Полная версия

Главная arrow Математика, химия, физика arrow Логика в химии

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   СОДЕРЖАНИЕ ПОСМОТРЕТЬ ОРИГИНАЛ   >>

Взаимная обусловленность бинарных соединений неметаллов

Построение базовой системы формул

Двухэлементными (бинарными) соединениями называют сложные вещества, состоящие из двух различных элементов. Введенная ранее запись

Э(Э’)

означала, что в доступной области условий элементы Э и Э ’ друг с другом реагируют. А запись

Э(Э)

означала, что они друг с другом не реагируют (или что условия для их взаимодействия еще не найдены). Если в доступной области условий для элементов Э и Э ’ существует хотя бы одно бинарное соединение, то будем писать

Э*(Э).

В противном случае истинна формула

Э*(Э).

Она означает, что для этих элементов не существует ни одного бинарного соединения (или что условия для его существования еще не найдены). Поскольку элемент не может образовать бинарное соединение с самим собой, то для любого химического элемента справедлива формула

Э*(Э).

Формула

Э*(Э)

эквивалентна формуле

(Э’)*Э,

то есть

Э*(Э’) ^ (Э’)*Э.

Она означает, что «если существует бинарное соединение элементов Э и Э ’, то существует бинарное соединение элементов Э ’ и Э» .

Формула Э*(Э ’) может включать в себя множество конкретных соединений. Так, запись

С*(Н)

охватывает множество всех углеводородов

С*(Н) ^ Н*(С).

Построим очевидную импликацию: «Если элементы Эи Э’ друг с другом реагируют, то существует бинарное соединение Э*(Э’)»

Э(Э’)^Э*(Э).

Обратное утверждение в общем случае может оказаться ложным (то есть если элементы образуют друг с другом бинарное соединение, то это еще не означает, что они будут реагировать друг с другом).

Если элемент Э образует бинарные соединения с элементами А и В и не образует соединения с элементами С, D, то будем писать Э*(А, В,

С, D).

Бинарные соединения неметаллов с неметаллами имеют вид L*(L ’). Из 15 неметаллов можно построить 15x15=225 всевозможных пар элементов. Из них исключаем 15 пар вида

L*(L),

так как элементы сами с собой бинарные соединения не образуют. Остается 210 комбинаций. Поскольку

L*(L’)

то общее число независимых пар будет в два раза меньше, т.е. 105. Для полной последовательности неметаллов

Н, В, С, N, О, F, Si, Р, S, О, As, Se, Вг, Те, 1 все эти комбинации необходимо рассмотреть.

Водород

Для водорода по отношению к водороду сразу можем записать формулу

Н*(Н).

Теперь рассмотрим отношение водорода к следующему члену ряда неметаллов - бору. По одним данным, водород с бором непосредственно не взаимодействует, бороводороды получают косвенным путем. Так, бороводород можно получить через галоидные соединения бора общей формулы ВГ3. Например, ВС13 превращается в бороводород В2Н6 по реакциям

  • 2ВС13 + 2Hg = В2С14 + Hg2Cl2,
  • 3B2Cl4 + ЗН2 = 4BCl3 + В2Н6.

По другим данным имеется указание на возможность образования при температуре около 1000°С бороводорода В2Н4 непосредственно из элементов. Обобщая эти результаты, можем записать формулу, включающую в себя все бороводороды

Н*(В).

Эта запись означает, что в доступной области условий существует хотя бы одно бинарное соединение водорода с бором. Она равносильна утверждению, что водород образует бинарное соединение с бором. Теперь рассмотрим отношение водорода к углероду. В обычных условиях (при комнатной температуре) непосредственное взаимодействие углерода (аморфного) и водорода по реакции

С + 2 = СН4

практически не происходит. С углеродом водород реагирует только при высоких температурах, образуя углеводороды. При нагревании и в присутствии катализатора (мелко раздробленный никель) устанавливается равновесие, положение которого сильно зависит от температуры. Углеводороды можно получить и через карбиды некоторых металлов. Так, при действии горячей воды или разбавленных кислот на карбиды алюминия или марганца протекают реакции с образованием метана СН4 А14С3 + 12Н20 = ЗСН4 +4А1(ОН)3,

Мп3С + 20 = СН4 + ЗМп(ОН)2 + Н2.

А при взаимодействии карбида кальция с водой в обычных условиях образуется ацетилен

СаС2 + 2Н20 = С2Н2 + Са(ОН)2.

Обобщая результаты для углерода, можем записать формулу, включающую в себя всевозможные углеводороды

Н*(С).

Значит, водород образует хотя бы одно бинарное соединение с углеродом. Для азота известна реакция синтеза аммиака из элементов

N2 +ЗН2 = 2NH3.

Аммиак может быть получен также при разложении водой нитридов активных металлов. Так, при нагревании в азоте (450°С) кальций загорается и образует нитрид Ca3N2

ЗСа +N2 = Ca3N2.

Водой нитриды активных металлов более или менее легко разлагаются с выделением аммиака

Ca3N2 + 6Н20 = 2NH3 + ЗСа(ОН)2.

Известен также цианамидный способ получения аммиака (1000°С) СаС2 + N2 — CaCN2 + С.

Полученный цианамид кальция далее разлагается перегретым водяным паром

CaCN2 + ЗН20 = 2NH3 + СаС03.

Помимо аммиака известны также другие соединения водорода с азотом - азотистоводородная кислота HN3 и гидразин N2H2. В итоге для водорода и азота можем записать обобщенную формулу

H*(N).

Она означает, что водород образует хотя бы одно бинарное соединение с азотом. С молекулярным кислородом молекулярный водород дает воду

2 + 02 = 2Н20.

А с атомарным водородом преимущественно образуется перекись водорода

2Н + 02 = Н202.

Последняя получается, однако, если реакция идет при низких температурах; в противном случае образуется вода. При низких температурах вначале получается изомер Н202, который при -115°С с частичным разложением переходит в нормальную перекись. Перекись водорода можно также получить, внося влажную перекись бария в приблизительно 20%-ю серную или в концентрированную фосфорную кислоты Ва02 + H2S04 = Н202 + BaS04,

Ва02 + Н3Р04 = Н202 + ВаНР04.

Фракционированной дистилляцией под уменьшенным давлением легко получаются сравнительно концентрированные растворы перекиси водорода (до 30%). Значит, водород образует бинарное соединение с кислородом

Н*(0).

Непосредственное соединение фтора с водородом сопровождается значительным выделением тепла

H2+F2 = 2HF.

Реакция протекает обычно с взрывом, который происходит даже при сильном охлаждении газов и в темноте. Промышленное получение фтористого водорода основано на взаимодействии CaF2 с концентрированной H2SO4 по реакции

CaF2 + H2S04 = 2HFt + CaS04.

Процесс проводят в стальных печах при 120-300°С. Можем записать формулу

H*(F).

Она означает, что водород образует бинарное соединение с фтором. С кремнием при обычной температуре водород непосредственно не реагирует. В то же время при температуре электрической дуги кремний соединяется с водородом. Водородные соединения кремния (кремневодо- роды, или силаны) также получаются в смеси друг с другом и с водородом при действии разбавленной НС1 на силицид магния Mg2Si Mg2Si+ HCl = SiH4, Si2H6, ....

По своему составу и структурным формулам кремневодороды от SiH4, Si2H6 вплоть до последнего известного члена Si3H1H аналогичны углеводородам ряда метана. В противоположность инертным углеводородам силаны весьма реакционно способны. В частности, на воздухе они легко воспламеняются и сгорают до Si02 и воды, причем горение сопровождается очень большим выделением тепла (341 ккал/моль SiH4). Силан SiH4 является эндотермическим соединением (теплота его образования из элементов равна -8 ккал/моль). До 450°С он термически устойчив, а при дальнейшем нагревании начинает постепенно разлагаться на элементы. Таким образом, водород образует бинарное соединение с кремнием

H*(Si).

Реакция взаимодействия белого фосфора с водородом слабо экзотер- мична (3 ккал)

+ ЗН2 = 2РН3.

С заметной скоростью она протекает лишь при температуре выше 300°С, когда выход фосфина РН3 не превышает долей процента. Применением высоких давлений он может быть несколько повышен, но все же при 350°С и 200 атм. составляет только 2%. Равновесие в этих условиях устанавливается лишь через 6 суток. На воздухе фосфин воспламеняется при температуре около 150°С. Таким образом, с водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например

Са3Р2 + 20 = 2РН3 + ЗСа(ОН)2,

может быть получен фосфин РН3. Одним из применяемых для получения РН3 методов является нагревание белого фосфора с крепким водным раствором щелочи

8Р + ЗВа(ОН)2 + 6Н20 = 2РН3 + ЗВа(Н2Р02)2.

В итоге для водорода и фосфора можем записать формулу

Н*(Р).

Она означает, что водород образует бинарное соединение с фосфором. При нагревании водорода и серы протекает обратимая реакция

Н2 + S = H2S.

Равновесие при температуре около 350°С смещено вправо, а при повышении температуры смещается влево. Практически сероводород получают обычно действием разбавленных кислот на сернистое железо FeS + 2НС1 = H2S + FeCl2.

Значит, водород образует бинарное соединение с серой

H*(S).

Взаимодействие хлора с водородом протекает по схеме Н2 + Cl2 = 2НС1.

Эта реакция лежит в основе промышленного синтеза соляной кислоты. При обычных условиях она протекает крайне медленно, но нагревание смеси газов или ее сильное освещение (прямым солнечным светом, горящим магнием) сопровождается взрывом. Еще один метод промышленного получения НС1 основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H2S04 по реакциям

NaCl + H2S04 = HCl] + NaHS04,

NaCl + NaHS04 = HCl| + Na2S04.

Первая из них протекает в значительной степени уже при обычных условиях и практически нацело - при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Значит, водород образует бинарное соединение с хлором

Н*(С1).

Арсин AsH3 может быть получен действием водорода в момент выделения на самые разнообразные растворимые соединения мышьяка, например

As203 + 6Zn + 12HCl = 2AsH3 + 6ZnCl2 + 3H20.

Хотя арсин является эндотермичным соединением, при обычных условиях он более или менее устойчив. Термический распад становится заметным при температуре около 300°С. Действием на арсенид магния разбавленной НС1 также можно получить арсин

Mg3As2 + 6НС1 = 2AsH3 + 3MgCl2.

Арсин хорошо растворим в воде, но химически с ней не взаимодействует. Характерные для аммиака реакции присоединения не наблюдаются у арсина. При нагревании он легко разлагается на элементы, а будучи подожжен на воздухе, сгорает с образованием оксида мышьяка и воды. Значит, для водорода и мышьяка верна формула

H*(As).

Со многими металлами селен при нагревании дает селениды, например K2Se. Действием на него разбавленных кислот может быть получен селеноводород H2Se. Помимо разложения селенидов, H2Se может быть получен пропусканием тока водорода над нагретым до 600°С селеном. Удобнее получать его нагреванием селена с парафином или действием воды на Al2Se3. Следовательно, водород образует бинарное соединение с селеном

H*(Se).

При нагревании водорода с бромом получается НВг Н2 + Вг2 = 2НВг.

Бромистый водород удобно получать по реакции

PBr3 + 3H20 = ЗНВг + H3P04.

Реакция легко идет уже при обычной температуре. Значит, водород образует бинарное соединение с бромом

Н*(Вг).

Со многими металлами теллур дает при нагревании теллуриды, например К2Те. Действием на них разбавленных кислот может быть получен теллуроводород Н2Те. При нагревании он легко разлагается на элементы. Образование Н2Те хорошо идет при электролизе сильно охлажденных растворов кислот с теллуровым катодом. Получить его можно также действием 4М НС1 на А12Те3. Теллуроводород постепенно разлагается уже при обычных температурах. Итак, можем записать формулу

Н*(Те).

Получение растворов HI (вплоть до 50% концентрации) удобно вести, пропуская HiS в водную суспензию йода

I2 + H2S = 2 HI + 5.

Значит, водород образует бинарное соединение с йодом

Н*(1).

Таким образом, на основании изложенных выше данных, для водорода можем записать базовую формулу

H*(L), L+H.

Она обозначает высказывание: «Водород образует бинарные соединения со всеми неметаллами L, кроме водорода». Ранее было установлено, что водород реагирует со всеми неметаллами L, кроме водорода, т.е. для него справедлива запись

H(L), ЬфН.

Последние две формулы одновременно обе истинны (при ЬфН), или обе ложны (при L=H). Следовательно, они эквивалентны

H(L) <-> H*(L).

