dəmir oksid

Dəmir (II) oksidi - dəmir (II) və oksigenin mürəkkəb qeyri-üzvi birləşməsidir. Təbiətdə vüstit mineralı kimi mövcuddur. Dəmir (II) oksid – qara rəngdə bərk birləşmədir. Yalnız yüksək temperaturda sabit vəziyyətdə olur. Dəmir (III) oksidin hydrogen ilə reduksiyaedici reaksiyası zamanı almaq olar: Fe2O3 + 3H2 → 2FeO + 3H2O Dəmir (III) oksidin dəm qazı ilə reduksiyaedici reaksiyası zamanı: Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2 Dəmir(III) oksidin dəmir ilə reaksiyası zamanı: Fe2O3 + Fe → 3FeO Dəmirin oksigenlə aşağı təzyiq altında qızdırılması zamanı: 2Fe + O2 → 2FeO Dəmir oksalatın vakuumda parçalanması zamanı: FeC2O4 →t FeO + CO↑ + CO2↑ Dəmir (II) oksid reaksiya zamanı əsası xassələr görsədir. Suda həll olunmur, oksidləşməyən turşularda asanlıqla həll olunur: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O Reduksiyaedici xassələr görsədir: FeO + 4HNO3 → NO2 + Fe(NO3)3 + 2H2O Dəmir(II) oksidin oksigenlə oksidləşmə reaksiyası: 4FeO + 3O2 → 2Fe2O3 Natriun hidroksidlə birgə əriməsı reaksiyası FeO + 4NaOH →Na4FeO3 + 2H2O Oksigenlə reaksiyası: 4FeO + 2nH2O + O2 → 2(Fe2O3 ⋅ nH2O) 6FeO + O2 →300−500 0C 2Fe3O4 Hidrogen sulfid ilə reaksiyası: FeO + H2S →500 0C FeS + H2O Keramika və mineral boyaların tərkib hissəsi kimi istifadə olunur. E172 nömrəsi altında qida rəngi kimi qida sənayesində geniş istifadə olunur. Dəmir (II) oksidi zəhərli deyil. Buna baxmayaraq, dəmir (II) oksidin aerozollarına (toz, tüstü) uzun müddət məruz qaldıqdan sonra ağciyərlərdə çökür və pnevmokoniozun bir növü olan sideroza səbəb olur. Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник.

Oksid — Biri oksigen olmaqla iki elementdən ibarət olan mürəkkəb maddələrə oksidlər deyilir. Oksidlərdə oksigenin oksidləşmə dərəcəsi "–2" olur. Yalnız Fe3O4 dəmirin qarışıq oksidində 8/3 valentlik göstərir ancaq başqa element atomları ilə birləşərkən. Məsələn: Na — O – Na. Oksigen atomlarının öz aralarında rabitə yaratdığı iki elementli mürəkkəb maddələr peroksidlər adlanır. Peroksidlərdə oksigenin oksidləşmə dərəcəsi "-1" olur. Məsələn: Na — O — O — Na — natrium peroksid; H — O — O — H — hidrogen peroksid. NaO2, KO2 superoksidləri və OF2 — birləşməsi oksid deyil. Hazırda He, Ne və Ar-dan başqa bütün elementlərin Oksigenli birləşmələri alınmışdır. Kimyəvi xassələrinə görə oksidlər duzəmələgətirməyən və duzəmələgətirən oksidlərə bölünür.

26 elektron Var. Dəmir (Fe, Ferrum) – D.İ. Mendeleyevin elementlərin dövri sistemində 26-cı element, kimyəvi işarəsi Fe-dir. Çəkisi 55,85 unitdir. Dəmirin kəşfi. Dəmir ilk dəfə e.ə XI əsrdə kəşf edilmişdir.Birləşmələrində dəmir əsasən +2 və +3 oksidləşmə dərəcəsi göstərir. Dəmir - (Fe) qan hemoqlobininin tərkibində və əzələlərdə rast gəlir. Ən çoх heyvan mənşəli məhsulların və meyvə-tərəvəzlərin tərkibində olur. Insan orqanizmində olan dəmirin yarıdan çoхu qan hemoqlobininin tərkibindədir.Dəmir maqnit sahəsinə malik olan metaldır.O,"SULFUR" yəni kükürd ilə maqnitlə təsir etməsinə gorə heterogen qarışıqdır.İnsan qidasında dəmir çatışmadıqda elementar anemiya (qida anemiyası) baş verir. Ərzaq məhsullarında dəmirin miqdarı mq%-lə belədir: çovdar çörəyi – 3,0; buğda çörəyi – 1,6; lobya – 7,9; soya unu – 7,7; kartof – 0,9; yerkökü – 0,6; kələm – 1,3; alma – 2,0; üzüm – 0,9; qaraciyər – 8,4; mal əti – 3,0; yumurta – 3,0. Bitki orqanizmində dəmirin kütlə ilə miqdarı orta hesabla 0,02 %-dir.

Alüminium oksid, Al2 O3 — alüminium və oksigenin kimyəvi birləşməsidir. Bir neçə alüminium oksid arasında ən çox rast gəlinən alüminium (III) oksid təyin edilmişdir. Ümumiyyətlə, alümina adlanır və ayrıca müəyyən forma və ya tətbiqlərə görə aloksid, aloksit və ya alundum da adlandırıla bilər. Təbii olaraq kristal polimorf fazasında α-Al2O3 mineral korund kimi meydana gəlir ki, bu da qiymətli daşlar yaqut və safirdir. Al2O3, sərtliyi sayəsində aşındırıcı və yüksək ərimə nöqtəsi sayəsində odadavamlı bir material olaraq alüminium metalının istehsalında əhəmiyyətlidir. Korund alüminium oksidin ən çox yayılmış təbii olaraq meydana gələn kristalformasıdır. Yaqut və sapfir korundun qiymətli keyfiyyətli formalarıdır. Yaqutlara xarakterik tünd qırmızı rəng və lazer keyfiyyəti xrom izləri ilə verilir. Safirlər dəmir və titan kimi fərqli rənglərdə olur. Son dərəcə nadir bir δ forması, deltalumit mineralı kimi meydana gəlir.

