B2O это: «МегаФон» — самый динамичный игрок B2O — Официальный сайт МегаФона, Московский регион – B2B, B2C, B2G, C2C — что это такое простым языком, разница, примеры

Содержание

«Ростелеком» отдал B2O Крючковой | ComNews

Вице-президент по работе с операторами связи «Ростелекома» Евгений Секерин покинул компанию. Его обязанности в должности директора по работе с операторами связи будет исполнять экс-глава департамента по работе с российскими операторами связи Наталия Крючкова.

Об уходе Евгения Секерина порталу ComNews сообщил источник на рынке. Представитель пресс-службы ОАО «Ростелеком» подтвердил эту информацию, пояснив, что топ-менеджер оставил пост в феврале 2015 г. по собственному желанию.

Направление по взаимодействию с телеком-операторами (Business to Operators, B20) возглавит в «Ростелекоме» Наталия Крючкова, которая в феврале заняла новую должность — директора по работе с операторами связи. Ранее она возглавляла департамент по работе с российскими операторами связи, пояснил сотрудник компании.

Евгений Секерин вчера был недоступен для комментариев.

Напомним, ранее «Ростелеком» объявил о внедрении новой организационной структуры, в рамках которой бизнес оператора разделен на три ключевых сегмента: корпоративный/государственный, массовый и операторский. Все три направления будет курировать старший вице-президент по управлению бизнесом Лариса Ткачук (см.

новость ComNews от 6 марта 2015 г.).

Руководителей сегментов B2B/B2G и B2C компания планирует объявить позже, отметил вчера представитель пресс-службы оператора. На конец марта вице-президентом по работе с корпоративным и государственным сегментами является Ольга Румянцева, а исполнительным директором — директором по работе с массовым сегментом — Диана Самошкина.

Досье ComNews

Евгений Юрьевич Секерин родился 16 марта 1974 г. в Ленинграде. В 1996 г. окончил Санкт-Петербургский университет экономики и финансов. С 1996 г. по 2000 г. работал специалистом по расчетам с клиентами, менеджером группы услуг телефонии в ЗАО «ПетерСтар». В 2000 г. перешел в филиал ООО «Текноком Лимитед» на должность менеджера по продажам. С 2001 г. по 2002 г. работал в ЗАО «Северо-Западный GSM» старшим экспертом группы маркетингового анализа, менеджером по бизнес-планированию услуг и ценообразованию. В 2002-2005 гг. трудился советником финансового директора в ОАО «Ростелеком». С 2005 г. по 2008 г. работал в ОАО «Старт Телеком» в должностях главного управляющего директора, генерального директора и советника центрального аппарата управления. В 2008-2009 гг. являлся заместителем генерального директора ЗАО «Дельта Телеком». С 2009 г. — исполнительный директор — директор департамента по работе с операторами связи ОАО «Ростелеком», затем назначен вице-президентом по работе с операторами связи. В феврале 2015 г. покинул компанию.

«В чем разница между b2b и b2c?» – Яндекс.Кью

ETF или ПИФ, что лучше?

Суть практически одинаковая.

Есть управляющая компания (УК), которая заведует деньгами инвесторов. Деньги вкладываются в активы согласно инвестиционной декларации -в акции, облигации и т.д. Пай ПИФа или акция ETF — доля инвестора в общем «котле». Если цена активов растёт, цена пая (акции) тоже растёт, если активы дешевеют, пай (акция) падает в цене. За свою работу УК получает комиссию, заложенную в цену пая или акции.

ПИФы и ETF обеспечивают отличную диверсификацию вложений, так как средства вложены в большое число активов. Кроме того, от инвестора ничего не требуется: купил паи ПИФа или акции ETF и всё, остальное сделает управляющая компания.

В чем отличия?

Приобретение и продажа.

-Паи нужно покупать у УК, продавать ей же.

+ETF приобретаются и продаются на бирже, как обычные акции. Сделка совершается с другими инвесторами. Это гораздо удобнее.

