Полная версия

Главная arrow Математика, химия, физика arrow Логика в химии

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   СОДЕРЖАНИЕ ПОСМОТРЕТЬ ОРИГИНАЛ   >>

Правила взаимодействия металлов с неметаллами

Химическое поведение металлов по отношению к неметаллам. Базовая система формул

Рассмотрим основной ряд металлов М:

Li, Be, Na, Mg, АI, К, Са, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Си, Zn, Ga, Ge, Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Cs, Ba, La, Hf Та, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi.

Он состоит из 49 элементов таблицы Д.И. Менделеева, расположенных в порядке возрастания их атомных весов. Прежде всего определим химическое отношение каждого металла ряда М ко всему ряду неметаллов L.

Литий

Многие химические реакции лития протекают менее энергично, чем у других щелочных металлов. С водородом при 500°С литий дает гидрид ЫН, поэтому можем записать

Ы(Н).

Из боридов щелочных металлов описаны NaB4, КВ4. Они могут быть получены взаимодействием элементов при температуре около 1000°С (под давлением). Для лития подобные данные не найдены, поэтому пока принимаем, что

Ы(В).

С азотом и углеродом непосредственно соединяется только литий при 250°С. Карбид лития Ы2С2 может быть получен из элементов лишь при нагревании

Ы(С).

Во влажном воздухе литий образует преимущественно Li3N, при небольшом нагревании в токе сухого азота образуется Li?N

Li(N).

Литий окисляется кислородом воздуха при нагревании. С сухим кислородом при нагревании литий горит голубым пламенем с образованием Li iO

Ы(О).

Литий непосредственно соединяется с галогенами (с йодом при нагревании)

Li(F, Cl, Br, I).

Силициды щелочных металлов могут быть получены из элементов при 600-700°С (в замкнутой системе). Для лития известны силициды Li2Si, Li4Si, а для остальных щелочных металлов характерен тип силицида MSi

Li(Si).

Для фосфидов щелочных металлов характерны формы М2Р (М=Ы, Na, К) и М2Р$ (M=Na, К, Rb, Cs). Известен также фосфид ЫР. Все эти вещества могут быть получены прямым взаимодействием элементов

Li(P).

С расплавленной серой литий дает Li2S

Li(S).

Для мышьяка данные не найдены, поэтому пока принимаем

Li(As).

Аналогично сульфидам селениды и теллуриды известны для всех щелочных металлов. При обычных условиях они бесцветны (кроме желтоватого Cs2Te). Поскольку прямых указаний на реакцию лития с селеном и теллуром не найдено, то принимаем, что

Li(Se, Те).

Таким образом, химическое поведение лития по отношению к неметаллам описывается базовой формулой

Она означает, что в доступной области условий литий реагирует со всеми неметаллами, кроме бора, мышьяка, селена и теллура.

Бериллий

С водородом до 1300°С бериллий не взаимодействует. Гидрид ВеН2 (AG°/= 115,7 кДж/моль) из простых веществ не образуется

Ве(Н).

Основными типами боридов бериллия являются, по-видимому, Ве4В, Ве2В, ВеВ4, ВеВб, а для магния - MgB2, MgB4, MgB6. Данные о непосредственном взаимодействии бериллия с бором не найдены, поэтому принимаем

Ве(В).

С углеродом при 1700-2100°С бериллий образует Ве2С

Ве(С).

При взаимодействии бериллия с азотом при 500-900°С получается нитрид Be3N2. Следовательно,

Be(N).

На воздухе при температуре выше 800°С бериллий сгорает с образованием ВеО

Ве(О).

С галогенами бериллий легко соединяется и образует ВеГ2. Безводный ВеС12 получают при нагревании металлического бериллия в токе сухого хлора. Методы получения и свойства ВеВг2 аналогичны хлориду

Be(F, Cl, Br, I).

С кремнием бериллий сплавляется, но определенных соединений с ним не образует

Be(Si).

С фосфором при температуре выше 750°С бериллий образует Ве3Р2

Ве(Р).

При нагревании бериллий соединяется с серой

Be(S).

Спеканием бериллия с мышьяком, селеном и теллуром получены BeAs2, BeSe, ВеТе

Be(As, Se, Те).

Натрий

Химическая активность натрия весьма высока. При 200°С он начинает поглощать водород, образуя гидрид NaH. Реакция идет при пропускании сухого водорода над слегка нагретым натрием

Na(H).

Борид натрия (NaB4) может быть получен взаимодействием элементов при 1000°С (под давлением)

Na(B).

При 800-900°С с углеродом он образует карбид (ацетиленид) Na2C2. С графитом натрий образует соединения включения

Na(C).

С азотом в электрическом разряде натрий дает нитрид Na3N или азид NaN3

Na(N).

На воздухе выше 200°С натрий загорается. В зависимости от условий натрий окисляется до оксида Na20 или пероксида Na202

Na(O).

При обычной температуре натрий самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом нагревании он энергично взаимодействует с бромом и йодом

Na(F, Cl, Br, I).

Силицид натрия может быть получен из элементов при 600-700°С

Na(Si).

Для фосфида натрия характерны формы Na2P, Na2P5. Они могут

быть

получены прямым взаимодействием элементов

Na(P).

Натрий энергично взаимодействует с серой (растирание натрия с порошком серы сопровождается взрывом)

лад.

Данные о взаимодействии натрия с мышьяком не найдены, поэтому принимаем

Na(As).

С селеном и теллуром натрий образует халькогениды составов Na2X, NaX, NaX2, Na2X3. Поскольку данные о непосредственном взаимодействии натрия с селеном и теллуром не найдены, то пока можем принять

Na(Se. Те).

Базовая формула для натрия принимает вид

Магний

С водородом магний непосредственно не взаимодействует. А при 570°С и давлении 20 МПа в присутствии Mgl2 магний образует гидрид MgH2

Mg(H).

При нагревании магния с бором (900°С) образуются бориды, например MgB2. Основными типами боридов магния являются, по-видимому,

MgB4, MgB6

Mg(B).

С углеродом магний при нагревании образует карбиды, например

MgC2

Mg(C).

На воздухе магний сгорает, образуя MgO, Mg3N2. С азотом при 780- 800°С он образует нитрид Mg3N->

Mg(N, О).

С галогенами магний легко взаимодействует уже при обычной температуре, образуя галогениды Mgr?>

Mg(F, Cl, Br, I).

С кремнием при 500-1200°C магний образует силицид MgiSi

Mg(Si).

Для фосфора и мышьяка данные не найдены

Mg(P, As).

При нагревании магния с серой, селеном и теллуром образуются халькогениды MgS, MgSe, MgTe. Поэтому можем записать

Mg(S, Se, Те).

В итоге получается формула Алюминий

При взаимодействии атомарного водорода с парами алюминия при очень низкой температуре -196°С получается гидрид А1Н, А1Н->

А1(Н).

При взаимодействии расплавленного алюминия с бором образуются бориды, например А1В-,

A 1(B).

При температуре 2000°С алюминий соединяется с углеродом

А1(С).

Порошкообразный алюминий выше 800°С с азотом образует нитрид A IN

Al(N).

На воздухе алюминий покрывается тонкой прочной беспористой пленкой А1203, защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокую коррозионную стойкость

Al(O).

При комнатной температуре алюминий реагирует с хлором, бромом и йодом, образуя А1С13, А1Вг3, А113 , при 600°С с фтором, образуя AIF3

Al(F, Cl, Br, I).

Для кремния данные не найдены, поэтому пока принимаем

Al(Si).

С фосфором при 500°С алюминий образует фосфид А1Р

А1(Р).

Выше 200°С алюминий реагирует с серой, давая Al2S3

Al(S).

Теплота образования AlAs из элементов (28 ккал/моль) близка к теплоте образования А1Р (29 ккал/моль). Данные об условиях взаимодействия алюминия с мышьяком не найдены, поэтому принимаем

Al(As).

С селеном и теллуром алюминий соединяется при нагревании с взрывом

Al(Se, Те).

Базовая формула для алюминия имеет вид

Калий

Калий химически очень активен. При нагревании до 200-350°С калий реагирует с водородом с образованием гидрида КН

К(Н).

Борид калия КВ() можно получить взаимодействием элементов при ~1000°С (под давлением)

К(В).

С углеродом при 250-500°С калий образует слоистые соединения состава С8К-Сб0К

К(С).

С азотом калий не взаимодействует даже под давлением при высоких температурах. Нитрид калия можно получить взаимодействием паров калия с азотом в поле тихого электрического разряда. С азотом, возбужденным электрическим тлеющим разрядом, могут соединяться все щелочные металлы. В зависимости от условий опыта, при этом возникают нитриды MjN или азиды MN3. Нитрид калия (а также рубидия и цезия) взрывчаты

K(N).

Калий легко взаимодействует с кислородом воздуха, давая оксид К20, пероксид К20? и надпероксид К02

к(д).

Калий воспламеняется в атмосфере фтора, слабо взаимодействует с жидким хлором, но взрывается при соприкосновении с бромом и растирании с йодом

K(F, Cl, Br, I).

Силициды щелочных металлов могут быть получены из элементов при 600-700°С (в замкнутой системе)

K(Si).

