- Structure
- Oxyde d'étain (II) bleu-noir
- Oxyde d'étain (II) rouge
- Nomenclature
- Propriétés
- État physique
- Poids moléculaire
- Point de fusion
- Densité
- Solubilité
- Autres propriétés
- Applications
- Dans la production d'autres composés d'étain (II)
- En bijoux
- Autres utilisations
- Innovations récentes
- Références
L' oxyde d'étain (II) est un solide inorganique cristallin qui est formé par l'oxydation de l'étain (Sn) par l'oxygène, où l'étain acquiert la valence 2+. Sa formule chimique est SnO. Deux formes différentes de ce composé sont connues: le noir et le rouge. La forme la plus courante et la plus stable à température ambiante est la modification noire ou bleu-noir.
Cette forme est préparée par hydrolyse du chlorure d'étain (II) (SnCl 2) en solution aqueuse, auquel on ajoute de l'hydroxyde d'ammonium (NH 4 OH) pour obtenir un précipité d'oxyde hydraté de Sn (II) dont la formule est SnO.xH 2 O, où x <1 (x inférieur à 1).
Structure cristalline tétragonale de SnO noir bleuâtre. L'atome Sn est au centre de la structure et les atomes d'oxygène aux sommets du parallélépipède. PNG originaux par l'utilisateur: Rocha, tracés dans Inkscape par l'utilisateur: Stannered Source: Wikipedia Commons
L'oxyde hydraté est un solide amorphe blanc, qui est ensuite chauffé en suspension à 60-70 ° C pendant plusieurs heures en présence de NH 4 OH, jusqu'à l'obtention du SnO cristallin noir pur.
La forme rouge de SnO est métastable. Il peut être préparé en ajoutant de l'acide phosphorique (H 3 PO 4) - avec 22% d'acide phosphoreux, H 3 PO 3 - puis NH 4 OH à une solution de SnCl 2. Le solide blanc obtenu est chauffé dans la même solution à 90-100 ° C pendant environ 10 minutes. De cette manière, on obtient le SnO cristallin rouge pur.
L'oxyde d'étain (II) est une matière première pour la production d'autres composés d'étain (II). Pour cette raison, c'est l'un des composés d'étain qui a une importance commerciale appréciable.
L'oxyde d'étain (II) a une faible toxicité comme c'est le cas avec la plupart des composés inorganiques de l'étain. Cela est dû à sa mauvaise absorption et à son excrétion rapide des tissus des êtres vivants.
Il a l'une des tolérances les plus élevées pour les composés d'étain dans les tests sur les rats. Cependant, il peut être nocif s'il est inhalé en grandes quantités.
Structure
Oxyde d'étain (II) bleu-noir
Cette modification cristallise avec une structure tétragonale. Il a un agencement de couches dans lequel chaque atome de Sn est situé au sommet d'une pyramide carrée, dont la base est formée par les 4 atomes d'oxygène les plus proches.
D'autres chercheurs affirment que chaque atome de Sn est entouré de 5 atomes d'oxygène situés à peu près aux sommets d'un octaèdre, où le sixième sommet est vraisemblablement occupé par une paire d'électrons libres ou non appariés. Ceci est connu comme l'arrangement Φ-octaédrique.
Oxyde d'étain (II) rouge
Cette forme d'oxyde d'étain (II) cristallise avec une structure orthorhombique.
Nomenclature
- Oxyde d'étain (II)
- Oxyde d'étain
- Monoxyde d'étain
- Oxyde stanneux
Propriétés
État physique
Solide cristallin.
Poids moléculaire
134,71 g / mol.
Point de fusion
1080 ºC. Il se décompose.
Densité
6,45 g / cm 3
Solubilité
Insoluble dans l'eau chaude ou froide. Insoluble dans le méthanol, mais se dissout rapidement dans les acides concentrés et les alcalis.
Autres propriétés
S'il est chauffé à plus de 300 ºC en présence d'air, l'oxyde d'étain (II) s'oxyde rapidement en oxyde d'étain (IV), présentant une incandescence.
Il a été rapporté que dans des conditions non oxydantes, le chauffage de l'oxyde d'étain (II) a des résultats différents selon le degré de pureté de l'oxyde de départ. Il est généralement disproportionné par rapport à l'oxyde métallique de Sn et d'étain (IV), SnO 2, diverses espèces intermédiaires étant finalement converties en SnO 2.
L'oxyde d'étain (II) est amphotère, car il se dissout dans les acides pour donner des ions Sn 2+ ou des complexes anioniques, et il se dissout également dans les alcalis pour former des solutions d'ions hydroxy-tinato, Sn (OH) 3 -, qui Ils ont une structure pyramidale.
De plus, SnO est un agent réducteur et réagit rapidement avec les acides organiques et minéraux.
Il a une faible toxicité par rapport aux autres sels d'étain. Sa DL50 (dose létale de 50% ou dose létale médiane) chez le rat est supérieure à 10 000 mg / kg. Cela signifie qu'il faut plus de 10 grammes par kilogramme pour tuer 50% des spécimens de rats pendant une période d'essai donnée. En comparaison, le fluorure stanneux (II) a une DL50 de 188 mg / kg chez le rat.
Cependant, s'il est inhalé pendant une longue période, il se dépose dans les poumons car il n'est pas absorbé et peut provoquer une stanose (infiltration de poussière de SnO dans les interstices pulmonaires).
Applications
Dans la production d'autres composés d'étain (II)
Sa réaction rapide avec les acides est à la base de son utilisation la plus importante, qui est comme intermédiaire dans la fabrication d'autres composés d'étain.
Il est utilisé dans la production de bromure stanneux (II) (SnBr 2), de cyanure stanneux (II) (Sn (CN) 2) et de fluoroborate hydraté stanneux (II) (Sn (BF 4) 2), parmi d'autres composés de l'étain (II).
Le fluoroborate d'étain (II) est préparé en dissolvant du SnO dans de l'acide fluoroborique et est utilisé pour les revêtements d'étain et d'étain-plomb, en particulier dans le dépôt d'alliages étain-plomb pour le brasage dans l'industrie électronique. Cela est dû, entre autres, à sa capacité de couverture élevée.
L'oxyde d'étain (II) est également utilisé dans la préparation du sulfate d'étain (II) (SnSO 4), par réaction de SnO et d'acide sulfurique, H 2 SO 4.
Le SnSO 4 obtenu est utilisé dans le procédé d'étamage pour la production de circuits imprimés, pour la finition des contacts électriques et pour l'étamage des ustensiles de cuisine.
Circuit imprimé. Aucun auteur lisible par machine fourni. Abraham Del Pozo a supposé (sur la base des revendications de droits d'auteur). Source: Wikimedia Commons
La forme hydratée de SnO, oxyde d'étain (II) hydraté SnO.xH 2 O, est traitée avec de l'acide fluorhydrique pour obtenir du fluorure stanneux (II), SnF 2, qui est ajouté aux dentifrices comme agent de lutte caries.
En bijoux
L'oxyde d'étain (II) est utilisé dans la préparation de cristaux de rubis or-étain et cuivre-étain. Sa fonction dans cette application semble être d'agir en tant qu'agent réducteur.
Bijou avec rubis. Source: Pixabay
Autres utilisations
Il a été utilisé dans les dispositifs photovoltaïques pour la production d'électricité à partir de la lumière, tels que les cellules solaires.
Appareil photovoltaïque. Georg Slickers Source: Wikipédia Commons
Innovations récentes
Des nanoparticules de SnO arrangées ont été utilisées dans des électrodes de nanotubes de carbone pour des batteries au lithium-soufre.
Nanofibres de SnO hydratées. Fionán Source: Wikipédia Commons
Les électrodes préparées avec SnO présentent une conductivité élevée et peu de changement de volume dans les cycles de charge et de décharge répétitifs.
En outre, SnO facilite le transfert rapide d'ions / d'électrons lors des réactions d'oxydoréduction qui se produisent dans de tels systèmes de batterie.
Références
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- Danse, JC; Emeléus, HJ; Sir Ronald Nyholm et Trotman-Dickenson, AF (1973). Chimie inorganique complète. Volume 2. Pergamon Press.
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- Ostrakhovitch, Elena A. et Cherian, M. George. (2007). Étain. In Handbook of the Toxicology of Metals. Troisième édition. Récupéré de sciencedirect.com.
- Kwestroo, W. et Vromans, PHGM (1967). Préparation de trois modifications de l'oxyde d'étain pur (II). J. Inorg. Nucl. Chem., 1967, volume 29, pages 2187-2190.
- Fouad, SS et coll. (1992). Propriétés optiques des couches minces d'oxyde stanneux. Journal tchécoslovaque de physique. Février 1992, volume 42, numéro 2. Récupéré de springer.com.
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