Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка8/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   ...   23

Крім того, арсен утворює мінерали


As2S3 - аурипігмент (жовтий),

As4S4 - реальгар (червоний),

FeAs2 - лелінгіт, арсеновистий колчедан,

CoAs2 - смальтин,

CoAsS - кобальтин,

Ni2As2 - нікелін (червоний нікелевий колчедан),

NiAs2 - хлоантит,

Ag3AsS2 – прустит,

FeAsO4.2H2O – скородит.

Найпоширенішими мінералами стибію є

Sb2S3 - антимоніт, стибніт - основа сурм'яного блиску,

Sb2O3 - валентиніт (біла сурм'яна руда, сурм'яний цвіт),

Sb2O4 - сервантит,

Sb2O4.H2O - стибіоканіт,

3Sb2S3. Sb2O3 - кермезит,

Ag3SbS3- піраргірит,

Cu3SbS3 - тетраедрит,

Cu3PbSbS3 - бурноніт.

Характерними мінералами бісмуту є

Bi2S3 - бісмутиніт - основа бісмутового блиску,

Bi2O3 - бісміт (бісмутова вохра),

Bi2Te2S - тетрадиміт.

Кисневмісні природні сполуки більш характерні для стибію та бісмуту, ніж для арсену. Вони утворюються внаслідок вивітрювання та часткового окиснення сульфідних форм у верхніх частинах рудних тіл. Сульфіди арсену більш стійкі до окиснення.

Часто арсен, стибій та бісмут пов'язані із сульфідами таких елементів, як Cu, Pb, Ag, Zn. Так, сульфіди арсену часто супроводжують цинкову обманку та пірит.

Арсен входить до складу всіх рослинних і тваринних організмів. У людському організмі його особливо багато в печінці (від 2 до 12 мг на 1 кг).

Добування арсену, стибію та бісмуту. Ці елементи у вільному стані добувають, піддаючи випалу на повітрі їхні природні сульфіди:

2S3 + 9O2 = 2Е2О3 + 6SO2

с подальшим відновленням вугіллям, воднем або металом (наприклад, у випадку стибію залізною стружкою):

Е2О3 + 3С = 2Е + 3СО.

Арсен добувають також термічним розкладом арсенопіриту або лелінгіту:

t

FeAsS  FeS + As,

t

FeAs2  FeAs + As.

Утвореній арсенід заліза прожарюють:

2FeAs + 3O2 = Fe2O3 + As2O3

і відновлюють до вільного арсену.

Сурму та бісмут добувають сплавкою сульфіду із залізом:

t

Sb2S3 + 3Fe  2Sb + 3FeS.

Більшу частину бісмуту виділяють при переробці свинцевих і мідних руд як побічний продукт.

Чисті арсен і стибій утворюються при розкладі їхніх водневих сполук.

Фізичні властивості. У ряді N - P - As - Sb - Bi чітко спостерігається посилення металевих ознак простих речовин. Так, у цьому ряді зростає стійкість металевих модифікацій і падає стійкість неметалевих. Як і фосфор, арсен та стибій трапляються у кількох алотропних модифікаціях.

Основні алотропні модифікації арсену - жовта, сіра та чорна.
Найстійкіша за звичайних умов та при нагріванні. металева форма сірого арсену. Сірий арсен утворює шарувату кристалічну решітку ромбоедричного типу, що утворюється атомами, сполученими у площинні розгалужені макромолекули, подібно чорному фосфору. Кожен атом утворює три пірамідальні ковалентні зв’язки з трьома найближчими сусідами (2.51 Å) у межах одного гофрованого шару (к.ч. 3) та має три більш віддалені сусіди (3.15 Å) у наступному шарі. Стійка модифікація арсену утворює сіро-сталеву кристалічну масу без запаху з металевим блиском на свіжому зломі, але злом швидко тьмяніє. Сірий арсен крихкий, що спричинене шаруватою структурою; він легко розтирається у ступці у порошок. При нагріванні під нормальним тиском він сублімує без плавлення при 633о. Металевий арсен нерозчинний у сірковуглеці та інших розчинниках. На відміну від інших модифікацій, сірий арсен характеризується електронною провідністю, проте меншою, ніж у металів (4 % електропровідності срібла).

