Соединения олова

Олово образует интерметаллиды. Наиболее типичны металлические соединения олова с s-элементами, например, Na₂Sn, NaSn, NaSn₂. С p- и d-элементами олово образует эвтектические смеси.

Соединения со степенью окисления +2 довольно характерны для олова. Оксид олова(II) черного цвета, в воде нерастворим. Получают прокаливая гидроксид олова(II) в атмосфере углекислого газа. Амфотерен, однако с кислотами и с щелочами реагирует с трудом. Склонен к диспропорционированию:

2Sn⁺²O = Sn⁺⁴O₂ + Sn⁰

Гидроксид олова(II) студенистый белый осадок образуется обменной реакцией солей олова(II)со щелочами. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:

Sn(OH)₂ + KOH = K[Sn(OH)₃]; Sn(OH)₂ + 2HСl = SnCl₂ + 2H₂O

Соединения олова(II) сильные восстановители, например:

2Bi⁺³(NO₃)₃ + 3Na[Sn⁺²(OH)₃] + 9NaOH = 2Bi⁰ + 3Na₂[Sn⁺⁴(OH)₆] + 6NaNO₃

Соли олова(II) бесцветны, в растворах сильно гидролизованы, неустойчивы. Например, сульфат олова(II) разлагается при 360 ºС. Соли бескислородных кислот устойчивее оксосолей, но гидролизуются. Малорастворимый фторид - SnF₂ – применяют как фторсодержащую добавку к зубным пастам. Все соли олова(II) довольно сильные восстановители:

SnCl₂ + 2FeСl₃ = SnCl₄ + 2FeСl₂; SnCl₂ + HgСl₂ = SnCl₄ + Hg

Сульфид олова(II) - твердое вещество бурого цвета - получают по реакции:

SnCl₂ + H₂S = SnS + 2HCl

Растворяется в полисульфидах с образованием тиостаннатов(IV):

SnS + (NH₄)₂S₂ = (NH₄)₂SnS₃

Соединения со степенью окисления +4 устойчивы для олова. Оксид олова белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении.

SnO₂ + 2KOH = K₂SnO₃ + H₂O;

SnO₂ + 2H₂SO_4(конц) = Sn(SO₄)₂ + 2H₂O

Оловянную кислоту трудно выделить в индивидуальном состоянии, при её получении обычно образуются коллоидные растворы кислот, превращающиеся в студенистые осадки переменного состава. Так, при действии на раствор SnCl₄ раствора аммиака, вначале получается гексагидроксооловянная кислота H₂[Sn(OH)₆], при стоянии она полимеризуется и выпадает в осадок в виде SnO₂nH₂O.

SnCl₄ + 4NH₃ + 6H₂O = H₂[Sn(OH)₆] + 4NH₄Cl

Свежеполученная оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах.

+ HCl + NaOH

H₂[SnCl₆]  SnO₂nH₂O  Na₂[Sn(OH)₆]

Соли олова(IV) и кислородных кислот неустойчивы, легко гидролизуются, тем не менее, Sn(SO₄)₂·2H₂O можно выделить в чистом виде.

Галогениды олова(IV) ближе к галогенангидридам, чем к солям. Их гидролиз протекает вплоть до образования гидроксида, который за счет полимеризации переходит в SnO₂nH₂O.

SnCl₄ + 4H₂O = Sn(OH)₄ + 4HCl

Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:

SnF₄ + 2KF = K₂[SnF₆]

Сульфид – SnS₂ – желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим. Получают при 800 ºС по уравнению:

SnCl₄ + 2H₂S = SnS₂ + 4HCl

Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиостаннатов.

SnS₂ + K₂S = K₂SnS₃

Выделить соответствующие кислоты в чистом виде не удается, вследствие их неустойчивости.

Гидрид олова – станнан SnН₄ – бесцветный ядовитый газ, неустойчив, при пропускании через нагретую докрасна стеклянную трубку гидрид разлагается, с образованием металлического зеркала.

Гидриды олова выделяются при действии разбавленных кислот на некоторые станниды:

Mg₂Sn + 4НCl = SnН₄ + 2MgCl₂

Известен более сложный гидрид олова – дистаннан Sn₂Н₆.