При нагревании калия с фосфором в атмосфере азота образуются фосфиды, например К3Р

К(Р).

С серой, селеном и теллуром при нагревании калий образует K2S, KiSe, К?Те

K(S, Se, Те).

Для мышьяка данные не найдены, поэтому принимается

K(As).

Базовая формула для калия имеет вид Кальций

В токе сухого водорода при 250°С кальций дает гидрид СаН2.

Реакция сопровождается воспламенением:

Са(Н).

Для получаемых синтезом из элементов боридов металлов для кальция характерен состав СаВ^

Са(В).

При накаливании кальций соединяется также с углеродом, образуя карбид СаС2:

Са(С).

При нагревании в азоте (450°С) кальций загорается и образует нитрид Ca^Ny.

Ca(N).

При нагревании на воздухе и в кислороде кальций воспламеняется. На воздухе при обычной температуре кальций покрывается пленкой, содержащей окись СаО, перекись СаО?> и нитрид Ca^N2:

Са(О).

Кальций интенсивно реагирует с галогенами с образованием СаГу.

Ca(F, Cl, Br, I).

При нагревании с кремнием кальций образует силициды, например

CaSi2:

Ca(Si).

Из фосфидов кальция известны Са2Р2, СаР, СаР2, которые могут быть получены из элементов:

Са(Р).

С халькогенами при нагревании кальций образует халькогениды

CaS, CaSe, СаТе:

Ca(S, Se, Те).

Для мышьяка данные не найдены, поэтому принимаем, что

Ca(As).

Базовая формула для кальция имеет вид Скандий

Скандий химически высоко активен. При более или менее сильном нагревании скандий и его аналоги реагируют с большинством неметаллов. С водородом он реагирует при температуре выше 450°С с образованием гидрида ScHx, х<2:

Sc(H).

С бором скандий реагирует при нагревании свыше 1000°С. Известно соединение ScBy

Sc(B).

С углеродом при 600-900°С образуются карбиды. Известны соединения Sc С, Sc4C3:

Sc(C).

С азотом при 600-800°С скандий образует нитриды ScN:

Sc(N).

В кислороде он окисляется при 200°С:

Sc(0).

Безводные хлориды скандия и его аналогов образуются при нагревании смешанных с углем окислов в токе хлора. С галогенами при 400- 600°С скандий образует галогениды ScT?:

Sc(F, Cl, Br, I).

Простейшим методом получения силицидов скандия и его аналогов является их прямой синтез из элементов при нагревании свыше 1000°С. Описаны ScSi, Sc3Si5:

Sc(Si).

С фосфором при температуре 400-600°С образуется фосфид. Известен фосфид ScP:

Sc(P).

Сульфид Sc2S2 может быть получен непосредственно синтезом из элементов при 400-600°С:

Sc(S).

Для скандия известен также селенид типа Sc2Se2, реакция протекает при 600-800°С:

Sc(Se).

Для мышьяка и теллура данные не найдены, поэтому принимается

Sc(As, Те).

Базовая формула для скандия имеет вид

Титан

При высоких температурах титан и его аналоги (цирконий и гафний) становятся химически очень активными. В этих условиях они энергично соединяются не только с галогенами, кислородом и серой, но также с углеродом и азотом. Порошки их способны поглощать большое количество водорода. Простейшим методом синтеза гидридов титана и циркония является длительное нагревание и затем медленное охлаждение металла в атмосфере водорода под тем или иным давлением:

Ti(H).

С бором титан образует два соединения: TiB, TiB2. Спеканием порошков титана и бора в атмосфере аргона при 2000°С или в вакууме при 1800-2000°С выделены бориды, например TiB:

Ti(B).

Карбид титана получают его взаимодействием с углеродом при 1900-2000°С:

П(С).

При 1200°С компактный титан загорается на воздухе и в атмосфере азота. Стружка и порошок титана пирофорны. В кислороде порошок титана загорается при температуре выше 500°С, в азоте - выше 800°С:

Ti(N,0).

Галогениды титана получают из простых веществ. Взаимодействие титана с фтором наступает уже при 150°С, с другими галоидами при 300-400°С:

Ti(F, Cl, Br, I).

Спеканием порошков титана и кремния в вакууме получены типичные силициды TiSi, Ti(Si)2:

Ti(Si).

Для фосфидов титана и его аналогов характерны типы М2Р, МР, МР2. Поскольку прямые данные о взаимодействии титана с фосфором не найдены, то принимаем

П(Р).

Для титана известны халькогениды, которые были получены взаимодействием элементов при нагревании:

Ti(S, Se, Те).

Для мышьяка данные не найдены, поэтому

Ti(As).

В итоге получаем базовую формулу для титана

Ванадий

В виде порошков ванадий и его аналоги, ниобий и тантал, при нагревании соединяются с кислородом, галогенами, серой и азотом. С водородом ванадий образует твердые растворы. Компактный ванадий хорошо поглощает водород лишь после предварительной подготовки (путем нагревания в атмосфере водорода и затем в вакууме), или если он является катодом при электролизе. В индивидуальном состоянии были получены NbH2 и VH2 (медленно разлагающийся на воздухе), тогда как ТаН2 получить не удалось:

V(Н).

Спеканием ванадия и бора можно получить диборид VB2:

У(В).

При температуре выше 800°С с углеродом ванадий образует карбид VC:

V(C).

При температуре выше 700°С с азотом ванадий образует нитрид VN:

V(N).

В токе кислорода при 600-700°С происходит интенсивное окисление компактного металла до V205. В сжатом кислороде тонко измельченный ванадий сгорает главным образом до высшего оксида, но наряду с этим образуются и низшие оксиды:

v(0).

При взаимодействии ванадия и фтора при 300°С получают пентафторид VF5:

V(F).

Силицид (силицид триванадия) получают из ванадия и кремния конденсацией паров в вакууме или взаимодействием в твердой фазе:

V(Si).

Для ванадия и его аналогов известны и фосфиды состава МР. Прямые данные о взаимодействии ванадия с фосфором не найдены, поэтому принимаем

У(Р).

Черный сульфид ванадия VS может быть получен из элементов при 1000°С:

V(S).

При взаимодействии ванадия с хлором при 200-300°С получают тетрахлорид VCl4:

V(Cl).

С мышьяком ванадий соединяется при нагревании, образуя VAs и VAs у.

V(As).

Для селена и теллура данные не найдены, поэтому принимаем

V(Se, Те).

В виде порошка ванадий при нагревании соединяется с бромом. Трибромид ванадия близок по свойствам к трихлориду, но менее устойчив

V(В г).

Трийодид VIз получают взаимодействием ванадия и йода при 120— 300°С:

V(I).

Базовая формула для ванадия имеет вид

Хром

Известны соединения хрома с В, С, Si, N, Р, As, S, Se, Те. С водородом хром непосредственно не взаимодействует. Из газовой фазы хром начинает заметно поглощать водород лишь при высокой температуре. Однако путем электролиза можно получать гидриды СгН, СгНу.

Сг(Н).

Хром сплавляется с бором, углеродом и кремнием, с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr(B, С, Si).

Азот поглощается тонким порошком хрома при 800-1000°С с образованием нитрида CrN, а при 1200—1300°С образуется Cr3N:

Cr(N).

Оксид хрома легко образуется при накаливании порошка хрома на воздухе. Нагретый в кислороде до ~300°С хром сгорает с образованием Сг2Оу.

Сг(О).

Фтор действует на хром при температуре выше 350°С:

Cr(F).

Сухой хлор начинает реагировать с хромом при температуре выше 300°С, влажный хлор начинает действовать уже с 80°С:

Сг(С1).

Для фосфора данные не найдены:

Сг(Р).

Пары серы действуют на хром при температуре выше 400°С с образованием серии сульфидов от CrS до Cr3Sg.

Cr(S).

Для мышьяка данные не найдены:

Cr(As).

При сплавлении с селеном хром дает селениды, по составу аналогичные сульфидам:

Cr(Se).

Бром и йод действуют на хром при температуре красного каления:

Cr(Br, I).

Теллуриды имеют состав от СгТе до СгТе3. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Сг(Те).

В итоге получается базовая формула для хрома

Марганец

Марганец взаимодействует с галогенами, давая дигалогениды. При нагревании он взаимодействует с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими неметаллами. Водород довольно хорошо растворим в марганце, но химически с ним не взаимодействует. Марганец поглощает водород с образованием твердых растворов:

Мп(Н).

При сильном нагревании (спекании) он соединяется с бором (спекание элементов в вакууме), углеродом (нагревание в вакууме), кремнием (в расплаве меди), серой (>600°С):

Мп(В, С, Si, S).

При температуре свыше 1200°С марганец воспламеняется в азоте и сгорает в нем, образуя Mn3N2:

Mn(N).

В мелкораздробленном состоянии марганец легко окисляется на воздухе, образуя при температуре выше 800°С окалину:

Мп(О).

Марганец очень энергично реагирует с фтором, образуя MnF2, MnF3:

Mn(F).

С фосфором его реакция также сопровождается появлением пламени:

Мп(Р).

В токе хлора марганец сгорает в дихлорид МпС12:

Мп(С1).

Непосредственно он соединяется также с бромом и йодом, образуя МпВг2, Мп12:

Мп(Вг,1).

