Оксид олова(II)

Оксид олова​(II)​
Общие
Систематическое наименование	оксид олова​(II)​
Традиционные названия	монооксид олова; олово окись(II); олово закись; олово одноокись
Хим. формула	SnO
Физические свойства
Состояние	чёрный порошок
Молярная масса	134.71 г/моль
Плотность	6.45 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	(при 80 кПа) 1080 °C
• кипения	1425 °C
• разложения	1976 ℉[1]
• вспышки	негорюч °C
Мол. теплоёмк.	47,8 Дж/(моль·К)
Теплопроводность	47,8 Вт/(м·K)
Энтальпия
• образования	-285,98 кДж/моль
Давление пара	0 Па[1]
Химические свойства
Растворимость
• в воде	нерастворим
Структура
Кристаллическая структура	тетрагональная
Классификация
Рег. номер CAS	21651-19-4
PubChem	88989
Рег. номер EINECS	244-499-5
SMILES	O=[Sn]
InChI	InChI=1S/O.Sn QHGNHLZPVBIIPX-UHFFFAOYSA-N
RTECS	XQ3700000
ChemSpider	80298
Безопасность
Токсичность	при вдыхании вызывает кашель[2]
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Оксид олова(II) — неорганическое бинарное химическое соединение олова и кислорода, химическая формула SnO, черно-синие кристаллы (по другим данным коричневато-чёрные ^[2]).

Тёмно-синие (почти чёрные) кристаллы, тетрагональная сингония, структура типа РbО (а = 0,3802 нм, с = 0,4837 нм, Z = 2, пространственная группа P4₂/nmm). При давлении выше 90 ГПа (900 тыс. атм) переходит в ромбическую модификацию (а = 0,382 нм, b = 0,361 нм, с = 0,430 нм, Z = 2, пространственная группа Рm2n).

Оксид олова является полупроводником, тип проводимости которого зависит от примесей и способа получения.

Оксид олова получают осторожным разложением в инертной атмосфере гидроокиси олова:

${\displaystyle {\mathsf {Sn(OH)_{2}{\xrightarrow {100^{o}C,N_{2}}}SnO+H_{2}O}}}$

Из диоксида олова:

${\displaystyle {\mathsf {SnO_{2}+Sn{\xrightarrow {1000^{o}C}}2SnO}}}$

В лабораторных условиях оксид олова часто получают осторожным нагревом оксалата олова(II) в инертной атмосфере:

${\displaystyle {\mathsf {SnC_{2}O_{4}{\xrightarrow {100^{o}C,N_{2}}}SnO+CO_{2}+CO}}}$

С помощью твёрдотельной реакции из хлорида олова(II):

${\displaystyle {\mathsf {SnCl_{2}+Na_{2}CO_{3}{\xrightarrow {900^{o}C,N_{2}}}SnO+2NaCl+CO_{2}}}}$

Оксид олова(II) устойчив на воздухе, амфотерен с преобладанием основных свойств. Мало растворим в воде и разбавленных растворах щелочей. Растворяется в разбавленных кислотах:

${\displaystyle {\mathsf {SnO+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}SnSO_{4}+H_{2}O}}}$

и концентрированных кислотах:

${\displaystyle {\mathsf {SnO+3HCl{\xrightarrow {}}H[SnCl_{3}]+H_{2}O}}}$

Он также растворяется в сильных кислотах, давая ионные комплексы, например Sn(OH₂)₃²⁺ или Sn(OH)(OH₂)²⁺, также в менее кислотных растворах — Sn₃(OH)₄²⁺.

Растворяется в концентрированных растворах щелочей и их расплавах:

${\displaystyle {\mathsf {SnO+NaOH+H_{2}O{\stackrel {20^{o}C}{\rightleftarrows }}Na[Sn(OH)_{3}]}}}$

${\displaystyle {\mathsf {SnO+2NaOH{\xrightarrow {400^{o}C}}Na_{2}SnO_{2}+H_{2}O}}}$

Также известны другие безводные оловосодержащие соединения, например, K₂Sn₂O₃, K₂SnO₂.

Диспропорционирует при нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {2SnO{\xrightarrow {400^{o}C}}SnO_{2}+Sn}}}$

Окисляется кислородом воздуха:

${\displaystyle {\mathsf {2SnO+O_{2}{\xrightarrow {>220^{o}C}}2SnO_{2}}}}$

Восстанавливается до металлического олова водородом, углеродом, кремнием, бором и парами этилового спирта.^[3]:

${\displaystyle {\mathsf {SnO+H_{2}{\xrightarrow {>?^{o}C}}Sn+H_{2}O}}}$

Sn и O могут образовывать соединения нестехиометрического состава.

Оксид олова(II) в подавляющем большинстве случаев используется в качестве исходного продукта в производстве других, как правило, двухвалентных, соединений олова. Может применяться также в качестве восстановителя и в создании рубинового стекла. В незначительных количествах используется в качестве этерификаторного катализатора.

Оксид церия(III) с оксидом олова(II) используется в осветительных приборах как люминофор.