Bismut oksid (II)

Əsasi oksiddir, turşu oksidləri və turşularla qarşılıqlı təsirdə olur. 1.CaO+CO2 → CaCO3 2.CaO+SO3 → CaSO4 3.CaO+H2SO4→ CaSO4+H2O 4.CaO+2HCl → CaCl2+H2O Onu sənayedə əhəngdaşının parçalanmasından alırlar. CaCO3→ CaO+CO2 ↑ CaO ağ rəngli, çətin əriyən (2570ºC temperaturda əriyir) maddədir. Onu su ilə reaksiyasından çoxlu istilik ayrılır. CaO-nun texniki adı “sönməmiş əhəng” olduğundan kalsium-oksidin su ilə qarşılıqlı təsirinə “əhəngin söndürülməsi” deyilir. CaO+H2O→Ca(OH)2+Q Kalsium –oksidin əsas etibarilə sönmüş əhəng Ca(OH)2, kalsium –karbid CaC2 almaq üçün istifadə edilir.

Sink oksid ZnO (sinkit) - ağ rəngli qeyri-üzvi maddədir. Suda həll olunmur, 1800 °C-ə qədər qızdırdıqda və sublimasiya zamanı saralır. Altıbucaqlı, iysiz kristalik strukturu olan tozdur. Sink hidroksidin parçalanması zamanı alınır: Zn (OH)2→ ZnO + H2O (t=100-250°C). Sinkin oksigenlə qarşılıqlı təsirindən alınır: 2Zn + О2 → 2ZnО Həmçinin sink duzlarının parçalanması zamanı alınır. Sink oksid amfoter oksidlərə aiddir. Turşularla reaksiya zamanı sink duzları alınır: ZnO+2HCl→ZnCl2+H2O Qələvilərlə reaksiya zamanı kaliun sinkat və su alınır: ZnO+2KOH→K2ZnO2+H2O ZnO + CoO → CoZnO2 Bor oksid və silisium dioksid ilə reaksiya zamanı şüşəyə oxşar boratlar və silikatlar alınır: 2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4, ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2. ZnO tibdə istifadə olunur.Sink oksidinin müasir tibbdə və kosmetologiyada geniş yayılması çoxfunksiyalılığı, geniş spektrli fəaliyyət və mükəmməl müalicəvi xüsusiyyətləri ilə əlaqədardır. Sink oksid tərkibli preparatlar yaxşı sakitləşdirici və müalicəvi xüsusiyyətlərə malikdir. Toksikliyi ZnO buxarı orqanizmə düşdükdə gözlərə və tənəffüs yollarına pis təsir edir, qıcıqlanma yarada bilər.

Azot-1 oksid duz əmələ gətirməyən oksiddir Diazot-monoksid və ya azot 1-oksid (N2O) ilk dəfə 1772-ci ildə Cozef Pristli tərəfindən alınmışdır və onu azaldılmış azot havası adlandırmışdır. Texniki adı şadlandırıcı-şənləndirici qazdır. Bu da onun keyləşdirici xüsusiyyətə malik olması ilə əlaqədardır. Tərkibində N2O olan hava ilə tənəffüs etdikdə əvvəlcə oyadıcı təsir göstərir, sonra isə keyləşmə baş verir. N2O-nun keyləşdirici təsirini ilk dəfə 1799-cu ildə məşhur ingilis alimi H. Devi müəyyən etmişdir. Belə ki, N2O qarışmış hava ilə tənəffüs etdikdə diş ağrısı aradan qalxır. Devinin bununla bağlı bir çox maraqlı təcrübələri var. Bundan yarım əsr sonra 1844-cü ildə amerikalı diş həkimi X. Uells dişlərin çıxarılmasında N2O- dan ağrıkəsici vasitə kimi istifadə etmişdir. Hazırda diazot-oksidindən miokard (ürəyin əzələ qişası) infarktının əməliyatında ağrıkəsici kimi (80% N2 və 20% O2) istifadə edilir. N2O rəngsiz, xoşagələn zəif iyli, şirintəhər qazdır.

Bismut oksid(II) Bismut monooksid – BiO formullu bismut metalı və oksigenin binar qeyri- üzvi birləşməsidir. Boz-qara rəngli kristallardır. Soyuq su ilə qarşılıqlı təsirdə olub, kristallohidrat əmələ gətirir. Ərimə temperaturu 902 °C, qaynama 1647 °C. == Alınması == Bismut 3-oksidi bismutla qarşılıqlı təsirindən B i 2 O 3 + B → 3 B i O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+B\rightarrow 3BiO}}} Hidrogen ilə 265℃ temperaturda B i 2 O 3 + H 2 → 2 B i O + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+H_{2}\rightarrow 2BiO+H_{2}O}}} Karbon oksidi ilə 400℃ temperaturda B i 2 O 3 + C O → 2 B i O + C O 2 {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+CO\rightarrow 2BiO+CO_{2}}}} == Kimyəvi xassələri == Havada qızdırıdıqda oksidləşir 180℃ temperaturda 4 B i O + O 2 → 2 B i 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4BiO+O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}}}} Metala qədər 300℃ temperaturda B i O + H 2 → 2 B i + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {BiO+H_{2}\rightarrow 2Bi+H_{2}O}}} 250℃ temperaturda B i O + C O → 2 B i + C O 2 {\displaystyle {\mathsf {BiO+CO\rightarrow 2Bi+CO_{2}}}} Turşularla turşu oksidləri ilə qarşılıqlı təsirdə olur. 3 B i O + 6 H C l → 2 B i C l 3 + B i + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {3BiO+6HCl\rightarrow 2BiCl_{3}+Bi+3H_{2}O}}} 5 B i O + C O 2 → 2 B i 2 O 3 + B i + C O {\displaystyle {\mathsf {5BiO+CO_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+Bi+CO}}} == Ədəbiyyat == Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр.