При швидкій конденсації пари арсену на охолодженій рідким азотом поверхні утворюється неметалева малостійка модифікація - жовтий арсен. Жовтий арсен - кристали кубічної сингонії, ізоморфні білому фосфору. У вузлах кристалічної молекулярної решітки знаходяться тетраедричні молекули As4. Жовтий арсен - пластинчаті кристали, м’які, як віск. Схожість жовтого арсену з білим фосфором проявляється також у сильному часниковому запаху, який випускає жовтий арсен.

Перетворення жовтого арсену у сірий звичайно перебігає через стадію утворення чорного арсену, також схожого на аналогічну модифікацію фосфору. Чорний арсен - склоподібна аморфна речовина, дуже тверда та крихка з густиною 4.7 г/см3, має напівпровідникові властивості (Е = 1.2 еВ). При 290оС він перетворюється на звичайний сірий арсен.

Густина пари арсену до 800оС відповідає формулі As4, вище 1700о - As2, а вище 2000о існують лише одноатомні молекули арсену. Пари арсену безбарвні.

Відомі три основні алотропні модифікації стибію - металева, жовта та чорна. Найстійкіша металева форма сріблясто-білого кольору, що має макроскопічну кристалічну структуру (гексагональні кристали, ізоморфні кристалам арсену). У шаруватій решітці стибію, подібній решітці арсену, кожен атом має три найближчих сусідні атоми (на відстані 2.87 Å) і три більш віддалених атоми (на відстані 3.37 Å). Металева форма стибію має сильний металевий блиск, проте відрізняється крихкістю та значно гірше проводить тепло та електричний струм, ніж звичайні метали.

Жовтий стибій утворюється при окисненні зрідженого SbH3 при -90о повітрям або киснем, що містить озон. Містить тетраедричні молекули Sb4. Жовтий стибій ще менш стійкий, ніж жовтий арсен, вже при 50оС перетворюється на звичайний металевий стибій.

Чорний стибій добувають конденсацією пари стибію на охолоджених підкладках. Він аморфний; як і чорний арсен, має напівпровідникові властивості (Е = 0.12 еВ), проте зберігає їх лише до 0оС. При нагріванні переходить у металевий стибій.

Для бісмуту поліморфні модифікації невідомі. Бісмут - блискучий метал сріблястого кольору з ледве помітним рожевим відтінком на зломі. Має таку ж кристалічну решітку, як стибій та арсен, яким він ізоморфний (кожен атом решітки має три найближчих сусідні атоми на відстані 3.10 Å та три більш віддалені на відстані 3.47 Å). Бісмут - одна з небагатьох речовин, густина яких у рідкому стані більша, ніж у твердому. Бісмут менш крихкий, ніж стибій, але також легко розбивається при ударі молотка. Бісмут має невелику електричну провідність (1.4 % електропровідності срібла). Має найменшу для металів магнітну сприйнятливість.
Хімічні властивості арсену, стибію та бісмуту

За звичайних умов металеві модифікації арсену, стибію та бісмуту не окиснюються киснем повітря та стійкі по відношенню до води. При нагріванні на повітрі всі вони згоряють з утворенням оксидів типу Е2О3. В атмосфері кисню арсен може утворювати і вищий оксид As2O5, стибій - Sb2O4, бісмут - лише Bi2O3. Вищий оксид стибію Sb2O5 може бути добутий окисненням стибію в атмосфері озонованого кисню. Арсен, стибій та бісмут реагують безпосередньо та швидко з галогенами, сіркою та деякими іншими неметалами. З сіркою утворюються сульфіди складу Е2S3, з галогенами – галогеніди ЕХ3, для сурми крім того ЕХ5 (Х = F, Cl, Br).

У ряді напруг As, Sb та Bi розташовані між воднем та міддю. Тому водню з кислот вони не витісняють, але можуть бути переведені у розчин дією окисників, наприклад:

2As + 5Cl2 + 8H2O = 2H3AsO4 + 10HCl.

Сурма реагує з конц. соляною кислотою за рахунок комплексоутворення:

2Sb + 12HCl(конц.) = 2H3[SbCl6] + 3H2.

