Как получить олово уравнения реакций

Как получить олово уравнения реакций

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».

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 T_1/2 = 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):

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

Как в домашних условиях получить олово?

Олово является довольно распространенным металлом и благодаря своим химическим и физическим свойствам активно используется в металлургии. Нередко оно применяется и в бытовых целях, к примеру, как материал для спайки.

А вот добыть олово без примесей в домашних условиях не так-то просто.

Как получить олово?

Для тех, кто все же не ищет легких путей и готов экспериментировать ради получения этого металла дома следует знать, что вариантов не так уж много. Зачастую в быту олово встречается в виде сплавов. Прежде всего оно содержится в составе радиоэлементов и электронных плат, а также жестяных банок. Его часто использовали для изготовления посуды, так как олово не окисляется и не выделяет токсичных веществ, вредящих организму человека. По этой же причине его используют в качестве припоя. Раньше олово можно было встретить и в составе статуэток, которым можно отнести всем известных оловянных солдатиков.

На сегодняшний день известно всего два способа как получить этот металл непромышленным путем:

• произведя химическую реакцию получить оксид олова, после чего плавить его в тигле до выделения чистого олова;
• получить хлорид олова, растворив оловянно — свинцовый припой в кипящей соляной кислоте. После охлаждения раствора хлорид свинца выпадет в осадок, оставив чистый хлорид олова.

Стоит заметить что применять полученный хлорид олова необходимо сразу, так как он имеет свойство быстро окисляться.

В целом процесс получения олова в домашних условиях довольно трудоемкий и затратный. Также он требует наличия специальных навыков, оборудования и, конечно, же строгого соблюдения техники безопасности. Поетому не стоит пробывать получить олово в домашних условиях, так как все выше перечисленное является очень токсичным и может навредить вашему организму.

Источник

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

Олово (Stannum)

Ат. вес 118,70. Олово не принадлежит к числу широко распространенных металлов (содержание его в земной коре определяется в 8•10 -3 весовых процента), но оно легко выплавляется из руд и поэтому стало известно человеку со времен глубокой древности; человек пользовался оловом в виде его сплава с медью (бронзы) уже в самом начале своей культурной жизни (бронзовый век). Олово изредка находится в природе в самородном состоянии, обыкновенно же оно встречается в виде кислородного соединения SnO₂ — оловянного камня, из которого и получается посредством восстановления углем.

Крупнейшие месторождения оловянных руд находятся в Малайе, Вьетнаме, Боливии и Индонезии. В СНГ оловянные руды промышленного значения имеются в Восточной Сибири и в Якутской АССР.

Выплавка олова в капиталистических странах составила в 1954 г. 178 тыс. г.

В свободном состоянии олово — серебристо-белый мягкий металл уд. веса 7,30, плавящийся при 231,9° и обладающий ясно выраженным кристаллическим строением. При сгибании палочки олова слышится характерный треск, вероятно, вследствие трения отдельных кристаллов друг о друга. Олово обладает мягкостью и тягучестью и легко может быть прокатано в тонкие листы, называемые оловянной фольгой или станиолем.

Кроме обыкновенного белого олова, кристаллизующегося в тетрагональной системе, существует еще другое видоизменение олова, представляющее собой серый кристаллический порошок уд. веса 5,7. Уже давно были известны случаи, когда на оловянных предметах, долго остававшихся на сильном морозе, появлялись серые пятна. Это явление получило название оловянной чумы. Впоследствии было установлено, что обыкновенное олово устойчиво только при температуре выше 13,2°; ниже % этой температуры оно может превращаться в серое олово. Чем ниже температура, тем быстрее идет превращение. При нагревании серое олово снова переходит в белое. Появление оловянной чумы резко ускоряется при «заражении» олова некоторыми веществами, например серым оловом.

Если нагреть олово выше 161°, то оно переходит в третью (ромбическую) модификацию. В таком виде оно очень хрупко, легко растирается в порошок, а при падении с небольшой высоты разбивается на мелкие куски.

На воздухе олово при обыкновенной температуре не окисляется, но нагретое выше температуры плавления постепенно превращается в двуокись олова SnO₂. Вода не действует на олово. Разбавленные кислоты действуют на него очень медленно, что обусловливается незначительной разностью нормальных потенциалов олова и водорода . Легче всего растворяется олово в концентрированной соляной кислоте.

Очень энергично реагирует олово также и с концентрированной азотной кислотой, превращающей его в белый, нерастворимый в воде порошок — так называемую β -оловянную кислоту.

Ввиду устойчивости олова по отношению к воздуху и воде им пользуются для покрытия других металлов, как-то: меди, железа (так называемое «лужение»). Около половины всего добываемого олова идет на изготовление белой жести, т. е. листового железа, покрытого оловом. Большое практическое значение имеют также многие сплавы олова, например: бронза, баббиты и др. Наконец, олово как в чистом виде, так и в сплавах со свинцом широко применяется для паяния.

Олово образует два окисла — окись олова SnO и двуокись олова SnO₂. Соответственно этим двум окислам известны и два ряда соединений олова. В первом из них олово двухвалентно и проявляет себя главным образом как металл, во втором — четырехвалентно и приближается по свойствам к металлоидам.

Соединения двухвалентного олова. Окись олова SnO — темнобурый порошок, образующийся при разложении гидрата окиси олова Sn(OH)₂ в атмосфере углекислого газа.

