1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Валентные электроны выделены жирным шрифтом. Относится к семейству р-элементов. Так как наибольшее главное квантовое число равно 4-м, а число электронов на внешнем энергетическом уровне равно 7, бром расположен в 4-м периоде, VIIA группе Периодической таблицы. Энергетическая диаграмма для валентных электронов имеет вид:
Германий.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 .
Валентные электроны выделены жирным шрифтом. Относится к семейству p-элементов. Так как наибольшее главное квантовое число равно 4-м, а число электронов на внешнем энергетическом уровне равно 4, германий расположен в 4-м периоде, IVA группе Периодической таблицы. Энергетическая диаграмма для валентных электронов имеет вид:
Кобальт.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 .
Валентные электроны выделены жирным шрифтом. Относится к семейству d-элементов. Кобальт расположен в 4-м периоде, VIIB группе Периодической таблицы. Энергетическая диаграмма для валентных электронов имеет вид:
Медь.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .
Валентные электроны выделены жирным шрифтом. Относится к семейству d-элементов. Так как наибольшее главное квантовое число равно 4-м, а число электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1, медь расположена в 4-м периоде, IВ группе Периодической таблицы. Энергетическая диаграмма для валентных электронов имеет вид.
химический элемент, Sn
Альтернативные описанияМеталл, защищающий другие металлы от коррозии
Металл, из которого был сделан стойкий солдатик в сказке Андерсена
Металл, который в избытке можно добыть с поверхности консервных банок
Металл, применяемый в качестве припоя
Мягкий ковкий серебристо-белый металл
Мягкий металл, применяемый для пайки
Один из семи металлов, которые персы носили от сглаза
Серебристо-белый металл, мягкий и пластичный
Солдатский металл (сказочное)
Химический элемент, мягкий серебристо-белый металл
По-латински «Stannum» (станнум)
Металл для лужения
Касситерид
Химический элемент, металл
Металл, ставший причиной гибели экспедиции Роберта Скотта на Южный полюс
Серебристая капелька на паяльнике
Металл для лудильщика
Мягкий металл колец Альманзора
Смесь солей этого металла - «желтая композиция» - издавна использовалась как краситель для шерсти
Из какого металла делают «белую жесть»?
Латинское название этого металла переводится, как «твердый», хотя он один из самых мягких и легкоплавких
Металл-припой
Переведите с латинского слово «станнум»
Основа станиоли
Материал для стойких солдатиков
Металл, «станнум»
Тяжелый и мягкий металл
Лудильный металл
Солдатики, металл
После индия
Металл для солдатиков
Хрупкий на морозе металл
Мягкий металл
Побратим свинца
После индия у Менделеева
Металл, Sn
Покрытие консервных банок
Компонент касситерита
Металл для стойких солдатиков
Плоть игрушечной армии
Металл для пайки
. «Sn» для химика
Металл лудильщиков
Касситерит это чья руда?
Солдатский металл (сказоч.)
Металл колец Альманзора
Латинское «станнум»
Из чего делают «белую жесть»?
Капелька на паяльнике
Металл в составе припоев
Между индием и сурьмой
Защитное покрытие жести
Металл, «болеющий чумой»
Менделеев его назначил 60-м
Мягкий и легкий металл
Предшественник сурьмы в таблице
Металл для ложек и солдатиков
Преемник индия в таблице
В таблице он после индия
Менделеев его определил шестидесятым по счету
Вслед за индием в таблице
Металл номер шестьдесят
Металл в основе фольги
Менделеев его назначил шестидесятым
Шестидесятая графа Менделеева
Металл Свадьбы роз
Менделеев его назначил шестидесятым по счету
Металл в составе пьютера
Метал для припоя
Химический элемент для солдатиков
Предтеча сурьмы в таблице
В таблице он перед сурьмой
Перед сурьмой в таблице
Металл, пригодный для пайки
Серебристый металл
. «мягкотелый» металл
Спаивающий металл
Между индием и сурьмой в таблице
Пятидесятый элемент
Идущий следом за индием в таблице
Sn в таблице
Металл для солдатика
Металл, погубивший Скотта
Материал для мундирных пуговиц
Пятидесятый металл в таблице
До сурьмы в таблице
Основа медали за четвертое место для участников чемпионата США по фигурному катанию
Последыш индия в таблице
Материал для солдатиков
После индия в таблице
Последователь индия
Металл с символом Sn
Металл игрушечных солдатиков
Химический элемент под названием Sn
Химический элемент под номером пятьдесят
Последователь индия в таблице
Химический элемент, мягкий ковкий серебристо-белый металл
Наименование химического элемента
. "Sn" для химика
. "Мягкотелый" металл
Из какого металла делают "белую жесть"
Из чего делают "белую жесть"
Касситерит это чья руда
Латинское "станнум"
Латинское название этого металла переводится, как "твердый", хотя он один из самых мягких и легкоплавких
Менделеев его назначил 60-м в таблице
Металл, "болеющий чумой"
Металл, "станнум"
Переведите с латинского слово "станнум"
По-латински "Stannum" (станнум)
Смесь солей этого металла - "желтая композиция" - издавна использовалась как краситель для шерсти
Ср. крушец (металл) пепельно-серебристый, белее свинца, весьма мягкий, легкоплавкий, легкий весом, более прочих удобный для паянья и для отливки простых мелких вешиц; стар. свинец, откуда пословица: Слово олово, веско. Лить олово, святочное гаданье. Только у молодца и золотца, что пуговка оловца! Оловянная кружка или оловянка ж. и оловяник м. Оловянная руда, колчедан, припой. Оловяничник, оловянщик м. отливающий, работающий оловянную посуду. Оловолей, оловолитель м. церк. оловогадатель, отливающий олово в воду, для гаданья, предсказаний. Оловянные глаза, мутные и бездушные; оловянный глаз, с бельмом. Оловок м. зап. карандаш
Химическ. элемент по "фамилии" Sn
Что за химический элемент Sn?
Химическ. элемент по «фамилии» Sn
О́лово (лат. Stannum; обозначается символом Sn) - элемент главной подгруппы четвёртой группы, пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 50. Относится к группе лёгких металлов. При нормальных условиях простое вещество олово - пластичный, ковкий и легкоплавкий блестящий металл серебристо-белого цвета. Олово образует две аллотропические модификации: ниже 13,2 °C устойчиво α-олово (серое олово) с кубической решёткой типа алмаза, выше 13,2 °C устойчиво β-олово (белое олово) с тетрагональной кристаллической решеткой.
История
Олово было известно человеку уже в IV тысячелетии до н. э. Этот металл был малодоступен и дорог, так как изделия из него редко встречаются среди римских и греческих древностей. Об олове есть упоминания в Библии, Четвёртой Книге Моисеевой. Олово является (наряду с медью) одним из компонентов бронзы (см. История меди и бронзы), изобретённой в конце или середине III тысячелетия до н. э.. Поскольку бронза являлась наиболее прочным из известных в то время металлов и сплавов, олово было «стратегическим металлом» в течение всего «бронзового века», более 2000 лет (очень приблизительно: 35-11 века до н. э.).
Происхождение названия
Латинское название stannum, связанное с санскритским словом, означающим «стойкий, прочный», первоначально относилось к сплаву свинца и серебра, а позднее к другому, имитирующему его сплаву, содержащему около 67 % олова; к IV веку этим словом стали называть собственно олово.
Слово олово - общеславянское, имеющее соответствия в балтийских языках (ср. лит. alavas, alvas - «олово», прусск. alwis - «свинец»). Оно является суффиксальным образованием от корня ol- (ср. древневерхненемецкое elo - «жёлтый», лат. albus - «белый» и пр.), так что металл назван по цвету.
Производство
В процессе производства рудоносная порода (касситерит) подвергается дроблению до размеров частиц в среднем ~ 10 мм, в промышленных мельницах, после чего касситерит за счет своей относительно высокой плотности и массы отделяется от пустой породы вибрационно-гравитационном методом на обогатительных столах. В дополнение применяется флотационный метод обогащения/очистки руды. Полученный концентрат оловянной руды выплавляется в печах. В процессе выплавки восстанавливается до свободного состояния посредством применения в восстановления древесного угля, слои которого укладываются поочередно со слоями руды.
Применение
1. Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Главные промышленные применения олова - в белой жести (лужёное железо) для изготовления тары пищевых продуктов, в припоях для электроники, в домовых трубопроводах, в подшипниковых сплавах и в покрытиях из олова и его сплавов. Важнейший сплав олова - бронза (с медью). Другой известный сплав - пьютер - используется для изготовления посуды. В последнее время возрождается интерес к использованию металла, поскольку он наиболее «экологичен» среди тяжёлых цветных металлов. Используется для создания сверхпроводящих проводов на основе интерметаллического соединения Nb 3 Sn.
2. Интерметаллические соединения олова и циркония обладают высокими температурами плавления (до 2000 °C) и стойкостью к окислению при нагревании на воздухе и имеют ряд областей применения.
3. Олово является важнейшим легирующим компонентом при получении конструкционных сплавов титана.
4. Двуокись олова - очень эффективный абразивный материал, применяемый при «доводке» поверхности оптического стекла.
5. Смесь солей олова - «жёлтая композиция» - ранее использовалась как краситель для шерсти.
6. Олово применяется также в химических источниках тока в качестве анодного материала, например: марганцево-оловянный элемент, окисно-ртутно-оловянный элемент. Перспективно использование олова в свинцово-оловянном аккумуляторе; так, например, при равном напряжении, по сравнению со свинцовым аккумулятором свинцово-оловянный аккумулятор обладает в 2,5 раза большей емкостью и в 5 раз большей энергоплотностью на единицу объёма, внутреннее сопротивление его значительно ниже.
Легкий цветной металл, простое неорганическое вещество. В таблице Менделеева обозначается Sn, stannum (станнум). В переводе с латинского это значит «прочный, стойкий». Первоначально этим словом называли сплав свинца и серебра, и только значительно позже так стали именовать чистое олово. Слово «олово» имеет славянские корни и обозначает «белый».
Металл относится к рассеянным элементам, и не самым распространенным на земле. В природе он встречается в виде различных минералов. Самые важные для промышленной добычи: касситерит - оловянный камень, и станнин - оловянный колчедан. Добывают олово из руд, как правило, содержащих не более 0,1 процента этого вещества.
Свойства олова
Легкий мягкий пластичный металл серебристо-белого цвета. Имеет три структурные модификации, переходит из состояния α-олово (серое олово) в β-олово (белое олово) при температуре +13,2 °С, а в состояние γ-олово при t +161 °С. Модификации весьма сильно отличаются своими свойствами. α-олово - серый порошок, который относят к полупроводникам, β-олово («обычное олово» при комнатной температуре) - серебристый ковкий металл, γ-олово - белый хрупкий металл.
В химических реакциях олово проявляет полиморфизм, то есть кислотные и оснóвные свойства. Реактив достаточно инертный на воздухе и в воде, так как быстро покрывается прочной оксидной пленкой, защищающей его от коррозии.
Олово легко вступает в реакции с неметаллами, с трудом - с концентрированной серной и соляной кислотой; с этими кислотами в разбавленном состоянии не взаимодействует. С концентрированной и разбавленной азотной кислотой реагирует, но по-разному. В одном случае получается оловянная кислота, в другом - нитрат олова. Со щелочами вступает в реакции только при нагревании. С кислородом образует два оксида, со степенью окисления 2 и 4. Является основой целого класса оловоорганических соединений.
Воздействие на человеческий организм
Олово считается безопасным для человека, оно есть в нашем организме и каждый день мы получаем его в минимальных количествах с пищей. Его роль в функционировании организма пока не изучена.
Пары олова и его аэрозольные частицы опасны, так как при длительном и регулярном вдыхании оно может вызвать заболевания легких; ядовиты также органические соединения олова, поэтому работать с ним и его соединениями надо в средствах защиты.
Такое соединение олова как оловянистый водород, SnH 4 , может служить причиной тяжелых отравлений при употреблении в пищу очень старых консервов, в которых органические кислоты вступили в реакцию со слоем олова на стенках банки (жесть, из которой делают консервные банки - это тонкий лист железа, покрытый с двух сторон оловом). Отравление оловянистым водородом может быть даже смертельным. К его симптомам относятся судороги и чувство потери равновесия.
При понижении температуры воздуха ниже 0 °С белое олово переходит в модификацию серого олова. При этом объем вещества увеличивается почти на четверть, оловянное изделие трескается и превращается в серый порошок. Это явление стали называть «оловянной чумой».
Некоторые историки считают, что «оловянная чума» послужила одной из причин поражения армии Наполеона в России, так как превратила пуговицы на одежде французских солдат и пряжки для ремней в порошок, и тем самым оказала на армию деморализующее влияние.
А вот настоящий исторический факт: экспедиция английского полярного исследователя Роберта Скотта к Южному полюсу закончилась трагически в том числе потому, что все их топливо вылилось из запаянных оловом баков, они лишились своих мотосаней, а дойти пешком сил не хватило.
Применение
Большая часть выплавляемого олова используется в металлургии для 
производства различных сплавов. Эти сплавы идут на изготовление подшипников, фольги для упаковки, белой пищевой жести, бронзы, припоев, проводов, литер типографских шрифтов.
- Олово в виде фольги (станиоль) востребовано в производстве конденсаторов, посуды, изделий искусства, органных труб.
- Используется для легирования конструкционных титановых сплавов; для нанесения антикоррозионных покрытий на изделия из железа и иных металлов (лужение).
- Сплав с цирконием обладает высокой тугоплавкостью и стойкостью к коррозии.
- Оксид олова (II) - используется в качестве абразива при обработке оптических стекол.
- Входит в состав материалов, применяющихся для изготовления аккумуляторов.
- При производстве красок «под золото», красителей для шерсти.
- Искусственные радиоизотопы олова применяются как источник γ-излучения в спектроскопических методах исследования в биологии, химии, материаловедении.
- Двухлористое олово (оловянную соль) используют в аналитической химии, в текстильной индустрии для крашения, в химпроме для органического синтеза и производства полимеров, в нефтепереработке - для обесцвечивания масел, в стекольной отрасли - для обработки стекол.
- Олово борфтористое применяется для изготовления жести, бронзы, других нужных промышленности сплавов; для лужения; ламинирования.
: Нэшвилль - Опацкий . Источник: т. XXIa (1897): Нэшвилль - Опацкий, с. 889-893 () Другие источники : БЭАН : МЭСБЕ
Олово (хим.; лат. Stannum; франц. Etain, нем. Zinn; химическое обозначение Sn.) - принадлежит к числу металлов, известных человечеству с глубокой древности. Египтяне знали его за 3000-4000 лет до Р. Х. и о нем говорится в Библии. В природе О. находится главным образом в виде кислородного соединения SnO 2 - оловянного камня (см.) , реже встречается в виде сернистого О. в соединении с сернистым железом или медью. О. имеет серебристо-белый цвет, но темнее серебра. Оно немного тверже свинца и очень тягуче - при вальцевании дает чрезвычайно тонкие листы, но проволока из него легко рвется. В обыкновенных условиях оно имеет ясно кристаллическую структуру. При сгибании палочки О. слышится характерный звук, который объясняется разрывами в кристаллической массе. Хорошо образованные кристаллы О. легко получить, разлагая слабым током, например раствор хлористого О. в воде (см. ниже); проще получаются они, если на крепкий раствор хлористого О., подкисленный соляной кислотой, налить осторожно воды (так, чтобы она не смешалась с раствором) и погрузить сюда оловянную пластинку - на ней начнут расти кристаллы около слоя, разделяющего жидкости. По мере образования, кристаллов, пластинка в нижней части будет растворяться. Кристаллы, по-видимому, принадлежат к правильной системе. О. плавится при 228°-232°, а перед тем (около 100°) становится хрупким, кипит от 1460° до 1600°, по различным данным. Коэффициент расшир.: лин. между 0° и 100° = 0,00002193 (Кальверт-Джонсон), куб. - V = V О (l + 0,000061t + 0,0000000789t 2) (Маттисен); удельный вес кованного О. = 7,3, кристаллического = 7,18. Теплоемкость 0,05623 (Реньо). Теплопроводность 14,5-15,4 (для серебра = 100). Электропроводность = 11,45 при 21° (Маттисен) (для серебра = 100). Интересно действие на О. низкой температуры. В Сибири было замечено, что в большие морозы на оловянной посуде появляются серые пятна, которые постепенно растут. В этих местах О. делается ломким, легко продырявливается. Фричше охлаждал О. до −35° и показал, что при этом кристаллическая структура его изменяется и теряется связность между его частицами. При нагревании (у Фричше до 35°) такое О. переходит в обыкновенное. Удельный вес измененного О. = 5,952 (Фричше), так что перемена состояния сопровождается большим увеличением объема; теплоемкость найдена 0,0545 (Реньо) - тоже меньше, чем для обыкновенного О. При обыкновенной температуре О. почти не изменяется в сухом или влажном воздухе; растворы солей и очень слабые кислоты мало на него действуют; благодаря этому его и применяют для предохранения других металлов (см. Лужение). При нагревании О. дает окись SnO 2 ; пары его горят белым пламенем. Крепкая соляная кислота, в особенности при нагревании, легко растворяет О. с выделением водорода и образованием хлористого О. SnCl 2 ; растворение идет лучше в присутствии платины вследствие образования гальванической пары. Серная кислота тоже растворяет О., при этом, в зависимости от крепости кислоты, нагревания и пр. происходит раскисление кислоты: выделяется сернистый газ, сероводород, сера, но получается и водород. Азотная кислота очень крепкая на О. не действует, более слабая, например удельного веса 1,4, энергично окисляет его: выделяются окислы азота и образуется нерастворимая метаоловянная кислота; если азотная кислота слаба и действие происходит медленно и на холоде, то О. переходит в раствор - образуется азотнокислая соль О., аммиак и гидроксиламин. Хлор, бром, йод прямо соединяются с О., с металлами оно дает сплавы. При накаливании О. разлагает воду. Атомный вес О. около 118 (Мейер-Цейберт считают 117,37; Ван дер Плаатс - 118,07 и пр.). В периодической системе элементов О. помещается в IV группе, в нечетном ряду, вместе с кремнием, германием и свинцом. Подобно им, оно дает, главным образом, два ряда соединений вида SnX 2 и SnX 4 ; здесь также закись SnO имеет характер слабого основания и окись SnO 2 -характер слабой кислоты. Для О. известны соединения и промежуточного типа, Sn 2 X 6 , a с кислородом О. дает также и SnO 3 .
Закись О. SnO получается из гидрата закиси олова, который, в свою очередь, получается в виде белого аморфного осадка при разложении щелочами или их углекислыми солями хлористого О. SnCl 2 . Гидрат закиси О. при нагревании или при кипячении с водой выделяет очень легко воду и переходит в черный аморфный порошок SnO. Закись О. легко получается в кристаллическом виде, когда такое разложение гидрата закиси происходит в присутствии щелочей (но не аммиака), слабых кислот, например соляной, уксусной, некоторых солей, например нашатыря. Гидрат закиси олова легко растворяется в щелочах Na(HO) и K(HO); из таких растворов благодаря меньшей растворимости SnO в щелочах, при стоянии выделяются темные блестящие кристаллы SnO с удельным весом до 6,7. Быстрота обезвоживания гидрата зависит от концентрации щелочи и температуры. В очень концентрированных растворах или при кипячении происходит дальнейшая реакция: выделение металлического О. и образование окиси О. SnO 2 , которая дает со щелочью соль, например SnO + KHO = Sn + K 2 SnO 3 + Н 2 O. Получение кристаллической закиси О. при действии слабой соляной кислоты на гидрат объясняется (Ditte) таким образом, что сначала образуется некоторое количество хлористого О. SnCl 2 (определяемое степенью диссоциации его); оно дает хлорокись О. и последняя, разлагаясь водой, дает SnO. Так же действует и нашатырь. Закись О. - в особенности в аморфном виде легко окисляется в окись; нагретая на воздухе горит; при накаливании без доступа воздуха выделяет металлическое О. и тоже переходит в окись: 2SnO = Sn + SnO 2 . Гидрат закиси О. имеет различный состав, в зависимости от высушивания. Указывают на существование Sn(HO) 2 + H 2 O, 3SnO + 2Н 2 O и проч. О получении его сказано выше. Закись О. растворяется в щелочах, образуя малопрочные соединения; в то же время она образует с кислотами соли и имеет характер слабого основания. Соли закиси О. малопрочны, легко разлагаются водой, переходя в основные. Азотная кислота легко растворяет гидрат закиси О.; растворяя его при 0° и охлаждая затем до −20°, получают кристаллы, напоминающие по виду бертолетову соль состава Sn(NO 3) 2 + 20H 2 О. При выпаривании растворов получается густая масса, которая начинает разлагаться с выделением окислов азота и образованием основных солей. Они разлагаются водой, при нагревании до 100° взрываются. С серной кислотой закись О. дает SnSO 4 ; она получается также при растворении гидрата в Н 2 SO 4 , кристаллизуется без воды в виде иголочек, при нагревании выделяет сернистый газ. Известны и основные соли. Соли закиси О. легко дают двойные соли с солями щелочных металлов, например двойные сернокислые SnSO 4 K 2 SO 4 или 2SnSO 4 K 2 SO 4 и пр.
Окись О. SnO 2 получается в аморфном виде при горении О. или окислении расплавленного О. на воздухе, при прокаливании гидратов окиси О. и пр. Она представляет желтоватый порошок, трудноплавкий, удельного веса 6,89-7,18; растворяется в щелочах при сплавлении и в крепкой серной кислоте; в технике употребляется для получения молочного стекла и легкоплавкой эмали. В природе встречается в виде кристаллов оловянного камня (см.) , обыкновенно окрашенных следами железа, марганца и пр. Искусственно кристаллы получаются при накаливании аморфной SnO 2 в струе хлористого водорода, при пропускании водяного пара через хлорное О. SnCl 4 при накаливании и пр. Окись О. имеет характер мало энергичных окислов, но кислотный характер в ней яснее развит, чем основной. Ей отвечают две кислоты, оловянная и метаоловянная, довольно резко отличающиеся между собой, но способные переходить одна в другую, и два ряда солей. Для SnO 2 нужно было ожидать нормального гидрата вида Sn(HO) 4 ; он и известен; известен, кроме того, гидрат вида SnO(HO) 2 и много других промежуточных между SnO 3 и нормальным гидратом. В этом отношении у О. большое сходство с кремнием; однако, нужно заранее указать, что различие в свойствах оловянных кислот не зависит, вероятно, от того, имеется ли гидрат с одним содержанием воды или с другим; состав их может быть один и тот же, и здесь имеется, вероятно, случай настоящей изомерии.
Оловянная кислота получается при разложении свежеприготовленного раствора хлорного О. SnCl 4 аммиаком, щелочами, содой, мелом, угле-бариевой солью и пр., также прямо при кипячении растворов SnCl 4 достаточной крепости; и при разложении кислотами отвечающих ей солей, например оловянно-натриевой Na 2 SnO 3 . Метаоловянная кислота получается, главным образом, при действии крепкой азотной кислоты на О., а также из ее солей. Как та, так и другая кислота имеет вид белой, рыхлой массы, в обыкновенном состоянии нерастворимой в воде. Различие их: 1) оловянная кислота (во влажном состоянии) легко растворяется в азотной кислоте. Такой раствор мало-помалу выделяет оловянную кислоту в виде студенистых комочков; при нагревании до 50° он свертывается; если этот сгусток обработать аммиаком, то он снова растворяется в HNO 3 . Метаоловянная кислота не растворяется в этих условиях. 2) Оловянная кислота растворяется в серной кислоте, даже разбавленной, и при кипячении не выделяется. Метаоловянная в слабой Н 2 SO 4 не растворяется, а в крепкой разбухает; однако, вода вымывает кислоту. 3) Оловянная кислота растворяется в соляной кислоте. Метаоловянная нерастворима; однако, она частью соединяется с соляной кислотой. Это соединение не растворимо в растворах HCl, но растворимо в чистой воде. 4) Оловянная кислота растворима в Na(HO) и при избытке его; метаоловянная как из щелочных, так и из кислотных растворов осаждается избытком Na(HO) в виде натровой соли, которая нерастворима в едком натре, но растворима в воде. Метаоловянная кислота переходит в оловянную, например если ее обрабатывать крепкой соляной кислотой и выпаривать. Количество измененной кислоты зависит от продолжительности обработки, количества соляной кислоты и проч.; если метаоловянную кислоту нагревать с большим количеством KHO или NaHO, то образуется соль оловянной кислоты. Переход оловянной кислоты в метаоловянную происходит, например, если ее высушить при обыкновенной или повышенной температуре, даже при хранении под водой. Раствор хлорного О. SnCl 4 , если он свеж, дает, как сказано, оловянную кислоту; при долгом хранении из него получается метаоловянная кислота; при кипячении с большим количеством HCl он тоже дает ее. Чем объясняется различие оловянных кислот, - в точности неизвестно; одни видят в них различные полимеры, например для оловянной кислоты гидрат SnO 2 , a для метаоловянной гидрат Sn 5 O 10 ; другие, что они образованы различными гидратами, и пр. Обыкновенная оловянная и метаоловянная кислоты в воде нерастворимы, но для них известны и растворимые видоизменения, подобно растворимой кремнекислоте. Если раствор SnCl 4 разложить едким натром или к оловянно-натриевой соли прибавить HCl и подвергнуть диализу, то образовавшаяся вначале студенистая масса, по мере удаления солей, мало-помалу растворяется; последние следы щелочи удаляют, прибавив несколько капель йодного раствора. Полученная растворимая оловянная кислота при нагревании дает метаоловянную кислоту. Они имеют все свойства растворимых коллоидов, свертываются от ничтожной прибавки HCl и многих солей и пр. Соли оловянной кислоты (обыкновенно вида М 2 SnO 3) по большей части хорошо кристаллизуются; щелочные соли растворимы в воде и легко приготовляются растворением оловянной кислоты в щелочах. Соли других металлов по большей части нерастворимы и получаются двойным разложением со щелочными. Соли метаоловянной кислоты очень плохо кристаллизуются. Как те, так и другие малопрочны и легко разлагаются самыми слабыми кислотами. Для техники представляют большую важность оловянно-натриевая и калиевая соли. Натриевая соль Na 2 SnO 3 из концентрированных растворов выделяется с 3H 2 О в виде ромбоэдров, из слабых - с 10Н 2 O. На 100 частей воды при 0° растворяется 67,4 частей ее, при 20° - 61,3 части; в спирту нерастворима. Она имеет применение в технике, как протрава (см. Оловянные протравы). Калийная соль K 2 SnO 3 + 3Н 2 O сходна с натриевой, которую иногда заменяет. Она более растворима (в 100 частях воды при 10° 106,6 частей), окись О. как промежуточный окисел образует также соли с кислотами. Известны соединения ее с азотной кислотой, серной, фосфорной, мышьяковой и пр. При растворении оловянной кислоты в серной и выпаривании получается Sn(SO 4) 2 + 2Н 2 O и основные, например Sn(HO) 2 SO 4 и пр. Подобным же образом получается и азотнокислая соль окиси олова. Действуя на крепкий раствор хлористого О. SnCl 2 (с соляной кислотой) перекисью бария ВаО 2 , Спринг получил мутную жидкость, которая при диализе дала надоловянную кислоту H 2 O(SnO 3) 2 . При нагревании выше 100° она выделяет кислород.
Галоидные соединения О. С хлором О. дает главным образом SnCl 2 и SnCl 4 . Хлористое О. SnCl 2 образуется при нагревании О. в струе HCl, при нагревании с сулемой или каломелью и проч. SnCl 2 - бесцветное вещество, плавится при 250°, кипит при 617-628°. Определение плотности пара В. Мейером до 1113° указывает на существование в парах смеси SnCl 2 и Sn 2 Cl 4 , причем с повышением температуры количество последнего уменьшается. При высокой температуре происходит небольшое разложение с выделением хлора. SnCl 2 хорошо растворяется в воде, которая слегка разлагает его, при кристаллизации таких растворов получается гидрат SnCl 2 + 2Н 2 O - в практике называется «оловянной солью» и употребляется в крашении для протрав. Она получается и прямым растворением О. в соляной кислоте; плавится при 37,7°. Раствор SnCl 2 обладает большой способностью к реакциям восстановления и легко поглощает кислород; азотная кислота к хромовая действуют на него окислительно; ртутные, серебряные, золотые соли восстановляются им до металла и пр. SnCl 2 способно соединяться со многими веществами. Прежде всего, оно дает множество хлорокисей типа nSnCl 2 mSnO + qH 2 O. Они получаются при разложении водой SnCl 2 . Кроме того, SnCl 2 дает многочисленные двойные соли с хлористыми металлами, например SnCl 2 + 2NH 4 Cl + H 2 O, SnCl 2 = 2KCl + H 2 O, SnCl 2 BaCl + 4H 2 O и пр. Хлорное О. SnCl 4 образуется при действии хлора на «станиоль» (реакция сопровождается большим выделением тепла), при соединении хлора с SnCl 2 и пр. Это тяжелая бесцветная жидкость удельного веса (0 / 4) 2,28, кипит около 114°, затвердевает около - 33°. На воздухе она дымит (алхимики ее называли Spiritus fumans Libavii). SnCl 4 для многих тел служит прекрасным растворителем. SnCl 4 может рассматриваться как полный хлорангидрид Sn(HO) 4 ; с водой он жадно соединяется и образует целый ряд гидратов SnCl 4 + 3Н 2 O, SnCl 4 + 4H 2 O, SnCl 4 + 5H 2 O и пр. Растворы его получаются при действии царской водки на О. C этиловым и амиловым спиртом SnCl 4 образует кристаллические соединения. Подобно SnCl 2 , хлорное О. образует ряд хлорокисей, которые дают то оловянную, то метаоловянную кислоту. Они могут рассматриваться, как продукты замещения в различных оловянных кислотах водных остатков хлором. SnCl 4 дает и многочисленные двойные соли подобные тем, что указаны для SnCl 2 . Оно соединяется с PCl 5 , азотистым ангидридом, цианистым водородом, аммиаком и пр. С бромом О. дает SnBr 2 и SnBr 4 ; получаются они подобно тому, как указано при SnCl 2 и SnCl 4 . По свойствам, они напоминают SnCl 2 и SnCl 4 . То же можно сказать про йодистые соединения О. SnI 2 и SnI 4 , и про фтористые SnF 2 и SnF 4 . Фтористое О. SnF 2 получается растворением во фтористо-водородной кислоте SnO, a фторное SnF 4 растворением SnO 2 . При выпаривании растворов SnF 4 оно разлагается, но оно дает прекрасно-образованные двойные соединения K 2 SnF 6 + Н 2 O, SnBaF 6 3Н 2 O и пр. Эти соли изоморфны с соответственными солями кремне-фтористоводородной кислоты, а это дало возможность установить формулу кремнекислоты SiO 2 подобно оловянной кислоте SnO 2 . Существуют также соединения О., где одновременно встречаются хлор и бром, или хлор и йод и т. п.
Сернистые соединения О. Параллельно SnO и SnO 2 О. дает с серой SnS и SnS 2 . Односернистое олово SNS получается при действии паров серы на «станиоль», причем происходит очень энергичная реакция с воспламенением; при нагревании оловянных стружек с серой; так как реакция идет с поверхности, то полученную массу измельчают и вновь нагревают с серой; для очистки от следов серы или О. продукт возгоняется в токе водорода, SnS получают также, осаждая растворы закисных соединений О. сероводородом и высушивая полученный осадок. При сплавлении осадка с SnCl 2 и при дальнейшей обработке водой SnS получается в хороших кристаллах. В воде SnS нерастворимо; водяной пар при накаливании разлагает его; аморфное, оно легко окисляется азотной кислотой; кристаллическое, даже при кипячении, очень трудно. HCl-газ разлагает его при нагревании; соляная же кислота при обыкновенной температуре, в зависимости от концентрации. Сернистый калий мало растворяет SnS при слабой концентрации, при большей (больше 20 частей соли на 100) происходит переход SnS в SnS 2 , который соединяется с K 2 S, при этом выделяется О. Действие его сходно с действием KHO на SnO. В чистом сернистом аммонии SnS не растворяется, но с многосернистым переходит в раствор в виде соединений, отвечающих SnS 2 . Щелочи разлагают его, например SnS + 2KHO = SnO + K 2 S + H 2 O. При действии Н 2 S на нейтральные или слабо кислые растворы закисных соединений О. получаются гидросернистые соединения, при высушивании легко дающие SnS. Двусернистое О. SnS 2 получается при действии серы на О., если не дать реакции идти бурно. Берут обыкновенно 12 частей О., 6 частей ртути, 7 частей серы и 6 частей нашатыря, кладут в баллон и нагревают на песчаной бане, пока не перестанут выделяться белые пары. Нагревание должно быть в меру - не высоко и не слабо, иначе цвет SnS 2 получается плохой. При осаждении солей окиси О. сероводородом, в присутствии соляной кислоты, получается осадок гидросерного О., который при высушивании тоже дает SnS 2 . Двусернистое О. в безводном состоянии имеет красивый золотисто-желтый цвет; оно носит название сусального золота и идет для дешевой позолоты дерева. SnS 2 при накаливании выделяет серу. Хлор при нагревании разлагает его, образуя хлоросернистые соединения. При накаливании на воздухе переходит в SnO 2 . Двусернистое О., полученное при осаждении сероводородом растворяется в крепкой соляной кислоте при нагревании; на безводное ни соляная, ни азотная кислота не действуют. Оно растворяется в царской водке. Щелочи едкие, углекислые и сернистые растворяют SnS 2 . Подобно тому, как SnO 2 дает соли вида М 2 SnO 3 , так и SnS 2 образует сульфосоли вида M 2 SnS 3 . Селен и теллур образуют подобные же соединения с О.
С металлами О. дает многочисленные сплавы, в особенности известны сплавы с медью (см. Бронза). Многие из них замечательны тем, что плавятся при очень низкой температуре, например сплав д’Арсе (2 части висмута, 1 часть О. и 1 часть свинца), плавится при 90°; сплав Розе (8 частей висмута. 3 части Sn и 8 частей свинца) - при 95°; наконец, Вуда (15 частей висмута, 4 части Sn, 8 частей свинца, 3 части кадмия) - при 68° и пр. При анализе О. определяется в виде SnO 2 .
Металлоорганические соединения О. (оловянно-органические или станнорганические соединения, станналкилы) отвечают типам SnX 2 и SnX 4 , соответственно закиси и окиси О. и, сверх того, еще промежуточному типу Sn 2 X 6 . Являясь по форме в типах SnX 4 и Sn 2 X 6 аналогами соответственных соединений углерода и кремния, соединения О. обнаруживают явственные отличия, обусловленные металлической натурой этого элемента, и по своему характеру приближаются к настоящим металлоорганическим соединениям (см.) . В самом деле, в них уже нет той прочной связи атома Sn с углеродными атомами, какая наблюдается для кремния в его органических соединениях, так что при действии свободных галоидов вместо замещения водорода углеводородных остатков, как это имеет место в соединениях кремния, в оловянных соединениях происходит отщепление самых остатков, например: Sn(CH 3) 4 + I 2 = Sn(CH 3) 3 I + CH 3 I. То же самое, хотя и труднее, происходит даже при нагревании с крепкой соляной кислотой, например: Sn(C 2 H 5) 4 + HCl = Sn(C 2 H 5) 3 Cl + C 2 H 6 . Образуются станналкилы при действии йодистых алкилов на О., взятое в виде тонкого порошка, или на сплавы О. с натрием или цинком. При действии на чистое О. или на О. с малой примесью натрия преимущественно получаются соединения с двумя углеводородными остатками, вида Sn(R) 2 I 2 , например Sn(C 2 H 5) 2 I 2 . В присутствии большего количества натрия образуются соединения Sn(R) 3 I и Sn(R) 4 . Последние весьма удобно получаются также при действии цинкорганических соединений на хлористое О., например: 2SnCl 2 + 4Zn(C 2 H 5) 2 = Sn(C 2 H 5) 4 + Sn + 4ZnCl(C 2 H 5). Действуя цинкорганическими соединениями на вышеупомянутые йодистые соединения, можно, между прочим, получать станналкилы с различными углеводородными радикалами в составе, например Sn(C 2 H 5) 2 I 2 + Zn(CH 3) 2 = Sn(C 2 H 5) 2 (CH 3) 2 + ZnI 2 . Станнтриэтил Sn 2 (C 2 H 5) 6 или (C 2 H 5) 3 Sn - Sn(C 2 H 5) 3 получается (аналогично какодилу; см.) при действии натрия на Sn(C 2 H 5) 3 I по уравнению: 2Sn(C 2 H 5) 3 I + 2Na = (С 2 H 5) 3 Sn.Sn(C 2 Н 5) 3 + 2NaI; станндиэтил (Sn(C 2 Н 5) 2) x - при действии цинка на соединения Sn(C 2 H 5) 2 Х 2 в водном растворе или, вместе с Sn 2 (С 2 H 5) 6 , при действии йодистого этила на сплав О. с большим избытком Na. Станнтетраэтил, кроме вышеуказанных способов, получается еще при нагревании до 150° станндиэтила: 2Sn(C 2 H 5) 2 = Sn(C 2 H 5) 4 + Sn. Высшие соединения О. SnR 4 представляют тяжелые, бесцветные, со слабым эфирным запахом жидкости, перегоняющиеся без разложения и нерастворимые в воде. Станнтетраметил Sn(CH 3) 4 кипит при 78°, удельный вес 1,314 (0°). Станнтетраэтил Sn(C 2 H 5) 4 кипит при 181°, удельный вес 1,187 (23°). Однойодистые соединения Sn(R) 3 I также жидки, бесцветны и летучи, обладают острым запахом и еще большим удельным весом. Sn(СН 3) 3 кипит при 170°, удельный вес 2,143 (0°). Sn(C 2 H 5) 3 I кипит при 231°, удельный вес 1,833 (22°), немного растворимо в воде. При действии щелочей они дают гидраты окисей Sn(R) 3 (OH), кристаллические вещества, летучие с парами воды, растворимые в воде с сильно щелочной реакцией и с кислотами способные образовывать соли. Sn(C 2 H 5) 3 (OH) кипит при 272° и плавится при 44. Из отвечающих им солей (Sn(CH 3) 3)SO 4 легко растворима в воде, Sn(C 2 H 5) 3 Cl представляет застывающее на холоде масло пронзительного запаха. Sn(C 2 Н 5) 3 Br кипит при 222-224°, (Sn(C 2 H 5) 3) 2 SO 4 - трудно растворимые в воде бесцветные призмы. При перегоне однойодистых соединений с этилатом натрия получены производные, отвечающие простым эфирам, например Sn(C 2 H 5) 3 (OC 2 H 5), кипящее при 190-192°. Двуйодистые соединения Sn(R) 2 I 2 кристалличны, растворимы в воде, особенно в горячей. Sn(СН 3) 2 I 2 - призмы желтого цвета, плавятся при 30°, кипят при 228°. Sn(C 2 Н 5) 2 I 2 - бесцветные призмы, плавятся при 44,5°, кипят при 245°. При действии аммиака они дают белые, аморфные, нерастворимые в воде осадки окисей Sn (СН 3) 2 O и Sn (С 2 Н 5) 2 O, которые с кислотами (соляной, серной, уксусной и др.) дают растворимые в воде и хорошо кристаллизующиеся соли, например Sn(CH 3) 2 .Cl 2 (плавится 90°, кипит 188-190°), Sn(C 2 H 5)Cl 2 (кипит при 220°), Sn(C 2 H 5) 2 .SO 4 , Sn(CH 3) 2 (С 2 H 3 O 2) 2 . Станнтриэтил Sn 2 (C 2 H 5) 6 представляет пронзительного запаха жидкость, удельного веса 1,412 (0°), кипящую при 270°, нерастворимую в воде. Плотность пара ее отвечает написанной формуле. Как вещество промежуточного типа, станнтриэтил легко переходит в соединения высшего типа, соединяясь с галоидами, кислородом, а также при действии соляной кислоты, причем происходит разрушение связи между оловянными атомами, 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. Станндиэтил (Sn(C 2 H 5) 2) x представляет густое, тяжелое, желтоватое масло, нерастворимое в воде, на воздухе быстро окисляется, образуя Sn(C 2 H 5) 2 O, а с галоидами тотчас соединяется, переходя в соответствующие соединения высшего типа. Соединения О. с другими радикалами (C 3 H 7 , C 4 H 9 , C 5 H 11) также получены и изучены Кагуром, Демарсэ и Гриммом. Изучение вышеописанных соединений принадлежит Кагуру, Франкланду, Ладенбургу, Лёвигу, Буктону, Штреккеру и др.
Загрузка...
