1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 5 .
Валентните електрони са удебелени. Отнася се за семейството на p-елементите. Тъй като най -голямото главно квантово число е 4, а броят на електроните във външното енергийно ниво е 7, бромът се намира в четвъртия период, група VIIA на Периодичната таблица. Енергийната диаграма за валентните електрони е:
Германий.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 2 .
Валентните електрони са удебелени. Отнася се за семейството на p-елементите. Тъй като най -голямото главно квантово число е 4, а броят на електроните във външното енергийно ниво е 4, германийът се намира в четвъртия период, IVA групата на Периодичната таблица. Енергийната диаграма за валентните електрони е:
Кобалт.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 7 4с 2 .
Валентните електрони са удебелени. Принадлежи към семейството на d-елементите. Кобалтът се намира в 4 -ти период, VIIB група на Периодичната таблица. Енергийната диаграма за валентните електрони е:
Мед.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 1 .
Валентните електрони са удебелени. Принадлежи към семейството на d-елементите. Тъй като най -голямото главно квантово число е 4, а броят на електроните във външното енергийно ниво е 1, медта се намира в четвъртия период, I в групата на Периодичната таблица. Енергийната диаграма за валентните електрони е.
химичен елемент, Sn
Алтернативни описанияМетал, който предпазва други метали от корозия
Металът, от който твърдият войник е направен в приказката на Андерсен
Метал, който може да се намери в изобилие от повърхността на консервите
Метал, използван като спойка
Мек ковък сребристо бял метал
Мек метал, използван за запояване
Един от седемте метала, които персите носят от злото око
Сребристо-бял метал, мек и пластичен
Войнишки метал (страхотен)
Химически елемент, мек сребрист бял метал
На латински „Stannum“ (stannum)
Калайдисване на метал
Каситерид
Химически елемент, метал
Металът, който причини смъртта на експедицията на Робърт Скот до Южния полюс
Сребърна капчица върху поялник
Метал за калайджията
Almanzora Пръстени Soft Metal
Смес от соли на този метал - "жълт състав" - отдавна се използва като багрило за вълна
От какъв метал е изработена ламарина?
Латинското наименование на този метал се превежда като "твърд", въпреки че е един от най -меките и топящи се
Припой метал
Преведете от латински думата "stannum"
Станиоли база
Материал за упоритите войници
Метал, "станум"
Тежък и мек метал
Калайдисване на метал
Играчки войници, метал
След Индия
Метал за войници
Метални, крехки на студ
Мек метал
Въртящ се проводник
След индий от Менделеев
Метал, Sn
Покриване на кутии
Каситеритен компонент
Метал за верните войници
Играчка армейска плът
Метал за запояване
... "Sn" за химик
Калайджийски метал
Чия руда е каситерит?
Войнишки метал (страхотен)
Almanzora пръстени метални
Латински станум
От какво е направена „ламарина“?
Капка върху поялник
Метал в състава на спойки
Между индий и антимон
Защитно покритие от калай
Болен от чума метал
Менделеев го назначи за 60 -и
Мек и лек метал
Таблица на предшественика на антимон
Метал за лъжици и войници
Таблицата на наследниците на Индия
В таблицата той е след Индия
Менделеев го идентифицира като шестдесетте поредни
Следва индий в таблицата
Метален номер шестдесет
Основен метал от фолио
Менделеев го назначи за шестдесетте
Шестдесетият граф Менделеев
Метални сватбени рози
Менделеев го назначи за шестдесети поред
Метал в състава на оловото
Припой метал
Химически елемент за войници
Предшественик на антимон в таблицата
В масата той е пред антимон
Преди антимон в таблицата
Спояем метал
Сребърен метал
... "Мек" метал
Метал за запояване
Между индия и антимон в таблицата
Петдесетият елемент
Следва индия в таблицата
Sn в таблицата
Метал за войник
Металът, който уби Скот
Материал за равномерни копчета
Петдесета метална маса
Преди антимон в таблицата
Основата на медала за четвъртото място за участниците в първенството на САЩ по фигурно пързаляне
Последната индия в таблицата
Материал за войници
След индия в таблицата
Последовател на Индия
Метал със символ Sn
Войници от метални играчки
Химически елемент, наречен Sn
Химически елемент номер петдесет
Последовател на индия на масата
Химически елемент, мек ковък сребрист бял метал
Име на химически елемент
... "Sn" за химик
... "Мек" метал
От какъв метал е изработена "ламарина"?
От какво е направена "ламарина"
Чия руда е каситеритът
Латински станум
Латинското наименование на този метал се превежда като „твърд“, въпреки че е един от най -меките и топящи се
Менделеев го назначи за 60 -и в таблицата
Болен от чума метал
Метал, "станум"
Преведете от латински думата "stannum"
Латински "Stannum" (stannum)
Смес от соли на този метал - "жълт състав" - отдавна се използва като багрило за вълна
Ср крушети (метал), пепел-сребро, по-бели от оловото, много меки, ниско топящи се, леки по тегло, по-удобни за запояване и за леене на прости дребни зърна; стар. олово, откъдето е поговорката: Думата е калай, тежка. Изсипване на калай, коледни гадания. Само момчето и скъпата имат ламаринено копче! Оловна чаша или оловна буркан и оловен м. Калаена руда, пирит, спойка. Pewter, pewter m. Леене, работещ калай. Калай, калай м. Църк. гадател, хвърлящ калай във вода, за гадаене, прогнози. Оловени очи, мътни и бездушни; оловено око, с трън. Тенекия м. Зап. молив
Химически артикул по "фамилия" Sn
Какво представлява химичният елемент Sn?
