОН)3Ф + 2H2O.
161. |B(NH3)F3| — ТРИФТОРОАММИНБОР
Белый, при слабом нагревании разлагается, плавится под избыточным давле-
нием. Хорошо растворяется в холодной воде (подвергается акватации), жид-
ком аммиаке. Реакционноспособный: реагирует с горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см. 149s.
М, = 84,84; d = 1,854; г„ = 162° €(р); к, = 36,0<25).
1.	4[B(NH3)F3] = BN + 3NH4BF«]	(выше 125° С).
2.	[B(NH3)F3] + 2 Н2О (хол.) =	+ NH3 HjO.
3.	[B(NH3)F3] + HjO (гор.) = NH4B(OH)F3],
4{B(NH3)F3] + 3HjO = B(OH)3l + 3H[BF<] + 4NH3T	(кип).
4.	[B(NH3)F3] + HC1 (разб.) + HjO = NH4C1 + [B^jOJFj],
5.	16[B(NH3)F3] + 14NaOH (разб., хол.) + 9НгО = 12Na(BF4J + Na2B4O7 +
+ 16(NHj НгО).
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-
рует с разбавленными кислотами и щелочами. Получение см. 163й, 171*'.
Мг = 26,982; </=2,702; /„ = 660,37° С; /„„ = 2500° С.
1.	2(А1, Hg) + 6Н2О = 2А1(ОН)3Ф + 3H2t + 2Hgl	(комн.)
2.	2А1 + 6НС1 (разб.) = 2А1С13 + ЗН2Т.
3.	8А1 + 30 HNOj (разб.) = 8Al(NO3h + 3N2O +15Н2О,
8А1 + 30 HNOj (оч. разб.) = 8A1(NO3)3 + ЗИН^Оэ + 9НгО.
4.	2А1 + 2(NaOH Н2О) = 2NaAlO2 + ЗН2	(400—500° С),
2А1 + 2NaOH (конц.) + 6Н2О (гор.) = 2Na(Al(OH)4] + 3H2t.
5.	8А1 + 18НгО + 3KNO3 + 5КОН = 8К[А1(ОН)4] + 3NH 3Т	(кип).
6.	4А1 (порошок) + ЗО2 = 2А1гОэ
7.	2А1 + 3F2 = 2A1F3
2А1 (порошок) + ЗЕ2 = 2А1Е3
2А1 (порошок) + 312 = 2A1Ij
8.	2А1 + 3S = A12Sj
9.	2А1 (порошок) + N2 = 2A1N
4А1 + Р4 = 4А1Р
10.	4А1 + ЗС (графит) = АЦС3
11.	2А1 + 6HF(r) = 2A1F3 + ЗН2
2А1 + 3H2S = A12Sj + ЗН2
12.	2А1 + 2NH3 = 2A1N + ЗН2
13.	8А1 + 3 (Fe'^^'K)^ 4А120э + 9Fe
(сгорание на воздухе).
(600° С),
(25° С; Е = С1, Вг),
(25° С, кат. капля Н2О).
(150—200° С).
(800—1200° С),
(500—800° С, в атмосфере Н2).
(1500—1700° С).
(450—500° С),
(600—1000° С),
(выше 600° С),
(выше 2000° С).
82
163. АкОз —ОКСИД АЛЮМИНИЯ
Корунд, глинозем. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. В прокален-
ном виде химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами
и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированны-
ми кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании.
Получение см. 162е, 1641, 1651.
Mr =101,96; <7=3,97; im = 2053° С; г„„ > 3000° С.
1.	А120з + 6НС1 (конц., гор.) = 2А1С1з + ЗН2О.	
2.	А120з + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Al(OH)«],	
	А120з + 2NaOH = 2NaAlO2 + НгО	(900—1100° С).
3.	А120з + Na2CO3 = 2NaAlCh + СО2	(1000—1200° С).
4.	А120з + 3K2S2O7 = A12(SO4)3 + 3K2SO<	(400-^70° С),
	А1гОз + 6KHSO< = A12(SO4)3 + 3K2SO< + 3H2O	(400—550° С).
5.	A12O3 + 3N2O5= 2A1(NO3)3	(35—40° С).
6.	А120з + MgO = (MgAl2)O4	(1600° С).
7.	A12O3 + 6HF(r) = 2A1F3 + 3H2O	(450—600° С).
8.	2А12Оз + 9C (кокс) = АЦСз + 6CO	(1800° С).
9.	А12Оз + ЗС (кокс) + ЗС12 = 2А1С1з + ЗСО	(800—900° С).
10.	А12Оз + ЗС (кокс) + N2 = 2A1N + ЗСО	(1600—1800° С).
11.	^ЬОз в расплаве Na^AiFs) » 4А1 (катод)+ 3O2f (анод)	[900° CJ.
164. А1(ОН)з —ГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Гиббсит (моноклинный), байерит (тригональный). Белый, термически неустой-
чивый. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака, хлоридом
аммония, диоксидами углерода и серы, сероводородом. Проявляет амфотер-
ные свойства; реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при спекании.
Получение см. 1684'5, 171’, 1764'618.	'
М, = 78,00;	<7=2,42.
1.	А1(ОН)з = АЮ(ОН) + Н2О	(д0 200° С),
2А1(ОН)з = А12Оз + ЗН2О	(выше 575° С).
2.	А1(ОН)з<т) + 6Н2О ^=2 [А1(Н2О)б]3+ + ЗОН’; рПР25 = 31,24,
А1(ОН)Хт)+ 4HjO <=+ [А1(Н2О)2(ОН)<] + Н3О+; рПР“ = 14,43.
3.	А1(ОН)3 + ЗНС1 (разб.) = А1С1з + ЗН2О.
4.	А1(ОН)з + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)<],
А1(ОН)з + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О	(1000° С).
5.	А1(ОН)з + 3HF (конц.) + 3NaF = Маз[А1Р«]1 + ЗН2О.
83
165.	АКХОН) — МЕТАГИДРОКСИД АЛЮМИНИЯ
Диаспор (a-модификация), бемит (0). Белый, при нагревании разлагается. По
сравнению с А1(ОН)з обладает меньшей реакционной способностью. Не реаги-
рует с водой. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами. Полу-
чение см. 164*, 1685, 1717.
М, = 59,99; d = 3,01—3,35.
1.	2А1О(ОН) = А12Оз + Н2О	(360—575° С).
2.	А1О(ОН) + ЗНС1 (конц.) = AlCh + 2Н2О.
3.	А1О(ОН) + NaOH (конц., гор.) + Н2О = Na[Al(OH)4],
А1О(ОН) + NaOH = NaAlO2 + Н2О	(1000° С).
166.	A1(NO3)3 — НИТРАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). Растворяется в азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом
аммиака. Получение см. 1623, 1635, 167е.
М, = 212,99; d = 1,89; Мкр.) = 66° С (разл.);
к, = 73,9<2О), 132,6<80).
1.	4A1(NO3)3 = 2А12Оз + 12NO2 + 3O2	(150—200° С).
2.	A1(NO3)3 9НгО = A1(NO})3+ 9Н2О	(до 40° С, вак ).
3.	A1(NO3)3 (разб.) + 6НгО = [А1(НгО)б]3+ + 3NO; (pH < 7, см. 1673).
4.	A1(NO3)3 + 4NaOH (конц.) = Na(Al(OH)4] + 3NaNO3.
5.	A1(NO3)3 + 3(NHs НгО) [конц., хол ] = А1(ОН)31 + 3NH4NO3,
A1(NO})3 + 3(NH3 • Н2О) [конц., гор ] = АЮ(ОН)1 + 3NH4NO3 + Н2О.
167.	A1XSO4)3 — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). В кипящей воде разлагается. Не реагирует с кислотами. Полностью
разлагается щелочами в растворе и при спекании, реагирует с гидратом аммиа-
ка. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1634.
А/г = 342,15; rf=2,71;	= 770° С (разл.); к, =36,4<20), 73,1(8О).
1.	2А12(5О4)з = 2А12Оз + 6SO2 + ЗО2	(770—860° С).
2.	А12(8О4)з 18Н2О= А12(БО4)з+18Н2О	(420° С).
3.	А1г(8О4)з (разб.) + 12НгО (хол.) = 2[А1(Н2О)б]3+ + 3SOf,
[А1(Н2О)б]3+ + Н2О <=? [Al(H2O)s(OH)]2+ + Н}О+; рКК = 5,02,
2[А1(Н2О)з(ОН)]2+ <=+ [А1г(НгО)»(ОН)гГ + 2H2O; 1g Кс = 2,78.
4.	А1г(5О4)з (оч. разб.) + 6Н2О = 2А1(ОН)}4-+ 3H2SO4	(кип ).
5.	А12(8О4)з + 6NaOH (разб.) = 2А1(ОН)31 + 3Na2SO4,
A12(SO4)3 + 8NaOH (конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4.
6.	A12(SO4)} + 8NaOH = 2NaAlO2 + 3Na2SO4 + 4H2O	(900—1000° C).
84
7.	AhfSCUh + 6(NH3 • НгО) [конц., хол.] = 2А1(ОН)з4' + 3(NH4)2SO4,
A12(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц., гор.] = 2АЮ(ОН)4 + 3(NH4)2SO4 + 2НгО.
8.	A12(SO4)3 + 3M(NO3)2 = 3MSO41 + 2А1(МОз)з	(М = Ва, РЬ).
168.	KAKSO4)2 — СУЛЬФАТ АЛЮМИНИЯ-КАЛИЯ
Алюмокалиевые квасцы (гидрат). Белый, при нагревании разлагается. Умерен-
но растворяется в воде (гидролиз по катиону алюминия). Реагирует со щелоча-
ми, гидратом аммиака. Получают совместной кристаллизацией сульфата алю-
миния и сульфата калия.
Mr = 258,20; d = 2,75; 1,757 (кр.); к, = 5,9(20), 71,0ой*’.
1.	4KA1(SO4)2 = 2K2SO4 + 2А120з + 6SO2 + ЗО2	(800—900° С).
2.	KA1(SO4)212H2O = KA1(SO4)2+12Н2О	(120° С).
3.	KA1(SO4)2 (разб.) + 12НгО = [К(НгО)б]+ + [Al(H2O)e]3+ +2SO2,
[А1(Н2О)б13+ + Н2О <=> [А1(Н2О)5(ОН)]2+ + НзО+, = 5,02,
2[А1(Н2О)5(ОН)]2+	[А12(Н2О)8(ОН)2]4+ + 2Н2О; 1g К, = 2,78.
4.	KAl(SO4)2 + ЗКОН (разб., хол.) = А1(ОН)34- + 2K2SO4,
KA1(SO4)2 + 4КОН (конц.) = К[А1(ОН)4] + 2K2SO4.
5.	2KA1(SO4)2 + 6(NH3 Н2О)[конц., хол ] = 2A1(OH)3J- + K2SO4 + 3(NH4)2SO4,
2KAl(SO4h + 6(NH3 Н2О)[конц., гор.] = 2A1O(OH)1 + K2SO4 +
+ 3(NH4)2SO4 + 2H2O.
169.	NaAICh —ДИОКСОАЛЮМИНАТ(ШУ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Полностью разлагается водой, в сильноще-
лочной среде переходит в Na[Al(OH)4j. Разлагается кислотами. Вступает в
реакции обмена. Получение см. 2^, 2812'23, 1624, 1632 3, 176’.
Mr = 81,97; d = 2,693; tm = 1800° С.
1.	NaAlCh + 2НгО (гор.)—-—► NaOH + А1(ОН)з4-(аморфн).
2.	NaAlO2 + 4Н2О = Na[Al(H2O)2(OH)4]	(в разб. NaOH),
NaAlO2 + 2НгО = Na[Al(OH)4]	(в конц. NaOH).
3.	NaAlO2 + 4НС1 (конц.) = NaCl + AICI3 + 2НгО.
4.	2NaA102 + ЗН2О + СО2 —-—> Na2CO3 + 2А1(ОН)ц (крист.) [кип.].
5.	2NaA102 + Mg(OH)2 = 2NaOH + (MgAl2)O4	(700—800° C).
шпинель
170.	AIF3—ФТОРИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется без плавления. Плохо растворяет-
ся в холодной воде, лучше — в горячей; не растворяется в жидком HF. Не
реагирует с разбавленными кислотами. Разлагается гидратом аммиака. Пере-
85
водится в раствор действием фтороводородной кислоты и щелочей. Получение
см. 162’", 163’.
Л/г = 83,98; d = 2,88; к, = 0,50(25), 0,89(’5).
1.	AIF3H2O = AlFj + Н2О	(150—200° С).
2.	AlFj + ЗН2О (пар) = А1(ОН)3 + 3HF	(400° С).
3.	4A1F3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3Na[AlF4],
4.	AIF3 + 3(NH3 H2O) [конц.] = А1(ОН)зФ + 3NH4F.
5.	AIF3 + 3HF (конц.) = HsfAlFs], AIF3 + 3NaF (конц.) = Na3[AlF«],
AIF3 (насыщ.) + HF(r> + МНз(г) = NH4AlF4]i.
171.	АЮз — ХЛОРИД АЛЮМИНИЯ
Хлоралюминит (гидрат). Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. Гидролизуется
(«дымит») во влажном воздухе. Кристаллогидрат хорошо растворяется в хо-
лодной воде (гидролиз по катиону). Мало растворяется в концентрированной
хлороводородной кислоте. В горячей воде разлагается. Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1622'7,1639, 1643.
А/г= 133,34; 4=2,47;	= 192,6° С (р); к, = 45,9<м), 48,6(М).
1.	2А1С1Хт) <==> AhCkfr)
AljCW) <=? 2А1С1Хг)
(179,7° С),
(440—800° С).
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10
А1С13 6Н2О = А1С1(ОН)2 + 2НС1 + 4Н2О
2(А1С1з 6Н2О) = AI2O3 + 6НС1 + 9Н2О
А1С1з (разб.) + 6Н2О (хол.) = [А1(Н2О)б]3+ + ЗСГ
А1С1з + ЗН2О (гор.) = А1(ОН)зФ + ЗНС1Т.
(100—200° С),
(200—450° С).
(pH <7, см. 1673).
А1С1Хт)+ 2Н2О (влага воздуха) = А1С1(ОН)г + 2НС1.
А1С1з + 3NaOH (разб.) = А1(ОН),Ф + 3NaCl,
А1С1з + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl.
А1С1з + 3(NH, HjO) [конц., хол.) = А1(ОН)зФ + 3NH4C1,
AICI3 + 3(NH, HjO) [коиц., гор.] = А1О(ОН)Ф + 3NH4C1 + Н2О.
AICI3 + Na3PO4 = А1РО4 (аморфн.) + 3NaCl.
AICI3 + 3Na[BH«] = А1[ВН4]з + 3NaCl	(45—50° C).
AlCh + NH4CI = NH4A1CU]	(220—250° C).
11.	2A1C1X>) меггроли1> 2A1 (катод) + ЗСкТ (анод).
172.	AI2S3 — СУЛЬФИД АЛЮМИНИЯ
Белый, при сильном нагревании возгоняется, плавится под избыточным давле-
нием N2. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из водного раствора.
Реагирует с кислотами. Получение см. 162*.
А/, = 150,16;	4=2,02;	= 1120° С (р).
86
1.	A12S3 + 6 НгО = 2Al(OH)j 4 + 3H2ST	(комн).
2.	A12Sj + 6HC1 (разб.) = 2А1С1з + 3H2St.
3.	A12Sj + ЗОН1ЧОз (конц., гор.) = 2А1(ЫОз)з + 3H2SO« + 24NO2 + 12H2O.
4.	2A12S3 + 9O2 = 2А12Оз + 6SO2	(700—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. 162”, 163*.
М, = 143,96;	d=2,36.
1.	AI4C3 = 4А1 + ЗС (графит)	[выше 2200° С].
2.	AI4C3 + 12Н2О = 4А1(ОН)з1 + ЗСНЛ.
3.	АкСз + 12НС1 (разб.) = 4А1С1з + ЗСН/Г.
4.	AUC3 +4NaOH (конц.) + 12HjO = 4Na[Al(OH)4] + ЗСН4Т.
5.	AUC3 + 6Н2 = 4А1 + ЗСН4	(2200° С).
6.	АЦСз + 6О2 = 2А1зОз + ЗСО2	(650—700° С).
174.	NaMA1F6| — ГЕКСАФТОРОАЛЮМИНАТ(П1) НАТРИЯ
Криолит. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Очень плохо раство-
ряется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами, гидра-
том аммиака. Получение см. 34е, 1645.
М, = 209,94; d = 2,98; t „ • 1000° С (разл.); к, = 0,04(2О).
1.	Na3[AlF6]« = 3Na++ [AlFe]5-	(1000° С),
[AlFel’^z^? [А1Р4Г + 2F“	(выше 1000° С).
2.	2Na3[AlF6l + 9H2SO4 (конц.) = 6NaHSO4 + A12(SO4)3 + 12HF?.
3.	Na3[AlFel + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4[ + 6NaF.
4.	Na3[AlF6[ + 6(NH3 H2O) [конц.[ = 3NaOH + Al(OH)3i + 6NH4F.
175.	U|A1H4| — ТЕТРАГИДРИДОАЛЮМИНАТ(1Н) ЛИТИЯ
Алюмогидрид (аланат) лития. Белый, разлагается прн нагревании. Реакцион-
носпособный, окисляется О2 воздуха. Сильный восстановитель; реагирует с
водой, кислотами, хлоридами неметаллов. Получение см. 9м.
Мг = 37,96;	rf=0,72.
1.	2Li[AIH<] = 2LiH + 2A1 + 3H2	(125—170° С).
2.	L1IAIH4] + 4Н2О = LiOH + А1(ОН)31 + 4H2t.
3.	Li[AlH«] + 4НС1 (разб.) = LiCl + AICI3 + 4Н2Т.
4.	2Li[AlH4] + 4О2 = С1гО + А12О3 + 4Н2О	(выше 150° С),
87
Li[AlH4] + 4F2 = Li[AlF4] + 4HF
5.	3Li[AlH4] + 4BC13 = 3LiCl + 3A1C13 + 2B2H6t
(комн.),
(в эфире).
176.	Na|AKOH)4| — ТЕТРАГИДРОКСОАЛЮМИНАТ(Ш) НАТРИЯ
В свободном виде не выделен. Существует при комнатной температуре в
концентрированном растворе гидроксида натрия. При нагревании состав
аниона усложняется. При кристаллизации выделены Na4[Al(OH)?],
Na6[AUO4(OH)i6] и Na4Al403(OH)io]. Разлагается при разбавлении раствора
водой и обработке кислотами. Реагирует с карбонатом аммония, хлоридом
алюминия. Получение см. 2817'24128, 162*, 164?, 1692.
Мг= 118,00.
1.	Na[AI(OH)4] = NaAlO2 + 2Н2О	(800° С).
2.	6Na[Al(OH)4] (насыщ.) = НаДА16О4(ОН)16]4- +4Н2О
(40° С, в 50%-м NaOH).
Na[Al(OH)4] (насыщ.) + 3NaOH (50%-й) + ЗН2О = Na4[Al(OH)7] 3H2Ol
(60—65° С).
4Na[Al(OH)4] (насыщ.) = Na4[Al403(OH)io]J- + ЗН2О
(100° С, в 50%-м NaOH).
3.	Na[Al(OH)4] (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(ОН)4Г (в конц. NaOH),
Na[Al(OH)4] + 6Н2О = [Na(H2O)4]+ + [А1(Н2О)2(ОН)4] (в разб. NaOH).
4.	Na[Al(OH)4] —-—> Al(OH)jl + NaOH	(разбавление водой).
5.	Na[Al(OH)4] + 4НС1 (разб.) = AlClj + NaCl + 4H2O.
6.	Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)jl + NaHCOj.
7.	2Na[Al(OH)4] + (NH4)2CO3 = 2A1O(OH)I + Na2COj + 2NH3T +
+ 4H2O	(кип.).
8.	3Na[Al(OH)4] + AlClj (конц.) = 4Al(OH)jl + 3NaCl.
ГАЛЛИЙ
177.	Ga —ГАЛЛИЙ
Серебристо-белый с голубоватым оттенком, легкоплавкий, очень мягкий, плас-
тичный металл. В твердом и жидком состояниях образован молекулами Ga2,
газ — одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая
оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, силь-
ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами. Получение см.
1783, 182’
Мг =69,723; d = 5,904, 6,0948(30); /Пл = 29,78° С;
= 2403° С.
1.	2Ga + 6Н2О (гор.) = 2Ga(OH)jl + ЗН21,
2Ga + 4Н2О (пар) = 2GaO(OH) + ЗН2	(350° С).
88
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2Ga + 6HC1 (разб.) = 2GaCl3 + 3H2t.
Ga + 6HNO3 (конц.) = Ga(NO3)3 + 3NO2t + ЗНгО.
2Ga + 2NaOH (конц., гор.) + 6H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2T,
2Ga + 2(NH3 • H2O) [конц., хол.] + 6H2O = 2NH4Ga(OH)4 + ЗН2Т.
2Ga + 2Na2CO3 (конц.) + 8H2O = 2Na[Ga(OH)4 + 3H2T + 2NaHCO3.
2Ga + О2 = 2GaO?	(сгорание на воздухе).
2Ga + ЗС12 = 2GaCl3	(80 —200° С).
2Ga + 3S = Ga2S3	(800° С).
2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2	(250—350° С).
(1050—1200° C).
10. 2Ga + 2NH3 = 2GaN + 3H2
178.	Ga2O3 — ОКСИД ГАЛЛИЯ(П1)
Белый, тугоплавкий, нелетучий. Полупроводник. Не реагирует с водой. В
прокаленном виде химически пассивен. Проявляет амфотерные свойства; пере-
водится в раствор концентрированными кислотами, щелочами. Восстанавли-
вается водородом. Получение см. 1791, 1801, 1811, 1836.
М,= 187,44;	rf=5,88;	1725°С(р).
1.	Ga2O3 + 6НС1 (конц.) = 2GaCl3 + ЗН2О.	
2.	Ga2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗНгО = 2Na[Ga(OH)<],	
	Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + НгО	(выше 150° C).
3.	Ga2O3 + 3H2 — 2Ga + 3H2O	(700° C).
4.	Ga2O3 + 3SC12O = 2GaCl3 + 3SO2	(200° C).
	Ga2O3 + 6NH4CI = 2GaCl3 + 6NH3 + 3H2O	(250° C).
5.	Ga2O3 + 6NaHSO< = Ga2(SC>4)3 + 3Na2SO4 + 3H2O	(350—400° C).
6.	Ga2O3 + ZnCO3 = (ZnGa2)O4 + CO2	(900— 1000° C).
7.	Ga2O3 + 3H2S = Ga2S3 + ЗНгО	(600—700° C).
8.	Ga2O3 + 2NH3 = 2GaN + 3H2O	(1000— 1200°C).
9.	Ga2O3 + 4Ga = 3Ga2O	(500° C)
179. Ga(OH)3 — ГИДРОКСИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Зёнгеит. Белый, аморфный, при нагревании разлагается. Не растворяется в
воде, осаждается из раствора в слабокислотной и слабощелочной среде. Про-
являет амфотерные свойства; переводится в раствор кислотами, щелочами,
концентрированным гидратом аммиака. Получение см. 177*, 1804'5'8, 1814 5,
182 ' , 183 .
М,= 120,74.
1.	Ga(OH)3 =GaO(OH) + Н2О	(80—400° С),
2Ga(OH)3 = Ga2O3 + ЗН2О	(540—600° С).
2.	Оа(ОН)хт) + 6Н2О^=» [GaGi^Xr + ЗОН”; рПР25 = 35,39.
Ga(OH)XT> + 4Н2О«=> [Ga(H2O)2(OH)4] + Н3О+; рПР25 = 10,54.
89
3.	Ga(OH)3 + 3HC1 (разб.) = GaCh + 3HjO.
4.	Ga(OH)j + NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4],
Ga(OH)3 + NaOH = NaGaO2 + 2H2O
5.	Ga(OH)j + NHj • H2O (конц., хол.) = NH4Ga(OH)4).
(выше 150° С).
180. Ga(NOj)j — НИТРАТ ГАЛЛИЯ(П1)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 1773.
Afr = 255,74;	*,= 181(2О>.
1.	4Ga(NO3)j = 2Ga2O3 + 12NO2 + ЗО2	(110—200° С).
2.	Ga(NOj)j 9Н2О = Ga(NOj)j + 9Н2О	(40— 60° С, вак.).
3.	Ga(NO3)j (разб.) + 6Н2О = [Ga(H2O)e]3+ + 3NO,,
[GaCHaOKf* + Н2О<=* [Ga(H2O)5(OH)]2+ + Н3О+; p/CK = 2,81.
4.	Ga(NOj)j + 3NaOH (разб.) = Ga(OH)j4- + 3NaNOj,
Ga(NOj)j + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaNOj.
5.	Ga(NOj)j + 3(NHj H2O) [разб.] = Ga(OH)4 + 3NH4NO3,
Ga(NOj)j + 4(NHj H2O) [конц., хол ] = NH4Ga(OH)4] + 3NH4NOj.
6.	Ga(NO3)j + 3HF (разб.) = GaFji + 3HNOj.
7.	Ga(NO3)j + K3PO4 = GaPO44- + 3KNOj.
8.	2Ga(NO3)j + 6H2O + 3Na2S = 2Ga(OH)4 + 3H2ST + 6NaNO3.
181. GaXSO4)j — СУЛЬФАТ ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Образу-
ет двойные соли — каасцы. Получение см. 178s.
Mr = 427,63; к, = 92(М).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
2Ga2(SO4)j = 2Ga2O3 + 6SO2 + ЗО2	(520—700° С).
Ga2(SO4)j • 18Н2О = Ga2(SO4)3 + 18Н2О	(40—360° С, вак ).
Ga2(SO4)j (разб.) + 12Н2О = 2[Ga(H2O)e]3+ + 3SO^ (pH < 7, см. 1803).
Ga2(SO4)j + 6NaOH (разб.) = 2Ga(OH)4 + 3Na2SO4,
Ga2(SO4)j + 8NaOH (конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3Na2SO4.
Ga2(SO4)3 + 6(NH3 H2O) [разб ] = 2Ga(OH)34- + 3(NH4)2SO4,
Ga2(SO4)3 + 8(NH3 • H2O) [конц., хол ] = 2NH4[Ga(OH)4] + 3(NH4)2SO4.
Ga2(SO4)3 + M2SO4 + 24H2O = 2{MGa(SO4)2 12H2O] 4-
(M = K+, Rb+, Cs+,NH;).
182. GaCh — ХЛОРИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Белый, ннзкоплавкий, летучий; в газе димеризуется. Неустойчив во влажном
воздухе. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). Реагн-
90
руст с горячей водой, концентрированной хлороводородной кислотой, щело-
чами, гидратом аммиака. Получение см. 1772 ’, 1781'4, 179’, 183 .
М, = 176,08; d = 2,47; tm = 77,8° С; rraH = 201,3° С.
1.	GaCb H2O = Ga(Cl)O + 2НС1	(выше 300° С).
2.	GaCb (разб.) + 6НгО (хол.) = [Ga(H2O)e]’+ + ЗСГ (pH < 7, см. 1803).
3.	GaCb + 2НгО (гор.) = GaCl(OH)2i + 2НС1,
GaCb + 2Н2О (пар) = GaO(OH) + ЗНС1	(350° С).
4.	GaCb + НС1 (конц.) = H[GaCl4]	(комн., в 6 М НС1).
5.	GaCb + 3NaOH (разб.) = Ga(OHM + 3NaCl,
GaCb + 4NaOH (конц., гор.) = Na[Ga(OH)4] + 3NaCl.
6.	GaCb + 3(NH3 • НгО) [разб.] = Ga(OH)3 4 + 3NH4C1,
GaCb + 4(NH3 • НгО) [конц., хол ] = NH4[Ga(OH)4] + 3NH4C1.
7.	GaCb + 4LiH = Li[GaH4] + 3LiCli	(до 10° С, в эфире).
8.	4GaCb + 2Ga = 3(Ga+)[GaCk]	(до150°С).
9.	2GaClj(p) -2^222^ 2Gai (катод) + 3C12T (анод).
183.	Ga2S3 — СУЛЬФИД ГАЛЛИЯ(Ш)
Ярко-желтый, плавится без разложения под избыточным давлением пара серы;
при дальнейшем нагревании разлагается. Полностью гидролизуется водой, не
осаждается из раствора. Реагирует с кислотами, щелочами. Получение см.
1778’, 1787.
Мг = 235,64;	d = 3,747; tm = 1125° С(р).
1.	Ga2S3 = Ga2S2 + S	(950— 1300° C).
2.	Ga2S3 + 6H2O = 2Ga(OH)3i + 3H2ST.
3.	Ga2S3 + 6HC1 (разб.) = 2GaCb + 3H2St
4.	Ga2S3 + 5NaOH (конц., гор.) + 3H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3NaHS.
5.	Ga2S3 + Na2S = 2Na[GaS2]	(700—800° C).
6.	2Ga2S3 + 9O2 = 2Ga2O3 + 6SO2	(500— 750° C).
ИНДИЙ
184.	In —ИНДИЙ
Серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изме-
няется во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиа-
ка. Восстановитель, окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами.
Получение см. 185<3, 188’.
Mr = 114,82; d =7,30;	= 156,634° С; гкип = 2024° С.
1.	2In + 6НС1 (разб.) = 21пС13 + ЗН2Т,
In + 2НС1<г) = 1пС1г(г) + Н2	(700—970° С).
91
2. In + 4HNO3 (разб., гор.) = 1п(МОз)з + NO Т + 2Н2О.
3. 41п + ЗО2 = 21п20з	(800° С, сжигание на воздухе).
4.	21п + ЗС12 = 21пС1з 5.	2In + 3S = 1п2Бз 6.	21п + СО2 = 1п2О (чери.) + СО 7.	2In + H2S = In2S + Н2	(120— 150° С). (1050—1100° С). (850° С). (700—800° С).
185.1п2Оз — ОКСИД ИНДИЯ(Ш)
Светло-желтый (при высокой температуре — корйчневый), малолетучий, пла-
вится под избыточным давлением О2, полупроводник л-типа. В прокаленном
виде не реагирует с водой, щелочами в растворе, гидратом аммиака. Прояв-
ляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спека-
нии. Восстанавливается водородом и углеродом. Получение см. 1843,186 , 187 ,
188', 190". М, = 277,64;	</=7,179;	= 1910° С (/>);	/кип » 3300° С.
1.	1п2ОХт) < * 1п2ОХг) < * 1п2О(г) + О2 2.	ЬзОз + 6НС1 (разб., гор.) = 21пС13 + ЗН2О. 3.	1п2Оз + 2NaOH = 2NaInO2 + Н2О 4.	1п20з + ЗН2 = 21п + ЗН2О 5.	1п20з + ЗС (графит) = 2In + ЗСО 6.	21п2О3 + ЗС (графит) + 6С12 = 41пС1з + ЗСО2 7.	1п2О3 + 2NH3 = InN + ЗН2О 8.	1п20з + 3H2S = 1п23з + ЗН2О	(1200— 1700° С). (500— 600° С). (700° С). (800—900° С). (500° С). (600—630° С). (500— 700° С).
186.1п(ОН)з — ГИДРОКСИД ИНДИЯ(1И)
Джалиндит. Белый, аморфный, при нагреаании разлагается. Не растворяется в
воде; не реагирует со щелочами в растворе, гидратом аммиака. Проявляет
амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании. Полу-
чение см. 1874'5, 1885'6, 1893 .
Мг = 165,84; d = 4,33; рПР25 = 36,89.
1.	21п(ОН)з = 1п20з + ЗН2О	(340—850° С).
2.	1п(ОН)з + 3HNO3 (разб.) = In(NO3)3 + ЗН2О,
21п(ОН)з + 3H2SO4 (разб.) = 1п2(8О4)з + 6Н2О.
3.	1п(ОН)з + NaOH = NaInO2 + 2Н2О	(400—550° С).
187.1п(1ЧОз)з — НИТРАТ ИИДИЯ(1П)
Белый, малоустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону),
азотной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Получение см.
1842, 1862.
92
Mt = 300,83.
1.	2In(NO3)3 = 2In(NO3)O + 4NO2 + O2	(100—160° C),
	4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2	(230—250° C).
2.	In(NO3)3 5H:O = In(NO3)3 + 5H2O	(60° С, вак.).
3.	ln(NO3)3 (разб.) + 6H2O= [1п(Н2О)б]3+ + 3NOJ,	
Цп(Н2О)в]3+ + Н2ОЧ=» [In(H2O)s(OH)]2+ + Н3О+; рА'к = 3,58.
4. In(NO3)3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)3l + 3NaNO3.
5. In(NO3)3 + 3(NH3 • HjO) [конц.] = In(OH)3i + 3NH4NO3.
6. In(NO3)3 + 3K1O3 = In(IO3)3i + 3KNO3.
188. InXSO4)3 —СУЛЬФАТ ИНДИЯ(Ш)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
катиону), серной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 1862.
Mt = 517,83; d = 3,438 (кр.); к, = 117<2О).
1.	2In2(SO4)3 — 21п1О3 + 6SO2 + 30j	(выше 600° С).
2.	Ini(SO4)3 • 9Н2О = In2(SO4)3 + 9Н2О	(200° С, вак).
3.	In2(SO4)3 (разб.) + 12 НгО = 2[1п(Н2О)б]5+ + 3SO?,
[1п(Н2О)б]3+ + Н2О Цп(Н2О)5(ОН)]2+ + Н3О+; рАГк = 3,58,
[1п(Н2О)б]3+ + SOj- <=► [In(H2O)4(SO4)]+ + 2НгО; 1g X, = 3,04.
4.	In2(SO4)3 (конц.) + H2SO4 (конц.) = 2Н[1п(8О4)г].
5.	In2(SO4)3 + 6NaOH (разб.) = 2In(OH)3i + 3Na2SO4.
6.	In2(SO4)3 + 6(NH3 • H2O) [конц.] = 2In(OH)3i + 3(NH4)2SO4.
7.	In2(SO4)3 + 3H2S = In2S3i + 3H2SO4.
8.	21n2(SO4)3 + 6HyO У**1**01”1 > 4jn (каТОд) + зо2Т (анод) + 6H2SO4.
189. InCh — ХЛОРИД ИНДИЯ (III)
Белый, летучий, плавится без разложения под избыточным давлением С12.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по катиону), хлороводородной кислоте.
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Полу-
чение см. 1841,4, 1852"*, 190’.
Мг = 221,18; d = 3,46; tm = 583° С (р); к, = 191,1(22), 373,7(М).
1.	1пС13 • 4Н2О = In(Cl)O + 2НС1 + ЗН2О	(56— 200° С)
2.	1пС13 (разб.) + 6Н2О = [1п(Н2О)б]3+ + ЗСГ	(pH < 7, см. 1873).
3.	InCl3 + 3NaOH (разб.) = In(OH)34 + 3NaCl.
4.	InCl3 + 3(NH3  Н2О) [конц.] = In(OH)31 + 3NH4C1.
5.	InCl3 + 4NHxo = InN + 3NH4C1	(600° С, в присутствии NH4F).

6.	InCb + 3HF = InFj I + 3HC1, InCh + 3CsCl = CsJInCU]!.
7.	2InCh + 3H2S = InjSj I + 6HC1.
8.	InCh + 3KCN = In(CNh I + 3KC1.
9.	InCb + K3PO4 = InPOj + 3KC1.
10.	InCh + 3LiH = InH31 + 3LiCl	(в эфире).
190.1щ8з —СУЛЬФИД ИНДИЯ(1П)
Темно-красный или желтый (мелкокристаллический), нелетучий, термически
устойчивый, полупроводник. Не растворяется в воде, не реагирует с разбавлен-
ными кислотами. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, реаги-
рует с сульфидами щелочных металлов в жестких условиях. Получение см. 1845,
185*, 1887, 1897.
Мт = 325,84; d - 4,648; tm - 1072° С; рПР25 = 83,04.
1.	In2S3 + 6НС1 (конц.) = 21пС1з + 3H2ST	(кип.).
2.	In2S3 + ЗОНЫОз (конц.) = 2In(NO3)j + 24NO2 + 3H2SO« + 12Н2О	(кип).
3.	In2Sj + 3NaOH (конц., гор.)’ + ЗН2О = 2In(OH)31 + 3NaHS.
4.	2In2Sj + 9О2 = 21п20з + 6SO2	(выше 650° С).
5.	In2Sj + 3Na2S (конц.) - 2Каз[1п5з]<р)	(комн.),
In2S3 + Na2S (конц.) = 2Na[lnS2]	(120—140° С, р).
ТАЛЛИЙ
191.	И —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' *,
1985, 199*.
М, = 204,383;	</=11,84; tm = 303,6° С; r„„ = 1457° С.
1.	2Т1 + H2SO< (разб., хол.) = T12SO«I + Н2Т.
2.	ЗТ1 + 4HNO3 (разб., гор.) = ЗПЫОз + NOT + 2Н2О,
Т1 + 6HNO3 (конц., гор.) = T1(NO3)3 + 3NO2T + ЗН2О.
3.	4Т1 + 2О2 = Т12О + Т120з	(400° С, сгорание на воздухе),
4Т1 + 2Н2О + О2 = 4Т1ОН	(50—70° С),
4.	2П + ЗН2О2 (конц.) = Т12О34. + ЗН2О.
5.	2Т1 + С12 = 2Т1С1	(комн),
2Т1 + 2НС1 (конц.) + ЗС12 = 2НГПСЦ.
6.	2Т1 + S = T12S	(320° С, в атмосфере Н2),
2Т1 + 3S = T12S3	(200—250° С).
94
192.	ThO — ОКСИД ТАЛЛИЯ(1)
Темно-бурый (до черного), летучий в вакууме. На воздухе частично окисляется.
Проявляет оснбвные свойства; реагирует с водой (образуется щелочной рас-
твор), кислотами. Восстанавливается водородом и монооксидом углерода,
полностью окисляется кислородом при слабом нагревании. Получение см.
1931'7, 19412, 195', 196'.
М, = 424,77; d = 9,52; tm = 303° С; /гип « 1100° С.
1.	Т12О(т) = П2О(Г) Т1 + О2	(выше 1300° С).
2.	Т12О + Н2О = 2Т1ОН.
3.	Т12О + 2НС1 (разб.) = 2ПС1 J- + Н2О, Т1гО + 2HNO3 = 2T1NO3 + Н2О.
4.	Т12О + Н2 = 2Т1 + Н2О	(выше	500°	С).
Т12О + СО = 2Т1 + СО2	(250—	325°	С)
5.	Т12О + О2 = Т12О3	(до	200°	С)
193.	Т12О3 — ОКСИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Авицеинит. 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-
чение см. 1913-'*, 196*. 1971,3,5, 2004’6.
Мг = 456,76; d = 10,11; tm = 717° С(р).
1.	Т12О3 = Т12О + О2	(500— 1000° С).
2.	ЛгОз • лН2О = Т12О3 + лН2О	(до 300° С, вак.).
3.	Т12О3 + 8НС1 (конц.) = 2Н[ПС12] + 2С12Т + ЗН2О.
4.	Т12О3 + 4H2SO< (конц.) = 2H[T1(SO4)2] {или T1(HSO4)SO4}1 + ЗН2О.
5.	Т12О3 + 6HNO3 (конц.) = 2T1(NO3)3 + ЗН2О.
6.	Т12О3 + 2МОН = МТ1О2 + Н2О (450—575° С; М = Li, Na, К, Rb).
7.	Т12О3 + 2Н2 = Т12О + 2Н2О	(150—185° С).
8.	Т12О3 + 3F2 = 2T1F3 + ЗО2	(до 550° С).
9.	2Т12О3 + 5S (порошок) = 2T12S + 3SO2	(комн.).
10.	Т12О3 + Н2О2 = 2Т1ОН + О2Т + НгО.
194.	ПОН — ГИДРОКСИД ТАЛЛИЯ (I)
Светло-желтый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде,
образует щелочной раствор. Проявляет сильнооснбвные свойства; реагирует с
кислотами, амфотерными гидроксидами. Поглощает СО2 из воздуха. Получе-
ние см. 191’, 1922, 198*.
Л/г = 221,39; d = 7,44; tM = 125° С (разл.); ks = 34,3<|8), 126,1<90).
95
1.	2T1OH = ТЪО + H2O	(выше 125° С).
2.	T1OH 2H2O = T1OH + 2H2O	(45—60° С, вак.),
	2{T1OH • 2H2O} = TI2O + 5НзО	(140° С).
3.	T1OH (разб.) + лНгО = ГГ1(Н2О),]+ + ОН".	
4.	Т1ОН + НС1 (разб.) = TlCli + НгО, T1OH + HNO3 (разб.) = TINO3 + H2O.	
5.	2T1OH (разб.) + Zn(NO3)z = Zn(OH)2J- + 2ПЫОз, 2T1OH (конц.) + Zn(OH)2 = 'Пг[Хп(ОН)4] + 2Т1ЫОз.	
6.	2Т1ОН + Ог = ПгОз + НгО 2Т1ОН + 4NaOH + 2С1г = TI2O31 + 4NaCl + ЗН2О.	(200° С),
7.	Т1ОН (разб.) + СО2 = Т1НСОз4-, 2ПОН + СОг = ТЪСОз 4- + Н2О	(в этаноле).
195. TI2CO3 —КАРБОНАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при последующем нагревании разлагается.
Растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не
образует. Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислота-
ми. Поглощает СОг из воздуха. Получение см. 1947.
М, = 468,77; d = 7,11; tw = 272° С; к, = 5,23(|”, 27,2(|0О).
1.	TI2CO3 = TI2O + СО2
2.	Т12СОз (разб.) + 2лН2О = 2ГП(Н2О)„]+ + COj",
СО^+ Н2О <=* НСОз + ОН"; рКо = 3,67.
3.	U2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2ПС1Х + Н2О + СО21.
4.	TI2CO3 (разб.) + Н2О + СО2 = 2Т1НСОз4-.
(300—360° С).
196.	TINO3 —НИТРАТ ТАЛЛИЯ(1)
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиза иет), растворимость сильно увеличи-
вается с ростом температуры. Кристаллогидратов ие образует. Восстанови-
тель. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1912, 194 .
Мг = 266,39; d- 5,556; tM = 206,5°C; к, = 9,55<2О), 111(80).
1.	4T1NO3 = TI2O3 + T12O + 4NO2	(250—350° С),
4T1NO3 = 2Т12О + 4NO2 + О2	(выше 500° С).
2.	TINO3 (разб.) + лНгО = (ТКНгО),]++ NOj	(pH 7).
3.	TINO3 + 4HNO3 (конц.) = Т1(МОз)з + 2ЫОг + 2Н2О.
4.	TINO3 + NaCl = Т1С1Ф + NaNO3.
5.	2TINO3 + H2S = Tl2Si + 2HNO3.
6.	3T1NO3 + Na3PO4 = Т1зРОЛ + 3NaNO3.
7.	2TINO3 + K2CrO4 = Т12СГО4Ф + 2KNO3,
96
2T1NO3 + К2СГ2О7 = ПгСггОД + 2KNO3.
8.	5TINO3 + 16HNO3 + 2KMnO« = 5Т1(ЫОз)з + 2Мп(ЫОз)г + 8Н2О + 2KNO3.
197.	D(NO3)3 — НИТРАТ ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый (в виде кристаллогидрата), на воздухе при комнатной температуре
разлагается частично, при нагревании — полностью. Устойчив в подкислен-
ном концентрированном растворе, гидролизуется в разбавленном растворе.
Хорошо растворяется в азотной кислоте. Реагирует с хлороводородной кисло-
той, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 191 , 193s, 1965.
Мг = 390,40; tm = 102° С (кр.).
1.	4{Т1(ЫОз)з ЗН2О} = 2TljO3 + 12NOj + ЗО2 + 12Н2О	(300° С).
2.	Т1(МОз)з (конц.) + 6Н2О = ГП(Н2О)б]3+ + ЗЫО3	(в разб. HNO3),
[TRlhCOd5* + Н2О [П(Н2О)5(ОН)]г+ + НзО+; = 1,24.
3.	2П(ЫОз)з (разб.) + ЗН2О = ThOsi + 6HNO3.
4.	T1(NO3)3 + ЗНС1 (конц.) = Т1С14- + Cl2t + 3HNO3.
5.	2Т1(ЫОз)з + 6NaOH (разб.) = Tl2O3i + 6NaNO3 + ЗН2О.
6.	2Т1(ЫОз)з + 3H2S = TI2S J- + 2Si + 6HNO3.
7.	Т1(ЫОз)з + НгО + K2SO3 = HNO3 + K2SO4 + 2HNO3.
198.	TI2SO4 — СУЛЬФАТ ТАЛЛИЩ1)
Белый, летучий (выше температуры плавления), термически устойчивый. Уме-
ренно растворяется в холодной воде (гидролиза нет), лучше — в горячей воде.
Кристаллогидратов не образует. Мало растворяется в разбавленной серной
кислоте. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 191’, 2013.
Мг = 504,83; d = 6,765; tm = 632° С; к, = 4,87(М), 14,61<80).
1.	TI2SO4 (разб.) + 2лН2О = 2[П(Н2О)я]+ + SO^'	(pH 7).
2.	TI2SO4 + 2НС1 (конц.) = 2Т1С14- + H2SO4.
3.	TI2SO4 + H2SO4 (конц.) = 2TIHSO4	(20—40° С).
4.	TI2SO4 + Ва(ОН)2 = 2Т1ОН + BaSCU.
5.	2TI2SO4 + 2Н3О элапРол>°> (катод) + О2Т (анод) + 2H2SO4.
199.	T1CI — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(1)
Белый, летучий при умеренном нагревании, светочувствительный. Плохо рас-
творяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с серной кисло-
той, окисляется азотной кислотой и хлором. Восстанавливается водородом.
Получение см. 191s, 1953, 196ч, 1974, 1981.
97
Mr = 239,84;	d=7,0; tm = 431°C; rK„„ = 818°C;
^ = 0,32(ад l,60(8O).
1,	2T1C1 <—> TlCli-x (фиол.) + 0,5xCh	(на свету, комн.).
2.	TIC^, + H2SO4 (конц.) = TIHSO^) + HC1T	(20— 40° C).
3.	T1C1 + 5HNO3 (конц.) = T1(NO3)3 + 2NO21 + HC1 + 2H2O.
4.	2T1CI + H2 = 271 + 2HCI	(650—750° C).
5.	3T1C1 + 6HC1 (конц.) + 8KC1 + KC1O3 = 3K3[T1CU] + 3H2O.
6.	T1CI (суспензия) + Cl2 = TICI3	(комн.).
200.	ТЮз — ХЛОРИД ТАЛЛИЯ(Ш)
Белый, разлагается при нагревании. В подкисленном концентрированном рас-
творе устойчив, в разбавленном растворе полностью разлагается. Реагирует с
хлороводородной кислотой, щелочами. Окислитель. Получение см. 199 .
Мг = 310,74; d = 3,03 (кр.);	= 155° С (разл.);
fc = 60,3(2O>.
1.	271С1з = Т1[П111С14] + С12	(выше 40° С),
TICI3 = 71С1 + С12	(выше 150° С).
2.	Т1С1з 4НгО = Т1С1з + 4Н2О	(комн., вак., над H2SO4).
3.	TICI3 (конц.) + ЗН2О (хол ). = [Т1(Н2О)зС1з1	(в разб. НС1),
2[71(Н2О)зС1з]4=* [П(Н2О)4С12]+ + ГПС14Г + 2Н2О; рКс = 0,5.
4.	2Т1С1з (разб.) + ЗН2О (гор.) = 712О34- + 6НС1.
5.	TICI3 + НС1 (конц.) = Н|Т1С1<].
6.	2Т1С1з + 6NaOH (разб.) = 712О34- + 6NaCl + ЗН2О.
7.	271С1з + 3H2S = T12S I + 2Sl + 6HC1.
8.	TICI3 + 3KC1 (конц.) = КзГПСк], 2Т1С1з + 3CsCl = С5зГГ12С19].
9.	Т1С1з (конц.) + 2Т1 (порошок) = 371С1 4-.
201.	ThS —СУЛЬФИД ТАЛЛИЯ(1)
Черный с синим оттенком, мягкий и жирный на ощупь (как графит), летучий.
Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образует. Не реагирует со
щелочами. Разлагается кислотами. Легко окисляется на воздухе. Получение см.
191*, 1965.
М, = 440,83; d = 8,39; tm = 448,9° С;
/„„=1177° С; к, = 0,02(2О).
1.	T12S + 2НС1 = 271С14- + H2St.
2.	T12S + 4HNO3 (конц., хол.) = 2T1NO3 + 2NO2t + S4- + 2H2O,
T12S + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Т1(ЫОз)з + 12NO2t + H2SO4 + 8H2O.
3.	T12S + 2O2 = T12SO4	(250° C).
98
ЭЛЕМЕНТЫ IVA-ГРУППЫ
УГЛЕРОД
202.	С — ГРАФИТ
Неметалл. Устойчивая форма существования элемента углерод (а-С). Известны
также термодинамически метастабильные формы: Р-С — алмаз, (С2)л — кар-
бин, Сео и С?о — фуллерены. Графит — серо-черный, с металлическим блеском,
жирный на ощупь, мягкий, обладает электропроводимостью. Химически акти-
вен (в отличие от алмаза и карбина); реагирует с водородом, кислородом,
фтором, серой, металлами. Типичный восстановитель; реагирует с водяным
паром, концентрированной азотной кислотой, оксидами металлов. Получение
в промышленности — пиролиз каменного угля или углеводородов.
М,= 12,011;	</=2,27;	<пл«3800°С;	4000° С.
1.	С + Н2О (пар)4=? СО + Н2	(800—1000° С).
2.	С + 2H2SO4 (конц., гор.) = СО2Т + 2SO2t + 2Н2О,	
	С + 4HNOj (конц., гор.) = СО2Т + 4NO2T + 2Н2О.	
3.	С + 2Н2 = СН4	(600° С, р, кат. Pt),
	2С + Н2 = С2Н2	(1500—2000° С).
4.	С + О2 - СО2	(600— 700° С, сжигание на воздухе),	
	2С + О2 = 2СО	(выше 1000° С).
5.	С + 2F2 = CF4	(выше 900° С).
6.	С + 2S = CS2	(700—800 °C).
7.	2С + N2«=Z? c2n2	(электрич. разряд),
	2C + H2 + N2 = 2HCN	(выше 1800° С).
8.	C + Si = SiC	(1200—1300° С).
9.	2C + Ca = CaC2	(550° С).
10.	C + 2PbO = 2Pb + CO2	(600 °C)
11.	2C + Na2SO4 = Na2S + 2CO2	(600° С),
	2C + Na2CO3 = 2Na + 3CO	(900—1000° С)
12.	3C + 8H2SO4 (конц.) + 2K2Cr2O? (конц.) = 3CO2T +	2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 +
	+ 8H2O.	
13.	r HNOi + H2SO4 + К.СЮДК.М11О4) сяо	(л = 2 + 2,75; комн.).
	оксиды графита	
14.	2C + nF2 = 2CF, (фториды графита)	[л < 1,12; 450° С],
	8C + F2 - 2(CJ)(F )	[комн., в атмосфере HF).	
15.	(8 + x)C + M = MC8+X (графитиды)	[M	= К, Rb, Cs; до 150° С].
16.	С(алмаз)	>С(графит)	[выше 1200° С],
	(C2)„ (карбин) ——♦ 2лС (графит)	[2300° С].
99
203.	СО —МОНООКСИД УГЛЕРОДА
Угарный газ. Бесцветный, без запаха, легче воздуха. Плохо растворяется в воде
(растворимость повышается в присутствии NHj, НС1). Химически активен при
высоких температурах; сильный восстановитель. Реагирует с кислородом,
хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами. Получение в промышленнос-
ти — газификация твердых топлив (продукт — синтез-газ СО + Н2), в лабора-
тории — разложение муравьиной кислоты НСООН.
М, = 28,01; р = 1,250 г/л (н. у.); /„Hn = -191,5° С;
v, = 2,32е20’, 1,43е*0’.
1.	СО + НгО (пар)<=? СО2 + Н2
2.	СО + NaOH = Na(HCOO)
3.	СО + Н2 = СН4 + Н2О
СО + 2Нг = СН3ОН
4.	2СО + О2 = 2СО2
2СО + О2 = 2СОг
5.	СО + С12 = СС12О
6.	СО + S = CSO
7.	СО + NHj = HCN + Н2О
СО + NH3 Н2О (гор.) = NH4HCOO).
8.	5СО + 12О5 = 5СО2 + 12.
9.	СО + НгО (пар) + СаО = СаСОз + Н2
(выше 230° С, кат. Fe2Oj).
[120— 130° С, р].
(150— 200° С, кат. Ni),
(250— 300° С, р, кат. CuO/Cr2O3).
(комн., кат. МпОг/СиО),
(сжигание на воздухе).
(125— 150° С, кат. C/Pt).
(350° С, кат. С).
(500—800° С, кат. А12Оз/ ThO2),
10.	4СО + Ni = [Ni(CO)4]
11.	5СО + Fe = [Fe(CO)s]
12.	CO + PdCl2 + H2O = Pdi + CO2T + 2HC1.
13.	3CO + H2O + KOH + 2KMnO4 = 2MnO24- + 3KHCOj
14.	3CO + 4H2O + KOH + КгСггО7 = 2Cr(OH)J + 3KHCO3
15.	CO + Na2O2 = Na2COj
(400—500° С).
(50—100° С)
(100— 200° С, р)
(кат. Ag).
(кат. HgO).
(комн).
204.	СОг — ДИОКСИД УГЛЕРОДА
Углекислый газ. Бесцветный, тяжелее воздуха, термически устойчив, при сжа-
тии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Твердый СО2
(«сухой лед») при комнатной температуре возгоняется. Плохо растворяется в
воде, частично реагирует с ней. Проявляет кислотные свойства, реагирует со
щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, во-
дородом, углеродом. Получение см. ИЗ1'2, 2024, 2034.
Л/г = 44,01; р = 1,977 г/л (н. у.); v., = 87,8е20’, 35,9(60). 
1.	2СОг = 2СО + Ог
2.	8СОг  46Н2О(Т) (клатрат) = 8СОг + 46Н2О
3.	СОг<р) + Н2О = СОг  Н2О(рц__* НгСОад; рКс = 2,49
(выше 2000° С).
(выше -21° С).
(комн.).
100
4.	С02 + NaOH (разб.) = NaHCOj, СО2 + 2NaOH (кони) = Na2CO3 + Н2О
5.	СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСОз I + Н2О, СО2 + ВаСОзо, + Н2О = Ва(НСОз)2(Р>.
6.	СО2 + NH3 Н2О = NH4HCO3
7.	СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О
8.	СО2 + С = 2СО
9.	СО2 + 2Mg = С + 2MgO, 2СО2 -
10. 2СО2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + О2
(200° С, кат. Си2О).
(выше 1000° С)
5Са = СаС2 + 4СаО	(500° С)
(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
Н2СОз (молекулы Н2СОз обнаружены также в газовой фазе). Слабая кислота,
нейтрализуется щелочами с образованием кислых и средних солей. Получение
см. 2043.
Мг = 62,02.
1.	Н2СОз(р) - СО2 + Н2О	(кип).
2.	Н2СО3 (разб.) + Н2О (хол.)<=г7 НСОз + НзО+; рЯ\ = 6,37,
HCOi + HjO^ZZ^COf + Н3О+; ptfK = 10,33.
3.	Н2СО3 + NaOH (разб.) = NaHCO3 + Н2О,
Н2СО3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2Н2О.
4.	Н2СО3 + Na2CO3 = 2NaHCO3.
5.	Н2СОз + NH3 • Н2О(конц.) = NH4HCO3 + Н2О [примесь (NH4)2CO?.]
6.	Н2СОз + Са(ОН)2 = СаСОз -I- + 2Н2О, Н2СО3 + СаСОзсо = Са(НСОз)2(Р).
206.	ССЦ — ТЕТРАХЛОРИД УГЛЕРОДА
Тетрахлорметан. Бесцветная тяжелая низкокипящая негорючая жидкость. Тер-
мически малоустойчив. Практически ие смешивается с водой. Химически пас-
сивен, разлагается только концентрированными щелочами. Неполярный апро-
тонный растворитель. Получение — хлорирование углеводородов; см. также
987, 1206, 2086.
М,= 153,82; </=1,594(20);	= -22,96° С; и„п = 76,75° С.
1.	ССЦ = С + 2С12	(450— 600° С).
2.	СС14 + ЗН2О = Н2СОз + 4НС1	(комн., кат. Fe).
3.	CCU + 6NaOH (конц.) = Na2COs + 4NaCl + ЗН2О	(кип.)
4.	2CCU + О2 = 2СС12О + 2С12	(250° С. кат. Ni).
5.	CCU + 2H2Se = CSe2 + 4НС1	(500° С)
6.	CCU + 2HF(X) = CC12F2 + 2HC1T,
3CCU + 3SbF, = 3CC12F2 + 2SbCl3	(в жидк. HF).
7.	CCU + 4AgF = CF4 + 4AgCl	(150—300° C).
8.	3CCU + 4A1E, = ЗСЕ4 + 4A1CU	(180—250° С: E = Br. 1).
101
207.	CCljO — ОКСИД-ДИХЛ ОРИД УГЛЕРОДА
Фосген. Бесцветный газ с неприятным запахом, тяжелее воздуха. Полностью
гидролизуется во влажном воздухе и в воде, разлагается кислотами и щелоча-
ми. Реагирует с гидратом аммиака, оксидами металлов. Апротонный раство-
ритель ковалентных неорганических веществ. Получение см. 203s, 2064, 2087.
Mr = 98,92;	= 1,436m; tm = -118,8° C; t„„ = +7,56° C.
1.	CCljO + 2HjO (хол.) = HjCOj + 2HC1,
CCljO + HjO (nap) = COi + 2HC1	(комн.).
2.	CCljO + HjO = COj t + 2HC1	(вразб. HC1).
3.	CCljO + 4NaOH = NajCOj + 2NaCl + 2HjO.
4.	CCljO + 4(NH3 • HjO) = 2NH«C1 + C(NHj)jO + 4HjO.
5.	3CCljO + AljOj = 2AlCb + 3COj	(выше 350° C).
6.	CCljO + 2NaF = COFj + 2NaCl	(в ацетонитриле).
208.	CSj — СЕРОУГЛЕРОД
Бесцветная легколетучая жидкость. Мало смешивается с водой, неограниченно
смешивается с полярными органическими растворителями. Хорошо растворя-
ет бром, иод, серу, белый фосфор. Реакционноспособный, легко воспламеняет-
ся на воздухе. Гидролизуется водяным паром, реагирует с бинарными соедине-
ниями неметаллов и металлов. Восстановитель. Получение см. 2026.
Мг =76,14;	1,261(22);	Г,и„ = 46,24° С;
к, = О,179(М), 0,014(5о).
1.	CSj + 2HjO (пар) = COj + 2HjS	(150° С, примесь CSO).
2.	CSj + Ba(OH)j = ВаСОз I + BaS + HjO.
3.	CSj + 2(NH3 HjO)+Ca(OH)j = NH«NCS + CaSl + 4HjO (110° C, p).
4.	CSj + 4Hj = 2HjS + CH«	(выше 50° С, кат. Pt/MoSj).
5.	CSj + 3Oj = COj + 2SOj	(сгорание на воздухе).
6.	CSj + 3Clj = CCU + SjClj	(кат. MnClj/AlCb).
7.	CSj + 3CljO = CCljO + 2SCljO, CSj + 3SO3 = CSO + 4S0j (комн),
CSj + 2SnO = COj + SnS	(220—300° C).
8.	CSj + PC15 = CSCh + PSC13.
9.	CSj + KjS (конц.) = KjCSs.
10.	CSj + CaCNj = CjNj + CaS + S	(700—850° C).
11.	3CS2 + 4KMnO< + 2KOH (разб.) = 6Sl + 4MnOj I + 3KjCO3 + HjO.
209.	CjNj—ДИЦИАН
Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Плохо растворяется в
холодной воде. По химическим свойствам подобен Ij. Сгорает в кислороде,
102
разлагается горячей водой и кислотами, реагирует со шеломами. Получение см.
208'°, 2106574'.
Л/г = 52,04; р = 2,335 г/л (н. у.);	=-21,15° С; у, = 450(20).
1.	C2N2 = 2(* CN) — радикал циан	(выше 1000° С).
2.	C2N2 + 4Н2О (гор.) = (NH4)2C2O4.
3.	C2N2 + H2SO4 (конц., гор.) + ЗН2О = СО t + CO2t + 2NH4HSO4.
4.	C2N2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN + H2O	(комн).
5.	C2N2 + 2Ог = 2СОг + N2	(сжигание на воздухе).
6.	C2N2 + 2Н° (Zn, разб. H2SO4) = 2HCN.
210, HCN — ЦИАНОВОДОРОД
Синильная кислота. Бесцветная легкая низкокипяшая жидкость; ассоциирова-
на за счет водородных связей (при комнатной температуре степень ассоциации
равна 2). Существует в двух таутомерных формах: нормальной (Н—C®N:) и
изо-форме (Н—N®C:); при 25° С в равновесной смеси 0,5% изо-формы, при
охлаждении количество нзо-формы уменьшается. Разлагается при сильном
нагревании и на свету (образуются формиат аммония, щавелевая кислота и
бурый взрывоопасный осадок неустановленного состава). Неограниченно сме-
шивается с водой, проявляет слабые кислотные свойства, раствор называется
циановодородной кислотой. В концентрированном растворе неустойчив и
постепенно разлагается с образованием формиата аммония (ингибитор —
следы серной кислоты). Нейтрализуется щелочами. Проявляет восстановитель-
ные свойства; сгорает на воздухе, реагирует с галогенами, концентрированной
серной кислотой, диоксидом азота. Жидкий HCN — полярный протонный
растворитель с высокой диэлектрической проницаемостью. Получение см.
2027, 20 З7, 2123-5, 8396.
Мг = 27,03; d = 0,699(22); ZM = -13,3°C;	= +25,65° С.
1.	HCN (разб.) + H2O (хол.)<=? Н3О+ + CN’; рКг = 9,31,
hcn (конц.) + 2h2o4=?nh;+ НСОО’.
2.	HCN + NaOH (конц.) = NaCN + Н2О.
3.	HCN + ЫНз  НгО (конц.) * NH4CN + Н2О	(комн.).
4.	HCN(0 + Н2О + H2SO4 (конц.) = СО + NH4HSO4.
5.	HCN + 4Н° (Zn, разб. НС1) = CH3NH2.
6.	4HCN + 5Ог = 4СОг + 2N2 + 2НгО	(сгорание на воздухе),
4HCN + О2 = 2C2N2 + 2НгО	(150° С, кат. Ag).
7.	HCN(p) + Cl24=* (CN)C1 + НС1,
2HCN(r) + Ch = C2N2 + 2HC1	(кат. активный уголь),
HCN + Н2О + Ch = HOCN + 2НС1	(кат. А1гОз)
8.	2HCN + 5НС1О = 2СО2Т + Н2О + Njt + 5НС1.
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-
рованного раствора медленно разлагается. Поглощает СО2 из влажного возду-
ха. Разлагается кислотами. Присоединяет кислород, серу. Восстановитель.
Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 28 ,
29'*, 2102.
Мт = 49,01; d = 1,596; tm = 563,7° С; гКип = 1497° С;
к, = 58,2(20), 82,5<55).
1.	NaCN • 2Н2О = NaCN + 2Н2О	(комн., вак., над Р4Ою).
2.	NaCN (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ + CN	(pH > 7. см. 2121).
3.	NaCN (конц.) + 2Н2О = Na(HCOO) + NH3t	(кип.).
4.	NaCN(T) + НС1 (конц., хол.) = NaCl + HCNt.
5.	2NaCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNt + Na2SO4	(30—40° C).
6.	2NaCN + H2O + CO2 = Na2CO3 + 2HCN	(комн.).
7.	2NaCN (разб., гор.) + O2 = 2NaOCN	(кат. Ni).
8.	NaCN (разб.) + S = NaNCS	(кип.).
9.	NaCN + Na2S4O« + H2O = NaNCS + Na2SO3S + H2SO4.
10.	NaCN + H2O2 (30%-й) = NaOCN + H2O.
11.	NaCN + PbO2 = NaOCN + PbO	(250° C).
12.	2NaCN + НгО + 5NaClO = 2NaHCO3 + 5NaCl + N2t.
13.	NaCN (разб.) + AgNO3 = AgCNi + NaNO3,
NaCN (конц.) + AgCN(T) = NafAg^N)^,.
212.	KCN — ЦИАНИД КАЛИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя-
ется в воде (сильный гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует.
При хранении концентрированного раствора медленно разлагается. Реагирует
с кислотами. Поглощает влагу и СО2 из воздуха. Присоединяет кислород, серу.
Восстановитель. Вступает в реакции обмена н комплексообразования. Получе-
ние см. 497, 5015, 62‘
Мт = 65,12; </=1,52; zM = 634,5°C; к, = 69,9(20), 99,8<80).
1.	KCN (разб.) + 6Н2О (хол.) = [K(H2O)e]+ + CN’,
СЬГ + Н2О4==? HCN + ОН’; рК0 = 4,69.
2.	KCN + 2Н2О = NH3T + К(НСОО)	[кип].
3.	KCN(T) + НС1 (конц., хол.) = КС1 + HCNT.
4.	2KCN + H2SO4 (30%-я) = 2HCNT + K2SO4	(30—40° С).
5.	KCN + Н2О + СО2 = КНСО3 + HCN.
6.	2KCN (разб., хол.) + О2 = 2KOCN	(кат. Ni).
7.	KCN (разб.)+S = KNCS	(кип ).
104
8.	KCN + K2S4O6 + H20 = KNCS + K2SO}S + H2SO4
9.	KCN (конц.) + E2 = (CN)E + KE	(E = Cl, Br, I),
(CN)C1 + KF = (CN)F + KCI	(700° C).
10.	KCN + H2O2 (30%-й) = KOCN + H2O.
11.	KCN + PbO = Pb + KOCN	(400— 500° C).
12.	KCN + 2KOH (конц.) + 2KMnO, = KOCN + 2K2MnO« + H2O.
13.	2KCN + H2O + 5KC1O = 2КНСОз + 5KC1 + N21.
14.	2KCN (конц.) + AgNOj = K[Ag(CN)2] + KNOj.
15.	8KCN (конц.) + Au2Sj = 2K[Au(CN)4] + 3K2S.
16.	2KCN (разб.) + NiSO« = Ni(CN)2i + K2SO4,
2KCN (конц.) + Ni(CN)2 = K2 [Ni(CN)4],
17.	6KCN (разб.) + 2FeCb = (Fe}+) [FefCN^ (кор.) + 6KC1,
6KCN (конц.) + FeClj = Kj[Fe(CN)6] + 3KC1.
213.	H2CN2 — ЦИАНАМИД ВОДОРОДА
Белый, при нагревании тримеризуется. Имеет строение H2N—CsN. В эфире
изомеризуется в карбодиимид. Хорошо растворяется в воде. Устойчив в слабо-
кислотной среде. Разлагается в концентрированных кислотах, щелочах, гидра-
те аммиака. Реагируете водородом, кислородом. Получение см. 2145, 27317.
Л/г = 42,04; d = 1,0729;	= 43° С; = 140° С (вак.); ks = 456<20).
1.	3H2CN2 = [NC(NH2)]j	(150° С),
меламин
2.	H2CN2 + Н2О <zz=*HCN2+НзО*	(практически не идет)
3.	H2CN2 + H2O= C(NH2)2O	(в конц. H2SO4, NaON)
карбамид
4.	2H2CN2 (разб.) + Са(ОН)2 Ca(HCN2)2 + 2Н2О.
5.	H2CN2 + 2Н2 = С (графит) + 2NH3	(400° С)
6.	2H2CN2 + ЗО2 = 2СО2 + 2N2 + 2Н2О	(300° С).
7.	H2CN2<lzz* C(NH)2	(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. 110", ИЗ6, 1207 *.
М, = 80,10; d = 2,29; tm = 1300° С; к, = 2,50<25).
I.	CaCN2 = CaC2 + N2	(выше 1150° С).
105
2.	CaCN2 + 6H2O (хол.) = [Ca(H2O)6]2+ + CNt,
CN| + H2O<=? HCN2 + OH .
3.	CaCN2 + 3H2O (гор.) = Ca(OH)2 + C(NH2)2O
4.	CaCN2 + 3H2O (nap) = CaCO3 + 2NH3
5.	CaCN2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4J- + НгСЫг.
6.	CaCN2 + CO2 + H2O = CaCO3J- + H2CN2.
7.	CaCN2 + 3H2 = Ca + C (графит) + 2NH3
8.	2CaCN2 + 3O2 = 2CaCO3 + 2N2
(70° C).
(300° C).
(550—650° C).
(420—450° C).
215.	(SCN)2 — БИС(ТИОЦИАН)
Диродан. Белый (иногда с желтоватым оттенком), неустойчив при низких
температурах. Имеет строение NCS—SCN. В обычных условиях быстро 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-
лагается в неводных растворах. По химическим свойствам напоминает 12;
слабый окислитель и восстановитель. Получение см. 217*'7, 2186'7, 5726.
М,= 116,17; г „л =-2° С.
1.	n(SCN)2 = 2(SCN)„ (паратиоциан)	[выше 20° С].
2.	3(SCN)2 + 4Н2О —*—► HCN + 5HNCS + H2SO4,
(SCN)2 + О2 + 2Н2О —I—► HCN + HNCS + H2SO4	(т = 0,5 ч).
3.	(SCN)2 + 16HNO3 (конц.) = 2H2SO4 + 2СО2Т + 2NH4NO3 +
+ 14NO2t + 2H2O.
4.	(SCN)2(p) + 2Na = 2NaNCS.
5.	(SCN)2 + 3KI (конц.) = 2KNCS + K[I(I)2].
6.	(SCN)2 + KNCS (конц.) + 6H2O <=? [K(H2O)6]+ + (NCS)3 •
216.	HNCS — ТИОЦИАНАТ ВОДОРОДА
Родановодород. Бесцветная вязкая сильнополярная жидкость, белое твер-
дое вещество Существует при очень низких температурах. Имеет строение
(Н—N=C=S) с возможной примесью таутомера (Н—S—C^N). При повыше-
нии температуры до -90+ -85° С образует белый полимер. Устойчив в разбав-
ленном растворе (тиоциановая или, менее точно, роданистоводородная кисло-
та). Проявляет сильнокислотные свойства, нейтрализуется щелочами. При
концентрировании раствора разлагается. Реагирует с кислотами, сероводо-
родом, типичными окислителями. Получение см. 2174,5, 21810.
Л/г = 59,09; /пл (мономер) =-110° С; (полимер)+(3—5)° С (разл.)
1.	HNCS (разб.) + Н2О = Н3О* + NCS7
2.	3HNCS (конц.) = HCN + H2C2N2S3 (ксантановый водород, красн.).
106
3.	HNCS + 2НгО + HC1 (разб.) = CO2t + H2Sf + NH4C1	(кип).
4.	2HNCS + 2H2O + H2SO4 (разб.) = (NH4)2SO4 + 2CS0 (40— 50° C).
5.	HNCS (разб.) + NaOH (разб.) = NaNCS + H2O.
6.	HNCS + НгО + H2S<r) = CS2 + NH3 H2O	(комн).
7.	HNCS + 3H2O2 (конц.) = HCN + H2SO4 + 2НгО	(комн),
5HNCS + 4H2SO4 (разб.) + 6KMnO4 = 5HCN + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4НгО.
217.	KNCS— ТИОЦИАНАТ КАЛИЯ
Роданид калия. Белый, плавится без разложения, но при дальнейшем нагрева-
нии синеет вследствие разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным
эндо-эффектом (гидролиза нет). Разлагается концентрированными кислотами.
Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена и комплек-
сообразования. Получение см. 2 1 27, 2 1 85.
Мг = 97,18; d= 1,886; /м = 173,2° С;
г«ип = 500° С (с разл.);	к, = 217<М), 408<67).
1.	KNCS = KCN + S	(выше 500° С).
2.	KNCS • 0,5Н2ОФ KNCS (насыщ.) + 0,5 НгО	(до 6,8° С).
3.	KNCS (разб.) + 6Н2О = pqHzOtf + NCS’	(pH 7)
4.	2KNCS(T) + H2SO4 (конц.) = 2HNCST + K2SO4	(на холоду, вак.).
