Химия. Супер крутая книжка
.pdf7. |
2KO2 |
+ S = K2SO4 |
|
(130–140◦ C), |
|
2KO2 |
+ SO2 = K2SO4 + O2 |
|
(100◦ C). |
8. |
4KO2 |
+ 3C(графит)= 2K2CO3 + CO2 |
(30◦ C). |
|
9. |
4KO2 |
+ 2CO2(влажн.)= 2K2CO3 + 3O2 |
(комн.). |
|
10. |
2KO2 |
+ CO = K2CO3 + O2 |
|
(50◦ C). |
11. |
2KO2 |
+ 2NO2 = 2KNO3 + O2 |
|
(70◦ C). |
12. |
KO2 + 3K = 2K2O |
|
(700◦ C, p). |
|
13. |
2KO2 |
τ |
+ 2H2O |
(комн.). |
+ 2NH3 −−→ 2KOH + N2 |
||||
48. KO3 |
— ОЗОНИД КАЛИЯ |
|
|
|
Оранжево-красный. Устойчив на холоду, разлагается при слабом нагревании. Имеет ионное строение (K+)(O−3 ). Хорошо растворяется в жидком аммиаке, частично реагирует с ним. Энергично реагирует с водой, кислотами, серой. Очень сильный окислитель. Получение см. 476, 4910.
|
Mr = 87, 10; |
d = 1, 99. |
1. |
2KO3 = 2KO2 + O2 |
(20–60◦ C). |
2. |
4KO3 + 2H2O = 4KOH + 5O2↑ |
(примесь радикалов OH0). |
3.4KO3 + 4HCl(разб., хол.)= 4KCl + 5O2↑ +2H2O, 2KO3 + 4HCl(разб., гор.)= 2KCl + Cl2↑ +2O2↑ +2H2O.
4. |
4KO3 |
+ H2O(влага)+3CO2 = K2CO3 + 2KHCO3 + 5O2 |
(комн.). |
5. |
6KO3 |
+ 5S = K2SO4 + 2K2S2O7 |
(50◦ C). |
6. |
KO3 + NH3(ж) NH4O3 + KNH2 |
(−50◦ C). |
|
49. KOH — ГИДРОКСИД КАЛИЯ
Едкое кали. Белый, весьма гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет свойства основных´ гидроксидов (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с оксидами неметаллов, амфотерными оксидами и гидроксидами. Энергично поглощает из воздуха влагу и CO2. Реагирует с неметаллами, металлами. Получение см. 431, 7,
5010, 577.
Mr = 56, 11; |
d = 2, 044; |
tпл = 404◦ C; |
|
tкип = 1324◦ C; |
|
ks = 112, 4(20), 162, 5(80). |
|
1. KOH · 2H2O = KOH · H2O + H2O |
|
(33–40◦ C, вак.), |
|
KOH · H2O = KOH + H2O |
|
|
(500◦ C, вак.). |
2.KOH(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + OH−.
3.KOH + HCl(разб.)= KCl + H2O, KOH + HNO3(разб.)= KNO3 + H2O.
4.2KOH + H2SO4(разб.)= K2SO4 + 2H2O, KOH + H2SO4(конц., хол.)= KHSO4 + H2O.
31
5.KOH(разб.)+H3PO4(конц.)= KH2PO4 + H2O, 2KOH(разб.)+H3PO4(разб.)= K2HPO4 + 2H2O. 3KOH(разб.)+H3PO4(разб.)= K3PO4 + 3H2O.
6.KOH(разб.)+HF(разб.)= KF + H2O,
KOH(конц.)+2HF(конц.)= K(HF2) + H2O.
7.KOH(конц.)+HCN = KCN + H2O.
