
1 – α-олово 

2 - β-олово

3 – решетки олова в разных модификациях

4 – хлорид олова (IV), SnCl4

5 – оксид олова (IV), SnO2

6 - оловянная кислота, H2SnO3


  Сегодня мы с вами рассмотрим и остановимся на таком металле, как ОЛОВО. И сначала естественно, как и во всей химии элементов, остановимся на его положении в таблице Менделеева, о котором кстати я чуть 
позже расскажу. 


ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

  Олово (Sn) находится в четырнадцатой группе, пятом периоде. На внешнем электронном уровне у него четыре электрона, поэтому оно может проявлять две степени окисления: +2 и +4. Электроотрицательность олова близка к пограничной между металлами и неметаллами, поэтому его соединения часто ведут себя амфотерно — реагируют и с кислотами, и с щелочами. Это можно сказать и об его оксидах. Они разнятся по среде от слабощелочной/нейтральной до слабокислой, как у большинства подобных металлов.


АЛЛОТРОПИЯ

  В основном интерес к олову возникает именно в связи с особым выделяющимся видом её аллотропии, что влияет на жизнь человека, и к которому он приспособлен. Олово существует в нескольких кристаллических формах, устойчивых при разных температурах.

α-олово (альфа-олово, серое олово) существует ниже 13,2 °C. Оно кристаллизуется в структуре типа алмаза, атомы упакованы рыхло, плотность невысокая, ниже, чем у белого олова. Это полупроводник, при очень низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние (свойства сверхпроводника могу рассмотреть позже и условия его образования: точные температуры и прочее).


β-олово (белое олово) устойчиво от 13,2 до 161 °C. Это знакомый всем серебристо-белый металл, пластичный. При изгибе он издаёт характерный хруст — "оловянный крик", вызванный трением кристаллов друг о друга.

И последнее:
γ-олово существует от 161 °C до температуры плавления (232 °C), имеет другую кристаллическую структуру и становится хрупким.


ОЛОВЯННАЯ ЧУМА

  И вот мы подошли к кульминации данного поста, исторический аспект никто не отменял. При охлаждении ниже +13,2 °C белое олово начинает переходить в серое. Переход сопровождается увеличением объёма почти на 26%, и металл рассыпается в серый порошок. Это явление называют оловянной чумой. В истории известны случаи, когда на морозе разрушались оловянные пуговицы, посуда и даже детали военного снаряжения, из-за чего многие армии (их боеспособность и даже пуговицы были деформированны, из-за чего армии приходилось несколько задерживаться/испытывать трудности. Также существует история, что армия Наполеона во время Российской кампании испытала на себе данный аллотропный переход, но это не было подтверждено). Переход можно обратить — достаточно переплавить поражённое олово, и оно вернётся в белую форму (β-олова). Примеси висмута Bi, сурьмы Sb или свинца Pb подавляют оловянную чуму, поэтому в холодном климате олово часто легируют этими металлами.


СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ Sn

  Олово (II) — типичный восстановитель, металл. Его соединения легко окисляются на воздухе, склонны к гидролизу и часто окрашены. Хлорид олова (II) SnCl2 используют в лабораториях как мягкий восстановитель. Оксид олова (II) SnO — сине-чёрный порошок, на воздухе постепенно переходит в SnO2. Гидроксид олова(II) Sn(OH)2 амфотерен — растворяется в кислотах и щелочах.

  Олово (IV) — более устойчивая форма. Диоксид олова SnO2 встречается в природе как минерал касситерит, из которого и добывают металл. Это белый тугоплавкий порошок, химически инертный. Хлорид олова(IV) SnCl4 — бесцветная жидкость, дымит на воздухе из-за гидролиза. Сульфид олова(IV) SnS2 — знаменитое «муссивное золото», что мы уже рассматривали в посте до этого ( https://www.reddit.com/r/CHEMISTRYTOWN/s/FmSSyLIvvu )


ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ

  Я приведу несколько базовых реакций, которые стоит знать. С соляной кислотой олово реагирует по-разному в зависимости от концентрации. В разбавленной HCl образуется хлорид олова(II) и водород, то есть это типичная реакция замещения водорода средне-активным металлом. В концентрированной — комплексная кислота H[SnCl3]:


HCl(разб.) + Sn --> SnCl2 + H2(газ),

3 HCl(конц.) + Sn --> H[SnCl3] + H2(газ).


С азотной кислотой тоже начинается интересное, как и многие реакции с азоткой. Разбавленная HNO3 даёт нитрат олова(II). 


Sn + 2 HNO3(разб.) --> Sn(NO3)2 + Н2(газ)


  Концентрированная же, как сильный окислитель, окисляет олово до степени +4, и выпадает белый осадок метаоловянной кислоты H2SnO3 (пример кислотности соединений олова):


Sn + 4 HNO3(конц.) --> H2SnO3 +  4 NO2(газ) + H2o


Со щелочами в растворе олово реагирует с выделением водорода, образуя гидроксокомплексы, например Me2[Sn(OH)4]:


Sn + KOH --> K2[Sn(OH)4] + H2(газ).


При нагревании на воздухе олово сгорает до SnO2:


Sn + O2 ---> SnO2 (t°C).


С хлором реагирует бурно, давая SnCl4:


Sn + 2 Cl2 --> SnCl4


 С серой — сульфиды SnS или SnS2 в зависимости от условий, что мы уже разбирали.
  

ИТОГИ

  Олово уникально сочетанием металлических и неметаллических свойств. Его аллотропные формы резко различаются по структуре и свойствам — пластичный металл при охлаждении превращается в полупроводниковый порошок. Две степени окисления дают соединения с разной химической природой: олово (II) — восстановители, часто ярко окрашенные и нестойкие; олово (IV) — устойчивые соединения, многие из которых находят практическое применение. Оловянная чума остаётся классическим примером того, как фазовый переход может разрушить металлическое изделие, и напоминанием, что даже привычные материалы требуют учёта условий эксплуатации, и человечество смогло укротить этот бунтующий металл.


❗️Как вам формат без эмодзи? Оставить так или вернуть?


#химия #chemistry #наука #science #CHEMISTRYTOWN #facts #inorganic     #неорганика #олово #Sn

ОЛОВО, Sn