Оксид олова II
| Оксид олова II | |
|---|---|
 | |
| Систематическое наименование | оксид оловаII |
| Традиционные названия | монооксид олова; олово окись II, олово закись, олово одноокись |
| Хим. формула | SnO |
| Состояние | чёрный порошок |
| Молярная масса | 134.71 г/моль |
| Плотность | 6.45 г/см³ |
| Температура | |
| • плавления | (при 80 кПа) 1080 °C |
| • кипения | 1425 °C |
| • разложения | 1976 ± 1 °F [1] |
| • вспышки | негорюч °C |
| Мол. теплоёмк. | 47,8 Дж/(моль·К) |
| Теплопроводность | 47,8 Вт/(м·K) |
| Энтальпия | |
| • образования | -285,98 кДж/моль |
| Давление пара | 0 ± 1 мм рт.ст. [1] |
| Растворимость | |
| • в воде | нерастворим |
| Кристаллическая структура | тетрагональная |
| Рег. номер CAS | 21651-19-4 |
| PubChem | 88989 |
| Рег. номер EINECS | 244-499-5 |
| SMILES | |
| RTECS | XQ3700000 |
| ChemSpider | 80298 |
| Токсичность | при вдыхании вызывает кашель |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Оксид олова II — неорганическое бинарное химическое соединение олова и кислорода, химическая формула SnO, черно-синие кристаллы (по другим данным коричневато-чёрные).
Содержание
Физические свойства
Темно-синие (почти чёрные) кристаллы, тетрагональная сингония, структура типа РbО (а = 0,3802 нм, с = 0,4837 нм, Z = 2, пространственная группа P42/nmm). При давлении выше 90 ГПа (900 тыс. атм) переходит в ромбическую модификацию (а = 0,382 нм, b = 0,361 нм, с = 0,430 нм, Z = 2, пространственная группа Рm2n).
Оксид олова является полупроводником, тип проводимости которого зависит от примесей и способа получения.
Получение
Оксид олова получают осторожным разложением в инертной атмосфере гидроокиси олова:
Из диоксида олова:
SnO2 + Sn → 1000oC 2 SnO
В лабораторных условиях оксид олова часто получают осторожным нагревом оксалата олова(II) в инертной атмосфере:
С помощью твёрдотельной реакции из хлорида олова II:
Химические свойства
Оксид олова II устойчив на воздухе, амфотерен с преобладанием основных свойств. Мало растворим в воде и разбавленных растворах щелочей. Растворяется в разбавленных кислотах:
и концентрированных кислотах:
Он также растворяется в сильных кислотах, давая ионные комплексы, например Sn(OH2)3 2+ или Sn(OH)(OH2) 2+ , также в менее кислотных растворах — Sn3(OH)4 2+ .
Растворяется в концентрированных растворах щелочей и их расплавах:
SnO + NaOH + H2O ⇄ 20oC Na[Sn(OH)3] SnO + 2 NaOH → 400oC Na2SnO2 + H2O
Также известны другие безводные оловосодержащие соединения, например, K2Sn2O3, K2SnO2.
Диспропорционирует при нагревании:
2 SnO → 400oC SnO2 + Sn
Окисляется кислородом воздуха:
Восстанавливается до металлического олова водородом, углеродом, кремнием, бором и парами этилового спирта:
Sn и O могут образовывать соединения нестехиометрического состава.
Применение
Оксид олова II в подавляющем большинстве случаев используется в качестве исходного продукта в производстве других, как правило, двухвалентных, соединений олова. Может применяться также в качестве восстановителя и в создании рубинового стекла. В незначительных количествах используется в качестве этерификаторного катализатора.
Оксид церия III с оксидом олова II используется в осветительных приборах как люминофор.
Источник
Химические свойства амфотерных оксидов
Перед изучением этого раздела рекомендую изучить следующие темы:
Химические свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных, и кислотных. От основных отличаются только тем, что могут взаимодействовать с растворами и расплавами щелочей и с расплавами основных оксидов, которым соответствуют щелочи.
1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами.
При этом амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами и их оксидами.
Например , оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой, оксидом серы (VI), но не взаимодействует с углекислым газом и кремниевой кислотой:
амфотерный оксид + кислота = соль + вода
амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
2. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.
Оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды — нерастворимые.
амфотерный оксид + вода ≠
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами.
При этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса — в растворе или расплаве.
В растворе образуются комплексные соли, в расплаве — обычные соли.
Формулы комплексных гидроксосолей составляем по схеме:
- Сначала записываем центральный атом-комплекообразователь (это, как правило, амфотерный металл).
- Затем дописываем к центральному атому лиганды — гидроксогруппы. Число лигандов в 2 раза больше степени окисления центрального атома (исключение — комплекс алюминия, у него, как правило, 4 лиганда-гидроксогруппы).
- Заключаем центральный атом и его лиганды в квадратные скобки, рассчитываем суммарный заряд комплексного иона.
- Дописываем необходимое количество внешних ионов. В случае гидроксокомплексов это — ионы основного металла.
