Неорганика

Реакции термического разложения некоторых кислых солей:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (250—300°) 2NaH₂PO₄ = Na₂H₂P₂O₇ + H2O (160°)

NaH₂PO4 =NaPO₃ + H₂O (220—250°) 2NaHSO₄ = Na₂S₂O₇ + H₂O (250—320°)

2Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ + H₂O (120—300°)

Соли цинка, кадмия, ртути в водных растворах подвергаются гидролизу по катиону.

2MeSO₄ + 2HOH    (MeOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Me²⁺ + HOH    MeOH + H⁺

Качественной реакцией на ионы Zn²⁺ , Cd²⁺ , Hg²⁺ — реакция с H₂S или ее солями, Ртуть — металл, способный образовывать устойчивый катион, состоящий из двух атомов. Содержащие этот катион соединения можно получить взаимодействием металлической ртути с солью ртути (II): Hg(NO₃)₂ + Hg = Hg₂(NO₃)₂ или 2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄. Kатион Hg₂⁺² существует только в солях ртути Hg (I). Наиболее известные соединения Hg₂⁺² это соответствующие галогениды. Из них фторид растворим, остальные нерастворимы. При нагревании диспропорционируют на ртуть и HgHal₂

Для Hg²⁺ характерно замещение водорода в NH₃ . HgCl2 + 2(NH3•H2O) = Hg(NH2)Cl↓ + NH4Cl + 2H2O. Также известна реакция 2HgO+NH₄OH = (Hg₂N)OH*2H₂O(Основание Миллона)

Бериллий

Получение бериллия: BeF₂ + Mg = Be + MgF₂

Химические св-ва

Гидрид бериллия: BeCl₂ + 2LiH = BeH₂ + LiCl

Пассивируется в азотной конц. кислоте. Он, его гидроксид и оксид проявляют амф. св-ва

Be + 2NaOH(изб) + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄ ] + 2H₂ Be + 2HCl(разб.) = BeCl₂ + H₂↑

Be + 2NaOH =(спл)= Na₂BeO₂ + H₂

Be и ВеО не растворяются в воде при комн. t; Ве(ОН)₂ м/р соединение

Галогениды, фосфориды, нитриды, сульфиды получаются прямым синтезом, при сгорании ВеО

3Be + 2NH₃ = Be₃N₂ + 3H₂

Сульфид: BeSO₄ + 4C =(t)= 4CO + BeS

Ве(порошок) + С(изб) =(спекание)= Ве₂С

Be₂C + 2H₂SO₄= 2BeSO₄ + CH₄

Особенности химии бериллия - соединения бериллия склонны к полимеризации, проявляет диагональные сво-ва с Al.

Фториды ксенона

Xe + F₂ = (XeF₂;XeF₄;XeF₆) в зависимости от соотношений

Р-ции присоединения:

XeF₂ + 2SbF₅ = Xe[SbF₆]₂ XeF₆ + CsF = Cs[XeF₇]

Гидролиз фторидов ксенона -> окисление воды

2XeF₂ +2H₂О = O₂ + 2Xe + 4HF XeF₄ + 2H₂O = O₂ + Xe + 4HF XeF₆ + 3H₂O = XeO₃ + 6HF

Р-ции диспропорционирования

3XeF₄ =(H₂o)= 2XeF₆ + Xe 3XeF₆ =(t)= XeF₂ + 2XeF₈ (полный гидролиз)

Хлораты калия, натрия

4KClO₃ =(t)= KCl + 3KClO₄ 2KClO₃ =(t, MnO₂)= 2KCl + 3O₂

Примеры окислительной активности хлоратов

KClO₃ + 3Mg =(t)= KCl + 3MgO NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + 3Cl₂ + 3H₂O

Получ-е Fe Mn Ni Cr пром-ти.

