Координационные соединения в окислительно-восстановительных реакциях

Окислительно-восстановительные свойства координационных соединений определяются электронной конфигурацией комплексообразователя, то есть заселенностью его d _e - и d _g - орбиталей, что в свою очередь зависит от силы лигандов.

Если в результате потери или приобретения электронов образуется ион комплексообразователя с более симметричным распределением электронов, с большими ∆ и ЭСКП, то такое соединение участвует в окислительно-восстановительных реакциях при наличии, естественно, окислителя или восстановителя, в качестве сореагента.

Например, для ионов- восстановителей в октаэдрическом поле легко осуществляются следующие переходы:

[Cr(H₂O)₆]²⁺ + O₂ +4H⁺ ® [Cr(H₂O)₆]³⁺ + 2H₂O.

ВС d _ε³ d _γ¹ - ē ® ВС d _ε³ d _γ⁰

[Co(NH₃)₆]²⁺ + O₂ +2H₂O ® [Co(NH₃)₆]³⁺ +4OH^-

ВС d _ε⁴ d _γ³ - ē ® НС d _ε⁶ d _γ⁰

Очень сильные восстановители и потому неустойчивы низкоспиновые октаэдрические комплексы Co(II):

НС d _ε⁶ d _γ¹ - ē ® НС d _ε⁶ d _γ⁰

Октаэдрические комплексные ионы проявляют окислительные свойства, если реализуются, например, такие переходы:

2[Fe(CN)₆]^3- + H₂S® 2[Fe(CN)₆]^4- + S +2H⁺

НС d _ε⁵ d _γ⁰ + ® НС d _ε⁶ d _γ⁰

[Co(H₂O)₆]³⁺ + ® [Co(H₂O)₆]²⁺, E⁰=1,84B

ВС d _ε⁴ d _γ² + ® ВС d _ε⁵ d _γ²

[Mn(CN)₆]^3- [Mn(CN)₆]^4-

НС d _ε⁴d_γ⁰ + ® НС d _ε⁵ d _γ⁰

Вопросы для самопроверки

1. Определите: а) заряды комплексных ионов, б) заряды и электронные конфигурации комплексообразователей, в) координационные числа и г) тип комплексов в [Cu(NH₃)₄](OH)₂, [Cr(H₂O)₆]Cl_3, H[AuCl₄], [Ni(CO)₄].

2. Приведите диаграмму расщепления d- орбиталей для октаэдрической симметрии, предскажите образование низко- или высокоспиновой электронной конфигурации на примере комплексов [Co(NO₂)₆]^{3 -}, [ CoF₆]^3-, [Fe(CN)₆]^{3 -}.

3. Определите энергию стабилизации кристаллическим полем в единицах D для высоко- и низкоспиновых октаэдрических комплексов Fe(III), Co(III).

4. С позиций ТКП объясните, почему гексааквакомплексы Cr(II) и Fe(II) легко окисляются.

5. Вычислите DG⁰ комплексообразования [Ni(en)₃]²⁺ по реакции

[Ni(NH₃)₆]³⁺ +3en = [Ni(en)₃]²⁺ + 6NH₃, если b = 10¹⁰.

6. Какие изомеры возможны для [CoCl₂(en)₂]⁺?

7. Каким должно быть геометрическое строение комплексного катиона CoCl₂×6H₂O?

8. Ионы Sc³⁺, Cr³⁺ и Zn²⁺ находятся в октаэдрическом окружении лигандов. Какой из этих комплексов окрашен и почему?

9. Чем объясняется диамагнетизм комплексного иона [Pt(NH₃)₆]⁴⁺?

10. Почему октаэдрические комплексы Cr(III) всегда парамагнитны?

 

Экспериментальная часть

1. Растворение осадка с образованием комплексного соединения

В две пробирки налейте по 3 капли 0,01н раствора азотнокислого серебра AgNO₃ и по 2 капли 10% раствора иодистого калия KI. К выпавшим осадкам в одну пробирку добавьте 5 капель 10%-ного раствора тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃), а в другую – 5 капель концентрированного раствора аммиака. Что наблюдается?