Это выражение истинно для всех неметаллов, без исключений. Оно обозначает условное высказывание: «Если водород реагирует с неметаллом L, то он образует с ним бинарное соединение H*(L)». Верно и обратное: «Если водород образует с неметаллом L бинарное соединение H*(L), то водород реагирует с неметаллом L».

Бор

Как указано выше, бор образует с водородом целый ряд соединений - бороводороды. Поэтому сразу можем записать формулу

В*(Н, В).

Карбид бора 4С) образуется при накаливании смеси бора (или BiOi) с углем в электрической печи

4В + С - В4С.

Значит,

В*(С).

С азотом бор соединяется только при температуре выше 1200°С. Нитрид бора BN может быть получен также накаливанием бора (или BiOi) в атмосфере аммиака

B*(N).

С кислородом до 700°С бор образует оксид В203 4В + 302 = 2В203.

Оксид бора можно получить также взаимодействием бора с водяным паром по схеме

ЗН20 + 2В = В203 +ЗН2.

Следовательно,

В*(0).

Галоидные соединения бора общей формулы ВГ3 могут быть получены взаимодействием элементов при нагревании

2В + ЗС12 = 2ВС13.

Они представляют собой бесцветные вещества, дымящие во влажном воздухе. Фторид BF3 и хлорид ВС13 при обычных условиях газообразны, ВВг3 - жидкость и В13 - твердое вещество. В отличие от своих аналогов BF3 гидролизуется незначительно. В токе фтора BN самовоспламеняется и сгорает по уравнению

2BN + 3F2 = 2BF3 + N2.

Для получения BF3 можно использовать метод - нагревание смеси В203 и CaF2 в концентрированной серной кислоте. Реакция при этих условиях идет по суммарному уравнению

В203 + 3CaF2 + 3H2S04 = 2BF3 + 3CaS04 + 3H20.

Хлорид ВС13 может быть получен из элементов, при обычных условиях это газообразное вещество. Дибор-тетрахлорид В2С14 может быть получен по схеме

2ва3 + 2Hg = в2а4+Hg2ci2

пропусканием ВС13 под давлением ~1 мм. рт. ст. сквозь ртутную электрическую дугу. Получаемая по реакции

MgB2 + 4Н20 = 2НОВН2 + Mg(OH)2 и затем (при накаливании)

2НОВН2 = В202 + ЗН2

закись бора В202 может быть использована для синтеза В2С14. При температурах около 250°С реакция

4ВС13 + ЗВ202 = ЗВ2С14 +2В203

идет с довольно хорошим выходом дибор-тетрахлорида В2С14. Дибор- тетрабромид В2Вг4 может быть получен по реакции

зв2а4 + 4ввг3 = зв2вг4 + 4ва3.

Получен также твердый в обычных условиях бледно-желтый В214. Таким образом, для бора и всех галоидов обобщенно можем записать формулу

B*(F, Cl, Вг, I).

С кремнием при температуре выше 1000°С бор образует силицид B6Si. Из силицидов бора известны B3Si, B6Si

B*(Si).

С фосфором бор соединяется только при температуре около 1000°С, образуя фосфид ВР

В*(Р).

Бесцветный сульфид бора B2S3 образуется при нагревании бора выше 600°С в парах серы

2 В + 3S = B2S3.

Более удобным способом его получения является накаливание аморфного бора в токе сухого BBS

2 В + 3H2S = BiS3 + ЗН->,

B*(S).

С мышьяком при температуре выше 900°С образуется арсенид бора BAs:

В* (As).

С селеном при температуре выше 700°С образуется желтый селенид бора B->Se3:

B*(Se).

С бором теллур непосредственно не взаимодействует. Данные о существовании соединения между ними не найдены:

В* (Те).

Таким образом, обобщенно для бора можем записать базовую формулу

B *(L), ЬфВ, Те.

Эта формула означает, что бор образует бинарные соединения со всеми неметаллами, кроме бора и теллура. Она аналогична ранее полученной формуле, описывающей химическое отношение бора ко всем неметаллам

B(L), L+B, Те.

Поскольку эти формулы одновременно обе истинны или обе ложны (они имеют одинаковый набор исключений), то можем записать, что они эквивалентны

B(L)^B*(L).

Полученная формула истинна для всех неметаллов, без исключений. Она обозначает условное высказывание: «Если бор реагирует с неметаллом L, то он образует с ним бинарное соединение B*(L)». Верно и обратное: «Если бор образует с неметаллом L бинарное соединение B*(L), то бор реагирует с неметаллом L».

Углерод

С учетом уже изложенных данных (для водорода и бора) для углерода сразу можем записать формулу

С*(Н, В, С).

При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан (CN)2. Он может быть получен также при нагревании цианистого серебра до 350°С по реакции

2AgCN = 2Ag + (CN)7,

C*(N).

При нагревании аморфного углерода на воздухе он энергично взаимодействует с кислородом

С + 01 — С02.

Алмаз и графит сгорают лишь в чистом кислороде и при достаточно высоких температурах (700-800°С). В лабораторных условиях углекислый газ удобно получать действием соляной кислоты на СаСОз (известняк, мрамор) по реакции

СаСОз + 2НС1 = СаС12 + С02 + Н20.

Окись углерода образуется в тех случаях, когда сгорание углерода или его соединений идет при недостатке кислорода. Чаще всего она получается в результате взаимодействия углекислого газа с раскаленным углем

С02 + С = 2СО.

Реакция эта обратима, причем равновесие ее при температуре ниже 400°С практически нацело смещено влево, а выше 1000°С - вправо. Однако с заметной скоростью оно устанавливается лишь при высоких температурах. Поэтому в обычных условиях СО вполне устойчива. Сама молекула СО настолько термически устойчива, что не разлагается даже при 6000°С:

С*(0).

Четырехфтористый углерод может быть получен непосредственным взаимодействием аморфного углерода с фтором, энергично протекающим уже при обычных условиях (тогда как кусковой графит устойчив по отношению к фтору почти до 400°С):

C*(F).

Карбид кремния может быть получен сплавлением кремния и углерода, а также при накаливании смеси Si02 с углем в электрической печи до 2000°С. Реакция идет по суммарному уравнению Si02 + ЗС = SiC + 2СО.

