Гидрид олова тип связи

Гидрид олова

Станнан

Общие
Систематическое
наименование
станнан
Традиционные названия станнометан, тетрагидрид олова, моностаннан
Хим. формула SnH 4 <\displaystyle <\ce >>
Физические свойства
Состояние тяжёлый бесцветный газ
Молярная масса 122,742 г/моль
Плотность 0,0054 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления −146 °C
• кипения −51,8 °C
• разложения 20 °C
Мол. теплоёмк. 49 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования 162,8 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS 2406-52-2
PubChem 123161
SMILES

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Станна́н (тетрагидри́д о́лова, гидри́д олова(IV), оловя́нистый водоро́д, моностанна́н, станномета́н) — бинарное неорганическое химическое соединение олова и водорода. Химическая формула SnH 4 <\displaystyle <\ce >> . Чрезвычайно ядовит.

Как и другие высшие гидриды элементов четвёртой группы (силан SiH 4 <\displaystyle <\ce >> , герман GeH 4 <\displaystyle <\ce >> , плюмбан PbH 4 <\displaystyle <\ce >> ), является аналогом метана CH 4 <\displaystyle <\ce >> . Одновалентный радикал − SnH 3 <\displaystyle <\ce <-SnH3>>> называется станнил.

Содержание

Химические свойства

Очень нестоек. Нацело разлагается водой. На воздухе самовоспламеняется:

2 H2O + SnO2>>>»> SnH 4 + 2 O 2 ⟶ 2 H 2 O + SnO 2 <\displaystyle <\ce 2 H2O + SnO2>>> 2 H2O + SnO2>>>»/> .

Не проявляет кислотных или щелочных свойств.

При взаимодействии с галогенами с взрывом очень большой мощности все атомы водорода замещаются на галоген.

Станнан термодинамически неустойчив, при нормальных условиях постепенно разлагается с образованием оловянного зеркала:

Sn + 2 H2>>>»> SnH 4 ⟶ Sn + 2 H 2 <\displaystyle <\ce Sn + 2 H2>>> Sn + 2 H2>>>»/> .

Самопроизвольный распад связан с тем, что олово — продукт реакции распада — является её катализатором, то есть реакция распада станнометана (и других гидридов олова) является автокаталитической. При температуре выше +160 °C разлагается со взрывом. Примесь небольшого количества газообразного кислорода (

10 %) стабилизирует станнан, и его можно хранить при комнатной температуре. Разложение ускоряется при контакте с резиной, а также с шероховатыми, металлическими или покрытыми жиром поверхностями.

Физические свойства

При нормальных условиях станнан является бесцветным тяжёлым газом (плотность 5,4 г/л). Температура кипения −51,8 °C, температура плавления −146 °C. Энергия связи Sn—H равна 297 кДж/моль, длина связи 170 пм. Теплота образования равна −163 кДж/моль.

Получение

Получается по реакции станнидов с кислотами:

SnH4 ^ + 2MgCl2>>>»> Mg 2 Sn + 4 HCl ⟶ SnH 4 ↑ + 2 MgCl 2 <\displaystyle <\ce SnH4 ^ + 2MgCl2>>> SnH4 ^ + 2MgCl2>>>»/> .

При взаимодействии солей олова с активными металлами в кислой среде:

3 MgCl2 + SnH4 ^>>>»> SnCl 2 + 3 Mg + 4 HCl ⟶ 3 MgCl 2 + SnH 4 ↑ <\displaystyle <\ce 3 MgCl2 + SnH4 ^>>> 3 MgCl2 + SnH4 ^>>>»/> .

SnH4 ^ + LiCl + AlCl3>>>»> SnCl 4 + LiAlH 4 ⟶ SnH 4 ↑ + LiCl + AlCl 3 <\displaystyle <\ce SnH4 ^ + LiCl + AlCl3>>> SnH4 ^ + LiCl + AlCl3>>>»/> .

Станнан образуется также при восстановлении солей олова цинком в соляной кислоте. В некоторых из перечисленных реакций образуется также водород, от которого станнан может быть отделён охлаждением до температуры конденсации.

Станнан может образовываться при реакции металлического олова с органическими кислотами. С этим связаны тяжёлые отравления консервированными продуктами, долго хранившимися в лужёных банках.

Применение

Почти не применяется, малоиспользуем ввиду своих свойств. Добавляется в сварочный состав в сверхнизких количествах.

Используется как промежуточное сырье при получении оловосодержащих полимеров и других оловоорганических веществ.

Биологическое воздействие

Сильнейший яд, сравним по токсичности с арсином (мышьяковистым водородом).

