АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соединения олова

Читайте также:
  1. А.А. ГОЛОВАНЬ, С.А. СЛЕСАРЕВ
  2. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  3. Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
  4. Взаимосогласованные договоры и договоры присоединения.
  5. Виды соединения проводников.
  6. Глава 9. Комплексные соединения
  7. Голова Нефертити из песчаника
  8. Диаграмма состояния для сплавов, образующих химические соединения
  9. Женская половая система
  10. Завершение присоединения Казахстана к Российской империи
  11. Загрязнение антибиотиками, гормонами, другими веществами и соединениями, применяемыми в животноводстве.
  12. Заклёпочные соединения

Олово образует интерметаллиды. Наиболее типичны металлические соединения олова с s-элементами, например, Na2Sn, NaSn, NaSn2. С p- и d-элементами олово образует эвтектические смеси.

Соединения со степенью окисления +2 довольно характерны для олова. Оксид олова(II) черного цвета, в воде нерастворим. Получают прокаливая гидроксид олова(II) в атмосфере углекислого газа. Амфотерен, однако с кислотами и с щелочами реагирует с трудом. Склонен к диспропорционированию:

 

2Sn+2O = Sn+4O2 + Sn0

Гидроксид олова(II) студенистый белый осадок образуется обменной реакцией солей олова(II)со щелочами. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:

 

Sn(OH)2 + KOH = K[Sn(OH)3];SnO2 + 2HСl = SnCl2 + 2H2O

Соединения олова(II) сильные восстановители, например:

 

2Bi+3(NO3)3 + 3Na[Sn+2(OH)3] + 9NaOH = 2Bi0 + 3Na2[Sn+4(OH)6] + 6NaNO3

Соли олова(II) бесцветны, в растворах сильно гидролизованы, неустойчивы. Например, сульфат олова(II) разлагается при 360 ºС. Соли бескислородных кислот устойчивее оксосолей, но гидролизуются. Малорастворимый фторид - SnF2 – применяют как фторсодержащую добавку к зубным пастам. Все соли олова(II) довольно сильные восстановители:

 

SnCl2 + 2FeСl3 = SnCl4 + 2FeСl2; SnCl2 + HgСl2 = SnCl4 + Hg

Сульфид олова(II) - твердое вещество бурого цвета - получают по реакции:

SnCl2 + H2S = SnS + 2HCl

Растворяется в полисульфидах с образованием тиостаннатов:

SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3

Соединения со степенью окисления +4 устойчивы для олова. Оксид олова белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении.

 

SnO2 + 2KOH = K2SnO3 + 2H2O;

SnO2 + H2SO4(конц) = Sn(SO4)2 + 2H2O

Оловянную кислоту трудно выделить в индивидуальном состоянии, при её получении обычно образуются коллоидные растворы кислот, превращающиеся в студенистые осадки переменного состава. Так, при действии на раствор SnCl4 раствора аммиака, вначале получается гексагидроксооловянная кислота H2[Sn(OH)6], при стоянии она полимеризуется и выпадает в осадок в виде SnO2×nH2O.

 

SnCl4 + 4NH3 + 6H2O = H2[Sn(OH)6] + 4NH4Cl

Свежеполученная оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах.



+ HCl + NaOH

H2[SnCl6] ¾ SnO2×nH2O ¾® Na2[Sn(OH)6]

Соли олова(IV) и кислородных кислот неустойчивы, легко гидролизуются, тем не менее, Sn(SO4)2·2H2O можно выделить в чистом виде.

Галогениды олова(IV) ближе к галогенангидридам, чем к солям. Их гидролиз протекает вплоть до образования гидроксида, который за счет полимеризации переходит в SnO2×nH2O.

 

SnCl4 + 4H2O = Sn(OH)4 + 4HCl

Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:

SnF4 + 2KF = K2[SnF6]

Сульфид – SnS2 – желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим. Получают при 800 ºС по уравнению:

SnCl4 + 2H2S = SnS2 + 4HCl

Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиостаннатов.

SnS2 + K2S = K2SnS3

Выделить соответствующие кислоты в чистом виде не удается, вследствие их неустойчивости.

Гидрид олова – станнан SnН4 – бесцветный ядовитый газ, неустойчив, при пропускании через нагретую докрасна стеклянную трубку гидрид разлагается, с образованием металлического зеркала.

Гидриды олова выделяются при действии разбавленных кислот на некоторые станниды:

Mg2Sn + 4НCl = SnН4 + 2MgCl2

Известен более сложный гидрид олова – дистаннан Sn2Н6.


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 |


Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.004 сек.)