При температуре выше 1300°С карбид кремния (карборунд) реагирует с водяным паром по схеме

SiC + 2Н20 = СН4 + Si02,

C*(Si).

Пары фосфора реагируют с углеродом только при температуре выше 2000°С:

С*(Р).

Реакция соединения углерода с серой является эндотермической

С + 2S = CS2.

В технике сероуглерод CS2 получают пропусканием паров серы сквозь слой раскаленного угля:

C*(S).

Углерод в виде графита устойчив к хлору до 700°С. При нагревании до 60°С в присутствии катализатора (например, FeS) образование четыреххлористого углерода идет по уравнению

CS2 + 2 Cl2 = CCl4 + 2S,

C*(Cl).

Данные об образовании бинарных соединений между углеродом и мышьяком не найдены. Поэтому принимается

C*(As).

Аналогичный сероуглероду селеноуглерод CSe2 непосредственно из элементов не образуется, но может быть получен действием СН2С12 на селен при 600°С:

C*(Se).

Аналогичные четыреххлористому углероду производные других галоидов обычно получают обменным разложением СС14 при нагревании соответственно с AgF, AlBr3 или Ally.

C*(Br).

Теллуроуглерод СТе2 не получен, поэтому принимается

С*(Те).

Углерод с йодом не реагируют, однако известно соединение С14:

С*(1).

Таким образом, для углерода обобщенно можем записать базовую формулу

C*(L), ЬфС, As, Те.

В то же время химическое поведение углерода по отношению к неметаллам описывается ранее найденной формулой

C(L), ЬфС, Cl, As, Se, Вг, Те, I.

Последние две формулы уже не могут быть эквивалентными, так как их исключения полностью не совпадают. Построим из них импликацию вида

[C(L), ЬфС, Cl, As, Se, Вг, Те, I] -> [C*(L), L+C, As, Те].

Отсюда, после преобразований по ранее описанным правилам, получаем

C(L) -> C*(L).

Эта формула истинна для всех неметаллов, без исключений. Она обозначает условное высказывание: «Если углерод реагирует с неметаллом L, то он образует с ним бинарное соединение C*(L)». Обратное утверждение в общем случае может оказаться ложным, т.е. если углерод образует с наугад выбранным неметаллом L бинарное соединение C*(L), то это еще не означает, что углерод будет с ним реагировать.

Азот

Помимо аммиака NH3, наиболее важным соединением вида N*(H) является гидразин N^H4

2NH3 + NaOCl = N2H4 + No Cl + H20.

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой по схеме N2H4 + HN02 = HN3 + 2Н20 образуется еще одно соединение вида

N*(H)

- азотистоводородная кислота HN3, которая при нагревании или при ударе сильно взрывается. Взрывчаты также и ее соли, например азид свинца [PbfN^J. С учетом изложенных выше данных (для водорода, бора и углерода), для азота сразу можем записать частную формулу

N*(H, В, С, N).

С кислородом азот заметно реагирует только при температуре свыше 2000°С, образуя N0. Получение азотной кислоты осуществляют в настоящее время каталитическим окислением аммиака. При быстром пропускании смеси NH3 с избытком воздуха над нагретым до 800°С платиновым катализатором по реакции

4NH3 + 502 = 4N0 + 6H20

образуется окись азота, которая переводится затем в N02 и HN03 по приведенным ниже реакциям. Если растворение двуокиси азота в воде вести в присутствии избытка кислорода (воздуха), то выделяющаяся N0 окисляется им до N02. При этих условиях можно полностью перевести двуокись азота в азотную кислоту по суммарной схеме 4N02 + 2Н20 + 02 = 4HNO3.

С гидроокисями щелочных металлов N0 также при обычных температурах взаимодействует по следующим параллельным реакциям 4NO + 2МОН = 2MN02 + N20 + Н20,

6NO + 4МОН = 4MN02 +N2 + 2Н20.

Получать азотистый ангидрид N203 удобнее всего, пуская по каплям 50% HNO3 на As203. Образующиеся по реакции

2HN03 + As203 = 2HAs03 + NO + N02 в эквивалентных количествах оксиды азота N0 и N02 при пропускании сквозь помещенную в охладительную смесь трубку легко соединяются в N203

NO + NO 2 = N203.

Азотистый ангидрид образуется также (в виде голубого порошка) при пропускании электрических искр сквозь жидкий воздух. Отвечающий азотной кислоте ангидрид N205 может быть получен взаимодействием N02 с озоном

2N02 + 03= N2Os + 02.

Азотный ангидрид может быть получен дегидратацией HNO3 посредством Р205 или пропусканием сухого хлора над сухим AgN03. Последняя реакция протекает по уравнению

2С12 + 4AgN03 = 2N205 + 4AgCl + 02.

Таким образом, для азота и кислорода можем записать формулу

N*(0).

В противоположность другим галоидным производным фтористый азот NF3 является соединением экзотермичным (теплота образования 30 ккал/моль) и не взрывчатым. Он образуется по реакции 4NH3 + 3F2 = NF3 +3NH4F.

Однако без сильного разбавления реакционной смеси азотом эта реакция протекает настолько энергично, что большая часть первоначальных продуктов распадается на N2 и HF. Известен также фторазид FN3, который образуется при взаимодействии HN3 и F2 в токе азота по уравнению

4HN3 +F2 = 3FN3 +N2 + NH4F.

Известно и соединение N2F2 - дифтордиазин. Значит,

N*(F).

С азотом при температуре выше 1000°С кремний образует нитрид Si3N4

N*(Si).

В активном (атомарном) состоянии уже при обычной температуре азот реагирует с белым фосфором

N*(P).

Активный (атомарный) азот энергично взаимодействует с парами серы. При взаимодействии серы с жидким аммиаком образуется азотистая сера

16NH3 + 10S = S4N4 + 6(NH4)2S.

Теплота образования азотистой серы из элементов отрицательна (-110 ккал/моль). При нагревании выше температуры плавления (а также при ударе) она с взрывом распадается на элементы. Термическим разложением паров азотистой серы (при 300°С под давлением 0,01 мм рт. ст.) может быть получен бесцветный нитрид S2N2. Взрывной распад этого нитрида на элементы вызывается уже его растиранием или нагреванием до 30°С:

N*(S).

