Напишите уравнения реакций доказывающих амфотерность гидроксида олова ii

Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксидов олова и свинца.

Налить в две пробирки по две капли раствора SnCl₂, в другие две — по две капли раствора Pb(NO₃)₂. Затем в каждую пробирку прибавить по несколько капель раствора щелочи. К выпавшим осадкам добавить в первую пробирку раствор HNO₃ и во вторую — раствор NaOH. Отметить наблюдения.Дать объяснения. Написать уравнения реакций.

Опыт 3. Галогениды свинца (II)

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли свинца. Прилить в первую пробирку 2-3 капли раствора KI, во вторую — 2-3 капли раствора HCl. Наблюдать цвета полученных осадков. Добавить в каждую пробирку по 3-4 капли воды и слегка нагреть. Что происходит? Дать растворам охладиться. Что происходит? Дать объяснения. Написать уравнения всех реакций.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений свинца (IV).

В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO₂ и 10 капель концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В горячий раствор внести 2 капли раствора Cr₂(SO₄)₃ и снова нагреть пробирку. Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона Cro₄ 2- . Написать уравнение реакции.

Опыт 5.Восстановительные свойства соединений олова (II).

К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl₂ прилить по каплям раствор щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному раствору станнита натрия прилить 2-3 капли раствора соли висмута (Bi(NO₃)₃), перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH)₃, затем он чернеет, восстанавливаясь до металлического висмута. Станнит натрия при этом окисляется в станнат натрия. Написать уравнения всех реакций.

Контрольные вопросы:

1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).

2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения гидроксида олова (IV) и взаимодействие его с кислотами и щелочью.

3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства: Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₄?

4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl₂? Написать уравнения реакций.

5. Почему при приготовлении раствора SnCl₂ воду подкисляют соляной кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl₂ в молекулярной и ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды; б) добавление соляной кислоты?

6. Закончить уравнение реакции:

Уравнять методом ионно — электронного баланса.

7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:

8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II) обладают восстановительными свойствами.

9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной азотной кислотой.

10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?

11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их свойствах?

12. Почему разбавленная серная кислота не растворяет свинец, а концентрированная – растворяет? Объяснить, написать уравнения реакций.

13. Написать электронные формулы ионов: Sn+ 2 ., Sn +4 , Pb +2 ,Pb +4

14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?

15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный характер ионов Sn 2+ , Pb 2+ и окислительный характер ионов Sn 4+ , Pb 4+ .

16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.

17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

18. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Цинк, кадмий, ртуть.

Элементы II B подгруппы имеют завершенную конфигурацию валентных электронов ns 2 (n-1)d 10 и проявляют постоянную валентность, равную 2.

В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть представляют собой серебристо-белые металлы, поверхность которых покрыта оксидной пленкой. Ртуть является в нормальных условиях жидким металлом, так как имеет низкую температуру плавления ( — 39° С).

Химическая активность металлов этой группы от Zn к Hg уменьшается. Об этом свидетельствуют значения их окислительно-восстановительных потенциалов:

Наиболее активным является цинк. В воде цинк не растворяется, так как его поверхность покрыта нерастворимым в воде оксидом. Очищенный от оксидной пленки цинк способен вытеснять водород из воды:

Цинк легко растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H₂SO₄):

Zn + 2H + ® Zn 2+ + H₂ ­ ,

и при нагревании в щелочах, так как обладает амфотерностью, и его оксид и гидроксид хорошо растворяются в щелочном растворе.

При растворении в азотной кислоте цинк способен восстановить N +5 до N -3

При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой могут образовываться разные продукты восстановления S +6 : SO₂, S, H₂S.

Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах — менее энергично, чем цинк.

Ртуть способна растворяться в растворах концентрированных кислот-окислителей ( HNO_3, H₂SO₄ конц.) и в разбавленной HNO₃ :

Свойства однотипных соединений по группе закономерно изменяются. Например, основные свойства оксидов (ЭО) и гидроксидов (Э(ОН)₂) от цинка к ртути усиливаются. Поэтому гидроксид кадмия, Cd(OH)₂, кислотные свойства проявляет в значительно меньшей степени, чем Zn(OH)₂. Если Zn(OH)₂ легко растворяется в щелочах, то Cd(OH)₂ взаимодействует с концентрированными щелочами при длительном кипячении:

В отсутствии избытка щелочи гидроксокадматы легко разрушаются водой:

При действии на соли катионов подгруппы цинка раствором аммиака образующиеся в начале гидроксиды растворяются с образованием аммиакатных комплексов:

Аммиакаты ртути (II), [Hg(NH₃)₄](NO₃)₂ образуются только при большом избытке NH₃ и в присутствии солей аммония. Взаимодействие HgCl₂ c NH₃ в концентрированном растворе NH₄Cl приводит к выпадению осадка [Hg(NH₃)₂Cl₂]:

В разбавленных же растворах образуется нерастворимое в воде амидное производное [HgNH₂]Cl :

Диаграмма Латимера для ртути:

+0,920 +0,788

Hg 2+ Hg₂ 2+ Hg 0

+0,53 +0,2676

HgCl₂ Hg₂Cl₂

X=Br, +0,306 X=Br, + 0,1397

[НgX₄] 2- Hg₂X₂

X=I, +0,116 X=I, -0,0405

X= I, -0,038

Соединения цинка не проявляют в водных растворах активных окислительных свойств, тогда как соединения ртути являются достаточно сильными окислителями, о чем свидетельствует диаграмма Латимера для ртути. Соли ртути (II) способны окислять даже такой неактивный металл как медь:

Cu + Hg 2+ ® Cu 2+ + Hg

Проявляя постоянную валентность — два, ртуть способна к образованию соединений со степенью окисления +1, в которых ртуть находится в виде сложного катиона ( Hg — Hg) 2+ .

Соединения такой ртути весьма склонны к диспропорционированию:

В зависимости от условий соединения Hg₂ 2+ могут проявлять или восстановительные или окислительные свойства:

Соединения кадмия и ртути ядовиты, особенно соединения ртути.

Лабораторная работа №5

Опыт 1. Образование сульфидов взаимодействием простых веществ (демонстрационный опыт, проводить в вытяжном шкафу!).

При проведении данного опыта не наклоняйтесь над смесью серы и цинка. Нельзя проводить опыт в пробирке!

Цинковую пыль и серный цвет (порошок серы), взятые в массовом соотношении 2:1, тщательно перемешать. Смесь поместить на кусочек асбеста и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой. Объяснить яркую вспышку и образование белого дыма. Составить уравнение реакции.

Источник

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)₂. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂ к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Источник