MİS-OKSİD

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. == Alınması == 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 == Kimyəvi xassələri == 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] == Fiziki xassələri == Mis (II) oksidi monoklin kristal sisteminə aiddir. == Tətbiqi == 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.

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.

Mis (Cu) – D. İ. Mendeleyevin elementlərin dövri sistemində 29-cu element. Misin ən əhəmiyyətli istifadə sahəsi, elektrik-elektronik sənayesidir. Elektrik keçiriciliyi çox yüksəkdir. Metal pul və silah istehsalında istifadə edilən metal tərkibinin böyük əksəriyyəti misdən ibarətdir. Digər ərintiləri də, zərgərlikdə və bürünc heykəltaraşlığında istifadə edilir. Bürünc də mis tərkiblidir. Kənd təsərrüfatında su yosunu öldürücü (alqasit) olaraq istifadə edilir. Şəkərlərlə edilən analitik kimya testlərində istifadə edilən Fehlinq məhlulu kimi müxtəlif kombinasiyalar də mis tərkiblidir. Bitkilərdə misin miqdarı 0,001-dən 0,05%-ə (kütlə ilə) qədər dəyişir və bitkinin növündən və misin miqdarından asılı olur. Bəzi tərəvəzlərdə və meyvələrdə mis 30–230 mq-a qədər olur.

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. == Təbiətdə == 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. == Fiziki xassələri == Altıbucaqlı, iysiz kristalik strukturu olan tozdur. == Alınması == 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. == Kimyəvi xassələri == 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. == Tətbiqi == 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.

Mis Sərçeşmə — İranın Kirman ostanının Rəfsəncan şəhristanının mərkəzi bəxşində şəhər. 2006-cı il əhalinin siyahıya alınmasına əsasən, şəhərin əhalisi 8,451 nəfər və 2,182 ailədən ibarət idi.