Гидрат окиси олова Sn(OH)₂

Получается в виде белого осадка Т при действии щелочей на соли двухвалентного олова;

Гидрат окиси олова — амфотерное соединение. Он легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, в последнем случае с образованием гидроксисолей, называемых станнитами, аналогичных цинкатам :

Хлорид олова (II), или хлористое олово

SnCl₂•2H₂O получается при растворении олова в соляной кислоте, образует бесцветные кристаллы с двумя молекулами кристаллизационной воды. При нагревании или сильном разбавлении раствора SnCl₂ водой происходит частичный гидролиз с образованием осадка основной соли:

Хлористое олово является энергичным восстановителем. Так, например, хлорное железо FeCl₃восстанавливается им в хлористое железо FeCl₂:

При действии хлористого олова на раствор сулемы образуется белый осадок каломели. При избытке SnCl₂ восстановление идет еще дальше и получается металлическая ртуть:

Соединения четырехвалентного олова. Двуокись олова SnO₂ встречается в природе в виде оловянного камня — важнейшей руды олова. Искусственно может быть получена сжиганием металла на воздухе или окислением его азотной кислотой с последующим прокаливанием полученного продукта. Применяется для приготовления различных белых глазурей и эмалей.

Оловянные кислоты

Гидраты двуокиси олова носят название оловянных кислот и известны в двух модификациях: в виде α-оловянной кислоты и в виде β-оловянной кислоты. α -Оловянная кислота H ₂SnO₃ может быть получена действием водного раствора аммиака на раствор хлорного олова SnCl₄.

Образование выпадающего белого осадка обычно выражают уравнением

При высушивании осадок постепенно теряет воду, пока не останется чистая двуокись олова. Таким образом, никакой кис лоты определенного состава получить не удается. Поэтому приведенная выше формула α-оловянной кислоты является лишь простейшей из возможных. Правильнее было бы изобразить состав этой кислоты формулой mSno₂ • nН₂O.

α-Оловянная кислота легко растворяется в щелочах, образуя соли, содержащие комплексный анион [Sn(OH)₆] — и называемые станнатами:

Станнат натрия выделяется из раствора в виде кристаллов, состав которых можно выразить также формулой Na₂SnO₃ • 3Н₂O. Эта соль применяется в качестве протравы в красильном деле и для утяжеления шелка. Шелковые ткани, обработанные перед крашением растворами соединений олова, иногда содержат олово в количестве до 50% от веса ткани.

Кислоты также растворяют α-оловянную кислоту с образованием солей четырехвалентного олова. Например:

При избытке соляной кислоты SnCl₄ присоединяет две молекулы НСl, образуя комплексную хлороловянную кислоту H₂[SnCl₆]. Аммониевая соль этой кислоты NH₄[SnCl₆] имеет то же применение, что и станнат натрия.

β-Оловянная кислота

Получается в виде белого порошка при действии концентрированной азотной кислоты на олово. Состав ее является столь же неопределенным, как и состав α-оловянной кислоты. В отличие от α-оловянной кислоты она не растворяется ни в кислотах, ни в растворах щелочей. Но путем сплавления со щелочами можно перевести ее в раствор в виде станната. α-Оловянная кислота при хранении ее в соприкосновении с раствором, из которого она выделилась, постепенно тоже переходит в β-оловянную кислоту.

Хлорид олова (IV), или хлорное олово, SnCl₄ представляет собой жидкость, кипящую при 114° и сильно дымящую на воздухе. Образуется при действии хлора на металлическое олово или на двухлористое олово. В технике получается главным образом путем обработки отбросов белой жести (старых консервных банок) хлором.

Хотя хлорное олово похоже по некоторым свойствам на хлористые соединения металлоидов, однако оно растворяется в воде без заметного разложения и может быть выделено из раствора в виде различных кристаллогидратов, например SnCl4 • 5H₂O.

В разбавленных водных растворах SnCl₄ подвергается сильному гидролитическому расщеплению, которое можно выразить уравнением

Образующаяся при этом оловянная кислота дает коллоидный раствор.

Сульфиды олова

При действии сероводорода на раствор SnCl₂ получается бурый осадок сульфида олова (II) SnS. Из раствора SnCl₄ при тех же условиях выпадает желтый осадок дисульфида олова SnS2. Последнее соединение может быть получено также сухим путем, например нагреванием оловянных опилок с серой и нашатырем. Приготовленный по этому способу дисульфид имеет вид золотисто-желтых чешуек и под названием «сусального золота» употребляется для позолоты дерева.

Дисульфид олова растворяется в сернистых щелочах и в растворе сульфида аммония, причем получаются легко растворимые соли тиооловянной кислоты H₂SnS₃:

Свободная тиооловянная кислота (как и соответствующие тиокислоты мышьяка и сурьмы) не известна. При действии кислот на ее соли выделяется сероводород и снова получается дисульфид олова:

Сульфид олова (II) не растворяется в сернистых щелочах, так как тиосо-лей, отвечающих двухвалентному олову, не существует. Но многосернистые щелочи растворяют его с образованием солей тиооловянной кислоты:

Олововодород SnH₄ впервые был получен в 1919 г. в виде примеси к водороду при действии соляной кислотой на сплав магния с оловом. Это бесцветный, очень ядовитый газ, сгущающийся в жидкость при —52° и постепенно разлагающийся при обыкновенной температуре на олово и водород.

Вы читаете, статья на тему Олово (Stannum)

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Источник