Промышленное получение хрома

4Fe(CrO₂)₂ + 8K₂CO₃ + 7O₂ =(t=1100)= 8CO₂ + 2Fe₂O₃ + 8K₂CrO₄

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ =K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + 2C =(t)= Cr₂O₃ + K₂CO₃ + CO (K₂Cr₂O₇ + S =(t)= Cr₂O₃ + K₂SO₄)

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Промышленное получение марганца

MnO₂(пиролюзит) + 2С =(t)= 2CO + Mn

Промышленное получение железа

Железная руда обогащается; из концентрата при 1300 получают огломерат. Большие куски долбят и загружают с коксом и флюс в доменную печь. Предарительно проводится коксование угля. В рез-те доменного процесса получется чугун - раствор углерода в железе, перерабатываемый на сталь. Более эффективно прямое восст оксидов железа смесью СО и Н2. Особо чистое железо получают Fe(CO)₅ =(t)= Fe + 5CO

Промышленное получение никеля

Руда никеля после обогащения подверг обжигу, полученный NiO восст коксом в электропечах

NiO + C =(t)= Ni + CO. Дальнейшая очистка металлов осущ-я электролизом.

Пол-е О2 и Н2О2. Р-и Н2О2.

Промышленные способы получения молекулярного кислорода :

перегонка жидкого воздуха,электролиз воды(щелочного раствора)

1)H₂O=(эл.ток)H₂ +O₂

Возможные лабораторные способы получения кислорода.

1)2KClO₃=(t,MnO₂)2KCl+3O₂.

2)H₂O₂=(кат)2H₂O+O₂.

В промышленности пероксид водорода получают , подвергая электролизу 50% массовый раствор серной кислоты.

1)2H₂SO₄=(эл.ток)H₂S₂O₈+H₂.

2)H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂.

Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой.

1)BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂.

В водном растворе H₂O₂ –слабая двухосновная кислота

Окислительные свойства у H₂O₂выражены сильнее чем восстановительные.

1)3H₂O₂+I₂=2HIO₃+3H₂O

В качестве окислителя используется концентрированный раствор H₂O₂, разбавленный же раствор выступает в качестве восстановителя, особенно в присутствии серьёзных окислителей,например:

2K₂FeO₄+3H₂O₂+5H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+2K₂SO₄+3O₂+8H₂O.

Пирометалл-гие способы пол-я мет-ов из сульфидных руд.

Пирометаллургический способ получения цинка

1)2ZnS+ 3O₂=2ZnO+2SO₂.

2)ZnO+C=Zn+ CO.

Пирометаллургический способ получения свинца.

1)2PbS+3O₂=2PbO+ 2SO₂.

PbS+2O₂=PbSO₄.

2PbSO₄+2SiO₂=2PbSiO₃+2SO₂+O₂.

2)PbO+C=Pb+CO.

PbSiO₃+CaO+CO=Pb+CaSiO₃+CO₂.

Пиррометаллургический способ получения меди.

2CuFeS₂+5O₂+2SiO₂=2Cu+2FeSiO₃+4SO₂ .

Хром молибден вольфрам



Растворы солей хрома (II) можно получить взаимодействием металлического хрома кислот– неокислителей:
Cr+2H⁺ =Cr²⁺ +H₂↑,
или восстановлением соединений хрома (III) цинком:
2CrCl₃ + Zn = ZnCl₂ + 2CrCl₂
 Для того чтобы избежать окисления Cr2+ в Cr3+, эксперимент чаще всего проводят под слоем бензола. Чистый Cr(OH)₂ не проявляет амфотерности и растворяется только в кислотах:
Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O
Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства и легко окисляются кислородом воздуха до соединений хрома (III):
4Cr(OH)₂ + O2 + 2H₂O = 4Cr(OH)₃


Соединения хрома (III)