5.	KNCS (влажн.) + KHSO^, ——> HNCS + K2SO4	(комн., вак.)
6.	2KNCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 + 2Н2О + K2SO4.
(0° С).
7.	2KNCS(p) + I2<=S? 2KI + (SCN)2	(0° С).
8.	KNCS + 10 KOH (конц.) + 8KMnO4 = KOCN + 8K2MnO4 + K2SO4 + 5H2O
9. KNCS (конц.) + KNO2 + H2SO4 (разб.) = (NO*)NCS + K2SO4 + H2O
(0° C).
10.	2KNCS + SnO2 = SnS + 2CO + N2 + K2S	(450° C).
11.	2KNCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)2 4- + 2KNO3.
12.	KNCS (разб.) + AgNO3 = AgNCS 4- + KNO3,
2KNCS (конц.) + AgNO3 = K[Ag(—SCN)2] + KNO3.
13.	KNCS (разб.) + 5H2O + FeCl3 = [Fe(H2O)s(—NCS)]Cl2(Kpacn ) + KC1,
6KNCS (конц.) + FeCl3 = K3[Fe(NCS)6] (красн.) + 3KC1.
218.	NH4NCS — ТИОЦИАНАТ АММОНИЯ
Роданид аммония. Белый, при нагревании плавится и изомеризуется в тиокар-
бамид (тиомочевину). Хорошо растворяется в воде с сильным эндо-эффектом
(гидролиз по катиону). Концентрированный раствор на свету краснеет. Крис-
таллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами и
щелочами. Реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена
и комплексообразования. Получение см. 27512.
М, = 76,12; d = 1,305; tm = 149° С; ks = 170<М), 431го’.
107
1.	NH«NCS^=> CS(NH2)2	(140—150’C).
тиокарбамнд
2.	NH«NCS (разб., хол.) = NHJ+ NCS~,
NHJ+ H2O<zr^ NH3 НгО + H3O+; рК« = 9,24.
3.	3NH4NCS (конц.) + 2НгО —*—> H2C2N2Sj + 2(NH3 • H2O) + NH4CN.
4.	NH4NCS + H2SO4 (разб.) + H2O = CSOT + (NH4)2SO4	(30° C).
5.	NH4NCS (конц.) + KOH (конц.) = KNCS + NH3t + H2O	(кип.).
6.	2NH4NCS<p) + 2NH4I + (SCN)2	(O’C).
7.	2NH4NCS + 2H2SO4 (разб.) + MnO2 = (SCN)2 + MnSO4 +
+ 2НгО + (NH4)2SO4	(0° C).
8.	NH4NCS + Pb(NO3)2 = Pb(NCS)21 + NH4NO3.
9.	NH4NCS (разб.) + 5НгО + FeCl3 = [Fe(H2O)5(- NCS)]C12 + NH4CI,
6NH4NCS (конц.) + FeClj = (NH4h[Fe(NCS)«] + 3NH4C1.
10.	NH4NCS + HjO+ (катионит) = HNCS +NH J (катионит) + H2O.
219.	HOCN — ЦИАНАТ ВОДОРОДА
Бесцветная низкокипящая жидкость, немного тяжелее воды. Обладает тауто-
мерией: нормальная форма — цианат-0 водорода (Н—О—C^N), изо-форма —
цианат-N водорода (Н—N=C=O); при 20’ С содержит 98% изо-формы. Хоро-
шо растворяется в воде (циановая кислота). Медленно разлагается в разбавлен-
ном растворе при нагревании (быстро — в присутствии сильных кислот). Про-
являет слабо кислотные свойства, нейтрализуется щелочами. Получение
см. 2107.
М, = 43,03; d = 1,140(20); tm = —80’ С; /,н„ = 23,6° С.
1.	HOCN (разб.) + НгО (хол.)^=+ OCN* + Н3О+; рК„ = 3,46.
2.	HOCN (разб.) + Н2О (гор.) = NH3t + CO2t	[примесь C(NH2)2O],
3.	HOCN (разб.) + H2O + НС1 (разб.) = NH4C1 + СО2Т.
4.	HOCN + NaOH (разб.) = NaOCN + H2O.
5.	HOCN + NH3 НгО (конц.) = C(NH2)1O + 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-
станавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразова-
ния. Получение см. 5016, 2126''°'", 217*.
Мг = 81,12; d = 2,056; к, = 75(И).
1.	4KOCN = 2KCN + К2СО3 + СО + N2	(700—900° С).
108
2.	KOCN (разб.) + 6H2O (хол.) = [К(Н2О)в)+ + OCN’,
OCN" + Н2О<--------> HOCN + ОН’; р£о = 10,54.
3.	KOCN (конц.) + 2Н2О (гор.) —~► КНСОз + NH3T.
4.	KOCN + НС1 (конц.) = HOCN + КС1
5.	KOCN + H2 = KCN + H2O
6.	KOCN + AgNOs = AgOCNl + KNO},
AgOCN + NH4CI = AgClJ- + NH4OCN.
7.	4KOCN (конц.) + ZnCl2 = K2 [Zn(OCN)«] + 2KC1.
(комн).
(500° C).
221.	NH4OCN — ЦИАНАТ АММОНИЯ
Белый, при слабом нагревании изомеризуется в карбамид (мочевину). Хорошо
растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону и аниону). Разлагается
горячей водой, кислотами, щелочами. Окисляется азотистой кислотой, гипо-
хлоритом натрия. Вступает в реакции обмена. Получение см. 220 .
Мг = 60,06.
60° с
1.	NH4OCN <	~	C(NH2)2O.
160 190* С. вак. карбамид
2.	NH4OCN (разб., хол.) = NHJ+ OCN”,
NHJ+ 2Н2О <=? NH3 Н2О + НзО+; рК, = 9,24,
OCN’ + Н2О <=? HOCN + ОН', р£о = 10,54.
3.	NH4OCN (конц., гор.) <—> C(NH2)2O.
4.	NH4OCN + НС1 (конц.) = HOCN + NH4CI	(комн).
5.	NH4OCN + 2NaOH (конц.) = 2NH3T + Na2CO3	(кип ).
6.	NH4OCN + 2HNO2 (конц.) —2N21 + CO2t + ЗН2О.
7.	NH4OCN + 3NaClO = Nit + 3NaCl + CO2 ? + 2H2O	(кип ).
8.	NH4OCN + AgNOs = AgOCN-l + NH4NO3,
2AgOCN + I2 = 2Agli + (NCO)2	(0° С, в жидк. CCU)
бисоксоциан
КРЕМНИЙ
222. Si — КРЕМНИЙ
Неметалл. Крупнокристаллический — темно-серый, с металлическим блеском,
весьма твердый, очень хрупкий, непрозрачный, полупроводник при комнатной
температуре. Аморфный (рентгеноаморфный) в виде очень мелких кристаллов —
белый (без примесей) или коричневый (с примесями, в основном железа).
Плавится с уменьшением объема. Устойчив на воздухе (образование защитной
оксидной пленки). В кристаллической форме — малореакционноспособный; не
реагирует с водой, кислотами (включая и фтороводородную кислоту), водоро-
109
дом. В аморфной форме — более активный; реагирует с концентрированной
фтороводородной кислотой, щелочами (частично переводится в раствор даже
в слабощелочной среде), поглощает значительные количества различных газов
(в том числе Н2). Окисляется кислородом, галогенами, реагирует с галогеново-
дородами, аммиаком, сероводородом, сульфидами металлов при нагревании.
Чрезвычайно активен в расплавленном состоянии, реагирует со щелочными,
щелочноземельными и другими металлами. Сплавляется (но не реагирует) с Be,
Al, Ga, In, Sn, Sb, Zn, Ag, Au. Промышленно важен сплав с железом —
ферросилиций (12—90% Si). Второй по распространенности (после кислорода)
элемент в литосфере Земли. Получение см. 2231, 22615’ и, 2335’4’6, 2377’8.
М, = 28,086; d = 2,33 (крист.); z™ = 1415° С; t„„ <* 3250° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
Si (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SiO2 + 2Н2	(400—500° С)
Si (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = NaxSiCU + 2Hjt.
Si (аморфн.) + 6HF (конц.) = Hz[SiFe] + 2Hjt,
Si + 4HF(r> = SiF< + 2Hj	(40—100° C)
3Si + 18HF (конц.) + 4HNOj (конц.) = 3H2[SiF6) + 4NOt + 8H2O.
3Si + 18HF (конц.) + 2KC1Oj = 3H2[SiF6] + 2K.C1 + 6H2O,
Si + 6HF (конц.) + KNOj = H2[SiF6]
Si + O2 = SiO2
Si + 2F2 = SiF<
Si + 2C12 = SiCU
Si + 2Br2 = SiBr«
Si + 2I2 = Sih
Si + 4HI = Sih + 2H2
Si + S = SiS
Si + 2S = SiS2
Si + 2E = SiE2
3Si + 2N2 = Si3N«
Si + С (графит) —-—> SiC
Si + M = MSi
Si + 2M = M2Si
+ 2KNO2 + 2H2O.
(1200— 1300°C).
(комн., сгорание во фторе).
(340— 420° С, в токе аргона).
(620— 700° С, в токе аргона).
(750— 810° С, в токе аргона),
(400— 500° С).
(650—700° С,р),
(250— 600° С).
(800° С; Е = Se, Те; в атмосфере Аг).
(1200—1500° С),
(1200— 1300° С),
(при сплавлении; М = Na, К, Rb, Cs),
(при сплавлении; М = Mg, Са),
15,
16.
Si------> MSi, MSi2	(при сплавлении; М = Са, Sr, Ва),
2Si + М = MSi2 (при сплавлении; М = La, Th, Ti, Сг, Mo, Мп, Fe).
3Si + 4NH3 = SijN< + 6Н2	(1300—1500° C).
Si + 2H2S = SiS2 + 2H2	(1200—1300° C).
223. SiH« — МОНОСИЛАН
Родоначальник гомологического ряда кремневодородов Si„H^+2. Бесцветный
газ, при нагревании разлагается. Не растворяется в холодной воде. Весьма
реакционноспособный, аоспламеняется на воздухе при комнатной температуре
в присутствии примеси высших гомологов. Энергично разлагается в горячей
НО
воде. Реагирует со щелочами, аммиаком. Сильный восстановитель. Получение
см. 1071’3'5, 2241, 22615, 2333'4
М, = 32,12;	<4 = 0,68(ЧМ); р = 1,44 г/л (н. у.);
/пл =-185° С; rKH„ =-111,9е С.
1.	SiH4 = Si + 2Н2	(400—1000° С)
2.	SiH« + 2Н1О (гор.) = SiOji + 4Hi	(кат. разб. H2SO4, NaOH).
3.	SiH4 + 4NaOH (конц.) = Na4SiO4 + 4H2t.
4.	SiH4 + 2Ог = SiO2 + 2H2O	(150° С, сгорание на воздухе).
5.	3SiH4 + 8KMnO4 = 8MnO24- + 3SiO2 4- + 8КОН + 2Н2О.
224.	SUHb+i — ПОЛИСИЛАНЫ
Кремневодороды (п = 2 + 15), структурные аналоги предельных углеводородов
(алканов С,Н2л+2). В индивидуальном состоянии выделены: дисилан (л = 2) - -
бесцветный газ, трисилан (л = 3) и тетрасилан (л = 4) — бесцветные жидкости;
устойчивость уменьшается с увеличением л. Чувствительны к воздуху, терми-
чески 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 Si2H6). Получение смеси
силанов см. 1073; разделение смеси на отдельные силаны проводят фракцион-
ной конденсацией.
Si2H6: Mt = 62,22; р = 2,85 г/л (н. у.); /пл = -132°С,	= -14,5° С,
SijHg: Mr = 92,32; d = 0,739(М);	= -117,4° С; zKH„ = +52,9° С,
SUH10: Мг= 122,42; </=0,79(о); /ПЛ = -84,3°С; /кип =+107° С.
1.	Si2H6 > SiH4, Н2, (SiHO., (SiH)»	(350—400° С).
2.	Si2He + 4Н2О (гор.) = 2SiO2i + 7H2t	(в воде или разб. NaOH).
3.	Si2He + 8NaOH (коиц.) = 2Na4SiO4 + 7H2t.
4.	2Si2Hb + 7O2 (воздух) = 4SiO2 + 6H2O	(сгорание, комн.)
5.	3Si2H6 + 14KMnO4 = 14MnO24- + 6SiO2 4- + 14KOH + 2H2O.
225.	SiO —- МОНООКСИД КРЕМНИЯ
Темно-коричневый (почти черный), достаточно твердый, тугоплавкий, рентге-
ноаморфный, в виде порошка пирофорен. При нагревании в вакууме сублими-
руется без плавления. В газообразном состоянии (выше 1000° С) — термодина-
мически устойчивый мономер. В твердом состоянии — метастабильный несте-
хиометрический полимер (SiOi-x)», при старении или умеренном длительном
нагревании (отжиге) распадается на кластеры Si« и (SiO2),. Реагирует с перегре-
тым водяным паром, разлагается фтороводородной кислотой (медленнее, чем
SiO2), щелочами /быстрее, чем SiO2). Окисляется кислородом, галогенами.
Получение см. 226 .
Мг = 44,09;	</=2,15.
111
1.	2nSiO——> (SiO 2). + Si.	(400—700° C).
2.	SiO + H2O (nap) = SiO2 + H2	(500° C).
3.	SiO + 4NaOH (конц.) = H21 + Na4SiO4 + H2O.
4.	4SiO + O2= 2Si2O3	(350- 1000° C).
5.	SiO + CO2 = SiO2 + CO	(500° C).
2SiO + SO2 = S + 2SiO2	(выше 800° С, примесь SiS2).
6.	SiO HF/^?6) > SiH41. SiF4t, H21	(примеси Si.Hj.+2).
-H2O
7.	2SiO + 4Clj = 2SiCU + O2	(800° C).
8.	SiO + 2CaO + MgO = Ca2SiO4 + Mg	(1350° C).
226. S1O2 — ДИОКСИД КРЕМНИЯ
Кремнезем. Белый, кристаллический (имеет несколько полиморфных модифи-
каций), тугоплавкий, высококипящий. Диэлектрик. При медленном охлажде-
нии расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма — кварцевое стек-
ло. Характеристика различных форм:
а-кварц (тригон.): d = 2,648; 1(->Р-кварц) = 573° С,
p-кварц (гексагон.): d = 2,533; /(->р-тридимит) = 870° С; Гщ, = 1550° С,
а-тридимит (ромбич.): d = 2,265; г(->р-тридимит) = 163° С.
p-тридимит (гексагон.): </=2,192; Г(->р-кристобалит) = 1470° С;
U= 1680° С,
а-кристобалит(тетрагон.): d = 2,334; 1(->р-кристобалит) = 470° С,
р-кристобалит(кубич.): d = 2,194;	= 1720° С,
китит(тетрагон.): d - 2,503,
коэсит(монокл.): d = 2,911,
стишовит(тетрагон.): d = 4,287,
меланофлогит(кубич.): d = 2,05; /(->р- кристобалит) = 800—900° С,
волокнистый кремнезем(ромбич.): d = 1,975;
t(—>р-кристобалит) = 1390° С,
лешательерит (аморфн., природное кварцевое стекло): d = 2,203.
В кристаллическом виде — малореакционноспособный, в аморфной фор-
ме — более активный. В очень незначительной степени химически растворяет-
ся в воде, из раствора осаждается гидрат SiO2  лНгО. Не реагирует с кислотами
(кроме фтороводородной кислоты), гидратом аммиака; из галогенов реагирует
только со фтором. Проявляет кислотные свойства, реагирует со щелочами в
растворе и при сплавлении. Легко фторируется и хлорируется, восстанавлива-
ется углеродом и типичными металлами. Распространен в природе в виде
кварца (имеет много окрашенных примесями разновидностей). Получение см.
222 , 2271, 228*'6, 233,Л |2'13
Мг = 60,08; tXK„ = 2950° С;
кг = (а-кварц) = 0,001(25); (аморфн.) 0,0125<26), 0,017<м), 0,0416(98).
112
SiO2 • лНгО (гидрогель) 4-4=? H4SiO4<p).
(до 35° C).
(250—400° C).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
(900—1000° С)
S1O2 (аморфн.)
SiOi + 6HF (конц.) = H2[SiF*] + 2НгО
SiO2 + 4HF (г) = SiF« + 2Н2О
S1O2 (аморфн.) + 4NaOH (конц.) = Na<SiO4 + 2НгО,
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + Н2О
SiO2 (аморфн.) + 2Na2CO3 (конц.) = Na^SiCh + 2С0гТ.
SiO2 + M2COj = M2SiOj + CO2	(1150° С, M = Na, K),
2SiO2 + M2CO3 = M2S12O5 + CO2	(1! 50° C)
S1O2 + 2F2 = SiF« + O2	(250—400° C).
SiO2 + 2NaF + 4HF (конц.) = Na2[SiF6l + 2H2O.
S1O2 (аморфн.) + 6NH4F (насыщ.) + 2НгО = (NFh^fSiFe] + 4(NH3 • H2O),
SiO2 + 4NH4(HF2) = SiF4 + 4NH<F + 2H2O
SiO3 + С (кокс) + 2Ch = SiCU + 2CO
3SiO2 + 2A12S3 = 3SiS2 + 2A12O3
3SiO3 + 6C (кокс) + 2N2 = SisN4 + 6CO
SiO3 + Si = 2SiO
SiO3 + С (кокс) = SiO + CO
SiO3 + 2Mg = 2MgO + Si
(200—250° С).
(900—1000° С).
(1200— 1300° С).
(1100—1200° С).
(1100—1400° С, вак.),
(1300° С, вак.; примеси Si, SiC).
(800—900° С, в атмосфере Аг),
воздух, Mg „. .. _.
S1O2-------—----------> Si, Mg3Si
—MgO, —MgjNi
14.	SiO2 + 5C (кокс) + СаО = Si + CaC3 + 3CO
15.	2SiO2 + 2Li[AlH4] = 2SiH4 + Li2O + A12O3
,, r-z. С (кокс), Fe, FeO
16.	S1O2----------------> (Fe, Si)
ферросилиций
(700—900° C).
(800—1000° C).
(170—200° C).
(1200—1400° C).
227.SiO2 лНгО —ГИДРАТЫ ДИОКСИДА КРЕМНИЯ
Кремниевые кислоты с переменным содержанием SiO3 и НгО. Белые, аморфные
(стекловидные) полимеры с цепочечной, ленточной, листовой, сетчатой и
каркасной структурами. Разлагаются при нагревании. Очень мало растворяют-
ся в воде. Над осадком в разбавленном растворе существует мономерная
слабая ортокремниевая кислота HeSiOe- При поликонденсации медленно обра-
зуется смесь дикремниевых кислот (H6Si2O7, H2Si2O5, Н10S12O9), затем гидрозоль
условного состава (Нг5Ю3), (золь кремниевой кислоты), и, наконец, гидрогель
SiC>2 • лНгО (л < 2) — гель кремниевой кислоты, силикагель. Соединение моно-
мерного состава H3SiO3 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., SiO2 • О.ЗЗНгО). Получение см. 2303,4, 233'.
113
SiOj • лН2О:	d = 2,1 + 2,3 (аморфн.); 2,175 (опал).
H«SiO4:	Mr	= 96,11;	к, = 0,00673<м).
HsSijCh:	=174,21; k, = 9,0167<2O).
H2Si2O5:	Mr	= 138,18;	k, = 0,0276(2O).
H ioSi20»:	Mr	= 210,24;	k, = 0,0061 (20).
(H2SiO}),:	Mr = 78,10; k, = 0,00781(M) (в расчете на H2SiO3).
1.	SiO2 лНгО = SiO2 + лНгО	(900—1000° С).
2.	SiO2 • лН2О (гидрогель)Ф H^SiO^p), (H2SiO2)» (гидрозоль);
a)	H<SiO4 + H2O <=? H3SiOi + НЭО+; pK„ = 9,80,
HjSiOJ + НгО » H2SiO< + H3O+; pX« = 11,73;
H2SiOj + H2O <=? HSiOj- + H3O+; рК» = 12,00,
HSiOj"+ НгО	SiOf + H3O+; pK>. = 13,70;
6)	2H4SiO4 ——> HtS^Ch + НгО,
H«Si2O? —*—► H2Si20s + 2НгО,
H2Si2Oj + 4НгО —~► HioSizO?,
nHioSi20» ——* 2(H2SiOj), (гидрозоль) + ЗлНгО.
3. SiO2 • nH2O + 4NaOH (конц.) = Иа^Юд + (2 + л)Н2О.
228. NazSiOi — МЕТАСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде
(сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный
(«жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2  лН2О). Разлагается в горячей
воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см.
28» 226х з, 230'.
Mr = 122,06; d = 2,4; t„ = 1089е С; к, = 18,8(2О>.
1.	Na2SiOj 9НгО = Na2SiOj + 9НгО	(100—300° С).
2.	nNa2SiOj (разб.) + 8лН2О (хол.) = 2л[На(Н2О)4]+ + (SiOj"),,,
(Siof),	'/2«si2o5-	<=» nSiof
НгО It ОН-	НгО It ОН	НгО It ОН’
(HSiOj),	7глЯ481аО?-	«HjSiO;.
3.	Na2SiO3 + (л + 1)НгО (гор.) —-—► 2NaOH + SiO2 • лНгО (гидрогель)^.
4. Na2SiOj + 2НС1 (разб.) = S1O2J- + 2NaCl + НгО.
114
5.	Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = NaaSiCh + НгО.
6.	Na2SiO3 + CO2 = SiOi'l' + NajCOj.
229.	KjSiOj — МЕТАСИЛИКАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Растворяется в холодной воде
(сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — коллоидный
(«жидкое стекло», содержит гидрозоль SiO2 • лН2О). Разлагается в горячей
воде, реагирует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см.
447, 226s.
Mr = 154,28; tM = 976°C.
1.	лКгБЮз + 12лН2О (хол.) = 2n[K(HzO)6]+ + (SiO2- )„ (pH > 7, см. 2282).
2.	K2SiO3 + (n + 1)H2O (гор.) —-—► 2K0H + SiO2 • лНгО (гидрогель)Ф.
3.	K2SiO3 + 2HC1 (разб.) = SiO2J- + 2KC1 + H2O.
4.	4K2SiO3 + 3H2O = К281«О»Ф + 6K0H	(кип., в разб. KOH).
5.	K2SiO3 + CO2 = SiO2i + KjCOj.
6.	K2SiO3 + 12MoO3 + H2SOx + H2O = H4SiMoi2O«>] (желт.) + K2SO4 (кип.).
7.	K2SiO3 + 12WO3 + 2HC1 (конц.) + H2O = H4SiWi204o]J' (бел.) + 2KC1
(в эфире).
230.	NiuSiOx —ОРТОСИЛИКАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится н разлагается. Хорошо растворяется в холод-
ной воде (сильный гидролиз по аниону), концентрированный раствор — кол-
лоидный (содержит гидрозоль SiO2 • лН2О). Разлагается горячей водой, кисло-
тами. Получение см. 2221, 2263, *, 2273 4 5 6.
М, = 184,04;	= 1120° С (разл.);	/с, = 28,3<2О>.
1. Na«SiO4 = Na2SiO3 + Na2O	(выше 1120° С).
2. Na4SiO4 (разб.) + 16НгО (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + SiOj*,
л&О}-	НгО . *OH^		НгО	(SiOi)„
			* ОН	
НгО It OH		НгО It OH		НгО It ОН
/iH3SiO^	НгО	'/глН^&гО?-	НгО ь 4-Т-->	(HSiO3-)„
3. Na4SiC>4 + (л + 2)Н2О (гор.) ——► 4NaOH + (SiO2 • лНгО) [гидрогель]!.
4. Na4SiO4 + 4НС1 (конц.) = SiO2! + 4NaCl + 2Н2О	(кип.),
хг ст, HCI (разб.)	„ т
hNb4SiC>4	—► лН48Ю4(р)	> (H2SiO3)„ (гидрозоль).
5. Na4SiO4 + 2СО2 = SiO2! + 2Na2CO3.
6. Na&Oa (коиц.) + 4NH4C1 (конц.) = SiO2l + 4NaCl + 4NH3? + 2H2O
(кип.)
US
231.	N«zSi2O5 — ПЕНТАОКСИДИСИЛ HKAT(IV) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится без разложения. Химически растворяется в
холодной воде (изменение состава аниона), разлагается горячей водой. Реаги-
рует с кислотами, щелочами, диоксидом углерода. Получение см. 226 .
М, = 182,15;	d = 2,496;	tm = 874° С.
1.	Na2Si2O5 + 10Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)<]+ + H4Si2O^	(см. 2302).
2.	NazSizOj + (2л + 1)Н2О (гор.)——> 2NaOH + 2(SiOz • лН2О) [гидрогель]ф.
3.	NazSizOs + 2НС1 (разб.) = 2SiO2i + 2NaCl + Н2О.
4.	Na2Si20s + 6NaOH (конц., хол.) = 2Na4Si€U + ЗН2О.
5.	NazSizOj + СО2 = 2SiOz4' + Na2COj.
232.	SiF4 —ТЕТРАФТОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветный газ. В твердом состоянии легко сублимируется. Термически устой-
чивый. Не реагирует с концентрированной серной кислотой, ртутью при
комнатной температуре. Энергично гидролизуется водой. Реагирует со щело-
чами, типичными металлами, аммиаком. Образует фторокомплексы. Получе-
ние см. 222’;7, 226162361’, 2371’2 6.
М, = 104,08; d(M) = 1,590(’7,); р = 4,684 г/л (н.у.);
Гсубл = -95,7° С; г™ = -90,2° С (р); 1кт = -65° С (р).
1.	SiF« + 2Н2О (пар) = SiO2 + 4HF	(выше 800° С).
2.	3SiF4 + 2Н2О (гор.) = SiO2i + 2Hz[SiF6].
3.	S1F4 + 4Н2О (хол.) <=* H2SiO< + 4HF	(примесь Hz[SiF«]).
4.	SiF^r) + 2HF(M) < H2[SiF»]	(комн.).
5.	SiF« + 4М = Si + 4\fF	(500° С, M = Na, K),
SiF« + 2Mg = Si + 2MgF2	(500—600° С, примесь MgzSi).
6.	SiF« + Si «=* 2SiFz(r)	(1100—1400° С, вак ).
7.	SiF« + 2MF = MzfSiFe]	(200° С, p; M = Li, Na, K, Rb, Cs).
233.	SiCU —ТЕТРАХЛОРИД КРЕМНИЯ
Бесцветная жидкость. Низкоплавкий, легкокипящий, летучий, термически ус-
тойчивый. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). Полностью гидролизуется
водой. Разлагается щелочами, реагирует с водородом, типичными металлами,
оксидами металлов и неметаллов, аммиаком. Получение см. 222®, 226*.
Мг = 169,90; d = 1,483<2О); tm = -68,8° С;
Гкип = +57,6° С.
1.	SiCU + (2 + л)Н2О = SiO2  лНгО (гидрогель) + 4НС1.
116
Элементарные акты:
a)	SiCU + Н20----> [Si(HjO)C14] (активированный комплекс),
[Si(H2O)CU]---> SiClj(OH) + НС1;
б)	SiCl3(OH) + HjO---> [Si(H2O)Cl3(OH)] (активированный комплекс),
[Si(H2O)C13(OH))--► SiCl2(OH)2 + HC1;
в)	SiCl2(OH)2---->SiO2 + 2HCl;
r)	2SiCl3(OH)----> ChSi—O—SiCl3 + НгО,
Si2CkO + 3H2O-----> 2SiO2 + 6HC1.
2.	SiCU + 4NaOH (разб.) = SiO2l + 4NaCl + 2H2O,
SiCU + 8NaOH (конц.) = NaaSiOa + 4NaCl + 4H2O.
3.	SiCU + 2H2 = Si + 4HC1	(800° C),
SiCU + 4H2 = SiH4 + 4HC1	(1200—1300° С, кат. A1C13).
4.	SiCU + Li[AlH4] = SiH4t + LiCl + AICI3	(0° С, в эфире),
SiCU + Li[AlH4] = Si + LiCl + AICI3 + 2H2	(выше 450° C).
H2, электрнч. разряд
5.	SiCU----Гис—* SLCl^	(л = 2 ч- 6).
6.	SiCU + 4М = Si (аморфн.) + 4МС1
7.	SiCU + 2Zn = 2ZnCl2 + Si
8.	2nSiCU + 3nMg = 2(SiCl)„l + 3nMgCl2
9.	nSiCU + «Si = 2(SiCl2)„ (желт.)
10.	SiCU > SiCUF^,
11.	3SiCl4 + I6NH3 = Si3N4 + 12NH4C1
12.	3SiCU(«) + P4Ol0 = 4PC13O + 3SiO2.
13.	3SiCU«) + 2А120з = 3SiO2 + 4AICU
14.	SiCU + 4KNCS = Si(NCS)4 + 4KC1
15.	SiCU + 4AgNCO = Si(—NCO)4 + 4Ag(
(600—700° С; M = Na, K).
(950° C).
(в эфире).
[1250° С, охлаждение до 100° С].
(кип., п = 1 ч- 3, кат. SbCls).
(выше 400° С, ток Аг).
(40° С).
(140—150° С, в бензоле).
(10° С, в бензоле).
234.	SiS2 —ДИСУЛЬФИД КРЕМНИЯ
Белый, чрезвычайно гигроскопичный, термически устойчивый. Чувствителен
к кислороду воздуха. Полностью гидролизуется водой, особенно легко — прн
кипячении. Разлагается кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с
аммиаком при высокой температуре. Образует тиокомплексы. Получение см.
22211, |6‘, 226го.
М,= 92,22;	</=2,02;	zM=1090°C; /гип = 1130° С.
1.	nSiS2 = (SiS)„ + «S	(850° С, вак.).
2.	SiS2 + 2Н2О = SiO2i + 2H2S	(кип. в воде, разб. НС1).
3.	SiS2 + I6HNO3 (конц.) = SiO2l + 2H2SO4 + 16NO2t + 6Н2О.
4.	SiS2 + 4NaOH (разб.) = SiO2i + 2Na2S + 2H2O.
5.	SiS2 + 2(NHj H2O) [конц.] = SiO2l + 2NH4HS.
117
6.	SiSj + ЗО2 (воздух) = S1O2 + 2SO2
7.	3SiS2 + 4NHj = SijN4 + 6H2 + 6S
8.	«SiS2 + «Si = 2(SiS). (желт.)
9.	S1S2 + M2S (конц.) = M2(SiSj]
(200—300° C).
(1200—1450° C).
[850° С, вак.].
(M = Na, K).
235.	SiC — МОНОКАРБИД КРЕМНИЯ
Карборунд. Белый (технический продукт окрашен примесями в цвета от зеле-
ного до сине-черного). Очень твердый (почти как алмаз). Полупроводник
л-типа. На воздухе покрыт устойчивой пленкой 8Юг. 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”.
Mf = 40,10; rf = 3,217; tm = 2830° С (разл.).
1.	SiC = Si + С (графит)	[выше 2830° С].
2.	SiC + 2Н2О (пар) = SiO2 + СН4	(выше 1300° С).
3.	3SiC + 8HNOj (конц.) = 3SiO2i + 3CO2t + 8NOt + 4H2O (в конц. НС1),
3SiC + 18HF (конц.) + 8HNOj (конц.) = 3H2[SiF6] + 3CO2t + 8NOt +
+ ЮН2О.
4.	SiC + 4NaOH (конц.) + O2 = Na4SiO4 + С (графит)-! + 2НгО,
SiC + 4NaOH + 2O2 = Na2SiOj + 2H2O + Na2COj	(выше 350° C).
5.	2SiC + ЗО2 = 2SiO2 + 2CO	(950—1700° C).
6.	SiC + 2Ch = SiCU + С (графит)	[600— 1200’ С].
7.	6SiC + 7N2 = 2SijN4 + 3C2N2	(1000—1400° C).
8.	2SiC + 5Mg = 2Mg2Si + MgC2	(700° C).
9.	SiC + Na2COj + 2Ог = Na2SiOj + 2СОг	(выше 850° С),
SiC + 4Na2Oj = Na2SiOj + Na2COj + 2Na2O	(700—800° C).
236.	H2|SiF«| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1У) ВОДОРОДА
Кремнефтороводородная кислота. В свободном (от воды) виде не выделен.
Существует в растворе тетрафторида кремния в жидком HF. Устойчив в
бесцветном водном растворе (максимальная массовая доля 0,61), перегоняется
без разложения в виде 13,3%-го раствора. Твердые белые кристаллогидраты
H2[SiF6] 4HjO [/„л = -53° С (с разл.)] и H2[SiF6] 2Н2О (znJ1»+19°C) имеют
ионное строение (HjO^SiFe] и (HjO*)2[SiFe]. Не разлагается разбавленными
кислотами. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с карбо-
натами щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Получение см.
2223"5, 2262, 2322 4 ’.
М, = 180,12;	</=1,111 (13,3%-й р-р), 1,314 (34%-й р-р).
118
1.	H2[SiF6] SiF4 + 2HF	(комн., в жидк. HF).
2.	H2[SiFt] + 2HjO <=* [St(H2O)2F4] + 2HF	(pH < 7, cm. 480*).
3.	H2[SiF6] = SiF4t + 2HF	(в конц. H2SO4).
4.	H2[SiF«] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]i + 2HjO,
H2[SiF6] + 2(NHj • H2O) [разб.] = (NH4)2[SiF6] + 2H2O.
5.	H2[SiF6] + МгСОэ = M2[SiF6] + CO2T + НгО (M = Li+,NH;, 72Mg2+),
H2[SiF6] + M2COj = M2[SiF6]i + CO2T + H2O (M = Na, K, Rb, Cs),
H2[SiF6] + MCOj = M[SiF6]i + CO2T + НгО	(M = Ca, Sr, Ba).
237.	N«HSiF6| — ГЕКСАФТОРОСИЛИКАТ(1¥) НАТРИЯ
Малладрит. Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется
в холодной, несколько лучше — в горячей воде. Кристаллогидратов не обра-
зует. Разлагается концентрированными кислотами, щелочами, гидратом ам-
миака. Реагирует с жидким HF. Получение см. 2327, 2364'5.
М, - 188,05; d = 2,68; tm = 846° С (р); к, = 0,6(2О), 1,96(М).
1.	Na2[SiF6] = 2NaF + SiF4	(570—600° С).
2.	Na2[SiF6] + H2SO4 (98%-я) = Na2SO4 + SiF4T + 2HFt.
3.	NajsiFj] + 8NaOH (конц., хол.) = 6NaF + Na4SiO4 + 4H2O.
4.	Na2[SiF6] + 4(NHj • H2O) [конц.] = 2NaF + 4NH4F + SiO2i + 2H2O.
5.	Na^SiFe] + 2Na2COj (конц.) = 6NaF + SiO24 + 2CO2T	(кип.).
6.	Na2[SiFt] + 2HF(«) = 2Na(HF2) + SiF4T	(кип.).
7.	3Na2[SiF6] + 4A1 = 3Si + 2Naj[AlFt] + 2A1Fj	(700° C).
8.	Na2[SiFj]	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-
ленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с концентриро-
ванными серной и азотной кислотами, переводится в раствор действием перок-
сида водорода в присутствии щелочей. Реагирует с кислородом, галогена-
ми, халькогенами, аммиаком, фторо- и сероводородом. Получение см. 2391
24O10, 2435.
М, = 72,610; d= 5,350; tlul = 937°C; tma - 2850° С.
1.	Ge + 4H2SO4 (конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO2T + 4Н2О.
2.	Ge + 4HNOj (конц.) —*-> GeO2i + 4NO2T + 2H2O.
3.	3Ge + 4HNOj (конц.) + 12HC1 (конц.) = ЭОеСкД + 4NOT + 8НгО.
4.	Ge + 2NaOH (разб.) +2НгОг =r Na2GeOJ + 3H2O,
119
5.
6.
7.
8.
9.
Ge + 2NaOH (конц.) + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6].
Ge + 4H° (Mg, разб. H2SO4) = GeH4? (примеси Ge„H^+2 при n > 1).
Ge + O2 = GeO2	(выше 700° C).
Ge + 2F2 = GeF4
Ge + 2E2 — Ge E4
Ge + 2S = GeS2
Ge + S = GeS
Ge + E = GeE
(100° С, сгорание во фторе),
(150—200° С, E = Cl; 350° С, E = Br; 560° С, E = I).
(600—860° C),
(выше 1000° C).
(600—700° С; E = Se, Те).
10. Ge + 2HF« = GeFi + Н2? Ge + H2S = GeS + H2 11. 3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6H2 12. Ge + CO2 = GeO + CO 13. 3Ge + 2SO2 = 2GeO2 + GeS2	(200° C, p), (600—800° C). (650—700° C). (700—900° C). (выше 500° C).
239. Ge»Hb+2 — ПОЛИГЕРМАНЫ
Германоводороды (n = 1 + 5). Бесцветный газ (л = 1), бесцветные жидкости
(п = 2 + 5). Термически неустойчивые. Реагируют с водой, кислородом. Ниже
приведены реакции для GeH4, свойства остальных германов аналогичны. По-
лучение см. 2385, 24012, 243*.
GeH4: М, = 76,64; р = 3,420 г/л (н.у.); tm = -165,8° С; /„„„ = -88,5° С.
Ge2H6: М, = 151,27; <^т)=1,98; /„, = -109° С; /кип = +30°С.
Ge3He: М, = 225,89; </« = 2,2; tm = -105,6° С; /кип =+110,7° С.
Ge4Hl0: Мг = 300,52; 4НП = +177° С.
Ge5H|2: Л/, = 375,15; /кип =+235° С.
1.	GeH4 = Ge + 2Н2	(220—350° С).
2.	GeH4 + 2Н2О (гор.) = GeO24- + 4Н2?.
3.	GeH4 + 2О2 = GeO2 + 2Н2О	(выше 200° С).
4.	GeH4 + 4S = GeS2 + 2H2S.
5.	GeH4 + 4AgNO3 = Ag4GeJ- + 4HNO3.
240. GeO2 —ОКСИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Белый, существует в двух полиморфных модификациях (а-тетрагональная,
p-тригональная) и в аморфной (стекловидной) форме. Прокаленные а-модифи-
кация и аморфная форма химически пассивны; приведенные ниже реакции
относятся к p-модификации. Плохо реагирует с водой. Из раствора осаждается
гидрат mGeO2 - лН2О, весьма реакционноспособный. Проявляет амфотерные
свойства; реагирует с кислотами, щелочами, оксидами щелочных и щелочнозе-
мельных металлов. Получение см. 2382'6, 2392 3, 2414, 2431'3, 2451'2,6.
Mr = 104,61; d = 6,239 (а), 4,703 (Р), 3,637 (аморфн.);
z (а -> р) = 1033° С; tm = 1116° С; к, = 0,43(2О), 1,0(|ОО).
120
1.	mGeOz • nH2O = mGeOz + nH2O	(380 С).
2.	GeOj(T) + НгО <~zz* HzGeOxp),
HGeO3 + НгО <----» HGeO3+ H3O+; pK„ = 8,73,
HGeOj+ НгО ^=2 GeO| + H3O+; ptf, = 12,72.
3.	GeOz + 4HC1 (конц.) = GeCk + 2H2O	(170—180° C, p),
GeOz + 4HCl<r) = GeCk + 2HjO	(450—500° C).
4.	GeO2 + 2NaOH (15—20%-й, гор.) = Na2GeO3 + H2O,
GeOz + 2NaOH (>20%-й) + 2НгО = №г[Се(ОН)б].
5.	GeOz + 4HF (конц.) = GeF«T + 2НгО.
6.	GeOz + 2HjS = GeS2 + 2H2O	(760—800° C).
7.	GeOz + 6HF (конц.) + 2MC1 = M2[GeF6]4- + 2HC1 + 2НгО (M = K, '/2Ba).
8. GeO2 + NazCOj = NazGeOj + CO2	(1200° C),
GeOz MzO IOOO‘c > MzGeOj, M6Ge2O7, M4GeO4 (M = Li, Na, K).
9. GeOz + MO = MGeOj	(1200° С; M = Mg, Ca, Sr, Ba).
10.	GeOz + 2Hz = Ge + 2H2O	(600—650° C),
GeOz + С (кокс) = Ge + CO2	(500—600° С, в атмосфере Н2).
11.	GeOz + H(PHzOz) [конц ] + Н2О = Ge(OH)2J- + Н2(РНО3)	[100° С].
12.	GeOz + Na[BH<] + CH3COOH (конц.) + Н2О = GeH/t + B(OH)3J- +
+ Na(CH3COO).
13.	GeOz (аморфн.)--► a-GeO2	(350—380° С, p, в воде).
241. NazGeOs —ГЕРМAHAT НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый, плавится без разложения. Хорошо растворя-
ется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами, в концентрирован-
ных щелочах меняет состав аниона. Получение см. 2384, 240°.
Мг = 166,59; d = 3,31;	= 1070° С; к, = 23,6(20), 49,2(5О).
1.	NazGeO3 7Н2О = Na2GeO3 + 7Н2О	(300° С).
2.	Na2GeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + GeO2,
GeO3"+ Н2О HGeOj+ OH"; pKo = 1,28.
3.	NazGeO3 + 6HC1 (конц.) = Naz[GeCl6] + 3H2O.
4.	Na2GeO3 + 2HNO3 (разб.) = ОеО2Ф + 2NaNO3 + H2O.
5.	Na2GeO3 + ЗН2О (хол.) = Na2[Ge(OH)6]	(в конц. NaOH).
242. GeCIz — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(П)
Белый мономер, устойчив только в диоксановом растворе. Легко переходит
в желтый полимер (GeCIz)», нелетучий, термически неустойчивый. Реагиру-
ет с водой, кислотами, щелочами. Окисляется кислородом. Получение см
2436, 2442.
121
М,= 143,52.
2GeCh = GeCU + Ge
(75—460° C).
2.	GeCh + 2HjO = Ge(OH)2i + 2HC1.
3.	GeCh + HCl(r) = GeHCljx (или H[GeClj]
4.	GeCh + 2HNOj (конц., гор.) = GeOjI + 2NO2T + 2HC1.
5.	GeCh + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)jl + 2NaCl.
6.
7.
2GeCh + O2 = GeOj + GeCU
GeCh + H2S(r) = GeSl + 2HC1
(60—70° C).
(в конц. HC1).
243. GeCU — ХЛОРИД ГЕРМАНИЯ(1У)
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Неустойчив во влажном воздухе
(«дымит»). Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной хлороводо-
родной кислотой (при перемешивании), щелочами. Вступает в реакции обмена
и комплексообразования. Получение см. 2383'7, 2403, 2421,6.
Мг = 214,42; d = 1,880е10’; tm = —49,5° С; Гкнп = +83,1° С.
1.	GeCU + 2Н2О = GeO2l + 4НС1.
2.	GeCU + 2НС1 (конц.) <=? HrfGeCU].
3.	GeCU + 4NaOH (разб.) = GeO2l + 4NaCl + 2H2O.
4.	GeCU + 2H2S(r) = GeS2l + 4HC1	(в конц. HC1).
5.	GeCU + 2H2 = Ge + 4HC1	(700° C).
6.	GeCU + H(PH2O2) + H2O = GeCl2 + H^PHOj) + 2HC1 (в конц. HC1).
7.	GeCU<M) + 2MC1 = M2[GeCU]	(M = Rb, Cs).
8.	GeCU + Li[AlH4] = GeH«T + LiCl + AlClj	(в эфире).
244.	GeS — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(П)
Серо-черный с красным оттенком, устойчив на воздухе, плавится без разложе-
ния. Не растворяется в воде. В прокаленном виде химически пассивен. Реаги-
рует с кислотами, щелочами, кислородом. Переводится в раствор полисульфи-
дом аммония. Получение см. 238*’ , 2427, 245*'3.
Мг = 104,68;	</ = 4,01;	1„ = 655°С; ПР" = 3,0 • 10’33.
1.	GcS(t) + Н2О <=? (GeJ+)? + HS' + ОН'	(практически не идет).
2.	GeS + 2НС1 (конц.) = GeCh + H2ST.
3.	GeS + 2HI (конц.) = Gel2i + H2St	(80° С, в жидк. СНСЬ).
4.	GeS + lOHNOj (конц., гор.) = GeO2l + H2SO« + 10NO2T + 4H2O.
5.	GeS + 2NaOH (разб.) = Ge(OH)24 + Na2S	(кип.).
6.	GeS + 2O2 = GeO2 + SO2	(800— 1000° C).
7.	GeS + (NH4)2(S„) = (NH«)2[GeSj] + (л - 2)Sl.
122
245.	GeS2 — СУЛЬФИД ГЕРМАНИЯ(ТУ)
Белый, в расплаве — темный, летуч в вакууме. Гидролизуется водой. Реагирует
с кислотами, щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается водоро-
дом. Переводится в раствор сульфидами щелочных металлов. Получение см.
238*, 239*, 240*, 243*.
М, = 136,74;	d = 2,94; tm = 825° С.
1.	GeS2 + 2HjO ——> GeO2l + 2H2ST	(кип ).
2.	GeSj + I6HNO3 (конц.) = GeOji + 2H2SO4 + 16NO2t + 6H2O.
3.	3GeS2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Ge(OH)6] + 2NaI(GeSJ].
4.	GeSj + H2 = GeS + H2S	(350-^00° C).
5.	GeSj + H(PH2O2) + H2O = GeSl + H2(PHO3) + H2St (в конц. HC1).
6.	GeS2 + 3O2 = GeO2 + 2SO2	(1000° C).
7.	GeS2 + Na2S (конц.) = NaJGeSj],
GeS2^^-> Na^GeSj], Na4Ge2S7], Na4GeS4]	(400° C).
ОЛОВО
246.	Sn —ОЛОВО
Серебристо-белый очень мягкий метали, тягучий при комнатной температуре
ф-модификация, белое олово). Ниже +13,2° С рассыпается в серый порошок
(a-модификация, серое олово). Низкоплавкий, высококипящий. Не реагирует
с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с
кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется галогенами, кислоро-
дом, халькогенами. Получение см. 247*, 249*, 25O10, 2521*’,т.
М, = 118,710; d = 5,75 (а), 7,31 ф);
би = 231,9681° С; /„„ = 2620° С.
1.	Sn + ЗНС1 (конц.) —L-» H[SnCl}] + H2t,
Sn + 2НС1<г) = SnCl2 + H2	(150—250° С)
2.	Sn + 2Н2§О4 (конц.) ——> SnSO4 + SO2f + 2Н2О [примесь Sn(SO4)2]
3. Sn + 4HNO3 (конц.) = SnO2l + 4NO2t + 2HjO	(кип),
5Sn + I2HNO3 (разб.) —-—> 5Sn(NO3)2 + N2T + 6H2O (примесь NO),
4Sn + lOHNOj (04. разб.) —I—» 4Sn(NO3)2 + NH4NOJ + 3H2O,
4.	Sn + NaOH (конц., хол.) + 2H2O ——> Na[Sn(OH)3] + H2T.
Sn + 2NaOH (конц.) + 4HjO = NaJS^OH^ + 2H2t	(кип).
5.	3Sn + 4HNO3 (конц.) + 18HC1 (конц.) = 3H4SnCl6] + 4NOT + 8H2O.
6.	Sn + O2 = SnO2	(200° С, сжигание на воздухе).
7.	Sn + 2E2 = SnE,	(до 100° C, E=F;komh., Е = С1, Вг),
8.	Sn + I2 = Snl2	(кип. в разб. НС1),
123
Sn + 2h = Snh	(кип-  жидк. CC14).
9.	Sn + E = SnE	(900° С; E = S, Se, Те),
Sn + 2S = SnS2	(430—440° С, в присутствии NH4C1).
10.	Sn (порошок) + CuSO<<p) = SnSO4 + Cui	(в разб. H2SO4).
247.	SnO —ОКСИД ОЛОВА(П)
Темно-синий (почти черный), при умеренном нагревании разлагается, при
дальнейшем нагревании продукты разложения вновь образуют SnO, устойчи-
вый в жидком и газообразном состояниях. Не реагирует с водой, разбавленны-
ми щелочами, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства; реагирует
с кислотами, концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при
слабом нагревании. Получение см. 248*, 2491’4, 252’.
Мг = 134,71; d = 6,25; tm = 1040е С; = 1425° С.
1.	2SnO = SnO2 + Sn(x)	(400° С).
2.	SnO(T) + 4H2O <=? [Sn(HjO)j]2+ + 2OH'; рПР25 = 26,80.
3.	SnO + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2O.
4.	SnO + NaOH (конц.) + H2O <	* Na[Sn(OH)3]	(комн.),
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O	(400° C).
5.	2SnO + O2 (воздух) = 2SnO2	(выше 220° C).
6.	SnO + 2HF (конц.) = SnF2 + НгО	(60° C).
7.	SnO + MO ='(MSn)O2	(1 Q00° С; M = Ca, Sr, Ba).
248.	SnO2 —ОКСИД ОЛОВА(1¥)
Касситерит. Белый, плавится и кипит без разложения. Из раствора кристалли-
зуется гидрат SnO2 • «НгО (1 < п S 2, a-модификация), при стоянии под раство-
ром переходит в химически пассивную P-модификацию (л£1); соединения
стехиометрического состава Sn(OH)4 и H2SnOj не выделены. Все указанные
ниже реакции относятся к a-SnO2  лН2О. Не реагирует с водой, разбавленными
кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концент-
рированными кислотами и щелочами. Восстанавливается водородом, углеро-
дом, оловом. Получение см. 2463, 247| 5, 2511’4,6' ’, 253|,2,5,в.
М, = 150,7 Г, d = 7,00; tm = 1630е С; 1ЮП = 2500° С.
1.	SnO2 лНгО = SnO2 + лН2О	(600° С).
2.	8пОад + 8Н2О <=? [Sn(H2OM4+ + 4ОН’; рПР25 = 57,32.
3.	SnO2 + 6НС1 (конц.) = HJSnCU] + 2Н2О.
4.	SnO2 + 2H2SO4 (разб., гор.) —Sn(SO4)2 + 2Н2О.
5.	SnO2 + 2NaOH (конц.) + 2Н2О = Na2[Sn(OH)«] '	(60—70° С).
6.	SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + НгО	(350—400° С).
7.	SnO2 + 2М2О = M4SnO4	(500° С; М = Na, К).
124
8.	SnO2 + 2Н2 = Sn + 2Н2О
SnO2 + 2C (кокс) = Sn + 2CO
9.	SnO2 + Sn = 2SnO
10.	SnO2 + 2KNCS = SnS + 2CO + N2 + K2S
11.	SnO2 + 2Na2CO3 + 4S = Na2[SnS3] + Na2SO4 + 2CO2
(500—600° C),
(800—900° C).
(1000—1100° C).
(450° C).
(400—500° C).
249.	Sn(OH)2 — ГИДРОКСИД ОЛОВА(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Практически не растворяется в
воде. Из раствора осаждается гидрат mSnO • лН2О, соединение стехиометри-
ческого состава не выделено. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с
кислотами, щелочами. Сильный восстановитель в щелочной среде. Получение
см. 2514'6'7, 2525,6.
М,= 152,72.
1.	Sn(OH)2 = SnO + Н2О	(60—120° С, в атмосфере Н2).
2.	8п(ОН)ад + ЗН2О <=? [Sn(H2O)3]2+ + 2ОН’; рПР25 = 26,26,
Sn(OHh(o + 2Н2О <=* (Sn(OH)sf + Н3О+; рПР25 = 14,43.
3.	Sn(OH)2 + ЗНС1 (кони.) = Н(8пС1з] + 2НгО.
4.	Sn(OH)2 + NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3],
2Нарп(ОНЬ1о) ——> SnJ- + Na2[Sn(OH)6]	(комн ),
Na[Sn(OH)3](p) = NaOH + SnOi + НгО	(кип., в атмосфере N2),
2Na[Sn(OH)3](p)	2Sn4- (катод) + O2T (анод) + 2NaOH + 2Н2О.
5.	Sn(OH)2 + 2NaOH (конц.) + 3H2O + N2H4 НгО = Na2[Sn(OH)<,] +
+ 2(NH3 H2O).
6.	3Sn(OH)2 + 12NaOH (конц.) + 2Bi(NO3)3 = 3Na2[Sn(OH)6] + 2BiJ- + 6NaNO3.
7.	3Sn(OH)2 + 8KOH (конц.) + 8H2O + 2K2CrO4 = 3K2[Sn(OH)s] +
+ 2Кз[Сг(ОН)б].
250.	SnSO4 — СУЛЬФАТ ОЛОВА(П)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в холодной
воде, при стоянии раствора выпадает осадок. Устойчив в подкисленном рас-
творе. Разлагается кипящей водой. Реагирует с концентрированной хлорово-
дородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель.
Получение см. 2462’10.
Мг = 214,77;	А,= 18,8(1’).
1.	SnSO4 = SnO + SO3 4 —* SnO2 + SO2	(выше 360° С).
2.	SnSO4 • ЗН2О = SnSO4 + ЗН2О	(40° С, вак., над Р4Ою).
3.	SnSO4 (разб.) + Н2О = [SnOijOPO^,
7[Sn(H2O)SO4] + 13Н2О <=± Рпз(ОН)4]2+ + [Sn4(OH)„]2+ + 7SO2 + 10H3O+.
125
4.	SnSO4 (разб.) + 2HzO = Sn(OH)24 + H2SO4	(кип.).
5.	SnSO4 + 3HC1 (конц.) = H[SnCl3] + H2SO4.
6.	SnSO4 + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)4 + Na2SO4,
SnSO4 + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)3] + Na2SO4.
7.	SnSO4 + 2(NHj H2O) [конц.] = Sn(OH)2l + (NH4)2SO4.
8.	4SnSO4 + O2 + 4H2O —2SnO24 + Sn2SO4(OH)24- + 3H2SO4.
9.	5SnSO4 + 30HC1 (конц.) + 2KMnO4 = SHJSnCU] + 2MnSO4 + K2SO4 +
+ 2H2SO4 + 8H2O.
10.	2SnSO4 + 2H2O элапрол1°> 2Snl (катод) + O2t (анод) + 2H2SO4.
251.	Sn(SO4h —СУЛЬФАТ ОЛОВА(1У)
Белый, при нагревании разлагается без плавления. Растворяется в подкислен-
ной воде, разлагается в кипящей воде. Реагирует с концентрированной хлоро-
водородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 248,253 .
Мг = 310,83;	</ = 4,5(кр.).
1.	Sn(SO4)2 = SnO2 + 2S0j	(150—200° С).
2.	Sn(SO4)2 • 2НгО4- Sn(SO4)2 (насыщ.) +2Н2О	(комн., в разб. H2SO4),
Sn(SO4)2 2Н2О = SnSO4OHh + H2SO4	(выше 50° С).
3.	Sn(SO4)2 (разб.) + пН2О = [Sn(H2O)„(SO4)]2+ + SO^“ (в разб. H2SO4).
4.	Sn(SO4)2 + 2НгО — SnO24 + 2H2SO4	(кип.).
5.	Sn(SO4)2 + 6НС1 (конц.) = HJSnCU] + 2H2SO4.
6.	Sn(SO4)2 + 4NaOH (разб.) = SnO2l + 2Na2SO4 + 2H2O,
Sn(SO4)2 + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)6] + 2Na2SO4.
7.	Sn(SO4)2 + 4(NHj H2O) [конц.] = SnOj + 2(NH4)2SO4 + 2H2O.
252.	SnCh —ХЛОРИД ОЛОВА(П)
Белый, плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе гидролизу-
ется влагой и окисляется О2. Хорошо растворяется в малом количестве воды,
при разбавлении раствора выпадает осадок. Кристаллогидрат SnCl2 • 2Н2О
имеет строение [Sn(H2O)Cl2]  НгО («оловянная соль»). Реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Обычно для
реакций в растворе берут H[SnCl3] — продукт химического растворения SnCl2
в концентрированной хлороводородной кислоте. Получение см. 2461.
М, = 189,62;	d = 3,95; tm = 247° С;
U. = 652° С; к, = 269,8<15).
1.	SnCl2  2Н2О = БпКНгОКЪ] + Н2О	(80° С),
SnCl2 • 2Н2О = SnCl2 + 2Н2О	(130—135° С, ток сухого НС1).
2.	SnCl2 (конц.) + НЮ = [Sn(H2O)Cl2],
7[Sn(H2O)Cl2J + 1 ЗНгО---> [Sn3(OH)4]1+ + [Sn4(OH)e]2+ + 14СГ + ЮН3О+.
126
3.	SnCh (конц.) + НгО = SnCl(OH)l + НС1	(разбавление).
4.	SnCh + HCl (конц.) = HfSnCh].
5.	SnCh + 2NaOH (разб.) = Sn(OH)24- + 2NaCl,
SnCh + 3NaOH (конц.) = Na[Sn(OH)j] + 2NaCl.
6.	SnCh + 2(NH3  НгО) [конц.) = Sn(OH)2i + 2NH«C1.
7.	SnCh + Ог (воздух) + 2НгО (влага) —-—* 2SnCh + 4SnCl(OH).
8.	SnCh (конц.) + H2S (насыщ.) = SnSJ- + 2HC1.
9.	SnCh + Na2COj = SnO + 2NaCl + СОг (750—900° С, в атмосфере N2).
10.	SnCh + 4HC1 (конц.) + Br2 = HjfSnCU] + 2HBr (примесь H2[SnBr6]).
11.	5SnCh + 26HC1 (конц.) + 2KMnO4 = 5Нг£пСЦ +2MnCh + 2KC1 + 8H2O,
3SnCh + 20HC1 (конц.) + КгСггОг = ЗНгРпСЦ + 2CrCb + 7НгО + 2KC1.
12.	SnCh + 2HC1 (конц.) + 2FeCh = НгРпСЦ + 2FeCh.
13.	SnCh + 4HC1 (конц.) + 2AgNOj = НгРпСЬ] + 2Agi + 2HNO3.
14.	SnCh (конц.) + MCI (конц.) = M[SnCI3]	(M = Na, K).
15.	SnCh + Ch = SnCh	(комн ).
16.	SnCh + M = MCh + Sn	(200—300° С; M = Mg, Zn),
3SnCh + 2A1 = 2AlCb + 3Sn	(250—300° C).
17.	SnC12(p) —яс-^л>^» Sn4 (катод) + Cht (анод).
253.	SnCh — ХЛОРИД ОЛОВАЛУ)
Бесцветная маслообразная жидкость («оловянное масло»), кипит без разложе-
ния. Неустойчив во влажном воздухе («дымит»). Апротоииый растворитель;
хорошо растворяет фосфор, серу, иод, трииодид мышьяка, иодид олова(1У).
Реагирует с водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Обычно для
реакций в растворе берется в виде H2[SnCkj. Получение см. 2467, 2527, |5.
= 260,52; 4 = 2,2262™, Г™ = -33° С; =+114,1° С.
1.	SnCh  5НгОФ 4  .* SnCh (иасыщ.) + 5НгО	(19—56° С, в конц. НО),
SnCh • 5НгО = SnO2 + 4НС1 + НгО	(выше 200° С),
SnCh  5НгО + 5БС1гО(Ж) = SnCh + 5SO2 + ЮНО	(кип.).
2.	SnCh + 2Н2О = SnOzJ' + 4НС1	(примесь H2[SnCUJ)
3.	SnCh + 2НС1 (конц.) = H2[SnCl6]).
4.	SnCh + 2H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 + 4HC1T	(кип.)
5.	SnCh + 4NaOH (разб.) = SnO2l + 4NaCl + 2H2O,
SnCh + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)«] + 4NaCl.
6.	SnCh + 4(NHj  H2O) [конц.] = SnO24- + 4NH4C1 + 2H2O.
7.	SnCl4 + 4HF = SnF4 + 4HC1	(130—220° C).
8.	SnCh + 2MC1 (коиц.) = M2[SnCl6]	(M = K+ NHJ)
9.	SnCl^x) + C12O = 2Ch + SnCljO.
10.	SnCh 5НгО + 5N20j(«) =Sn(NO3)4 + 4HC1 + 6HNO3.
11.	SnCh + Li[AlH<] — SnH4t + LiCl + A1C13	(-20° С, в эфире).
127
254.	SnS —СУЛЬФИД ОЛОВА(П)
Герценбергит. Коричневый и темно-серый, мягкий. Возгоняется при нагрева-
нии в потоке Н2. Не растворяется в воде. Не реагирует с гидратом аммиака,
сульфидами щелочных металлов. Разлагается кислотами, щелочами. Перево-
дится в раствор действием полисульфида аммония.«Получение см. 246,248 ,
252*, 255'.
Мг = 150,78;	d • 5,1;	= 880° С; рПР25 = 27,52.
1.	SnS + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2St.
2.	SnS + 10HNO3 (конц.) = SnO2i + lONOit + H2SO4 + 4H2O.
3.	SnS + 3NaOH (конц.) —I—> Na[Sn(OH)3] + Na2S.
4.	SnS + (NH4)2(S«) = (NH4)2[SnS3] + (л - 2)Si.
5.	SnS + 2O2 = SnO2 + SO2	(700 -800° C).
255.	SnS2 —СУЛЬФИД ОЛОВАДУ)
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-
ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается в концентриро-
ванной хлороводородной кислоте. Переводится в раствор концентрированны-
ми щелочами, сульфидами щелочных металлов, гидросульфидом аммония.
Получение см. 246’, 2565.
Мг = 182,84; d = 4,5; рПР25 = 57,64.
1.	SnS2 = SnS + S	(500—600° С).
2.	SnS2 + ЗНС1 (конц.) = H[SnCl3] + H2ST + Si.
3.	3SnS2 + 6NaOH (конц.) = 2Na2[SnS3] + Na2[Sn(OH)6],
4.	SnS2 + Na2S (разб.) = Na2[SnS3], SnS2 + 2Na2S (конц.) = Na4SnS4].
5.	2SnS2 + 3NH4HS (конц.) + 3(NH3 • H2O) [конц.] = (NH4)2[SnS3] +
+ (NH4)4SnS4] + 3H2O.
6.	SnS2 + 3O2 = SnO2 + 2SO2	(600—800° C).
256.	H2|SnCk| — ГЕКСАХЛОРОСТАННАТ(1У) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидрата), гигроскопичный. Неустойчив во влажном
воздухе и при слабом нагревании. Растворяется в воде, сильная кислота,
протекает частичная акватация аниона. Устойчиа в концентрированной хло-
роводородной кислоте. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, сероводо-
родом. Восстанавливается оловом. Получение см. 2465, 248э, 25210'", 253э.
Мг = 333,14;	d = 1,925 (кр.);	= 19,2° С (кр).
1.	H2[SnCle] 6Н2О = SnCl4 5Н2О + 2НС1 + Н2О	(25—30° С).
2.	H2[SnCl6] + 2Н2О = 2Н3О+ + [SnCl6]2‘,
128
[SnCls]2' + H20 <=> [Sn(H2O)Clsr + СГ.
3.	H2[SnCU] (конц.) + 2NaOH (разб.) = NaJSnCU] + 2H2O,
Na2[SnCl6] + 6NaOH (конц.) = Na2[Sn(OH)«] + 6NaCI.
4.	H2[SnCl6] (конц.) + 2(NHj • H2O) [разб] = (NH4)2[SnCl6] + 2H2O,
(NH4)2[SnCl6] + 4(NH3 НгО) [конц.] = SnO2i + 6NH4C1 + 2H2O.
5.	H2[SnCl6) + 2H2S<r) = SnS2i + 4HC1.
6.	H2[SnCl6] + Sn <=* 2H[SnCb].
257.	N«2|Sn(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОСТАННАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде, раство-
римость понижается с ростом температуры. Кристаллогидратов не образу-
ет. Реагирует с кислотами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 246*,
248s, 249 .
М, = 266,73; к, = 61,3°s-	50(,ов>.
1.	Na2[Sn(OH)e] = Na2SnOj + ЗНгО	(140° С),
3Na2SnOj = 3Na2O + 3SnO2	(900° С)
2.	Na2[Sn(OH)t] (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]2+ + (Sn(OH)t}2’.
3.	Na2(Sn(OH)e] + 2НС1 (разб.) = SnO2l + 2NaCl + 4НгО.
4.	Na2[Sn(OH)e} + CO2 = SnO2l + NajCO3 + 3H2O.
5.	Na2[Sn(OH)e] + M(NO3)2 = M[Sn(OH)«)4 + 2NaNO3 (M = Ca, Sr, Ba).
СВИНЕЦ
258.	РЬ —СВИНЕЦ
Серый с голубым оттенком, тяжелый, очень мягкий, ковкий пластичный ме-
талл. Низкоплавкий, на воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой.
Малореакциоииоспособный; пассивируется в воде, хлороводородной кислоте,
разбавленной серной кислоте, концентрированной азотной кислоте. Не реаги-
рует с гидратом аммиака. Слабый восстановитель; переводится в раствор
концентрированной серной кислотой, разбавленной азотной кислотой; окис-
ляется кислородом, галогенами, халькогенами. Получение см. 26417, ”, 26510,
2667, 2697 '.
Mr = 207,2; d = 11,337; tm = 327,502° С; tm„ = 1745° С.
1.	Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO<)2 + SO2t + 2НгО	(30—50° C),
Pb + 2H2SO4 (конц.) = PbSO4i + SO2T + 2НгО	(кип).
2.	ЗРЬ + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3)2 + 2NOt + 4H2O.
3.	Pb + 2NaOH (конц.) + 2H2O ——> Na2[Pb(OH)4] + H2T.
4.	2Pb + O2 = 2РЬО	(выше 600° C).
3Pb + 2O2 = (PbJ* Pblv)O4	(400—500° C).
5.	Pb + E2 = PbE2	(200—300° С; E = F, Cl, Br, 1),
129
6.
7.
Pb + 2F2 = PbF<
Pb + 2HF = PbFj + H2
Pb + E = PbE
(400—500° C).
(160° C).
(800—1200° С; E = S, Se, Те).
8.	2Pb (порошок) + 2HjO + O2 —-—► 2Pb(OH)j4s
2Pb + HjO + Oj + COj —J-» PbjCOXOHhJ-.
259.	РЮ — ОКСИД СВИНЦА(П)
Красный (низкотемпературная a-модификация, глёт) или желтый (высокотем-
пературная 3-модифнкация, массикот). Термически устойчивый. Очень плохо
реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реаги-
рует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом, восстанавливается
водородом и монооксидом углерода. Получение см. 262*' , 263*, 264*'", 2694.
М, = 223,20; d = 9,13 (a), 9,45 ф); tM = 886° С; Гмип = 1535° С;
t (a -> р) = 488° С; к, = 0,279°* (а), 0,513(И) ф).
1.	РЬО(Т) + 4HjO [Pb(H2O)j]2+ +2ОН*; рПР25 = 15,42.
2.	PbO + 2НС1 (разб.) = PbChi + Н/),
PbO + 2HNOj (разб.) = Pb(NO2)2 + H2O.
3.	PbO + HjO (гор.) + 2NaOH (конц.) = Na^Pb(OH)<],
PbO + 2NaOH = (NajPbK): + HjO	(400° C).
4.	2PbO + COj + HjO —PbiCO3(OH)2i.
5.	6PbO + O2 = 2 (Pb}1 Pblv )O4	(445—480° C).
6.	2PbO + 4CaCOj + Oj = 2(Ca2PbX>4 (оранж.) + 2COj	(800° C).
7.	2PbO + Ca(ClO)2 = 2PbO24- + СаС12	(в разб. NaOH).
8.	PbO + TiO2 = (TiPb)Oj (желт.)	[выше 400® С].
9.	PbO + H2 = Pb + H2O	, (200 -350’С),
PbO + СО = Pb + СО2	(300 - 400° С).
10.	PbO + MCN = Pb + MOCN	(400—500° С; M = Na, K).
11.	PbO + HjO + C(NH2)iO = PbCOji + 2NHjT
(180° С, p, в разб. CHjCOOH).
12.	PbO + 3H2O + 2NaOH -22TE22S+ н2Т (катод) + NarfPbfOHM
260.	РЪО2 — ОКСИД СВИНЦА(1У)
Платтнерит. Темно-коричневый, тяжелый, при слабом нагревании разлагается
без плавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается гидрат шРЬОг 
лН2О. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, гидратом аммиа-
ка. Разлагается концентрированными кислотами, медленно переводится в рас-
130
твор концентрированными щелочами при кипячении. Сильный окислитель в
кислотной и щелочной среде. Получение см. 2597, 2614, 267 '*,271 .
Мг = 239,20; d = 9,375.
1.	5PbOj =(Pb“PbIV)O4 + 2PbO	(290—420° C),
2PbO2 = 2PbO + Oi	(600° C).
2.	РЬОцт) + 2HjO Pblv + 4ОН“;рПР23 = 65,52.
3.	2PbO: + 10HCl(r) —НДРЬСЬ] + PbCl4 + 4H2O	(0° C),
PbO2 + 4HC1 (коиц., гор.) = PbClrl + Cl2t + 2HA
4.	PbO2 + 2H2SO4 (коиц., хол.) = Pb(SO4)2 + 2HA
2PbO2 + 2H2SO4 (коиц., гор.) = 2PbSO4l + O2t + 2HjO.
5.	3PbO2 »(Pb?Pb,vX>4l + O2t	(335—375° С, p, в разб. NaOH),
PbO2 = 2NaOH (конц.) + 2HjO = Na2[Pb(OH)«]	(кип ).
6.	2PbO2 + 4KO2 = 2K2PbOj (желт.) + 3O2	(400—500° C).
7.	PbO2 + 2S = PbS + SO2	(400° C),
PbO2 (влажн.) + 2H2S(r) ——> PbS + S + 2HA
8.	PbO2 (влажн.) + SO2 ——> PbSO4	(комн.).
9.	PbO2 + Pb + 2H2SO4 (коиц., гор.) = 2PbSO44- + 2HA
10.	PbO2 + 4HNOj (разб.) + 2KI = Pb(NO3)2 + I24 + 2НгО + 2KNO3,
PbO2 + 2HNOj (разб.) + НгО2 (конц.) = Pb(NOj)2 + O2t + 2H2O
11.	5PbO2 + 6HNOj (разб.) + 2Mn(NOj)2 = 5Pb(NOj)2 + 2HMnO4 + 2HA
PbO2 + 8HNOj (разб.) + 2FeO = Pb(NO2)2 + 2Fe(NOj)j + 4H2O.
12.	3PbO2 + гМа^С^ОН)»] + 4NaOH (конц.) = 3Na2[Pb(OH)4] + 2№гСгО4 +
+ 2H2O.
261. (PbJ,Pblv)O4 — ОКСИД СВИНЦА(1У)-ДИСВИНЦА(11)
Двойной оксид, сурик. Оранжево-красный. При сильном нагревании разлага-
ется, плавится только под избыточным давлением О2. Не реагирует с водой,
гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Сильный окислитель. Получение см. 2584, 259s, 260s, 263*, 271s.
Мг = 685,60;	<( = 9,07;	= 830° C (p).
1.	2(Pb“PbIV)O4= 6PbO + O2	(выше 550° C).
2.	(Pbi‘Pb,v)O4(T)+ 8HjO <=* 2[Pb(H2O),]2+ + Pb,v + 4OH'; рПР18 = 50,28.
3.	(PbJ‘Pblv)O4+ 8HC1 (конц., гор.) = ЗРЬС121 + C12T + 4НгО.
4.	(РЬУРЬ,УК>4+ 4HNO, (разб.) = РЬО24- + 2Pb(NOj)2 + 2Н2О
5.	(Pb‘2lPblv)O4+ 6NaOH (конц.) + 4Н2О(гор.) = 2Na2[Pb(OH)4] +
+ Na2(Pb(OH)e].
6.	(Pbi'Pblv)O4+ 8HNOS (разб.) +2KI = 3Pb(NOj)2 + 12Ф + 4H2O + 2KNOj.
7.	(РЬ^|РЬП')О4+ 6HNOj (разб.) + Н2О2 (конц.) = 3Pb(NOj)2 + O2t + 4Н2О.
131
262.	РЦОН)г — ГИДРОКСИД СВИНЦА(П)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в воде. Не реаги'
рует с гидратом аммиака, кислородом. Проявляет амфотерные свойства, реа
гирует с кислотами и щелочами. Поглощает СОг из воздуха. Слабый восстано
витель. Получение см. 2588, 2646'7 8, 2665.
М, = 241,21.
1.	РЪ(ОН)2 = РЬО + Н2О	(100-145° С).
2.	РЬ(ОН)кТ) + ЗНгО	[РЬ(НгО)3]2+ + 2ОН ; рПР25 = 15,26,
РЬ(ОН)кт) + 2НгО	[РЬ(ОН)зГ + Н3О+; рПР25 = 19,92.