Прямое взаимодействие хлора с азотом возможно только в электроразряде. Известны продукты замещения атомов водорода в аммиаке на галоид. Например, хлористый азот

NH4Cl + ЗС12 = NCl3 + 4НС1.

Уже при нагревании выше 90°С (или ударе) хлористый азот с взрывом распадается на элементы. Термический распад хлористого азота протекает по уравнению

2NCl3 =N2 + ЗС12 + 110 ккал.

Другое соединение азота с хлором - хлоразид CIN3 - получается по схеме

HOCl + HN3 = CIN3 + Н20.

Все галогеназиды чрезвычайно взрывчаты. Таким образом, можем записать формулу

N*(Cl).

В активном (атомарном) состоянии уже при обычной температуре азот реагирует с мышьяком. Нитрид AsN может быть получен при разложении амида

As(NH2)3 = AsN + 2NH3.

Оранжево-красный AsN разлагается на элементы при температуре около 300°С:

N*(As).

Известно бинарное соединение азота с селеном Se4N4:

N*(Se).

Бромистое производное Шг3 образуется в результате взаимодействия раствора аммиака с избытком брома. Действием паров брома на избыток аммиака под уменьшенным давлением с последующим охлаждением продуктов реакции до -75°С может быть получено темно-красное вещество состава NBr3-6NH3, разлагающееся с взрывом уже при -70°С:

N*(Br).

Нитрид теллура отвечает формуле Te3N4. Оранжево-красный Se4N4 и желтый Te3N4 еще более взрывчаты. Теплота образования первого из них равна -163 ккал/моль:

N*(Te).

При действии йода на крепкий раствор NH3 выделяется темно-коричневый осадок так называемого йодистого азота, представляющий собой в действительности соединение NI3 с переменным количеством аммиака (или продукт неполного замещения водорода последнего на йод). Йодистый азот крайне неустойчив и в сухом виде взрывается от малейшего прикосновения:

N*(1).

Таким образом, для азота можем записать базовую формулу

N*(L), L±N.

В то же время химическая активность азота по отношению к неметаллам определяется ранее найденной формулой

N(L), L+N, Se, Вг, Те, I.

Эти формулы также не являются эквивалентными. Из них можно построить следующую импликацию без исключений

N(L) -> N*(L).

Кислород

С учетом предыдущих результатов, для кислорода сразу можем записать

0*(Н, В, С, N, О).

Кислород отличается высокой химической активностью, образуя соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С простыми веществами, кроме Ли, Pt, Хе, Кг, кислород реагирует непосредственно при обычных условиях или при нагревании, а также в присутствии катализаторов. Реакции с галогенами (F, Cl, Br, I) проходят под действием электрического разряда или УФ-излучения. Обобщенно для кислорода можем записать базовую формулу

0*(L), ЬфО.

В то же время химическая активность кислорода по отношению к неметаллам определяется формулой

O(L), L+0.

Эти формулы эквивалентны

O(L) ~ 0*(L).

Полученная формула истинна для всех неметаллов, без исключений.

Она обозначает условное высказывание: «Если кислород реагирует с неметаллом L, то он образует с ним бинарное соединение 0*(L)». Верно и обратное: «Если кислород образует с неметаллом L бинарное соединение 0*(L), то кислород реагирует с неметаллом L».

Фтор

Фтор соединяется уже на холоде с бромом, йодом, серой, фосфором, мышьяком, бором, кремнием, с древесным углем, сурьмой и, кроме того, со многими металлами - с образованием пламени или с сильным раскаливанием. Некоторые металлы, например медь, на холоде или при небольшом нагревании реагируют только с поверхности, так как образующийся поверхностный слой фторида препятствует продолжению реакции. Однако при более сильном нагревании с этими металлами фтор также энергично взаимодействует и в отдельных случаях, например с цинком, оловом, алюминием, реакция сопровождается сильной вспышкой. При температуре красного каления действию фтора подвергаются также золото и платина. Непосредственное соединение фтора с водородом сопровождается значительным выделением тепла H2+F2 = 2HF + 130 ккал.

Реакция протекает обычно с взрывом, который происходит даже при сильном охлаждении газов и в темноте. Промышленное получение фтористого водорода основано на взаимодействии CaF2 с концентрированной H2S04 по реакции

CaF2 + H2S04 = 2HFt + CaS04.

Процесс проводят в стальных печах при 120-300°С. Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона. Известна реакция фтора с водой

2F2 + Н20 = OF2 + 2HF

с образованием OF2. Получено также соединение F202. С учетом предыдущих данных, для фтора можем записать формулу

F*(H, В, С, N, О, F).

Взаимодействием HF с Si02 может быть получено соединение кремния с фтором

Si02 + 4HF = SiF4 + 2Н20.

С аморфной двуокисью кремния фтор реагирует даже с воспламенением:

F*(Si).

Сродство серы к галоидам по ряду F, Cl, Br, 1 настолько быстро уменьшается, что ее йодистое производное получить вообще не удается. С остальными галоидами она соединяется более или менее легко. Из образующихся соединений наиболее интересна газообразная при обычных условиях шестифтористая сера SF6. От других галогенидов она отличается своей исключительной химической инертностью. Фторид S2FI0 образуется при взаимодействии элементов (теплота образования 510 ккал/моль) в качестве примеси к SF6. По химическим свойствам S2FI0 в общем похож на SF6, но отличается меньшей инертностью и очень ядовит (более чем фосген). Четырехфтористая сера (теплота образования из элементов 184 ккал/моль) может быть получена, например, по проводимой при 200-300°С под давлением реакции 5 + 2С12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl,

F*(S).

Взаимодействие хлора с фтором при нагревании смеси сухих газов происходит лишь при температуре выше 270°С. В этих условиях образуется хлорфторид CIF. Нагреванием CIF с избытком фтора был получен хлортрифторид CIF3. Нагреванием смеси CIF3 с избытком фтора под высоким давлением может быть получен хлорпентафторид CIF5. Фториды хлора характеризуются исключительной реакционной способностью. Например, в парах CIF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Почти столь же энергично взаимодействуют с ним и такие сами по себе чрезвычайно устойчивые вещества, как MgO, СаО, А1203 и другие соединения:

F*(Cl).

Для мышьяка известны галогениды AsF3, AsCl3, AsBr3, Asl3:

F*(As).

Селен реагирует с фтором при комнатной температуре. Известны

SeF6, SeF4:

F*(Se).