Сплавлением марганца с мышьяком, селеном и теллуром получены MnAs, MnSe, МпТе:

Mn(As, Se, Те).

Базовая формула для марганца принимает вид

Железо

Все три металла семейства железа: Fe, Со, Ni (особенно в мелко раздробленном состоянии и при повышенных температурах) поглощают довольно значительное количество водорода. Какие-либо определенные водородные соединения Fe, Со, Ni неизвестны. Твердое железо поглощает водород с образованием твердых растворов внедрения:

Fe(H).

Описаны бориды FeB, Fe2B, однако данные о взаимодействии железа и бора не найдены:

Fe(B).

С азотом железо образует нитриды. При высокой температуре оно энергично реагирует с хлором, серой и фосфором, но не с азотом:

Fe(N).

При высоких температурах 600-1100°С Fe, Со, Ni с углеродом образуют карбиды состава М2С, причем они образуются из элементов эндотермически:

Fe(C).

Железо окисляется кислородом. В очень мелко раздробленном состоянии (5 мкм) все три металла семейства железа обладают пирофорными свойствами, т.е. самовоспламеняются на воздухе уже при обычной температуре. С сухим воздухом компактное железо начинает заметно реагировать лишь при температуре выше 150°С:

Fe(O).

При нагревании с галогенами железо образует галогениды, например FeCl3. Безводные галиды железа (FeF3, FeBrb Fel3) могут быть получены взаимодействием элементов:

Fe(F,Cl, Br, I).

Железо обладает большой склонностью к образованию соединений с углеродом и кремнием. В отличие от карбидов силициды Fe, Со, Ni образуются из элементов с выделением тепла:

Fe(Si).

С фосфором железо образует фосфиды, например FeP. Фосфиды Fe, Со, Ni образуются из элементов со значительным выделением тепла:

Fe(P).

Реакция железа с серой экзотермична, начинается при слабом нагревании, при этом образуется нестехиометрический сульфид, близкий по составу к FeS. Все три сульфида для Fe, Со, Ni могут быть получены взаимодействием элементов:

Fe(S).

Для мышьяка, селена и теллура данные не найдены, поэтому принимаем

Fe(As, Se. Те).

Базовая формула для железа получается в виде

Кобальт

Все три металла семейства железа Fe, Со, Ni (особенно в мелко раздробленном состоянии и при повышенных температурах) поглощают довольно значительное количество водорода. Какие-либо определенные водородные соединения Fe, Со, Ni неизвестны. Металлический кобальт заметно поглощает водород, не образуя соединений. Гидриды кобальта получают косвенным путем:

Со(Н).

Из боридов кобальта описаны С03В, Со2В, СоВ, СоВ2 (1200°С). При нагревании кобальт взаимодействует почти со всеми неметаллами, образуя СоГ2, Со2С, СоВ2, Co2N, а также твердые растворы с Н, В, О:

Со(В, С, N, F, С1, Вг, I).

Расплав кобальта реагирует с углеродом, давая карбид С03С, который при кристаллизации разлагается. Помимо СоС2, который может быть получен взаимодействием элементов при 500-800°С, для кобальта известен и карбид Со2С:

Со(С).

Кобальт медленно растворяет азот, образуя при 600°С твердый раствор. Кислородом кобальт окисляется лишь при 300°С. Тонкодисперсный кобальт - пирофорен:

Со(0).

При сплавлении с кремнием образует силициды, например CoSi:

Co(Si).

Фосфиды Fe, Со, Ni образуются из элементов со значительным выделением тепла. При действии паров фосфора образуется фосфид, например СоР:

Со(Р).

Все три сульфида для Fe, Со, Ni могут быть получены путем энергично протекающего взаимодействия элементов. При сплавлении с серой образуется моносульфид CoS:

Co(S).

Безводный СоС12 получается при сгорании кобальта в токе хлора:

Со(С1).

Кобальт сплавляется также с мышьяком, образуя арсениды. Из диаграммы состояния системы As-Со следует существование соединений C03AS, Co2As, C3AS2 и Со As. Для некоторых арсенидов кобальта известны теплоты образования из элементов:

Со (As).

При сплавлении с селеном и теллуром образуются селениды и теллу- риды кобальта:

Co(Se, Те).

Безводный Со12 может быть получен непосредственным взаимодействием элементов:

Соф.

Для кобальта базовая формула принимает вид

Никель

Как отмечалось выше, все три металла семейства железа Fe ,Со, М (особенно в мелко раздробленном состоянии и при повышенных температурах) поглощают довольно значительное количество водорода. Какие-либо определенные водородные соединения Fe, Со, М неизвестны:

№ (Н).

При сплавлении с бором никель образует бориды. Из боридов описаны Ni3B, NiiB, NiB, NUB]'.

Ni(B).

Расплавленный никель растворяет углерод с образованием карбида NijC, который при кристаллизации разлагается с выделением графита. Область равновесного состояния системы

ЗМ + С = Ni3C

оценивается интервалом 900-2100°С:

ЩС).

Азот почти не поглощается никелем вплоть до 1400°С. Поскольку данные о реакции никеля с азотом не найдены, то принимаем

Ni(N).

Тонко дисперсный порошок никеля пирофорен. Компактный никель начинает реагировать с кислородом при 550°С:

М(О).

Безводные соли МГ2 могут быть получены действием соответствующих галогенов на никель. Так, безводный NiCl2 получается при сгорании никеля в токе хлора:

Ni(F, Cl, Br, I).

При сплавлении никеля с кремнием образуются силициды. Реакция протекает с выделением тепла:

Ni(Si).

С парами фосфора никель образует фосфиды. Реакция протекает со значительным выделением тепла:

М(Р).

При нагревании (в особенности в измельченном состоянии) никель легко окисляется галогенами, серой, селеном, теллуром, образуя галогениды, сульфиды, селениды, теллуриды:

Ni(S, Se, Те).

Никель легко соединяется не только с серой, но и с мышьяком. Он сплавляется с мышьяком с образованием арсенидов. Арсениды NiAs, NiAs2 встречаются в виде минералов:

Ni(As).

В результате получаем базовую (Ьонмулу для никеля

Медь

С молекулярным водородом медь не реагирует даже при высоких температурах, если не принимать во внимание образование летучего гидрида, который в минимальных количествах образуется только при очень высокой температуре и может быть обнаружен исключительно спектрографически. Однако медь вступает в реакцию с атомарным водородом, правда при этом образуется (очень неустойчивый) твердый гидрид:

Си(Н).

По отношению меди к бору данные не найдены, поэтому принимаем

Си(В).

С углеродом медь и ее аналоги непосредственно не соединяются. Карбиды CU2C2, Ag2C2, AU2C2 в сухом состоянии чрезвычайно взрывчаты:

Cu(Q.

С азотом сама медь и элементы ее подгруппы непосредственно не соединяются. Нагревание C113N выше 300°С ведет к его распаду на элементы:

Cu(N).

Заметное окисление меди кислородом начинается при температуре около 200°С. При обычной температуре компактная медь заметно не подвергается воздействию сухого кислорода воздуха. При нагревании она тускнеет в результате образования поверхностного слоя окиси. При более сильном нагревании она полностью переходит в Си20, а при более высоком давлении кислорода - в СиО. Продукты окисления Си20, СиО встречаются в виде минералов:

Си(О).

Медь активно реагирует с галогенами. Она соединяется с хлором, бромом и йодом уже при обычной температуре. Взаимодействие элементов подгруппы меди с галоидами сильно ускоряется в присутствии влаги, при нагревании и под действием света:

Cu(F, Cl, Br, I).

При сплавлении меди с кремнием образуются силициды:

Cu(Si).

Фосфиды меди Си3Р, СиР2 могут быть получены взаимодействием элементов:

Си(Р).

При контакте меди с парами серы или при ее сплавлении с серой образуется сульфид. Сульфид Cu2S встречается в природе и является важной промышленной рудой меди. Он может быть синтезирован путем действия только давления (порядка тысяч атмосфер) на смесь тонких порошков Си и S:

Cu(S).

По отношению меди к мышьяку данные не найдены, поэтому принимаем

Cu(As).

Ярко выраженным сродством медь обладает не только к сере, но и к селену. При контакте с парами селена образуются селениды. При сплавлении меди с селеном также образуются селениды:

Cu(Se).

При сплавлении меди с теллуром образуются теллур иды:

Си(Те).

Базовая формула для меди принимает вид

Цинк

С водородом цинк не взаимодействует, гидрид ZnH2 получают косвенными методами:

Zn(H).

По отношению к бору данные не найдены:

Zn(B).

Кипящий цинк растворяет незначительное количество углерода. Из карбидов известно ZnC2. Данные о взаимодействии цинка и углерода не найдены, поэтому

Zn(Q.

С азотом цинк и его аналоги непосредственно не соединяются. С азотом даже в парах цинк заметно не взаимодействует

Zn(N).

Окиси цинка и его аналогов могут быть получены путем непосредственного соединения элементов. При сильном нагревании на воздухе цинк сгорает ярким голубовато-зеленым пламенем с образованием ZnO:

Zn(O).

