Germanium(IV)oxid

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 28 oktober 2019; kontroller kräver 16 redigeringar .

germaniumdioxid

Allmän
Systematiskt namn	Germaniumoxid (IV).
Förkortningar	ACC10380, G-15
Traditionella namn	germaniumdioxid, germaniumdioxid
Chem. formel	Geo 2
Råtta. formel	Geo 2
Fysikaliska egenskaper
stat	vitt pulver, färglösa kristaller
Molar massa	104,61 g/ mol
Densitet	4,228 g/cm³
Termiska egenskaper
Temperatur
• smältning	1116 [1]
• kokande	1200 [1] °C
Optiska egenskaper
Brytningsindex	1.7
Klassificering
Reg. CAS-nummer	1310-53-8
PubChem	14796
Reg. EINECS-nummer	215-180-8
LEDER	O=[Ge]=O
InChI	InChI=1S/GeO2/c2-1-3YBMRDBCBODYGJE-UHFFFAOYSA-N
RTECS	LY5240000
ChemSpider	14112
Säkerhet
Giftighet	låg
Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Germanium(IV)-oxid ( germaniumdioxid , germaniumdioxid ) är en binär oorganisk kemisk förening av germanium med syre , är en amfoter oxid . Kemisk formel för GeO 2 .

Struktur

Former av germaniumdioxid påminner mycket om kiseldioxid . De finns i form av två kristallina modifikationer och den tredje - amorf:

Hexagonal β -GeO 2 har samma struktur som α - kvarts , germanium har koordinationstalet 4, rymdgrupp P3 1 21 eller P3 2 21, enhetscellparametrar: a = 0,4972 nm, c = 0,5648 nm, Z = 3, d20 = 4,70 g/cm³.
Tetragonal α -GeO 2 (mineralform - argutit ( eng. argutit )) har en struktur av typen SnO 2 , germanium har ett koordinationsnummer på 6, enhetscellparametrar: a \u003d 0,4395 nm, c \u003d 0,2860 nm, d 20 \u003d 6,24 g/cm³. Under högt tryck omvandlas den till en rombisk form , strukturen av CaCl 2 -typen . [2] .
Amorf GeO 2 liknar kvartsglas , det löser sig i vatten. ( a = 0,4987 nm, c = 0,5652 nm; består av lätt förvrängda tetraedrar med en germaniumatom i mitten) [3] .

Tetragonal germaniumdioxid vid 1033 °C omvandlas till en hexagonal form. ΔHa → p = 21,6 kJ/ mol .

Vissa egenskaper hos germaniumdioxid

Index	Kristallmodifiering _		Glasig GeO 2
Index	α	β	Glasig GeO 2
T. pl. , °C	1086	1115	—
Densitet , g/cm³	6,277	4,28	3,667
TCLE , K −1	5,36⋅10 −5 (298–698 K)	9,5⋅10 −6 (298–798 K)	7,5⋅10 −6 (298–698 K)
AH pl . kJ/ mol	21.1	17.6	—
S° 298 , J/(mol K)	39,71	55,27	69,77
C ° p , J / (mol K)	50,17	52,09	53
AH arr . kJ/ mol	-580,15	-554,71	-539,00

Får

Germaniumdioxid erhålls genom hydrolys av GeCl 4 följt av torkning och kalcinering av fällningen vid 900 °C. I detta fall bildas vanligtvis en blandning av amorf och hexagonal GeO 2 :

{\mathsf {GeCl_{4}+H_{2}O\longrightarrow {\mathit {m}}GeO_{2}\cdot {\mathit {n}}H_{2}O+4HCl\uparrow {\ xhögerpil {900~^{\circ }{\text{C))))GeO_{2}+H_{2}O\uparrow ))

Vid temperaturer över 700 °C erhålls germaniumdioxid genom att oxidera germanium:

{\mathsf {Ge+O_{2}{\xrightarrow {>700~^{\circ }{\text{C))))GeO_{2))}.

Hydrolys av germanium(IV)sulfid i kokande vatten :

{\mathsf {GeS_{2}+2H_{2}O{\xrightarrow {100~^{\circ }{\text{C))))GeO_{2}\downarrow +2H_{2}S\ uppåtpil }}.