Химически елемент по "фамилия" Sn
Калай (лат. Stannum; обозначен със символа Sn) е елемент от основната подгрупа на четвъртата група, петия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 50. Отнася се до групата на леките метали. При нормални условия едно просто вещество, калай, е пластичен, ковък и ниско топящ се лъскав метал със сребристо-бял цвят. Калайът образува две алотропни модификации: под 13,2 ° C, стабилен α-калай (сив калай) с кубична решетка от тип диамант, над 13,2 ° C, стабилен β-калай (бял калай) с тетрагонална кристална решетка.
История
Калайът е бил известен на човека още през 4 -то хилядолетие пр.н.е. NS. Този метал е недостъпен и скъп, тъй като продуктите от него се срещат рядко сред римските и гръцките антики. Калай се споменава в Библията, четвъртата книга на Мойсей. Калайът (заедно с медта) е един от компонентите на бронза (виж История на медта и бронза), изобретен в края или средата на 3 -то хилядолетие пр.н.е. Тъй като бронзът е бил най-издръжливият метал и сплав, познати по това време, калайът е бил „стратегически метал“ през цялата „бронзова епоха“, повече от 2000 години (много приблизително: 35-11 век пр.н.е.).
произход на името
Латинското наименование stannum, свързано със санскритската дума, означаваща „устойчив, издръжлив“, първоначално се отнася до сплав от олово и сребро, а по -късно и до друга сплав, която го имитира, съдържаща около 67% калай; до 4 -ти век тази дума се използва за означаване на самия калай.
Думата калай е общославянска дума, която има съответствия в балтийските езици (вж. Лит. Alavas, alvas - „калай“, пруски. Alwis - „олово“). Това е суфиксална формация от корена ol- (сравнете старовисшия немски elo - "жълт", латински albus - "бял" и т.н.), така че металът е кръстен на цвета си.
Производство
По време на производствения процес рудоносната скала (каситерит) се смила до среден размер на частиците ~ 10 мм в промишлени мелници, след което каситеритът, поради относително високата си плътност и маса, се отделя от отпадъчните скали чрез вибрационно-гравитационен метод върху маси за концентриране. Освен това се прилага флотационният метод за обогатяване / рафиниране на руда. Полученият калаен руден концентрат се топи в пещи. В процеса на топене той се възстановява до свободно състояние чрез използване на въглен при оползотворяването, чиито слоеве се подреждат последователно със слоевете руда.
Приложение
1. Калай се използва главно като безопасно, нетоксично, устойчиво на корозия покритие в чист вид или в сплави с други метали. Основните промишлени приложения на калай са калай (желязо от калай) за производството на контейнери за храни, в спойки за електроника, в домашни тръбопроводи, в носещи сплави и в покрития от калай и неговите сплави. Най -важната калаена сплав е бронз (с мед). Друга добре позната сплав, калай, се използва за приготвяне на съдове за хранене. Напоследък се възражда интересът към използването на метал, тъй като той е най-„екологичният“ сред тежките цветни метали. Използва се за създаване на свръхпроводящи проводници на базата на интерметалното съединение Nb 3 Sn.
2. Интерметалните съединения на калай и цирконий имат високи точки на топене (до 2000 ° C) и устойчивост на окисляване при нагряване на въздух и имат редица приложения.
3. Калайът е най -важният легиращ компонент в производството на структурни титанови сплави.
4. Калаеният диоксид е много ефективен абразивен материал, използван за "довършване" на повърхността на оптичното стъкло.
5. Смес от калаени соли - "жълт състав" - преди е била използвана като багрило за вълна.
6. Калайът също се използва в химически източници на ток като аноден материал, например: манган-калай елемент, оксид-живак-калай елемент. Използването на калай в оловно-калай акумулатор е обещаващо; така, например, при равно напрежение, в сравнение с оловно-киселинната батерия, оловно-калаената батерия има 2,5 пъти по-голям капацитет и 5 пъти по-висока енергийна плътност на единица обем, нейното вътрешно съпротивление е много по-ниско.
Лек цветен метал, просто неорганично вещество. Sn, stannum (stannum) е посочено в периодичната таблица. В превод от латински означава „силен, упорит“. Първоначално тази дума се нарича сплав от олово и сребро и едва много по -късно започват да наричат чист калай по този начин. Думата „калай“ има славянски корени и означава „бял“.
Металът принадлежи към разпръснатите елементи и не е най -разпространеният на земята. В природата се среща под формата на различни минерали. Най -важните за индустриалния добив: каситерит - оловен камък и станин - оловен пирит. Калайът се извлича от руди, като правило, съдържащи не повече от 0,1 % от това вещество.
Свойства на калай
Лек мек пластмасов метал със сребристо-бял цвят. Той има три структурни модификации, преминава от състояние на α-калай (сив калай) към β-калай (бял калай) при температура +13.2 ° С, и в състояние на γ-калай при t +161 ° С . Модификациите са много различни по своите свойства. α-калай е сив прах, който е класифициран като полупроводник, β-калай ("обикновен калай" при стайна температура) е сребрист ковък метал, γ-калай е бял чуплив метал.
При химичните реакции калайът проявява полиморфизъм, тоест киселинни и основни свойства. Реагентът е доста инертен във въздуха и във водата, тъй като бързо се покрива със здрав оксиден филм, който го предпазва от корозия.
Калай лесно реагира с неметали, с трудност - с концентрирана сярна и солна киселина; не взаимодейства с тези киселини в разредено състояние. Той реагира с концентрирана и разредена азотна киселина, но по различни начини. В единия случай се получава калаена киселина, в другия - калаената селитра. Реагира с основи само при нагряване. С кислорода образува два оксида, с окислителни състояния 2 и 4. Той е в основата на цял клас органосъдържащи съединения.
Ефекти върху човешкото тяло
Калайът се счита за безопасен за хората, той е в нашето тяло и всеки ден го приемаме в минимални количества с храната. Неговата роля в функционирането на организма все още не е проучена.
Парите на калай и аерозолните му частици са опасни, тъй като при продължително и редовно вдишване може да причини белодробно заболяване; органичните съединения на калай също са отровни, затова е необходимо да се работи с него и неговите съединения в защитни средства.
Калаено съединение като калаен водород, SnH 4, може да причини силно отравяне, когато се яде много стара консервирана храна, при която органичните киселини са реагирали със слой калай по стените на кутията (калайът, от който са направени консервите, е тънък железен лист, покрит с калай от двете страни). Отравянето с калай с водород може дори да бъде фатално. Симптомите включват припадъци и усещане за загуба на равновесие.
Когато температурата на въздуха падне под 0 ° C, бялата калай се превръща в модификация на сивата калай. В този случай обемът на веществото се увеличава с почти една четвърт, калайният продукт се напуква и се превръща в сив прах. Това явление започва да се нарича „калаена чума“.
Някои историци смятат, че „калаената чума“ е една от причините за поражението на армията на Наполеон в Русия, тъй като превръща копчетата на дрехите на френските войници и катарами на колани в прах и по този начин има деморализиращ ефект върху армията.
И ето един истински исторически факт: експедицията на английския полярен изследовател Робърт Скот до Южния полюс завърши трагично, наред с други неща, защото цялото им гориво се изля от резервоарите, запечатани с калай, те загубиха моторите си, а нямаше достатъчно сили за ходене пеша.
Приложение
По -голямата част от стопения калай се използва в металургията за 
производство на различни сплави. Тези сплави се използват за производството на лагери, опаковъчно фолио, ламарина, бронз, спойки, проводници и типографски шрифтове.
- Калай под формата на фолио (stanyol) се търси при производството на кондензатори, съдове, художествени продукти, тръби за органи.
- Използва се за легиране на структурни титанови сплави; за нанасяне на антикорозионни покрития върху изделия от желязо и други метали (калайдисване).
- Циркониевата сплав е силно огнеупорна и устойчива на корозия.
- Калаен (II) оксид - използва се като абразив при обработката на оптични стъкла.
- Част от материалите, използвани за производството на батерии.
- При производството на багрила "за злато", багрила за вълна.
- Изкуствените радиоизотопи на калай се използват като източник на γ-лъчение в спектроскопските методи на изследване в биологията, химията, материалознанието.
- Калаеният дихлорид (калаена сол) се използва в аналитичната химия, в текстилната промишленост за боядисване, в химическата промишленост за органичен синтез и производство на полимери, в рафинирането на масла - за обезцветяване на масла, в стъклената промишленост - за преработка на стъкло.
- Калаеният бор флуорид се използва за производството на калай, бронз и други сплави, необходими за промишлеността; за калайдисване; ламиниране.
: Нашвил - Опатски. Източник:с. XXIa (1897): Нашвил - Опатски, стр. 889-893 () Други източници: BEAN: MESBE
Калай(хим. латински Stannum; френски Etain, немски Zinn; химическо обозначение Sn.) - принадлежи към броя на металите, познати на човечеството от древни времена. Египтяните го познават от 3000-4000 години пр. Н. Е. И се споменава в Библията. В природата О. се среща главно под формата на кислородно съединение SnO 2 - калаен камък (виж), по -рядко се среща под формата на сярна О. във връзка със сярно желязо или мед. О. има сребристо-бял цвят, но по-тъмен от среброто. Той е малко по -твърд от оловото и е много вискозен - когато се търкаля, той произвежда изключително тънки листове, но жицата от него се къса лесно. При обикновени условия той има ясна кристална структура. При огъване на пръчката О. се чува характерен звук, който се обяснява с прекъсвания на кристалната маса. Добре оформените кристали на О. могат лесно да бъдат получени чрез разлагане със слаб ток, например разтвор на хлорид О. във вода (виж по-долу); Те са по -лесни за получаване, ако внимателно се излива вода върху силен разтвор на хлорид оксид, подкислен със солна киселина (така че да не се смесва с разтвора) и в нея се потапя калаена плоча - кристали ще започнат да растат върху нея близо до слой, отделящ течностите. С образуването на кристали плочата в долната част ще се разтвори. Изглежда кристалите принадлежат към правилната система. О. се топи при 228 ° -232 °, а преди това (около 100 °) става крехка, кипи от 1460 ° до 1600 °, според различни източници. Коефициент на разширение: lin. между 0 ° и 100 ° = 0,00002193 (Калвърт-Джонсън), кубични метри - V = V О (l + 0,000061 T + 0,0000000789T 2) (Матизен); специфичното тегло на кованата О. = 7,3, кристалната = 7,18. Специфична топлина 0,05623 (Regno). Топлопроводимост 14,5-15,4 (за сребро = 100). Електрическа проводимост = 11,45 при 21 ° (Matthisen) (за сребро = 100). Интересен е ефектът от ниската температура върху О. В Сибир беше забелязано, че при тежки студове се появяват сиви петна върху оловени съдове, които постепенно растат. На тези места О. става крехка, лесно перфорира. Фричше охлажда О. до -35 ° и показва, че в този случай кристалната му структура се променя и връзката между нейните частици се губи. При нагряване (във Fritschsche, до 35 °) такъв яйчник става обикновен. Специфичното тегло на промененото O. = 5.952 (Fritschsche), така че промяната в състоянието е придружена от голямо увеличение на обема; топлинният капацитет е 0,0545 (Рено), което също е по -малко от това за обикновените О. При обикновени температури О. почти не се променя в сух или влажен въздух; солевите разтвори и много слабите киселини имат малък ефект върху него; поради това се използва и за защита на други метали (вж. Калайдисване). При нагряване О. дава оксида SnO 2; парите му изгарят с бял пламък. Силната солна киселина, особено при нагряване, лесно разтваря О. с отделянето на водород и образуването на О. хлорид SnCl 2; разтварянето е по -добро в присъствието на платина поради образуването на галванична двойка. Сярната киселина също разтваря кислорода, докато в зависимост от силата на киселината, нагряването и т.н., киселината се деоксидира: отделя се серен диоксид, сероводород и сяра, но се получава и водород. Азотната киселина, която е много силна, не действа върху кислорода; по -слабата, например, със специфично тегло 1,4, я окислява енергично: освобождават се азотни оксиди и се образува неразтворима метатанова киселина; ако азотната киселина е слаба и действието настъпва бавно и на студено, тогава О. преминава в разтвор - образува се сол на азотна киселина О., се образуват амоняк и хидроксиламин. Хлорът, бромът и йодът се комбинират директно с кислород и той дава сплави с метали. При нагряване О. разлага вода. Атомното тегло на O. е около 118 (Meyer-Zeibert брои 117.37; Van der Plaats-118.07 и т.н.). В периодичната таблица на елементите кислородът се поставя в група IV, в нечетен ред, заедно със силиций, германий и олово. Подобно на тях, той дава главно две серии съединения от типа SnX 2 и SnX 4; тук също азотният оксид SnO има характер на слаба основа и оксидът SnO 2 има характер на слаба киселина. За О. са известни съединения и междинен тип, Sn 2 X 6, а с кислород О. също дава SnO 3.
Азотен O. SnO се получава от калаен оксид хидрат, който от своя страна се получава под формата на бяла аморфна утайка при разлагане с основи или техните карбонатни соли на хлорид O. SnCl 2. Оксид хидратът, когато се нагрява или кипва с вода, освобождава водата много лесно и се превръща в черен аморфен SnO прах. Оксид азотен оксид лесно се получава в кристална форма, когато такова разлагане на азотен оксид хидрат настъпи в присъствието на основи (но не амоняк), слаби киселини, например солна, оцетна и някои соли, например амоняк. Калаеният оксид хидрат се разтваря лесно в основи Na (HO) и K (HO); от такива разтвори, поради по -ниската разтворимост на SnO в основи, при престояване се утаяват тъмни лъскави кристали на SnO със специфично тегло до 6.7. Скоростта на дехидратация на хидрата зависи от алкалната концентрация и температурата. В много концентрирани разтвори или по време на кипене настъпва допълнителна реакция: освобождаване на метален оксид и образуване на оксид O. SnO 2, който дава сол с алкали, например SnO + KHO = Sn + K 2 SnO 3 + H 2 О. Получаване на кристален оксид О. под действието на слаба солна киселина върху хидрата, се обяснява (Ditte) по такъв начин, че първоначално определено количество хлорид O. SnCl 2 (определено от степента на неговата дисоциация) е образуван; той дава оксихлорид О. и последният, разлагайки се с вода, дава SnO. Амонякът работи по същия начин. Оксид азотен оксид - особено в аморфна форма, лесно се окислява до оксид; нагрява се при въздушни изгаряния; когато се нагрява без достъп на въздух, той отделя метален оксид и също се трансформира в оксид: 2SnO = Sn + SnO 2. О. азотен оксид хидрат има различен състав, в зависимост от сушенето. Посочете съществуването на Sn (HO) 2 + H 2 O, 3SnO + 2H 2 O и т.н. Беше споменато по -горе за получаването му. Оксид азотен оксид се разтваря в основи, образувайки съединения с ниска якост; в същото време образува соли с киселини и има характер на слаба основа. О. солите на азотен оксид са с ниска якост, лесно се разлагат от вода, превръщайки се в основни соли. Азотната киселина лесно разтваря O азотен оксид хидрат; разтваряйки го при 0 ° и след това охлаждайки до -20 °, се получават кристали, които приличат на сорта на бертолет от състава Sn (NO 3) 2 + 20H 2 O. Когато разтворите се изпарят, се получава гъста маса, която започва да се се разлагат с отделянето на азотни оксиди и образуването на основни соли. Те се разлагат с вода, при нагряване до 100 ° те експлодират. Със сярна киселина азотният оксид дава SnSO 4; той също се получава чрез разтваряне на хидрата в H 2 SO 4, кристализира без вода под формата на игли и при нагряване отделя серен диоксид. Известни са и основни соли. Оксидните соли лесно дават двойни соли със соли на алкални метали, например двойна сярна киселина SnSO 4 K 2 SO 4 или 2SnSO 4 K 2 SO 4 и т.н.
Оксид О. SnO 2 се получава в аморфна форма при изгарянето на О. или окисляването на разтопения О. във въздуха, по време на калцинирането на оксидни хидрати на О. и др. Това е жълтеникав прах, огнеупорен, със специфично тегло 6.89-7.18; разтваря се в основи по време на синтез и в силна сярна киселина; в технологията се използва за получаване на млечно стъкло и ниско топящ се емайл. В природата се среща под формата на кристали от калаен камък (виж), обикновено оцветени със следи от желязо, манган и пр. Кристалите се получават изкуствено чрез нагряване на аморфния SnO 2 в поток от хлороводород, чрез преминаване на водни пари през хлор O. SnCl 4 при нажежаване и др. Оксидният оксид има характера на нискоенергиен оксид, но киселинният му характер е по-ясно развит от основния. На него отговарят две киселини, камениста и метастанинова, доста рязко различни една от друга, но способни да преминават една в друга и две соли соли. За SnO 2 трябва да се очаква нормален хидрат от типа Sn (HO) 4; той е известен; Освен това са известни хидрат от типа SnO (HO) 2 и много други междинни продукти между SnO3 и нормален хидрат. В това отношение О. има голямо сходство със силиция; трябва обаче предварително да се посочи, че разликата в свойствата на оловните киселини вероятно не зависи от това дали има хидрат с едно или с друго водно съдържание; техният състав може да е същият и тук вероятно има случай на истинска изомерия.
Калаена киселинаполучени чрез разлагане на прясно приготвен разтвор на хлор O. SnCl 4 с амоняк, основи, сода, креда, въглерод-бариева сол и др., също директно чрез кипене на разтвори на SnCl 4 с достатъчна якост; и при разлагане с киселини съответните соли, например, калиев натрий Na 2 SnO 3. Метаолова киселина получава се главно чрез действието на силна азотна киселина върху О., както и от нейните соли. И едната, и другата киселина имат формата на бяла, ронлива маса, в обикновеното състояние, неразтворима във вода. Тяхната разлика: 1) Станиновата киселина (във влажно състояние) лесно се разтваря в азотна киселина. Този разтвор постепенно освобождава калинова киселина под формата на желатинови бучки; при нагряване до 50 ° той се коагулира; ако този съсирек се третира с амоняк, той се разтваря отново в HNO 3. Метаоловата киселина не се разтваря при тези условия. 2) Калаената киселина се разтваря в сярна киселина, дори разредена и не се отделя при кипене. Мета калай не се разтваря в слаб Н 2 SO 4, но набъбва в силни; обаче водата ще отмие киселината. 3) Калаената киселина се разтваря в солна киселина. Мета-калай е неразтворим; обаче частично се комбинира със солна киселина. Това съединение е неразтворимо в HCI разтвори, но разтворимо в чиста вода. 4) Калаената киселина е разтворима в Na (HO) и в излишък от нея; Метатинатът както от алкални, така и от киселинни разтвори се утаява с излишък от Na (HO) под формата на натриева сол, която е неразтворима в сода каустик, но разтворима във вода. Метаоловата киселина се трансформира в калинова киселина, например, ако се обработи със силна солна киселина и се изпари. Количеството на променената киселина зависи от продължителността на лечението, количеството на солната киселина и др .; ако метастаниновата киселина се нагрява с голямо количество KHO или NaHO, се образува калинова сол. Преходът на калинова киселина към метатинова киселина се случва например, ако се изсуши при обикновени или повишени температури, дори когато се съхранява под вода. Разтвор на хлорен O. SnCl 4, ако е свеж, дава, както е казано, станова киселина; когато се съхранява дълго време, от него се получава мета-тининова киселина; когато се вари с много HCl, той също го дава. Какво обяснява разликата в оловни киселини не е точно известно; някои ги разглеждат като различни полимери, например за хидрат на калаена киселина SnO 2 и за метанол хидрат Sn 5 O 10; други, че се образуват от различни хидрати и др. Обикновените каменисти и метатанови киселини са неразтворими във вода, но за тях са известни и разтворими модификации, като разтворима силициева киселина. Ако разтворът на SnCl 4 се разложи с каустична сода или HCl се добави към натриевата калинова сол и се подложи на диализа, тогава образуващата се в началото желатинова маса, когато солите се отстраняват, постепенно се разтваря; последните следи от алкали се отстраняват чрез добавяне на няколко капки йоден разтвор. Получената разтворима станова киселина при нагряване дава метастанова киселина. Те притежават всички свойства на разтворими колоиди, коагулират от незначително добавяне на HCl и много соли и др. Солите на калаената киселина (обикновено от типа M 2 SnO 3) кристализират най -вече добре; алкалните соли са разтворими във вода и лесно се приготвят чрез разтваряне на оловна киселина в основи. Солите на други метали са в по -голямата си част неразтворими и се получават чрез двойно разлагане с алкални. Солите на метатанова киселина кристализират много слабо. И тези, и другите са с ниска якост и лесно се разграждат от най -слабите киселини. За технологиите натриево-калаените и калиевите соли са от голямо значение. Натриевата сол на Na 2 SnO 3 се изолира от концентрирани разтвори с 3Н 2 О под формата на ромбоедри, от слаби - с 10Н 2 О. На 100 части вода при 0 °, 67,4 части от нея се разтварят, при 20 ° - 61,3 части; неразтворим в алкохол. Той има приложение в технологиите като запечатващо вещество (виж Калайдисани оцветители). Калиевата сол K 2 SnO 3 + 3H 2 O е подобна на натриевата сол, която понякога се заменя. Той е по -разтворим (в 100 части вода при 10 ° 106,6 части), оксидът като междинен оксид също образува соли с киселини. Известни съединения го с азотна киселина, сярна, фосфорна, арсенова и др. Когато калаената киселина се разтвори в сярна киселина и се изпари, се получава Sn (SO 4) 2 + 2H 2 O и основен, например Sn (HO) 2 SO 4 и т.н. по този начин се получава нитратната сол на калаения оксид. Действайки върху силен разтвор на хлорид O. SnCl 2 (със солна киселина) с бариев пероксид BaO 2, Пролетта получава мътна течност, която дава пертинова киселина H 2 O (SnO 3) 2. При нагряване над 100 ° освобождава кислород.
Халогенидни съединенияО. С хлор, O. дава главно SnCl 2 и SnCl 4. Хлорид O. SnCl2 се образува, когато О. се нагрява в поток от НС1, когато се нагрява с живачен хлорид или каломел и т.н. SnCl 2 е безцветно вещество, което се топи при 250 °, кипи при 617-628 °. Определянето на плътността на парите от V. Meyer до 1113 ° показва наличието на смес от SnCl 2 и Sn 2 Cl 4 в пари, а количеството на последната намалява с повишаване на температурата. При високи температури се получава малко разлагане с отделянето на хлор. SnCl 2 се разтваря добре във вода, която леко го разлага, по време на кристализацията на такива разтвори се получава хидратът SnCl 2 + 2H 2 O - на практика той се нарича "калаена сол" и се използва при оцветяване за протрави. Получава се и чрез директно разтваряне на О. в солна киселина; топи се при 37,7 °. Разтворът на SnCl2 е силно способен да намалява реакциите и лесно абсорбира кислород; азотна киселина до хром действа върху нея окислително; живак, сребро, соли на злато се редуцират от него до метал и т.н. SnCl 2 е в състояние да се комбинира с много вещества. На първо място, той дава много хлороксиди от типа nSnCl 2 mSnO + qH 2 O. Те се получават чрез разлагане на SnCl 2 с вода. В допълнение, SnCl 2 дава множество двойни соли с хлоридни метали, например SnCl 2 + 2NH 4 Cl + H 2 O, SnCl 2 = 2KCl + H 2 O, SnCl 2 BaCl + 4H 2 O и др. Хлорик O. SnCl 4 се образува от действието на хлор върху "станиол" (реакцията е придружена от голямо отделяне на топлина), чрез комбиниране на хлор със SnCl 2 и т.н. Това е тежка безцветна течност със специфично тегло от (0 /4) 2.28, кипи при около 114 °, втвърдява се около - 33 °. Пуши във въздуха (алхимиците го наричат Spiritus fumans Libavii). SnCl 4 е отличен разтворител за много тела. SnCl 4 може да се счита за пълен киселинен хлорид Sn (HO) 4; той алчно се комбинира с вода и образува поредица от хидрати SnCl 4 + 3H 2 O, SnCl 4 + 4H 2 O, SnCl 4 + 5H 2 O и др. Разтворите му се получават чрез действието на aqua regia върху O. С етил амилов алкохол SnCl 4 образува кристални съединения. Подобно на SnCl 2, хлорният оксид образува поредица от хлороксиди, които дават или оловна, или метастанинова киселина. Те могат да се разглеждат като заместителни продукти на остатъци от хлорна вода в различни каменисти киселини. SnCl 4 също така дава множество двойни соли, подобни на тези, посочени за SnCl 2. Той се комбинира с PCl 5, азотен анхидрид, циановодород, амоняк и др. С бром О. дава SnBr 2 и SnBr 4; те се получават по същия начин, както е посочено за SnCl 2 и SnCl 4. По свойства те приличат на SnCl 2 и SnCl 4. Същото може да се каже за йодни съединения O. SnI 2 и SnI 4 и за флуорид SnF 2 и SnF 4. Флуор O. SnF 2 се получава чрез разтваряне на SnO във флуороводородна киселина и флуор SnF 4 чрез разтваряне на SnO 2. При изпаряване на разтворите на SnF 4 той се разлага, но дава перфектно образувани двойни съединения K 2 SnF 6 + H 2 O, SnBaF 6 3H 2 O и др. Тези соли са изоморфни със съответните соли на силициева флуороводородна киселина и това го прави възможно е да се установи формулата, силициевата киселина SiO 2 е подобна на станинова киселина SnO 2. Има и съединения на О., където едновременно се откриват хлор и бром, или хлор и йод и т.н.
Съединения на сяратаА. Паралелно на SnO и SnO 2 O. дава SnS и SnS 2 със сяра. Моносулфатиран калай SNS се получава от действието на серни пари върху "станиол" и много запалена реакция протича при запалване; при нагряване на калаени стърготини със сяра; тъй като реакцията протича от повърхността, получената маса се натрошава и загрява отново със сяра; за да се отстранят следите от сяра или кислород, продуктът се сублимира в поток от водород; SnS се получава и чрез утаяване на разтвори на азотни оксидни съединения с сероводород и изсушаване на получената утайка. Чрез сливане на утайката със SnCl 2 и по -нататъшна обработка с вода, SnS се получава в добри кристали. SnS е неразтворим във вода; водната пара го разлага при нагряване; аморфен, лесно се окислява от азотна киселина; кристален, дори при варене, много труден. HCl газ го разлага при нагряване; солна киселина при обикновена температура, в зависимост от концентрацията. Калиев сулфид разтваря малко SnS при ниска концентрация; при по -висока концентрация (повече от 20 части сол на 100) се получава преходът на SnS към SnS 2, който се комбинира с K 2 S, докато О се отделя, неговото действие е подобно към действието на KHO върху SnO. В чист амониев сулфид SnS не се разтваря, но с полисулфид преминава в разтвор под формата на съединения, съответстващи на SnS 2. Алкалите го разграждат, например, SnS + 2KHO = SnO + K 2 S + H 2 O. Когато H 2 S действа върху неутрални или слабо кисели разтвори на азотни съединения на O., се получават хидро -сярни съединения, които при изсушаване лесно дайте SnS. Две кисели О. SnS 2 се получава чрез действието на сяра върху О., ако не се остави реакцията да протече бурно. Обикновено те вземат 12 части от О., 6 части живак, 7 части сяра и 6 части амоняк, слагат го в балон и загряват в пясъчна баня, докато белите пари вече не изпъкват. Отоплението трябва да е умерено - не високо и не слабо, в противен случай цветът на SnS 2 се оказва лош. Когато оксидните соли се утаяват със сероводород, в присъствието на солна киселина се получава утайка от сероводороден оксид, който също дава SnS 2 при изсушаване. Дисулфоридният О. в безводно състояние има красив златисто-жълт цвят; нарича се златен лист и се използва за евтина дървена позлата. SnS 2 отделя сяра при нагряване. При нагряване хлорът го разлага, образувайки хлоро -сярни съединения. При нагряване на въздух се трансформира в SnO 2. Дисулфорид, получен чрез утаяване с сероводород, се разтваря в силна солна киселина при нагряване; нито солната, нито азотната киселина нямат никакъв ефект върху безводните. Разтваря се в aqua regia. Каустичните, въглеродните и серните алкали разтварят SnS 2. Както SnO 2 дава соли от типа M 2 SnO 3, така и SnS 2 образува сулфосоли от типа M 2 SnS 3. Селенът и телурът образуват подобни съединения с O.
О. дава множество сплави с метали, по -специално са известни сплави с мед (вж. Бронз). Много от тях са забележителни с това, че се топят при много ниски температури, например сплавта d'Arce (2 части бисмут, 1 част О и 1 част олово), се топи при 90 °; Розова сплав (8 части бисмут. 3 части Sn и 8 части олово) - при 95 °; накрая, Дървесина (15 части бисмут, 4 части Sn, 8 части олово, 3 части кадмий) - при 68 ° и др. В анализа О. се определя под формата на SnO 2.
Металоорганични съединенияО. (органосъдържащи или оловни съединения, станалкили) съответстват на типовете SnX 2 и SnX 4, съответно на оксида и оксида на О. и освен това на междинния тип Sn 2 X 6. Под формата на аналози на типовете SnX 4 и Sn 2 X 6 на съответните съединения на въглерод и силиций, О. съединенията разкриват ясни разлики поради металната природа на този елемент и по своята същност те се доближават до истински металоорганични съединения (виж) . Всъщност те вече нямат онази силна връзка на атома Sn с въглеродни атоми, която се наблюдава за силиция в неговите органични съединения, така че под действието на свободни халогени, вместо да замени водорода с въглеводородни остатъци, какъвто е случаят със силиция съединения, калаени съединения настъпват разцепване на самите остатъци, например: Sn (CH 3) 4 + I 2 = Sn (CH 3) 3 I + CH 3 I. Същото, макар и по -трудно, се случва дори при нагряване със силен хлороводород киселина, например: Sn (C 2 H 5) 4 + HCl = Sn (C 2 H 5) 3 Cl + C 2 H 6. Станалкилите се образуват от действието на алкилйодиди върху О, взети под формата на фин прах, или върху сплави на О с натрий или цинк. Когато са изложени на чист O. или O. с малък примес на натрий, се получават предимно съединения с два въглеводородни остатъка, като Sn (R) 2 I 2, например Sn (C 2 H 5) 2 I 2. В присъствието на по -голямо количество натрий се образуват съединенията Sn (R) 3 I и Sn (R) 4. Последните също са много удобно получени чрез действието на органоцинкови съединения върху хлорид оксид, например: 2SnCl 2 + 4Zn (C 2 H 5) 2 = Sn (C 2 H 5) 4 + Sn + 4ZnCl (C 2 H 5) . Действайки с органоцинкови съединения върху гореспоменатите йодидни съединения, е възможно, наред с други неща, да се получат станалкили с различни въглеводородни радикали в състава, например Sn (C 2 H 5) 2 I 2 + Zn (CH 3) 2 = Sn (C 2 H 5) 2 (CH 3) 2 + ZnI2. Стантиетил Sn 2 (C 2 H 5) 6 или (C 2 H 5) 3 Sn - Sn (C 2 H 5) 3 се получава (подобно на какодил; виж) под действието на натрий върху Sn (C 2 H 5) 3 I по уравнение: 2Sn (C 2 H 5) 3 I + 2Na = (C 2 H 5) 3 Sn.Sn (C 2 H 5) 3 + 2NaI; калаен диетил (Sn (C 2 H 5) 2) x - под действието на цинк върху съединенията Sn (C 2 H 5) 2 X 2 във воден разтвор или заедно със Sn 2 (C 2 H 5) 6, под действието на етилйодид върху сплав О. с голям излишък на Na. Стантетраетил, в допълнение към горните методи, се получава чрез нагряване до 150 ° оловен диетил: 2Sn (C 2 H 5) 2 = Sn (C 2 H 5) 4 + Sn. По -високи връзки O. SnR 4 са тежки, безцветни течности със слаба ефирна миризма, дестилирани без разлагане и неразтворими във вода. Stanntetramethyl Sn (CH3) 4 кипи при 78 °, специфично тегло 1.314 (0 °). Stanntetraethyl Sn (C 2 H 5) 4 кипи при 181 °, специфично тегло 1,187 (23 °). Съединения с един йод Sn (R) 3 I също са течни, безцветни и летливи, имат остър мирис и дори по -високо специфично тегло. Sn (CH3) 3 кипи при 170 °, специфично тегло 2.143 (0 °). Sn (C 2 H 5) 3 I кипи при 231 °, специфично тегло 1,833 (22 °), слабо разтворим във вода. Под действието на основи те дават хидрати на оксиди Sn (R) 3 (OH), кристални вещества, летливи с водни пари, разтворими във вода със силно алкална реакция и способни да образуват соли с киселини. Sn (C 2 H 5) 3 (OH) кипи при 272 ° и се топи при 44. От съответните соли(Sn (CH 3) 3) SO 4 е лесно разтворим във вода, Sn (C 2 H 5) 3 Cl е пронизващо масло с мирис, което се втвърдява на студено. Sn (C 2 H 5) 3 Br кипи при 222-224 °, (Sn (C 2 H 5) 3) 2 SO 4 са безцветни призми, които са трудно разтворими във вода. Чрез дестилация на монохидратни съединения с натриев етилат се получават производни, съответстващи на етери, например Sn (C 2 H 5) 3 (OC 2 H 5), кипящи при 190-192 °. Диодни съединения Sn (R) 2 I 2 са кристални, разтворими във вода, особено гореща. Sn (CH 3) 2 I 2 - жълти призми, топят се при 30 °, кипят при 228 °. Sn (C 2 H 5) 2 I 2 - безцветни призми, топят се при 44,5 °, кипят при 245 °. Под действието на амоняк те дават бели, аморфни, неразтворими във вода утайки оксиди Sn (CH3) 2 O и Sn (C 2 H 5) 2 O, които с киселини (солна, сярна, оцетна и др.) Дават водоразтворими и добре кристализиращи се соли, например Sn (CH3) 2. Cl 2 (топи се 90 °, кипи 188-190 °), Sn (C 2 H 5) Cl 2 (кипи при 220 °), Sn (C 2 H 5) 2. SO 4, Sn (CH 3) 2 (C 2 H 3 O 2) 2. Стантриетил Sn 2 (C 2 H 5) 6 е течност с остър мирис, специфично тегло 1,412 (0 °), кипи при 270 °, неразтворим във вода. Неговата плътност на парите отговаря на написаната формула. Като вещество от междинен тип, стантриетил лесно се трансформира в съединения от по -висок тип, комбинирайки се с халогени, кислород, а също и под действието на солна киселина, и връзката между калаените атоми се разрушава, например: (C 2 H 5 ) 3 Sn. Sn (C 2 H 5) 3 + I 2 = Sn (C 2 H 5) 3 I + Sn (C 2 H 5) 3 I. Стентиетил(Sn (C 2 H 5) 2) x е гъсто, тежко, жълтеникаво масло, неразтворимо във вода, бързо се окислява във въздуха, образувайки Sn (C 2 H 5) 2 O и веднага се комбинира с халогени, преминавайки в съответните съединения от по -висок тип. О. съединения с други радикали (C 3 H 7, C 4 H 9, C 5 H 11) също са получени и изследвани от Kagur, Demarset и Grimm. Изследването на горните съединения принадлежи на Kagur, Frankland, Ladenburg, Löwig, Bucton, Strecker и др.
Зареждане...