Гидроксид хрома (III) получают осаждением из соответствующих солей: CrCl₃+ 3NaOH = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl.
Данный̆ гидроксид проявляет амфотерные свойства и легко растворяется в кислотах и щелочах: Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O
Cr(OH)₃ + NaOH + 2H₂O → Na[Cr(OH)₄(H2O)₂] + 2NaOH→ Na₃[Cr(OH)₆].
 Степень окисления +3 наиболее устойчива для хрома, поэтому перевести хром в состояние со степенью окисления +2 и +6 можно только сильными восстановителями и сильными окислителями соответственно. Например, окислить гидроксохромат (III) натрия до Cr (VI) можно бромной водой:
Na3[Cr(OH)6] + Br2 + 2NaOH = Na2CrO4 + 2NaBr + 4H2O
Растворимые соли хрома (III) в водных растворах сильно гидролизуются. Вследствие этого нельзя получить соли, содержащие хром в степени окисления +3 с анионами слабых кислот по обменным реакциям. Вместо солей в таких случаях образуется гидроксид хрома (III).
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом и ему соответствует ряд хромовых кислот, из которых простейшими являются хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7 кислоты.
Переход мономер -  димер определяется исключительно значением рН среды. В кислой среде равновесие смещается в сторону димера, в щелочной в сторону мономера.
В растворах солей хромовых кислот равновесие хромат - дихромат смещается в сторону хромата не только в результате изменения рН среды, но и при добавлении к дихроматам катионов Ba2+, Pb2+, Ag+ и др., которые образуют осадки значительно хуже растворимых монохроматов, а не дихроматов.
2K2Cr2O7 + 2AgNO3 + H2O = 2Ag2CrO4↓ + 4KNO3 + H2Cr2O7
Осадок Ag2CrO4 окрашен в темный кирпично-красный цвет.
Соединения Cr(VI) проявляют сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Cr3+. Из всех соединений хрома (VI) наибольшую окислительную активность имеет дихромат-ион в кислой среде.


Соединения молибдена (VI) и вольфрама (VI)


Молибденовую и вольфрамовую кислоты можно получить, приливая к растворам их солей сильную минеральную кислоту:
Na₂MoO₄ + 2HCl = H₂MoO₄↓ + 2NaCl.
Na₂WO₄ + 2HCl = H₂WO₄ + 2NaCl. Молибденовая и вольфрамовая кислоты растворимы в щелочах и в кислотах. Соединения Mo(VI) и W(VI) довольно устойчивы и проявляет окислительные свойства только при взаимодействии с очень сильными восстановителями, например, с цинком в кислой среде. При этом молибден восстанавливается до молибденовой сини MoO₃-n(OH)n ( 0 ≤ n ≤ 2 ), а вольфрам до вольфрамовой сини WO₃n(OH)n ( 0,1 ≤ n ≤ 0,5 ). В этих соединениях молибден находится в степенях окисления +4, +5 и +6, а вольфрам в степенях окисления +5 и +6.

Азот

Получают ректификацией жидкого воздуха, При необходимости в лаборатории получают нагреванием нитрата аммония 2NH₄NO₃ = 2N₂ + 4H₂O + O₂ или смеси соли аммония с любым доступным нитритом: NH₄Cl + KNO₂ = N₂ + KCl + 2H₂O (t). Азот образуется при горении сухого аммиака: 4NH₃ + 3O₂=2N₂ + 3H₂O (t) или используется NH₃ в качестве восстановителя: 3CuO + 2NH₃=3Cu + N₂ + 3H₂O (t)

Валентные возможности атома азота ограничены величиной 3; привлечение свободной эл. пары(2s-орбиталь) для связи по донор-акцеп. механизму доводят валентные возможности до 4. Степень окисления: от -3 до +5. Наиболее ходовые:+3, +5. Азот инертен за счет своего строения: NΞN. Проявляет sp, sp2, sp3 гибр. Малорастворим в воде: 2V азота / 100 V воды.

Азот реагирует с O2: N2+O2=2N (t˃3000 ˚ (эл дуга))

Оксиды азота:

N₂O, NO - несолеобр. N₂O₃, NO₂,N₂O₄, N₂O₅ - кислотные

1) N₂O (веселяящий газ): проще всего получить терм. разложением нитрата аммония:

NH4NO3 = N2O + 2H2O (250˚)

Хим. активность не очень велика: N2O = N2 + 1/2O2 (>900˚)

2P(S) + 5N₂O = P₂O₅(SO₂) + 5 N₂ (t)

2) NO - бесцветный газ - в твердом состоянии голубой.

