Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксидов олова и свинца.

Налить в две пробирки по две капли раствора SnCl₂, в другие две - по две капли раствора Pb(NO₃)₂. Затем в каждую пробирку прибавить по несколько капель раствора щелочи. К выпавшим осадкам добавить в первую пробирку раствор HNO₃ и во вторую - раствор NaOH. Отметить наблюдения.Дать объяснения. Написать уравнения реакций.

 

Опыт 3. Галогениды свинца (II)

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли свинца. Прилить в первую пробирку 2-3 капли раствора KI, во вторую - 2-3 капли раствора HCl. Наблюдать цвета полученных осадков. Добавить в каждую пробирку по 3-4 капли воды и слегка нагреть. Что происходит? Дать растворам охладиться. Что происходит? Дать объяснения. Написать уравнения всех реакций.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений свинца (IV).

В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO₂ и 10 капель концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В горячий раствор внести 2 капли раствора Cr₂(SO₄)₃ и снова нагреть пробирку. Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона Cro₄^2-. Написать уравнение реакции.

 

Опыт 5.Восстановительные свойства соединений олова (II).

К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl₂ прилить по каплям раствор щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному раствору станнита натрия прилить 2-3 капли раствора соли висмута (Bi(NO₃)₃), перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH)₃, затем он чернеет, восстанавливаясь до металлического висмута. Станнит натрия при этом окисляется в станнат натрия. Написать уравнения всех реакций.

 

Контрольные вопросы:

1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).

2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения гидроксида олова (IV) и взаимодействие его с кислотами и щелочью.

3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства: Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₄?

4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl₂? Написать уравнения реакций.

5. Почему при приготовлении раствора SnCl₂ воду подкисляют соляной кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl₂ в молекулярной и ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды; б) добавление соляной кислоты?

6. Закончить уравнение реакции:

PbO₂ + MnSO₄ + H₂SO₄ ® HMnO₄ +...

Уравнять методом ионно - электронного баланса.

7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:

а). Sn + HNO₃ (конц.) ®

б). Zn + SnCl₂ ® ZnCl₂ + …

8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II) обладают восстановительными свойствами.

9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной азотной кислотой.

10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?

11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их свойствах?

12. Почему разбавленная серная кислота не растворяет свинец, а концентрированная – растворяет? Объяснить, написать уравнения реакций.

13. Написать электронные формулы ионов: Sn+²., Sn⁺⁴, Pb⁺²,Pb⁺⁴

14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?

15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный характер ионов Sn²⁺, Pb²⁺ и окислительный характер ионов Sn⁴⁺, Pb⁴⁺.

16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.

17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sn ® SnCl₂ ® Sn(OH)₂ ® Na₂[Sn(OH)₄] ® Na₂[Sn(OH)₆]

18. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sn ® Sn(NO₃)₂ ® Na₂SnO₂ ® Sn(OH)₂ ® SnCl₂

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Pb ® Pb(NO₃)₂ ® PbCrO₄ ® Na₂[Pb(OH)₄] ® Pb(OH)₂

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

PbO₂ ® PbCl₂ ® Pb(OH)₂ ® K₂[Pb(OH)₄] ® PbCl₂

Цинк, кадмий, ртуть.

Элементы II B подгруппы имеют завершенную конфигурацию валентных электронов ns² (n-1)d¹⁰ и проявляют постоянную валентность, равную 2.

В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть представляют собой серебристо-белые металлы, поверхность которых покрыта оксидной пленкой. Ртуть является в нормальных условиях жидким металлом, так как имеет низкую температуру плавления (- 39° С).

Химическая активность металлов этой группы от Zn к Hg уменьшается. Об этом свидетельствуют значения их окислительно-восстановительных потенциалов:

j° _Zn²⁺_{/ Zn} = -0,76 в

j°_Cd²⁺ _{/ Cd} = -0,403 в

j°_Hg²⁺ _/Hg = +0,789 в

Наиболее активным является цинк. В воде цинк не растворяется, так как его поверхность покрыта нерастворимым в воде оксидом. Очищенный от оксидной пленки цинк способен вытеснять водород из воды:

Zn + 2H₂O ® Zn(OH)₂ + H₂­

Цинк легко растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H₂SO₄):

Zn + 2H⁺ ® Zn²⁺ + H₂ ­,

и при нагревании в щелочах, так как обладает амфотерностью, и его оксид и гидроксид хорошо растворяются в щелочном растворе.

