natrium xlorid

NaCl və ya Natrium-xlorid – Xlorid turşusunun (HCl) turşu qalığının natriumlu duzudur. NaCl dəniz suyunda boldur və ona şor dad verir. Təbiətdə qalit (qaya duzu) şəklində yaranır. NaCl saf halda rəngsiz, kristallik maddədir. Amma xarici təsirlərə məruz qaldığı zaman mavi, bənövşəyi, çəhrayı, sarı və ya boz rənglərə çala bilir.

Natrium (Na) – D. İ. Mendeleyevin elementlərin dövri sistemində 11-ci element. Natrium (Na) – bütün ərzaq məhsullarında var. Əsas mənbəyi xörək duzudur. Natrium maddələr mübadiləsində iştirak edir və toxumalarda osmotik təzyiqi müəyyən normada saxlayır. Orqanizmin fizioloji funksiyalarının normallığını təmin etmək üçün insan hər gün bütün yeməklərlə birlikdə 10–15 q xörək duzu qəbul etməlidir. Xörək duzunun tərkibindəki xlor mədə şirəsinin tərkibinə daxil olan duz turşusunun alınmasında iştirak edir və tripsin fermentinin təsiri ilə qidanın tərkibindəki zülalın parçalanmasına səbəb olur. Ərzaq məhsullarında natriumun miqdarı mq%-lə belədir: çovdar çörəyi – 701; düyü – 25; kartof – 21; pendir – 606; alma – 11; mal əti – 84; yumurta – 143; inək südü – 51. Bitkilərin orqanizmində natriumun miqdarı orta hesabla kütlə faizi ilə 0,02 % miqdarında olur. Natrium maddələrin membrandan nəqli üçün əhəmiyyətlidir, natrium-kalium nasosunun (Na+/K+) tərkibinə daxildir. Natrium bitkidə karbonun nəqlini tənzimləyir.

Alüminium xlorid – alüminium duzu və xlorid turşusu. Kimyəvi formulu — AlCl3. == Xassəsi == Adi temperaturada 183°C-də uçur (təzyiq altında 192,6 °C-də əriyir). Suda yaxşı həll olur (25 °C temperaturda 100 qr H2O-da 44,38 qr); nəm havada hidroliz nəticəsində tüstülənməyə başlayır və HCl ayrılır. Sulu məhluldan sarımtıl-ağ rəngdə kristalohidrat — AlCl3• 6H2O formasında məhlulda asılı şəkildə üzən kristal ayrılır. Bir sıra üzvi birləşmələrdə yaxşı həll olur (məsələn, 25 °C temperaturda 100 qr etanolda 100 qr, asetonda, dixloretanda, etilenqlikolda, nitrobenzolda, karbondördxloriddə və s.). == Alınması == Alüminium xloridin sənayedə alınmasının ən əhəmiyyətli üsulu — Cl2 və CO qarışığının şaxta sobalarında susuzlaşdırılmış kaolin və ya boksitə təsirinə əsaslanır: AI2O3 + 3CO + 3Cl2 ↔ 2AICI3+3CO2 • 6H2O3 900 °C temperaturda bor üçxlorid və alüminium fosfid qarışığından bor fosfid və alüminium xlorid alınır: BCI3 + AIP → BP + AICI3 Alüminium xloridin digər alınma üsulları da mövcuddur: AI + FeCI3 → AICI3 + Fe AI (OH)3 + 3HCI → AICI3 + 3H2O CuCI2 + AI → 2AICI3 + 2Cu AI + 6HCI → AICI3 + 3H2 == Tətbiqi == Susuz alüminium xlorid bir sıra qeyri üzvi (məsələn, NH3, H2S, SO2) və üzvi (məsələn, turşuların xloranhidridləri, efirlər və s.) maddələrlə birləşmə məhsullarını əmələ gətirir. Bu da AlCl3 neft emalında və üzvi sintezlərdə (məsələn Fridel – Krafts reaksiyasında) katalizator kimi texniki tətbiqinin mühüm əhəmiyyət kəsb etdiyini gəstərir. Heksahidrat və onun məhlulları qrunt sularının təmizlənməsi, ağac emalı və digər sahələrdə istifadə olunur. == Toksikliyi == Alüminium xlorid orqanizmə daxil olduqda çox toksikdir, həm də korroziya aktivliyinə malikdir.

Barium xlorid (BaCl2) ― duzlar sinfinə aid qeyri-üzvi birləşmə. Barium xlorid rəngsiz, romb şəklində olan kristaldır. == Alınması == Bariumun xlor ilə reaksiyası zamanı: B a + C l 2 ⟶ B a C l 2 {\displaystyle {\mathsf {Ba+\ Cl_{2}\longrightarrow \ BaCl_{2}}}} Barium oksidin xlorid turşusu ilə reaksiyası zamanı: B a O + 2 H C l ⟶ B a C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {BaO+2HCl\longrightarrow \ BaCl_{2}+\ H_{2}O}}} Barium hidroksidin xlorid turşusu ilə reaksiya zamanı: B a ( O H ) 2 + 2 H C l ⟶ B a C l 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow \ BaCl_{2}+2H_{2}O}}} Barium sulfidin kalsium xlorid ilə reaksiya zamanı: B a S + C a C l 2 ⟶ B a C l 2 + C a S {\displaystyle {\mathsf {BaS+\ CaCl_{2}\longrightarrow \ BaCl_{2}+\ CaS}}} Barium karbonatin xlorid turşusu ilə reaksiya zamanı: B a C O 3 + 2 H C l ⟶ B a C l 2 + H 2 O + C O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {BaCO_{3}+2HCl\longrightarrow \ BaCl_{2}+\ H_{2}O+\ CO_{2}\uparrow }}} == Kimyəvi xassələri == Barium xlorid suda yaxşı, spirtdə az miqdarda, dietil efirində tamami ilə həll olunmur. Barium xlorid duzlarla dəyişmə reaksiyalarına yalnız həll olunmayan bir maddə, qaz halında və ya bir qədər az dissosiasiya olun birləşmə alınanda daxil olur: B a C l 2 + M g S O 4 ⟶ B a S O 4 ↓ + M g C l 2 {\displaystyle {\mathsf {BaCl_{2}+\ MgSO_{4}\longrightarrow \ BaSO_{4}\downarrow +\ MgCl_{2}}}} B a C l 2 + K 2 C r O 4 ⟶ B a C r O 4 ↓ + 2 K C l {\displaystyle {\mathsf {BaCl_{2}+\ K_{2}CrO_{4}\longrightarrow \ BaCrO_{4}\downarrow +2\ KCl}}} Müəyyən turşular ilə reaksiyaya daxil olur: B a C l 2 + H 2 S O 4 ⟶ B a S O 4 ↓ + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {BaCl_{2}+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ BaSO_{4}\downarrow +2\ HCl}}} == Tətbiqi == Barium xlorid kənd təsərrüfatında bitki zərərvericilərinin məhv edilməsi üçün istifadə olunur. Analitik kimyada məhlullarda sulfat turşusu və ya sulfatları aşkar etmək üçün (ağ çöküntü əmələ gəlir) tətbiq olunur. Keramik məhsuları hazırlamaq üçün istifadə olunan kütlənin tərkibinə daxil olur. Kimya sənayesində bariy duzları və bariy əsaslı reaktivlərin istehsalı üçün istifadə olunur. == Toksikliyi == Barium xlorid – toksik maddədir. Dəri və gözlərə düşdükdə, kimyəvi yanığlara səbəb ola bilər, yanğın və partlayışa davamlıdır. Buxarıyla nəfəs aldıqda öskürək, boğazda ağrı baş verir.

