Teorija

Alva
period_tab_Sn.PNG
Alva dabā un tās iegūšana
Pēc ķīmisko elementu izplatības Zemes garozā alva ieņem tikai 46. vietu, taču cilvēks šo metālu pazīts jau vairāk kā 6000 gadu. Brīvā veidā tā sastopama reti.
Svarīgākie alvu saturošie minerāli ir kasiterīts jeb alvas akmens SnO2 un stannīts, kas satur arī varu, dzelzi, sēru.
Alvu iegūst, alvas dioksīdu SnO2 reducējot ar oglekli.
kasiterits.PNG
Alvas īpašības
Vienkāršas vielas veidā alvai ir trīs modifikācijas.
modif.PNG
Parastajos apstākļos alva ir sudrabbalts, mīksts metāls (baltā alva). To liecot, dzirdams raksturīgs troksnis, kas rodas, alvas kristāliem beržoties citam gar citu. Šo troksni mēdz saukt par alvas kliedzienu. Alvai ir zema kušanas temperatūra, tā ir viegli velmējama un stiepjama, tādēļ no alvas var izveidot foliju, ko sauc par staniolu. Temperatūrā, kas zemāka par 13,2°C, baltā alva sāk pārvērsties pelēkajā alvā. Ar to izskaidrojama irdenu pelēku traipu rašanās uz alvas izstrādājumiem. Šo parādību sauc par alvas mēri. Pēc pelēkās alvas kristalizācijas centru izveidošanās alvas mēris var progresēt, sevišķi temperatūrās, kas zemākas par 0°C. 33...30°C temperatūrā baltā alva momentāni sairst pelēkā pulverī. Pelēkā alva ir stabila arī parastajos apstākļos, taču, ja pelēkās alvas pulveri sakarsē līdz 200°C un atdzesē, tad tas pārvēršas blīvā baltās alvas masā. Temperatūrā, kas augstāka par 161°C, baltā alva veido trešo modifikāciju, ko tās mehānisko īpašību dēļ sauc par trauslo alvu.
 
Alvu pārklāj blīva alvas dioksīda aizsargkārtiņa, tāpēc ar skābekli, halogēniem un sēru tā reaģē tikai paaugstinātā temperatūrā:
Sn+O2t0SnO2Sn+2Cl2t0SnCl4Sn+2St0SnS2
 
Alva nereaģē ar H2,N2,Si,C.
 
Alva oksidējas sālsskābes šķīdumā, šo procesu veicina skābekļa klātbūtne:
Sn+2HClSnCl2+H2Sn+4HCl+O2SnCl4+2H2O
 
Alvu oksidē arī HNO3 šķīdums:
2Sn+8HNO33Sn(NO3)2+2NO+4H2O
 
Ar koncentrētuHNO3 un H2SO4 alva reaģē šādi:
Sn+4HNO3H2SnO3+4NO2+H2OSn+4H2SO4t0Sn(SO4)2+2SO2+4H2O
 
Alva reaģē ar sārmu ūdens šķīdumiem un kausējumiem:
Sn+2KOH+2H2OK2[Sn(OH)4]+H2Sn+2KOHt0K2SnO2+H2Sn+2KOH+O2t0K2SnO3+H2O
 
Alvas savienojumi
Alvas (II) oksīds SnO ir tumšbrūna pulverveida viela. To iegūst, sadalot alvas (II) hidroksīdu oglekļa dioksīda atmosfērā.
  
Alvas (II) hidroksīdu Sn(OH)2 baltu nogulšņu veidā iegūst alvas (II) sāļu un sārmu apmaiņas reakcijās. Tas ir amfotērs savienojums, jo reaģē arī ar sārmiem, veidojot tetrahidroksostannītu:
Sn(OH)2+2KOHK2[Sn(OH)4]
No alvas (II) sāļiem vislielākā praktiskā nozīme ir SnCl22H2O. Tā ir bezkrāsaina, kristāliska viela, kas paaugstinātā temperatūrā vai ūdens šķīdumā hidrolizējas:
SnCl2+H2OSn(OH)Cl+HCl
  
Alvas (II) hlorīds ir spēcīgs reducētājs:
2FeCl3+SnCl22FeCl2+SnCl42HgCl2+SnCl2SnCl4+Hg2Cl2Hg2Cl2+SnCl2SnCl4+2Hg
Alvas (II) hlorīdu izmanto par reducētāju organiskajā sintēzē un par kodinātāju tekstilrūpniecībā.
 
Alvas (IV) savienojumi ir stabilāki par alvas  (II) savienojumiem.
Alvas (IV) oksīds kūst 2000°C temperatūrā, tas ir inerts pret skābju un bāzu ūdens šķīdumu iedarbību, taču kausējumā ar sārmiem tam izpaužas skābes īpašības:
SnO2+2NaOHt0Na2SnO3+H2O
SnO2 lieto termiski stabilu glazūru un emalju izgatavošanai.
 
Alvas (IV) hidroksīds Sn(OH)4 praktiski nepastāv. Tas zaudē vienu molekulu ūdens un veido alvskābiH2SnO3 - baltu kristālisku vielu, kas nešķīst ūdenī. Alvskābe atšķirībā no daudzām citām skābēm ir amfotērs savienojums, tā reaģē ar stiprām skābēm un sārmiem:
H2SnO3+2H2SO4Sn(SO4)2+3H2OH2SnO3+2NaOH+H2ONa2[Sn(OH)6]
 
Alvas (IV) hlorīds SnCl4 parastajos apstākļos ir šķidrums, kura viršanas temperatūra ir 113,9°C. Tas ir nestabils, hidrolizējas pat gaisā un tāpēc tas kūp:
 SnCl4+3H2OH2SnO3+4HCl
 
Alvas (IV) sulfīds SnS2 ir zeltaini dzeltena kristāliska viela. To lieto kā zelta krāsas pigmentu koka un ģipša izstrādājumu pārklāšanai, tāpēc alvas (IV) sulfīdu sauc arī par spoguļzeltu.
SnS2.PNG
 
Alvas (IV) hidrīds SnH4 ir bezkrāsaina, ļoti indīga un nestabila gāze, kas pakāpeniski sadalās:
SnH4Sn+2H2
To var iegūt, iedarbojoties uz stannītiem ar sālsskābi:
Mg2Sn+4HClSnH4+2MgCl2
 
Atsauce:
Bergmanis U. Neorganiskā ķīmija vidusskolām, "Lielvārds",1996, 75 - 77.
Jansons E. Ķīmija. Rokasgrāmata skolēniem, "Zvaigzne", 1994, 227 - 230.