Напишите уравнение реакции образования тиосульфатного комплекса Na₃[Ag(S₂O₃)₂]. Сравните константы образования аммиачного и тиосульфатного комплексов серебра и объясните, почему иодид серебра плохо растворяется в аммиаке и энергично растворяется в тиосульфате натрия.

Напишите выражение для полной константы образования тиосульфатного комплекса. Какую функцию эта реакция выполняет в “серебряной” фотографии?

 

2. Взаимодействие медно-аммиачного комплекса с целлюлозой

Поместите в пробирку небольшой кусочек ваты и добавьте 3 мл свежеприготовленного медноаммиачного комплекса (реактива Швейцера), полученного растворением Cu(OH)₂×CuCO₃ в концентрированном водном аммиаке. При размешивании стеклянной палочкой вата постепенно растворяется, образуя вязкую жидкость. Не следует брать большой кусочек ваты, так как это удлиняет продолжительность растворения.

+ n[Cu(NH₃)_m](OH)₂ ®

целлюлоза медно-аммиачный комплекс

 

О

® [C₆H₇O₂ –– O –– Cu(NH₃)_z(OH)₂]_n + (m–z)NH₃

OH

Около одного мл прозрачного густого раствора целлюлозы отлейте в другую пробирку, добавьте в нее 4–5 мл воды и вылейте смесь в стаканчик с 10–12 мл 10% соляной кислоты. Смесь сразу почти совсем обесцвечивается и выделяется свободная целлюлоза в виде белого студенистого осадка.

Объясните изменение окраски раствора при этом.

3. Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях

а) В две пробирки налейте по 3 капли раствора сульфата меди CuSO₄. В одну добавьте несколько капель концентрированного раствора аммиака до образования сульфата тетраамминмеди (II) с константой устойчивости b=10¹². В обе пробирки добавьте по 2 капли иодистого калия, прилейте 5–6 капель хлороформа 1), закройте пробкой и энергично встряхните. Что наблюдается? Почему в одном случае реакция Cu²⁺ + 2I^- ® CuI + 1/2 I₂ возможна, а в другом нет?

б) К 3 каплям 1М раствора CoCl₂ добавьте две капли раствора уксусной кислоты (50%), 14–15 капель 2н NaNO₂ и через две–три минуты прилейте 5–6 капель насыщенного раствора KCl для осаждения труднорастворимой соли K₃[Co(NO₂)₆].

Реакция протекает по уравнению

[Co(H₂O)₆]Cl₂+7NaNO₂+2CH₃COOH+3KCl®

K₃[Co(NO₂)₆] +5NaCl+2CH₃COONa+7H₂O+NO.

Какие функции выполняют Co²⁺ и NO₂^- в этой реакции?

Объясните вероятность этой реакции с позиций ТКП (схема расщеплённых d-орбиталей), подтвердите вывод расчетом ЭСКП, если известно, что [Co(H₂O)₆]²⁺ - BC, а [Co(NO₂)₆]^3- - НС комплексы.

4. Влияние поля лигандов на окраску комплексов

В три пробирки налейте по 3–4 капли раствора хлорида гексааквакобальта(II) [Co(H₂O)₆]Cl₂ и добавьте по 10 капель: в первую – воды, в остальные – насыщенных растворов ацетата натрия CH₃COONa и роданистого аммония NH₄NCS. Отметьте изменение окраски. Напишите уравнения реакций, принимая во внимание, что ацетатный комплекс имеет октаэдрическое, а роданидный – тетраэдрическое строение, и в обоих случаях образуются анионные комплексы:

Na₄[Co(CH₃COO)₆] и (NH₄)₂[Co(NCS)₄].

Изменение окраски комплексов объясните в рамках ТКП.

5. Гидратная изомерия

В две конические колбы налейте по 20 мл 1%-ного раствора соли CrCl₃×6H₂O, состав которой отвечает двухионному комплексному соединению [CrCl₂(H₂O)₄]Cl×2H₂O. Одну колбу закройте часовым стеклом и кипятите в течение 7–8 минут. Охладите раствор и перелейте его в мерный цилиндр, добавьте дистиллированной воды до первоначального объема. Обратите внимание на изменение окраски. Измерьте электропроводность первоначального и полученного растворов.