Источник

Оловоорганическая химия — Organotin chemistry

Оловоорганические соединения или винилстаннаны являются химическими соединениями на основе олова с углеводородными заместителями. Химия оловоорганических соединений является частью более широкой области металлоорганической химии . Первым оловоорганическим соединением был дииодид диэтилолова ((C 2 H 5 ) 2 SnI 2 ), открытый Эдвардом Франкландом в 1849 году. Этот район быстро рос в 1900-х годах, особенно после открытия реактивов Гриньяра , которые используются для производства Sn- Связи C. Область по-прежнему богата множеством применений в промышленности и продолжающейся деятельностью в исследовательской лаборатории.

СОДЕРЖАНИЕ

Состав

Оловоорганические соединения обычно классифицируют по степени окисления. Соединения олова (IV) гораздо более распространены и полезны.

Органические производные олова (IV)

Тетраорганопроизводные всегда являются тетраэдрическими. Соединения типа SnRR’R»R » ‘были разделены на индивидуальные энантиомеры.

Оловоорганические галогениды

Оловоорганические хлориды имеют формулу R 4− n SnCl n для значений n до 3. Бромиды, йодиды и фториды также известны, но менее важны. Эти соединения известны многими R-группами. Они всегда четырехгранные. Три- и дигалогениды образуют аддукты с хорошими основаниями Льюиса, такими как пиридин . Фториды имеют тенденцию к объединению, так что дифторид диметилолова образует пластинчатые полимеры. Галогениды ди- и особенно триорганотина, например хлорид трибутилолова , проявляют токсичность, приближающуюся к токсичности цианистого водорода .

Оловоорганические гидриды

Гидриды олова олова имеют формулу R 4− n SnH n для значений от n до 4. Родительский член этого ряда, станнан (SnH 4 ), представляет собой нестабильный бесцветный газ. Стабильность коррелирует с количеством органических заместителей. Гидрид трибутилолова используется в качестве источника гидридного радикала в некоторых органических реакциях.

Оксиды и гидроксиды оловаорганического происхождения

Оксиды и гидроксиды оловаорганического происхождения являются обычными продуктами гидролиза галогенидов олова. В отличие от соответствующих производных кремния и германия, оксиды и гидроксиды олова часто принимают структуры с пента- и даже гексакоординированными центрами олова, особенно для диоргано- и моноорганопроизводных. Группа Sn-O-Sn называется станноксаном . Структурно простейшими из оксидов и гидроксидов являются производные триорганотина. Коммерчески важным гидроксидом триорганотина является акарицид цигексатин (также называемый пликтраном), ( C 6 H 11 ) 3 SnOH. Такие гидроксиды триорганотина существуют в равновесии с дистанноксанами:

Имея только два органических заместителя на каждом центре Sn, оксиды и гидроксиды диорганотина имеют более сложную структуру, чем триорганопроизводные. Простые геминальные диолы (R 2 Sn (OH) 2 ) и мономерные станнаноны (R 2 Sn = O) неизвестны. Оксиды диорганотина (R 2 SnO) представляют собой полимеры, за исключением случаев, когда органические заместители очень объемные, в этом случае циклические тримеры или, в случае димеров R = CH (SiMe 3 ) 2 , с кольцами Sn 3 O 3 и Sn 2 O 2. . Дистанноксаны существуют в виде димеров димеров с формулой [R 2 SnX] 2 O 2, в которой группы X (например, хлорид, гидроксид, карбоксилат) могут быть концевыми или мостиковыми (см. Таблицу). Гидролиз тригалогенидов моноорганотина может привести к образованию станнановой кислоты RSnO2H. Что касается оксидов / гидроксидов диорганотина, разновидности моноорганотина образуют структурно сложные комплексы из-за возникновения дегидратации / гидратации, агрегации. Иллюстративным является гидролиз трихлорида бутилолова с образованием [(BuSn) 12 O 14 (OH) 6 ] 2+ .

Идеализированная структура тримерного оксида диорганотина.

Источник

Соединения олова

5.1 Соединения олова -4 [4]

Гидрид олова – станнан SnН4 – бесцветный ядовитый газ, термодинамически неустойчив, при нормальных условиях постепенно разлагается с образованием оловянного зеркала: SnH4 → 2Н2 + Sn

Аналитическая реакция SnH4 + O2 → SnO2 + 2H2O + Q (васильковый цвет) [5]

5.2 Соединения олова +2

· SnO – черного цвета, мало растворим в воде. Амфотерен с преобладанием основных свойств.

· Диспропорционируют при нагревании:

· Растворим в концентрированных и разбавленных кислотах:

· Растворим в концентрированных растворах щелочей и их расплавах:

· Окисляются кислородом воздуха:

· Sn(OH)2 – белый студенистый осадок, плохо растворим в воде. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:

· При нагревании легко теряет воду:

Sn 2+ + H2O ↔ SnOH + + H +

· Определение Sn 2+ или Bi 3+ :

5.3 Соединения олова +4

Оксид олова (IV) белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении. [6, с. 278 — 280]

Гидроксид олова (IV) амфотерен, но кислотные свойства у него преобладают, реагирует как с концентрированными кислотами, так и с щелочами:

SnCl2 – белый порошок, плавится, кипит без разложения. (как сильный восстановитель)

· Обесцвечивание раствора перманганата калия H + среда:

· Обесцвечивание бромной воды:

SnCl2 + H2O ↔ HCl + SnOHCl [6, с. 292]

SnCl4 – галоген – ангидрид, тяжелая бесцветная жидкость, при взаимодействии с H2O – гидролиз. [4]

Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:

SnCl4 – кислота Льюиса. Как катализатор в органической химии.

SnS – тёмные кристаллы, хороший восстановитель.

E°Sn 4+ /Sn 2+ = +0, 15 В

Сульфид олова (II) не растворяется в сульфидах щелочных металлов и аммония, но полисульфиды аммония и щелочных металлов растворяют его с образованием тиостаннатов: [7, с. 361]

SnS2 – желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим.

5.6 Оловянные кислоты [8]

α – оловянная кислота H2SnO3•x H2O при хранении превращается в β – оловянную кислоту, а после в SnO2

· Реакция с кислотой:

· Реакция с щелочью:

Получение α – оловянной кислоты:

β – оловянная кислота H2SnO3 плохо растворяется в кислотах и щелочах. Не растворяется в воде.

· Реакция с концентрированной щелочью:

Получение β – оловянной кислоты:

· Получают растворением металлического олова в горячей концентрированной азотной кислоте с последующим разбавлением продуктов реакции большим количеством холодной воды:

· Осаждение раствора хлорида олова (IV) аммиаком:

5.7 Координационные соединения [4]

Разлагается при нагревании:

Реакция с щелочами:

Реакция с концентрированными щелочами:

Реакция с сероводородом:

Получение комплексных соединений:

· Растворение олова в царской водке:5

· Растворение хлорида олова в концентрированной соляной кислоте:

Источник

Химические свойства олова и его соединений

Физические и химические свойства и электронное строение атома олова и его соединений с водородом, галогеном, серой, азотом, углеродом и кислородом. Оксиды и гидроксиды олова. Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимические свойства металла.

Рубрика Химия
Вид курсовая работа
Язык русский
Дата добавления 06.07.2015

«МАТИ»- Российский Государственный Технологический Университет

Кафедра «Общей химии, физики и химии композиционных металлов»

Тема: Химические свойства олова и его соединений

1. Нахождение в природе

3. Физические свойства

4. Электронное строение атома.

5. Соединения данного хими ческого элемент с неметаллами.

5.6 С кислородом

6. Оксиды и гидроксиды данного химического элемента.

7. Комплексные соединения

8. Окислительно-восстановительные процессы

9. Электрохимические свойства металла.

Список используемой литературы.

1. Нахождение в природе

Олово — характерный элемент верхней части земной коры, его содержание в литосфере 2,5·10 -4 % по массе, в кислых изверженных породах 3·10 -4 %, а в более глубоких основных 1,5·10 -4 %; еще меньше Олова в мантии. Концентрирование Олова связано как с магматическими процессами (известны «оловоносные граниты», пегматиты, обогащенные Оловом), так и с гидротермальными процессами; из 24 известных минералов Олова 23 образовались при высоких температурах и давлениях. Главное промышленное значение имеет касситерит SnO2, меньшее — станнин Cu2FeSnS4. В биосфере олово мигрирует слабо, в морской воде его лишь 3·10 -7 % ; известны водные растения с повышенным содержанием олова. Однако общая тенденция геохимии олова в биосфере — рассеяние.

Кристаллы касситерита, чаще всего коричневые с разной густотой окраски — миниатюрные четырехгранные призмы с венчающими их пирамидами, имеют алмазный блеск и пусть не алмазную, но достаточно высокую прочность: острая грань его кристаллов царапает не только стекло, но и лезвие бритвы (твердость 6-7 по шкале Мооса). Минерал обычно не магнитен, имеет значительный удельный вес (6,3-7,2). Существует в природе и скрытокристаллическая, волокнистая, форма этого минерала — ‘деревянистое олово’. Она образуется в зоне окисления (воздействия грунтовых и метеорных вод) руд, содержащих станнин — минерал, в котором олово находится в соединении с железом, медью и серой (Cu2FeSnS4). В рудах минералы олова редко присутствуют без попутчиков — минеральных форм других элементов. Кроме того, сами минералы олова содержат элементы-примеси, коммерческая стоимость которых иногда выше, чем стоимость самого олова. На этих признаках, в основном, построена принятая в нашей стране классификация оловянных месторождений.