Отношение к индексу.

-Большинство ПИФов активно управляются, и УК стремится превзойти биржевой индекс. Чаще всего это не получается.

+ETF отслеживает индекс и у него нет задачи обгонять рынок. Этот инструмент отлично подходит для пассивного инвестирования.

Комиссии.

Расходы на управление ПИФом могут достигать 3-4% от стоимости активов за год, есть надбавки при приобретении пая и скидки при погашении.

+Комиссии ETF, торгующихся на Московской бирже, не выше 0,95% в год, надбавок и скидок нет. У крупных американских ETF комиссии ещё ниже- вплоть до 0,03-0,04% в год.

Контроль.

-За деятельностью ПИФов следит российский ЦБ.

+За деятельностью ETF — российский ЦБ и иностранные органы власти. Значит, ETF надёжнее.

Цена.

-Цена ПИФа рассчитывается УК один раз в день по итогам прошлого дня.

+Цена акции ETF меняется много раз каждый торговый день.

После того, как мы разобрали все по полочкам, можно сделать вывод, что ETF намного лучше. Он ликвиднее, надёжнее, точнее отслеживает индекс, намного меньше комиссии, его удобнее покупать и продавать. Единственный серьёзный минус это то, что ETF -иностранный финансовый инструмент, поэтому не все граждане РФ могут его приобретать. В свою очередь, у ПИФа есть некоторые преимущества. Во-первых, для инвестиций в ПИФы не нужен брокерский счёт или ИИС. Во-вторых, это не иностранный финансовый инструмент, следовательно, лучше подходит некоторым россиянам. Наконец, паи одного ПИФа можно обменять на паи другого от той же УК, что позволяет проводить ребалансировку портфеля без необходимости платить НДФЛ при продаже.

Бромоводород — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Бромоводород

({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})

Систематическое
наименование бромоводород

Традиционные названия Бромистый водород

Хим. формула HBr

Рац. формула HBr

Состояние бесцветный газ

Молярная масса 80,91 г/моль

Плотность газ (25 °C), 3,307 г/л, жидкий (−68 °C) 2,17 г/см³

Энергия ионизации 11,62 ± 0,01 эВ^[1]

Температура

• плавления –86.80 °C

• кипения –66.38 °C

Критическая точка 90,0 °C, 8,54 МПа

Энтальпия

• образования -34,1 кДж/моль

Давление пара 20 ± 1 атм^[1], 20,003 бар^[2], 26,5 бар^[2] и 40,7 бар^[2]

Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} ≈ –9

Растворимость

• в воде 193 (20 °C)

Дипольный момент 0,24 Д

Рег. номер CAS 10035-10-6

PubChem 260

Рег. номер EINECS 233-113-0

SMILES

InChI

RTECS MW3850000

ChEBI 47266

Номер ООН 1048

ChemSpider 255

NFPA 704

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Медиафайлы на Викискладе

Бро́моводоро́д (HBr) — соединение брома с водородом.
Бесцветный тяжёлый токсичный газ, образует туман в сыром воздухе.

В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ:

h3+Br2→200−400oC,Pt2HBr{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}{\xrightarrow {200-400^{o}C,Pt}}2HBr}}}

Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений

В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:

PBr3+3h3O⟶h4PO3+3HBr{\displaystyle {\mathsf {PBr_{3}+3H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{3}+3HBr}}}

PBr5+4h3O⟶h4PO4+5HBr{\displaystyle {\mathsf {PBr_{5}+4H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{4}+5HBr}}}

Восстановление брома несколькими способами:

3Br2+S+4h3O→100−150oCh3SO4+6HBr{\displaystyle {\mathsf {3Br_{2}+S+4H_{2}O{\xrightarrow {100-150^{o}C}}H_{2}SO_{4}+6HBr}}}

Br2+KNO2+h3O→ KNO3+2HBr{\displaystyle {\mathsf {Br_{2}+KNO_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {\ }}KNO_{3}+2HBr}}}

Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой:

KBr+h3SO4→h3OKHSO4+HBr↑{\displaystyle {\mathsf {KBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {H_{2}O}}KHSO_{4}+HBr\uparrow }}}

Бромистый водород — это бесцветный ядовитый газ с резким запахом, сильно дымящий на воздухе. Термически очень устойчив.

Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C).
Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C.

Растворяется в этаноле, образуя слабый электролит.

При охлаждении водных растворов HBr можно получить кристаллогидраты:

HBr·H₂O — устойчив при −15,5÷-3,3 °C
HBr·2H₂O — плавится при −11,2 °C
HBr·4H₂O — плавится при −55,8 °C

Чистый HBr образует кристаллы орторомбической сингонии, пространственная группа F mmm, параметры при −173 °C a = 0,5640 нм, b = 0,6063 нм, c = 0,5555 нм, Z = 4.

Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту:

HBr+h3O⇄Br−+h4O+ pK=−9{\displaystyle {\mathsf {HBr+H_{2}O\rightleftarrows Br^{-}+H_{3}O^{+}\ \ p{\mathit {K}}=-9}}}

Термически HBr очень устойчив, при температуре 1000 °C разлагаются около 0,5 % молекул:

2HBr⇄h3+Br2{\displaystyle {\mathsf {2HBr\rightleftarrows H_{2}+Br_{2}}}}

Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями:

2HBr+Mg→ MgBr2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2HBr+Mg{\xrightarrow {\ }}MgBr_{2}+H_{2}\uparrow }}}

2HBr+CaO→ CaBr2+h3O{\displaystyle {\mathsf {2HBr+CaO{\xrightarrow {\ }}CaBr_{2}+H_{2}O}}}

2HBr+Ba(OH)2→ BaBr2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2HBr+Ba(OH)_{2}{\xrightarrow {\ }}BaBr_{2}+2H_{2}O}}}

Является восстановителем, медленно окисляется на воздухе, из-за чего водные растворы со временем окрашиваются в бурый цвет:

4HBr+O2→τoC2Br2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HBr+O_{2}{\xrightarrow {\tau ^{o}C}}2Br_{2}+2H_{2}O}}}

Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных и для реактивного ионного травления.

Безводный HBr транспортируют в баллонах ёмкостью 6,8 и 68 кг под давлением 24 атм.

Бромистый водород — едкое, весьма токсичное вещество, обладающее удушающим действием. Предельно допустимая концентрация = 10 мг/м³, поражающая токсодоза = 2,4 мг/л·мин.

ГОСТ 2062-77 Кислота бромистоводородная
Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — Бином. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — 666 с.
Неорганическая химия. В 3 т. / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Изд. центр «Академия», 2004. — Т. 2. — 368 с. — ISBN 5-7695-1436-1.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-технол. вузов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М: Высш. шк., 1988. — 640 с., ил.

Оксид бору — Вікіпедія

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

Ця стаття про сполуку B₂O₃. Про інші оксиди див. Оксиди бору.

Окси́д бо́ру, бо́рний ангідри́д — неорганічна бінарна сполука Бору та Оксигену складу B₂O₃. Являє собою білу кристалічну або аморфну речовину. Стійкий до розкладання.

В природі зустрічається у складі бури Na₂B₄O₇·10H₂O, борациту 2Mg₃B₈O₁₅·MgCl₂, гідроборациту, пандерміту, колеманіту.

Окрім сполуки B₂O₃ відомі також інші оксиди: монооксид B₂O, субоксид B₆O.

Оксид бору широко розповсюджений у природі у складі інших сполук. Він входить до складу борної кислоти H₃BO₃, яка міститься у водах термальних джерел у вулканічних місцевостях (мінерал сасолін, що містить борну кислоту, отримав назву від італійського курортного містечка Сасо Пізано, яке славиться своїми лікувальними джерелами).

Окрім того, оксид бору зустрічається і у вигляді боратів. Основними джерелами оксиду бору є мінерали бура Na₂B₄O₇·10H₂O, борацит 2Mg₃B₈O₁₅·MgCl₂, гідроборацит, пандерміт, колеманіт та ін.