С галогенами выше температуры плавления (в присутствии паров воды даже при комнатной температуре) цинк образует галогениды:

Zn(F, Cl, Br, I).

Силициды цинка, как и бориды, неизвестны:

Zn(Si).

Если над расплавленным цинком пропускать ток водорода или азота вместе с парами фосфора, то образуется фосфид Zn3P2. При избытке фосфора получается ZnP2. Таким образом, при действии паров фосфора на цинк при нагревании образуются фосфиды Zn^P-> и ZnP<

Zn(P).

При нагревании цинк соединяется с серой. Сульфиды цинка и его аналогов встречаются в виде природных минералов:

Zn(S).

Арсениды Zn3Asy, ZnAs? получают также синтезом из элементов:

Zn(As).

При нагревании цинка с халькогенами получаются халькогениды:

Zn(Se, Те).

Базовая формула для цинка принимает вид

Галлий

По химическим свойствам галлий весьма сходен с алюминием. На воздухе на поверхности металла образуется пленка оксида, защищающая его от дальнейшего окисления. С водородом, углеродом, азотом, кремнием и бором галлий не взаимодействует:

Ga(H, В, Q N).

Галлий реагирует с фтором и хлором при комнатной температуре, с бромом - уже при -35°С (около 20°С - с воспламенением), с йодом - при нагревании:

Ga(F, Cl, Br, I).

Данные о взаимодействии галлия с кремнием не найдены:

Ga(Si).

При накаливании галлий и его аналоги энергично соединяются с кислородом (образуется GaiO3) и серой:

Ga(0, S).

С мышьяком и фосфором он образует арсенид GaAs и фосфид GaP:

Ga(P, As).

С серой, селеном и теллуром при 600-1100°С галлий образует халь- когениды:

Ga(S, Se, Те).

Базовая формула для галлия получается в виде

Г ерманий

С водородом, углеродом, азотом и кремнием германий не реагирует. Известны соединения GeH4, Ge^H(), Ge^H8, Ge^N2:

Ge(H, C, N, Si).

По отношению к бору данные не найдены, поэтому принимаем

Ge(B)-

При температуре выше 700°С германий быстро окисляется на воздухе до GeOy.

Ge(O).

Г ерманий легко взаимодействует с галогенами, давая тетрагалогениды. Так, GeCl4 образуется при сжигании германия в токе хлора. Аналогичным образом могут быть получены GeBr4, Gel4:

Ge(F, Cl, Br, I).

По отношению к фосфору данные не найдены, поэтому

Ge(P).

При температуре выше 600°С с серой германий образует сульфиды GeS, GeSf.

Ge(S).

По отношению к мышьяку данные не найдены:

Ge(As).

С селеном при ~500°С германий образует селенид GeSe:

Ge(Se).

По отношению к теллуру данные не найдены:

Ge(Te).

Базовая формула для германия принимает вид

Рубидий

Рубидий обладает высокой реакционной способностью. Он взаимодействует с сухим водородом при нагревании под давлением 5-10 МПа в присутствии катализатора с образованием гидрида. Имеются данные, что при нагревании рубидия в атмосфере водорода при температуре 350^Ю0°С образуется гидрид RbH:

Rb(H).

Для бора данные не найдены:

Rb(B).

С порошком графита при 200-350°С он образует карбид рубидия:

Rb(C).

С азотом в обычных условиях рубидий непосредственно не взаимодействует. С жидким азотом в электрическом разряде между электродами, изготовленными из рубидия, образуется нитрид:

Rb(N).

На воздухе рубидий мгновенно воспламеняется, образуется Rb02‘.

Rb(O).

Рубидий непосредственно соединяется с галогенами. В атмосфере фтора он воспламеняется. При наличии следов влаги воспламеняется и в хлоре. Взаимодействие рубидия с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. С йодом реакция протекает менее энергично:

Rb(F, Cl, Br, I).

Силицид рубидия RbSi может быть получен из элементов при 600- 700°С (в замкнутой системе):

Rb(Si).

С красным фосфором при 400-430°С образуется фосфид Rb2P5:

Rb(P).

Образование Rb2S при растирании рубидия с порошком серы сопровождается взрывом:

Rb(S).

Для мышьяка данные не найдены:

Rb(As).

При сплавлении рубидия в вакууме с селеном и теллуром получают селенид и теллурид рубидия:

Rb(Se, Те).

Базовая формула для рубидия имеет вид

Стронций

Стронций отличается большой химической активностью, по химическим свойствам сходен с кальцием и барием. Энергично реагирует с активными неметаллами уже при обычных условиях. С менее активными неметаллами (такими, как азот, водород, углерод, кремний и др.) - при более или менее сильном нагревании. При 300^400°С в токе сухого водорода стронций образует гидрид SrH2:

Sr(H).

Для получаемого синтезом из элементов борида характерен состав SrB6:

Sr(B).

При накаливании с углеродом стронций образует карбид SrC2:

Sr(C).

С азотом стронций соединяется уже при слабом нагревании (350°С) с образованием нитрида:

Sr(N).

При нагревании на воздухе он воспламеняется:

Sr(O).

Стронций реагирует и с галогенами:

Sr(F, Cl, Br, I).

С кремнием при нагревании образуются силициды SrSi, SrSi3:

Sr(Si).

Данные для фосфора и мышьяка не найдены, поэтому принимаем

Sr(P, As).

При нагревании стронция с серой, селеном и теллуром образуются халькогениды: SrS, SrSe, SrTe:

Sr(S, Se, Те).

Получаем базовую формулу для стронция в виде Иттрий

Взаимодействуя с водородом при 315-1540°С, иттрий образует гидриды различного состава. Известны YH3, YH2:

Y(H).

Из боридов иттрия известны YB2, YB6, YBI2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Y(B).

При нагревании иттрий реагирует с углеродом:

Y(C).

При 760°С иттрий соединяется с азотом, давая нитрид:

Y(N).

Его интенсивное окисление кислородом воздуха начинается при температуре выше 760°С. При 470°С иттрий загорается на воздухе, горит красноватым пламенем:

Y(O).

При нагревании иттрий реагирует также с галогенами, давая YF3, YCl3, YBr3, YI3. В токе хлора он воспламеняется уже при 200°С:

Y(F, Cl, Br, I).

Данные для кремния и мышьяка не найдены, поэтому принимаем

Y(SLAs).

Сульфид Y2S3 может быть получен из элементов при нагревании:

Y(S).

С фосфором иттрий реагирует также при нагревании:

Y(P).

Известны селенид Y2Se3 и теллурид иттрия. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Y(Se, Те).

Базовая формула для иттрия принимает вид

Цирконий

При высокой температуре цирконий становится химически очень активным. Он соединяется энергично не только с галоидами, кислородом и серой, но также с углеродом и азотом. При нагревании выше 250°С цирконий обратимо поглощает водород, образуя гидриды и твердые растворы. Простейшим методом синтеза гидрида является достаточное нагревание и затем медленное охлаждение металла в атмосфере водорода. Образование гидрида ZrH2 идет с выделением тепла (40 ккал/моль):

Zr(H).

При температурах выше 1500°С цирконий реагирует с бором, образуя бориды:

Zr(B).

Взаимодействием простых веществ при температуре около 2000°С получают карбид циркония ZrC:

Zr(C).

При температуре выше 400°С цирконий взаимодействует с азотом, образуя твердые растворы или нитриды. При 800°С образуется нитрид ZrN:

Zr(N).

Иногда цирконий самовозгорается, в порошкообразном виде он пи- рофорен. Порошок циркония воспламеняется на воздухе уже при температуре около 250°С, при этом образуется диоксид Zr02. Сжиганием циркония в кислороде может быть получена температура до 4650°С. Горящий на воздухе цирконий потушить практически невозможно:

Zr(O).

При температуре 150-400°С с галогенами цирконий образует галогениды ZrF4, ZrCl4, ZrBr4, Zrl4.

Zr(F, Cl, Br, I).

Спеканием циркония с кремнием в вакууме получены силициды

ZrSi, ZrSi2:

Zr(Si).

Цирконий образует фосфиды Zr2P, ZrP, ZrP2 и арсениды. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены, поэтому принимаем

Zr(Z As).

При нагревании циркония с серой, селеном и теллуром он образует сульфид ZrS, селенид ZrSe и теллурид ZrTe. Следовательно,

Zr(S, Se, Те).

Запишем базовую формулу для циркония Ниобий

Этот металл химически довольно устойчив. С водородом ниобий реагирует при температуре выше 250°С (интенсивно при 360°С). Обратимо поглощает водород, образуя твердые растворы внедрения и гидрид:

№(Н).

Известны бориды NbB, NbB2, Nb3В4. Они получаются при нагревании до 1300-2000°С:

№(В).

С углеродом ниобий реагирует при 1200-1600°С:

ЩС).

С азотом ниобий реагирует при температуре выше 400°С. Накаливанием мелко раздробленного ниобия в токе азота можно получить нитрид NbN:

Nb(N).

В компактном виде он начинает окисляться на воздухе выше 200°С. В виде порошка ниобий при нагревании выше 900°С соединяется с кислородом, образуя Nb205:

Nb(O).

В виде порошка ниобий при нагревании соединяется с галогенами, взаимодействует с ними при температуре выше 200°С. С фтором образует NbF5:

Nb(F, Cl, Br, I).