Концентрована гаряча сірчана кислота окиснює арсен, стибій та бісмут до ступеня окиснення +3; для арсену утворюється оксид:

2As + 3H2SO4 = As2O3 + 3SO2 + 3H2O,

стибій та бісмут за тих самих умов утворюють сульфати:

2Е + 6H2SO4 = Е2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

У цьому виявляється збільшення металевих рис від As до Bi. Збільшення металевості виявляється і у відношенні до азотної кислоти. Арсен поводиться як неметал, утворюючи вищу кисневмісну кислоту - арсенову:

As + 5HNO3 (конц.) = H3AsO4 + 5NO2 + H2O.

Стибій з конц. HNO3 дає нерозчинний гідроксид, званий метастибатною кислотою: HSbO3 (точніше Sb2O5.nH2O):
2Sb + 10HNO3(конц.) = Sb2O5 + 10NO2 + 5H2O,

а розбавленою HNO3 він окиснюється лише до оксиду стибію(III):

2Sb + 2HNO3(розб.) = Sb2O3 + 2NO + H2O.

Бісмут пасивується у сильноконцентрованій HNO3, а у розбавленій, окиснюючись до Bi3+, переходить у нітрат, тобто поводиться як метал:

Bi + 4HNO3(розб.) = Bi(NO3)3 + NO + 2H2O.

З розчинами сильних лугів As, Sb та Bi не взаємодіють. Стибій та бісмут стійкі і по відношенню до розплавів лугів, тоді як арсен при сплавленні з лугами у присутності кисню повітря утворює арсенати:

4As + 12NaOH + 5O2 = 4Na3AsO4 + 6H2O.

Отже, неметалеві властивості у арсену виражені слабко, а у стибію та бісмуту - ще слабкіше.

Елементи підгрупи арсену безпосередньо не взаємодіють з воднем, вуглецем та азотом. Стибій та бісмут, крім того, не реагують з силіцієм, германієм та фосфором. При взаємодії з металами у більшості випадків утворюються інтерметалеві сполуки; лише з дуже активними металами IA і IIA груп вони дають арсеніди, антимоніди (стибіди) та бісмутиди, аналогічні нітридам та фосфідам:

3Mg + 2As = Mg3As2.

Водневі сполуки арсену, стибію та бісмуту

Водневі сполуки арсену, стибію та бісмуту загальної формули ЕН3 - арсин, стибін, бісмутин можна добути лише непрямим шляхом: обробкою кислотами відповідних сполук з активними металами:

Mg3Е2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2ЕН3

або відновленням кислих розчинів арсену, стибію або бісмуту електропозитивними металами або електролітично:

H3AsO3 + 3Zn + 6HCl = AsH3 + 3ZnCl2 + 3H2O.

Арсин утворюється при відновленні будь-яких сполук арсену воднем у момент виділення. На цьому заснована реакція Марша. Для проведення реакції Марша у досліджуваний розчин вводять цинк та соляну кислоту. Газову суміш (AsH3 + H2) направляють у скляну трубку, яку нагрівають. Безпосередньо за зоною нагріву утворюється блискучий чорний наліт арсену - «арсенове дзеркало»:

t

2AsH3  2As + 3H2.

Аналогічну реакцію дають і сполуки стибію. Відрізнити «арсенове дзеркало» від «стибієвого дзеркала» можливо дією сильних окисників (HNO3, NaClO): арсен розчиняється з утворенням іона AsO43-, а стибій переходить у білий осад Sb2O5.xH2O.

Арсин має сильні відновні властивості. У концентрованому розчині AgNO3 він утворює жовтий осад:

AsH3 + 6AgNO3 = Ag3As.3AgNO3 + 3HNO3.

Цей осад через деякий час розкладається, утворюючи чорне металеве срібло:

Ag3As.3AgNO3 + 3H2O = 6Ag + 3HNO3 + H3AsO3.

На цьому заснована реакція Гутцайта.

За звичайних умов арсин, стибін та бісмутин - безбарвні газоподібні речовини з часниковим (AsH3) або схожим на сірководневий (SbH3) запахом, мало розчинні у воді, надзвичайно отруйні. Арсин - найотруйніша зі всіх сполук арсену, ГДК у повітрі 0,1 мг/м3, при 5 мг/м3 людина гине миттєво.

Внаслідок слабкості електронодонорних властивостей водневі сполуки елементів підгрупи арсену основних властивостей не мають, вони не взаємодіють з водою та на відміну від NH3 та PH3 не утворюють з кислотами солей.

