Уравнение реакции хлороводородной кислоты с оловом

В какой кислоте растворяется олово?

Как металл, олово известно человеку с древнейших времен. Ранние изделия из него датируются IV тысячелетием до н. э. Латинское название металла – Stannum, близкое к санскритскому слову «прочный». В природе олово чаще всего встречается в минеральной форме. Это минерал, представляющий собой оловянный камень с различными примесями (химическая формула SnO2).

Благодаря своим качествам (легкоплавкость, пластичность) олово широко используется в различных областях промышленности, преимущественно в составе различных сплавов. В чистом виде олово практически не используется, поэтому достаточно часто люди сталкиваются с проблемой: как выделить олово из сплава с другими металлами.

Один из самых популярных способов – растворение олова в кислоте. В какой кислоте растворяется олово? Наиболее подходящие кислоты – серная или соляная.

1. Концентрированная соляная кислота, особенно при нагревании, легко растворяет олово, с выделением водорода. Важно помнить, что для растворения подходит только концентрированная соляная кислота.
2. Серная кислота также может служить прекрасным растворителем. При этом могут выделяться: сернистый газ, сероводород, сера, и даже водород.

Длительность процесса зависит от концентрации кислоты, толщины оловянного слоя и размера изделия.

Перед растворением нужно тщательно изучить изделие, так как в оловянных сплавах часто встречается свинец, который в кислотах не растворяется. Также необходимо соблюдать концентрацию кислот и изучить прохождение реакции растворения.

Помимо этого растворять олово можно:

• в азотной кислотой. В этом случае образуется нитрат олова (Sn(NO3)2). Для проведения реакции необходимо использовать только разбавленную азотную кислоту, концентрированная не будет растворять олово;
• царской водке;
• различными щелочами. Этот метод применяют для снятия оловянного покрытия со старых консервных банок, после чего из получившегося раствора чистое олово выделяют электролитическим методом;
• хлорным железом. Самый быстрый, но достаточно дорогой способ. В этом случае процесс растворения займет всего 10–15 минут. Выпускается хлорное железо в виде раствора либо в виде кристаллов.

Источник

Свойства элементов IV А группы (олово, свинец)

Цель работы: изучение химических свойств элементов IV А .группы.

Опыт 1. Взаимодействие олова с кислотами

А. Действие на олово разбавленных кислот. В три пробирки кладем по маленькому кусочку металлического олова. В каждую из пробирок добавляем раздельно по 4-6 капель 2 н. растворов кислот: хлороводородной, серной, азотной. Нагреваем пробирки на водяной бане. Наблюдаем выделение газа. С разбавленной серной и соляной кислотами выделяется водород.

Б. Действие на олово концентрированных кислот. Раствор разбавленных кислот осторожно сливаем с олова, промываем его водой и в каждую пробирку добавляем 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 ). Осторожно нагреваем пробирки на водяной бане. В первой пробирке выделяется водород, во второй- сероводород.

Опыт 2. Гидроксид олова (II) и его свойства. В две пробирки вносим по 2-4 капли раствора хлорида олова (II). В каждую пробирку добавляем по 2-5 капель 2 н. раствора едкого натра до образования осадка. К полученному гидроксиду олова добавляем: в первую пробирку 3-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, во вторую — столько же 2 н. раствора едкого натра. Растворы размешиваем стеклянной палочкой или осторожно встряхиваем пробирки в обоих случаях до растворения осадков.

1) SnCl₂ + 2NaOH = Sn(OH)₂ + 2NaCl

Sn + 2OH = Sn(OH)₂ (белый)

Опыт 3. Гидролиз хлорида олова (II). Наливаем в пробирку 4 капли воды и опускаем в нее 2-3 кристаллика хлорида олова (II). Размешиваем, содержимое стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов. К полученному прозрачному раствору добавляем еще 5-6 капель воды. Прибавлением кислоты к раствору можно уменьшить гидролиз хлорида олова.

Sn + 2Cl + H₂O = SnOHCl + H + Cl (белый)

Опыт 4. Восстановительные свойства соединений олова (II).

А. Восстановление перманганата калия. В пробирку с раствором перманганата калия добавляем 4-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты и свежий раствор соли олова до обесцвечивания смеси. Олово переходит в степень окисления +4.

Б. Восстановление дихромата калия. К раствору хлорида олова (II) добавляем 5-6 капель соляной кислоты. К подкисленному раствору по каплям прибавляем дихромат калия до появления зеленой окраски вследствие восстановления дихромата до Сr 3+ .

