Оксид эрбия(III)

Оксид эрбия​(III)​
__ Er^3+      __ O^2−
Общие
Систематическое наименование	Оксид эрбия​(III)​
Традиционные названия	Окись эрбия
Хим. формула	Er2O3
Физические свойства
Состояние	светло-розовые кристаллы
Молярная масса	382,52 г/моль
Плотность	8,64[1]
Термические свойства
Температура
• плавления	2380 °C
• размягчения	3290 °C
Мол. теплоёмк.	108,5 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−1897,86 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	0,00049[1]
Классификация
Рег. номер CAS	12061-16-4
PubChem	159426
Рег. номер EINECS	235-045-7
SMILES	[Er+3].[Er+3].[O-2].[O-2].[O-2]
InChI	InChI=1S/2Er.3O/q2*+3;3*-2 ZXGIFJXRQHZCGJ-UHFFFAOYSA-N
RTECS	KD9250000
ChemSpider	4298039
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Оксид эрбия(III) (триоксид эрбия, окись эрбия) — бинарное неорганическое соединение эрбия и кислорода. Представляет собой светло-розовые кристаллы, плохо растворимые в воде.

Получение

• Разложение на воздухе нитрата, сульфата, хромата или других солей эрбия(III) на воздухе при температуре 800—1000 °C[2]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}(SO_{4})_{3}\ \xrightarrow {800-1000^{o}C} \ Er_{2}O_{3}+3SO_{3}\uparrow }}}$

• Сгорание металлического эрбия на воздухе при температуре 300 °C[3]:

${\displaystyle {\mathsf {4Er+3O_{2}\ \xrightarrow {300^{o}C} \ 2Er_{2}O_{3}}}}$

Физические свойства

Оксид эрбия(III) образует кристаллы двух модификаций:

• Кристаллы кубической сингонии. Параметр ячейки a = 1,0547 нм. Пространственная группа ${\displaystyle Ia3}$, число формульных единиц в ячейке равно 16.
• Кристаллы моноклинной сингонии. Параметр ячейки a = 1,387 нм, b = 0,347 нм, c = 0,8555 нм, угол β = 100,17°. Пространственная группа ${\displaystyle C2/m}$, число формульных единиц в ячейке равно 6.

Температура полиморфного перехода из кубической модификации в моноклинную составляет 1020 °C при давлении 3 МПа[2].

Стандартная энтропия образования оксида эрбия(III) составляет 154,3 Дж/(моль·К), энтальпия образования равна −1897,86 кДж/моль[2]. В воде практически нерастворим, хорошо растворяется в минеральных кислотах. Гигроскопичен, поглощает из воздуха воду и углекислый газ[4].

Химические свойства

• С газообразным фтороводородом при температуре 500 °C и с бифторидом аммония при 250—300 °C образует трифторид[5]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+6HF\ \xrightarrow {500^{o}C} \ 2ErF_{3}+3H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+6NH_{4}HF_{2}\ \xrightarrow {250-300^{o}C} \ 2ErF_{3}+6NH_{4}F+3H_{2}O}}}$

• Со смесью хлора и тетрахлорметана при температуре выше 200 °C или с хлором в присутствии углерода образует трихлорид[2][6]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+3Cl_{2}+3C\ \xrightarrow {t} \ 2ErCl_{3}+3CO\uparrow }}}$

• С водой реагирует, образуя гидроксид[4]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+3H_{2}O\ \xrightarrow {} \ 2Er(OH)_{3}}}}$

• При повышенной температуре с сероуглеродом образует сульфид эрбия(III):

${\displaystyle {\mathsf {2Er_{2}O_{3}+3CS_{2}\ \xrightarrow {t} \ 2Er_{2}S_{3}+3CO_{2}\uparrow }}}$

• Спеканием с сульфидом эрбия(III) получают оксосульфид[7]:

${\displaystyle {\mathsf {2Er_{2}O_{3}+Er_{2}S_{3}\ \xrightarrow {t} \ 3Er_{2}O_{2}S}}}$

• Проявляет основные свойства. К примеру, растворяется в растворах кислот с образованием ионов [Er(H₂O)₉]^3+[4].

• Может быть восстановлен до металлического эрбия кальцием при температуре выше 800 °C[5]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+3Ca\ \xrightarrow {>800^{o}C} \ 2Er+3CaO}}}$

• При восстановлении углеродом в атмосфере азота образует нитрид[8]:

${\displaystyle {\mathsf {Er_{2}O_{3}+3C+N_{2}\ \xrightarrow {1000^{o}C} \ 2ErN+3CO\uparrow }}}$

Применение

Оксид эрбия(III) — компонент спец. керамик, люминофоров, лазерных стёкол[2]. Его добавляют в шихту для придания стёклам розовой окраски, а также в искусственные поделочные ювелирные камни, к примеру фианиты, для той же цели[5].

Является одним из исходных веществ для получения комплексных соединений эрбия, так как его триоксид способен взаимодействовать с различными лигандами[9].

Примечания

1. Никольский и др., 1971, с. 260-261.
2. Кнунянц и др., 1998, с. 487.
3. Лидин, 2000, с. 333.
4. Гринвуд и др., 2008, с. 557.
5. Третьяков, 2007, с. 316-317.
6. Третьяков, 2007, с. 321.
7. Третьяков, 2007, с. 323.
8. Третьяков, 2007, с. 325.
9. Кнунянц и др., 1998, с. 488.

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Гринвуд Н.Н., Эрншо А. Химия элементов. — М.: Бином, 2008. — Т. 2. — 666 с. — ISBN 978-5-9963-1732-5.
• Химические свойства неорганических веществ / под ред. Р.А. Лидина. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007. — Т. 3, кн. 2. — 400 с. — ISBN 5-7695-2533-9.