Гидроксид олова азотная кислота

Олово: степени окисления и реакции с ним

Химические свойства олова

Олово – это легкий металл с атомным номером 50, который находится в 14-й группе периодической системы элементов. Этот элемент был известен еще в древности и считался одним из самых редких и дорогих металлов, поэтому изделия из олова могли позволить себе самые богатые жители Римской Империи и Древней Греции. Из олова изготавливали специальную бронзу, которой пользовались еще в третьем тысячелетии до нашей эры. Тогда бронза была самым прочным и популярным сплавом, а олово служило одной из примесей и использовалось более двух тысяч лет.

На латыни этот металл называли словом «stan­num», что означает стойкость и прочность, однако таким названием ранее обозначался сплав свинца и серебра. Только в IV веке этим словом начали называть само олово. Само же название «олово» имеет множество версий происхождения. В Древнем Риме сосуды для вина делались из свинца. Можно предположить, что оловом называли материал свинец, из которого изготавливали сосуды для хранения напитка оловина, употребляемого древними славянами.

В природе этот металл встречается редко, по распространенности в земной коре олово занимает всего лишь 47-е место и добывается из касситерита, так называемого оловянного камня, который содержит около 80 процентов этого металла.

Применение в промышленности

Так как олово является нетоксичным и весьма прочным металлом, он применяется в сплавах с другими металлами. По большей части его используют для изготовления белой жести, которая применяется в производстве банок для консервов, припоев в электронике, а также для изготовления бронзы.

Физические свойства олова

Этот элемент представляет собой металл белого цвета с серебристым отблеском.

Если нагреть олово, можно услышать потрескивание. Этот звук обусловлен трением кристалликов друг о друга. Также характерный хруст появится, если кусок олова просто согнуть.

Олово весьма пластично и ковко. В классических условиях этот элемент существует в виде «белого олова», которое может модифицироваться в зависимости от температуры. Например, на морозе белое олово превратится в серое и будет иметь структуру, схожую со структурой алмаза. Кстати, серое олово очень хрупкое и буквально на глазах рассыпается в порошок. В связи с этим в истории есть терминология «оловянная чума».

Раньше люди не знали о таком свойстве олова, поэтому из него изготавливались пуговицы и кружки для солдат, а также прочие полезные вещи, которые после недолгого времени на морозе превращались в порошок. Некоторые историки считают, что именно из-за этого свойства олова снизилась боеспособность армии Наполеона.

Получение олова

Основным способом получения олова является восстановление металла из руды, содержащей оксид олова(IV) с помощью угля, алюминия или цинка.

Особо чистое олово получают электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

Химические свойства олова

При комнатной температуре олово довольно устойчиво к воздействию воздуха или воды. Это объясняется тем, что на поверхности металла возникает тонкая оксидная пленка.

На воздухе олово начинает окисляться только при температуре свыше 150 °С:

Если олово нагреть, этот элемент будет реагировать с большинством неметаллов, образуя соединения со степенью окисления +4 (она более характерна для этого элемента):

Взаимодействие олова и концентрированной соляной кислоты протекает довольно медленно:

Sn + 4HCl → H₂[SnCl₄] + H₂

С концентрированной серной кислотой олово реагирует очень медленно, тогда как с разбавленной в реакцию не вступает вообще.

Очень интересна реакция олова с азотной кислотой, которая зависит от концентрации раствора. Реакция протекает с образованием оловянной кислоты, H₂S­nO₃, которая представляет собой белый аморфный порошок:

3Sn + 4H­NO₃ + nH₂O = 3H₂S­nO₃·nH₂O + 4NO

Если же олово смешать с разбавленной азотной кислотой, этот элемент будет проявлять металлические свойства с образованием нитрата олова:

4Sn + 10H­NO₃ = 4Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Нагретое олово нагреть может реагировать со щелочами с выделением водорода:

Sn + 2KOH + 4H₂O = K₂[Sn(OH)₆] + 2H₂

Здесь вы найдете безопасные и очень красивые эксперименты с оловом.

Степени окисления олова

В простом состоянии степень окисления олова равняется нулю. Также Sn может иметь степень окисления +2: оксид олова(II) SnO, хлорид олова(II) SnCl₂, гидроксид олова(II) Sn(OH)₂. Степень окисления +4 наиболее характерна для оксида олова(IV) SnO₂, галогенидах(IV), например хлорид SnCl₄, сульфид олова(IV) SnS₂, нитрид олова(IV) Sn₃N₄.

Источник

Гидроксид олова азотная кислота

ОЛОВО (лат. Stannum), Sn, химический элемент с атомным номером 50, атомная масса 118,710. О происхождении слов «stannum» и «олово» существуют различные догадки. Латинское «stannum», которое иногда производят от саксонского «ста» — прочный, твердый, первоначально означало сплав серебра и свинца. «Оловом» в ряде славянских языков называли свинец. Возможно, русское название связано со словами «ол», «оловина» — пиво, брага, мед: сосуды из олова использовались для их хранения. В англоязычной литературе для названия олова используется слово tin. Химический символ олова Sn читается «станнум».

Читайте также:  Электролиз расплава фторида олова

Природное олово состоит из девяти стабильных нуклидов с массовыми числами 112 (в смеси 0,96% по массе), 114 (0,66%), 115 (0,35%), 116 (14,30%), 117 (7,61%), 118 (24,03%), 119 (8,58%), 120 (32,85%), 122 (4,72%), и одного слабо радиоактивного олова-124 (5,94%). 124 Sn — b-излучатель, его период полураспада очень велик и составляет T1/2 = 10 16 –10 17 лет. Олово расположено в пятом периоде в IVА группе периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s 2 5p 2 . В своих соединениях олово проявляет степени окисления +2 и +4 (соответственно валентности II и IV).

Металлический радиус нейтрального атома олова 0,158 нм, радиусы иона Sn 2+ 0,118 нм и иона Sn 4+ 0,069 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома олова равны 7,344 эВ, 14,632, 30,502, 40,73 и 721,3 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность олова 1,96, то есть олово находится на условной границе между металлами и неметаллами.

Физические и химические свойства: простое вещество олово полиморфно. В обычных условиях оно существует в видеb-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 7,228 г/см 3 . Температура плавления 231,9°C, температура кипения 2270°C.

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% (плотность a-Sn составляет 5,75 г/см 3 ), 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. (Подробнее об «оловянной чуме» см. интересные факты об олове, ссылка внизу этой страницы).

Из-за сильного различия структур двух модификаций олова разнятся и их электрофизические свойства. Так, b-Sn — металл, а a-Sn относится к числу полупроводников. Ниже 3,72 К a-Sn переходит в сверхпроводящее состояние. Стандартный электродный потенциал E °Sn 2+ /Sn равен –0.136 В, а E пары °Sn 4+ /Sn 2+ 0.151 В.

При комнатной температуре олово, подобно соседу по группе германию, устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C:

При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4, которая более характерна для олова, чем +2. Например:

С концентрированной соляной кислотой олово медленно реагирует:

Возможно также образование хлороловянных кислот составов HSnCl3, H2SnCl4 и других, например:

В разбавленной серной кислоте олово не растворяется, а с концентрированной — реагирует очень медленно.

Состав продукта реакции олова с азотной кислотой зависит от концентрации кислоты. В концентрированной азотной кислоте образуется оловянная кислота b-SnO2·nH2O (иногда ее формулу записывают как H2SnO3). При этом олово ведет себя как неметалл:

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой олово проявляет свойства металла. В результате реакции образуется соль нитрат олова (II):

При нагревании олово, подобно свинцу, может реагировать с водными растворами щелочей. При этом выделяется водород и образуется гидроксокомплекс Sn (II), например:

Гидрид олова — станнан SnH4 — можно получить по реакции:

Этот гидрид весьма нестоек и медленно разлагается уже при температуре 0°C.

Олову отвечают два оксида SnO2(образующийся при обезвоживании оловянных кислот) и SnO. Последний можно получить при слабом нагревании гидроксида олова (II) Sn(OH)2 в вакууме:

При сильном нагреве оксид олова (II) диспропорционирует:

При хранении на воздухе монооксид SnO постепенно окисляется:

При гидролизе растворов солей олова (IV) образуется белый осадок — так называемая a-оловянная кислота:

Свежеполученная a-оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах:

При хранении a-оловянная кислота стареет, теряет воду и переходит в b-оловянную кислоту, которая отличается большей химической инертностью. Данное изменение свойств связывают с уменьшением числа активных HO–Sn группировок при стоянии и замене их на более инертные мостиковые –Sn–O–Sn– связи.

При действии на раствор соли Sn (II) растворами сульфидов выпадает осадок сульфида олова (II):

Читайте также:  Хлорид олова строение молекулы

Этот сульфид может быть легко окислен до SnS2 раствором полисульфида аммония:

Образующийся дисульфид SnS2растворяется в растворе сульфида аммония (NH4)2S:

Четырехвалентное олово образует обширный класс оловоорганических соединений, используемых в органическом синтезе, в качестве пестицидов и других.

История открытия: когда человек впервые познакомился с оловом точно сказать нельзя. Олово и его сплавы известны человечеству с древнейших времен. Упоминание об олове есть в ранних книгах Ветхого Завета. Сплавы олова с медью, так называемые оловянные бронзы, по-видимому, стали использоваться более чем за 4000 лет до нашей эры. А с самим металлическим оловом человек познакомился значительно позже, примерно около 800 года до нашей эры.

Из чистого олова в древности изготовляли посуду и украшения, очень широко применяли изделия из бронзы.

Нахождение в природе:олово — редкий рассеянный элемент, по распространенности в земной коре олово занимает 47-е место. Содержание олова в земной коре составляет, по разным данным, от 2·10 –4 до 8·10 –3 % по массе. Основной минерал олова — касситерит (оловянный камень) SnO2, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается станнин (оловянный колчедан) — Cu2FeSnS4 (27,5 % Sn).

Получение: для добычи олова в настоящее время используют руды, в которых его содержание равно или немного выше 0,1%. На первом этапе руду обогащают (методом гравитационной флотации или магнитной сепарации). Таким образом удается повысить содержание олова в руде до 40-70%. Далее проводят обжиг концентрата в кислороде для удаления примесей серы и мышьяка. Затем полученный таким образом оксид SnO2восстанавливают углем или алюминием (цинком) в электропечах:

Особо чистое олово полупроводниковой чистоты готовят электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

Применение: важное применение олова — лужение железа и получение белой жести, которая используется в консервной промышленности. Для этих целей расходуется около 33% всего добываемого олова. До 60% производимого олова используется в виде сплавов с медью, медью и цинком, медью и сурьмой (подшипниковый сплав, или баббит), с цинком (упаковочная фольга) и в виде оловянно-свинцовых и оловянно-цинковых припоев. Олово способно прокатываться в тонкую фольгу — станиоль, такая фольга находит применение при производстве конденсаторов, органных труб, посуды, художественных изделий. Олово применяют для нанесения защитных покрытий на железо и другие металлы, а также на металлические изделия (лужение). Дисульфид олова SnS2применяют в составе красок, имитирующих позолоту («сусальное золото»).

Искусственный радионуклид олова 119 Sn — источник v-излучения в мессбауэровской спектроскопии.

Физиологическое действие:о роли олова в живых организмах практически ничего не известно. В теле человека содержится примерно (1-2)·10 –4 % олова, а его ежедневное поступление с пищей составляет 0,2-3,5 мг. Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. При воздействии паров или пыли олова может развиться станноз — поражение легких. Очень токсичны некоторые оловоорганические соединения. Временно допустимая концентрация соединений олова в атмосферном воздухе 0,05 мг/м 3 , ПДК олова в пищевых продуктах 200 мг/кг, в молочных продуктах и соках — 100 мг/кг. Токсическая доза олова для человека — 2 г.

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.

Читайте также:  Олово его химические свойства

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

Опыт 6. Взаимодействие олова с кислотами

А. Действие на олово разбавленных кислот. В три пробирки положить по маленькому кусочку металлического олова. В каждую из пробирок добавить раздельно по 4–6 капель 2 н. растворов кислот: хлороводородной, серной, азотной. Отметить медленное взаимодействие на холоду. Нагреть пробирки на водяной бане или на маленьком пламени горелки. Наблюдать выделение газа.

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что при взаимодействии олова с разбавленной азотной кислотой выделяется преимущественно NО, а олово окисляется во всех случаях до Sn 2+ , образуя соответствующие соли.

Какой газ выделяется при взаимодействии олова с разбавленной серной и соляной кислотами?

Б. Действие на олово концентрированных кислот. Раствор разбавленных кислот осторожно слить с олова, промыть его водой и в каждую пробирку добавить по 4–5 капель концентрированных кислот: в первую соляной (d = 1,19 г/см 3 ), во вторую – серной (d = 1,84 г/см 3 ), в третью – азотной (d = 1,4 г/см 3 ). Как идут реакции на холоду?

Осторожно нагреть пробирки на водяной бане или на маленьком пламени горелки. Отметить течение реакции при нагревании. Какой газ выделяется в первой пробирке? По запаху определить выделяющийся газ, во второй пробирке.

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что при взаимодействии с концентрированной серной кислотой олово окисляется до Sn (IV) с образованием Sn(SO4)2, а серная кислота восстанавливается до SO2; при взаимодействии олова с концентрированной азотной кислотой образуется белый осадок оловянной кислоты c условной формулой H2SnO3 Концентрированная азотная кислота восстанавливается при этом, главным образом, до NO2.

Опыт 7. Гидроксид олова (II) и его свойства. В две пробирки внести по 2–4 капли раствора хлорида олова (II). В каждую пробирку добавить по 2–5 капель 2 н. раствора едкого натра (или гидроксида аммония) до образования осадка, не давая избытка.

К полученному гидроксиду олова добавить: в первую пробирку 3–5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, во вторую – столько же 2 н. раствора едкого натра. Растворы размешать стеклянной палочкой или осторожно встряхивать пробирки в обоих случаях до растворения осадков.

Отметить наблюдаемые явления и сделать вывод о свойствах гидроксида олова (II). Написать уравнения реакций: получения гидроксида и его взаимодействия с кислотой и щелочью, учитывая, что в щелочном растворе образуются комплексный анион тетрагидроксостанната (II).

Опыт 8. Восстановительные свойства соединений олова (II).

Восстановление перманганата калия. В пробирку с раствором перманганата калия (2–3 капли) добавить 4–5 капель 2 н. раствора соляной кислоты и свежий раствор соли олова до обесцвечивания смеси. Написать уравнение реакции, протекающей с образованием хлорида марганца (II). В какую степень окисления переходит олово?

Опыт 9. Гидроксид олова (IV) и его свойства. В две пробирки внести по 2–4 капли раствора хлорида олова (IV) и по 2–4 капли 2 н. раствора едкого натра (до выпадения осадка). К полученному осадку добавить в одну пробирку несколько капель соляной кислоты, в другую – несколько капель едкого натра (в обоих случаях – до растворения осадка).

Написать уравнения реакций получения гидроксида олова (IV) и его взаимодействия с кислотой и щелочью, учитывая, что в щелочной среде образуется комплексный ион гексагидроксостанната (IV). Отметить свойства гидроксида олова (IV). Как изменяется концентрация ионов Sn 4+ и [Sn(OH)6] 2− при добавлении щелочи? Кислоты? Следует отметить, что в сильно кислой среде при большом избытке кислоты образуется ион [SnCl6] 2− .

Опыт 10. Сульфид олова (IV) и его свойства

Получение сульфидов. В 2 пробирки налить по 3–4 капли хлорида олова (II) и хлорида олова (IV). К каждой пробирке добавить подкисленный раствор сульфида натрия.

Источник