Промышленное получение Олова целесообразно, если содержание его в россыпях 0,01% , в рудах 0,1%; обычно же десятые и единицы процентов. Олову в рудах часто сопутствуют W, Zr, Cs, Rb, редкоземельные элементы, Та, Nb и другие ценные металлы. Первичное сырье обогащают: россыпи — преимущественно гравитацией, руды — также флотогравитацией или флотацией.

Концентраты, содержащие 50-70% Олова, обжигают для удаления серы, очищают от железа действием НCl. Если же присутствуют примеси вольфрамита (Fe,Mn)WO4 и шеелита CaWO4, концентрат обрабатывают НCl; образовавшуюся WO3·H2O извлекают с помощью NH4OH. Плавкой концентратов с углем в электрических или пламенных печах получают черновое Олово (94-98% Sn), содержащее примеси Cu, Pb, Fe, As, Sb, Bi. При выпуске из печей черновое Олово фильтруют при температуре 500-600 °С через кокс или центрифугируют, отделяя этим основную массу железа. Остаток Fe и Cu удаляют вмешиванием в жидкий металл элементарной серы; примеси всплывают в виде твердых сульфидов, которые снимают с поверхности Олова. От мышьяка и сурьмы Олово рафинируют аналогично — вмешиванием алюминия, от свинца — с помощью SnCl2. Иногда Bi и Рb испаряют в вакууме. Электролитическое рафинирование и зонную перекристаллизацию применяют сравнительно редко для получения особо чистого Олова. Около 50% всего производимого Олова составляет вторичный металл; его получают из отходов белой жести, лома и различных сплавов.

3. Физические свойства

олово соединение гидроксид металл

Олово — мягкий серебристо-белый пластичный металл (может быть прокатан в очень тонкую фольгу — станиоль) с невысокой температурой плавления (легко выплавляется из руд), но высокой температурой кипения. Олово имеет две аллотропные модификации: a-Sn (серое олово) с гранецентрированной кубической кристаллической решеткой и b-Sn (обычное белое олово) с объемно-центрированной тетрагональной кристаллической решеткой. Фазовый переход b ® a ускоряется при низких температурах (-30° С) и в присутствии зародышей кристаллов серого олова; известны случаи, когда оловянные изделия на морозе рассыпались в серый порошок («оловянная чума»), но это превращение даже при очень низких температурах резко тормозится наличием мельчайших примесей и поэтому редко встречается, представляя скорее научный, чем практический интерес.

Простое вещество олово полиморфно. В обычных условиях оно существует в виде b-модификации ( белое олово), устойчивой выше 13,2°C. Белое олово — это серебристо-белый, мягкий, пластичный металл, обладающий тетрагональной элементарной ячейкой, параметры a=0.5831, c=0.3181 нм. Координационное окружение каждого атома олова в нем — октаэдр. Плотность b-Sn 7,29 г/см 3 . Температура плавления 231,9°C, температура кипения 2270°C. Олово — относительно мягкий металл, используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами.

4. Электронное строение атома

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 4F 0 5S 2 5P 2

Sn — олово. Порядковый номер 50, 5 период, IV группа, главная (А) подгруппа.

Порядковый номер олова — 50, а относительная атомная масса Аr=119 (округленное значение). Соответственно, заряд ядра его атома +50 (число протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно N=Аr-Z=69. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме олова, тоже равно 50.

Валентные подуровни в электронной формуле данного химического элемента — 5S и 5P: 5S 2 5P 2 . Олово относится к P-элементам, т. к. у этого элемента в последнюю очередь заполняется пятый электронный слой, 5P-подуровень.

Возможность “эффекта провала электронов”:

Так как 4D-подуровень заполнен электронами полностью, то “эффект провала электронов” не наблюдаетс

Наборы квантовых чисел для всех валентных электронов:

Олово — металл, т.к. его атомы отдают электроны, превращаясь в положительные ионы. Т. к. олово расположено вблизи диагонали бор — астат, он обладает двойственными свойствами: в одних соединениях ведет себя как металл, в других — как неметалл (амфотерные оксиды и гидроксиды).

Так как атомы олово содержат на внешнем слое 4 электрона, они могут отдавать их, приобретая при этом степень окисления +4 (проявлять восстановительные свойства). Также олово может принимать степень окисления +2.

В соответствии с правилом Гунда суммарное спиновое число s должно быть максимальным. Расположим 2 электрона на P-атомной орбитали

= +1/2 — 1/2 = 0 = +1/2 +1/2 = 1

Так как во втором варианте s=max, то два электрона располагаются на P-атомной орбитали в таком положении, как во втором варианте.

Согласно принципу наименьшей энергии электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. В одном и том же уровне энергия подуровней возрастает:Es Sn*

K=2 K=*4 SP 3 q 4 -гибридизация

Атом олова в возбужденном состоянии имеет ковалентность, равную 4.

С водородом олово образует гидрид SnH4;с галогенами соединения типа SnX2 и SnX4. Соединения типа SnX2 обусловлены наличием у олова неподеленной пары электронов. Соединения типа SnX4 иSnH4 имеют SP 3 q 4 -гибридизацию и имеют форму тетраэдра.

5. Соединения данного химического элемент с неметаллами

С водородом олово непосредственно не взаимодействует. Известен гидрид SnH4. Sn(H)

С галогенами олово дает соединения состава SnX2 и SnX4. Первые солеобразны и в растворах дают ионы Sn 2+ , вторые (кроме SnF4) гидролизуются водой, но растворимы в неполярных органических жидкостях.

Первые солеобразны и в растворах дают ионы Sn2+, вторые (кроме SnF4) гидролизуются водой, но растворимы в неполярных органических жидкостях. Взаимодействием олова с сухим хлором (Sn + 2Cl2 = SnCl4) получают тетрахлорид SnCl4; это бесцветная жидкость, хорошо растворяющая серу, фосфор, иод.

Реакция с фтором протекает при обычной температуре чрезвычайно медленно, при 100 0 С очень бурно, с появлением пламени. С хлором и бромом взаимодействует при обычной температуре, с иодом — при слабом нагревании. При нагревании олово энергично реагирует с халькогенами и фосфором. SnS, SnS2, Sn2S3, Sn3S4

С серой Олово дает нерастворимые в воде и разбавленных кислотах сульфиды: коричневый SnS и золотисто-желтый SnS2

C азотом олово не реагирует. Известен нитрид Sn3N4, который уже при 360 0 С распадается на элементы. Sn(N)

C углеродом олово также непосредственно не взаимодействует. Sn( С)

5.6 С кислородом

Кислородом воздуха олово окисляется выше 150 0 С, образуя SnO2. Это соединение встречается в виде руды. Sn(O)

При комнатной температуре олово устойчиво к воздействию воздуха (или воды). Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C, образуя SnO2 :

Это соединение встречается в виде руды. Кислород воздуха пассивирует Олово, оставляя на его поверхности пленку SnO2. Химически оксид (IV) SnO2 очень устойчив, а оксид (II) SnO быстро окисляется, его получают косвенным путем. SnO2 проявляет преимущественно кислотные свойства, SnO — основные.

6. Оксиды и гидроксиды данного химического элемента

Определим свойства оксидов олова. Олово в соединениях проявляет две степени окисления: +2 и +4. Олово имеет промежуточную степень окисления +4, поэтому его соединения носят амфотерный характер. ЭОокс.Sn=1.96(по Полингу)

2, следовательно, оксиды носят амфотерный характер. в) Олово находится вблизи диагонали бор — астат, значит, может быть как окислителем, так и восстановителем. Химические свойства ряда оксидов в периоде изменяются так: основные оксидыамфотерные оксидыкислотные оксиды. Так как олово может быть и окислителем, и восстановителем, то образует амфотерные оксиды.

Оксиду олова(IV) +4 SnO2 соответствуют кислоты H4SnO4(орто-форма) и H2SnO3(мета-форма) и основания Sn(OH)4 и SnO(OH)2 . Оксиду олова(II) +2 SnO соответствует кислота H2SnO2 и основание Sn(OH)2.

Взаимодействуя с сильными кислотами, амфотерные гидроксиды и оксиды проявляют основные свойства:

Взаимодействуя со щелочами — сильными основаниями, амфотерные гидроксиды и оксиды проявляют кислотные свойства:

Пространственная структура системы “олово-фтор”:

SP 3 q 4 -гибридизация

Оксид олова (IV) SnO2. Встречается в природе в виде минерала касситерита. Белый аморфный порошок (плотность равна 7,036 г/см 3 [2]) или бесцветные кристаллы с решеткой типа рутила (tпл=1630 о С, плотность равна 6,95 г/см 3 [2]). Устойчив к действию воздуха или воды. Мало растворим в воде, кислотах и щелочах. Восстанавливается до металлического олова водородом, монооксидом углерода, парами спирта, магнием, алюминием. Получают сжиганием олова на воздухе или в кислороде или прокаливанием на воздухе сульфида олова (II). Применяют в производстве эмалей и для получения прозрачных и матовых стекол.

52,30Дж/моль . K [3].

1)оксид двухвалентного олова (коричневый оксид) (SnO). В воде не растворяется. В зависимости от способа получения может представлять собой серые или черные кристаллы или оливково-коричневый порошок голубоватого, красноватого или зеленоватого оттенка. Этот оксид амфотерный, и из него получают станниты товарной позиции 2841. Используется в органическом синтезе как восстановитель или катализатор;

2)оксид четырехвалентного олова (оловянный ангидрид, диоксид) (SnO2) представляет собой не растворимый в воде порошок белого (белое олово) или серого цвета (оловянная зола). Белый оксид используется в керамической или стекольной промышленности как глушитель, серый порошок используется для полировки металлов, зеркал и т.д., а также для получения стеклующихся соединений.

