Олово як читається. Будова атома олова. Найважливіші природні сполуки

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Валентні електрони виділені жирним шрифтом. Належить до сімейства р-елементів. Так як найбільше головне квантове число дорівнює 4-му, а число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює 7, бром розташований у 4-му періоді, VIIA групі Періодичної таблиці. Енергетична діаграма для валентних електронів має вигляд:

Німеччина.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 .

Валентні електрони виділені жирним шрифтом. Належить до сімейства p-елементів. Так як найбільше головне квантове число дорівнює 4-му, а число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює 4, германій розташований в 4-му періоді, IVA групі Періодичної таблиці. Енергетична діаграма для валентних електронів має вигляд:

Кобальт.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 .

Валентні електрони виділені жирним шрифтом. Належить до сімейства d-елементів. Кобальт розташований у 4-му періоді, VIIB групі Періодичної таблиці. Енергетична діаграма для валентних електронів має вигляд:

Мідь.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Валентні електрони виділені жирним шрифтом. Належить до сімейства d-елементів. Так як найбільше головне квантове число дорівнює 4-му, а число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює 1, мідь розташована в 4-му періоді, ІВ групі Періодичної таблиці. Енергетична діаграма для валентних електронів має вигляд.

Легкий кольоровий метал, проста неорганічна речовина. У таблиці Менделєєва позначається Sn, stannum (станнум). У перекладі з латинської означає «міцний, стійкий». Спочатку цим словом називали метал свинцю і срібла, і лише значно пізніше так стали називати чисте олово. Слово «олово» має слов'янське коріння та позначає «білий».

Метал відноситься до розсіяних елементів, і не найпоширеніших на землі. У природі він зустрічається у вигляді різноманітних мінералів. Найважливіші для промислового видобутку: каситерит – олов'яний камінь, і станнін – олов'яний колчедан. Добувають олово з руд, які зазвичай містять не більше 0,1 відсотка цієї речовини.

Властивості олова

Легкий м'який пластичний метал сріблясто-білого кольору. Має три структурні модифікації, переходить зі стану α-олово (сіре олово) в β-олово (біле олово) при температурі +13,2 °С, а стан γ-олово при t +161 °С. Модифікації дуже відрізняються своїми властивостями. α-олово – сірий порошок, який відносять до напівпровідників, β-олово («звичайне олово» при кімнатній температурі) – сріблястий ковкий метал, γ-олово – білий крихкий метал.

У хімічних реакціях олово виявляє поліморфізм, тобто кислотні та основні властивості. Реактив досить інертний на повітрі та у воді, тому що швидко покривається міцною оксидною плівкою, що захищає його від корозії.

Олово легко вступає в реакції з неметалами, насилу - з концентрованою сірчаною та соляною кислотою; з цими кислотами у розведеному стані не взаємодіє. З концентрованою та розведеною азотною кислотою реагує, але по-різному. В одному випадку виходить олов'яна кислота, в іншому – нітрат олова. З лугами входить у реакції лише за нагріванні. З киснем утворює два оксиди, зі ступенем окиснення 2 і 4. Є основою цілого класу оловоорганічних сполук.

Вплив на організм людини

Олово вважається безпечним для людини, воно є в нашому організмі, і щодня ми отримуємо його в мінімальних кількостях із їжею. Його роль у функціонуванні організму поки що не вивчена.

Пари олова та його аерозольні частки небезпечні, тому що при тривалому та регулярному вдиханні воно може спричинити захворювання легень; отруйні також органічні сполуки олова, тому працювати з ним та його сполуками треба у засобах захисту.

Таке з'єднання олова як олов'янистий водень, SnH 4 може служити причиною важких отруєнь при вживанні в їжу дуже старих консервів, в яких органічні кислоти вступили в реакцію з шаром олова на стінках банки (жерсть, з якої роблять консервні банки - це тонкий лист заліза, покритий з двох боків оловом). Отруєння олов'янистим воднем може бути навіть смертельним. До його симптомів відносяться судоми та відчуття втрати рівноваги.

При зниженні температури повітря нижче 0 ° С біле олово перетворюється на модифікацію сірого олова. При цьому обсяг речовини збільшується майже на чверть, олов'яний виріб тріскається і перетворюється на сірий порошок. Це стали називати «олов'яною чумою».

Деякі історики вважають, що «олов'яна чума» послужила однією з причин поразки армії Наполеона в Росії, оскільки перетворила гудзики на одязі французьких солдатів і пряжки для ременів на порошок, і цим справила на армію деморалізуючий вплив.

А ось справжній історичний факт: експедиція англійського полярного дослідника Роберта Скотта до Південного полюса закінчилася трагічно навіть тому, що все їхнє паливо вилилося з запаяних оловом баків, вони втратили свої мотосани, а дійти пішки сил не вистачило.

Застосування

Велика частина олова, що виплавляється, використовується в металургії для виробництва різних металів. Ці сплави йдуть виготовлення підшипників, фольги для упаковки, білої харчової жерсті, бронзи, припоїв, проводів, літер друкарських шрифтів.
- Олово у вигляді фольги (станіоль) затребуване у виробництві конденсаторів, посуду, виробів мистецтва, органних труб.
- використовується для легування конструкційних титанових сплавів; для нанесення антикорозійних покриттів на вироби із заліза та інших металів (лудіння).
- Сплав з цирконієм має високу тугоплавкість і стійкість до корозії.
- Оксид олова (II) - використовується як абразив при обробці оптичного скла.
- Входить до складу матеріалів, які застосовуються для виготовлення акумуляторів.
- При виробництві фарб "під золото", барвників для шерсті.
- Штучні радіоізотопи олова застосовуються як джерело γ-випромінювання у спектроскопічних методах дослідження у біології, хімії, матеріалознавстві.
- Двохлористе олово (олов'яну сіль) використовують у аналітичній хімії, у текстильній індустрії для фарбування, у хімпромі для органічного синтезу та виробництва полімерів, у нафтопереробці – для знебарвлення масел, у скляній галузі – для обробки скла.
- Олово борфтористе застосовується виготовлення жерсті, бронзи, інших необхідних промисловості сплавів; для лудіння; ламінування.

ОЛОВО (лат. Stannum), Sn, хімічний елемент із атомним номером 50, атомна маса 118,710. Про походження слів «stannum» та «олово» існують різні припущення. Латинське "stannum", яке іноді виробляють від саксонського "ста" - міцний, твердий, спочатку означало сплав срібла та свинцю. «Оловом» у низці слов'янських мов називали свинець. Можливо, російська назва пов'язана зі словами "ол", "оловина" - пиво, брага, мед: судини з олова використовувалися для їх зберігання. В англомовній літературі для назви олова використається слово tin. Хімічний символ олова Sn читається "станнум".

Природне олово складається з дев'яти стабільних нуклідів з масовими числами 112 (у суміші 0,96% за масою), 114 (0,66%), 115 (0,35%), 116 (14,30%), 117 (7, 61%), 118 (24,03%), 119 (8,58%), 120 (32,85%), 122 (4,72%), та одного слабо радіоактивного олова-124 (5,94%). 124Sn - b-випромінювач, його період напіврозпаду дуже великий і становить T1/2 = 1016-1017 років. Олово розташоване в п'ятому періоді в IVА групі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Конфігурація зовнішнього електронного шару 5S25P2. У своїх сполуках олово виявляє ступеня окиснення +2 та +4 (відповідно валентності II та IV).

Металевий радіус нейтрального атома олова 0,158 нм, радіуси іона Sn2+ 0,118 нм та іона Sn4+ 0,069 нм (координаційне число 6). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома олова дорівнюють 7,344 еВ, 14,632, 30,502, 40,73 та 721,3 еВ. За шкалою Полінга електронегативність олова 1,96, тобто олово знаходиться на умовній межі між металами та неметалами.

Інформація про хімію

Радіохімія

Радіохімія - вивчає хімію радіоактивних речовин, закони їх фізико-хімічної поведінки, хімію ядерних перетворень та супутні їм фізико-хімічні процеси. Радіохімія має такі особливості: робота зі звірами.

Штарк (Stark), Йоганнес

Німецький фізик Йоганнес Штарк народився в Шікенхофі (Баварія) у сім'ї землевласника. Навчався в середніх школах Байрейту та Регенсбурга, а в 1894 р. вступив до Мюнхенського університету, в якому у 1897 р. захистив докторську дисертацію.

Th - Торій

ТОРІЙ (лат. Thorium), Th, хімічний елемент III групи періодичної системи, атомний номер 90, атомна маса 232,0381, відноситься до актиноїдів. Властивості: радіоактивний, найбільш стійкий ізотоп 232Th (період напіврозпаду 1,389мм).

Олово(Лат. Stannum), Sn, хімічний елемент IV групи періодичної системи Менделєєва; атомний номер 50, атомна маса 118,69; білий блискучий метал, важкий, м'який та пластичний. Елемент складається з 10 ізотопів з масовими числами 112, 114-120, 122, 124; останній слабко радіоактивний; ізотоп 120 Sn найбільш поширений (близько 33%).

Історична довідка. Сплави О. з міддю – бронзи були відомі вже у 4-му тис. до н. е., а чистий метал у 2-му тис. до н. е. У стародавньому світі з О. робили прикраси, посуд, начиння. Походження назв "stannum" та "олово" точно не встановлено.

Поширення у природі. О. - характерний елемент верхньої частини земної кори, його вміст у літосфері 2,5 · 10 = 4% за масою, у кислих вивержених породах 3 · 10 = 4%, а у глибших основних 1,5 · 10 = 4%; ще менше О. у мантії. Концентрування О. пов'язане як з магматичними процесами (відомі "оловоносні граніти", пегматити, збагачені О.), так і з гідротермальними процесами; з 24 відомих мінералів О. 23 утворилися при високих температурах та тисках. Головне промислове значення має каситерит SnO 2 , менше - станнін Cu 2 FeSnS 4 (див. Олов'яні руди). У біосфері О. мігрує слабо, в морській водійого лише 3 · 10 = 7%; відомі водні рослини з підвищеним вмістом О. Проте загальна тенденція геохімії О. у біосфері – розсіювання.

Фізичні та Хімічні властивості. О. має дві поліморфні модифікації. Кристалічні грати звичайного b-Sn (білого О.) тетрагональні з періодами а = 5,813 , з= 3,176; щільність 7,29 г/см 3 . При температурах нижче 13,2 ° C стійко a-Sn (сіре О.) кубічної структури типу алмазу; густина 5,85 г/см 3 . Перехід b a супроводжується перетворенням металу на порошок (див. Олов'яна чума), tпл 231,9 °C, t kіп 2270 °C. Температурний коефіцієнтлінійного розширення 23 · 10 = 6 (0-100 ° C); питома теплоємність (0 ° C) 0,225 кдж/(кгВ·К), тобто 0,0536 кал/(г·°C); теплопровідність (0 °C) 65,8 вт/(мВ·К), тобто 0,157 кал/(см·- сік·°C); питомий електричний опір (20 ° C) 0,115 · 10 = 6 ом· м, Т. е. 11,5 · 10 = 6 ом· см.Межа міцності при розтягуванні 16,6 багато/м 2 (1,7 кгс/мм 2)" , відносне подовження 80-90%; твердість за Брінеллем 38,3-41,2 багато/м 2 (3,9-4,2 кгс/мм 2).При згинанні прутків О. чути характерний хрускіт від взаємного тертя кристаллітів.

Відповідно до конфігурації зовнішніх електронів атома 5 s 2 5p 2 О. має два ступені окислення: +2 та +4; остання більш стійка; з'єднання Sn (П) – сильні відновники. Сухим та вологим повітрям при температурі до 100 °C О. практично не окислюється: його оберігає тонка, міцна та щільна плівка SnO 2 . По відношенню до холодної та киплячої води О. стійко. Стандартний електродний потенціал О. у кислому середовищі дорівнює - 0,136 в. З розведених HCl та H 2 SO 4 на холоду О. повільно витісняє водень, утворюючи відповідно хлорид SnCl 2 та сульфат SnSO 4 . У гарячій концентрованій H 2 SO 4 при нагріванні О. розчиняється, утворюючи Sn (SO 4) 2 та SO 2 . Холодна (О °C) розведена азотна кислота діє на О. за реакцією:

4Sn + 10HNO 3 = 4Sn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

При нагріванні з концентрованою HNO 3 (щільність 1,2-1,42 г/см 3) О. окислюється з утворенням осаду метаолов'яної кислоти H 2 SnO 3 ступінь гідратації якої змінна:

3Sn+ 4HNO 3 + n H 2 O = 3H 2 SnO 3 · n H2O+4NO.

При нагріванні О. у концентрованих розчинах лугів виділяється водень і утворюється гексагідростаннат:

Sn + 2КОН + 4Н2О = K2+2H2.

Кисень повітря пасивує О., залишаючи на поверхні плівку SnO 2 . Хімічно двоокис SnO 2 дуже стійкий, а окис SnO швидко окислюється, її отримують непрямим шляхом. SnO 2 виявляє переважно кислотні властивості, SnO – основні.

З воднем О. безпосередньо не з'єднується; гідрид SnH 4 утворюється при взаємодії Mg 2 Sn та соляної кислоти:

Mg 2 Sn + 4HCl = 2MgCl 2 + SnH 4 .

Це безбарвний отруйний газ, t kіп -52 ° C; він дуже неміцний, при кімнатній температурі розкладається на Sn та H 2 протягом кількох діб, а вище 150 °C – миттєво. Утворюється також при дії водню в момент виділення на солі О., наприклад:

SnCl 2 + 4HCl + 3Mg = 3MgCl 2 + SnH 4 .

З галогенами О. дає сполуки складу SnX 2 та SnX 4 . Перші солеподібні та в розчинах дають іони Sn 2+ , другі (крім SnF 4) гідролізуються водою, але розчиняються у неполярних органічних рідин. Взаємодією О. із сухим хлором (Sn + 2Cl 2 = SnCl 4) отримують тетрахлорид SnCl 4 ; це безбарвна рідина, що добре розчиняє сірку, фосфор, йод. Раніше по наведеній реакції видаляли О. з луджених виробів, що вийшли з ладу. Зараз спосіб мало поширений через токсичність хлору та високі втрати О.

Тетрагалогеніди SnX 4 утворюють комплексні сполуки з H 2 O, NH 3 , оксидами азоту, PCl 5 спиртами, ефірами і багатьма органічними сполуками. З галогеноводородними кислотами галогеніди О. дають комплексні кислоти, стійкі в розчинах, наприклад, H 2 SnCl 4 і H 2 SnCl 6 . При розведенні водою або нейтралізації розчини простих або комплексних хлоридів гідролізуються, даючи білі опади Sn (OH) 2 або H 2 SnO 3 · n H 2 O.З сіркою О. дає нерозчинні у воді та розведених кислотах сульфіди: коричневий SnS та золотисто-жовтий SnS 2 .

Отримання та застосування. Промислове отримання О. доцільно, якщо вміст його в розсипах 0,01%, у рудах 0,1%; звичайно ж десяті та одиниці відсотків. О. у рудах часто супроводжують W, Zr, Cs, Rb, рідкісні елементи, Та, Nb та ін. цінні метали. Первинну сировину збагачують: розсипи – переважно гравітацією, руди – також флотогравітацією чи флотацією.

Концентрати, що містять 50-70% О., обпалюють видалення сірки, очищають від заліза дією HCl. Якщо присутні домішки вольфраміту (Fe, Mn) WO 4 і шееліту CaWO 4 , концентрат обробляють HCl; Утворену WO 3 ·H 2 O витягують за допомогою NH 4 OH. Плавкою концентратів з вугіллям в електричних або полум'яних печах отримують чорнове О. (94-98% Sn), що містить домішки Cu, Pb, Fe, As, Sb, Bi. При випуску печей чорнове О. фільтрують при температурі 500-600 °C через кокс або центрифугують, відокремлюючи цим основну масу заліза. Залишок Fe і Cu видаляють втручанням рідкий метал елементарної сірки; домішки спливають у вигляді твердих сульфідів, які знімають з поверхні О. Від миш'яку та сурми О. рафінують аналогічно - втручанням алюмінію, від свинцю - за допомогою SnCl 2 . Іноді Bi та Pb випаровують у вакуумі. Електролітичне рафінування та зонну перекристалізації застосовують порівняно рідко для отримання особливо чистого Про.

Близько 50% всього виробленого О. складає вторинний метал; його отримують з відходів білої жерсті, брухту та різних сплавів. До 40% О. йде на лудіння консервної жерсті, решта витрачається на виробництво припоїв, підшипникових та друкарських сплавів. Олов'яні метали). Двоокис SnO 2 застосовується для виготовлення жаростійких емалей та глазурів. Сіль - станніт натрію Na 2 SnO 3 ·3H 2 O використовується у протруйному фарбуванні тканин. Кристалічний SnS 2 ("сусальне золото") входить до складу фарб, що імітують позолоту. Станід ніобію Nb 3 Sn - один із найбільш використовуваних надпровідних матеріалів.

Н. Н. Севрюков.

Токсичність самого О. та більшості його неорганічних сполук невелика. Гострих отруєнь, викликаних широко використовується у промисловості елементарним О., мало зустрічається. Окремі випадки отруєнь, описані в літературі, очевидно, викликані виділенням AsH 3 при випадковому попаданні води на відходи очищення О. від миш'яку. У робочих оловоплавильних заводів при тривалому впливі пилу окису О. (т. зв. чорне О., SnO) можуть розвинутися пневмоконіози, У робітників, зайнятих виготовленням олов'яної фольги, іноді трапляються випадки хронічної екземи. Тетрахлорид О. (SnCl 4 ·5H 2 O) при концентрації його в повітрі понад 90 мг/м 3 дратівливо діє верхні дихальні шляхи, викликаючи кашель; потрапляючи на шкіру, хлорид О. викликає її виразки. Сильна судомна отрута - олов'янистий водень (станнометан, SnH 4), але ймовірність утворення його у виробничих умовах мізерна. Тяжкі отруєння при вживанні давно виготовлених консервів можуть бути пов'язані з утворенням в консервних банках SnH 4 (за рахунок дії на південь банок органічних кислот вмісту). Для гострих отруєнь олов'янистим воднем характерні судоми, порушення рівноваги; можливий смертельний результат.

Органічні сполуки О., особливо ді- та тріалкільні, мають виражену дію на центральну. нервову систему. Ознаки отруєння триалкільними сполуками: біль голови, блювання, запаморочення, судоми, парези, паралічі, зорові розлади. Часто розвиваються коматозний стан (див. Кома), порушення серцевої діяльності та дихання зі смертельним результатом. Токсичність діалкільних сполук О. дещо нижча, у клінічній картині отруєнь переважають симптоми ураження печінки та жовчовивідних шляхів. Профілактика: дотримання правил гігієни праці.

О. як художній матеріал. Відмінні ливарні властивості, ковкість, податливість різцю, благородний сріблясто-білий колір зумовили застосування О. у декоративно-ужитковому мистецтві. У Стародавньому Єгипті з О. виконувалися прикраси, напаяні інші метали. З кінця 13 ст. у західноєвропейських країнах з'явилися судини і церковне начиння з О., близькі срібним, але м'якіші за абрисом, з глибоким і округлим штрихом гравіювання (написи, орнаменти). У 16 ст. Ф. Бріо (Франція) та К. Ендерлайн (Німеччина) почали відливати парадні чаші, страви, кубки з О. з рельєфними зображеннями (герби, міфологічні, жанрові сцени). А. Ш. Бульвводив О. в маркетріпри оздобленні меблів. У Росії вироби з О. (рами дзеркал, начиння) набули широкого поширення в 17 ст; у 18 ст. північ від Росії розквіту досягло виробництво мідних підносів, чайників, табакерок, оброблених олов'яними накладками з емалями. На початку 19 ст. судини з О. поступилися місцем фаянсовим і звернення до О. як художнього матеріалу стало рідкісним. Естетичні переваги сучасних декоративних виробів з О. - у чіткому виявленні структури предмета та дзеркальної чистоти поверхні, що досягається литтям без подальшої обробки.

Літ.:Севрюков Н. Н., Олово, кн.: Коротка хімічна енциклопедія, т. 3, М., 1963, с. 738-39; Металургія олова, М., 1964; Некрасов Би. Ст, Основи загальної хімії, 3 видавництва, т. 1, М., 1973, с. 620-43; Ріпан Р., Четян І., Неорганічна хімія, ч. 1 - Хімія металів, пров. з рум., М., 1971, с. 395-426; Професійні хвороби, 3 видавництва, М., 1973; Шкідливі речовини у промисловості, ч. 2, 6 видавництво, М, 1971; Tardy, Les étspan>franciais, pt. 1-4, P., 1957-64; Mory L., Schönes Zinn, Münch., 1961; Haedeke H., Zinn, Braunschweig, 1963.

Кожен хімічний елемент періодичної системи та утворені ним прості та складні речовини є унікальними. Вони мають неповторні властивості, а багато хто вносить незаперечно значущий внесок у життя людини та існування загалом. Не виняток і хімічний елемент олово.

Знайомство людей з цим металом йде в давнину. Цей хімічний елемент відіграв вирішальну роль у розвитку людської цивілізації, досі властивості олова знаходять широке застосування.

Олово в історії

Перші згадки про цей метал, що має, як люди вважали раніше, навіть деякі магічні властивості, можна знайти в біблійних текстах. Вирішальне значення поліпшення життя олово зіграло під час «бронзового» століття. На той час найміцнішим металевим сплавом, яким мала людина, була бронза, її можна отримати, якщо в мідь додати хімічний елемент олово. Протягом кількох століть із цього матеріалу виготовляли все, починаючи від знарядь праці та закінчуючи ювелірними виробами.

Після відкриття властивостей заліза сплав олова не перестав використовуватися, звичайно, він застосовується не в колишніх масштабах, але бронза, а також багато інших його сплавів активно задіяні сьогодні людиною у промисловості, техніці та медицині, нарівні з солями цього металу, наприклад, таким як хлорид олова, яку отримують взаємодією олова з хлором, дана рідина кипить при 112 градусах Цельсія, добре розчиняється у воді, утворює кристалогідрати і димить на повітрі.

Положення елемента в таблиці Менделєєва

Хімічний елемент олово (латинська назва stannum – «станнум», записується символом Sn) Дмитро Іванович Менделєєв по праву розташував під номером п'ятдесят, у п'ятому періоді. Має ряд ізотопів, найпоширеніший - ізотоп 120. Цей метал також знаходиться в головній підгрупіз шостої групи, разом з вуглецем, кремнієм, германієм та флеровієм. Його розташування передбачає амфотерність властивостей, однаково олову притаманні і кислотні, і основні характеристики, які більш детально будуть описані нижче.

У таблиці Менделєєва також зазначена атомна маса олова, що дорівнює 118,69. Електронна конфігурація 5s 2 5p 2 , що у складі складних речовин дозволяє металу виявляти ступеня окислення +2 і +4, віддаючи два електрони тільки з р-підрівня або чотири з s- і р-, повністю спустошуючи весь зовнішній рівень.

Електронна характеристика елемента

Відповідно до атомного номера навколоядерний простір атома олова містить цілих п'ятдесят електронів, вони розташовуються на п'яти рівнях, які, у свою чергу, розщеплені на ряд підрівнів. Перші два мають тільки s- та р-підрівні, а починаючи з третього йде триразове розщеплення на s-, p-, d-.

Розглянемо зовнішній оскільки саме його будову та заповнення електронами визначають хімічну активність атома. У незбудженому стані елемент виявляє валентність, що дорівнює двом, при збудженні відбувається перехід одного електрона з s-підрівня на вакантне місце р-підрівня (він максимально може містити три неспарені електрони). І тут олово виявляє валентність і рівень окислення - 4, оскільки спарених електронів немає, отже, у процесі хімічної взаємодії на підрівнях їх ніщо не утримує.

Проста речовина метал та його властивості

Олово є метал срібного кольору, відноситься до групи легкоплавких. Метал м'який, порівняно легко піддається деформації. Ряд особливостей притаманний такому металу, як олово. Температура нижче 13,2 є межею переходу металевої модифікації олова в порошкоподібну, що супроводжується зміною кольору із сріблясто-білого на сірий та зменшенням щільності речовини. Плавиться олово за 231,9 градуса, а кипить за 2270 градусів Цельсія. Кристалічна тетрагональна структура білого олова пояснює характерне похрустування металу при його згині та нагріванні в місці перегину тертям кристалів речовини один про одного. Сіре олово має кубічну сингонію.

Хімічні властивості олова мають подвійну суть, воно вступає як у кислотні, так і основні реакції, виявляючи амфотерність. Метал взаємодіє з лугами, а також кислотами, такими як сірчана та азотна, виявляє активність при реакції з галогенами.

Сплави олова

Чому частіше замість чистих металів застосовують їх сплави з певним відсотковим вмістом складових компонентів? Справа в тому, що сплаву притаманні властивості, яких немає у індивідуального металу, або ці властивості виявляються набагато сильнішими (наприклад, електропровідність, стійкість до корозії, пасивування або активування фізичних та хімічних характеристик металів у разі потреби і т.д.). Олово (фото показує зразок чистого металу) входить до складу багатьох металів. Воно може використовуватися як добавка або основна речовина.

На сьогоднішній день відома велика кількість сплавів такого металу, як олово (ціна на них коливається в широких межах), розглянемо найпопулярніші та застосовні (про застосування тих чи інших сплавів йтиметься у відповідному розділі). Загалом сплави станнуму мають такі характеристики: висока пластичність, низька невелика твердість і міцність.

Деякі приклади сплавів

Найважливіші природні сполуки

Олово утворює ряд природних сполук – руд. Метал утворює 24 мінеральні сполуки, найважливіше значення для промисловості має оксид олова - каситерит, а також станін - Cu 2 FeSnS 4 . Олово розпорошено в земній корі, а сполуки, утворені ним, мають магнетичне походження. У промисловості також використовуються солі поліолов'яних кислот та силікати олова.

Олово та організм людини

Хімічний елемент олово є мікроелементом за своїм кількісним змістом у тілі людини. Основне його скупчення знаходиться в кістковій тканині, де нормальний вміст металу сприяє своєчасному її розвитку та загальному функціонуванню опорно-рухової системи. Крім кісток, олово концентрується у шлунково-кишковому тракті, легенях, нирках та серці.

Зайве накопичення даного металу може призвести до загального отруєння організму, а більш тривалий вплив - навіть до несприятливих генних мутацій. Останнім часом ця проблема є досить актуальною, оскільки екологічний стан навколишнього середовища залишає бажати кращого. Велика можливість інтоксикації оловом у жителів міст і районів, що знаходяться біля промислових зон. Найчастіше отруєння відбувається шляхом накопичення у легких солей олова, наприклад, таких як хлорид олова та інших. Водночас недолік мікроелемента може спровокувати уповільнення росту, втрату слуху та випадання волосся.

Застосування

Метал є у продажу на багатьох металургійних заводах та компаніях. Випускається у вигляді чушок, прутків, дроту, циліндрів, анодів, виготовлених із чистої простої речовини, як олово. Ціна коливається від 900 до 3000 рублів за кг.

Олово в чистому виглядізастосовується рідко. В основному використовуються його сплави та з'єднання - солі. Олово для пайки застосовується у разі скріплення деталей, які не піддаються впливу високих температур та сильних механічних навантажень, виконаних із мідних сплавів, сталі, міді, але не рекомендується для виготовлених із алюмінію або його сплавів. Властивості та характеристики олов'яних сплавів описані у відповідному розділі.

Припої використовують для паяння мікросхем, у цій ситуації також ідеально підходять сплави на основі такого металу, як олово. Фото зображує процес застосування олов'яно-свинцевого металу. З його допомогою можна виконати досить тонкі роботи.

З огляду на високу стійкість олова до корозії його застосовують для виготовлення лудженого заліза (білої жерсті) - бляшанок для харчових продуктів. У медицині, зокрема стоматології, олово задіяне до виконання пломбування зубів. Оловом покриті будинкові трубопроводи, з його сплавів виготовлено підшипники. Неоціненно важливий внесок цієї речовини та в електротехніку.

Водні розчини таких солей олова, як фторборати, сульфати, а також хлориди використовують як електроліти. Оксид олова – це глазур для кераміки. Шляхом введення в пластичні та синтетичні матеріали різних похідних олова є можливим зменшити їх займистість та виділення шкідливих димів.