Все соединения галоидов друг с другом могут быть получены путем непосредственного взаимодействия элементов. Фтористый бром BrF образуется из элементов. Он очень нестоек и весьма химически активен (например, взаимодействует с кварцем и золотом). Бромфторид BrF3 образуется из элементов и при обычных условиях устойчив. Многие вещества (например, древесина) при соприкосновении с BrF3 воспламеняются. Бромпентафторид BrF5 начинает разлагаться при температуре около 400°С. Химически он очень активен. Образование BrCl и газообразных брома и хлора протекает с очень незначительным выделением тепла (0,2 ккал/моль). Он очень неустойчив: в обычных условиях пары его диссоциированы примерно на 25%:

F*(Br).

Все галоидные соединения теллура могут быть получены путем взаимодействия элементов. Известны следующие фториды TeF6, TeF4:

F*(Te).

Известны соединения IF5, IF7, ICl, ICl3, IBr. Йодфторид был получен взаимодействием элементов при -45°С (в CCl3F). Уже при -14°С он разлагается на IF5 и 12. Аналогичным путем был получен йодтрифторид IF3. Йодпентафторид IF5 начинает разлагаться лишь выше 400°С. Известен йодгептафторид IF7. Его химическая активность весьма велика (например, бензол в нем воспламеняется):

F*(I).

Таким образом, для фтора получается следующая базовая формула

F*(L), L+F.

Учитывая химическое поведение фтора по отношению к неметаллам

F(L), L+F,

находим, что последние формулы эквивалентны

F(L) ^ F*(L).

Кремний

С учетом предыдущих данных, для кремния сразу можем записать частную формулу

Si*(H, В, С, N, О, F, Si).

С фосфором при температуре выше 1000°С кремний образует фосфид SiP:

Si*(P).

С парами серы при 600°С кремний дает SiS2. Сернистые соединения кремния в природе не встречаются. Кремний дисульфид может быть получен при 1300°С по реакции

2H2S + Si = SiS2 + 2Н2.

Водой это соединение разлагается на Si02 и H2S:

Si*(S).

При температуре выше 300°С на мелко раздробленный кремний начинает действовать НС1. Образуется смесь водорода с SiCl4, SiHCl3, SiH2Cl2, SiH3Cl. Хлористый кремний получают обычно, действуя хлором на накаленную смесь Si02 и угля,

Si02 + 2С + 2С12 = SiCl4 + 2СО.

Известны Si2CU, Si^Cl ;4, SiwCl22:

Si* (Cl).

С мышьяком при температуре выше 1000°С кремний образует арсенид SiAs2:

Si* (As).

Известны SiSe2, SiSe. Они могут быть получены взаимодействием элементов при высоких температурах и неустойчивы по отношению к воде:

Si*(Se).

При температуре выше 500°С на мелко раздробленный кремний начинает действовать НВг. Образуется смесь водорода с SiBr4, SiHBr3, SiH2Br2, SiH3Br. Бромистый и йодистый кремний удобнее получать взаимодействием газообразных НВг или HI с парами SiCl4 при нагревании SiCl4 + 4HBr = SiBr4 + 4НС1.

Если обмен хлора на бром или йод провести не нацело, образуются смешанные галиды кремния SiCl3Br, SiCl2Br2, SiClBr3, SiCl3I и другие соединения. Известно Si5Brt2:

Si* (В г).

Известно Si2Te3. Оно может быть получено взаимодействием элементов при высоких температурах и неустойчиво по отношению к воде:

Si* (Те).

Известно Sil4, которое может быть получено из элементов. Йодистый кремний удобнее получать взаимодействием газообразного Ш с парами SiCl4 при нагревании

SiCl4 + 4HI = Sil4 + 4НС1.

Особым свойством Sil4 является легкая воспламеняемость его нагретых паров на воздухе:

Si*(I).

Следовательно, для кремния можем записать формулы

Si*(L), L^Si,

Si(L) ~ Si*(L).

Фосфор

С учетом изложенных данных, для фосфора уже имеем Р*(Н, В, С, N, О, F, Si, Р).

Белый фосфор при сплавлении с серой при температуре выше 230°С реагирует с образованием серии сульфидов, например P4S3. Расплавленный белый фосфор хорошо растворяет серу, но химическое взаимодействие между обоими элементами наступает лишь при достаточном нагревании их смеси (или сероуглеродного раствора). Таким путем было установлено существование сульфидов фосфора P4S2, P4S3, P4S5, P4S6, Р4S7, Р4S9, Р4S10'.

P*(S).

Галоидные соединения фосфора образуются путем взаимодействия элементов, протекающего, как правило, весьма энергично. Галогениды типов РГ3 и РГ5 (кроме Р15) известны для всех галоидов, однако практическое значение из них имеют почти исключительно производные хлора РС13 + зн2о = Н3Р03 + ЗНС1.

При действии на РС13 избытка хлора образуется пятихлористый фосфор

РС13 + С1 2 = PCI5 + 31 ккал.

Эта реакция обратима. При обычных условиях равновесие ее смещено вправо, при температуре выше 300°С - влево. Пятихлористый фосфор PCI5 нацело разлагается водой, реакция проходит в две стадии (вторая медленнее первой)

РС15 + Н20 = РОС13 + НС1,

РОС13 + ЗН20 = Н3Р04 + ЗНС1,

Р*(С1).

Мышьяк и фосфор в расплаве смешиваются в любых соотношениях. При охлаждении расплава (26-47% Р) выделяется кристаллическая фаза переменного состава, имеющая структуру типа черного фосфора. Взаимодействием AsCl3 с PH3 (при -18°С) может быть, по-видимому, получено определенное соединение AsP:

P*(As).

Получены были и селениды фосфора, например темно-желтый P4Se2, из которых лучше других изучен P4Se3, по строению аналогичный P4S3:

P*(Se).

Галоидные соединения фосфора образуются путем взаимодействия элементов, протекающего, как правило, весьма энергично. Галогениды типов РГ3 и РГ5 (кроме Р15) известны для всех галоидов. Белый фосфор воспламеняется в атмосфере паров брома, красный реагирует спокойно:

Р*(Вг).

Теллур сплавляется с фосфором (соединений при этом не образует), хотя известен черный хрупкий теллурид Те3Р2, который при нагревании разлагается на элементы. Черный хрупкий теллурид фосфора отвечает составу Р4Те3. При нагревании он разлагается на элементы:

Р*(Те).

