Гидроксид таллия(I)

Гидроксид таллия​(I)​
Общие
Систематическое наименование	Гидроксид таллия
Традиционные названия	Гидроокись таллия
Хим. формула	TlOH
Физические свойства
Состояние	жёлтые кристаллы
Молярная масса	221,39 г/моль
Плотность	7,44 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	разл. 125 °C
Мол. теплоёмк.	47,3 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-238,9 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	25,4 (0°C) 34,3 (18°C) 40,3 (30°C) 49,5 (40°C) 79,6 (65°C) 126,1 (90°C) 149 (100°C)
• в этаноле	растворим
Классификация
Рег. номер CAS	12026-06-1
PubChem	160963
Рег. номер EINECS	234-708-8
SMILES	[Tl+].[OH-]
InChI	InChI=1S/H2O.Tl/h1H2;/q;+1/p-1 QGYXCSSUHCHXHB-UHFFFAOYSA-M
ChemSpider	141413
Безопасность
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 1 ALK
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Гидроксид таллия — неорганическое соединение, гидроксид металла таллия с формулой TlOH, жёлтые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Относят к щелочам. Очень ядовит, как и все растворимые в воде соединения таллия, проявляет сильные основные свойства, несмотря на то что таллий относится не к щелочным, не к щелочноземельным, а к постпереходным металлам.

Получение

• Растворение закиси таллия в воде:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2TlOH}}}$

• Обменными реакциями:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}SO_{4}+Ba(OH)_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2TlOH+BaSO_{4}\downarrow }}}$

• Взаимодействие оксида таллия(3) с пероксидом водорода:

${\displaystyle {\ce {2Tl2O3 + 2H2O2 -> 4TlOH + 3O2 ^}}}$

Физические свойства

Гидроксид таллия образует жёлтые кристаллы моноклинной сингонии, параметры ячейки a = 2,120 нм, b = 0,6240 нм, c = 0,5950 нм, β = 91,65°, Z = 16.

Хорошо растворяется в воде, образует щелочной раствор. Таллий — единственный металл, не относящийся к щелочным и щелочноземельным, гидроксид которого обладает аналогичными свойствами сильного основания.

Химические свойства

• В воде диссоциирует подобно гидроксидам щелочных металлов (за исключением сильноосновных растворов):

${\displaystyle {\ce {TlOH <=> Tl^+ + OH^-}}}$

• При нагревании разлагается:

${\displaystyle {\mathsf {2TlOH\ {\xrightarrow {>125^{o}C}}\ Tl_{2}O+H_{2}O}}}$

• Реагирует с кислотами:

${\displaystyle {\mathsf {TlOH+HCl\ {\xrightarrow {}}\ TlCl\downarrow +H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {TlOH+HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ TlNO_{3}+H_{2}O}}}$

• При нагревании окисляется кислородом:

${\displaystyle {\mathsf {2TlOH+O_{2}\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ Tl_{2}O_{3}+H_{2}O}}}$

• Из воздуха поглощает углекислый газ:

${\displaystyle {\mathsf {TlOH+CO_{2}\ {\xrightarrow {}}\ TlHCO_{3}\downarrow }}}$

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

Эта страница в последний раз была отредактирована 10 сентября 2023 в 09:45.