3.	РЪ(ОН)2 + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + 2НгО,
РЪ(ОН)г (суспензия) + H2SO4 (разб.) = PbSOxi + 2НгО,
РЬ(ОН)г + 2HNO3 (разб.) = РЬ(МО3)г + 2НгО.
4.	РЬ(ОН)г + 2NaOH (коиц.) = Na2[Pb(OH)4]<p),
Каг[РЬ(ОН)4](р) = PbOi + 2NaOH + Н2О	(кип).
5.	2РЬ(ОН)г (суспензия) + СОг = Pb2CO3(OH)2i +НгО.
6.	РЬ(ОН)2 + НгО2 (конц.) = PbO2i + 2Н2О	(в разб. NaOH).
7.	2РЬ(ОН)г + Са(СЮ)2 = 2PbO2i + СаС12 + 2НгО	(в разб. NaOH).
263.	РЬСОз — КАРБОНАТ СВИНЦА(П)
Церуссит. Белый, при слабом нагревании разлагается. Не растворяется в
холодной воде. Не реагирует с гидратом аммиака. Разлагается кипящей водой,
кислотами, щелочами. Переводится в раствор действием СО2. Окисляется
кислородом. Получение см. 259", 26415, 2657.
Мг = 267,21;	</ = 6,55; рПР25 = 13,44.
1.	РЬСОз = РЬО + СО2	(выше 315° С),
2.	2РЬСО3 + Н2О = РЬ2СО3(ОН)г [или РЬз(СОз)г(ОН)2] + СО2Т (кип ).
3. РЬСОз + 2НС1 (разб.) = PbCl2i + НгО + СО2Т.
4. 2РЬСОз + 2NaOH (разб.) = Pb2CO3(OH)2i + Na2CO3,
РЬСОз + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + Na2CO3.
20’ С
5. РЬСОз + Н2О + СОг	РЬ(НСОз)г<р).
6. бРЬСОз + О2 = 2(Pb»PbIV)O4 + 6СО2	(350° С).
7. 2РЬСОЭ + 3S = 2PbS + 2СО2 + SO2	(300—500° С).
8. РЬСОз + 2HF (конц.) = PbF2i + Н2О + СО2Т	(кип.),
РЬСОз + H2S (насыщ.) = PbSl + СО2Т + НгО	(60° С).
264. РЬ(1ЧОз)г — НИТРАТ СВИНЦА(Н)
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по катиону), разбавленной азотной кислоте. При кипячении раство-
132
ра разлагается. Кристаллогидратов не образует (в отличие от нитратов боль-
шинства металлов). Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака.
Восстанавливается цинком. Вступает в реакции обмена. Сильный окислитель
при спекании. Получение см. 2582, 2592.
Л/г = 331,21;	rf=4,53; fa = 52,2(20>,	107,4<ЯО).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
(200—470° С).
2Pb(NO3)j = 2РЬ0 + 4NO2 + O2
Pb(NOj)2 (разб.) + 3H2O = [Pb(H2O)3]2+ + 2NO3,
2[Pb(H2O)j]2+ + 2H2O [Pb2(H2O)«(OH)2]2+ + 2H3O+, pKK = 6,15.
Pb(NOj)2 (конц.) + H2O = PbNO3(OH)i + HNO3	(кип).
Pb(NO3)2 + 2HC1 (разб.) = PbCl2i + 2HNO3
Pb(NOj)2 + H2S0x (разб.) = PbSOj + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH)24- + 2NaNO3,
Pb(NO3)2 + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaNO3.
Pb(NO3)2 + 2(NH3 • H2O) (конц.) = Pb(OH)2i + 2NH4NO3.
Pb(NO3)2 + 2KE = PbE2l + 2KNO3	(E = F, Cl, Вг, I),
Pb(NO3)2 (конц.) + 3KI (конц.) = К[РЫ3] + 2KNO3.
Pb(NO3)2 + KF + KE = Pb(E)Fi + 2KNO3 (в оч. разб. HNO3; E = Cl, Br).
Pb(NO3)2 + 2KEO3 = Pb(EO3)24 + 2KNO3
Pb(NO3)2 + Na2E = PbEl + 2NaNO3
Pb(NO3)2 + Na2EO4 = РЬЕОД + 2NaNO3
Pb(NO3)2 + 2NaN3 = Pb(N3)2i + 2NaNO3.
3Pb(NO3)2 + 2Na3EO4 = Pb3(EO4)24 + 6NaNO3
2Pb(NO3)2 (разб.) + Na2CO3 (разб.) + 2H2O = Pb2CO3(OH)2l + 2NaNO3 +
+ 2HNO3,
Pb(NO3)2 (конц.) + Na2CO3 (конц.) = PbCO34- + 2NaNO3 (10—12° C).
Pb(NO3)2 + K2MO4 = РЬМОД + 2KNO3	(M = Cr, Mo, W),
2Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = 2РЬСгОД + 2KNO3 + 2HNO3.
Pb(NO3)2 + Zn = Pbl + Zn(NO3)2.
2Pb(NO3)2 + 4FeO = 2PbO + 2Fe2O3 + 4NO2	(500—600° C).
Pb(NO3)2 + 2H2O	Pbi (катод) + O2T (анод) + 2HNO3.
(Е = Вг, I).
(Е = S, Se, Те).
(Е = S, Se).
(Е = Р, As).
16.
17.
18.
19.
265.	PbSO4 — СУЛЬФАТ СВИНЦА(П)
Англезит. Белый. Прн 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. 258’, 2623, 264s, 269м.
Мг = 303,26; d = 6,2 + 6,4; t M= 1170° С (p); рПР25 = 7,77.
1.	2PbSO< = 2РЬО + 2SO2 + O2	(выше 1087° C).
133
2.	PbSO4 + 4HC1 (кони) = HJPbCU] + HjSO4.
3.	PbSO4 + H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)w,
Pb(HSO4)j<p) = PbSO4l + H2SO4	(разбавление водой).
4.	2PbSO4 + 2HNO3 (конц., гор.) = Pb(NO3)2 + Pb(HSO4)2.
5.	2PbSO4 + 2NaOH (разб.) = PbjSOXOHhJ- + Na2SO4	(кнп.),
PbSO4 + 4NaOH (конц.) = Naj(Pb(OH)4] + Na2SO4.
6.	PbSO4 + 2KI (разб.) = Pbljl + K2SO4,
PbSO4 + KzCrO4 = РЬСгОД K2SO4, PbSO4 + NajS = PbSl + Na2SO4.
7.	PbSO4 + Na^Oj (конц.) = PbCOjI + Na2SO4	(10—12° C).
8.	PbSO4 + 4H2 = PbS + 4HjO	(500—600° Q,
PbSO4 + 2C (кокс) = PbS + 2CO2	(550-650e C).
9.	PbSO4 + PbS = 2Pb + 2S0j	(800—1000° C).
10.	PbSO4 (влажн.) + Zn (пластина) = Pbl (губка) + ZnSO4.
266.	PbCh — ХЛОРИД СВИНЦАЦ!)
Котуннит. Белый, плавится и кипит без разложения, термически устойчивый.
Плохо растворяется в воде, еще меньше — в разбавленных хлороводородной
и азотной кислотах. Кристаллогидратов не образует. Разлагается водяным
паром, концентрированными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Окис-
ляется хлором, восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена н
комплексообразования. Получение см. 258s, 259s, 262s, 263s.
А/, = 278,11;	rf=5,85; rM = 501°C;
r„„ = 950° С; к, = 0,978(2О), 2,62(М).
1.	РЬС12 (насыщ.) + 2HjO = [Pb(HjO)jCl2] <=2 [Pb(HzO)zCl]* + СГ,
[Pb(HjO)jCl]+ + HjO 4=2 (Pb(HjO)j],+ + СГ; рК„ = 1,62.
2.	РЬС12 + НгО (пар) = PbCl(OH) + НС1	(50° С),
2РЬС1(ОН) = РЬО + РЬС|2 + HjO	(аыше 140° С).
3.	PbClj + 2НС1 (конц.) = Нг{РЬС14](р)	(комн., примесь HfPbClj]),
Н2[РЬСЦ](р) = PbClj + 2НС1	(кнп.).
4.	РЬС12 + H2SO4 (кони., гор.) = PbSO4l + 2НС1Т.
5.	РЬС12 + 2NaOH (разб.) = Pb(OH) J + 2NaCl,
PbClj + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaCl.
6.	PbCh + NH3 HjO (разб.) = PbCl(OH)l + NH4C1.
7.	PbClj + H2 = Pb + 2HC1	(300 -350° C).
8.	PbCl2 + 2KI (разб.) = Pbl2l + 2KC1,
PbCl2 + H2S (насыщ.) = PbSJ- + 2HC1,
PbClj + K2CrO4 = PbCrO4J. + 2KC1.
9.	2PbCl2 + NajCOj (разб.) + 2NaOH (разб.) = PbjCOj(OH)jl + 4NaCl.
10.	PbCl2 + 4Na2SOjS (конц., хол.) = Na*(Pb(SOjS)4] + 2NaCl.
134
11.	PbClj + Ch + 2HC1 (конц.) = H2[PbCl6](p),
HilPbCkh) = РЬОцжА + 2HCI
12.	PbClj + Ch + 2MCI = MjfPbCk]
(0е С. в 96%-й H2SO4).
(M = K+,NHJ; в конц. HC1).
267.	PbCU — ХЛОРИД СВИНЦА(1У)
Желтая жидкость, на холоду замерзает. Термически неустойчив, чувствителен
к свету. При стоянии постепенно разлагается, устойчив под слоем концентри-
рованной серной кислоты на холоду. Реагирует с водой, концентрированной
хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см. 266й.
Л/, = 349,01;	</=3,1 в®”;	tm = -7° С.
1.	PbCU = PbCh + Ch	(30— 100е С).
2.	PbCU + 2Н2О = РЬО24-+ 4HCI.
3.	PbCU + 2НС1 (конц.) = HJPbCUkp)	(комн.),
HrfPbCldo» + 2MCI = М2[РЬС16]4- + 2HCI	(0° С; M = К+, NHJ),
H^PbCl«](p) ——* PbChi + CI2t + 2HC1 (разбавление водой, кип.),
HifPbCUkp)	Pb; (катод) + (анод) + 2НС1.
4.	PbCU + 4NaOH (разб.) = PbOji + 4NaCl + 2Н2О,
PbCU + 6NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)s] + 4NaCl.
5.	PbCU<«) + 2MCI = М2[РЬС16]	(M = K+, NHJ)
268.	Pbh — ИОДИД СВИНЦА(И)
Желтый, при нагревании становится вначале красным, затем бурым. Во влаж-
ном состоянии чувствителен к свету н О2 воздуха. Из раствора, содержащего
нодоводород, кристаллизуется H[PbIj] • 5HjO. Плохо растворяется в воде, раз-
бавленных кислотах. Разлагается концентрированными кислотами и щелоча-
ми. Получение см. 258’, 264*, 266*, 270’.
М,= 367,14; </ = 6,16; 6™ = 402° С; к, = 0,076(И), 0,3<!to>.
1.	Pbh	—>Pb + h	(на свету).
2.	4PbIj + 5H2SO< (конц., гор.) = 4PbSO44- + 412l + H2St + 4H2O,
3Pbh + 8HNOj (30%-я) = 3Pb(NOj)j + 3I24- + 2NOt + 4HjO (кип.).
3.	Pblj + 4NaOH (конц.) = Na2[Pb(OH)4] + 2NaI.
4.	2Pbh (влажн.) + O2 ——» 2PbO + 2h	(на свету).
5.	Pbl2 + Na2S = PbSl + 2NaI.
6.	Pbh + MI (конц.) = M(Pbh]o»	(M = H, Na, К; примесь M2(PbI4J),
M[Pbh]<p) = MI + PbhX	(разбавление водой).
13S
269.	PbS —СУЛЬФИД СВИНЦА(П)
Черный с коричневым или серым оттенком, кристаллический или аморфный.
При нагревании частично возгоняется, плавится без разложения. Имеет об-
ласть гомогенности PbSi+.t (0 < х S 0,005; галенит). Не растворяется в воде.
Не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кислотами, кисло-
родом, пероксидом водорода. Восстанавливается водородом. Получение см.
2587, 2637.
Мг = 239,27; d = 7,1 (аморфи.), 7,58; /пл = 1077° С; рПР25 = 28,06.
1.	PbS + 4НС1 (конц.) = HitPbCU] + H2St.	
2.	PbS + 2H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2 + H2St	(коми.),
	PbS + 4H2SO4 (коиц.) = PbSO44- + 4SO2t + 4H2O	(кип.).
3.	3PbS + 8HNO3 (разб.) = 3PbSO44- + 8NOt + 4H2O	(кип.).
4.	PbS + 2O2 —*—► PbSO4	(300 - 400° С),
	2PbS + 3O2 = 2PbO = 2SO2	(1200° С).
5.	3PbS + 4Oj = 3PbSO4	(комн.).
6.	PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O	(комн.).
7.	PbS + 2PbO = 3Pb + SO2	(800—900° С).
8.	PbS + H2 = Pb + H2S	(400—600° С).
270. К|РЫз| — ТРИИОДОПЛЮМБАТ(П) КАЛИЯ
Светло-желтый (почти белый). Устойчив в разбавленном растворе в присутст-
вии избытка иодид-ионов, в чистой воде быстро разлагается. Не реагирует с
гидратом аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и щелочами.
Получение см. 264*, 268*.
М, = 627,01;	</ = 4,21; tm = 349° С (разл.).
I.	K[PbI3J —KI + РЬ + 12
2.	К[РЫ3] 2Н2О = K[Pbh] + 2Н2О
3.	K[Pbh] + 6Н2О = [К(Н2ОМ+ + [РЫзГ
К.[РЫз](р) = KI + Pbl2i
(выше 349° С).
(30—97° С, вак).
(в разб. KI),
(разбавление водой),
KfPbljJtp, + KI (коиц.) «=► KJPbl^p).
4.	8К[РЫз] + 15H2SO4 (конц., гор.) = 8PbSO4J- + 12124- + 3H2St + 12Н2О +
+ 4K2SO4
5.	2К[РЫз] + 8HNO3 (30%-я) = 2Pb(NO3)2 + 3I2i + 2NOT + 4Н2О +
+ 2KNO3	(кип.).
6.	К[РЫз] + 4КОН (коиц.) = Кг[РЬ(ОН)4] + 3KI.
7.	К[РЫз] + K2S = PbSJ- + 3KI.
271. Na2(Pb(OH)6| — ГЕКСАГИДРОКСОПЛЮМБАТ(1У) НАТРИЯ
Белый, гигроскопичный, при умеренном нагревании разлагается. Устойчив в
растворе в присутствии избытка гидроксид-иоиов, разлагается при разбавле-
136
нии и при стоянии. Реагирует с кислотами. Окислитель. Получение см. 2591г,
260s, 261s.
Л/г = 355,22;	</=3,975.
1.	Na2[Pb(OH)«] = Na2PbO3 (желт.) + ЗН2О	(300° С, вак ),
2Na2[Pb(OH)6] = 2РЬО + О2 + 4NaOH + 4Н2О	(« 700° С).
2.	Na2[Pb(OH)«](p) = 2NaOH + PbO2l + 2НгО	(разбавление водой),
2Na2[Pb(OH)6](p) —*-> 2Na2[Pb(OH)4] + О2Т + 2Н2О.
3.	Na2[Pb(OH)6] + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + PbO2i + 4Н2О,
Na2[Pb(OH)«] + 6HCI (коиц.) = PbChl + С12Т + 2NaCl + 6Н2О (кип.).
4.	3Na2[Pb(OH)«] + 2Na3[Cr(OH)«] = 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 + 2NaOH +
+ 8H2O.
5.	Na2[Pb(OH)6] + 2Pb(OH)2 = (Pb?Pblv)O44- + 2NaOH + 4НгО (кип).
ЭЛЕМЕНТЫ VA-ГРУППЫ
АЗОТ
272. N2 —ДИАЗОТ
Неметалл. Бесцветный газ, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие
от жидкого кислорода), кипит при более низкой температуре, чем жидкий
кислород. В твердом состоянии белый. Составная часть воздуха, содержание
N2 равно 78,09% (об.) или 75,51% (масс.) [Л/г (воздух) = 28,966; р (воздух) =
= 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (хуже, чем кислород), хорошо
растворяется в жидком диоксиде серы. В обычных условиях химически пассив-
ный; не реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака, галогенами,
серой. В незначительной степени реагирует с Н2 и О2 при действии электричес-
кого разряда. В присутствии влаги реагирует с литием при комнатной темпе-
ратуре. При нагревании реагирует с Mg, Са, А1 и другими металлами. В особых
условиях образуется одноатомный азот, который обладает высокой химичес-
кой активностью, при комнатной температуре реагирует с водородом, кисло-
родом, серой, фосфором, мышьяком, ртутью и др. Природный азот состоит из
изотопа i4N (с примесью ISN). Получение в промышленности — фракционная
дистилляция жидкого воздуха при глубоком охлаждении, в лаборатории — см.
279б, 283е, 2941, 304", 395|Л, 7621.
Мг = 28,014; </(т) = 0,8792;	= 0.808196;
р = 1,25056 г/л (н.у.); tm = -210,0° С; tm = -195,802° С;
v4 = 2,35<0), 1,54<2О), 0,96<м).
1. N2<=r> 2N0
2. N2 + 3H2<=> 2NH3
N2 + 3H2 = 2NH3
(вак., электрич. разряд)
(комн., электрич. разряд; почти не идет):
(500° С, р, кат. Fe, Pt)
137
3. Nj + Hj 4=} NjH 2(r)
ДИИМИН
(1000е C).
4. Nj + O2 £=? 2NO
(комн., электрич. разряд, почти не идет),
Nj + О2 = 2NO
5. 2Nj(«) + 3Oj(*)= NjOjJ'
6. Nj + 3Fj = 2NFj
(2000е С, кат. Pt/MnOj)-
(электрич. разряд),
(электрич. разряд).
7.	Nj + 2С (графит) <=? CjNj	(электрич. разряд).
8.	Nj (влажн.) + 6Li = 2LijN	(комн.),
Nj + 6Na = 2NajN	(100* С, электрич. разряд).
9.	Nj + 3Mg = MgjNj	(на воздухе, 780—800° С).
10.	Nj + 2А1 (порошок) = 2A1N	(800—1200° С).
11.	Nj + 3LiH = LijN + NHj	(500—600° С).
12.	Nj + CaCj = Ca(CN)i	(300-350° Q,
Nj + CaCj = CaCNj + С (графит)	[1000—1150° C).
13.	Nj + 5HC1 (конц.) + 4[Cr(HjO)4Cl2] = NjHjCl + 4[Cr(H2O)4Cli]Cl,
2Nj + HjSCh (конц.) + 4HjO + 4VSO4 = (N2H5)jSO4 + 4(VO)SO4 (кнп.).
14.	Nj + 8HC1 (конц.) + 6(Ti(H2O)*]Cl3 = 2NH4C1 + 6(Ti(HjO)2CUJ + 24HjO.
273. NHj — АММИАК
Бесцветный газ, при комнатной температуре под избыточным давлением сжи-
жается; жидкий аммиак — бесцветный, твердый аммиак — белый. Хорошо
растворяется в воде, образует гидрат NHj  HjO, раствор имеет слабощелоч-
ную среду. Разбавленные растворы аммиака (3— 10%-й NHj) называют наша-
тырным спиртом, концентрированные растворы (18,5—25%-й NHj)— амми-
ачной водой. Весьма реакционноспособен, склонен к реакциям присоединения.
Сгорает в кислороде, реагируете кислотами, металлами, галогенами, оксидами
и галогенидами. Качественная реакция — почернение бумажки, смоченной
раствором Hgj(NOj)j (образование ртути). Осушают аммиак оксидом кальция.
Жидкий аммиак — оенбвный протонный растворитель; хорошо растворяет
серу, галогениды (кроме фторидов) и нитраты щелочных металлов, галогениды
аммония, перманганат калия; плохо растворяет неорганические фториды, суль-
фаты, карбонаты. Получение см. 31 , 2722, 2751, 2834.
М, = 17,03;	= 0,6814(-,S); р = 0,7708 г/л (и. у.);
/пл = -77,75° С;	= -33,4° С; к, = 87,5<0‘, 52,6(М), 15,4<в0>.
1. 2NH4z=+ NjH4 + Н2
(комн., УФ-облучение),
2NH3<—> Nj + ЗН}
(1200-1300° C).
2.	NHXr) + Н2О<Г=+ NHj HjO(px=^ NH4 + OH".
3.	NHj + НС1{Г) =NH4C1(T).
4.	NHj + H2SO4 = NH4HSO4, 2NHj + H2SO4 = (NH4)jSO4.
138
5.	NHj + HjS = NH«HS 2NHX«) + H2S = (NH<)jS	(0° С, в эфире), (-М)° С)
6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31. 32.	4NH2 + 30: = 2N2 + 6H2O	(сгорание). Промышленный способ получения азотной кислоты: a)	4NH3 + 50: = 4NO + 6Н2О	(800° С, кат. Pt/Rh), б)	2NO + О2 = 2NO:	(комн). в)	4NO2 + О2 + 2Н2О (разб. HNO3, гор.) = 4HNOj (конц).	
	ХГЧПз	+ tljCJ	(КОМН J. 4NHj + 3F2 = NFj + 3NH«F	(130—140° С, в атмосфере N2). 2NHj + Cl2 = NH2C1 + NH<C1	(комн., в атмосфере N2). 8NH3 + 3C12 = N2 + 6NH4CI	(сгорание). 3NHX»> +	[5(МНз)з]°	(-40° С, примесь S4N4). I6NH3 + 4S + 6C12 = S4N4 + 12NH4C1	(30—50° С, в жидк. CCU). 4NHj + 3OF2 = 3H2O + 6HF + 2N2	(200° C). NHxo + H2O + СОцг) = NH4HCO3	(комн , p). 2NH3 + CO: = NH4(NH2COO)	(коми.) 2NH3 + CO: = C(NH:):O + H2O	(180—500° C, p). 2NH, + С (кокс) + Na2CO3 = 2NaCN + 3H2O	(800—900° C). NH3 + CO = HCN + H2O	(500—800° С, кат. AhOs/ThO:) 2NH3 + (CN)C1 = NH4CII + H2CN:	(в эфире). 2NH3 + 2Li = 2LiNH:+H:	(220° C), NHj + 2Li = Li2NH + H2	(400° C) 2NH3+2Na = 2NaNH: +H:	(350° C). 2N Нз + 3Mg = Mg3N 2 + 3H:	(600—850° C). 2NH3 + 2A1 = 2A1N + ЗН:	(выше 600° C). 2NH3 + 6MnO: = ЗМп:Оз + N: + 3H2O	(500—600°	C). 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O	(500—550°	C) 4NHj(M) + Na = [Na(NH3)4]° (сии.)	[-40° C] [Na(NHj)4]° + nNHx>(M=? [Na(NH3)4]+ + e «NHj. 2NHX«) + 2Na = 2NaNH24. + H2T	(-40° С, кат. Fe) 4NHX«) + 2NH4CI + Mg = [Mg(NH3)61Cl2 + H:T	(-40° C) 2NH3(X) + Ca = Ca(NH2)2l + H2T	(-40° С, кат. Fe) 6NHxd + Ca = [Ca(NH3)« (е^цт) (желт.)	[комн ] 8NH3(X) + Cal2 = [СаОЧНз)в]121	(-40° С) 1 2NHXm> + AuCl = AuCl • 12NH3I	(-40° C) 6NHXr) + CuCl2 = [Cu(NHs)6]Cl:	(0° С, в этилацетате) 4NH3<r) + H2O + 2Hg:(NO3): = (Hg2N)NO3 H2Ol + 2Hgl + 3NH4NO3. 6N Нз<ж) + KE^ [КОЧНзЫ + Б’	(E = Cl, Br, I) NHM,)+ НСЮ44—» NH4 + CIO4, NH3(M)+HCN4=^ NHJ +CN-. 2NHx«h=?nh; + nh2; pk;”=2i,o.	
139
274. NDj — ТРИДЕЙТЕРИОАММИАК
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес-
ким свойствам аналогичен NHj. Получение см. 6й.
Мг = 20,05; t„ = -74,36° С; г«нп = -31,04° С.
275. NHj НгО —ГИДРАТ АММИАКА
Ранее неверно назывался гидроксидом аммония NH«OH (такое ионное соеди-
нение не существует). Белый, кристаллическая решетка—молекулярная. Из-
вестны также твердые гидраты 2NHj  НгО (Мг = 52,08; /пл = -78,2° С) и NHj-
• 2Н1О (Л/г = 53,06; /пл = -97° С). Присутствует в бесцветном растворе аммиака,
представляет собой межмолекулярное соединение с водородными связями
N - H—О. Разбавленные растворы (3—10%-й NHj, d = 0,982 + 0,958) называют
нашатырным спиртом (используются в медицине), концентрированные раство-
ры (18,5—25%-й NHj, d = 0,93 + 0,91) — аммиачной водой (выпускаются про-
мышленностью). Термически неустойчивый, при кипячении раствора выделя-
ется аммиак. Реакционноспособный, проявляет восстанбвительные свойства.
Слабое основание в растворе, нейтрализуется кислотами. Вступает в реакции
обмена и комплексообразования. Качественная реакция в растворе — образо-
вание бурого (коричневого) осадка с KJHgh] (следы NHj  НгО дают желтое
окрашивание раствора). Получение см. 273,28910.
Mr = 35,05; /пл = -77° С.
1.	NHj Н2О (разб.)«Г=? NHJ+ ОН'; рХо = 4,76.
2.	NHj • Н2О (конц.) = NHjf + Н2О	(кип. или добавление NaOH),
3.	NHj • Н2О + НЕ (разб.) = NH4E + Н2О	(Е = F, Cl, Вг, I),
NHj Н2О + 2HF (конц.) = NH4HF2) + Н2О.
4.	NHj Н2О + H2SO4 (КОНЦ., ХОЛ.) = NH4HSO4 + Н2О,
2(NHj • Н2О) + H2SO4 (разб., гор.) = (NH4)2SO4 + Н2О.
5.	NHj • НгО + HNOj (разб.) = NH4NOj + HjO.
6.	NHj Н2О(разб.) + HjPO4 (конц.) = NH4(H2PO4) + H2O,
2(NHj H2O) (разб] + HjPO4 (разб.) = (NH4)2HPO4 + 2НгО.
7.	NH3 НгО (разб.) + ЕОг = NH4HEO3	(Е = С, S),
2(NHj  НгО) [конц.] + ЕОг = (NH4)2EOj + HjO	(комн.).
8.	NHj НгО(конц) + H2S (насыщ.) = NH4HS + Н2О.
9.	NHj НгО + CHjCOOH (конц.) = NH4(CHjCOO) + НгО.
10.	4(NHj НгО) + 4S = (NH4)2SOjS + 2NH4HS + H2O.
11.	NHj НгО (rop.) + CO = NH4(HCOO).
12.	2(NHj • H2O) + CSj = NH4NCS + HjST + 2HjO	(110° C,p).
13.	3(NHj H2O) [конц., хол.] + AlClj = A1(OH)S4- + 3NH4C1,
3(NHj H2O) [конц., гор ] + AlClj = AlO(OH)i +3NH4C1 + H2O.
14.	6(NH3 НгО) + (л - 3)НгО + Fe2(SO4)j = Fe2Oj иНгО1 + 3(NH4)2SO4.
140
15.	NH3 H2O + NaClO (разб.) = NH2C1T + NaOH + H2O (до 25° С, вак.),
2(NHj H2O) + NaClO (конц.) = N2H4 H2O + NaCl + 3H2O (кип ).
16.	8(NHj H2O) [конц.] + 3Br2 = N2T + 8H2O + 6NH4Br	(40—50° C).
17.	2(NH3 H2O) [конц.] + 2KMnO4 = 2MnO24- + N2T + 2K.OH + 4H2O,
2(NH3 H2O) [конц ] + К2Сг2О7(т> = 2Cr(OH)34- + N2T + 2KOH +
+ H2O	(кип)
18.	2(NH3 • H2O) [конц.] + AgCl(T) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O,
4(NH3 • H2O) [конц.] + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O.
19.	4(NH3 H2O) [конц ] + Ba[PtCl4] = [Pt(NH3)4]Cl2 + BaCl2 + 4H2O,
2(NH3 • H2O) [конц.] + BafPtCk] = i<uc-[Pt(NH3)2Cl4] + BaCl2 + 2H2O.
20.	4(NH3 H2O) + 2K2[HgI4] = (Hg2N)I H2O-l + 4KI + 3NH4I + 3H2O.
276.	(NH4hCO3 — КАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, при хранении разлагается уже при комнатной температуре, в раство-
ре более устойчив к нагреванию. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону), образует сильнощелочной раствор. Кристаллогидратов не имеет.
Разлагается горячей водой, кислотами, концентрированными щелочами
Вступает в реакции обмена и комплексообразования. Получение см. 2757.
277 .
Л/г = 96,09;	*,= 100(|5).
I.	(NH4)2CO3 —NH4(NH2COO) + НгО
(NH4)2CO3 —» NH4HCO3 + NH3
(NH4)2CO3 = СО2 + Н2О + 2NH3
2.	(NH4)2CO3 (разб.) =2NHJ+СО3',
СО^ + Н2О<=> HCOj + ОН”; рЯ0 = 3,67.
3.	(NH4)2CO3 (насыщ.) = 2NH3T + СО2Т + НгО
4.	(NH4)2CO3 + 2НС1 (разб.) = 2NH4C1 + CO2t + H2O.
5.	(NH4)2CO3 (насыщ.) + H2O + CO2 = 2NH4HCO3
6.	(NH4)2CO3 + 2NaOH (конц.) = Na2CO3 + 2(NH3 • H2O).
7.	(NH4)2CO3 + CaCl2 = CaCOs-L + 2NH4C1.
(комн),
(30° C),
(58° C).
(выше 70° C).
(комн).
8 3(NH4)2COj + Bi2O3 —Bi2CO3(OH)4l + 6NH3T + 2CO2T +
+ НгО	(кип.).
9. (NH4)2CO3 (коиц.) + BeCO3 = (NH4)2[Be(CO3)2J.
277.	NH4HCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый (особенно во влажном состоянии), разлага-
ется полностью при слабом нагревании. Хорошо растворяется в холодной воде
(слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается
горячей водой, кислотами, щелочами. Вступает в реакции обмена Получение
см. 273 3, 2761’5.
141
Л/г = 79,06; d = 1,58; tm = 106° С (p); *, = 21,7<M).
1.	NH4HCOJ = NHs + HjO + CCh
2.	NH4HCO3 (разб.) = NH : + HCO J ,
HCO j + HiO<ZT* HiCOj/b OH'; pAo = 7,63.
3.	NH4HCO1 (насыщ.) = NHjt + COit + HiO
4.	NH4HCO3 + HC1 (разб.) = NH4CI + COit + HiO.
5.	NH4HCOJ + 2NaOH (конц.) = NajCOj + NHj HiO + HiO.
6.	NH4HCO1 (конц.) + NHXr) = (NH4)jCOj
7.	NH4HCO3 (насыщ.) + NaCl (насыщ.) = NaHCOjI + NH4CI,
NH4HCO} + Bad] = BaCOjI + NH4CI + HClt
(36—70® C).
(50—60® C).
(20’C,p).
(кнп.).
278.	NHxNOj — НИТРАТ АММОНИЯ
Аммонийная селитра. Белый, гигроскопичный, термически неустойчивый
(примесь NH<C1 понижает температуру разложения, примеси NH,F и NHaBt —
повышают). Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиз
по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированны-
ми щелочами. Слабый окислитель н восстановитель. Получение см. 275s, 305*.
Мт = 80,03; </=1,72; Г™ =169,6® С; к, = 192,(/“», ЗвО.О*80’.
1.	NH«NOj = NiO + 2Н]О
2NH<NOj = Nj + 2NO + 4HiO
2NH«NOj = 2Ni + Oi + 4HiO
2.	NH«NOj (разб.) = NH J + NO 3 ,
(190—245® C),
(250—300® C),
(выше 300® C).
NH J + 2HiO<=Z? NHj HiO + HjO*; pX, = 9,24.
3.	NH^NOj + NaOH (конц.) = NaNOj + NHj HjO.
4.	NH4NO3 + 2H° (Zn, разб. HC1) = NH4NO2 + HjO	(комн ),
NH^NOj + 8H° (Al, конц. NaOH) = 2NHjt + ЗНгО	(кип.).
5.	6NH4NO1 + 3MnOi —I—>• 3Mn(NOj)i + Ni + 4NHj + 6HiO (до 175® C).
279.	(NHO1SO4—СУЛЬФАТ АММОНИЯ
Масканьит. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Всвтшет в реакции
обмена. Окисляется перманганатом калия. Получение см. 273,275*, 2801.
Mr = 132,14; d = 1,769;	к, = 75,4(М), 94,1(М).
1.	(NH4)iSO4 = NH4HSO4 + NHj	(235—357® С).
2.	(NH4)iSO4 (разб.) =2NH 4 + SO Г	(pH < 7, см. 278s).
3.	(NH4)iSO4(t) + H1SO4 (конц.) = 2NH4HSO4.
4.	(NH4)iSO4 + 2NaOH (конц.) = NajSO4 + 2NHjt + 2HiO	(кип.).
5.	(NH4)iSO4 + BaCh = BaSO44- + 2NH4CI.
142
6.	(NH4)2SO4 + 2KMnO4 = 2MnO2l + N2? + 4H2O (кип., в разб. KOH),
(NH4)2SO4 + КгСгЛ = N2 + Cr2O2 + K2SO4 + 4H2O (250—350° C).
7.	(NH4)2SO4 (насыщ.) + H2SO4 ^лап?°-лю-^ H2T (катод) +
+ (МН4)252Об(О2)[аиод]	(0— 10’ С).
280.	NHaHSOa — ГИДРОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится и кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разла-
гается. Термически устойчивее, чем (NH4)2SO4. Хорошо растворяется в воде,
создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO 4 и обратимого
гидролиза по катиону. Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется гидра-
том аммиака. Получение см. 2734, 2754, 2793, 42 г.
Л/г» 115,11; d = 1,78;	t„, = 251°C;
= 490° С; к, = 100(|,-25).
1.	NH4HSO4 = NHj + SOj + Н2О	(выше 500° С, примеси SO2, О2)
2NH4HSO4 = (NH4)2S2O7 + НгО	(370-420° С, вак.)
2.	NH4HSO4 (разб.) = NH1 + HSO i, HSO i + Н2О = SO Г + Н3О+,
NHJ + 2H2O«ZZ* NHj H2O + HjO+; pX, = 9,24.
3.	NH4HSO4 + NHj H2O (конц.) = (NH4)2SO4 + H2O.
4.	2НН4НБО4(насыщ.)	HjT (катод) + (NH4)2S2O6(O2)[aHou]
(0—10° C).
281.	NH^ —ФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в
воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кон-
центрированными кислотами, щелочами. Получение см. 2751.
Мг = 37,04; d = 1,009; к, = 82,6(М), 117,6(М).
1.	2NH4F = NHj + NH4(HF2)	[выше 168’ С].
2.	NH4F (разб.) = NH J + F	(pH < 7, см. 2782).
3.	NH4F + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + HFt
4.	NH4F + NaOH (конц.) = NHjT + NaF + HjO	(кип.),
2NH4F + Ca(OH)2 (насыщ.) = 2(NHj H2O) + CaFj.
5.	NH4F + HF (коиц.) = NH4(HF2).
281 NH^Fj) — ГИДРОДИФТОРИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева-
нии разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет
протолиза HF. Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентрирован-
143
ными кислотами, нейтрализуется щелочами. Не реагирует с гидратом аммиака.
Получение см. 2753, 281'Л
Мт = 57,04; d = 1,50; 1пл = 126,2° С; к, = 60,15<2О), 292,7(8О).
1.	NH4(HF2) = NHj + 2HF	(выше 238° С).
2.	NH4(HF2) (разб.) = NH 4 + HF 2 ,
HF2^z=* HF + Г; рКс = 0,6,
HF + Н2О<=^У + Н3О+; рК, = 3,18.
3.	NH4(HF2) + H2SO4 (конц.) = NH4HSO4 + 2HFt.
4.	NH4(HF2) + 2NaOH (конц.) = NHjT + 2NaF + 2H2O	(кип ),
NH4(HF2) + Ca(OH)2 (насыщ.) = NHj  НгО + H2O + CaF24.
283.	NH4CI — ХЛОРИД АММОНИЯ
Нашатырь. Белый, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо растворяет-
ся в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Разлага-
ется концентрированной серной кислотой и щелочами, реагирует с хлором,
типичными металлами, оксидами и нитритами металлов. Получение см. 2733,
2753, 290".
Мг = 53,49; d = 1,527;	= 400° С (р); к, = 37,2(2О), 65,6(80).
1.	NH4C1 = NHj + НС1	(выше 337,8° С).
2.	NH4C1 (разб.) = NH J + СГ	(pH < 7, см. 2782).
3.	2NH4C1<t) + H2SO4 (конц.) = (NH4)2SO4 + 2НС1Т	(кип.).
4.	NH4C1 + NaOH (насыщ., гор.) = NaCl + NHjt + Н2О,
2NH4C1<T) + Са(ОН)к.) = 2NHj + СаС12 +	2Н2О	(200°	С).
5.	NH4C1 (насыщ.) + ЗС12 = C13NT + 4НС1	(60—70°	С).
6.	2NH4C1 (конц., гор.) + Mg = MgCl2 + Н2Т + 2NHjT.
7.	2NH4C1 + 4CuO = N2 + 4H2O + CuCl2 + 3Cu	(300°	C),
2NH4C1 + FeO = FeCl2 + 2NHj + H2O	(500—700°	C).
8.	NH4C1 (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2T + KCI + 2H2O	(кип.).
9.	NH4C1 + Na(Hg)(M> = NaCl + NH4(Hg)i (возможно, NHje’)>
2NH 4(Hg)<T) —-—> 2NHj + H2 + Hg(M)	(комн., т » 5 мин).
284.	NHiBr — БРОМИД АММОНИЯ
Белый, при нагревании сублимируется и разлагается. Устойчив на свету и на
воздухе (при полном отсутствии примесей). Хорошо растворяется в воде (гид-
ролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует с концентриро-
ванной серной кислотой, щелочами, магнием, нитритами щелочных металлов.
Слабый восстановитель. Получение см. 2753'16.
Mr = 97,94; d = 2,429; к, = 74,2(2О); 119,3<8О>.
144
1.	NH4Br = NH3 + HBr	(выше 394° C).
2.	NH4Br (разб.) = NHJ + Br	(pH < 7, cm. 2782).
3.	2NH4Br(T) + H2SO4 (30%-я, гор.) = (NH4)2SO4 + 2HBrt,
2NH4Br(T) + 3H2SO4 (> 50%-я, гор.) = 2NH4HSO4 + Br2 + SO2T + 2H2O.
4.	NH4Br + NaOH (насыщ., гор.) = NaBr + NH3T + H2O,
NH4Br(T) + Са(ОН)г(Т) = 2NH3 + CaBr2 + 2H2O	(200° C)'.
5.	2NH4Br (конц., гор.) + Mg = MgBr2 + H2T + 2NH3T.
6.	NH4Br (насыщ.) + KNO2 (насыщ.) = N2? + KBr + 2H2O	(кип.).
285.	NH4I — ИОДИД АММОНИЯ
Белый, гигроскопичный, летучий, термически малоустойчивый. Хорошо рас-
творяется в воде (гидролиз по катиону). Кристаллогидратов не образует. При
хранении твердый NH4I и его водный раствор желтеют вследствие разложения.
Разлагается концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, реа-
гирует с иодом, типичными окислителями. Получение см. 2753, 27610.
М, = 144,94; 4 = 2,514; к, = 172,Зро), 228,8(80’.
1.	NH4I - NH3 + HI	(выше 404,7° С).
2.	NH4I (разб.) =NHJ + Г	(pH < 7, см. 2782).
3.	8NH4I(t) + 9H2SO4 (конц.) = 412i + H2ST + 4Н2О + 8NH4HSO4 (30—50° С),
2NH4I(t) + 4HNO3(kohh.) = I2i + 2NO2T + 2H2O + 2NH4NO3 (кип).
4.	NH4I + NaOH (насыщ., гор.) = Nal + NH3T + H2O.
5.	5NH4I + 2H2O + O2 ——» 4(NH3 • H2O) + I2i + NH4[I(I)2]
(комн., на свету).
6.	NH.Icp, + I2(T) = NHMIhb).
7.	10NHJ + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I24- + 2MnSO4 + 8H2O + 5(NH4)2SO4 +
+ K2SO4.
286.	NH4HS — ГИДРОСУЛЬФИД АММОНИЯ
Белый, плавится только под избыточным давлением. Весьма летучий, терми-
чески неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворяется в воде
(гидролиз по аниону), раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами,
присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется [средняя соль (NH4)2S не
существует в растворе]. Получение см. 2735, 275*10.
Мт = 51,11; rf=l,17; tm = 120° С (р).
1	NH4HS = NH3 + H2S	(выше 20° С).
2.	NH4HS (разб.) = NHJ+ HS’,
HS’ + H2O^ H2S + OH’; p/fo = 7,02.
3.	NH4HS + HC1 (разб.) = NH4C1 + H2St.
4.	NH4HS + 3HNO3 (конц.) = S4- + 2NO2T + NH4NO3 + 2H2O.
145
5.	NHJlScp)	S (коллоид), (NH4)2(Sb), (NH4)2SO3S.
6.	NH«HS (насыщ.) + NH3 HjO (конц.) + (л - 1)S = (NH4)i(Sb) +
+ HjO	(до 10° C).
7.	2NH4HS (гор.) + 4NH<HSOj (гор.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O.
8.	2NH4HS (насыщ. HiS) + 2CuSO< = (NH4)iSO4 + H2SO4 + 2CuSi,
NH4HS + 7(NH3 H2O) + 2CuSO4 = CuS-l + [Cu(NH3)4] (OH)2 +
+ 2(NH4)3SO4 + 5H2O.
9.	3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S3 = 2(NH4)2[AsS3] + ЗН2О,
3NH4HS + 3(NH3 H2O) + As2S5 = 2(NH4h(AsS4] + ЗН2О.
287.	(NH4)2(S.) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2~) АММОНИЯ
Смесь (NH<)j(S,) [n = 4, 5, 9 и др.] окрашена в оранжево-желтый цвет, гпл "
« 95° С (р), при умеренном нагревании разлагается. В растворе смесь (NH4)2(S«)
имеет окраску от желтой до красной. На воздухе раствор мутнеет Хорошо
растворяется в разбавленном растворе аммиака, плохо — в концентрирован-
ном растворе (при комнатной температуре сохраняется под ним длительное
время без разложения). Разлагается кислотами. Обладает окислительным дей-
ствием. Получение см. 28б3,6
1.	(NH4)2(S.) = 2NH3 + H2S + (л - 1)S	(выше 120° С).
2.	(NH4)2(S.) [разб.] = 2NHJ + S*' ,
S*' + H2O4=* HS; + OH'; pKo = 7,70 (л = 4), pKo = 8,30 (л = 5).
3.	(NH4)2(S.) + 2HC1 (разб.) = 2NH4C1 + H2St + (n - 1 )S4.
4.	2(NH4h(S») + 2H2O (хол.) + O2 = nS (коллоид) + 4(NH3 • H2O) [на свету],
2(NH4)2(S.) [насыщ., гор ] + 3O2 = 2(NH4)2SO3S + (2л - 4)Si.
5.	(NH4)2(S.) + H2O + SO2 = (NH4hSO3S + H2St + (л — 2)Si	(комн.).
6.	(NH4)2(S.) + SnS2 = (NH4)2[SnS3] + (л - 1 )S4.
3(NH4)2(S.) + As2S3 = 2(NH4)3[AsS4] + (3л - 5)Si.
288.	N2H4 — ГИДРАЗИН
Диамин, диамид. Бесцветная жидкость; маслянистая, гигроскопичная.
Имеет строение H3N—NH3. Разлагается при умеренном нагревании. Неогра-
ниченно смешивается с жидким аммиаком, водой. В растворе образует гидрат
N2H4 - Н2О. Реагирует с кислотами, Ог воздуха, щелочными металлами. Силь-
ный восстановитель. Хорошо растворяет неорганические соли, например LiCl,
СаС12, NaNO3, NaCICU, Mg(ClO4)2. Получение см. 2731, 2891, 2901'5.
Mr = 32,05;	= 1,146; ^ж> = 1,012(,S);
Л» =1,4’С; 113,5° С.
1.	3N 2Н4 = 4N Н3 + N2	(выше 350° С),
N2H4 = N2 + 2Н2	(200—300° С, кат. Pt, Rh, Pd).
2.	N2H4 + Н2О = N2H4 H2O4=*N2H3 +ОН*.
146
3.	2N1H« + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4, N2H4 + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO4.
4.	N2H4 + HNOj (разб.) = N2H5NO3,
N2H4 + 2HNO3 (конц.) = N2H6(NOj)2	(примеси N2, HN3)
5.	N2H4 + HNO2 (конц.) = HN3 + 2H2O.
6.	N2H4 + O2 (воздух) = N2 + 2НгО	(сгорание.).
7.	3N2H4 + 6OF2 = N2 + 4NF3 + 6НгО	(250° C).
8.	N2H4 + 2(NaClO 5HjO) = 2NH2Clt + 4(NaOH НгО) + 4HjO
(до 25° С, вак.).
9.	N2H4 + гНгОдж) = N2t + 4HjO.
10.	2N2H4 + 2Na = H2t + 2Na(N2H3) [гидразид натрия].
11.	2N2H4(«)4=? N2H 5 + N2H 3; p/r}M) = 24,70.
2S9. №№ НЮ —ГИДРАТ ГИДРАЗИНА
Бесцветная жидкость, гигроскопичная, чувствительная к О2 воздуха. Неогра-
ниченно смешивается с водой (образуется слабощелочной раствор). Проявляет
оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстановитель, в щелоч-
ной среде реагирует медленно (реакции ускоряются ионами переходных метал-
лов). Слабый окислитель. Получение см. 27515, 288*.
М, = 50,06; d = КОЗг^; г„ = -51,7° С; г™ = 120,Г С.
1. N2H4 • НЮ = N2H4 + НгО	(100—140° С, в присутствии NaOH, ВаО).
2 N2H4 • НгО (разб.)<=? N2H1 + ОН"; рХо = 5,77;
N2Hj +H2O<=»N2H26+ + ОН"; рХо= 15,20.
3.	N2H, • НгО (конц.) + 2НС1 (конц.) = N2H6C124- + НгО	(комн.),
N2H4 НгО + НС1 (разб.) = NiHsCl + НгО.
4.	2(N2H4 • НгО) + H2SO4 (разб.) = (N2H5)2SO4 + 2HjO,
N2H4 • НгО + H2SO4 (конц.) = (N2H6)SO44- + НгО	(0° С).
5.	N2H4 • НгО + НХ (разб.) = N2HsX + НгО	(X = N5,ClOi).
6.	N2H4 • НгО + 2Ог (воздух) —N2t + 2НгОг + НгО.
7.	5(N2H4 -НгО) + 4КЕО3 = 5N2T +2Ег + 4КОН + 13НгО (E=Br, I),
5(NjH4 • НгО) + 2Ег —N2t + 5HjO + 4N2H5E (Е = Cl, Вт, I).
8.	ЫгН4 • НгО + 2НгОг (разб., гор.) = N2t + 5НгО	(кат. Na2MoO4),
N2H4 НгО + 4КОН (разб.) + 2К28гО«(Ог) —Х~> N2T + 4K2SO4 + 5НгО.
9.	N2H4 • НгО + 4Cu(OH)2 = 2СигО1 + N2t + 7HjO	(кип ),
3(N2H4 НгО) + 4КМпО4 —Х—> 3N2t + 4MnO2i + 4КОН + 7НгО.
10.	N2H4 НгО + НгО + 2Н° (Zn, конц. NaOH) = 2(NH3 НгО),
N2H< НгО + NaOH + ЗНгО + Na[Sn(OH)3] = 2(NH3 H2O) +
+ Наг[Бп(ОН)«].
147
290. NjHsCl —ХЛОРИД ГИДРАЗИНИЯ (1+)
Белый, низкоплавкий, термически неустойчивый. Чувствителен к Ог воздуха.
Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону). Реагирует с
концентрированной хлороводородной кислотой, щелочами. Сильный восста-
новитель, слабый окислитель. Получение см. 2893.
Л/г = 68,51; zM = 89°C; к, = 17^.
1. 2.	NjHsCl = NjH« + HC1 NjHsCl (разб). = N2Hj + СГ, NjHJ + 2HjO<=* N2H« • НгО + H3O+; pX« = 8,23.	(« 350° C).
3. 4.	N2HsC1<t) + HC1 (конц.) = NjHeClji NjH6Ch = NjHsCl + HC1 NjHsCl + NaOH (конц.) = NjH« • НгО + NaCl.	(комн.), (выше 198° С).
5. 6.	NjHsCl + NH3 = NjH« + NH«C1 NjHsCl + 2Oj (воздух) ——» N2 + 2НгОг + HC1.	(150—190° С).
7.	5N2HsC1 + 4KEO3 = 5N2T + 4KC1 + 12НгО + HC1 NjHsCl + 2Ej ——> Njt + 4HE + HC1	(Е = Br, I), (Е = Cl, Br, I).
8.	N2HsC1 + 3H2O2 (конц.) = NjOt + 5НгО + HC1	(кат. Na2MoO«).
9. NjHsCl + 4FeCl3 —Njt + 4FeCl2 + 5HC1,
N2HsC1 + 4AgNOj = 4Agi + N2t + 4HNOj + HC1.
10. 5N2HsC1 + 7HC1 (разб.) + 4КМпО« = 5N2t + 4MnCl2 + 16H2O + 5KC1.
11. NjHsCl + HC1 (разб.) + 2H°(Zn) = 2NH«C1,
NjHsCl + 4HC1 (конц.) + HfSnCb] = 2NH«C1 + HJSnCk].
291. NHjOH — ГИДРОКСИЛАМИН
Белый, весьма гигроскопичный, летучий, перегоняется в вакууме. Термически
неустойчив. Чувствителен к Ог воздуха. При комплексообразовании иногда
изомеризуется (М—NH2OH > М—ONHj). Хорршо растворяется в воде,
образует гидрат NH2OH • НгО (раствор слабощелочной). Частично разлагает-
ся в растворе (катализаторы — ионы переходных металлов, ингибитор SnO:).
Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислотами. Сильный восстанови-
тель, слабый окислитель. Жидкий NHjOH хорошо растворяет KI, KCN, NaCl,
NaNOj, NaOH. Получение см. 29210.
М, = 33,03; </=1,204; /„ = 32° С; /„„п = 58° С (вак.).
1.	3NH2OH - NHj + N2 + 3HjO	(выше 100° С).
2.	NH2OH + НЮ = NHjOH Н2О*=» NHjOH* + ОН ; рХо = 7,97.
3.	7NHjOH (конц.) = 3(NHj НгО) + N2t + N2OT + ЗН2О	(кат. Pt).
4.	NHjOH + НС1 (конц.) = (NH3OH)C1,
NH2OH + HC1O« (разб.) = (NH3OH)C1O4.
148
5.	NHzOH + H2SO4 (конц., хол.) = (NH3OH)HSO4,
2NH2OH+H2SO4 (разб.) = (NH3OH)2SO4.
6.	NH2OH (разб.) + HNO3 (разб.) = (NHjOH)NOj,
4NH2OH + 2HNOj (20%-я) = 3N2OT + 7H2O.
7.	NHzOH + HNOi = H2N2O2 + НгО,
NH2OH (конц.) + NaNOz + NaOH = NazNzOz + 2H3O.
8.	NH2OH + H2S (разб.) = NHj H2O + Si.
9.	NHzOH + NaOH (разб.) + O2 ——» NaNOz + 2H2O2	(комн ).
10.	2NH2OH + 2NO = N2OT + N2T + 3H2O.
II.	2NH2OH + 2KOH (разб.) + 12 —*-► N2t + 2KI + 4H2O.
12.	NHzOH + 2HZO + NaOH (разб.) + Na[Sn(OH)3] = NH3 H2O +
+ Naz[Sn(OH)(i].
13.	2NH2OH + 2Cu(OH)2 = Cu2OJ- + N2t + 5H2O	(кип ).
14.	NHzOH + 2H°(Zn, конц. NaOH) = NH3 • HzO.
15.	2NH2OH (разб.) + 2FeO(OH) = 2Fe(OH)24- + Nit + 2H2O.
16.	4NH2OH + PtCl2 = [Pt(—NH2OH)4]Ci2,
3NH1OH + L1CIO4 = [Li(—ONH3)3]C1O4.
292. (NH3OH)CI — ХЛОРИД ГИДРОКСИЛАМИНИЯ
Хлорид гидроксиламмония. Белый, термически неустойчивый. Хорошо рас-
творяется в воде (гидролиз по катиону). Реагирует с концентрированными
щелочами. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Получение см. 2914,2965.
М, = 69,49; d= 1,67; /пл = 159° С (разл.); к, = 83(17), 194(|ОО).
1.	4(NH3OH)C1 = 2NH4CI + N2O + ЗН2О + 2НС1	(выше 159° С)
2.	(NH3OH)C1 (разб.) = NH3OH+ + СГ.
NH3OH+ + 2Н2О4=> NH2OH Н2О + Н3О+; рАк = 6,03.
3.	2(NH3OH)C1 + 2HNO3 (20%-я) = N2Ot + 2HNO2 + 2НС1 + ЗН2О.
4.	(NH3OH)C1 + NaOH (конц.) = NH2OH H2O + NaCl.
5.	2(NH3OH)C1 + НСЮ (насыщ.) = N2t + 3HC1 + 3H2O.
6.	(NH3OH)Ci + H2O + SO2 = NH4CI + H2SO4.
7.	(NH3OH)C1 + 2HI (конц.) = NH4CI + I2J- + H2O.
8.	2(NH3OH)C1 (разб.) + 4FeCl3 = N2OT + 4FeCl2 + 6HC1 + H2O.
9.	3(NH3OH)C1 + Na3PO4 = (NH3OH)3PO4i + 3NaCI.
10.	(NH3OH)C1 + Na(CzHsO) = NH2OH + NaClJ- + C2H5OH (0° С, в этаноле),
(NH3OH)C1 + 3Na(C2H5O) + C2H5NOj = Na2N2O3 + NaCli +
+ 4C2H5OH	(кип.).
293. HNj — АЗИДОВОДОРОД
Азоимид. Бесцветная жидкость. Чрезвычайно взрывчатый. Перегоняется с
эфиром. Азид-ион N3 —линейный. Неограниченно смешивается с водой, сла-
149
бая кислота; раствор называется азидоводородной кислотой. Водные растворы
с массовой долей до 20% взрывобезопасны. При хранении раствор постепенно
разлагается. Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с кон-
центрированной азотной кислотой. Проявляет окислительно-восстановитель-
ные свойства. Смесь концентрированных HN3 и HCI по действию подобна
«царской водке» (переводит в раствор золото и платину). Получение см. 288s,
2944’ 302".
М, = 43,03; d = 1,13<2О); tm = -80° С; /,ип = +35,7° С.
1.	2HN3 = 3N2 + Н2	(выше 300° С).
2.	HN3 (разб.) + H2O<=Z* N 3 + Н3О+; ptf, = 4,72.
3.	2HN3 (конц.) + H2O —N2T + (NHjOH)Nj	(комн.).
4.	HN3 (коиц.) + 3HC1 (конц.) = NH4C1 + N2T + C12T	(кат. Pt).
5.	HNj (конц.) + 3HC1 (конц.)4=* 2C1° + N2T + NH4C1,
3HN3 (конц.) + 11HC1 (конц.) + 2Au = 2H[AuCU] + 2NH4C1 + 3N2t,
2HN3 (конц.) + 8HC1 (конц.) + Pt = H2[PtCU] + 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 + CO2T + НгО (M = Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NHJ).
10.	HN3 + NH3 H2O (10%-й) = NH4N3 + H2O.
11.	HN3 + 3H1 (конц.) = N2T + NH4I(I)2],
12.	4HN3 + 2Na = 2NaN3 + NH4N3 + N2t.
294. NaN3 — АЗИД НАТРИЯ
Белый, при нагревании выше температуры плавления разлагается без взрыва.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не
образует. Разлагается кислотами, реагирует с водородом, галогенами, нитри-
тами щелочных металлов. Проявляет окислительно-восстановительные свой-
ства. Вступает в реакции обмена. Получение см. 424’6, 293* ’.
М, = 65,01; d = 1,846; Гм • 200° С; к, = 4О,8(2О), 55,3(,00).
1.	2NaN3 = 2Na + 3N2	(250—300° С, вак.).
2.	NaN3 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + N 3,
N 3 + НгО^ГГ* HN3 + ОН*; ptf„ = 9,28.
3.	NaNxr, + НС1 (20%-я) = NaCl + HN3T	(комн.),
NaN3 + 4НС1 (конц.) = С12Т + NH4C1 + NaCl + N2T	(кат. Pt).
4.	NaN3 + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + HN3T	(до 10° С, вак.).
5.	NaN3 + H2 = NaNH2 + N2	(200° С, примесь NH3, кат. Pt).
6.	2NaN3 + 2F2 = N2F2 + 2N2 + 2NaF	(90° C).
130
7.	2NaN3 + H2SO4 (разб.) +h = 2HI + JNzt + NajSCh.
8	5NaN3 + NaNOj = 8N2 + 3Na2O	(350—400° С, вак.).
9.	NaN3 + H2SO4 (разб.) + NaNCh = N2T + N2OT + H2O + Na2SO4 (кип).
10.	NaNj + (NO)C1 = NaCl + N2 + N2O	(40—50° C).
11.	2NaNj + Pb(NOj)2 = Pb(N3)2i + 2NaNO3.
12.	NaNj + AgNOj = AgN3l + NaNO3.
13.	4NaN3 (коиц.) + CdCh = Na2[Cd(N3)4] + 2NaCl.
14.	NaN3 + H3O+ (катиоиит) = HN3 + Na+ (катионит) + H2O.
295.	N2O — ОКСИД ДИАЗОТА
«Веселящий газ», закись азота. Бесцветный газ, термически устойчивый. Плохо
растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется
клатрат N2O • 5,75Н2О. Малореакциониоспособный, не реагирует с разбавлен-
ными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании
реагирует с концентрированной серной кислотой, водородом, металлами, ам-
миаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. Слабый окислитель,
слабый восстановитель. Получение см. 31*, 52s, 278', 300'.
Мт = 44,01;	= 1,21^-, р = 1,9778 г/л (н. у.);
tm = -90,9° С; /,ип = -88,6° С; v, = 130,0<о), 62,9<20), 54,4<25).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2N2O = 2N2 + O2	(выше 500° С).
N2O + Н28О4(коиц., гор.) = 2NOT + SO2? + Н2О (кип. в атмосфере N2).
N2O + Н2 = N2 + Н2О	(150—200° C).
6N 2О + Р4 = Р4Об + 6N 2	(550—625° C),
2N2O + С (графит) = СО2 + 2N3	(450—600° C).
N2O + Mg = N2 + MgO	(500° C),
N2O + 2Cu = N2 + C112O	(500—600° C).
3N2O + 2NH3 = 4N2 +3H2O	(250° C).
N2O + HjO + SO2 —N2t + H2SO4.
N2O + 8НС1 (конц.) + Н2О + 2H[SnCl3] = 2(NH3OH)C1 + 2H2[SnCl6].
5N2O + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 10NOT + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
296.	NO — МОНООКСИД АЗОТА
Бесцветный газ, голубая жидкость. В твердом состоянии полностью димеризо-
ван (N2O2), в жидком состоянии — частично (« 25% N2O2), в газе — в очень
малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде.
Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиа-
ка. Мгновенно присоединяет кислород (полнее — на холоду). При нагревании
реагирует с галогенами и другими неметаллами, металлами, сильными окисли-
телями и восстановителями. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO2.
Вступает в реакции комплексообразования. Получение см. 2737, 303* 30412'*
тлА«.2°.31
151
М, = 30,01;	<^ж) = 1,269('|52>; р = 1,3402 г/л (н. у.);
tm = -163,6° С; = -151,7° С;
v, = 7,38(О), 4,7115 16 17 18 19 (20) 21 22, 2,70(liO).
1 2NO = Nz + Ог	(выше 700° С, кат. ВаО),
4NO(M) ——» NzO + NzO3.
2. 4NO + HzO ——» NzO+2HNO3	(практически не идет).
3. 4NO + 2NaOH(T) ——» 2NaNO2 + N2O + H2O	(комн.),
6NO + 4NaOH = 4NaNO2 + Nz + 2H2O	(350—400° С).
4. 2NO + 2Hz = Nz + 2H2O	(200° С).
5. 2NO + 3Hz + 2HC1 (разб.) = 2(NH3OH)C1	(40° С, кат. Pt/C),
NO + 5H°(Zn, конц. NaOH) = NH3  H2O.	
6. 2NO + Oz = 2NOz	(комн., очень быстро).
7. 4NO + 4H2SO4 (конц.) + O2 = 4(NO)HSO4 + 2H2O	(комн.).
8. NO + O3 = NOz + Oz	(комн.).
9. 2NO + Ijz = 2(NO)E	(на холоду; E = F, Cl, Br).	
10. 2NO + С (графит) = Nz + CO:	(400—500° С).
11. 10NO + 4P (красн.) = 5Nz + Р4Ою	(150—200° С).
12. NO + Na = Na++ NO"	(-50° С, в жидк. NH3).
нитрозид	
13. 2NO + 4Cu = Nz + 2CuzO	(500—600° С).
14. 2NO + 2HzS = Nz + 2H2O + 2S	(300—350° С).
15. 2NO + 2SO2 ——» Nz +2SO3	(комн., p),
2NO + HjO (гор.) + SOz = NzOT + H2SO4.
16. 2NO + NazSzO< + 2NaOH (разб.) = N2OT + 2NazSO3 + HzO.
17. 2NO + 4HzSO< (разб.) + 6CrSO4 = (NH3OH)2SO4 + 3Cr2(SO4)3.
18. 2NO + 14HC1 (конц.) + 4H[SnCl3] = NH4C1 + (NH3OH)C1 + 4Hz[SnCl6] +
+ HzO.
19. 2NO + HzO + 3HC1O = 2HNO3 + 3HC1,
2NO + 3HzSO< (конц.) + 2CrO3 = 2HNO3 + Cr2(SO4)3 + 2HzO.
20. 4NO + [Fe(CO)s] = [Fe(NO)4] (черн.) + 5CO	(44—45° C, p),
NO + 5HzO + FeSO4 —-—> [Fe(NO+)(HzO)5]SO4 (бур.)	[комн.].
21. NO + CuClz = (NO+)[CuClz]	(комн., в бутаноле-1).
22. Реакции смеси NO и NO2:
a) NO + NOz = N2O3	(-80° С);
б) NO + NOz + HzO (пар)<=± 2HNOz(r), NO + NOz + Н2О = 2HNOz(p);
в) NO + NOz + 2HzSO4 (безводн.) = 2(NO)HSO4I + H2O	(комн.);
г) NO + NOz + 2NaOH (хол.) = 2NaNO2 + H2O,
NO + NO2 + NazCO3 = 2NaNOz + CO2	(450—500° C);
д) NO + NOz + 2HC1O4 (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 )(NOj).
В газе имеет молекулярное строение ON—NO2. Проявляет кислотные свойства,
реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с
кислородом и озоном, окисляет металлы. Получение см. 272 , 296 , 2983.
Мг = 76,01;	^Ж)= 1,447®; г1И = -101°С.
1.	N2O3 = NO2 + NO	(5—100° С),
N2Oj(«h=Z± NO2 (раствор в N2O3) + NOt	(выше -40° С).
2.	N2O3 + Н2О (хол.) —I—> HNO2 [точнее, NO(OH) + N(H)O2],
3N2Oj + Н2О (гор.) = 2HNO3 + 4NOt,
N2Oj(r) + H2O (пар)< —? 2HNO2(r).
3.	N2O3 + 2NaOH (разб.) = 2NaNO2 + H2O.
4.	N2O3 + 2(NH3 • НгО) [разб.] = 2NH«NO2 + H2O.
5.	2N2O3 + Oi = 2N2O«	(-10° C)
6.	N2O3 + 3Cu = N2 + 3CuO	(600° C).
7.	N2O3 + 3H2SO< (безводн.)*^* 2NO+ + 3HSO7 + H3O+.
298. NO2 —ДИОКСИД АЗОТА
Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — красно-
бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O«. В жидком состоянии
димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной
воде (насыщенный раствор — ярко-зеленый), полностью реагирует с ней. Реа-
гирует со щелочами. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию метал-
лов. Весьма реакционноспособна смесь NO2 и NO (см. 296). Получение см. 2641
296®, 291s.
NO2: Мт - 46,01; р = 2,0527 г/л (н. у.).
NjO,: Л/г = 92,01; </(т)= 1,536; 4Ж) = 1,491(0); !„. = -! 1,2° С.
1.	2NOi(«) = N2O4(Mm=* NO+ + NO3
N2O4<rH=7 2NO2(r)
2.	NO2 = NO + O2
3.	4NOk«) + HiO (хол.) = 2HNO3 + N2O3,
3NO2 + НгО (гор.) = 2HNO3 + NOT.
4.	2NO2 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O.
5.	4NO2 + O2 + 2HiO = 4HNO3,
(от-11,2 до +20,7° С),
(20,7—135° С).
(135—620° С).
153
6.	4NO2 + О2 + 4NaOH (гор.) = 4NaNO3 + 2НгО. NO2 + НС1 (разб.) + 5H°(Zn) = (NH3OHKI + Н2О.	
7.	2NOa + 7Hj = 2NH3 + 4HjO	(кат. Pt, Ni).
8.	2NOj + F2 = 2(NO2)F	(комн.).
9.	2NO2(m) + KE = (NO)E + KNO3	(E = Cl, Br).
10.	2NO2 + 2C12O = 2(NO2)C1O + Cl2	(0° C).
11.	2NO2 + НзЮ» = 2HNO3 + HIOj + H2O.	
12.	NO2 + H2O4(rop.) + SO2 = H2SO4 + NOt.	
13.	2NO2 + 2S = N2 + 2SO2, IONO2 + 8P = 5N2 + 2P4Oio	(130—150° C).
14.	6NO2 + 2CSj = 3N2't + 2COjt + 4SO2	(комн.).
15.	2NO2(B) + Na = NOt + NaNOj, NO2 + К = KNO2	(комн.).
16.	6NO2 + Bi = Bi(NOs)3 + 3NO	(70—110° С).
17.	2NOj + 4Cu = N2 + 4CuO	(500—600° С).
18.	2NO2 + (Ni(CO)4](B) = Ni(NO2)2 + 4COt	(25—30° С).
19.	4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 (конц.) = N2T + 3Fe2(SO4)3 + 2H2O + + 2HNO3.	
20.	NO2 (дымящ. HNO3) + Н2(РНОз) = H3PO4 + NOt	(30—50° С).
21.	2NO2 + 3H2SO4 (безводн.)<=? NO+ + NO 2 + 3HSOJ	+ НзО+.
299. NjOs — 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 (NOj) (NO3)— нитрат
иитроила. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гид-
ратом аммиака. Очень сильный окислитель. Получение см. ЗО633, 5664.
М,= 108,01;	<40=1,642; Гш, = 41°С(р).
1.	2N20s—I—> 4NO2 + Oj	(20—50° С).
2.	NjOs + Н2О = 2HNO3.
3.	N2Os + 2NaOH (разб.) = 2NaNO3 + Н2О.
4.	N2O3 + 2(NH3 H2O) (разб.] = 2NH<NO3 + НгО.
5.	N2O3 + H2O2 (безводн.) = HNO3 + HNO< [точнее, HNO2 (О Г)] (-80° С).
6.	ЫгО^ж) + 2NH3 = Н2О + 2(NO2>NH2 (амид нитроила).
7.	ЗЫ20з + AI2O3 = 2А1(ЫОз)з	(35—40° С).
8.	ЫгОз + 5Cu = 5CuO + N2	(500° С).
9.	N2O5 + НСЮ< (безводн.) = (NO $ )С1О< + HNO3.
10.	ЫгО^цГ^ NO 2 + NO з, NjOsox^ ^Оад	(до 32° С).
300. H2N2O2 — АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество, гигроскопичное, чувствительное к О2 воздуха. Энер-
гично разлагается при механических воздействиях или самопроизвольно при
154
комнатной температуре. Имеет строение HON=NOH. Хорошо растворяется в
воде. Очень слабая кислота. Нейтрализуется щелочами. Очень слабый окисли-
тель и восстановитель. Получение см. 2917, 30212, ЗОЗ12.
Мг = 62,03.
1.	H2N2O2 = НгО + N2O	(20—25° С).
2.	H2N2O2 (разб.) + H2O<ZZ± HN2O2‘+ НэО+; рКк = 7,70,
НЫгОГ+ Н2О^=> N2O| + Н3О+; рКк = 11,70.
3.	H2N2O2 + 2NaOH (конц.) = Na2N2O2 + 2НгО.
4.	H2N2O2 + НС1 (разб.) + 6H°(Zn) —*-» NjHsCl + 2НгО.
5.	2H2N2O2 + ЗО2 (воздух) —х—+ 2HNO2 + 2HNOj.
6.	H2N2O2 + ЗНгО + 3I2 = HNOj + HNO2 + 6Н1.
7.	H2N2O2 + HNO2 (конц.) —*-»• HNO3 + N2T + Н2О.
8.	5H2N2O2 + 12H2SO« (разб.) + 8КМпО4 = lOHNOj + 8MnSO< + 4K2SO« +
+ 12НгО.
301.	Na2N2O2 — ГИПОНИТРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет-
ся в холодной воде (сильный гидролиз по аниону). Не реагирует с HNO2
Разлагается кислотами, проявляет слабые окислительно-восстановительные
свойства. Получение см. 2917, ЗОО3, ЗОЗ11.
М. = 105,99; d= 2,466.
1.	4Na2N2O2 = 3N2 + NaNOj + NaNOj + 3Na2O	(335° C)
2.	NajNjOj  nHjO = NajNjOj + яН2О	(60—120° С, вак., ni 9).
3.	Na2N2O2 (разб.) + 8H2O = 2[Na(H2O)4]+ + N2O^,
N2Of + НгО^ЗГ? HN2O2 + OH"; pK0 = 2,30.
4.	NajNjOj + 2HC1 (конц.) = 2NaCl + H2O + N2OT	(кип.),
Na2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2NaCl	(0° С, в эфире)
5.	Na2N2O2 + 2НгО + 4H°(Zn, конц. NaOH) —*-»• 2NH2OH + 2NaOH.
6.	Na2N2O2 + ЗН2О + 3I2 —NaNOj + NaNOj + 6HI,
3Na2N2O2 + 4НгО + 8KMnO« = 6NaNOj + 8МпОг + 8KOH (кип.)
7.	Na2N2O2 + CO2 = N2O + Na2COj	(250—350° C).
8.	NajNjOj + 2AgNOj = AgjNjOj'i (желт.) + 2NaNOj.
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-
бые, разбавленные растворы — бесцветные. В форме NO(OH) проявляет сла-
155
бые кислотные свойства, в форме N(H)Oj кислотой не является. Нейтрализует*
ся щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с атомным водородом, кислоро-
дом, пероксидом водорода. Проявляет окислительно-восстановительные свой-
ства. Получение см. 296й, 297*, 306*, 3142, 4247.
Л/г = 47.01.
1.	2НМОад NO + NOj + HjO,
ЗНМОзд = HNOj + 2NO + Н2О	(выше 100° С).
2.	HNOj (разб.) + Н2О (хол.) NOI + НзО*; рХ, = 3,29.
3.	HNO2 (конц.) + Н3О*^=* NO+ + 2Н2О	(в 60%-й HNO3).
4.	2HNOj £=2 NO* + NOT +HjO	(0° С, в 30%-й HNO3),
NO* +NO7 NjO3.
5.	HNO2 + NaOH (разб.) = NaNOj + НгО.
6.	HNO2 + NH3 НгО (конц., хол.) = NH4NOJ + HjO.
7.	HNOj + HC1 (разб.) + 6H°(Zn) = NH4C1 + 2HjO.
8.	2HNOj + Oj ——» 2HNO3.
