Олово

Химические свойства

В соответствии с конфигурацией внешних электронов атома 5s²5р² Олово имеет две степени окисления: +2 и +4; последняя более устойчива; соединения Sn (II) - сильные восстановители. Сухим и влажным воздухом при температуре до 100 °С олово практически не окисляется: его предохраняет тонкая, прочная и плотная пленка SnO₂. По отношению к холодной и кипящей воде олово устойчиво. Стандартный электродный потенциал Олова в кислой среде равен -0,136 в.

При комнатной температуре олово, подобно соседу по группе германию, устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C:

Sn + O₂ = SnO₂.

Из разбавленных НCl и H₂SO₄ на холоду олово медленно вытесняет водород, образуя соответственно хлорид SnCl₂ и сульфат SnSO₄. В горячей концентрированной H2SO4 при нагревании Олово растворяется, образуя Sn(SO₄)₂ и SO₂. Холодная (0°С) разбавленная азотная кислота действует на олово по реакции:

4Sn + 10HNO₃ = 4Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

При нагревании с концентрированной HNO₃ (плотность 1,2-1,42 г/мл) олово окисляется с образованием осадка метаоловянной кислоты H₂SnO₃, степень гидротации которой переменна:

3Sn + 4HNO₃ + nH₂O = 3H₂SnO₃·nH₂O + 4NO.

При нагревании Олова в концентрированных растворах щелочей выделяется водород и образуется гексагидростаниат:

Sn + 2KOH + 4H₂O = K₂[Sn(OH)₆] + 2H₂.

Кислород воздуха пассивирует Олово, оставляя на его поверхности пленку SnO₂. Химически оксид (IV) SnO₂ очень устойчив, а оксид (II) SnO быстро окисляется, его получают косвенным путем. SnO₂ проявляет преимущественно кислотные свойства, SnO - основные.

С водородом олово непосредственно не соединяется; гидрид SnH₄ образуется при взаимодействии Mg₂Sn с соляной кислотой:

Mg₂Sn + 4HCl = 2MgCl₂ + SnH₄.

Это бесцветный ядовитый газ, t_кип -52 °С; он очень непрочен, при комнатной температуре разлагается на Sn и H2 в течение нескольких суток, а выше 150°С - мгновенно. Образуется также при действии водорода в момент выделения на соли Олова, например:

SnCl₂ + 4HCl + 3Mg = 3MgCl₂ + SnH₄.

С галогенами олово дает соединения состава SnX₂ и SnX₄. Первые солеобразны и в растворах дают ионы Sn²⁺, вторые (кроме SnF₄) гидролизуются водой, но растворимы в неполярных органических жидкостях. Взаимодействием олова с сухим хлором (Sn + 2Cl₂ = SnCl₄) получают тетрахлорид SnCl₄; это бесцветная жидкость, хорошо растворяющая серу, фосфор, иод. Раньше по приведенной реакции удаляли Олово с вышедших из строя луженых изделий. Сейчас способ мало распространен из-за токсичности хлора и высоких потерь олова.

Тетрагалогениды SnX₄ образуют комплексные соединения с Н₂О, NH₃, оксидами азота, РСl₅, спиртами, эфирами и многими органическими соединениями. С галогеноводородными кислотами галогениды Олова дают комплексные кислоты, устойчивые в растворах, например H₂SnCl₄ и H₂SnCl₆. При разбавлении водой или нейтрализации растворы простых или комплексных хлоридов гидролизуются, давая белые осадки Sn(OH)₂ или Н₂SnО₃·nН₂О. С серой Олово дает нерастворимые в воде и разбавленных кислотах сульфиды: коричневый SnS и золотисто-желтый SnS₂.