N₂+O₂=2NO

4NH₃ + 5O₂ = 4 NO + 6 H₂O (Pt-Rh, t) - промышленный

3Cu + 8HNO₃(p-p) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O - лабораторный

3SO₂ + 2HNO₃ + 2H₂O = 2NO + 3H₂SO₄ 2NaNO₃ + 2NaI + 2H₂SO₄ = 2NO + I2 + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

По методу ВС кратность связи = 2,5. Димеризуется :2NO ↔ N₂O₂ - кристаллы голубого цвета

Легко окисляется : NO + 1/2 O₂ = 2NO₂

2NO + Г2 = 2NOГ – нитрозилгалогенид

NOГ + H2O = HNO2 + HГ

при нагревании - восстановитель: 2NO + S(C) = SO₂(CO₂) + N₂

2NO + SO2 = N2O + SO3

Соли NO устойчивы в неводных соединениях, однако в воде полностью гидролизуются. Качественная р-ия:

[Fe(H₂O)₆]SO₄ + NO = [Fe(H₂O)₅NO]SO₄ + H₂O - бурое непрочное комплексное соединение.

3) N₂O₃

Жидкость сине-зеленого цвета, крайне неустойчивое соединение; Получение: 4Ag + 6 HNO₃(70%) = 4AgNO₃ + N₂O₃ + 3H₂O

NO + NO2 ↔ N2O3

N₂O₃ - ангидрид азотистой к-ты. Соли N₂O₃ особо нигде не используются. При растворении в воде на холоде дает HNO2. аналогично с КОН дает KNO2: N₂O₃ + 2KOH = 2KNO₂ + H₂O

4) NO₂ Бурый ядовитый газ, сжижающийся при температуре ниже 21˚С в жидкость, содержащую димеры N₂O₄(склонность к их образованию объясняется наличием в молекуле NO₂ неспаренного электрона)Ядовитый, вызывает летальный исход.

Получение: NO + 1/2O₂=NO₂

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

2Pb(NO₃)₂ = PbO + 2NO₂ + 1/2O₂

При повышенной t NO2 легко окисляет многие металлы и неметаллы:2 NO₂ + 2C = N₂ + 2CO₂ (t)

10NO₂ + 6P= 3P₂O₅ + 5N₂O (t)

при контакте с водой происходит 2 реакции диспропорционирования: 3NO₂ + H₂O=2HNO₃ + NO

2NO₂ + H₂O = HNO3 + HNO₂ - идет преимущественно в холодных растворах.

2NO₂ + 2KOH = KNO₃ + KNO₂ + H₂O

В неводных растворах известны многочисленные солеобразующие соединения с катионом нитрония (NO₂⁺), например NO₂ClO₄.

5) N₂O₅ - образует игольчатые кристаллы, которые имеют состав NO₂+NO₃- - нитрат нитрония.

Получение: NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

2HNO₃(конц) + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

Свойства: N₂O₅ = 2NO₂ + 1/2O₂

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ (собственно только для этого N2O5 и нужен)

Стадии получения HNO3:

a) синтез аммиака:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (p,t, кат)

б)каталитическое окисление аммиака

4NH3 + 5O₂ = 4NO + 6H₂O(t, Pt)

в) дальнейшее окисление кислородом воздуха

2NO + O₂ = 2NO₂

г) поглощение водой при доступе воздуха

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Холодная HNO₃ пассивирует Al, Fe,Be,Co,Ni,Cr. Устойчивы к действию: Au,Pt,Rh,Ir,Ti,Ta.

Смесь 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема азотной кислоты называют царской водкой. Эта хуйня окисляет даже золото:

Au + 4HCl + HNO₃ = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

3HgS + 8HNO₃ + 6HCl = 3HgCl₂ + 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O

Аммиак NH₃ бесцветный газ, с резким запахом, легче воздуха. хорошо растворим в воде. Промышленное получение: N₂+3H₂=2NH₃ (P=200-100 атм, кат - губчатое железо, K2O, Al2O3). В лаборатории: 2NH₄Cl + Ca(OH)2 = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O.