Оксид бору може перебувати у кристалічному та аморфному станах. Кристалічний B₂O₃ є хімічно неактивним, на відміну від аморфного. Сполука є стійкою до нагрівання, не відновлюється навіть при дії на неї коксу. Забарвлює полум’я пальника у зелений колір.

Синтезувати оксид бору можна, наприклад, спалюючи на повітрі чистий бор або бороводні:

4B+3O2→700oC 2B2O3{\displaystyle \mathrm {4B+3O_{2}{\xrightarrow {700^{o}C}}\ 2B_{2}O_{3}} }

2B4h20+11O2→ 4B2O3+10h3O{\displaystyle \mathrm {2B_{4}H_{10}+11O_{2}{\xrightarrow {}}\ 4B_{2}O_{3}+10H_{2}O} }

Оксид також утворюється в результаті розкладання деяких сполук бору:

2h4BO3→235oC B2O3+3h3O{\displaystyle \mathrm {2H_{3}BO_{3}{\xrightarrow {235^{o}C}}\ B_{2}O_{3}+3H_{2}O} }

Na2B4O7+2h3SO4+12C2H5OH→ 4B(OC2H5)3↑+2NaHSO4+7h3O{\displaystyle \mathrm {Na_{2}B_{4}O_{7}+2H_{2}SO_{4}+12C_{2}H_{5}OH\rightarrow \ 4B(OC_{2}H_{5})_{3}\uparrow +2NaHSO_{4}+7H_{2}O} }

2B(OC2H5)3+18O2→ B2O3+12CO2+15h3O{\displaystyle \mathrm {2B(OC_{2}H_{5})_{3}+18O_{2}{\xrightarrow {}}\ B_{2}O_{3}+12CO_{2}+15H_{2}O} }

Кристалічний оксид бору є хімічно неактивним. Аморфний оксид бору реагує з водою з виділенням великої кількості тепла (тепла, що виділяється від додавання 100 г оксиду до 125 г води, достатньо, аби довести воду до кипіння).

B2O3+3h3O→ 2h4BO3{\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+3H_{2}O{\xrightarrow {}}\ 2H_{3}BO_{3}} }

Сполука реагує з лугами та концентрованою плавиковою кислотою:

2B2O3+2NaOH→ Na2B4O7+h3O{\displaystyle \mathrm {2B_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow {}}\ Na_{2}B_{4}O_{7}+H_{2}O} }

B2O3+2NaOH→400−55oC 2NaBO2+h3O{\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow {400-55^{o}C}}\ 2NaBO_{2}+H_{2}O} }

B2O3+4HF(conc.)→ 2H[BF4]+3h3O{\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+4HF(conc.){\xrightarrow {}}\ 2H[BF_{4}]+3H_{2}O} }

Під дією металів бор відновлюється з оксиду:

B2O3+2Al→800−900oC 2B+Al2O3{\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+2Al{\xrightarrow {800-900^{o}C}}\ 2B+Al_{2}O_{3}} }

B2O3+6Mg→750−900oC Mg3B2+3MgO{\displaystyle \mathrm {B_{2}O_{3}+6Mg{\xrightarrow {750-900^{o}C}}\ Mg_{3}B_{2}+3MgO} }

Mg3B2+h3PO4(conc.)→<10oC B4h20+Mg3(PO4)2↓{\displaystyle \mathrm {Mg_{3}B_{2}+H_{2}PO_{4}(conc.){\xrightarrow {<10^{o}C}}\ B_{4}H_{10}+Mg_{3}(PO_{4})_{2}\downarrow } }

Останній метод використовується для отримання бороводнів.

↑ Boric oxide
↑ ^а ^б ^в За тиску 101,3 кПа

CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — : ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с. (рос.)
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.М.Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0.