Maqnezium xlorid (MgCl2) – qeyri-üzvi birləşmədi, xlorid turşusunun maqnezium duzu. == Fiziki xassələri == Magnezium xlorid – susuz duzdur, hiqroskopik heksoqonal Rəngsiz kristallar şəklində kristallaşır. Acı dadı var. == Alınması == Susuz maqnezium xloridi maqneziumun birbaşa xlorlanması nəticəsində almaq olar: M g + C l 2 → M g C l 2 {\displaystyle {\mathsf {Mg+Cl_{2}\rightarrow MgCl_{2}}}} Magnezium xloridi əsası oksidlərin xlorid turşusu ilə reaksiyası zamanı almaq olar: 2 M g O + 2 C l 2 → 2 M g C l 2 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2MgO+2Cl_{2}\rightarrow 2MgCl_{2}+O_{2}}}} M g O + C + C l 2 → M g C l 2 + C O {\displaystyle {\mathsf {MgO+C+Cl_{2}\rightarrow MgCl_{2}+CO}}} == Kimyəvi xassələri == Magnezium xlorid suda yaxşı həll olunur, piridində, spirtlərdə, asetonda zəif həll olunur. Magnezium xlorid qələvilər və ammonyak məhlulu ilə reaksiya girir: M g C l 2 + 2 N a O H → M g ( O H ) 2 ↓ + 2 N a C l {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}+2NaOH\rightarrow Mg(OH)_{2}\downarrow +\,2NaCl}}} Magnezium xloridə natrium karbonat əlavə edildikdə, əsası maqnezium karbonatın çöküntüsü əmələ gəlir: 5 M g C l 2 + 5 N a 2 C O 3 + 2 H 2 O → M g ( O H ) 2 ⋅ 3 M g C O 3 ↓ + M g ( H C O 3 ) 2 + 10 N a C l {\displaystyle {\mathsf {5MgCl_{2}+5Na_{2}CO_{3}+2H_{2}O\rightarrow Mg(OH)_{2}\cdot 3MgCO_{3}\downarrow +\,Mg(HCO_{3})_{2}+\,10NaCl}}} M g C l 2 + 2 N a H C O 3 → M g C O 3 ↓ + 2 N a C l + H 2 O + C O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}+2NaHCO_{3}\rightarrow MgCO_{3}\downarrow +\,2NaCl+\,H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}} 2 M g C l 2 + L i A l H 4 → M g H 2 + L i C l + A l C l 3 {\displaystyle {\mathsf {2MgCl_{2}+LiAlH_{4}\rightarrow MgH_{2}+\,LiCl+\,AlCl_{3}}}} M g C l 2 ⋅ 6 H 2 O → 120 ∘ C M g C l 2 ⋅ 4 H 2 O + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}\cdot 6H_{2}O\xrightarrow {120^{\circ }C} MgCl_{2}\cdot 4H_{2}O+2H_{2}O}}} M g C l 2 ⋅ 4 H 2 O → 150 ∘ C M g C l 2 ⋅ 2 H 2 O + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}\cdot 4H_{2}O\xrightarrow {150^{\circ }C} MgCl_{2}\cdot 2H_{2}O+2H_{2}O}}} M g C l 2 ⋅ 2 H 2 O → 240 ∘ C M g C l 2 ⋅ H 2 O + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}\cdot 2H_{2}O\xrightarrow {240^{\circ }C} MgCl_{2}\cdot H_{2}O+H_{2}O}}} M g C l 2 ⋅ H 2 O → > 300 ∘ C M g O H C l + H C l {\displaystyle {\mathsf {MgCl_{2}\cdot H_{2}O\xrightarrow {>300^{\circ }C} MgOHCl+HCl}}} 2 M g O H C l → > 400 ∘ C M g 2 O C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2MgOHCl\xrightarrow {>400^{\circ }C} Mg_{2}OCl_{2}+H_{2}O}}} == Tətbiqi == Maqnezium xlorid əsasən maqnezium istehsalında istifadə olunur. Həm çinin buz və qarın əriməsi üçün tətbiq olunur. Qarla təmasda olduqda onu tez bir zamanda əridir. Magnezium xlorid qida sənayesində çox istifadə olunur. E 511 qida qatqısı kimi qeyd olunur. == İstinadlar == Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник.

Polivinil xlorid (PVX) hazırda istehsal həcminə və tətbiq sahələrinə görə geniş yayılmış sintetik polimerlər sırasına daxildir. Ondan süni dəri, örtük və kabel-izolyasiya materialları, liflər və s. istehsal olunur. PVX əsasən, vinilxloridin emulsiyada və suspenziyada perosid inisiatorları iştirakı ilə 4-12 MPa təzyiqdə və 30-700-də polimerləşdirilməsi yolu ilə alınır. Alınan polimer "baş-ayaq" birləşməyə uyğun quruluşa malik olur. PVX narın toz halındadır. Nisbətən aşağı molekul kütləli PVX asetonda, mürəkkəb efirlərdə, xlorlaşmış karbohidrogenlərdə həll olur. Daha yüksək molekul kütləli PVX isə tsikloheksanda, dimetilformamiddə, tetrahidrofuranda, dioksanda yaxşı həll olur. Polivinil xlorid polietilendən sonra məişətdə ən geniş istifadə olunan sintetik polimerdir. PVX-dən boru, pəncərə çərçivəsi, jalyuzlar, döşəmə üçün qablamalar, oyuncaqlar və s.