Хим свойства: 1) присоединение за счет своб эл пары: NH₃ + H₂O = NH₄OH; NH₃ + HГ = NH₄Г

2) Окисление: 3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

3)замещение, жидкий аммиак(t<-34˚C): 2K + 2NH₃=2KNH₂ + H₂

2K+2NH₃=K₂NH + H₂ 6K + 2NH₃ = 2K₃N + 3H₂

Гидразин. N₂H₄ получают окислением аммиака гипохлоритом натрия в водном р-ре: 2NH₃ + NaOCl=N₂H₄ + NaCl + H₂O. Ядовитая жидкость, в целом характеризуется восстановительными свойствами. N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

5N₂H₄ + 4KMnO₄ + 6H₂SO₄ = 5N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄+16H₂O. Только сильные восстановители способны восстановить N₂H₄ до N^-3: N₂H₄ + TiCl₃ + 4HCl = 2TiCl₄ + 2NH₄Cl

N₂H₄ + Mg + 4HCl=MgCl₂ + 2NH₄Cl

При нагревании диспропорционирует: 3N₂H₄ = N₂ + 4NH₃.

Гидроксиламин. Получают электрохимическим восстановлением раствора азотной кислоты, на катоде суммарно происходит реакция: HNO₃ + 6Н⁺ + 6e =NH₂OH + 2H₂O. NH₂OH - кристаллическое ядовитое в-во, проявляющее в р-иях преимущественно восстановительные св-ва:

2NH₂OH + I₂ + 2KOH = N₂ + 2KI + 4H₂O. Промежуточная степень окисления объясняет диспропорционирование этого соединения при нагревании: 3NH₂OH=N₂+NH₃+3H₂O

И способность восстанавливаться до иона NH₄⁺:

4KI + 2NH₂OH + 3H₂SO₄ = 2I₂ + (NH₄)₂SO₄ + 2K₂SO₄ +2H₂O

Азотистый водород ( в р-ре азотистоводородная кислота) может быть получен след. образом:

N₂H₄ + HNO₂ = HN₃ + 2H₂O. Gо силе HN3 примерно как уксусная.

Как окислитель похож на HNO₃: Cu + 3HN₃ = Cu(N₃)₂ + N₂ + NH₃. Азиды щелочных металлов плавятся, не разлагаясь, и хорошо растворимы в воде, азиды тяжелых металлов при нагревании и даже от удара взрываются.

Термическое разложение солей аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (250˚C) 2NH₄NO₃ = 2N₂ + O₂ + 4H₂O (400˚C) NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O 4NH₄ClO₄ = 2N₂ + 4HCl + 6H₂O + 5O₂ NH₄Г = NH₃ + Г

(NH₄)₂SO₄ = 2NH₃ + H₂SO₄

Реакции азотной к-ты с металлами:

Cu = NO2

Zn = NO(N₂O)

HNO₃(конц)+ Mg = N₂O(N₂)

Na=N₂(NH₄⁺)

Cu = NO

Zn = N₂O(N₂)

HNO₃(разб) + Mg = N₂(NH₄⁺)

Na = NH₄⁺

Термическое разложение нитратов различных металлов

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂ (300˚C) 2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + NO₂ + O₂ (>170˚C)

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂ (t>170˚C)

Бор

Общая характеристика.

Основной степенью окисления является (+3). Среди элементов III группы бор - единственный неметалл и в своих соединениях образует преимущественно ковалентные химические связи.

Химические св-ва

Степени окисления в соединениях от -3 до +3 при доминирующей +3. При сильном прокаливании бор вытесняет из оксидов CO₂, SiO₂,P₄O₁₀. При спекании мелкораздробленного бора с порошками металлов образуются бориды этих металлов, например, MgB₂. Бор растворяется только в кислотах-окислителях :

B + 3HNO_{3 (конц)} =^t H₃ BO₃ + 3NO2.

2B + 3H₂SO_4(конц)= 2H₃BO₃+ 3SO₂.