9.	2HNOj + 2HI = Iji + 2NOt + 2HjO	(примесь NjO).
10.	HNOj + Н2О2 (конц.)4=? HNO(Ojl + H2O	(0°C),
HNOj + Н2О2 (конц.) = HNO3 + HjO	(кип.)
11.	HNOj (конц.) + NjH« = HN3 + 2HjO.
12.	HNOj + NHjOH = HjNjOj + HjO.
13.	3HNOj + 3H2SO4 + 6FeSO4 (конц.) = Njt + 3Fej(SO4)3 + 4HjO.
14.	SHNOj (конц.) + HNO3 (разб.) + 2KMnO4 = 2Mn(NO3)j + 2KNO} + 3H2O.
303.	NaNOj —НИТРИТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. В
сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном — окисляется О2 воздуха.
На свету частично разлагается и желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидро-
лиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окислитель и восстановитель
в растворе; реагирует с концентрированными кислотами, сильными окислите-
лями и восстановителями. Получение см. 255, 2822, 316, 367, 3025.
Мт = 69,00; d = 2,168; tm = 271 ° С; к, = 82,9(М), 135,5<*0).
1.	4NaNOj = 2Na2O + 2Nj + ЗО2	(700—900° С).
2.	NaNOj (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + NOJ	(pH > 7, см. 304$
3.	NaNOj + HC1 (разб.) = NaCl + HNOj	(комн.).
4.	2NaNOj (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + NOt + NOjt + HjO (кип.).
5.	2NaNOj<T) + 2HNO3 (конц.) = 2NaNO3 + NOjt + NOt + H2O.
6.	NaNOj + 6H°(Zn, конц. NaOH) = NHjt + NaOH + HjO	(кип.).
7.	2NaNOj (разб., гор.) + О2 —I—» 2NaNOj.
156
8.	NaNO2 + F2 = NO2F + NaF	(200° C).
9.	2NaNO2 + 6Na = 4Na2O + N2	(350—400° C).
10.	2NaNO2 + 2Na = Na4N2O44- (желт.)	[-40° С, в жидк. NHJ.
11.	2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O = Na2N2O2i + 4NaOH	(в этаноле).
12.	2NaNO2 + 4Na(Hg) + 2H2O + 2AgNO3 = Ag2N2O2l + 4NaOH +
+ 2NaNO3	(0° C),
Ag2N2O2 + 2HC1 = H2N2O2 + 2AgCU	(в эфире).
13.	5NaNO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + 3H2O +
+ K2SO4.
14.	NaNO2 + H2O2 (гор.) = NaNO3 + H2O.
15.	2NaNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2NaI = 2NOt + I2i + 2H2O + 2Na2SO4.
16.	NaNO2 + H2SO4 (разб.) + NaN3 = N2T + N2OT + Na2SO4 + H2O (кип.).
17.	2NaNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + Na2SO4 + 4НгО (кип ).
304.	KNO2 —НИТРИТ КАЛИЯ
Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при прокаливании разлага-
ется. В сухом состоянии устойчив на воздухе, во влажном состоянии окисляется
кислородом. На свету частично разлагается и желтеет. Очень хорошо раство-
ряется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Окисли-
тель и восстановитель в растворе; реагирует с концентрированными кислота-
ми, сильными окислителями и восстановителями. Получение см. 491517, 521,4,9
Л/, = 85,10; d = 1,915;	= 440° С; к, = 306,7(20*, 376(80).
1.	4KNO2 = 2К2О + 2N2 + ЗО2	(900—950° С).
2.	KNO2 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2ОМ+ + NO2,
NO2 + Н2О<=? HNO2 + OH’; ptf0 =10,71.
3.	KNO2 + HC1 (разб.) = KC1 + HNO2	(комн.).
4.	3KNOj(T) + 2HC1 (конц.) = 2KC1 + KNO3 + 2NOT + H2O	(кип),
KNO2 + 2HC1 (конц.) = (NO)C1 + KC1 + H2O	(комн.).
5.	2KNO2 (насыщ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + NO2T + NOT + H2O.
6.	2KNO2(t) + 2HNO3 (конц.) = 2KNO3 + NO2t + NO? + H2O.
7.	2KNO2 (разб., гор.) + O2 —I—» 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.) + КгСггО? = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4.
10.	KNO2 + 6H°(Zn, конц. KOH) = NH3T + KOH + H2O	(кип ).
11.	2KNO2 (насыщ.) + (NH4)2SO4 (насыщ.) = 2N2t + K2SO4 + 4H2O (кип.).
12.	2KNO2 + 2H2SO4 (разб.) + 2KI = 2NO? + I2J. + 2H2O + 2K2SO4.
13.	2KNO2(T) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4<T) = 2NO? + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2H2O
14.	3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 = 2K2CrO4 + 4NO	(400—500° C).
157
15.	KNO2 (конц.) + NH4CIO4 (конц.) = KCICU + NH4NO2	(до 15° С).
16.	2KNO2 (разб.) + 2AgNO3 = (Ag—ONO, Ag—NO2)i + 2KNO3,
KNOj (конц.) + AgNOj = K[Ag(—NO2)2].
305.	NH4NOj — НИТРИТ АММОНИЯ
Белый, неустойчив прн хранении (желтеет), разлагается при нагревании. Чув-
ствителен к О2 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-
становительные свойства. Получение см. 278*, 297,304 .
М, = 64,04; d - 1,69; к, = 180,1(Ю), ЗОО(34).
1.	NH4NO2 = N2 + 2Н2О	(60—70° С).
2.	NH4NO2 (разб.) = NHJ + NO2,
NHJ+ 2H2O<=ZZ? NH3 Н2О + Н3О+, рК, = 9.24,
NO2 + H2O<Z^* HNO2 + ОН*; рКо =10,71.
3.	NH4NO2 (конц.) = N2t + 2Н2О	(кип ).
4.	NH4NO2 + НС1 (разб.) = NH4C1 + HNO2	(комн).
5.	NH4NO2 + NaOH (конц.) = NaNO2 + NH3t + НгО.
6.	2NH4NO2 (разб.) + O2 —*-> 2NH4NO3.
7.	5NH4NO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NH4NO3 + 2MnSO4 + 3H2O +
+ K2SO4.
8.	2NH4NO2(t) + 2H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = 2NOT + Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 +
+ 2H2O.
306.	HNO3 — АЗОТНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, весьма гигроскопичная, при стоянии на свету окраши-
вается в желтый цвет. В жидком состоянии сильно автоионизирована. Хоро-
шо растворяет оксиды азота («дымящая» кислота — красно-бурая жидкость,
d = 1,56<20>). Неограниченно смешивается с водой. Перегоняется при обычных
условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля 68,4% HNO3; d - 1,41(2О);
Гкнп = 120,7° С). Образует гидраты HNO3 • Н2О (точнее, H3NO4 — ортоазот-
ная кислота, iw = -37,85° С) и HNO3  ЗН2О (1™, =-18,47° С). В растворе —
сильная кислота; нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака, реагирует с
оснбвными оксидами и гидроксидами, солями слабых кислот. Сильный окис-
литель; реагирует с металлами, неметаллами, типичными восстановителями.
Концентрированная кислота пассивирует Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th,
U; не реагирует c Au, Ir, Pt, Rh, Ta, 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
ности — 2737, в лаборатории — 526, 298 , 2992.
Мт = 63,01; d = 1,503<25); Л1Л = -41,6°С; tKm = +82,6° С (разл.).
1. 4HNOj<=* 4NO2 + 2Н2О + О2 Т
(комн., на свету).
2. HNOj + Н2О = NO3' + Н3О+.
3. HNOj (разб.) + NaOH = NaNOj + Н2О,
HNOj (разб.) + NHj Н2О = NH«NOj + НгО.
4.	2HNOj (2—3%-я) + 8Н° (Zn, разб. H2SO4) = NH4NO3 + ЗН2О,
2HNOj (5%-я) + 8Н° (Mg, разб. H2SO4) = N2OT + 5Н2О,
HNOj(30%-a) + 3H°(Zn, разб. H2SO4) = NO + 2H2O,
HNOj(60%-a) + 2H° (Zn, разб. H2SO4) = HNO2 + H2O	(кат. Pd).
5.	2HNOj (конц.) + Ag = AgNOj + NO2t + H2O.
6.	8HNOj (разб.) + 3Cu = 3Cu(N0j)2 + 2NOT + 4H2O,
lOHNOj (разб.) + 4Mg = 4Mg(NOj)2 + N2O t + 5H2O (примесь H2),
12HNOj (разб.) + 5Sn ——> 5Sn(NOj)2 + N2T + 6H2O
7.	30HNOj (ой. разб.) + 8A1 = 8Al(NOj)j + 3NH4NOj + 9H2O
8.	12HN0j (оч. разб.) + 5Fe = 5Fe(NOj)2 + N2 T + 6H2O
4HN0j (разб.) + Fe = Fe(NOj)j + NOt + 2H2O.
9.	4HNOj (конц., гор.) + Hg = Hg(NOj)2 + 2NO2T + 2H2O,
8HNO3 (разб., хол.) + 6Hg = 3Hg2(NOj)2 + 2N0T + 4H2O.
10.	4HNOj(kohu.) + Ge ——» GeO2l + 4NO2T + 2H2O.
11.	6HNO3 (конц.) + S = H2SO4 + 6NO2T + 2H2O
5HNO3 (конц.) + P (краев.) = H3PO4 + 5NO2t + H2O
12.	lOHNOj (коиц., гор.) + I2 = 2HI0j + 10NO2T + 4H2O.
13.	2HN0j (разб.) + MgO = Mg(NO3)2 + H2O.
14.	2HN0j (разб.) + Cu(OH)2 = Cu(NOj)2 + 2H2O.
(примесь NO).
(примесь H2).
(0— 10° C),
(кип.)
(кип.)
15.	4HNOj (коиц.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(NOj)2 + 2NaNOj + 4H2O,
2HN0j (разб.) + Na2[Zn(OH)4] = Zn(OH)4 + 2NaNOj + 2H2O.
16.	2HNOj + NazCOj = 2NaNOj + CO2T + H2O,
2HNOj (оч. разб.) + CaSOj = Ca(NO3)2 + SO2T + H2O.
17.	HNOj (коиц.) + KF(T) = KNOj + HFt.
18.	3HNOj (разб.) + [Ag(NH3)2]OH = AgNOj + 2NH4NO3 + H2O,
6HNO3 (конц.) + [Ni(NHj)6](NOj)2 = Ni(NO3)2 + 6NH4NO3.
19. HNOj (конц.) + H2O2 (конц.)<^=? HNO2(O^’) + H2O.
20. 2HNOj (конц., гор.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2T.
21.	2HNOj (коиц.) + As20j + 2H2O = 2HjAs04 + N2O3?	(0° C),
4HNOj (коиц.) + As20j + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2?	(кип.).
22.	6HNO3 (60%-я) + HI = HIOj + 6NO2T + 3H2O	(кип.),
4HNO3 (конц.) + 3KI(T) = K[I(I)2] + 2NO2T + 2H2O +	2KNOj	(комн).
159
23.	2HNO3 (разб., хол.) + ЗН(РН2О2) —ЗН2(РНО3) + 2NOt + Н2О.
24.	4HNO3 (конц.) + МС12 = M(NO3)3 + 2НС1 + NO21 + Н2О (М = Fe, Сг).
25.	2HNO3 (конц., хол.) + H2S (насыщ.) —-—> SJ- + 2NO2 + 2Н2О,
4HNO3 (конц.) + Na2S = 2NaNO3 + 2NO2 f + Si + 2H2O,
8HNO3 (конц.) + CuS(T) = CuSO« + 8NO2t + 4H2O	(кип.).
26.	HNO3 (конц.) + Na(SO3NH2) = NaHSO« + (NO2) NH£
27.	HNO3 (конц.) + 3HC1 (конц.)<Г=? (NO)C1 + 2C1° + 2H2O	(комн ),
2HNO3 (конц.) + 6HC1 (конц.) = 2NOt + 3Cl2t + 4H2O (100—150° C).
28.	HNO3 (конц.) + 4HC1 (конц.) + Au = H[AuCU] + NOt + 2H2O.
29.	4HNO3 (конц.) + 18HC1 (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.) + 3H2SO< (разб.) + 6Hg = 2NOt + 3Hg2SC>4i + 4H2O.
32.	2HNO3 (конц.) + H2SC>4 (конц.) +
+ 2H2O эл”пт°^ > (NH3OH)2SO4 (катод) + ЗО2Т(анод) [до 15° С],
на Hg-катоде
33.	4HNO3 (дымящ.) + Р4О10 = 2N2Os + 4НРО3 (в атмосфере О2 + О3).
34.	HNO3 (безводн.) + F2 = (NO2)OF + HF	(комн.).
35.	HNO3 (безводн.) + HSO3C1 = (NO2)Clt + H2SO4	(0° C).
36.	HNO3 (безводн.) + 2HC1O4 (безводн.) = (NO2)C1O4+ HCIO4  H2Oi (комн.).
37.	HNO3 (безводн., хол.) + 2HF<»; <	> H2NO3+ + HF2.
HNO3 (безводн., гор.) + 4HFW <=» H3O+ + NOJ + 2HF£
38.	HNO3 (безводн.) + 2SO3 < > NOJ + НБгО?,
HNO3 (безводн.) + 2H2SC>4 (безводн.) <	> H3O+ + NO2 + 2HSOJ.
39.	6HNO3 (безводн.) + 2K4[Fe(CN)(,] = 2K2[Fe(NO+)(CN)5] + 2HCN + O2T +
+ 4KNO3 + 2H2O,
3HNO3 (конц.) + K4Fe(CN)s] = NO2t + HCNT + Кг[Ре(Н2О)(СМ)5] +
+ 2KNO3	(кип.).
40.	HNO3 (безводн.) + KNO3 = K+ + [H(NO3)2]'.
41.	3HNO3 (безводн.) H2NOJ + [H(NO3)J; pAj5 =1,70,
H2NO;<=> no; + H2O, [H(NO3)2] + 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
но-восстановительиые свойства. Получение см. 273"', 275' , 288 .
Мг = 51,48; г™ = -66° С.
1.	3NH2C1 = N2 + NH«C1 + 2НС1	(выше-40° С).
2.	NH2C1 (конц.) + 2Н2О NH3 • Н2О + НС1О	(до 10° С)
3.	3NH2C1 + ЗН2О = 3NH3 Т + 2НС1 + НСЮз	(60—80° С)
4.	NH2C1 + 2НС1 (конц.) = NH4C1 + С12Т	(комн.)
5.	4NH2Cl + 4NaOH (разб.) —L-> N2T + 2(NH3 • НгО) + 3NaCl + NaClO +
+ H2O	(t = 3 -r 4,5 4).
6.	NH2C1 (конц.) + NH3 • H2O (разб.) N2Hj + СГ + H2O.
7.	2NH2C1 + N2H< • H2O = N2T + 2NH«C1 + H2O	(кат. CuCl2).
8.	2NH2C1 + NaClO (коиц.) + 2NaOH (конц.) = N2T + 3NaCl + 3H2O.
9.	NH2C1 + 2H2O + 2K1 (разб.) = NH3 • НгО + 12J- + KOH + KCI.
308.	NF3 — ТРИФТОРИД АЗОТА
Бесцветный газ. Термически устойчивый (в отличие от E3N, где Е = Cl, Br, 1).
Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиза нет). Разлагается кипящей
водой, щелочами. Малореакционноспособный (даже при нагревании). Получе-
ние см. 2726, 2739, 309s.
Мт = 71,00; d(X) = 1,885*”'м); р = 3,168 г/л (и. у.);
lm = -206,78° С; tmn = -129° С.
1.	2NF3 - N2 + 3F2	(выше 600° С).
2.	3NF3 + 5Н2О ——> HNO3 + 2NO ? + 9HFt	(кип.).
3.	2NF3 + ЗН2О (пар) <"7-* N2O3 + 6HFT	(0° С, электрич. разряд.)
4.	NF3 + 4NaOH (конц., гор.) = 3NaF + NaNO2 + 2Н2О.
5.	2NF3 + ЗН2 = N2 + 6HF	(электрич. разряд).
6.	2NFs + О2 = 2NOFs	(-196° С, электрич. разряд).
7.	NF3 + 3S = S(N)F + S2F2	(400° С, вак.).
8.	4NF3 + С (графит) = 2N2F< + CF«	(350—375° С).
9.	2NF3 + Си = N2F< + CuF2	(375°	С).
10.	NF3 + NHiF = N2 + 4HF	(600—700°	С).
11.	NF3 + EFj + F2 = (NF4HEF6]	(E = As, Sb; УФ-облучение).
309.	(NO)F — ФТОРИД НИТРОЗИЛА
Бесцветный газ, голубоватая жидкость. Термически устойчив. Хорошо раство-
ряется в жидком HF с образованием сольватов. Реагирует с водой, щелочами,
161
гидратом аммиака. Энергично взаимодействует с фосфором, кремнием и диок-
сидом кремния. Получение см. 296*, 311 *’6.
Mt = 49,00; <АТ) = 1,719;	</<«> = 1,326(Ч0>;
р = 2,335 г/л (н. у.);	= -132,5° С; rKHn --59,9° С.
1.	(NO)F + Н2О (хол.) = HNOj + HF,
3(NO)F + 2HjO (гор.) = 2NOt + HNO3 + 3HF.
2.	(NO)F + 2NaOH (разб., хол.) = NaNOj + NaF + H2O,
(NO)F + 2(NH3 • HjO) [разб., хол.] = NH4NO2 + NH4F + H2O.
3.	(NO)F + лНР(ж) <=? (NO)F • nHF	(л = 3, 6).
4.	(NO)F + O3 = (NO2)F + O2	(комн).
5.	(NO)F + F2 = NOF3	(комн).
6.	(NO)F + OF2 = O2 + NF3	(комн).
7.	5(NO)F + P (красн.). = PF5 + 5NO	(комн.).
8.	4(NO)F + Si = SiF4 + 4NO	(комн),
4(NO)F + SiO2 = SiF4 + 2NO + 2NO2	(комн).
9.	(NO)F + C1F3 = (NO+)[C1F4]	(-25° C).
310.	(NO)C1 — ХЛОРИД НИТРОЗИЛА
Оранжево-желтый газ, желтовато-красная жидкость. Термически неустойчив,
начинает разлагаться при комнатной температуре. Чувствителен к свету. Реа-
гирует с водой, щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свой-
ства. Сильно корродирует металлы. Получение см. 2969, 2989, 304*.
Мт = 65,46;	4Ж) = 1,592е0;	р = 2, 992 г/л (н. у.);
Г™ = -59,6° С; Г„нп = -5,4° С.
1.	2(NO)C1<=> 2NO + C12	(25 100° С).
2.	(NO)C1 + Н2О (хол.) = HNO2 + НС1,
3(NO)C1 + 2Н2О (гор.) = HNO3 + 2NO ? + ЗНС1.
3.	(NO)C1 + 2NaOH (хол.) = NaNO2 + NaCl + H2O,
3(NO)C1 + 4NaOH (гор.) = NaNO3 + 2NOt + 3NaCl + 2H2O.
4.	(NO)C1 + O3 = (NO2)C1 + O2	(комн.).
5.	4(NO)C1 + Si = SiCU + 4NO.
6.	3(NO)C1 + Fe = FeCl3 + 3NO.
7.	2(NO)C1 + 2HI (разб.) = 12Ф + 2NOt + 2HC1.
8.	2(NO)C1 + 3H2O + 2SO2 = N2Ot + 2H2SO4 + 2HC1.
9.	(NO)C1(«) <=» NO+ + СГ.
311.	(NO2)F —ФТОРИД НИТРОИЛА
Бесцветные газ и жидкость, белое твердое вещество. Разлагается при умерен-
ном нагревании. Образует сольваты в жидком HF. Гидролизуется водой,
реагирует со щелочами, кремнием. Не реагирует с водородом, серой, угдеро-
162
дом. Сильно корродирует металлы. Абсорбируется ртутью. Получение см.
298’, 3094, 31З6.
Мг = 65,00; d(T) = 1,924;	= 1,492(’73»;
р = 2,90 г/л (н. у.); tm = -166,0° С; /„„ = -72,4° С.
1.	2(NO2)F = 2(NO)F + О2	(300° С).
2.	(NO2)F + Н2О = HNOj + HF.
3.	(NO2)F + 2NaOH (разб.) = NaNOj + NaF + H2O.
4.	(NO2)F + nHF(X) <=? (NO2)F nHF	(n = 3,5; 4; 5,25; 6,67).
5.	4(NO2)F + 3Si = 3SiF< + 4NO + 2SiO2	(комн.).
6.	6(NO2)F + 6H2O + 2Fe = 2FeFj4- + 6HNOj + 3H2t,
3(NO2)F + 2Fe = Fe2Oj + 3(NO)F	(150—200° C).
312.	(NO2)C1 — ХЛОРИД НИТРОИЛА
Бесцветный газ, светло-желтая жидкость, белое твердое вещество. Термически
неустойчивый, начинает разлагаться при комнатной температуре. Полностью
гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Сильно корродирует металлы.
Получение см. ЗО635, ЗЮ4.
Мг = 81,46; р = 2,57 г/л (н. у.); гпл = -141° С;
tmn = -14,3° С.
1.	5(NO2)C1(m) <=? N2Os + (NO)C1 + N2O4 + 2Cl2t,
2(NO2)C1 = 2NO2 + Cl2	(выше 100° C).
2.	(NO2)C1 + H2O = HNOj + HC1.
3.	(NO2)C1 + 2NaOH (разб.) = NaNO2 + NaClO + HjO	(комн).
4.	6(NO2)C1 + 6H2O + 2Fe = 2FeCl3 + 6HNO3 + 3H2t,
3(NO2)C1 + 2Fe = Fe2Oj + 3(NO)C1	(40—50° C).
313.	NOFj — ТРИФТОРИД-ОКСИД АЗОТА
Бесцветный газ, разлагается при умеренном нагревании. Не растворяется в
воде (гидролиза нет). Разлагается концентрированными щелочами. Мало-
реакционноспособный; не реагирует с диоксидом кремния. Получение см.
308*, 309s.
М, = 87,00; d = 0,927й*»; р = 3,88 г/л (н. у.);
/пл = -160° С; /кип =-85° С.
1.	NOFj = (NO)F + F2	(300° С).
2.	NOFj + 2Н2О <— ? HNOj + 3HF	(практически не идет).
3.	NOFj + 4NaOH (конц., гор.) = NaNOj + 3NaF + 2Н2О.
4.	NOFj + Cl2 = 2C1F + (NO)F	(комн)
5.	NOFj + 2NO = 3(NO)F	(к0Мн.).
163
6.	2NOF3 + 4NOX«> = 2(NO)F + 4(NO2)F.
7.	NOF3 + EF5 = (NOF^lEFe]
(150° C; E = As, Sb).
314.	(NO)HSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ НИТРОЗИЛА
Нитрозилсерная кислота. Белое твердое вещество, устойчивое в сухом воздухе.
Хорошо растворяется в концентрированной серной кислоте. Разлагается
водой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляет ртуть. Получение см. 296 ' ,
415s, 424м.
М, = 127,08;	г™, = 73,5° С (разл.).
1.	2(NO)HSO4 = H2SO4 + SO3 + NO + NOj	(выше 73,5° С).
2.	(NO)HSO4 + HjO (хол.) = HNO2 + H2SO4,
3(NO)HSO4 + 2Н2О (гор.) = 3H2SO4 + HNO3 + 2NO.
3.	2(NO)HSO4 —S—» (NOhSjOi + H2O	(в гор. конц. H2SO4.
4.	(NO)HSO4 + 3NaOH (разб.) = NaNOi + Na2SO4 + 2H2O,
(NO)HSO4 + 3(NH3 H2O) [конц., гор.] = N2T + (NH4)2SO4 + 4H2O.
5.	2(NO)HSO4 + 2Hg = 2NOT + Hg2SO4 I + H2SO4	(в конц. H2SO4).
6.	(NO)HSO4 + HCl<r) = (NO)C1T + H2SO4	(в безводн. H2SO4).
7.	2(NO)HSO4 + SO3 = (NO)2S2O7 + H2SO4	(в безводн. H2SO4).
8.	(NO)HSO4 + NO <—> N2Oj (син.) + HSO4	(в безводн. Нг5О4, p).
ФОСФОР
315.	P —ФОСФОР
Неметалл. Существует в нескольких аллотропных формах.
Белый фосфор состоит из молекул Р4, метастабильный, при комнатной
температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду хрупкий. Плавится и
кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водя-
ным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием
радикалов РО, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется
в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, жидких РС1з,
РВгз, NH3, S2CI2 и SO2. Плохо растворяется в тетрахлориде углерода. Не
растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Чрезвычайно хими-
чески активен. Энергично окисляется кислотами Н2$О4 и HNO3, пероксидом
водорода, перманганатом калия, галогенами, халькогенами. Восстанавливает-
ся водородом, типичными металлами. В растворах щелочей подвергается
дисмутации. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей. Не
реагирует с азотом, углеродом.
Красный фосфор состоит из полимерных молекул Р„ разной длины,
метастабильный, рентгеноаморфный. При нагревании возгоняется. Окисляется
на воздухе (значительно медленнее, чем белый фосфор). Не растворяется в воде
и (в отличие от белого фосфора) в сероуглероде. Химическая активность
164
красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного фосфора. Рас
творяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый
фосфор (фосфор Гитторфа) состава Р« (d = 2,32 + 2,36; (ВОзг = 429° С).
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Рл, имеет слоистук
структуру, по внешнему виду похож иа графит. Термодинамически устойчи-
вый, высокоплавкий. Химически пассивный по сравнению с белым фосфором
Устойчив на воздухе.
Получение белого фосфора см. 3375, 3531; красный и черный фосфор
получают из белого фосфора в особых условиях.
Рч: Л/г=123,896; «/=1,82; «ПЯ=44,14°С;
/„ни = 287,3° С; Л*И)=3,3- 10-6
Р (красн.): Мг = 30,974; d = 2,34; tm = 593° С (р).
Р(черн): Мг = 30,974;	«/=2,7;	« 1000° С (р).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2Р (красн.) + 8Н2О(ж) = 2Н3РО< + 5Н2 (700— 900° С, р; кат. Pt, Си, Ti, Zr)
Рч + 6H2SO4 (конц.) = 4Н2(РНОз) + 6SO2,
Рч + 3H2SeOj + ЗН2О = 4Н2(РНО3) + 3Sei.
Р(краси.) + 5HNO3 (коиц.) = Н3РО4 + 5NO2 + Н2О	(кип.)
Рч + 8NaOH (конц.) + 4Н2О = 4Na2(PHO3) + 6Н2Т	(кип.)
Рч + 3NaOH (конц.) + ЗН2О (хол.) ——» 3Na(PH2O2) + РНзТ.
2Рч + ЗВа(ОН)2 (конц.) + 6Н2О = ЗВа(РН2О2)2 + 2РН3Т	(70° С)
Ва(РН2О2)2 + H2SO4 (разб., хол.) = BaSCU + 2Н(РН2О2).
Рч + 6Н2 = 4РН3	(300— 360° С, р)
Рч + 5О2 = РчОю	(34—60° С, сгорание на воздухе),
4Р (красн.) + 5О2 = РчОю	(240—400° С, сгорание на воздухе).
Рч + 6Н2О (влага) + ЗО2 (воздух) ——» 4Н2(РНОз)	[комн.],
Рч + 4Н2О (влага) + 4О2 = 2НчР2О6	(30—40° С).
Рч + ЮН2О2 (разб.) + 4NaOH (оч. разб.) = 4NaH2PO4 + 8Н2О (комн ),
2Р (красн.) + 4Н2О2 (разб.) + 2NaOH (10%-й) ——» Na2H2P2O64- +
+ 4Н2О	(30—50° С).
F2 (в избытке Аг)
Р(красн )-----(6^j----->PF3.PFs '	(-60° С).
И. Рч	> PCI, -С1; КИП > РС15
Р (красн.)> PCb-^-9^ > РС15.
(сгорание)	(сгорание)
12.	Р(краСи.) _!»*>ко™ > рВгз вп, .00-150-С 3 РВГ5
13.	Рч + 412 = 2Р21ч (оранж.)
2Р (краси.) + 312 = 2Р1}
14.	Рч + 7S ——> P4S7
(в жидк. CS2),
[комн., в CS2],
(кип., в CS2).
(комн., в CS2),
165
Р (красн.)
s, кю^юо* с
(атмосфера COi)
PaSa
(л = 2, 3,5 + 7,9, 10),
4Р (красн.) + 9S —-—* PaS»
15. Ра + ЗЕ = РаЕэ
(550° С, р, примесь PaS?).
(кип. в гептане, Е = Se, Те).
16.	Р (красн.) —Na > NajP, NajPj	(200° С),
2Р (красн.) + ЗСа = СазРг	(350— 450° С).
17.	Ра + 6НС1 = 2РН3 + 2РС1з	(300°	С).
18.	6Ра + 4Р1з + 48Н2О (по каплям) = 12РНД	+	16НзРОа	(30—40° С).
19.	Ра + 6N2O = РаОб + 6N2	(550—625° С),
Ра + 6СО2 = PaOs + 6СО	(650°	С).
20.	Ра + 4NaC102 + 4NaOH (разб.) = гИагНгРгОб I	+ 4NaCl	(10—15° С),
12Р (красн.) + ЮКСЮэ = ЗР4Ою + 10КС1	(50°	С).
21.	Ра + 4H2SOa (разб.) + 4KMnOa = 4КН2РОа + 4MnSOa	(комн ).
22. 6Р (красн.) + 4Н2О (гор.) + ЙКМпОа = ЗК2Н2РгОб + 8MnO24- + 2КОН.
23.	11 Ра + 96Н2О	+ 60CuSOa ——* 24Н3РОа + 2OCu3Pi +	60H2SOa	(0° С),
Ра + 16НзО +	lOCuSOa = 4Н3РОа + lOCul + 10H2SOa	(кнп.).
24.	Р4 + 16Н2О +	20AgNO3 = 4НзРОа + 20AgJ- + 20HNO3	(кнп ).
25.	Ра + 2H2S2O?	(олеум) + 2HSO}F =(P?+XSOjF)2 + SO2 +	3H2SO4,
8P (красн.) + 2Н28гО? (олеум) + 2HSO3F =(Р82+)(5ОзР)2 + SO2 + 3H2SOa-
26.	Ра(Т)--> 4Р (красн.)	[250—260° С, кат. l2, Na].
27.	Р^т)---> 4Р (черн.)	[от комн, до 200° С, р],
Ра(Т) --> 4Р (черн.)	[370—380° С, кат. Hg].
28. 4Р (красн.) <---> Ра<Г)
(416° С).
29. 4Р (черн.) Ра<г)
Р (черн.)-----> Р (красн.)
„	800—900’С
30. Ра(Г)--------------> 2Рг(Г)
1700-1800 °C
--------------» 4Р<Г).
(453° С),
[550—560° С, р).
316. РНз —ФОСФИН
Монофосфан. Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней.
При низких температурах образует твердый клатрат 8РНз- 46Н2О. Не реагиру-
ет со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, окисляется
концентрированными серной и азотной кислотами, иодом, кислородом, перок-
сидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значи-
тельно слабее, чем у аммиака. Получение см. 119м, 3154,6' ”, 3171’2’4, 3231,'°.
М, = 34,00; р = 1,5294 г/л (н. у.); /м = -133,8° С;
/кип = —87,42° С.
1. РНз + 3H2SOa (конц.) = Нг(РНОз) + 3SO2t + ЗН2О.
2. РНз + 8HNO3 (конц., гор.) = НзРОа + 8NO2t + 4Н2О.
166
3.	РНз + 2О2 = Н3РО4	(150° С)
4.	РНз + 2Н2О + 2I2 = Н(РН2О2) + 4HI,
PHj + NaOH (разб.) + 2NaClO = Na(PH2O2) + 2NaCl + Н2О.
5.	2РНз + 4NaOH (конц.) + 7Н2О2 (конц.) = Na4P2O4 4- + 12Н2О.
6.	РНз + НС1(Г> = РН4С1	(30° С, при полном отсутствии влаги),
РНз + HI (конц.) = РН41.
7.	4РНз + Ni —[Ni(PH3)4](T)	(комн., р)
317.	РН41 — ИОДИД ФОСФОНИЯ
Белое твердое вещество, бесцветная жидкость. Легко разлагается при слабом
нагревании, мгновенно — большим количеством воды. Реагирует со щелоча-
ми. Сильный восстановитель, окисляется серной и азотной кислотами, перок-
сидом водорода. Получение см. 31518, 353s.
Мт= 161,91;	^т) = 2,86;	гм=18,5°С;
<кип = 80° С (разл.); Гсувл = 62,3° С.
выше 80° С
1.	РН41<~	> PHj + HI.
от -20 до -10° С
2.	РН41 + Н2О = РНзТ + НзО+ + Г.
3.	2PH4I + 7H2SO4 (конц.) = 2Н2(РНО3) + I2J- + 7SO2T + 8Н2О,
2PH4I + I8HNO3 (конц., гор.) = 2Н3РО4 + I2J- + 18NO2? + 10Н2О.
4.	PH4I + NaOH (разб.) = РН3Т + Nal + Н2О.
5.	РН41 + 4Н2О2 (конц.) = НзРО4 + HI + 4Н2О.
318.	Р4Ов — 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. 315”, 319”.
Мг = 219,89; d= 2,135; гпл = 23,8° С; г,ип = 175,4° С.
1 4Р4О6 = ЗР4О8 + 4Р (красн.)	(210—250° С, вак.).
2.	Р40б + 5Н2О (хол.) —2Н2(РНОз) + Н2(Р2Н2О5),
6Р4О6 + 24Н2О (гор.) = 8Р (красн.)i + 15Н3РО4 + РН3Т.
3.	Р40б + 6NaOH (конц.) = 2Na2(PHO3) + Na2(P2H2O5) + Н2О.
4.	Р40б + 2О2 = Р4Ою	(50—120° С).
5.	Р40б + 6Е2 = 4РЕзО + О2	(комн.; Е = С), Вг).
6.	Р40б + 9S = P4S6 + 3SO2	(выше 150° С).
7.	Р40б + 6НС1(Г) = 2Н2(РНОз) + 2РС1з.
167
319.	Р4Ою — ДЕКАОКСИД ТЕТРАФОСФОРА
Фосфорный ангидрид. Белый, очень гигроскопичный (сильнейший дегидрати-
рующий агент). Существует в аморфном (в виде хлопьев), стеклообразном и
кристаллическом состояниях. При нагревании кристаллический P«Oio возго-
няется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкопо-
движную жидкость. При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаж-
дении жидкости образуется стеклообразный продукт (P2O>. Проявляет кис-
лотные свойства, энергично реагирует с водой, щелочами. Легко
галогенируется. Восстанавливается фосфором. Образует пероксосоединения.
Получение см. 3157 20, 3184.
М, = 283,89; d = 2,39 (аморфн.), 2,737 (стекл.), 2,284 (крист );
Тш, = 422° С (р); /«нп = 591° С (р).
1.	Р4О1(> н^—с -> НРОз H29-”-£-> Н4Р2О7 НгО ки--> НзРО4.
2.	Р4ОЮ + 4HNO3 (безводн.) = 4НРОз + 2N2O5	(0° С),
Р4О10 + 4НС1О4 (безводн.) - 4НРОз + 2С12О?	(-25° С, атмосфера Оз).
3.	Р4О10 + 12NaOH (разб.) = 4Na,PO4 + 6Н2О.
4.	Р4О|0 + 6F2 = 4POF, + ЗО2	(100° С).
5.	Р4О10 + 3HF = POF3 + ЗНРОз	(120—170° С),
Р4ОЮ	> H[PF6], H[PO2F2], H2[PO3F].
—HjO
6.	Р4ОЮ + 6NH4F = 2NH4[PO2F2] + 2(NH4)2[PO3F]	(300° C).
7.	Р4ОЮ + ЗНЕ(Г) = РЕзО + ЗНРОз	(200° С; E =C1, Br).
8.	P4O10 + 6PCI5 = IOPCI3O	(150—175° C).
9.	ЗР4ОЮ + 2P4 = 5P4O6	(50° C).
10.	ЗР4О10 + 22M = ЮМРОз + 4M3P	(300—400° С; M = Li, Na).
11.	РЮю + 8H2O2 (безводн.) = 4H3PO2(Oj")2 + 2H2O	(-20° C),
P4O10 + 4H2O2 (конц.) + 2H2O — 4H3PO3 (Oj")	(комн.).
. - „ n 359’ С _ _ выше 1100’ C _
12.	P4OKXT)--------> P40io(r)------------> 2P20s(r).
320.	H(PH2O2) — ФОСФИНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота, ранее НзРО2. Белая. Низко-
плавкая, при слабом нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в
растворе незначительно изомеризуется в фосфонистую кислоту Н2(РНО2). Ней-
трализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель (в кон-
центрированном растворе и при нагревании), слабый окислитель. Получение
см. 3151, 3I64, 321s.
Mr = 66,00; d = 1,493; Гпл = 26,5° С; к,« 100<|8).
168
1.	ЗН(РН2О2) = 2Н2(РНОз) + РНз	(50—140° С),
2Н(РН2О2) = НзРОд + РНз	(160—170° С).
2.	Н(РН2О2) + Н2О (хол.)<=> РН2О2 + Н3О+; рКк = 1,10.
3.	Н(РН2О2) + Н2О = Н2(РНОз) + Н2Т	(комн., кат. Pd),
8Н(РН2О2) [конц.] = РНзТ + 4Р (красн.) 4- + 2Н2Т + ЗН3РО4 + 4Н2О (кип ).
4.	Н(РН2О2) + H2SO4 (конц., хол.) = Н2(РНО3) + SO2 + Н2О,
ЗН(РН2О2) + 2HNO3 (разб., хол.) —-—> ЗН2(РНО3) + 2NOT + Н2О.
5.	Н(РН2О2) + NaOH (разб.) = Na(PH2O2) + Н2О,
Н(РН2О2) + NH3 • Н2О (конц.) = NH4(PH2O2) + Н2О.
6.	ЗН(РН2О2) [конц.] + ЗН2О + 2CuSO4 (разб.) = 2CuHi + ЗН2(РНОз) +
+ 2H2SO4.
7.	Н(РН2О2) [конц.] + 2AgNO3 + Н2О = 2Agi + Н2(РНО3) + 2HNO3 (50° С).
8.	ЗН(РН2О2) [конц.] + As2Os = 2Asi + ЗН2(РНО3)	[в разб. НС1].
9.	Н(РН2О2) + 4Н° (Zn, разб. H2SO4) = РН3Т + 2Н2О.
321.	Na(PH2O2) — ФОСФИНАТ НАТРИЯ
Гипофосфит натрия. Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяет -
ся в воде (гидролиза нет). Мало растворяется в жидком аммиаке. Восстанови-
тель. Получение см. 3 1 5 , 3 1 64, 3205, 3226.
М, = 87,98; к, = 83(25), 554(,ОО).
1.	5Na(PH2O2) = Na4P2O7 + NaPO3 + 2РН, + 2Н2	(230—240° С).
2.	Na(PH2O2) Н2О = Na(PH2O2) + Н2О	(150—170° С).
3.	Na(PH2O2) [разб ] + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + РН2О2	(pH 7).
4.	2Na(PH2O2) + 3NaOH (разб.) = ЗН2Т + Na2(PHO3) + Na3PO4 (кат. Ni, Pd).
5.	Na(PH2O2) + NaOH (разб.) + H2O2 (конц.) = Na2(PHO3) + 2Н2О.
6.	Na(PH2O2) + НзО* (катионит) = Н(РН2О2) + Na+ (катионит) + Н2О.
322.	Са(РН2О2)2 — ФОСФИНАТ КАЛЬЦИЯ
Светло-серый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гид-
ролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрирован-
ными кислотами, щелочами. Восстановитель в кислотной среде. Получение
см. 11212.
Мг = 170,05; ks = 15,4(25), 12,5<,ОО).
1.	ЗСа(РН2О2)2 = ЗСа(РНОз) + Н2(РНО3) + 2РН3	(200° С)
2.	Са(РН2О2)2 (разб.) + 6Н2О = [Са(Н2О)6]2+ + 2РН2О2	(pH 7)
3.	Са(РН2О2)2 + H2SO4 (разб.) = CaSOj + 2Н(РН2О2),
2Са(РН2О2)2 + H2SO4 (конц.) = CaSO4 4 + Са(Н2РО4)2 4 + 2РН3Т (кип.)
4.	Са(РН2О2)2 + 2Са(ОН)2 = Ca3(PO4)2i + 4Н2Т	(кип.)
5.	Са(РН2О2)2 + 2Н2О + 4AgNO3 = 4Agi + 2Н2(РНО3) + Ca(NO3)2 + 2HNO3.
6.	Са(РН2О2)2 + Na2CC>3 (насыщ.) = 2Na(PH2O2) + СаСОз J-.
169
323.	Нг(РНОз) — ФОСФОНОВАЯ КИСЛОТА
Фосфористая кислота, ранее HjPOj. Белая, разлагается при нагревании. На
воздухе медленно окисляется. Очень хорошо растворяется в воде, в растворе
незначительно изомеризуется в трнгидроксид фосфора Р(ОН)з. Слабая кисло-
та, нейтрализуется щелочами. Менее сильный восстановитель, чем Н(РН2О2),
слабый окислитель; при комнатной температуре реагирует медленно. Получе-
ние см. 3152'8, 3 1 6', 3182’’, 348', 3532.
Мг = 82,00; d = 1,651; tm = 74° С; к, = ЗО9(О), 694(ЗО).
1.	2Н2(РНОз) = Н2(Р2Н2О5) + Н2О
4Н2(РНОз) = ЗНзРО4 + РНз
(100° С, вак.),
(170—200° С, примесь Р2Н4>.
2.	Н2(РНОз) + Н2О<=* Н(РНОз) + НзО+; рА", = 2,00,
Н(РНОз)’ + Н2О 4=? РНО2 + НзО+; рХ, = 6,59.
3.	Н2(РНОз) + Н2О (пар) = Н3РО4 + Н2
4.	Н2(РНОз) + H2SO4 (96%-я, гор.) = Н3РО4 + SO2 + Н2О,
Н2(РНОз)+ NO2 (дымящ. HNO3) = Н3РО4 + NO?
5.	Н2(РНОз) + NaOH (разб.) = NaH(PHO3) + Н2О,
Н2(РНОз) + 2NaOH (конц.) = Na2(PHOs) + 2Н2О.
6.	2Н2(РНОз)(р) + О2(г) —1—> 2НзРО4
7.	Н2(РНОз) + Н2О + С12 ——» Н3РО4 + 2НС1.
(100—120° С).
(30—50° С).
(кнп., кат. 12).
8.	Н2(РНОз) + 2AgNO3 + Н2О ——» 2AgJ- + Н3РО4 + 2HNOs.
9.	Н2(РНОз) + Hg(NO3)2 + Н2О ——» HgJ- + Н3РО4 + 2HNO3.
10.	Н2(РНОз) + 6Н° (Zn, разб. H2SO4) = РНз? + ЗН2О.
324. NaXPHOs) — ФОСФОНАТ НАТРИЯ
Фосфит натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону), в кислотной среде анион
неустойчив. Восстановитель. Вступает в реакции обмена. Образует гетеропо-
лисоединения. Получение см. 315*, 3183, 323s, 3482.
Mr = 125,96: Гпл = 53° С (кр.); к, = 419<0), 456(2S).
1.	8Na2(PHO3) 5Н2О = 2РНз + Na4P2O7 + 4№3РО4 + 41Н2О (120 —250° С).
2.	Na2(PHO3) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + РНО2",
(РНО3)2" + Н2О <_z=? Н(РНОз) + ОН"; рХо = 7,41.
3.	Na2(PHO3) + Н2(РНОз) = 2NaH(PHOs)	[0° С],
2NaH(PHO3) = Na2(P2H2O5) + Н2О	(100° С, в разб. HNO3).
4.	Na2(PHO3) + 3NaOH (разб.) + Е2 = №;РО4 + 2NaE + 2Н2О (Е = С1, Вг).
5. Na2(PHO3) + 2HgCl2 + 3NaOH (10%-й) = №зРО4 + Hg2Cl2i + 2NaCl + 2Н2О.
6. Naj(PHOj) + 2AgNO3 = Ag2(PHO3)4- (бел.) + 2NaNOs,
170
Na2(PHO3) + MC12 = M(PHO3)I (бел.) + 2NaCl	(M = Ca, Sr, Ba).
7. Na2(PHO3) + 6MoOj + 3NH4NO3 = (NH4)3[PMo602i]J- + 2NaNO3 +
+ HNO3	(в 10%-й HNO3).
325. Н4Р2Об— ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1У) ВОДОРОДА
Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота. Белая, при нагревании плавится и
разлагается. Имеет строение (НО^ОР—РО(ОН)2. При хранении изомеризуется в
фосфористофосфорную (иэогипофосфорную) кислоту Н3(Р2НО6) со строением
(НО)(Н)ОР—О—РО(ОН)2. Растворяется в холодной воде. Слабая кислота, ней-
трализуется щелочами. Разлагается горячей водой, кислотами. Проявляет слабые
восстановительные свойства. Получение Н4РзОб см. 3266, Н3(Р2НОб) — ЗЗО15.
Мт = 161,97; tm = 73° С (разл ).
1.	Н4Р20б ——> Н3(Р2НОв)	(комн),
Н4Р2О6 = Н2(РНО3) + НРО3	(выше 73° С).
2.	Н4Р2Об • 2Н2О(Т) —1—> Н4Р2Об + 2Н2О	(комн., вак., над Р4Ощ),
H4PiO6 2Н2О = Н2(РНО3) + Н3РО4 + Н2О	(70— 100° С)
3.	Н4Р2О6 (разб.) + Н2О Н3Р2О6 + Н3О+; рКк = 2,19,
Н3Р2О6 + Н2О Н2Р2О^+ Н3О+; рКк = 2,81,
Н2Р2ОГ + Н2О <=> НР2О1' + Н3О+; рКк =7,26,
НР2О^ + Н2О <=> Р2О* + Н3О+; рК' = 10,02.
4.	Н4Р2О6 (конц.) + Н2О = Н3РО4 + Н2(РНО3) [кип. в конц. H2SO4, HNO3]
5. Н4Р2О6 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2CU + 2Н2О,
Н4Р2О6 + 4NaOH (конц.) = Na4P2O6 J- + 4Н2О.
6. 5Н4Р2Об (конц.) + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 + 2Н2О = 10Н3РО4 +
+ 2MnSO4 + K2SO4.
326. Na4P2Oe— ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ(1У) НАТРИЯ
Гипофосфат натрия. Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разла-
гается. Мало растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону). Разлагается
горячей водой, кислотами. Очень слабый восстановитель. Вступает в реакции
обмена. Получение см. 3165, 3275'6.
Мг = 249,90; d = 1,82 (кр.); /пл(кр.) = 250° С (разл );
к,= \,^, 3,1(5О>.
1.	4(Na4P2O6 10Н2О) = РН3 + 3Na4P2O7 + Na3PO4 + NaOH + 38H2O
(выше 250° С).
2.	Na4P2O6 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4[Na(H2O)4]+ + Р2О*,
Р2О^~ + Н2О 4=> НР2О^- + ОН ; рКо = 3,98,
HP2Oj + Н2О 4=^ Н2Р2О^+ ОН ; рКо = 6,74.
3.	Na4P2O6 + 2Н2О (гор.) = Na2H2P2O6 + 2NaOH,
171
Na4P2O6 + H2O ——» Na2HPO4 + Na2(PHO3)	(кип ).
4.	2Na4P2O6 + HjO + 4HNO3 (конц.) = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5) +
+ 4NaNO3	(кип.).
5.	Na4P2Oe + NaBrO (коиц.) = Na4P2O7 + NaBr.
6.	Na4PzO6 + 2Pb(CH3COO)2 (коиц., гор.) = РЬ2Р2Об I + 4Na(CH3COO),
Pb2P2Oe (суспензия) + 2H2S<r) = H4P2O4 + 2PbSl.
327. Na2H2P2Oe — ГЕКСАОКСОДИФОСФАТ ДИВОДОРОДА-ДИНАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при прокаливании разлагается. Умеренно
растворяется в воде, анион Н2Р2О$- подвергается кислотному протолизу. Раз-
лагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Реагирует с карбонатами ще-
лочных металлов. Слабый восстановитель. Получение см. 3159’ , 3255, З263.
М, = 205,94; d = 1,8;	= 250° С; к„ = 4,67(25), 15,0(5О).
1.	4Na2H2P2O6 = РН3 + 7NaPO3 + NaOH + 2Н2О	(600° С).
2.	Na2H2P2O6 6Н2О = Na2H2P2O6 + 6Н2О	(100° С).
3.	Na2H2P2O6 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + Н2Р2О2 ,
Н2Р2(# + Н2О «=♦ НР2О^ + Н3О+; рКК = 7,26.
4.	2Na2H2P2O6 + Н2О = 2NaH2PO4 + Na2(P2H2O5) [кип. в конц. HNO3].
5.	Na2H2P2O6 + 2NaOH (конц.) = Na4P2O61 + 2H2O.
6.	Na2H2P2O6 (насыщ.) + Na2CO3 (конц., гор.) = Na4P2O6l + СО2? + Н2О.
7.	Na2H2P2O6 + NaBrO = Na2H2P2O7 + NaBr.
328. HPO3 — МЕТАФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Белая, аморфная (стекловидная), гигроскопичная. Сублимируется при сильном
нагревании. Является циклическим олигомером Н,(РО3)„ (л = 3,4). Очень хорошо
растворяется в холодной воде, проявляет свойства слабой кислоты. Разлагает-
ся кипящей водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. 3191'2, ЗЗО1.
Мг = 79,98; d = 2,2—2,5;	tm « 40° С.
1.	иНРО3 + иН2О (хол.)4=* (РО3)" + иН3О+	(« = 3, 4).
2.	НРО3 + Н2О = Н3РО4	(кип.).
3.	НРО3 + NaOH (конц.) = NaPO3 (олигомеры) + Н2О	(0° С),
	uru-\ NaOH (конц.), 40°С	_ НРО3	~Н;О	* ^азГ*зОю» Na4P2O7;	
	НРО3 + NaOH = №Р03(полимеры) + Н2О	(500—600° С).
4.	НРЛ NaOH (разб.), 100* С НРО3		► Na3P3O9, Na3PO4.	
5. 4НРО3 + 4NaOH (30%-й, хол.) = Na4P4O,21+ 4Н2О (в конц. NaCl).
172
Э». N«PO3 — МЕТАФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, аморфный или кристаллический, при прокаливании размягчается и
плавится. Является полимером Nan(PO3)4 с п = 1000—10 000 (л возрастает с
ростом температуры синтеза) со строением аниона из неразветвлениых цепей
тетраздров [РО4]. Тривиальные названия полимеров — соли Грэма, Мадрелла
и Курроля (различаются методами синтеза). Выделены также циклические
олигомеры NaB(PO3)« (л = 3, 4) или соли Na3P3O9, Na4P40i2- Хорошо растворя-
ется в воде, при этом цепочечные анионы деполимеризуются и циклизируются
до олигомеров. Концентрированный раствор является коллоидным. Олигоме-
ры образуют кристаллогидраты Na3P3O9 • 6Н2О, Na4P40i2 • 4Н3О. Разлагается
горячей водой, щелочами. Получение см. 3283-5, 33012, 33210, 333*, 3441.
NaPO3. Мг= 101,96; d = 2,56 + 2,62;	= 630—650° С;
к, = 97,32(М), 174,4<м).
Na3P3O,: Afr = 305,88; d= 2,476 (кр.); *, = 5,17(J0).
Na4P40i2: Mr = 407,84; d = 2,484 (кр.); ks = I4,5(25), 32,5100.
1.	nNaPOj (конц.) + 4лН2О (хол.) = л [Na(H2O)4]+ +(РО3)”‘ (л = 3, 4),
НгО
(PQjXT * H2P3Oio , Н2Р2О7 ,Н2РО4-	(разбавление)
2.	NaPO3 —-°(гср) > ЫазНгРзОю, МагНгРгОг, NaH2PO4.
1 хг ПЛ NaOH (разб ). 100“ С	л
3.	NaPO3 ---------  ------» Na3P3O9, Na3PO4;
—H2U
кт гил NaOH (конц.), 40° С . , _ _	_
NaPO3--------——---------► NasP3O10, Na4P2O7.
—rijtj
4.	4NaPO3 + 2NaOH (50%-й) = Na6P40i3i + H2O
(40° С, осаждение ацетоном).
5.	NaPO3 + Na4P2O7 = Na5P3Oio	(300—500° C).
6.	NaPO3 + AgNO3 = AgPO3i (бел.) + NaNO3.
330. H3PO4 — ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Фосфорная кислота. Белая, гигроскопичная. Плавится без разложения, в жид-
ком состоянии склонна к переохлаждению, при умеренном нагревании разла-
гается. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота. Нейтрализуется щелоча-
ми, гидратом аммиака, реагирует с типичными металлами. Образует пероксо-,
изополи- и гетерополисоединения. Получение см. 3151,3, 3162'5, 3191, 3492, 3501.
Мг = 97,99;	^т)= 1,834;	^ж) = 1,88<ч”;
U = 42,35° С; к, = 548(М).
1.	2Н3РО4 = Н4РгО? + НгО	0 50° С),
Н3РО4 = НРО3 + Н2О	(300° С, вак ).
2.	Н3РО4 • 0,5Н2О(Т)—~>Н3РО4 + 0,5Н2О	(100 ° С, вак.).
173
3.	Н3РО4 (разб.) + Н20 <==* Н2РО4 + Н30+; рК„ =2,14,
Н2РО4 + Н20 <=2 HPOt + НзО+: рКк = 7,21,
НРОГ + Н2О РО4 + Н3О+; рКк = 12,34.
4.	Н3РО4 +НСЮ4 (безводн. )<=2 Р(ОН)1 + С1О4,
Н3РО4 + H2SC>4 (безводн.) 4=2 Р(ОН)4+ HSO^.
5.	Н3РО4 (конц.) + МОН (разб.) = МН2РО4 + Н2О	(М = Na, К),
Н3РО4 (разб.) + 2М0Н (разб.) = М2НРО4 + 2Н2О,
Н3РО4 (разб.) + ЗМОН (конц.) = М3РО4 + ЗН2О.
6.	Н3РО4 (конц.) + NH3 • Н2О (разб.) = NH4(H2PO4) + Н2О,
Н3РО4 (конц.) + 2(NH3 • Н2О) [разб.] = (NH4)2HPO4+ 2Н2О.
7.	2НзРО4 (разб.) + 3Mg = Mg3(PO4)24r + ЗН2Т.
8.	ЗН3РО4 (разб.) + 4Fe = FeHPO4i + Fe3(PO4hl + 4Н/Г.
9.	Н3РО4 (конц.) + Са(ОН)2 = СаНРО41 + 2Н2О,
2Н3РО4 (разб.) + ЗСа(ОН)2 = Саз(РО4)21 + 6Н2О.
10.	Н3РО4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO44- + 3HNO3 (добавление NaHCOs).
11.	8Н3РО4 (конц.) + Р4О10 = 6Н4Р2О7	(80—100° С).
12.	Н3РО4 (безводн.) + NaCl = NaPO3 + НС1 + Н2О	(400— 500° С),
Н3РО4 (конц.) + NaNOs = NaPOs (соль Мадрелла) + HNO3 + Н2О
(330° С).
13.	Н3РО4 (конц.) + 12МОз = Нз[РМ|204о]<р) (кип., в конц. HNO3, М = Mo, W).
14.	Н3РО4 + Н2О ктро—> н2Ф (катод) + Н3РО3 (О^) (анод) (0° С),
ЗНзРОэ(О^)(р) = НзРО4 + Н4Р2Об(О| )+ Н2О + О2 1	(20—30° С).
331. NB3PO4 — ОРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя-
ется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в
раствор цинк и алюминий. Частично разлагается концентрированной серной
кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см. 286, 297, 3305, 3326.
М,= 163,94; d= 2,536; и = 1340° С; к, = 14,5<25), 68,0<80).
1.	Na3PO4 12Н2О = Na3PO4 + 12Н2О	(200° С, вак.).
2.	Na3PO4 (разб.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + РО4,
РО4 + Н2О НРО4 + ОН"; рКо = 1,66.
3.	Na3PO4 + H2SO4 (конц.) 4=2 NaH2PO4 + Na2SO4.
4.	2Na3PO4 (конц.) + 2A1 + 8H2O = 2Na[Al(OH)4) + 2Na2HPO4 + 3H2T (кип.),
2Na3PO4 (конц.) + Zn + 4Н2О = Na2[Zn(OH)4] + 2Na2HPO4 + H2t (кип.).
5.	2Na3PO4 + 3MC12 = M3(PO4)2i + 6NaCl	(M = Ca, Sr, Ba, Ra).
6.	Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO44- (желт.) + 3NaNO3.
174
332. Na2HPO4 — ГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо раство-
ряется в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с концентрированной ортофос-
форной кислотой, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения. Получение см. 28*. ЗЗЗ4.
Л/, = 141,96; d = 2,066; tm = 40° С (кр.); к, = 7,66(20), 92,4(80).
1.	2Na2HPO4 = Na4P2O7 + Н2О	(120— 300° С).
2.	Na2HPO« 12Н2О = Na2HPO« + 12Н2О	(95— 100° С).
3.	Na2HPO4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + НРО4,
НРО4 + Н2О <=* Н2РО4 + ОН"; рКо = 6,79.
4.	Na2HPO4 (конц.) + 2НС1(г) = Н3РО4 + 2NaCli (0—10° С, ток НС1).
5.	Na2HPO« (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2NaH2PO4.
6.	Na2HPO4 (разб.) + NaOH (конц.) = МазРО4 + Н2О.
7.	2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Ка5РзО10 + 2Н2О	(350—550° С).
8.	4Na2HPO4 (разб.) + ЗСаС12 = Саз(РО4)2 4- + 6NaCl + 2NaH2PO4,
Na2HPO4 (конц.) + СаС12 = CaHPO4l + 2NaCl.
9.	2Na2HPO, + 3AgNO3 = AgjPO,^ + 3NaNO3 + NaH2PO4.
10.	Na2HPO4 (насыщ.) + NH4C1 (насыщ.) = NaNH4 (HPO4)4 + NaCl (0° С),
NaNH4 (HPO4) = NaPO3 (соль Курроля) + NHj + H2O (700—750° С).
11.	Na2HPO4 + NaH(PHO3) = Na3(P2HO6) + H2O	(180° C)
333. NaH2PO4—ДИГИДРООРТОФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион
Н2РО4 подвергается кислотному протолизу. Полностью нейтрализуется щело-
чами, частично — гидратом аммиака. Вступает в реакции обмена. Получение
см. 286, 3 1 5’, 3292.
Mr = 119,98; d = 1,9096 (кр.); к„ = 85,2(20), 207,3(8О).
1.	2NaH2PO4 = Na2H2P2O7 + Н2О	(160° С).
NaH2PO4 = NaPCh (соль Грэма) + Н2О	(220—250° С)
2.	NaH2PO4 2Н2О = NaH2PO4 + 2Н2О	(100° С, вак.)
3.	NaH2PO4 (разб.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + Н2РО4 ,
Н2РО4 + Н2О <=* НРО42 + Н3О+; рА« = 7,21.
4.	NaH2PO4 + NaOH (разб.) = Na2HPO4 + Н2О,
NaH2PO4 + 2NaOH (конц.) = Na3PO4 + 2Н2О.
5.	NaH2PO4 (конц.) + NH3 Н2О (конц.) = NaNH4(HPO4)i + Н2О (0° С)
6. NaH2PO4 + Na4P2O7 = NasPsOio + Н2О	(выше 120° С)
7. 3NaH2PO4 + 3AgNO5 = AgjPOj + 2NaNO3 + 2H3PO4.
175
334.	КзРО4 — ОРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя-
ется в воде (гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду, переводит в
раствор цинк и алюминий. Вступает в реакции обмена. Получение см. 49,50 ,
3353, ЗЗб3.
М, = 212,26; d= 2,564; /пл = 1640°С; к, = 98,5<20), 178,5<6О).
1.	К3РО4 7Н2О = К3РО4 + 7Н2О	(250° С, вак.).
2.	К3РО4 (разб.) + 18Н2О = 3[К(Н2О)б]+ + РО3/	(pH > 7, см. 3312).
3.	К3РО4 + H2SO4 (конц.) КН2РО4 + K2SO4.
4.	2К3РО4 (конц.) + 2А1 + 8Н2О = 2К[А1(ОН)4] + 2К2НРО4 + ЗН2Т (кип.),
2КзРО4 (конц.) + Zn + 4Н2О (гор.) = K4Zn(OH)«] + 2К2НРО4 + Н2Т.
5.	К3РО4 + 3AgNOi = AgsPQti + 3KNO3.
335.	К2НРО4— ГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в
воде (гидролиз по аниону). Нейтрализуется щелочами, реагирует с хлороводо-
родом, орто-фосфорной кислотой. Вступает в реакции обмена. Получение см.
495, ЗЗб3.
Mr = 174,17; d = 2,33 (кр.); к, = 159,8(20), 267,5(63).
1.	2К2НРО4 = К4Р2О7 + Н2О	(250° С).
2.	К2НРО4 ЗН2О = К2НРО4 + ЗН2О	(110— 125° С, вак.).
3.	К2НРО4 + 12Н2О = 2[К(Н2О)бГ + НРОГ	(pH > 7, см. 3323).
4.	К2НРО4 (конц.) + 2НС1(Г) = Н3РО4 + 2КС1	(0—10° С).
5.	К2НРО4 (разб.) + Н3РО4 (конц.) = 2КН2РО4.
6.	К2НРО4 + КОН (конц.) = К3РО4 + Н2О.
7.	2К2НРО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4i + 3KNO3 + КН2РО4.
336.	КН2РО4 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворя-
ется в воде, анион Н2РОд подвергается кислотному протолизу. Кристаллогид-
ратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.
Образует изополисоединения. Получение см. 495, 31521, 3355.
М, = 136,08; d = 2,338;	= 252,6° С (разл.); к, = 22,6<20), 70,4<80).
1.	КН2РО4 = КРОз + Н2О	(выше 252,6° С).
2.	КН2РО4 + 6Н2О = [К(Н2О)б]++Н2РО;	(рН<7, см. ЗЗЗ3)
3.	КН2РО4 + КОН (разб.) = К2НРО4 + Н2О,
КН2РО4 + 2КОН (конц.) = К3РО4 + 2Н2О.
4.	КН2РО4 + 2К2НРО4 = К5РзО10 + 2Н2О	(500—600° С).
5.	КН2РО4 + 3AgNOj = Ag3PO44 + 3KNO} + 2Н3РО4.
176
337.	Саз(РОч)2 — ОРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Витлокит. Белый, плавится без разложения. Не растворяется в воде, кристал-
логидратов не образует. Разлагается кислотами. Восстанавливается углеродом
при спекании. Получение см. 1104, 112s, 114s, 3383 6, 3393'5'6.
Mr = 310,17; d =3,14; J™ = 1670° С, рПР25 = 25,00.
1.	Ca3(PO4)2 + 6HNO3 (конц.) = 3Ca(NO3)2 + 2H3PO4.
2.	Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4)24 + 2CaSO«l.
3.	Ca3(PO4)2 + 4Н3РОч = 3Ca(H2PO4)2l.	±
4.	Ca3(PO4)2 + 8C (кокс) = Ca3P2 + 8CO	*	(900— 1000° C),
3Ca3(PO«)2 + 16A1 = 3Ca3P2 + 8A12O3	(500° C).
5.	2Ca3(PO4)2 + 10 С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 10 CO (1000° C).
338.	СаНРОч — 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, 330’, 332*.
Мт = 136,06; d = 2,31; к, = 0,02<2S), 0,11<60).
1.	2СаНРО4 = Са2Р2О7 + Н2О	(выше 900° С).
2.	СаНРОч 2Н2О = СаНРОч + 2Н2О	(109° С),
2 {СаНРОч 2Н2О} = Са2Р2О7 + 5Н2О	(360— 450° С).
3.	7СаНРОч + Н2О ——> Са5(РО4)3ОН I + 2Са(Н2РОч)21,
ЗСаНРОч (суспензия) = Ca3(PO4)2i + Н3РО4	(кнп.).
4.	2СаНРОч + H2SO4 (конц.) = Ca(H2PO4)2l + CaSO4l.
5.	СаНРОч + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + Н3РО4.
6.	ЗСаНРОч + 3NaOH = Ca3(PO4)2i + Na3PO4 + ЗН2О.
339.	Са(Н2РОч)2 — ДИГИДРООРТОФОСФАТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Мало растворяется в холодной воде
Разлагается в кипящей воде, азотной кислоте, щелочах. Получение см. 33713,
3383-".
М, = 234,05; d = 2,22 (кр.); к, = 1 .Т00’.
1	Са(Н2РО4)2 = Са(РО3)2 + 2Н2О	(150—200° С).
2.	Са(Н2РО4)2 Н2О = Са(Н2РО4)2 + Н2О	(109° С).
3.	ЗСа(Н2РО4)2 (суспензия) = Са3(РО4)21 + 4Н3РО4	(кип.).
4.	Са(Н2РО4)2 + 2HNO3 (конц.) = Ca(NO3)2 + 2Н3РО4.
5.	ЗСа(Н2РО4)2 + 12NaOH = Са3(РО4)21 + 4Na3PO4 + 6Н2О.
6.	ЗСа(Н2РО4)2 + 8NaHCO3 (конц.) = Са3(РО4)2 4- + 4Na2HPO4 + 8СО2Т + 8Н2О.
7.	Са(Н2РО4)2 (насыщ.) + Na2HPO4 = СаНРОч 4 + 2NaH2PO4.
8.	ЗСа(Н2РО4)2 + ЮС (кокс) = Са3(РО4)2 + ЮСО + Р4 + 6Н2О (800° С).
177
340. (NH4)2HPO«— гидроортофосфат аммония
Белый, термически неустойчивый, при хранении на воздухе постепенно разла-
гается. Хорошо растворяется в воде. Реагирует с ортофосфориой кислотой,
щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 341 .
М, = 132,06;	d = 1,619;	к, = 69™; 1 06™
1.	(NH«hHPO4 = NHj + NH< (Н:РО4)	170° С].
2.	(NH4hHPO4(pa36.) = 2NH; + HPOj-	(pH > 7, см. 332s).
3.	(NH4hHPO4 (разб.) + Н<О4 (конц.) = 2NH4(HjPO4).
4.	(NH«)jHPO4 + 3NaOH (конц.) = NajPCh + 2(NHj HjO) + H2O.
5.	(NH4hHPO4 + NHj HjO (конц.) (NH4)jPO4 + HjO.
6.	2(NH4)jHPO4 + 3AgNOj = AgjPtU + 3NH4NOJ + NH4(H2PO4)
3<1.NH4(HjPO4)—ДИГИДРООРТОФОСФАТ АММОНИЯ
Белый, плавится под избыточным давлением. Устойчив на воздухе, при нагре-
вании разлагается. Хорошо растворяется в аоде (гидролиз по катиону, кислот-
ный протолиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Реагирует со щело-
чами, гидратом аммиака. Получение см. 275*, 330*.
М, = 115,03; d = 1,803;	= 190° С ф);
к, = 35,3™, 118,3™.
1.	2NH4(HjPO4) = HjO + (NH4)jH2PjO7	(140° С),
3NH4(HjPO4) = 2HjO + (NH4)jH2PjOio	(140—170° C),
3NH4(HjPO4) = 3NH4PO3 + 3HjO	(выше 190° C).
2.	NH4(HjPO4)(pa36.)=NH; + HjPO;
NH;+ 2HjO NHj HjO + HjO+; pA, = 9,24,
HjPOi + H2O 4Z=+ HPOt + HjO*; pK, = 7,21.
3.	NH4(HjPO4> + 3NaOH (конц.) = NajPO4 + NHj HjO + 2HjO.
4.	NH4(HjPO4) + NHj HjO (разб.) = (NH4)jHPO4 + HjO,
NH4(HjPO4) + 2(NHj HjO) [конц] <=? (NH4)jPO4 + 2HjO.
5.	3N H4(H JPO4) + 3AgNOj = AgjPCU + 3NaNOj + 2H jPO4.
341H4PjO?—ДИФОСФОРНАЯ КИСЛОТА
Пирофосфориая кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигро-
скопичная. Плавится без разложения, разлагается при нагревании а вакууме.
Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства кислоты, сильной
по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Разлагается горячей водой
в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с перок-
сидом водорода. Получение см. 319', ЗЗО1, .
М, = 177.97;	= 61° С; = 709<IJ).
178
1.	Н4Р2О7 = 2HPO3 + HjO	Q00° С, вак ).
2.	Н4Р2О7 (разб.) + HjO (хол.) = Н3Р2О7 + Н3О+,
Н3Р2О7 + Н2О <Z=* Н2Р2О? + НзО+; рК« = 1,49,
Н2Р2О? + Н2О <=? НР2О? + Н,О+: рХ, - 5,77,
НР2О^ + Н2О 4=* Р2О7 + НзО+; рЛ;= 8,22.
3.	Н4Р2О7 + Н2О = 2Н3РО4	(кип., в присутствии HNOj).
4.	Н4Р2О7 + 4NaOH (20%-й) = Na4P2O7 + 4Н2О,
Н4Р2О7 + 2NaOH (разб.) = Na2H2P2O7 + 2Н2О.
5.	Н4Р2О7 + 2NHxd = (NH4)2H2P2O7 4	(0—5° С, в этаноле),
(NFbhHzPjCh (суспензия) + 2NHxo —-—* (NJL^PjCh 4
(до 10° С, в этаноле).
6.	Н4Р2О7 (разб.) + 4AgNO3 = Ag4PjO7 4- (бел.) + 4HNO3.
7.	ЖЬОтт + Н2О2 (конц.) =НЧР2О6(О^ )+ Н2О.
Н4Р2О4(О^')+ Н2О «—» Н3РО4 + H3POj(O2~) [0° С, разбавление].
343.	N1UP2O7 — ДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворя-
ется в холодной воде (гидролиз по аниону). Реагирует с горячей водой, кисло-
тами. Вступает в реакции обмена. Образует изополисоедииения. Получение см.
332', 342*. 3445.
М, = 265,90; </= 2,373; tM = 985° С; к, = 5,50<го>, 54,г”2».
1.	Na«P2O7 ЮНгО = Na«P2O7 + ЮНгО	(100° С, вак ).
2.	Na4?2O7 (разб.) + 16Н2О (хол.) = 4(Na(H2O)4]* + Р2О$',
Р2О$ + Н2О «=♦ НР2О} + ОН ; рХо = 5,78.
3.	Na4P2O7 + Н2О (гор.) = 2Na2HPO4.
4.	Na4P2O7 + Н2О + 2HNOj (разб.) = 2NaH2PO4 + 2NaNO3	(кип.)
5.	Na4P2O7 (насыщ.) + 2CHjCOOH (конц.) = Ка2Н2РгО7 + 2Na(CH3COO)
[0—10° С].
6.	Na4P2O7 + 2M(NO3)2 = M2P2O7 4 + 4NaNO3 (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Pb)
344.	Na2H2P2O7 — ДИГИДРОДИФОСФАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде,
анион Н2Р2О7" подвергается кислотному протолизу. Разлагается горячей
водой, нейтрализуется щелочами. Получение см. ЗЗЗ1, 342*, 3435.
Mr = 221,94;	d = 1,862; к, = 4,б*”, 23,5<*>.
1.	Na2H2P2O7 ——> 2NaPO3 (соль Грэма) + НгО	(220— 250° С),
3Na2H2P2O7 ——» 2Na3P3O« + ЗН2О	(650° С)
179
2.	NazHzPzO?  6H2Oi NajHjPjO? (насыщ.) + 6H2O	(комн.),
Na2H2P2O7 6H2O = Na2H2P2O? + 6H2O	(80° С, вак.).
3.	КагНгРгО? (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4)+ + Н2Р2О|" ,
Н2Р2О^" + Н2О НР2О^ + Н3О+; рХ< = 5,77.
4.	Na2H2P2O7 + Н2О (гор.) = 2NaH2PO4.
5.	КагНгРгСЬ + 2NaOH (разб.) = Na4P2O7 + 2Н2О.
345.	NasPsOio — ДЕКАОКСОТРИФОСФАТ(У) НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в холод-
ной воде (гидролиз по аниону). Разлагается горячей водой, кислотами. Полу-
чение см. 329'5, 3327.