Через нестабільність негативного ступеня окиснення водневі сполуки арсену та його аналогів виявляють високу відновну активність, яка послідовно зростає у ряді NH3-PH3-AsH3-SbH3. Арсин здатний відновити навіть фосфористу кислоту Н3РО3 до фосфорнуватистої Н3РО2, хоча фосфориста кислота сама є досить енергійним відновником:

2AsH3 + 3H3PO3 = 3H3PO2 + 2As + 3H2O.

AsH3 та SbH3, будучи підпалені на повітрі, згоряють з утворенням води та відповідних оксидів.

Відповідно до посилення металевого характеру від арсену до бісмуту стійкість у ряді AsH3-SbH3-BiH3 зменшується. AsH3 та SbH3 легко розкладаються на елементи при нагріванні, а BiH3 розкладається вже у момент добування.

Оксиди та гідроксиди Е(III)

Оксиди Е2О3 добувають прямою взаємодією простих речовин, Sb2O3 - також окисненням стибію розбавленою HNO3, а Bi2O3 - термічним розкладом Bi(NO3)3.

As2O3 слабко амфотерний, з переважанням кислотних властивостей. Він розчиняється у воді з утворенням арсенистої кислоти:

As2O3 + 3H2O = 2H3AsO3.

На відміну від Р2О3, As2O3 взаємодіє також з галогеноводневими кислотами:

As2O3 + 6HCl(конц.) = 2AsCl3 + 3H2O.

Sb2O3 - амфотерний оксид з деяким переважанням основних властивостей. У воді практично не розчиняється, але здатний взаємодіяти із соляною кислотою з утворенням солей, в яких стибій виступає як катіон Sb3+:

Sb2O3 + 6HCl = 2SbCl3 + 3H2O.

Реагує також з розчинами лугів. Взаємодія As2O3 та Sb2O3 з розчинами лугів приводить до утворення відповідно гідроксоарсенатів(III) та гідроксостибатів(III):

Е2О3 + 2КОН + 3Н2О = 2К[Е(ОН)4].

Bi2O3 має переважно основні властивості. У воді не розчиняється, з лугами практично не реагує. Легко взаємодіє з кислотами з утворенням солей бісмуту(III):

Bi2O3 + 6HNO3 = 2Bi(NO3)3 + 3H2O.

Гідроксиди. Арсениста кислота утворюється при розчиненні As2O3 у воді. Гідроксиди Sb(III) та Bi(III) у воді практично не розчиняються, тому осади Sb(OH)3 та Bi(OH)3 добувають дією лугів на розчини солей Е(III):

Bi(NO3)3 + 3KOH = Bi(OH)3 + 3KNO3

або кислот на аніонні похідні Е(III):

Na[Sb(OH)4]+ HCl = NaCl + Sb(OH)3 + H2O.

Для арсенистої кислоти, яка є амфотерною з переважанням кислотних властивостей, у розчинах встановлюється рівновага продуктів дисоціації за кислотним та основним типом:

3H+ + AsO33-  As(OH)3  As3+ + 3OH-.

Кислотна дисоціація відбувається ще і за іншим типом:

As(OH)3 = H2O + HAsO2  H+ + AsO2-.

H3AsO3 - ортоарсениста кислота, HAsO2 - метаарсениста кислота.

Арсениста кислота відома лише у розчинах та є слабкою кислотою. Основна дисоціація виражена ще меншою мірою:

As(OH)3  As(OH)2+ + ОН-.

Арсениста кислота реагує з сильними кислотами та з лугами:

As(OH)3 +3HCl = AsCl3 + 3H2O,

As(OH)3 + 3KOH = K[As(OH)4].

K[As(OH)4] є однією з солей арсенистої кислоти, званих арсенітами. При їхній дегідратації або добуванні у розплаві вони утворюють мета-форму (KAsO2). Відомі і орто-арсеніти типу K3AsO3.

Арсен у ступені окиснення +3 виявляє відновні властивості: H3AsO3 - відновник у багатьох реакціях, арсеніти також є сильними відновниками, у нейтральному та лужному середовищі похідні As+3 легко переходять у стабільніші похідні As+5. Наприклад, H3AsO3 у нейтральному середовищі може відновити йод до йодид-іону, хоча I- є достатньо сильним відновником:

H3AsO3 + H2O + I2 = H3AsO4 + 2H+ + 2I-.

