44. Свинец. Общая характеристика. Отношение к щелочам и кислотам. Оксид и гидроксид свинца (II). Оксид свинца(IV) и его восстановительные свойства.

Pb …4f¹⁴5d¹⁰6s²6p² амфотерный металл.

Содержится в рудах. Получают из оксидов:

PbS + O₂ = PbO + SO₂

PbO + C = Pb + CO

Отношение к кислотам:

Не растворяется в разбавленной HСl и H₂SO₄

3Pb + 8HNO₃(р) = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

В концентрированных HCl и HNO₃ не растворяется, а с конц. H₂SO₄ – только при нагревании.

Pb + H₂SO₄ = 3Pb(SO₄)₂ + 2SO₂↑ + 4+ H₂O

Отношение к щелочам

Pb + 2KOH + 2H₂O = K₂[Pb(OH)₄] + H₂↑

PbO₂ – амфотерен. Сильный окислитель, сильнее чем K₂Cr₂O₇.

PbO₂ + HCl = PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

PbO₂ + KOH +2H₂O = K₂[Pb(OH)₆]

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ = 2HMnO₄ + 5Pb_­SO₄ +2 H₂O

Восстановитель Cl из HCl.

Соли свинца – ядовиты, так как это соли тяжелого металла. PbГ₂ – соли с ионной связью.

Pb(OH)₂ – амфотерный гидроксид.

Pb(OH)₂ + 2HCl = PbCl₂ + 2H­₂O

Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Pb(OH)₄]

45. Алюминий. Общая характеристика. Отношение к кислотам и щелочам. Оксид и гидроксид алюминия. Соли, их растворимость и гидролизуемость.

Al …3s²3p¹ C.О. +3

Получают электролизом расплава. Тепло- и электропроводен. Не реагирует с концентрированной HNO₃ и H₂SO₄ – пассивация(оксидная плёнка). Устойчив к окислению воздухом.

Алюмотермия

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr – Q

Реагирует с щелочами с образование тетрагидроксоалюминатов и H₂/

Оксид алюминия. Третье по твердости вещество на Земле. Его соединения с другими оксидами дают драгоценные камни. Амфотерен:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH(тв) = 2NaAlO₂ + H₂O

Al(OH)₃ – нерастворим в воде. Получают из солей алюминия. Амфотерен.

Al(OH)₃ + NaOH(р-р) = Na[Al(OH)­₄]

Al(OH)₃ + NaOH(тв) = NaAlO₂ + 2H₂O

Образуют соли катионного и анионного типа.

Соли алюминия. Практически все соли алюминия растворимы в воде, кроме AlPO₄ и AlF₃. Гидролизуются.

AlCl₃ + H₂O ↔ AlOHCl₂ + HCl

46. Железо. Общая характеристика. Степени окисления. Оксид и гидроксид железа (III) и (II). Соли железа простые и комплексные.

Fe - 3d⁶4s² d-элемент. Восстановитель.

Степени окисления: +2; +3 (+6)(+8)

Растворяется в кислотах по всем правилам. Горит в кислороде.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

При нагревании реагирует с Cl₂, C, Si, P. С водородом не реагирует. Пирофорно(воспламеняется само).

FeO – основные свойства. Легко окисляется.

Получение: Fe₂O₃ + H₂ = FeO + H₂O

Гидроксид железа(II) – Fe(OH)₂

Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)₂ – окисляется воздухом до Fe(OH)₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + H_2­O = 4Fe(OH)₃↓

Оксид железа(III). Fe₂O₃. Устойчивое соединение. При растворении в кислотах Образует Соли. Fe₂O₃ соответствует Fe(OH)₃.

Гидроксид железа(III)

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃↓ - более слабое основание, чем Fe(OH)₂. Соли сильно гидролизуются. Обладает слабыми амфотерными свойствами: растворяется в кислотных растворах и концентрированных щелочах.

Fe(OH)₃ + NaOH → NaFeO₂(феррит) + 2H₂O

Fe(OH)₂ – слабый электролит.

Соли Fe(II) гидролизуются:

FeCl₂ + HOH = FeOHCl + HCl

Fe²⁺.Окислительные и восстановительные свойства.

Комплексные соли: К₄[Fe(CN)₆] – желтая кровяная соль.

3K₄[Fe(CN)₆] + 4FeCl₃ = 12KCl + Fe₄[Fe(CN)₆]₃ – берлинская лазурь

Cоли Fe(III) гидролизуются.

Комплексные соединения: K₃[Fe(CN)₆] – красная кровяная соль.

K₃[Fe(CN)₆] + 3Fe²⁺ = 3K⁺ + Fe₃[Fe(CN)₆]₂ – турнбулева синь