8. |
2KOH(конц., хол.)+E2 = KEO + KE + H2O |
(E = Cl, Br, I), |
|
6KOH(конц., гор.)+3E2 = KEO3 + 5KE + 3H2O. |
|
9. |
12KOH(конц., гор.)+5Cl2 + Br2 = 2KBrO3 + 10KCl + 6H2O. |
|
10. |
4KOH + 4O3 = 4KO3 + O2 + 2H2O |
(до 20◦ C). |
11. |
2KOH + 2K = 2K2O + H2 |
(400–450◦ C). |
12. |
2(KOH · 2H2O) + 2Al = 2KAlO2 + 3H2 + 2H2O |
(400–500◦ C), |
|
2KOH(конц.)+6H2O(гор.)+2Al = 2K[Al(OH)4] + 3H2↑. |
|
13. |
2KOH(конц.)+EO2 = K2EO3 + H2O |
(E = C, S), |
|
KOH + EO2 = KHEO3↓ |
(в этаноле). |
14. |
6KOH(конц.)+5SiO2 = K4SiO4(р) + K2Si4O9↓ +3H2O. |
|
15. |
4KOH + 6NO = 4KNO2 + N2 + 2H2O |
(400◦ C). |
16.2KOH(разб.)+2NO2 = KNO2 + KNO3 + H2O.
17.2KOH(хол.)+NO + NO2 = 2KNO2 + H2O, 4KOH(гор.)+4NO2 + O2 = 4KNO3 + 2H2O.
18. 2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O |
(900–1100◦ C). |
KOH + Al(OH)3 = KAlO2 + 2H2O |
(1000◦ C). |
19.2KOH(конц., гор.)+3H2O + Al2O3 = 2K[Al(OH)4], KOH(конц.)+Al(OH)3 = K[Al(OH)4].
20. |
KOH(конц.)+NH4Cl(конц.)= KCl + NH3↑ +H2O |
(кип.). |
21. |
2KOH + FeI2 = 2KI + Fe(OH)2↓ |
(в атмосфере N2), |
|
2KOH(разб.)+2AgNO3 = Ag2O↓ +H2O + 2KNO3. |
|
22.3KOH(разб.)+AlCl3 = Al(OH)3↓ +3KCl, 4KOH(конц.)+AlCl3 = K[Al(OH)4] + 3KCl.
23.6KOH(конц.)+2H2S + 4SO2 = 3K2SO3S + 5H2O.
24. |
KOH + (2–4)H O (конц.) |
τ |
K |
O |
2 · |
(2–4)H O |
2↓ |
(0◦ C), |
|
2 2 τ |
−−→ |
2 |
|
2 |
|
||
|
K2O2 · (2–4)H2O2 −−→ K2O2 + (2–4)H2O2 |
|
(над конц. H2SO4). |
|||||
25. |
электролиз |
|
|
|
|
|
|
|
4KOH(ж) −−−−−−→ 4K(катод)+O2↑(анод)+2H2O. |
|
|||||||
50. K2CO3 — КАРБОНАТ КАЛИЯ
Поташ. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Очень хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону), создает сильнощелочную среду. Реагирует с кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов. Вступает в реакции обмена. Получение см. 478, 10, 14, 4913,
511, 4, 538.
Mr = 138, 20; |
d = 2, 428; |
tпл = 891◦ C; |
|
ks = 111, 0(20), 139, 2(80). |
|
32
1. |
K2CO3 |
= K2O + CO2 |
(выше 1200◦ C). |
2. |
K2CO3 · 1, 5H2O = K2CO3 + 1, 5H2O |
(100–150◦ C, вак.). |
|
3.K2CO3(разб.)+12H2O = 2[K(H2O)6]+ + CO23−, CO23− + H2O HCO−3 + OH−; pKо = 3, 67.
4.K2CO3 + 2HCl(разб.)= 2KCl + CO2↑ +H2O.
5.K2CO3(насыщ.)+2HClO4(конц., хол.)= 2KClO4↓ +H2O + CO2↑.
6.3K2CO3(конц.)+2H3PO4(разб.)= 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2↑.
7.K2CO3 + 2HF(разб.)= 2KF + H2O + CO2↑,
K2CO3 + 4HF(конц.)= 2K(HF2) + H2O + CO2↑.
