Гидроксид олова 2 с гидроксидом натрия

Гидроксид натрия олова

Гидроксиды обычно получают вследствие воздействия щелочей на растворы различных соединений олова. По своим физическим свойствам это аморфные вещества белого цвета.

Двухвалентный гидроксид олова (II) по своей химической природе амфотерное соединение. Оно легко вступает в реакции с кислотами и щелочами, растворяясь в них.

Получение гидроксостанитов из гидроокиси олова и гидроксида натрия

Вследствие реакции между гидроокисью олова и NaOH получают гидроксостанниты – гидроксид натрия олова. Реакция гидроксид натрия с Sn(OH)2 проходит соответственно следующему молекулярно-ионному уравнению:

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

Данная реакция подчиняется правилу Бертолле. Из него следует, что процессы ионного обмена проходят с образованием малорастворимого осадка, газа, слабого электролита (в том числе H2O) или комплексного соединения. При этом последствия реакции необратимы.

Осаждение гидроокиси олова с использованием гидроксида натрия

В процессе протекания химической реакции между гидроксидом натрия (NaOH) и хлоридом двухвалентного олова (SnCl2) осаждают амфотерный гидроксид двухвалентного олова (Sn(OH)2) хлорид натрия (NaCl). Молекулярно-ионное уравнение реакции таково:

2NaOH + SnCl2 = 2NaCl + Sn(OH)2↓

Проявление восстановительных свойств двухвалентного олова под действием NaOH

В реакцию вступают последовательно растворы хлорида олова, хлорида висмута и гидроокиси натрия. При прохождении реакции между хлоридом олова и NaOH получают тригидроксостаннат-анион. В конечный раствор добавляют хлорид висмута, наблюдая выпадения осадка в виде гидроксида висмута. Последний постепенно чернеет, что свидетельствует о полном восстановлении висмута.

Источник

Написать уравнения всех стадий процесса взаимодействия Sn с водным раствором NaOH. Выделить стадию представляющую собой

Ответ или решение 2

Олово является амфотером, то есть одновременно может проявлять и кислотные и основные свойства: H2SnO2 и Sn(OH)4, поэтому при взаимодействии с избытом растворов щелочей (например, KOH, NaOH, LiOH) образует комплексы.

Рассмотрим реакцию олова с раствором гидроксида натрия

Такие реакции удобно рассматривать постадийно:

  1. Sn + 2H2O = Sn(OH)2 + H2
  2. Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

Полная реакция будет иметь вид:

Sn + 2NaOH + 2H2O -= Na2[Sn(OH)4] + 2H2

В первой стадии наблюдается выпадение осадка Sn(OH)2, а во второй – его растворение при образовании комплекса тетрагидростаннита натрия. В этом случае первая реакция относится к окислительно-восстановительным (ОВР).

Расставим коэффициенты для первой стадии реакции методом электронного баланса

Записываем схему реакции, определяем степени окисления каждого химического элемента и составляем уравнения электронного баланса:

  1. Sn + 2H2O = Sn(OH)2 + H2; в левой части схемы Sn(0), H(+), O(-2), в правой — Sn(+2), O(-2), H(+), и в простом веществе H2, у Н(0). Обращаем внимание, что степени окисления изменяет олово и водород, для каждого из них описываем схемы отдачи или принятия электронов;
  2. Sn(0) -2e → Sn(+2); Sn отдает 2 электрона и повышает свою степень окисления, является восстановителем, происходит процесс окисления;
  3. 2H(+) + 2e → H2(0) 2H принимает 2 электрона и понижает свою степень окисления, является окислителем, протекает процесс восстановления. Т.к. образуется простое вещество — водород, а его молекула состоит из двух атомов, то 2 учитывается перед ионом Н(+);
  4. Sn + 2H2O = Sn(OH)2 + H2 . При написании уравнений электронного баланса и восстановитель и окислитель отдают и принимают равное количество электронов, поэтому ставим коэффициент 2 только перед водой, часть которой идет на выделение водорода.
Читайте также:  Болты с покрытием олово

Рассмотрим полное уравнение взаимодействия олова с гидроксидом натрия

Sn + 2NaOH + 2H2O -= Na2[Sn(OH)4] + 2H2

По аналогии с вышеизложенным определяем степени окисления всех элементов, записываем схемы электронного баланса и устанавливаем коэффициенты.

  1. В левой части уравнения степени окисления: Sn(0); в гидроксиде натрия Na(+), O(-2), H(+); в воде H(+), O(-2). В правой: в тетрагидроксостаннате натрия: Na(+),Sn(+2), O(-2), H(+), в выделяющемся водороде H2(0). Степени окисления меняются у Sn и Н;
  2. Sn(0) -2e → Sn(+2) — восстановитель, процесс окисления;
  3. 2H(+) + 2e→ H2(0) — окислитель, процесс восстановления;
  4. Sn + 2NaOH + 2H2O -= Na2[Sn(OH)4] + 2H2. Ставим коэффициент 2 перед водой, остальные доставляем при проверке: число химических элементов в правой и левой частях должно быть одинаковым.

