817

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием закиси азота или (с очень разбавленной кислотой) с образованием нитрата аммония:

8Al + 30HNO3 (разб.) = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O; 8Al + 30HNO3(оч. разб.) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 +9H2O.

Несмотря на высокую химическую активность, с водой алюминий при обычных условиях не взаимодействует, так как его поверхность защищена прочной оксидной пленкой. Алюминий не взаимодействует с концентрированной азотной кислотой, так как кислота пассивирует алюминий. Оксидная пленка защищает алюминий от коррозии.

Так же хорошо, как в кислотах, растворяется алюминий и в щелочах. В ходе реакции образуются алюминаты и выделяется водород:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 .

Алюминий с кислородом образуют оксид, обладающий амфотерными свойствами, в прокаленном виде достаточно пассивен, не реагирует с водой и разбавленными кислотами и щелочами. Реагирует с концентрированными кислотами и щелочами, при спекании со щелочами образует метаалюминаты:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O;

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]; Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (при сплавлении).

Гидроксид алюминия обладает, как и оксид, амфотерными свойствами, легко растворяется в растворах кислот и щелочей:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

Большинство солей алюминия хорошо растворимы в воде и

подвергаются гидролизу по схеме:

Al+3 + H2O = AlOH+2 + H+.

По второй ступени гидролиз идет только под действием

факторов, усиливающих гидролиз (например, нагревание): AlOH+2 + H2O = Al(OH)2+ + H+.

Некоторые соли алюминия (образованные слабыми летучими или нестойкими кислотами) подвергаются полному гидролизу:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S .

71

Экспериментальная часть

Опыт 1. Действие кислот на алюминий

Втри пробирки положите по кусочку металлического алюминия

идобавьте по одному миллилитру: в первую – 2Н раствор соляной кислоты, во вторую – 2Н раствор серной кислоты, в третью – концентрированной серной кислотой. Сравните активность взаимодействия алюминия с разбавленными соляной и серной кислотами. Подогрейте пробирки. Какой газ выделяется? Как идет реакция с концентрированной серной кислотой? Какой газ выделяется в этом случае? Определите это по запаху. Теперь осторожно нагрейте пробирку. Что происходит? Напишите уравнения всех протекающих реакций с учетом того, что на холоду в реакции с концентрированной серной кислотой выделяется сернистый газ, а при нагревании – свободная сера. Почему концентрация соляной кислоты не влияет на получающиеся продукты, а концентрация серной кислоты – влияет?

Опыт 2. Взаимодействие алюминия со щелочью

В пробирку положите кусочек металлического алюминия и добавьте к нему немного 2Н раствора щелочи. Легко ли алюминий растворяется в щелочи? Обратите внимание на механизм растворения. Учтите, что поверхность алюминия покрыта оксидной пленкой. Напишите уравнение реакции растворения оксидной пленки в щелочи, затем взаимодействие чистого алюминия с водой. Составьте суммарное уравнение реакции.

Опыт 3. Активирующее действие хлорид-иона на разрушение защитной оксидной пленки

В две пробирки положите по кусочку алюминия и добавьте в одну из них миллилитр раствора сульфата меди, в другую – столько же раствора хлорида меди. Почему в одном случае реакция идет, а в другом – практически нет? Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод о влиянии ионов хлора на скорость разрушения защитной оксидной пленки.

Опыт 4. Получение гидроксида алюминия и его свойства

К раствору соли алюминия прилейте по каплям раствор щелочи до образования объемного осадка. Разделите полученный осадок на две части. К первой части прилейте немного раствора соляной

72

кислоты, ко второй – раствор щелочи. Напишите уравнения происходящих реакций и общую схему диссоциации гидроксида алюминия. Какой вывод о свойствах гидроксида алюминия можно сделать?

Опыт 5. Гидролиз солей алюминия

1)В пробирку с нейтральным раствором лакмуса добавьте 2 – 3 кристалла сульфата или хлорида алюминия. Отметьте изменение окраски лакмуса. Напишите ионное и молекулярное уравнения гидролиза по первой ступени. Почему гидролиз данной соли не идет до конца? Назовите полученные в результате реакции вещества. Как можно уменьшить и усилить гидролиз этой соли?

2)К раствору хлорида алюминия добавьте столько же раствора карбоната натрия. Наблюдайте образование белого объёмного осадка

ивыделение газа. Напишите уравнение реакции. Почему в данном случае гидролиз обеих солей идет до конца?

Лабораторная работа № 14

УГЛЕРОД И КРЕМНИЙ

Углерод и кремний можно назвать главнейшими среди всех остальных элементов. Углерод входит в состав тканей всех живых организмов, а также в состав продуктов их разложения (угли, сланцы, нефть, природный газ). В земной коре углерод содержится как в самородном состоянии, так и в составе карбонатных пород.

Если углерод – основа живых организмов, то кремний – основа неживой природы. Более половины всех минералов, составляющих земную кору, – это многочисленные силикаты, а также разновидности кремнезема, кристаллического, скрытокристаллического и аморфного (горный хрусталь, кварцевые пески, халцедон, агат, яшма, опал, диатомит, трепел и др.).

Углерод и кремний – типичные неметаллы. Это элементы главной подгруппы 4-ой группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне у них содержится по 4 электрона. Электронная конфигурация внешнего слоя в нормальном состоянии – s2p2, в возбужденном состоянии один s-электрон переходит на р- орбиталь и конфигурация становится s1p3. Для соединений углерода и

73

кремния более характерна степень окисления +4 и –4. Степень окисления +2 и –2 встречается значительно реже. Так как число валентных электронов равно числу валентных орбиталей, связь С – С очень прочная. Это же является причиной склонности углерода к образованию цепей. Кремний, в отличие от углерода, имеет свободные d – орбитали, поэтому по свойствам отличается от углерода. В соединениях с кислородом и галогенами кремний образует более прочные связи, чем углерод, так как возникает связь между свободными d –орбиталями кремния и неподелёнными электронными парами связанных с ним элементов. Наоборот, связь Si

– Si менее прочная, чем С – С. Кремний также склонен к образованию цепей.

В обычных условиях углерод и кремний достаточно инертны, но при высоких температурах они становятся химически активны и образуют ряд соединений с металлами и неметаллами. Соединение, в котором углерод связан с элементом с меньшим значением электроотрицательности, называется карбидом, подобное соединение кремния называется силицидом.

Солеподобные карбиды, характеризующиеся ионноковалентным типом связи, образуют карбиды активных металлов. Они реагируют с водой с образование гидроксидов и углеводородов:

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2;

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4.

Металлы с большим радиусом атома, такие как титан, цирконий, молибден, образуют карбиды внедрения, в которых атомы углерода занимают пустоты в плотноупакованных структурах металлов. Такие соединения отличаются большой твердостью и высокими температурами плавления.

Ковалентные карбиды – это соединения углерода с соседними кремнием SiC и бором (В4С)n. Химическая связь в них приближается к ковалентной неполярной, так как и по размеру атомов, и по значениям электроотрицательности эти элементы близки.

Силициды характеризуются высокой твердостью и жаростойкостью, реагируют с кислотами с выделением смеси легковоспламеняющихся силанов (кремневодородов):

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4 .

С водородом углерод образует целый ряд соединений – углеводородов. Для этих соединений характерна ковалентная связь, многие из них характеризуются большой устойчивостью и

74

незначительной реакционноспособностью. Кремний непосредственно с водородом не реагирует. Силаны (SiH4, Si2H6, Si3H8) получают косвенным путем (см. предыдущую реакцию). Силаны – легколетучие ядовитые вещества, они менее стойки, по сравнению с углеводородами, являются весьма реакционноспособными, хорошие восстановители:

3SiH4 + 8KMnO4 =8MnO2 + 3SiO2 +8KOH + 2H2O.

При нагревании углерод и кремний горят, образуя соответственно СО2 и SiO2 , а при недостатке кислорода – СО. Окись углерода СО – очень ядовитое, химически активное вещество, горит, является хорошим восстановителем. Двуокись углерода СО2 более инертна, горения не поддерживает, при высоких температурах проявляет окислительные свойства. Оксид кремния SiO2 имеет несколько модификаций (кварц, диатомит, кристобалит). Оксид кремния способен образовывать полимеры, поэтому является твердым нелетучим веществом, тогда как двуокись углерода при нормальных условиях – это газ.

Оксиды углерода и кремния обладают кислотными свойствами. Двуокись углерода при растворении в воде образует слабую, неустойчивую кислоту, которой соответствуют достаточно устойчивые соли – карбонаты и гидрокарбонаты. Эти соли можно получить при действии углекислого газа на водные растворы щелочей:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

При дальнейшем пропускании углекислого газа создается избыток угольной кислоты, образуется кислая соль, осадок растворяется:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

Оксид кремния непосредственно с водой не реагирует, а кремниевую кислоту получают, действуя сильными минеральными кислотами (например, соляной) на раствор силиката натрия или калия. Кремниевые кислоты, являясь типичными изополикислотами, могут быть записаны в общем виде как x SiO2 y H2O. Простейшей из кремниевых кислот является метакремниевая кислота H2SiO3. Угольная и кремниевая кислоты – слабые электролиты, но угольная кислота несколько сильнее, поэтому она разрушает силикаты с выделением аморфных гидратов оксида кремния:

CaSiO3 + CO2 + H2O = CaCO3 + H2SiO3 .

Соли кремниевой и угольной кислот подвергаются гидролизу:

75

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH;

Na2SiO3 + H2O = NaHSiO3 + NaOH.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Восстановительные свойства углерода

1)Тщательно смешайте 2 г оксида меди и 0,3 г измельченного угля. Приготовленную смесь поместите в тугоплавкую пробирку, которую закрепите горизонтально в лапке штатива. Прогрейте всю пробирку, а затем сильно прокалите смесь. Когда содержимое пробирки изменит черный цвет на красный, нагревание прекратите. Составьте уравнение реакции.

2)В пробирку поместите 2 г измельченного активированного угля. Добавьте 2 – 3 мл раствора хлорида железа FeCl3. Перемешайте содержимое пробирки и через несколько минут слейте раствор с осадка в другую пробирку. Добавьте к раствору несколько капель раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Появилось ли темносинее окрашивание раствора? О наличии каких ионов в растворе это свидетельствует? Какие свойства – восстановительные или окислительные – проявляет углерод в реакции с ионами трехвалентного железа?

Опыт 2. Адсорбционные свойства угля

В пробирку поместите около 0,5 г измельченного активированного угля и прилейте примерно 2 мл раствора органического красителя (фуксина или индиго). Тщательно перемешайте смесь. Через 4 – 5 минут отфильтруйте уголь из раствора. Как изменилась окраска раствора? Почему? Где применяется активированный уголь в качестве адсорбента?

Опыт 3. Водородные соединения углерода. Получение и свойства ацетилена (опыт выполняется в вытяжном шкафу)

В пробирку положите маленький кусочек карбида кальция и добавьте несколько капель воды. Быстро закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Через минуту подожгите выделяющийся газ у стеклянного наконечника газоотводной трубки. Ацетилен горит на воздухе ярким коптящим пламенем. Пропустите выделяющийся газ через подкисленный раствор перманганата калия. Почему

76

обесцвечивается раствор? Запишите уравнения протекающих реакций.

Опыт 4. Кислородные соединения углерода

1)В сухой пробирке с газоотводной трубкой прокалите около 1

гмалахитовой зелени (CuOH)2CO3 или бикарбоната натрия NaHCO3. Выделяющийся газ пропустите через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция). Объясните, почему мутнеет известковая вода. Напишите уравнения реакций.

2)Продолжайте пропускать газ через известковую воду. Почему образовавшийся осадок вновь растворяется? Какая соль образуется в данном случае? Напишите уравнение реакции.

3)Теперь пропустите углекислый газ через раствор силиката натрия. Что образуется? Напишите уравнения реакций в ионной и молекулярной формах. Сделайте вывод о сравнительной силе обеих кислот – угольной и кремниевой.

Опыт 5. Гидролиз солей угольной кислоты

Водну пробирку налейте 3 – 5 мл раствора карбоната натрия, а

вдругую – столько же раствора бикарбоната натрия. В обе пробирки добавьте несколько капель фенолфталеина. Объясните причину разной интенсивности окраски растворов. Напишите уравнения гидролиза в ионной и молекулярной формах.

Опыт 6. Гидролиз солей кремниевой кислоты

Испытайте фенолфталеином реакцию среды в водном растворе силиката натрия Na2SiO3. Напишите уравнение гидролиза в ионной и молекулярной формах. По какой ступени протекает гидролиз силиката натрия?

Смешайте в пробирке равные объёмы растворов силиката натрия и хлорида аммония. Что происходит? Почему гидролиз образующейся соли идет до образования кремниевой кислоты? Что смещает равновесие в процессе гидролиза в сторону протекания второй ступени? Напишите уравнение происходящих реакций в ионной и молекулярной формах.

Опыт 7. Выщелачивание стекла водой

Мелко истолченное стекло положите в фарфоровую ступку или чашку, добавьте немного воды и 2 – 3 капли раствора фенолфталеина.

77

Объясните появление окраски. Какая химическая реакция происходит?

Опыт 8. Уменьшение горючести при пропитке материалов солями кремниевой кислоты (опыт групповой)

В растворе силиката натрия пропитайте небольшой кусочек фильтровальной бумаги. Высушите его осторожным нагреванием на асбестовой сетке. Высохшую бумагу внесите в пламя спиртовки. Изменилась ли горючесть материала по сравнению с обычной бумагой?

Лабораторная работа № 15

ОЛОВО И СВИНЕЦ

Кроме углерода и кремния к главной подгруппе 4 группы периодической системы относятся германий Ge, олово Sn, свинец Pb. Их валентная электронная конфигурация (ns2np2) обуславливает возможность проявления свойств и катионо- и анионообразователей. В отличие от своих более легких аналогов эти элементы проявляют усиливающиеся с увеличением атомной массы элемента металлические свойства. Германий – типичный полупроводник с преимущественно ковалентной связью, то есть к типичным металлам отнесен быть не может. Олово существует в двух полиморфных модификациях, причем низкотемпературное – олово обладает кристаллической решеткой типа алмаза и полупроводниковыми свойствами, то есть ближе к неметаллам, чем к металлам. Высокотемпературное – олово по своим физическим свойствам является металлом, но кристаллизуется в нехарактерной для металлов тетрагональной структуре. С химической точки зрения олово по свойствам ближе к германию, чем к свинцу, но металлический характер у него выражен более ярко, чем у германия. Единственным типичным металлом в этой группе является свинец.

Все три элемента проявляют две характерные степени окисления: +2 и +4. Для германия и олова более устойчивым является состояние со степенью окисления +4, соединения со степенью окисления +2 – сильные восстановители. Для свинца, наоборот, наиболее устойчивым является состояние со степенью окисления +2,

78

а соединения четырехвалентного свинца являются сильными окислителями.

Физические и химические свойства олова и свинца.

Олово – серебристо-белый легкоплавкий металл при обычных условиях, при температуре +13,20С переходит в алмазоподобную – модификацию. При температурах –30 … –400С этот переход происходит чрезвычайно быстро, особенно при соприкосновении двух различных модификаций, а так как этот фазовый переход характеризуется значительным увеличением объёма при переходе от плотноупакованной тетрагональной структуры к рыхлой алмазоподобной, то оловянные предметы на морозе буквально рассыпаются в порошок. Это явление получило название «оловянной чумы».

Свинец представляет собой серебристо-серый металл с синеватым отливом. Он не имеет полиморфных модификаций и кристаллизуется всегда в характерной для металлов плотноупакованной структуре.

При обычных условиях и олово, и свинец устойчивы по отношению к воде и воздуху, однако свинец на воздухе быстро покрывается матовой оксидной пленкой, защищающей его от дальнейшего окисления. При нагревании эти вещества соединяются с кислородом воздуха, образуя оксиды: SnO2 для олова и PbО для свинца. В ряду стандартных электродных потенциалов олово и свинец стоят непосредственно перед водородом. Олово медленно растворяется в разбавленной соляной кислоте и легко – в концентрированной с выделением водорода:

Sn + 2HCl = SnCl2 + H2 (при нагревании);

Sn + 4HCl (конц) = H2[SnCl4] + H2 .

Свинец с соляной кислотой практически не реагирует (тетрахлоридсвинцовая кислота образуется лишь в незначительных количествах).

Сразбавленной серной кислотой олово и свинец практически не реагируют; свинец вступает в реакцию, только если концентрация серной кислоты превышает 80%:

Pb + 3H2SO4 (> 80%) = Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O;

Sn, Pb + 4(2)H2SO4 (конц.) = Sn(SO4)2 (PbSO4) + SO2 + 2H2O.

Сконцентрированной азотной кислотой олово образует оловянную кислоту, а с разбавленной – нитрат олова, азот (если азотная кислота очень разбавленная, то образуется нитрат аммония) и

79

воду. Свинец с азотной кислотой любой концентрации образует только нитрат свинца и оксид двухвалентного азота:

Sn + 4HNO3 (конц.) = H2SnO3 + 4NO2 + H2O; 5Sn + 12HNO3 (разб.) = 5Sn(NO3)2 + N2 + 6H2O;

4Sn + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; 3Pb + 8HNO3 (разб., гор.) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Олово и свинец реагируют с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов и выделением водорода. Это доказывает амфотерный характер этих элементов:

Sn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Sn(OH)4 + H2 ;

Pb + 4NaOH + 2H2O = Na4[Pb(OH)6] + H2 .

С водородом олово и свинец непосредственно не взаимодействуют, хотя для олова известны гидриды SnH4 и Sn2H6.

Оксиды и гидроксиды олова и свинца обладают амфотерными свойствами:

SnO + 4HCl (конц.) = H2[SnCl4] + H2O;

SnO + 2NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)4] ;

SnO2 + 6HCl = H2[SnCl6] + 2H2O;

SnO2 + 2H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2H2O;

SnO2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Sn(OH)6];

PbO + 2HCl = PbCl2 + H2 ;

PbO + 2NaOH + H2O = Na2[Pb(OH)4];

PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O;

PbO2 + 2H2SO4 = Pb(SO4)2 + 2H2O;

PbO2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Pb(OH)6].

С гидроксидами реакции протекают с образованием аналогичных продуктов.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие олова с кислотами (опыт выполняется в вытяжном шкафу)

В шесть пробирок положите по маленькому кусочку олова и добавьте в первые три по 1 мл разбавленных, а в другие три – концентрированных соляной, серной и азотной кислот. Пробирки с разбавленными кислотами можно слегка подогреть. Отметьте, что наблюдается в каждом случае и запишите уравнения проходящих реакций.

80