Zn + 2OH^- + 2H₂O ® H₂ + [Zn(OH)₄]^2-

При растворении в азотной кислоте цинк способен восстановить N⁺⁵до N^-3

4 Zn + 10 HNO₃ (разб.)® 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой могут образовываться разные продукты восстановления S⁺⁶: SO₂, S, H₂S.

Например:

4Zn + 5H₂SO₄ ® 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах - менее энергично, чем цинк.

Ртуть способна растворяться в растворах концентрированных кислот-окислителей (HNO_3, H₂SO₄ конц.) и в разбавленной HNO₃:

Hg + 4HNO₃ (конц.) ® Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

6Hg + 8HNO₃ (разб.) ® 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4 H₂O

Hg + H₂SO₄ (конц.) ® SO₂ + HgSO₄ + H₂O

Свойства однотипных соединений по группе закономерно изменяются. Например, основные свойства оксидов (ЭО) и гидроксидов (Э(ОН)₂) от цинка к ртути усиливаются. Поэтому гидроксид кадмия, Cd(OH)₂, кислотные свойства проявляет в значительно меньшей степени, чем Zn(OH)₂. Если Zn(OH)₂ легко растворяется в щелочах, то Cd(OH)₂ взаимодействует с концентрированными щелочами при длительном кипячении:

Cd(OH)₂ + 4NaOH ® Na₄[Cd(OH)₆]

В отсутствии избытка щелочи гидроксокадматы легко разрушаются водой:

Na₄[Cd(OH)₆] ® Cd(OH)₂ + 4NaOH

При действии на соли катионов подгруппы цинка раствором аммиака образующиеся в начале гидроксиды растворяются с образованием аммиакатных комплексов:

Zn²⁺ + 2NH₄OH ® Zn(OH)₂ + 2NH₄⁺

Zn(OH)₂ + 4NH₄OH ® [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Аммиакаты ртути (II), [Hg(NH₃)₄](NO₃)₂ образуются только при большом избытке NH₃ и в присутствии солей аммония. Взаимодействие HgCl₂ c NH₃ в концентрированном растворе NH₄Cl приводит к выпадению осадка [Hg(NH₃)₂Cl₂]:

HgCl₂ + 2NH₃ ® [Hg(NH₃)₂Cl₂]¯

В разбавленных же растворах образуется нерастворимое в воде амидное производное [HgNH₂]Cl:

HgCl₂ + 2NH₃ ® [HgNH₂]Cl + NH₄Cl

Диаграмма Латимера для ртути:

+0,854

+0,920 +0,788

Hg²⁺ Hg₂²⁺ Hg⁰

+0,53 +0,2676

HgCl₂ Hg₂Cl₂

X=Br, +0,306 X=Br, + 0,1397

[НgX₄]^2- Hg₂X₂

X=I, +0,116 X=I, -0,0405

X= Br, +0,223

X= I, -0,038

Соединения цинка не проявляют в водных растворах активных окислительных свойств, тогда как соединения ртути являются достаточно сильными окислителями, о чем свидетельствует диаграмма Латимера для ртути. Соли ртути (II) способны окислять даже такой неактивный металл как медь:

Cu + Hg²⁺ ® Cu²⁺ + Hg

Проявляя постоянную валентность - два, ртуть способна к образованию соединений со степенью окисления +1, в которых ртуть находится в виде сложного катиона (Hg - Hg)²⁺.

Соединения такой ртути весьма склонны к диспропорционированию:

Hg₂²⁺ ® Hg + Hg²⁺

В зависимости от условий соединения Hg₂²⁺ могут проявлять или восстановительные или окислительные свойства:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ ® 2HgCl₂

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ ® 2Hg + SnCl₄

Соединения кадмия и ртути ядовиты, особенно соединения ртути.

 

Лабораторная работа №5

 

Опыт 1. Образование сульфидов взаимодействием простых веществ (демонстрационный опыт, проводить в вытяжном шкафу!).

При проведении данного опыта не наклоняйтесь над смесью серы и цинка. Нельзя проводить опыт в пробирке!

Цинковую пыль и серный цвет (порошок серы), взятые в массовом соотношении 2:1, тщательно перемешать. Смесь поместить на кусочек асбеста и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой. Объяснить яркую вспышку и образование белого дыма. Составить уравнение реакции.