Олово – металл, проявляющий амфотерные свойства, то есть способен реагировать как с кислотами. так и со щелочами.
В растворе щелочи реакция протекает следующим образом:
Sn + NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)6 +H2
Электронные уравнения:
Sn — 4e = Sn4 + |1восстановитель;
2H++2e = H2 |4 окислитель
Расставим коэффициенты:
Sn + 2NaOH + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] +2H2
Проверка по кислороду: 6=6
Данная реакция показывает, что металл олово в щелочной среде не разрушается от коррозии. Защитную пленку образует комплексное соединение соль гекса гидроксостаннат натрия.

Источник

Гидроксид олова II

Гидроксид олова II
Систематическое
наименование
Гидроксид олова
Традиционные названия Гидроокись олова
Хим. формула Sn(OH)2
Рац. формула Sn(OH)2
Состояние гелевидный белый осадок
Молярная масса 152,72 г/моль
Энтальпия
• образования −561 кДж/моль
Рег. номер CAS 12026-24-3
Рег. номер EINECS 234-710-9
InChI
ChemSpider 24769728
Токсичность нетоксичен
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Гидроксид олова II — неорганическое соединение, гидроксид олова формулой Sn(OH)2, гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, проявляет амфотерные свойства.

Содержание

Получение

  • Осаждение щелочами из раствора солей двухвалентного олова:

SnCl2 + 2 NaOH → Sn(OH)2↓ + 2 NaCl

Физические свойства

Гидроксид олова II образует гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, устойчивый в интервале pH 2,5÷10,5.

Из раствора осаждается в виде гидрата m SnO•n H2O, соединение стехиометрического состава не выделено.

Источник

Гидроксид олова (II)

белый, аморфный порошок

Структурная формула
Общий
Фамилия Гидроксид олова (II)
Другие названия
Внешние идентификаторы / базы данных
Количество CAS 12026-24-3
Номер ЕС 234-710-9
ECHA InfoCard 100 031 542
Викиданные Q115740
характеристики
Молярная масса 152,716 г моль -1
Физическое состояние
Инструкции по технике безопасности
Маркировка опасности GHS
нет пиктограмм GHS
H- и P-фразы ЧАС: нет H-фраз
П: нет P-фраз
Насколько это возможно и общепринято, используются единицы СИ . Если не указано иное, приведенные данные относятся к стандартным условиям .

Гидроксид олова (II) представляет собой химическое соединение из группы гидроксидов с оловом на уровне окисления II.

Оглавление

Извлечение и представление

Когда разбавленный гидроксид щелочного металла добавляют к растворам соли олова (II), образуется белый осадок, который плохо растворяется в воде. Уравнение образования чистого гидроксида выглядит следующим образом:

С. п С. л 2 + 2 N а О ЧАС ⟶ С. п ( О ЧАС ) 2 ↓ + 2 N а С. л <\ Displaystyle \ mathrm \ + \ 2 \ NaOH \ longrightarrow \ \ downarrow> \ + \ 2 \ NaCl>>

Подобно свинца (II) , гидроксид , однако, Sn (ОН) 2 являются гидратированные оксиды с составом SnO · х 2 О (х характеристики

Если гидроксид олова (II) нагреть в бескислородной атмосфере, в результате дегидратации образуется сине-черный порошок, оксид олова (II) .

С. п ( О ЧАС ) 2 ⟶ С. п О + ЧАС 2 О <\ Displaystyle \ mathrm \ longrightarrow \ SnO + H_ <2>O>>

Как и все соединения олова (II), гидроксид также является восстановителем и легко окисляется до оксида олова (IV) .

Гидроксид олова (II) амфотерный , реагирует как с сильными кислотами, так и с сильными основаниями. С сильными кислотами он образует соли олова (II), а с сильными щелочами образует станнаты (II) , устаревшие, называемые станнитами. Последние, таким образом, являются солями кислоты олова (II), которая образует как три- [Sn (OH) 3 ] -, так и тетрагидроксотин (II) — [Sn (OH) 4 ] 2- соединения. Гидрат оксида растворяется в сильных основаниях с образованием станнатов щелочных металлов (II). Уравнение реакции с гидроксидом натрия с образованием станната натрия (II) выглядит следующим образом:

С. п ( О ЧАС ) 2 + 2 N а О ЧАС ⟶ N а 2 С. п ( О ЧАС ) 4-й <\ Displaystyle \ mathrm \ + \ 2 \ NaOH \ longrightarrow \ Na_ <2>Sn (OH) _ <4>>>

Источник

Гидроксид олова (II)

Гидроксид олова(II) — неорганическое соединение, гидроксид олова формулой Sn(OH)2, гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, проявляет амфотерные свойства.

Гидроксид олова​(II)​
Общие
Систематическое
наименование
Гидроксид олова
Традиционные названия Гидроокись олова
Хим. формула Sn(OH)2
Рац. формула Sn(OH)2
Физические свойства
Состояние гелевидный белый осадок
Молярная масса 152,72 г/моль
Термические свойства
Энтальпия
• образования −561 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS 12026-24-3
Рег. номер EINECS 234-710-9
InChI
ChemSpider 24769728
Безопасность
Токсичность нетоксичен

Получение

  • Осаждение щелочами из раствора солей двухвалентного олова:

Физические свойства

Гидроксид олова(II) образует гелевидный белый осадок, плохо растворимый в воде, устойчивый в интервале pH 2,5÷10,5.