М, = 367,86;
d = 2,52 + 2,59; tm = 692° С (разл.);
^=16,3(,0).
1.	NasPjOio = Na4P2O? + NaPOj	(выше 692° С).
2.	NasPjOio- 6Н2О = Na5P3Oio + 6H2O	(120° С).
3.	NajPjOio (разб.) + 20H2O (хол.) = 5[Na(H2O)4]+ + Р30|о ,
PjOfo + Н2О <=> НР3О;0- + ОН"; рК„ = 5,00,
НР3О?0" + Н2О 4=? Н2Р30?о + ОН ; рКо = 7,00,
Н2Р3О/б +Н2О4Г2=> H3P3Of0 + ОН"; ptfo = 11,00.
4.	NajPsOio (разб.) + НгО (гор.) = Na4P2O? + NaH2PO4.
5.	NajPsOio + 2HNO3 (разб.) + 2Н2О = 3NaH2PO4 + 2NaNO3	(кип ).
346.	PFs — ТРИФТОРИД ФОСФОРА
Бесцветный газ, устойчив на воздухе. Медленно гидролизуется водой, реагиру-
ет со щелочами, галогенами, кислородом, никелем. Не реагирует с диоксидом
кремния. Получение см. 31510, 3471, 348*.
Мт = 87,97: р = 4,193 г/л (н. у.); tm = - 151,5° С;
г«нп = - 101,8° С.
1.	PF3 + ЗН2О ——> Нг(РНОз) + 3HF	(в атмосфере N2).
2.	PF3 + 5КаОН(конц.) = Na2(PHO3) + 3NaF + 2H2O.	
3.	2PF3 + O2 = 2POF3	(50—60° C).
4.	PF3 + Cl2 = PCI2F3	(40—50° C),
2PC12FXm> 5-°L?° с до ~140° >(Pa*XPF<lr,
2PCI2F3 + 7КОН(конц„ хол.) = K[PF6]i + К2НРО4 + 4КС1 + ЗН2О.
5. 4PF3 + Ni = [Ni(PF3)4]<M)	(30—50° С, р).
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, 349* ,0.
М, = 125,96; р = 5,805 г/л (и. у.);	= - 93,75° С;
ГГИп = - 84,55° С.
1.	PFs = PF3 + F2	(выше 400° С).
2.	PFs + НгО(влага) = POF3 + 2HF,
PFs + 4Н2О = Н3РО4 + 5HF.
3.	PFs + 8ЫаОН(конц.) = Na3PO« + 5NaF + 4Н2О.
4.	2PFS + SiO2 = 2POF3 + SiF«	(400° С).
5.	PFs + HF = H[PFs]	(- 20° С, в жидк. SO2).
6.	PFs + MF = M[PFs]	(при нагревании, M = Na, К, Rb, Cs, Tl, Ag).
7.	PFs + 3SbFx«) = (PF4+ )[Sb3F16J.
348. РОз — ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, летучая, неустойчива во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует
со щелочами. Окисляется кислородом, галогенами, серой. Восстанавливается
водородом. Получение см. 31511'|7, 3491*.
Мт = 137,33;	d = 1tm = - 90,34° С;
Л™ = + 75,3° С.
1. РОз + ЗН2О = Н2(РНОз) + ЗНС1 (комн., в воде; 0° С, в жидк. CCL)
2. РС1з + 5NaOH(pa36.) = Na2(PHO3) + 3NaCl + 2Н2О.
3.	2PCI3 + Н2 ^"ч. Разряд > Р2С]4 + 2НС1.
4.	2РС1з + О2 = 2РС1зО	(50—60° С).
5.	РС1ХЖ) + С12 = PCls	(комн., р).
6.	РС1Хж) + 3HF = PF3 + ЗНС1	(50—60° С),
2РС1Хж> + 3ZnF2 = 2PF3 + 3ZnCl2	(комн).
7.	PCI3 + S = PSCI3	(160° С, р, кат. А1С13).
8.	ЗРС1Хж) + КСЮз = ЗРСЬО + КС1	(комн.)
9.	4РС1Хж) + [Nt(CO)«] = [Ni(PCh)«] + 4COt
349. PCls — ПЕНТАХЛОРИД ФОСФОРА
Белый (с желто-зеленым оттенком из-за частичного разложения), гигроскопич-
ный, летучий, термически неустойчивый. В твердом состоянии имеет состав
P2Clio и строение (PClJ)[PCle)’. Весьма реакционноспособный; гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, галогенидами металлов и неметаллов, фосфо-
ром, аммиаком. Получение см. 315", 3485, 3565.
М, = 208,24;	d = 2,11;	= 166,8° С (р).
181
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
160 -эоо* с
FCb + Ch.
PCI; + Н2О(влага) = PCljO + 2НС1,
PCls + 4HiO = HjPO« + 5HC1.
PCls + 8ЫаОН(разб.) = NajPO« + 5NaCl + 4HjO.
6PC15 + P< = lOPClj
PCls + SO2 = PCljO + SCljO
2PCls + CaSOj = 2PCljO + CaCh + SCI2O
PCls + НгБОДбезводн.) = PCljO + HC1 + HSOjCl.
3PCls + 2B(OH)3 = ЗРСЬО + 6HC1 + BjOj
PCls + 6MF = M[PF«j + 5MC1	1
2PCls + 5CaF2 = 2PFS + 5CaCh
3PCls + 5AsFXk) = 3PFS + 5AsClj
2PCls + 2AsFj = (PCi; )[PF6] 4 + 2AsClj
PCls + NbCls(M) =(PCi;)[NbCl«]
PCls + 8NHx«) = PN(NHj)2 + 5NH4CI
PN(NHj)2 = ₽Ы(МНХфосфам) + NHj
РС1Хж) = РСЦ+(РСиГ-
(75—100° С).
(50-60° С),
(50—60° С).
(150’C)
(175—230° С, M = Na+, K+,NHI).
(300—400° C).
(комн.).
(0° С, в жидк. AsCij).
(210—230° C).
(- 40° C),
(125° С, вак.).
350. PCljO — ОКСИД-ТРИХЛОРИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, низкокипящая, термически устойчивая. Разлагается во
влажном воздухе («дымит»). Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
фтороводородом, аммиаком. Апротонный растворитель, умеренно растворяет
хлориды металлов и аммония. Получение см. 319* ’, 348 , 349s’7.
М, - 153,33; d = 1,64УЮ);	= 1,25° С,
= 105,8° С.
1.	РС13О + ЗН2О = Н3РО4 + ЗНС1.
2.	PCljO + бК'аОН(разб)» Na3PO4 + 3NaCl + ЗНгО.
3.	PCI3O + 3HF = POFj + 3HC1	(65° С, кат. SbCls).
4.	PCI3O + 3LiI = PIjO + ЗЫС1-1	(комн., в жидк. CSj).
5.	PCljO + 6NHXr) = P(NH2)jO4 + 3NH«C1	(- 15° С, в CHClj).
351.	PBrj — ТРМБРОМИД ФОСФОРА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, неустойчива во влажном воздухе
(«дымит»). Хорошо растворяет белый фосфор. Гидролизуется водой, реагирует
со щелочами, кислородом, бромом. Получение см. 315, 3521, *.
М, = 270,69; d=2,852(l5); rM=-41,5’C; tmn = +173,3° С.
1.	PBrj + ЗНгО(хол.) = Hj(PHOj) + ЗНВг	(в атмосфере Nj).
2.	2РВгз + ЮКаОН(разб.) = 2Na2(PHOj) + 6NaBr + 5Н2О.
182
3.	2PBr3 + Oj« 2PBrsO
4.	PBr3(1[) + Br2= РВгз
(70—90° С).
(100—150° С).
352.	РВгз — ПЕНТАБРОМИД ФОСФОРА
Желто-оранжевый, при слабом нагревании плавится и разлагается. Известей
красный изомер с ионным строением (РВгд)Вг . Растворяется в тетрахлориде
углерода, сероуглероде. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восста-
навливается фосфором. Получение см. 315*2, 3514.
Mt = 430,49; d = 3,57; tm •	= 1 Об’ С(разл ).
1.	РВг5 = РВг5 + Вг2
2.	РВг5 + Н2О(влага) = РВг3О + 2НВг,
РВгз + 4HjO = Н3РО4 + 5НВг.
3.	РВгз + 8ЫаОН(разб.)» NaiPO« + 5NaBr + 4Н:О
4.	ЗРВг$ + 2Р(красн.) = 5РВгз
(выше 106° С).
(в жидк. CS:).
353.	РЬ — ТРИИОДИД ФОСФОРА
Ярко-красный, низкоплавкий, термически неустойчивый. Гидролизуется
водой, реагирует со щелочами, фосфором. Окисляется кислородом при нагре-
вании. Получение см. 315*’.
Afr = 4il,69;	rf=4,18; ZIU1 = 61,O°C.
1.	2Р1з = P2I4 + Ь	(100—120° С).
2Р1з = 2Р(красн.) + 312	(выше 200’ С)
2.	PI3 + 3HjO = HXPHOj) + 3HI	(в атмосфере Nj).
3.	Ph + 5ЫаОН(разб.) = Na^PHOj) + 3NaI + 2HjO.
4,	2Ph + Oj» 2РЬО(фиол.)	(40—50° С, кат. Pt]
5.	2Ph + 3P< + 24Н2О(по каплям) = 6PH«1 + 8H3PO4	(30—40° C)
354.	P*S3—ТРИСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Желто-зеленый, очень твердый, плавится н кипит без разложения, при прока-
ливании разлагается. Устойчив на воздухе. Не реагирует с холодной водой,
разбавленными кислотами. Реагирует с концентрированной азотной кислотой,
щелочами, кислородом, серой. Получение см. 315 .
Mt = 220,09; d = 2,03; (т = 172,5° С; = 407,5° С.
1.	P«S3 = 4Р(красн.) + 3S	(выше 700’ С).
2.	P^Si -Sg^^ > HjPO<, HKPHOj), H(PHjOj).
3.	P4S3 + 38HNOj(kohu., гор.) = 4Н3РО« + 3HjSO4 + 38NOj + I OHjO.
4.	p4s?- -^^ > NajPO4, Naj(PHOj), Na(PH2O2).
183
5.	P4S3 + ЗОад	Р<Об I + 3Sl	(комн., в бензоле),
P<S3 + 8О2 = Р4О10 + 3SO2	(100—300° С).
6.	P4S3 + 2S = P4S5	(комн., на свету, в жндк. CS2, кат. 12),
2P4S5<=> P4S3 + P4S7	(выше 530° С).
355.	P4S10—ДЕКАСУЛЬФИД ТЕТРАФОСФОРА
Темно-желтый, плавится без разложения, при кипении разлагается до P2Ss.
Гидролизуется водой, реагирует с азотной кислотой, щелочами, кислородом,
аммиаком. Образует тиокомплексы. Получение см. 315
М,= 444,56; </=2,09; /ПЛ = 288°С; /КНп= 514° С (разл.).
1.	P4S10 + 16Н2О = 4НзРО«+ 10H2S.
2.	P4S10 + 80HNO3(kohu.) = 4НзРО< + 10H2SO4 + 80NO2 + 24Н2О	(кип.).
3.	P4S10 + 24КаОН(конц.) = 4№зРОз5 + 6Na2S + 12Н2О	(70° С),
NajPOjS + Н2О = NasPO, + H2ST	(кип.).
4.	P4S10 + 16КаОН(конц.) = 4Na3PO2S2 + 2Na2S + 8H2O	(50° С),
P4S10+ ЮЫаОН(конц.) + 2NaHS(KOHu.) = 4Na3POS3 + 6H2O (до 10° C).
5.	P4S10 + 6Na2S(HacbiiLj., гор.) = 4Naj[PS4].
6.	P4S10 + 15O2 = P4O10 + 10SO2	(300° C).
7.	P4Sio + 6PC15= IOPSCI3	(150—200° C, p).
8.	P4S10----—» P3N5	(230—600° С, в токе NH3).
— HzS, — S. ~ Hz
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-
родом, хлором, водородом. Получение см. 355*.
М,= 162,96;	</=2,51.
1.	P3N5 = 3PN + N2	(700—760° С).
2.	P3N5 + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH3	(выше 180° С, р).
3.	P3N5 + 5HNO3(kohu.) + 12Н2О = ЗН3РО4 + 5NH4NO3	(кип.).
4.	4P3Ns + 15О2 = ЗР4О10 + 10N2	(600°	С).
5.	2PjN5 + 15С12 = 6PCI5 + 5N2	(100°	С).
6.	4P3N5 + 30Н2 = ЗР< + 2ONH3	(300°	С).
357. H|PFe|— ГЕКСАФТОРОФОСФАТ(У) ВОДОРОДА
Белый (в виде кристаллогидрата), при нагревании разлагается. Хорошо рас-
творяется в холодной воде, сильная кислота; анион в кислотной среде неустой-
чив. Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Получение см. 319,3475.
184
М,= 145,97;
= 32° С (кр.).
1.	H[PF6] 6Н2О = 3HF + POFj + 5Н2О
2.	Н[РР6](разб.) + Н2О(хол.) = [РРвГ + Н3О+,
[РРбГ + 2Н2О [PO2F2]“ + 4HF.
3.	2H[PF6] + 5Н2О(гор.) = H[PO2F2] + H2[PO3F] + 9HF
4.	H[PF6] + NaOH(pa36.) = Na[PF6] + H2O,
H[PF6] + NH3 • Н2О(конц.) = NH4[PF6] + H2O.
(150—200° C).
(в КОНЦ. HNOj).
358. NalPFsl — 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, 349*, 3574.
Мг= 167,95;	<7=2,51.
1.	Na[PF6] = NaF + PF3 + F2	(500—600° С).
2.	Na[PF6] H2O = Na[PF6] + H2O	(80° С, вак.),
Na[PF6] Н2О = NaF + POFj + 2HF	(200° С).
3.	Na[PF6](pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + [PF6]'	(см. 3572).
4.	Na[PFe] + 2Н2О(гор.) = Na[PO2F2] + 4HF.
5.	2Na[PF6] + 5H2O(rop.) + 2HNO3(kohU.) = H[PO2F2] + 9HF + 2NaNO3.
6.	Na[PF6] + 8NaOH = 6NaF + Na3PO4 + 4H2O	(350 400° C).
7.	2Na[PF6] + 3SiO2 = 2NaPO3 + 3SiF4	(выше 650° C).
МЫШЬЯК
359. As —МЫШЬЯК
Неметалл. Существует в трех формах. Серый мышьяк a-As — устойчивая
форма существования, относительно твердый, хрупкий. Черный мышьяк
P-As — аморфный, хрупкий. Желтый мышьяк y-As (состоит из молекул
As4) — метастабильный, мягкий (как воск), легко растворим в сероуглероде, по
свойствам напоминает белый фосфор (химическая активность выше, чем у a-As
и P-As). При нагревании аозгоняется, плавится под избыточным давлением.
Перегоняется с водяным паром. Не реагирует с водой, разбавленными кисло-
тами. Переводится в раствор действием концентрированной азотной кислоты,
«царской водки», щелочей, типичных окислителей. Реагирует с кислородом,
галогенами, серой, металлами. Все соединения мышьяка чрезвычайно ядовиты.
Получение см. 36116, 3637, 3684.
Мг = 74,922; d = 5.727(a), 4,9(0). 2,03(у);
/пл = 817° С (р).
185
1.	2As + 3H2SO«(kohu., гор.) = AsjOji + 3SO2 + 3H2O
2.	2As + бН^гОХолеум) = 2As(HSO<)j + 3H2SO< + 3SO2 T.
3.	As + 5HNOj(kohu.) = HjAsOa + 5NO2 + H2O,
As + ЗНС1(конц.) + HNOj(kohu.) = AsClj + NOt + 2HjO.
4.	2As + 2NaOH(20%-fl) + 2H2O —L-* 2NaAsOj + 3H2?	(кип.).
2As + 6КОН(20%-й, хол.) —I—»• 2KjAsOs + 3H2t.
5.	2As + 3O2 = 2As2Oj	(сгорание на воздухе).
6.	2As + 5F2 = 2AsFs	(комн., сгорание во фторе).
7.	2As + 3CI2 = 2AsClj	(20—30° С, сгорание в хлоре),
2As + 5CI1 + 8Н2О —*-♦ 2HjAsO« + 10HCI.
8.	2As + ЗЕ2 = 2AsEj	(50—80° С, Е = Вг; кип., в жидк. CSj, Е = I).
9.	As —“* AsjSj, As2S5, AS4S4	(500—600° С, в атмосфере N0.
10.	As + ЗМ = M»As	(нагревание; М = Li, Na, К),
M»As + ЗН2О = AsHjT + ЗМОН.
11.	2As + ЗМ = M»As2	(нагревание; М = Mg, Са, Си),
2As + М = MAs2	(нагревание; М = Са, Zn, Fe).
12.	2As + 3Zn = ZnjAsi	(400—450° C),
Zn3As2 + ЗН2$О4(разб.) = 3ZnSO« + 2AsHjT.
13.	As + M = MAs	(нагревание; M = Al, Ga, In, La),
MAs + 3H2O = AsHjt + M(OH)j I.
14.	As + 3Na + 3NH4Br = AsHjt + 3NaBr + 3NHj (- 40° С, а жидк. NHj).
15.	2As + 6ЫаОН(разб.) + 5NaClO = 2NajAsO« + 5NaCl + 3H2O,
2As + 6ЫаОН(разб.) + 5Н2ОХконц.) = 2NajA$O* + 8H2O.
16.	2As + 2BrFs = 2AsFs + Br2	(100—200° C).
17.	P-AS(T)--> <x-As(t)	(270° C),
Y-As<T)---► a-As(T)	(358° С или медленно на свету).
18.	8(a-As)(T)-fel^?0,c> 2А&цг)	А&кг) + 2Asj(r).
360. AsHj — АРСИН
Мышьяковистый водород. Бесцветный газ, термически неустойчивый, при
нагревании разлагается и покрывает холодную поверхность стекла черной
пленкой мышьяка («мышьяковое зеркало»). Плохо растворяется а воде и не
реагирует с ней. На холоду образует твердый клатрат 8AsHj - 46HjO. Хорошо
растворяется а сероуглероде. Очень сильный восстановитель; легко загорается
на воздухе, реагирует с кислотами, типичными окислителями. Получение см.
35912' 361 , 365\ 368*
Мг = 77,95;	</<«> = 1,62!< •»; р = 3,5023 г/л (н.у.);
z™ = -116,92° С;	= -62,47° С; и, = 20<2О).
1. 2AsH3 = 2As + ЗН2	(до 300° С).
2. AsHj + ЗНС1(конц.) = AsClj + ЗН2Т.
186
4.
5.
AsHj + 2H2SO<(kohu., хол.) = AsSO«(OH) + Si + 3H2O,
AsHj ♦ 8HNOs(kohu) = HjAsO« + 8NO2t + 4H2O.
2AsHj + 3Oi = As20s + 3H2O	(сгорание на воздухе).
AsHj + 3I2 = Asl3 + 3HI	(комн).
6.	AsHj + 3NaOH(pa36.) + 4NaC10 = NajAsO« + 4NaCl + 3H2O.
7.	AsH3 + ЗКаОН(разб.) + 4Н2О2(конц.) = NajAsO4 + 7H2O.
8.	2AsHj + 3MSO«(kohu.) + 6NaHC0j * MjAs2i + 3Na2SO« + 6CO2T + 6H2O
(M = Cu, Zn).
(кип., в разб. НО).
2AsHj + 3HgCl2 = HgjAs2i(4epH.) + 6HC1
10. 2AsH3 + 3HjO + llAgNOj = AsjOji + 12Agi + 12HNQj.
361. AsjOj — ТРИОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый (тривиальное название — «белый мышьяк»), гигроскопичный, низко-
плавкий, легко сублимируется. Существует в двух полиморфных модификаци-
ях: a-As2Oj (моноклинная, клаудетит) и P-As2O3 (кубическая, в узлах кристал-
лической решетки находятся молекулы АзлО»; арсенолит). При быстром охлаж-
дении расплава образуется аморфная (стеклообразная) форма. Плохо
реагирует с холодной водой, в растворе образуются слабые кислоты — HAsO2
(метамышьяковистая) и HjAsOj (ортомышьяковистая). Проявляет кислот-
ные свойства в реакциях со щелочами. Легко галогенируется. Обладает окис-
лительно-восстановительными свойствами. Получение см. 359s, 3657,3683711.
Aft« 197,84; d = 4,15(a), 3,74(P);
6м = 314°C (a), 278°C (P);	/«m = 46l°C;
AX3) = 1,85<2O>. 6,1 б^.
I.	As2Oj<t) + Н2О(хол.) » 2НА$Ог(насыщ.),
a)	HAsOj + H2O AsO2 + H3O+; pA„ = 9,22,
HAsOj + 5H2O «ZZ> (As(H2O)4(OH)2]+(?) +OH ; pAo = 14,30;
6)	HAsO2 + H2O ^ZZ* HjAsOj	(идет в малой Степени).
2.	As2Oxt> + 3HjO(rop.) 2НзА$О1(насыщ.),
HjAsOj + H2O <ZZ* H2AsO3 + H3O+; pK« = 9,23,
HjAsOj + HjO ^zz* HAsOj* + H3O+; pK„ =12,13,
HAsOj* + HjO <ZZ* AsOj' + H3O+; pKr = 13,41.
3.	As2Oj + ЗНОфазб.) «TZ* HjAsOj + AsClj,
AsjOj + бНСЦконц.) = 2AsClj + 3H2O.
4.	As2Oj + 6HE<r) = 2AsEj + 3H2O	(140—200° С; E = F, Cl).
5.	AsiOj + 4HNOj(kohu.) + HjO = 2HjAsO4 + 4NOj	(кип).
6.	As2Oj + 2NaOH (разб.) = 2NaAsO2 + H2O,
As2Oj + 6КаОН(конц.) = 2NajAsOj + 3H2O	(примесь Na2HAsO3).
7.	AS2O3 + НагСОзСконц., гор.) = 2NaAsO2 + CO2t.
8.	AS2O3 + 4HSO3F = AsF3 + SO3 + HF + As(HSO«)3	(55—65° C).
9.	АвгОз + 6Н1(конц.) = 2AsI3'l' + 3H2O	(комн).
10.	AS2O3 + ЗН28(насыщ.) = As2S3i + 3H2O	(в конц. HC1).
11.	2As2C>3 + 9S = 2As2S3 + 3SO2	(300° C).
12.	AS2O3 + 5H2O + 2E2 = 2H3ASO4 + 4HE	(кип.; E = Cl, Br, I).
13.	5AS2O3 + 6H2SC>4(pa36.) + 4KMnC>4 + 9H2O = IOH3ASO4 + 2K2SO4 + 4MnSO4.
14.	AS2O3 + 6NaOH + 2NaNO3 = 2Na3AsC>4 + 2NaNO2 + 3H2O (400—500° C).
15.	AS2O3 + ЗЩРН2О2) = 2Asi + ЗН2(РНОз)	(в разб. HC1],
AS2O3 + 9НС1(конц.) + ЗН[8пС1з] = 2Asi + 3H2[SnCle] + ЗН2О.
16.	AS2O3 + ЗС(кокс) = 2As + ЗСО	(700° С, примесь СО2),
AS2O3 + 3KCN = 2As + 3KOCN	(600—650° С).
17.	AS2O3 + 12Н° (Zn, разб. НС1 или конц. NaOH) = 2АяНз t + ЗН2О.
18.	AS2O3 + 5H2O ЭЛС1П?0)?11» 2Н2Т (катод)+ 2НзАзО4(анод).
362. AS2O5 — ПЕНТАОКСИД ДИМЫШЬЯКА
Белый, разлагается при нагревании. Существует в аморфном (стеклообразном)
и кристаллическом состояниях. Реагирует с водой. Гидрат AsiOs- 1.67Н2О
имеет строение (НзАвзОю)». Проявляет кислотные свойства, реагирует со ще-
лочами. Восстанавливается углеродом при нагревании. Получение см. 3631.
Мг = 229,84; d = 4,32, 4,086(аморфн.); к, = 65,8(20), 75,1(80).
1.	AS2O5 = AS2O3 + О2	(выше 315° С).
2.	AS2O5 + 4Н2О —-—> 2(HjAsO4  0,5Н2О)Ф <	> 2НзА$О4(иасыщ.) + Н2О
(20° С),
AS2O5 + ЗН2О = AS2O5 • 1.67Н2ОФ + ЬЗЗНгО < > 2НзА$О4(насыщ.)
[80° С].
3.	As20s + 6NaOH(KOHU.) = 2NasAsO4 + ЗН2О.
4.	2As2O5 + 5С(кокс) = 4As + 5СО2	(400—500° С).
5.	As2O5 + 5H2S(r) = АзгБзФ + 2Si + 5НгО	(30—50° С, в коиц. НС1).
363. H3ASO4 — МЫШЬЯКОВАЯ КИСЛОТА
Белое твердое вещество (в виде кристаллогидрата), в свободном (от воды) виде
не выделено. При нагревании разлагается. Существует в растворе, слабая
кислота, при выпаривании переходит в полимерную форму (H5AS3O10)». Хоро-
шо растворяется в воде. Нейтрализуется (не полностью) разбавленными щело-
чами. Очень слабый окислитель. Получение см. З593 7, 3603, 3615’l2, 3622, 3682.
Mr = 141,94; d = 2,0 + 2,5 (кр.); /„л = 35,5° С (кр.);
= 96,1(20), 112,7е’0’.
1.	2(НзАяО4 0,5Н2О)(Т) = As2Os + 4Н2О	(250—280° С).
188
2.	ЗлНзАзО4(конц.) = (H5AS3O10), 1 + 2лН2О	(100° С, выпаривание),
НзАзОДнасыщ.) + 2Н2О = ЖАзОб-Цвозможно H[As(OH)6])	[- 30° С]
3.	НзАзО4(разб.) + Н2О H2AsO4 + НзО+; рХ« = 2,26,
H2AsO;+ Н2О<=^ HAsO4' + НзО+; рКх = 6,97,
HAsO4 + Н2О <=* AsOj’ + НзО+; рХ, = 11,52.
4.	H3ASO4 + ЫаОНфазб.) = NaH2AsO4 H2Oi	(на холоду),
H3AsO4 + 2КаОН(разб.) = Na2HAsO4 + 2Н2О	(50—60° С)
5.	2НзА$О4 + 5H2S(r) = As2S5i + 8Н2О	(0° С, в конц. НС1).
6.	НзА$О4(конц.) + 3NHxr) + ЗН2О = (МН4)зА«О4 • 3H2Oi	(комн.).
7.	НзА$О4 + MgCl2 + ЗМНзсг, = MgNH^sO, 4- + 2NH4C1,
4MgNH4AsO4 + 5С(графит) = 4As + 5СО/+ 41МНз + 4MgO + 2Н2О
(700° С, вак.).
8.	2НзА$О4(гор.) + 2SOxr) = Аз2Оз4- + 2H2SO4 + Н2О	(кип.).
9.	2НзАзО4(хол.) + 4Н1(конц.) = Аз2Оз^ + 212 + 5Н2О.
10.	H3AsO4 + 12МоОз + ЗК.1МО3 = Кз[А8Мо)2О4в] ’кжелт.) + 3HNO3
(60—70° С).
364. NaAsO2 —МЕТААРСЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Чувствителен к О2 воздуха. Хорошо
растворяется в холодной воде (гидролиз по аниону с частичным изменением
состава). Кристаллогидратов ие образует. Разлагается кислотами, реагирует со
щелочами. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение
см. 3594, 361е’7
М,= 129,91; d= 1,87;	^=156<25).
1.	5NaAsO2 = Na3AsO4 + 2NaAsO3 + 2 As	(300—550° С).
2.	NaAsO2(pa36.) + 4Н2О(хол.) = [Na(H2O)4]+ + AsO2,
a)	AsO2 + H2O4=* HAsO2 + OH ; pXo = 4,78,
6)	AsO2 +2H2O<zzr> H2AsOj+H2O <=* H3ASO3 + OH'.
3.	NaAsO2 + H2O(rop.) = NaH2AsC>3.
4.	2NaAsO2 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + As2O3i + H2O,
NaAsO2 + 4НС1(конц.) = NaCl + AsCl3 + 2H2O.
5.	NaAsO2 + ЫаОН(хол.) = Na2HAsOs.
6.	2NaAsO2 + О2(воздух) ——♦ 2NaAsC>3,
2NaAsO2 + 2ЫаОН(разб.) + O2 = 2Na2HAsO4	(кат. CuSO4).
7.	2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H(PH2O2) = 2AsJ- + ЗН^РНОз) + 2NaCl + H2O,
2NaAsO2 + 14НС1(конц., гор.) + ЗБиС!^) = 2Asi + ЗН2[8пС1б1 + 4H2O +
+ 2NaCl.
8.	NaAsO2 + 2ЫаОН(разб.) + NaClO = Na3AsO4 + NaCl + H2O.
189
9.	NaAsOj + 2№ОН(разб.) + 2[Ag(NH3):)OH = 2Agi + NajAsth + 2NH3T +
+ 2НгО	(80° C).
10.	2NaAsO2 + 2НС1(разб.) + 3H2S = As2S31 + 2NaCl + 4НгО.
11.	NaAsOj + H2O + 3AgNO3 = AgjAsO3i (желт.) + NaNO3 + 2HNO3.
12.	NaAsOj + HjO + NaOH *лектроя1<3-> Hj Т(катод) + NajHAsO^ (анод).
365. NisAsCh —АРСЕНАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется а воде (гидролиз по
аниону). Очень слабый окислитель в кислотной среде. Получение см. 3591’,
361й, З623, 3641’ ’.
М, = 207,89;	d = 2,835;	= 86,3° С(кр.);
кг = 19,1<|33), 23,4<ЗО).
1.	NasAsO, 12Н2О = NasAsO^ + 12Н2О	(выше 150° С).
2.	Na3AsO4(pa36.) + 12Н2О = 3(Na(H2O)4r + AsOt,
As©}’+ Н2О	HAsOj’+ ОН'; рХо = 2,48.
3.	NasAsO, + СО2 + Н2О = Na2HAsO4 + NaHCO3.
4.	NasAsO^Hacbiu.) + 2HsAsO4 + 3H2O = 3(NaH2AsO4 • H2O) [на холоду],
NaHjAsCh	Na2H1AsiO7Na3H2As3O,0 NaAsO3.
5.	Na5AsO4 + 3AgNO3 = AgjAsO^i (кор.)+ 3NaNO3,
2NajAsO4 + 3MC12 = 6NaCl + M3(AsO<)2 4
(M = Ca, Ba, Fe, Co, Ni, Cu, Hg).
6.	NajAsO< + MgCl2 + NH«C1 + 6H2O = MgNH4AsO4 • 6H2O|+ 3NaCl.
7.	2NasAsO4 + 3H2SO< + 4HI = As2O3i+ 21 ji + 5H2O + 3Na2SO4
8.	2NasAsO4 + 21 НС1(конц.) + 5H[SnCl3] = 2Asi + 5H 2[SnCl6] + 6NaCl + 8H2O.
9.	Na3AsO4 + 4Zn + 11 НС1(разб.) = AsH3t + 3NaCl + 4H2O + 4ZnCl2
366. AsF3 —ТРИФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветная жидкость; низкокипящая, легколетучая, тяжелая. Полностью гид-
ролизуется а воде. Окисляется концентрированной азотной кислотой, реагиру-
ет со щелочами, хлором. Проявляет свойства донора и акцептора фторид-иона.
Полярный апротонный растворитель; хорошо растворяет серу и фосфор. По-
лучение см. 3614
М, = 131,92;	rf=2,73<IS); J™ = -5,94° С;
= + 57,8° С.
1.	2AsF3 + ЗНгО = As2O3i + 6HF.
2.	AsF3 + 2HNO3(kohu.) + 2H2O = HjAsCh + 3HF + 2NO2.
3.	AsF3 + 5NaOH(paa6.) = Na2HAsO3 + 3NaF + 2H2O.
4.	4AsF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2As2O3
(100—150° C).
190
5.	AsFxo + KF = K[AsF4].
6.	AsFj(x) + SbFs = (AsFj+)[SbF(J.
7.	2AsF3 + 2Clj = (AsCIJMAsFJ
(50—60° С, охлаждение до - 40° С).
367. AsFj — ПЕНТАФТОРИД МЫШЬЯКА
Бесцветный газ, тяжелее воздуха, термически устойчивый. Реакционноактив-
ный; легко гидролизуется в воде, реагирует со шелочвми. Проявляет акцептор-
ные свойства по отношению к фторид-иоиу. Является «сверхкислотой» в смеси
с жидкими HF и HSOjF. Получение см. 359*
Mr = 169,91; о^ж) = 2,33'*53>; р = 7,71 г/л (н.у );
1Ю = - 79,8° С; = - 52,8° С.
I.	AsFs + Н1О(влвга воздуха) = AsOFj + 2HF.
2.	2AsFj + 9HjO = 2(HjAsO4 0,5Н2О)4- + 10HF	(0° С),
2AsFs + б,67Н2О = As2Oj 1,67Н2О1 + 10HF	(80° С).
3.	AsFj + 8МаОН(коиц.) = NajAsO4 + 5NaF + 4H2O.
4.	AsFj + HF(kohu.) + H2O = H[AsF*J  H2O 4	(на холоду),
AsF«*) + KF = K(AsF4]	(примесь K2[AsF?]).
5.	AsFj + НР(ж) < ' * HjF+ + [AsFs],
AsFj + HF(«> + CtHjF <=± CtHtF+ + [As Ft]
6.	AsFj + 2HSO3F(») H2SO3F‘ + [As(SO3F)Fs]-.
368. AjCIj —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 AsCl3) образуется прозрачный раствор, при разбавлении гидро-
лизуется с образованием осадка. Окисляется концентрированной азотной кис-
лотой. Разлагается щелочами. Проявляет свойства донора и акцептора хлорид-
ноиа. Апротонный автоионизируюшийся растворитель; растворяет и»пипы
щелочных металлов, серу, фосфор. Получение см. 3597, 36134, 3644.
Л/г= 181,28;	</=2,16^0);	/„ = - 16,2° С;
/««, = + 131,4° С.
1. AsC13(kohu.) + 8Н2О [As(H2O)4(OH)2]+(?) + ЗСГ + 2Н3О+,
2А$С13(разб.) + ЗН2О = As2O34- + 6НС1.
1 AsCb + 2HNO3(kohu.) + 2НаО = HsAsO4 + 2NO2 + 3HC1.
3.	AsClj + 5NaOH(pa36.) = Na2HAsO3 + 3NaCl + 2H2O.
4.	2AsCh + 3H2 = 2As + 6HC1	(850—900° C),
2AsCl3 + 3Pb = 3PbCl2 + 2As	(500—600° C).
5.	2AsCl3 + ЗНСЦкоиц.) + 3H[SnCl3) = 2As4 + 3H2[SnCU).
191
6.	4AsCl3 + 3Li[AlH4] = 4AsH3t + 3LiCl + 3A1C1j
7.	AsC13<«) + As2Oj = 3As(CI)O4c
8.	Asci*,, + KC1 = K[AsCU],
AsCI^m) + SbCl5 = (AsClJ)[SbCl6J.
9.	2AsC13<m) <	* AsClJ + [AsCU]
(в эфире).
(идет в малой степени).
369.	AsjSj — ТРИСУЛЬФИД ДИМЫШЬЯКА
Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению
к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами,
гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелоч-
ных металлов, пероксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при
нагревании. Получение см. 359’, 36110‘ ", 3721'4.
М, = 246,04;	</=3,43;	/1и1 = 310°С;
= 723° С; рПР18*25 = 25,0 -е- 29,0.
1.	As2S3 + ЗН2О = As2O3 + 3H2S	(200—250° С).
2.	As2Sj + 9Н25О4(конц.) = As2Oj4- + 12SO2 + 9H2O,
As2S3 + 28HNO3(kohu.) = 2H3ASO4 + 28NO2 + 3H2SO4 + 8H2O (кип.).
3.	As2Sj + 6NaOH(KOHU.) = NajAsOj + NajfAsSj] + 3H2O.
4.	As2S3 + 6(NH3 Н2О)[конц.] = (NP^jAsOj + (NH4)j[AsS3J + 3H2O.
5.	As2Sj + 14H2O2 (конц., гор.) = 2HjAsO4 + 3H2SO4 + 8H2O.
6.	2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2	(500° C).
7.	As2S3 + 2S = As2S5	(100—120° C,p).
8.	As2Sj + 3Na2S(KOHU.) = 2Naj[AsSj].
9.	As2Sj + 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-
ляется кислородом при нагревании. Получение см. 359’, 3635, 3724.
М< = 310,17.
1.	As2S5 = As2S3 + 2S	(90—500° С).
2.	2As2Ss + 3H2O = As2O34' + As^jJ. + 4S1' + 3H2ST	(кип.).
3.	As2Ss + 15H2SO4 (конц., гор) = 2H3ASO4 + 20SO2 + 12H2O,
As2Ss + 40HNOj(kohu.) = 2H3ASO4 + 40NO2 + 5H2SO4 + 12H2O	(кип.).
4.	4As2Ss + 24NaOH(KOHU.) = 3Na3AsO4 + 5Naj[AsS4] + 12H2O,
4As2S5 + 24(NH3 Н2О)[конц.] = 3(NH4)iAsO4 + 5(NH4)j[AsS4] + 12H2O.
5.	2As2S5 + 13O2 = 2As2O3 + 10SO2	(300-400° C).
6.	As2Ss + 20Н2О2(коиц„ гор.) = 2HjAsO4 + 5H2SO4 + 12H2O.
192
7.	AsjSs + ЗМ28(насыщ.) = 2Mj[AsS4]	(50—60°’C; M = Na, K).
8.	As2S5 + 3NH4HS + 3NH4C1 = 2(NH4)3[AsS4] + 3HC1	(40—50° C)
371. As4S4 — ТЕТРА СУЛЬФИД ТЕТРАМЫШЬЯКА
Реальгар. Красно-коричневый кристаллический или оранжевый аморфный
(стеклообразный). Летучий, низкоплавкий. Реакционная способность ниже,
чем у As2Ss и AsjSj. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и
щелочами. Окисляется концентрированной азотной кислотой, кислородом при
нагревании. Разлагается концентрированными щелочами, реагирует с сульфи-
дами щелочных металлов а присутствии серы. Получение см. 359’.
Мг = 427,95; d = 3,25 + 3,56; tm = 321° С;
«кнп = 534° С.
I. As4S4 + 44НЫОз(коиц.) = 4HjAsO4 + 4H2SO4 + 44NO2 + 12Н2О	(кип).
2. 3As4S4 + 1 бЫаОН(конц) = 4NaAsO2 + 4AsJ- + 4Na3[AsSj] + 8Н2О (кип.).
3. As4S4 + 7О2 = 2As2O3 + 4SO2	(400—500° С).
4. As4S4 + 6На28(конц., хол.) + 2S 4Ыаз[А$8з],
As4S4 + 6На28(конц.) + 6S = 4Naj[AsS4]	(кип.).
372.	Na3|AsS4) — ТЕТРАТИОАРСЕНАТ(У) НАТРИЯ
Светло-желтый (почти белый). При нагревании разлагается. Медленно окисля-
ется О2 воздуха. Хорошо растворяется в холодной аоде. Разлагается горячей
водой, кислотами, щелочами. Получение см. 3704’7, 371*.
М, = 272,16.
1.	2Na3[AsS4] = 3Na2S + As2S3 + 2S	(450—500° С).
2.	Naj[AsS4]  8Н2О = Na3[AsS4] + 8Н2О	(80—120° С, вак., над Р4Ою).
3.	Маз[А884](разб.) + 12Н2О(хол.) = 3[Na(H2O)4f + [AsS4]^,
Na3[AsS4] + 2Н2О(гор.) = Na3[AsS2O2] + 2H2S t.
4.	2Na3[AsS4] + бНСЦконц.) = 6NaCl + As2S5J- + 3H2St	(0° C),
2Na3[AsS4] + 6НС1(конц.) = 6NaCl + As2S3Jr + 2S4 + 3H2S	(кип.).
5.	Na3[AsS4] + 4ЫаОН(конц.) = Na3[AsS2O2] + 2Na2S + 2H2O	(комн.).
6.	Na3[AsS4](pa36.) + O2 ——> Na3[AsS2O2] + 2SJ-,
Na3[AsS4] + 6O2 = NasAsCh + 4SO2	(500° C).
СУРЬМА
373.	Sb —СУРЬМА
Металл, белый с голубым оттенком, умеренно твердый, хрупкий (растирается
в порошок). В особых условиях выделены аллотропные модификации — жел-
тая сурьма, черная сурьма (d = 5,3), взрывчатая сурьма (содержит SbCl3). Не
реагирует с водой, хлоро- и фтороводородной кислотами, разбавленной сер-
193
ной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, азотом, углеродом. Простых
аквакатионов в растворе не образует. Реагирует с кислотами-окислителями,
«царской водкой», типичными окислителями в расплаве, галогенами, халь-
когенами. Все соединения сурьмы ядовиты. Получение см. 374	, 375
381’’|0,13
Л/г = 121,75; <АТ) = 6,684;	<$«> = 6,55ой0;
Г„ = 630,74° С; tm = 1634» С.
1.	2Sb + 3HjO(hap) = SbjOj + ЗН2	(600° С).
2.	2Sb + 6Н28О4(конц., хол.) —SbXSO4)31 + 3SO2t + 6HjO-
3.	2Sb + IOHNOj(kohu) = SbjOsJ- + lONOjt + 5HjO	(кип.),
2Sb + 2НЫО3(разб.) = Sb^jl + 2NOT + HjO	(кип).
4.	3Sb + 18НС1(конц.) + 5HNOj (конц.) = 3H[SbCU) + 5NOt + 1 OH jO
(30-40° C).
5.	6Sb + 6KOH + 5KC1O3 = 6KSbOj + 5KC1 + 3HjO	(400—550» C),
2Sb + NajCOs + 5NaNO3 = 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 (400—500° C).
6.	4Sb + 3O2 = 2Sb2O2
7.	2Sb(nopouiOK) + 3C12 = 2SbCb
8.	2Sb + 5S = Sb2Ss
2Sb + 3E =Sb2Ej
9.	Sb + 3M = M3Sb
MsSb + 3H2O = SbHjT + 3MOH
10.	2Sb + 3Mg = Mg3Sb2
MsSb2 + 6НС1(разб.) = 2SbH3T + 3MgCl2
11.	8Ь(желт.)--> 8Ь(металлич.)
быстро
Зщвзрывч.) --------» 8Ь(металлич.)
8Ь(черн.)---> 8Ь(металлич.)
12.	4Sb(«) 4	* 8Ьч(г>
(650° С, сгорание на воздухе),
(комн., примесь SbCij).
(250-^00° С, р),
(650-700° С, Е = S, Se, Те),
(сплавление; М = Li, Na, К),
(0° С).
(650° С),
(0° С),
[выше - 50» С],
[100° С, трение],
[400° С].
(1634° С),
Sb<(r) 4— 2Sb2(r)4zzz*
Sb<r)----> 8Ь(черн.)
4Sb<r)
(1700—2000» С),
[быстрое охлаждение].
374. SbH3 — СТИБИН
Бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности
стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к О2 воздуха (воспламе-
няется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кисло-
тами, щелочами. Сильный восстановитель. Получение см. 373*’'°, 37513' *4, 381*.
Mr = 124,77; ^ж) = 2,204<-'”; р = 4,599 г/л (н.у.);
tm = -94,2° С; Гю,я = -18,4» С. v, = 22*
1.	2SbH3 = 2Sb + ЗН2	(150—200» С).
2.	SbH3 + 4НС1(конц.) = HfSbCU] + 3H2t.
194
3.	2SbH3 + 16HNO3(kohu.) = Sb2O5i + 16NO2? + 11H2O.
4.	SbH3 + ЫаОН(конц) + ЗНгО = Na[Sb(OH)«] + 3H2t
5.	4SbH3 + ЗОг(воздух) = 4Sb + 6H2O	(комн., сгорание),
2SbHx«) + O3 = 28Ь(желт.) + 3H2O	(от -90 до -50° С).
6.	3SbH3 + 6Ci2 —2Sb + SbCl3 + 9HCI	(комн.)
7.	2SbH3 + 3H2O + 12AgNCh = Sb2O3i + 12AgJ- + 12HNCh.
375. Sb2O3 —ОКСИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, обратимо желтеет при нагревании, в жидком состоянии — желтовато-
серый. Существует в двух полиморфных модификациях — а-кубическая и р-
ромбическая (минерал валентинит). Возгоняется в вакууме при умеренном
нагревании, в газообразном состоянии димеризуется (Sb4Os) Не реагирует с
водой, из раствора осаждается гидрат Sb2O3  лН2О. Проявляет амфотерные
свойства, реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Восстанав-
ливается водородом, углеродом. Окисляется кислородом, галогенами. Получе-
ние см. 3812'4-384‘, 388*.
Мт = 291,50; d = 5,19(a), 5,67(0);	= 655° С;
r«n = 1456° С; t(a----► Р) = 460° С.
I.	Sb2O3  лН2О ——> 2SbO(OH) + (л - 1)НгО	(30° С, вак ),
2SbO(OH) = Sb2O3 + Н2О	(300—350° С)
2.	Sb2OXT) + 11 НгО <—* 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 2ОН'; рПР25 = 41,40,
Sb2OXT) + 7Н2О <=► 2[Sb(OH)«r + 2Н3О+; рПР25 = 16,85.
3.	Sb2O3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + ЗНгО,
Sb2O3 + 6НС1<г) = 2SbCl3 + ЗНгО	(60—80° С).
4.	Sb2O3 + 4H2SO4(kohu., гор.) = ZHfSbfSO,)]^» + ЗНгО.
5.	Sb2O3 + 4НЬЮ3(конц.) ——» Sb2O51 + 4NO2T + 2Н2О	(кип ).
6.	Sb2O3 + 6НМО3(безводн.) = 2Sb(NO3)3 + ЗН2О	(0° С).
ЫаОНфазб) ,
7.	Sb2Oxr) <	> Na2Sb4O7<p), Na2Sb«Oio(p).
П2М
8.	Sb2O3 + 2NaOH(20%-fi) + 3H2O = 2Na[Sb(OH)4],
Na[Sb(OH)4] + 2NaOH NajfSHOH)*].
9.	Sb2O3 + 2NaOH(50%-fi) + 5H2O = 2(Na[Sb(OH)4] Н2О)Ф.
10.	2Sb2O3 + O2 = 2(Sb"'SbvK)4	(410-^50° C).
11.	2Sb2O3 + 6Ci2 = 4SbCi3 + 3O2	(1000° C).
12.	Sb2O3 + 6HF(kohu) = 2SbF3 + ЗНгО.
13.	Sb2O3 + 12H°(Zn, разб. H2SO4) = 2SbH3t + ЗНгО.
14.	4Sb2O3 + 6Na[BH4] + ЗНгБОДразб.) + 6НгО = 8SbH3T + 6B(OH)4 + 3Na2SO4.
15.	Sb2O3 + 3H2 = 2Sb + ЗНгО	(500—600° C),
195
2Sb2O3 + 6С(кокс) = 4Sb + 6СО	(800—1000° C).
16. Sb2O3 + 3KCN = 2Sb + 3K.OCN	(650° C).
17. 2Sb2O3 + 6S = 2Sb2S3 + 3O2	(550° C).
18. 2Sb2O3 + Sb2S3 = 6Sb + 3SO2	(600—700° C).
19. 8ЬгО3 + 8НС1(конц.) + 2C12 = 2H[SbCk] + 3H2O.	
20. 6Sb2O3 + 20BrF3 + 12NaF = 12Na[SbFt]J- + 10Br2 + 9O2	(350° C).
376. Sb2Os — ОКСИД СУРЬМЫ(У)
Светло-желтый (почти белый), при сильном нагревании темнеет и разлагается.
Плохо реагирует с водой; из раствора осаждается гидрат Sb2Os  лН2О (п S 3,5;
d = 3,78), гидрат немного лучше переходит в раствор. Не растворяется в
концентрированной азотной кислоте. Реагирует с концентрированной хлоро-
водородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Получение см. 373э, 3822,
388 .
М, = 323,50; d = 7,86; к, = 0,3('*'25).
1.	2Sb2O5—I—► 2(SbHISbvK>4 + О2	(300-450° С).
2.	Sb2O5 лН2О = Sb2O5 + лН2О	(до 275° С).
3.	Sb20s  лН2О(суспензия) < > 2[Sb(H2O)(OH)s] + (п - 7)Н2О,
[Sb(H2O)(OH)5] + Н2О <=? [Sb(OH)tf + Н3О+; рК* = 4,40.
4.	3Sb2Os + 5Н2О 3Sb2Os  5Н2О	(кип., в разб. НС1).
5.	Sb2O5 + 12НС1(конц.) = 2H[SbCl6] + 5Н2О.
КОНфазб.) к
6.	Sb2Os(T) <	.. * К28ЬчО| |(р), K«Sb4Oi3(p), K3Sb;Oi4(p).
7.	Sb2O5 + 2NaOH(KOHu.) + 5НгО =	2Na[Sb(OH)4] 4,
Sb2Oj + 2NaOH = 2NaSbO3 + H2O	(500°	C).
8.	Sb2O5 + 10HF = 2SbFs + 5H2O	(150—170°	C).
9.	Sb2Os + 3N2O5 = 2Sb(NO3)3O	(40—50°	C).
10.	Sb2O5 + 5H2 = 2Sb + 5H2O	(550—600°	C).
377. (SbnlSbv)O4 — ТЕТРАОКСИД СУРЫИЫ(У)-СУРЬМЫ(Ш)
Сервантит. Белый, при нагревании желтеет, при прокаливании разлагается.
Возможно, имеет строение (SbO+)SbO3. Не реагирует с водой. Разлагается
концентрированными кислотами, реагирует со щелочами при сплавлении.
Восстанавливается водородом, углеродом, сурьмой. Получение см. 3757 8 9 10, 3761,
3846.
= 307,50;	d=5,82.
1. 2(Sb'"Sbv)O4 —2Sb2O3 + О2	(выше 930° С).
196
2.
3.
4.
5.
6.
7.
(SbnlSbv)O4 + 9Н€1(конц., гор.) —L-> SbCl3 + H[SbCl6] + 4НгО.
2(SbniSbv)O4 + 4H2SO4(kohu., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + Sb2Os4- + 3H2O.
(SbmSbv)O4 + 2NaOH = H2O + Na2Sb2O5 [точнее, Na2(SbO+)SbO4]
(500‘
(530—580"
(1000"
(900—1000"
(SbInSbv)O4 + 4Н2 = 2Sb + 4Н2О
3(SbUISbv)O4 + 2Sb = 4Sb2O3
(Sbn,Sbv)O4 + 4C(kokc) = 2Sb + 4CO
С).
С).
С).
С).
378. SbXSO4)3 —СУЛЬФАТ СУРЬМЫ(Ш)
Белый, не растворяется в холодной воде, при стоянии гидролизуется. Химичес-
ки растворяется в концентрированной серной кислоте, на холоду из раствора
кристаллизуется гидрат Sb2(SO4)3  НгО. Разлагается горячей водой, кислотами,
щелочами. Получение см. 3732, 3815.
ЛА = 531,69;	</ = 3,63.
1.	Sb2(SO4)3 Н2О ——> Sb2(SO4)3 + Н2О	(20—30° С, над Р4О10)
2.	Sb2(SO4)3 + Н2О(хол.) —L-> Sb2(SO4)2Oi(6en.) + H2SO4,
Sb2(SO4)3 + ЗН2О = Sb2O3i + 3H2SO4	(кип.)
3.	Sb2(SO4)3 + 8НС1(конц.) = 2H[SbCl4] + 3H2SO4.
4.	Sb2(SO4)3 + H2SO4(kohu„ гор.) = 2H[Sb(SO4)2],
Sb2(SO4)3 + K2SO4(kohu.) = 2K[Sb(SO4)2]J-	(0° С, в конц. H2SO4)
5.	Sb2(SO4)3 + 8КаОН(конц.) = 2Na[Sb(OH)4J + 3Na2SO4.
379. SbF3 — ФТОРИД СУРЬМЫ(1П)
Белый, очень гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Хорошо
растворяется в холодной воде, концентрированной фтороводородной кислоте.
Кристаллогидратов не образует. Разлагается горячей водой, кислотами, щело-
чами. Окисляется фтором, хлором. Образует фторокомплексы. Получение
см.37512, 380'.
ЛА =178,74; </ = 4,379;	= 287° С; ГЯЯП = 319°С;
к, = 444,7<М), 563,6<W).
1.	SbF3(pa36.) + 6НгО(хол.) = [Sb(H2O)4(OH)2]+ + F + 2HF,
HF + H2O F + H3O+; pK, = 3,18.
2.	SbF3 + H2O(rop.) = Sb(O)Fi + 2HF.
3.	2SbF3 + 4HNO3(kohu.) + H2O = Sb2O54- + 4NO2 + 6HF	(кип.)
4.	SbF3 + 4NaOH(KOHu.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaF.
5.	SbF3 + F2 = SbFs	(320—350° C).
6.	2SbF3 + 3H2S = Sb2S34- + 6HF	(в разб. HF).
7.	SbF3 |5р(насыщ>> K[SbF4], K4[Sb4F,eJ, K2[SbF5[, K[Sb4Fi3[.
197
380. SbFj — 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 SbFj • 2Н2О. При сильном нагре-
вании разлагается. Энергично реагирует с водой, Щелочами, концентрирован-
ной фтороводородной кислотой, диоксидом кремния. Образует фтороком-
плексы. Апротонный растворитель (в частности, для халькогенов), «сверхкис-
лота» в смеси с жидкими HF и HSO3F. Получение см. 376е, 3795, 3825.
Mt = 216,74; d =	tm = 8,3° С;
/«л = 149,5° С. ’
1.	SbFj = SbFj + F2
2.	SbFj + Н2О(хол.) = SbOFji + 2HF,
2SbFs + 5H2O = Sb2O5i + 10HF
3.	SbFj + бЫаОН(конц) = Na[Sb(OH)«,]i + 5NaF.
4.	SbFj + НР(конц.) = H[SbFeJ • H2Oi
5.	SbFx,) + MF = M[SbFe]i
6.	2SbFj + SiO2 = SiF« + 2SbOF3
7.	SbFj + 2HF(m)4=? H2F++ [SbF*]'
(выше 400° C).
(кип.).
(0° C).
(M = Na, K).
(250—300° C).
(примесь [SbFe]3').
8.	SbFj + HF(M) + CeHsF <=> C6H6F+ + [SbF6]
9.	SbF5 + 2HSOjFw H2SO3F++ [Sb(SOjF)F5r.
381.	SbCl3 — ХЛОРИД СУРЬМЫ(Ш)
Белый, низкоплавкий (жидкость — «сурьмяное масло»), летучий, чувствителен
к влаге воздуха («дымит»). Хорошо растворяется в малом количестве воды
(раствор прозрачный), при разбавлении гидролизуется. Реагирует с кислотами,
щелочами, гидратом аммиака. Окисляется хлором, восстанавливается водоро-
дом, железом. Образует хлорокомплексы. Получение см. 3737,3746, 375311, 3847.
М, = 228,11; d = 3,14; tm = 72,3° С;
г„„ = 221 ° С; к, = 920<И), 1917<5О).
1.	SbCl3(KOHu.) + Н2О = Sb(Cl)Oi + 2НС1	(разбавление).
2.	4SbCl3 + 5Н2О = Sb4Cl2O5i + 10НС1	(50° С, в разб. НС1),
2SbCl3 + ЗН2О = S2O3i + 6HCI	(кнп., в разб. НС1).
3.	SbCl3 + НС1(> 15%-я) + Н2О = H[SbCU] + HjO = Н3О+ + [SbCUr,
[SbCUf + 8Н2О [Sb(H2OMOH)2]+ + 4СГ + 2H3O+ (в разб. HC1).
4.	2SbCl3 + 3HC1(>20%-я)	Hj(Sb2C19],
SbCl3 + ЗНС1(36%-я) = HJSbCU],
5.	2SbCl3 + 3H2SO„(kohu., хол.) = Sb2(SO4)3 i + 6HC1,
2SbCl3 + 4HNO3(kohu) + HjO = Sb2O5i + 4NO2 + 6HC1	(кип).
198
6.	2SbCh + 6NaOH(pa36.) = Sb2O3i + 6NaCI + ЗН2О,
SbCIs + 4КаОН(конц.) = Na[Sb(OH)4] + 3NaCI.
7.	2SbCl3 + 6(NH3 H2O)[kohu] = Sb2O34- + 6NH4CI + 3H2O	(кип).
8.	2SbCI3 + 3NajCOj(KOHu.) = Sb2O34- + 6NaCl + ЗСО2Т	(кнп).
9.	2SbCl3 + ЗН2 = 2Sb + 6HCI	(730—750° C),
4SbCl3 + 3Li[BH4] = 4SbH3T + 3LiCI + 3BCI3	(-70° С, в эфире).
10.	2SbCh + 3Fe = 2SbJ- + 3FeCh	(в конц. HC1).
11.	SbCh + Ch = SbCIs	(74—80° C).
12.	2SbCI3 + 3H2S = SbiSjJ- + 6HC1	(в разб. HCl).
13.	SbCh + 3AgNOs = Sb(NO3)s + 3AgClJ-	(в ацетоне).
14.	SbCh + 2МС1(конц.) = M2[SbCI5l	(M = Na, K, Rb, Cs),
2SbCl3 + 3CsCl = CsjJSbiCbjJ-	(в коиц. HCl).
15.	2SbCI3 -	> 2Sb (вэрывч.)! [катод] + ЗС12Т[анод]
(0° С, в конц. НС1).
Ж. SbCIs —ХЛОРИД СУРЬМЫ(У)
Бесцветная летучая жидкость. Чувствителен к влаге воздуха («дымит»). В
вакууме перегоняется без разложения. В твердом состоянии имеет ионное
строение (8ЬСЦ)СГ. Гидролизуется водой. Реагирует с концентрированной
хлороводородной кислотой, щелочами. Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см. 384 ".
Mt = 299,02; d = 2,346(20);	= 2,8° C; = 140° С (разл.).
1. SbCIs = SbCIs + Ch	(выше! 40° C).
2. SbCIs + Н2О(хол.) = 2HC1 + БЬСЬСЩжелт),
2SbCls + 5H2O = Sb2Os Ф + 10HC1	(кип.).
3. SbCIs + НО(конц) = H[SbCl6]
4. SbCIs + бКаОН(конц) = Na[Sb(OH)t]J- + 5NaCI.
5. SbCls<K) + 5HF(r) = SbFs + 5HC1	(комн.).
6. 3SbCls(«) + 2БЬ(порошок) = SSbCls-
7. SbClsco + MCI = M[SbCk]	(M = Na, K).
383. Sb(Cl)O — ОКСИД-ХЛОРИД СУРЬМЫ
Белый, при умеренном нагревании разлагается. Не растворяется в холодной
воде. Разлагается кипящей водой, реагирует с кислотами, щелочами. Получе-
ние см. 381'.
М,= 173,20.
1.	5Sb(CI)O = Sb4CI2O5 + SbCh
6Sb(Cl)O = 2Sb20s + 2SbCl3
2.	2Sb(CI)O + HjO = Sb2O34. + 2HCI
(170—250° C),
(выше 320° C).
(кип.).
199
3.	4Sb(Cl)O + H20 = Sb^CliOsi + 2HC1	(50° С, в разб. HC1).
«алгзротов порошок»
4.	Sb(Cl)O + ЗНСЦконц.) = H[SbCl4] + Н2О.
5.	2Sb(Cl)O + 4HNOj(kohu.) = Sb2O5i + 4NO2 + 2HC1 + H2O	(кип.).
6.	Sb(Ci)O + 2МаОН(конц.) + H2O —Na[Sb(OH)4] + NaCl.
384. SbiSj — СУЛЬФИД СУРЬМЫ(Ш)
Стибнит. Серый кристаллический или оранжево-красный аморфный. Плавит-
ся, кипит и перегоняется без разложения. В виде тонкодисперсного порошка
пирофорен. Не растворяется в воде, из холодного раствора выпадает аморф-
ный осадок, из кипящего — кристаллический. Разлагается кислотами, щелоча-
ми. Окисляется кислородом, восстанавливается железом. Образует тиоком-
плексы. Получение см. 373*, 381|2.
Мг = 339,70; d - 4,63, 4,15(аморфн.); г™, = 550,5° С;
/кип = 1160° С.
1.	Sb2SXT) + 1ЗН2О <=» 2[Sb(H2O)4(OH)2]+ + 3HS- + HjO+; рПР25 = 89,66.
2.	Sb2Sj + 12НС1(конц., гор.) = 2H3[SbCl6] + 3H2St.
3.	Sb2S3 + 7H2SO4 (конц., гор.) = 2H[Sb(SO4)2] + 3Si + 3SO2T + 6H2O.
4.	Sb2S3 + 28HNOj(kohu.) = Sb2O5i + 3H2SO4 + 28NO2 f + 11H2O (кип ).
5.	Sb2S3 + 4№ОН(конц., гор.) = Na3[SbS3] + Na[Sb(OH)4).
6.	2Sb2S3 + 9O2 = 2Sb2O3 + 6SO2	*	(340° C),
Sb2S3 + 5O2 = (Sb'"Sbv)O4 + 3SO2	(550—600° C).
7.	2Sb2S3 + 9C12 —L-> 4SbCl3 + 3S2C12	(250° C).
8.	Sb2S3 + 3Fe = 3FeS + 2Sb	(600—1300° C).
9.	Sb2S3 + 2КОН(конц.) + 5CuO + 5H2O = 2K[Sb(OH)6] + 2Cu2S 4 + CuSi
(кип.).
10.	Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) = 2Na3[SbS3).
II.	Sb2S3 + 3Na2S(KOHu.) + 2S = 2Na3[SbS4],
Sb2S3 + 8NaOH(l 0%-й) + 6S = 2Na3[SbS4] + Na2SO4 + 4H2O (кип.).
12.	Sb2S3 (AgSb)S2(cep.), Ag3[SbS3](KpacH.)	[500—600° С].
385. SbiSs —СУЛЬФИД СУРЬМЬЦУ)
Темно-оранжевый (с красным оттенком) аморфный порошок, пирофорен. Чув-
ствителен к свету, термически неустойчивый. Возможно, содержит (SblllSb')S4
и S. Не растворяется в воде. Реагирует с сильными кислотами, щелочами.
Образует тиокомплексы. Получение см. 3738, 3903'4.
Мг = 403,83;	</ = 4,12.
I.	Sb2S5 = Sb2S3 + 2S	(120— 170° С).
2.	Sb2Sj + 6НС1(конц., гор.) = 2SbCl3 + 2Si + 3H2St,
200
8Ьг85(суспензия) = SbjSjJ- + 2S1	(кип., в разб. НС1)
3.	SbiSs + 40НЬЮз(конц.) = ЗЬгОз! + 5H2SO4 + 4ONO2 + 15НгО (кип.)
4. 4Sb2Ss + 18№ОН(конц., гор.) = 5Na3[SbS«] + 3Na[Sb(OH)6]l.
5. 2Sb2S5 +15О2= 2Sb2O5 + 10SO2	(100—200° C)
6. Sb2Ss + 3N32S(kohli.) = 2Na3[SbS<],
386. HISbCkI — ГЕКСАХЛОРОСТИБАТ(У) ВОДОРОДА
Светло-зеленый (в виде кристаллогидратов), в свободном (от воды) виде не
выделен. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в концентрирован-
ной хлороводородной и уксусной кислотах. Кристаллогидрат H[SbCl6] Н2О
имеет строение (Н3О+)[5ЬС1б]~. Гидролизуется водой, реагирует со щелочами,
гидратом аммиака. Получение см. 3734, 3755'	З823.
Л/г = 335,48; ГПл = 44° С(4,5-гидрат).
1.	H[SbCk] • 4,5Н2О(т) = HfSbCk] • Н2О + 3,5НгО (комн., над конц. H2SO4),
HfSbCU] • Н2О = SbClj + НО + НгО	(70—80° С, примесь SbChO).
2.	Н[5ЬС16](разб.) + Н2О(хол.) = SbCl3O 4- + ЗНС1,
2H[SbCl6] + 5Н2О = SbjOsl + 12НС1?	(кип.).
3.	Н[5ЬС1б](разб.) + НгО = НзО+ + [SbCle]	(в конц. НС1).
4.	2H[SbCU] + 12№ОН(разб.) = 8Ь2О51 + 12NaCl + 7Н2О	(кип),
H[SbCl6] + 7№ОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]J- + 6NaCl + Н2О.
5.	2H[SbCl6] + 12(NH3 • Н2О)[конц] = Sb2O5J- + 12NH4C1 + 7H2O.
387. Na(SbFe] — ГЕКСАФТОРОСТИБАТ(У) НАТРИЯ
Белый, плавится при неопределенной температуре (возможно, с разложением).
Хорошо растворяется в воде (изменение состава аниона). Кристаллогидратов
не образует. Реагирует с концентрированной фтороводородной кислотой, раз-
лагается щелочами. Получение см. 375м, 3805.
М, = 258,73; d=3,38; tm >350° С; = 128,6(20).
1.	Na[SbF6](pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + [Sb F6]~,
[SbF6]“ + H2O 4=± [SbOF4r + 2HF.
2.	2Na[SbF6] + H2O Na2[Sb2OF10] + 2HF	(в разб. HF),
Ка[5ЬРб](конц.) + 3HF(kohu.) = HsfSbFe] + NaFl	(0° C).
3.	Na[SbF6J + NaOH(pa36.) = Na[Sb(OH)Fs] + NaF,
Na[SbF6] + 6КаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]J- + 6NaF.
388. K|Sb(OH)«| — ГЕКСАГИДРОКСОСГИБАТ(У) КАЛИЯ
Белый, при сильном нагревании разлагается. Плохо растворяется в воде,
концентрированных щелочах. Разлагается кипящей водой, сильными кислота-
ми. Очень слабый окислитель. Получение см. 384 .
201
Mr = 262,89; к, = 0,4<l8), I,!*80’.
1.	K[Sb(OHM = KSbO3 + 3H2O	(680° C).
2.	К[8Ь(ОН)в](разб.) + 6H2O = [K(H2O)d+ + [Sb(OH)«,] (в разб. КОН).
3.	K[Sb(OH)e](T) + Н2О(гор.) ^=2 [Sb(H2OMOH)5](p) + КОН.
4.	2К[8Ь(ОН)б](суспензия) —Sb2O51 + 2КОН + 5Н2О	(кип.).
5.	К[8Ь(ОН)б] + 6НС1(конц.) = К[8ЬС16] + 6Н2О.
6.	2K[Sb(OH)6] + 2Н1ЧО3(разб.) = Sb2O54- + 2KNO3 + 7H2O	(кип.).
7.	2K[Sb(OH)6] + бНЦконц.) = Sb2O3i + 2I21 + 9H2O	(кип).
8.	K[Sb(OH)e] + 4К28(насыщ.) = К3[8Ь84]4- + 6КОН	(0° С).
389. Na3|SbS3| — ТРИТИОСТИБАТ(Ш) НАТРИЯ
Светло-желтый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Очень
хорошо растворяется в воде. Разлагается сильными кислотами, щелочами.
Получение см. 3845'10
Мг = 286,92;	« 600° С; к,• 230<2О).
1.	Na3[SbS3] 9Н2О = Na3[SbS3] + 9Н2О	(150° С).
2.	Na3[SbS3](pa36.) + 12Н2О = 3[Na(H2O)4]+ + [SbS3]3.
3.	2Na3[SbS3) + 6НС1(разб.) = Sb2S3l + 3H2ST + 6NaCl.
4.	Na3[SbS3] + 4КаОН(конц., гор.) = Na[Sb(OH)4] + 3Na2S.
5.	Ма3[8Ь83](влажн.) Ог(™адух) » Na^SbS.O^]	(л =1,2).
6.	Na3[SbS3] + S = Na3[SbS4]	(кип. в конц. Na2S).
390. NasfSbS^ —ТЕТРАТИОСГИБАТ(У) НАТРИЯ
Соль Шлиппе. Желто-зеленый (в виде кристаллогидрата), при нагревании
плавится, обезвоживается и разлагается. Хорошо растворяется в воде. Разла-
гается кислотами, щелочами. Получение см. 38411, 3854'6, 3896.
М, = 318,98; d = 1,839(кр.); tm = 87° С(кр.);
к3 = 13,3W, 66,3<|00).
1.	Na3[SbS4J • 9Н2О = Na3(SbS4] + 9Н2О	(108—180° С),
Na3(SbS4] 9Н2О = Na[Sb(OH)«,] + Na2S + 3H2S + ЗНгО (выше 230° С).
2.	Na3[SbS4](pa36.) + 12Н2О = 3(Na(H2O)4]+ + [SbS4]3
3.	2Na3[SbS4] + 6НС1(разб„ хол.) = Sb2S5l + 6NaCl + 3H2ST,
2Na3[SbS4] + 6НС1(разб., гор.) = Sb2S3l + 2S4- + 6NaCl + 3H2S T.
4.	2Na3[SbS4] + 3H2O + 3CO2 = 3Na2CO3 + Sb2S5l + 3H2ST.
5.	Na3[SbS4] + 6НаОН(конц.) = Na[Sb(OH)6]l + 4Na2S.
202
ВИСМУТ
391. Bi —ВИСМУТ
Серовато-белый (с красным оттенком), в виде порошка — черный. Тяжелый,
хрупкий (растирается в порошок). При переходе из твердого в жидкое состоя-
ние плотность возрастает. Последний стабильный элемент в Периодической
системе. Устойчив в сухом воздухе, чувствителен к влаге (покрывается оксид-
ной пленкой). Малореакционноспособный; не реагирует с водой, хлороводо-
родной кислотой, щелочами, гидратом аммиака, водородом. Мономерных
аквакатионов в растворе не образует. Пассивируется в сильноконцентрирован-
ных кислотах-окислителях. Реагирует с умеренно разбавленными серной и
азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогена-
ми. Сплавляется со многими металлами. Получение см. 3926, 405*5, 4318.
М, = 208,980; ^т) = 9,790; ^ж) = 10,27<ЭТ2>;
= 271,44° С; tmn = 1564° С.
1.	2Bi + 6Н28О<(40%-я) —*—► Bi2(SO«)3 + 3SO2 + 6Н2О.
2.	Bi + 4HNO3(pa36.) = Bi(NO3)3 + NO? + 2H2O.
3.	Bi + ЗНС1(конц.) + НМО3(конц.) = BiCl3 + NOT + 2H2O	(кип).
4.	4Bi + ЗО2 = 2Bi2O3	(500—1000° С, сгорание на воздухе).
5.	2Bi + 5F2 = 2BiF5	(600—700° С),
	2Bi + 3E2 = 2BiE3	(200° С; Е = С1, Вг, I).
6.	2Bi + 3E = Bi2E3	(300—400° С, р; Е = S, Se, Те).
7.	2Bi + 3Mg = Mg3Bi2	(300-400° С),
	Mg3Bi2 + 6НС1(конц.) = 3MgCl2 +	2BiH3T	(0° С).
8.	Bi + 3N2O« = Bi(NO3)3 + 3NO	(70—110° С).
9. 4Bi + 4H2O +3O2 + 2CO2 —L-► 2Bi2CO3(OH)4 J-.
10. 2Bi + 3HgCl2(Hacbiui.) = 2BiCl3 + 3Hgi.
Э92. Bi2O3 —ОКСИД ВИСМУТA(III)
Бисмит. Желтовато-белый, при нагревании становится коричневым. Прн про-
каливании сублимируется, термически устойчив. Не реагирует с водой, щело-
чами, гидратом аммиака. Проявляет оснбвные свойства, реагирует с кислота-
ми. Восстанавливается водородом и углеродом, окисляется пероксидами ще-
лочных металлов, галогенами. Получение см. 3914, 3971, 4053.
М, = 465,96; d = 8,90; tm = 825° С; tKm = 1890° С.
1 • Bi2O3<T) + ЗНгО 2BiHI + 6ОН~; рПР25 = 78,30.
2.	Bi2O3 + 6НС1(конц„ гор.) = 2BiCi3 + ЗНгО.
3.	Bi2O3 + ЗН28О«(40%-я) = BiXSO<)3 + ЗНгО.
4.	Bi2O3 + 2НР(конц.) = 2Bi(O)Fi + НгО
(комн.).
203
5.	Bi2O3 + 3(NH4)2CO3 —S-* Bi2CO3(OH)4 4- + 6NH31 + 2CO21 + H2O
(кип.).