В виде порошка ниобий при нагревании соединяется с серой, образуя NbS2, и селеном Nb2Se2:

Nb(S, Se).

С фосфором он образует фосфид NbP. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Nb(P).

С мышьяком ниобий образует арсенид. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Nb(As).

Данные о реакции ниобия с кремнием и теллуром не найдены, поэтому принимаем

Nb(Si Те).

Запишем базовую формулу для ниобия Молибден

С водородом молибден не взаимодействует и образует твердые растворы:

Мо(Н).

Спеканием простых веществ получают борид молибдена:

Мо(В).

С углеродом при 1100-1200°С он образует карбид М02С, МоС:

Мо(С).

Элементарный азот с трудом связывается молибденом. При температуре выше 1500°С с азотом он дает нитрид M02N, MoN:

Mo(N).

При температуре красного каления (выше 600°С) даже компактный молибден довольно быстро окисляется до М0О3 - наиболее устойчивой формы оксида:

Мо(О).

Фтор реагирует с молибденом, даже на холоде. Фторид MoF6 легко образуется путем непосредственного взаимодействия элементов. При нагревании с фтором, хлором и бромом образует галогениды. Есть данные о получении MoCle, &MoCU можно получить нагреванием порошка молибдена в токе хлора. Напротив, молибден не реагирует с йодом даже в раскаленном состоянии. Таким образом, можем сделать обобщение

Mo(F, Cl, Br ,1).

С кремнием при температуре выше 1200°С молибден образует силицид:

Mo(Si).

С фосфором реакция между элементами проходит при 600-1200°С:

Мо(Р).

С парами серы при температуре выше 440°С молибден дает дисульфид M0S2, который встречается в природе и является важнейшей молибденовой рудой. Спеканием порошка молибдена с серой при 600-800°С был синтезирован M02S3.

Mo(S).

Взаимодействием паров селена с молибденом получают селенид -

MoSe2:

Mo(Se).

Сплавлением молибдена с мышьяком или теллуром в вакууме получены соответствующие соединения:

Mo(As, Те).

Базовая формула для молибдена принимает вид

Технеций

В земной коре технеций практически не содержится. Небольшие его количества возникают при некоторых искусственно проводимых ядер- ных превращениях.

Рутений

По химическим свойствам рутений - типичный представитель платиновых металлов. Рутений поглощает водород с образованием твердых растворов:

Ru(H).

Для боридов известны Ru2B6, RuB2, Ru2B3, RuB. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Ru(B).

Для карбидов получено RuC. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Ru(Q.

С азотом рутений не реагирует. Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Ru(N).

Компактный рутений не окисляется на воздухе до 930°С. В порошкообразном виде при нагревании окисляется до Ru02. При температуре выше 600°С образуются также следы Ru04. Мелкодисперсный рутений (чернь) взрывается на воздухе самопроизвольно:

Ru(O).

Рутений взаимодействует с галогенами, из галидов для всех платиновых металлов известны лишь фториды. Фторид RuF4 получается при нагревании. Нагреванием мелко раздробленного рутения до температуры примерно 300°С в платиновой трубке в токе фтора получен RuF5:

Ru(F, Cl Вт, 1).

Сульфиды, селениды и теллуриды рутения RuS2, RuSe2, RuTe2 получают из элементов при температуре ~650°С. Синтез сульфида рутения можно осуществить при непосредственном взаимодействии элементов, если порошок рутения нагревать с серой в эвакуированной кварцевой ампуле так, что один конец ампулы с рутением находился при 1200°С, а другой, выходящий из печи, поддерживается при 450°С:

Ru(S, Se, Те).

Для фосфидов рутения характерны RuP2, Ru2P, RuP. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Ru(P).

Для мышьяка данные не найдены:

Ru(As).

Для силицидов характерны Ru2Si3, RuSi, Ru2Si2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Ru(Si).

Базовая формула для рутения получается в виде

Родий

Компактный металл при обычных условиях ни с чем не реагирует. Данные о взаимодействии родия с водородом не найдены:

Rh(H).

Из боридов родия известны RhB2, RhB, Rh2B. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Rh(B).

Для углерода и азота данные не найдены. Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Rh(Q N).

Измельченный родий медленно окисляется на воздухе при 600°С, наибольшая скорость окисления при 800°С, при этом образует Rh2Q3.

При температуре свыше 1100°С оксид родия разлагается на элементы. Известен также оксид Rh iO

Rh(O).

Фториды родия образуются при фторировании родиевой черни при 500-600°С. Трихлорид родия образуется при его хлорировании при 250- 300°С:

Rh(F, Cl).

Из силицидов родия известны Rh2Si3, RhSi, Rh2Si2. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Rh(Si).

Из фосфидов родия известны RhP2, Rh2P. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Rh(P).

Сульфиды типа MS2, а также аналогичные по составу селениды и теллуриды известны для всех платиновых металлов (может быть, кроме родия). Однако при нагревании RhCl3 с серой в ампуле было получено Rh2S3. Аналогичным образом были получены Rh2Se3, Rh2Te3. Данные о непосредственно взаимодействии этих элементов не найдены:

Rh(S, Se, Те).

С хлором родий соединяется уже при 250°С. Хлорид RhCl3 образуется при нагревании металлического родия в токе хлора при красном калении. При температуре выше 400°С это соединение распадается на элементы:

Rh(Cl).

Для мышьяка данные не найдены:

Rh(As).

Бромид и йодид родия обладают свойствами, аналогичными хлориду. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Rh(Br,IJ.

Таким образом, базовая формула для родия может быть записана в виде

Палладий

Один объем палладия поглощает до 1000 объемов водорода (что приблизительно отвечает составу Pd4H3) благодаря образованию твердых растворов, предполагается также образование гидридов. Растворенный водород может быть полностью выделен уже путем нагревания металла в вакууме до 100°С:

Pd(H).

Для боридов характерен состав Pd2B2. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Pd(B).

Из карбидов платиновых металлов получены OsC, RuC. Данные о непосредственном взаимодействии палладия с углеродом не найдены:

Pd(Q.

Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Pd(N).

При нагревании палладий устойчив на воздухе до 300°С, при 350- 800°С тускнеет из-за образования тонкой пленки PdO. При температуре выше 850°С оксид палладия разлагается и вновь становится устойчивым на воздухе. Оксид PdO образуется при нагревании порошкообразного металла в токе кислорода. При температуре 875°С оксид полностью разлагается на элементы. Диоксид Pd02 медленно распадается уже при обычной температуре:

Pd (О).

Из галидов МГ4 для всех платиновых металлов известны лишь фториды RuF4, RhF4, PdF4, OsF4, IrF4, PtF4, которые могут быть получены из элементов при нагревании (иногда при повышенном давлении фтора). Гексафторид PdF6 получают взаимодействием палладия с атомным фтором:

Pd(F).

При нагревании палладия с кремнием образуются силициды. Известны PdSi, Pd-,Si:

Pd(Si).

При комнатной температуре палладий взаимодействует с влажным хлором. При нагревании металла в атмосфере хлора до 300°С образуется PdCl3. Нагреванием до темно-красного каления губчатого палладия в токе хлора можно получить PdCl2'.

Pd(Cl).

Для фосфидов палладия характерны составы PdP3, PdP2, Pd3P. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Pd(P).

Сульфид палладия PdS может быть получен непосредственно из элементов в виде смеси их очень тонких порошков при нагревании до ~1000°С. Известен сульфид PdS2:

Pd(S).

При нагревании палладий реагирует с селеном, теллуром, мышьяком и бромом. Известны соединения PdSe?, PdTe2, PdBr.

Pd(Se, Те, As,' Br).

С йодом известно соединение PdI3. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Pd(D-

Базовая формула для палладия запишется в виде

Серебро

Из благородных металлов серебро - наиболее реакционно способно. С водородом серебро и его аналоги (Си, Аи) не реагируют даже при повышенных температурах. Однако есть данные, что оно реагирует с атомарным водородом при обычной температуре с образованием AgH

Ag(H). '

Для бора данные не найдены:

Ag(B).

С углеродом серебро и его аналоги не соединяются. Однако имеются сведения, что халькогены, фосфор, мышьяк и углерод реагируют с нагретым серебром с образованием соответствующих бинарных соединений. Фосфиды AgP2, AgPi могут быть получены взаимодействием элементов. При нагревании с серой образуется сульфид Ag2S, он встречается как минерал. С селеном и теллуром известны соединения Ag2Se, Ag2Te:

Ag(C, Р, As, S, Se, Те).

С азотом серебро и его аналоги не соединяются. Существующий нитрид Ag->N взрывчат даже во влажном состоянии:

Ag(N)-

На воздухе на поверхности серебра оптическими исследованиями установлено наличие окисной пленки толщиной до 12 ангстрем. При нагревании до 170°С на воздухе серебро покрывается пленкой оксида AgjO. При умеренном нагревании (300-400°С) этого металла в атмосфере кислорода образуется и более толстая поверхностная пленка окисла, а при избыточном давлении кислорода (20 атм.) серебро может окисляться нацело. Существуют также оксиды Ag202 и AgO:

Ag(0).

Для кремния данные не найдены:

Ag(Si).