Из раствора осаждается в виде гидрата m SnO•n H2O, соединение стехиометрического состава не выделено.

Источник

Khimia / Химия / лаба 27-28 СВИНЕЦ И ОЛОВО / Практическая часть

Работа №27. Олово

Опыт №1. Взаимодействие олова с кислотами.

В пять пробирок положили по маленькому кусочку металлического олова. В первую пробирку добавили 5-10 капель 2 н. раствора соляной кислоты. Слегка подогрели пробирку.

Во вторую пробирку добавили 2 н. раствора серной кислоты, в третью – концентрированную серную кислоту, в четвертую – 2 н. раствора азотной кислоты, в пятую – концентрированную азотную кислоту.

Опыт №2. Свойства гидроксида олова.

В две пробирки с раствором хлорида олова (II) добавили 5-6 капель 2 н. раствора щелочи до появления белого осадка.

В одну пробирку добавили 3-5 капель соляной кислоты, в другую – столько же гидроксида натрия. В обоих случаях осадки растворились. Следовательно гидроксид олова носит амфотерный характер.

Опыт №3. Гидролиз солей олова (II).

2-3 кристалла сухой соли олова (II) поместили в пробирку, добавили 2-3 капли воды и, помешивая стеклянной палочкой растворили соль. К полученному раствору добавили еще воды до выпадения белого осадка хлорида гидроксоолова SnOHCl.

Sn 2+ +H2O=SnOH — +H + — кислая среда

Опыт №4. восстановительные свойства иона Sn 2+ .

А) Восстановление железа (III): в две пробирки налили по 1-3 капли растворов хлорида железа (III) и гексацианоферрата (III) калия и 5-10 капель воды. Выпал темно-синий осадок. Одну пробирку оставили как контрольную, а во вторую добавили 3-5 капель раствора хлорида олова (II). Осадок стал более светлым.

Б) восстановление дихромата калия: поместили в пробирку 5-10 капель раствора соли хлорида олова (II) и 4-5 капель соляной кислоты. К полученному раствору постепенно добавляли дихромат калия. Раствор стал зеленого цвета.

Опыт №5. Получение и свойства гидроксида олова (IV).

В две пробирки влили по 3-4 капли раствора хлорида олова (IV) и 2 н. раствора гидроксида натрия до выпадения осадка. К полученному осадку до полного растворения добавили в одну пробирку несколько капель соляной кислоты, в другую – гидроксида натрия.

SnCl4+4NaOH = Sn(OH)4↓+4NaCl – белый осадок

Работа №28. Свинец

Опыт №1. Отношение свинца к кислотам.

В три пробирки положили по кусочку свинца и прилили по 5-8 капель 2 н. растворов кислот: в первую – соляную, во вторую – серную, в третью – азотную. Теоретически реакция должна идти со всеми кислотами, но т.к. ЭДС реакций с соляной и серными кислотами меньше нуля, то реакция не идет. Нагрели пробирки. После охлаждения растворов добавили к ним по 2-3 капли иодида калия, реактивом на ион свинца. Свинец образует почти нерастворимые соединения PbС12 и PbS04, поэтому он не взаимодействует ни с со­ляной, ни с серной кислотами.

Опыт №2. Получение гидроксида свинца (II) и изучение его свойств.

В две пробирки с раствором соли свинца добавили по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Затем в одну пробирку добавили кислоты, а в другую щелочи.

Опыт №3. Амфотерные свойства гидроксида свинца (IV).

А) Получение раствора плюмбата натрия: в тигель поместили два микрошпателя порошка оксида свинца (IV) и 10-15 капель 40 %-ного раствора гидроксида натрия. Тигель поставили на асбестированную сетку и нагревали в течении 2-3 минут на небольшом пламени горелки. Дали раствору остыть и осторожно отделили в пробирку 5-10 капель прозрачного раствора от непрореагировавшего оксида свинца.

Б) Получение хлорида свинца (IV) и его разложение: к раствору плюмбата натрия добавили концентрированной соляной кислоты.

Опыт №4. Окислительные свойства Pb 4+ .

А) Окисление сульфата железа (II): в пробирку внесли один микрошпатель оксида свинца (IV), 3-5 капель раствора серной кислоты и 5-6 капель сульфата железа (II). Пробирку нагрели до частичного растворения оксида или до получения белого осадка сульфата свинца.

Берлинская лазурь, синий цвет

Б) Окисление сульфата хрома (III) (в щелочной среде): в пробирку поместили один микрошпатель порошка оксида свинца (IV) и 10 капель 40 %-ного раствора гидроксида натрия. Пробирку нагрели. В горячий раствор влили две капли раствора сульфата хрома (III) и снова нагрели. Выпал желтый осадок.

Источник