Исходя из величин электропроводности, напишите формулу образовавшегося гидратного изомера (см. раздел “Изомерия комплексных соединений”).

6. Спектрофотометрическое определение состава комплексного соединения и его первой константы образования (b)

Для комплексов с небольшими значениями b экспериментально, с достаточной степенью точности, можно определить первую константу образования (b₁).

Изучим реакцию:

[Fe(H₂O)₆]³⁺ + NCS^- ® [FeNCS(H₂O)₅]²⁺ + H₂O,

в которой образуется окрашенный комплексный ион, и в опти­ческом спектре его появляется полоса поглощения при 720 нм.

Если для серии изомолярных растворов построить диаграмму: состав – оптическая плотность D(C), то

─ наличие максимума указывает на образование соединения;

─ наличие размытого максимума свидетельствует о заметной диссоциации комплекса.

Степень диссоциации комплекса (a) равна

(1)

Для краткости процесс образования комплекса (I ступень) опишем уравнением

Fe³⁺ + NCS^- = [Fe(NCS)]²⁺

и обозначим индексом [ ] – равновесные концентрации реагентов, а индексом [ ]₀ – их исходные концентрации. Тогда при равенстве исходных концентраций Fe³⁺ и NCS ^- равновесные концентрации реагирующих веществ будут равны соответственно

[Fe³⁺] = [Fe³⁺]₀ ×a, [NCS^-] = [NCS^-]₀ ×a,

[Fe(NCS)²⁺] = [Fe³⁺]₀ × (1– a) = [NCS^-]₀ × (1– a),

а для константы образования комплексного иона в этих условиях ([Fe³⁺]₀=[NCS^-]₀) получим

Заметим, что для определения константы образования роданидного комплекса Fe(III) по 1-й ступени соотношение

концентраций [Fe³⁺]₀:[NCS^-]₀ должно быть больше (избыток Fe³⁺) или равно 1, чтобы предотвратить комплексообразование по следующим ступеням: [Fe(NCS)₂]⁺, Fe(NCS)₃ и т.д.,

(а) (б)

Рис. 9.5. Изменение оптической плотности изомолярных растворов при образовании комплекса

а) зависимость оптической плотности от концентрации комплекса в случае отсутствия диссоциации (D_теор.)

б) зависимость оптической плотности от концентрации комплекса в случае заметной диссоциации (D_{экспер.})

что может иметь место при избытке роданид-ионов1). В случае избытка Fe³⁺ его равновесная концентрация будет складываться из избыточной (Dс=[Fe³⁺]₀ –[NCS^-]₀) концентрации железа, не связанного в комплекс, и железа (III), перешедшего в раствор в результате диссоциации нестойкого комплексного иона [Fe³⁺] = Dс + [NCS^-]₀ ×a, и тогда

Зная константу образования иона (b₁), можно рассчитать DG⁰ реакции комплексообразования.

DG⁰ = – RT ln b₁. (3)

Работа выполняется в следующем порядке:

1. В 12 колбах приготовьте изомолярные смеси с различным соотношением [Fe³⁺]₀: [NCS^-]₀ в соответствии с таблицей 9.4.

2. Проведите измерение оптической плотности растворов (светофильтр № 6), используя в качестве раствора сравнения 0,005М раствор Fe(NO₃)₃.

3. Постройте график зависимости оптической плотности от состава раствора.

4.Проведите касательную к экспериментальной кривой через точки, соответствующие оптической плотности растворов в колбах №1 (0,005М раствор Fe(NO₃)₃) и №2 1). Касательная к экспериментальной кривой определяет зависимость D(с) комплекса в отсутствии диссоциации.

5.Из графика для растворов с [Fe³⁺] ³ [NCS^-]₀ (колбы 5,6,7,8) определите DD=D_теор.– D_эксп., рассчитайте:

а) a по формуле 1

б) b₁ по формуле 2

в) DG⁰ по формуле 3.

6. Сделайте вывод о влиянии концентрации на степень диссоциации и на константу образования комплексного иона.

