Оксид таллия(III)

Оксид таллия(III) — бинарное неорганическое соединение металла таллия и кислорода с формулой Tl₂O₃, тёмно-коричневые кристаллы. Основный оксид.

Оксид таллия​(III)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид таллия
Хим. формула	Tl2O3
Рац. формула	Tl2O3
Физические свойства
Состояние	тёмно-коричневые кристаллы
Молярная масса	456,76 г/моль
Плотность	10,11 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	717; 834 °C
Мол. теплоёмк.	108 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-387 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	1314-32-5
PubChem	3579754
Рег. номер EINECS	215-229-3
SMILES	O=[Tl]O[Tl]=O
InChI	InChI=1S/3O.2Tl QTQRFJQXXUPYDI-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	2816485
Безопасность
NFPA 704	0 4 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

ПолучениеПравить

• При нагревании таллий горит на воздухе:

$\mathsf{4}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{{\mathsf{400}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}$${\mathsf {4Tl+2O_{2}\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ Tl_{2}O+Tl_{2}O_{3}}}$ 

• Окисление таллия концентрированной перекисью водорода:

$\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {2Tl+3H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ Tl_{2}O_{3}+3H_{2}O}}$ 

• Термическое разложение свежеосаждённой гидроокиси таллия:

$\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\stackrel{{\mathsf{100}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {2TlCl_{3}+6NaOH\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ Tl_{2}O_{3}\downarrow +6NaCl+3H_{2}O}}$ 

осадок состоит из полигидрата оксида таллия Tl₂O₃•n H₂O.

• Разложение кристаллогидрата нитрата таллия:

$\mathsf{4}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\cdot <!--\; \cdot \; -->\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{{\mathsf{300}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{12}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {4{Tl(NO_{3})_{3}\cdot 3H_{2}O}\ {\xrightarrow {300^{o}C}}\ 2Tl_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}+H_{2}O}}$ 

• В природе встречается минерал авиценнит, состоящий из оксида таллия.
• Окисление гидроксида таллия(1):

$2\text{TlOH}+{\text{O}}_2^{}\stackrel{400C^0}{\to }{\text{Tl}}_2^{}{\text{O}}_3^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {2TlOH + O2 ->[400 C^0] Tl2O3 + H2O}}$ 

• Взаимодействие солей таллия с водой:

$2{\text{TlCl}}_3^{}+3{\text{H}}_2^{}\text{O}\stackrel{100C^0}{\to }6\text{HCl}+{\text{Tl}}_2^{}{\text{O}}_3^{}$${\ce {2TlCl3 + 3H2O ->[100C^0] 6HCl + Tl2O3}}$ 

Физические свойстваПравить

Оксид таллия — тёмно-коричневые кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I a3, параметры ячейки a = 1,059 нм, Z = 16.

Химические свойстваПравить

• При нагревании разлагается:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\stackrel{{\mathsf{500}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {Tl_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ Tl_{2}O+O_{2}}}$ 

• Реагирует с концентрированными кислотами:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{H}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Tl_{2}O_{3}+6HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2Tl(NO_{3})_{3}+3H_{2}O}}$ 

• с двухосновными концентрированными кислотами образуются кислые соли:

${\text{Tl}}_2^{}{\text{O}}_3^{}+4{\text{H}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->2\text{H}[\text{Tl}{({\text{SO}}_4^{})}_2^{}]+3{\text{H}}_2^{}\text{O}$${\ce {Tl2O3 + 4H2SO4 -> 2H[Tl(SO4)2] + 3H2O}}$ 

• и щелочами при сплавлении образует таллаты:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\stackrel{\mathsf{450}\mathsf{-<!--\; -\; -->}{\mathsf{575}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{T}\mathsf{l}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Tl_{2}O_{3}+2NaOH\ {\xrightarrow {450-575^{o}C}}\ 2NaTlO_{2}+H_{2}O}}$ 

• Восстанавливается водородом до закиси:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\stackrel{{\mathsf{150}}^{\mathsf{o}}\mathsf{C}}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Tl_{2}O_{3}+2H_{2}\ {\xrightarrow {150^{o}C}}\ Tl_{2}O+2H_{2}O}}$ 

• с концентрированной соляной кислотой проявляются окислительные свойства оксида таллия:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{8}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{[}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{]}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Tl_{2}O_{3}+8HCl\ {\xrightarrow {}}\ 2H[TlCl_{2}]+2Cl_{2}\uparrow +3H_{2}O}}$ 

• Окислительные свойства оксида таллия проявляются и в других реакциях:

$\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{5}\mathsf{S}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {2Tl_{2}O_{3}+5S\ {\xrightarrow {}}\ 2Tl_{2}S+3SO_{2}}}$ 

$\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{4}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {2Tl_{2}O_{3}+2H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 4TlOH+3O_{2}\uparrow }}$ 

ЛитератураПравить

• 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.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• 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.