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.
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.
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
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
уравнение восстановления сульфата меди (II) с образованием иодида меди (I) и свободного иода.
Определите цвет осадка CuI. Для этого добавьте несколько капель раствора сульфита натрия Na2SO3 до исчезновения желтой окраски. Напишите уравнение реакции взаимодействия иода с сульфитом натрия, учитывая, что в реакции принимает участие вода.
Опыт 4. Взаимодействие цинка с кислотами и щелочами.
В три пробирки поместите по кусочку цинка и по 3 – 5 мл растворов соляной, серной кислот и раствора щелочи. При необходимости пробирки подогрейте. Какой газ выделяется во всех случаях? В отдельную пробирку положите кусочек цинка и прилейте немного концентрированной серной кислоты. Какой газ выделяется в этом случае? Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагирует с цинком? Напишите уравнения всех проведенных реакций. Назовите все полученные соединения цинка.
Опыт 5. Получение и свойства гидроксида цинка.
В три пробирки налейте по 3 – 5 мл раствора соли цинка и добавьте в пробирки по каплям раствор щелочи до образования белого студенистого осадка гидроксида цинка. Проверьте, растворяются ли полученные осадки в разбавленных растворах соляной кислоты, щелочи и в концентрированном растворе аммиака. Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет гидроксид цинка?
1.Охарактеризуйте медь и цинк, исходя из их положения в периодической таблице Д.И. Менделеева. Почему медь, находясь в первой группе периодической таблицы, значительно отличается по свойствам от щелочных металлов?
2.Напишите уравнения химических реакций, в которые могут вступать медьи цинк(скислотами, щелочами,кислородом, галогенами).
3.Напишите уравнения химических реакций получения оксидов меди и цинка. Какими химическими свойствами обладают эти оксиды? Напишите соответствующие уравнения химических реакций.
4.В ходе каких химических реакций можно получить гидроксиды меди и цинка? Приведите уравнения соответствующих реакций. Ка-
34