Нахождение в природе и способ получения олова

Нахождение в природе:

Олово — редкий рассеянный элемент, по распространенности в земной коре олово занимает 47-е место. Содержание олова в земной коре составляет, по разным данным, от 2·10-4 до 8·10–3% по массе. Основной минерал олова — касситерит (оловянный камень) SnO₂, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается станнин (оловянный колчедан) — Cu₂FeSnS₄ (27,5 % Sn). [1, с. 9]

Получение: [4]

Для добычи олова в настоящее время используют руды, в которых его содержание равно или немного выше 0,1%. На первом этапе руду обогащают (методом гравитационной флотации или магнитной сепарации). Таким образом удается повысить содержание олова в руде до 40-70%. Далее проводят обжиг концентрата в кислороде для удаления примесей серы и мышьяка. Затем полученный таким образом оксид SnO₂ восстанавливают углем или алюминием (цинком) в электропечах:

SnO₂ + 2C → Sn + 2CO

Особо чистое олово полупроводниковой чистоты готовят электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

4 Химические и физические свойства [4]

Простое вещество олово полиморфно. Оно существует в двух аллотропных модификациях:

а) β – олово (белое), t > 13,2˚С, мягкое, пластичное, высокая электропроводность, металлический блеск.

б) α – олово (серое), t < 13,2 ˚С, образовано из белого олова, хрупкое, твёрдое, полупроводник, структура алмаза.

α – олово распл. β – олово

охл.

min t

Из – за сильного различия структур двух модификаций олова разнятся и их электрофизические свойства. Так, бета – Sn — металл, а альфа – Sn относится к числу полупроводников. Ниже 3,72 К альфа – Sn переходит в сверхпроводящее состояние. Стандартный электродный потенциал E°Sn²⁺/Sn равен –0.136 В, а E пары °Sn⁴⁺/Sn2 равен + 0.151 В. При комнатной температуре олово устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C.

Диоксид (или двуокись) олова встречается в природе, а также может быть получен искусственно путем сжигания металла на воздухе или окислением его азотной кислотой с последующим прокаливанием полученного продукта.

· Э° + простые вещества (O₂, CL₂):

Sn + O₂ → SnO₂

При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4:

Sn + 2Cl₂ → SnCl₄

SnCl₄ – жидкость, кипящую при температуре 112°С и сильно дымящую на воздухе, растворяется в воде и может быть выделен из раствора в виде различных кристаллогидратов, например, SnCl4∙5H2O.

· Э° + сложные вещества:

Разбавленные соляная и серная кислоты действуют на олово очень медленно, это объясняется большим перенапряжением выделения водорода на поверхности металла. Концентрированные растворы этих кислот, особенно при нагревании, растворяют олово. При этом в соляной кислоте получается хлорид олова (II), а в серной – сульфат олова (IV). Кроме того, при взаимодействии олова с соляной кислотой возможно образование хлороловянных кислот составов HSnCl3.

Sn + 2HCl → SnCl₂ + H₂

Sn + 3HCl → H[SnCl₃] + 2H₂

Sn + 4H₂SO₄ → Sn(SO₄)₂ + 2SO₂↑ + 4H₂O

Sn + 4HNO₃(к) → β H₂SnO₃ + 4NO₂↑ + H₂O

Sn + 8HNO₃(р) → 3Sn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Концентрированные щелочи также растворяют олово. В таких случаях получаются станниты — соли оловянистой кислоты (H₂SnO₂):

Sn + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂↑

В водных растворах станниты существуют в гидратированных формах, образуя гидроксостанниты:

Na₂SnO₂ + 2H₂O → Na₂[Sn(OH)₄]

Sn + NaOH + 2H₂O → H₂ + Na[Sn(OH)₃]