Галогениды типов РГ3 (Р13) и РГ5 (кроме PI5) известны для всех галоидов. Реакция с йодом у белого фосфора идет даже при охлаждении, тогда как у красного - при нагревании:

Р*(1).

Значит, для фосфора можем записать формулы

P*(L), L+P,

P(L) -* P*(L).

Сера

С учетом изложенных данных, для серы уже имеем S*(H, В, С, N, О, F, Si, Р, S).

На воздухе сера сгорает синим пламенем с образованием двуокиси по реакции

S + О2 = SO 2-

При сжигании серы на воздухе наряду с S02 образуется и S03, но в него переходит менее 4% от взятой серы. Современный метод получения серной кислоты - контактный. Основой его является реакция

2S02 + 02 = 2S03.

В присутствии платинового катализатора она при температуре около 400°С протекает слева направо практически нацело. Образующийся S03 улавливают крепкой серной кислотой. Так как H2S04 растворяет серный ангидрид в любых соотношения, выражаемый формулой H2S04xS03 состав олеума может быть различным. Очень чистая S03 образуется при взаимодействии S02 с озоном. Пар серного ангидрида (и раствор его в S02) состоит преимущественно из молекул S03, тогда как в жидкости преобладает смещенное вправо равновесие

3S03 = (S03)3.

При действии измельченной серы на тщательно защищенный даже от следов воды жидкий S03 осаждаются зеленовато-синие кристаллы двутрехокиси серы S203. Окисел этот весьма неустойчив и сам по себе, а водой тотчас разлагается с выделением серы. Закись серы S20 образуется при действии тлеющего электрического разряда на смесь S02 с парами серы под уменьшенным давлением. Реакция идет по суммарной схеме

S02 + 3S = 2S20.

То же соединение частично образуется при сжигании серы в токе кислорода под сильно уменьшенным давлением или при нагревании в вакууме тонко растертой смеси СиО с серой ( 1 : 5 по массе). Закись серы представляет собой желтый газ, который может несколько часов сохраняться при комнатной температуре (в чистом и сухом сосуде) лишь под давлением не выше 40 мм рт. ст. Подожженный на воздухе сероводород сгорает по одному из следующих уравнений

  • 2H2S + 302 = 2S02 + 2Н20 (при избытке кислорода),
  • 2H2S + 02 = 2S + 20 (при недостатке кислорода).

Шестифтористая сера образуется из элементов с большим выделением тепла (289 ккал/моль) и термически устойчива до 800°С. По химическим свойствам S2Fio в общем похож на SF6, но отличается меньшей инертностью и очень ядовит (более чем фосген). Четырехфтористая сера (теплота образования из элементов 184 ккал/моль) может быть получена, например, по проводимой при 200-300°С под давлением реакции S + 2С12 + 4NaF = SF4 + 4NaCl.

В отличие от инертной SF6 сератетрафторид SF4 способен образовывать продукты присоединения, является хорошим фторирующим агентом, легко разлагается под действием воды и сильно ядовит. Сера реагирует с хлором при комнатной температуре. Хлористую серу S2Cl2 получают в больших масштабах прямым действием сухого хлора на избыток серы

2S + а2 = s2ci2.

Двухлористая сера образуется при пропускании хлора в S2Cl2 по обратимой реакции

S2Cl2 + Cl2 = 2SCl2.

В обычных условиях она медленно разлагается на хлористую серу и хлор. Четыреххлористая сера может быть получена действием на S2Cl2 жидкого хлора. Соединение это устойчиво лишь в твердом состоянии, а при плавлении распадается на SCl2 и С12:

S*(Cl).

Сульфид As2S3 известен в качестве сернистой руды мышьяка. С серой, селеном и теллуром мышьяк образует соответствующие халькоге- ниды. В частности, с серой мышьяк образует соответствующие сульфиды As2S$, As2S5:

S*(As).

С селеном сера образует фазу Se-S с широкой областью гомогенности (50-60% ат. % Se). Селен способен соединяться с серой, давая циклические смешанные молекулы, например Se4S4, Se2S^:

S*(Se).

С галогенами, кроме йода, сера образует галогениды. Бромистая сера образуется из элементов (теплота образования 4 ккал/моль) лишь при нагревании (в запаянной трубке)

S + Вг7 = S2Br2,

S*(Br).

С теллуром при сверхвысоких давлениях сера образует Te7Si0. Для теллура было получено соединение с серой состава TeS7:

S*(Te).

Сродство серы к галоидам по ряду F, Cl, Br, I настолько быстро уменьшается, что ее йодистое производное получить вообще не удается:

S*(I).

В итоге, из найденной формулы

S*(L), Ш, I,

и ранее полученной формулы

S(L), Ш, I,

для серы находим

S(L) ~ S*(L).

Хлор

С учетом изложенного выше данных, для хлора можем записать формулу

С1*(Н, В, С, N, О, F, Si, Р, S, О).

При взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи ЗС12 + 6КОН = КСЮ3 + 5КС1 + ЗН20 образуется хлорат калия (бертолетова соль). Осторожным восстановлением хлоратов может быть получена двуокись хлора СЮ2. Она представляет собой взрывчатый желтый газ, обладающий сильно выраженными окислительными свойствами. В лабораторных условиях О02 удобно получать по реакции

2КСЮ3 + Н2С204 = 2002 + К2С03 + С02 Т + Н20 нагреванием до 60°С увлажненной смеси КООз и щавелевой кислоты Н2С204. Другим удобным методом лабораторного получения ОО2 является проводимая при 90°С с тщательно осушенным хлором реакция 02 + 2AgO03 = 2002] + 021 + 2AgO.

В промышленности двуокись хлора можно получать по реакции 2NaO03 + H2SO4 + S02 = 2002 + 2NaHS04.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной НОО4 с Р2О5 отгоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции 2НО04 + Р205 = О207 + 2НР03.

От сильного нагревания (и удара) O2O7 взрывается, однако он все же устойчивее, чем О2О и СЮ2. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота НО04. Хлорный ангидрид является сильно эндотермичным соединением (теплота образования из элементов -60 ккал/моль). С такими веществами, как сера, фосфор, бумага, опилки и другие вещества, О207 не реагирует, но соприкосновение его с йодом сопровождается взрывом. На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном по схеме

2Са0О2 + СО2 — О20 + Са02 + СаС03.

Трехокись хлора О03 образуется при действии на О02 озона и представляет собой темно-красное масло. Молекулы О03 уже при обычных температурах постепенно разлагаются, в основном на О02 и кислород, тогда как в жидком состоянии О206 гораздо устойчивее:

О* (О).

Металлический мышьяк легко взаимодействует с галогенами, давая летучие галогениды Asr3. Порошкообразный мышьяк самовоспламеняется в среде фтора и хлора:

0*(As).

С селеном хлор реагирует при комнатной температуре. По своему общему характеру галогениды селена похожи на соответствующие производные серы, причем тип Э2Г2 в данном случае менее, а тип ЭГ4 - более устойчив. Например, Se202 даже при осторожном нагревании распадается на Se и SeCl4:

0*(Se).

Образование ВгО из газообразных брома и хлора протекает с очень незначительным выделением тепла (0,2 ккал/моль). Он очень неустойчив: в обычных условиях пары его диссоциированы примерно на 25%

О* (В г).

Все галоидные соединения теллура могут быть получены путем взаимодействия элементов. Известны следующие галогениды Те04, Те02. Последний распадается по схеме

2Те02 = Те04 + Те,

О* (Те).

Все соединения галоидов друг с другом могут быть получены путем непосредственного взаимодействия элементов. Они являются веществами сравнительно малоустойчивыми и чрезвычайно реакционно способными. Известны соединения ICl, 1С13.

Cl*(I).

В итоге, для хлора получаем формулы

Cl*(L), L+CI,

Cl(L) -> Cl*(L).

Мышьяк

С учетом уже изложенных данных, для мышьяка можем сразу записать

As*(H, В, С, N, О, F, Si, Р, S, С, As).

Мышьяк химически активен. На воздухе он горит голубым пламенем с образованием As203. Металлический мышьяк легко взаимодействует с галогенами, давая летучие галогениды AsF3. Порошкообразный мышьяк самовоспламеняется в среде фтора и хлора. Для мышьяка известны галогениды AsF3, AsCl3, AsBr3, Asl3. Длительным нагреванием смеси As + I2 в запаянной трубке до 240°С были получены красные кристаллы As2U? Аналогичные производные других галоидов не получены:

As*(Br, I).

С серой, селеном и теллуром мышьяк образует соответствующие халькогениды. Теллурид мышьяка As2Te3 получают при синтезе из элементов при 450°С и 8-9 ГПа:

As*(Se, Те).

В итоге для мышьяка получаем формулы

As*(L), ЬфС, As,

As(L) <-> As*(L).

Селен

С учетом уже изложенных данных, для селена можем записать формулу

Se*(H, В, С, N, О, F, Si, Р, S, Cl, As, Se).

С бромом селен реагирует при комнатной температуре. Известны

SeBr4, Se2Br2.

Se*(Br).

Селен и теллур друг с другом не соединяются, но смешанные кристаллы образуют:

Se *(Те).

Селен сплавляется с йодом, но йодиды при этом не образуются. Известен черный, твердый йодид селена с возможной формулой Se->I2:

Se*(I).

В итоге, для селена получаются формулы

Se*(L), L±Se, Те,

Se(L) -> Se*(L).

Бром

С учетом изложенных выше данных, для брома получаем формулу

Вг*(Н, В, C, N, О, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br).

При низких температурах (порядка -50°С) бром окисляется озоном по реакции

ЗВг2 + 403 = 6Вг02.

Термическим разложением этого вещества в вакууме получена окись брома Вг20, которая с водой дает НОВг. Окись брома устойчива лишь при температуре ниже -40°С. При действии тлеющего разряда на смесь паров брома с избытком охлажденного кислорода образуется трехокись брома ВЮ3. Взаимодействием Вг2 с избытком озона были получены Вг203 и Вг205. Все галоидные соединения теллура могут быть получены путем взаимодействия элементов. Известны следующие галогениды ТеВг4, ТеВг2:

Вг*(Тг).

Все соединения галоидов друг с другом могут быть получены путем непосредственного взаимодействия элементов. По реакционной способности бром занимает промежуточное положение между хлором и йодом. С другими галогенами образует неустойчивые соединения BrF, BrF3, BrF5, BrCl, IB г, отличающиеся высокой химической активностью. Теплота образования IBr из элементов составляет лишь 2 ккал/моль:

Вг*(1).

В итоге, для брома получаются формулы

Br*(L), L+Br,

Br(L) -* Br*(L).

Теллур

С учетом уже изложенных данных, для теллура можем записать формулу

Те*(Н, В, Q К О, F, Si, Р, S, Cl, As, Se, Br, Те).

Теллур уже при обычных условиях очень медленно взаимодействует с водой по схеме

Те + 20 = Те02 + 2Н2.

Теллуриты (соли теллуристой кислоты) могут быть получены растворением Те02 в щелочах. Получение Те02 удобнее вести не сжиганием теллура, а окислением его крепкой HN03. При упаривании или разбавлении водой полученного раствора двуокись теллура осаждается из него в виде кристаллов. Известна желтая трехокись теллура Те03. С йодом теллур реагирует при нагревании с образованием Те14. Наименее устойчивый из всех галогенидов Те14 начинает разлагаться уже при температуре выуе^ОО”^ _ ^ + ^

Те*(1).

Таким образом, для теллура получаются следующие формулы

Te*(L), ЬфВ, С, Se, Те,

Te(L) Te*(L).

Иод

Для йода сразу можем записать формулу

1*(Н, В, С, N, О, F, Si, Р, S, Cl, As, Se, Вг, Те, I).

Осторожным нагреванием HIOj может быть получен йодноватый ангидрид I2O5. Он обладает сильными окислительными свойствами, а с водой вновь дает йодноватую кислоту. В итоге для йода получаются формулы

I*(L), L+ S, I,

I(L)^I*(L).

Таким образом, на основании совокупности рассмотренных результатов искомая базовая система формул для бинарных соединений неметаллов может быть представлена следующей таблицей

Таблица 6.1

Базовая система формул для бинарных соединений неметаллов

 
<<   СОДЕРЖАНИЕ ПОСМОТРЕТЬ ОРИГИНАЛ   >>