7. Объясните сдвиг максимума кривой D(с) в область [NCS^-]₀ > [Fe³⁺]₀.

Таблица 9.4

№ колбы	мл, р-ра Fe(NO3)3 0,005M	мл, р-ра KNCS 0,005M	конц. моль×л–1 [Fe3+]×103	конц. моль×л–1 [NCS]×103	Cоотнош. числа молей	Оптическая плотность
			5,0	0,0	20:0
			4,75	0,25	19:1
			4,25	0,75	17:3
			4,0	1,0	16:4
			3,75	1,25	15:5
			3,5	1,5	14:6
			3,0	2,0	12:8
			2,5	2,5	10:10
			2,0	3,0	8:12
			1,5	3,5	6:14
			1,0	4,0	4:16
			0,5	4,5	2:18

 

РАБОТА 10. s - и p - ЭЛЕМЕНТЫ

Водород

Водород, кроме наиболее стабильных молекул Н₂ и сольватированного иона Н⁺, существует в атомарном состоянии, в виде гидрид-иона Н^–, молекулярных ионов Н₂⁺ и Н₂^–. Из-за малого радиуса атома энергия связи в молекуле водорода наибольшая из всех двухатомных гoмoнуклеарных молекул VIIА и IА подгрупп:

	Н2	F2	Cl2	Br2	I2	Li2	Na2	K2
Ecв., кДж·моль–1							76,5	53,0

Образование иона Н⁺ сопровождается резким уменьшением эффективного радиуса, изменением кислотно-основных свойств и окислительно-восстановительных потенциалов некоторых соединений, гидратированием в водных растворах протона с образованием иона гидроксония Н₃О⁺. Наличие вакантной s - орбитали способствует образованию водородной связи.

Водород следует рассматривать как не имеющий полных аналогов химический элемент. Его помещают либо в первую, либо в седьмую группу. К группе галогенов водород можно отнести из-за легкой замещаемости водорода галогенами в органических соединениях и способности к образованию аниона Н^– (псевдогалогенид-иона). Сходство спектра водорода со спектрами щелочных элементов, способность взаимодействовать с неметаллами, образование Н⁺ в растворах, то есть восстановительная активность, позволяет помещать его в IА подгруппу.

Cоединения водорода

Соединения водорода c менее электроотрицательными элементами называют гидридами. Промежуточное значение ОЭО (2,1) позволяет водороду образовывать химические соединения с различной степенью полярности химической связи. По этому признаку различают: ионные (солеобразные) соединения (с s - элементами), ковалентно-полярные (с р - элементами), металлоподобные фазы внедрения с переходными металлами) (табл.10.1).

Переход от одного типа соединений к другому совершается постепенно. Так, гидриды меди и цинка занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными, а гидриды серебра и золота сходны с гидридами переходных металлов.

10.2. s - Элементы

Элементы, у которых заполняются внешние s - оболочки, относят к IА (n s ¹ - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и IIА (n s ² - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) подгруппам. Степени окисления n s ¹- и n s ²- элементов всегда равны номеру группы.

В основном состоянии атомы s ² - элементов не имеют неспаренных электронов, поэтому образованию ковалентной связи в соединениях этих элементов предшествует возбуждение атомов

_Евозб.

Э (n s ²) ––––––→ Э^* (n s ¹ n р ¹).

Эти две валентные sр - гибридные орбитали определяют линейное строение трехатомных молекул ЭХ₂ (Х = Н, F, Cl, Br, I).

Для s ¹ - элементов характерно образование молекул Э₂(s)², для s ² - элементов двухатомные молекулы не обнаружены – из-за равной заселенности связывающих и разрыхляющих орбиталей (s)² (s^*)².