6.	Bi2O3 + 3H2 = 2Bi + 3H2O	(240—270° C),
Bi2O3 + ЗС(кокс) = 2Bi + 3CO	(800—900° C).
7.	Bi2O3 + 6МОН(40%-й) + 2E2 = .2MBiO3l + 4ME + 3H2O
(кип., M = Li, Na, К; E = Cl, Br).
8.	2Bi2O3 + 2Na2O2 + O2 = 4NaBiO3	(450—600° C),
2Bi2O3 + 6Магд2 = 4Na3BiO4 + O2	(350—600° С, примесь NasBiOs),
Bi2O3 + 2Na2O2 + 2NaOH = 2Na3BiO4 + H2O	(400—500° C).
9.	Bi2O3 + 2H2O _зядпрол>°> 2H2T (катод) + Bi2O5 4-(анод) [в конц. KOH],
393. Bi 2O5 — ОКСИД ВИСМУТА(У)
Красный (с коричневым оттенком), при умеренном нагревании разлагается. Не
реагирует с водой, при длительном стоянии под раствором отщепляет кисло-
род. Из раствора осаждается в виде гидрата Bi2Os лН2О. Разлагается кислота-
ми, щелочами. Сильный окислитель. Получение см. 3929, 3992.
М, = 497,96;	rf=5,10.
1.	2Bi2O5 = 2(BiniBiv)O4 + Q2	(выше 350° С).
2.	Bi20j • лН2О = Bi2O3 + nH2O	(120° С, в атмосфере О2).
3.	Bi20s • лН2О(суспензия) —-—> 2Bi(OH)3i + O2t + (п - 3)Н2О (комн.).
4.	Bi2O3 + ЮНСЦконц., гор.) = 2BiCl3 + 2С12Т + 5Н2О,
Bi2O3 + ЗН2504(конц., гор.) = Bi2(SO4)3 + O2t + ЗН2О.
5.	Bi2O3 + 2КаОН(конц., хол.) = 2NaBiO3i + Н2О.
6.	5Bi2Os + 30HNO3(kohu.) + 4MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 4HMnO4 + 9H2O +
+ 4H2SO4.
394. (BiniBiv)O4 — ТЕТРАОКСИД ВИСМУТА(У)-ВИСМУТА(П1)
Коричневый, при сильном нагревании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается сильными кислотами. Сильный
окислитель. Получение см. 3931, 3992.
М, = 481,96; d = 5,6; tm = 305° С.
1.	2(Bi"'BiV)O4 = 2Bi2O3 + O2	(500—550° C).
2.	(BiinBiv)O4 + 8НС1(конц„ гор.) = 2BiCl3 + C12T + 4H2O.
3.	2(BinlBiv)O4 + 6H2SO4(kohh„ гор.) = 2Bi2(SO4)3 + O2t + 6H2O.
4.	5(BilnBiv)O4 + 30HNO3(kohu.) + 2MnSO4 = 10Bi(NO3)3 + 2HMnO4 +
+ 12H2O + 2H2SO4.
395. ВЦОН)3 — ГИДРОКСИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, аморфный, при слабом нагревании разлагается' Не растворяется в воде.
Проявляет осндвные свойства, реагирует с кислотами. Слабый восстановитель
н окислитель. Получение см. 393’, 397е, 398s.
204
М, = 260,00; d = 4,36; рПР25 = 35,52.
1.	Bi(OH)3 = BiO(OH) + H2O	(100° C)
2.	Bi(OH)3 + ЗНСЦконц., гор.) = BiClj + 3H2O,
2Bi(OH)3 + 3H2SO4(40%-a) = Bi2(SO4)3 + 6H2O,
Bi(OH)3 + 3HNO3(kohu.) = Bi(NO3)3 + 3H2O.
3.	6Bi(OH)3 + 6НС1О4(конц.) = [Bi6(OH)i2](ClO4)6 + 6H2O.
4.	Bi(OH)3 + HF(kohu.) = Bi(O)F I + 2H2O.
5.	Bi(OH)3 + ЗМаОН(конц.) + E2 = NaBiO3J- + 2NaE + 3H2O (E = Cl, Br)
Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + K2S2O6(O2) = KBiO3I + 2K2SO4 + 3H2O (кип ).
6.	Bi(OH)3 + ЗКОН(конц) + 2KMnO4 = KBiO3l + 2K2MnO4 + 3H2O.
7.	2Bi(OH)3 + ЗМаОН(конц.) + 3Na[Sn(OH)3] = 2BiJ- + 3Na2[Sn(OH)6].
396.	BiOfOH) — МЕТАГИДРОКСИД ВИСМУТА
Белый, кристаллический, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами. Проявляет окислитель-
но-восстановительные свойства. Получение см. 3951.
М, = 241,99;	/„„ = 415° С.
1.	2BiO(QH) = Bi2O3 + Н2О	(500—600° С)
2.	ВЮ(ОН)(Т) + Н2О <=> Bi111 + ЗОН ; рПР18 = 9,40.
3.	ВЮ(ОН) + ЗНСЦконц., гор.) = BiCl3 + 2Н2О,
2BiO(OH) + 3H2SO4(kohu.) = Bi2(SO4)3 + 4Н2О.
4.	BiO(OH) + ЗМаОН(конц) + Cl2 = NaBiO3i + 2NaCl + 2H2O.
5.	2BiO(OH) + 3NaOH(KOHU.) + 3Na[Sn(OH)3] + 2H2O = 2B1J- + 3Na2[Sn(OH)6]
397.	Bi(NOj)j — НИТРАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при слабом нагревании разлагается. Гидролизуется водой, твердый
продукт гидролиза с условной формулой BiNO3(OH)2 в зависимости от условий
имеет различный состав (5— 10)Bi2O3 • (4-9)N2О3 • (7-9)Н2О («жемчужные бели-
ла»), Кристаллогидрат Bi(NO3)3 • 5Н2О имеет строение [Bi(H2O)3(NO3)3] 2Н2О
Растворяется без образования осадка в разбавленной азотной кислоте и 10%-м
растворе сахарозы. Реагирует со щелочами. Слабый восстановитель. Вступает
в реакции обмена. Получение см. 3912'8, 3952
М, = 394,99; d = 2,83(кр ); tm = 75,5° С(кр.).
1.	2Bi(NO3)3 = 2Bi(NO3)O {точнее, [Bi6O6](NO3)6} + 4NO2 + О2 (200° С).
4Bi(NO3)3 = 2Bi2O3 + 12NO2 + ЗО2	(700° С).
2.	Bi(NO3)3 5Н2О J- <	*• Bi(NO3)3(Hacwiu.) + 5Н2О (комн., в разб. HNO3),
Bi(NO3)3  5Н2О —-—» Bi(NO3)2OH + HNO3 + 4Н2О (комн., над КОН),
Bi(NO3)3 5Н2О = BiNO3(OH)2 + 2HNO3 + ЗН2О	(80—110° С),
Bi(NO3)3 5Н2О = Bi(NO3)O + 2HNO3 + 4Н2О	(150° С, вак.)
205
3.	6Bi(NO3)3(pa36.) + 24HjO (хол.) = [Bi6(OH),2]6+ + 12H3O+ + 12NO3
(в разб. HNO3).
4.	Bi(NO3)3 + 2HjO = BiNO3(OH)24- + 2HNO3	(кип.).
5.	Bi(NO3)3 + 4НС1(конц., хол.) = H[BiCl4] + 3HNO3.
6.	Bi(NO3)3 + 3NaOH(pa36.) = Bi(OH)3l + 3NaNO3.
7.	2Bi(NO3)3 + 2Na2O2 + 4NaOH = 2NaBiO3 + 6NaNO2 + 2H2O + 3O2
(600° C),
Bi(NO3)3 + NaClO + 4NaOH(KOHU.) = NaBiOj 4- + 3NaNO3 + NaCl + 2H2O
(кип.).
8.	Bi(NO3)3 + ЗКТ(разб.) = BiFjl + 3KNO3	(в разб. HNO3),
Bi(NO3)3 + NaCl + H2O = Bi(Cl)Ol + NaNO3 + 2HNO3.
9.	2Bi(NO3)3 + 3H2S = Bi2S3l + 6HNO3.
10.	Bi(NO3)3 + H3EO4 = BiEO4l + 3HNOs	(E = P, As).
11.	2Bi(NO3)3 + 2H2O + 3Na2CO3 = Bi2CO3(OH)41 + 2CO2T + 6NaNO3.
398.	BiXSO<)3 — СУЛЬФАТ ВИСМУТА(Ш)
Белый, при нагревании на воздухе разлагается, плавится под избыточным
давлением. Гидролизуется водой с образованием осадка. Химически раство-
ряется в умеренно концентрированной серной кислоте. Реагирует с концентри-
рованной хлороводородной кислотой, щелочами. Получение см. 391 ’, З923,
403*, 4052.
Мг = 706,15;	</=5,08;	/„ = 710° С (р).
1.	Bi2(SO4)3 = Bi2(SO4)O2 + 2SO3	(выше 400° С).
2.	Bi2<SO4)3 + 2Н2О = 2BiSO4(OH)l + H2SO4.
3.	Bi2(SO4)3 + 8НС1(конц., хол.) = 2H[BiCl4] + 3H2SO4.
4.	Bi2(SO4)3 + H2SO4 (конц.) = 2Bi(HSO4)SO4 (возможно, H[Bi(SO4)2J).
5. BiXSO4)3 + 6NaOH = 2Bi(OH)3J- + 3Na2SO4.
399.	NaBiOs — ВИСМУТАТ НАТРИЯ
Желтый, термически устойчивый. Не растворяется в воде. При стоянии под
горячим сильнощелочным раствором частично переходит в коричневый
Na3BiO4, также нерастворимый в воде. Разлагается концентрированными кис-
лотами. Сильный окислитель. Получение см. 3927'8, 395s, 3977.
Mt = 279,97.
1.	NaBiO3 + 6НС1(конц., хол.) = NafBiCU] + С12Т + ЗН2О.
2.	2NaBiO3 + 2HNO3(pa36., хол.) = (л - 1)Н2О = Bi2O5 лН2О1 + 2NaNO3,
4NaBiO3 + 4HNO3(kohu) = 2(BiluBivK>« + 4NaNO3 + O2T + 2H2O (кип).
3.	NaBiO3 + 2NaOH (40%-й) ——> Na3BiO4i + НгО	(кип.).
4.	10NaBiO3 + 16H2SO4 + 4MnSO4 = SBi^SO^ + 4HMnO4 + 14HjO + 5Na2SO4,
6NaBiO3 + 4H2SO4 + 4KCr(SO4)2 = 3Bi2(SO4)3 + IK&rgh + 3Na2SO4 + 4HjO
206
400. BiFj —ФТОРИД ВИСМУТA(III)
Белый с серым оттенком, термически устойчивый. Не растворяется в холодной
воде, фтороводородной кислоте. Образует кристаллогидрат B1F3 НгО. Не
реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Гидролизуется горячей водой с
образованием осадка. Реагирует с концентрированной серной кислотой, окис-
ляется фтором. Образует фторокомплексы. Получение см. 3978, 4037.
М, = 265,97; </=5,32;	= 727° С; /гнп = 900° С.
1.	BiFj + HjO(rop.) = Bi(O)Fi + 2HF.
2.	2BiF3 + 3HjSO4kohu„ гор.) = В1г(5О4)з + 6HF t.
3.	B1F3 + F2 = BiFs
4.	B1F3 + МР(коиц.) = M[BiF4]
(460—550° C).
(M = K+,NHJ).
401. BiFs — ФТОРИД ВИСМУТA(V)
Белый, очень гигроскопичный, летучий, при прокаливании разлагается. Реаги-
рует с водой (выделение озона), кислотами, щелочами. Сильный окислитель и
фторагент. Образует фторокомплексы. Получение см. 3915, 4003.
М, = 303,97; d = 5,4;	= 151 ° C; tKm = 230° С.
I.	BiFs = B1F3 + F2	(725—800° C).
2.	3BiFs + ЗН2О(хол.) = 3BiF3J- + O3T + 6HF,
3BiFs + 6НгО(гор.) = 3Bi(O)Fi + O31 + I2HF.
3.	BiFs + 2НС1(конц., гор.) + H2O = Bi(O)Fi + CI2T + 4HF.
4.	BiFs + бКаОН(конц) = NaBiOsi + 5NaF + ЗН2О.
5.	2BiFs + С(графит) = CF4 + 2BiF3	(170° C)
6.	BiFs(«) + KF = K[BiF6].
402. BiCh — ХЛОРИД ВИСМУТА(Ш)
Белый, летучий при умеренном нагревании, термически устойчивый. Гидроли-
зуется водой с образованием осадка. Реагирует с концентрированными кисло-
тами, щелочами. Образует хлорокомплексы. Получение см. 391s, 3922, 3952.
Мг = 315,34; </=4,75; t„ = 232° С; /КНП = 441°С.
I.	BiCh • НгО4- <—2 В1С1з(иасыщ.) + НгО
2.	BiCI3 + НгО = BiCl(OH)2i + 2НС1
BiCl(OH)2 = Bi(CI)O + НгО
3.	BiCh + НС1(20%-я, хол.) = H[BiCU]<p),
2H[BiCU](p) + НС1(20%-я, хол.) <=> Нз^гО^,.
H[BiCU](p) + ЗНС1(36%-я, хол.) = H3[BiCl6](p),
H[BiCI4](p) = BiCh + HC1
4.	2BiClXT) + 3H2SO4 (конц.) = Bi2(SO4)3 + 6НС1Ф
(комн., в разб. HCI).
(кип. в разб. НО),
(260—280° С).
(кип. в конц. НС1)
(кип.).
207
5.	BiClj + 2ЫаОН(конц.) = Bi(Cl)Oi + 2NaCl + H20.
6.	2BiCl3 + 02 = 2Bi(Cl)0 + 2C12
7.	BiCis + NO2 = Bi(Cl)O + NO + Ch
8.	BiCh + ЗН1(разб.) = Bilji + ЗНС1.
(250—350° C).
(200—300° C).
9.	BiCh-^U K2[Bi2Clg], K2[BiCl5], Кз[В1С16]	(250—300° C).
403. Bi(Cl)O — ОКСИД-ХЛОРИД ВИСМУТА
Бисмоклит. Белый, при прокаливании разлагается. Не реагирует с водой,
щелочами, гидратом аммиака. Из раствора осаждается BiCl(OH)2. Разлагается
кислотами, щелочами. Восстанавливается углеродом в присутствии карбоната
натрия. Получение см. 397*, 4022’6.
М, = 260,43; d = 7,72; tm = 232,5° С.
1.	3Bi(Cl)O = Bi2O3 + BiCh	(575—600° С).
2.	Bi(Cl)O(T) + H2O = BiCl(OH)2i,
В1С1(ОН)2(суспензия) <=► Bi111 + СГ + 2OH"; рПР25 = 35,47.
3.	Bi(Cl)O + ЗНСЦконц., хол.) - H[BiCU] + H2O.
4.	2Bi(Cl)O + 3H2SO«(kohii.) = Bi2(SO«)3 + 2H2O + 2HC1T	(кип).
5.	6Bi(Cl)O + бНСЮДконц.) + 6H2O = [Bi6(OH)i2](ClO4)6 J- + 6HC1 (0° C).
6.	2Bi(Cl)O + 2NaOH(KOHii., гор.) = Bi^s + 2NaCl + H2O.
7.	Bi(Cl)O + 3HF(r> = BiF3 + H2O + HC1	(300° C).
8.	4Bi(Cl)O + ЗС(кокс) + 2Na2CO3 = 4Bi + 5CO2 + 4NaCl (300- 400° C).
404. Bib—ИОД ИД ВИСМУТА(Ш)
Темно-коричневый (почти черный), при нагревании возгоняется и разлагается.
Не растворяется в холодной воде. Гидролизуется горячей водой с образовани-
ем осадка. Реагирует с концентрированными кислотами, частично реагирует
со щелочами, иодом. Образует иодокомплексы. Получение см. 3915, 402*.
М, = 589,69; d = 5,778;	= 407,7° С;
= 542° С(разл.); рПР18 = 18,09.
1.	Bib = Bil + 12	(выше 542° С).
2.	Bib + Н2О(гор.) = Bi(I)OJ- + 2HI.
3.	Bib + НЦконц., хол.) = HIBiU].
4.	8ВП3 + 15H2SO«(kohu., гор.) = 4Bi2(SO«)3 + 1212Ф + 3H2S Т + 12Н2О.
5.	2Bi13 + 1 2HNO3(kohu., гор.) = 2Bi(NO3)3 + 3l4 + 6NO2t + 6H2O.
6.	ВЛз(т) + 2NaOH(KOHu.) Bi(I)Oi + 2NaI + H2O.
7.	ВПз(т) + 3I2	Bi[I(I)2]3(p) *	(в разб. HI).
8.	Bib + К1(конц.) = K[BiI4]	(желт.),
МВОД) = KI + Bib i	(разбавление водой).
208
405. Bi2S3 — СУЛЬФИД ВИСМУТА(Ш)
Висмутин. Коричнево-черный, при прокаливании разлагается. Не растворяет-
ся в воде, не реагирует с хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом
аммиака. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, медлен-
но реагирует с карбонатом аммония в растворе. Окисляется кислородом,
восстанавливается железом. Получение см. 39I6, 397’.
Мг = 514,16; <7 = 6,38;	= 685° С(разл ); рПР25 = 104,05.
I.	B12S3 = 2BiS + S	(выше 685° С).
2.	B12S3 + 12H2SO< (конц., гор.) —-—» Bi2(SO4)3 + I2SO2T + 12Н2О (кип.).
B12S3 + 24НМОз(конц., гор.) = 812(804)3 + 24NO2 + I 2НгО.
3.	2B12S3 + 9О2 = 2Bi2Os + 6SO2	(выше 400° С).
4.	Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS	(1000° С)
5.	4Bi2S3 + 12Na2CO3 = 8Bi + 9Na2S + 3Na2SO4 + 12CO2 (700—800° C)
6.	Bi2S3 + 3(NH4)2CO3 + 2H2O ——» Bi2CO3(OH)4 J- + 6NH3T + 2CO2? +
+ 3H2S?	(кип.)
7.	Bi2S3 + Na2S = 2Na[BiS2)	(600—800° C)
ЭЛЕМЕНТЫ VIA-ГРУППЫ
КИСЛОРОД
406.	02 — ДИКИСЛОРОД
Неметалл. Бесцветный газ, в жидком состоянии — светло-голубой, в твердом —
синий. Жидкий О2 кипит при более высокой температуре, чем N2. Составная
часть воздуха; содержание О2 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [М, (воздух) = 28,966,
р (воздух) = 1,293 г/л (н.у.)]. Плохо растворяется в воде (несколько лучше, чем
N2). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реаги-
рует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические
соединения. Хемосорбируется на Pt-черни, активном угле. Очень реакционно-
активен как окислитель атомный кислород О0 (в большей степени, чем Оз),
образующийся при термическом разложении многих соединений или получае-
мый искусственно из молекулярного кислорода О2 непосредственно в зоне
реакции. Природный кислород содержит изотоп |6О (с примесями |7О, '*О).
Получение в промышленности — фракционная дистилляция жидкого воздуха
при глубоком охлаждении, электролиз воды (521) и расплава щелочи (2832); в
лаборатории — см. 2б’ *, 52', 132 , 260'Л 4081’497', 501', 5951, 789м, 798' 7.
Мг = 31,998; </(Т)= 1,288е’2”7; </(ж) = U 4е’,И7;
р = 1,42895 г/л (н.у.);	= -218,7° С; 1т„ = -182,962° С;
у, = 4,89(О), 3,10<2°7, 1,78ой”.
209
1. О2<=» 20“
(электрич. разряд; УФ-облучение; выше 2000° С),
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
II.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
О2-----2—+ НО2, Н2О2, Н2Оз, Н2О«	(-196° С, электрич. разряд).
О2 + 2Н2 - 2Н2О	(550° С, сгорание Н2 в О2)
элементарные акты: О2 + Н2 = 2ОН°, ОН0 + Н2 - Н2О + Н°, Н° + О2 =
= ОН0 + О0, О0 + Н2 = ОН0 + Н°.
О2 + 2H°(Zn, разб. НС1) = Н2О2.
о2 + f2 — O2F2
(-183° С, электрич. разряд),
(электрич. разряд),
(сгорание на воздухе),
(сгорание на воздухе).
(600—700° С, сжигание иа воздухе),
(выше 1000° С),
(выше 200° С, примесь Ы2О2).
(сжигание на воздухе, примесь Na2O),
(400° С, />).
(примесь К2О2),
(М = Rb, Cs).
(сгорание на воздухе),
(сгорание на воздухе),
(выше 300° С).
(сгорание на воздухе),
(выше 800° С),
(до 500° С),
(до 100° С, р).
(сгорание на воздухе),
(160—250° С).
О2 + S — so2
5О2 + 4Р(красн.) = Р<Ою
О2 + С(графит) = СО2
О2 + 2С(графит) = 2СО
О2(воздух) + 4Li = 2Li2O
О2 + 2Na = Na2O2
О2 + Na2O2 = 2NaO2
О2(воздух) + К - КО2
О2(воздух) + М = МО2
О2 + 2Mg = 2MgO
ЗО2 + 4А1 = 2А120з
2Са + О2 = 2СаО
2О2 + ЗВа = 2ВаО + ВаО2
О2 + 2Ва = 2ВаО
О2 + 2ВаО = 2ВаО2
О2 + ВаО2 = Ва(О2)2
О2 + 2Zn = 2ZnO
О2 + 4Cu = 2Cu2O
О2 + 4Ре(ОН)2(суспензия) = 4FeO(OH)i + 2Н2О,
О2 + 4Сг(ОН)2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)3Ф.
О2 +.Н25О4(разб.) + Pb = PbSOj + НгО2,
О2 + 4Н2О + 2Т1С1з + 2НС1 = Н2О2 + 2H2[TiC14(OH)2],
О2 + 2H[SnCh] + 6НС1(разб.) = 2Н 2[SnCl6] + 2Н2О.
11О2 + 4Fe(S2) = 2РегОз + 8SO2	(обжиг на воздухе).
О2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3 Н2О) = [Co2(NH3)io (p-O2f)] (NO3)«] + ЮН2О.
О2 + HemFe = [HemFe <-----0 = 0]
(HemFe — гем-группа гемоглобина крови).
20. О2 +PtF6=(Oj)fPtF6],
O2 + E + 3F2=(O;)[EF6]
(150—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 -250е С. Плохо растворяется в воде, лучше — в тетрахлориде
углерода и различных фторхлоруглеродах. Очень сильный окислитель (значи-
тельно сильнее, чем Ог, но слабее, чем 0°); реагирует со щелочами, металлами
при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Си и Au). Образуется в атмосфе-
ре при УФ-облучении из Ог (406') или в специальном приборе — озонаторе.
См. также 4092.
Мг = 47,997; ^т) = 1, 73<”3);	= 1,46н |2);
р = 2,144 г/л (н.у.); Мл =-192,7е С; /„„ =-111,9е С;
v, = 49,4<0), 45,4(|8).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11
12.
13.
Оз«=2 О2 + О°
Оз + О0 = 2Ог
20з = ЗО2
(УФ-облучение),
(кат. NO, CI2, Pt, CuO, CCIFj при УФ-облучении).
(250е С, кат. МпОг),
20з<р) —-—► ЗОгф)
Оз + НгОг — 2Ог + НгО.
20з + 2Н° = 2НОг + О2
Оз + М2О2 — МОз + МОг
Оз + МОг — МОз + Ог
Оз + МОН = МОз + ОН0
4О3 + 4М0Н = 4МОз + О2 + 2HjO
Оз + 4NHx»c) + Li — [LiJNHsJJOs
(комн.).
(-196е С; примеси Н2О2, Н2О3, Н2О4)
(М = К, Rb, Cs; в жидк. CCI2F2),
(комн.).
(М = К, Rb, Cs; в жидк. NHs),
(комн.).
(-40е С).
Оз + NO = NO2 + Ог (разрушение озонового слоя атмосферы Земли).
Оз + Н2О + 2KI =	+ ОгТ + 2КОН,
ЗОз + KI = КЮз + ЗОгТ	(в гор. конц. КОН)
20з + 2Ag = (AgIAgIII)O2 + 2Ог	(комн.).
Оз + Нг8(г) — SO2 + НгО,
4Оз + ЗНгЗф) = 3H2SO4.
4Оз + 3PbS = 3PbS0«	(комн.).
Оз + Mn(NO3)2 + НгО = MnO2i + О2Т + 2HNO3.
408.	Н2О2 — ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое — светло-голубая). Разлагается на
свету и примесями, стабилизируется добавками H2SO4, Н3РО4, ИадРгО?. Пере-
гоняется в вакууме без разложения. Лучше, чем вода, растворяет КС1, NazSO^
K2SO4, хуже — NaCl, NaNOs. Неограниченно смешивается с водой, образуя
слабокислотный раствор; в химических лабораториях обычно используют
30%-й раствор (пергидроль). Гидрат Н2О2 • 2НгО имеет ионное строение
НзО+[НгОг(ОН)]". Проявляет окислительно-восстановительные свойства, окис-
лительная функция преобладает. Получение см. 1324,4392,4403, s; современный
211
промышленный способ синтеза безводного Н2О2 — автоокисление 2-этилант-
рагидрохинона кислородом воздуха.
Л/г = 34,01;	= 1,71ь20); d(x) = 1,448<20);
tna = -0,43° С; ГКНп = +150° С(разл.).
2НгОг = 2НгО + Ог (выше 150° С или комн., кат. NaOH, МпОг, Pt, Си).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
Н2О2 2Н2О(т) = Н2О2 + 2Н2О
НгОгфазб.) + Н2О <=> НО2 + Н3О+; р/Ск = 11,62.
НгОгфазб.) + NaOH(pa36.) = NaHO2 + Н2О,
НгО2(конц.) + Ва(ОН)г = BaO2i + 2НгО.
2Н2О2(гор.) + Н2О + 2ЫОН = Li2O2 Н2О2 ЗН2О 1
Н2О2 + H2SO4 + 2К1 = hi + 2Н2О + K2SO4,
Н2О2 + 2KI = l2i + 2КОН,
ЗН2О2 + К1 = КЮз + ЗН2О
Н2О2 + H2SO4 + 2FeSO4 ——> Fe2(SO4)3 + 2Н2О,
Н2О2 + KNO2 —K.NO3 + Н2О
4Н2О2 + PbS (черн.) = PbSO4 (бел.) + 4Н2О,
Н2О2 + Na2SO3 = Na2SO4 + Н2О.
Н2О2 + NaOH + Na[Sn(OH)3] = Na2[Sn(OH)6],
ЗН2О2 + 2Na3[Cr(OH)6] = 2Na2CrO4 + 8H2O + 2NaOH.
H2O2 (конц.) + Мп(ОН)г = MnChi + 2H2O.
2Н2О2(ж) + N2H4 = N2T + 4Н2О.
Н2О2 + Оз ~ 2О2Т + НгО,
(выше -50° С).
(в этаноле).
(в конц. КОН).
(в разб. H2SO4).
Н2О2 + С1г(насыщ.) = О2Т + 2НС1.
Н2О2 + Ag3O = 2Agi + О2Т + Н2О,
Н2О2 + 2Hg(NO3)2 = О2Т + Hg2(NO3)2 + 2HNO3.
2H2O2 + Са(СЮ)2 = CaCl2 + 2H2O + 2O2T,
5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5O2T + 8H2O + K2SO4.
H2O2 + TiSO4(OH)2 + K2SO4 = K2(Ti(SO4)2(Ofl] + 2H2O (в разб. KOH),
желто-оранж.
H2O2 + TiSO4(OH)2 + 2H2O = [Ti(H2O)4(O^)]SO4	(в разб. H2SO4).
желт.
16. ЗНгОдж) < — 2НО: + 2Н:О
(комн., кат. Ti111, Fe11, Celv).
409.	OF2 —ДИФТОРИД КИСЛОРОДА
Светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив на свету, при нагревании
разлагается. В жидком состоянии хорошо растворяет воздух. Плохо растворя-
ется в холодной воде, медленно реагирует с ней. Сильный окислитель; реаги-
рует со щелочами, аммиаком, гидразином. Получение см. 4794.
Л/г = 54,00; р = 2,421 г/л (и.у.); г™, = -223,8° С;
гетп = -144,8° С; v, = 6,8(О), 40(18).
212
1.	2OF2 = 02 + 2F2	(выше 200° С).
2.	4OF2 + 4H2O —2O3 + O2 + 8HF	(комн ),
OF2 + H2O(nap) = O2 + 2HF	(выше 250° C).
3.	OF2 + 4HE = H2O + 2E2 + 2HF	(до 0° С; E = Cl, Вт, I).
4.	OF2 + 2NaOH(pa36., гор.) = O2T + 2NaF + H2O.
5.	OF2 + 2H2 = H2O + 2HF	(комн.).
6.	3OF2 + 4NH3 = ЗН2О + 6HF + 2N2	(200° C)
7.	2OF2 + F2 + N2H4 = 2NFj + 2H2O	(150° C).
8.	2OF2 + 2Xe = 2XeF2 + O2	(выше 25° C).
9.	OF2 + 2C1F3 = ClOFj + CIFs	(комн.)
10.	4OF2 + 2EF; =2(0p(EF«] + 3F2
(E = P, As, Sb, Bi, Nb, Ta, Ru, Rh, Pt, Au)
410.O2F2 — ДИФТОРИД ДИКИСЛОРОДА
Темно-красная жидкость, коричневый газ. Термически неустойчивый, разлага-
ется при кипении. Реагирует с водой, щелочами. Сильный окислитель. Получе-
ние см. 4065.
М, = 69,99; d = 1,45<’Я);	U = -163° С;
/кип = -57° С(разл.).
1.	O2F2 = О2 + F2	(выше-57° С).
2.	O2F2 + Н2О = 2HF + 30°	(от -100 до 0° С)
3.	O2F2 + 2НЕ = 2HF + Е2 + О2	(до 0° С; Е = Cl, Вг, I).
4.	2O2F2 + 4ЫаОН(разб.) = 4NaF + 2Н2О + ЗО2Т	(комн).
5.	O2F2 + ЗН2 = 2Н2О + 2HF	(комн).
6.	O2F2 + Хе = XeF2 + О2	(-60° С).
7.	O2F2 + C1F = CIO2F3	(-78° С).
8.	2O2F2(m) + 2EFj =2 (О;)[EF6] + F2	(Е = Р, As, Sb, Bi).
411. (OfHPtFbl — ГЕКСАФТОРОПЛАТИНАТ(У) ДИОКСИГЕНИЛА
Оранжевый, летучий при слабом нагревании, термически неустойчивый. Чув-
ствителен к влаге воздуха. Разлагается кислотами, щелочами. Восстанавлива-
ется водородом. Химически поглощает из воздуха ксенон и радон. Очень
сильный окислитель. Получение см. 406м, 40910.
Мг = 341,07;	/1И = 219°С(р).
1-	2(0j)(PtFe]= 2PtFs + F2 + 2Ог	(»100°С).
2.	2 (OJ)[PtFJ + 4Н2О = PtO2i + H2[PtF6] + ЗО2 Т + 6HF.
3.	2(0j)[PtFe]+ 2НгО = 2H2[PtF6] + ЗОгТ	(в конц. HF).
4.	2 (Oj)(PtFe]+ 16NaOH(KOHu„ гор.) = 2Na2[Pt(OH)6] + ЗО2Т + 12NaF + 2Н2О.
213
5.	(Oj)[PtF6]+5Hj = Pt + 6HF + 2HjO	(50—70° C).
6.	2 (O2+) [PtF6 J + Xe = (Xe2+)[PtF6]2+ 2O2	(комн ),
2(Qj*)(PtFs] + Rn = (RnF+)[PtF6] + 2O2 + PtF5	(комн.).
СЕРА
412. S — СЕРА
Халькоген, неметалл. Желтая, существует в двух аллотропных модификациях
(ромбическая a-сера, моноклинная 0-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-
торождений самородной серы, см. также 4139' ”• ”, 4154‘2,122, 42415'16.
Мг = 32,066; d = 2.07(a), 1,96(0); rM = 119,3° С;
/жип = 444,674° С; r(a----> 0) = 95,5° С.
1.	3S + 2Н2О(пар) = 2H2S + SO2	(выше 400° С).
2.	S + 2H2SO4(kohu.) = 3SO2 + 2НгО	(кип),
S + 6HNO3(kohu.) = H2SO4 + 6NO2 + 2НгО	(кип).
3.	4S + 61МаОН(конц.) = Na2SO3S + 2Na2S + ЗНгО (кип., примесь Na2SO3),
4S + 4(NH3 Н2О [конц., rop.J = (NH4)2SO3S + 2NH4HS + Н2О.
4.	S + H2=H2S	(150—200° С).
5.	S + О2 = SO2	(280—360° С, сгорание на воздухе, примесь SO3).
6.	S + 3F2 = SF«	(комн.).
7.	S + Cl2 = SC12 2S + Cl2 = S2C12 2S + 2C12 + O2 = 2SC12O	(180—200° <	(до 20° C), (125—130° C), 2, кат. активный уголь).
8.	2S + Br2 = S2Br2	(100° С, р).
9.	2S + С(графит) = CS2	(700—800° С).
10.	S + 2C12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl	(200—300° С, р).
11.	S + 2HI(r) = 12 + H2S	(500° С).
12.	3S + 2SCI]O2(«) = SC12 + S2C12 + 2SO2	(кат. А1С13).
13.	S + 4CoF3 = 4CoF2 + SF4	(350—400° С).
14.	3S<«) + 2AgF = Ag2S + S2F2 [изомер (—SF)2], 3S + NF3 = S(N)F + S2F2 [изомер S(S)F2]	(400° С, вак ).
15.	S + 2Na = Na2S	(выше 130° С),
	3S + 2A1 = A12S3	(150—200° С).
16.	(и - 1)S + Na2S<p) = Na2(S«)	[кип.],
	S + Na2SO3(KOHU.) = Na2SO3S	(кип.).
214
17.	3S + SO2 = 2SzO [точнее, S(S)O] (выше 100° С, вак., электрич. разряд),
2S + СиО = Си + S2O [точнее, S(S)O]	(150—200° С, вак ).
18.	10S + 12AgI + 16NHXm) = S4N4 + 6AgrSi + 12NH«I.
19.	8S + 6SO3 + НгБО^безводн.) =(Sg+XHS30io)2 4- + SO21 (на холоду).
20.	S	(S^)[EF6]2,(Sj^EF6]2,(S^XEF6]2	(E = As,Sb).
“ crj
550° C	650° C „	900° C _	1500-2700°	_
21.	SXr)------► S«(r)-------► S«(r) -----> S2(r) --------> S(r).
413. HjS — СЕРОВОДОРОД
Моносульфан, родоначальник гомологического ряда сульфаиов H2SB (л = 1
8). Бесцветный газ, термически неустойчивый. Плохо растворяется в холод-
ной воде, слабая кислота. Насыщенный (« 0,1 М) раствор называют «серово-
дородной водой», при стоянии на воздухе мутнеет (ингибитор — сахароза).
Нейтрализуется щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислотами-
окислителями, галогенами, кислородом, типичными окислителями, диоксидом
серы. Вступает в реакции обмена. Получение см. 1183'4, 1384 6 ", 1394’5, 1721*2,
4124, ", 41514, 424™, 8362.
М, = 34,08; р = 1,539 г/л (н у.); tm = - 85,54° С;
г™ = - 60,35° С; к, = 0,71(0), 0,39(2О), 0,14(М);
v, = 467(0), 258,2(2О), 91 К, = bW> = 1  1О’33.
1.	H2S = H2 + S
2.	8H2S • 46НгО(Т) (клатрат) = 8H2S + 46НгО
(400—1700° С).
(выше 0° С).
3.	H2S + H2O<=* HS" + Н3О+; рА. = 6,98,
HS‘ + Н2О <=♦ S2’ + Н3О+; рКК =12,91.
4.	H2S + H2SO«(kohu.) = Si + SO2T + 2НгО	(комн.),
H2S + 3H2SO«(kohu.)= 4SO2T + 4НгО	(кип.)
5.	Н25(насыщ.) + 2НМОз(конц., хол.) = Si + 2NO21 + 2НгО.
H2S + 8НМОз(конц.) = H2SO4 + 8NO2t + 4Н2О	(кип.)
6.	H2S + ЫаОНфазб.) = NaHS + H2O,
H2S + 2КаОН(конц.) = Na2S + 2НгО.
7.	Н28(насыщ.) + NH3 H2O = NH4HS + H2O.
8.	H2S + 2NHX«) = (NH4)2S	(- 40° C)
9.	2Н25(насыщ.) + O2 - 2Si + 2НгО	(на свету),
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2H2O	(250—300° С, сгорание на воздухе).
10.	H2S + 4С1г + 4Н2О = H2SO4 + 8НС1.
11.	Н28(насыщ.) + Е2 = Si + 2НЕ	(Е = Вг, I).
12.	2H2S + 2Na = 2NaHS + Н2	(150° С).
13.	H2S + Sn = SnS + Н2	(400—450° С).
14.	H2S + ZnO = ZnS + H2O	(800—1000° С).
215
15.	Н28(насыщ.) + Na2COj = NaHS + NaHCOj.
16.	Н28(насыщ.) + 2AgNOj = Ag2S 4- + 2HNOj,
Н28(насыщ.) + MC12 = MSi + 2HC1	(M = Pb, Cu, Cd, Hg).
17.	ЗН28(насыщ.) + 2KMnO4 = 2MnO24 + 3Si+ 2H2O + 2KOH,
ЗН28(насыщ.) + 4H2SO4 (разб.) + К2СггО? = 38Ф + Cr2(SO4)j + 7H2O +
+ K2SO4.
18.	H2S + SO2 = H2S2O2	(- 70° C),
2H2S<r) + SO^r) = 3S + 2H2O	(комн., кат. H2O).
19.	H2S(r) Ю*** H —8(коллоид), H2S,O6.
20.	2H2S + 6КаОН(конц.) + 4SO2 = 3Na2SO3S + 5H2O.
21.	Процесс удлинения цепи
2H2S(«) + S,C12 = H2S.+2 + 2HC1
Примеры: 2H2S + SC12 = H2Sj + 2HC1,
2H2S + S2C12 = H2S4 + 2HC1,
2H2S + S3C12 = H2S5 + 2HC1,
2H2S + SsCh = H2S7 + 2HC1.
22.	H2S + M(C2HjO) = МН8Ф + C2HsOH	(M = Li, Na, К; в эфире).
23.	H2S + SOj = H2SO3S	(до -5° С, в эфире),
H2S + HSO3C1 = H2SO3S + HC1	(до- 80° C).
24.	H2S + SbFxM) + HF = (HjS+)[SbF6].
25.	2Н28(ж)4=* H3S+ + HS’.
414. H2S, — ПОЛИСУЛЬФАНЫ
Смесь H2SB (n = 2 * 8) — желтая (с зеленоватым оттенком) вязкая жидкость
(d ® 1 .Т*20*). Смесь H2S, практически не растворяет воду и сама мало растворя-
ется в воде (расслаивание). Все H2S, имеют цепное строение HS(S,_2)SH.
Насыщенный раствор неустойчив (ингибитор НС1). Реагируют с кислотами-
окислителями, разлагаются щелочами. Низшие H2SB хорошо растворяют серу
(без образования высших H2SB). Получение смеси H2SB см. 413, чистых H2SB(n =
= 2-5-4) —4142, высших H2S. — 41321, 414*.
H2S2: М, = 66,15; d = 1,334(2О); tm = -89,6° С;
/кип = +70,7° С;
H2Sj: A/r = 98,21; d= 1,491(20); /М=-54°С;
^мип ~ +69° С (вак.);
H2S4. Mr = 130,28; d = 1,582(2О>; tm = -85° С,
H2S5: Mr = 162,35; d = 1,644(20); tm = -50° C;
H2S6: Mr= 194,41;	d= 1,688(20);
216
H2S7: Л/г = 226,48;	d = 1,721(20);
H2S8: Mr = 258,54;	d = 1,747(20).
1.	H2SMm) —L-> H2S + H2S^,.
2.	Крекинг: H2S, = H2S«_n, + znS	(при нагревании).
Примеры: H2S„ = H2S4 + (л - 4)S	(75° C),
H2S„ = H2S2 + (л - 2)S	(110°C),
H2S, = H2S3 + (л - 3)S	(125° C).
2H2S3 = H2S2 + H2S + 3S	(выше 140° C).
3.	НгБяф) —I—► h2S? + (л - 1)S4-.
4.	H2S, + ЫаОНфазб.) = NaHS + (л - 1) Si + H2O.
5.	2H2SBfpj + О2(воздух) = 2nSl + 2H2O,
2H2Sn + O2 = 2лБО2 + 2H2O	(сжигание на воздухе).
6.	H2S, + H2SO4(kohu.) = л51 + SO2 + 2Н2О	(комн.).
7.	H2S„ + 2HNO3(kohu.) = nS4 + 2NO2 + 2НгО	(комн.)
8.	Процесс удлинения цепи: 2Н25Л(-Ж; + БлОдж) = 2H2S3, + 2НС1.
Примеры: 2H2S2 + SC12 = H2S5 + 2НС1, 2H2S2 + S2C12 = H2S6 + 2HC1,
2H2S2 + S3C12 = H2S7 + 2HC1, 2H2S2 + S4C12 = H2S8 + 2HC1.
9.	H2S, —> H2S,O3 [точнее, HO3S(S, 2)SH]	(л = 3 + 7),
сульфаимоносульфоновые кислоты
H2S,O3 —> H2S,O6	(-78° С, в эфире)
10.	H2S,	H2S,O6	(в эфире)
415. SO2 — ДИОКСИД СЕРЫ
Сернистый газ. Бесцветный, термически устойчивый. Хорошо растворяется в
воде; медленно создает слабокислотиую среду, но не образует определенного
соединения. Химически активный; в растворе медленно окисляется. Типичный
восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии — неводный раство-
ритель для азота, хлоридов металлов, галогенидов фосфора. Получение см
4125, 4134’, 4165, 42414'|6~18, 8374.
М, = 64,06; <4 = 1,462(-||); р = 2,9269 г/л (н.у.);
Гпл = -75,46° С; Гкип = -10,1° С; к, = 22,8(О), 11,3(2О), 2,1(9О).
1.	SO2 = S + O2	(2500°С)
2.	6SO2 • 46Н2О = 65О2(насыщ.) + 46Н2О	(выше 12° С)
3.	5О2(разб.) + лН2О = SO2  лН2О (сернистая кислота),
SO2 лН2О + Н2О <==? HSOj + Н3О+ + (л - 1)Н2О; р/С, = 1,78,
HSO3 + Н2О <=* SO2 + Н3О+; р/Ск = 7,20.
217
4.	3SO2 + 2HjO(«) = 2Н25О4(разб.)+ Si	(150° C, p).
5.	SO2 + HNO3(kohu.) = (NO+)HSO4	(0—5° C),
SO2 + 2HNOj(kohu., гор.) = H2SO4 + 2NO2 t.
6.	SO2 + 2МаОН(конц.) = Na2SO3 + H2O,
SO2 + ЫаОНфазб.) = NaHSOj.
7.	SO2 + NH3 Н2О(разб.) = NH«HSOj,
SO2 + 2(NH3 Н2О)[конц] = (NH«)2SOj + H2O.
8.	2SO2 + Са(ОН)2(насыщ.) = Са(Н80з)г(р)	(комн.),
SO2 + Са(ОН)2(суспензия) = CaSOji+ H2O	(кип.).
9.	SO2 + НгО + Na2SO3 = 2NaHS0j,
SO2 + Na2SOj(Hacwm.) = Na2S20j	(в этаноле, в атмосфере Н2).
10.	SO2 +МагСО3(конц.) = Na2S0j + СО2 Т	(комн.),
2SO2 + Ыа2СОз(конц.) = Na2S2O5 + СО2Т	(40—60° С).
11.	2SO2 + О2 = 2S0j	(400—500° С; кат. Pt, V2O5, Fe2O3),
2SO2 + 2H2O + O2 —2H2SO4.
12	S°2	SO« Точнее,SO2(C^-)], S2O7 [точнее, S2O5(O2)].
13.	SO2 + Оз = SO3 + O2	(комн.).
14.	SO2 + 6Н°(Р1-чернь) = H2S + 2H2O.
15.	SO2 + F2 = SO2F2	(комн., кат. Pt),
SO2 + 3F2= SF6 + O2	(650° C).
16.	SO2 + 2H2O + I2 = H2SO4 + 2HI.
17.	SO2 + Cl2 = SC12O2	(на свету, кат. камфора).
18.	SO2 + H2SO«(kohu.) + 2КС10з(насыщ.) = 2KHSOJ+ 2C1O21,
3SO2 +. 3H2O + KIO3 = 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 + C(kokc) = S + CO2	(400—600° C).
22.	SO2 + H2S = H2S2O2	(-70° C),
SO^r) + 2H2S(r> = 3S + 2H2O	(комн., кат. H2O).
23.	4SO2 + 6NaOH(KOHU.) + 2H2S = 3Na2SOjS + 5H2O,
SO2 + H2O + Na2(S„)	= Na2SO3S + H2ST	+ (n - 2)S	(комн.).
24.	2SO2 + 2H2O + S2C12	= H2S«O6 + 2HC1	(0°C).
25.	25Оад + 2(Na, Hg) =	Na2S2O4 + 2Hgi	(до 10° C),
2SO2 + M = MS2O4	(M = Zn, Co; 60° С, в смеси этанола и воды).
26.	2SO2 + Со + 2NaHCO3 = (Co2+)SO2i + Nd2SO3 + 2CO2T + H2O
(40—50° С, в этаноле).
27.	5SO2 + 2Н2О + 2KMnO« = 2H2SO4 + 2MnSO« + K.2SO4 (в разб. H2SO4),
SO2 + РЬО2(суспензия) = PbSO4i.
28.	2SO2 + (NH3OH)2SO4 = 2HSO3NH2i + H2SO4	(в олеуме).
218
29. 28О2(насыщ.) + ВаО2 = BaSsOt	(0° С).
3SO2(r) + 2(MnO2  лН2О)(суспензия] = MnS2Os + MnSO4 + 2лН2О,
ЗЗОцг) + Fe2O3 • лН2О(суспензия) = FeSjOs + FeSOji + лН2О.
30. 3SO2 + 2К28О3б(насыщ.) = 2K2S3O64 + Si	(-10° C)
31.	SO2 + PCls = PC13O + SC12O SO2 + CC14 = СС1гО + SC12O 32.	SO2 + Br2 + PC13 = PClsO + SBrsO 3SO2 + Br2 + BrF3 = 3S(Br)O2F 33.	SO^m) + MF = M(SO2F)	(50—60° C). (150° С, p, кат. A1C13). (0° C), (12° C, p). [M = Na, K, Rb, Cs],
SO^w) + HF(M) * HSO2Fm.
34. SO2(mj + (Fc2(CO),] = [FeXCOM—SO2)j + COT.
35. 35О2(ж)<=? SjO^ + SOf.
416. NazSCh — СУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при нагревании
на воздухе разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону).
Разлагается кислотами-неокислителями. Сильный восстановитель; во влажном
состоянии и в растворе окисляется О2 воздуха. Слабый окислитель. Получение
см. 28”, 29”, 4171,6.
Мг = 126,04; d = 2,633;	= 911° С (р);
к, = 26,l(20), 29,0(W4.
1.	4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4	(600—700° С).
2.	Na2SO3 7H2O = Na2SO3 + 7НгО	(150° C).
3.	Na2SO3(pa36.) + 8H2O = 20Ча(НгО)4]+ + SO3,
SO| + H2O <=♦ HSO3 + OH, pKo = 6,80.
4.	Na2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NaCl + SO2T + H2O.
5.	Na2SOj + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2NaHSO4 + SO2T + H2O,
Na2SOj + 2НМОз(конц., гор.) = Na2SO4 + 2NO2? + НгО.
6.	2Na2SO3(pa36.) + O2 = 2Na2SO4.
7.	Na2SO3 + 2NaOH + E2 = Na2SO4 + 2NaE + H2O	(E = Cl, Br, I),
Na2SO3(pa36.) + Na2S(pa36.) + I2 = Na2SO3S + 2NaI.
8.	Na2SOj(KOHu.) + S = Na2SO3S	(кип.).
9.	Na2SO3(pa36.) + H2O + SO2 = 2NaHSO3,
Na2SO3(Hacbiin) + SO2 = Na2S2O5.
10.	Na2SO3 + НгО + 2AgNO3 = Na2SO4 + 2Agi + 2HNO3,
Na2SO3 + H2O + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + H2SO4 + Na2SO4.
11.	5Na2SO3 + ЗН25О4разб.) + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + ЗНгО + K2SO4,
3Na2SO3 + НгО + 2KMnO4 = 3Na2SO4 + 2MnO2 4 + 2KOH,
Na2SO3 + 2КОН(коиц.) + 2KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O.
219
12.	3Na2SO3 + 4Н28О<(разб.) + K2Cr2O? — 3Na2SQ< + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4.
13.	2Na2SO3 + 6H[SnCl3] + 16HC1 = SnSjl + 5H2[SnCl6] + 4NaCl + 6H2O.
417. NaHSOj — ГИДРОСУЛЬФИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает
кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио-
на (HSOj). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли-
телями, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; легко окисляет-
ся О2 воздуха. Получение см. 2819, 306, 41 б’.
Мг = 104,06;	</=1,48; к, = 57,5(2О).
1.	2NaHSO3 = Na2SO3 + SO2 + Н2О (выше 25° С).
2.	NaHSO3(pa36.) + 4Н2О = [Na(H2O)4]+ + HSOj ,
HS0j4==> S(H)Oj, HSOj + H2O 4=* SO32 + H3O+; ptf, = 7,20.
3.	2NaHSO3(Hacwiii.) = Na2S2Os + H2O	(в атмосфере SO2).
4.	NaHSO3 + НС1(разб.) = NaCl + SO2t + H2O.
5.	NaHSOs + H2SO4(kohu., хол.) = NaHSO4 + SO2T + H2O.
6.	NaHSO3 + КаОН(конц.) = Na2SO3 + H2O.
7.	4NaHSO3 + О2(воздух) = 2Na2SO4 + 2SO2 + 2H2O.
8.	4NaHSO3 + 2NaHS = 3Na2SO3S + 3H2O	(кип.).
9.	10NaHSO3 + H2SO4(pa36.) + 4KMnO4 = 5Na2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O +
+ 2K2SO4.
10.	4NaHSO3 ктрол--3> Na2S2O4(KaTOfl) + О2Т(анод) + 2НгО (на холоду).
418. KiSOs — СУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый, разлагается при нагревании. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет SO2. Типичный
восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 49IJ, 4191'6.
Мт = 158,26; к, = 107,0(2о), 111,5(80).
1.	4K2SO3 = K2S + 3K2SO4
2.	K2SO3 H2O = K2SO3 + H2O
3.	К2ЗО3(разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)6]+ + SO2 ,
SO2 + H2O 4=» HSOj+ OH’; pXo = 6,80.
4.	K2SO3 + 2НС1(разб.) = 2KC1 + SO2T + H2O.
5.	K2SO3 + 2H2SO4(kohu., хол.) = 2KHSO4 + SO2T + H2O,
K2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = K2SO4 + 2NO21 + H2O.
6.	2К2БО3(разб.) + О2(воздух) = 2K2SO4.
7.	K2SO3 + 2КОН(конц.) + E2 = K2SO4 + 2KE + H2O
8.	K2SO3(pa36.) + К23(разб.) + I2 = K2SO3S + 2KI.
9.	K2SO3(kohu.) + S = K2SO3S
(600° C).
(» 200° C).
(E = Cl, Br, I).
(кип.).
220
10.	K2SO3 + H2O + SO2 = 2KHSO3,
K2SO3 (насыщ.) + SO2 = K2S20s	(в этаноле, в атмосфере Н2)
11.	3K2SO3 + Н2О + 2KMnO4 = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2КОН,
3K2SO3 + 4Н28О4(разб.) + К2Сг2О7 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4Н2О.
419. KHSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ КАЛИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает кис-
лотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы аниона
(HSOJ).Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокислителя-
ми, нейтрализуется щелочами. Типичный восстановитель; окисляется О2 возду-
ха. Получение см. 4913, 509, 516, 41810.
Л/г = 120,17.
1.	2KHSO3 = K2SO3 + SO2 + Н2О	(190° С).
2.	КН8О3(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + HSO3,
HSO3 <=* S(H)O3,
HSOj + Н2О <==* SO3 + Н3О+; рК. = 7,20.
3.	2КН8О3(насыщ.) = K2S2O3 + Н2О	(в атмосфере SO2).
4.	KHSO3 + НС1(разб.) = КС1 + SO2T + Н2О.
5.	KHSO3 + Н28О4(конц., хол.) = KHSO4 + SO2t + H2O.
6.	KHSO3 + КОН(конц.) = K2SO3 + H2O.
7.	4KHSO3 + О2(воздух) = 2K2SO4 + 2SO2 + 2H2O.
8.	4KHSO3 + 2KHS = 3K2SO3S + 3H2O	(кип).
9.	10KHSO3 + Н28О4(разб.) + 4KMnO4 = 7K2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O.
420. (NH4)2SO3 — СУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разлагается кислотами-неокислителями, присоединяет диоксид серы.
Типичный восстановитель; окисляется О2 воздуха. Получение см. 2757, 421' 5,
4442.
Л/г= 116,14; d = 1,41(кр.); к, = 28,0(О).
1.	4(NH4)2SO3 = 3(NH4)2SO4 + 2NH3 + H2S	(120—170° С).
2.	(NH4)2SO3 H2O = (NH4)2SO3 + H2O	(20° С, вак ),
(NH4)2SO3 H2O = NH4HSO3 + NH3 + H2O	(60° C).
3.	(NH4)2SO3(pa36.) = 2NHJ+ SOj',
SOt + H2O ^==* HSO3 + OH ; pKo = 6,80.
4.	(NH4)2SO3 + 2НС1(разб.) = 2NH4C1 + SO2T + H2O.
5.	(NH4)2SO3 + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NH4HSO4 + SO2t + H2O,
(NH4)2SO3 + 2HNO3(kohu., гор.) = (NH4)2SO4 + 2NO2t + H2O.
6.	2(NH4)2SO3(pa36.) + O2 (воздух) = 2(NH4)2SO4	(кат. CoCl3).
221
7.	(NH^iSOj + 2(NH3 • Н2О)[конц.] + E2 = (NHO2SO4 + 2NH«E + H2O
(E = Cl, Br, I).
8.	(NH42SO3 + H2O + SO2 = 2NH4HSO3.
9.	3CNH4hSO3 + H2O + 2КМ11О4 = 3(NH4)2SO4 + 2MnO24' + 2KOH.
10.	3(NH4)2SO3 + 4H2SO4(pa36.) + К2СГ2О7 = K2SO4 + 3(NH4)2SO4+ Сгг(8О4)з +
+ 4HjO.
421. NH4HSO3 — ГИДРОСУЛЬФИТ АММОНИЯ
Белый, термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, создает слабо-
кислотную среду за счет обратимого протолиза несимметричной формы анио-
на (HSOJ). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами-неокисли-
телями, нейтрализуется гидратом аммиака. Типичный восстановитель; окисля-
ется Ог воздуха. Получение см. 2757, 4202, *.
Мг = 99,11;	rf=2,03; ks = 71,8(О), 84,7*60’.
1.	2NH4HSO3 = (NH4)2SO3 + SO2 + Н2О	(70° С, вак.),
I6NH4HSO3 = 6(NH4)2SO4 + 4NH3 + 7SO2 + 3S + ЮН2О	(150° C).
2.	NH4HSOj(pa36.) = NHJ+HSOj ,HSO3 «=* S(H)O J ,
HSOJ + H2O 4=> SOj- + H3O+; pKK = 7,20.
3.	NH4HSO3 + НСЦразб.) = NH4CI + SO2T + H2O.
4.	NH4HSO3 + H2SO4(kohu., хол.) = NH4HSO4 + SO2t + H2O.
5.	NH4HSO3 + NH3  Н2О(конц.) = (NH4)2SO} + H2O.
6.	4NH4HSO3 + Ог(воздух) = 2(NH4)2SO4 + 2SO2 + 2НгО.
7.	4NH4HSO3(rop.) + 2NH4HS(rop.) = 3(NH4)2SO3S + 3H2O.
8.	IONH4HSO3 + H2SO4<pa36.) + 4KMnO4 = 5(NH4)2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O +
+ 2K2SO4.
422. KSOzF — ФТОРСУЛ ЬФИТ КАЛИЯ
Фторсульфннат калия. Белый, разлагается при нагревании. Растворяется в
ледяной воде (гидролиз по аниону), жидком SO2. Кристаллогидратов не обра-
зует. Разлагается водой, разбавленными кислотами; легко окисляется. Получе-
ние см. 557.
М,= 122,16.
I.	KSO2F = KF + SO2
2.	KSO2F + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + SO2r,
(170—180° С).
(на холоду),
SO2F +Н2О<=? HSOjF + OH*
SO2F' + (л + l)HjO SO2  лНгО + HF + ОН'	(комн).
3.	KSO2F + НС1(разб.) + лН2О = SO2 лНгО + HF + КС1.
4.	KSO2F + 2HNOj(kohii.) = KHSO4 + 2NO21 + HF.
222
5.	KSOjF(p) + F2 = SO2F2T + KF,
2KSO2F + Ег(насыщ.) + 2H2O = SO2F21 + 2KE + H2SO4 + 2HE
(E = Cl, Br).
423. SOs — ТРИОКСИД СЕРЫ
Серный ангидрид. Белый, весьма гигроскопичный, лри плавлении образует
бесцветную легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температу-
рах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера S3O9,
цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO3),; ниже 25° С трнмер переходит
в полимер. Хорошо растворяется в безводной серной кислоте и реагирует с ней,
образуя H2S2O7; техническая смесь H2SO4, H2S2O7 и избыточного растворенно-
го SO3 называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с водой
и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами. Получение
см. 415“- ”, 4261’, 831*.
Мт = 80,06;	= 1,97; <У(Ж) = 1,923<|7);
1пл =16,8° С; г„п = 44,7° С.
1.	2SO3<=> 2SO2 + O2
2SO3 = 2SO2 + О2
2.	SO3 + Н2О(хол.) = НгБСЬфазб.),
SO3 + Н2О(разб. H2SO4) = H2SO4
SO3 + НзБОХбеэводн.) = H2S2O7
3.	SO3 + 2МаОН(разб.) = Na2SO4 + Н2О.
4.	SO3 + HF = HSO3F
SOX«) + MF = MSO3F
5.	SO3 + НС1(Г) = HSO3CI
6.	2SO3 + H2SO4 + CaFz = 2HSO3F + СаБОД
(400—700° С),
(800—1100° С).
(конц., безводн.),
(примеси Н28зОю, H2S4O13)
(35-45° С),
(М = Li*, K+,NH«).
(коми., в олеуме),
(комн., в олеуме).
424.	H2SO4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная, очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость. Легко переохлаж-
дается до 0° С (di*) = 1,859(0>). При нагревании частично разлагается (выделяет-
ся SO3), перегоняется в виде азеотропной смеси (масс, доля H2SO4 98,3%); при
более высоких температурах разлагается полностью. Неограниченно смешива-
ется с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты
H2SO4 • НгО н H2SO4 • 2НгО имеют ионное строение HjCTHSO^ и (НзО^гБО^
соответственно. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В кон-
центрированном растворе некоторые металлы (Be, Bi, Со, Fe, Mg, Nb) пасси-
вируются. Сильный окислитель в концентрированном растворе, слабый — в
разбавленном растворе. Безводная H2SO4 — неводный растворитель для суль-
фатов металлов; хорошо растворяет H2S2O7 и SO3 (техническая смесь —
олеум). Получение см. 41511,”,423\ 4261’2, 4331.
Мг = 98,08; d = 1,834<20>;	tm = 10,4° С;
?кип = 296 + 340° С (разл.).
223
1.	1,09Н28О4(безводн.) = [H2SO4 + 0,09Н20] + 0,09S03t
азеотроп
НгЗО^безводн.) = НгО + SOj
2.	H2SO4 2Н2ОФ <=» H2SO4 + 2HiO
H2SO4 Н2ОФ H2SO4 + H2O
3.	H2S04(kohu.) + H2O = H2SO4 H2O <=* HSO; + HjO+,
HSO; + H2O <=» SO}- + HjO+; pKK = 1,95.
4.	H2SO4(pa36.) + 4H2O = SO}* 2H2O + 2HjO+.
5.	Н2в04(конц., хол.) + NaOH = NaHSO4 + H2O,
Н28О4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
6.	H2S04(kohli., хол.) + NHj • H2O = NH4HSO4 + H2O,
Н2вО4(разб., гор.) + 2(NHj H2O) = (NH4)2SO4 + 2H2O.
7.	Н25О4(разб.) + CaO = CaSO44- + H2O,
Н28О4(разб.) + Ca(OH)2 = CaSO4i + 2H2O,
H2SO4+ Ba(NO2)2 = 2HNO2 + BaSO4i.
8.	H2S04(kohu.) + NaCl(T) = NaHSO4 + HC1T
Н2в04(конц.) + 2NaCl(T) = Na2SO4 + 2HC1T
9.	H2S04(kohu.) + Na2SO4 = 2NaHSO4
10.	Н25О4(разб„ гор.) + Na2COj = Na2SO4 + CO2T + H2O,
Н28О4(разб., хол.) + CaCOj = CaSO44- + CO2T + H2O.
11.	H2S04(kohli.) + HF(kohu.) <-> HSOjF + H2O.
12.	H2S04(kohu.) + H2O2 (конц.) = H^Oj^J + H2O
13.	Н25О4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2T,
5Н25О4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O
14.	2H2S04(kohu.) + Cu = CuSO4 + SO2T + 2H2O,
2H2S04(kohu.) + 2Ag = Ag2SO4i + SO2T + 2H2O,
2H2S04(kohu., гор.) + 2Hg = Hg2SO4i + SO2T + 2H2O.
(296—340° C),
(450° C).
(- 39,5° C).
(до 8,48° C).
(30—50° C),
(кип.).
(40° C).
(0° C).
(примеси S, SO2).
15.	2H2SO4(kohu., хол.) + 4H2 <	> 5(коллоид) + вОад + 6H2O.
16.	H2S04(kohu.) + H2S = S4- + SO2T + 2H2O,
2H2SO4(kohu.) + S = 3SO2T + 2H2O	(кип.).
17.	2Н2Б04(конц., гор.) + С(графит) = 2SO2T + CO2T + 2H2O.
18.	3H2SO4(kohu.) + 2KBr(T) = SO2T + Br2 + 2H2O + 2KHSO4
(40—60° С, примесь S),
5H2S04(kohu.) + 8KI(T) = H2ST + 4lJ + 4H2O + 4K2SO4
(кип., примеси S, SO2).
19.	H2SO4 (конц.) + HCOOH = COT + H2SO4 • H2O,
6H2S04(kohu.) + СбНцОб = бС(графит) + 6(H2SO4 • H'2O)
{0—5° С, примеси CO, CO2, SO2].
20.	2H2SO4(kohu., хол.) -3)1?(тролиз> H2T (катод) + H2S2Oe(O2) [анод].
224
21. H2SO4(kohu.) + F2 = 2HF + SO4 [точнее, SO2(O2 )]	(0° C).
22. Н2БО4(безводн.) + SO3 = H2S2O7	(комн.).
23. Н2БО4(безводн.) + 2SO3 + I2 = 2(I+)HSO4 + SO2	(в олеуме)
24. 2Н2БО4(безводн.) + NO + NO2 = 2(NO+)HSO4i + H2O	(комн.)
25. Н2БО4(безводн.) + PCls = HSOjCl + PCljO + HCl.	
26. 2Нг5О.((безводн.) + НМОз(безводн.) <—> HjO+ + NOJ + 2HSOi,
Н2БО4(безводн.) + НС1О4(безводн.) <	> H3SOJ + С1О4.
27. 2Н25О4(безводн.) <=* H3SOJ + HSO4;pA']° = 3,70,
2Н28О4(безводн.) 4=* Н3О+ + HS2O7;p^° = 4,16.
425.	D2SO4 —СУЛЬФАТ ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветная маслянистая жидкость. Неограниченно смешивается с обычной
и тяжелой водой. По химическим свойствам аналогичен H2SO4. Получение
см. 6”.
М, = 100,09;	d = 1,8572<И); u = 14,35° С.
426. H2S2O7 — ДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается
Растворяется в безводной серной кислоте. Разлагается водой, щелочами. Про-
являет окислительные свойства. Присутствует в олеуме. Получение см. 424й.
М, = 178,14; d = 1,9;	/ш, = 35,22° С.
1.	H2S2O7 = H2SO4 + SOjT	(80—100° C)
2.	H2S2O7 + Н2О(гор.) = 2H2SO4.	
3.	H2S2O7 + 4ЫаОН(разб., гор.) = 2Na2SO4 + 2H2O.	
4.	H2S2O7 + SO, + I2 = 2(I+)HSO< + SO2	(в олеуме)
5.	2H2S2O7 + 2Cu = CuSO4 + SO2? + 2H2SO4	(200° C)
6.	H2S2O7 + HCl(r) = HSOjCl + H2SO4	(0° С, в олеуме)
7.	H2S2O7 + C(NH2)2O = 2HSOjNH2 + CO2T	(до 80° С, в олеуме)
8.	2H2S2O7 + P4Ol0 = 4HPOj + 4SOj?	(55° 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-
ностью переходит в ион SOj"). Кристаллогидратов не образует. Разлагается
щелочами, присоединяет SOj. Сульфатирующий реагент. Получение см. 533,
54*. 4401.
Mr = 254,32;	</=2,27;	г™» 300° С.
1.	K2S2O7 = K2SO4 + SOj	(выше 440° С; примеси SO2, О2).
225
2.	К282О7(разб.) + H2O = K2SO4 + H2SO4.
3.	КгБгООсонц.) + НгО(хол.) = 2KHSO4.
4.	K2S2O7 + 2КОН(разб.) = 2K2SO4 + НгО.
5.	КгБгО? + SO2 = K.2S2Oio
6.	3K2S2O? + МгОз — MXSO4)3 + 3K2SO4
(до 50° C).
(400—500° С; M = Al, Cr).
428. HSO3F — ФТОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения. Смешивается с безводной серной
кислотой. В отсутствие влаги ие реагирует с большинством металлов, диокси-
дом кремния. Разлагается водой, щелочами. Неводный растворитель для фто-
ридов тяжелых металлов. Получение см. 4234'*.
Л/г= 100,07; </=1,740°’); zra = -87°C; zKH„ = +163° С.
1.	2HSO3F = 2SO2 + 2О2 + 2HF
2.	HSO3F + Н2О = H2SO4 + HF.
3.	HSOjF + 3NaOH(pa36.)= Na2SO4 + NaF + 2H2O.
4.	HSO3F(M) + NaCl = NaSOjF + HC1.
5.	HSO3F + KC1O4 = CIO3F + KHSO4
(выше 900° C).
(50—85° C).
6.	2HSO3F(M) £=+ H2SO3F+ + SO3F
429. HSO3CI — ХЛОРСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Бесцветная жидкость, неустойчивая во влажном воздухе н выше температуры
плавления. Разлагается водой, щелочами. Реагирует с жидким HF, пероксидом
водорода. Получение см. 424й, 42б‘, 4552 ’.
М, = 116,52; d = 1,79(М); 1т = -80,5° С; lMn = +152° С (разл.).
1.	2HSO3C1 = H2SO4 + SCIjCh	(80—100° С, вак.),
HSO3CI = SO3 + HCI	(выше 152° С).
2.	HSO3CI + Н2О = H2SO4 + HCI.
3.	HSO3CI + 3NaOH (разб.) = Na2SO4 + NaCl + 2H2O.
4.	HSO3C1 + HF,») = HSO3F + HC1T	(0° C).
5.	гНБОзС^ж» + H2O2 (безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HC!	(0° C).
430. HSO3NH2 — АМИНОСУЛЬФОНОВАЯ КИСЛОТА
Сульфаминовая кислота. Белая, в твердом состоянии имеет строение биполяр-
ного (цвиттер-) HOHa SOjNHj.npH плавлении разлагается. Хорошо растворя-
ется в холодной воде, сильная кислота. Не растворяется в олеуме. Медленно
реагирует с горячей водой в присутствии сильных кислот, нейтрализуется
щелочами. Получение см. 415м, 426 .
Mr = 97,09; d = 2,126; tm = 207° С (разл.); к, = 14.70”, 47(8О).
I.	HSO3NH2 = SO3 + NH3
(выше 207° С).
226
2.	HSOjNH2 (разб.) + H2O (хол.) = SO3NH2 + Н3О+.
3.	2HSOjNH2 + 2HjO (гор.) —(NH^SO* + H2SO4 (в разб. H2SO<).
4.	HSOjNH2 + HNOj (конц.) = N2OT + H2SO4 + H2O	(50—60° C).
5.	HSOjNH2 + NaOH (разб.) = Na(SO3NH2) + HjO.
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 горячей водой, реагирует с
сильными кислотами. Восстановитель, в растворе легко окисляется кислоро-
дом воздуха. Получение см. 2830, 415м, 41710.
Мт= 174,11;	к,= 24,1(Ю).
1.	2Na2S2C>4 = Na2SOjS + Na2S2Os	(выше 52° С)
2.	Na2S2O4  2Н2О = Na2S2C>4i + 2Н2О	(40—50° С, в этаноле)
3.	Na2S2O4 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + S2Oj' ,
S2O^’ + Н2О<=» HS2O; + ОН’; pKo = 11,55,
S2Oj + Н2О<=» HSOs + HSO2 [точнее, SO(OH) и S(H)O2],
2S2OJv==? S2O|’+ SO3S2’, S2Oj'+ 2nH2O<=» 2(SO2 лН2О).
4.	2Na2S2O4 + H2O (гор.) = 2NaHSOj + Na2SOjS.
5.	Na2S2O4 (разб.) + 2HC1 (разб.) = 2NaCl + H2S2O4	(на холоду),
2Na2S2O4 + HjO + HC1 (разб.) = 3NaHSOj + S4- + NaCl	(комн.).
6.	Na2S2O4 + 6HNO3 (коиц.) = Na2SO4 + H2SO4 + 6NO2t + 2HjO.
7.	2Na2S2O4 (влажн.) + O2 = 2Na2S2Os	(комн.),
2Na2S2O4<p) + 2H2O + O2 = 4NaHSO3.
8.	Na2S2O4 + 2AgNO3 = 2SO2t + 2AgJ- + 2NaNOj.
432. Na^jOs — 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 S20j'e ион HSOj» подвергающийся обрати-
мому протолизу. Разлагается горячей водой, сильными кислотами, щелочами.
Восстановитель. Получение см. 416*, 4173, 431| 7.
М' = 190,11; </=1,48; к, = 65,3(2О), 88.7**°’.
1.	Na2S2Oj — Na2SO3 + SO2
2.	Na2S2Os  7H2OJ-<=* Na2S2Os (насыщ.) + 7H2O
3.	Na2S2O5 (разб.) + 8H2O (хол.) = 2[Na(H2O)4l+ + S2O|,
S2O|’+ Н2О<=> 2HSOL(S=> 2S(H)Oj ,
HSOj + H2O<=» SO2 + НзО*; pKK = 7,20.
(65—150° C).
(до 5,5° C).
4.	Na2S2Os + H20 = 2NaHSO3	(выше 80° С).
5.	Na2S2Os + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + 2SO2T + НгО.
6.	Na2S20s + 2H2SO4 (конц., хол.) = 2NaHSO« + 2SO2T + H2O,
Na2S20s + 4HNOj (конц., гор.) = Na2SO4 + H2SO4 + 4NO2T + H2O.
7.	Na2S2O5 + 2NaOH (конц.) = 2Na2SO3 + H2O..
8.	2Na2S20s<T) + O2 (воздух.) = 2Na2SO4 + 2SO2	(комн.).
433. НгБгОб —ДИТИОНОВАЯ КИСЛОТА
Родоначальник гомологического ряда политионовых кислот H2S„O« (п = 2 +
10). В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном водном рас-
творе на холоду, разлагается при его нагревании и концентрировании. Сильная
кислота, нейтрализуется щелочами. Более устойчива к действию окислителей
и восстановителей, чем остальные гомологи. Получение см. 435*.
Мг= 162,14.