В присутствии влаги галогены реагируют с серебром, давая галогениды AgF. Известны Ag2F, AgF, Agl. Серебро медленно соединяется с хлором, бромом и йодом уже при обычной температуре. Соединение AgF2 образуется из элементов, если на серебро действовать фтором при очень высокой температуре. С компактным серебром фтор реагирует ниже температуры красного каления и только с поверхности; выше 450°С образуется AgF. Взаимодействие серебра и его аналогов с галогенами сильно ускоряется в присутствии влаги, при нагревании и под действием света:

Ag(F, Cl, Br, I).

Базовая формула для серебра имеет вид

Кадмий

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором кадмий не реагирует. Малоустойчивый Cd3N2 получают косвенным способом. Известен карбид CdCy.

Cd(H, В, QN_, Si).

На воздухе выше температуры плавления кадмий сгорает красным пламенем с образованием CdO

Cd(O).

Выше температуры плавления он легко соединяется с галогенами, образуя галогениды CdF2. Бромид получают взаимодействием кадмия с парами брома при температуре красного каления. Йодид получают взаимодействием кадмия с йодом в присутствии воды:

Cd(F, Cl, Br, I).

С халькогенами кадмий образует халькогениды:

Cd(S, Se, Те).

При сплавлении с фосфором и мышьяком он образует фосфиды Cd3P2, CdP2 и арсениды Cd3As2, CdAs2:

Cd(P, As).

Запишем базовую формулу для кадмия

Индий

Индий не взаимодействует с водородом и азотом. Известны соединения InH3, InN:

1п(Ц N).

Данные для бора и углерода не найдены:

1п(В, Q.

При температуре выше 800°С индий горит на воздухе с образованием 1п203.

1п(0).

При нагревании индия в токе хлора он энергично сгорает, образуя 1пС13. Он соединяется и с другими галогенами, а также с серой:

In(F, Cl, Br, I, S).

Для кремния данные не найдены:

In(Si).

При сплавлении с халькогенами индий образует In2Se3,1п2Те3:

In(Se, Те).

Известны арсениды и фосфиды индия In As, InP, которые могут быть получены прямым синтезом из элементов:

In(P, As).

Базовая формула для индия принимает вид

Олово

С водородом олово непосредственно не взаимодействует. Известен гидрид SnH4:

Sn(H).

С бором и углеродом олово также непосредственно не взаимодействует:

Snfe Q.

С азотом олово не реагирует. Известен нитрид Sn3N4, который уже при 360°С распадается на элементы:

Sn(N).

Кислородом воздуха олово окисляется при температуре выше 150°С, образуя Sn02. Это соединение встречается в виде руды:

Sn(O).

Олово реагирует с галогенами. Реакция с фтором протекает при обычной температуре чрезвычайно медленно, при 100°С очень бурно, с появлением пламени. С хлором и бромом взаимодействует при обычной температуре, с йодом - при слабом нагревании:

Sn(F, Cl, Br, I).

Для кремния данные не найдены:

Sn(Si).

При нагревании олово энергично реагирует с халькогенами и фосфором:

Sn(S, Se, Те, Р).

Известен арсенид Sn2As4. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Sn(As).

Ниже дана базовая формула для олова

Сурьма

Известен гидрид SbH3, который при нагревании распадается и может взрываться. Данные о взаимодействии сурьмы и водорода не найдены. Сурьма не реагирует с азотом, углеродом, кремнием, бором. Нитрид SbN начинает разлагаться при 550°С:

Sb(n в, с, ту; Si).

При температуре выше 600°С сурьма окисляется на воздухе с образованием Sb303. При нагревании на воздухе при 800-900°С образуется Sb204. Известен также оксид Sb205:

Sb(O).

Сурьма активно реагирует с галогенами. Фторированием сурьмы получают пентафторид SbF5. С хлором сурьма взаимодействует со вспышкой, образуя SbCl5. Так же энергично она реагирует с другими галогенами. Бромид SbBr3 получается со вспышкой при внесении порошкообразной сурьмы в жидкий бром. Йодид Sbl3 удобнее всего получать, внося порошок сурьмы в раствор йода в сероуглероде:

Sb(F, Cl, Вг, I).

Данные для мышьяка не найдены:

Sb(As).

При сплавлении сурьма соединяется с халькогенами и фосфором. Сульфид сурьмы Sb2S3 встречается в природе в качестве минерала:

Sb(S, Se, Те, Р).

Базовая формула для сурьмы получается в виде

Цезий

Цезий химически очень активен. Он взаимодействует с сухим водородом при 200-350°С под давлением 5-10 МПа или в присутствии катализатора с образованием гидрида:

Cs(H).

Данные для бора не найдены, поэтому принимаем

Cs(W-

С порошком графита при 200-500°С цезий образует карбиды:

Cs(C).

С азотом в обычных условиях не взаимодействует. Однако с жидким азотом при электрическом разряде между электродами, изготовленными из цезия, образует нитрид Cs3N, он взрывчат:

Cs(N).

На воздухе цезий самовоспламеняется, при этом образуется надпере- кись Cs02:

Cs(O).

Горит он и в атмосфере галогенов, давая галогениды. При наличии следов влаги цезий воспламеняется в атмосфере хлора. Его реакция с бромом сопровождается сильным взрывом. С йодом реакция протекает подобным образом, но менее энергично:

Cs(F, С1, Вг, I).

С кремнием в атмосфере аргона при 600-700°С (в замкнутой системе) цезий образует силицид CsSi:

Cs(Si).

С красным фосфором в вакууме при 400-430°С он образует фосфид

Cs2P5:

Cs(P).

Сульфиды цезия получают взаимодействием металла с серой в жидком аммиаке. Образование сульфида CsS2 при растирании этого металла с порошком серы сопровождается взрывом:

Cs(S).

Для мышьяка данные не найдены:

Cs(As).

Селенид ителлурид цезия (Cs2Te) синтезируют сплавлением цезия с этими элементами в вакууме:

Cs(Se, Те).

Таким образом, для цезия можем записать базовую Формулу

Барий

В токе сухого водорода при нагревании барий образует гидрид ВаН2:

Ва(Н).

С бором барий образует борид ВаВ6:

Ва(В).

При накаливании бария с углем образуется карбид ВаС2:

Ва(С).

С азотом барий соединяется уже при слабом нагревании (200°С) с образованием Ba2N2:

Ba(N).

При незначительном нагревании на воздухе барий воспламеняется. Он загорается и в обычных условиях уже при простом раздавливании:

В а (О).

С галогенами барий образует галогениды:

Ba(F, Cl, Br, I).

Известен силицид BaSi3. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Ba(Si).

Фосфиды Ва3Р2, ВаР4, ВаР2 можно получить синтезом из элементов:

Ва(Р).

Известен сульфид бария, однако данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

Ba(S).

Данные о взаимодействии бария и мышьяка не найдены:

Ba(As).

Не найдены данные и для селена и теллура:

Ва(?е, Те).

Таким образом, для бария можем записать

Лантан

Химическая активность лантана очень высока. При нагревании он реагирует со всеми типичными неметаллами, образуя галогениды, оксиды, сульфиды и другие соединения. Лантан заметно поглощает водород при комнатной температуре, при температуре выше 250°С легко образует гидриды. Нагретый в атмосфере водорода до 240°С лантан раскаляется до красно-желтого свечения:

La(H).

Известен борид LaB6. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

La (В).

Аналогично известен карбид LaC2. Данные о непосредственном взаимодействии этих элементов не найдены:

La(Q.

С азотом при температуре выше 750°С лантан образует черный нитрид LaN:

La(N).

При 450°С в среде кислорода он воспламеняется и сгорает до La2Oy.

La(O).

С галогенами он образует галогениды. В хлоре и парах брома предварительно нагретый лантан сгорает, образуя LaCl3, LaBr3. А взаимодействие его с йодом протекает аналогично, но без выделения света:

La(F, Cl Br, I).

Силициды LaSi, LaSi2 могут быть получены синтезом из элементов:

La(Si).

Для фосфора данные не найдены:

La(P).

Сульфид La->Si может быть получен из элементов:

La(S).

Для мышьяка данные не найдены:

La(As).

Известен селенид лантана. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

La(Se).

Для теллура данные не найдены:

La(Te).

Таким образом, для лантана получается базовая формула

Гафний

По химическим свойствам гафний подобен цирконию. При высокой температуре титан, цирконий и гафний становятся химически очень активными. В этих условиях они энергично соединяются не только с галогенами, кислородом и серой, но также с углеродом и азотом. Порошки их способны поглощать большое количество водорода. В порошкообразном состоянии они пирофорны. При накаливании в атмосфере кислорода они сгорают с образованием диоксидов. При 350-400°С гафний поглощает водород с образованием гидрида HJH<

ЩН).

Известны бориды HfB, HfB 2. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

щ&.

С углеродом при 1800-2000°С гафний образует карбид HfC:

Hf(C).

С азотом при 700-800°С он образует нитрид HfN

Hf(N).

При температуре выше 700°С с кислородом гафний образует HfOy.

Hf(0).

С галогенами при 200-400°С гафний образует тетрагалогениды HJF4. HfCl4. HfBr4. Hfl4:

Hf(F, Cl, Br, I).