Mis asetat(II) (CH3COO)2Cu – sirkə turşusunun mis duzu,mürəkkəb kimyəvi birləşmədir. == Fiziki xassələri == Mis asetat (II) - suda (7,1 g / 100 g su), spirtlərdə, efirdə həll olunan tünd yaşımtıl- mavi kristallarıdır. Mis asetat yanmır, ancaq alovu solğun yaşıl rəngə boyayır. == Alınm ası == Mis asetat (II) sirkə turşusunun mis hidroksidlə gedən reaksiya zamanı alınır Mis karbonatın (II) sirkə turşusu ilə reaksiya zamanı alınır Həmçinin, mis sulfatın(II) natrium hidrokarbonatla qarışdırmaqla və ardınca əmələ gələn mis karbonatın çöküntülərini natrium sulfatdan təmizlədikdən sonra sirkə turşusu ilə işləməklə alınır == Kimyəvi xassələri == Mis asetat (II) su məhlulunda həll olunan bütün duzlar kimi dissosiyasiyaya uğrayır Dəyişmə reaksiyası Mis asetatın (II) güclü əsaslarla reaksiyası nəticəsində zəif göy rəngli mis(II) hidroksidin çöküntüsü və asetat duzu alınır Əvəzetmə reaksiyası Mis asetat(II) metalların elektrokimyəvi aktivlik sırasında misdən solda yerləşən metallarla reaksiyasına qirir == Tətbiqi == Mis asetat (II) bitki xəstəlikləri ilə mübarizədə, yağ və su əsaslı emulsiya boyaları üçün piqment kimi istifadə olunur. == Mənbə == Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Mis dövrü, mis-daş dövrü, xalkolit (yun. χαλκός — mis + λίθος — daş kəliməsindən), eneolit (lat. aeneus — mis + yun. λίθος — daş kəliməsindən) — bəşəriyyətin inkişafının bir dövrü, neolitdən (daş dövrü) tunc dövrünə keçid mərhələsi. Termini ilk dəfə 1876-cı ildə beynəlxalq arxeoloji konqresdə macar arxeoloq Ferens Pulski Tompsenin ilkin təsnifatlandırmasının dəqiqləşdirilməsi üçün irəli sürmüşdür. Bu təsnifatlandırmada daş dövrünün ardınca birbaşa tunc dövrü gəlirdi. Eneolit daş dövrünün sonu – metal əsrinin başlangıcı hesab edilən b.e.ə. VI—IV minillikləri əhatə edir. Bu dövr üçün aşağıdakı xüsusiyyətlər xarakterikdir: insanlar ilk dəfə metalla tanış oldular və mis emalına başladılar, ancaq mis yumşaq olduğuna və az tapıldığına görə daşı sıxışdıra bilmədi; qəbilədə qadınların mövqeyi get-gedə zəifləyir və cəmiyyətin həyatında icma ağsaqqalları şurası mühüm rol oynayır; yığıcılıqdan fərqli olaraq qəbiləni bitki qidası ilə daha yaxşı təmin edən toxa əkinçiliyi, maldarlıq və sənətkarlıq daha da inkişaf etdi, mənzillər və təsərrüfat tikililəri çay kənarında çiy kərpicdən və möhrədən dairəvi planda inşa olunurdu; Bəşəriyyət daş dövründən mis dövrünə,qədəm qoyraq inkişaf etmişdir.Alimlərin əksəriyyəti metal dövrünün e.ə IV minilliyin əvvəlində başladiğını ehtimal etsə də, ayrı-ayrı ərazilərdə bu mərhələ xeyli sonra başlamışdır.Lakin harda baş verməsindən aslı olmayaraq,istənilən halda metal əmək alətlərinin meydana gəlməsi Qobustanda olduğu kimi,həyat tərzinin ciddi surətdə dəyişməsinə səbəb olurdu.İnsanlar artıq darısqallaşmış beşiyə siğmayan körpə kimi,minilliklər boyu sığındıqları qayaları daha fəal surətdə tərk etməyə başlayırdı.Arxeoloqların fikrincə,insanın mislə ilk tanışlığı külçələr vasitəsilə baş verib.Onların emalı prosesində insanlar zərbə nəticəsində parçalanmayan külçələrin deformasiyaya uğramasına diqqət yetirmişlər.Yəni müəyyən bacarıq olduqda onlara zəruri şəkil vermənin mümkünlüyü,eyni zamanda materialın möhkəmliyinin artdığı dərk edildi.Mis kifayət qədər yumşaq material olsa da,ondan hazırlanan məmulatlar asanlıqla təmir edilir və onların istifadə muddəti xeyli uzanirdi.Üstəlik misdən düzəldilən silah və əmak alətləri daha kəskin və iş prosesində rahat,ovda və düşmənlə çapışmada daha öldürücü idi. Azərbaycan ərazində tunc dövrünün başlanğıcı adətən e.ə V minilliyin sonlarına aid edilir.