1.	H2S2O6(p) = H2SO4 + so2T
2.	H2S20e (разб.) + H2O (хол.) = HSjOj + Н3О+,
HS2Oj+ Н2О<=*	Н3О+; ptf, = 3,40.
3.	H2S2Oe + 2NaOH (разб., хол.) = Na2S20e + 2H2O.
(выше 50° С).
434. Кг82Об —ДИТИОНАТ КАЛИЯ
Родоначальник гомологического ряда тионатов калия К28яОв (л = 2 + 6).
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Кристаллогидратов не образует. Более устойчив к действию окисли-
телей и восстановителей, чем высшие гомологи. Получение см. 50м, 53s, 435s.
Мг = 238,32; d = 2,277; к, = 6,64ро), 63,3(100>.
1.	K2S2O6 = K2SO4 + SO2
2.	K2S2O« (разб.) + 12H2O = 2[K(H2O)«]+ + S2O|’,
S2O2’ + H2O<=> HS2O6 + OH’; pXo = 10,60.
3.	K2S2O6<p) = SO2T + K2SO4
(258—300° C).
(кип., в разб. H2SO4).
435. BaS2Oe — ДИТИОНАТ БАРИЯ
Белый, разлагается при нагревании. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет-
ся в воде (гидролиз по аниону). Реагирует с кислотами, вступает в реакции
обмена. Получение см. 13311.
М, = 297,45; d = 4,536(кр.); к, = 8,5(О), 1 8,7<2О), 24,8(30).
1.	BaSiOfi — BaSO4 + SO2
2.	BaS2O« 2H2O = BaS2O6 + 2H2O
3.	BaS2O6 (разб.) + 8H2O = [Ba(H2O)g]2+ + S2O2,
(выше 140° C).
(120°C).
S2O2 *’ + H2O<=> HS2O6 + ОН’; pKo = 10,60.
4.	BaSjOe + H2SO4 (разб.) = BaSO«X + HjSzOe	(комн.).
BaSjOs = SO2T + BaSO«l	(кип., в разб. H2SO4)
5.	BaS2O6 + М2Х = M2S2O6 + BaXl	(М = Na, К; X =COf ,SO^’)
436. H2S„O6 — ПОЛИТИОНОВЫЕ кислоты
Сульфандисульфоновые кислоты. Имеют строение НОз5(5я.?)5ОзН (п = 3 + 18)
В свободном виде не выделены. Существуют в водном растворе, сильные
кислоты. Наиболее устойчивы (при концентрировании раствора) кислоты
H2S4O6 и особенно НгБзО«, при слабом нагревании разлагаются. В этанольном
растворе на холоду нейтрализуются щелочами. Реагируют с окислителями и
восстановителями (активность выше, чем у НгБгОв). Получение смесн Н25лОб
(жидкость Ваккенродера) см. 4131’ и 414*', отдельных Нг5лОб — 4375.
1.	H2S,O6(P) ——» (л - 2)Sl + SO2 + H2SO4	(выше 20° С)
2.	H2S„O6 (разб.) + НгО (хол.) = HS„O6 + Н3О+,
hs„o; + н2о<—► s„o2 + Н3О+
3.	НгБяОб + 2NaOH = Na2S,Oe + 2НгО	(0° С, в этаноле)
4.	H2S„O6 + 4NaOH (разб., хол.) = (п - 2)Sl + Na2SO} + ЗН2О + Na2SO4.
5.	Нг5лОб (конц.) + Нг5л+|Об.
6.	Н25лОб + НгО + SO2 = Нг8л-|Об + H2SO3S	(0° С, в эфире)
7.	Н25лОб + (6л - 10)HNOj (конц., гор.) = лНг8О4 + (6л - 10)NO2 + (2л - 4)НгО
437. K2S„O6 — ПОЛИТИОНАТЫ КАЛИЯ
Сульфандисульфонаты калия. В свободном виде выделены при л = 3 4- 6, в
растворе существуют гомологи с л > 6. Белые, при умеренном нагревании
разлагаются, термически наиболее стоек K2S4O6 (до 500° С). Хорошо раство-
ряются в холодной воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образу-
ют, кроме K2S5O6 • 1,5НгО. В кислом растворе более устойчив Кг^Об, в щелоч-
ном растворе — K2S3O6. Реагируют с концентрированными кислотами. Полу-
чение см. 443,—,2.
K2S3O6. Мг= 270,39;	</=2,33;	к, = 18,4(20).
K2S4O6: Мг = 302,45;	</=2,29;	к, = 23,2(2О).
КгБзОб-. Мг = 334,52;	</= 2,11(кр.); к, = 24,8(20).
КгБвОв: М, = 366,59.
1. К28лОб = K.2SO4 + SO2 + (л - 2)S
2. K2S,O6 (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)б]+ + S„O2’,
S,O2’ + Н2О«—> HS„O6 + ОН’.
(нагревание).
229
3.	KjS,O6(p) = SO2T + K2SO4 + (п - 2)81	(кип., в разб. H2SO4).
4.	КгБяОв + (6л - 10)Н1ЧОз (конц., гор.) = K2SO4 + (л - OH2SO4 +
+ (6л - 10)NO2T + (2л - 4)HjO.
5.	K2S„O6 (насыщ.) + 2НСЮ4 (конц.) = 2КСЮ41 + H2S,O6	(0° С).
6.	KjS.O^p, К^Нн(^>Н11')- > K2SO3, K2SO3S, K2S, K.2SO4	(кип.).
438. H2SOXO2) — ПЕРОКСОСЕРНАЯ КИСЛОТА
Мононадсерная кислота, кислота Каро. Белая, низкоплавкая. Медленно разла-
гается при комнатной температуре, быстро — выше температуры плавления.
Устойчива в разбавленном растворе на холоду, сильная одноосновная кислота.
Разлагается водой при комнатной температуре (медленно) и при нагревании
(быстро), нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получение см.
4392 ’, 4406.
Мг = 114,08; »пл = 45°С.
1.	Н28Оз(О2) ——> H2SO4 + О0	(комн.),
2Н28Оз(О2) = 2H2SO4 + О2	(выше 47° С).
2.	HjSOjfCh) + Н2О = Н8Оз(О2) + НзО+	(0° С).
3.	Нг8Оз(О2) + НгО (гор.) = H2SO4 + НгОг-
4.	Н28Оз(О2) + 2НС1 (конц.) = Cht + H2SO4 + Н2О.
5.	Н28Оз(О2) + NaOH = NaHSO3(O2) + Н2О	(0° С, в этаноле),
2Н28Оз(О2) + 4NaOH (разб., гор.) = 2Na2SO4 + 4НгО + ОгТ.
6.	ЗН28Оз(О2) + 8(Ь1Нз Н2О) [конц] = 3(NH4)2SO4 + NjT + 11Н2О.
7.	Н28Оз(О2) + 2КЕ = Е2 + K2SO4 + Н2О	(Е = Br, I),
5Н28Оз(О2) + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 7H2SO4.
8.	Н28Оз(О2) + HSO3CI = H2S2Oe(O2) + НС1.
439. H2S2Ob(O2) — ПЕРОКСОДИСЕРНАЯ КИСЛОТА
Надсерная кислота. Белая, очень гигроскопичная, разлагается выше темпера-
туры плавления. Устойчива в концентрированном растворе, разлагается в
разбавленном растворе (быстро — в щелочной среде). Сильный окислитель;
реагирует (полностью, но медленно) с гидратом аммиака, иодидом калия.
Получение см. 424м, 438s, 4406.
Mt = 194,14;	/щ, = 65° С (разл.).
1.	2Н282Об(О2) = 2H2SO4 + 2SO3 + О2	(выше 65° С).
2.	Н282Об(О2) (разб.) + Н2О = Н28Оз(О2) + H2SO4	(0° С),
H2S2Oe(O2) (разб.) + 2Н;О = 2H2SO4 + Н2О2	(20—25° С).
3.	2H2S2Oe(O2) [коиц] + 4NaOH = ЫагБгС^Ог) + NaHSO,(O2) + NaHSO4 +
+ ЗН2О	(0° С),
2Н282Об(О2) + 8NaOH (разб., гор.) = 4Na2SO4 + 6Н2О + О2Т.
230
4.	3H2S2O6(O2) + 14(NH3 • H20) = 6(NH4)2SO4 + N2t + 14H2O.
5.	H2S2O6(O2) + 2AgNOj + 2НгО = (Ag,Ag,,,)O2l + 2H2SO4 + 2HNO3.
6.	H2S2O6(O2) + 2KI = I2i + K2SO4 + H2SO4.
7.	5H2S2O6(O2) + 2MnSO4 + 8H2O = 2HMnO4 + 12H2SO4	(кат. AgNOj)
8.	Н28гО6(О2) + 4NaOH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)I + 2Na2SO4 + 4H2O
(M = Fe, Co, Ni)
9. H2S2Oe(O2) + H2O2 (конц.) = 2H2SOj(O2)	[на холоду]
440. КйгО^Ог) — ПЕРОКСОДИСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый; во влажном воздухе, при нагревании и длительном стоянии раствора
разлагается. Умеренно растворяется в холодной воде с частичным разложени-
ем, полностью разлагается горячей водой. Кристаллогидратов не образует.
Типичный сильный окислитель. Получение см. 548, 47917.
М, = 270,32; d = 2,477; к, = 4,7е20’, 11,0(4О).
1. 2K2S2O6(O2) = 2K2S2O7 + О2	(65—100° С)
2. 2К252Об(О2) + 2Н2О (влага воздуха) ——» 4KHSO4 + О2 (примесь О3)
3. K2S2O6(O2) (разб.) + 12Н2О (хол.) = 2[K(H2O)e]+ + S2O6(O2)2-,
S2O6(O2)2 + 2Н2О4==? HSO3(O2)~ + SO2 + Н3О+	(0° С).
82Ов(О2)2' + 4Н2О4--* 2 SOj + НгО2 + 2Н3О+	(комн.)
4. 2K2S2Oe(O2) + 2Н2О (гор.) = 2K2SO4 + 2H2SO4 + О2? (кат. МпО2).
5. K2S2Oe(O2) + 2НгО = K2SO4 + H2SO4 + Н2О2 (комн., в разб. H2SO4).
6. K2S2Oe(O2) + Н2О = H2SO3(O2) + K2SO4	(0° С, в разб. H2SO4).
K2S2O6(O2) + 2H2SO4 (коиц.) = Н28гОб(О2) [конц ] + 2KHSO4 (0° С)
7. 2K2S2O6(O2) + 4КОН (гор.) = 4K2SO4 + О2Т + 2Н2О	(кат. МпО2)
8.	К282Об(О2)<т) + 2SOxr) = K2S4O|2(O2)	[над олеумом]
9.	K2S2O6(O2) + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2SO4	(в разб. H2SO4)
10.	K2S2Oe(O2) + 2HI = l2i + K2SO4 + H2SO4	(комн.).
5K2S2O6(O2) + 12K.OH + I2 = 10K2SO4 + 2KIO3 + 6H2O	(кип.)
11.	K2S2O6(O2) + 2H2O + MnSO4 = MnO2i + 2H2SO4 + K2SO4.
12.	3K2S2O6(O2) + 8H2O + Cr2(SO4)3 = 2KHCrO4 + 7H2SO4 + 2K2SO4.
13.	K2S2O6(O2) (конц.) + 3NaOH + Bi(OH)3 = NaBiO3l + K2SO4 + Na2SO4 +
+ 3H2O	(кип.).
14.	К28гО6(О2) + 2K.OH + 2M(OH)2 = 2MO(OH)i + 2K2SO4 + 2НгО
(M = Fe, Co, Ni).
441. IfcSOsS — ТИОСЕРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная вязкая жидкость, не затвердевает даже при очень низких темпера-
турах. Термически неустойчива. Быстро (но не мгновенно) разлагается в воде
(сильная кислота), мгновенно — в присутствии серной кислоты, медленно и не
полностью — в эфирном растворе при комнатной температуре. Реагирует со
щелочами, галогенами. Получение см. 41323, 4426.
231
Mr= 114,15.
1.	2H2SO3S = H2S + H2S3O6
2.	H2SO3S (разб.) + H2O = HSO3S + H3O+,
HSO3S’ + H20<=? SO3S2' + НзО+; рКк = 1,72.
3.	H2SChS(p) = H2O + Si + SO2
4.	H2SO3S + 2NaOH (разб., гор.) = Si + Na2SO3 + 2H2O.
5.	H2SO3S + 4E2 + 5H2O = 2H2SO« + 8HE
2H2SO3S + I2 = H2S4O6 + 2HI.
6.	H2SO3S<ZZ^ H2S + SO3
(выше -78° C).
(в разб. H2SO4).
(E = Cl, Br),
(комн., в эфире).
442. NazSOsS — ТИОСУЛЬФАТ НАТРИЯ
Гипосульфит, антихлор. Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на
воздухе. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагает-
ся кислотами. Сильный восстановитель. Вступает в реакции комплексообразо-
вания. Получение см. 395’'°, 414,5, 4167,8.
М, = 158,11; d = 1,667, 1,715 (кр.); к, = 70,1(20), 229(80).
1.	Na2SO3S = Na2SO3 +S	(220—300° С),
4Na2SO3S = 3Na2SO4 + Na2(S5) [до 600° С, примесь других Na2(Sn)].
2.	Na2SO3S • 5Н2О = Na2SO3S + 5Н2О	(100—110° С).
3.	Na2SO3S (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SO3S2’,
SOsS2’ + Н2О^=» HSO3S + ОН’; р£о = 12,28,
4.	Na2SO3S + 2НС1 (разб., хол.) = 2NaCl + SO2T + Si + Н2О.
5.	Na2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2ST + 2NaCl	(кип).
6.	Na2SO3S + 2НС1(г) = HjSOjS^j + 2NaCl	(-80° С).
7.	Na2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = Na2SO4 + Si + 2NO2T + H2O.
8.	Na2SO3S(T) + H2O (влага) + C12(r)= Na2SO4 + 2HC1 + S.
9.	Na2SO3S + 5H2O + 4E2 (насыщ.) = Na2SO4 + H2SO4 + 8HE (E = Cl, Br).
10.	2Na2SO3S (разб.) +12 = Na2S4O6 + 2NaI,
Na2SO3S + lONaOH (конц.) + 4I2 = 2Na2SO4 + 8Nal + 5H2O.
11.	2Na2SO3S + 6F2 = 4NaF + 2SOF2 + 2SO2F2	(-80° С, примесь SF6).
12.	3(Na2SO3S 5H2O) + O2 = 3Na2SO4 + 2S + H2S + 14H2O (60—120° C),
2Na2SO3S + O2 (воздух) = 2Na2SO4 + 2S	(120— 150° C).
13.	5Na2SO3S + 8NaIO3 + H2O = 9Na2SO4 + H2SO4 + 4I2i.
14.	3Na2SO3S + 4H2O2 (конц.) = 2Na2S3Oei + 2NaOH + 3H2O (в этаноле).
15.	2Na2SO3S + H2S2O6(O2) = H2SO4 + Na2SO4 + Na2S4O6.
16.	2Na2SO3S (конц.) + AgE = NasfAgfSOsSh] + NaE	(E = Cl, Br, 1).
17.	2Na2SO3S + 2H2O —H2T (катод) + [Na2S2O6 + 2Si] (анод) +
+ 2NaOH.
232
443. K2SO3S — ТИОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяет-
ся в воде (слабый гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Восстанови-
тель. Получение см. 49 , 614'5, 4188'9, 4198.
Мт = 190,33; d = 2,23; к, = 155,4<20), 312(90).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
4K2SO3S = 3K2SO4 + K2(S5)	(выше 430° С).
K2SO3S • 1,67Н2О = K2SO3S + 1,67Н2О	(180—200° С).
K2SO3S (разб.) + 12Н2О = 2[К(НгО)б]+ + SO3S2*,
SO3S2* + НгО<=* HSO3S* + ОН*; рКо = 12,28.
K2SO3S + 2НС1 (разб.) = 2КС1 + SO2T + Si + Н2О	(комн),
K2SO3S + 2НС1 (конц.) + Н2О = H2SO4 + H2St + 2КС1	(кип).
K2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = K2SO4 + Si + 2NO2T + Н2О.
2K2SO3S + О2 (воздух) — 2K2SO4 + 2S
K2SO3S + 5Н2О + 4Е2 = K2SO4 + H2SO4 + 8НЕ
5K2SO3S + 8KIO3 + Н2О = 9K2SO4 + H2SO4 + 4121.
2K2SO3S (насыщ.) + 3SO2 — 2K2S3O6I + Si
2K2SO3S (разб.) + I2 = K2S4O6 + 2KI.
2K2SO3S + SC12 = K2S5O6 + 2КС1
2K2SO3S + S2CI2 = K2S6O6 + 2КС1
(120—150° С).
(Е = С1, Вг).
(-10° С).
(0° С, в конц. НС1).
(0° С, в конц. НС1).
444. (NH4hSO3S — ТИОСУЛЬФАТ АММОНИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде; медленно
разлагается в разбавленном растворе, более устойчив в концентрированном
растворе. Разлагается кислотами. Восстановитель. Получение см. 27510, 2865'7.
Мт= 148,21;	</=1,68; к, = ЮЗ,3<|00).
1.	(N^hSOsS------► (NH4hSO4, NH3, H2S	(150° С, примеси SO2, S).
2.	(NH4)2SO3S (разб.) —(NH4)2SO3 + Si.
3.	(NH4)2SO3S + 2HC1 (разб., хол.) = 2NH4C1 + SO2t + Si + H2O,
(NH4)2SO}S + 2HC1 (конц.) + H2O = H2SO4 + H2St + 2NH4C1 (кип).
4.	(NH4)2SO3S + 2HNO3 (конц., хол.) = (NH4)2SO4 + Si + 2NO2t + H2O.
5.	(NH4)2SO3S + 5H2O + 4E2 = 2H2SO4 + 2NH4E + 6HE	(E = Cl, Br),
2(NH4)2SO}S (разб.) + I2 = (NH4)2S4O6 + 2NH4I.
6.	2(NH4)2SO3S(p) + 3SO2 = (NH4)2S3O6 + (NH 4)28406	(комн.).
445. S2F2 —ДИФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветный газ. Существует в виде симметричного изомера со строением
(— SF)2 (неустойчивая форма) и несимметричного со строением S(S)F2 (устой-
чивая форма). Выше 15° С неустойчивая форма переходит в устойчивую. При
нагревании разлагается. Реагирует с водой, кислотами-окислителями, щелоча-
233
ми, кислородом. Получение неустойчивой формы см. 412й, устойчивой
формы — 41214, 4508.
М, = 102,13;	^Ж) = 1 Л100’; р = 4,3 г/л (н. у.);
(—SF)2: tm = -133° С; Л™„ = +15°С;
S(S)F2: tm = -164,6° С; бип =-Ю,6°С.
1.	2S2F2 = SF4 + 3S	(выше 180° С).
2.	2S2F2 + 2Н2О =\SO2 + 3S + 4HF	(комн.).
3.	S2F2 + 3H2SO4 (конц., гор.) = 5SO2 + 2HF + 2Н2О,
S2F2 + lOHNOj (конц., гор.) = 2H2SO4 + 10NO2 + 2HF + 2H2O.
4.	2S2F2 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 3S + 4NaF + 3H2O.
5.	2S2F2 + 5O2 = SOF4 + 3SO3	(200° С, p. кат. NO2).
446. SF4 — ТЕТРАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Термически устойчив. Растворяется в апротонных органичес-
ких растворителях. Реагирует с водой, азотной кислотой, щелочами. Получе-
ние см. 412™' ”, 445', 449*.
Л/г= 108,06; d= 1,9191(~73); tm = -121,0° С;
= -37° С.
1.	3SF4 = 2SF6 + S	(600—650° С).
2.	SF^m) + Н2О (влага воздуха) = 2HF + SOF2.
3.	SF4 + 2Н2О = SO2 + 4HF.
4.	SF4 + 2HNOj (конц.) + 2НгО = H2SO4 + 2NO2T + 4HFt	(кип.).
5.	SF4 + 6NaOH (разб.) = Na2SO3 + 4NaF + ЗНгО.
6.	2SF4 + O2 = 2SOF4	(200° С, p, кат. NO2).
7.	SF4 + Cl2 + CsF = S(C1)F5 + CsCl	(150—175° C, p).
8.	SF^) + BF3 = (SF3+)[BF4], SF^m) + CsF = Cs[SFs].
9.	SF4 + 2HF(X) электро-л|?_> н2Т (катод) + SF6T (анод).
447.	S2Fio — ДЕКАФТОРИД ДИСЕРЫ
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании
мономеризуется. Химически пассивен при комнатной температуре (но в мень-
шей степени, чем SF«); не реагирует с холодной водой, кислотами, разбавлен-
ными щелочами. Разлагается кипящей водой и концентрированными щелоча-
ми, реагирует с хлором. Получение см. 453*.
М, = 254,11; </=2,08(М); tm = -60° С; Л™ = +29° С.
I • S2Fio(r> = 2(«SFs)(r) (радикал)	[выше 70° С].
2.	S2Fio + 6Н2О —-—► SO2T + H2SO4 + 10HF	(кип.).
3.	S2Fio + 14NaOH (коиц.) = Na2SO3 + Na2SO4 + lONaF + 7H2O (кип.).
4. S2Fio + Cl2 = 2S(C1)F5	(200° C).
234
448.	SF6 — ГЕКСАФТОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. 3 твердом состоянии легко летучий. При нагревании разлага-
ется. Один из наименее растворимых в воде газов (наряду с Не и Ne). Химичес-
ки пассивный; не реагирует с жидкой водой, кислотами, щелочами, гидратом
аммиака, кислородом, водородом. Окисляет иодоводород, сероводород и ак-
тивные металлы. Получение см. 412*, 41515, 446’.
Л/г = 146,05; </(ж) = 1,88м’’; р = 6,976 г/л (н. у.);
U = -50,7° С (р); Тсубл = -63,8° С; v, = 1,47(0>, 0,55<25’.
1.	SFe = S + 3F2	(выше 800° С)
2.	SF6 + 4Н2О (пар) = H2SO4 + 6HF	(выше 300° С, р)
3.	SF6	+ 8Н1(Г) = HiS + 41г + 6HF	(200°	С)
4.	SF6	+ 3H2S = 6HF + 4S	(400°	С)
5.	SF6	+ 8Na = 6NaF + Na2S	(270—420°	C)
449.	SC12	—ДИХЛ ОРИД СЕРЫ
Родоначальник гомологического ряда соединений SBCl2(n =1 + 8). Темно-
красная жидкость. Термически неустойчив, в комнатных условиях стабилизи
руется добавкой РС1з. Реакционноактивиый; реагирует с водой, кислотами-
окислителями, щелочами. Исходное вещество в процессах удлинения цепи
Получение см. 4 1 27'12, 450*.
Мг= 102,97; d= 1,621(20’; rM = -121°C; tm„ = +59,6°С.
1.	2SC12 = S2C12 + С12	(выше 70° С)
2.	SC12 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO2 [точнее, S(OH)2 + S(H)O(OH)]
(0° С, в эфире)
2SC12 + 2Н2О = 4НС1 + Si + SO2
(комн.; примеси H2SOjS, H2S„Os, H2SC>4)
3.	SC12 + 4HNO3 (конц., гор.) = H2SO4 + 4NO2T + 2HC1,
SC12 + H2SO4 (конц., гор.) = 2SO2 + 2HC1.
4.	2SC12 + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Si + Na2SO3 + 3H2O.
5.	2SC12m + O2 = 2SC12O	(примесь S2Cl2Os)
6.	25С1дж) + 4SOs = 3SO2 + SC12O + S2C12O5.
7.	SCl^x) + С1г(ж) = SC14.
8.	3SC12 + 4NaF = SF4 + S2C12 + 4NaCl	(68—72° С, в ацетонитриле)
9.	Процесс удлинения цепи	(см. также 41321)
2SC12 + H2S» = Sn+2C12 + 2НС1	(от -20 до -6° С, в жидк. ССЦ)
Примеры: 2SC12 + H2S = 5зС12 + 2НС1,
2SC12 + H2S2 = S4C12 + 2HC1,
2SC12 + H2S3 = SsCl2 + 2HC1,
2SC12 + H2S4 = S6C12 + 2HC1.
235
10.	SC12 + 2KOH + 2SO2 = K2S3O6 + 2HC1
11.	SC12 + 2K2SO3S = K2S5O6 + 2KC1
(-5° С, в петролейном эфире).
(0° С, в конц. НС1).
450. S2CI2—ДИХЛОРИД ДИСЕРЫ
Второй член гомологического ряда соединений 5яС1г (л = 1 + 8). Бесцветная
или светло-желтая (с примесями) маслянистая жидкость. В твердом состоянии
оранжево-желтый, имеет строение (—SC1)2 с примесью изомера S(S)C12. Пла-
вится и кипит без разложения. Весьма реакционноспособный; разлагается
водой, кислотами, щелочами; реагирует с жидким аммиаком, водородом,
серой, сероводородом. Исходное вещество в процессах удлинения цепи. Невод-
ный растворитель для иода, хлоридов металлов. Получение см. 4127’12, 4491
М, = 135,04; d = 1,678<0); 1,688<М); tm = -77° С;
= +138° С.
1.	S2CI2 = 2S + С12	(выше 300° С).
2.	S2CI2 + 2Н2О = H2S2O2 + 2НС1	(0° С),
2S2CI2 + 2Н2О = 4НС1 + 3S1 + SO2 (комн., примеси H2SO3S, H2S,O6, H2S),
S2CI2 + 2НзО = H2S + SO2 + 2НС1	(кип.).
3.	S2CI2 + 3H2SO« (конц., гор.) = 5SO2 + 2НС1 + 2Н2О,
S2CI2 + IOHNO3 (конц.ггор.) = 2H2SO4 + IONO2 + 2НС1 + 2Н2О.
4.	2S2CI2 + 6NaOH (разб., хол.) = 3Sl + Na2SO3 + 4NaCl + ЗН2О,
S2CI2 + 6NaOH (конц., гор.) = Na2S + Na2SO3 + 2NaCl + 3H2O.
5.	2S2CI2 + 5Ог = 2SO2 + 2SO3 + 2C12	(300—500° С).
6.	8гС12(ж) + С1г(г) = 2SCI2	(до 20° С, кат. FeCU).
7.	S2CI2 + 8Н2О + 5С12 = 2H2SO4 + 12НС1.
8.	S2CI2 + 2KF = 2КС1 + S2F2 [точнее, изомер S(S)F2]	(140—145° С).
9.	S2CI2 + 2Н2О + 2SO2 = H2S4O6 + 2НС1	(0° С).
10.	БгС^ж) + SO3 = SO2 + S + SChO.
11.	2S2CI2 + 2ZnS = 2ZnCh + 6S	(150—200° С).
12.	3S2C12 + Na2SO« = 2SCI2O2 + 2NaCl + 5S	(до 300° С).
13.	S2CI2 + 2K2SO3S = K2S6O6 + 2KC1	(0° С, в конц. НС1).
14.	6S2CI2 + 4LiNs = 3S«N< + 4LiCl + 4С1г	(комн., в бензоле).
15.	6S2CI2 + 16NHX«) = S4N4 + 8Sl + 12NH4C1	[примесь S(C1)NJ.
16.	Процессы удлинения цепи	(см. также 41З21).
а)	БгС^ж) + (л - 2)S = S,C12	(л = 3,4);
б)	2S2C12(») + H2SX») = S,+4C12 + 2НС1	(л = 5+19).
Примеры: 2S2CI2 + H2S = S5CI2 + 2НС1,
2S2CI2 + H2S2 = SeCh + 2НС1,
2S2CI2 + H2S3 = S7CI2 + 2НС1,
2S2CI2 + H2S4 = S8C12 + 2HC1;
в)	л52С12(ж) + (л - 2)Н2 = 2S„C12 + 2(л - 2)НС1	(л > 20).
236
17.	S2C12 + H2 = 2HC1 + 2S
18.	82С1г(ж) + SbCh = (S2C1+) [SbCl4],
ЗгОгсж) + HgCl2 = (HgCl') [S2C13].
(150° C).
19.	гЗгС^жнГЗ? S2C1+ + [S2Cl3f.
451. S„C12 — ДИХЛОРИДЫ ПОЛИСЕРЫ
Оранжево-красная жидкость (смесь S«C12). В свободном виде выделены SMC12 с
л = 3 + 8; в смеси существуют S,C12 с л s 100 (при п = 20 -е- 24 — очень вязкие
жидкости, при л > 28 — твердые вещества). Термически неустойчивые. По
химическим свойствам аналогичны S2C12. Низшие S«C12 — исходные вещества
в процессе удлинения цепи. Получение см. 449’, 45016.
S3C12:	Мг	= 167,10;	d =	1,7441(20),
S4C12:	Мт	= 199,17;	d =	1,7774(М),
SjCl2:	Mr	= 231,24;	d =	1,8018(2O),
S6C12:	Mr	= 263,30;	d =	1,821 9<10),
StC12: Mr = 295,37;	d= l,84(20),
S8C12: Mt = 327,43;	d= 1,85(2O).
1. S„C12 = S2C12 + (л - 2)S
2. Процесс удлинения цепи
(выше 20° С)
(см. также 4132’)
2S»C12 + H2Sm = S^Ch + 2НС1.
452. SCh —ТЕТРАХЛОРИД СЕРЫ
Белое твердое вещество, желто-бурая жидкость. Термически неустойчив. Реа-
гирует с водой, азотной кислотой, галогенидами металлов. Получение см. 4497
Мг = 173,88;	= (-30) + (-20)° С.
1.	SCU = SC12 + С12	(выше -15° С)
2.	SCU + Н2О (влага воздуха) = SC12O + 2НС1.
3.	SCh + 2Н2О = 4НС1 + SO2.
4.	SCU + 2HNO3 (конц.) + 2H2O = H2SO< + 2NO2T + 4HC1.
5.	SCU + 6NaOH (разб.) = 4NaCl + Na2SO3 + 3H2O.
6.	БСЦж) + SbCIs = (SCI?) (SbCk],
453. S(Cl)Fs — ПЕНТАФТОРИД-ХЛОРИД СЕРЫ
Бесцветный газ. Плавится и кипит без разложения. Реагирует с водой (медлен-
но), щелочами (быстро). Легко окисляется кислородом, восстанавливается
водородом. Получение см. 4467, 447'*.
Мг= 162,51;	rf=l,541<"60); U = -64° С; 2и1п =-19° С.
237
1.	S(Cl)Fs • 17H20l (клатрат)<=^ S(Cl)Fs(p) + 17H2O	(на холоду).
2.	S(Cl)Fs + 4H2O —I—> HC1 + 5HF + H2SO4.
3.	S(Cl)Fs + 8NaOH (разб.) = NaCl + 5NaF + Na2SO4 + 4H2O.
4.	2S(Cl)Fs + H2 = S2Fio + 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, 4495’6.
М, = 118,97; d = 1 .бЗв*20’; Г™ = -104,5° С; Гкип = +75,6° С.
1. 4SC12O = 2SO2 + ЗС12 + S2C12	(85-^40° С).
2. SC12O + Н2О (хол.) = 2НС1 + SO2,
3SC12O + 5Н2О = 6НС1 + 2H2SO4 (разб.) + Si	(кип.).
3. SC12O + 2hNO3 (конц.) + Н2О = H2SO4 + 2НС1 + 2NO2t.
4. SC12O + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO3 + 2H2O.
5.	SC12O + 2НВг(Г> = SBr2O + 2HC1	(0° C).
6.	2SC12O + 4HI(r) = SO2 + S + HC1 + 2I2	(комн).
7.	SC12O(«) + 2HF(«) = SOF2? + 2HC1T	(кат. SbCls).
8.	SC12O HzS’ > S8O	(-40° С, в жидк. CS2).
9.	loscizo + P4SIO = 1OS2C12 + Р4О10.	
10.	3SC12O + 6A1 = A12S3 + A12O3 + 2A1C13	(400—600° C).
11. 6SC12O(«) + FeCl3 6H2O = 6SO2 + FeCl3 + 12HC1.
455. SC12O2 — ДИОКСИД-ДИХЛОРИД СЕРЫ
Сульфурилхлорид. Бесцветная легкоподвижная жидкость, кипит без разложе-
ния. При стоянии желтеет из-за частичного разложения. Гидролизуется водой.
Химически активный; реагирует с серной кислотой, щелочами, оксидами ме-
таллов, серой, фтором, фторидами металлов, аммиаком. Неводный раствори-
тель для хлоридов металлов (в том числе тяжелых) и SO3. Получение см. 41517,
429', 45012.
М, = 134,97; d = 1.667*207; U = -54,1° С; Гк„„ = +69,5° С.
1.	SC12O2 = SO2 + С12	(160—300° С).
2.	SC12O2 + Н2О —-—> HSO3C1 + НС1	(комн.),
SC12O2 + 2Н2О = 2НС1 + H2SO4	(кнп.).
3.	SC12O2 + H2SO4 (безводн.) = 2HSO3C1.
4.	SC12O2 + 4NaOH (разб.) = 2NaCl + Na2SO4 + 2H2O.
5.	5С12О2(ж) + 2CaO = CaSO4 + CaCl2.
238
6.	2SC12O2(x) + 3S = SC12 + S2C12 + 2SOj
7.	SCljOj + F2 = SOjFj + Cl2
8.	SC12O2 + 2NaF = SO2F2 + 2NaCl
9.	SC12O2 + 2NH3 = S(NH2)2O2 + 2HC1
сульфамид
(кат. AlClj)
(комн.)
(60—150° С, p, в сульфолане)
(комн., в CHClj).
456.	S4N4 —ТЕТРАНИТРИД ТЕТРАСЕРЫ
Оранжево-желтый, при очень низких температурах — светло-желтый (почти
белый), при повышенных температурах — красный. Имеет строение неплоско-
го цикла. Устойчив на воздухе, при нагревании в вакууме возгоняется. Плавит-
ся и кнпит 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. 41218, 45014, *5.
М, = 184,29; d = 2.22; tm = 178° С; = 185° С.
1. S4N4 = 2S2N2	(80° С, кат. AgF2)
nS4N4 = 4(SN).	(124—139° С)
S4N4 = 4S + 2N2	(выше 200° С)
2. S4N4 + 6H2O (гор.) = 4NH3T + SJ- + 3SO2t (примеси H2S„O6, H2SO3S)
3. S4N4 + 4HC1 (конц., гор.) + 6Н2О = 4NH4C1 + Si + 3SO2T,
S4N4 + 8HNO3 (конц., гор.) + 4H2O = 4SO2T + 4NO2T + 4NH4NO}.
4.	S4N4 + 6NaOH (разб.) + 1120 = 4(NH} • H2O) + Si + 3Na2SO3.
5.	S4N4 + 4S = 2S4N2	(110° С, p, в жидк. CS2).
6.	S4N4 + 24HI = 4H2S + 10I2l + 4NH4I	(примесь S)
7.	S4N4 + К = K(S4N4)	[на холоду, в тетрагидрофуране]
СЕЛЕН
4S7.Se —СЕЛЕН
Халькоген, неметалл. Существует в виде кристаллических модификаций: ус-
тойчивая — серый (металлический) a-Se и неустойчивая — красный P-Se; из-
вестен также аморфный Se (окраска серая или красная), а особых условиях
получен темно-желтый коллоидный Se. В газообразном состоянии желтый
Красный P-Se состоит из молекул Se». Аморфный Se немного растворяется в
сероуглероде. Не реагирует с жидкой водой, хлороводородом, иодом. Реагиру-
ет с серной кислотой (кроме p-Se), азотной кислотой, щелочами, водородом,
галогенами, металлами. Получение см. 46O10,", 4624,6-8, 4635 *, 46411.
Мг = 78,96; d = 4.79(a), 4,46(Р), 4,28 (аморфн.);
/™ = 217°С;	/„„ = 685,3° С
1. Se (аморфн.) + 2Н2О (пар) = SeO2 + 2Н2	(| 50° С)
239
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
15.
8Se + 4H2SO4 (конц., хол.) ^(Se^JSjOio (зел.) + SO2T + 4НгО,
Se + 2H2SO4 (конц.) = 5еОг4- + 2SO2T + 2НгО
3(a-Se) + 4HNOj (разб., гор.) + Н2О = ЗНгБеОз + 4NO?,
P-Se + 4HNO3 (конц.) = Нг5еОз + 4NO2T + НгО.
3Se + 6NaOH (конц.) = Na2SeC>3 + 2Na2Se + ЗН2О
Se + 2H°(Mg, разб. HC1) = H2Se
Se + H2 = bhSe
Se + O2 — SeCh
2Se + 5F2 - SeF6 + SeF4
2Se (суспензия) + Ch = БегСЬ
Se + 2Ch - SeCU
3Se (суспензия) + 3Br2 = Se2Br2 + SeBnl
Se (порошок) + ЗН2О + 2Ь - HzSeOs + 4HI
Se + 2M = fvhSe
3Se + 2A1 = AhSe3
Se + 2NaOH (разб.) + ЗН2О2 (конц.) = Na2Se€>4 + 4НгО.
Se + 3KNO3 + 2KOH = K2SeO4 + 3KNO2 + H2O
3Se + 4C1F3 = 3SeF4 + 2C12
5Se + 6BrFs - 5SeF6 + ЗВгг
(кип.)
(кип.)
(комн.),
(350—450° С).
(250° С, кат. NO2).
(комн.)
(в жидк. CCU),
(комн.)
(комн., в жидк. CS2),
(25—30° С).
(-40° С, в жидк. NH3; М = Na, К).
(600—650° С).
(350 -400° C).
[20° С, примесь Se(Cl)Fs].
(100° C).
16.	Se + 3F2 + NaClO =(SeF5+)C10 + NaF	(комн.).
17.	Se (коллоид) + Na2(S„) = Na2[SeS2] + (л - 2)S1	(на свету).
18.	Se + Na2SO3 (конц., гор.) = Na2SO3Se (селеносульфат натрия).
19.	5(a-Se) + 3H2O + 4HIO3 = 5Н25еОз + 2121	(20—30° С),
5(P-Se) + 4Н10з(т) = 5Se€h + 212 + 2Н2О	(200° С).
20.	Se + Н2О + 2H2SeO4 —-—> ЗНгБеОз	(комн ),
Se + 2Нз5еО4 (конц.) = 3SeO2J- + 2НгО	(выше 100° С).
EF's. НН,.,
21.	Se - EFi > (Se^)[EF6]2,(Sei+)[EFe]2	(Е = As, Sb).
с /	. ,	72” С , О с 130" С с
22.	Se (аморфн.) -----------> p-Se<T)-----------> a-Se<T),
г до 850” С х гс,_ ,	, 900—1000° С , с >1500” С
Ses(r) —--------—* lSe6(r) + Se4<r>J ---------------* Se2(r> --------------> Sejr).
458. H2Se — СЕЛЕНОВОДОРОД
Бесцветный газ. Термически неустойчивый. Хорошо растворяется в воде, сла-
бая кислота. Медленно разлагается в разбавленном растворе. Реагирует с
кислотами-окислителями. Нейтрализуется щелочами. Восстановитель, легко
окисляется Оз воздуха. Получение см. 4575, 4594.
Мг = 80,98; р = 3,6643 г/л (н. у.);	= -65,72° С;
г«ип = -41,5° С; г, = 377(4>, 270(25>.
1. H2Se = H2 + Se	(до 300° С).
240
2. H2Se (разб.) + H20^=^ HSe' + Н30+, рК, = 3,81,
HSe' + Н20«=* Se2' + Н3О+; рХк = 11,00.
3.	H2Se(p)	> Н2 + БеФ	(комн., примесь H2Se„)
4.	H2Se + 6HNO3 (коиц.) = H2SeO3 + 6NO2T + ЗН2О.	
5.	H2Se + NaOH (разб.) = NaHSe + H2O, H2Se + 2NaOH (конц.) = Na2Se + 2H2O.	
6.	2H2Se<p) + O2 (воздух) —-—> 2H2O + 2SeJ-	(комн.)
	2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O	(сгорание на воздухе).
7.	H2Se (насыщ.) + S —-—> H2S + SeJ-	(комн.).
8.	H2Se<r) + 2Na = Na2Se + H2	(100° С)
9.	H2Se + PbO = PbSe + H2O	(выше 300° С)
10.	2H2Se + 2CuSO4 = Cu2SeJ- + SeJ- + 2H2SO4	(примесь CuSe)
459. NazSe —СЕЛЕНИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в холодной воде (гид-
ролиз по аниону). Медленно разлагается в холодной воде, быстро — при
кипячении. Образует кристаллогидраты Na2Se • лН2О (п = 4, 5, 9, 10, 16). Не
растворяется в жидком аммиаке. Разлагается сильными кислотами. Типичный
восстановитель, легко окисляется О2 воздуха. Получение см. 45710, 4585,8, 463' 10
М, = 124,94; d = 2,5; tm « 875° С.
1.	Na2Se + Н2О (влага) = 2NaOH + H2Se (коми., в отсутствие О2, СО2).
2.	Na2Se (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[Na(H2O)4]+ + Se2' (в атмосфере N2),
Se2' + Н2О«=^ HSe' + ОН’; рХо = 3,00.
3.	Na2Se + Н2О —-—» Na2(Se„), Se, NaOH, Н2	(кип.).
4.	Na2Se + 2НС1 (разб.) = 2NaCI + H2SeT.
5.	Na2Se + 8HNO3 (конц.) = Na2SeO4 + 8NO2T + 4H2O.
6.	Na2Se<p) + (n - 1 )Se = Na2(Se4)	[кип., n = 2 + 6]
7.	Na2Se (конц.) + H2Se (насыщ.) = 2NaHSe.
8.	2Na2Se + 2H2O + O2 (воздух) = 2Se4- + 4NaOH	[примесь Na2(Se„)].
460. SeO2 —ДИОКСИД СЕЛЕНА
Селенолит. Белый, сильнолетучий (в отличие от ТеО2). В газообразном состо-
янии зеленовато-желтый. Проявляет кислотные свойства; реагирует с водой,
щелочами. Сильный окислитель и слабый восстановитель; реагирует с перок-
сидом водорода, сероводородом, диоксидом серы. Получение см. 4571’2,6, ’,2°,
461'5Л, 462', 465s.
Л/г = 110,96; d = 3,954;	М,. = 315° С;
tm = 340° С (р); к, = 264<22>, 471<65).
241
1.	SeO2 + H2O = H2SeO3	(комн.)
2.	SeO2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO3 + H2O,
SeO2 + M(OH)2 = MSeO3 + 2НгО (при нагревании; M = Pb, Ni, Си).
3.	SeO2 + 2HF(«) = HJSeChFJ.
4.	SeO2 + 2НС1(Г) = HJSeChOJr	(комн.).
5.	SeO2 + 2HCl(r) = SeCl2O	(в конц. H2SO4, примеси SeCl2, Cl2).
6.	SeO2 + 2SC12O = SeCl4 + 2SO2	(75—90° C).
7.	5SeO2 + 2HNO3 (разб.) + 4НгО + 2KBrO3 = 5H2SeO4 + Br2 + 2KNO3.
8.	SeO2 + H2O2 (конц.) = H2SeO4	(кип. в атмосфере O2),
SeO2 + Na2O2 = Na2SeO«	(выше 350° C).
9.	SeO2 + Se + 2F2 = 2SeOF2	(50—75° C).
10.	SeO2 + 2H2S(r> = Se + 2H2O + 2S,
SeO2 + 2SO«r) = Se + 2SO3.
11.	SeO2 + N2H4 H2O (rop.>= Sei + N2T + 3H2O.
12.	2SeO2(r)<	* 2SeO(r, + O2
(выше 1000° C).
461. S«O3 —ТРИОКСИД СЕЛЕНА
Белый в твердом, жидком и газообразном состоянии. При слабом нагревании
сублимируется, при умеренном нагревании разлагается. Растворяется в жид-
ком диоксиде серы, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства; реа-
гирует с водой, щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный
окислитель. Получение см. 461465*.
Мт = 126,96;	= 2,75<"9>,	= 118,5° С; Гсувл. > 100° С.
1.	4SeO3 = 2(SeO2+)SeO4(T) + О2	(175° С, вак ),
2SeO3 = 2SeO2 + О2	(выше 185° С).
2.	SeO3 + Н2О = H2SeO4.
3.	SeO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + Н2О.
4.	SeO3 + 2НС1 (конц.) = H2SeO3 + С12Т	(0° С).
5.	SeO3 + 2НС1(Г) ~ SeO2 + С12 + Н2О	(комн.)
6.	SeO3 + HF(«> = HSeO3F.
7.	2SeO3 + 3S = 2Se + 3SO2	(90— 120° C).
8.	SeO3 + H2SeO4 (конц.) = H2Se2O?.
462. HiSeCh — СЕЛЕНИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. Медленно разлагается в сухом воздухе и в растворе,
быстро — при нагревании выше температуры плавления. Хорошо растворяет-
ся в воде, слабая кислота. В вакууме подвергается перекристаллизации из
раствора. Нейтрализуется щелочами. Высокореакционноспособная; проявляет
окислительно-восстановительные свойства. Получение см. 4573’19'20, 458*, 4601,
4614, 4641'10.
Mr = 128,97; d = 3,004; tm = 66,5° С.
242
1.	H2SeO3 = SeOi + H2O	(выше 70° С или над Р«Ою).
2.	H2SeO3 (конц.) + H2O<=? HSeO;+ Н3О+,
2 HSeOj<=* Se2O}2 + H2O.
3.	H2SeO3 (разб.) + H2O<=±' HSeOj + Н3О+; рА; = 2,61,
HSeO3 + Н2О«=? SeO3' + Н3О+; pA, = 8,32.
4.	H2SeO3 + 4НС1 (конц.) = SeJ- + 2С12 + ЗН2О.
5.	H2SeO3 + NaOH (разб.) = NaHSeO3 + Н2О,
H2SeO3 + 2NaOH (конц.) = Na2SeO3 + 2Н2О,
H2SeO3 + 2NaOH (насыщ.) + H2O = Na2[Se(OH)6].
6.	H2SeO3 + 4HI = SeJ- + 2I2J- + 3H2O.
7.	H2SeO3 + 2H2S = SeJ- + 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 = Ag2SeO3J- + 2HNO3.
12.	H2SeO3 + НСЮ4 (безводн.) = Se(OH)3 (или H3SeO3) + CIO^.
13.	H2SeO3 + H2O электролиз > н2Т(катод) + H2SeO4 (анод).
463. N>2SeO3 — СЕЛЕНИТ НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Разлагается в горячей воде, сильных кислотах, реагирует
с галогенами, углеродом, водородом. Восстановитель более слабый и окисли-
тель более сильный, чем Na2SO3. Получение см. 4602, 4625, 4651.
М, = 172,94; Г™ = 710° С (разл.); к, = 60(37), 85(89).
1.	2Na2SeO3 = 2Na2Se + ЗО2	(выше 710° С, примесь Na2Se20s).
2.	Na2SeO3 • 5Н2О = Na2SeO3 + 5Н2О	(40° С, вак.).
3.	Na2SeO3 (конц.) + Н2О <	> Na2Se20j + 2NaOH.
4.	Na2SeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + SeO2',
SeO2’ + H2O<=? HSeO3 + ОН'; p£0 = 5,68.
5.	Na2SeO3 + 6НС1 (конц.) = 2NaCl + SeJ- + 2C121 + 3H2O.
6.	Na2SeO3 + 2AgNO3 = Ag2SeO3J- + 2NaNO3.
7.	Na2SeO3 + H2O2 (конц.) = Na2SeO4 + H2O,
Na2SeO3 + Cl2 + 2NaOH (разб.) = Na2SeO4 + 2NaCl + H2O.
8.	Na2SeO3 + 2H[SnCl3] + 8HC1 (разб.) = SeJ- + 2H2[SnCl6] + 2NaCl + 3H2O.
9.	Na2SeO3 + KNO3 = Na2SeO4 + KNO2	(350— 400° C),
2Na2SeO3 + O2 (воздух) = 2Na2SeO4	(700—725° C).
243
10.	Na2SeO3 + 3H2 = Na2Se + 3H2O	(550— 650° С),
2Na2SeO3 + ЗС (кокс) = 2Na2Se + ЗСО2	(600— 700° С).
11.	Na2SeO3 + Н2О злехтроли:| > н2Т (катод) + Na2SeO4 (анод).
464. H2SeO4 — СЕЛЕНОВАЯ КИСЛОТА
Белая, весьма гигроскопичная. Расплав — маслянистая жидкость, склонная к
переохлаждению (до +15₽ С, rf(M> = 2,60(|5)). Перегоняется в вакууме без разло-
жения. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, в разбавлен-
ном растворе — сильная кислота. Гидрат H2SeO4 • Н2О имеет ионное строение
Н3О+ HSeO4. Нейтрализуется щелочами. Более сильный окислитель, чем серная
кислота (даже в умеренно разбавленном растворе), но реагирует медленно. С
концентрированной хлороводородной кислотой образует смесь, подобную по
окислительной способности «царской водке». Получение см. 4608, 4612, 462’ 1 .
М, = 144,97;	d = 2,95;	= 62,4° С; к, = 566,6(20), 2757(50).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
H2SeO4 ——» SeO3 + Н2О
2H2SeO4 = 2H2SeO3 + О2
(комн., над Р4Ою),
(до 70° С, вак.),
2H2SeO4 = SeO2 + О2 + 2Н2О	(160—200° С).
H2SeO4  Н2О(Т) = H2SeO4 (безводн.) + Н2О	(140° С, вак.).
H2SeO4 (конц.) + Н2О (хол.) = H2SeO4  Н2О <	> HSeO4 + Н3О+,
HSeO4 + Н2О <=> SeO4'+ Н3О+; рК. = 1,66.
H2SeO4 (разб.) + 2Н2О =SeO^+2H3O+.
H2SeO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaHSeO4 + Н2О,
H2SeO4 (разб.) + 2NaOH (конц.) = Na2SeO4 + 2Н2О.
H2SeO4 (разб.) + М2СО3 = M2SeO4 + CO2t + Н2О
2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = 2NaHSeO4 + СО2 + Н2О
2H2SeO4 (безводн.) + Na2CO3 = Na2Se2O? + СО2 + 2Н2О
H2SeO4 + ВаС12 = 2НС1 + BaSeO4i
2H2SeO4 (конц.) + Na2O2 = H2SeO3(O2) + Na2SeO4 + H2O
2H2SeO4 (конц.) + 2Ag = Ag2SeO4i + H2SeO3 + H2O,
(M = Na, K).
(70— 80° C),
(120— 150°C).
(до 0° C).
11.
12.
13.
6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O	(200° C).
2H2SeO4 (конц., гор.) + Си = CuSeO4 + SeO2 + 2H2O,
4H2SeO4 (конц.) + 3Hg = Hg2SeO4i + HgSeO4 + 2SeO2 + 4H2O (кип.).
2H2SeO4 (разб.) + 3N2HsC1 = 2Se (коллоид) + 3N2T + 3HC1 + 8H2O,
H2SeO4 (разб.) + 3H[SnCl3] + 9HC1 = Sei + 3H2 [SnCl6] + 4H2O.
H2SeO4 (разб.) + 6H°(Zn) = a-Sei + 4H2O.
H2SeO4 + H2SO4 (разб.) + 2FeSO4 = H2SeO3 + Fe2(SO4)3 + H2O.
H2SeO4 (безводн.) + 2HC1 (конц.) <	> H2SeO3 + 2C1° +' H2O,
H2SeO4 (конц.) + 2HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2t + 2H2O
(кип.).
244
14. ЗНгБеСЬ (конц.) + 8HC1 (конц.) + 2Au = SeCh + 2H[AuCU] + 6H2O (кип.),
2H:SeO4 (конц.) + 6HC1 (конц.) + Pt = 28еОг + FblPtCle] + 4НгО	(кип.).
465. Na2SeO4 — СЕЛЕНАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения под избыточным давлением, при сильном
нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Реаги-
рует с концентрированной хлороводородной кислотой, триоксидом серы, во-
дородом, углеродом. Получение см. 45712, 4637'9' ", 4645 6 ’.
М, = 188,94; d = 3,21; ?пл = 730° С (р); к, = 57,2<25), 74,8<75).
1.	2Na2SeO4 — 2Na2SeOs + О2	(500° C).
2.	Na2SeO4 • IOH2O = Na2SeO4 + ЮН2О	(200° С, вак.).
3.	Na2SeO4 (разб.) + 8H2O = 2[Ка(НгО)4]+ + SeOj" .	
4.	Na2SeCU (конц.) + H2SeO4 (конц.) = 2NaHSeO4.	
5.	Na2SeO4 + 4HC1 (конц.) = SeO2 + Cl2t + 2NaCl + 2H2O	(кип).
6.	Na2SeO4 + 4H2 = Na2Se + 4H2O	(600—700° С),
	Na2SeC>4 + 4C (кокс) = МагБе + 4CO	(750—900° С)
7.	Na2SeCU + BaCh = 2NaCl + BaSeCUi.	
8.	NajSeCU + SO3 = Na3SCU + SeO3	(110° С).
466. SeCU — ТЕТРАХЛОРИД СЕЛЕНА
Светло-желтое твердое вещество, темно-красная жидкость. Летучий, плавится
только под избыточным давлением, при умеренном нагревании разлагается.
Реагируете водой, щелочами, хлороводородом, хлоридами металлов. Получе-
ние см. 457s, 4606.
М, = 220,77; d = 3,80; /пл = 305° С (р); /субл > 196° С.
1.	SeCl^r) = SeClztr) + CI2	(200—300° С, примесь Se),
SeC14<r) = Se + 2С1г	(выше 350° С, примесь SeCU).
2.	SeCU + Н2О (влага воздуха) = SeCUO + 2НС1.
3.	SeCU + ЗН2О = H2SeO3 + 4НС1.
4.	SeCU + 6NaOH (разб.) = Na2SeO3 + 4NaCl + 3H2O.
5.	SeCU + SeCh = 28еС1гО	(66° С, вак., в конц. H2SO4).
6.	SeCU + 4HC1 (конц.) + 2T1NO3 = Sei + 2H[T1CU] + 2HNO3.
7.	SeCU<r) + A1C13 = (SeCl3)[ AICI4 ].
8.	SeCU + 2HCl(r) = ^[SeCkJp	(0° С, в конц. HCI),
SeCU + 2MC1 = M2[SeC16]	(0° С, в конц. HCI; M = K+, Rb+. Cs+,NHJ).
ТЕЛЛУР. ПОЛОНИЙ
467. Те — ТЕЛЛУР
Халькоген, неметалл. Серый с металлическим блеском. В газообразном состо-
янии состоит из молекул Тег и имеет желтую окраску. Не реагирует с водой,
245
хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотами-
окислителями н щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами,
металлами. Получение см. 4705'6, 4737, ", 476\
Mt = 127,60; d = 6,00 + 6,25; /пл = 449,8° С; /кнп = 990° С.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
И.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
Те + 2Н2О (пар) = ТеО2 + 2Н2
4Те + 4H2SO4 (конц.) =(Te4+)SjOio (красн.) + SO2 + 4НгО.
2Те + 8HNOj (конц.) = 2ТеО21 (красн.) + 8NO2T + 4Н2О
ЗТе + 6NaOH (конц.) = Na2TeOj + 2Na2Te + ЗН2О
Те + 2Н° (А1, разб. HCI) = Н2Те
Те + О2 =ТеО2
Те + 3F2= TeF6
Те + 2TeF6 = 3TeF4
Те + 2Ch = ТеС14
Те + 2Вг2 —-—► ТеВгч
Те + 212 (влажн.) = Teh
Те + 2М = М2Те
ЗТе + 2А1 = А12Теэ
Те + 2SC12O = TeCU + SO2 + S
Те + 3H2O2 (конц.) = Н6ТеОб
Те + 2NaOH (разб.) + ЗНгО2 (конц.) = Na2H4TeOe 4- + 2Н2О.
5Те + бНСЮэ + 12НгО = 5Н6ТеО6 + ЗС12.
Те + 2KNOj = ТеО2 + KNO2	i
5Те + 6BrFs = 5TeF6 + ЗВг2
(100—160° С).
(кип.),
(кип.).
(0° С),
(выше 450° С).
(100- 120° С),
(200° С).
(100° С).
(0° С),
(комн.).
(-40° С, в жидк. NHj; М = Na, К),
(выше 500° С, в атмосфере Аг).
(выше 600° С, в атмосфере СО2).
(кнп. в разб. H2SO4),
(400—430° С).
(20° С).
18.	Те + 3F2 + H2SO4 (безводн.) =(TeF5+)HSO4 + HF	(40—50° С).
19.	Те + 3F2 + 2MF = M2[TeF8]	(75° С; М = Rb, Cs).
20.	Те (коллоид) + Na2(S«) = Na2[TeSj] + (л— 3)S4-.
21.	4Те + 3EF? =(TeJ+)(EF6]2 + EFj	(в жидк. HF; Е = As, Sb).
22.	2Te + 2H2O (разб. H2SO4) мектроли:,> 2H2Te Т (катод) + О2 Т (анод)
(0° С].
23.	2Те<ж) = Тег(Г)	(1000— 1200° С),
Тег(г) <=* 2Те(Г)
(выше 1400° С).
468. Н2Те — ТЕЛЛУРОВОДОРОД
Бесцветный газ. В жидком состоянии разлагается на свету. При растворении в
воде (насыщенный раствор — децимолярный) быстро разлагается; слабая кис-
лота. Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами. Очень сильный восста-
новитель; легко окисляется О2 воздуха в газообразном состоянии и растворе.
Получение см. 4675,22, 4694.
Mt = 129,62; р = 5,81 г/л (и. у.); tm = -51° С; /кнп = -1,8° С; v, = 100(0).
246
1.	НгТе<ж)-----> Н2, Те, Н2Те«	(на свету),
Н2Те<г) = Н2 + Те	(выше 20° С).
2.	Н2Те<р) —1—► Н2 + Tel	(комн., примесь Н2Те«).
3.	Н2Те (разб.) + Н2О <=? НТе'+ Н3О+; рКг = 2,64,
НТе' + Н2О Те2" + Н3О+; рК« =12,17.
4.	Н2Те + 6HNO3 (конц.) = ТеО21 + 6NO21 + 4HjO.
5.	Н2Те + 2NaOH (разб.) = Na2Te + 2Н2О.
6.	2Н2Те + О2 (воздух) = 2Н2О + 2Те	(комн.),
2Н2Те + ЗО2 = 2Н2О + 2ТеО2	(сгорание на воздухе)
7.	Н2Те + Н2О2 (разб.) = Tel + 2Н2О.
469. Na2Te — ТЕЛЛУРИД НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения. Чувствителен к О2 воздуха. Растворяется в
холодной воде (гидролиз по аниону) и в жидком аммиаке. Полностью разла-
гается в кипящей воде. Разлагается сильными кислотами, присоединяет теллур
Получение см. 467", 4685.
Мг = 173,58; d = 2,90; z„ = 1035° С.
1.	Na2Te 9H2O 1 Na2Te (насыщ.) + 9НгО (комн., в атмосфере Н2).
2.	Na2Te (разб.) + 8Н2О (хол.) = 2[На(НгО)4Г + Те2",
Те2' + Н2О НТе" + ОН"; ptfo = 1.83.
3.	Na2Te > Na2(Te«), Те, NaOH, Н2	(кип.)
4.	Na2Te + 2НС1 (разб.) = 2NaCl + H2Tet	(на холоду)
5.	2Na2Te + 2Н2О + О2 (воздух) = 2Tel + 4NaOH [примесь Na2(Te,)]
6.	Na2Te + (n—1)Те = Na2(Te,,)	(кип., п < 7)
7.	Na2Te + 2AgNO3 = Ag2Tel + 2NaNO3.
470. ТеОг —ДИОКСИД ТЕЛЛУРА
Теллурит. Белый, при нагревании выше температуры плавления желтеет, мало-
летучий. Не реагирует с водой. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с
концентрированными кислотами, щелочами. Сильный окислитель, слабый
восстановитель. Получение см. 4671,3'|6, 4733, 4741.
Mt = 159,60; d = 5,67;	/„ = 733° С; tmn = 1257° С.
1.	ТеОдт) + 2НгО <=? Te,v + 4ОН"; рПР"~и = 53,52.
2.	2ТеО2 + 2НС1 (конц.) = ТегС1гО3 + НгО,
2ТеО2 + H2SO« (конц., хол.) = Te2(S0«)O3 + Н2О.
3.	ТеО2 + 2МОН (конц.) = М2ТеО3 + НгО	(M = Na, К).
4.	ТеО2 + М2О = М2ТеО3	(при нагревании; М = Li, Na, К, Rb, Cs).
5.	ТеОг + N2H4 НгО = Tel + N2t + ЗНгО.
247
6.	ТеО2 + С (кокс) = Те + СО2	(600—700° С),
ТеО2 + 2Н2 = Те + 2Н2О	(1000° С).
7.	5ТеО2 + 2КМпО4 + 6HNO3 + 12Н2О = 5Н6ТеО6 + 2KNO3 + 2Mn(NO3)2.
8.	ТеО2 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = \а2Н4ТеОб4-,
ЗТеО2 + 4КОН (конц.) + 4Н2О + 2КО2 = ЗК2Н4ТеОвФ.
9.	2ТеО2(Г) < > 2ТеО(Г) + О2	(выше 1000° С).
471. ТеО3 — ТРИОКСИД ТЕЛЛУРА
Серый (кристаллический) или ярко-желтый (аморфный). Кислотные свойства
выражены слабо; плохо реагирует с холодной водой, разбавленными кислота-
ми и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная
форма реагирует с горячей водой, концентрированной хлороводородной кис-
лотой, концентрированными щелочами, HF. Слабый окислитель. Получение
см. 4741.
Мг = 175,60; d = 6,21, 5,075 (аморфн.); к., = 0,05(|8).
1.	2ТеО3 = 2ТеО2 + О2	(выше 400° С).
2.	ТеО3 (аморфн.) + ЗН2О (гор.) —-—» Н6ТеО6.
3.	ТеО3 + 2НС1 (конц.) = Н2ТеО3Ф + С12Т	(кип).
4.	ТеО3 (аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н2О = Na2H4 ТеО64-.
5.	ТеО3 + 3Ag2O = Ag6TeO6	(200° С).
6.	ТеО3 + 5Н Р(Ж) = H{TeOFs](T) + 2Н2О	(комн),
ТеО3 + 4HF(M) + MF = MfTeOFs] + 2Н2О
(комн., М = Li+, Na+, К+, Rb+, Cs+,NH;).
472. Н2ТеО3 — ТЕЛЛУРИСТАЯ КИСЛОТА
Белая, не растворяется в воде. Из раствора выпадает гидрат ТеО2 • лН2О, при
старении переходит в Н2ТеО3 • Н2О. Реагирует с концентрированными кисло-
тами, щелочами. Сильный окислитель, слабый восстановитель. Получение см.
4713, 4733 “, 4754.
Мг=177,61; d = 3,05; к, = 5,3 • 10“5.
1.	Н2ТеО3 = ТеО2 + Н2О	(выше 40° С).
2.	Н2ТеО3 + 4HCI (конц.) = ТеФ + 2С12Т + ЗН2О.
3.	2Н2ТеО3 + HNO3 (конц., хол.) = Te2(NO3)O3(OH) + 2Н2О.
4.	Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) = Na2TeO3 + 2Н2О.
5	Н2ТеО3 + N2H4 Н2О = Те (коллоид) + N2T + 4Н2О	(30—40° С),
Н2ТеО3 + 2SO2 + Н2О = ТеФ + 2H2SO4.
6.	5Н2ТеО3 + 6HNO3 + 7Н2О + 2KMnO4 = 5Н6ТеО6 + 2Mn(NO3)2+ 2KNO3,
Н2ТеО3 + 2NaOH (конц.) + Н2О2 (конц.) = Na2H4TeO6'l' + Н2О.
7.	Н2ТеО3 + M(NO3)2 = МТеО3Ф + 2HNO3	(М = Са, Sr, Ва, РЬ).
248
473. NajTeOj — ТЕЛЛУРИТ НАТРИЯ
Белый, устойчив на воздухе и при нагревании в инертной атмосфере. Хорошо
растворяется в воде (гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует.
Разлагается кислотами, диоксидом углерода в растворе. Проявляет окисли-
тельно-восстановительные свойства. Получение см. 4703 *, 472*.
Мг = 221,58.
1.	Na2TeO3 (разб.) + 8Н2О = 2[Na(H2O)4]+ + ТеО2,
ТеО2 + Н2О * HTeOj + ОН"; рХо = 3,30.
2.	2Na2TeO3 (конц.) + Н2О ? Na2Te2O5 + 2NaOH.
3.	Na2TeO3 + 2HNO3 (разб.) = H2TeO3i + 2NaNO3	(0° C),
Na2TeO3 + 2HNO3 (разб., гор.) = TeO2i + 2NaNO3 + H2O.
4.	Na2TeO3 (разб., хол.) + 2CO2 + 2H2O = H2TeO3i + 2NaHCO3.
5.	2Na2TeO3 + O2 = 2Na2TeO4	(450° C)
6.	2Na2TeO3 + 4Na2O2 = 2Na6TeO6 + O2	(700° C).
Na2TeO3 + 3H2O (гор.) + Na2O2 = Na2H4TeO6 4- + 2NaOH
(в конц. NaOH)
7.	Na2TeO3 + 2Na[Sn(OH)3] + 3H2O = Tei + 2Na2[Sn(OH)«J (в конц. NaOH).
8.	Na2TeO3 + Cl2 + 2NaOH + H2O = Na2H4TeO6 4- + 2NaCL
9.	3Na2TeO} + 7H2O + 2KMnO4 = 2MnO2i + 3Na2H4TeO6l + 2KOH,
3Na2TeO3 + 7H2O + K2Cr2O7 = 3Na2H4 TeO64 + Cr(OH)31 + 2KOH.
10.	Na2TeO3 + KNO3 = Na2TeO4 + KNO2	(350— 400° C)
11.	Na2TeO3 + H2O _электроли:>> -peJ, (катод) + o2T (анод) + 2NaOH.
474.	НеТеОб — ОРТОТЕЛЛУРОВАЯ КИСЛОТА
Белая, плавится под избыточным давлением, выше температуры плавления
разлагается (образуется полимерная аллотеллуровая кислота с условной фор-
мулой Н2ТеО4). Хорошо растворяется в воде (слабая кислота); не растворяется
в концентрированной азотной кислоте. Лишь частично нейтрализуется щело-
чами. Образует гетерополикислоты. Проявляет окислительные свойства, но
реагирует медленно. Получение см. 467'4 |5, 4707, 4712, 4763 4
Мг = 229,64; d = 3,07; tm = 136° С (р); к, = 50,05(JO), 106,4(к0).
1.	НвТеОв - Н2ТеО4 + 2Н2О	(140° С, р),
Н6ТеОб = ТеО3 + ЗН2О	(220—320° С)
2НбТеОв = 2ТеО2 + О2 + ЗН2О	(400— 600° С).
2.	НеТеОб • 4Н2О(т) = НбТеОв + 4Н2О	(выше 10° С).
3.	НбТеОб (разб.) + Н2О ? Н5ТеО6 + Н3О+; рХг = 7,72,
Н5ТеО6 + Н2О ? H4TeOj" + Н3О+; рХк = 10,96,
Н4ТеО^’+ Н2О Н3ТеО^’+ Н3О+; рХ, = 15,00.
249
4.	HeTeOe + 2НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + ЗН2О.
5.	HeTeOe (конц.) + 2NaOH (конц.) = Na2H4TeOeJ- + 2Н2О	(кип.).
НбТеОбст» + 6NaOH<T) = NaeTeOe + 6Н2О	(290—300° С).
6.	НбТеОб (конц.) + 2КОН (конц.) = К2Н4ТеОе + 2Н2О	(кип.)
7.	2НбТеОв (разб.) + 3(N2H4 Н2О) = 2Те (коллоид) + 3N2T + 15Н2О
(40—50° С),
НбТеОб (разб.) + 3H[SnCl3] + 9НС1 (конц.) = TeJ- + ЗН 2[SnCl6] + 6Н2О.
8.	НбТеОб (конц.) + 6МО3 = Не[ТеМеО24]	(кип.; М = Mo, W).
475.	NaeTeOe — ОРТОТЕЛ Л УРАТ НАТРИЯ
Белый, термически устойчивый. Разлагается во влажной атмосфере. Хорошо
растворяется в воде (с изменением состава аниона), гидролизуется по аниону.
Не образуется при нейтрализации кислоты НбТеОб гидроксидом натрия в
растворе. Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получе-
ние см. 4736, 4745.
М, = 361,53.
1.	NaeTeOe 2Н2О = NaeTeOe + 2Н2О	(комн., вак., над Р4Ою).
2.	NaeTeOe + 4Н2О (влага) —-—» Na2H4TeOe + 4NaOH.
3.	NaeTeOe (разб.) + 27Н2О = 6[Na(H2O)4]+ + Н 3ТеО|‘ + ЗОН.
Н3ТеО4' + Й2О <=? НДеО^ + ОН’; рХо = -1,00	(см. 4763).
4.	Na6TeO6 + 8НС1 (конц.) = H2TeO3i + С12Т + 6NaCl + ЗН2О.
5.	NaeTeOe + 4Н2О = Na2H4TeOei + 4NaOH	(в конц. NaOH).
6.	NaeTeOe + 3Na[Sn(OH)3] + 6Н2О = Tei + 3Na2[Sn(OH)e] + 3NaOH (комн.).
476.	K2H4TeOe — ТЕТРАГИДРООРТОТЕЛЛУРАТ КАЛИЯ
Белый, устойчив на воздухе. Умеренно растворяется в воде (гидролиз по
аниону). Разлагается кислотами. В растворах щелочей не нейтрализуется.
Проявляет окислительные свойства, но реагирует медленно. Получение см.
4708, 4746
М, = 305,82.
1.	К2Н4ТеОе = К2ТеО4 + 2Н2О
2К2Н4ТеОе = 2К2ТеО3 + О2 + 4Н2О
2.	К2Н4ТеОе ЗН2О ——> К2Н4ТеО6 + ЗН2О
3	К2Н4ТеОе (разб.) + 12Н2О = 2[К(Н2О)е]+ + Н4ТеО|' ,
Н4ТеОе + Н2О <=>• Н5ТеОё+ ОН’; рХо = 3,04,
Н5ТеОё + Н2О «=> HeTeOe + ОН’; рХо = 6,28.
4.	К2Н4ТеОе + 2HNO, (разб., гор.) = HeTeOe + 2KNO3.
(275—330° С),
(500—600° С).
(комн., вак.).
250
5.	2К2Н4ТеО« + 3(N2H4 • Н20) = 2Tel + 3N2 ? +4К0Н + 11Н20 (60—90° С)
К.2Н4ТеОв + ЗК[5п(ОН)з] + 2НгО + КОН (конц., хол.) = Tei + 3K2[Sn(OH)e].
477. ТеС14 — ТЕТРАХЛОРИД ТЕЛЛУРА
Белый, в расплаве — желтый, в газообразном состоянии — оранжево-крас
ный. Термически устойчивый. Реагирует с водой, щелочами, хлоридами метал-
лов. Получение см. 4678'13.
М,= 269,41;	</=3,26; ГВЯ = 224°С;	<„„,, = 380° С.
1.	ТеС14 + Н2О (влага воздуха) = ТеС12О + 2НС1.
2.	ТеС14 + 2Н2О = ТеО2 4- + 4НС1.
3.	ТеС14 + 6NaOH (разб.) = Na2TeO3 + 4NaCl + ЗН2О.
4.	ТеСЦж) + AlClj = (TcClj)[ А1С14 ].
5.	ТеС14 + 2МС1 (конц.) = М2[ГеС1б]4- (М = К+, Rb+, Cs+. TT.NHJ)
6. ТеС14 + H2S(X) = ТеС12 + 2НС1 + S	(-77° С).
478. Ро —ПОЛОНИЙ
Халькоген. Серебристо-белый мягкий металл. Радиоактивен; наиболее долго-
живущий изотоп “Ро (период полураспада 102 года), в радиоактивном ряду
урана возникает изотоп 2|®Ро (период полураспада 138, 38 дня). Не реагирует с
водой, гидратом аммиака, азотом. Не образует катионов в растворе. Проявля-
ет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелоча-
ми при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами
Содержится в урановых рудах. Получение — бомбардировка аисмута нейтро-
нами на циклотроне.
Мт= 208,982;	</=9,32; tm= 254°C;	= 962° С.
1.	Ро + 6НС1 (конц.) = Н2[РоС1б] + 2Н2?.
