 |
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция
Соединения олова
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.
Поиск по сайту: