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.
Химические свойства олова
Сообщение об ошибке
Содержание
Химические свойства олова
Превращение белого олова в серое – явление, которое называют оловянной чумой. Обычно медленно идущее превращение ускоряется при соприкосновении с уже превращенным металлом, при этом резко изменяются свойства олова, оно превращается в порошок.
Чем чище олово и чем большей деформации оно подверглось перед хранением, тем быстрее при низких температурах происходит превращение белого олова в серое. Высокая скорость превращения наблюдается в присутствии примесей Те, Мn, Со, Zn, А1, Ga и As, в меньшей мере Fe и Au; сильно уменьшают скорость превращения Pb, Cd, Sb и Ag, в меньшей мере Ni и Сu; добавка 0,5 % Bi полностью предотвращает оловянную чуму.
Серое олово обладает полупроводниковыми свойствами.
Прочная тонкая поверхностная пленка окислов делает олово устойчивым но отношению к воздуху и воде. Медленное окисление олова на воздухе с образованием SnO и SnO2 наблюдается лишь выше 150 °С. Бидистиллят совершенно не растворяет олово. При высокой температуре олово легко и полностью сгорает, образуя двуокись олова.
С хлором и бромом олово взаимодействует при обычной температуре, с иодом – при слабом нагревании. Реакция с фтором протекает при обычной температуре чрезвычайно медленно, при 100 °С идет очень бурно – с появлением пламени. При нагревании олово энергично реагирует с серой, селеном и теллуром, взаимодействует с фосфором, а с азотом, углеродом, кремнием и водородом непосредственно не взаимодействует, однако косвенным путем можно получить гидриды, нитриды и имиды олова.
Близость нормального потенциала олова и водорода, а также высокое перенапряжение водорода на олове объясняют малую скорость взаимодействия этого металла с разбавленными кислотами (особенно в отсутствие кислорода). В присутствии кислорода скорость растворения существенно возрастает. Устойчиво олово также в атмосфере газообразного сероводорода, насыщенного влагой, и в его насыщенном водном растворе.
Концентрированная соляная кислота легко (особенно при нагревании) растворяет олово с образованием SnCl2 и водорода. Интересно отметить, что реакция β -олова с 37 %-ной НCl при – 17 °С идет с образованием SnCl2 и водорода. В этих условиях α -олово образует SnCl4.
Скорость бесстружкового растворения олова в 5,54N НСl при 17 °С лимитируется скоростью анодно-катодного процесса, в то время как скорость растворения таких металлов, как магний и цинк, значительно больше и лимитируется скоростью диффузии растворителя к поверхности металла.
Сильно разбавленная холодная азотная кислота медленно растворяет олово и образует Sn(NO3)2. При этом не происходит выделения водорода, а идет восстановление азотной кислоты. Концентрированная азотная кислота энергично взаимодействует с оловом и образует нерастворимую β -оловянную кислоту. С концентрированной серной кислотой олово взаимодействует гораздо медленнее.
Олово очень хорошо растворяется в царской водке. Реакция протекает по уравнению
Растворы (1%-ные) уксусной и молочной кислот взаимодействуют с оловом примерно с такой же скоростью, как серная кислота, и приблизительно в 3 раза медленнее, чем соляная кислота.
0,1N раствор лимонной кислоты при 25 °С растворяет олово почти с такой же скоростью, как соляная кислота при тех же условиях. Олово реагирует со стеариновой и олеиновой кислотами при высоких температурах. Наиболее агрессивной из изученных органических кислот по отношению к олову оказалась щавелевая.
Щелочи медленно растворяют олово даже на холоду и при низких концентрациях. Скорость растворения значительно повышается в присутствии воздуха. При этом в растворе образуются гидроксостаннат-ионы [Sn(OH)2] 2- . Растворимость олова в щелочах используют для снятия его со старых консервных банок, после чего металл выделяют из раствора электролитически. Для переведения олова в раствор применяют метод анодного растворения олова в концентрированном растворе NaOH. При этом, однако, возможно пассивирование олова, если плотность тока превышает определенную величину.
Негидролизующиеся соли соляной, серной и других кислот не разрушают окисную пленку на олове; в случае коррозионного процесса либо происходит утолщение окисной пленки и поверх¬ность олова тускнеет, либо появляются черные пятна и коррозия носит точечный характер. Соли, подвергающиеся гидролизу и имеющие в растворах кислую реакцию (FeCl3, АlСl3), в присутствии окислителей вызывают коррозию олова.
В таблице представлена стойкость олова против некоторых реагентов.
Серная кислота
Серная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.
Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
Аппарат | Назначение и уравнения реакций |
Печь для обжига | 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800 о С |
Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
Контактный аппарат | 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4 – ⇄ H + + SO4 2–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Или с силикатом натрия:
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:
4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
http://weldworld.ru/theory/materialovedenie/olovo/himicheskie-svoystva-olova.html
http://chemege.ru/sernaya-kislota/