2.	Ро + 4H2SO4 (конц., гор.) = Po(SO4)2 + 2SO2? + 4НгО,
Ро + 8HNOj (конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2t + 4Н2О.
3.	Ро + 2(NaOH Н2О) = Na2PoO3 + 2Н2 + Н2О	(450° С)
4.	Ро + 2Н° (Mg, разб. НС1) = Н2Ро?	(0° С).
,	„	01,250" С _ л
5.	Ро----------> РоОнх.
6.	Ро + Е2 = РоЕ2	(150—200° С; Е = С1, Вг),
Ро + 2Е2 = РоЕ4	(300—350° С).
7.	Ро + 2H2SO4 (конц.) + 4HI = Pol4l + 2SO2? + 4Н2О.
8.	Ро + М = МРо	(325—350° С; М = Pb, Hg).
9.	Ро + H2SO4 (конц.) + H2S = PoSi + SO2T + 2НгО.
10.	ЗРо + 8NaOH (конц.) + 2А1 = 3Na2Po + 2Na[Al(OH)4],
11.	Ро + 4NaOH (конц.) + 2С12 = РоО(ОН)24- + 4NaCl + Н2О.
12.	Ро + 5НС1 (разб.) + N2HsC1 = H^PoCU] + 2NH4C1,
Ро + 5НС1 (разб.) + 2Н2О2 = Н[Ро(НгО)С15] + ЗН2О.
251
ЭЛЕМЕНТЫ VIIA-ГРУППЫ
ФТОР
479. Fj —ДИФТОР
Галоген. Светло-зеленый газ, в жидком состоянии — светло-желтый. Растворя-
ется в жидком HF. Сильнейший окислитель; при обычных условиях энергично
реагирует с металлами, неметаллами (кроме Не, Ne, Аг), водой, кислотами,
щелочами, аммиаком. Образует многочисленные соединения с другими гало-
генами. Получение см. 347, 55 , 56 .
М, = 37,996;	</(Ж) = 1,108е18”; р = 1,696 г/л (н. у.);
;лл =-219, 699° С; Гк11„ =-188,2° С.
1. F, (—2F0	(выше 800° С или электрич. разряд).
2.	F2 + Н2О (лед) = HOF + HF	(до 0° С).
3.	F2 + Н2О = 2HF + О0 F2 + пО° = O„F2	(комн., примесь Оз), (л = 1 + 8).
4.	4F2 + 6NaOH (разб.) = OF2T + 6NaF + 3H2O + O2t	
5.	2F2 + 4НСЮ4 = 4C1O3F + O2T + 2H2O F2 + HNO3 (безводн.) =(NOj)OF+ HF	[примесь СЮз(ОЕ)], (комн.).
6.	F2 + H2 = 2HF	(от -250° С до комн., в темноте).
7.	f2 + o2 = O2F2	(-183° С, электрич. разряд).
8.	5F2 + E; = 2EF5	(Е = С1 и Вг, 200° С; Е = I, комн.)
9.	3F2 + S = SF6	(комн.).
10.	3F2 + N2 = 2NF-, 5F2 + 2P (красн ) = 2PF?	(электрич. разряд), (комн.).
11	F2 + Xe = XeF2	(400° С, р).
12. 13.	F2 + 2Na = 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3 F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2.	(комн).
14.	F2 + 8NH3(r) = N2 + 6NH4F	(сгорание NH3 в F2, 130—140° С).
15.	2F2 + SiO2 = SiF4 + O2	(комн.).
16.	2F2 + 2Na2CO3 = 4NaF + 2CO2 + O2	(комн).
17.	F2 + 2K.HSO4 - K.2S2C>6(O2) + 2HF (комн.; примеси K.SO3F, КН5Оз(О2)].	
480. HF — ФТОРОВОДОРОД
Бесцветные жидкость и газ Термически устойчивый, частично разлагается
только при очень высоких температурах. Неограниченно растворяется в воде,
слабая кислота; 40°»-й раствор называют плавиковой кислотой, разбавленные
растворы — фтороводородной кислотой. Гидраты HF  Н2О и 2HF  Н2О
имеют ионное строение Н3О+Г и НзО+ HF£. Нейтрализуется щелочами. Жид-
кий фтороводород — типичный неводный протонный растворитель. Получе-
ние см. 35', 56'. 1162, 1742, 4796.
252
Гпл = -83,36° С; fKHn = +19,52° С.
HF<=* H° + F°
HF H2Oi<=+ HF(«) + Н2О
2HF • Н2О4-<=+ 2HF(m) + Н2О
(выше 3500° С)
(до -34,5° С),
(до -78° С)
3.	HF (разб.) + Н2О ^=2 F + Н3О+; рХк = 3,18,
2HF + Н2О <=+ HF2"+ Н3О+; рКк = 2,58,
F" + HF (конц.) «=+ HF2’; lg Кс = 0,6.
4.	HF (разб.) + NaOH (разб.) = NaF + Н2О,
HF (конц.) + NaOH (хол.) = Na(HF2) + Н2О.
5.	4HF (разб.) + SiO2 = SiF4 + 2НгО,
6HF (конц.) + SiO2 = H2[SiF6] + 2Н2О.
6.	HF (разб.) + Na2O2 = 2NaF + НгО2.
7.	HF(M) + 2С1О3 = C1O2F + НСЮ«.
8.	2HF(x) + EFS = (H2F+)[EF6]	(E = As, Sb),
HF(«) + EF5 + C6H5F<=+ C6H6F+ + [EF6]-.
9.	HF«) + HC1O< (безводн.) = C1O3FT + H2O,
HF(,) + H2SO« (безводн.) <=> HSO3F + H2O.
10.	2HF(>) + HNO3 (безводн.)<zr± HjNO, + HF2',
4HF(X) + HNO3 (безводн.) <—» H3O+ + NO2 +2HF£.
11.	3HF(M) 4=? H2F+ + HF£; p/T25 = 11,70.
12.	НЕл(ж) 1=2 (HF)m(r)	(n = 1 -5- 4, m = 2,6 4- 8),
(HF)m(r) = znHF(r)	(выше 90° C).
13.	HF(r) + SO3 = HSO3F	(35—45° C).
481. DF —ФТОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветные жидкость и газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде.
По химическим свойствам аналогичен HF. Получение см. 65,6, 4255.
М, = 21,01; Г™ =-83,6° С; /кнп = +18,36° С.
482. HOF — ФТОРООКСИГЕНАТ(0) ВОДОРОДА
Бесцветные жидкость и газ (выше 0° С). Весьма летучий, термически неустой-
чивый. Кислотных свойств не проявляет. Реагирует с водой, щелочами. Силь-
ный окислитель. Получение см. 4792.
М, = 36,01;
/„л = -117° С.
253
1.	2HOF = 2HF + Ог
2.	HOF + Н2О = HF + H2O2.
3.	HOF + 2NaOH (разб.) = NaF + NaHO2 + H2O.
4.	HOF + 3KI (конц.) = K[I(I)2] + KOH + KF.
(выше 20° C).
ХЛОР
483. Ch —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 TiCl«. Плохо растворяется в насыщен-
ном растворе NaCl. Не реагирует с кислородом. Реагирует со щелочами.
Сильный окислитель; энергично реагирует с металлами и неметаллами. Обра-
зует соединения с другими галогенами. Получение см. 365' |0‘	574, 484||—1 .
Mr = 70,906; d(T)= l,9(-|02); d,,» = 1.557(’35); р = 3,214 г/л (н. у.);
Гпл = -101,03° С; гки„ = -34,1° С; v, = 229,9<20), 68,3<М).
I.	С12 <=? 2С1
2.	8CI2 • 46НгО 4-«==* 8С1г (насыщ.) + 46Н2О
3.	С1г(г) + пНгО «=* С12 • лНгО; Кс = 0,062
(выше 1500° С).
(0—9,6° С).
(комн.),
С1г лНгО(р) <=* HCI + НС1О + (п— I)Н2О; рК£ = 3,38.
4.	2С1г + 2НгО —-—► 4НС1 + Ог	(на свету или кип.).
5.	С12 + 2NaOH (хол.) = NaCl + NaClO + Н2О.
6.	ЗС1г + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + ЗН2О	(кип.).
7.	Ch + Нг = 2НС1	(сжигание Нг в С1г или комн., на свету).
Элементарные акты: С1г = 2С1°, С1° + Нг = НС1 + Н°, Н° + С1г = НС1 + СГ.
8.	С12 ——► CIF, CIF3, CIF5	(200—400° С).
9.	С1г + Ег = 2ЕС1	(0° С, Е = Вг; комн., Е = I).
10.	С1г (влажн.) + 2Na = 2NaCl	(комн.),
ЗС1г + 2М = 2МС1з	(комн., М = Sb; выше 250° С, М = Fe)
11.	3Ch + 2Р (красн.) = 2РС13	(сжигание Р в СЬ).
12.	С12 (разб.) + 2NaI (хол.) = 2NaCl + I2I,
ЗС1г (конц.) + Nal (гор.) + ЗН2О = 6НС1 + NaIO3.
13.	С1г + ЗН2О2 (конц.) = 2НС1 + 2НгО + ОгТ.
14.	2CL + 2НгО (пар) + С (кокс) = СО2 + 4НС1	(500—600° С),
2С1г + 2С (кокс) + ТЮ2 = TiCl4 + 2СО	(900° С).
15.	С12 + 2AgClO3 (насыщ.). = 2AgCU + О2Т + 2С1ОгТ,
С12 + 2(NaC102 • ЗН2О) = 2NaCl + 2С1О2 Т + 6НгО	(комн.).
16.	ЗС12 + NH4CI (насыщ.) = Cl3Nt + 4НС1	(60—70° С).
17.	Cl2 + КС1 (конц.) <=* К[С1(С1)2].
254
18.	2С1г + H2O + HgO = HgClU. + 2HC1O
2С1г(Г) + HgO = HgCl2 + C12O
(0—5° C),
(0° C)
484. HCl — ХЛОРОВОДОРОД
Бесцветный газ, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде, сильная
кислота; 35—36%-й раствор называют соляной кислотой, 20—24%-й и 7—10%-й
растворы — концентрированной и разбавленной хлороводородной кислотой
Реагирует с концентрированной азотной кислотой («царская водка»); нейтра-
лизуется щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель (за счет СГ1) и окисли-
тель (за счет Н1). Получение см. З63'4, 4834, ’’ '* ”, 4957.
М, = 36,46; 4ж> = 1,187<-8‘); р = 1,6391 г/л (н. у.);	= -114,0° С;
/кип = -85,08° С; к, = 72,0(20*, 56,1(60).
1.
2.
3.
4.
2НС1 = 2Н° + 2С1°
НС1 Н2О(Т) = НС1(г) + Н2О
НС1 (разб.) + Н2О = СГ + НзО+.
ЗНС1 (конц.) + HNO3 (конц.) <=» (NO)C1 + 2С1° + 2Н2О
(аыше 1500° С)
(-15° С)
(комн.)
6НС1 (конц.) + 2HNOj (конц.) = 2NOt + ЗС12Т + 4Н2О (100—150° С)
5. НС1 (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2О.
6. НС1 (разб.) + NH3 • Н2О = NH4CI + Н2О,
НС1(Г) + NHXr) = NH<C1(T)
4НС1 + О2 = 2Н2О + С12
2НС1 + F2 = 2HF + С12
2НС1 (разб.) + М = МС12 + Н2Т
2НС1(Г) + Си = СиС12 + Н2
(комн.)
(до 600° С, кат. СиС12),
(комн.)
(М = Fe, Zn)
(600—700° С).
8.
9.
4НС1 (конц.) + 2Си + О2 = 2СиС12 + 2Н2О.
10.	2НС1 (разб.) + СаСОз = СаС12 + СО2Т + Н2О.
11.	4НС1 (конц.) + МпО2 = МпС12 + 2Н2О + С12Т,
4НС1 (конц.) + РЬО2 = РЬС14 + Cl21 + 2Н2О.
12.	16НС1 (конц.) + 2КМпО4 = 2МпС12 + 5С12Т + 8Н2О + 2КС1,
14НС1 (конц.) + К2Сг2О7 = 2СгС1з + ЗС12Т + 7Н2О + 2К.С1	(60—80° С)
13.	4НС1 (конц.) + Са(С1О)2 = 2С12Т + СаС12 + 2Н2О,
6НС1 (конц.) + КСЮз = 3Cl2t + КС1 + ЗН2О.
14.	2НС1(Ж) + 2C1O2F = 2HF + 2С1О2 + С12	(-110° С).
2(НС1 • Н2О)<Т) + 2C1OFXm) = 6HF + 2С1О2 + С12	(-40° С)
15.	2НС1(р)  эпектР°ЛИ3^ (катод) + С12Н (анод).
48S.DC1 —ХЛОРИД ДЕЙТЕРИЯ
Бесцветный газ. Хорошо растворяется в обычной и тяжелой воде. По химичес-
ким свойствам аналогичен НС1. Получение см. 6s’7 *, 425*.
Мг = 37,47;	= -114,7° С; /кип =-84,75° С; к,(в D2O) = 59<20>
255
486.	С12О — ОКСИД ДИХЛОРА
Темно-желтый газ, красно-бурая жидкость. Термически неустойчив, разлагает-
ся на свету. Растворяется в тетрахлориде углерода. Проявляет кислотные
свойства; медленно реагирует с водой, быстро — со щелочами. Сильный окис-
литель. Получение см. 4831*.
Мг = 86,91; р - 3,89 г/л (н. у.);	/Пл--Н6°С;
/кип = +2,2° С; v, = 99<и<).
1.	4С12О = ЗС12 + 2СЮ2	(выше 20° С или на свету).
2.	С12О Н2О = С12О(ж) + Н2О	(выше -36° С).
3.	С12О + Н2О ——» 2НС1О	(комн ).
4.	С12О + 2NaOH (разб.) = 2NaC10 + Н2О.
5.	ЗС12О + ЗН2О + 6AgNO3 = 4AgCll + 2AgC103 + 6HNO3.
487.	СЮ2 — ДИОКСИД ХЛОРА
Красно-коричневая жидкость, желто-зеленый газ. Термически очень неустой-
чив. Хорошо растворяется в холодной воде, медленно реагирует (на свету).
Растворяется в тетрахлориде углерода, безводных серной и уксусной кислотах.
Разлагается в горячей воде, концентрированной хлороводородной кислоте,
щелочах. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Получение
см. 48315, 4977.
Мт = 67,45; р = 3,214 г/л (н. у.); /пл = -59,5° С:
/кип =+11,0° С; кг = 6,03(4).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
6С1О2 = 4С10з + С12
2С1О2 = С12 + 2О2
С1О2 6Н2О(Т) = С1О2 + 6Н2О
2С1О2 + Н2О (хол.) = НС1О2 + НСЮз
6С1О2 + ЗН2О (гор.) = НС1 + 5НС1Оз.
2С1О2 + 8НС1 (конц.) = 5С12 + 4Н2О.
С1О2 + 2NaOH (хол.) = NaC102 + NaC103 + Н2О,
8С1О2 + 8NaOH (гор.) = 3NaCl + 5NaC104 + 4Н2О.
2С1О2 + Na2CO3 = NaC102 + NaC103 + СО21.
2С1О2 + 10HI (конц.) = 2НС1 + 5I24- + 4Н2О.
(на свету),
(40—70° С),
(выше 0° С).
(на свету),
2СЮ2 + Н2О2 = 2НС1О2 + О2Т(0 °C), 2С1О2 + Na2O2 = 2NaC102 + О2,
2С1О2 + Н2О2 + 2NaOH (разб.) = 2NaC102 + О2Т + 2Н2О.
2С1О2 + F2 = 2C1O2F
(-50° С),
С1О2 + Оз = СЮз + О2	(10° С).
10.	4С1О2 + С (графит) + 4NaOH + Са(ОН)2 = 4NaC102 + СаСОз! + ЗН2О.
11.	2С1О2 + 5H2SO4 (разб.) + IOFeS04 = 5Fe2(SO4)3 + 2НС1 + 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.
Мг = 166,90;	d = 2,02е0; tm = 3,5° С.
1.	4СЮз —2CIOj + Cl2 + 4О2	(комн.)
2.	2С1Оз + Н2О = НСЮз + НСЮ«.
3.	2С1Оз + 2NaOH (разб.) = NaClO3 + NaClO, + Н2О.
4.	2С1Оз + HF(M) = C1O2F + НС1О«.
5.	2C1OXt)=(C1O;)C1O«t),
2СЮХж>^=*	CIOJ+CIO,.
489.	С12О7 — ГЕПТАОКСИД ДИХЛОРА
Бесцветная тяжелая маслянистая летучая жидкость. Наиболее устойчивый из
оксидов хлора. Неограниченно смешивается с тетрахлоридом углерода. Про-
являет кислотные свойства; реагирует с водой (медленно), щелочами (быстро).
Окислитель. Получение см. 499’.
М, = 182,90; d = 1,86<О>;	tm = -90° C; z™ = +83° С.
1.	2C12O7 = 2C12 + 7O2	(120° C).
2.	C12O7 + H2O —2HC1O,.
3.	C12O7 + 2NaOH (разб.) =2NaClO« + H2O.
4.	5С12О7(ж) + 7I2 = 7I2O5 + 5C12.
490.	HC1O — 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 "1,
4863, 5062.
М, = 52,46.
1.	НСЮ 4ZZZ? НС1 + О°	(на свету или выше 30° С),
2HCIO 4 .? Н2О + 20° + О°	(на свету),
НСЮ + 20° 4 * НСЮз	(на свету),
ЗНСЮ = НСЮз + 2НС1	(60— 80° С).
2.	НСЮ (разб.) + Н2О (хол.) 4—» СЮ + Н3О+; рАк = 7,55,
2НСЮ (насыщ.) 4	* С12О<р> + Н2О	(комн., в темноте).
3.	нею + HCl (конц.) = cijt +Н2О.
4.	НС1О + NaOH (разб.) = NaClO + НЮ,
НСЮ + NHj НЮ (конц.) = NH4CIO +НЮ-
5.	НСЮ + 2HI = HCl + 121 + НЮ.
6.	НСЮ + НЮг = НЮ + O2t + НС1.
7.	4НСЮ + MnS = MnSO< + 4НС1.
491.	NaClO —ГИПОХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). В горячем растворе разлагается. Очень сильный окисли-
тель. Получение см. 2810, 4864, 4927.
М, = 74,44; d = 1,097;	= 24,5° С (кр); к, = 53,4(JO), 129,9(S0).
1.	3NaClO = NaClOj + 2NaCl	(30— 50° С),
2NaClO = 2NaCl + O2	(выше 70° C).
2.	NaClO • 5H2O = NaClO + 5НЮ	(комн., вак., над конц. H2SO4).
3.	NaClO (разб.) + 4H2O (хол.) = р4а(НЮ)ч]+ + СКГ,
СЮ’ + НЮ НСЮ + ОН'; рАо = 6,45.
4.	3NaClO (разб., гор.) ——> NaClOj + 2NaCl,
2NaClO (конц.) = 2NaCl + O2t	(кип.).
5.	NaClO + 2HC1 (конц.) = Cl21 + NaCl + НЮ.
6.	5NaClO + 2NaOH + I2 = 5NaCl + 2NaIO3 + НЮ.
492.	Са(СЮ)2 — ГИПОХЛОРИТ КАЛЬЦИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Хорошо растворяется в холодной воде
(гидролиз по аниону). Из щелочных растворов кристаллизуется хСа(СЮ)2 х
х>Са(ОН)2 гН2О (белильная, или хлорная, известь). Реакционноактивный;
полностью разлагается в горячей воде, кислотах. Сильный окислитель; реаги-
рует с концентрированной хлороводородной кислотой. Поглощает СО2 из
воздуха. Получение см. 11210’ ".
Mt = 142,98; d = 2,35; к, = 27,9°, 33,3(25).
1.	Са(СЮ)2 = СаС12 + О2	(180° С).
2.	Са(СЮ)2 ЗНЮ = Са(СЮ)2 + ЗНЮ	(до 50° С),
2{Са(СЮ)2 ЗНЮ} = 2Са(ОН)2 + 2С12 + О2 + 4НЮ	(85—90° С).
3.	Са(СЮ)2 (разб.) + 6НЮ (хол.) = [Са(НЮМ2++2СЮ’ (pH >7, см. 4919.
4.	ЗСа(С1О)2 (конц., гор.) = 2СаС12 + Са(СЮз)2.
5.	Са(СЮ)г(Т) + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2Cl2t + 2НЮ-
6.	Са(СЮ)2 + H2SO4 (конц., гор.) = CaSChl + 2НС1Т + O2t.
7.	Са(СЮ)2 + СО2 + НЮ = СаСОзФ + 2НСЮ	(комн),
Са(СЮ)2 + NajCOj = CaCOji + 2NaClO.
258
493. НСЮг —ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе (бесцве-
тен). Очень неустойчива. Нейтрализуется щелочами. Проявляет окислительно-
восстановительные свойства. Получение см. 487*, 5042.
Мт = 68,46.
1.	4НС101 —HCI + НСЮ3 + 2С1О1 + НгО	(комн., на свету)
2.	5НС10г = 4С10г + НС1 + 2НгО	(40° С)
3.	НСЮг (разб.) + Н2О <=> ClOj + Н3О+; рК, = 1,97.
4.	НСЮ2 + ЗНС1 (конц.) = 2С12Т + 2НгО,
НС1О2 + 4HI (конц.) = НС1 + 2121 + 2Н2О.
5.	НСЮг + NaOH (разб., хол.) = NaC102 + НгО.
6.	НСЮг + НС1О = НС1 + НСЮ3.
7.	5НСЮ2 + 3H2SO4 (разб.) + 2КМпО4 = 5НСЮ3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
494. NaCKh — ХЛОРИТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании разлагается. Растворяется в холодной воде, очень мало
гидролизуется по аниону. Реагирует с горячей водой, сильными кислотами.
Слабый восстановитель, сильный окислитель в кислотной среде. Получение см.
4875' 6‘ *'|0, 4935.
Л/г'= 90,44;	/с, = 64<|7), 122<60).
1.	3NaClO2 = 2NaC103 + NaCl	(180—200° С).
2.	NaC102 ЗН2О = NaClO2 + ЗНгО	(37,4° С)
3.	NaC102 (разб.) + 4Н2О (хол.) = [Na(H2O)4]+ +СЮг,
ClOj + Н2О <=► НСЮг + ОН’; р*о = 12,03.
4.	NaC102 (конц.) = NaCl + Ог	(кип.).
5.	NaClO2 + 4НС1 (конц.) = 2С12Т + NaCl + 2НгО.
6.	4NaClO2 + 2H2SO4 (разб.) = 2Na2SO4 + HCI + НСЮ3 + 2С10гТ + Н2О.
7.	2NaClO2 + С12 = 2СЮг + 2NaCl	(100— 120° С)
8.	NaC102 + S = NaCl + SO2	(200—250° С).
9.	5NaC102 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5NaC103 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗНгО.
495.	HC1O3 — ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь-
ная массовая доля 40%, сильная кислота. При слабом нагревании разлагается.
Нейтрализуется щелочами, гидратом аммиака. Сильный окислитель. Получе-
ние см. 487,4984, 5052.
Мг = 84,46; d = 1,11 (20%-й раствор); 1,28 (40%-й раствор).
1.	6НСЮ3 (конц.) = 4С10г + С120г + ЗН2О	(40—60° С),
ЗНСЮ3 (конц.) = НСЮ4 + С12Т + 2О2Т + НгО	(кип.).
259
2.	НСЮз (разб.) + Н2О = СЮ3+ Н30+.
3.	НСЮз (конц.) + 5НС1 (конц.) = 3CI2t + ЗН2О	(кип.).
4.	НСЮз (разб.) + 6Н1 (разб.) = HCI + 312i + ЗН2О,
6НСЮ3 (конц.) + 5Н1 (конц.) = ЗС12Т + 5НЮз + ЗН2О.
5.	НСЮз + NaOH (разб.) = NaClOs + Н2О,
НСЮз + NH3 Н2О (разб.) = NH4CIO3 + Н2О.
6.	НСЮз (конц.) + НСЮ2 = 2СЮ2 + Н2О.
7.	НСЮз + 6Н° (Al) = НС1 + ЗН2О.
8.	2НСЮз (конц.) + 12 = С12Т + 2НЮз.
9.	НСЮз + 3SO2 + ЗН2О = НС1 + 3H2SO4,
НСЮз + 3H2SO4 (разб.) + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + HCI + ЗН2О.
10.	2НСЮз (конц.) + ЗС (графит) = 2НС1 + 3CO2t.
496.	L1CIO3 — ХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения. Обладает наибольшей растворимостью из
всех неорганических солей. В растворе гидролизу ие подвергается. Сильный
окислитель прн спекании. Разлагается в концентрированных кислотах. Полу-
чение см. 129.
Л/г = 90,39; d- 1,12;	ZIU1=129°C; ks = 313,50*’.
1.	4ЫСЮз = 3LiClO4 + LiCl	(270° С),
2LiClO3 = 2LiCl + ЗО2	(400° С нли 250° С, кат. МпО2).
2.	L1CIO3 0,5Н2О = LiClOj + 0,5Н2О	(90° С).
3.	ИСЮзфазб.) + 4Н2О = [Li(H2O)4]+ + СЮ3	(pH 7).
4.	Ь1СЮз(т) + 6НС1 (конц.) = LiCl + ЗС12Т + ЗН2О.
5.	ЗиСЮзст) + 3H2SO4 (конц.) = 3LiHSO4 + 2СЮ2 + НСЮ4 + Н2О.
6.	иСЮз + Н2О электР°пиз> Н2Т (катод) + LiClO4 (анод).
497.	КСЮз — ХЛОРАТ КАЛИЯ
Бертолетова соль. Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагрева-
нии разлагается. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогид-
ратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный
окислитель при спекании. Получение см. 49,57*, 498s.
Mr = 122,55; d = 2,32;	= 357° С; к, = 7,3<20), 37,6<80).
1.	4КСЮз = ЗКСЮ4 + KCI	(400° С),
2КСЮз = 2КС1 + ЗО2	(150— 300° С, кат. МпО2).
2.	КСЮз (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + СЮ]	(pH 7).
3.	КСЮз<Т) + 6НС1 (конц.) = КС1 + ЗС12Т + ЗН2О.
4.	ЗКСЮз<т) + 2H2SO4 (конц.) = 2KHSO4 + 2СЮ21 + КСЮ4 + Н2О.
5.	2КСЮз + Е2 = 2КЕОз + С12Т	(Е = Br, 1; в гор. разб. HNO3).
6.	2КСЮз + 3S = 2КС1 + 3SO2	(выше 130° С),
260
ЮКСЮз + 12Р (красн.) = 10КС1 + ЗР4О10	(выше 250° С)
7.	2КС1Оз (насыщ.) + H2SO4 (конц.) + SO2 = 2KHSO4 + 2С1О2Т.
8.	КСЮз + Н2О -злсхтрол-3 > Н2Т (катод) + КС1О4 (анод).
4М.Ва(СЮз)2 —ХЛОРАТ БАРИЯ
Белый. При нагревании кристаллогидрат плавится и разлагается. Хорошо
растворяется в воде (гидролиза нет), концентрированной азотной кислоте
Окислитель; реагирует с концентрированной хлороводородной кислотой. По-
лучение см. 13312, 137*.
Л/г = 304,23; d= 3,18 (кр.); Мкр ) = 414° С (разл.);
к, = 33,81(20), 84,84(W).
1.	Ва(С10з)з Н2О = Ва(С10з)2 + Н2О
4{Ва(С10з)2 Н2О} = ЗВа(СЮ4)2 + ВаС12 + 4Н2О
Ва(СЮз)2 Н2О = ВаС12 + ЗО2 + Н2О
2.	Ва(С10з)2 + 8Н2О = [Ва(Н2О)8]2+ + 2С1О;
3.	Ва(С10з)2 + 12НС1 (конц.) = ВаС12 + 6С12Т + 6Н2О.
4.	Ва(С1Оз)2 + H2SO4 (разб.) = BaSO4i + 2НС1О3.
5.	Ва(С10з)2 + 2КЮз = Ba(IO3)2i + 2КС1О3.
(120° С, вак.),
(до 250° С),
(выше 414° С).
(pH 7).
499. HCIO4 —ХЛОРНАЯ КИСЛОТА
Бесцветная гигроскопичная легкоподвижная жидкость. Разлагается при уме-
ренном нагревании или при стоянии, чувствительна к примесям. Неограничен-
но смешивается с водой, сильная кислота. Концентрированные растворы мас-
лообразны. Перегоняется в вакууме (72%-й раствор, (ГИп =111° С). Гидрат
HCIO4 • Н2О обладает ионным строением (НзО*ХС1О^). Нейтрализуется щело-
чами. Слабый окислитель в разбавленном, сильный окислитель в концентри-
рованном растворе при нагревании. Получение см. 4892, 4951, 501
М, = 100,46; d = 1,664<2в); tm = -101° С; = +120,5° С.
1.	ЗНС1О4 (безводн.) ——► С12О7 + НСЮ4 Н2О i	(0—20° С).
2.	HCIO4 • НгОст) = НСЮ4 (безвод.) + Н2О	(выше 50° С).
3.	НСЮ4 (разб.) + НгО = СЮ; + НзО+
4.	НС1О4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + Н2О.
НС1О4 (конц., хол.) + КОН (насыщ.) = KC1O4J- + НгО,
НСЮ4 (разб.) + NH, • НгО (разб.) = NH4CIO4 + Н2О.
5.	4HCIO4 + 2F2 = 4CIO3F t + O2t + 2Н2О,
2НСЮ4 (конц.) + 4НгО + 12 = 2Н5Ю6 + Cl2 Т.
6.	НСЮ4 (конц.) + MCI (конц.) = МСЮ4 4- + НО	(М = К, Rb, Cs).
7.	НСЮ4 (разб.) + 8ГП(НгО)*]СЬ = 9НС1 + 8[Ti(H2O)4(OH)2]Cl2 + 4НгО.
261
8. 2НС1О« (безводн.) + НЫОз (безводн.) =(NOJ )С1О4+ НСЮ4 Н2О4-
(комн.).
9.	4НС1О« (безводн.) + Р«Ою =20^ + 4НРОз (-25° С, в атмосфере Оз),
НСЮд (безводн.) + НзРО<жм=? P(OH)J + С1О4.
10.	4НС1О« (безводн.) + 7С (графит) = 7СО2? + 2С12? + 2НгО.
11.	НС1О4 (безводн.) + HF(M) = CIO3F? + НгО.
12.	НСЮ4 (безводн.) + H2SO4 (безводн.) 4 > С1О4 + H3SOJ.
500.	ИСЮ4 — ПЕРХЛОРАТ ЛИТИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде, гидролиза нет. Сильный окислитель при спека-
нии. Получение см. 4961'6.
М,= 106,39; </= 2,428; /пл = 236,7° С; к, = 56,12(2О), 123,0(8О).
1.	L1CIO4	= LiCl + 2О2	(400—500°	С).
2.	L1CIO4	ЗНгО = ЫС1О4 + ЗНгО	(90—150° С).
3.	ЫС1О4 (разб.) + 4НгО = [Li(H2O)4]++ С1О4	(pH	7).
4.	UCIO4	+ 4Zn = LiCl + 4ZnO	(450°	С).
501.	КСЮч — 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. 50s, 57s, 4971’ ’,
499‘.
Мг = 138,55; d = 2,524;	= 525° С; к, = 1 ,68(М), 13,4(80).
1.	KCIO4 = КС1 + 2Ог	(550— 620° С).
2.	КС1О4(разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)б]++С1О;	(pH 7).
3.	2КСЮ4 + H2SO4 (коиц.) = K2SO4 + 2НСЮ4Т	(160° С, вак ).
4.	ЗКСЮ4 + 8А1 = ЗКС1 + 4А1гОз	(600—700° С).
5.	КС1О4(р) + впхнюмаз = КС1 + 8НС1 + 8[Г1(НгО)4 (ОН)2]С12 + 4НгО,
КСЮ4<т) + 8T1CI3 = КС1 + 6T1CI4 + 2ТЮг	(400— 450° С).
502.	М^СЮлЬ — ПЕРХЛОРАТ МАГНИЯ
Белый, очень гигроскопичный, оказывает осушающее действие (ангидрон).
Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо
растворяется в воде, очень слабо гидролизуется по катиону. Реагирует со
щелочами, жидким аммиаком. Получение см. 1047.
М, = 223,20; </=2,21; /„ = 246° С;	= 99,2(2*», 109,2<S0).
1.	4Mg(ClO4)2 = 2MgO + 2MgCl2 + 2C12 + 15O2	(382—500° C).
262
1 Mg(C104)2 • 6H2O = Mg(ClO4)2 + 6H2O	(цо 100° С, вак.),
2{Mg(ClO4)2 • 6Н2О} = 2Mg(OH)2 + 2Ch + 7O2 + IOHiO (180— 190° C)
3.	Mg(ClO4)2 (разб.) + 6HiO = [Mg(H2O)6]2+ + 2C1O;;
[М8(НгО)»]2+ +	(М^НгОМОН)]* + HjO+; pKK = 11,42.
4.	Mg(ClO4)2 + 2NaOH (разб.) = Mg(OH)2J- + 2NaClO4.
5.	Mg(ClO4)2 + Ba(C104)2 + 6NaOH (насыщ.) = Ba^MgpHM 4- + 6NaC104
(кип.).
303. OF —МОНОФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, при комнатной температуре разлагается. Реакционноспособ-
ный; реагирует с водой, щелочами, фторидами металлов и неметаллов, диок-
сидом кремния. Получение см. 483*, 504*.
А/, = 54,45; ^ж) = l,6(’loe); Z™ =-155,6° С; = -100,1° С.
1.	3C1F = C1F3 + С12	(комн.).
2.	C1F + НгО (хол.) = HF + НСЮ,
4C1F + 2Н2О (гор.) = 4HF + 2С12Т + О2t.
3.	C1F + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaClO + НгО.
4.	C1F + F2 = C1F3	(200° С).
5.	2C1F + C1O2F = CIOF3 + С1гО	(0° С).
6.	4C1F + SiO2 = SiF4 + 2С12 + О2	(комн.).
7.	2C1F(«) + EFs = (ChF^tEFs] t	(E = As, Sb),
C1F + MF = M[C1F2]	‘	(175° С, p; M = K, Rb, Cs).
8.	3C1F(>)	C12F+ [точнее, C1(C1F)+] + [ClF2r
504. CIFj — ТРИФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ, зеленовато-желтая жидкость (димер C12F4). Неограниченно
смешивается с жидким HF. Реакционноспособный, энергично разлагается
водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, оксидами металлов, фто-
ридами металлов и неметаллов. Получение см. 483*, 5031'4.
Мг = 184,89; ^ж> = 1,866(,e); tm = -76,31 ° С; /„,„ = +11,76° С.
1.	2CIF3 = С12 + 3F2	(выше 300° С).
2.	C1F3 + 2Н2О (хол.) = 3HF + НСЮ2,
3C1F3 + 6НЮ (гор.) = 9HF + НС1 + 2НС1О3.
3.	3C1F3 + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaCl + 2NaClO3 + 6НгО.
4.	C1F3 + F2 = C1F5	(350° С, р),
C1F3 + С12 = 3C1F	(180° С, р).
5.	2C1Fj + OF2 = ClOFj + CIF5	(комн.),
6CIF3 + 2NaC10j = ЗСЮгР + 2NaCl + 30 Fj	(комн.).
6.	4CIF3 + 3SiO2 = 3SiF4 + 2С12 + ЗО2	(комн.).
7.	4C1F3 + 6N1O = 6NiF2 + 2С12 + ЗОг	(100° С),
263
2C1F3 + 3Ag = 3AgF2 + Cl2
8.	C1FX«) + MF = M[C1F4]
C1FX«> + EFS = (C1F^)[EF6]
(120° C,p).
(M = K+, Rb+, Cs+, NO*)-
(E = P, As, Sb, Bi).
9.	2C1FX«> = ChF^) <=* C1F; + [ClF4f.
505. CIFs —ПЕНТАФТОРИД ХЛОРА
Бесцветный газ. Устойчив при комнатной температуре, при умеренном нагре-
вании разлагается. Энергично гидролизуется водой; реагирует со щелочами,
диоксидом кремния, фторидами металлов и неметаллов. Получение см. 483е,
5044,5.
М, = 130,44; ^Я)= 1,93е*20’; fra = -103°C; r,Hn = -14°C.
1.	2C1F5 = Ch + 5F2
2.	C1FS + 3H2O = 5HF + HC1O3.
3.	CIFs + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaClOj + 3H2O.
4.	4C1F5 + 5SiO2 = 5SiF4 + 2C12 + 5O2
5.	2ClFs + 2PtF6 = (CIFj )[PtF6 ] + (C1F4+ )(PtF6 ].
6.	CIFs + KrF2 + AsFs = (ClF6’)[AsF6] + Kr.
7.	2C1FXm) <=* C1F4+ + [ClFeF-
(выше 250° C).
(комн.).
506. ChN — НИТРИД ТРИХЛОРА
Желтая жидкость, кипит без разложения, при дальнейшем нагревании разлага-
ется со взрывом. Растворяется в органических растворителях. Медленно реа-
гирует с водой, быстро — со щелочами. Получение см. 48316.
М, = 120,37; d = 1 .eSS*20’; t т= -27° С; tMn = +71° С.
1.	2CI3N = N2 + ЗС12	(90° С).
2.	C13N + 4Н2О (хол.) = NH3 НзО + ЗНСЮ,
4CI3N + 6Н2О (гор.) = 4NH3f + 6Ch + 3O2t
3.	2CI3N + 6NaOH (разб., хол.) + 2Н2О = 2(NH3 • Н2О) + 6NaClO,
2C13N + 6NaOH (разб., гор.) = 2NH3T + 6NaCl + 3O2t
БРОМ
507. Br2 —ДИБРОМ
Галоген. Темно-красная тяжелая жидкость, красно-коричиевый газ. В жидком
состоянии плохо растворяет воду. При насыщении охлажденной воды образу-
ется твердый клатрат. При обычных условиях умеренно растворяется в воде и
в небольшой степени подвергается дисмутации («бромная вода»); в присутст-
вии бромидов и хлоридов щелочных металлов растворимость повышается, в
присутствии сульфатов — понижается. Неограниченно смешивается с сероуг-
264
леродом, тетрахлоридом углерода. Реагирует со щелочами. Сильный окисли-
тель. Образует соединения с другими галогенами. Получение см. 374'5, 582,4,
5084 *'9, 510*. 51 Iм, 512м.
Mt = 159,808;	</(ж> = 3,12(Ю);	= -7,25° С;
= +59,82° С; к, = 3,58(М), 3,45<*’.
1. 6Вг2 • 46Н2ОФ <=* 6Вг2 (насыщ.) + 46Н2О	(0—6° С).
2. Вг2(ж) + иН2О Вг2 • мН2О(р); Кс = 0,21	(20- 40° С),
Вг2 • лНгОф) <=2 НВг + НВгО + (п - 1)Н2О; р& =8,14.
3.	2Вг2(р> + 2Н2О = 4НВг + О2Т	(на свету или кип.).
4.	Вг2 + 2NaOH (разб.) = NaBr + NaBrO + Н2О	(0-5° С),
	ЗВг2 + 6NaOH (конц.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗН2О	(50—80° С),
	3Br2 + 3Na2CO3 (конц., гор.) = 5NaBr + NaBrO3 + ЗСО2Т-	
5.	ЗВГ2 + 8(NH3  Н2О)[разб.] = 6NH«Br + N2T + 8Н2О	(40—50° С),	
	3Br2 + IONHxm) = Br3N  6NH34- + 3NH«Br	(-75° С).
6.	Br2 + H2 = 2HBr	(350° С, кат. Pt)
7.	Вг2 + F2 = 2BrF	(до 0° С),
	Br2 + 3F2 = 2BrF3	(-40° С, в жидк. CC13F),
	Br2 + 5F2 = 2BrF3	(200° С)
8.	Br2 + Ch = 2BrCl Br2 + 5Ch + 6H2O (гор.) = 2HBrO3 + 10HC1.	(0° С).
9.	Br2 + h = 2IBr	(45° С, в атмосфере N2).
10.	3Br2 + 2P (красн.) + 6H2O = 2H2(PHO3) + 6HBr 3Br2 + S + 4Н2О = H2SO« + 6HBr.	(100—150° С).
11.	Вггср) + H2S (насыщ.) = 2HBr + S-1-.	
12.	Вг2 + 2NaI = 2NaBr + I21.	
13.	4Br2 + 4Н2О + BaS = BaSOj + 8HBr, Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4.	
14.	2Вг2 + Н2О + HgO = 2HBrO + HgBr24' ЗВГ2 + 5AgBrO3 + ЗН2О = 5AgBrl + 6HBrO3.	(0-5° С),
15.	Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO« + H2O,	
	4Br2 + Na2SO3S + lONaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O.	
16.	Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3.	
17.	Br2 + CI2 + 2CsCl (конц.) = 2Cs[BrC12].	
18.	Br2 + CsBr (конц.) = Cs[Br(Br)2].	
19.	Br2 + 4O3 = ВГ2О4Ф (желт.) + 4O2T	(-50° С, в жидк. CC13F),
Вг2О« —-—» ВггО, Br3Os? (бел.), Вг2, О2
Вг2О< —-—> ВггОз (желт.), Вг2, О2
(-40° С, вак.),
(-4° С, вак.).
20. 7Вгг + BrFj + 5EFj =5(Br3 )[EFe] (кор.)
21. Вг2(г)<==* 2Вг°
(-196° С; Е = As, Sb],
(выше 1200° С)
265
508. HBr — БРОМОВОДОРОД
Бесцветный термически устойчивый газ. Хорошо растворяется в воде, сильная
кислота, 48—55%-й раствор называют концентрированной бромоводородной
кислотой. Растворяется в этаноле (слабый электролит). Реагирует с концентри-
рованной серной кислотой, щелочами, металлами, хлором. Медленно окисля-
ется в кислороде. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Полу-
чение см. 351', 3522, 5O710"13.
Мг = 80,91;	р = 3,6445 г/л (н.у.); tm = -86,91 ° С;
/«ил = -66,77° С; к, = 198,20е20’, 130<|ОО).
1.	2НВг <=> Н2 + Вг2	(выше 1000° С).
2.	НВг Н2О(Т) = НВг(Г) + Н2О	(выше -29° С).
3.	НВг (разб.) + Н2О = Br" + HjO*.
4.	2НВг (конц.) + H2SO< (конц.) = Br2 + SO2 + 2Н2О.
5.	НВг (разб.) + NaOH (разб.) = NaBr + НгО,
НВг + NH3 НгО (разб.) = NH«Br + НгО.
6.	2НВг (разб.) + Mg = MgBr2 + H2t.
7.	4НВг (конц.) + O2 —I—► 2Вг2 + 2НгО.
8.	2HBr + С12 = 2НС1 + Br2,
5НВг (конц.) + НВгОз = ЗВг2 + ЗНгО.
9.	4НВг (конц.) + МпО2 = МпВг2 + Вг2 + 2Н2О,
2НВг (конц.) + Н2О2 (конц.) = Вг2 + 2НгО,
14НВг (конц.) + КгСггО7<Т) = 2СгВг3 + ЗВг2 + 7Н2О + 2КВг (60—80° С).
509. НВгО — БРОМНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в растворе, максимальная массовая
доля 30% (желтый раствор), слабая кислота. Перегоняется в вакууме. Подвер-
гается дисмутации. Нейтрализуется щелочами. Сильный окислитель. Получе-
ние см. 5072’м, 5152.
Л/, = 96,91.
1.	5НВгО —НВгОз + 2Вг2 + 2НгО
2.	НВгО<=^ НВг + О°
2НВгО<=> Н2О + 2Вг° + О0
(комн.).
(на свету или выше 30° С),
(на свету; кат. Pt, Fe),
НВгО + 20° <=* НВгОз	(на свету).
3.	ЗНВгО = НВгОз + 2НВг	(60—80° С).
4.	НВгО (разб.) + Н2О <=» ВгО + Н3О+; рХ, = 8,69.
5.	НВгО + NaOH (разб.) = NaBrO + НгО.
6.	НВгО (конц.) + НВг (конц.) = Вг2 + НгО,
НВгО (конц.) + 2HI (конц.) = НВг + 121 + НгО.
7.	НВгО + Н2О2 = Н2О + O2t + НВг.
266
510. НВгОз — БРОМНОВАТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, макси-
мальная масс, доля 50%, сильная кислота. Нейтрализуется щелочами, гидра-
том аммиака. Сильный окислитель; реагирует с диоксидом серы, атомным
водородом, серой, углеродом, иодом, бромо- и иодоводородом. Получение см.
5078, , 5172
М,= 128,91.
1.	4НВгО3 = 2Вг2 + 5О2 + 2Н2О	(кип.).
2.	НВгОз (разб.) + НгО = ВгО3 + Н3О+.
3.	НВгОз + NaOH (разб.) = КаВгОз + Н2О,
НВгОз + NH3 НгО (разб.) = NH4BrO3 + НгО.
4.	НВгОз (конц.) + 5НВг (конц.) = ЗВг2 + ЗН2О.
5.	НВгОз (разб.) + 6HI (разб.) = HBr + 3I2i + ЗНгО.
6.	2НВгОз (конц.) + 12 = Вг2 + 2Н1Оз,
бНВгОз (конц.) + 5HI (конц.) = ЗВг2 + 5Н10з + ЗН2О.
7.	НВгОз + 6Н°(А1) = НВг + ЗНгО.
8.	НВгОз + 3SO2 + ЗНгО = НВг + 3H2SO4,
2НВгОз + Н2О + S = НВг + H2SO4	(кип.).
2НВгОз (конц.) + ЗС (графит) = 2НВг + ЗСО2Т.
9.	НВгОз + НгО + XeF2 = НВгО4 + 2HF + ХеТ.
511.	NaBrOs —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. 28", 374, 5074.
Л/г = 150,89; d= 3,339; tm = 384° С (разл ); к, = 36,4(20’, 75,7<8О).
1.	2NaBrO3 = 2NaBr + ЗО2	(выше 384° С)
2.	NaBrOs + 4H2O = [Na(H2O)4]' + ВгОз	(pH 7).
3.	NaBi-Оз + 3H2SO4 (разб.) + 5NaBr = 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O.
4.	2NaBrO3<p) + I г (суспензия) = 2NalO3 + Br2.
5.	2NaBrO3 + ЗС (графит) = 2NaBr + 3CO2	(450—550° C)
6.	NaBrOj + 2NH3 = NaBr + N2 + 3H2O	(350400° C)
7.	NaBrO3 + F2 = 2NaOH (разб.) = NaBrO4 + 2NaF + H2O,
NaBrOj + НзО+ (катионит) = HBrO4 + Na* (катионит) + H2O.
8.	NaBrOs + H2O + XeF2 = NaBrO4 + Xet + 2HF.
9.	NaBrO3 + H2O зпектропиз> ц2| (катод) + NaBrO4 (анод).
512.	КВгОз — БРОМАТ КАЛИЯ
Белый, плавится с разложением. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет)
Кристаллогидратов не образует. Растворяется в жидком аммиаке. Окислитель.
267
очень слабый восстановитель. Не реагирует с озоном, пероксодисульфатом
калия. Получение см. 49’, 585, 4975, 5141.
М, = 167,00; d = 3,27;	= 434° С (разл.); к, = 6,87<М), 34,28(8О).
1.	2КВгОз = 2КВг + ЗО2	(выше 434° С).	
2.	КВгОз + 6НгО = [К(Н2О)б]+ + BrOj	(pH 7).	
3. 4. 5.	КВгОз + 3H2SO4 (разб.) + 5KBr = 3Br2 + 3K2SO4 + ЗН2О. 2КВгОз<р) + 12 (суспензия) = 2К10з + Вг2. 2КВгОз + ЗС (графит) = 2КВг + ЗСО2	(400—500°	С),
6. 7. 8.	КВгОз + 2NH3 = КВг + N2 + ЗН2О КВгОз + F2 + 2КОН (разб.) = KBrO4 + 2KF + Н2О. КВгОз + Н2О + XeF2 = КВгО4 + Хе + 2HF. 2КВгОз + ВаС12 = Ва(ВгО3)24- + 2КС1, КВгОз + AgNO3 = AgBrOsi + KNO3. КВгОз + Н2О эл<апролиз> н2Т (катод) + КВгО4 (анод).	(450°	С).
513. НВгО4 — БРОМНАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в бесцветном растворе, максималь-
ная массовая доля 83%, устойчива в растворе при массовой доле менее 55%.
Почти не перегоняется в вакууме. Сильная кислота. Нейтрализуется щелочами,
гидратом аммиака. Медленно реагирует как окислитель. Получение см. 510’,
51г, 514*.
Мг= 144,91.
1.	2НВгО4 (конц.) —-—> 2НВгОз + О2
2.	HBrO„ 2H20i<=> НВгО4 (конц.) + 2Н2О
3.	НВгО4 (разб.) + Н2О = ВгО4 + Н3О+.
4.	HBrO4 + NaOH (разб.) = NaBrO4 + Н2О,
HBrO4 + NH3 НгО (разб.) = NH4BrO3 + Н2О.
5.	2НВгО4 (конц.) + 4НгО + 12 —2Н5Ю6 + Вг2.
(комн.).
(на холоду).
514. КВгО4 — ПЕРБРОМАТ КАЛИЯ
Белый, прн нагревании разлагается. Умеренно растворяется в воде (гидролиза
нет). Не разлагается сильными кислотами, щелочами. Медленно реагирующий
окислитель. Получение см. 5126'8.
М,= 183,00; к, = 4,4(25>.
1.	2КВгО4 = 2КВгОз + О2	(до 275° С),
КВгО4 = КВг + 2О2	(выше 390° С).
2.	КВгО4 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)6]+ + ВгО;	(pH 7).
3.	2КВгО4 (насыщ.) + 12 (суспензия) —-—> 2К1О4 + Вг2,
268
КВгОд (насыщ.) + HI (конц.) —-—> КЮ« + НВг.
4.	КВгОчф) + НзО+ (катионит) = НВгО< + К* (катионит) + НгО.
515. BrF — МОНОФТОРИД БРОМА
Красная жидкость, при кипении разлагается. Реакционноспособный; реагирует
с водой, щелочами, диоксидом кремния. Получение см. 5077.
М, = 98,90;	= -33° С; /„п = +20° С (разл ).
1.	3BrF = BrFj + Вг2	(выше 20° С).
2.	BrF + Н2О (хол.) = HF + НВгО, ЗНВгО 2НВг + НВгОз.
3.	BrF + 2HzO (гор.) = 4HF + 2Br2 + O2t.
4.	BrF + 2NaOH (разб., хол.) = NaF + NaBrO + HzO,
3BrF + 6NaOH (разб., гор.) = 3NaF + 2NaBr + NaBrOs + 3HzO.
5.	4BrF + SiO2 = SiF« + 2Br2 + O2	(комн.).
516. BrFs — ТРИФТОРИД БРОМА
Светло-желтая (в толстом слое — красная) жидкость. Хорошо растворяется в
жидком HF. Реакционноактивный; энергично разлагается водой, реагирует со
щелочами, металлами, оксидами и фторидами металлов и неметаллов. Окисли-
тель. Неводный растворитель. Получение см. 5077, 5151.
М, = 136,90;	d=2,843P); tm = 8,8° С; /«Hn = 125,75° С.
1.	ЗВгРз + 6Н2О = 9HF + НВг + 2НВгОз.
2.	ЗВгРз + 12NaOH (разб.) = 9NaF + NaBr + 2NaBrO3 + 6Н2О.
3.	BrFs + Fz = BrFs	(200° C).
4.	BrFs + 3SiO2 = 3SiF* + 2Br2 + ЗО2	(комн.).
5.	BrFx«) + MF = M[BrF4]	(M = K, Rb, Cs, Ag).
6.	BrFXM) + CIFs = (ClF^BrFJ.
7.	4BrF3 + 2Au = 2(Au+)[BrF6] + Br2	(40° C).
8.	BrFXM) + EFS =(BrF;)[EF6]	(E = P, As, Sb, Bi).
9.	2BrFXT) = (BrFz/lBrF^) <=+ 2BrFx«) <=? BrF2+ + [BrF<] .
517. BrFs —ПЕНТАФТОРИД БРОМА
Бесцветная жидкость, кипит без разложения, при сильном нагревании разлага-
ется. Хорошо растворяется в жидком HF. Реакционноспособный; энергично
гидролизуется водой, реагирует со щелочами, диоксидом кремния, фторидами
металлов и неметаллов. Получение см. 5077, 5163.
Мг = 174,89; d - 2,57(О);	= -60,5° С; t„„ = +40,76° С.
1.	2BrF5 = Br2 + 5Fz
2.	BrFs + 2HzO = BrOzF + 4HF
(выше 460° C).
(0° C),
269
BrF5 + 3H2O = SHF + HBrOj
3.	BrF5 + 6NaOH (разб.) = 5NaF + NaBrOj + 3H2O.
4.	4BrFs + SSiOj = 5SiF< + 2Bn + SOj
5.	ВгРхж) + MF = M[BrF6]
6.	BrFxw) + EFj =(BrF<)[EF6]
7.	BrF5 + (KrF+XAsF6] = (BrF6+)[AsF6] + Kr
8.	2BrFj(M) < BrF<* + [BrFef.
(комн.).
(комн.).
(M = К, Rb, Cs).
(E = As, Sb).
(50—100° C).
518. BrCI — МОНОХЛОРИД БРОМА
Желтый газ, очень неустойчивый выше температуры кипения (степень распада
на С12 и Вп при 20° С составляет «40%). Более устойчив в холодных растворах
хлоридов тяжелых щелочных металлов (за счет частичного комплексообразо-
вания). Реакционноактивный; разлагается водой, реагирует со щелочами. По-
лучение см. 507*.
Mr = 115,36; Гщ, = -54° С; z,Hn = +5,5° С (разл.).
1.	2ВгС1(г) < * Вг2<ж) + С1г(г)
2.	BrCI + HjO = HCl + НВгО, ЗНВгО 2HBr + НВгОз.
3.	3BrCl + 6NaOH (разб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBrOj + 3H2O.
4.	BrCI + MCI 4=» M[BrCh]
(выше 5,5° С).
(M = K, Cs).
ИОД. АСТАТ
519. h — ДИИОД
Галоген. Фиолетово-черный с металлическим блеском, летучий. Плохо раство-
ряется в воде, в ничтожно малой степени (по сравнению с Ch и Вг2) подверга-
ется дисмутации. Хорошо растворяется в органических растворителях (с фио-
летовым или коричневым окрашиванием), в водных растворах иодидов метал-
лов (за счет комплексообразования, «иодная вода»), жидком SO2. Слабый
восстановитель и окислитель; реагирует с концентрированными серной и азот-
ной кислотами, «царской водкой», металлами, неметаллами, щелочами, серо-
водородной водой. Образует соединения с другими галогенами. Получение см.
384-’*, 592-^7-’, 483, 521'А 5244, 5253-5, 560*.
Мг = 253,808; rf = 4,93;	ZIU1=113,5°C;
/кип = 184,35° С;	к, = 0,029(2О>, 0,22ой9. .
1. 1г(т) + Н2О HI + НЮ; рКс = 15,59,
12 + НЮ = h НЮ (или 12 • ЮН)(р).
2. 312 + IOHNO3 (разб.) = 6HIOj + lONOt + 2Н2О	(кип.),
I2 + lOHNOj (конц., гор.) = 2НЮз + IONO2T + 4Н2О.
270
3
4.
5.
6.
7.
8.
3I2 + 2HNO3 (конц.) + 6HCI (конц.) = 6ICI + 2NOT + 4НгО (60—80° С)
9.
10.
II.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
Iz + 2NaOH (разб.) = Nal + NalO + HzO	(0° C),
3NaIO(p) = 2NaI + NaIO3	(комн).
3l2 + 6NaOH (гор.) = 5NaI + NaIO3 + 3HzO.
3I2 + 4(NH3 H2O) = I3N1 + 3NH4I + 4HzO.
h+Hz = 2HI	(500° С, кат. Pt).
Iz (суспензия) + 3F2 = 21 F3-l	(-45° С, а жидк. CCI3F),
Iz + 5Fz = 2IF3	(комн),
Iz (суспензия) + IF3 = 31F-I-	(-40° С, в жидк. CC13F).
I2 + E2 = 2IE	(комн., E = Cl; 45° С, E = Br),	
Iz + 3Clz = IzCk	(-78° C).
Iz + 5E2 + 6HzO (гор.) = 2HIO3 + 10HE	(E = Cl, Br).
2Iz + 9Oz — I(IO3)3 + 9Oz	(50—60° C),
Iz + 5O3 + HzO = 2HIO3 + 5Oz	(комн.).
5Iz + 2P (красн.) + 8HzO = 2H3PO4 + 10HI	(150—200° C).
Iz + 2Na = 2NaI	(выше 100° C),
3I2 + 2AI = 2A1I3	(комн., кат. HzO).
Iz + KI (конц.) = K[I(I)z](p). Iz + 2HEO3 = 2HIO3 + Ez	(E = Cl, Br),
Iz + 2HEO4 (конц.) + 4HzO = 2H3IO« + Ег. 7Iz + 5CIzO7(m> = 7IzO3 + 5Clz. 2h (суспензия) + HzO + HgO = 2HIO + Hglzi	(0—2° C).
Iz + 7KrFz = 2IFz + 7Kr Iz + 5NaCIO + 2NaOH = 5NaCI + 2NaIO3 + H2O, Iz + 5H20z (конц., гор.) = 2HIO3 + 4H2O. Iz (суспензия) + H2S (насыщ.) = 2HI + Si, Iz + SOz + 2HjO = 2HI + H2SO4,	(комн.),
Iz + 2NazSO3S(p) = 2NaI + Na2S4O4. Iz + H(PHzOz) + HzO = Hz(PHO3) + 2HI. Iz + 3Fz + 2MF = 2M[IF4]	(M = K, Rb, Cs).
Iz + Cl2 + 2MC1 (конц.) = 2МРС12]	(кип., M = К, Rb, Cs),
Iz + Br2 + 2МВг (конц.) = 2M[IBr J	(M = K, Cs).
2Iz + 3IzO5 + IOHzSO« (конц.) = IO(IO*)HS04 (желг.)4- + 5HzO.
24. 3lx«)^=* Ц + ПОЪГ.
Iztr)^ 21°
(выше 900° С).
S20. Hl — ИОДОВОДОРОД
Бесцветный газ, при умеренном нагревании частично разлагается. Хорошо
растворяется в воде, сильная кислота; 57—70%-й раствор называют концент-
рированной иодоводородной кислотой. Растворяется в холодном этаноле (сла-
бый электролит). В растворе окисляется на воздухе (для стабилизации добав-
ляют красный фосфор). Реагирует с концентрированной серной кислотой,
271
щелочами. Переводит в раствор серебро и ртуть. Типичный восстановитель (за
счет Г1). Получение см. 3532, 5197' 1 ”.
М, = 127,91; р = 5,7891 г/л (н.у.); tm = -50,9° С;
/кип = -35,4° С; к, = 234(|О).
1.	2Н1 <=* Н2 + 12
2.	Н1 4Н2О(Т) = Н1(ж) + 4Н2О
3.	Н1 (разб.) + Н2О =Г + Н3О+.
4.	14HI (конц.) + 2H2SO4 (конц.) = 71г + H2S + S4- + 8Н2О.
5.	Hl (разб.) + NaOH (разб.) = Nal + Н2О.
(выше 200° С).
(выше -37° С).
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
6Н1(р) + Ог (воздух) <	> 2Н[1(1)г] + 2НгО	(комн., в темноте),
4Н1(р) + Ог (воздух) = 21 + 2НгО	(на свету, кат. Си).
2Н1(Г) + S = I2 + HiS	(500° С).
4Н1 (конц.) + 2Ag = 2H[Agb] + Н2Т, 4Н1 (конц.) + Hg = H2[Hgl4] + Н2Т.
2HI + CI2 (разб.) = I2 + 2НС1	(комн.),
Hl + ЗС1г (насыщ.) + ЗНгО (гор.) = НЮз + 6НС1.
2Н1 + НЕО = НЕ + 121 + Н2О	(Е = С1, Вт).
6Н1 (разб.) + НЕОз (разб.) = НЕ + 312J- + ЗН2О	(Е = С1, Вг),
5HI (конц.) + 6НЕО3 (конц.) = 5Н10з + ЗЕг + ЗНгО.
5Н1 (конц.) + НЮз = 312^ + ЗНгО	(комн.).
2HI + NO2 = hJ- + NOt + Н2О.
2HI (разб.) + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + |2| + H2SO4,
14HI (конц.) + К.2Сг2О7(т) = 2Сг1з + 12J- + 7Н2О + 2К[1(1)г],
4Н1 (конц.) + МпОг = МпЬ + hl + 2НгО.
521.12O5 — 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. 5191*, 5231, 530s.
М, = 333,80; d= 4,799; /пл * 300° С (разл ); к, = 253,4(М), 360,8(8О).
1.	2120s = 21г + 5О2	(300—500° С).
2.	120з + Н2О= 2НЮз.
3.	hOs + 2H2SO4 (безводи.) = 2(IO2)HSO4 + Н2О.
4.	I2Os + 2NaOH (разб.) = 2NalO3 + Н2О.
5.	2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2	(0° С, в жидк. HF),
2I2O5 + 2F2 = 4IO2F + О2	(110° С; примеси IFS, IOF3).
6.	I2O5 + 5СО = 5СОг + h	(комн.).
7.	120з + 10НС1 (конц.) + 2КС1 = 2K[ICU] + 2Cl2t + 5Н2О.
272
522. HIO — ИОДНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
В свободном виде не выделена. Существует в разбавленном растворе, окрашен-
ном в зеленоватый цвет; раствор стабилизируется иодом. Очень неустойчива
Проявляет амфотерные свойства как слабая кислота НЮ и слабое основание
ЮН — гидроксид иода(1); основные свойства в растворе преобладают. Разла-
гается щелочами. Получение см. 51917. 5322, 534.
М,= 143,91.
1.	5Н1О —х—> НЮз + 2121 + 2Н2О
2.	НЮ + Н2О 10" + Н3О+; р/С = 10,64,
ЮН + Н2О <=? 1+ • Н2О? + ОН"; ptfo = 9,52.
3.	НЮ + 12 = 12 НЮ (или 12 1ОН)(Р),
i2 юн <=► i; + он-.
4.	НЮ + НзО+ <=* Н2О + 1+ • Н2О?
(комн.)
(в разб. НСЮ4)
5.	ЗНЮ + 3NaOH (разб.) = 2Nal + NaIO3 + ЗН2О.
523.	НЮз — ЙОДНОВАТАЯ КИСЛОТА
Белая, при плавлении разлагается. Хорошо растворяется в воде, сильная кис-
лота. Растворяется в концентрированной азотной кислоте, сероуглероде. Ней-
трализуется щелочами. Окислитель; реагирует с концентрированными хлоро-
водородной и иодоводородной кислотами. Окисляется электролитически. По-
лучение см. 5192 '°'	5212, 5265 6, 53O2.
М, = 175,91; d = 4,629; г„л = 110° С (разл.);
к, = 286((1), 309.4(М), 472,2(КО).
1.	ЗНЮз = Н1зОк + Н2О
2Н10з = 12О5 + Н2О
2.	НЮз (разб.) + Н2О = 10; + НзО"
3.	2НЮз (конц.) + 10НС1 (конц., хол.) = 121 + 5С12Т + 6Н2О,
НЮз + 5HI (конц.) = 312Ф + ЗН2О
4.	НЮз + NaOH (разб.) = NalOs + Н2О.
5.	2НЮз(т) + H2SO4 (конц.) = (IO+)2SO4 + О2 + 2Н2О
2НЮз (разб.) + (IO+)2SO4 = 2(Ю+)Ю31(желт.) + H2SO4
6.	2Н10з + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I21 + H2O,
2НЮз + 5H2SO4 + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + I21 + 6H2O.
7.	НЮз + 3H2O эле?тролиз > (катод) + НзЮб (анод).
(110—120° С).
(240—250° С).
(комн).
(60—80° С),
(комн).
524.	NaIO3 — ИОДАТ НАТРИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.
Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Сильный окислитель в кислотной
среде, слабый восстановитель. Получение см. 2810, 3810, 5194 5	5214.
273
Mr = 197,89; d = 4,277;	= 422° C; ka = 9,5<2S), 26,6<W).
1.	2NaIO3 = 2NaI + 3O2	(выше 500° C),
2.	NaIO3 H2O = NalOj + H2O	(80—100° С, вак.).
3.	NaIO3 (разб.) + 4H2O = [Ка(НгО)4]+ + IO,	(pH 7).
4.	2NaIOXT) + 12HC1 (конц.) = I2i + 5Cl2t + 2NaCl + 6H2O.
5.	NalO3 + 3H2SO4 (разб.) + 5NaI = 3I2J- + 3H2O + 3Na2SO4.
6.	NaIO3 + 3H2O2 = Nal + 3O2t + 3H2O	(в разб. HNO3).
7.	NaIO3 + H)O + 2Fe = Nal + 2FeO(OH)J-	(кип., на воздухе).
8.	NaIO3 + 6NaOH (конц.) + Cl2 = NasIO6i + 2NaCl + ЗНгО	(кип ),
NaIO3 + 4NaOH (разб.) + K2S2O4(O2) = Na3H2IO6'i' + K.2SO4 + Na2SO4 +
+ H2O	(кип.).
9.	NaIO3 (конц.) + MNO3 (конц.) = М1О34, + NaNO3 (M = K, Rb, Cs, Ag).
10.	NaIO3 + 2NaOH (разб.) + H2O эле*троли:>> н2Т (катод) +
+ Na3H2IOei (анод).
NaIO3 + H2O злектР°Л1Р> и2T (катод) + NalO4 (анод) (в разб. HNO3).
525. KIO3 — ИОДАТ КАЛИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Умеренно растворяется в воде
(гидролиза иет). Из кислых растворов кристаллизуется аддукт КЮ3 • НЮ3.
Сильный окислитель в кислотной среде, слабый восстановитель. Получение см.
59s", 44O10, 497s, 5291.
М, = 214,00; </=3,93;	= 560° (разл.); к, = 8,1<20), 24,5<“0).
1.	2КЮ3 = 2K.I + ЗО2	(560—650° С).
2.	КЮ3 (разб.) + 6Н2О = [К(Н2О)бГ + IOJ	(pH 7).
3.	2КЮ3 + 12НС1 (конц.) = 121 + 5С12Т + 6Н2О + 2К.С1.
4.	КЮ3 + 3H2SO4 (разб.) + 5K.I = 31J + ЗН2О + 3K2SO4.
5.	КЮ3 + ЗН2О2 = KI + 3O2t + ЗН2О	(в разб. HNO3).
6.	2КЮ3 + 6К.ОН (конц.) + 2С12 = K4H2I2Ot0 + 4К.С1 + 2Н2О,
К4Н212Ою + 2HNO3 (разб.) = 2К.ЮД + 2KNO3 + 2Н2О.
7.	КЮ3 + 2К.ОН (конц.) + K2S2Ot(O2) = К.ЮД + 2K2SO4 + Н2О.
8.	КЮ3 + Н2О электролиз> н2Т (катод) + К.ЮД (анод) [в разб. HNO3],
526. Н51О6 — ОРТОИОДНАЯ КИСЛОТА
Белая, гигроскопичная. При нагревании в вакууме переходит, в частности, в
метаиодную кислоту Н1О4. Хорошо растворяется в воде, слабая кислота.
Нейтрализуется разбавленными щелочами не полностью. Проявляет окисли-
тельные свойства. Получение см. 519IS, 523’, 5272, 528s, 5312.
М, = 227,94;	= 122° С (разл.).
274
1.	2HsIO6 = H4I2O9 + 3H2O
Н5Ю6 = HIO4 + 2Н2О
4Н5Юб= 2(IOJ )Ю4+О2+ 10Н2О
2Н5Ю6 = I2O5 + 5Н2О + О2
2.	Н5Юб (разб.) + Н2О<=> H4IO6 + Н3О+; pX, = 1,55,
Н,Ю6 + Н2О Н3Ю£- + НзО+; рКк = 8,27,
H3IOj- + Н2О <=* Н2Ю£- + Н3О+; рКк = 14,98.
3.	Н5Юб (разб.) + 3NaOH (разб.) = NajFbIOeJ- + ЗН2О.
4.	Н5Ю6 + 2NO2 = НЮз + 2HNO3 + Н2О.
5.	5HsIOe + 2MnSO< = 2НМпОч + 5НЮз + 2H2SO4 + 7Н2О.
6.	HsIOstr) + H2SO4 (95%) = [I(OH)6]HSO4
(80° С, вак),
(100° С, вак.),
(117° С, вак ),
(выше 122° С).
(комн.)
527. ГЧазНгЮб — ДИГИДРООРТОПЕРИОДА Т НАТРИЯ
Белый, при плавлении разлагается. Очень плохо растворяется в воде, кристал-
логидратов не образует. Нейтрализуется концентрированными щелочами
Окислитель. Получение см. 2812, 386, 5248'|0, 5263.
Л/г = 293,88;	= 200° С (разл ); к, = 0,15<25).
1.	гКазНзЮ» = 2NaIO3 + 4NaOH + О2	(200—250° С)
2.	МазНгЮб + 2HNO3 (коиц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3	(0—10° С).
МазНгЮв + 2HNO3 (конц.) = NaIO4 + 2NaNO3 + 2НгО	(комн).
МазНгЮб + 3HNO3 (конц.) = Н5Ю6 + 3NaNO3	(60—70° С)
3.	ЫазНгЮб (насыщ.) + 2NaOH (конц.) = NasIOei + 2НгО.
4.	5Na3H2lO6 + 3H2SO4 (коиц.) + 2MnSO4 = 2НМпО4 + 5NaIO3 + 5Na2SO4 +
+ 7Н2О	(80° С)
5.	2МазН2Юб + 3Ba(NO3)2 = Ваз(Н21Об)2 + 6NaNO3	(в разб. HNO3)
6.	МазНгЮб + 3AgNO3 = AgsIOsJ- + 2NaNO3 + HNO3 + Н2О.
528. NaIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ НАТРИЯ
Белый, при нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворяется в воде с
частичным изменением состава аниона. Разлагается концентрированными кис-
лотами, щелочами. Окислитель. Получение см. 52410, 5272.
Мг = 213,89; d= 3,865;	= 300° С (разл ); к, = Ю,2<20), 38,8<5О).
1.	2NaIO4 = 2NaIO3 + О2
2.	NaIO4 ЗН2О = NaIO4 + ЗН2О
2{NaIO4 ЗН2О} = 2NaIO3 + O2 + 6H2O
3.	NaIO4 (насыщ.) + ЗН2О = NaH41O6 НгО4
4.	NaIO4 (разб.) + 4H2O = [NaOWhf + IO; ,
IO; + ЗН2О <=* H3IO^+ H3O+; pXt = 9,73
(300—325° C)
(110°C, вак ).
(175° C)
(0—10° C)
(коми.).
275
ю; + 2HiO <=* НЧЮ6; Кс = 0,035	(0— 10° С).
5.	NaIO4 + HNOj (конц.) + 2Н2О = HjIOe + NaNOj	(кип.).
6.	NaIO4 + 2NaOH (разб.) = Na3H2IO6i.
7.	5NaIO4 + 3H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 5NaIO3 + 2H2SO4
(в разб. HNOj).
8.	NaIO4 (насыщ.) + MNOj (конц.) = МЮД + NaNOj (M = K, Rb, Cs).
9.	NaIO4 + 2Na2O = Na5IO6	(350—500° C).
529.	KIO4 — МЕТАПЕРИОДАТ КАЛИЯ
Белый, при умеренном нагревании разлагается, плавится только под избыточ-
ным давлением О2. Плохо растворяется в воде. Кристаллогидратов не образу-
ет. Действием концентрированных кислот и щелочей переводится в раствор с
изменением состава аниона. Окислитель. Получение см. 5143, 525е-*.
Мг = 230,00; d- 3,618; tm = 582° С (р); к, = 0,42(М), 4,44(Ю).
1.	2КЮ4 = 2КЮз + О2	(290° С).
2.	КЮ4 + HNOj (конц.) + 2Н2О = Н5Ю6 + KNOj	(кип.).
3.	гКЮ^ + 2КОН (конц.) = K4H2I2O)0(rt.
4.	5КЮ4 + ЗН2О + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 4КЮ3 + 2H2SO4 (в разб. HNOj).
530. IFs — ПЕНТАФ