При одинаковом строении внешнего уровня атомов в подгруппе возрастающее влияние заряда ядра на валентные электроны частично компенсируется увеличением эффективных радиусов, приводя к снижению энергии ионизации атомов в группах сверху вниз и возрастанию ионности связи в однотипных соединениях. Вследствие небольшого радиуса

Таблица 10.1

Классификация соединений водорода

(численный индекс – относительная электроотрицательность ОЭО)

 

I A

II A

IIIB

IV B

V B

VI B

VII В

VIIIB

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

H2,1

Li1,0

Be1,5

B2,0

C2,5

N3,0

O3,5

F4,0

Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,9

Ni1,9

Cu1,9

Zn1,5

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8

Rb0,8

Sr1,0

Y1,2

Zr1,4

Nb1,6

Mo1,8

Tc1,9

Ru2,2

Rh2,2

Pd2,2

Ag1,9

Cd1,7

In1,7

Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5

Cs0,7

Ba0,9

La1,1

Hf1,3

Ta1,5

W1,7

Re1,9

Os2,2

Ir2,2

Pt2,2

Au2,4

Hg1,9

Tl1,8

Pb1,8

Bi1,9

Po2,0

At2,2

Fr0,7

Ra0,9

Ac1,1

Ионные соединения

Металлоподобные соединения переменного состава

Промежуточные соединения

Ковалентно-полярные соединения

и высокого значения энергии ионизации бериллий, как правило, не образует соединений с ионной связью.

Соединениям бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (ВеО, BeF₂) свойственен преимущественно ковалентный тип связи.

Величины стандартных окислительно-восстановитель­ных потенциалов s- элементов указывают на их ярко выраженные восстановительные свойства. Все s - элементы вытесняют водород из кислот и воды:

Na + H₂O = NaOH + ½H₂

K + HCl = KCl + ½ H₂

Ba + 2 H₂O = Ba(OH)₂ + H₂,

восстанавливают металлы и неметаллы из оксидов и солей:

2Mg + SnО₂ = 2MgO + Sn

2Mg + CО₂ = 2MgO + C

Ca + РbCl₂ = CaCl₂ + Рb.

Химические соединения

Водородные соединенияs - элементов МН и МН₂ называют солеподобными гидридами из-за их сходства с галогенидами. Они характеризуются ионным строением кристаллической решетки и высокими температурами плавления. Расплавы этих соединений – электролиты; при их электролизе водород выделяется на аноде (2Н ^– – 2ē ® Н₂). При взаимодействии с водой реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму практически необратимо:

LiH + Н₂ O ® LiOH + Н₂

Н^– – ē ® 1/2 Н₂

Н₂O + ē® 1/2 Н₂ + OН^–

Отрицательный стандартный электродный потенциал системы Е^о_H2/2Н– = –2,23 В указывает на большую склонность

гидрид-иона отдавать электрон, что делает гидриды хорошими восстановителями.

Таблица 10.2.

Энергии ионизации, Е⁰ и радиусы s- элементов

Элементы, ns1	Энергия иониза­ции, I, эВ	Окислительно-восстановительный потенциал, Ео, В	Металлический радиус, нм
Li	5,39	–3,02	0,155
Na	5,14	–2,71	0,189
K	4,34	–2,93	0,236
Rb	4,18	–2,99	0,248
Cs	3,89	–3,02	0,268
Элементы, ns2	Энергия ионизации, I, эВ	Окислительно-восстановительный потенциал, Ео, В	Металлический радиус, нм
Be	9,32	–1,85	0,104
Mg	7,65	–2,37	0,128
Ca	6,11	–2,86	0,169
Sr	5,69	–2,89	0,184
Ba	5,21	–2,90	0,206
Ra	5,28	–2,92	0,235

Все солеобразные гидриды обладают высокой реакционной способностью:

3ВаН₂ + N₂ = Ba₃N₂ + 3Н₂

LiH + Cl₂ = LiCl + HCl

NaH + CO₂ = HCOONa

Гидриды бериллия и магния имеют переходный характер между ионными и ковалентными и в твердом состоянии имеют полимерное строение.

При сжигании в атмосфере кислорода щелочных металлов образуются пероксиды М₂O₂ (молекулярный ион О₂^2-). Только литий при обычных условиях сгорает в кислороде до

Li₂O. Начиная с калия, наряду с М₂O₂, образуются надперок-

сиды КO₂, RbO₂, CsO₂ (молекулярные ионы О₂^-).