Этот оксид иногда известен под названием «полировальный порошок», однако этот термин означает также смеси этого оксида с оксидом свинца, который включается в товарную позицию 3824. Диоксид олова является амфотерным соединением и служит для получения станнатов (товарная позиция 2841);

Гидроксид олова (II) Sn(OH)2. Осаждается в виде гелевидного белого осадка из растворов солей олова (II), обработанных гидроксидом аммония, щелочами или карбонатами щелочных металлов. Мало растворим в воде. Проявляет амфотерный характер.

1)оловянная кислота, или гидроксид четырехвалентного олова (Sn(OH)4). Получается действием гидроксидов щелочных металлов на соль четырехвалентного олова. Белый порошок, превращающийся в метаоловянную кислоту;

2)метаоловянная кислота. Получается из оловянной кислоты; представляет собой не растворимый в воде порошок. Используется как глушитель в производстве керамики и как абразив в стекольной промышленности. Эти оловянные кислоты образуют станнаты товарной позиции.

7. Комплексные соединения

Тетрагалогениды SnX4 образуют комплексные соединения с Н2О, NH3, оксидами азота, РСl5, спиртами, эфирами и многими органическими соединениями. С галогеноводородными кислотами галогениды Олова дают комплексные кислоты, устойчивые в растворах, например H2SnCl4 и H2SnCl6. При разбавлении водой или нейтрализации растворы простых или комплексных хлоридов гидролизуются, давая белые осадки Sn(OH)2 или Н2SnО3·nН2О. С серой Олово дает нерастворимые в воде и разбавленных кислотах сульфиды: коричневый SnS и золотисто-желтый SnS2.

Олово входит в состав комплексных солей в качестве составляющей аниона или катиона.

а) Sn в составе аниона.

NaF+2SnF2= + Na[ 2+ Sn2F5 — ] — фторостаннат натрия

акцептор — олово Sn

комплексообразователь (К) — олово Sn

лиганды (Л) — фтор F

координационное число n равно 5

б) Sn в составе катиона.

При взаимодействии с соединениями, являющимися сильными акцепторами фтора, SnF2 может образовывать комплексные фториды, входя в состав катиона. В качестве противоиона здесь выступает, как правило, однозарядный анион. По данным рентгеноструктурных исследований катионные фторидные частицы являются полимерными. Подобные соединения образуются с BF3, ZrF4, AsF5, SbF3, SbF5. величина изомерного сдвига свидетельствует, что они содержат катионы (SnF)n n + или (SnnF2n-1) + :

акцептор — олово Sn

комплексообразователь(К) — олово Sn

лиганды(Л) — фтор F

координационное число n равно 3

Олово в составе катиона основания и в составе аниона кислоты носит слабый характер, т. к. Кдисс. -2 . Рассмотрим 2 реакции: а) гидролиз по катиону, где олово входит в состав катиона слабого основания, и б) гидролиз по аниону, где олово входит в состав аниона слабой кислоты.

Ионное уравнение гидролиза по I стадии:

Молекулярное уравнение гидролиза по I стадии:

Так как в результате гидролиза в растворе появляются свободные ионы H + , то pH + *aq+(SnO2) -2 *aq

Ионное уравнение гидролиза по I стадии:

Молекулярное уравнение гидролиза по I стадии:

Так как в результате гидролиза в растворе появляются свободные ионы OH — , то pH>7(щелочная среда).

Рассчитаем pH среды для соли Sn(NO3)2 с C, равной 0.1 моль/л. Соль образованы слабым основанием и сильной кислотой, следовательно гидролиз по катиону, pH должна быть -10

pH=-1/2lg=-1/2lg(0.000925*10 -4 )=3.5

Гидролиз соли можно усилить, если:

1) добавить воды(уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор (при этом усиливается эндотермическая реакция воды: H2O H + +OH—57кДж, следовательно увеличивается количество ионов H + и OH — , которые необходимы для осуществления гидролиза соли);

8 . Окислительно-восстановительные процессы

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные (электродные) потенциалы (ц 0 ). Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его окислительные свойства, а чем меньше алгебраическое значение окислительно-восстановительного потенциала атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

9 . Электрохимические свойства металла

При охлаждении, например, при морозе на улице, белое олово переходит в a-модификацию ( серое олово). Серое олово имеет структуру алмаза (кубическая кристаллическая решетка с параметром а = 0,6491 нм). В сером олове координационный полиэдр каждого атома — тетраэдр, координационное число 4. Фазовый переход b-Sn a-Sn сопровождается увеличением удельного объема на 25,6%, что приводит к рассыпанию олова в порошок. В старые времена наблюдавшееся во время сильных холодов рассыпание оловянных изделий называли «оловянной чумой». В результате этой «чумы» пуговицы на обмундировании солдат, их пряжки, кружки, ложки рассыпались, и армия могла потерять боеспособность.

