Химические свойства олова и его соединений

«МАТИ" — Российский Государственный Технологический Университет Им. К. Э. Циолковского Кафедра «Общей химии, физики и химии композиционных металлов»

КУРСОВАЯ РАБОТА Тема: Химические свойства олова и его соединений Москва 2014

1. Нахождение в природе

2. Получение

3. Физические свойства

4. Электронное строение атома.

5. Соединения данного химического элемент с неметаллами.

5.1 С водородом

5.2 С галогеном

5.3 С серой

5.4 С азотом

5.5 С углеродом

5.6 С кислородом

6. Оксиды и гидроксиды данного химического элемента.

7. Комплексные соединения

8. Окислительно-восстановительные процессы

9. Электрохимические свойства металла.

10. Применение.

Список используемой литературы.

1. Нахождение в природе

Олово — характерный элемент верхней части земной коры, его содержание в литосфере 2,5· 10^-4% по массе, в кислых изверженных породах 3· 10^-4%, а в более глубоких основных 1,5· 10^-4%; еще меньше Олова в мантии. Концентрирование Олова связано как с магматическими процессами (известны «оловоносные граниты», пегматиты, обогащенные Оловом), так и с гидротермальными процессами; из 24 известных минералов Олова 23 образовались при высоких температурах и давлениях. Главное промышленное значение имеет касситерит SnO₂, меньшее — станнин Cu₂FeSnS₄. В биосфере олово мигрирует слабо, в морской воде его лишь 3· 10^-7%; известны водные растения с повышенным содержанием олова. Однако общая тенденция геохимии олова в биосфере — рассеяние.

Кристаллы касситерита, чаще всего коричневые с разной густотой окраски — миниатюрные четырехгранные призмы с венчающими их пирамидами, имеют алмазный блеск и пусть не алмазную, но достаточно высокую прочность: острая грань его кристаллов царапает не только стекло, но и лезвие бритвы (твердость 6−7 по шкале Мооса). Минерал обычно не магнитен, имеет значительный удельный вес (6,3−7,2). Существует в природе и скрытокристаллическая, волокнистая, форма этого минерала — 'деревянистое олово'. Она образуется в зоне окисления (воздействия грунтовых и метеорных вод) руд, содержащих станнин — минерал, в котором олово находится в соединении с железом, медью и серой (Cu₂FeSnS₄). В рудах минералы олова редко присутствуют без попутчиков — минеральных форм других элементов. Кроме того, сами минералы олова содержат элементы-примеси, коммерческая стоимость которых иногда выше, чем стоимость самого олова. На этих признаках, в основном, построена принятая в нашей стране классификация оловянных месторождений.

2. Получение

Промышленное получение Олова целесообразно, если содержание его в россыпях 0,01%, в рудах 0,1%; обычно же десятые и единицы процентов. Олову в рудах часто сопутствуют W, Zr, Cs, Rb, редкоземельные элементы, Та, Nb и другие ценные металлы. Первичное сырье обогащают: россыпи — преимущественно гравитацией, руды — также флотогравитацией или флотацией.

Концентраты, содержащие 50−70% Олова, обжигают для удаления серы, очищают от железа действием НCl. Если же присутствуют примеси вольфрамита (Fe, Mn) WO4 и шеелита CaWO₄, концентрат обрабатывают НCl; образовавшуюся WO₃· H₂O извлекают с помощью NH₄OH. Плавкой концентратов с углем в электрических или пламенных печах получают черновое Олово (94−98% Sn), содержащее примеси Cu, Pb, Fe, As, Sb, Bi. При выпуске из печей черновое Олово фильтруют при температуре 500−600 °С через кокс или центрифугируют, отделяя этим основную массу железа. Остаток Fe и Cu удаляют вмешиванием в жидкий металл элементарной серы; примеси всплывают в виде твердых сульфидов, которые снимают с поверхности Олова. От мышьяка и сурьмы Олово рафинируют аналогично — вмешиванием алюминия, от свинца — с помощью SnCl₂. Иногда Bi и Рb испаряют в вакууме. Электролитическое рафинирование и зонную перекристаллизацию применяют сравнительно редко для получения особо чистого Олова. Около 50% всего производимого Олова составляет вторичный металл; его получают из отходов белой жести, лома и различных сплавов.

3. Физические свойства

олово соединение гидроксид металл

Олово — мягкий серебристо-белый пластичный металл (может быть прокатан в очень тонкую фольгу — станиоль) с невысокой температурой плавления (легко выплавляется из руд), но высокой температурой кипения. Олово имеет две аллотропные модификации: a-Sn (серое олово) с гранецентрированной кубической кристаллической решеткой и b-Sn (обычное белое олово) с объемно-центрированной тетрагональной кристаллической решеткой. Фазовый переход b ® a ускоряется при низких температурах (-30° С) и в присутствии зародышей кристаллов серого олова; известны случаи, когда оловянные изделия на морозе рассыпались в серый порошок («оловянная чума»), но это превращение даже при очень низких температурах резко тормозится наличием мельчайших примесей и поэтому редко встречается, представляя скорее научный, чем практический интерес.

Простое вещество олово полиморфно. В обычных условиях оно существует в виде b-модификации (белое олово), устойчивой выше 13,2°C. Белое олово — это серебристо-белый, мягкий, пластичный металл, обладающий тетрагональной элементарной ячейкой, параметры a=0.5831, c=0.3181 нм. Координационное окружение каждого атома олова в нем — октаэдр. Плотность b-Sn 7,29 г/см³. Температура плавления 231,9°C, температура кипения 2270 °C. Олово — относительно мягкий металл, используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами.

4. Электронное строение атома

Электронная формула

1S²2S²2P⁶3S²3P⁶3D¹⁰4S²4P⁶4D¹⁰4F⁰5S²5P²

Sn — олово. Порядковый номер 50, 5 период, IV группа, главная (А) подгруппа.

Порядковый номер олова — 50, а относительная атомная масса А_r=119 (округленное значение). Соответственно, заряд ядра его атома +50 (число протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно N=А_r-Z=69. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме олова, тоже равно 50.

Валентные подуровни в электронной формуле данного химического элемента — 5S и 5P: 5S²5P². Олово относится к P-элементам, т. к. у этого элемента в последнюю очередь заполняется пятый электронный слой, 5P-подуровень.

Возможность «эффекта провала электронов»:

₅₀Sn

5S 4D

Так как 4D-подуровень заполнен электронами полностью, то «эффект провала электронов» не наблюдаетс Наборы квантовых чисел для всех валентных электронов:

S¹:n=5, l=0, m_l=0, m_s=+½;

S²:n=5, l=0, m_l=0, m_s=-½; -1 0 1

P²:n=5, l=1,m_l=0,m_s=+½.

P¹:n=5, l=1, m_l=-1, m_s=+½; ₊₅₀Sn

Олово — металл, т.к. его атомы отдают электроны, превращаясь в положительные ионы. Т. к. олово расположено вблизи диагонали бор — астат, он обладает двойственными свойствами: в одних соединениях ведет себя как металл, в других — как неметалл (амфотерные оксиды и гидроксиды).

Так как атомы олово содержат на внешнем слое 4 электрона, они могут отдавать их, приобретая при этом степень окисления +4 (проявлять восстановительные свойства). Также олово может принимать степень окисления +2.

Sn>Sn*

5S 5P 5S 5P

c.o=+2 c.o.=+4

В соответствии с правилом Гунда суммарное спиновое число _s должно быть максимальным. Расположим 2 электрона на P-атомной орбитали

1) 2)

= +½ — ½ = 0 = +½ +½ = 1

Так как во втором варианте _s=max, то два электрона располагаются на P-атомной орбитали в таком положении, как во втором варианте.

Согласно принципу наименьшей энергии электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. В одном и том же уровне энергия подуровней возрастает: E_sp. Поэтому сначала заполняется 5S-подуровень (2 электрона), а после этого заполняется 5P-подуровень по одному электрону в каждой ячейке.

4.7

Sn>Sn*

5S 5P 5S 5P

K=2 K=*4 SP³q⁴-гибридизация Атом олова в возбужденном состоянии имеет ковалентность, равную 4.

С водородом олово образует гидрид SnH₄;с галогенами соединения типа SnX₂ и SnX₄. Соединения типа SnX₂ обусловлены наличием у олова неподеленной пары электронов. Соединения типа SnX₄ иSnH₄ имеют SP³q⁴-гибридизацию и имеют форму тетраэдра.

5. Соединения данного химического элемент с неметаллами

5.1 С водородом

С водородом олово непосредственно не взаимодействует. Известен гидрид SnH₄. Sn (H)

5.2 С галогеном

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.

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.

Реакция с фтором протекает при обычной температуре чрезвычайно медленно, при 100⁰С очень бурно, с появлением пламени. С хлором и бромом взаимодействует при обычной температуре, с иодом — при слабом нагревании. При нагревании олово энергично реагирует с халькогенами и фосфором. SnS, SnS₂, Sn₂S₃, Sn₃S₄

5.3 С серой

С серой Олово дает нерастворимые в воде и разбавленных кислотах сульфиды: коричневый SnS и золотисто-желтый SnS₂

5.4 С азотом

C азотом олово не реагирует. Известен нитрид Sn₃N₄, который уже при 360⁰С распадается на элементы. Sn (N)

5.5 С углеродом

C углеродом олово также непосредственно не взаимодействует. Sn (С)

5.6 С кислородом

Кислородом воздуха олово окисляется выше 150⁰С, образуя SnO₂. Это соединение встречается в виде руды. Sn (O)

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, образуя SnO₂ :

Sn + O₂ = SnO₂.

Это соединение встречается в виде руды. 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.

6. Оксиды и гидроксиды данного химического элемента

Определим свойства оксидов олова. Олово в соединениях проявляет две степени окисления: +2 и +4. Олово имеет промежуточную степень окисления +4, поэтому его соединения носят амфотерный характер. ЭО_окс.Sn=1.96(по Полингу)~2, следовательно, оксиды носят амфотерный характер. в) Олово находится вблизи диагонали бор — астат, значит, может быть как окислителем, так и восстановителем. Химические свойства ряда оксидов в периоде изменяются так: основные оксидыамфотерные оксидыкислотные оксиды. Так как олово может быть и окислителем, и восстановителем, то образует амфотерные оксиды.

Оксиду олова (IV) ⁺⁴SnO₂ соответствуют кислоты H₄SnO₄(орто-форма) и H₂SnO₃(мета-форма) и основания Sn (OH)₄ и SnO (OH)₂. Оксиду олова (II) ⁺²SnO соответствует кислота H₂SnO₂ и основание Sn (OH)₂.

Взаимодействуя с сильными кислотами, амфотерные гидроксиды и оксиды проявляют основные свойства:

1. а) Sn (OH)₄+4HСl=SnCl₄+4H₂O

Sn (OH)₄+4H⁺=Sn⁺⁴+4H₂O

б) SnO₂+4HCl=SnCl₄+2H₂O

2. а) Sn (OH)₂+H₂SO₄=SnSO₄+2H₂O

Sn (OH)₂+2H⁺=Sn⁺²+2H₂O

б) SnO+H₂SO₄=SnSO₄+H₂O

Взаимодействуя со щелочами — сильными основаниями, амфотерные гидроксиды и оксиды проявляют кислотные свойства:

1. а) SnO (OH)₂+2NaOH=Na₂[SnO (OH)₄]

SnO (OH)₂+2OH^- =[SnO (OH)₄]^-2

б) SnO₂+2NaOH+H₂O=Na₂[SnO (OH)₄]

2. а) Sn (OH)₂+2KOH=K₂[Sn (OH)₄]

Sn (OH)₂+2OH^- =[Sn (OH)₄]^-2

б) SnO+2KOH+H₂O=K₂[Sn (OH)₄]

Пространственная структура системы «олово-фтор»:

1.SnF₄

5S 5P 5S 5P

SP³ q⁴-гибридизация

S

3P 4SP³

Оксид олова (IV) SnO₂. Встречается в природе в виде минерала касситерита. Белый аморфный порошок (плотность равна 7,036 г/см³ [2]) или бесцветные кристаллы с решеткой типа рутила (t_пл=1630^оС, плотность равна 6,95 г/см³ [2]). Устойчив к действию воздуха или воды. Мало растворим в воде, кислотах и щелочах. Восстанавливается до металлического олова водородом, монооксидом углерода, парами спирта, магнием, алюминием. Получают сжиганием олова на воздухе или в кислороде или прокаливанием на воздухе сульфида олова (II). Применяют в производстве эмалей и для получения прозрачных и матовых стекол.

1)оксид двухвалентного олова (коричневый оксид) (SnO). В воде не растворяется. В зависимости от способа получения может представлять собой серые или черные кристаллы или оливково-коричневый порошок голубоватого, красноватого или зеленоватого оттенка. Этот оксид амфотерный, и из него получают станниты товарной позиции 2841. Используется в органическом синтезе как восстановитель или катализатор;

2)оксид четырехвалентного олова (оловянный ангидрид, диоксид) (SnO2) представляет собой не растворимый в воде порошок белого (белое олово) или серого цвета (оловянная зола). Белый оксид используется в керамической или стекольной промышленности как глушитель, серый порошок используется для полировки металлов, зеркал и т. д., а также для получения стеклующихся соединений.

Этот оксид иногда известен под названием «полировальный порошок», однако этот термин означает также смеси этого оксида с оксидом свинца, который включается в товарную позицию 3824. Диоксид олова является амфотерным соединением и служит для получения станнатов (товарная позиция 2841);

Гидроксид олова (II) Sn (OH)₂. Осаждается в виде гелевидного белого осадка из растворов солей олова (II), обработанных гидроксидом аммония, щелочами или карбонатами щелочных металлов. Мало растворим в воде. Проявляет амфотерный характер.

1)оловянная кислота, или гидроксид четырехвалентного олова (Sn (OH)₄). Получается действием гидроксидов щелочных металлов на соль четырехвалентного олова. Белый порошок, превращающийся в метаоловянную кислоту;

2)метаоловянная кислота. Получается из оловянной кислоты; представляет собой не растворимый в воде порошок. Используется как глушитель в производстве керамики и как абразив в стекольной промышленности. Эти оловянные кислоты образуют станнаты товарной позиции.

7. Комплексные соединения

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.

Олово входит в состав комплексных солей в качестве составляющей аниона или катиона.

а) Sn в составе аниона.

NaF+2SnF₂=⁺Na[²⁺Sn₂F₅^-]^- фторостаннат натрия донор — фтор F

акцептор — олово Sn

комплексообразователь (К) — олово Sn

лиганды (Л) — фтор F

координационное число n равно 5

Na[Sn₂F₅]+aq ⁺Na*aq+[Sn₂F₅]^2-*aq

[²⁺Sn₂F₅^-]^2-+aq2Sn²⁺*aq+5F^-*aq

К_н=

б) Sn в составе катиона.

При взаимодействии с соединениями, являющимися сильными акцепторами фтора, SnF₂ может образовывать комплексные фториды, входя в состав катиона. В качестве противоиона здесь выступает, как правило, однозарядный анион. По данным рентгеноструктурных исследований катионные фторидные частицы являются полимерными. Подобные соединения образуются с BF₃, ZrF₄, AsF₅, SbF₃, SbF₅. величина изомерного сдвига свидетельствует, что они содержат катионы (SnF)_nⁿ⁺ или (Sn_nF_2n-1)⁺:

BF₃+2SnF₂=⁺[⁺²Sn₂F₃^-][BF₄]^-

донор — фтор F

акцептор — олово Sn

комплексообразователь (К) — олово Sn

лиганды (Л) — фтор F

координационное число n равно 3

[Sn₂F₃][BF₄]+aq[Sn₂F₃]⁺ *aq+[BF₄]^-*aq

[²⁺Sn₂F₃^-]⁺+aq2Sn⁺²*aq+3F^-*aq

К_н=

Олово в составе катиона основания и в составе аниона кислоты носит слабый характер, т. к. К_дисс.<10^-2. Рассмотрим 2 реакции: а) гидролиз по катиону, где олово входит в состав катиона слабого основания, и б) гидролиз по аниону, где олово входит в состав аниона слабой кислоты.

а) Sn (OH)₂+H₂SO₄=SnSO₄+H₂O

SnSO_4(тв.)+aqSn²⁺*aq+(SO₄)^2-*aq

Ионное уравнение гидролиза по I стадии:

Sn⁺²+H₂O (SnOH)⁺+H⁺

H⁺+OH ^- Sn²⁺+OH^-

К_Iдисс.=3.1*10^-8 К_{посл.дисс.}=4*10^-10

Молекулярное уравнение гидролиза по I стадии:

2SnSO₄+2H₂O (SnOH)₂SO₄+H₂SO₄

Так как в результате гидролиза в растворе появляются свободные ионы H⁺, то pH<7(кислая среда).

б) 2NaOH+H₂SnO₂=Na₂SnO₂+2H₂O

Na₂SnO_2(тв.)+aq2Na⁺*aq+(SnO₂)^-2*aq

Ионное уравнение гидролиза по I стадии:

(SnO₂)^2-+H₂O (HSnO₂)^-+OH^-

H⁺+OH^- H⁺+(SnO₂)^2-

К_Iдисс.=2*10^-16 К_{посл.дисс.}=1.6*10^-10

Молекулярное уравнение гидролиза по I стадии:

Na₂SnO₂+H₂O NaHSnO₂+NaOH

Так как в результате гидролиза в растворе появляются свободные ионы OH^-, то pH>7(щелочная среда).

Рассчитаем pH среды для соли Sn (NO₃)₂ с C, равной 0.1 моль/л. Соль образованы слабым основанием и сильной кислотой, следовательно гидролиз по катиону, pH должна быть <7. Формула для расчета pH:

pH=-½lg

1) Sn (OH)₂+2HNO₃=Sn (NO₃)₂+2H₂O

Sn (OH)₂ — слабый электролит, К_дисс.=4*10^-10

M_{нитрата Sn(II)}=119+(14+16*3)*2=243 г/моль

C_{нитрата Sn(II)}===0.4 115 моль/л

pH=-½lg=-½lg (0.925*10^-4)=3.5

Гидролиз соли можно усилить, если:

1) добавить воды (уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор (при этом усиливается эндотермическая реакция воды: H₂O H⁺+OH—57кДж, следовательно увеличивается количество ионов H⁺ и OH^-, которые необходимы для осуществления гидролиза соли);

8. Окислительно-восстановительные процессы

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные (электродные) потенциалы (ц⁰). Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его окислительные свойства, а чем меньше алгебраическое значение окислительно-восстановительного потенциала атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

O

+ ;

2Na⁺

9. Электрохимические свойства металла

При охлаждении, например, при морозе на улице, белое олово переходит в a-модификацию (серое олово). Серое олово имеет структуру алмаза (кубическая кристаллическая решетка с параметром, а = 0,6491 нм). В сером олове координационный полиэдр каждого атома — тетраэдр, координационное число 4. Фазовый переход b-Sn a-Sn сопровождается увеличением удельного объема на 25,6%, что приводит к рассыпанию олова в порошок. В старые времена наблюдавшееся во время сильных холодов рассыпание оловянных изделий называли «оловянной чумой». В результате этой «чумы» пуговицы на обмундировании солдат, их пряжки, кружки, ложки рассыпались, и армия могла потерять боеспособность.

Кристаллическая решетка обычного в-Sn (белого Олово) тетрагональная с периодами, а = 5,813Е, с = 3,176Е; плотность 7,29 г/см³. При температурах ниже 13,2 °С устойчиво б-Sn (серое Олово) кубической структуры типа алмаза; плотность 5,85 г/см³. Переход в->б сопровождается превращением металла в порошок. t_пл 231, 9 °C, t_кип 2270 °C. Температурный коэффициент линейного расширения 23· 10^-6 (0−100 °С); удельная теплоемкость (0°С) 0,225 кдж/(кг· К), то есть 0,0536 кал/(г· °С); теплопроводность (0°С) 65,8 вт/(м· К.), то есть 0,157 кал/(см· сек·°С); удельное электрическое сопротивление (20 °С) 0,115· 10^-6ом·м, то есть 11,5· 10^-6 ом· см.

Предел прочности при растяжении 16,6 Мн/м² (1,7 кгс/мм²); относительное удлинение 80−90%; твердость по Бринеллю 38,3−41,2 Мн/м²(3,9−4,2 кгс/мм²). При изгибании прутков олова слышен характерный хруст от взаимного трения кристаллитов.

Чистое олово обладает низкой механической прочностью при комнатной температуре (можно согнуть оловянную палочку, при этом слышится характерный треск, обусловленный трением отдельных кристаллов друг о друга) и поэтому редко используется. Однако оно легко образует сплавы с большинством других черных и цветных металлов. Оловосодержащие сплавы обладают прекрасными антифрикционными свойствами в присутствии смазки, поэтому широко используются как материал подшипников.

Для измерения величины стандартного электродного потенциала металлического электрода, данный электрод соединяют с водородным электродом проводником первого рода. При замыкании электрической цепи вследствие разности электродных потенциалов начнется движение электронов от электрода с меньшим потенциалом (обладающие избытком электронов) к электроду с большим потенциалом (обладающим меньшим количеством электронов).

Каждый электрод является окислительно-восстановительной системой, величина характеризует суммарную окислительно-восстановительную активность данной электродной системы в стандартных условиях. Так как, то red активнее ox

Термодинамический расчет стандартных величин:

Sn^2+/Sn

= -0.14

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. Гальванический элемент состоит из катода и анода. Одним из электродов в нашем случае будет электрод кадмия, другим электродом будет инертный угольный электрод.

Запишем схему электрода.

Sn/Sn²⁺,

Гальванический элемент состоит из пластины, опущенной в раствор соли, поскольку РН <7, электрод опущен в раствор, что содержит ионы. Между электродами расположена диафрагма, которая пропускает ионы, но не дает смешиваться электродным растворам. Если электрическая цепь разъединена, то в при электродных пространствах быстро наступает равновесие.

Пластинка из олова в гальваническом элементе легко отдает свои катионы в раствор, тогда она будет окисляться.

Каждый ион олова, переходя в раствор, оставляет на пластинке два электрона. Из-за этого пластинка получит отрицательный заряд. На электроде будут проходить процессы восстановления:

Если цепь замкнуть, то в гальваническом элементе возникнет электрический ток. Электроны из места, где плотность отрицательного заряда высока, будут переходить в место с меньшей плотностью отрицательного заряда.

В целом химическую реакцию. Которая происходит в гальваническом элементе можно записать так:. В молекулярном виде уравнение будет иметь такой вид:. Важной характеристикой любого гальванического элемента будет его ЭДС. Она равна:, при вычислении ЭДС мы не учитывали влияния концентрации ионов на величину потенциала, а приведенные значения точны только для ситуации, когда концентрации веществ равны нулю. Поэтому значение ЭДС в реальных гальванических элементах будет несколько другим.

Электрохимическая коррозия — процесс разрушения металлов и сплавов, под действием влажных газов и жидких электролитов за счет протекания необратимых реакций.

В коррозионном ГЭ анодом всегда является металл, а роль катода может выполнить любой материал с электронной проводимостью.

В коррозионном ГЭ подобно обычному ГЭ анод и катод приобретают электродные потенциалы, протекающие на них анодные и катодные реакции. Электрохимическая коррозия, протекающая в различных средах пресная и соленая вода, а также растворы электролитов состоит из двух сопряженных реакций, анодные и катодные.

Анодный процесс-процесс окисления металла Катодный процесс-процесс восстановления частиц ox.

Катодный процесс зависит от ph среды и от степени аэрации Так как среда у нас кислая (ph=3) то

1) без аэрации К|

Процесс водородной деполяризации Потенциал катодной реакции рассчитывается по уравнению Нернста

2) с аэрацией К|

Процесс кислородной деполяризации Потенциал катода реакции В растворе нитрат олова будет диссоциировать на ионы согласно уравнения:

Рассмотрим процессы, которые будут происходить на аноде.

Анод олово. На аноде олова могут происходить несколько процессов:

Запишем потенциалы прохождения указанных процессов:

Перенапряжение выделения кислорода на электроде олова при плотности тока 1мА/см² равно 1,75 В. Это значит, что кислород данной реакции выделятся не будет и на аноде возможны только две электрохимические реакции:

Как видно из значений электродных потенциалов на аноде будет происходить реакция окисления олова:, потенциал которой будет ниже, чем потенциал восстановления NO₃. Мы будем иметь дело с рафинированием олова.

Рассмотрим электродные процессы на катоде. Материал катода — уголь или графит, катод инертен и не будет брать участия в электрохимических процессах. На катоде также возможны несколько реакций, рассмотрим их. РН среды равно 4. На графите при температуре 20єС перенапряжение выделения водорода при плотности тока 1 А/см² равно 1,2 В, а при плотности тока 1 мА/см² всего лишь 0,6 В. За уравнением Нернста мы можем вычислить значение потенциала перенапряжения водорода при РН=4. потенциал водородного электрода находится в линейной зависимости от РН среды.

при РН=4 мы получим перенапряжение равное:

При плотности тока равной 1 А/см² перенапряжение равно: а при плотности тока 1 мА/см² .

Перенапряжением восстановления ионов олова на графитовом электроде можно пренебречь, поскольку оно довольно мало по значению. Из полученных расчетов видно что при малых плотностях тока на графитовом электроде возможны две конкурирующие реакции:

При плотности тока на катоде будет выделятся водород по уравнению, поскольку потенциал восстановления водорода будет равен, что больше потенциала восстановления олова. При плотности тока будут происходить конкурирующие реакции:

При этих условиях потенциал восстановления водорода равен около. При плотности тока равной 1 А/см² перенапряжение равно:, при этих условиях мы можем вести выделение кадмия из раствора по уравнению:. Тогда водород на электродах выделяться не будет.

При проведении электролиза надо учитывать повешение температуры, при повышении температуры на 1єС перенапряжение уменьшается на 2 — 3 мВ. Оно также зависит от вида поверхности электрода и от наличия некоторых органических добавок в электролите.

10. Применение

Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Главные промышленные применения олова — в белой жести (лужёное железо) для изготовления тары пищевых продуктов, в припоях для электроники, в домовых трубопроводах, в подшипниковых сплавах и в покрытиях из олова и его сплавов. Важнейший сплав олова — бронза (с медью). Другой известный сплав — пьютер — используется для изготовления посуды. В последнее время возрождается интерес к использованию металла, поскольку он наиболее «экологичен» среди тяжёлых цветных металлов. Используется для создания сверхпроводящих проводов на основе интерметаллического соединения Nb₃Sn.

Цены на металлическое олово в 2006 году составили в среднем 12—18 долл/кг, двуокись олова высокой чистоты около 25 долл/кг, монокристаллическое олово особой чистоты около 210 долл/кг.

Интерметаллические соединения олова и циркония обладают высокими температурами плавления (до 2000 °C) и стойкостью к окислению при нагревании на воздухе и имеют ряд областей применения.

Олово является важнейшим легирующим компонентом при получении конструкционных сплавов титана.

Двуокись олова — очень эффективный абразивный материал, применяемый при «доводке» поверхности оптического стекла.

Смесь солей олова — «жёлтая композиция» — ранее использовалась как краситель для шерсти.

Олово применяется также в химических источниках тока в качестве анодного материала, например: марганцево-оловянный элемент, окисно-ртутно-оловянный элемент. Перспективно использование олова в свинцово-оловянном аккумуляторе; так, например, при равном напряжении со свинцовым аккумулятором свинцово-оловянный аккумулятор обладает в 2,5 раза большей емкостью и в 5 раз большей энергоплотностью на единицу объёма, внутреннее сопротивление его значительно ниже.

Список используемой литературы

1. Мартыненко Л. И, Спицын В. Н — Неорганическая химия, 1994

2. Глинка Н. Л. Общая химия. — Л.: Химия, 1988.

3. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. — М.: Химия, 1964.

4. Физическая химия. Практическое и теоретическое руководство. Под ред. Б. П. Никольского, Л.: Химия, 1987.

5. Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. В 2 т. Пер с англ. М.: Мир, 1979