Оксид бериллия — Википедия

Оксид бериллия
Систематическое наименование	Оксид бериллия
Хим. формула	BeO
Рац. формула	BeO
Состояние	твёрдое
Молярная масса	25,01158 г/моль
Плотность	3,01 г/см³

Температура
• плавления	2530 °C
• кипения	4120 °C
Мол. теплоёмк.	25,5 Дж/(моль·К)
Теплопроводность	при 100°С 209,3^[1] Вт/(м·K)

Энтальпия
• образования	589,2 кДж/моль
Давление пара	при 2000°С 0,003 атм

Растворимость
• в воде	0,00005 г/100 мл
Показатель преломления	1,719
Кристаллическая структура	гексагональная
Рег. номер CAS	1304-56-9
PubChem	14775
Рег. номер EINECS	215-133-1
SMILES
InChI
RTECS	DS4025000
ChEBI	62842
Номер ООН	1566
ChemSpider	14092
Токсичность	высокотоксичен, канцерогенен, ирритант
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Окси́д бери́ллия — амфотерный оксид, имеющий химическую формулу BeO.

В зависимости от способа получения, при стандартных условиях, оксид бериллия представляет собой белое кристаллическое или аморфное вещество без вкуса и запаха, очень малорастворимое в воде. Растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах, хорошо растворим в щелочных расплавах^[2]^[3].

Как и все соединения бериллия, очень ядовит.

Оксид бериллия является одним из 2 (так же существует оксид бериллия 1), бинарным соединением бериллия с кислородом, хотя в паровой фазе над ВеО при температуре около 2000°С было отмечено присутствие полимеров типа (ВеО)₃ и (ВеО)₄^[2].

В природе оксид бериллия встречается в виде минерала бромеллита^[3].

Получают оксид бериллия термическим разложением гидроксида бериллия и некоторых его солей (например, нитрата, основного ацетата, карбоната и др.) при температуре от 500 до 1000°С. Полученный таким образом оксид представляет собой белый аморфный порошок. В виде кристаллов оксид бериллия может быть получен нагреванием до высокой температуры (плавлением) аморфной формы или, например, при кристаллизации из расплавленных карбонатов щелочных металлов^[2].

Упругость пара ВеО незначительна, поэтому в отсутствие паров воды это наименее летучий из всех тугоплавких оксидов. Примесь таких оксидов, как MgO, CaO, Al₂O₃, SiO₂, ещё больше понижает летучесть ВеО из-за химического взаимодействия между ними. В присутствии паров воды при 1000—1800°С летучесть оксида бериллия сильно возрастает в связи с образованием газообразного гидроксида бериллия^[2].

Оксид бериллия обладает очень высокой теплопроводностью. При 100° С она составляет 209,3 Вт·м⁻¹·К⁻¹, что больше, чем теплопроводность любых неметаллов (кроме алмаза и карбида кремния) и большинства металлов (кроме меди, серебра, золота, алюминия и ряда их сплавов)^[4]^[5]. При понижении температуры теплопроводность оксида бериллия сперва растёт (370 Вт·м⁻¹·К⁻¹ при 300 К), достигая максимума (13 500 Вт·м⁻¹·К⁻¹) при 40 К, затем понижается (47 Вт·м⁻¹·К⁻¹ при 4 К)^[5].

Реакционная способность оксида бериллия зависит от способа его получения и от степени прокаливания. Повышение температуры при прокаливании ведет к увеличению размера зерен (то есть к уменьшению удельной поверхности), а, следовательно, и к уменьшению химической активности соединения.^[2]

Прокаленный при температуре не выше 500 °С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных), образуя соответствующие соли и гидроксобериллаты. Например:

BeO+2NaOH+h3O⟶Na2[Be(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}

BeO+2HCl⟶BeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}}

Оксид бериллия, прокаленный при температуре от 1200 до 1300 °С, растворим в растворах концентрированных кислот. Например, прокаленный таким образом ВеО реагирует с горячей концентрированной серной кислотой:

BeO+h3SO4⟶BeSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+H_{2}SO_{4}\longrightarrow BeSO_{4}+H_{2}O}}}

Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800 °С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливания ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида) и в расплавленных щелочах, карбонатах и пиросульфатах щелочных металлов (с образованием бериллатов):^[2]^[3]

BeO+2HF⟶BeF2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HF\longrightarrow BeF_{2}+H_{2}O}}}

BeO+2NaOH⟶Na2BeO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O}}}

BeO+Na2CO3⟶Na2BeO2+CO2{\displaystyle {\mathsf {BeO+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}}}}

Выше 1000 °С оксид бериллия реагирует с хлором, при этом в присутствии угля данная реакция идет легче и при гораздо меньших температурах (600—800°С):

[2]

2BeO+2Cl2⟶2BeCl2+O2{\displaystyle {\mathsf {2BeO+2Cl_{2}\longrightarrow 2BeCl_{2}+O_{2}}}}

BeO+Cl2+C⟶BeCl2+CO{\displaystyle {\mathsf {BeO+Cl_{2}+C\longrightarrow BeCl_{2}+CO}}}

При температуре выше 1000 °С оксид бериллия вступает в обратимую реакцию гидрохлорирования (понижение температуры системы вызывает обратный процесс разложения образовавшегося хлорида бериллия):^[2]

BeO+2HCl⟶BeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}}

При нагревании оксид бериллия способен реагировать со многими хлорсодержащими соединениями. В частности, уже при 500 °С начинается реакция с фосгеном:^[2]

BeO+COCl2⟶BeCl2+CO2{\displaystyle {\mathsf {BeO+COCl_{2}\longrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}}}}

Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700 °С:^[2]

2BeO+CCl4⟶2BeCl2+CO2{\displaystyle {\mathsf {2BeO+CCl_{4}\longrightarrow 2BeCl_{2}+CO_{2}}}}

Гораздо труднее оксид бериллия взаимодействует с бромом, сведений же о взаимодействии ВеО с иодом нет.

Оксид бериллия реагирует далеко не всеми обычно применяемыми восстановителями. В частности, для восстановления бериллия из оксида применимы лишь кальций, магний, титан и уголь (при высокой температуре). Кальций и магний могут быть использованы в качестве восстановителя при температуре ниже 1700 °С и атмосферном давлении, титан применим при давлении ниже 0,001 мм рт. ст. и 1400 °С:^[2]

BeO+Ca⟶Be+CaO{\displaystyle {\mathsf {BeO+Ca\longrightarrow Be+CaO}}}

4BeO+Ti⟶2Be+TiO2{\displaystyle {\mathsf {4BeO+Ti\longrightarrow 2Be+TiO_{2}}}}

В обоих случаях бериллий получается загрязненным, так как технически очень трудно разделить продукты реакции.

Использование угля более предпочтительно, но реакция с ним идет лишь при температурах выше 2000 °С:

BeO+C⟶Be+CO{\displaystyle {\mathsf {BeO+C\longrightarrow Be+CO}}}

Оксид бериллия при температурах ниже 800 °С устойчив по отношению к расплавленным щелочным металлам (литию, натрию и калию) и почти совсем не реагирует с церием, платиной, молибденом, торием и железом; только при 1800 °C взаимодействует с никелем, кремнием, титаном и цирконием^[2]^[6].

Сочетание высокой теплопроводности и небольшого коэффициента термического расширения позволяет использовать оксид бериллия в качестве термостойкого материала, обладающего значительной химической инертностью.

Оксид бериллия очень ядовит и канцерогенен, по токсикологии NFPA 704 ему присвоена высшая токсичность.

