Лабораторная работа 18 Алюминий, олово, свинец

Цель работы: изучить химические свойства алюминия и его соединений, а также соединений олова и свинца.

Задание: получить гидроксиды Al, Sn (II), Pb (II) и убедиться на опытах, что они имеют амфотерный характер; что соединения Sn (II) проявляют свойства восстановителей, а соединения Pb (IV) – окислителей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Алюминий, олово, свинец – элементы главных подгрупп III и IV групп. Относятся к р-металлам.

На внешнем энергетическом уровне у атомов алюминия находится три электрона (3s²p¹), поэтому в большинстве соединений он проявляет степень окисления +3.

На воздухе алюминий покрывается очень прочной тончайшей оксидной пленкой, которая определяет его высокую коррозионную стойкость:

4А1 + 3О₂ = 2А1₂О₃

Стандартный электродный потенциал алюминия равен –1,662 В. Несмотря на столь большое отрицательное его значение, алюминий, вследствие образования на его поверхности защитной оксидной пленки, не вытесняет водород из воды. Однако амальгамированный алюминий, на котором не образуется плотного слоя оксида, энергично взаимодействует с водой с вытеснением водорода.

Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют алюминий, особенно при нагревании. В концентрированных азотной и серной кислотах, а также в сильно разбавленной азотной кислоте алюминий устойчив, так как эти кислоты пассивируют алюминий, упрочняя защитную оксидную пленку на его поверхности.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:

Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3Н₂

Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат:

Al(OН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Суммарное уравнение реакции имеет вид:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

Гидроксид алюминия Al(OН)₃ получается действием щелочи на раствор соли и, как амфотерный гидроксид, легко растворяется в избытке щелочи и кислотах.

Атомы олова и свинца на внешнем энергетическом уровне имеют по 4 электрона (ns²р²). Поэтому характерные степени окисления олова и свинца +2 и +4. Для олова наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +4. Поэтому соединения Sn (II) являются восстановителями. Для свинца, наоборот, наиболее типичны соединения со степенью окисления +2. Вследствие этого соединения Pb (IV) проявляют себя как окислители.

В ряду напряжений олово и свинец расположены непосредственно перед водородом. В разбавленных HCl и H₂SO₄ олово растворяется очень медленно с образованием Sn²⁺ и выделением водорода, а свинец в этих кислотах почти не растворяется, так как покрывается нерастворимыми продуктами окисления PbCl₂ и PbSO₄. В концентрированной HCl эти металлы растворяются с образованием хлорокомплексов:

М + 4HCl (конц.) = Н₂[MCl₄] + H₂↑

КонцентрированнаяH₂SO₄ окисляет олово в Sn(SO₄)₂, а свинец в Pb(HSO₄)₂; Н₂SO₄ при этом восстанавливается в SO₂. Разбавленной HNO₃ олово и свинец окисляются в нитраты М(NO₃)₂, восстанавливая HNO₃ в NO. Концентрированная HNO₃ переводит олово в оловянную кислоту H₂SnO₃, а свинец – в соль Pb(NO₃)₂, HNO₃ восстанавливается до NO₂. При нагревании оба металла растворяются в водных растворах щелочей:

М + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[M(OH)₄] + H₂

Олово и свинец образуют нерастворимые в воде оксиды: SnO, PbO и SnO₂, PbO₂. Этим оксидам соответствуют гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами. В гидроксидах олова (II) и свинца (II) преобладают основные свойства, а в гидроксидах олова (IV) и свинца (IV) – кислотные.