8. K2CO3 + H2O + CO2 = 2KHCO3 |
(30–40◦ C). |
9.K2CO3(разб.)+H2O + 2SO2 = 2KHSO3 + CO2↑.
10.K2CO3 + Ca(OH)2(насыщ.)= CaCO3↓ +2KOH.
11. |
3K2CO3(конц., гор.)+3E2 = 5KE + KEO3 + 3CO2↑ |
(E = Cl, Br, I). |
||
12. |
3K2CO3 |
+ 3H2O(гор.)+2AlCl3 = 2Al(OH)3↓ +3CO2↑ +6KCl. |
||
13. |
3K2CO3 |
+ H2O + 2FeBr3 = 6KBr + 2FeO(OH)↓ +3CO2↑ |
(кип.). |
|
14. |
K2CO3 |
+ BaS2O6 = K2S2O6 + BaCO3↓. |
|
|
15. |
K2CO3 |
+ C(кокс)+CaCN2 = 2KCN + CaCO3 |
(900◦ C). |
|
16. |
K2CO3 |
+ C(NH2)2O = 2KOCN + 2H2O |
(40◦ C). |
|
51. KHCO3 — ГИДРОКАРБОНАТ КАЛИЯ
Кальцинит. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Устойчив на воздухе. Имеет строение (K+)2(HCO3)22−. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по аниону). Кристаллогидратов не образует. Разлагается кислотами, нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена. Получение см. 4913, 508.
Mr = 100, 11; |
d = 2, 17; |
ks = 33, 3(20), 68, 3(70). |
1. 2KHCO3 = K2CO3 + CO2 + H2O |
(100–400◦ C). |
|
2.KHCO3(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + HCO−3 , HCO−3 + H2O H2CO3 + OH−; pKо = 7, 63.
3.KHCO3 + HCl(разб.)= KCl + CO2↑ +H2O.
4.KHCO3 + KOH(конц.)= K2CO3 + H2O.
5.6KHCO3(конц.)+3Cl2 = KClO3 + 5KCl↓ +6CO2↑ +3H2O.
6.KHCO3 + SO2 = KHSO3 + CO2↑.
7. 4KHCO3 + 2CuSO4 = Cu2CO3(OH)2↓ +2K2SO4 + 3CO2↑ +H2O (кип.).
52. KNO3 — НИТРАТ КАЛИЯ
Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом. Получение см. 4711, 493, 17, 3047, 8.
Mr = 101, 10; d = 2, 109; tпл = 334, 5◦ C; ks = 31, 6(20), 168, 8(80).
33
1. |
2KNO3 = 2KNO2 + O2 |
(400–520◦ C). |
|
2. |
KNO3(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + NO3− |
(pH 7). |
|
3. |
KNO3(насыщ.)+(1–2)HNO3(конц.)= KNO3 · (1–2)HNO3↓ |
(комн.). |
|
4. |
KNO3 |
+ 2H0(Zn, разб. HCl) = KNO2 + H2O, |
|
|
KNO3 |
+ 8H0(Al, конц. KOH) = NH3↑ +2H2O + KOH |
(кип.). |
5. |
2KNO3 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2NO2 + 4H2O |
(230–300◦ C). |
|
6. |
KNO3 |
+ H2SO4(конц.)= HNO3↑ +KHSO4 |
(вак.). |
7. |
2KNO3 + 3C(графит)+S = N2 + 3CO2 + K2S (сгорание «черного пороха»). |
||
8. |
6KNO3 + 10Al = 6KAlO2 + 2Al2O3 + 3N2 |
(400◦ C). |
|
9. |
KNO3 |
+ Pb = KNO2 + PbO |
(350–400◦ C), |
|
KNO3(конц.)+Pb(губка)+H2O = KNO2 + Pb(OH)2↓. |
|
|
10. |
3KNO3 + 2KOH + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O |
(400–420◦ C). |
|
53. K2SO4 — СУЛЬФАТ КАЛИЯ
Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом. Получение см. 477, 494, 541, 3, 4,
572, 606, 4271.