Bismut oksid(III) Bismut oksid(III) – bismut metalı və oksigenin binar qeyri-üzvi birləşməsidir. Formulu Bi2O3 . Suda həll olmayan sarımtıl kristallardır. == Alınması == Təbiətdə bismit mineralına rast gəlinir- Bi2O3 bismut oksidi. Bismutun havada yanması ilə (500–1000℃) 4 B i + 3 O 2 → 2 B i 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4Bi+3O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}}}} •Bismut nitratın parçalanmasından (700℃) 4 B i ( N O 3 ) 3 → 2 B i 2 O 3 + 12 N O 2 + 3 O 2 {\displaystyle {\mathsf {4Bi(NO_{3})_{3}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}}}} •Bismut sulfidin oksidləşməsindən(400℃) 2 B i 2 S 3 + 9 O 2 → 2 B i 2 O 3 + 6 S O 2 {\displaystyle {\mathsf {2Bi_{2}S_{3}+9O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+6SO_{2}}}} == Fiziki xassələri == Bismut oksidi (III) ağ-sarımtıl kristallardır. Dörd kristallik modifikasiyası var: alfa — Bi2O3 monoklin sinqoniya (psevdorombik), havada 727 °C qızdırdıqda oksigeni itirir və omeqa — Bi2O3-x keçir. beta — Bi2O3, parlaq sarı kristal, tetraqonal sinqoniya 646 °C qədər soyudulduqda omeqa — Bi2O3- dən əmələ gəlir, 620–605°C-də alfa- Bi2O3 keçir. qamma — Bi2O3 parlaq sarı kristaldır, kubşəkilli sinqoniyaya malikdir. siqma — Bi2O3, narıncı kristallardır, kubşəkilli sinqoniyaya malikidir. == Kimyəvi xassələri == qatı, isti turşularla reaksiyaya girir.(70–80℃) B i 2 O 3 + 6 H C l → 2 B i C l 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2BiCl_{3}+3H_{2}O}}} xlorla reaksiyaya girir.

Bismut oksid(II) Bismut monooksid – BiO formullu bismut metalı və oksigenin binar qeyri- üzvi birləşməsidir. Boz-qara rəngli kristallardır. Soyuq su ilə qarşılıqlı təsirdə olub, kristallohidrat əmələ gətirir. Ərimə temperaturu 902 °C, qaynama 1647 °C. == Alınması == Bismut 3-oksidi bismutla qarşılıqlı təsirindən B i 2 O 3 + B → 3 B i O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+B\rightarrow 3BiO}}} Hidrogen ilə 265℃ temperaturda B i 2 O 3 + H 2 → 2 B i O + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+H_{2}\rightarrow 2BiO+H_{2}O}}} Karbon oksidi ilə 400℃ temperaturda B i 2 O 3 + C O → 2 B i O + C O 2 {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+CO\rightarrow 2BiO+CO_{2}}}} == Kimyəvi xassələri == Havada qızdırıdıqda oksidləşir 180℃ temperaturda 4 B i O + O 2 → 2 B i 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4BiO+O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}}}} Metala qədər 300℃ temperaturda B i O + H 2 → 2 B i + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {BiO+H_{2}\rightarrow 2Bi+H_{2}O}}} 250℃ temperaturda B i O + C O → 2 B i + C O 2 {\displaystyle {\mathsf {BiO+CO\rightarrow 2Bi+CO_{2}}}} Turşularla turşu oksidləri ilə qarşılıqlı təsirdə olur. 3 B i O + 6 H C l → 2 B i C l 3 + B i + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {3BiO+6HCl\rightarrow 2BiCl_{3}+Bi+3H_{2}O}}} 5 B i O + C O 2 → 2 B i 2 O 3 + B i + C O {\displaystyle {\mathsf {5BiO+CO_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+Bi+CO}}} == Ədəbiyyat == Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр.

Bismut oksid(III) Bismut oksid(III) – bismut metalı və oksigenin binar qeyri-üzvi birləşməsidir. Formulu Bi2O3 . Suda həll olmayan sarımtıl kristallardır. == Alınması == Təbiətdə bismit mineralına rast gəlinir- Bi2O3 bismut oksidi. Bismutun havada yanması ilə (500–1000℃) 4 B i + 3 O 2 → 2 B i 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4Bi+3O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}}}} •Bismut nitratın parçalanmasından (700℃) 4 B i ( N O 3 ) 3 → 2 B i 2 O 3 + 12 N O 2 + 3 O 2 {\displaystyle {\mathsf {4Bi(NO_{3})_{3}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}}}} •Bismut sulfidin oksidləşməsindən(400℃) 2 B i 2 S 3 + 9 O 2 → 2 B i 2 O 3 + 6 S O 2 {\displaystyle {\mathsf {2Bi_{2}S_{3}+9O_{2}\rightarrow 2Bi_{2}O_{3}+6SO_{2}}}} == Fiziki xassələri == Bismut oksidi (III) ağ-sarımtıl kristallardır. Dörd kristallik modifikasiyası var: alfa — Bi2O3 monoklin sinqoniya (psevdorombik), havada 727 °C qızdırdıqda oksigeni itirir və omeqa — Bi2O3-x keçir. beta — Bi2O3, parlaq sarı kristal, tetraqonal sinqoniya 646 °C qədər soyudulduqda omeqa — Bi2O3- dən əmələ gəlir, 620–605°C-də alfa- Bi2O3 keçir. qamma — Bi2O3 parlaq sarı kristaldır, kubşəkilli sinqoniyaya malikdir. siqma — Bi2O3, narıncı kristallardır, kubşəkilli sinqoniyaya malikidir. == Kimyəvi xassələri == qatı, isti turşularla reaksiyaya girir.(70–80℃) B i 2 O 3 + 6 H C l → 2 B i C l 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2BiCl_{3}+3H_{2}O}}} xlorla reaksiyaya girir.

Bismut oksid (V) Bi2O5 formullu bismut pentaoksid – bismut metalı və oksigenin binar qeyri- üzvi birləşməsidir. Suda həll olmur. == Alınması == Qələvi mühitdə bismut oksidin xlorla oksidləşməsi ilə B i 2 O 3 + C l O 2 + 4 K O H → B i 2 O 5 + 4 K C l + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+ClO_{2}+4KOH\rightarrow Bi_{2}O_{5}+4KCl+2H_{2}O}}} Qələvi məhlulda bismut oksidi suspenziyasının elektrolizi ilə Bi2O3+ H2O □(→┬KOH) Bi2O5↓ +2H2↑ == Fiziki xassələri == Bismut oksidi(V) qəhvəyi çalarlı qırmızı kristallardır. Suda həll olmur. Sulu məhluldan Bi2O5•n H2O hidrat şəklində çökür. == Kimyəvi xassələri == Qızdırdıqda parçalanır. 2 Bi2O5 n(→┴(350℃)) 2Bi2O4 + O2↑ Hidrat qızdırdıqda susuzlaşır. Bi2O5• n H2On(→┴(120℃)) Bi2O5 + n H2O Turş mühitdə güclü oksidləşdiricidir. Bi2O5 + 10HCl n(→┴(T)) 2 BiCl3 +2Cl2↑ + 5H2O Qələvi ilə qarşılıqlı təsirdə olur. Bi2O5 + 2 NaOH → 2 NaBiO3 + H2O == Ədəbiyyat == Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др..

Germanium - oksidi (IV) Germanium oksidi (IV) (germanium dioksid) germanium və oksigenin binar qeyri - üzvi kimyəvi birləşməsi olub amfoter oksiddir. Kimyəvi formulu GeO2 . Germanium – dioksidin forması silisium dioksidə çox oxşardır. İki kristallik və üçüncü amor modifikasiya halında mövcuddur : Heksoqonal β- GeO2 , α- kvars ilə eyni quruluşa malikdir. Tetraqonal α- GeO2 ( mineral forma argutit) SnO2 tipli struktura malikdir. Yüksək təzyiq altında CaCl2 tipli rombik formaya keçir. Amorf GeO2 şüşəvari kvarsa bənzəyir, suda həll olandır. Tetraqonal germanium dioksid 1033°C -də heksoqonal formaya keçir. ∆Hα→ β=21,6kC/mol Germanium dioksidi GeCl4 hidrolizə uğradıb, alınan çöküntünün 900°C-də qurutmaqla alınır.Bu zaman adətən amorf və heksoqonal GeO2 qarışığı alınır. GeCl4+ H2O → m GeO2• n H2O + 4HCl↑ □(→┴(900°C) ) GeO2+ H2O↑ 700°C-dən yuxarı temperaturda germaniumu oksidləşdirməklə Ge + O2 □(→┴(˃700°C) ) GeO2 Germanium sulfidin (IV) qaynayan suda hidrolizi ilə alınır.

Manqan (III) oksid — suda həll olmayan qeyri üzvi birləşmədir. Manqan (III) oksidi bir neçə modifikasiyada qəhvəyi-qara kristallar əmələ gətirir: α-Mn2O3, rombik sinqoniya, kurnakit mineralı β-Mn2O3, kuboid sinqoniya, mineral biksbiit γ-Mn2O3, tetragonal sinongiya Təbiətdə braunit, kurnakit və biksbiit mineralı kimi mövcuddur. Manqan (III) oksidini oksidləşdirici-reduksiyaedici reaksiya zamanı almaq olar: 2 MnO 2 + Zn → Mn 2O3 + ZnO Manqan(II) oksidin oksidləşməsi zamanı alınır: 4 MnO + O2 → 2 Mn2O3 Manqan(IV) oksidin reduksiyaedici reaksiyası zamanı alınır: 2 MnO2 + H2 → Mn2O3 + H2O Manqan (III) oksidi qızdırıldıqda parçalanır: 6 M n 2 O 3 → 950 − 1100 o C 4 M n 3 O 4 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {6Mn_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {950-1100^{o}C}}\ 4Mn_{3}O_{4}+O_{2}}}} 6 M n 2 O 3 → 300 − 600 o C , v a c u u m 4 M n 3 O 4 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {6Mn_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {300-600^{o}C,vacuum}}\ 4Mn_{3}O_{4}+O_{2}}}} Hidrogenlə reduksiya edilir: M n 2 O 3 + H 2 → 300 o C 2 M n O + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Mn_{2}O_{3}+H_{2}\ {\xrightarrow {300^{o}C}}\ 2MnO+H_{2}O}}} M n 2 O 3 + 2 A l I 3 → 2 M n I 2 + A l 2 O 3 + I 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {Mn_{2}O_{3}+2AlI_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2MnI_{2}+Al_{2}O_{3}+I_{2}\uparrow }}} ub>O Turşularla reaksiya zamanı həm oksidləşdirici həm də reduksiyaedici xasissə göstərir: 2Mn2O3 + 8HNO3 → 4Mn(NO3)2 + O2 + 4H2O 2M2О3 + H2SO4 → MnSO4 + MnO2↓+ 2H2O Metal oksidləri ilə əridildikdə, manqanit duzları əmələ gətirir: Mn2O3 + ZnO → Zn[Mn2O4] Mn2O3 + La2O3 → 2 La[MnO3] Konsentrləşdirilmiş xlor turşusu ilə oksidləşdirici xüsusiyyətlərini göstərir: Mn2O3+ 6HCl → 2MnCl2 + Cl2↑ + 3H2O Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с. Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007.

Mis (II) oksidi (mis oksidi) CuO – iki valentli mis oksididir. Qara kristaldır, normal şəraitdə olduqca sabitdir, suda həll olunmur. Təbiətdə tenorit (melakonit) mineralı kimi mövcuddur. Mis (II) oksidi havada metalik misi qızdırmaqla (1100 ° C-dən aşağı olan temperaturda) almaq olar: 2Cu + O2 = 2СuО Mis (II) hidroksidi, onun nitrat və ya karbonatını qızdırmaqla mis (II) oksidi almaq olar: 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2 CuCO3 → CuO + CO2 Cu(OH)2 → CuO + H2O Malaxiti qızdırmaqla CuO alınır: Cu2CO3(OH)2 →2CuO + CO2 + H2O Mis (II) oksid turşularla reaksiyaya qirərək mis (II) duzları və su əmələ qətirir: CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O CuO qələvilərlə qarşılıqlı əritməklə kupratlar alınır: CuO + 2KOH → K2CuO2 + H2O 11000C qədər qızdırılıqda mis və oksigen alınır. Mis (II) oksidə yaxın qələn mis (II) hidroksid zəif qələvidir. Qələvilərin qatı məhlulu ilə reaksiya zamanı hidrokso-kupratlar əmələ gəlir. Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2 [Cu(OH)2] Mis (II) oksidi monoklin kristal sisteminə aiddir. CuO, yaşıl və mavi rəng vermək üçün şüşə istehsalında istifadə olunur. Bundan əlavə, mis oksid mis — yaqut şüşələrin istehsalında istifadə olunur. Mis(II) oksidi quru batareyalar hazırlamaq üçün istifadə edilə bilər.

Kassiterit və ya qalay 4-oksid (SnO2) — dördvalentli qalayın oksigenli birləşməsi.Qalay 4-oksid suda həll olmur, təbiətdə kassiterit mineralı şəklində tapılır, turşu və qələvi məhlullarının təsirinə qarşı müstəsna dərəcədə davamlıdır, karbon, hidroken və s. ilə asan reduksiya olunur. Sənayedə qalayı oksigendə yandırmaqla alınır. İstiyədavamlı minalar və qurğuşun-qalay şirləri hazırlanmasında işlədilir.

Renium (VI) oksid ReO3 – qeyri-üzvi birləşmədir. Suda həll olmayan tünd-qırmızı kristallardır Renim (VI) oksid kub sistemin tünd qırmızı paramaqnit kristallarını, fəza qrupu Pm3m, hüceyrə parametrləri a = 0.3734 nm, Z = 1 əmələ gətirir. Renium (VII) oksidin kommutasiya reaksiyası nəticəsində alınır: 3 R e 2 O 7 + R e → 250 − 300 o C , N 2 7 R e O 3 {\displaystyle {\mathsf {3Re_{2}O_{7}+Re\ {\xrightarrow {250-300^{o}C,N_{2}}}\ 7ReO_{3}}}} R e 2 O 7 + R e O 2 → 145 o C , N 2 3 R e O 3 {\displaystyle {\mathsf {Re_{2}O_{7}+ReO_{2}\ {\xrightarrow {145^{o}C,N_{2}}}\ 3ReO_{3}}}} Renium (VII) oksidin karbonmonooksidlə reduksiya nəticəsində: R e 2 O 7 + C O → T o C 2 R e O 3 + C O 2 {\displaystyle {\mathsf {Re_{2}O_{7}+CO\ {\xrightarrow {T^{o}C}}\ 2ReO_{3}+CO_{2}}}} Renim (VI) oksid qızdırdıqda parçalanır: 3 R e O 3 → 300 o C , v a c u u m R e O 2 + R e 2 O 7 {\displaystyle {\mathsf {3ReO_{3}\ {\xrightarrow {300^{o}C,vacuum}}\ ReO_{2}+Re_{2}O_{7}}}} 8 R e O 3 → 400 o C , v a c u u m 4 R e O 2 + 2 R e 2 O 7 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {8ReO_{3}\ {\xrightarrow {400^{o}C,vacuum}}\ 4ReO_{2}+2Re_{2}O_{7}+O_{2}}}} Qatı azot turşusu ilə oksidləşir: R e O 3 + H N O 3 → H R e O 4 + N O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {ReO_{3}+HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ HReO_{4}+NO_{2}\uparrow }}} Hava ilə təmasda olduqda oksidləşir: 4 R e O 3 + O 2 → 160 − 400 o C 2 R e 2 O 7 {\displaystyle {\mathsf {4ReO_{3}+O_{2}\ {\xrightarrow {160-400^{o}C}}\ 2Re_{2}O_{7}}}} Oksidləşdirici m:: 2 R e O 3 + H 2 O 2 → 2 H R e O 4 {\displaystyle {\mathsf {2ReO_{3}+H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2HReO_{4}}}} addələrin məhlulları ilə reaksiyaya daxil olduqda (azot turşusu, hidrogen peroksid, bromlu su və s.) renium turşusu alınır: Hidrogenlə reduksiya olunur: R e O 3 + 3 H 2 → 450 − 800 o C R e + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {ReO_{3}+3H_{2}\ {\xrightarrow {450-800^{o}C}}\ Re+3H_{2}O}}} Renium oksidləri katalizator kimi üzvi və qeyri-üzvi sintezdə istifadə olunur. Həm də metalurqiyada materialın fiziki və kimyəvi xüsusiyyətlərini yaxşılaşdıran bir komponent kimi istifadə olunur. 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..

Rutenium (VIII) oksid – formulu RuO4 olan qeyri-üzvi birləşmədir. Rutenium (VIII) oksid ilk dəfə Karl Klaus tərəfindən 1860-cı ildə kəşf edilmişdir. Rutenum (VIII) oksid sarı-narıncı kristallar əmələ gətirir. Rutenium tetraoksid uçucu birləşmədir və asanlıqla sublimasiya olur. 100 ° C-dən çox qızdırıldıqda, partlayışla parçalanır. Güclü oksidləşdirici maddədir, ozon qoxusu verir, spirt ilə reaksiyaya daxil olduqda partlayış baş verir. Suda orta dərəcədə həll olunur, sulu məhlulları zəif bir turşudur pK1 =11.0. Rutenium qızdırıldıqda oksigenlə oksidləşir: R u + 2 O 2 → 1000 o C R u O 4 {\displaystyle {\mathsf {Ru+2O_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ RuO_{4}}}} Ruteniumun kalium bromat ilə oksidləşməsi nəticəsində: 5 R u + 8 K B r O 3 + 4 H 2 S O 4 → 80 o C 5 R u O 4 + 4 B r 2 + 4 K 2 S O 4 + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {5Ru+8KBrO_{3}+4H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {80^{o}C}}\ 5RuO_{4}+4Br_{2}+4K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}} Rutenium(IV) oksidi qızdırılaraq parçalanması nəticəsində: R u O 2 + O 2 → 700 − 1400 o C R u O 4 {\displaystyle {\mathsf {RuO_{2}+O_{2}\ {\xrightarrow {700-1400^{o}C}}\ RuO_{4}}}} Kalium tetroksarutenatın (VI) xlor ilə oksidləşməsindən: 2 R u O 2 → 1300 o C R u + R u O 4 {\displaystyle {\mathsf {2RuO_{2}\ {\xrightarrow {1300^{o}C}}\ Ru+RuO_{4}}}} K 2 R u O 4 + C l 2 → R u O 4 ↓ + 2 K C l {\displaystyle {\mathsf {K_{2}RuO_{4}+Cl_{2}\ {\xrightarrow {}}\ RuO_{4}\downarrow +2KCl}}} Rutenum (VIII) oksid qızdırıldıqda parçalanır: R u O 4 → 100 o C R u O 2 + O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {RuO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ RuO_{2}+O_{2}\uparrow }}} Güclü oksidləşdiricidi. Xlorid turşusunun durulaşmış məhlulu ilə reaksiyaya daxil olur: R u O 4 + 10 H C l → H 2 [ R u C l 6 ] + 2 C l 2 ↑ + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {RuO_{4}+10HCl\ \xrightarrow {} \ H_{2}[RuCl_{6}]+2Cl_{2}\uparrow +4H_{2}O}}} 4 R u O 4 + 32 H C l → 2 ( R u C l 3 ⋅ R u C l 4 ] ↓ + 9 C l 2 ↑ + 16 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4RuO_{4}+32HCl\ {\xrightarrow {}}\ 2(RuCl_{3}\cdot RuCl_{4}]\downarrow +9Cl_{2}\uparrow +16H_{2}O}}} Qələvilərlə reaksiyaya daxil olur: 4 R u O 4 + 4 K O H → 4 K R u O 4 ↓ + O 2 ↑ + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4RuO_{4}+4KOH\ {\xrightarrow {}}\ 4KRuO_{4}\downarrow +O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}} 2 R u O 4 + 4 K O H → 100 o C 2 K 2 R u O 4 + O 2 ↑ + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2RuO_{4}+4KOH\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2K_{2}RuO_{4}+O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}} 2 R u O 4 + 2 H 2 O 2 → 100 o C 2 R u O 2 ↓ + 3 O 2 ↑ + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2RuO_{4}+2H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2RuO_{2}\downarrow +3O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}} Rutenium tetroksid çox zəhərli, uçucu, güclü oksidləşdirici maddədir, buna görə möhürlənmiş ampulalarda saxlanmalıdır. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др..

Vanadium (III) oksid- kimyəvi formulu V2O3 olan vanadium və oksigenin ikili birləşməsidi. Vanadium (III) oksid – parlaq qara kristallardı. İki kristal modifikasiyada mövcuddur: 105 °C-də, α-forması β-formasına (ΔH ° keçidi 1.8 kJ / mol) çevrilir və faza keçidi yaşanır. Antiferromaqnit α formasıdır. Suda həll olunmur. Vanadiy (V) oksidin karbon (II) oksid, hidrogen, kükürd və s. ilə reduksiya edilməsi nəticəsində qızdırıldıqda əldə edilir: V 2 O 5 + 2 H 2 → < 1000 o C V 2 O 3 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mbox{V}}_{2}{\mbox{O}}_{5}+2{\mbox{H}}_{2}\ {\xrightarrow {<1000^{o}C}}{\mbox{V}}_{2}{\mbox{O}}_{3}+2{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}} V 2 O 5 + 2 SO 2 → t V 2 O 3 + 2 SO 3 {\displaystyle {\mbox{V}}_{2}{\mbox{O}}_{5}+2{\mbox{SO}}_{2}\ {\xrightarrow {t}}{\mbox{V}}_{2}{\mbox{O}}_{3}+2{\mbox{SO}}_{3}} Güclü reduksiyaedicidir. Termiki davamlığı var, yüksək temperaturda parçalanmır. 2 V 2 O 3 + O 2 → 350 o C 4 V O 2 {\displaystyle {\mathsf {2V_{2}O_{3}+O_{2}\ {\xrightarrow {350^{o}C}}\ 4VO_{2}}}} V 2 O 3 + O 2 → 500 o C V 2 O 5 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{3}+O_{2}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ V_{2}O_{5}}}} Karbon və ya əridilmiş kalsiumla yüksək temperaturda vanadium metalına qədər reduksiya olun bilər: V 2 O 3 + 3 C → 1300 o C 2 V + 3 C O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{3}+3C\ {\xrightarrow {1300^{o}C}}\ 2V+3CO}}} V 2 O 3 + 3 C a → 900 − 1350 o C 2 V + 3 C a O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{3}+3Ca\ {\xrightarrow {900-1350^{o}C}}\ 2V+3CaO}}} Vanadium (III) oksidi əsası xüsusiyyətləri üstün olduğundan zəif amfoterlik nümayiş etdirir. Beləliklə, turşularda həll olunur və III valentli vanadium duzlarının yaşıl məhlulları alınır, amma qələvilərlə reaksiyaya daxil olmur.

Xrom(VI)oksid (xrom anhidridi) CrO3 — oksigenli, tünd qırmızı kristalları olan, suda asanlıqla həll olan xrom birləşməsidir. Xrom və dixromat turşusu anhidrididir. Xrom(VI)oksid –bənövşəyi rəngə çalan qara-qırmızı rəngli kristallardı. Hiqroskopikdi, havada yayılır. Atmosfer təzyiqində qaynamatemperaturundan aşağı parçalanır. Suda həll olması — 166 г/100 г (15 °C), 199 г/100 г (100 °C). Xrom(VI)oksidini, sulfat turşusunu natrium dixromata təsirindən (kalium dixromata az hallarda) almaq olar: N a 2 C r 2 O 7 + H 2 S O 4 → 2 C r O 3 + N a 2 S O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}SO_{4}\rightarrow 2CrO_{3}+Na_{2}SO_{4}+H_{2}O}}} CrO3 turşu oksiddir. Suda həll edildikdə, xrom turşusu əmələ gəlir (CrO3 az olanda) C r O 3 + H 2 O → H 2 C r O 4 {\displaystyle {\mathsf {CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}CrO_{4}}}} və ya dixromat turşusu (CrO3 çox olanda) 2 C r O 3 + H 2 O → H 2 C r 2 O 7 {\displaystyle {\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7}}}} Qələvi məhlulları ilə reaksiyaya girdikdə xromatlar alınır: C r O 3 + 2 K O H → K 2 C r O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CrO_{3}+2KOH\rightarrow K_{2}CrO_{4}+H_{2}O}}} 250 °C-dən yuxarı qızdırıldıqda parçalanır və nəticədə xrom(III)oksid və oksigen alınır: 4 C r O 3 → 2 C r 2 O 3 + 3 O 2 {\displaystyle {\mathsf {4CrO_{3}\rightarrow 2Cr_{2}O_{3}+3O_{2}}}} Bütün Cr (VI) birləşmələri kimi, CrO3 də güclü oksidləşdirici vasitədir (Cr2O3 -ə qədər reduksiya olunur). Məsələn, etanol, aseton və bir çox digər üzvi maddələr toz halına gətirildiqdən sonra xrom VI oksidi ilə təmasda olduqda öz — özünə alovlanır və ya hətta partlayır (bəzi istinad kitablarında "spirtdə və efirdə həll olunur" göstərilsə də). Yaxşı üyüdülməsə xrom anhidridi kristalları ilə təmasda olduqda spirtlərin və ketonların alovlanmasına nail olmaq mümkün deyil.

İki polimorf formada mövcuddur. Qırmızı (pirofor deyil) və qara pirofor toz (havada öz-özünə alovlanan) buna görə də qara modifikasiya su qatının altında saxlanılır (su ilə qarşılıqlı təsir göstərmir). Altıbucaqlı kristalları əmələ gətirir. Bütün xrom oksidləri kimi odadavamlıdır. Suda həll olunmur. Azot turşusu və ya oksigen ilə xrom amalgamasının CrHg3 və ya CrHg oksidləşməsi nəticəsində əldə edilir: 2 C r H g 3 + O 2 → 2 C r O + 6 H g {\displaystyle {\mathsf {2CrHg_{3}+O_{2}\rightarrow 2CrO+6Hg}}} Xrom ııı oksidin reduksiya nəticəsində: H 3 P O 2 + 2 C r 2 O 3 → 4 C r O + H 3 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{2}+2Cr_{2}O_{3}\rightarrow 4CrO+H_{3}PO_{4}}}} Cr (CO)6 karbonilin termiki parçalanması ilə də əldə edilə bilər. 1. 697 °C temperaturda parçalanır: 3 C r O → C r 2 O 3 + C r {\displaystyle {\mathsf {3CrO\rightarrow Cr_{2}O_{3}+Cr}}} 2. 1000 °C -də hidrogenlə xrom metalına gədər reduksiya edilir: :: C r O + H 2 → 1000 o C C r + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CrO+H_{2}{\xrightarrow {1000^{o}C}}Cr+H_{2}O}}} 3. Həmçinin koksla reduksiya etmək olar: C r O + C → t C r + C O {\displaystyle {\mathsf {CrO+C{\xrightarrow {t}}Cr+CO}}} 4. Əsası xassələr görsədərək xlorid turşusunda həll olunur, nəticədə su və xrom II xlor alınır: C r O + 2 H C l → C r C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CrO+2HCl\rightarrow CrCl_{2}+H_{2}O}}} Durulaşdırılmış azot və sulfat turşusunda həll olunmur. Havada qızdırıldıqda güclü reduksiyaedici xüsusiyyətlərini nümayiş etdirərək xrom (III) oksidinə gədər sürətlə oksidləşir. 2 C r O + C O 2 → 1000 o C C r 2 O 3 + C O {\displaystyle {\mathsf {2CrO+CO_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ Cr_{2}O_{3}+CO}}} 6 -dan az valentliyi olan xrom birləşmələri aşağı toksikliyə malikdir. 6+ valentliyi olan xrom birləşmələri (xrom (VI) oksid) təhlükəli zəhərlər və kanserogenlər kimi tanınır. Некрасов Б.В. Основы общей химии.