↑ Бериллий
↑ ¹ ² ³ ⁴ ⁵ ⁶ ⁷ ⁸ ⁹ ¹⁰
¹¹ ¹² Химия и технология редких и рассеянных элементов: Учеб. пособие для вузов: Ч. I / Под ред. К. А. Большакова. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высшая школа, 1976. — С. 176.
↑ ¹ ² ³ Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л.: Химия, 1977. — С.56
↑ Бериллий. Соединения бериллия. Оксид бериллия
↑ ¹ ² Инюшкин А. В. Теплопроводность / В кн.: Физические величины: Справочник. — М.: Энергоатомиздат. — 1991. — С.337—363.
↑ Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman Inorganic Chemistry. — Elsevier, 2001. — ISBN 0-12-352651-5

Диборан — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 7 июня 2017;
проверки требуют 12 правок.
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 7 июня 2017;
проверки требуют 12 правок.

Диборан

({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})

Систематическое
наименование Диборан

Традиционные названия Бороэтан

Хим. формула B₂H₆

Рац. формула B₂H₆

Состояние газ

Примеси Пентаборан

Молярная масса 27,67 г/моль

Плотность 0,447 (–112°C)

Энергия ионизации 11,38 ± 0,01 эВ^[1]

Температура

• плавления −165,5 °C

• кипения −92,4 °C

Пределы взрываемости 0,8 ± 0,1 об.%^[1]

Мол. теплоёмк. 298 К Дж/(моль·К)

Давление пара 39,5 ± 0,1 атм^[1]

Рег. номер CAS 19287-45-7

Рег. номер EINECS 242-940-6

SMILES

InChI

RTECS HQ9275000

ChEBI 33590

ChemSpider 17215804

ЛД₅₀

40 мг/м3 (крыса, 4 часа)
29 мг/м3 (мышь, 4 часа)

159-181 мг/м3 (крыса, 15 минут)

Токсичность очень ядовит

Пиктограммы СГС

NFPA 704

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Медиафайлы на Викискладе

Диборан — химическое соединение водорода и бора с формулой B₂H₆. Был впервые синтезирован в XIX веке. Представляет собой бесцветный газ со сладковатым запахом. Диборан — очень ядовитый бороводород. При соприкосновении с воздухом может самопроизвольно воспламеняться.

Существующие методы получения диборана основаны на взаимодействии галогенидов или алкоксидов бора с донорами гидрид-ионов.

В промышленности диборан получают путём восстановления BF₃:

2BF3+6NaH⟶B2H6+6NaF{\displaystyle {\mathsf {2BF_{3}+6NaH\longrightarrow B_{2}H_{6}+6NaF}}}

При получении диборана в лабораторных условиях восстанавливают фторид или хлорид бора:

4BCl3+3LiAlh5⟶2B2H6+3LiAlCl4{\displaystyle {\mathsf {4BCl_{3}+3LiAlH_{4}\longrightarrow 2B_{2}H_{6}+3LiAlCl_{4}}}}

4BF3+3NaBh5⟶2B2H6+3NaBF4{\displaystyle {\mathsf {4BF_{3}+3NaBH_{4}\longrightarrow 2B_{2}H_{6}+3NaBF_{4}}}}

Диборан является сильной кислотой Льюиса, так как способен образовывать комплексы с основаниями (например, с аммиаком).

Диборан взаимодействует с водой. При этом выделяется водород и образуется борная кислота:

B2H6+6h3O⟶2h4BO3+6h3{\displaystyle {\mathsf {B_{2}H_{6}+6H_{2}O\longrightarrow 2H_{3}BO_{3}+6H_{2}}}}.

Медленно вступает в реакцию с гидридом алюминия образуя (тетрагидридоборат алюминия), что позволяет запаковать его в кристаллы для получения водорода:

2Alh4+B2H6 → 2Al(Bh5)3{\displaystyle {\mathsf {2AlH_{3}+B_{2}H_{6}\ {\xrightarrow {\ }}2Al(BH_{4})_{3}}}},

но эти кристаллы разлагаются с выделением диборана при 70 градусах,
и с образованием октадекабората (III) алюминия, а выделяющийся при этом диборан чрезвычайно ядовит.

Производные бороводородов применяются в качестве антиоксидантов, катализаторов окисления предельных и ароматических углеводородов
в спирты и фенолы, добавки к смазочным маслам.