Mr = 174, 26; |
d = 2, 662; |
tпл = 1074◦ C; |
tкип > 2000◦ C; |
ks = 11, 1(20), 21, 4(80). |
|
1. K2SO4(разб.)+12H2O = 2[K(H2O)6]+ + SO42− |
(pH 7). |
|
2.K2SO4(т) + H2SO4(конц.)= 2KHSO4.
3.K2SO4 + SO3 = K2S2O7.
4. |
K2SO4 + BaX2 = BaSO4↓ +2KX |
(X = Cl−, OH−). |
|
5. |
K2SO4 |
+ BaS2O6 = K2S2O6 + BaSO4↓. |
|
6. |
K2SO4 |
+ 4H2 = K2S + 4H2O |
(600◦ C, кат. Fe2O3). |
7. |
K2SO4 |
+ 4C(кокс)= K2S + 4CO |
(900◦ C). |
8. |
K2SO4 |
+ Ca(OH)2 + 2CO = K(HCOO) + CaSO4 |
(200◦ C, p), |
|
2K(HCOO) + O2 = K2CO3 + CO2 + H2O |
(700◦ C). |
|
54. KHSO4 — ГИДРОСУЛЬФАТ КАЛИЯ
Меркалит. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO−4 . Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 494, 532,
572.
Mr = 136, 17; d = 2, 322; tпл = 218, 6◦ C; |
ks = 51, 4(20), 121, 6(80). |
||
1. 2KHSO4 |
= K2SO4 + H2SO4 |
(240◦ |
C), |
2KHSO4 |
= K2S2O7 + H2O |
(320–340◦ |
C). |
34
2.KHSO4(конц.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + HSO−4 , HSO−4 + H2O = SO24− + + H3O+
|
|
|
|
(разбавление водой). |
|
3. |
KHSO4 |
+ KOH(конц.)= K2SO4 + H2O. |
|
|
|
4. |
KHSO4 |
+ KCl = K2SO4 + HCl |
|
(450–700◦ C). |
|
5. |
KHSO4 |
+ H2O2(конц.)= KHSO3(O2) + H2O |
|
(0◦ C). |
|
6. |
2KHSO4 |
+ TiO2 = Ti(SO4)O + K2SO4 + H2O |
|
(300◦ C). |
|
7. |
6KHSO4 |
+ M2O3 = M2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O |
(300–500◦ C; |
||
|
M = Al, Cr). |
|
|
||
8. |
|
|
электролиз |
(O2)(анод) |
(0–7◦ C). |
2KHSO4(насыщ.)−−−−−−→ H2↑(катод)+K2S2O6 |
|||||
55. KF — ФТОРИД КАЛИЯ
Кароббиит. Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиз по аниону). Разлагается кислотами. Получение см. 438, 496, 507,
561, 7.
Mr = 58, 10; |
d = 2, 48; |
tпл = 857◦ C; |
|
ks = 94, 2(20), 150, 1(80). |
|
1. KF · 2H2O = KF + 2H2O |
(350◦ C). |
|
2.KF(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + F−, F− + H2O HF + OH−; pKо = 10, 82.
3.KF + HF(конц.)= K(HF2),
|
KF + nHF(ж) = KF · nHF↓, точнее K[F(HF)n ] |
(n = 1 ÷ 4). |
4. |
2KF + H2SO4(конц.)= K2SO4 + 2HF↑ |
(кип.). |
5. |
KF + LiOH(насыщ.)= KOH + LiF↓. |
|
6. |
2KF(конц.)+H2[SiF6] = K2[SiF6]↓ +2HF. |
|
7. |
KF + SO2(ж) = KSO2F. |
|
8. |
электролиз |
|
KF(ж) −−−−−−→ 2K↓(катод)+F2↑(анод). |
|
56. K(HF2) — ГИДРОДИФТОРИД КАЛИЯ
Белый, устойчив в сухом воздухе и в вакууме. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, анион частично разлагается и за счет протолиза HF создает кислотную среду. Кристаллогидратов не образует. Разлагается концентрированными кислотами, нейтрализуется щелочами. Получение см. 496, 507, 553.