В. Восстановление хлорида железа (III). В две пробирки вносим по 2 капли раствора хлорида железа (III) и гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆] (реактив на ион Fe 2+ ). В обе пробирки добавляем воды. Одну пробирку сохранить для сравнения, в другую добавляем 2-3 капли раствора хлорида олова (II) и наблюдаем в ней появление синей окраски вследствие образования Fe₃[Fe(CN)₆]₂.

Sn + 2Fe + 6Cl = 2Fe + SnCl₆

Г. Восстановление ртути из ее нитрата. К 2-3 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляем 1 каплю нитрата ртути (II). Наблюдаем образование темного осадка металлической ртути.

Опыт 5. Окисление олова (II) до олова (IV). К 2-3 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляем по каплям бромную воду. Наблюдаем обесцвечивание бромной воды.

2 SnCl₂ + 2 Br₂ = SnBr₄ + SnCl₄ (слабо-желтая окраска раствора)

Опыт 6. Окислительные свойства олова (IV). В полученный в опыте 5 раствор опускаем железный гвоздик с зачищенной поверхностью.

SnBr₄ + Fe = FeBr₂ + SnBr₂ (обесцвечивание раствора)

Опыт 7. Гидроксид олова (IV) и его свойства. В две пробирки вносиим по 2-4 капли раствора хлорида олова (IV) и по 2-4 капли 2 н. раствора едкого натра (до выпадения осадка). К полученному осадку добавляем в одну пробирку несколько капель соляной кислоты, в другую — несколько капель едкого натра.

1) SnCl₄ + 4 NaOH = Sn(OH)₄ + 4NaCl

Sn + 4 OH = Sn(OH)₄ (белый)

Опыт 8. Сульфид олова (IV) и его свойства

А. Получение сульфидов. В 2 пробирки наливаем по 3-4 капли хлорида олова (II) и хлорида олова (IV). К каждой пробирке добавляем подкисленный раствор сульфида натрия.

Б. Образование тиосолей олова. К осадку SnS₂ добавляем сульфид аммония. Наблюдать растворение SnS₂ из-за образования комплекса [SnS₃] 2? .

В. Разрушение тиостанната аммония в кислой среде. К раствору тиосоли олова, полученному в предыдущем опыте, добавляем 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. В осадок выпал сульфид свинца, и выделился сероводород. олово свинец свойство гидролиз

Опыт 1. Переходы между степенями окисления.

А. К 2-3 каплям раствора нитрата свинца (II) прибавляем по каплям бромную воду. Наблюдаем обесцвечивание бромной воды.

Б. В полученный в опыте А раствор опускаем железный гвоздик с зачищенной поверхностью.

В. В раствор нитрата свинца (II) помещаем кусочек цинка.

Опыт 2. Взаимодействие свинца с кислотами.

А. Действие на свинец разбавленных кислот. В три пробирки помещаем по маленькому кусочку свинца и приливаем по 5-8 капель 2 н. растворов кислот: в первую — соляной, во вторую — серной, в третью — азотной. Нагреваем пробирки маленьким пламенем горелки. По охлаждении растворов в каждую пробирку вносим по 2-3 капли раствора иодида калия.

Pb + 2K + PbI₂ (желтый)

Б. Действие на свинец концентрированных кислот. Осторожно выливаем раствор кислот из всех пробирок, ополаскиваем свинец водой и действуем на него концентрированными кислотами: соляной (d = 1,19 г/см 3 ), серной (d = 1,84 г/см 3 ) и азотной (d = 1,4 г/см 3 ), добавляя их раздельно в каждую пробирку по 3?5 капель. Осторожно нагреваем пробирки на водяной бане. Наблюдается выделение газа.

Опыт 3. Гидроксид свинца (II) и его свойства. В две пробирки помещаем по 2-3 капли раствора соли свинца и добавляем в каждую по нескольку капель 2 н. раствора едкого натра до выпадения осадка. Исследуем свойства полученного гидроксида свинца, добавив в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора азотной кислоты, в другую — 2 н. раствора едкого натра. Размешиваем растворы стеклянной палочкой до растворения осадков в обоих случаях.

2) Pb(OH)₂ + 4 NaOH = Na₄[Pb(OH)₄] (растворение осадка)

Опыт 4. Получение некоторых малорастворимых солей свинца (II). В четыре пробирки раздельно вносим по 2-4 капли 2 н. растворов серной и соляной кислот, раствора иодида калия и сероводородной воды. В каждую пробирку добавляем по 2-3 капли раствора соли свинца. Во все пробирки добавляем по 2-3 капли воды и нагреваем на водяной бане. Опускаем пробирки с раствором в стакан с холодной водой и после охлаждения наблюдаем снова образование осадков хлорида и иодида свинца.