Щелочноземельные элементы при взаимодействии с кислородом в аналогичных условиях дают оксиды. Пероксиды получаются труднее, чем для щелочных элементов. Оксиды s - элементов имеют основный характер, что подтверждается характером их взаимодействия с кислотными оксидами:

СO₂ + Li₂О = Li₂СO₃.

Исключение составляет ВеО – он амфотерен:

ВеО + Na₂О = Na₂ВеO₂

ВеО + SO₃ = BeSO₄

Пероксиды проявляют окислительно-восстановитель­ную двойственность за счет пероксид-иона O₂^2–:

O₂^2– + 2ē = 2O^2–, O₂^2– – 2ē = O_2.

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные. Пероксиды и надпероксиды, как сильные окислители, легко разлагаются разбавленными кислотами и водой:

К₂О₂ + Н₂О = КОН + Н₂О₂

4КO₂ + 2H₂S O₄ = 2H₂O + 3O₂ + 2 K₂SO₄

Pеакция 2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

используется для получения кислорода в подводных лодках и космических кораблях.

Гидроксиды s - элементов получают при взаимодействии оксидов с водой. Большой ионный радиус s - элементов (табл.10.2) делает их гидроксиды сильными основаниями, а увеличение радиуса в группе сверху вниз приводит к усилению основного характера гидроксидов в рядах от Li к Cs и от Ве к Ва.

10.3. р - Элементы

р- Элементы имеют общую конфигурацию ns² np^1–6 и образуют IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA подгруппы ПС.

В отличие от s -, р - элементы поливалентны (табл.10.3).

 

Таблица 10.3

Характерные степени окисления р – элементов

Подгруппа	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	VIIIA
Валентные электроны	s2p1	s2p2	s2p3	s2p4	s2p5	s2p6
Элемент	B	C	N	O	F	Ne
Степени окисления		4, 2 –4	3, 5 –3	–2, –1	– –1
Элемент	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Степени окисления		4, (2) –4	5, 3 –3	6, 4, (2) –2	1, 3, 5, 7 –1
Элемент	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Степени окисления		4, 2	5, 3 –3	6, 4 –2	1, 3, 5, 7 –1	2, 4, 6
Элемент	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Степени окисления	3 (1)	4, 2	5, 3 (-3)	6, (4)	1, 3, 5, 7 –1	2, 4, 6, 8
Элемент	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Степени окисления	1, (3)	2, (4)	3, (5)	4, 6, 2	5, 7 –1	2, 4, 6, 8
Гидроксиды	H3ЭО3 сл.к. НЭО2 сл.к. ЭОН сл.осн. Э(ОН)3осн.	H2ЭО3 сл.к. Н4ЭО4 сл.к. Э(ОН)2осн.	HЭО3 с.к. НЭО2 сл.к. Н3ЭО4 сл.к. Н3ЭО3 сл.к. Э(ОН)3сл.осн.	H2ЭО4 с.к. Н2ЭО3 сл.к. Э(ОН)2сл.осн.	HЭО4 с.к. НЭО3 с.к. НЭО2 сл.к. НЭО оч.сл.к.	H2XеO4 с.к. Н6ХеО6 сл.к.

с.к. – сильная кислота; сл.к. – слабая кислота; оч.сл. к.– очень слабая кислота;

осн. – основание;; сл.осн. – слабое основание;

Низшие степени окисления проявляются за счет неспаренных р - электронов, высшие, равные номеру группы – за счет s - и р - электронов. По мере перехода сверху вниз в группах возрастает разница энергии s - и р - подуровней. Поэтому для элементов, стоящих вверху группы, устойчивы высшие степени окисления, внизу – низшие. Например, в IVA подгруппе стабильность соединений со степенью окисления +4 уменьшается в последовательности Ge – Sn – Pb. В той же последовательности увеличивается устойчивость соединений со степенью окисления +2. Изменение устойчивости соединений элементов высших степеней окисления подтверждается, в частности, значениями стандартных электродных потенциалов (E_Sn4+/Sn2+=0,15В, E^o_Pb⁴⁺_/Pb²⁺=1,80B) и температурами разложения водородных соединений:

Соединение	CH4	SiH4	GeH4	SnH4	PbH4
tразл., 0С