С кремнием при температуре выше 1000°С гафний образует силицид HfSi:

Hf(Si).

Известны фосфиды гафния. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

икр).

При нагревании с серой гафний образует сульфиды HfSf.

Hf(S).

Для мышьяка данные не найдены

Hf(As).

Взаимодействием элементов при нагревании получен селенид HfSey.

Hf(Se).

Для теллура данные не найдены:

ЩТе).

Базовая формула для гафния принимает вид

Тантал

В виде порошков V, Nb и Та при нагревании соединяются с кислородом, галогенами, серой и азотом. Все три металла способны поглощать значительное количество водорода, однако определенных соединений при этом не образуют. Гидриды имеют переменный состав.

С водородом тантал взаимодействует при температуре выше 300°С, образуя гидрид переменного состава:

Та(Н).

При нагревании с бором образует бориды:

Та(В).

С углеродом при 800-1100°С тантал образует два карбида ТаС, Та2С:

Та(С).

При нагревании мелко раздробленного тантала в азоте образует нитриды TaN, Ta2N:

Ta(N).

В компактном виде он начинает окисляться на воздухе при температуре выше 300°С. В кислороде порошок тантала сгорает с испусканием яркого света:

Та(О).

С фтором тантал реагирует уже при обычной температуре:

Ta(F).

При нагревании тантала с кремнием он образует силициды:

Ta(Si).

При нагревании с фосфором тантал образует фосфиды ТаР, Та2Р:

Та(Р).

С серой тантал соединяется при нагревании с образованием пламени. Образуются сульфиды TaS2, TaSf.

Ta(S).

Тантал взаимодействует с хлором при температуре выше 200°С. При температуре ниже 150°С на него не действуют хлор, бром и йод. При сгорании в хлоре образуется ТаС15:

Та(С1).

С мышьяком при нагревании тантал образует арсениды TaAs, TaAs2

Ta(As).

Известны TaSe2, TaSe2. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Ta(Se).

Тантал устойчив к действию сухих брома и йода при 150°С, с бромом реагирует при 500°С с образованием ТаВг5, Та15:

Ta(Br, I).

Известны ТаТе2, ТаТе4. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Та(Те).

Запишем базовую формулу для тантала

Вольфрам

Хром, молибден и вольфрам при нагревании легко соединяются не только с кислородом, галогенами, фосфором, серой и их аналогами, но и с углеродом, кремнием, бором и, труднее, с азотом. Водород не реагирует с вольфрамом, вплоть до температуры плавления:

W(H).

С кремнием и бором при температуре выше 1400°С вольфрам образует соответственно силициды и бориды, с углеродом в среде водорода - карбид WC:

W(B, С, Si).

С азотом вольфрам реагирует при температуре выше 1500°С. При 2300-2500°С он образует нитрид WN2:

W(N).

При температуре выше 500°С вольфрам быстро окисляется до W03:

W(O).

С фтором при температуре выше 150°С вольфрам образует фториды WFg, с хлором выше 800°С - хлориды WCU, с бромом и йодом при 600- 700°С - бромиды WBr6 и йодиды WI:

W(F, Cl, Вг, I).

При нагревании вольфрам соединяется с фосфором:

W(P).

С парами серы и селена образуются WS2 и WSe2:

W(S, Se).

Для мышьяка и теллура данные не найдены:

W(As, Те).

Итак, базовой формулой вольфрама получается

Рений

Это очень редкий элемент. Рений устойчив в атмосфере водорода, а также азота даже при высоких температурах:

Re(H).

Для бора данные не найдены:

Re(B).

Взаимодействием порошков рения и углерода (графита) при 1000°С и давлении 920 кПа получен карбид ReC:

Re(C).

С азотом рений не соединяется:

Re(N).

Рений начинает окисляться кислородом при температуре около 300°С с образованием Re207. При температуре выше 600°С интенсивно окисляется кислородом:

Re(O).

Реагирует с галогенами, кроме йода. Взаимодействие рения с фтором и хлором начинается уже при температуре выше 100°С, с бромом - выше 300°С. Бромид ReBr5 был получен действием насыщенного парами брома азота на рений при 650°С. Известны Rel3, Rel4:

Re(F, Cl, Br, I).

С кремнием при спекании рений образует силициды:

Re(Si).

С фосфором при температуре выше 750-800°С рений образует фосфиды:

Re(P).

Взаимодействием порошка рения с серой при 900-1000°С в запаянной вакуумированной трубке или атмосфере инертного газа получают сульфиды. Образование ReS2 при взаимодействии рения с серой начинается при температуре около 400°С:

Re(S).

Аналогично получают селениды рения:

Re(Se).

С мышьяком рений образует арсениды:

Re(As).

Для теллура данные не найдены:

Re(Te).

Таким образом, для рения получается формула

Осмий

Для водорода данные не найдены:

Os(H).

Известны бориды OsB, OsB2, Os2B5. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Os(W-

Получен карбид OsC. С углеродом кроме твердых растворов осмий образует и соединения:

Os(C).

Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Os(N).

Тонкий порошок осмия медленно окисляется на воздухе до 0s04 даже в обычных условиях. В компактном состоянии он устойчив к окислению до 400°С:

Os (О).

При нагревании элементов получают OsF4. Путем быстрого охлаждения жидким воздухом продукта взаимодействия осмия и фтора (300- 400 атм., 500-600°С) был получен OsFH. Известны OsF6, OsF4.

Os(F).

Известны силициды осмия OsSi, OsSi2, Os2Si2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Os(Si).

С фосфором осмий соединяется с трудом, образуя OsP2:

Os(P).

При нагревании осмий энергично соединяется с серой. Дисульфид OsS2 получают из простых веществ при 600°С в вакууме. Сульфиды типа OsS2, а также аналогичные по составу селениды и теллуриды известны для всех платиновых металлов (возможно, кроме родия). Как правило, их получают из элементов:

Os(S).

При реакции осмия с хлором при высокой температуре, как правило, образуется смесь различных хлоридов. Хлорид OsCl4 получен в токе хлора при 650-700°С и медленном охлаждении образующихся продуктов реакции. При нагревании OsCl3 в вакууме при ~500°С образуется OsCl2:

Os(Cl).

Для мышьяка данные не найдены:

Os(As).

При нагревании осмий реагирует с селеном, теллуром:

Os(Se, Те).

При нагревании осмий реагирует с фтором и хлором, но не с бромом и йодом:

Os(Bb I).

Значит,

Иридий

Данные о взаимодействии иридия с водородом не найдены:

1г(Н).

С бором характерны соединения IrB, 1гВ2, 1г3В2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

1г(Ю-

Расплавленный иридий растворяет некоторое количество углерода, не образуя с ним соединений:

Ir(Q.

Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Ir(N).

При прокаливании порошка иридия в токе кислорода при 600- 1000°С образуется в незначительном количестве диоксид 1г02. Кислород начинает отщепляться при температуре выше 800°С:

1г(0).

Иридий взаимодействует с фтором при 400-450°С, образуется IrF4, lrF6 (малоустойчиво):

Ir(F).

Данные для кремния не найдены:

Ir(Si).

С фосфором иридий образует Ir2P, 1гР2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

1г(Р).

При температуре красного каления иридий соединяется с серой. Известен IrS2:

Ir(S).

С хлором иридий соединяется лишь при температуре около 600°С. Известен IrCl3. 1гС12 образуется в узком интервале температур 767- 773°С при взаимодействии иридиевой черни с хлором при атмосферном давлении или при термическом распаде 1гС13:

Ir(Cl).

С мышьяком иридий реагирует довольно трудно, известен IrAs2:

Ir(As).

Известны селенид и теллурид иридия IrSe2,1гТе2. Данные о взаимодействии элементов не найдены:

Ir(Se> Те).

Данные для брома и йода не найдены:

1г(Вь I).

Для иридия получается базовая формула

Платина

Платина поглощает водород, хотя в этом отношении уступает палладию, иридию и рутению. Данные о химическом взаимодействии платины и водорода не найдены:

Pt(H).

При нагревании платина реагирует с бором. Для бора характерны соединения PtB, Pt2B2:

Pt(B).

С углеродом платина также реагирует при нагревании:

Pt(C).

Нитриды для платиновых металлов не характерны:

Pt(N).

При комнатной температуре на поверхности платины образуется тонкий слой малоустойчивого окисла. С температурой толщина его возрастает до 500°С, когда он разлагается. В кислороде платина окисляется с образованием летучих оксидов. Оксид РЮ2 образуется из элементов при нагревании и давлении 150 атм. Известен также Pt304:

Pt(O).

С фтором платина реагирует при температуре красного каления с образованием PtF4. Известен PtF6, который получен при 1000°С быстрым охлаждением продуктов реакции до температуры жидкого азота:

Pt(F).

При нагревании платина реагирует с кремнием. Известен силицид

PtSi:

Pt(Si).

С фосфором характерен Pt3P. Сера при определенных условиях действует на платину, но еще легче вступают с ней в реакцию селен, теллур и особенно фосфор. Образуются PtS2, PtSe2, PtTe2. Из смеси порошков платины и серы при 1000°С непосредственно из элементов можно получить сульфид PtS. При температуре 650°С из элементов получен PtS2:

Pt(P, S, Se, Те).

