Соединения германия

Соединения со степенью окисления +2 для германия нехарактерны. Оксиды и гидроксиды Ge(II) в воде нерастворимы. У соединений германия(II) проявляются амфотерные свойства с преобладанием кислотных. В основном соединения бесцветны, имеют окраску оксид и сульфид (GeO - черного, GeS - бурого цвета). Производные германия(II) – сильные восстановители, так хлорид германия(II) реагирует с хлором почти мгновенно:

GeCl₂ + Cl₂ = GeCl₄

Пободно кремнию, германий образует с магнием соединение состава Mg₂Ge – германид магния. Германид неустойчив, быстро разрушается растворами кислот с образованием гидридов германия.

Mg₂Ge + 4НCl = GeН₄ + 2MgCl₂

Соединения со степенью окисления +4 в своем большинстве устойчивы для германия. Оксид германия(IV) амфотерный оксид с сильным преобладанием кислотных свойств, растворяется при продолжительном нагревании в щелочах, реагирует с соляной кислотой с образованием гексахлорогерманата водорода:

t

GeO₂ + 2KOH + 2H₂O = K₂[Ge(OH)₆];

GeO₂ + 6HСl = H₂[GeCl₆] + 2H₂O

Гидроксид - GеO₂nH₂O - иногда записывают как Н₂[Ge(OH)₆]. Это студенистый осадок легко переходящий в золь. Амфотерен. Из гидроксогерманатов хорошо растворимы только соединения щелочных металлов (например, Na₂[Ge(OH)₆]), в растворах сильно гидролизованы.

Соли германия(IV) неустойчивы, водой полностью гидролизуются. Сульфат германия представляет собой бесцветные кристаллы, получают при нагревании хлорида с серным ангидридом:

GeCl₄ + 4SO₃ = Ge(SO₄)₂ + 2SO₂Cl₂

Производные бескислородных кислот – галогениды - получают прямым синтезом или по реакции:

GeO₂ + 4HСl = GeCl₄ + 2H₂O

GeF₄ – газ, GeCl₄ – жидкость с т.кип. 83 ºС, GeBr₄ и GeI₄ – твердые вещества. За исключением оранжевого иодида германия, все галогениды бесцветны. Производные бескислородных кислот проявляют свойства галогенангидридов:

GeCl₄ + 6H₂O = Н₂[Ge(OH)₆] + 4HCl

Сульфид – GeS₂ – белый кристаллический порошок, нерастворим в воде, медленно гидролизуется. Получают при 800 ºС по уравнению:

GeCl₄ + 2H₂S = GeS₂ + 4HCl

Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиогерманатов (неустойчивы):

GeS₂ + K₂S = K₂GeS₃

Гидриды германия неустойчивы. Известны GeН₄ - газ, Ge₂Н₆ и Ge₃Н₈ – жидкости (т.кип. 31 и 52 ºС, соответственно), а также более сложные германы. Герман GeН₄ бесцветный газ (т.кип. –88 ºС), ядовит, имеет неприятный запах, бурно реагирует с водой:

GeН₄ + 6H₂O = Н₂[Ge(OH)₆] + 4H₂

Соединения олова

Олово образует интерметаллиды. Наиболее типичны металлические соединения олова с s-элементами, например, Na₂Sn, NaSn, NaSn₂. С p- и d-элементами олово образует эвтектические смеси.

Соединения со степенью окисления +2 довольно характерны для олова. Оксид олова(II) черного цвета, в воде нерастворим. Получают прокаливая гидроксид олова(II) в атмосфере углекислого газа. Амфотерен, однако с кислотами и с щелочами реагирует с трудом. Склонен к диспропорционированию:

2Sn⁺²O = Sn⁺⁴O₂ + Sn⁰

Гидроксид олова(II) студенистый белый осадок образуется обменной реакцией солей олова(II)со щелочами. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:

Sn(OH)₂ + KOH = K[Sn(OH)₃]; SnO₂ + 2HСl = SnCl₂ + 2H₂O

Соединения олова(II) сильные восстановители, например:

2Bi⁺³(NO₃)₃ + 3Na[Sn⁺²(OH)₃] + 9NaOH = 2Bi⁰ + 3Na₂[Sn⁺⁴(OH)₆] + 6NaNO₃

Соли олова(II) бесцветны, в растворах сильно гидролизованы, неустойчивы. Например, сульфат олова(II) разлагается при 360 ºС. Соли бескислородных кислот устойчивее оксосолей, но гидролизуются. Малорастворимый фторид - SnF₂ – применяют как фторсодержащую добавку к зубным пастам. Все соли олова(II) довольно сильные восстановители:

SnCl₂ + 2FeСl₃ = SnCl₄ + 2FeСl₂; SnCl₂ + HgСl₂ = SnCl₄ + Hg

Сульфид олова(II) - твердое вещество бурого цвета - получают по реакции:

SnCl₂ + H₂S = SnS + 2HCl

Растворяется в полисульфидах с образованием тиостаннатов:

SnS + (NH₄)₂S₂ = (NH₄)₂SnS₃

Соединения со степенью окисления +4 устойчивы для олова. Оксид олова белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении.

SnO₂ + 2KOH = K₂SnO₃ + 2H₂O;

SnO₂ + H₂SO_4(конц) = Sn(SO₄)₂ + 2H₂O

Оловянную кислоту трудно выделить в индивидуальном состоянии, при её получении обычно образуются коллоидные растворы кислот, превращающиеся в студенистые осадки переменного состава. Так, при действии на раствор SnCl₄ раствора аммиака, вначале получается гексагидроксооловянная кислота H₂[Sn(OH)₆], при стоянии она полимеризуется и выпадает в осадок в виде SnO₂nH₂O.

SnCl₄ + 4NH₃ + 6H₂O = H₂[Sn(OH)₆] + 4NH₄Cl

Свежеполученная оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах.

+ HCl + NaOH

H₂[SnCl₆]  SnO₂nH₂O  Na₂[Sn(OH)₆]

Соли олова(IV) и кислородных кислот неустойчивы, легко гидролизуются, тем не менее, Sn(SO₄)₂·2H₂O можно выделить в чистом виде.

Галогениды олова(IV) ближе к галогенангидридам, чем к солям. Их гидролиз протекает вплоть до образования гидроксида, который за счет полимеризации переходит в SnO₂nH₂O.

SnCl₄ + 4H₂O = Sn(OH)₄ + 4HCl

Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:

SnF₄ + 2KF = K₂[SnF₆]

Сульфид – SnS₂ – желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим. Получают при 800 ºС по уравнению:

SnCl₄ + 2H₂S = SnS₂ + 4HCl

Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиостаннатов.

SnS₂ + K₂S = K₂SnS₃

Выделить соответствующие кислоты в чистом виде не удается, вследствие их неустойчивости.

Гидрид олова – станнан SnН₄ – бесцветный ядовитый газ, неустойчив, при пропускании через нагретую докрасна стеклянную трубку гидрид разлагается, с образованием металлического зеркала.

Гидриды олова выделяются при действии разбавленных кислот на некоторые станниды:

Mg₂Sn + 4НCl = SnН₄ + 2MgCl₂

Известен более сложный гидрид олова – дистаннан Sn₂Н₆.