Sərbəst mis – Cu — Kubik sinqoniya. Rast gəlmə tezliyi şkalası: tez-tez rast gələn. == Növ müxtəliflikləri == Qızıllı mis (2-3 %-dək Au), vitneit (3 %-dək As) == Xassələri == Rəng – misi-qırmızı, çox vaxt əlvan oksidləşmə rəngləri alır; Mineralın cizgisinin rəngi – misi-qırmızı, parıltılı; Parıltı – metal; Şəffaflıq – qeyri-şəffaf; Sıxlıq – 8,5-9,0; S – 2,5-3,0; Ayrılma – yoxdur; Sınıqlar – qarmaqşəkilli, tikanlı; Başqa xassələr – çox döyülən və uzanandır, yaxşı elektrik keçiricisidir; Morfologiya – kristallar: nadir hallarda rast gəlir; heksaedrik və heksaoktaedrik; İkiləşmə: {111} üzrə təmas ikiləşmələri; Mineral aqreqatları: bütöv kütlələr, lövhəciklər, yastı və həcmi dendritlər, püruzlar, məftil şəkilli, çox vaxt burulmuş-məftilvari əmələgəlmələr, tozabənzər kütlələr, konkresiyalar, ağac üzrə, həmçinin kuprit, xalkozin və digər minerallar üzrə psevdomorfozalar. == Mənşəyi və yayılması == Müxtəlif mineraləmələgəlmə proseslərinin məhsuludur. Reduksiyaedici şəraitlərdə kristallaşır. Hipogen mis, əsas etibarilə, hidrotermal proseslərdə əmələ gəlir və əsasi süxurların (bazaltların) badamcıqlarını, boşluq və çatlarını doldurur, sement kimi konqlomeratlarda qeyd edilir. Hidrotermal mənşəli sərbəst misin ən iri yığınları Kivino yarımadasının (ABŞ-nin Miçiqan ştatında Yuxarı göl) effuzivləri içərisində yerləşir. Burada çəkisi 450 tona yaxın olan nəhəng külçə aşkar edilmişdir. Maqmatik mənşəli sərbəst misin kiçik dənələri bəzən əsasi və ultraəsasi süxurlarda qeyd edilir. Mis filizi yataqlarının oksidləşmə zonalarının aşağı hissələrində ilkin mis minerallarının dəyişilmə məhsulu kimi əmələ gələn hipergen mənşəli sərbəst mis ən geniş yayılmışdır.

Azot-1 oksid duz əmələ gətirməyən oksiddir == Tarixi == 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. == Xassələri == 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..

Manqan (III) oksid — suda həll olmayan qeyri üzvi birləşmədir. == Fiziki xassələri == 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 == Alınması == 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 == Kimyəvi xassələri == 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 == Mənbə == 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.

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 == Fiziki xassələri == Renim (VI) oksid kub sistemin tünd qırmızı paramaqnit kristallarını, fəza qrupu Pm3m, hüceyrə parametrləri a = 0.3734 nm, Z = 1 əmələ gətirir. == Alınması == 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}}}} == Kimyəvi xəssələri == 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}}} == Tətbiqi == 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. == Mənbə == 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. == Tarixi == Rutenium (VIII) oksid ilk dəfə Karl Klaus tərəfindən 1860-cı ildə kəşf edilmişdir. == Fiziki xassələri == 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. == Alınması == 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}}} == Kimyəxi xassələri == 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}}} == Toksikliyi == Rutenium tetroksid çox zəhərli, uçucu, güclü oksidləşdirici maddədir, buna görə möhürlənmiş ampulalarda saxlanmalıdır. == Mənbə == Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др..

Vanadium (III) oksid- kimyəvi formulu V2O3 olan vanadium və oksigenin ikili birləşməsidi. == Fiziki xassələri == 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. == Alınması == 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}} == Kimyəvi xassələri == 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. == Fiziki xassələri == 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). == Alınması == 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}}} == Kimyəvi xassələri == 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.

== Fiziki xassələri == 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. == Alınması == 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. == Kimyəvi xassələri == 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 qədər 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 qədər 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}}} == Toksikliyi == 6 -dan az valentliyi olan xrom birləşmələri aşağı toksikliyə malikdir. 6+ valentliyi olan xrom birləşmələri (xrom (VI) oksid) təhlükəli zəhərlər və kanserogenlər kimi tanınır. == İstinadlar == Некрасов Б.В. Основы общей химии.

Indium (III) oksid (İn2O3) – ikili qeyri-üzvibirləşmədir. == Fiziki xassələri == 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. == Alınması == 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}}}} == Kimyəvi xassələri == 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 qədər 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}}} == Tətbiqi == İndium(III)oksid yarımkeçirici material kimi istifadə olunur. Həmçinin xüsusi şüşələrin komponenti, neytron adsorbentləri kimi tətbiq olunur. == Mənbə == Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов.