Óxido de estaño(II)

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. Existen dos formas: una forma estable de color azul oscuro y una forma metaestable de color rojo.

El SnO azul-negro se puede producir calentando el hidrato de óxido de estaño(II), SnO · x H₂O ( x < 1 ) _, precipitado cuando una sal de estaño(II) reacciona con un hidróxido alcalino como el NaOH. ^{[ 4 ]} El SnO rojo metaestable se puede preparar calentando suavemente el precipitado producido por la acción de amoníaco acuoso sobre una sal de estaño(II). ^{[ 4 ]} El SnO se puede preparar como sustancia pura en el laboratorio, calentando de forma controlada el oxalato de estaño(II) ( oxalato estanoso ) en ausencia de aire o bajo una atmósfera de CO₂ _. 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 llama verde tenue para formar SnO ₂ . ^{[ 4 ]}

2 SnO + O ₂ → 2 SnO ₂

Cuando se calienta en una atmósfera inerte, inicialmente _ocurre una desproporción que produce metal Sn y _Sn₃O₄ , el cual reacciona posteriormente para dar SnO₂ _y metal Sn. ^{[ 4 ]}

4SnO → Sn ₃ O ₄ + Sn

Sn ₃ O ₄ → 2SnO ₂ + Sn

El SnO es anfótero , disolviéndose en ácido fuerte para dar sales de estaño(II) y en base fuerte para dar estannitas que contienen Sn(OH) _₃⁻ ^{. [ 4 ]} Puede disolverse en soluciones de ácido fuerte para dar los complejos iónicos Sn(OH₂ ^{) ₃²⁺} _y Sn ₍ OH )(OH₂ ₎ ₂⁺ _, y en soluciones menos ácidas para dar Sn₃ ^{( OH} ₎ ₄²⁺ _. [ ^{4 ] También} se conocen ^estannitas anhidras, ^por ejemplo K₂Sn₂O₃ , _{K₂SnO₂ .} ^{[ 7 ] [ 8 ]} _{[ 9 ]}

El SnO es un agente reductor y se cree que reduce el cobre(I) a cúmulos metálicos en la fabricación del llamado "vidrio rubí de cobre". ^{[ 10 ]}

El α-SnO negro adopta la estructura de capas tetragonales de PbO que contiene átomos de estaño piramidales cuadrados de cuatro coordenadas. ^{[ 11 ]} Esta forma se encuentra en la naturaleza como el raro mineral romarchita . ^{[ 12 ]} La asimetría se atribuye generalmente a un par solitario estéricamente activo; sin embargo, los cálculos de densidad electrónica muestran que la asimetría es causada por una interacción anti-enlazante de los orbitales Sn(5s) y O(2p). ^{[ 13 ]} La estructura electrónica y la química del par solitario determinan la mayoría de las propiedades del material. ^{[ 14 ]}

Se ha observado no estequiometría en SnO. ^{[ 15 ]}

La brecha de banda electrónica se ha medido entre 2,5 eV y 3 eV. ^{[ 16 ]}

El uso predominante del óxido estannoso es como precursor en la fabricación de otros compuestos o sales de estaño, generalmente divalentes. El óxido estannoso también puede emplearse 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 cerámica , junto con el óxido de estaño(II) (SnO), se utiliza para la iluminación con luz ultravioleta. ^{[ 18 ]}

El óxido estannoso también se utiliza en la galvanoplastia como fuente de iones Sn2+ en reacciones en estado sólido para producir óxidos complejos, o en reacciones con ácidos débiles para fabricar compuestos estannosos. ^{[ 19 ]}