Основные продукты взаимодействия соединений амфотерных металлов со щелочами сведем в таблицу.
| Металлы | В расплаве щелочи | В растворе щелочи |
| Соль состава X2YO2 * . Например: Na2ZnO2 | Комплексная соль состава Х2[Y(OH)4] * . Например: Na2[Zn(OH)4] | |
| Степень окисле-ния +3 (Al, Cr, Fe) | Соль состава XYO2 (мета-форма) или X3YO3 (орто-форма). Например: NaAlO2 или Na3AlO3 | Na3[Al(OH)6] или Na[Al(OH)4 Комплексная соль состава Х3[Y(OH)6] * или реже Х[Y(OH)4]. Например: Na[Al(OH)4] |
* здесь Х — щелочной металл, Y — амфотерный металл.
Исключение — железо не образует гидроксокомплексы в растворе щелочи!
Например :
амфотерный оксид + щелочь (расплав) = соль + вода
амфотерный оксид + щелочь (раствор) = комплексная соль
4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами.
При этом взаимодействие возможно только с основными оксидами, которым соответствуют щелочи и только в расплаве. В растворе основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
амфотерный оксид + основный оксид = соль + вода
5. Окислительные и восстановительные свойства.
Амфотерные оксиды способны выступать и как окислители, и как восстановители и подчиняются тем же закономерностям, что и основные оксиды. Окислительно-восстановительные свойства амфотерных оксидов подробно рассмотрены в статье про основные оксиды.
6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.
При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.
Например , твердый оксид алюминия Al2O3 вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната натрия при сплавлении:
Источник
Оксид олова II
| Оксид олова II | |
|---|---|
| |
| Систематическое наименование | оксид оловаII |
| Традиционные названия | монооксид олова; олово окись II, олово закись, олово одноокись |
| Хим. формула | SnO |
| Состояние | чёрный порошок |
| Молярная масса | 134.71 г/моль |
| Плотность | 6.45 г/см³ |
| Температура | |
| • плавления | (при 80 кПа) 1080 °C |
| • кипения | 1425 °C |
| • разложения | 1976 ± 1 °F [1] |
| • вспышки | негорюч °C |
| Мол. теплоёмк. | 47,8 Дж/(моль·К) |
| Теплопроводность | 47,8 Вт/(м·K) |
| Энтальпия | |
| • образования | -285,98 кДж/моль |
| Давление пара | 0 ± 1 мм рт.ст. [1] |
| Растворимость | |
| • в воде | нерастворим |
| Кристаллическая структура | тетрагональная |
| Рег. номер CAS | 21651-19-4 |
| PubChem | 88989 |
| Рег. номер EINECS | 244-499-5 |
| SMILES | |
| RTECS | XQ3700000 |
| ChemSpider | 80298 |
| Токсичность | при вдыхании вызывает кашель |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Оксид олова II — неорганическое бинарное химическое соединение олова и кислорода, химическая формула SnO, черно-синие кристаллы (по другим данным коричневато-чёрные).
Содержание
Физические свойства
Темно-синие (почти чёрные) кристаллы, тетрагональная сингония, структура типа РbО (а = 0,3802 нм, с = 0,4837 нм, Z = 2, пространственная группа P42/nmm). При давлении выше 90 ГПа (900 тыс. атм) переходит в ромбическую модификацию (а = 0,382 нм, b = 0,361 нм, с = 0,430 нм, Z = 2, пространственная группа Рm2n).
Оксид олова является полупроводником, тип проводимости которого зависит от примесей и способа получения.
Получение
Оксид олова получают осторожным разложением в инертной атмосфере гидроокиси олова:
Из диоксида олова:
SnO2 + Sn → 1000oC 2 SnO
В лабораторных условиях оксид олова часто получают осторожным нагревом оксалата олова(II) в инертной атмосфере:
С помощью твёрдотельной реакции из хлорида олова II:
Химические свойства
Оксид олова II устойчив на воздухе, амфотерен с преобладанием основных свойств. Мало растворим в воде и разбавленных растворах щелочей. Растворяется в разбавленных кислотах:
и концентрированных кислотах:
Он также растворяется в сильных кислотах, давая ионные комплексы, например Sn(OH2)3 2+ или Sn(OH)(OH2) 2+ , также в менее кислотных растворах — Sn3(OH)4 2+ .
Растворяется в концентрированных растворах щелочей и их расплавах:
SnO + NaOH + H2O ⇄ 20oC Na[Sn(OH)3] SnO + 2 NaOH → 400oC Na2SnO2 + H2O
Также известны другие безводные оловосодержащие соединения, например, K2Sn2O3, K2SnO2.
Диспропорционирует при нагревании:
2 SnO → 400oC SnO2 + Sn
Окисляется кислородом воздуха:
Восстанавливается до металлического олова водородом, углеродом, кремнием, бором и парами этилового спирта:
Sn и O могут образовывать соединения нестехиометрического состава.
Применение
Оксид олова II в подавляющем большинстве случаев используется в качестве исходного продукта в производстве других, как правило, двухвалентных, соединений олова. Может применяться также в качестве восстановителя и в создании рубинового стекла. В незначительных количествах используется в качестве этерификаторного катализатора.
Оксид церия III с оксидом олова II используется в осветительных приборах как люминофор.
Источник
