vanadium oksid 2021

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.

Vanadium (V) – D. İ. Mendeleyevin elementlərin dövri sistemində 23-cü element. Paslanmayan polad istehsalında əhəmiyyətli bir qatqı maddəsidir. Polad səthlərinin titan örtülməsi əməliyyatında da, bağlayıcı element olaraq istifadə edilir. Vanadium pentoksit tərkibli, keramika istehsalında katalizator və boya sabitləşdirici olaraq istifadə edilir. Bundan əlavə, süperiletken maqnitlərin istehsalında, çox dayanıqlı və uzun ömürlü ərintiləri əldə etməkdən ötəri də istifadə edilir. Yer qabığında vanadium 1,5·10–2% (kütlə ilə) miqdarındadır. Bitkilər onu torpaqdan udur. Bitkilərdə vanadiumun miqdarı orta hesabla 0,001% (kütlə ilə) təşkil edir. Vanadium hüceyrədə maddələr mübadiləsində iştirak edir. Vanadiumun "yığıcılarından" biri hamıya yaxşı tanış olan zəhərli solğun poqanka göbələyidir.

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.

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.

Vanadium (II) sulfat (VSO4) — qeyri-üzvi bir birləşmədir, vanadiumun və sulfat turşusunun duzudur, kristallohidratlar əmələ gətirir – suda həll olan qırmızı-bənövşəyi kristallardı. == Fiziki xassələri == Vanadium (II) sulfat, məhlulunun diqqətlə qurudulması nəticəsində kristallohidrat şəklində çökür — qırmızı-bənövşəyi kristallardı. VSO4 • n H2O tərkibinin kristallohidratlarını əmələ gətirir, burada n = 6, 7. Vanadium (II) sulfat heptahidrat VSO4 • 7H2O vanadium kuporosu adlanır. == Alınması == Vanadium (V) oksidin sink tozu ilə reduksiya nəticəsində almaq olar: V 2 O 5 + 3 Z n + 5 H 2 S O 4 → 2 V S O 4 + 3 Z n S O 4 + 5 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{5}+3Zn+5H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2VSO_{4}+3ZnSO_{4}+5H_{2}O}}} Vanadiy (III) sulfatın sink ilə reduksiya nəticəsində : V 2 ( S O 4 ) 3 + Z n → 2 V S O 4 + Z n S O 4 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}+Zn\ {\xrightarrow {}}\ 2VSO_{4}+ZnSO_{4}}}} == Kimyəvi xassələri == Havada vanadium (II) sulfat oksigenlə asanlıqla oksidləşir: 2 V S O 4 + O 2 → 2 V O S O 4 {\displaystyle {\mathsf {2VSO_{4}+O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2VOSO_{4}}}} Vanadium (II) sulfat qələvi metal və ammoniumun sulfatları ilə az həll olunan qarışıq duzlar əmələ gətirir M2V(SO4)3 x 6 H2O (M = NH4, K, Rb, Cs). Qələvi məhlulları ilə reaksiyaya daxil olur və qəhvəyi rəngdə vanadium (II) hidroksid əmələ gətirir hansı ki, çöküntü yaradır: V S O 4 + 2 N a O H → V ( O H ) 2 ↓ + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {VSO_{4}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ V(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}} Bu reaksiyanın məhsulu su ilə sürətlə oksidləşərək vanadium (III) hidroksidə çevrilir. Vanadium (II) sulfat reduksiyaedici xüsusiyyətləri nümayiş etdirir. Beləliklə, qalay (II), mis (II), qızıl(III) duzlarının məhlullarından metalları reduksiya edir. Azot turşusu və nitratlar onunla reaksiyaya girdikdə ammonyak və onun törəmələrinə qədər, sulfitlər isə — hidrogen sulfidə qədər reduksiya olunur. Flüor ionlarının iştirakı ilə, vanadium (II) sulfatın reduksiyaedici xüsusiyyətləri artır, çünki üçvalentli vanadium ionlarını güclü flüor komplekslərinə bağlayır.

Vanadium (III) sulfat – kimyəvi formula V2(SO4)3 olan qeyri-üzvi birləşmədir. Vanadium (III) və sulfat turşusunun duzudur. == Fiziki xassələri == Suda az həll olunan açıq sarı bir maddədir. == Alınması == Vanadium (V) oksidin kükürdlə sulfat turşusunda işləməsi nəticəsində almaq olar: V 2 O 5 + S + 3 H 2 S O 4 → V 2 ( S O 4 ) 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{5}+S+3H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ V_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O}}} Vanadium (II) sulfatla vanadium sulfat: V S O 4 + V O S O 4 + H 2 S O 4 → V 2 ( S O 4 ) 3 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {VSO_{4}+VOSO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ V_{2}(SO_{4})_{3}+H_{2}O}}} Vanadium sulfatın hidrazinlə reaksiyası: 4 V O S O 4 + N 2 H 4 ∗ H 2 S O 4 + H 2 S O 4 → 2 V 2 ( S O 4 ) 3 + N 2 ↑ + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4VOSO_{4}+N_{2}H_{4}*H_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2V_{2}(SO_{4})_{3}+N_{2}\uparrow +4H_{2}O}}} == Kimyəvi xassələri == Reduksiyaedici maddədir. Havaya dözümlüdür, lakin yüksək rütubətdə yaşıl kompleksin[V(H2O)6]3+ meydana gəlməsi sayəsində bir neçə həftəyə yaşıl rəng alır. Suda yavaş həll olunaraq eyni kompleks yaradır. Qələvilərlə, qələvi metal karbonatlarla, ammonium sulfid və ammonyakla reaksiya daxil olaraq vanadium (III) hidroksidin çirkli, yaşıl çöküntüsü əmələ gəlir: V 2 ( S O 4 ) 3 + 6 N a O H → 2 V ( O H ) 3 + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}+6NaOH\ {\xrightarrow {}}\ 2V(OH)_{3}+Na_{2}SO_{4}}}} Vakuumda qızdırıldıqda parçalanır: V 2 ( S O 4 ) 3 → t 2 V O S O 4 + S O 2 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {t}}\ 2VOSO_{4}+SO_{2}}}} == İstinadlar == Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007. — Т. 3.

Vanadium IV xlorid – qeyri-üzvi birləşmədir, xlorid turşusunun və vanadium metalının duzudur . == Fiziki xassələri == Vanadium (IV) xlorid tünd qırmızı rəngli bir mayedir.Soyuq su ilə qarışmır, isti su ilə reaksiyaya daxil olur. Etanolda, dietil efirində, xloroformda həll olunur. Nəm havada tüstülənir. == Alınması == Çar arağında həll olması nəticəsində alınır: 3 V + 12 H C l + 4 H N O 3 → 3 V C l 4 ↓ + 4 N O ↑ + 8 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {3V+12HCl+4HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 3VCl_{4}\downarrow +4NO\uparrow +8H_{2}O}}} Vanadiumun xlorla reaksiyası: V + 2 C l 2 → 200 − 350 o C V C l 4 ↓ {\displaystyle {\mathsf {V+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {200-350^{o}C}}\ VCl_{4}\downarrow }}} İnert atmosferdə qızdırıldıqda vanadium (III) xloridin parçalanması: 2 V C l 3 → 400 − 500 o C , N 2 V C l 4 + V C l 2 {\displaystyle {\mathsf {2VCl_{3}\ {\xrightarrow {400-500^{o}C,N_{2}}}\ VCl_{4}+VCl_{2}}}} Dioksivanadium(V)xloridin qatı xlorid turşusunda həll edilməsi nəticəsində: 2 V O 2 C l + 8 H C l → 5 o C 2 V C l 4 + C l 2 ↑ + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2VO_{2}Cl+8HCl\ {\xrightarrow {5^{o}C}}\ 2VCl_{4}+Cl_{2}\uparrow +4H_{2}O}}} == Kimyəvi xassələri == Otaq temperaturunda parçalanır: 2 V C l 4 → 2 V C l 3 + C l 2 {\displaystyle {\mathsf {2VCl_{4}\ \xrightarrow {\ } 2VCl_{3}+Cl_{2}}}} Havanın nəmi ilə reaksiyaya girir: V C l 4 + H 2 O → V O C l 2 + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ VOCl_{2}+2HCl}}} İsti su ilə reaksiyaya daxil olaraq mavi rəngdə məhlullar yaradır: V C l 4 + 8 H 2 O → 100 o C [ V ( H 2 O ) 5 O ] 2 + + 4 C l − + 2 H 3 O + {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+8H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ [V(H_{2}O)_{5}O]^{2+}+4Cl^{-}+2H_{3}O^{+}}}} Qatı sulfat turşusu ilə reaksiyaya daxil olaraq qəhvəyi rəngdə heksaxlorvanadium turşusu alınır: V C l 4 + 2 H C l → H 2 [ V C l 6 ] {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ H_{2}[VCl_{6}]}}} Qatı azot turşusu ilə oksidləşir: V C l 4 + 2 H N O 3 + H 2 O → V O 2 C l + N O 2 ↑ + 3 H C l {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+2HNO_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ VO_{2}Cl+NO_{2}\uparrow +3HCl}}} Qələvilərlə reaksiyaya daxil olur: V C l 4 + 4 N a O H → V O ( O H ) 2 ↓ + 4 N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+4NaOH\ {\xrightarrow {}}\ VO(OH)_{2}\downarrow +4NaCl+H_{2}O}}} Hidrogen və ya vanadiumla reduksiya olunur: V C l 4 + H Z n , H C l 0 → τ V C l 3 + H C l {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+H_{Zn,HCl}^{0}\ {\xrightarrow {\tau }}\ VCl_{3}+HCl}}} 2 V C l 4 + H 2 → 500 − 600 o C 2 V C l 2 + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {2VCl_{4}+H_{2}\ {\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2VCl_{2}+2HCl}}} 3 V C l 4 + V → 320 − 400 o C 4 V C l 3 {\displaystyle {\mathsf {3VCl_{4}+V\ {\xrightarrow {320-400^{o}C}}\ 4VCl_{3}}}} Kalium xloridlə reaksiyayı V C l 4 + 2 K C l → 400 o C K 2 [ V C l 6 ] {\displaystyle {\mathsf {VCl_{4}+2KCl\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ K_{2}[VCl_{6}]}}} == Tətbiqi == Vanadium IV xlorid üzvi sintezdə xlorlaşdırıcı maddə kimi istifadə olunur. == İstinadlar == Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 58 Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд. Химия, 1971. Т. 2.

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. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1.

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. B i 2 O 3 + 2 C l 2 → 2 B i O C l + C l 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+2Cl_{2}\rightarrow 2BiOCl+Cl_{2}O}}} Molekulyar hidrogen metala qədər reduksiya edir.(240-270℃) B i 2 O 3 + 3 H 2 → 2 B i + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+3H_{2}\rightarrow 2Bi+3H_{2}O}}} Peroksidlərlə qarşılıqlı təsirdən bismutatlar əmələ gətirir. (450-600℃) 2 B i 2 O 3 + 2 N a 2 O 2 + O 2 → 4 N a B i O 3 {\displaystyle {\mathsf {2Bi_{2}O_{3}+2Na_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow 4NaBiO_{3}}}} (400-500℃) B i 2 O 3 + 2 N a 2 O 2 + 2 N a O H → 2 N a 3 B i O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+2Na_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow 2Na_{3}BiO_{4}+H_{2}O}}} == Ədəbiyyat == Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др..

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. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1.

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. B i 2 O 3 + 2 C l 2 → 2 B i O C l + C l 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+2Cl_{2}\rightarrow 2BiOCl+Cl_{2}O}}} Molekulyar hidrogen metala qədər reduksiya edir.(240-270℃) B i 2 O 3 + 3 H 2 → 2 B i + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+3H_{2}\rightarrow 2Bi+3H_{2}O}}} Peroksidlərlə qarşılıqlı təsirdən bismutatlar əmələ gətirir. (450-600℃) 2 B i 2 O 3 + 2 N a 2 O 2 + O 2 → 4 N a B i O 3 {\displaystyle {\mathsf {2Bi_{2}O_{3}+2Na_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow 4NaBiO_{3}}}} (400-500℃) B i 2 O 3 + 2 N a 2 O 2 + 2 N a O H → 2 N a 3 B i O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Bi_{2}O_{3}+2Na_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow 2Na_{3}BiO_{4}+H_{2}O}}} == Ədəbiyyat == Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др..

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..

Dəmir (II) oksidi - dəmir (II) və oksigenin mürəkkəb qeyri-üzvi birləşməsidir. Təbiətdə vüstit mineralı kimi mövcuddur. == Fiziki xassələri == Dəmir (II) oksid – qara rəngdə bərk birləşmədir. Yalnız yüksək temperaturda sabit vəziyyətdə olur. == Alınması == 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↑ == Kimyəvi xassələri == 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 == Tətbiqi == Keramika və mineral boyaların tərkib hissəsi kimi istifadə olunur. E172 nömrəsi altında qida rəngi kimi qida sənayesində geniş istifadə olunur. == Toksikliyi == 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. == Mənbə == Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник.

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 == Alınması == 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. == 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.

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.

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..

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 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}}} == 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.