Oxid germaničitý
| Oxid germaničitý | |
|---|---|
 | |
| Obecné | |
| Systematický název | Oxid germaničitý |
| Anglický název | Germanium dioxide |
| Německý název | Germanium(IV)-oxid |
| Sumární vzorec | GeO2 |
| Vzhled | bílý prášek nebo bezbarvé krystaly |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 1310-53-8 |
| PubChem | 14796 |
| SMILES | O=[Ge]=O |
| Číslo RTECS | LY5240000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 104,59 g/mol |
| Teplota tání | 1 086 °C (α) 1 117 °C (β) |
| Teplota změny krystalové modifikace | 1 049 °C (α → β) |
| Hustota | 6,239 g/cm3 (α, 15 °C) 4,228 g/cm3 (β) |
| Index lomu | nD= 1,650 (β) |
| Rozpustnost ve vodě | modifikace α nerozpustná modifikace β 0,447 g/100 ml (25 °C) 1,07 g/100 ml (100 °C) |
| Rozpustnost v polárních rozpouštědlech | silné kyseliny (α i β) silné zásady (α i β) |
| Struktura | |
| Krystalová struktura | čtverečná (α) šesterečná (β) |
| Hrana krystalové mřížky | α-modifikace a= 439,63 pm c= 286,26 pm β-modifikace a= 498,7 pm c= 565,2 pm |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | −580,2 kJ/mol (α) −551,3 kJ/mol (β) −537,5 kJ/mol (amorfní) |
| Entalpie tání ΔHt | 420,3 J/g (α) 201,7 J/g (β) |
| Standardní molární entropie S° | 39,7 JK−1mol−1 (α) 55,3 JK−1mol−1 (β) |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | −521,6 kJ/mol (α) −497,3 kJ/mol (β) |
| Izobarické měrné teplo cp | 0,480 JK−1g−1 (α) 0,498 JK−1g−1 (β) |
| Bezpečnost | |
 GHS07  GHS08 Varování[1] | |
| R-věty | R22 |
| S-věty | žádné nejsou |
Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
Oxid germaničitý je oxidem germania, které v něm má oxidační číslo IV. Je to anhydrid kyseliny germaničité.
Použití
[editovat | editovat zdroj]Je používán při výrobě optického skla a v katodách.[2] Pro užití jako polovodič v tranzistorech a diodách musí mít čistotu 99,999 %.[3]
Struktura
[editovat | editovat zdroj]Stavba molekulové mřížky se velmi podobá SiO2 a vyskytuje se zejména ve struktuře podobné křemenu. Díky většímu atomovému poloměru může tvořit strukturní buňky nejen s uspořádáním GeO4 (tetraedrické) podobným křemeni, ale také GeO5 (triagonálně bipyramidální) a GeO6 (oktaedrické).[4]
Více o těchto uspořádáních se můžete dozvědět v článku hybridizace.
Reakce
[editovat | editovat zdroj]V koncentrované HCl se rozpouští za vzniku [GeCl6]−2 . Se zásadami tvoří germaničitany. V příslušných reakcích tvoří germaničité analogy křemičitanů.
Reference
[editovat | editovat zdroj]- ↑ a b Germanium dioxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ STELLMAN, Jeanne Mager. Encyclopaedia of Occupational Health and Safety: Chemical, industries and occupations. [s.l.]: International Labour Organization, 1998. Dostupné online. ISBN 978-9-22109-816-4. (anglicky)
- ↑ KREBS, Robert E. The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. [s.l.]: Greenwood Publishing Group, 2006. Dostupné online. ISBN 978-0-31333-438-2. S. 200. (anglicky)
- ↑ HOUSECROFT, Catherine; SHARPE, Alan. Anorganická chemie. 1. vyd. Praha: VŠCHT, 2014. 1119 s. ISBN 978-0273-74275-3. S. 458.
Literatura
[editovat | editovat zdroj]- Anorganická chemie, Catherine E. Housecroft a Alan G. Sharpe, vydala: VŠCHT Praha, 2014 ISBN 978-0-273-74275-3
- VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