Radium-xlorid — Qələvi torpaq metallarından radium ən axırda kəşf edilmişdir, hələ D. İ. Mendeleyev onun üçün dövri sistemdə əvvəlcədən boş xana saxlamışdı. Radium 1898-ci ildə uran filizində tapıldı. Pyer və Mariya Kürilər bu mineralı tədqiq edərkən bəzi filiz nümunələrinin radioaktivliyinin onlardakı uranın miqdarına görə gözləniləndən böyük olduğunu müəyyən etdilər. Onlar belə nəticəyə gəldilər ki, uran filizinin tərkibində radioaktivliyi uranınkından yüksək olan yeni element vardır. Tezliklə onlar bu birləşməni ayıra bildilər. Radioaktiv parçalandığına görə elementi radium adlandırdılar. Kürilər təqribən bir ton uran filizini işləyərək, 0,1 q-a yaxın radium duzu aldılar. Radium metalı isə 1910-cu ildə civə katodundan istifadə etməklə Radium-xlorid məhlulunun elektrolizindən alındı. Radium gümüşü – ağ rəngli ağır, çətinəriyən metaldır (6,5x10–4 atm təzyiqə tər=0,63C0). Digər qələvi – torpaq metallar kimi o da sərbəst halda yüksək kimyəvi aktivliyə malikdir, su ilə şiddətli reaksiyaya daxil olaraq hidrogen ayırır: Ra+2H2O=Ra(OH)2+H2.

Tiofosforil xlorid - PSCl3 formullu qeyri-üzvi bir birləşmədir. [1] Havada buxarlanan rəngsiz, kəskin qoxulu bir mayedir. Fosfor xloriddən sintez olunur və böcək öldürücü maddələri istehsal etmək üçün istifadə olunur. Tiofosforil xlorid fosfortrixloriddən başlayaraq bir neçə reaksiya nəticəsində yarana bilər. Bu səbəbdən sənaye istehsalında ən çox istifadə edilən və praktik sintez, fosfortrixloridin kükürdün artıq miqdarı ilə 180 ° C-də birbaşa reaksiya verməsidir. [2] PCl3 + S → PSCl3 Bu metoddan istifadə edərək süzmə üsulu ilə təmizləndikdən sonra məhsul çox ola bilər. Katalizatorlar reaksiyanı daha aşağı temperaturda aparmağa kömək edir, lakin lazım olmur. Alternativ olaraq, fosfor pentasulfid və fosfor pentaxloridin birləşməsi yolu ilə də əldə edilir. [3] 3 PCl5 + P2S5 → 5 PSCl3 PSCl3 benzol, karbon tetraxlorid, xloroform və karbon disülfiddə həll olur. [1] Bununla birlikdə tiofosfatları istehsal etmək üçün spirt və aminlər kimi əsasi məhlullarda sürətlə hidroliz edilir.

Xlorid turşusu (HCl) — hidrogen və xlor elementlərindən ibarət olan, otaq istiliyi və normal təzyiqdə qaz halında olan kimyəvi bir mürəkkəbdir. IX əsrdə Ərəb kimyacı Cabir min Həyyan tərəfindən kəşf edildi və sonra simə sahəsində istifadə e dildi. Sənaye İnqilabı əsnasında, sənayedəki əhəmiyyəti kəşf edilən turşu, əvvəl Leblanc əməliyyatı, sonra Solvay əməliyyatı ilə sənaye sahəsində istehsal olunmağa başladı. Xlorid turşusu, tarixdə yeni asanlıqların kəşfində əhəmiyyətli rollar oynadı. Hal-hazırda PVC'den dəmir-polada, orqanik maddə istehsalından qida sektoruna qədər az qala bütün sahələrdə xlorid turşusundan istifadə edilməkdədir. Xlorid turşusu, təmin etdiyi asanlıqlara baxmayaraq, zəhərli bir maddədir və insan toxumaları başda olmaq üzrə çoxu səthə böyük təxribat verir. Bu səbəblə bu turşu ilə çalışılarkən təhlükəsizlik tədbirləri ən üst səviyyədə tutulmalıdır. Turşu, toksik olmasıyla bərabər, gözlər və dəri üçün tahriş edəndir, dəridə yanıqlara səbəb olmaqdadır və tənəffüs sistemi üçün tahriş edici xüsusiyyət daşımaqdadır. Hidrogen xlor, normal şərtlərdə −27.32 °C də əriyər, 110 °C də qaynar. Xlorid turşusu əldə edə bilmək üçün əvvəlcə hidrogen xlor gazınının əldə etmək lazımdır.

Kadmium (II) xlorid (CdCl2) — qeyri-üzvi bir birləşmədir, kadmium metalının və xlorid turşusunun duzu, rəngsizkristallar, higroskopik, suda asanlıqla həll olunur, kristallohidratlar əmələ gətirir. == Fiziki xassələri == Kadmium (II) xlorid heksoqonal sistemin rəngsiz kristallarını, fəza qrupunu R-3m, hüceyrə parametrlərini a = 0.385 nm, c = 1.746 nm, Z = 3 əmələ gətirir. Sulu məhlulları hidrolizə görə turş reaksiya yaradır. Metalik kadmium(6000C-də kadmiumun~ 15%) kadmium xloridin ərintisində həll olunur. == Alınması == Metalik kadmiumun xlorid turşusunda həll edilməsi nəticəsində almaq olur: C d + 2 H C l → τ C d C l 2 + H 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {Cd+2HCl\ {\xrightarrow {\tau }}\ CdCl_{2}+H_{2}\uparrow }}} Kadmium oksidin xlorid turşusunda həll edilməsi: C d O + 2 H C l → C d C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CdO+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ CdCl_{2}+H_{2}O}}} Sadə maddələr arasındakı reaksiya nəticəsində: C d + C l 2 → 450 − 500 o C C d C l 2 {\displaystyle {\mathsf {Cd+Cl_{2}\ {\xrightarrow {450-500^{o}C}}\ CdCl_{2}}}} Kadmium oksidin və xlor qazı ilə reaksiyası nəticəsində: 2 C d O + 2 C l 2 → 500 − 600 o C 2 C d C l 2 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2CdO+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2CdCl_{2}+O_{2}}}} == Kimyəvi xassələri == Kristallohidratların qızdırılması nəticəsində susuz duzları alınır: C d C l 2 ⋅ 2 , 5 H 2 O → 120 − 170 o C C d C l 2 + 2 , 5 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}\cdot 2,5H_{2}O\ {\xrightarrow {120-170^{o}C}}\ CdCl_{2}+2,5H_{2}O}}} Hidrogen xloridlə və qələvi metal xloridlərlə kompleks yaradır: C d C l 2 + 2 H C l → H 2 [ C d C l 4 ] {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ H_{2}[CdCl_{4}]}}} C d C l 2 + 2 K C l → K 2 [ C d C l 4 ] ↓ {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2KCl\ {\xrightarrow {}}\ K_{2}[CdCl_{4}]\downarrow }}} Qaynar qatı sulfat turşusu ilə reaksiyaya daxil olur: C d C l 2 + H 2 S O 4 → 100 o C C d S O 4 + 2 H C l ↑ {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ CdSO_{4}+2HCl\uparrow }}} Qələvilərlə reksiyaya daxil olur: C d C l 2 + 2 N a O H → C d ( O H ) 2 + 2 N a C l {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Cd(OH)_{2}+2NaCl}}} == Tədqiqi == Fotoreagentlərdə. Qalvanik elementlərdə elektrolitin tərkib hissəsi kimi. Üzvi sintezdə katalizator kimi. Sənayedə günəş panellərinin istehzalı zamanı. == İstinadlar == Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр.

Natrium alüminat - sənayedə təsirli bir alüminium hidroksid mənbəyi kimi istifadə olunan qeyri-üzvi kimyəvi maddədir. Saf natrium alüminatı (susuz), NaAlO2, NaAl(OH)4 (nəm), [2] Na2O • Al2O3 və ya Na2Al2O4 kimi verilən müxtəlif formullarına malik olan ağ kristal bərk maddədir. Natrium alüminat məhlul və ya qatı halda mövcuddur. Bəzən Na2O və Al2O3 reaksiyası ilə hazırlanan natrium alüminat adı verilən digər əlaqəli birləşmələr kimi diskret AlO4-5 anionları olan Na5AlO4, kompleks polimer anionlardan təşkil olunan Na7 Al3O8 və Na17 Al5 O16 və NaAl11O17 göstərilir. [3] [4] Susuz natrium alüminat, NaAlO2, üç ölçülü künclü AlO4 tetrahedr çərçivəsini təşkil edir. Sulu forma NaAlO2 • 5 / 4H2 O, halqalara birləşdirilmiş AlO4 tetraedr qatlarına malikdir və təbəqələr AlO4 tetrahedrasında O atomlarına hidrogen bağlayan natrium onları və su molekulları ilə bir-birinə birləşir. [5] İstehsalı Natrium alüminat, alüminium hidroksidin (Al(OH)3) kaustik soda (NaOH) məhlulunda həll edilməsi ilə istehsal olunur. Alüminium hidroksid qaynama nöqtəsinə yaxın bir temperaturda 20-25% sulu NaOH məhlulunda həll edilə bilər. Daha yüksək qatılıqlı NaOH məhlullarının tətbiqi yarı qatı bir məhsulun alınmasına səbəb olur. Proses buxarda qızdırılan nikel və ya poladdan qablarda aparılmalı və alüminium hidroksid bir sellüloza əmələ gələnə qədər təxminən 50% sulu kaustik soda ilə qaynadılmalıdır.

Natrium benzoatC6H5COONa (Е211) — konservantlar qrupuna aid qida əlavəsi. Natrium benzoat — benzoy turşusunun natrium duzudur. Ağ toz,iysiz və ya benzaldehidin biraz qoxusu var. Flek (Hugo Fleck) tərəfindən 1875-ci ildə salisilik turşunun əvəzlənməsi olaraq kəşf edilmişdir. 1908-ci ildə ABŞ-da istifadəyə icazə verilir. Aflatoksin meydana gətirən də daxil olmaqla maya və kif göbələklərinə, hüceyrələrdə redoks reaksiyalarından məsul fermentlərin fəaliyyətini, həmçinin yağları və nişastanı parçalayan fermentlərin fəaliyyətinə güclü bir inhibe təsiri göstərir. Rusiyada və Avropa ölkələrində qida əlavəsi olaraq istifadəsinə icazə verilir. 2004-cü ildən bəri Avropa ölkələrində natrium benzoat və süni rənglərin birləşməsinin uşaqların davranışına və zəkasına mənfi təsiri müzakirə olunur. Mütəxəssislər, E102, E104, E110, E122, E124 və E129 kimi maddələri tədricən mərhələləndirməyi tövsiyə etdilər. Ət və balıq məhsullarının, marqarin, mayonez, ketçup, meyvə və giləmeyvə məhsullarının, şirin qazlı içkilərin konservləşdirilməsində istifadə olunur.

Natrium bisulfit və ya natrium hidrosulfit - natrium və sulfit turşusunun turş duzudur. Bozumtul ağ tozdur. Suda və qələvilərin duru məhlullarında yaxşı həll olur. Natrium hidroksidin kükürd (IV) oksidlə reaksiyasından: NaOH+SO2→NaHSO3 Ditionitın isti su ilə reaksiya nəticəsində: 2Na2S2O4+H2O→2NaHSO3+Na2S2O3 Durulaşdırılmış ditionitın oksidləşmə reaksiyası nəticəsində: 2Na2S2O4+H2O+O2→4NaHSO3 Qızdırıldıqda parçalanır: 2NaHSO3→Na2SO3+SO2+H2O Kaliy xloratla reaksiya qirir: KClO3+NaHSO3→KNaSO3+HClO3 HClO3+4NaHSO3→3NaHSO4+H2SO3+NaCl Yeyinti sənayesində konservant kimi, şərabçılıqda çaxırın oksidləşməsinin qarşısını almaq və ilkin dadını saxlamaq məqsədi ilə, kimya sənayesində reduksiyaedici, tekstil sənayesində ağardıcı kimi, dəri işində sukeçirməzlik və daha çox davamlılıq vermək üçün istifadə olunur. Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963 Ə.B.Əliyev.Qeyri-üzvi kimya. Bakı 2007.