Indium (III) oksid (İn2O3) – ikili qeyri-üzvibirləşmədir. İndium(III)oksid amorf maddədir və ya açıq sarı kristallardır (qızdırdıqda qırmızı-qəhvəyi),kubik sinqoniyanın kristallarını əmələ gətirir, fəza qrupu a3, hüceyrə parametrləri a = 1,01194 nm, Z = 16. 6,5 GPa təzyiqdə və 300 -400 °C temperaturda altıbucaqlı qəfəsli fazaya keçir, normal şəraitdə sabitdir. Kristallar R 3c fəza qrupuna aiddir, hüceyrə parametrləri a = 0,5487 nm, c = 1,4510 nm, Z = 6, sıxlıq 7,3 q / sm³. Oksigenin yüksək təzyiqindən 1910 °C-də əriyir və normal şəraitdə 850 °C-də asanlıqla buxar halına keçir və parçalanmağa başlayır. 1. Qızdırıldıqda indium bənövşəyi alovla yanır: 4 I n + 3 O 2 → > 800 o C 2 I n 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4In+3O_{2}\ {\xrightarrow {>800^{o}C}}\ 2In_{2}O_{3}}}} 2. İndium hidroksidinin termiki parçalanması nəticəsində: 2 I n ( O H ) 3 → 350 o C I n 2 O 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2In(OH)_{3}\ {\xrightarrow {350^{o}C}}\ In_{2}O_{3}+3H_{2}O}}} 3. İndium nitratın, indium sulfatın parçalanması nəticəsində: 4 I n ( N O 3 ) 3 → 230 o C 2 I n 2 O 3 + 12 N O 2 + 3 O 2 {\displaystyle {\mathsf {4In(NO_{3})_{3}\ {\xrightarrow {230^{o}C}}\ 2In_{2}O_{3}+12NO_{2}+3O_{2}}}} 4. İndium sulfidin oksidləşmə nəticəsində almaq olar: 2 I n 2 S 3 + 9 O 2 → 650 o C 2 I n 2 O 3 + 6 S O 2 {\displaystyle {\mathsf {2In_{2}S_{3}+9O_{2}\ {\xrightarrow {650^{o}C}}\ 2In_{2}O_{3}+6SO_{2}}}} 1. Qızdırıldıqda parçalanaraq buxarlanır: I n 2 O 3 ← → 1000 o C I n 2 O + O 2 {\displaystyle {\mathsf {In_{2}O_{3}\ {\stackrel {\xrightarrow {1000^{o}C}}{\xleftarrow[{\ \ \ \ \ \ }]{}}}\ In_{2}O+O_{2}}}} 2. Qatı turşularla reaksiyaya daxil olur: I n 2 O 3 + 6 H C l → 2 I n C l 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {In_{2}O_{3}+6HCl\ {\xrightarrow {}}\ 2InCl_{3}+3H_{2}O}}} 3. Hidrogenlə metala gədər reduksiya olunur: I n 2 O 3 + 3 H 2 → 700 o C 2 I n + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {In_{2}O_{3}+3H_{2}\ {\xrightarrow {700^{o}C}}\ 2In+3H_{2}O}}} 4. Hidrogen sulfidlə reaksiyaya daxil olur: I n 2 O 3 + 3 H 2 S → 500 o C I n 2 S 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {In_{2}O_{3}+3H_{2}S\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ In_{2}S_{3}+3H_{2}O}}} İndium(III)oksid yarımkeçirici material kimi istifadə olunur. Həmçinin xüsusi şüşələrin komponenti, neytron adsorbentləri kimi tətbiq olunur. Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов.

Neodim oksid (Nd2O3) neodim əlvan metalının havada qızdırılması yolu ilə əldə edilir ki, həmin hava bunun hesabına çox tez qızır və qeyri-metallarla – azot, halogenlər, kükürd, hidrogen və digərləri ilə reaksiyaya daxil olur. Xarici görünüşü – mavi, refrakter toz. Elementin bütün tərkib hissələrindən ən çox onun oksidi əhəmiyyət kəsb edir, hansı ki bir sıra fiziki-kimyəvi xüsusiyyətli üstünlüklərə malikdir: -ərimə temperaturu – 2200° C; -qaynama temperaturu – 3300° C; -suda və orta güclü mineral turşularda həll olunur; -asan higroskopik material; -soyuq su, alkalilər və ammonium hidratla reaksiyaya daxil olmur. Onun təmizliyi 99%, 99,9%, 99,99%, 99,999% təşkil edir. Neodim oksidin yaxşı xüsusiyyətlərinə görə, tətbiq sahəsi kifayət qədər genişdir. Hər şeydən çox keramika və şüşəəritmədə istifadə olunur. Neodim şüşəsi onun şüşə ərintilərinə daxil edilməsi yolu ilə əldə edilir. Belə şüşələr lazer və kosmik cihazlarda, yarımkeçirici lazerlərdə və inertial termoatom sintezi üçün multişüa sistemlərində istifadə olunur. Neodim oksid dielektrik olaraq çox az genişlənmə əmsalı ilə istifadə olunur. Onun istifadəsinə hətta gündəlik həyatda da rast gəlmək olar.

Dəmir-beton — polad (armatur) istifadə edərək betonun möhkəmləndirilməsi ilə istehsal olunan tikinti materialının adıdır. Binada istifadə olunan dəmir-beton elementlər (sütunlar, dirəklər, döşəmə və s.) bəzi gərginliklərə məruz qalır. Bunlar ümumiyyətlə sıxılma, gərilmə, kəsmə və burulma təsirləridir. Təbii xüsusiyyətinə görə qırılmağa meyilli olan betonu, kompozit bir tikinti materialı olan dəmir-betona çevirmək üçün süni poladla gücləndirirlər. Bu möhkəmləndirmə ilə açıqlıqları daha kiçik en kəsikləri ilə keçmək mümkün olmuşdur. Təchizata yerləşdirilmiş polada sonradan və ya əvvəlcədən gərginlik verilərək ön dartılı/sonradan sıxılmalı beton əldə edilir. Dəmir-beton bina elementindəki beton və polad birlikdə bu dartınmaya müqavimət göstərir. Bu vaxt beton sıxılma, polad isə çəkilmə gərginliyini qarşılayır.