Pb + 2Cl = PbCl₂ (белый)

Pb + 2I = PbI₂ (желтый)

Pb + S = PbS (черный)

Опыт 5. Гидролиз солей свинца (II). Опускаем в пробирку 2-3 кристаллика нитрата свинца (II) и добавляем 4-5 капель воды. Размешиваем содержимое стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов и опускаем в раствор синюю лакмусовую бумажку. В растворе нитрата свинца кислая среда. Нагреваем слегка раствор и, добавив к нему такой же объем раствора карбоната натрия, снова нагреваем. Наблюдаем выпадение осадка соли (РbOH)₂СО₃. В азотной кислоте можно растворить полученную соль.

Опыт 6. Окисление соединений свинца (II) пероксидом водорода. К раствору соли свинца (II) (2-3 капли) добавляем 2-3 капли 40 %-ного раствора едкого натра и 4-6 капель пероксида водорода. Полученный раствор Na₄[Pb(OH)₆] размешиваем стеклянной палочкой и нагреваем на водяной бане или на маленьком пламени горелки. Наблюдаем образование коричневого осадка диоксида свинца. Даем раствору отстояться, удаляем пипеткой или кусочком фильтровальной бумажки избыток жидкости и промываем осадок 2-3 каплями воды, перемешивая палочкой.

Опыт 7. Амфотерные свойства диоксида свинца. Помещаем в пробирку 2-3 микрошпателя диоксида свинца и добавляем к нему несколько капель концентрированной соляной кислоты. Нагреваем слегка пробирку на водяной бане. Наблюдаем появление желтой окраски, характерной для тетрахлорида свинца.

Опыт 8. Окислительные свойства диоксида свинца.

A. Окисление сульфата хрома (III). В пробирку с диоксидом свинца добавляем 10 капель 40 %-ного раствора едкого натра. Пробирку нагреваем на водяной бане или закрепляем в штативе и осторожно нагреваем на горелке. В горячий раствор вносим каплю раствора сульфата хрома и снова нагреваем пробирку.

Б. Окисление иодида калия. В пробирку вносим один микрошпатель порошка диоксида свинца, 3-5 капель 2 н. раствора серной кислоты и 5-6 капель раствора иодида калия. Нагреваем пробирку маленьким пламенем горелки или на водяной бане. Цвет раствора стал коричневым. Переносим стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8-10 каплями раствора крахмала. Отмечаем появление синей окраски.

В. Окисление сульфата марганца (II). В пробирку помещаем очень немного (на кончике микрошпателя) диоксида свинца, добавляем 6-8 капель 2 н. раствора азотной кислоты и одну каплю раствора соли марганца (II). Содержимое пробирки осторожно кипятим. Окраска полученного раствора стала черной.

Вывод: В ходе данной лабораторной работы на практике были рассмотрены свойства олова и свинца. Были записаны уравнения химических реакций.

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

Уравнение реакции хлороводородной кислоты с оловом

Д.В. Цымай, С.А. Куценко

Орловский государственный технический университет

В результате металлургической переработки оловосодержащих руд остаются шлаки с низким содержанием олова и примесями других компонентов. Извлечение олова из таких концентратов осложняется тем, что касситерит нерастворим в кислотах и щелочах как показали многочисленные исследования. Решение проблемы извлечения олова из указанных шлаков требует привлечения комплекса пирометаллургических и гидрометаллургических методов. Обзор исследований кинетики гидрометаллургического извлечения компонентов из смешанных концентратов выполнен в монографии [1]. Однако там не рассмотрена кинетика извлечения олова из концентратов содержащих кроме олова другие примеси [2].

Целью исследования является получение кинетических зависимостей для извлечения олова солянокислотным выщелачиванием из концентратов, подвергнутых предварительному восстановительному обжигу при 700ºС. Цель достигается применением методики, позволяющей косвенно измерять количество прореагировавшего с кислотой олова.

Для исследований был взят смешанный оловянно-вольфрамовый концентрат, содержащий вольфрамит, касситерит, окислы железа и марганца и тот же концентрат подвергнутый восстановительному обжигу при 700ºС.

Было проведено предварительное извлечение примесей из концентрата. Установлено, что после выщелачивания соляной кислотой (концентрация 36%) исходных вольфрамо-оловянных шлаков убыль веса концентрата составила 25 – 40%, а в растворе в значительных количествах присутствуют ионы Fe 2+ , Fe 3+ , Mn 2+ . Полученные данные показали, что олово и вольфрам в раствор не перешли. Таким образом, для извлечения из указанных концентратов олова необходим предварительный восстановительный обжиг. Анализ растворов после следующего выщелачивания концентрата показал незначительное присутствие ионов Fe 2+ , Fe 3+ , Mn 2+ в концентрате.

В результате расчетов и химических анализов установлено, что металлические железо и марганец в обожженном концентрате отсутствуют. Перед применением экспериментальной установки необожженный концентрат был подвергнут прокаливанию при повышенных температурах с целью разложения карбонатов и сульфидов. Тем самым достигалась чистота эксперимента, т.е. при взаимодействии необожженного концентрата и соляной кислоты не могли выделяться другие газы кроме водорода.

Таким образом, в обожженном концентрате нет элементов, которые могли бы выделять водород при реакции с соляной кислотой кроме олова.

Металлическое олово реагирует с соляной кислотой по реакциям:

Поэтому для исследования кинетики извлечения олова из концентратов был применен волюметрический метод контроля протекания реакции, т. е. измерение объема выделившегося водорода через равные промежутки времени. Установка, на которой проводилось исследование, показана на рисунке 1.

Кислота из емкости 1 подается в реакционный сосуд 2, а объем выделившегося в реакции водорода фиксируется измерительным прибором 3. Измерение объема выделившегося водорода фиксируется по объему вытесненной воды.

Реакционный сосуд находился в термостате при постоянной температуре. При выщелачивании использована концентрированная соляная кислота марки хч.

Установлено, что протекающие реакция взаимодействия олова с соляной кислотой соответствуют стехиометрии реакций (1), (2). Измеренный объем выделившегося водорода пересчитывался в массу извлеченного олова в соответствии с указанными реакциями. Пересчет производился по формуле:

(2)

где m – масса олова, кг;

M=118,7кг/моль – молярная масса олова;

V_M=22,4·10 -3 м 3 /моль – молярный объем водорода;

V –объем выделившегося в процессе эксперимента водорода, м 3 .

Доля извлеченного в раствор олова определялась по формуле:

(3)

где m – начальная масса олова, кг;

Доля извлеченного в раствор олова по экспериментальным данным определялась по формуле:

(4)

где величина V непосредственно измерялась в процессе эксперимента.

Результаты исследования кинетики выщелачивания соляной кислотой олова из обожженного вольфрамо-оловянного концентрата при различных температурах представлены на рисунке 2.

в логарифмической системе координат указанные кривые могут быть представлены следующим образом:

Было сделано предположение, что реакция выщелачивания олова описывается уравнением кинетики первого порядка.

(5)

k – константа реакции первого порядка, с -1 .

Интегрируя уравнение получим:

(6)

Установлено, что коэффициент скорости уменьшается с уменьшением концентрации соляной кислоты. Выполнены эксперименты с соляной кислотой концентрации 20%. При данной концентрации соляной кислоты кинетические зависимости выглядят следующим образом.

Тогда долю извлеченного в раствор олова можно описать уравнением:

(7)

В отличии от уравнения (6), уравнение (7) не включает начальные параметры системы и потому применимо к любому количеству концентрата.

Для кинетической константы уравнения можно записать формулу:

(8)

Подставив в уравнение (10) формулу (5), получим:

(9)

Если наше предположение о порядке реакции верно, то величина константы, определяемая формулой (9) должна оставаться постоянной. Что и было подтверждено опытом. Получено уравнение, описывающее зависимость кинетической константы, k от температуры, t. Указанная зависимость описывается уравнением Аррениуса.

(11)

Величина энергии активации, Е по опытным данным составляет 25920 Дж/мольК.

Величина константы А составляет 11,679.

График зависимости кинетической константы от температуры представлен на рисунке 5.

В результате исследования установлено, что концентрат, не подвергнутый восстановительному обжигу, не содержит олово. Исследована зависимость константы скорости от температуры. Указанная зависимость с достаточной степенью точности описывается уравнением Аррениуса. Для каждой концентрации существует предельные значения максимальной степени извлечения олова из данного концентрата. Исследования показали, что способ кислотного выщелачивания олова применим к концентратам, подвергнутым восстановительному обжигу.

1. Зеликман А.Н., Никитина Л.С. Вольфрам. — М.: Металлургия, 1978г.
2. Коршунов В. Г., Медведев А.С. Варианты комплексной переработки низкосортного вольфрамо-оловянного сырья.// Цветные металлы. – №7—1993 –с. 47—50.

Источник