Genom att lösa germanium i utspädd salpetersyra :

{\mathsf {Ge+4HNO_{3}\longrightarrow GeO_{2}\downarrow +4NO_{2}\uparrow +2H_{2}O)).

Oxidation av germanium(II)sulfid med koncentrerad het salpetersyra :

{\mathsf {GeS+10HNO_{3}\longrightarrow GeO_{2}\downarrow +H_{2}SO_{4}+10NO_{2}\uparrow +4H_{2}O)).

Hydrolys eller oxidation av germanoväte :

{\mathsf {GeH_{4}+2H_{2}O{\xrightarrow {~T~}}GeO_{2}\downarrow +4H_{2}\uparrow )),

{\mathsf {GeH_{4}+2O_{2}{\xrightarrow {200~^{\circ }{\text{C))))GeO_{2}+2H_{2}O)).

Destruktion av germanat med utspädd salpetersyra :

{\mathsf {Na_{2}GeO_{3}+2HNO_{3}\longrightarrow GeO_{2}\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O)).

Kemiska egenskaper

α -GeO 2 och amorf GeO 2 är kemiskt mer passiva, så de kemiska egenskaperna beskrivs vanligtvis för β -GeO 2 .

Uppvärmning av germaniumdioxid vid en temperatur av 1000 °C ger germaniumoxid (GeO) [3] :

{\mathsf {2GeO_{2}\rightleftarrows 2GeO+O_{2}}}.

Reduceras av väte och kol till metalliskt germanium vid upphettning:

{\mathsf {GeO_{2}+2H_{2}{\xrightarrow {600~^{\circ }{\text{C))))Ge+2H_{2}O)),

{\mathsf {GeO_{2}+C{\xrightarrow {500{-}600~^{\circ }{\text{C))))Ge+CO_{2))}.

Germaniumdioxid löses i vatten och bildar den svaga metagermansyran :

{\mathsf {GeO_{2}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}GeO_{3))}.

{\mathsf {H_{2}GeO_{3}+H_{2}O\rightleftarrows HGeO_{3}^{-}+H_{3}O^{+}}};\quad pK=8{ ,}73,

{\mathsf {HGeO_{3}^{+}+H_{2}O\rightleftarrows GeO_{3}^{2+}+H_{3}O^{+}}};\quad pK=12 {,}72.

Det löser sig i alkalier, bildar salter av metagermansyra med utspädda och ortogermansyra med koncentrerade:

{\mathsf {GeO_{2}+2NaOH{\xrightarrow {<20\,\%}}Na_{2}GeO_{3}+H_{2}O)),

{\mathsf {GeO_{2}+2NaOH+2H_{2}O{\xrightarrow {>20\,\%}}Na_{2}[Ge(OH)_{6}]}}.

Mörkgrå germaniumnitrid (Ge 3 N 4 ) kan erhållas genom inverkan av NH 3 på metalliskt germanium (eller GeO 2 ) vid 700 °C [4] :

{\mathsf {4NH_{3}+3GeO_{2}{\xrightarrow {700~^{\circ }{\text{C))))Ge_{3}N_{4}+6H_{2}O }}.

Reagerar med vätehalogenider :

{\mathsf {GeO_{2}+4HCl{\xrightarrow {450~^{\circ }{\text{C))))GeCl_{4}+2H_{2}O)).

När den värms upp förstör den salter av svagare syror med bildandet av germanater :

{\mathsf {GeO_{2}+Na_{2}CO_{3}{\xrightarrow {1200~^{\circ }{\text{C))))Na_{2}GeO_{3}+CO_ {2}}}.

Med oxider av alkalimetaller, beroende på deras kvantitet, bildar olika germanater:

{\mathsf {GeO_{2}+{\mathit {x}}~Na_{2}O{\xrightarrow {1000~^{\circ }{\text{C))))Na_{2}GeO_ {3},Na_{6}GeO_{5},Na_{4}GeO_{4}}}.

Applikation

Germaniumdioxid är en mellanprodukt vid framställning av rent germanium och dess föreningar.

Germaniumdioxid har ett brytningsindex på ~1,7, vilket gör att den kan användas som ett optiskt material för vidvinkelobjektiv och i optiska mikroskopobjektiv . Transparent i det infraröda området av spektrumet.