При температуре выше 250°С платина соединяется с хлором, образуя PtCl2 при 500°С:

Pt(Cl).

Мышьяк с трудом сплавляется с платиной. В природе встречается PtAs2. Данные о взаимодействии этих элементов не найдены:

Pt(As).

Данные для брома и йода не найдены:

Pt(Br, IJ.

Таким образом, базовая формула для платины принимает вид

Золото

С кислородом, водородом, азотом, фосфором и углеродом золото непосредственно не взаимодействует. При нагревании порошка золота с галогенами образуются галогениды. С водородом золото не реагирует даже при высоких температурах:

Аи(Н).

Для бора и углерода данные не найдены:

Аи(В, Q.

С азотом золото непосредственно не соединяется:

Au(N).

Оптическими исследованиями установлено, что на воздухе поверхность золота несет тончайший адсорбированный слой кислорода. Однако с кислородом непосредственно не взаимодействует:

Аи(О).

Соединение золота с фтором идет лишь медленно даже при 300- 400°С, причем выделить продукт реакции в чистом виде не удается. При более высокой температуре фторид разлагается:

Au(F).

Данные для кремния не найдены:

Au(Si).

Есть сведения, что фосфид золота Аи2Р3 может быть получен из элементов. В то же время отмечается, что с фосфором золото непосредственно не взаимодействует. Фосфид золота получают косвенным путем. Поскольку условия для непосредственного взаимодействия элементов не указаны, то принимается

Аи(Р).

Золото непосредственно не соединяется не только с кислородом, но также с серой и селеном. Известен Au2S3:

Au(S, Se).

Однако жидкий теллур растворяет золото с образованием теллури- дов. АиТе2 встречается в природе как минерал:

Аи(Те).

Для реакции с сухим хлором благоприятен температурный интервал 150-300°С, причем вблизи его нижней границы образуется преимущественно АиС13, а вблизи верхней -АиС1:

Аи(С1).

Для мышьяка данные не найдены:

Au(As).

Бром является единственным галоидом, с которым золото реагирует уже при обычной температуре. В этих условиях образуется смесь АиВг3 с АиВг, а при температуре выше 60°С - только АиВг

Аи(Вг).

Для взаимодействия золота с йодом благоприятен интервал 50- 110°С, причем получается только АиГ.

Аи(1).

Ртуть

С атомарным водородом ртуть образует гидрид HgH:

Hg(H).

С бором ртуть не реагирует:

Hg(B).

С углеродом и азотом она также не реагирует. Известны чрезвычайно взрывчатые соединения HgC2, Hg2(N3)2:

Hg(a по

при температуре выше 300°С ртуть окисляется кислородом:

Hg(O).

С галогенами ртуть активно реагирует, образуя галогениды HgF2, HgCl2, HgBr2, Hgl2. Известны также Hg2F2, Hg2Cl2, Hg2Br2, Hg2I2. С хлором она энергично взаимодействует даже при комнатной температуре:

Hg(F, Cl, Br, I).

Данные для кремния не найдены:

Hg(Si).

С фосфором ртуть не соединяется даже при более высокой температуре, она растворяется только в расплавленном фосфоре. Известен фосфид Hg3P2:

Hg(P).

Не реагирует ртуть и с мышьяком:

Hg(As).

С тонко измельченной серой ртуть реагирует при комнатной температуре. С расплавленной серой она дает HgS:

Hg(S).

С халькогенами ртуть образует халькогениды. Известны HgSe, HgTe - они встречаются в природе как минералы. На теллуриде ртути впервые удалось наблюдать химическое разложение вещества под действием только давления: при 15 тыс. атм. происходит медленный распад HgTe на элементы:

Hg(Se, Те).

Базовая формула для ртути принимает вид

Таллий

На воздухе он покрывается черной коркой из Т120. Реагирует с галогенами при комнатной температуре и при нагревании - с серой, селеном, теллуром, фосфором. С мышьяком сплавляется без образования соединений. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором не взаимодействует. С молекулярным водородом таллий не реагирует. Известен полимерный гидрид (ПН3)„:

Т1(Н).

С азотом, углеродом, кремнием и бором не взаимодействует. Нитрид одновалентного таллия Tl3N крайне неустойчив и легко разлагается с взрывом под влиянием самых различных внешних воздействий (например, при контакте с водой):

Т1(В, С, Ц Si).

В сухом воздухе таллий покрывается серой пленкой окисла. При накаливании энергично соединяется с кислородом:

77(0).

С хлором и бромом таллий реагирует уже при обычной температуре, с йодом-лишь при нагревании. Известны TIF, TICl, TIBr, TIT.

Tl(F, Cl, Br, I).

С фосфором таллий взаимодействует лишь с поверхности:

Т1(Р).

При нагревании таллий взаимодействует с серой, селеном и теллуром. TI2S3 может быть получен только сухим путем из элементов. Известны Tl?S5, TUS:

Tl(S, Se, Те).

При сплавлении талий соединяется с мышьяком:

Tl(As).

Таким образом, получается

Свинец

В сухом воздухе свинец не окисляется, во влажном - тускнеет, покрываясь пленкой оксидов. При нагревании с галогенами образует галогениды. При нагревании с серой - сульфид. Гидриды для свинца не характерны. Халькогениды свинца можно получить взаимодействием расплава или паров свинца с халькогеном PbS, PbSe, РЬТе. Гидрид РЬН4 образуется значительно труднее, чем гидрид олова. Его получили путем комбинирования выделения водорода на свинцовом катоде при высокой плотности тока с распылением электрода, причем оба явления быстро чередовались. Гидрид свинца осаждался в виде свинцового зеркала при пропускании продуктов через раскаленную трубку. Образование летучего гидрида свинца наблюдалось также при действии атомарного водорода на свинец:

РЪ(Н).

Данные для бора, углерода, азота кремния и фосфора не найдены:

Pb(B, С, N, Si, Р).

Свинец окисляется кислородом воздуха. Пленка окисла в обычных условиях хорошо предохраняет металл от дальнейшего окисления, но при нагревании она идет дальше, и свинец постепенно окисляется нацело:

РЬ(О).

Сульфид свинца можно получить из элементов. Сульфид PbS встречается в природе как минерал:

Pb(S).

При нагревании с галогенами образует галогениды. Известны PbF2, PbCl2, PbBr2, Pbl2, PbF4. PbCl4 неустойчив и распадается на PbCl? и С/?. Бромид РЬВг4 и йодид РЬ14 не получены:

Pb(F, Cl, Br, I).

Данные для мышьяка не найдены:

Pb(As).

Халькогениды свинца можно получить взаимодействием расплава или паров свинца с халькогеном PbSe, РЬТе:

Pb(Se, Те).

Таким образом, базовая формула для свинцаимеет вид

I

Висмут

При температуре выше 1000°С висмут горит голубоватым пламенем с образованием Bi203. Он не реагирует с водородом, углеродом, азотом, кремнием. Жидкий висмут незначительно растворяет фосфор. При сплавлении с серой образуется Bi2S3, с селеном и теллуром - соответственно селениды и теллуриды. При нагревании взаимодействует с галогенами. Известен гидрид ВШ3 - крайне неустойчив:

Bi(H).

Данные для бора, углерода и кремния не найдены:

Bi(B, С, Si).

С азотом и фосфором висмут непосредственно не соединяется. Нитрид висмута BiN способен разлагаться с взрывом:

Bi(N, Р).

При температуре выше 1000°С висмут окисляется до Bi203:

Bi(O).

Галоидные соединения висмута BiF3, BiCl3, BiBr3, ВП3 легко образуются при прямом взаимодействии элементов. С хлором порошкообразный висмут соединяется со вспышкой:

Bi(F, Cl, Вг, I).

Данные для мышьяка не найдены:

Bi(As).

Базовая формула для висмута принимает вид

Все 48 базовых формул для металлов представлены ниже в табл. 3.1.

Таблица 3.1

Базовые (Ьоомулы для металлов

Ниже приводится рассмотренный ряд металлов М с указанием (в скобках) количества исключений для каждого из них в базовых формулах (1^8):

Li(4), Ве(3), Na(3), Mg(3), Al(2), K(l), Са(1), Sc(2), Ti(2), V(3), Cr(3), Mn(l), Fe(6), Co(l), Ni(2), Cu(4), Zn(5), Ga(5), Ge(8), Rb(2), Sr(2), Y(5), Zr(2), Nb(4), Mo(2), Ru(10), Rh(12), Pd(6), Ag(3), Cd(5), In(5), Sn(6), Sb(6), Cs(2), Ba(5), La(6), Hf(4), Ta(2), W(3), Re(5), Os(7), Ir(9), Pt(5), Au(10),

Hg(6), Tl(5), Pb(6), Bi(7).

Анализ химического поведения металлов М по отношению к неметаллам L показал, что среди металлов в этом ряду минимальной химической активностью обладает родий (в базовой формуле имеется 12 исключений из 15 возможных), а наибольшей - калий, кальций, марганец, кобальт (по одному исключению).

 
<<   СОДЕРЖАНИЕ ПОСМОТРЕТЬ ОРИГИНАЛ   >>