Курсовая работа (т): Олово и его соединения

Олово и его соединения

Введение

Олово - один из немногих металлов, известных человеку еще с доисторических времен. Олово и медь были открыты раньше железа, а сплав их, бронза, - это, по-видимому, самый первый «искусственный» материал, первый материал, приготовленный человеком.

Результаты археологических раскопок позволяют считать, что еще за пять тысячелетий до нашей эры люди умели выплавлять и само олово. Известно, что древние египтяне олово для производства бронзы возили из Персии.

Под названием «трапу» этот металл описан в древнеиндийской литературе. Латинское название олова «stannum» происходит от санскритского «ста», что означает «твердый». [1, с. 8]

Упоминание об олове встречается и у Гомера. Почти за десять веков до новой эры финикияне доставляли оловянную руду с Британских островов, называвшихся тогда Касситеридами. Отсюда название касситерита - важнейшего из минералов олова; состав его SnO₂. Другой важный минерал - станнин, или оловянный колчедан, Cu₂FeSnS₄. Остальные 14 минералов элемента №50 встречаются намного реже и промышленного значения не имеют. Между прочим, наши предки располагали более богатыми оловянными рудами, чем мы. Можно было выплавлять металл непосредственно из руд, находящихся на поверхности Земли и обогащенных в ходе естественных процессов выветривания и вымывания. В наше время таких руд уже нет. В современных условиях процесс получения олова многоступенчатый и трудоемкий. Руды, из которых выплавляют олово теперь, сложны по составу: кроме элемента №50 (в виде окисла или сульфида) в них обычно присутствуют кремний, железо, свинец, медь, цинк, мышьяк, алюминий, кальций, вольфрам и другие элементы. Нынешние оловянные руды редко содержат больше 1% Sn, а россыпи - и того меньше: 0,01...0,02% Sn. Это значит, что для получения килограмма олова необходимо добыть и переработать по меньшей мере центнер руды. [2]

1       Электронное строение и степени окисления

Sn - олово. Порядковый номер 50, находится в IV группе, в главной подгруппе, следовательно, олово - p-элемент.

Относительная атомная масса A_r = 119

Заряд ядра атома Z = +50

Протоны p = 50

Нейтроны n = 119 - 50 = 69

Электроны e = 50 [3]

Электронное строение: 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶3D¹⁰4S²4P⁶4D¹⁰4F⁰5S²5P²

Сокращенная электронная формула: 4D¹⁰5S²5P²

Максимальная степень окисления = +4

Так как атомы олово содержат на внешнем слое 4 электрона, они могут отдавать их, приобретая при этом степень окисления +4 (проявлять восстановительные свойства). Также олово может принимать степень окисления +2, -4.

2. Нахождение в природе и способ получения олова

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). [1, с. 9]

Получение: [4]

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 SnO₂ восстанавливают углем или алюминием (цинком) в электропечах:

₂ + 2C → Sn + 2CO

Особо чистое олово полупроводниковой чистоты готовят электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

3. Химические и физические свойства [4]

Простое вещество олово полиморфно. Оно существует в двух аллотропных модификациях:

а) β - олово (белое), t > 13,2˚С, мягкое, пластичное, высокая электропроводность, металлический блеск.

б) α - олово (серое), t < 13,2 ˚С, образовано из белого олова, хрупкое, твёрдое, полупроводник, структура алмаза.

Из - за сильного различия структур двух модификаций олова разнятся и их электрофизические свойства. Так, бета - Sn - металл, а альфа - Sn относится к числу полупроводников. Ниже 3,72 К альфа - Sn переходит в сверхпроводящее состояние. Стандартный электродный потенциал E°Sn²⁺/Sn равен -0.136 В, а E пары °Sn⁴⁺/Sn2 равен + 0.151 В. При комнатной температуре олово устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C.

Диоксид (или двуокись) олова встречается в природе, а также может быть получен искусственно путем сжигания металла на воздухе или окислением его азотной кислотой с последующим прокаливанием полученного продукта.

При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4:

Sn + 2Cl₂ → SnCl₄

₄ - жидкость, кипящую при температуре 112°С и сильно дымящую на воздухе, растворяется в воде и может быть выделен из раствора в виде различных кристаллогидратов, например, SnCl4∙5H2O.

Э° + сложные вещества:

Разбавленные соляная и серная кислоты действуют на олово очень медленно, это объясняется большим перенапряжением выделения водорода на поверхности металла. Концентрированные растворы этих кислот, особенно при нагревании, растворяют олово. При этом в соляной кислоте получается хлорид олова (II), а в серной - сульфат олова (IV). Кроме того, при взаимодействии олова с соляной кислотой возможно образование хлороловянных кислот составов HSnCl3.

+ 2HCl → SnCl₂ + H₂

Sn + 3HCl → H[SnCl₃] + 2H₂

Sn + 4H₂SO₄ → Sn(SO₄)₂ + 2SO₂↑ + 4H₂O+ 4HNO₃(к) → β H₂SnO₃ + 4NO₂↑ + H₂O+ 8HNO₃(р) → 3Sn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Концентрированные щелочи также растворяют олово. В таких случаях получаются станниты - соли оловянистой кислоты (H₂SnO₂):

Sn + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂↑

В водных растворах станниты существуют в гидратированных формах, образуя гидроксостанниты:

Na₂SnO₂ + 2H₂O → Na₂[Sn(OH)₄]

Sn + NaOH + 2H₂O → H₂ + Na[Sn(OH)₃]

олово металл сплав кислота

4. Соединения олова

4.1 Соединения олова -4 [4]

Гидрид олова - станнан SnН₄ - бесцветный ядовитый газ, термодинамически неустойчив, при нормальных условиях постепенно разлагается с образованием оловянного зеркала: SnH₄ → 2Н₂ + Sn

Аналитическая реакция SnH₄ + O₂ → SnO₂ + 2H₂O + Q (васильковый цвет) [5]

Получение:

SnCl₂ + 4HCl + Zn → SnH₄↑ + ZnCl₂

SnMg₂ + 4HCl → SnH₄↑ + 2MgCl₂

.2 Соединения олова +2

Оксид [4]

·        SnO - черного цвета, мало растворим в воде. Амфотерен с преобладанием основных свойств.

·        Диспропорционируют при нагревании:

SnO → SnO₂ + Sn

·        Растворим в концентрированных и разбавленных кислотах:

SnO + 3HCl → H[SnCl₃] + H₂O+ 2HNO3 → Sn(NO₃)₂ + H₂O

·        Растворим в концентрированных растворах щелочей и их расплавах:

SnO + NaOH + H₂O → Na₂[Sn(OH)₄]

SnO + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂O

·        Окисляются кислородом воздуха:

SnO + O₂ → 2SnO₂

Гидроксид [4]

·        Sn(OH)₂ - белый студенистый осадок, плохо растворим в воде. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:

·       

Sn(OH)₂+ NaOH → Na[Sn(OH)₃];

Sn(OH)₂+ 2HСl(р) → SnCl₂+ 2H₂O

·        При нагревании легко теряет воду:

Sn(OH)₂ → SnO + H₂O

·        Гидролиз:

·       

Sn²⁺ + H₂O ↔ SnOH⁺ + H⁺

·        Определение Sn²⁺ или Bi³⁺:

H[SnCl₃] + 2Bi(NO₃)₃ + 2NaOH → 3Na₂[Sn(OH)₆] + 2Bi + 9NaCl + NaNO₃ + 3H₂O

4.3 Соединения олова +4

Оксид олова (IV) белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении. [6, с. 278 - 280]

SnO₂ + 2KOH → K₂SnO₃+ 2H₂O

SnO₂+ H₂SO₄(к) → Sn(SO₄)₂+ 2H₂O

Гидроксид олова (IV) амфотерен, но кислотные свойства у него преобладают, реагирует как с концентрированными кислотами, так и с щелочами:

Sn(OH)₄ + 2NaOH → Na₂[Sn(OH)₆]

Sn(OH)₄ + 6HCl(к) → H₂[SnCl₆] + H₂O

.4 Галогениды

SnCl₂ - белый порошок, плавится, кипит без разложения. (как сильный восстановитель)

·        Обесцвечивание раствора перманганата калия H⁺ среда:

SnCl₂ + 16HCl + 2KMnO₄ → 2MnCl₂ + 5SnCl₄ + 2KCl + 8H₂O

·        Изменение окраски CrO₄^2- или Cr₂O₇^2-:

K₂Cr₂O₇ + 3SnCl₂ + 14HCl → 2CrCl₃ + 3SnCl₄ + 2KCl + 7H₂O

·        Обесцвечивание бромной воды:

Br₂ + 2SnCl₂ → SnCl₄ + SnBr₄

·        Гидролиз:

SnCl₂ + H₂O ↔ HCl + SnOHCl [6, с. 292]

SnCl₄ - галоген - ангидрид, тяжелая бесцветная жидкость, при взаимодействии с H₂O - гидролиз. [4]

SnCl₄ + 3H₂O(пар) → H₂SnO₃ + 4HCl (белый туман)

SnCl₄ + H₂O(жидк) → [SnCl₄(H₂O)₂] (растворим)

SnCl₄ + 2HCl(к) → H₂[SnCl₆]

Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:

SnF₄+ 2KF → K₂[SnF₆]

SnCl₄ - кислота Льюиса. Как катализатор в органической химии.

4.5 Сульфиды

SnS - тёмные кристаллы, хороший восстановитель.

E°Sn⁴⁺/Sn²⁺ = +0, 15 В+ HCl(к) → H[SnCl₃] + H₂S [4]

Сульфид олова (II) не растворяется в сульфидах щелочных металлов и аммония, но полисульфиды аммония и щелочных металлов растворяют его с образованием тиостаннатов: [7, с. 361]

SnS + (NH₄)₂S₂ → (NH₄)₂SnS₃

SnS₂ - желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим.

SnS₂ + Na₂S = Na₂SnS₃

4.6 Оловянные кислоты [8]

α - оловянная кислота H₂SnO₃•x H₂O при хранении превращается в β - оловянную кислоту, а после в SnO₂

·        Реакция с кислотой:

H₂SnO₄ + 6HCl → H₂[SnCl₆] + 4H₂O

·        Реакция с щелочью:

H₂SnO₄ + 2NaOH → Na₂[Sn(OH)₆]

Получение α - оловянной кислоты:

SnCl₄ + 4NH₄OH → H₄SnO₄ + 4NH₄Cl

β - оловянная кислота H₂SnO₃ плохо растворяется в кислотах и щелочах. Не растворяется в воде.

·        Реакция с концентрированной щелочью:

H₂SnO₃ + NaOH(к) → Na₂SnO₃ + H₂O

Получение β - оловянной кислоты:

·        Получают растворением металлического олова в горячей концентрированной азотной кислоте с последующим разбавлением продуктов реакции большим количеством холодной воды:

3Sn + 4HNO₃ + H₂O → 3H₂SnO₃ + 4NO₂

·        Осаждение раствора хлорида олова (IV) аммиаком:

SnCl₄ + 4NH₃•H₂O → H₂SnO₃ + 4NH₄Cl + H₂O

4.7 Координационные соединения [4]

Разлагается при нагревании:

H₂[SnCl₆]•6H₂O → SnCl₄•5H₂O + HCl + H₂O

Реакция с щелочами:

H₂[SnCl₆] + 2NaOH = Na₂[SnCl₆] = 2H₂O

Реакция с концентрированными щелочами:

H₂[SnCl₆] + 8NaOH → Na₂[Sn(OH)₆] + 6NaCl + 2H₂O

Реакция с сероводородом:

H₂[SnCl₆] + 2H₂S → SnS₂ + 6HCl

Восстанавливается оловом:

H₂[SnCl₆] + Sn → H[SnCl₃]

Получение комплексных соединений:

·        Растворение олова в царской водке:5

3Sn + 4HNO₃ + 18HCl → 3H₂[SnCl₆] + 4NO + 8H₂O

·        Растворение хлорида олова в концентрированной соляной кислоте:

SnCl₄ + 2HCl → H₂[SnCl₆]

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 входит в состав желудочного фермента гастрина, влияет на активность флавиновых ферментов, способно усиливать процессы роста.

Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. Временно допустимая концентрация соединений олова в атмосферном воздухе 0,05 мг/м³, ПДК олова в пищевых продуктах 200 мг/кг, в молочных продуктах и соках - 100 мг/кг, в жирах (особенно жирной рыбе) содержание этого металла весьма высоко и может доходить до 130 мкг/г. Токсическая доза олова для человека - 2 г.

Многие растения способны аккумулировать олово, содержащееся в почве, воде, в выхлопных газах автомобилей. Так, брусника и черника, собранные в лесу, расположенном даже в 25 км от автострад с большим движением, содержат около 40 мг олова на 1 кг ягод при норме 2 мг/кг. В пищевые продукты 50-ый элемент может попадать и из упаковки - упаковочная фольга или консервные банки. В течение суток оптимальной дозой поступления олова в организм считают от 2 до 10 мг. Основной вид содержания данного металла в теле человека - в виде жирорастворимых солей. В тканях олово присутствует в концентрациях от 0,5 до 4,0 мкг/г. На кости приходится 0,8 мкг/г олова, на почки, сердце и тонкий кишечник - 0,1 мкг/г. Выделяется олово из организма с желчью и мочой. [9, с. 203]

Несмотря на то, что недостаток олова приводит к ряду заболеваний, его избыток гораздо вреднее для человеческого организма. Пятидесятый элемент не относится к особо токсичным металлам (металлическое олово не ядовито), однако 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, которые при поступлении в желудочно-кишечный тракт проявляют выраженный кумулятивный эффект с последующим развитием хромосомных аберраций в клетках костного мозга.

При избыточном поступлении олово накапливается в печени, почках, скелете и мышцах. У рабочих оловоплавильных заводов при длительном воздействии пыли окиси олова (так называемое черное олово) SnO могут развиться пневмокониозы; у рабочих, занятых изготовлением станиоли, иногда отмечаются случаи хронической экземы. Считается, что содержание в крови этого металла уже в количестве 35 мг на 100 мл может вызвать функциональные изменения центральной нервной системы. Тетрахлорид олова (SnCl₄∙5H₂O) при концентрации его в воздухе свыше 90 мг/м³ раздражающе действует на верхние дыхательные пути, вызывая кашель; попадая на кожу, хлорид олова вызывает ее изъязвления. Сильный судорожный яд - оловянистый водород (станнометан) SnH4. Тяжелые отравления при употреблении в пищу давно изготовленных консервов связаны с образованием в банках именно этого яда - SnH₄. При острых отравлениях оловянистым водородом характерны судороги, нарушение равновесия, в некоторых случаях возможен летальный исход. Во многом степень отравления зависит от индивидуальной переносимости: у детей и пожилых людей отравление даже небольшим количеством олова может быть фатальным.