En blandning av kiseldioxid och germaniumdioxid används som material för optiska fibrer [5] . Genom att ändra förhållandet mellan komponenterna kan du exakt kontrollera ljusets brytning. Germaniumdioxid gör det möjligt att ersätta titandioxid som dopningsmedel, vilket eliminerar behovet av efterföljande värmebehandling, vilket gör fibern spröd [6] .

Germaniumdioxid används också som katalysator vid framställning av polyetentereftalharts [ 7] .

Det används som råmaterial för produktion av vissa fosforer och halvledarmaterial .

Inom histokemi används det för att detektera flervärda alkoholer. Metoden är baserad på germansyrans förmåga att bilda komplexa föreningar med flervärda alkoholer ( glycerol , mannitol , glukos , etc.). När ofixade sektioner behandlas med koldioxid i ett alkaliskt medium bildas germaniumkomplex som avslöjar 2,3,7-trihydroxi-9-fenylfluorenon-6. [åtta]

Toxicitet

Germaniumdioxid har låg toxicitet , men är ett nefrotoxin vid högre doser . Germaniumdioxid används i vissa kosttillskott [9] .

Anteckningar

↑ 1 2 De viktigaste föreningarna av germanium (otillgänglig länk) . Hämtad 16 april 2010. Arkiverad från originalet 2 april 2007. (obestämd)
↑ Strukturell utveckling av germaniumdioxid av rutiltyp och CaCl 2 - typ vid högt tryck, J. Haines, JM Léger, C. Chateau, AS Pereira, Physics and Chemistry of Minerals, 27, 8, (2000), 575-582, doi : 10.1007/s002690000092 .
↑ 1 2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1997), Chemistry of the Elements (2:a upplagan), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9 .
↑ Kemi, element i det periodiska systemet (otillgänglig länk) dokument 12, sidan 17. Tillträdesdatum: 14 maj 2010. Arkiverad 27 augusti 2005. (ryska)
↑ Robert D. Brown, Jr. GERMANIUM . US Geological Survey. Hämtad 16 april 2010. Arkiverad från originalet 22 augusti 2011. (obestämd)
↑ Kapitel III: Optisk fiber för kommunikation (länk inte tillgänglig) . Hämtad 16 april 2010. Arkiverad från originalet 15 juni 2006. (obestämd)
↑ Thiele, Ulrich K. Den nuvarande statusen för katalys och katalysatorutveckling för den industriella processen för poly(etylentereftalat) polykondensation // International Journal of Polymeric Materials: tidskrift. - 2001. - Vol. 50 , nej. 3 . - S. 387 - 394 . - doi : 10.1080/00914030108035115 .
↑ Freshtat D.M. Reagens och preparat för mikroskopi. Handbok / ansvarig = red. L.N. Laricheva. - Moskva: Kemi, 1980. - S. 98. - 480 sid. — ISBN UDC 54-4:578.6(031).
↑ Tao, S.H.; Bolger, P. M. Hazard Assessment of Germanium Supplements // Regulatory Toxicology and Pharmacology : journal. - 1997. - Juni ( vol. 25 , nr 3 ). - S. 211-219 . doi : 10.1006 / rtph.1997.1098 .

Länkar

Germaniumdioxid på webbplatsen [www.xumuk.ru/encyklopedia/987.html XuMuK.ru]

Ordböcker och uppslagsverk	Britannica (online)