|
Mr = 78, 10; d = 2, 37; |
tпл = 238, 7◦ C; |
ks = 39, 2(20), 114(80). |
|||
1. |
K(HF2) = KF + HF |
|
|
(310–400◦ C). |
||
2. |
K(HF2)(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + HF2−, |
|
||||
|
2 |
|
HF + F−, HF + H2O |
|
F− + H3O+; pKк = 3, 18. |
|
|
HF− |
|
|
|||
3. |
2K(HF2) + H2SO4(конц.)= K2SO4 + 4HF↑ |
(кип.). |
||||
35
4.K(HF2) + KOH(конц.)= 2KF + H2O.
5.K(HF2) + Ca(OH)2(насыщ.)= KOH + H2O + CaF2↓.
6. |
K(HF2) + H2SO4 + 2SO3 = 2HSO3F + KHSO4 |
(комн., в олеуме). |
7. |
электролиз |
|
K(HF2)(ж) −−−−−−→ H2↑(катод)+F2↑(анод)+KF. |
|
57. KCl — ХЛОРИД КАЛИЯ
Сильвин. Белый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде(гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составляющая часть (наравне с NaCl) природных залежей сильвинита. Получение см. 432, 8, 493, 20,
504, 534.
Mr = 74, 55; d = 1, 984; tпл = 770◦ C; tкип = 1430◦ C; ks = 34, 4(20), 51, 1(80).
1. |
KCl(разб.)+6H2O = [K(H2)6]+ + Cl− |
(pH 7). |
2. |
2KCl(т) + H2SO4(конц.)= K2SO4 + 2HCl↑ |
(кип.). |
3. |
KCl + KHSO4 = K2SO4 + HCl |
(450–700◦ C). |
4.10KCl(т) +8H2SO4(конц., гор.)+2KMnO4(т) = 5Cl2↑ +2MnSO4 +6K2SO4 + + 8H2O.
5. |
KCl(конц.)+NaClO |
(насыщ.)= KClO |
4↓ |
+NaCl |
(10◦ C). |
||||
6. |
|
электролиз |
4 |
|
|
|
|
|
|
2KCl(ж) −−−−−−→ 2K(катод)+Cl2↑(анод). |
|
||||||||
7. |
2KCl + 2H2O электролиз |
H2 |
(катод)+Cl2 |
(анод)+2KOH, |
|
||||
|
|
−−−−−−→ |
↑ |
|
|
↑ |
|
||
|
2KCl(р) |
электролиз |
2K(катод)+Cl2 (анод). |
|
|||||
|
−−−−−−−−→ |
|
|||||||
|
|
|
|
|
↑ |
|
|
|
|
|
|
(на Hg-катоде) |
|
|
|
|
|
|
|
8. |
|
электролиз |
|
|
|
|
[40–60◦ C]. |
||
KCl + 3H2O −−−−−−→ 3H2↑(катод)+KClO3(анод) |
|||||||||
58. KBr — БРОМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Не растворяется в концентрированной бромоводородной кислоте. Восстановитель. Получение см. 438, 594, 5121.
|
Mr = 119, 00; |
d = 2, 75; |
tпл = 734◦ C; ks = 65, 2(20), 94, 6(80). |
|
1. |
KBr(разб.)+6H2O = [K(H2O)6 |
]+ + Br− |
(pH 7). |
|
2. |
2KBr(т) + H2SO4(10–50%-я, хол.)= K2SO4 + 2HBr, |
|
||
|
2KBr(т) + 3H2SO4(> 50%-я, гор.)= 2KHSO4 + Br2↑ +SO2↑ +2H2O. |
|||
3. |
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2↑ |
|
(кип.). |
|
4. |
5KBr + 3H2SO4 |
(разб.)+KBrO3 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O, |
|
|
|
2KBr + 2H2SO4 |
(конц.)+MnO2 |
= Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O |
(кип.). |
электролиз
5. KBr + 3H2O(гор.)−−−−−−→ 3H2↑(катод)+KBrO3(анод).
36
59. KI — ИОДИД КАЛИЯ
Белый, при хранении на свету желтеет. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Типичный восстановитель. Водный раствор KI химически растворяет иод за счет комплексообразования. Получение см. 438, 4921, 5254, 5.
|
Mr = 166, 00; d = 3, 115; tпл = 681◦ C; ks = 144, 5(20), 190, 7(80). |
|
1. |
KI(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + I− |
(pH 7). |
2. |
8KI(т) + 9H2SO4(конц.)= 4I2↓ +H2S↑ +4H2O + 8KHSO4 |
(30–50◦ C). |
3. |
τ |
(комн., на свету), |
KI + 2H2O + O2 −−→ 4KOH + I2↓ +K[I(I2)] |
||
|
4KI + 4HCl(разб.)+O2 = 2I2↓ +4KCl + 2H2O |
(комн., на свету). |
4. |
2KI + E2 = 2KE + I2↓ |
(E = Cl, Br). |
5.KI + 3H2O + 3Cl2(г) = HIO3 + KCl + 5HCl, KI(конц.)+6KOH(конц.)+3Cl2(г) = KIO3↓ +6KCl + 3H2O.
6.KI(р) + I2 = K[I(I2)](р)(желт.).
7.10KI + 8H2SO4(разб.)+2KMnO4 = 5I2↓ +2MnSO4 + 8H2O + 6K2SO4, 6KI + 7H2SO4(разб.)+K2Cr2O7 = Cr2(SO4)3 + 3I2↓ +7H2O + 4K2SO4.
8.2KI + H2SO4(разб.)+H2O2 = I2↓ +K2SO4 + 2H2O,
2KI + 2H2SO4(разб.)+2KNO2 = 2K2SO4 + I2↓ +NO↑ +2H2O.
9. |
2KI + Fe2(SO4)3 = I2↓ +2FeSO4 + K2SO4 |
(в разб. H2SO4). |
10. |
2KI + 2CuSO4 + K2SO3 + H2O = 2CuI↓ +2K2SO4 + H2SO4 (в темноте). |
|
11. |
электролиз |
|
KI + 3H2O −−−−−−→ 3H2↑(катод)+KIO3(анод). |
|
|
60. K2S — СУЛЬФИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный K2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель. Получение см. 439, 636, 7.
Mr = 110, 26; |
d = 1, 74; |
tпл |
1.K2S · 5H2O = K2S + 5H2O
2.K2S(разб.)+12H2O = 2[K(H2O)6] + S2−, S2− + H2O HS− + OH−; pKо = 1, 09.
3.K2S + 2HCl(разб.)= 2KCl + H2S↑.
4.K2S + 3H2SO4(конц.)= 2KHSO4 + SO2↑ +S↓ +2H2O.
O2 (воздух),τ
5. K2S(р) −−−−−−−−→S (коллоид), K2(Sn ), K2SO3S.
−KOH
6. K2S(т) + 2O2 = K2SO4
= 912◦ C.
(150◦ C).
(выше 500◦ C).
37
7. |
K2S(р) + (n − 1)S = K2(Sn ) |
[кип.], |
|
K2S + S = K2(S2) |
[500◦ C], |
|
K2S + 2S = K2(S3) |
[кип. в этаноле], |
|
K2S + 3S = K2(S4) |
[250–300◦ C], |
|
K2S + 4S = K2(S5) |
[175–220◦ C]. |
8. |
K2S + H2S(насыщ.)= 2KHS. |
|
61. K2(Sn ) — ПОЛИСУЛЬФИДЫ(2–) КАЛИЯ
Смесь K2(Sn ), (n = 2 ÷ 6) имеет желто-бурую окраску. Все K2(Sn ) — весьма твердые, при плавлении образуют темно-коричневые подвижные жидкости. Термическая устойчивость понижается при возрастании n. Хорошо растворяются в воде, гидролизуются (по аниону) значительно слабее, чем K2S; раствор имеет желтую окраску. Окисляются на воздухе, разлагаются кислотами. Обладают окислительным действием. Получение смеси K2(Sn ) см.