Аморфный бор (или очень мелкораздробленный кристаллический ) медленно растворяется в щелочах :

2B + 2KOH + 2H₂O = 2KBO₂+ 3H₂

Наиболее эффективный способ переведения бора в растворимое в воде соединение – окисление «щелочным сплавом»:

2B + 3KNO₃ + 2KOH =спл.= 3KNO₂+ 2KBO₂ + H₂O.

Получение.

Элементарный бор получают из природного сырья в несколько стадий:

2Ca₂B₆O₁₁ + 4Na₂CO₃ + H₂O = 3Na₂B₄O₇ + 4CaCO₃ + 2NaOH

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄+5H₂O = 4H₃BO₃ + Na₂SO₄

2H₃BO₃ = B₂O₃+ 3H₂O

B₂O₃ +3Mg = 2B + 3MgO(t)

Также можно непосредственно восстанавливать и буру :

Na₂B₄O₇+ 3Mg = 2B +2NaBO₂+3MgO (t)

Особо чистый кристаллический бор получают термическим разложением гидридов или галогенидов бора, а также восстановлением галогенидов бора металлами и водородом:

B₂H₆=2B+3H₂(t)

2BI₃=2B+3I₂(t)

3H₂+ 2BBr₃=2B+6HBr(t)

Борный ангидрид

Оксид бора (борный ангидрид) В₂О₃ образуется либо прямым окислением бора, либо дегидратацией борной кислоты :

2H₃BO₃=B₂O₃+3H₂O

Оксид бора гигроскопичен и легко растворяется в воде с образованием в итоге борной (ортоборной ) кислоты Н₃ВО₃. Борная кислота легко возгоняется в сухой атмосфере , ее пары окрашивают пламя горелки в характерный зеленый цвет.

Обычно борную кислоту получают разложением буры :

Na₂B₄O₇+ H₂SO₄+5H₂O= 4H₃BO₃+ Na₂SO₄

Она также образуется при гидролизе тригалогенидов:

BCl₃+ 3H₂O= H₃BO₃+ 3HCl

При нейтрализации растворов H₃BO₃ щелочами в зависимости от концентрации образуются бораты разных свойств :

H₃BO₃+KOH= K[B(OH)₄]

При сплавлении оксида В₂О₃ со щелочами образуются метабораты :

B₂O₃+KOH= 2KBO₂ + H₂O

Борная кислота растворима в метиловом и этиловом спиртах, с которыми в присутствии H₂SO₄ образует летучие эфиры, дающие в пламени характерный бледно-зеленый цвет :

H₃BO₃ + 3CH₃OH= B(OCH₃)₃+ 3H₂O

Кроме ортоборной кислоты в свободном состоянии получена также метаборная кислота НВО₂.

Бораты получают при действии щелочей на борную кислоты , либо твердофазным синтезом :

4H₃BO₃ + Na₂CO₃= Na₂B₄O₇ + CO₂+6H₂O

Бороводороды, борогидриды металлов.

В настоящее время известно 17 бороводородов, 14 из них классифицированы на 2 группы по составу (B_nH_n+4 и B_nH_n+6). Отдельно : В₈Н₁₈, В₈Н₁₈,В₂₀Н₁₆.

Основополагающий бороводород — диборан В₂Н₆ — получают различными методами :

2NaBH₄+ I₂= B₂H₆+ 2NaI+ H₂

2BCl₃+3H₂=B₂H₆+6HCl

Бороводороды характеризуются довольно высокими энтальпиями сгорания, что позволило рассматривать их в качестве ракетных топлив. Они легко окисляются, а также разлагаются водой:

B₂H₆+3O₂=B₂O₃+3H₂O

B₂H₆+6H₂O=2H₃BO₃+6H₂

Бораны легко реагируют со спиртами :

B₂H₆+6CH₃OH= 2B(CH₃)₃+ 6H₂O

С ненасыщенными углеводородами бораны образуют бороорганические соединения ( гидроборорирование):

B₂H₆+6C₂H₄= 2B(C₂H₅)₃

Действие ряда реагентов приводит к расщеплению бороводородов – к симметрическому или асимметрическому в зависимости от реагента и борана :

B₂H₆+2NH₃= 2H₃BNH₃

B₂H₆+2NaH=2NaBH₄