Natrium florid (NaF) — NaF formullu qeyri-üzvi birləşmədir. İçməli suyun, diş pastasının istehsalında, metallurgiyada, pestisidlərdə və siçan zəhərində istifadə olunur. Suda asanlıqla həll olan rəngsiz və ya ağ rəngli bir qatı maddədir. Dərman istehsalında geniş tətbiq olunan florid mənbəyidir və diş boşluğunun qarşısını almaq üçün istifadə olunur. 2017-ci ildə, ABŞ-də bir milyondan çox resepti olan, ən çox verilən 247-ci dərman idi. Natrium florid diş boşluğun qarşısını almaq üçün tablet şəklində satılır. Diş sağlamlığını qorumaq üçün florid duzları tez-tez bələdiyyə içməli suyuna (bəzi ölkələrdə bəzi qida məhsullarına) əlavə olunur. Ftor, diş emalında təbii olaraq meydana gələn, dişin əsas hissəsi olan flüorapatiti meydana gətirərək dişlərin gücünü artırır. Natrium florid suyun flüoridləşdirilməsi üçün istifadə olunsa da və digər su-floridasiya birləşmələrinin ölçüldüyü standart olsa da, heksaflorosilikat turşusu (H2SiF6) və onun duzu natrium heksaflorosilikat (Na2SiF6) ABŞ-də daha çox istifadə olunan qatqılardır. Postmenopozal osteoporozun müalicəsi üçün florid əlavəsi geniş tədqiq edilmişdir.

Natrium hidrofosfat – qeyri-üzvi birləşmədir, ortofosfat turşusunun və qələvi metalı natriumun turş duzudur. Natrium hidrofosfat rəngsiz kristallar əmələ gətirir. Suda yaxşı, etanolda zəif həll olunur. Sulu məhlullar anionda hidroliz nəticəsində bir qədər qələvi reaksiya verir. Bir neçə kristalhidrat əmələ gətirir Na2HPO4•nH2O, burada n=2,7,12, kristallaşma suyunda müvafiq olaraq 95,48,1 və 35,1°C-də əriyir. Durulaşdırılmış ortofosfat turşusunu durulaşdırılmış natrium hidroksid məhlulu ilə neytrallaşdırma nəticəsildə: H 3 P O 4 + 2 N a O H → N a 2 H P O 4 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}HPO_{4}+2H_{2}O}}} Natrium dihidrofosfatın natrium hidroksidin məhlulu ilə reaksiyası nəticəsində: N a H 2 P O 4 + N a O H → N a 2 H P O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {NaH_{2}PO_{4}+NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}HPO_{4}+H_{2}O}}} Kristalhidrat qızdırıldıqda su itirir: N a 2 H P O 4 ⋅ 12 H 2 O → 95 − 100 o C N a 2 H P O 4 + 12 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}HPO_{4}\cdot 12H_{2}O\ {\xrightarrow {95-100^{o}C}}\ Na_{2}HPO_{4}+12H_{2}O}}} Qızdırıldıqda natrium pirofosfat alınır: 2 N a 2 H P O 4 → 120 − 300 o C N a 4 P 2 O 7 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}HPO_{4}\ {\xrightarrow {120-300^{o}C}}\ Na_{4}P_{2}O_{7}+H_{2}O}}} Ortofosfat turşusu ilə reaksiyaya daxil olaraq natrium dihidrofosfat alınır: N a 2 H P O 4 + H 3 P O 4 → 2 N a H 2 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}HPO_{4}+H_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2NaH_{2}PO_{4}}}} Qələvilərlə reaksiyaya daxil olur: N a 2 H P O 4 + N a O H → N a 3 P O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}HPO_{4}+NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{3}PO_{4}+H_{2}O}}} Natrium hidrofosfat dəyişmə reaksiyasına daxil olur: 4 N a 2 H P O 4 + 3 C a C l 2 → C a 3 ( P O 4 ) 2 ↓ + 6 N a C l + 2 N a H 2 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {4Na_{2}HPO_{4}+3CaCl_{2}\ {\xrightarrow {}}\ Ca_{3}(PO_{4})_{2}\downarrow +6NaCl+2NaH_{2}PO_{4}}}} N a 2 H P O 4 + C a C l 2 → C a H P O 4 ↓ + 2 N a C l {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}HPO_{4}+CaCl_{2}\ {\xrightarrow {}}\ CaHPO_{4}\downarrow +2NaCl}}} 2 N a 2 H P O 4 + 3 A g N O 3 → A g 3 P O 4 ↓ + 3 N a N O 3 + N a H 2 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}HPO_{4}+3AgNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ Ag_{3}PO_{4}\downarrow +3NaNO_{3}+NaH_{2}PO_{4}}}} Natrium hidrofosfat qida sənayesində E339 əlavə kimi, pendirin hazırlanmasında emulqator kimi, südün jele halına gəlməsinin qarşısını almaq üçün istifadə olur. Makarona əlavə edilməsi, yeməyin hazırlanmasını sürətləndirir. Farmakologiyada tətbiq olunur. Natrium hidrofosfat zəhərli xüsusiyyətlərə malik deyil. Bu birləşmənin qeydə alınmış preparatları insanlar üçün 4-cü təhlükə sinfinə aiddir.