605, 7, индивидуальных K2(Sn ) (n = 2 ÷ 5) — 607, K2(S6) — 617.
|
|
K2(S2) : |
Mr = 142, 33; |
d = 1, 973; |
|
tпл = 520◦ C. |
|
|
K2(S3) : |
Mr = 174, 39; |
d = 2, 102; |
|
tпл = 292◦ C. |
|
|
K2(S4) : |
Mr = 206, 46; |
tпл = 159◦ C. |
||
|
|
K2(S5) : |
Mr = 238, 53; |
d = 2, 128; |
|
tпл = 211◦ C. |
|
|
K2(S6) : |
Mr = 270, 59; |
d = 2, 02; |
|
tпл = 196◦ C. |
1. |
K2(Sn ) = K2S + (n − 1)S |
|
|
(выше 600◦ C). |
||
2. |
K2 |
(Sn )[разб.]+12H2O = 2[K(H2O)6]+ + Sn2−, |
|
|
||
|
Sn2− + H2O HSn− + OH−; pKо = 7, 70 (n = 4), 8, 30(n = 5). |
|||||
3. |
K2 |
(Sn ) + 2HCl(разб.)= 2KCl + H2S↑ +(n − 1)S↓ |
|
(комн.), |
||
|
K2 |
(Sn ) + 2HCl(конц.)= 2KCl + H2Sn |
|
|
(−15◦ C). |
|
4. |
2K2(Sn ) + 2H2O(хол.)+O2 = nS(коллоид)+4KOH |
|
(на свету), |
|||
|
2K2(Sn )[насыщ., гор.]+3O2 = 2K2SO3S + (2n − 4)S↓. |
|
||||
5. |
K2 |
(Sn ) + H2O + SO2 = K2SO3S + H2S↑ +(n − 2)S↓ |
(комн.). |
|||
6.K2(Sn ) + SnS2 = K2[SnS3] + (n − 1)S↓, 3K2(Sn ) + As2S3 = 2K3[AsS4] + (3n − 5)S↓.
7. K2(S5) + S = K2(S6) |
[120–180◦ C]. |
62. KNH2 — АМИД КАЛИЯ
Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. На воздухе окисляется и желтеет (продукты неизвестны). Мало растворяется в жидком аммиаке. Гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Получение см. 4312, 448, 457.
Mr = 55, 12; |
tпл = 338◦ C. |
1. 6KNH2 = 6K + 4NH3 + N2 |
(600–700◦ C). |
38
2.KNH2 + 2H2O(хол.)= KOH + NH3 · H2O, KNH2 + H2O(гор.)= KOH + NH3↑.
3.KNH2 + 2HCl(разб.)= KCl + NH4Cl.
4. |
2KNH2 + 2HNO3 = KN3 + KNO3 + 3H2O |
(кип.). |
|
5. |
KNH2 |
+ C(кокс)= KCN + H2 |
(500–600◦ C). |
6. |
KNH2 |
+ NH4Cl = 2NH3 + KCl |
(−40◦ C, в жидк. NH3). |
РУБИДИЙ
63. Rb — РУБИДИЙ
Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темно-синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель. Энергично реагирует с O2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Получение см. 641, 651, 696, 737, 8.
Mr = 85, 468; d(т) = 1, 532; d(ж) = 1, 472(40); tпл = 39, 3◦ C; tкип = 696◦ C.
1.2Rb + 2H2O = 2RbOH + H2↑.
2.2Rb + 2HCl(разб.)= 2RbCl + H2↑.
3.8Rb + 6H2SO4(разб., хол.)= 4Rb2SO4 + SO2 + S↓ +6H2O (примесь H2S).