Germaniumföreningsklasser germaniumföreningar

oxider
H2O _ _
Li 2 O LiCoO 2 Li 3 PaO 4 Li 5 PuO 6 Ba 2 LiNpO 6 LiAlO 2 Li 3 NpO 4 Li 2 NpO 4 Li 5 NpO 6 LiNbO 3	BeO											B2O3 _ _ _	C 3 O 2 C 12 O 9 CO C 12 O 12 C 4 O 6 CO 2	N 2 O NO N 2 O 3 N 4 O 6 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5	O	F
Na 2 O NaPaO 3 NaAlO 2 Na 2 PtO 3	MgO											AlO Al 2 O 3 NaAlO 2 LiAlO 2 AlO(OH)	SiO SiO 2	P 4 O P 4 O 2 P 2 O 3 P 4 O 8 P 2 O 5	S 2 O SO SO 2 SO 3	Cl 2 O ClO 2 Cl 2 O 6 Cl 2 O 7
K 2 O K 2 PtO 3 KPaO 3	CaO Ca 3 OSiO 4 CaTiO 3	Sc2O3 _ _ _	TiO Ti 2 O 3 TiO 2 TiOSO 4 CaTiO 3 BaTiO 3	VO V 2 O 3 V 3 O 5 VO 2 V 2 O 5	FeCr 2 O 4 CrO Cr 2 O 3 CrO 2 CrO 3 MgCr 2 O 4	MnO Mn 3 O 4 Mn 2 O 3 MnO(OH) Mn 5 O 8 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7	FeCr 2 O 4 FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3	CoFe 2 O 4 CoO Co 3 O 4 CoO(OH) Co 2 O 3 CoO 2	NiO NiFe 2 O 4 Ni 3 O 4 NiO(OH) Ni 2 O 3	Cu 2 O CuO CuFe 2 O 4 Cu 2 O 3 CuO 2	ZnO	Ga 2 O Ga 2 O 3	GeO GeO 2	As 2 O 3 As 2 O 4 As 2 O 5	SeOCl 2 SeOBr 2 SeO 2 Se 2 O 5 SeO 3	Br 2 O Br 2 O 3 BrO 2
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO ( OH ) 2ZrO2ZrOS Zr2O3Cl2 _ _ _ _ _	NbO Nb 2 O 3 NbO 2 Nb 2 O 5 Nb 2 O 3 (SO 4 ) 2 LiNbO 3	Mo 2 O 3 Mo 4 O 11 MoO 2 Mo 2 O 5 MoO 3	TcO 2 Tc 2 O 7	Ru 2 O 3 RuO 2 Ru 2 O 5 RuO 4	RhO Rh 2 O 3 RhO 2	PdO Pd 2 O 3 PdO 2	Ag2O Ag2O2 _ _ _ _ _	Cd2O CdO _ _	I 2 O InO I 2 O 3	SnO SnO 2	Sb 2 O 3 Sb 2 O 4 Hg 2 Sb 2 O 7 Sb 2 O 5	TeO 2 TeO 3	I 2 O 4 I 4 O 9 I 2 O 5
Cs 2 O Cs 2 ReCl 5 O	BaO BaPaO 3 BaTiO 3 BaPtO 3		HfO(OH ) 2 HfO2	Ta 2 O TaO TaO 2 Ta 2 O 5	WO 2 Br 2 WO 2 WO 2 Cl 2 WOBr 4 WOF 4 WOCl 4 WO 3	Re 2 O ReO Re 2 O 3 ReO 2 Re 2 O 5 ReO 3 Re 2 O 7	OsO Os 2 O 3 OsO 2 OsO 4	Ir2O3 IrO2 _ _ _ _	PtO Pt 3 O 4 Pt 2 O 3 PtO 2 K 2 PtO 3 Na 2 PtO 3 PtO 3	Au 2 O AuO Au 2 O 3	Hg 2 O HgO (Hg 3 O 2 )SO 4 Hg 2 O (CN) 2 Hg 2 Sb 2 O 7 Hg 3 O 2 Cl 2 Hg 5 O 4 Cl 2	Tl 2 O Tl 2 O 3	Pb 2 O PbO Pb 3 O 4 Pb 2 O 3 PbO 2	BiO Bi 2 O 3 Bi 2 O 4 Bi 2 O 5	PoO PoO 2 PoO 3	På
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La 2 O 2 S La 2 O 3	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd2O2S Nd2O3NdHO _ _ _ _ _ _ _ _	Pm 2 O 3	SmO Sm 2 O 3	EuO Eu 3 O 4 Eu 2 O 3 EuO(OH) Eu 2 O 2 S	Gd 2 O 3	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb 2 O 3	Lu 2 O 2 S Lu 2 O 3 LuO(OH)
		Ac2O3 _ _ _	UO 2 UO 3 U 3 O 8	PaO PaO 2 Pa 2 O 5 PaOS	THO 2	NpO NpO 2 Np 2 O 5 Np 3 O 8 NpO 3	PuO Pu 2 O 3 PuO 2 PuO 3 PuO 2 F 2	AmO 2	Cm2O3 CmO2 _ _ _ _	Bk2O3 _ _ _	Jfr 2O 3 _	Es	fm	md	Nej	lr