El óxido de estaño (II) ( óxido estannoso ) es un compuesto con la fórmula SnO. Está compuesto de estaño y oxígeno donde el estaño tiene un estado de oxidación de +2. Hay dos formas, una forma azul-negra estable y una forma roja metaestable .
Nombres | |
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Nombre IUPAC Óxido de estaño (II) | |
Otros nombres Óxido de estaño, monóxido de estaño | |
Identificadores | |
Modelo 3D ( JSmol ) | |
Tarjeta de información ECHA | 100.040.439 |
Número CE |
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PubChem CID | |
Número RTECS |
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UNII | |
Tablero CompTox ( EPA ) | |
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Propiedades | |
SnO | |
Masa molar | 134,709 g / mol |
Apariencia | polvo negro o rojo cuando está anhidro, blanco cuando está hidratado |
Densidad | 6,45 g / cm 3 |
Punto de fusion | 1.080 ° C (1.980 ° F; 1.350 K) [1] |
insoluble | |
−19,0 · 10 −6 cm 3 / mol | |
Estructura | |
tetragonal | |
Termoquímica | |
Entropía molar estándar ( S | 56 J · mol −1 · K −1 [2] |
−285 kJ · mol −1 [2] | |
Peligros | |
Ficha de datos de seguridad | ICSC 0956 |
punto de inflamabilidad | No es inflamable |
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |
PEL (permitido) | ninguno [3] |
REL (recomendado) | TWA 2 mg / m 3 [3] |
IDLH (peligro inmediato) | ND [3] |
Compuestos relacionados | |
Otros aniones | Sulfuro de estaño Seleniuro de estaño Telururo de estaño |
Otros cationes | Monóxido de carbono Monóxido de silicio Óxido de germanio (II) Óxido de plomo (II) |
Óxidos de estaño relacionados | Dióxido de estaño |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
verificar ( ¿qué es ?) | |
Referencias de Infobox | |
Preparación y reacciones
El SnO azul-negro se puede producir calentando el óxido de estaño (II) hidratado, SnO · xH 2 O (x <1) precipitado cuando una sal de estaño (II) se hace reaccionar con un hidróxido alcalino tal como NaOH. [4] El
SnO rojo metaestable se puede preparar calentando suavemente el precipitado producido por la acción del amoníaco acuoso sobre una sal de estaño (II). [4] El
SnO puede prepararse como una sustancia pura en el laboratorio, mediante calentamiento controlado de oxalato de estaño (II) (oxalato estannoso) en ausencia de aire o bajo una atmósfera de CO 2 . Este método también se aplica a la producción de óxido ferroso y óxido manganoso . [5] [6]
- SnC 2 O 4 · 2H 2 O → SnO + CO 2 + CO + 2 H 2 O
El óxido de estaño (II) arde en el aire con una tenue llama verde para formar SnO 2 . [4]
- 2 SnO + O 2 → 2 SnO 2
Cuando se calienta en una atmósfera inerte, inicialmente se produce la desproporción dando Sn metal y Sn 3 O 4 que reacciona adicionalmente para dar SnO 2 y Sn metal. [4]
- 4SnO → Sn 3 O 4 + Sn
- Sn 3 O 4 → 2SnO 2 + Sn
El SnO es anfótero , se disuelve en un ácido fuerte para dar sales de estaño (II) y en una base fuerte para dar estanitos que contienen Sn (OH) 3 - . [4] Se puede disolver en soluciones ácidas fuertes para dar los complejos iónicos Sn (OH 2 ) 3 2+ y Sn (OH) (OH 2 ) 2 + , y en soluciones menos ácidas para dar Sn 3 (OH) 4 2 + . [4] Nótese que también se conocen estannitos anhidros, por ejemplo, K 2 Sn 2 O 3 , K 2 SnO 2 . [7] [8] [9] El SnO es un agente reductor y se cree que reduce el cobre (I) a grupos metálicos en la fabricación del llamado "vidrio rubí de cobre". [10]
Estructura
Negro, α-SnO adopta la estructura de capa tetragonal de PbO que contiene cuatro átomos de estaño piramidales cuadrados coordinados. [11] Esta forma se encuentra en la naturaleza como el raro mineral romarchite . [12] La asimetría se suele atribuir simplemente a un par solitario estéricamente activo; sin embargo, los cálculos de densidad de electrones muestran que la asimetría es causada por una interacción antienlazante de los orbitales Sn (5s) y O (2p). [13] La estructura electrónica y la química del par solitario determina la mayoría de las propiedades del material. [14]
Se ha observado no estequiometría en SnO. [15]
La banda prohibida electrónica se ha medido entre 2,5 eV y 3eV. [dieciséis]
Usos
El uso dominante del óxido estannoso es como precursor en la fabricación de otros compuestos o sales de estaño, típicamente trivalentes. El óxido estannoso también se puede emplear como agente reductor y en la creación de vidrio rubí . [17] Tiene un uso menor como catalizador de esterificación .
El óxido de cerio (III) en forma de cerámica , junto con el óxido de estaño (II) (SnO) se utiliza para la iluminación con luz ultravioleta. [18]
Referencias
- ^ Estaño y compuestos inorgánicos de estaño: Documento de evaluación química internacional conciso 65, (2005), Organización Mundial de la Salud
- ↑ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos 6th Ed . Compañía Houghton Mifflin. pag. A23. ISBN 978-0-618-94690-7.
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- ^ a b c d e f Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman (2001) Química inorgánica , Elsevier ISBN 0-12-352651-5
- ^ Satya Prakash (2000), Química inorgánica avanzada: V.1 , S. Chand, ISBN 81-219-0263-0
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- ^ RM Braun R Hoppe Z. Naturforsch. (1982), 37B, 688-694
- ^ Traer, T .; Jonson, B .; Kloo, L .; Rosdahl, J; Wallenberg, R. (2007), "Desarrollo de color en vidrios de silicato alcalino de rubí de cobre. Parte I: El impacto del óxido de estaño, el tiempo y la temperatura", Tecnología del vidrio, Eur. J. Ciencia y tecnología del vidrio, Parte A , 48 (2): 101–108, ISSN 1753-3546
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