Оксид таллия(III)

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
SMILES	O=[Tl]O[Tl]=O
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

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

Получение

• При нагревании таллий горит на воздухе:

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

• Окисление таллия концентрированной перекисью водорода:

$\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

• Термическое разложение свежеосаждённой гидроокиси таллия:

$\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\stackrel{100^{o}C}{\to }\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{\downarrow }\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{C}\mathsf{l}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

осадок состоит из полигидрата оксида таллия Tl₂O₃•n H₂O.

• Разложение кристаллогидрата нитрата таллия:

$\mathsf{4}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{\cdot }\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\stackrel{300^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{1}\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

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

$2\mathrm{T}\mathrm{l}\mathrm{O}\mathrm{H}+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\stackrel{400\mathrm{C}{\phantom{A}}^0}{\to }\mathrm{T}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

• Взаимодействие солей таллия с водой:

$2\mathrm{T}\mathrm{l}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{100\mathrm{C}{\phantom{A}}^0}{\to }6\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{T}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$

Физические свойства

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

Химические свойства

• При нагревании разлагается:

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

• Реагирует с концентрированными кислотами:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{6}\mathsf{H}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

• с двухосновными концентрированными кислотами образуются кислые соли:

$\mathrm{T}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4⟶2\mathrm{H}[\mathrm{T}\mathrm{l}(\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4){\phantom{A}}_2]+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

• и щелочами при сплавлении образует таллаты:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\stackrel{450-575^{o}C}{\to }\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{T}\mathsf{l}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

• Восстанавливается водородом до закиси:

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

• с концентрированной соляной кислотой проявляются окислительные свойства оксида таллия:

$\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{8}\mathsf{H}\mathsf{C}\mathsf{l}\stackrel{}{\to }\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{[}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{]}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$

• Окислительные свойства оксида таллия проявляются и в других реакциях:

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

$\mathsf{2}\mathsf{T}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\stackrel{}{\to }\mathsf{4}\mathsf{T}\mathsf{l}\mathsf{O}\mathsf{H}\mathsf{+}\mathsf{3}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\mathsf{\uparrow }$

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.. — 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.