У кислому середовищі відновна здатність похідних As+3 помітно послаблена, перевести їх у стан з вищим ступенем окиснення можна лише при дії сильних окисників, наприклад:

As2O3 + 4HNO3(конц.) + H2O = 2H3AsO4 + 4NO2 (кип.).

Гідроксид стибію(III) (стибітна кислота) - білий нерозчинний у воді пластівчастий осад змінного складу Sb2O3.nH2O (умовно приймають Sb(OH)3). У водному середовищі поступово перетворюється на Sb2O3. Sb(OH)3 - амфотерна сполука з переважанням основного характеру. Кислотні властивості гідроксиду стибію(III) виражені значно слабкіше, ніж у H3AsO3, а основна функція виражена сильніше, ніж у гідроксиду арсену(III). Sb(OH)3 реагує як з кислотами, так і з лугами:

Sb(OH)3 + 3HCl = SbCl3 + 3H2O,

Sb(OH)3 + 3NaOH = Na3[Sb(OH)6].

При сплавленніі з лугами утворюються метаанимоніти:

Sb(OH)3 + NaOH = NaSbO2 + 2H2O.

Оскільки Sb(OH)3 - дуже слабка основа, її солі існують лише у сильнокислих розчинах, а при розбавленні водою гідролізуються, наприклад:

SbCl3 + H2O  SbOHCl2 + HCl,

SbOHCl2 + H2O  Sb(OH)2Cl + HCl,

Sb(OH)2Cl  SbOCl + H2O.

хлорид стибілу

(антимонілу)

Похідні Sb+3 до типових відновників не відносяться, проте у лужному середовищі можуть бути окиснені до Sb+5.

Для гідроксиду бісмуту(III) характерні основні властивості. Це сильніша основа, ніж Sb(OH)3, тому солі Bi3+ менш гідролізовані у розчинах, ніж солі Sb3+. Проте схильність солей Bi3+ до гідролізу досить сильна, при цьому утворюються похідні бісмутилу (оксосолі):

Bi(NO3)3 + H2O  BiOH(NO3)2 + HNO3,

BiOH(NO3)2 + H2O  Bi(OH)2NO3 + HNO3,

Bi(OH)2NO3  BiONO3 + H2O.

нітрат бісмутилу

Кислотні властивості Bi(OH)3 виражені так слабко, що виявляються лише у незначній розчинності цього гідроксиду у дуже концентрованих розчинах сильних лугів. Так, було виявлено існування в розчині нестійких гідроксобісмутатів(III) K5[Bi(OH)8].

Відновні властивості для Bi(OH)3 не характерні. Він може бути окиснений лише у сильнолужному середовищі та найсильнішими окисниками:

Bi(OH)3 + 3NaOH + Cl2 = NaBiO3 + 2NaCl + 3H2O.

Сполуки олова(II) у лужному середовищі відновлюють Bi(OH)3 до металу:

2Bi(OH)3 + 3Na[Sn(OH)3] + 3NaOH = 2Bi + 3Na2[Sn(OH)6].

Таким чином, у ряді As-Sb-Bi основні властивості гідроксидів Е(ОН)3 посилюються, а відновні властивості ЕIII послабляються.

Оксиди та гідроксиди Е(V)

Оксид арсену(V) As2O5 (арсеновий ангідрид) може бути добутий зневодненням при 120 оС арсенової кислоти H3AsO4, яка утворюється при дії на арсен або As2O3 сильних окисників.

Оксид арсену(V) - склоподібна речовина білого кольору, що розпливається на повітрі. При нагріванні до 500 оС розкладається на As2O3 та О2. As2O5 - кислотний оксид, досить добре розчиняється у воді з утворенням арсенової кислоти:

As2O5 + H2O = 2H3AsO4.

При сплавленні з оксидами металів та лугами утворюються відповідні солі арсенової кислоти:

As2O5 + 6NaOH = 2Na3AsO4 + 3H2O.