Natrium nitrit (natrium nitrit)— NaNO2, natrium və nitrat turşusunun duzu Natrium nitrit NaNO2 kimyəvi formulu ilə qeyri-üzvi birləşmədir. Suda çox həll olunan və higroskopik olan ağdan bir qədər tünd sarımtıl kristal tozdur. Sənaye baxımından ən vacib nitrit duzudur.Dərman, boyalar və pestisidlər,kimi müxtəlif üzvi birləşmələrdə istifadə edilir, lakin çox güman ki,ətlərdə və (bəzi ölkələrdə) balıq məhsullarında istifadə olunan qida əlavəsi kimi tanınır. Təmizlənmiş natrium nitrit ağ və ya bir az sarı kristal tozdur. Suda həll olunur və higroskopiklikdir. Havada yavaş-yavaş natrium nitrat NaNO3 qədər oksidləşir. Güclü çözücüdür. Böyük dozada toksikdir. Natrium nitrit NaNO2 azot turşusunun duzudur və adətən azot oksidlərindən reaksiya ilə alınır: 2 N a O H + N O + N O 2 → 2 N a N O 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NaOH+NO+NO_{2}\rightarrow 2NaNO_{2}+H_{2}O}}} Natrium nitritinin istehsalının digər yayılmıçş bir üsulu da bir qurğuşun Pb tozunu natrium nitrat NaNO2 ilə qızdırmaq və ardından meydana gələn bərk maddəni suda həll etməkdir. Dağılma nəticəsində suda həll olunmayan qurğuşun (II) oksidi PbO,a çökəcək və natrium nitrit məhlulda qalacaq: N a N O 3 + P b → N a N O 2 + P b O {\displaystyle {\mathsf {NaNO_{3}+Pb\rightarrow NaNO_{2}+PbO}}} Natrium nitrit, diazoamin birləşmələrini yaratmaq üçün istifadə olunur.

Natrium peroksid - Na2 O2 formullu qeyri-üzvi birləşmədir. Bu sarımtıl birləşmə artıq oksigenlə alovlanan natriumun birləşməsidir. Güclü bir əsasi birləşmədir. Bu metal peroksidin də daxil olması ilə bir neçə hidrat və peroksidrat da mövcuddur: Na2O2•2H2O2•4H2O, Na2O2•2H2O, Na2O2•2H2O2, və Na2O2•8H2O. Hazırlanması sadə olan oktahidrat susuz birləşmədən fərqli olaraq ağ rəngdədir. Natrium peroksid altıbucaqlı simmetriya ilə kristallaşır. 512 °C-də qızdırıldıqda altıbucaqlı forma naməlum simmetriya fazasına keçid edir. 657 °C qaynama nöqtəsindən yüksək qızdırıldıqda, birləşmə Na2O-ya ayrılır və sərbəst O2 ayrılır. 2 Na2O2 → 2 Na2O + O2 Oktahidrat natrium hidroksidin hidrogen peroksidlə reaksiyası ilə istehsal olunur. Natrium peroksid, natrium metalının oksigenlə 130-200 °C-də reaksiyaya daxil olması ilə geniş miqyasda alına bilər ki, bu da ayrı bir mərhələdə oksigenin alınmasında istifadə olunan natrium oksidin alınmasında istifadə olunur: 4 Na + O2 → 2 Na2O 2 Na2O + O2 → 2 Na2O2 Ozon qazının bir platin və ya palladium borusunun içərisindəki qatı natrium yodid üzərindən keçməsi ilə də istehsal edilə bilər. Ozon natriumu oksidləşdirərək natrium peroksid əmələ gətirir.

Natrium salisilat — salisil turşusu törəmələri qrupuna aid olan ağrıkəsici və antipiretik dərman vasitəsidir. Ağrıkəsici və qızdırmasalıcı dərman kimi vasitə, onun əsas tətbiq sahəsidir. Asetilsalisil turşusuna həssas olan insanlar üçün mümkün olan əvəzedicilərə aid edilir. Həmçinin, steroid olmayan dərman kimi iltihab əleyhinə istifadə oluna bilər. Əlavə olaraq, natrium salisilatın xərçəng hüceyrələrində apoptoz əmələ gətirdiyinə dair dəlillər mövcuddur. [1] Natrium salisilat salisil turşusunun natrium duzudur. Fiziki xüsusiyyətlərinə görə: şirin-duzlu dada malik, qoxusuz, ağ kristal toz və ya xırda lopa şəklindədir. Çox asanlıqla suda (1: 1), spirtdə (1: 6) həll olur. Məhlulları (pH 6.0–7.0) +100 ° C-də 30 dəqiqə müddətində sterilizə edir. ↑ Lee E. J., Park H. G., Kang H. S. Sodium salicylate induces apoptosis in HCT116 colorectal cancer cells through activation of p38MAPK // International journal of oncology.

Na3C6H5O7 - limon turşusunun natrium duzudur. Mr(Na3C6H5O7)=258,06 Preparat limon turşusunu natrium-karbonatla neytrallaşdırmaqla alınır. Sənayedə isə limon turşusu müxtəlif mənbələrdən, məsələn pambıq bitkisi yarpaqlarından, limon və cır nar şirələrindən, mikrobioloji sintezlə alına bilər. Preparat rəngsiz və ya ağ kristallik tozdur. Suda asan həll olur, spirtdə pis həll olur. Preparat qanın laxtalanmasının qarşısını alan maddə kimi (konservant), tibbi məqsədlər üçün, qan hazırlığında 4–5%-li məhlullar şəklində işlənir.

Natrium sulfid- mürəkkəb qeyri üzvü maddədir. Kimyəvi formulu- Na2S. Natrium sulfid-oksigensiz duzdur. Sənayedə-Na2SO4•10H2O mirabilit mineralının közərdilməsindən alınır. Na2SO4+4H2→Na2S+4H2O Na2SO4+4C→Na2S+4CO Na2SO4+4CO→ Na2S+4CO2 Adi halda ağ rəngli çox hidroskopik tozdur. Parçalanmadan əriyir, termiki davamlıdır. Texniki natrium sulfid sarımtıl və ya qəhvəyi (qirmizımtıl) rəngdədir, tərkibində 60%-ə qədər natrium sulfid var. Suda yaxşı həll olur, anionundan hidroliz olur, məhlulda yüksək qələvilik yaradır. Havada dayanma müddətində məhlul bulanır (kolloid kükürd) və saralır (polisulfid rəngində). Tipik reduksiyaedicidir. Kükürdü birləşdirir.

Natrium sulfit Na2SO3 – natrium və sulfit turşusunun duzudur. Rəngsiz kristal maddədir. Natrium karbonatın məhlulunun kükürd(IV) oksidlə reaksiyasından: Na2CO3+SO2 → Na2SO3+ CO2 Natriumhidrosulfit məhlulunu NaOH məhlulu ilə neytrallaşdırmaqla: NaHSO3+ NaOH → Na2SO3 + H2O Natrium hidroksidin kükürd(IV) oksidlə reaksiyasından : 2NaOH +SO2 → Na2SO3 + H2O Natrium sulfit güclü reduksiyaedicidir. Adi temperaturda su məhlulundan Na2SO3∙7H2O kristalhidrat şəklində ayrılır. Natrium sulfitin məhlulu havanın oksigeni ilə asanlıqla oksidləşir: 2Na2SO3+ O2 → 2Na2SO4 2. Natrium sulfit məhlulunu kükürdlə qızdırdıqda natrium tiosulfat alınır: Na2SO3+ S → Na2S2O3 Natrium sulfitin sulfat turşusu ilə reaksiyası kükürd(IV)oksidin alınması üçün istifadə olunur: Na2SO3 + H2SO4 → SO2+Na2SO4+ H2O Natrium sulfiti qızdırdıqda disproporsiya reaksiyası nəticəsində sulfid və sulfat alınır: 4 Na2SO3 →t Na2S + 3Na2SO4 Natrium sulfit pestisidlərin istehsalında, tərkibində xrom olan axar suların zərərsizləşdirilməsində, ağardılmış parçadan xlorun artığının çıxarılmasında, əlvan metal filizləri üçün flotoreagent kimi, həmçinin kinofoto sənayesində geniş tətbiq olunur.

Natrium tiosulfat (antixlorin, hiposulfit, natrium sulfidotrioxosulfate, natrium sulfat) — qeyri-üzvi birləşmə, Na2S2O3 və ya Na2SO3S kimyəvi formulu ilə natrium və tiosulfurik turşunun duzudur, Na2S2O3 5H2O tərkibli kristal hidrat yaradır. Tibbdə, fotoqrafiyada və digər sahələrdə istifadə olunur. Natrium tiosulfat, ehtimal ki, ilk dəfə 1799-cu ildə natrium sulfatı kömürlə qızdıran Fransua Şosse tərəfindən əldə edilmişdir. 1877-ci ildə Vaqner, müvafiq turşu üçün "tiosulfurik" adını tövsiyə etdi, bundan sonra "natrium tiosulfat" termini kimyəvi ədəbiyyatdan əvvəlki adı "natrium hiposulfit" i demək olar ki, tamamilə əvəz etdi. Yodun titrlənməsi üçün bir reaktiv kimi natrium tiosulfat 1853-cü ildə Şvarts tərəfindən təklif edilmişdir (Karl Leonard Henrix Şvarts, 1824-1890). sodium polisulfidlərin oksidləşməsi; artıq kükürdün Na2SO3 ilə qaynadılması: N a 2 S O 3 + S → N a 2 S 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+S\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}}}} H2S və SO2-nin NaOH ilə qarşılıqlı təsiri (NaHSO3, kükürd boyaları istehsalında, sənaye qazlarının S-dən təmizlənməsində yan məhsul): 4 S O 2 + 2 H 2 S + 6 N a O H → 3 N a 2 S 2 O 3 + 5 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4SO_{2}+2H_{2}S+6NaOH\rightarrow 3Na_{2}S_{2}O_{3}+5H_{2}O}}} natrium hidroksid ilə artıq kükürdün qaynadılması: 4 S + 6 N a O H → 2 N a 2 S + N a 2 S 2 O 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4S+6NaOH\rightarrow 2Na_{2}S+Na_{2}S_{2}O_{3}+3H_{2}O}}} sonra, yuxarıdakı reaksiyaya görə natrium sulfitə sodium tiosulfat yaratmaq üçün kükürd əlavə edir. Eyni zamanda, bu reaksiya zamanı natrium polisülfidlər əmələ gəlir (məhlula sarı rəng verirlər). Onları məhv etmək üçün SO2 məhlulu qatılır. saf susuz natrium tiosulfat kükürdün formamiddə natrium nitritlə reaksiya verilməsi ilə əldə edilə bilər. Bu reaksiya kəmiyyət olaraq (30 dəqiqə ərzində 80 ° C-də) tənliyə görə davam edir: 2 N a N O 2 + 2 S → N a 2 S 2 O 3 + N 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NaNO_{2}+2S\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}+N_{2}O}}} natrium sulfidin atmosferdə oksigen iştirakı ilə suda həll edilməsi: 2 N a 2 S + 2 O 2 + H 2 O → N a 2 S 2 O 3 + 2 N a O H {\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}S+2O_{2}+H_{2}O\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}+2NaOH}}} Görünüşcə rəngsiz kristallardır.

Natrium-hidrokarbonat (Natrium-bikarbonat, İçməli soda, Çay sodası, Ərzaq sodası) - Karbonat turşusunun turş natrium duzudur. Kimyəvi formulu NaHCO3 kimidir. Ağ narın kristal maddədir. Spirtsiz içkilər, qənnadı və çörək-bulka məmulatı istehsalında, əczaçılıqda, tibdə işlədilir. Ərzaq sodası 50oC-yə yaxın temperaturda karbon qazı (CO2) çıxarmağa başlayır. 100-150oC-də isə tamam parçalanaraq Na2CO3-ə çevrilir. Suda məhlulları zəif qələvi reaksiyalıdır. Dəriyə turşu düşdükdə turşu dəyən yerlər natrium-hidrokarbonat məhlulu ilə yuyulur. Natrium-hidrokarbonat insan orqanizmində turşuluğu azaltdığından (PH-ı artırdığından) bir çox xəstəliklərin (iltihabi xəstəliklər, xərçəng və s.) müalicəsində istifadə olunur. Soda Canan Karatay: Hastalık savar sodyum bikarbonat!!!

Kadmium (II) xlorid (CdCl2) — qeyri-üzvi bir birləşmədir, kadmium metalının və xlorid turşusunun duzu, rəngsizkristallar, higroskopik, suda asanlıqla həll olunur, kristallohidratlar əmələ gətirir. == Fiziki xassələri == Kadmium (II) xlorid heksoqonal sistemin rəngsiz kristallarını, fəza qrupunu R-3m, hüceyrə parametrlərini a = 0.385 nm, c = 1.746 nm, Z = 3 əmələ gətirir. Sulu məhlulları hidrolizə görə turş reaksiya yaradır. Metalik kadmium(6000C-də kadmiumun~ 15%) kadmium xloridin ərintisində həll olunur. == Alınması == Metalik kadmiumun xlorid turşusunda həll edilməsi nəticəsində almaq olur: C d + 2 H C l → τ C d C l 2 + H 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {Cd+2HCl\ {\xrightarrow {\tau }}\ CdCl_{2}+H_{2}\uparrow }}} Kadmium oksidin xlorid turşusunda həll edilməsi: C d O + 2 H C l → C d C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CdO+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ CdCl_{2}+H_{2}O}}} Sadə maddələr arasındakı reaksiya nəticəsində: C d + C l 2 → 450 − 500 o C C d C l 2 {\displaystyle {\mathsf {Cd+Cl_{2}\ {\xrightarrow {450-500^{o}C}}\ CdCl_{2}}}} Kadmium oksidin və xlor qazı ilə reaksiyası nəticəsində: 2 C d O + 2 C l 2 → 500 − 600 o C 2 C d C l 2 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2CdO+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2CdCl_{2}+O_{2}}}} == Kimyəvi xassələri == Kristallohidratların qızdırılması nəticəsində susuz duzları alınır: C d C l 2 ⋅ 2 , 5 H 2 O → 120 − 170 o C C d C l 2 + 2 , 5 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}\cdot 2,5H_{2}O\ {\xrightarrow {120-170^{o}C}}\ CdCl_{2}+2,5H_{2}O}}} Hidrogen xloridlə və qələvi metal xloridlərlə kompleks yaradır: C d C l 2 + 2 H C l → H 2 [ C d C l 4 ] {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ H_{2}[CdCl_{4}]}}} C d C l 2 + 2 K C l → K 2 [ C d C l 4 ] ↓ {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2KCl\ {\xrightarrow {}}\ K_{2}[CdCl_{4}]\downarrow }}} Qaynar qatı sulfat turşusu ilə reaksiyaya daxil olur: C d C l 2 + H 2 S O 4 → 100 o C C d S O 4 + 2 H C l ↑ {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ CdSO_{4}+2HCl\uparrow }}} Qələvilərlə reksiyaya daxil olur: C d C l 2 + 2 N a O H → C d ( O H ) 2 + 2 N a C l {\displaystyle {\mathsf {CdCl_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Cd(OH)_{2}+2NaCl}}} == Tədqiqi == Fotoreagentlərdə. Qalvanik elementlərdə elektrolitin tərkib hissəsi kimi. Üzvi sintezdə katalizator kimi. Sənayedə günəş panellərinin istehzalı zamanı. == İstinadlar == Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр.

Molibden (V) xlorid kimyəvi formulu MoCl5 olan qeyri-üzvi birləşmədir, molibden və xlorid turşusunun duzudur. Molibden (V) xlorid monoklinik sinqoniyanın qara hiqroskopik kristallarını əmələ gətirir, fəza qrupu C 2/m. Dietil efirində, spirtlərdə, tetraxlormetanda, xloroformda, dixloretanda həll olunur. Toz şəklində olan molibdenin və xlorun reaksiyası nəticəsində almaq olar: 2 M o + 5 C l 2 → 400 − 500 o C 2 M o C l 5 {\displaystyle {\mathsf {2Mo+5Cl_{2}\ {\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ 2MoCl_{5}}}} Teraxlormetanın molibden (V) oksidin reaksiyası nəticəsində: 2 M o O 3 + 3 C C l 4 → 240 o C 2 M o C l 5 + C l 2 + 3 C O 2 {\displaystyle {\mathsf {2MoO_{3}+3CCl_{4}\ {\xrightarrow {240^{o}C}}\ 2MoCl_{5}+Cl_{2}+3CO_{2}}}} Yüksək temperaturda qızıdırıldıqda atmosferdə parçalamır: M o C l 5 → > 268 o C M o C l 3 + C l 2 {\displaystyle {\mathsf {MoCl_{5}\ {\xrightarrow {>268^{o}C}}\ MoCl_{3}+Cl_{2}}}} NO_2\uparrow + 5HCl\uparrow }</math> Hava rütubəti ilə reaksiya daxil olur: M o C l 5 + H 2 O → M o C l 3 O + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {MoCl_{5}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ MoCl_{3}O+2HCl}}} Su ilə reaksiyası: 2 M o C l 5 + 5 H 2 O → M o O ( O H ) 3 ↓ + H 2 [ M o C l 5 O ] + 5 H C l {\displaystyle {\mathsf {2MoCl_{5}+5H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ MoO(OH)_{3}\downarrow +H_{2}[MoCl_{5}O]+5HCl}}} İsti qatı nitrat turşusu ilə reaksiyası: Qatı qəlivələrlə reaksiyası: :: M o C l 5 + 5 N a O H → M o O ( O H ) 3 ↓ + 5 N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MoCl_{5}+5NaOH\ {\xrightarrow {}}\ MoO(OH)_{3}\downarrow +5NaCl+H_{2}O}}} Qızdırdıqda hava ilə oksidləşir: :: 2 M o C l 5 + O 2 → 200 o C 2 M o C l 4 O + C l 2 {\displaystyle {\mathsf {2MoCl_{5}+O_{2}\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ 2MoCl_{4}O+Cl_{2}}}} Hidrogenlə 900 °C-də molibdenə və 250 °C-də molibden (III) xloridə qədər reduksiya olunur: 2 M o C l 5 + 5 H 2 → 900 o C 2 M o + 10 H C l {\displaystyle {\mathsf {2MoCl_{5}+5H_{2}\ {\xrightarrow {900^{o}C}}\ 2Mo+10HCl}}} M o C l 5 + H 2 → 250 o C M o C l 3 + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {MoCl_{5}+H_{2}\ {\xrightarrow {250^{o}C}}\ MoCl_{3}+2HCl}}} Natrium sulfid ilə molibden disulfidə qədər reduksiya olunur: :: 2 M o C l 5 + 5 N a 2 S → 2 M o S 2 + 10 N a C l + S {\displaystyle {\mathsf {2MoCl_{5}+5Na_{2}S\ {\xrightarrow {}}\ 2MoS_{2}+10NaCl+S}}} Molibden (V) xlorid molibden tozlarının hazırlanmasinda, qeyri-metal səthlərə molibden örtüyünün tətbiqində istifadə olunur. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с. Неорганическая химия / под ред.