4.21Rb + 26HNO3(разб., хол.)= 21RbNO3 + NO↑ +N2O↑ +N2↑ +13H2O.
5. |
2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2 |
|
(400◦ C). |
||||
6. |
2Rb + H2 = 2RbH |
|
|
|
(300–350◦ C, p). |
||
7. |
Rb + O2(воздух)= RbO2 |
|
|
(сгорание). |
|||
8. |
4Rb + O2 = 2Rb2O |
RbO |
|
( |
(на холоду), |
||
|
Rb O2 |
Rb O |
O2 ,τ |
2↓ |
50◦ C, в жидк. NH ). |
||
|
−−→ |
2 |
2↓−−−→ |
|
− |
3 |
|
9. |
4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH |
|
(комн.). |
||||
10. |
2Rb + E2 = 2RbE |
|
|
(комн., E = F, Cl, Br, I). |
|||
11. |
2Rb + S = Rb2S |
|
|
|
(100-130◦ C). |
||
12. |
2Rb + 2H2S(насыщ.)= 2RbHS↓ +H2↑ |
|
(в бензоле). |
||||
13. |
2Rb + 2NH3(г) = 2RbNH2 + H2 |
|
(40–60◦ C). |
||||
14. |
Rb + 6NH3(ж) = [Rb(NH3)6] (т.-син.) |
|
[−40◦ C], |
||||
|
[Rb(NH3)6] + nNH3(ж) [Rb(NH3)6]+ + e− · nNH3. |
|
|||||
15. |
4Rb + 3SiO2 = Rb2SiO3 + Si |
|
(выше 300◦ C). |
||||
39
64. RbH — ГИДРИД РУБИДИЯ
Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением H2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором. Получение см. 636.
Mr = 86, 48; |
d = 2, 59; |
tпл ≈ 400◦ C(p). |
1. 2RbH = 2Rb + H2 |
|
(выше 200◦ C). |
2.RbH + H2O = RbOH + H2↑.
3.RbH + HCl(разб.)= RbCl + H2↑.
4. |
2RbH + O2 = 2RbOH |
(выше 200◦ C). |
5. |
RbH + Cl2 = RbCl + HCl |
(400◦ C), |
|
2RbH + 2S = Rb2S + H2S |
(300–350◦ C). |
6. |
RbH + NH3(г) = RbNH2 + H2 |
(300◦ C). |
65. Rb2O — ОКСИД РУБИДИЯ
Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет основные´ свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком. Получение см. 635, 8, 671, 701.
Mr = 186, |
94; |
d = 3, 72; |
tпл = 505◦ C (p). |
1. 2Rb2O = Rb2O2 |
+ 2Rb |
|
(400-550◦ C). |
2.Rb2O + H2O = 2RbOH.
3.Rb2O + 2HCl(разб.)2RbCl + H2O.
4.Rb2O + CO2(влажн.)= Rb2CO3, Rb2O + H2O + CO2 = 2RbHCO3 (комн.).
5. |
τ |
(−50◦ C). |
Rb2O + NH3(ж) −−→ RbNH2↓ +RbOH |
66. Rb2O2 — ПЕРОКСИД РУБИДИЯ
Белый (с примесью RbO2 — желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к O2 и CO2 воздуха. Имеет ионное строение (Rb+)2(O22−). Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительный свойства. Получение см. 638, 671.
|
Mr = 202, 93; d = 3, 80; tпл = 570◦ C; |
tкип = 1010◦ C(разл.). |
1. |
2Rb2O2 = 2Rb2O + O2 |
(выше 1010◦ C). |
2. |
Rb2O + 2H2O = 2RbOH + H2O2 |
(0◦ C), |
|
2Rb2O2 + 2H2O(гор.)= 4RbOH + O2↑. |
|
3.Rb2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2RbCl + H2O2,
2Rb2O2 + 2H2SO4(разб., гор.)= 2Rb2SO4 + 2H2O + O2↑.
4. Rb2O2 + O2(воздух)= 2RbO2 |
(комн.). |
40