Арсенова кислота H3AsO4, на відміну від арсенистої кислоти, існує не лише у розчині, але може бути виділена в чистому вигляді. З розчинів кристалізується H3AsO4,0,5Н2О - білі кристали, добре розчинні у воді. Це триосновна кислота середньої сили, по силі приблизно рівна фосфорній. Як і фосфорна кислота, арсенова існує у кількох формах (орто-, піро-, мета-). На відміну від фосфорної кислоти у кислих розчинах H3AsO4 є помірно сильним окисником. Так, у кислому середовищі H3AsO4 окиснює HI до I2:

H3AsO4 + 2HI = H3AsO3 + I2 + H2O.

Солі арсенової кислоти - арсенати - як правило, є похідними орто-форми.

Гідратований оксид стибію(V) Sb2O5.nH2O випадає в осад при дії на стибій концентрованої HNO3. Є білою аморфною речовиною, нерозчинний у воді, є слабкою кислотою. Форму H3SbO4 називають стибатною кислотою. У кислому середовищі Sb2O5.nH2O є сильним окисником, окиснює навіть HCl до вільного хлору:

Sb2O5 + 10HCl = 2SbCl3 + 2Cl2 + 5H2O.

Солі стибатної кислоти - стибати - відповідають гексагідроксостибатній кислоті H[Sb(OH)6]. Наприклад, нагріванням Sb2O5.nH2O з розчином КОН можна добути гексагідроксоантимонат(V) калію К[Sb(OH)6]. Відповідна натрієва сіль малорозчинна у воді, її утворення є аналітичною реакцією на Na+.

Оксид бісмуту(V) червоно-коричневого кольору можна добути взаємодією Bi2O3 з O3; взаємодією Bi2O3 з хлором при нестачі лугу

Bi2O3 + 4KOH + 2Cl2 = Bi2O5 + 4KCl + 2H2O

або шляхом електролізу суспензії Bi2O3 у концентрованому розчині лугу з платиновим анодом. Це дуже нестійка сполука, легко розкладається:

250оС 300оС

Bi2O5  BiO2  Bi2O3.

Bi2O5 є кислотним оксидом, але відповідну кислоту виділити не вдається. Проте добуті солі метабісмутової кислоти HBiO3 - бісмутати, що відповідають формулам MIBiO3 (від жовтого до фіолетового кольору).

Сполуки Bi+5 - у кислому та лужному середовищах сильні окисники, що по окисній здатності перевершуюь сполуки Sb+5:

4MnSO4 + 10KBiO3 + 16H2SO4 = 4НMnO4 + 5Bi2(SO4)3 + 5K2SO4 + 14H2O,

NaBiO3 + 6HCl = BiCl3 + NaCl + Cl2 + 3H2O.

Галогеніди підгрупи арсену

Відомо два ряди галогенідів підгрупи арсену: ЕГ3 та ЕГ5. З ЕГ5 вивчені лише ЕF5 и SbCl5.

Для всіх галогенідів арсену та його аналогів характерні три основні типи хімічних реакцій: термічна дисоціація, гідроліз та комплексоутворення.

а) Термічна дисоціація найбільш характерна для пентагалогенідів:

ЕГ5 = ЕГ3 + Г2.

Дисоціація тригалогенідів менш помітна.

б) Усі галогеніди арсену, стибію та бісмуту тією або іншою мірою схильні до гідролітичного розкладу. Наприклад:

AsCl3 + 4H2O  H[As(OH)4] + 3HCl,

2SbCl5 + (5+n)H2O  Sb2O5.nH2O + 10HCl.

в) Усі галогеніди елементів підгрупи арсену схильні до реакцій комплексоутворення. Вони здатні утворювати і катіонні комплекси, і ацидокомплекси. Пентагалогеніди є кращими комплексоутворювачами, ніж тригалогеніди, для ЕГ5 характерніше утворення ацидокомплексів, наприклад:

KF + ЕF5 = K[ЕF6].

Комплексоутворююча здатність SbF5 виражена сильніше, ніж у відповідних похідних арсену та бісмуту (вторинна періодичність).

Для тригалогенідів характерніші катіонні комплекси, [As(NH3)4]Cl3, [Bi (NO)4]Cl3 тощо. Крім того, ЕГ3 утворюють і ацидокомплекси при взаємодії з основними галогенідами:

МГ + ЕГ3 = М[ЕГ4],

2МГ + ЕГ3 = М2[ЕГ5],

3МГ + ЕГ3 = М3[ЕГ6].

Окрім перелічених типів хімічних реакцій, для нижчих галогенідів характерні реакції диспропорціонування.
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка