1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3г 10 4с 2 4стр 5 .
Валентните електрони се прикажани со задебелени букви. Припаѓа на семејството на p-елементи. Бидејќи најголемиот главен квантен број е 4, а бројот на електрони во надворешното енергетско ниво е 7, бромот се наоѓа во четвртиот период, група VIIA од Периодниот систем. Енергетскиот дијаграм за валентни електрони изгледа вака:
Германиум.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3г 10 4с 2 4стр 2 .
Валентните електрони се прикажани со задебелени букви. Припаѓа на семејството на p-елементи. Бидејќи најголемиот главен квантен број е 4, а бројот на електрони во надворешното енергетско ниво е 4, германиумот се наоѓа во четвртиот период, група IVA од Периодниот систем. Енергетскиот дијаграм за валентни електрони изгледа вака:
Кобалт.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3г 7 4с 2 .
Валентните електрони се прикажани со задебелени букви. Припаѓа на семејството на d-елементи. Кобалтот се наоѓа во 4-тиот период, VIIB група на Периодниот систем. Енергетскиот дијаграм за валентни електрони изгледа вака:
Бакар.
1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3г 10 4с 1 .
Валентните електрони се прикажани со задебелени букви. Припаѓа на семејството на d-елементи. Бидејќи најголемиот главен квантен број е 4, а бројот на електрони во надворешното енергетско ниво е 1, бакарот се наоѓа во четвртиот период, Група I од Периодниот систем. Енергетскиот дијаграм за валентни електрони изгледа вака.
хемиски елемент, Sn
Алтернативни описиМетал кој ги штити другите метали од корозија
Металот од кој е направен цврстиот војник во бајката на Андерсен
Метал што може да се ископува во изобилство од површината на лименките
Метал кој се користи како лемење
Мек податлив сребрено-бел метал
Мек метал кој се користи за лемење
Еден од седумте метали што Персијците ги носеле против злото око
Сребрено-бел метал, мек и еластичен
Војнички метал (бајка)
Хемиски елемент, мек сребрено бел метал
На латински „Stannum“ (stannum)
Метал за калај
Каситерид
Хемиски елемент, метал
Металот што ја предизвика смртта на експедицијата на Роберт Скот на Јужниот пол
Сребрена капка на рачка за лемење
Метал за нескопосник
Мек метал од алманзор прстени
Мешавина од соли на овој метал - „жолт состав“ - долго време се користи како боја за волна
Од кој метал е направена „калај“?
Латинското име на овој метал се преведува како „тврд“, иако е еден од најмеките и најтопливите.
Метален лемење
Преведете го зборот „stannum“ од латински
Станиоли база
Материјал за непоколебливи војници
Метал, „станум“
Тежок и мек метал
Конзервирање метал
Играчки војници, метал
По Индија
Метал за војници
Метал кој е кршлив на студ
Мек метал
Близнак на Олово
По индиум во Менделеев
Метал, Сн
Премаз на лименки
Каситерит компонента
Метал за непоколебливи војници
Месо од играчката војска
Метал за лемење
. „Сн“ за хемичар
Метални штипки
Чија руда е каситрит?
Војнички метал (прекрасно)
Метал од алманзорски прстени
латински „stannum“
Од што е направена „калај“?
Капка на рачка за лемење
Метал во лемови
Помеѓу индиум и антимон
Заштитна обвивка од лим
Металот „страда од чума“
Менделеев го назначи за 60-ти
Мек и лесен метал
Претходник на антимон во табелата
Метал за лажици и војници
Наследникот на Индија на табелата
Во табелата е по Индија
Менделеев го идентификуваше како шеесеттиот
Следејќи го индиумот во табелата
Метален број шеесет
Метал во основата на фолијата
Менделеев го назначи за шеесетти
Шеесетти гроф Менделеев
Метални свадбени рози
Менделеев го назначи шеесетти по ред
Метал во калај
Метал за лемење
Хемиски елемент за војници
Претходник на антимон во табелата
Во табелата е пред антимон
Пред антимон во табелата
Метал погоден за лемење
Сребрен метал
. „мек“ метал
Метал за лемење
Помеѓу индиум и антимон во табелата
Педесеттиот елемент
Следејќи го индиумот во табелата
Sn во табелата
Метал за војник
Металот што го уби Скот
Материјал за униформни копчиња
Педесетти метал на табелата
До антимон во табелата
Основа на медалот за четврто место за натпреварувачите на првенството на САД во уметничко лизгање
Последен од Индија на табелата
Материјал за војници
По Индија на табелата
Следбеник Индија
Метал со симбол Sn
Метални играчки војници
Хемиски елемент наречен Sn
Хемиски елемент број педесет
Следбеник на Индија во табелата
Хемиски елемент, мек податлив сребрено-бел метал
Име на хемиски елемент
. „Сн“ за хемичар
. „Мек“ метал
Од кој метал е направен лимената плоча?
Од што е направена лимената плоча?
Чија руда е каситерит?
латински „stannum“
Латинското име на овој метал се преведува како „тврд“, иако е еден од најмеките и најтопливите.
Менделеев го назначи на 60. место на табелата
Металот „страда од чума“
Метал, „станум“
Преведете го зборот „stannum“ од латински
На латински „Stannum“ (stannum)
Мешавина од соли на овој метал - "жолт состав" - долго време се користи како боја за волна
ср. Крушец (метал) е пепел-сребро, побел од олово, многу мек, топлив, лесен по тежина, попогоден од другите за лемење и за леење едноставни мали парчиња; стар олово, оттука и поговорката: Зборот е калај, тежок. Истурање плех, божиќно гатање. Само добар другар и добар другар, како копче од овца! Лимена кригла или лимена кригла. и калај м Калајна руда, пирит, лемење. Лијаџија, калајџија, фрлач, работник на калај прибор. Ovololei, olivolitel of m.црква. калај гатач кој фрла калај во вода за гатање и предвидувања. Лимени очи, досадни и бездушни; лимени око, со катаракта. Тин м.зап. молив
Хемиски елемент по „презиме“ Сн
Што е хемискиот елемент Sn?
Хемиски елемент по „презиме“ Сн
Калај (лат. Stannum; означен со симболот Sn) е елемент од главната подгрупа од четвртата група, петтиот период од периодниот систем на хемиски елементи на Д.И. Менделеев, со атомски број 50. Припаѓа на групата лесни метали . Во нормални услови, едноставната супстанција калај е еластичен, податлив и топлив сјаен метал со сребрено-бела боја. Калајот формира две алотропни модификации: под 13,2 °C, α-калај (сив калај) со кубна решетка од типот на дијамант е стабилен; над 13,2 °C, β-калај (бел калај) со тетрагонална кристална решетка е стабилен.
Приказна
Тин му бил познат на човекот веќе во 4 милениум п.н.е. д. Овој метал беше недостапен и скап, бидејќи производите направени од него ретко се наоѓаат меѓу римските и грчките антиквитети. Има спомнувања на калај во Библијата, Четвртата книга Мојсеева. Калајот е (заедно со бакарот) една од компонентите на бронзата (види Историја на бакар и бронза), измислена на крајот или средината на III милениум п.н.е. п.н.е.. Бидејќи бронзата беше најиздржливиот метал и легура познати во тоа време, калајот беше „стратешки метал“ во текот на целото „бронзено доба“, повеќе од 2000 години (приближно: 35-11 век п.н.е.).
потеклото на името
Латинското име stannum, поврзано со санскритскиот збор што значи „стабилно, издржливо“, првично се однесува на легура од олово и сребро, а подоцна и на друга легура што ја имитира, која содржи околу 67% калај; до 4 век, овој збор почнал да се користи за да се однесува на самиот калај.
Зборот калај е обичен словенски, има кореспонденција на балтичките јазици (сп. Lit. alavas, alvas - „калај“, пруски alwis - „олово“). Тоа е наставка од коренот ол- (сп. старогорногермански elo - „жолт“, латински albus - „бел“ итн.), па металот се именува по боја.
Производство
Во текот на производниот процес, карпата што носи руда (каситерит) се дроби до големини на честички од просечно ~ 10 mm во индустриски мелници, по што каситеритот, поради неговата релативно висока густина и маса, се одвојува од отпадната карпа со помош на метод на вибрации-гравитација на маси за облекување. Дополнително, се користи методот на флотација на збогатување/прочистување на рудата. Добиениот концентрат на руда од калај се топи во печки. Во текот на процесот на топење, тој се враќа во слободна состојба преку употреба на јаглен во редукцијата, чии слоеви се наредени наизменично со слоевите на рудата.
Апликација
1. Калајот се користи првенствено како безбедна, нетоксична, отпорна на корозија облога во чиста форма или во легури со други метали. Главните индустриски употреби на калајот се во калај (конзервирано железо) за контејнери со храна, во лемови за електроника, во цевководи за домаќинство, во легури на лежишта и во облоги од калај и неговите легури. Најважната легура на калај е бронзата (со бакар). Друга добро позната легура, калај, се користи за правење садови. Неодамна, заживеа интересот за употребата на металот, бидејќи тој е „еколошки најпријателски“ меѓу тешките обоени метали. Се користи за создавање суперспроводливи жици врз основа на меѓуметалното соединение Nb 3 Sn.
2. Меѓуметалните соединенија на калај и циркониум имаат високи точки на топење (до 2000 °C) и отпорност на оксидација кога се загреваат во воздух и имаат голем број на примени.
3. Калајот е најважната легирана компонента во производството на структурни легури на титаниум.
4. Калај диоксидот е многу ефикасен абразивен материјал кој се користи за „завршување“ на површината на оптичкото стакло.
5. Мешавина од лимени соли - „жолт состав“ - претходно се користеше како боја за волна.
6. Калајот се користи и во изворите на хемиски струи како аноден материјал, на пример: елемент од манган-калај, елемент од жива-калај оксид. Употребата на калај во оловно-калај батерија е ветувачка; на пример, при ист напон, во споредба со оловната батерија, оловната-калај батерија има 2,5 пати поголем капацитет и 5 пати поголема густина на енергија по единица волумен, нејзиниот внатрешен отпор е многу помал.
Лесен обоен метал, едноставна неорганска материја. Во периодниот систем е означен Sn, stannum. Преведено од латински значи „издржлив, отпорен“. Првично, овој збор се користел за да се однесува на легура на олово и сребро, а дури многу подоцна почнале да го нарекуваат чист калај на овој начин. Зборот „калај“ има словенски корени и значи „бел“.
Металот е елемент во трагови, а не најчест на земјата. Се јавува во природата во форма на различни минерали. Најважни за индустриско рударство: каситерит - калај камен, и станин - калај пирит. Калај се екстрахира од руди, обично не содржи повеќе од 0,1 отсто од оваа супстанца.
Својства на калај
Лесен, мек, еластичен метал со сребрено-бела боја. Има три структурни модификации, преминува од α-калај (сив калај) во β-калај (бел калај) на температура од +13,2 °C и во γ-калај на +161 °C. Модификациите се разликуваат многу по нивните својства. α-калај е сив прав кој е класифициран како полупроводник, β-калај („обичен калај“ на собна температура) е сребрен, податлив метал, а γ-калај е бел, кршлив метал.
Во хемиските реакции, калајот покажува полиморфизам, односно кисели и базни својства. Реагенсот е прилично инертен во воздухот и водата, бидејќи брзо се покрива со издржлив филм од оксид што го штити од корозија.
Калај лесно реагира со неметали, но тешко со концентрирана сулфурна и хлороводородна киселина; не комуницира со овие киселини во разредена состојба. Тој реагира со концентрирана и разредена азотна киселина, но на различни начини. Во едниот случај се добива калај киселина, во другиот калај нитрат. Тој реагира со алкали само кога се загрева. Со кислородот формира два оксида, со оксидациони состојби 2 и 4. Тоа е основа на цела класа органотински соединенија.
Влијание врз човечкото тело
Калајот се смета за безбеден за луѓето, го има во нашиот организам и секојдневно го добиваме во минимални количини од храната. Неговата улога во функционирањето на телото сè уште не е проучена.
Пареата од калај и неговите аеросолни честички се опасни, бидејќи со продолжено и редовно вдишување може да предизвикаат белодробни заболувања; Органските соединенија од калај се исто така отровни, па затоа треба да носите заштитна опрема кога работите со него и неговите соединенија.
Соединението од калај, како што е калај водород, SnH 4, може да предизвика сериозно труење кога се јаде многу стара конзервирана храна, во која органските киселини реагирале со слојот од калај на ѕидовите на конзервата (калајот од кој се прават лименките е тенок железен лим, обложен од двете страни со калај). Труењето со водород со калај може да биде дури и фатално. Симптомите вклучуваат напади и чувство на губење на рамнотежа.
Кога температурата на воздухот паѓа под 0 °C, белиот калај се трансформира во модификација на сив калај. Во овој случај, волуменот на супстанцијата се зголемува за речиси една четвртина, лимениот производ пука и се претвора во сив прав. Овој феномен почна да се нарекува „калај чума“.
Некои историчари веруваат дека „калај чума“ беше една од причините за поразот на војската на Наполеон во Русија, бидејќи ги претвори копчињата на облеката на француските војници и токите на ременот во прав, а со тоа имаше деморализирачки ефект врз армијата.
Но, еве еден вистински историски факт: експедицијата на англискиот поларен истражувач Роберт Скот на Јужниот Пол заврши трагично, делумно затоа што целото гориво им се излеа од резервоарите затворени со калај, ги загубија своите моторни санки и немаа доволно сила. оди.
Апликација
Поголемиот дел од стопениот калај се користи во металургијата за 
производство на разни легури. Овие легури се користат за производство на лежишта, фолија за пакување, лимени, бронза, лемови, жици и типографски фонтови.
- Калајот во форма на фолија (станиол) е баран во производството на кондензатори, садови, уметнички предмети и цевки за органи.
- Се користи за легирање на структурни легури на титаниум; за нанесување на антикорозивни премази на производи изработени од железо и други метали (калај).
- Легурата со циркониум има висока огноотпорност и отпорност на корозија.
- Калај (II) оксид - се користи како абразив за обработка на оптички очила.
- Дел од материјалите што се користат за изработка на батерии.
- Во производството на златни бои и бои за волна.
- Вештачките радиоизотопи на калај се користат како извор на γ-зрачење во спектроскопските истражувачки методи во биологијата, хемијата и науката за материјали.
- Калај дихлорид (калај сол) се користи во аналитичката хемија, во текстилната индустрија за боење, во хемиската индустрија за органска синтеза и производство на полимери, во рафинирање на нафта - за обезбојување на масла, во индустријата за стакло - за преработка на стакло.
- Калај бор флуорид се користи за производство на калај, бронза и други легури потребни на индустријата; за конзервирање; ламиниране.
: Нешвил - Опатски. Извор: v. XXIa (1897): Нешвил - Опатски, стр. 889-893 () Други извори: ГРАВ : МЕСБЕ
Калај(хемиски; лат. Stannum; француски. Etain, германски. Zinn; хемиска ознака Sn.) - припаѓа на бројот на метали познати на човештвото уште од античко време. Египќаните го познавале 3000-4000 години пред нашата ера и се споменува во Библијата. Во природата, кислородот се наоѓа главно во форма на кислородното соединение SnO 2 - калај камен (види), поретко се наоѓа во форма на сулфур диоксид во комбинација со железен сулфид или бакар. О. има сребрено-бела боја, но потемна од сребрената. Малку е потврд од оловото и многу податлив - кога се валани произведува исклучително тенки листови, но жицата од него лесно се кине. Во обични услови има јасно кристална структура. При свиткување на стапчето О се слуша карактеристичен звук кој се објаснува со прекини на кристалната маса. Добро формираните кристали на кислород може лесно да се добијат со распаѓање со слаба струја, на пример, раствор на кислород хлорид во вода (види подолу); Полесно се добиваат ако внимателно истурете вода на силен раствор на кислороден хлорид, закиселена со хлороводородна киселина (за да не се меша со растворот) и потопите овде лимена плоча - кристалите ќе почнат да растат на неа во близина на слојот одвојување на течностите. Како што се формираат кристали, плочата на дното ќе се раствори. Се чини дека кристалите припаѓаат на редовниот систем. O. се топи на 228°-232°, а пред тоа (околу 100°) станува кршлив, врие од 1460° до 1600°, според различни извори. Коефициент на проширување: lin. помеѓу 0° и 100° = 0,00002193 (Калверт-Џонсон), кубни метри. - V = V O (l + 0,000061 т + 0,0000000789т 2) (Матјесен); специфична тежина на кован О. = 7,3, кристален = 7,18. Топлински капацитет 0,05623 (Regnault). Топлинска спроводливост 14,5-15,4 (за сребро = 100). Електрична спроводливост = 11,45 на 21 ° (Матјесен) (за сребро = 100). Интересен е ефектот на ниската температура врз О. Во Сибир беше забележано дека при тешки мразови се појавуваат сиви дамки на садовите со каласи, кои постепено растат. На овие места О. станува кршлив и лесно се пробива. Фрицше го оладил О. на -35° и покажал дека во овој случај неговата кристална структура се менува и поврзаноста меѓу неговите честички се губи. Кога ќе се загрее (кај Фрицше до 35°), оваа О. станува обична. Специфичната тежина на променетото О. = 5,952 (Фриче), така што промената на состојбата е придружена со големо зголемување на волуменот; Откриено е дека топлинскиот капацитет е 0,0545 (Regnault) - исто така помал од обичниот кислород.На обична температура, кислородот останува речиси непроменет на сув или влажен воздух; растворите на сол и многу слабите киселини имаат мал ефект врз него; поради тоа, се користи за заштита на други метали (види Конзервирање). Кога се загрева, О. го дава оксидот SnO 2; неговите испарувања горат со бел пламен. Силната хлороводородна киселина, особено кога се загрева, лесно го растворува кислородот, ослободувајќи водород и формирајќи кислороден хлорид SnCl 2 ; растворањето е подобро во присуство на платина поради формирање на галванска двојка. Сулфурната киселина го растворува и кислородот и во зависност од јачината на киселината, загревањето и сл., киселината се деоксидира: се ослободува сулфур диоксид, водород сулфид и сулфур, но се произведува и водород. Азотната киселина, која е многу силна, нема ефект врз кислородот, послабата, на пример, со специфична тежина од 1,4, енергично ја оксидира: се ослободуваат азотни оксиди и се формира нерастворлива метатинска киселина; ако азотна киселина е слаба и дејството се случува бавно и на студ, тогаш О. оди во раствор - се формираат нитратната сол на О., амонијак и хидроксиламин. Хлорот, бромот и јодот директно се комбинираат со кислородот и тој формира легури со металите. Кога се загрева, кислородот ја разградува водата. Атомската тежина на О е околу 118 (Мајер-Зајберт сметаат 117,37; Ван дер Плаатс - 118,07 итн.). Во периодниот систем на елементи кислородот е сместен во групата IV, во непарниот ред, заедно со силициумот, германиумот и оловото. Како нив, тој дава главно две серии соединенија од формата SnX 2 и SnX 4; и овде оксидот SnO има карактер на слаба база, а оксидот SnO 2 има карактер на слаба киселина. За кислородот, познати се и соединенијата од среден тип, Sn 2 X 6, а со кислородот кислородот произведува и SnO 3.
азотен O. SnO се добива од хидрат калај оксид, кој, пак, се добива во форма на бел аморфен талог кога се разложува од алкали или нивни јаглеродни соли на O. SnCl 2 хлорид. О. хидроксид, кога се загрева или се вари со вода, многу лесно ослободува вода и се претвора во црн аморфен прав SnO. О. азотен оксид лесно се добива во кристална форма кога таквото распаѓање на азотен хидрат се случува во присуство на алкалии (но не и амонијак), слаби киселини, како што се хлороводородна, оцетна киселина и некои соли, како што е амонијак. Хидратот на калај оксид е лесно растворлив во алкали Na(HO) и K(HO); од ваквите раствори, поради помалата растворливост на SnO во алкалите, при стоењето се ослободуваат темни сјајни кристали на SnO со специфична тежина до 6,7. Брзината на дехидрација на хидрат зависи од концентрацијата и температурата на алкали. Во многу концентрирани раствори или при вриење, се јавува дополнителна реакција: ослободување на метален кислород и формирање на кислород оксид SnO 2, кој дава сол со алкали, на пример SnO + KHO = Sn + K 2 SnO 3 + H 2 O .Подготовка на кристален кислороден оксид.кога слаба хлороводородна киселина делува на хидрат тоа се објаснува (Ditte) на тој начин што прво се формира одредена количина на хлорид O. SnCl 2 (одредено според степенот на неговата дисоцијација); дава кислород оксихлорид, а вториот, разградувајќи се со вода, дава SnO. Амонијак делува на ист начин. O. оксид - особено во аморфна форма, лесно се оксидира во оксид; загреан при изгореници од воздух; кога се загрева без пристап до воздух, ослободува метален кислород и исто така се претвора во оксид: 2SnO = Sn + SnO 2. Азотен хидрат O. има различен состав, во зависност од сушењето. Наведете го постоењето на Sn(HO) 2 + H 2 O, 3SnO + 2H 2 O итн. Приемот е опишан погоре. O. оксидот се раствора во алкалите, формирајќи соединенија со ниска цврстина; истовремено формира соли со киселини и има карактер на слаба база. Азотните соли на O. имаат мала јачина и лесно се разложуваат со вода, претворајќи се во основни соли. Азотна киселина лесно го раствора азотен хидрат O.; растворувајќи го на 0°, а потоа ладејќи до -20°, се добиваат кристали кои по изглед наликуваат на бертолитната сол од составот Sn(NO 3) 2 + 20H 2 O. Кога растворите се испаруваат, се добива густа маса, која почнува да се распаѓа со ослободување на азотни оксиди и формирање на основни соли Тие се распаѓаат со вода и експлодираат кога ќе се загреат на 100°. Со сулфурна киселина, кислородниот оксид дава SnSO 4; се добива и со растворање на хидратот во H 2 SO 4, се кристализира без вода во форма на игли и при загревање ослободува сулфур диоксид. Познати се и основните соли. О. азотни соли лесно формираат двојни соли со соли на алкални метали, на пример двојни сулфати SnSO 4 K 2 SO 4 или 2SnSO 4 K 2 SO 4 итн.
Оксид О. SnO 2 се добива во аморфна форма со согорување на кислород или оксидација на стопениот кислород во воздухот, со калцинирање на кислородните хидрати итн. Тоа е жолтеникав прав, тешко се топи, со специфична тежина од 6,89-7,18; се раствора во алкали за време на фузија и во силна сулфурна киселина; во технологијата се користи за производство на млечно стакло и топлива емајл. Во природата го има во форма на кристали од калај камен (види), обично обоени со траги од железо, манган итн. Вештачки, кристалите се добиваат со загревање на аморфен SnO 2 во млаз на водород хлорид, со пропуштање на водена пареа преку хлор O. SnCl 4 со загревање и сл. Оксидот има карактер на нискоенергетски оксид, но киселиот карактер во него е појасно развиен од основниот. На тоа одговараат две киселини, калај и метатин, кои доста остро се разликуваат една од друга, но се способни да се трансформираат една во друга, и две серии соли. За SnO 2 би се очекувал нормален хидрат од формата Sn(HO) 4 ; тој е познат; Дополнително, познат е хидрат од формата SnO(HO) 2 и многу други посредници помеѓу SnO 3 и нормалниот хидрат. Во овој поглед, О. е многу сличен на силиконот; сепак, мора однапред да се наведе дека разликата во својствата на киселинските киселини веројатно не зависи од тоа дали хидратот е присутен со една или со друга содржина на вода; нивниот состав може да биде ист, и тука веројатно постои случај на вистинска изомеризам.
Станинска киселинадобиени со разградување на свежо подготвен раствор на хлор O. SnCl 4 со амонијак, алкалии, сода, креда, бариум јаглен сол итн., исто така директно со вриење раствори на SnCl 4 со доволна јачина; и при распаѓање на киселините на соодветните соли, на пример, калај-натриум Na 2 SnO 3. Метатинска киселина се добива главно од дејството на силната азотна киселина врз кислородот, како и од нејзините соли. Двете киселини имаат изглед на бела, ронлива маса, обично нерастворлива во вода. Нивните разлики: 1) калај киселина (во влажна состојба) лесно се раствора во азотна киселина. Таквото решение малку по малку ослободува калај киселина во форма на желатинозни грутки; кога се загрева до 50° се коагулира; ако овој тромб се третира со амонијак, тој повторно се раствора во HNO 3. Метатинската киселина не се раствора во овие услови. 2) Тинската киселина се раствора во сулфурна киселина, дури и разредена, и не се ослободува кога ќе се вари. Метатинот не се раствора во слаб H 2 SO 4, туку отекува во силен H 2 SO 4; сепак, водата ќе ја измие киселината. 3) Тинска киселина се раствора во хлороводородна киселина. Метатинот е нерастворлив; сепак делумно се комбинира со хлороводородна киселина. Ова соединение е нерастворливо во раствори на HCl, но растворливо во чиста вода. 4) Тинската киселина е растворлива во Na(HO) и во вишок; метатинот и од алкалните и од киселите раствори се таложи со вишок Na(HO) во форма на натриумова сол, која е нерастворлива во натриум хидроксид, но растворлива во вода. Метатинската киселина се претвора во тинска киселина, на пример, ако се третира со силна хлороводородна киселина и испари. Количината на изменета киселина зависи од времетраењето на третманот, количината на хлороводородна киселина итн.; ако метатинската киселина се загрее со големо количество KHO или NaHO, се формира сол на сол. Преминот на калај киселина во метатинска киселина се случува, на пример, ако се суши на обични или покачени температури, дури и кога се чува под вода. Раствор од хлор O. SnCl 4, ако е свеж, дава, како што е наведено, калај киселина; при долгорочно складирање, од него се добива метатинска киселина; кога ќе се свари со големо количество HCl го дава и. Што ја објаснува разликата помеѓу калај киселините не е точно познато; некои ги гледаат како различни полимери, на пример, за калај киселина, SnO 2 хидрат, и за метатинска киселина, Sn 5 O 10 хидрат; други, дека се формираат од разни хидрати итн. Обичните калај и метатински киселини се нерастворливи во вода, но познати се и растворливите модификации за нив, како растворливата силициумска киселина. Ако растворот од SnCl 4 се разложи со натриум хидроксид или HCl се додаде на калај-натриумовата сол и се подложи на дијализа, тогаш желатинозната маса што првично се формираше, како што се отстрануваат солите, постепено се раствора; последните траги од алкали се отстрануваат со додавање на неколку капки раствор на јод. Добиената растворлива киселинска киселина, кога се загрева, дава метатинска киселина. Ги имаат сите својства на растворливи колоиди, се коагулираат од незначително додавање на HCl и многу соли итн. Солите на калај киселина (обично типот M 2 SnO 3) во најголем дел добро се кристализираат; алкалните соли се растворливи во вода и лесно се подготвуваат со растворање на кисела киселина во алкалии. Солите на другите метали се претежно нерастворливи и се добиваат со двојно разложување со алкалните. Солите на метатинска киселина се кристализираат многу лошо. И двете се слаби и лесно се разградуваат од најслабите киселини. Солите од калај-натриум и калиум се од големо значење за технологијата. Натриумовата сол Na 2 SnO 3 од концентрирани раствори се ослободува со 3H 2 O во форма на ромбоедрони, од слаби раствори - со 10H 2 O. 67,4 делови од неа се раствораат на 100 делови вода на 0 °, а 61,3 делови на 20 °; нерастворлив во алкохол. Се користи во технологијата како мрдач (види калај мрдачи). Калиумовата сол K 2 SnO 3 + 3H 2 O е слична на натриумовата сол, која понекогаш се заменува. Порастворлив е (во 100 делови вода на 10° 106,6 делови), О. оксидот, како меѓуоксид, формира и соли со киселини. Нејзините соединенија се познати со азотна киселина, сулфурна, фосфорна, арсен, итн. Кога киселината од калај се раствора во сулфурна киселина и испарува, Sn(SO 4) 2 + 2H 2 O и базните, на пример Sn(HO) 2 SO 4 се добиваат и др.. Така се добива нитратната сол на калај оксид. Дејствувајќи на силен раствор на хлорид O. SnCl 2 (со хлороводородна киселина) со бариум пероксид BaO 2, Спринг доби заматена течност, која при дијализа даде перодолинска киселина H 2 O (SnO 3) 2. Кога се загрева над 100°, ослободува кислород.
Халидни соединенијаО. Со хлор, О. произведува главно SnCl 2 и SnCl 4. Хлоридот O. SnCl 2 се формира кога О. се загрева во млаз од HCl, кога се загрева со сублимат или каломел итн. SnCl 2 е безбојна материја, се топи на 250°, врие на 617-628°. Определувањето на густината на пареата од W. Meyer до 1113° укажува на постоење на мешавина од SnCl 2 и Sn 2 Cl 4 во пареата, а со зголемување на температурата количината на втората се намалува. На високи температури се јавува мало распаѓање, со што се ослободува хлор. SnCl 2 добро се раствора во вода, што малку го разградува; при кристализација на таквите раствори, се добива хидрат SnCl 2 + 2H 2 O - во пракса се нарекува „калај сол“ и се користи во боење за мрдачи. Се добива и со директно растворање на кислородот во хлороводородна киселина; се топи на 37,7°. Растворот SnCl 2 има висока способност за реакции на редукција и лесно го апсорбира кислородот; азотна киселина и хромна киселина делуваат на него оксидативно; солите на живата, среброто, златото се сведуваат на метал, итн. SnCl 2 е способен да се комбинира со многу супстанции. Пред сè, произведува многу хлороксиди од типот nSnCl 2 mSnO + qH 2 O. Тие се добиваат со разложување на SnCl 2 со вода. Покрај тоа, SnCl 2 дава бројни двојни соли со метални хлориди, на пример SnCl 2 + 2NH 4 Cl + H 2 O, SnCl 2 = 2KCl + H 2 O, SnCl 2 BaCl + 4H 2 O итн. Хлор A. SnCl 4 се формира со дејство на хлор на „станиол“ (реакцијата е придружена со големо ослободување на топлина), кога хлорот се комбинира со SnCl 2 итн. Тоа е тешка, безбојна течност со специфична тежина (0 / 4) 2,28, врие на околу 114 °, се зацврстува околу - 33 °. Во воздухот пуши (алхемичарите го нарекоа Spiritus fumans Libavii). SnCl 4 служи како одличен растворувач за многу супстанции. SnCl 4 може да се смета како целосен киселински хлорид Sn(HO) 4 ; лакомо се соединува со вода и формира цела низа хидрати SnCl 4 + 3H 2 O, SnCl 4 + 4H 2 O, SnCl 4 + 5H 2 O итн. Неговите раствори се добиваат со дејство на aqua regia на O. Со етил а амил алкохолот SnCl 4 формира кристални соединенија. Како SnCl 2, перхлорната киселина формира серија на хлороксиди, кои произведуваат или калај или метатинска киселина. Тие може да се сметаат како производи на замена на водени остатоци со хлор во различни калај киселини. SnCl 4, исто така, дава бројни двојни соли слични на оние наведени за SnCl 2. Се комбинира со PCl 5, азотен анхидрид, водород цијанид, амонијак итн. Со бром, О. дава SnBr 2 и SnBr 4; тие се добиваат на ист начин како што е наведено за SnCl 2 и SnCl 4. Во својствата, тие личат на SnCl 2 и SnCl 4. Истото може да се каже и за јодидните соединенија O. SnI 2 и SnI 4 и за флуоридните соединенија SnF 2 и SnF 4. Флуоридот O. SnF 2 се добива со растворање на SnO во флуороводородна киселина, а флуоридот SnF 4 се добива со растворање на SnO 2. Кога растворите на SnF 4 се испаруваат, тој се распаѓа, но дава совршено формирани двојни соединенија K 2 SnF 6 + H 2 O, SnBaF 6 3H 2 O итн. Овие соли се изоморфни со соодветните соли на флуоросиличната киселина, а можно е да се воспостави формулата силициумска киселина SiO 2 како калај киселина SnO 2. Исто така, постојат кислородни соединенија каде што истовремено се појавуваат хлор и бром, или хлор и јод итн.
Соединенија на сулфур O. Паралелно со SnO и SnO 2 O. дава SnS и SnS 2 со сулфур. Калај сулфидСНС се добива со дејство на пареа на сулфур на станиол и се јавува многу енергична реакција со палење; при загревање на лимени струготини со сулфур; бидејќи реакцијата се јавува од површината, добиената маса се дроби и повторно се загрева со сулфур; За да се отстранат трагите од сулфур или кислород, производот се сублимира во млаз од водород.SnS се добива и со таложење на раствори на кислородни соединенија со водород сулфид и сушење на добиениот талог. Кога талогот се спојува со SnCl 2 и понатаму се третира со вода, SnS се добива во добри кристали. SnS е нерастворлив во вода; кога се загрева, водената пареа го разградува; аморфен, лесно се оксидира со азотна киселина; кристално, дури и кога се вари, е многу тешко. Гасот HCl го разградува кога се загрева; хлороводородна киселина на обична температура, во зависност од концентрацијата. Калиум сулфидот малку го раствора SnS при ниски концентрации; при повисоки концентрации (повеќе од 20 делови сол на 100), SnS се трансформира во SnS 2, кој се комбинира со K 2 S, а O се ослободува. Неговиот ефект е сличен на ефектот на KHO на SnO. SnS не се раствора во чист амониум сулфид, но со полисулфур оди во раствор во форма на соединенија што одговараат на SnS 2. Алкалите го разложуваат, на пример SnS + 2KHO = SnO + K 2 S + H 2 O. Кога H 2 S делува на неутрални или слабо кисели раствори на кислородни соединенија, се добиваат хидросулфурни соединенија, кои при сушење лесно даваат SnS. Дисулфур О. SnS 2 се добива со дејство на сулфур на О., доколку не се дозволи реакцијата да продолжи насилно. Тие обично земаат 12 делови од О., 6 делови од жива, 7 делови од сулфур и 6 делови од амонијак, го ставаат во шише и го загреваат во песочна бања додека белите испарувања не престанат да се ослободуваат. Греењето треба да биде умерено - не високо и не слабо, инаку бојата на SnS 2 ќе испадне лоша. Кога солите на кислородниот оксид се таложат со водород сулфид во присуство на хлороводородна киселина, се добива талог од водосулфурен кислород, кој, кога се суши, дава и SnS 2 . O. дисулфур во безводна состојба има убава златно-жолта боја; се нарекува златен лист и се користи за евтино позлата на дрво. SnS 2 ослободува сулфур кога се загрева. Кога се загрева, хлорот го разградува, формирајќи хлоросулфурни соединенија. Кога се загрева во воздух, се претвора во SnO 2. O. дисулфид, добиен со таложење со водород сулфид, се раствора во силна хлороводородна киселина кога се загрева; Ниту хлороводородната ниту азотна киселина нема ефект врз безводниот. Се раствора во аква регија. Каустичните, јаглеродните и сулфурните алкалии го раствораат SnS 2. Како што SnO 2 дава соли од формата M 2 SnO 3 , така и SnS 2 формира сулфосоли од формата M 2 SnS 3 . Селенот и телуриумот формираат слични соединенија со О.
Кислородот произведува бројни легури со метали, особено познати се легурите со бакар (види Бронза). Многу од нив се извонредни по тоа што се топат на многу ниска температура, на пример, легурата d'Arce (2 дела бизмут, 1 дел О. и 1 дел олово), се топи на 90 °; Легура од роза (8 делови бизмут. 3 делови Sn и 8 делови олово) - на 95 °; на крајот, Вуд (15 делови бизмут, 4 делови од Sn, 8 делови од олово, 3 делови од кадмиум) - на 68 ° итн. Кога се анализира, кислородот се одредува во форма на SnO 2.
Органометални соединенија O. (органотин или станоргански соединенија, станналкили) одговараат на типовите SnX 2 и SnX 4, соодветно, азотен оксид и оксид O. и, дополнително, на средниот тип Sn 2 X 6. Бидејќи се во форма во типовите SnX 4 и Sn 2 X 6 аналози на соодветните соединенија на јаглерод и силициум, O. соединенијата покажуваат јасни разлики поради металната природа на овој елемент, а по својата природа се блиски до вистински органометални соединенија ( види). Всушност, тие веќе ја немаат таа силна врска на атомот Sn со атоми на јаглерод, што е забележано за силициум во неговите органски соединенија, така што кога дејствуваат слободните халогени, наместо да го заменат водородот од јаглеводородните остатоци, како што е случајот со силиконот соединенија, во лимените соединенија доаѓа до елиминација на самите остатоци, на пример: Sn(CH 3) 4 + I 2 = Sn(CH 3) 3 I + CH 3 I. Истото, иако потешко, се случува дури и кога се загрева со силна хлороводородна киселина, на пример: Sn(C 2 H 5) 4 + HCl = Sn (C 2 H 5) 3 Cl + C 2 H 6. Станалкилите се формираат со дејство на алкил јодид на кислород, земен во форма на фин прав или на легури на кислород со натриум или цинк. Кога се изложени на чист кислород или кислород со мала мешавина на натриум, претежно се добиваат соединенија со два јаглеводородни остатоци од типот Sn(R) 2 I 2, на пример Sn(C 2 H 5) 2 I 2 . Во присуство на повеќе натриум се формираат соединенијата Sn(R) 3 I и Sn(R) 4. Последните исто така многу погодно се добиваат со дејство на органоцинкови соединенија на кислороден хлорид, на пример: 2SnCl 2 + 4Zn(C 2 H 5) 2 = Sn (C 2 H 5) 4 + Sn + 4ZnCl (C 2 H 5) . Со дејствување со органоцинкови соединенија на горенаведените јодидни соединенија, можно е, меѓу другото, да се добијат станалкили со различни јаглеводородни радикали во составот, на пример Sn(C 2 H 5) 2 I 2 + Zn (CH 3) 2 = Sn(C 2 H 5) 2 ( CH 3) 2 + ZnI 2. Стантриетил Sn2 (C 2 H 5) 6 или (C 2 H 5) 3 Sn - Sn (C 2 H 5) 3 се добива (слично на какодил; види) со дејство на натриум на Sn (C 2 H 5) 3 I според равенката: 2Sn(C 2 H 5) 3 I + 2Na = (C 2 H 5) 3 Sn.Sn (C 2 H 5) 3 + 2NaI; стандиетил (Sn(C 2 H 5) 2) x - кога цинкот делува на соединенијата Sn(C 2 H 5) 2 X 2 во воден раствор или, заедно со Sn 2 (C 2 H 5) 6, кога етил јодид делува на O. легура со голем вишок на Na. Стантетраетил, покрај горенаведените методи, се добива и со загревање на штан диетил до 150°: 2Sn(C 2 H 5) 2 = Sn (C 2 H 5) 4 + Sn. Повисоки врски A. SnR 4 се тешки, безбојни течности со слаб етеричен мирис, се дестилираат без распаѓање и се нерастворливи во вода. Стантетраметил Sn(CH 3) 4 врие на 78°, специфична тежина 1,314 (0°). Стантетраетил Sn(C 2 H 5) 4 врие на 181 °, специфична тежина 1,187 (23 °). Монојодидни соединенија Sn(R) 3 I е исто така течен, безбоен и испарлив, има лут мирис и уште поголема специфична тежина. Sn(CH 3) 3 врие на 170°, специфична тежина 2,143 (0°). Sn(C 2 H 5) 3 I врие на 231°, специфична тежина 1,833 (22°), малку растворлив во вода. Кога се изложени на алкалии даваат оксидни хидрати Sn(R) 3 (OH), кристални материи, испарливи со водена пареа, растворливи во вода со силно алкална реакција и способни да формираат соли со киселини. Sn(C 2 H 5) 3 (OH) врие на 272° и се топи на 44. Од оние што им одговараат соли(Sn(CH 3) 3) SO 4 е лесно растворлив во вода, Sn(C 2 H 5) 3 Cl е масло со продорен мирис што се зацврстува на студ. Sn(C 2 H 5) 3 Br врие на 222-224 °, (Sn(C 2 H 5) 3) 2 SO 4 се безбојни призми кои тешко се раствораат во вода. Со дестилирање на моноодидните соединенија со натриум етоксид, се добиваат деривати што одговараат на етери, на пример Sn(C 2 H 5) 3 (OC 2 H 5), што врие на 190-192 °. Диодидни соединенија Sn(R) 2 I 2 се кристални, растворливи во вода, особено во топла вода. Sn(CH 3) 2 I 2 - жолти призми, се топи на 30 °, се вари на 228 °. Sn(C 2 H 5) 2 I 2 - безбојни призми, се топат на 44,5 °, се вари на 245 °. Кога се изложени на амонијак, тие даваат бели, аморфни, нерастворливи во вода талог. оксиди Sn (CH 3) 2 O и Sn (C 2 H 5) 2 O, кои со киселини (хлороводородна, сулфурна, оцетна итн.) даваат соли растворливи во вода и добро кристализирани, на пример Sn (CH 3) 2. Cl 2 (се топи 90 °, врие 188-190 °), Sn (C 2 H 5) Cl 2 (врие на 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 со продорен мирис, специфична тежина 1.412 (0 °), што врие на 270 °, нерастворлива во вода. Неговата густина на пареа одговара на напишаната формула. Како супстанција од среден тип, стантриетил лесно се трансформира во соединенија од повисок тип, комбинирајќи се со халогени, кислород, а исто така и под дејство на хлороводородна киселина, а врската помеѓу атомите на калај се уништува, на пример: (C 2 H 5 ) 3 Сн. Sn(C 2 H 5) 3 + I 2 = Sn (C 2 H 5) 3 I + Sn (C 2 H 5) 3 I. Стандиетил(Sn(C 2 H 5) 2) x е густо, тешко, жолтеникаво масло, нерастворливо во вода, брзо оксидира во воздухот, формирајќи Sn(C 2 H 5) 2 O и веднаш се комбинира со халогени, претворајќи се во соодветните соединенија од повисок тип. Соединенијата на О. со други радикали (C 3 H 7, C 4 H 9, C 5 H 11) исто така беа добиени и проучувани од Кагур, Демарсеј и Грим. Студијата за горенаведените соединенија припаѓа на Кагур, Франкланд, Ладенбург, Левиг, Буктон, Штрекер и други.
Се вчитува...
