ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цельработы

Ознакомление с экспериментальными методами получения металлического олова и его окисных соединений; изучение их кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств.

Краткиетеоретическиесведения

Олово с порядковым номером 50 в периодической таблице элементов и электронной конфигурацией валентного уровня 5s2 5p2 проявляет пере-

менную валентность II и IV. Стандартный электродный потенциал ÅSn0 / Sn2+ =

−0,14 В определяет его окислительно-восстановительные свойства.

Олово – редкий металл; содержание его в земной коре составляет 8,0. 10−3 вес. %. В чистом состоянии олово встречается редко. Основной минерал промышленного получения олова − касситерит, SnO2, который восстанавливают при нагревании с Al, Zn, C (коксом), водородом и другими восстановителями, например:

SnO2 + 2Zn = Sn + 2ZnO

3SnO2 + 4Al = 3Sn + 2Al2O3

В лабораторных условиях металлическое олово можно получить восстанавлением SnO2 углем, нагревая смесь в пламени горелки:

SnO2 + 2С Sn + 2CO

Другой, легко реализуемый способ получения олова при комнатной температуре, – восстановление водных растворов соединений двух- и четырехвалентного олова алюминием, магнием, цинком и другими металлами, потенциал которых отрицательнее потенциала Sn. Например:

SnCl2 + Mg = Sn + MgCl2, Na2[SnCl6] + 2Zn = Sn + 2ZnCl2 + 2NaCl

Металлическое олово существует в трех аллотропных модификациях. Белое олово β-Sn парамагнитно, устойчиво в интервале температур 13,2−161 оС. Это серебристо-белый металл, имеющий плотность 7,29 г/см3 (20 оС) и твёрдостью 1,5-1,8 (по шкале Мооса), с электропроводностью порядка 14 % от электропроводности серебра. Серое олово α-Sn диамагнитно, устойчиво ниже 13,2 оС – серый порошок без металлического блеска. Эта модификация имеет плотность 5,85 г/см3 и обладает полупроводниковой проводимостью, скорость перехода β-Sn в α-Sn достигает максимума при −48 oС, обратный

Химия. Лаб. практикум

-178-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Краткие теоретические сведения

переход происходит при переплавке; модификация γ-Sn устойчива между 161 оС и температурой плавления чистого олова (231,8 оС).

В обычных условиях и во влажном воздухе олово устойчиво, покрываясь защитной пленкой SnO2, прочность которой невысокая, поэтому выше 150 оС скорость окисления резко возрастает даже в сухой атмосфере. При нагревании олово реагирует с водой, окисляясь до SnO2 с выделением водорода.

Олово с хлором и бромом при комнатной температуре, с йодом – при 50 оС образует тетрагалогениды олова.

В зависимости от концентрации и температуры хлороводордная (соляная) и серная кислоты с разной скоростью реагируют с оловом:

Sn + 2HCl (разб) → SnCl2 + H2	– медленно при 20 оС;
Sn + 2HCl (конц) → SnCl2 + H2	– быстропри нагрева-
нии;	– при 20 оС;
Sn + H2SO4 (разб) → SnSO4 + H2
Sn + 4H2SO4 (конц) → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O	– при нагревании.

Олово проявляет высокую активность с азотной кислотой даже при нулевой температуре; концентрация кислоты определяет результат реакции:

4Sn + 10HNO3 (разб) → 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Sn + 4HNO3 (конц) → H2SnO3+ 4NO2 + H2O

Дымящая азотная кислота пассивирует металлическое олово, однако в царской водке с избыткомсоляной кислоты металлическоеолово растворяется:

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

Следует обратить внимание на то, что разбавленные органические кислоты реагируют с оловом только в присутствии кислорода воздуха, образуя растворимые соединения, а в отсутствие воздуха не взаимодействуют. Это важно помнить при хранении продуктов питания в луженых консервных банках.

В горячих растворах гидроксидов щелочных металлов олово растворяется. Получаются гексагидроксостаннаты, выделяется водород:

Sn + 2KOH + 4HOH → K2[Sn(OH)6] + 2H2

Олово – металл пластичный с малой твердостью, с низкой температурой плавления, устойчивый к атмосферной коррозии и с очень незначительной токсичностью. Поэтому олово широко применимо. Оловянная фольга – станиоль – используется в пищевой и фармацевтической промышленности в качестве упаковочного материала. Из олова делают сплавы для пайки, для защиты от коррозии. Олово входит в состав бронз и некоторых видов латуни, придавая им устойчивость к коррозии. Олово катализирует процессы хлорирования многих веществ.

Химия. Лаб. практикум

-179-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Краткие теоретические сведения

Двухвалентное олово известно в виде катиона Sn2+ и может входить в состав различных анионов: [Sn(OH)4]2-, [SnX6]4- и т. д. Соединения двухвалентного олова склонны к гидролизу, проявляют восстановительный характер. При гидролизе солей двухвалентного олова образуются трудно растворимые основные соли:

Sn2+ + HOH ' Sn(OH)+ + H+

Добавление кислот смещает равновесие влево. Присутствие кислорода при гидролизе приводит к образованию гексагидроксооловянной кислоты:

SnCl2 + 5H2O + 1/2O2 ' H2 [Sn(OH)6)] + 2HCl

Окись олова, SnO, образуется при совместном нагревании концентрированных растворов солей двухвалентного олова и гидроксидов или карбонатов щелочных металлов:

SnCl2 + 2NaOH = SnO + 2NaCl + H2O

Другим предшественником SnO является гидроокись олова Sn(OH)2. Дегидратацией или кипячением водной суспензии Sn(OH)2, содержащей небольшое количество HCl, получается SnO. Следует отметить, что в зависимости от метода получения окись олова имеет различный цвет; на свету SnO любой окраски переходит в черный цвет.

Окись олова взаимодействует с концентрированными щелочами при нагревании с образованием станнатов:

2SnO + 2KOH + 2H2O = K2[Sn(OH)6] + Sn

Действие паров воды, газообразных хлора, SO2, NO2 окисляет SnO

до SnO2.

Гидроокись двухвалентного олова Sn(OH)2 осаждается в виде белого осадка из растворов солей двухвалентного олова, обработанных гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:

SnCl2 + 2KOH = Sn(OH)2 + 2KCl

При растворении Sn(OH)2 в концентрированных растворах щелочей образуются три-, или тетрагидростанниты:

Sn(OH)2 + KOH = K[Sn(OH)3]

Sn(OH)2 + 2KOH = K2[Sn(OH)4]

Химия. Лаб. практикум

-180-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Краткие теоретические сведения

Лабораторный способ получения двуокиси олова SnO2 заключается в прокаливании на воздухе сульфида олова или обезвоживании гидратированной двуокиси олова SnO2·n H2O (700–800 oС):

SnS + 2O2 = SnO2 + SO2

Сплавлением SnO2 с окислами щелочных металлов или щелочами получают безводные соли метастаннаты:

SnO2 + K2O = K2SnO3, SnO2 + 2KOH = K2SnO3 + H2O

Растворяясь в соляной кислоте, аморфная SnO2 превращается в гесахлорооловянную кислоту:

SnO2 + 6HCl ' H2[SnCl6]

Растворы солей четырехвалентного олова при обычной температуре в слабощелочной среде легко переходят в кислоты четырехвалентного олова:

H2[SnCl6] + 6NaOH = H2[Sn(OH)6] + 6NaCl

К такому же результату приводит подкисление гексагидроксостаннатов щелочных металлов:

Na2[Sn(OH)6] + 2HCl = H2[Sn(OH)6] + 2NaCl

Соединение H2[Sn(OH)6] выделяется в виде аморфного осадка слабокислого характера. Гексагидроксостаннаты щелочных металлов амфотерны, так как растворяется в кислотах и щелочах:

H2[Sn(OH)6] + 2KOH = K2[Sn(OH)6] + 2H2O

H2[Sn(OH)6] + 6HCl = H2[Sn(OH)6] + 6H2O

Экспериментальнаячасть

Опыт 1 Восстановлениеоксидаоловауглем

Оксид олова в количестве 0,3−0,4 г смешайте с двойным количеством мелко истолченного древесного угля и поместите в пробирку. Пробирку закрепите горизонтально в штативе и нагрейте пламенем горелки (спиртовки) в течение 10 мин. Охлажденную смесь высыпьте из пробирки на бумагу и отделите блестящие чешуйки или шарики металлического олова.

Напишите уравнение реакции восстановления оксида олова углем.

Химия. Лаб. практикум

-181-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Экспериментальная часть

Опыт 2 Восстановлениедвухвалентногооловаизраствора

В пробирку прилейте 5-6 капель водного раствора двухвалентного хлорида олова и опустите туда маленький кусочек цинка. Наблюдайте выделение металлического олова на поверхности цинка.

Объясните результат. Напишите уравнение реакции в ионном виде.

Опыт 3 Взаимодействиеоловаскислотами

Впять пробирок поместите в каждую по 0,1-0,2 г металлического олова. В первую пробирку налейте 5-6 капель 2 н. раствора соляной кислоты. Отметьте скорость протекания реакции по скорости выделения пузырьков газа. Нагрейте пробирку на водяной бане. Изменилась ли скорость реакции? Слейте раствор разбавленной соляной кислоты и прилилейте 5-6 капель концентрированной соляной кислоты. Записшите наблюдения и уравнения реакций.

Во вторую пробирку прилейте 5-6 капель 2 н. раствора серной кислоты. Наблюдайте выделение газа водорода. Напишите уравнение реакции, учитывая, что образуется соль двухвалентного олова.

Втретью пробирку прилейте 5-6 капель концентрированной серной кислоты. Запишите наблюдения, напишите уравнение реакций с учетом образования: сульфата четырехвалентного олова, диоксида серы и воды.

Вчетвертую пробирку добавьте 5−6 капель 2 н. азотной кислоты. Наблюдается ли выделение газа? Если газ выделяется, следовательно, азот вос-

станавливается до оксидов. Если выделение газа не наблюдается, то реакция сопровождается восстановлением азота до N3−. Олово окисляется до SnО. В соответствии с наблюдениями запишите уравнения реакций.

Впятую пробирку прилейте 5-6 капель концентрированной азотной кислоты. При этом наблюдается выпадение белого осадка и выделение газа.

Запишите уравнения реакции, учитывая, что олово превращается в β- оловяную кислоту H2SnO3, а азотная кислота – в NO2. Запишите окислитель- но-восстановительную реакцию в молекулярной и ионной формах. Сделайте вывод об отношении олова к кислотам.

Опыт 4 Кислотно-основныесвойствахлоридаолова(II)

В две пробирки прилейте по 3-4 капли раствора двухвалентного хлорида олова и по каплям добавьте в каждую пробирку 2 н. раствора гидроксида натрия до образования устойчивого белого осадка. В первую пробирку добавьте дополнительно 3-4 капли 2 н. раствора гидроксида натрия, во вторую

– такое же количество 2 н. раствора соляной кислоты. Объясните наблюдаемое растворение осадков. Напишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в щелочном растворе образуется комплексный анион [Sn(OH)4)]2−. Объяснитехимическиесвойствадвухвалентногоолова, установленные вопыте.

Химия. Лаб. практикум

-182-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 20. ОЛОВО И ЕГО КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Экспериментальная часть

Опыт 5 Восстановительныесвойствасоединенийолова(II)

Вдвух пробирках по 3-4 капли раствора хлорида олова (II) подкислите 2-3 каплями 2 н. раствора серной кислоты и к полученным растворам по каплям прибавьте: в одну пробирку раствор бихромата калия, в другую – перманганат калия. Запишите наблюдения и уравнения процессов методом полуреакций.

Опыт 6

Гидроксидолова(IV) иегосвойства

В две пробирки прилейте по 3-4 капли раствора хлорида олова (IV) и несколько капель 2 н. раствора едкого натра до выпадения осадка. К полученному осадку добавьте в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую – несколько капель 2 н. раствора едкого натра до растворения осадков.

Напишите уравнения реакции получения гидроксида олова (IV) и его взаимодействия с кислотой и щелочью, помня о том, что в щелочной среде образуется комплексная соль гексагидроксостаннат натрия.

Контрольныевопросыизадачи

1.Какие металлы, кроме цинка, можно использовать при восстановлении оксида олова (II)?

2.Используя значения энтальпий образования, предскажите температурныеусловиявосстановленияSnO2 относительноусловийвосстановленияSnO.

3.Объясните причину выделения газа NO при взаимодействии олова с разбавленной азотной кислотой и причину выделения водорода при его взаимодействии с разбавленной серной кислотой, учитывая, что серная кислота – сильный окислитель.

4.Почему при взаимодействии олова с разбавленной азотной кислотой выделяется NO, а с концентрированной – преимущественно NO2?

5.Как изменится концентрация ионов Sn4+ и [Sn(OH)6]2− при добавлении щелочи? Кислоты?

6.Какой из оксидов и почему проявляет более кислотные свойства: SnO или SnO2?

7.Какая из солей имеет большее значение константы гидролиза: SnCl2

или SnCl4?

8.Составьте ионные уравнения предлагаемой реакции:

SnCl2 + FeCl3 →

9.Сколько граммов SnS может раствориться в 2 мл 12 н. раствора соляной кислоты?

10.В каких средах преимущественно находятся ионы Sn4+ и (SnO3)2−?

Химия. Лаб. практикум

-183-