WikiSort.ru - Не сортированное

Оксид таллия
Общие
Систематическое наименование	Оксид таллия(I)
Традиционные названия	Закись таллия, гемиоксид таллия
Хим. формула	Tl2O
Физические свойства
Состояние	тёмно-бурые (до чёрного) кристаллы
Молярная масса	424,77 г/моль
Плотность	9,52; 10,45 г/см³
Термические свойства
Т. плав.	303; 579 °C
Т. кип.	≈1100; 1080 °C
Мол. теплоёмк.	80 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования	-167,4 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	1314-12-1
PubChem	16684203
Рег. номер EINECS	215-220-4
SMILES	O([Tl])[Tl]
InChI	1S/O.2Tl KFAIYPBIFILLEZ-UHFFFAOYSA-N
Рег. номер EC	215-220-4
ChemSpider	17616607
Безопасность
Токсичность	0 4 0
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Оксид таллия(I) — бинарное неорганическое соединение металла таллия и кислорода с формулой Tl₂O, тёмно-бурые (до чёрного) кристаллы, очень ядовитое.

Получение

• Осторожное окисление таллия кислородом воздуха:

${\displaystyle {\mathsf {4Tl+O_{2}\ {\xrightarrow {140^{o}C}}\ 2Tl_{2}O}}}$

• Разложением оксида таллия:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {500-1000^{o}C}}\ Tl_{2}O+O_{2}}}}$

• или восстановление его водородом:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O_{3}+2H_{2}\ {\xrightarrow {150-185^{o}C}}\ Tl_{2}O+2H_{2}O}}}$

• Разложением гидроокиси таллия:

${\displaystyle {\mathsf {2TlOH\ {\xrightarrow {125^{o}C}}\ Tl_{2}O+2H_{2}O}}}$

• или карбоната:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}CO_{3}\ {\xrightarrow {300^{o}C}}\ Tl_{2}O+CO_{2}}}}$

Физические свойства

Оксид таллия(I) образует тёмно-бурые (до чёрного) кристаллы тригональной сингонии^[1] , пространственная группа R 3m, параметры ячейки a = 0,3516 нм, c = 3,384 нм, Z = 6.

Плавится при 300 °С, образуя жёлтую жидкость, которая очень агрессивно действует на стекло.

Химические свойства

• Термически устойчив, легко возгоняется и разлагается только при высокой температуре:

${\displaystyle {\mathsf {2Tl_{2}O\ {\stackrel {\xrightarrow {>1300^{o}C}}{\xleftarrow[{\ \ \ \ \ \ \ }]{}}}\ 4Tl+O_{2}}}}$

• Реагирует с водой:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2TlOH}}}$

• с кислотами:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+2HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2TlNO_{3}+H_{2}O}}}$

• Восстанавливается при нагревании водородом:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+H_{2}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ 2Tl+H_{2}O}}}$

• Окисляется кислородом при нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+O_{2}\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ Tl_{2}O_{3}}}}$

Примечания

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.