Опыт 6. Окислительные свойства оксида четырехвалентного свинца.

В две пробирки внесите немного оксида четырехвалентного свинца PbO2, добавьте немного раствора разбавленной азотной кислоты. В первую пробирку добавьте раствор иодида калия, во вторую – перекись водорода. Что происходит в обеих пробирках? Напишите окислительно-восстановительные реакции, расставьте коэффициенты.

Контрольные вопросы и задания

1.Охарактеризуйте олово и свинец, исходя из их положения в периодической таблице Д.И. Менделеева.

2.Напишите уравнения химических реакций олова и свинца с разбавленными и концентрированными кислотами и со щелочами. Могут ли эти элементы реагировать с растворами солей?

3.Напишите уравнения химических реакций получения оксидов олова и свинца. Какая степень окисления более характерна для соединений олова и свинца?

4.Напишите уравнения химических реакций, доказывающие амфотерный характер оксидов олова и свинца.

5.Напишите уравнения химических реакций получения гидроксидов олова и свинца. Какими свойствами (основными, амфотерными или кислотными) они обладают? Докажите это с помощью уравнений химических реакций.

6.Какие соли образуют олово и свинец? Напишите уравнения химических реакций, в которых образуются эти соли. Какие реакции могут проходить с участие солей олова и свинца?

7.Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединенийоловаисвинца.Напишитесоответствующиеуравненияреакций.

6. МЕДЬ И ЦИНК

Медь относится к побочной подгруппе первой группы периодической системы, это d-элемент. На внешнем энергетическом уровне у меди один s-электрон, но атомы меди могут отдавать электроны и с предпоследнего d-подуровня, проявляя степени окисления +1, +2 и +3. Наиболее характерна для соединений меди степень окисления +2, реже встречаются соединения со степенью окисления +1, они легко окисляются до двухвалентного состояния. Степень окисления +3 практически

30

не встречается. Благодаря наличию свободных орбиталей ион меди является хорошим комплексообразователем, координационные числа для одно- и двухвалентной меди равны 2 и 4 соответственно.

У меди радиус атома почти в два раза меньше, чем у калия, элемента этого же периода, поэтому потенциал ионизации меди выше (7,72 В), чем у калия (4,32 В). Электродный потенциал меди положительный (+0,34 В), то есть медь в ряду активности металлов стоит после водорода. Медь – малоактивный металл, с обычными кислотами не взаимодействует, а растворяется только в кислотахокислителях:

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O; Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 +2NO2 + 2H2O; 3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

С кислородом медь взаимодействует только при нагревании, образуя CuO. В присутствии влаги и углекислого газа поверхность меди на воздухе постепеннопокрываетсязеленымналетомгидроксокарбонатамеди:

2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3.

При действии щелочей на растворы солей одно- и двухвалентной меди получаются нерастворимые гидроксиды CuOH и Cu(OH)2. Гидроксиды при нагревании разлагаются на оксид и воду. Гидроксид одновалентной меди обладает исключительно основными свойствами, а гидроксид двухвалентной меди – слабоамфотерными с преобладанием основных. Гидроксид меди (II) растворяется не только в кислотах, но и в концентрированных растворах щелочей и гидроксида аммония:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4];

Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O.

Аммиачные комплексы образуются и при действии концентрированного аммиака на растворы солей меди:

CuCl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2.

Соли меди подвергаются в растворах гидролизу, так как гидро-

ксид меди является слабым основанием:

Cu+2 + H2O = CuOH+ + H+.

Соединения двухвалентной меди обладают окислительными свойствами, восстанавливаются до соединений одновалентной меди или свободного металла:

CuO + CH3OH = Cu + HCOH + H2O.

Соединения одновалентной меди являются хорошими восстановителями:

5Cu2O + 13H2SO4 + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +13H2O.

31

Цинк является элементом побочной подгруппы второй группы периодической системы. Он относится к d-элементам, на внешнем четвертом энергетическом уровне у него находится два s-электрона, а на предпоследнем, в отличие от щелочно-земельных металлов, у цинка 18, а не 8 электронов. Отсюда следует меньшая, чем у щелочноземельных металлов, восстановительная способность, большая склонность к комплексообразованию. Стандартный электродный потенциал цинка равен – 0,76 В.

В соединениях цинк проявляет степень окисления +2. На воздухе цинк покрывается тонкой оксидной пленкой, защищающей его от дальнейшего окисления. Цинк растворяется во всех кислотах: в соляной и разбавленной серной – с выделением водорода, в концентрированной серной – с выделением сероводорода с примесями серы и сернистого газа, в разбавленной азотной – с выделением оксида азота или (с очень разбавленной) нитрата аммония, а с концентрированной азотной цинк реагирует с выделением двуокиси азота:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ;

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2 ;

4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O; 4Zn + 10HNO3 (разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O; 4Zn + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; Zn + 4HNO3 (конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Цинк проявляет амфотерные свойства и, кроме кислот, хорошо растворяется в щелочах:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 .

Координационное число цинка в различных комплексных соединениях равно 4, реже 6.

Оксид и гидроксид цинка не растворимы в воде, оба проявляют амфотерные свойства:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO +2NaOH +H2O = Na2[Zn(OH)4] (в 60 %-ном растворе); ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O (сплавление);

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Zn(OH)4];

Zn(OH)2 + 4NH4OH(конц.) = [Zn(NH3)4](OH)2 +4H2O.

32

Экспериментальная часть

Опыт 1. Восстановительные свойства меди.

1.В три пробирки поместите по кусочку меди и по 3 –5 мл растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. Во всех ли пробирках появилось голубое окрашивание? Почему медь не взаимодействует с разбавленными соляной и серной кислотами? Напишите уравнения реакций. Теперь в три пробирки с кусочками меди прилейте по несколько капель концентрированных кислот. Проследите за ходом реакции сначала при комнатной температуре, затем при нагревании. Обратите внимание на выделяющиеся газы, на их запах и цвет. Напишите уравнения реакций и сделайте вывод о характере взаимодействия меди с кислотами.

2.Возьмите щипцами кусочек медной проволоки и нагрейте во внешнем конусе несветящегося пламени спиртовки. Какие изменения наблюдаете? Напишите уравнения реакции.

Сделайте вывод о восстановительных свойствах меди.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида меди.

В пробирку налейте 3 –5 мл соли меди и столько же раствора щелочи. Содержимое пробирки разделите на четыре части. В одну пробирку добавьте раствор двухнормальной (2Н) серной кислоты, во вторую – раствор щелочи, в третью – концентрированный раствор аммиака, в четвертую – концентрированный раствор щелочи. В каких случаях осадок растворяется? Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод о свойствах гидроксида меди.

Пробирку с нерастворившимся осадком гидроксида меди осторожно нагрейте. Что происходит? Запишите уравнение реакции.

К свежеприготовленной порции гидроксида меди прилейте избыток щелочи и 1 мл раствора глюкозы C6H12O6, перемешайте и нагрейте. Выпавший оранжево-красный осадок является гидроксидом одновалентной меди CuOH. Продолжайте нагревание и наблюдайте за изменением окраски. Какой оксид меди образуется в этой реакции? Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет гидроксид двухвалентной меди в этом случае?

Опыт 3. Окислительные свойства соединений меди (II).

К двум каплям раствора медного купороса добавьте столько же раствора иодида калия. Что выделяется в ходе реакции? Напишите

33