Кристаллическая решетка обычного в-Sn (белого Олово) тетрагональная с периодами а = 5,813Е, с = 3,176Е; плотность 7,29 г/см 3 . При температурах ниже 13,2 °С устойчиво б-Sn (серое Олово) кубической структуры типа алмаза; плотность 5,85 г/см 3 . Переход в->б сопровождается превращением металла в порошок. tпл 231 ,9 °С, tкип 2270 °С. Температурный коэффициент линейного расширения 23·10 -6 (0-100 °С); удельная теплоемкость (0°С) 0,225 кдж/(кг·К), то есть 0,0536 кал/(г·°С); теплопроводность (0°С) 65,8 вт/(м·К.), то есть 0,157 кал/(см·сек·°С); удельное электрическое сопротивление (20 °С) 0,115·10 -6 ом·м, то есть 11,5·10 -6 ом·см.

Предел прочности при растяжении 16,6 Мн/м 2 (1,7 кгс/мм 2 ); относительное удлинение 80-90%; твердость по Бринеллю 38,3-41,2 Мн/м 2 (3,9-4,2 кгс/мм 2 ). При изгибании прутков олова слышен характерный хруст от взаимного трения кристаллитов.

Чистое олово обладает низкой механической прочностью при комнатной температуре (можно согнуть оловянную палочку, при этом слышится характерный треск, обусловленный трением отдельных кристаллов друг о друга) и поэтому редко используется. Однако оно легко образует сплавы с большинством других черных и цветных металлов. Оловосодержащие сплавы обладают прекрасными антифрикционными свойствами в присутствии смазки, поэтому широко используются как материал подшипников.

Для измерения величины стандартного электродного потенциала металлического электрода, данный электрод соединяют с водородным электродом проводником первого рода. При замыкании электрической цепи вследствие разности электродных потенциалов начнется движение электронов от электрода с меньшим потенциалом (обладающие избытком электронов) к электроду с большим потенциалом (обладающим меньшим количеством электронов).

Каждый электрод является окислительно-восстановительной системой, величина характеризует суммарную окислительно-восстановительную активность данной электродной системы в стандартных условиях. Так как , то red активнее ox

Термодинамический расчет стандартных величин:

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. Гальванический элемент состоит из катода и анода. Одним из электродов в нашем случае будет электрод кадмия, другим электродом будет инертный угольный электрод.

Запишем схему электрода.

Гальванический элемент состоит из пластины, опущенной в раствор соли, поскольку РН 2 равно 1,75 В. Это значит, что кислород данной реакции выделятся не будет и на аноде возможны только две электрохимические реакции:

Как видно из значений электродных потенциалов на аноде будет происходить реакция окисления олова: , потенциал которой будет ниже, чем потенциал восстановления NO3. Мы будем иметь дело с рафинированием олова.

Рассмотрим электродные процессы на катоде. Материал катода — уголь или графит, катод инертен и не будет брать участия в электрохимических процессах. На катоде также возможны несколько реакций, рассмотрим их. РН среды равно 4. На графите при температуре 20єС перенапряжение выделения водорода при плотности тока 1 А/см 2 равно 1,2 В, а при плотности тока 1 мА/см 2 всего лишь 0,6 В. За уравнением Нернста мы можем вычислить значение потенциала перенапряжения водорода при РН=4. потенциал водородного электрода находится в линейной зависимости от РН среды.

при РН=4 мы получим перенапряжение равное:

При плотности тока равной 1 А/см 2 перенапряжение равно: а при плотности тока 1 мА/см 2 .

Перенапряжением восстановления ионов олова на графитовом электроде можно пренебречь, поскольку оно довольно мало по значению. Из полученных расчетов видно что при малых плотностях тока на графитовом электроде возможны две конкурирующие реакции:

При плотности тока на катоде будет выделятся водород по уравнению , поскольку потенциал восстановления водорода будет равен , что больше потенциала восстановления олова . При плотности тока будут происходить конкурирующие реакции:

При этих условиях потенциал восстановления водорода равен около . При плотности тока равной 1 А/см 2 перенапряжение равно: , при этих условиях мы можем вести выделение кадмия из раствора по уравнению: . Тогда водород на электродах выделяться не будет.

При проведении электролиза надо учитывать повешение температуры, при повышении температуры на 1єС перенапряжение уменьшается на 2 — 3 мВ. Оно также зависит от вида поверхности электрода и от наличия некоторых органических добавок в электролите.

Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Главные промышленные применения олова — в белой жести (лужёное железо) для изготовления тары пищевых продуктов, в припоях для электроники, в домовых трубопроводах, в подшипниковых сплавах и в покрытиях из олова и его сплавов. Важнейший сплав олова — бронза (с медью). Другой известный сплав — пьютер — используется для изготовления посуды. В последнее время возрождается интерес к использованию металла, поскольку он наиболее «экологичен» среди тяжёлых цветных металлов. Используется для создания сверхпроводящих проводов на основе интерметаллического соединения Nb3Sn.

Цены на металлическое олово в 2006 году составили в среднем 12—18 долл/кг, двуокись олова высокой чистоты около 25 долл/кг, монокристаллическое олово особой чистоты около 210 долл/кг.

Интерметаллические соединения олова и циркония обладают высокими температурами плавления (до 2000 °C) и стойкостью к окислению при нагревании на воздухе и имеют ряд областей применения.

Олово является важнейшим легирующим компонентом при получении конструкционных сплавов титана.

Двуокись олова — очень эффективный абразивный материал, применяемый при «доводке» поверхности оптического стекла.

Смесь солей олова — «жёлтая композиция» — ранее использовалась как краситель для шерсти.

Олово применяется также в химических источниках тока в качестве анодного материала, например: марганцево-оловянный элемент, окисно-ртутно-оловянный элемент. Перспективно использование олова в свинцово-оловянном аккумуляторе; так, например, при равном напряжении со свинцовым аккумулятором свинцово-оловянный аккумулятор обладает в 2,5 раза большей емкостью и в 5 раз большей энергоплотностью на единицу объёма, внутреннее сопротивление его значительно ниже.

Список используемой литературы

1. Мартыненко Л.И, Спицын В.Н — Неорганическая химия,1994

2. Глинка Н. Л. Общая химия. — Л.: Химия, 1988.

3. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. — М.: Химия, 1964.

4. Физическая химия. Практическое и теоретическое руководство. Под ред. Б. П. Никольского, Л.: Химия, 1987.

5. Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. В 2 т. Пер с англ. М.: Мир, 1979

Подобные документы

Электронное строение и степени окисления олова. Нахождение элемента в природе и способ получения. Химические и физические свойства металла и его соединений. Оловянные кислоты. Влияние олова на здоровье человека. Область применения металла и его сплавов.

курсовая работа [60,6 K], добавлен 24.05.2015

Оксиды, кислоты, основания, амфотерность, соли. Оксиды в трех агрегатных состояниях: в твердом, жидком и газообразном. Химические свойства кислот. Соляная кислота и хлороводород. Амфотерные оксиды и гидроксиды. Химические свойства солей.

шпаргалка [73,6 K], добавлен 11.09.2003

Рассмотрение положения железа в периодической системе Менделеева. Изучение нахождения в природе; роль в жизнедеятельности разных организмов. Физические и химические свойства металла; строение атома. Оксиды и гидроксиды, основные качественные реакции.

презентация [4,3 M], добавлен 09.03.2014

История и свойства олова. Происхождение названия титана, его аллотропические модификации, химические и физические свойства. Основные характеристики, позволяющие использовать данный металл. Применение титана и его сплавов в отраслях промышленности.

реферат [32,0 K], добавлен 27.05.2014

Каталитическое ацилирование алкинов в присутствии соединений меди. Основные методы анализа и идентификации синтезированных соединений. Очистка исходных веществ и растворителей. Взаимодействие тетраалкинилидов олова с хлорангидридами карбоновых кислот.

дипломная работа [474,8 K], добавлен 09.10.2013

Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014

Классификация и закономерности протекания химических реакций. Переходы между классами неорганических веществ. Основные классы бинарных соединений. Оксиды, их классификация и химические свойства. Соли, их классификация, номенклатура и химические свойства.

лекция [316,0 K], добавлен 18.10.2013

Физические и химические свойства йода. Важнейшие соединения йода, их свойства и применение. Физиологическое значение йода и его солей. Заболевания, связанные с его нехваткой. Применение йода в качестве антисептика, антимикробные свойства его соединений.

реферат [26,7 K], добавлен 26.10.2009

Материаловедение. Свинец: в химической промышленности, электротехнике, транспорте, медицине и культуре. Олово: свойства и применение, месторождения. Производство олова. Олово в сплавах. Соединения с неметаллами. Оловоорганика. Изотопы. Дефицит олова.

реферат [170,8 K], добавлен 22.01.2008

Строение атома кремния, его основные химические и физические свойства. Распространение силикатов и кремнезема в природе, использование кристаллов кварца в промышленности. Методы получения чистого и особо чистого кремния для полупроводниковой техники.

реферат [243,5 K], добавлен 25.12.2014

Источник

Читайте также:  H 3176 st37 дуб галифакс олово