Окислительно-восстановительные свойства олова и свинца
Задание 365
Какая степень окисления наиболее характерна для олова и, какая для свинца? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой.
Решение:
Для олова в одинаковой степени характерны степени окисления +2 и +4. Для олова в одинаковой степени характерны степени окисления +2 и +4.
Для свинца наиболее характерна степень окисления +2 и в меньшей степени +4.
Уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой:
а) При взаимодействии олова с концентрированной азотной кислотой образуются — оловянная кислота H2SnO3 и оксид азота (IV) NO2:
Sn 0 + 4N 5+ = Sn 4+ + 4N4 +
б) При взаимодействии свинца с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат свинца Pb(NO3)2 и оксид азота (IV) NO2:
Pb 0 + 2N 5+ = Pb 2+ + 2N 4+
Задание 366
Чем можно объяснить восстановительные свойства олова (II) и окислительные свинца (IV)? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций: а) SnCl2 с НgCl2; б) РЬО2 с НСl (конц.).
Решение:
Олово и свинец на внешнем энергетическом уровне содержат по четыре электрона. Так как олово (II) на внешнем энергетическом уровне содержит два электрона, то оно может их отдать, т. е. проявить свойства восстановителя. Свинец (IV) на внешнем энергетическом уровне не содержит электронов, поэтому свинец (IV) может присоединить недостающие электроны, проявив при этом свойства окислителя. Свинец в степени окисления +4 может только присоединять электроны, поэтому проявляет только свойства окислителя, олово в степени окисления +2 может и отдавать, и присоединять по два электрона, проявляя при этом свойства или восстановителя, или окислителя.
а) Реакция SnCl2 с НgCl2
Sn 2+ + 2Hg 2+ = Sn 4+ + 2Hg +
б) Реакция РЬО2 с НСl (конц.).
Pb 4+ + 2Cl — = Pb 2+ + Cl2 0
Задание 367
Какие оксиды и гидроксиды образуют олово и свинец? Как изменяются их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в зависимости от степени окисления элементов? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II).
Решение:
Олово и свинец образуют оксиды и диоксиды: PbO, PbO2, SnO, SnO2.
SnO и PbO образуют гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2, которые проявляют амфотерные свойства. У Pb(OH)2 преобладают основные свойства, он растворяется только в концентрированном растворе щёлочи. У Sn(OH)2 преобладают кислотные свойства.
Оксидам PbO2 и SnO2 отвечают гидроксиды H2SnO3 и H2PbO3 – слабые кислоты. Причём кислотные свойства их ослабевают в ряду H2SnO3 — H2PbO3. Основные свойства в ряду Sn(OH)2 — Pb(OH)2 усиливаются.
Уравнения реакции взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II):
а) Sn +2NaOH + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2↑ (молекулярная форма);
Sn + 2OH – + 4H2O = [Sn(OH)6] 2- + 2H2↑ (ионно-молекулярная форма)
б) Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4] (молекулярная форма);
Pb(OH)2 + 2OH — = [Pb(OH)4] 2- (ионно-молекулярная форма).
Источник
Окислительно-восстановительные свойства олова и свинца
Задание 365
Какая степень окисления наиболее характерна для олова и, какая для свинца? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой.
Решение:
Для олова в одинаковой степени характерны степени окисления +2 и +4. Для олова в одинаковой степени характерны степени окисления +2 и +4.
Для свинца наиболее характерна степень окисления +2 и в меньшей степени +4.
Уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой:
а) При взаимодействии олова с концентрированной азотной кислотой образуются — оловянная кислота H2SnO3 и оксид азота (IV) NO2:
Sn 0 + 4N 5+ = Sn 4+ + 4N4 +
б) При взаимодействии свинца с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат свинца Pb(NO3)2 и оксид азота (IV) NO2:
Pb 0 + 2N 5+ = Pb 2+ + 2N 4+
Задание 366
Чем можно объяснить восстановительные свойства олова (II) и окислительные свинца (IV)? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций: а) SnCl2 с НgCl2; б) РЬО2 с НСl (конц.).
Решение:
Олово и свинец на внешнем энергетическом уровне содержат по четыре электрона. Так как олово (II) на внешнем энергетическом уровне содержит два электрона, то оно может их отдать, т. е. проявить свойства восстановителя. Свинец (IV) на внешнем энергетическом уровне не содержит электронов, поэтому свинец (IV) может присоединить недостающие электроны, проявив при этом свойства окислителя. Свинец в степени окисления +4 может только присоединять электроны, поэтому проявляет только свойства окислителя, олово в степени окисления +2 может и отдавать, и присоединять по два электрона, проявляя при этом свойства или восстановителя, или окислителя.
а) Реакция SnCl2 с НgCl2
Sn 2+ + 2Hg 2+ = Sn 4+ + 2Hg +
б) Реакция РЬО2 с НСl (конц.).
Pb 4+ + 2Cl — = Pb 2+ + Cl2 0
Задание 367
Какие оксиды и гидроксиды образуют олово и свинец? Как изменяются их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в зависимости от степени окисления элементов? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II).
Решение:
Олово и свинец образуют оксиды и диоксиды: PbO, PbO2, SnO, SnO2.
SnO и PbO образуют гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2, которые проявляют амфотерные свойства. У Pb(OH)2 преобладают основные свойства, он растворяется только в концентрированном растворе щёлочи. У Sn(OH)2 преобладают кислотные свойства.
Оксидам PbO2 и SnO2 отвечают гидроксиды H2SnO3 и H2PbO3 – слабые кислоты. Причём кислотные свойства их ослабевают в ряду H2SnO3 — H2PbO3. Основные свойства в ряду Sn(OH)2 — Pb(OH)2 усиливаются.
Уравнения реакции взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II):
а) Sn +2NaOH + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2↑ (молекулярная форма);
Sn + 2OH – + 4H2O = [Sn(OH)6] 2- + 2H2↑ (ионно-молекулярная форма)
б) Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4] (молекулярная форма);
Pb(OH)2 + 2OH — = [Pb(OH)4] 2- (ионно-молекулярная форма).
Источник
Свойства р-металлов IV группы — Sn, Pb
Олово и свинец относят к семейству р-элементов, общая электронная формула: ns 2 np 2 , где n — номер периода. Итак, для этих металлов: Sn -5s 2 5p 2 , для Pb -6s 2 6p 2 . Практически для всех s, p-элементов возможные степени окисления могут быть определены на основании распределения валентных электронов по квантовым ячейкам в нормальном и возбужденном состоянии. Для элементов подгруппы Ge:
в нормальном состоянии в возбужденном состоянии
2 валентных электрона 4 валентных электрона
Таким образом, олово и свинец в соединениях могут проявлять степени окисления 0; +2; +4. В водородных соединениях — SnH4 и PbH4 – металлы проявляют отрицательную степень окисления -4.
При определении кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов олова и свинца в степенях окисления +2 и +4 необходимо помнить, что они являются промежуточными металлами V и VI периодов, следовательно, их оксиды и гидроксиды в этих степенях окисления амфотерные.
ослабление кислотных свойств
усиление основных свойств
Вследствие амфотерности гидроксидов Sn(OH)2 и Pb(OH)2 металлы олово и свинец легко растворяются в водных растворах щелочей с образованием водорода и комплексной соли: 
.
Взаимодействие этих металлов с разбавленными кислотами сопровождается окислением олова и свинца до степени окисления +2 с образованием соответствующих солей. Реакции протекают при нагревании. Все эти реакции гетерогенные, поэтому непременным условием их протекания является растворимость образующихся солей. Из трех солей PbCl2, PbSO4, Pb(NO3)2 хорошо растворимый только нитрат, поэтому свинец лучше растворяется в HNO3:
-2e® Pb 2+ 3
NO3 — +4H + +3e® 
2
При взаимодействии с концентрированными кислотами свинец во всех случаях окисляется до Pb(2+), и образует с концентрированной H2SO4 кислую соль — Pb(HSO4)2. C концентрированными серной и азотной кислотами олово окисляется до степени окисления +4. Причем, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется не соль, а b-оловянная кислота, нерастворимая ни в кислотах, ни в щелочах.
Окислительно-восстановительные свойства соединений Sn и Pb обусловлены различной стойкостью их соединений в разных степенях окисления. В степени окисления +4 они могут быть только окислителями (поскольку степень окисления +4 максимальна). Это свойство наиболее ярко выражено у соединений Pb +4 , потому что для свинца более стойкие соединения в степени окисления +2. В степени окисления +2 соединения этих элементов проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, однако более характерный переход Sn 2+ — 2e® Sn +4 , то есть, проявление соединениями Sn(+2) восстановительных свойств. Благодаря наличию вакантных d-орбиталей, эти металлы образуют многочисленные тетраэдрические и октаэдрические комплексы, например, гидроксокомплексы Na2[Sn(OH)4], Na2[Sn(OH)6], K4[Pb(OH)6].
Задача 1. Рассчитайте, хватит ли 20 г олова, содержащего 5% примесей, для получения 2,24 л Н2 (н.у.) в реакции олова с HCl?
Решение. Рассчитаем, сколько в образце олова действующего вещества:
20 — 20∙0,05 = 19 г. Используя закон эквивалентов, вычислим, сколько необходимо металла для получения указанного объема Н2:
, тогда 
.
Для получения 2,24 л Н2 необходимо 5,9 г Sn , что на 13,1 г меньше, чем дано по условию. Ответ: хватит.
Задача 2. Определите тепловой эффект реакции, используя значения стандартных энтальпий образования: 
.
Решение. Согласно следствию из закона Гесса: ΔН 0 х.р. = ΣΔНºпрод — ΣΔНºисх .
Задача 3. Пользуясь таблицей стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определить продукты и возможность протекания реакций при стандартных условиях: а) 
; б) 
.
Решение. а) Вследствие большей устойчивости Sn(4+) в данной реакции Sn 2+ является восстановителем: Sn 2+ -2 
® Sn 4+ , E 0 =-0,15B, следовательно, Fe 3+ — окислитель:
Fe 3+ + 
®Fe 2+ , E 0 =0,771B.
Э.Д.С. = Е 0 ок.– Е 0 восст. = 0,771 + 0,15 = 0,921В.
Реакция идет самопроизвольно в прямом направлении:
Sn 2+ — 2 
® Sn 4+ 1
Fe 3+ + е ® Fe 2 2
Sn 2+ +2Fe 3+ = Sn 4+ + 2Fe 2+
б) Sn 2+ — восстановитель: 
;
K2Cr2O7 — окислитель: 
.
Э.Д.С. = 1,477 + 0,15 = 1,627 В. Реакция идет самопроизвольно.
Уравнение реакции выглядит так:
Cr2O7 2- + 14H + +6 ® 2Cr 3+ + 7H2O 1
Источник
Олово и его соединения
Олово — элемент, известный с древних времен (4 тыс. летдон.э.).
Нахождение в природе. Олово — рассеянный элемент, содержание в земной коре 4-10 _3 масс. %. Основные минералы — касситерит (оловянный камень) Sn02, оловянный колчедан Cu2FeSnS4.
Физические свойства. Олово — серебристо-белый металл, пластичный, легкоплавкий. Имеет три модификации:
О a-Sn — серое олово (алмазоподобная структура, полупроводник, твердое, хрупкое вещество) при / 173 °С.
При / = —33 °С p-Sn переходит в a-Sn, олово рассыпается в серый порошок («оловянная чума»). Изделия из олова следует предохранять от действия низких температур.
Химические свойства. При нормальных условиях олово инертно.
1. Взаимодействие с простыми веществами:
О легко соединяется с галогенами
О вступает в реакции с кислородом и серой при нагревании:
О образует с металлами эвтектические смеси или металлические растворы.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
О не реагирует с водой;
О растворяется в сильных кислотах медленно, в концентрированных кислотах и при нагревании процесс ускоряется:
О энергично реагирует с кислотами-окислителями:
О растворяется в щелочах в присутствии окислителя Н22:
Получение. После обогащения руды олово выделяют по реакции:
Оксиды SnO и Sn02 — амфотерные с преобладанием основных свойств:
Диоксид Sn02 термически устойчив, = 2000 °С, стойкий к действию водных растворов кислот и щелочей:
Получение осуществляется по следующим реакциям:
Гидроксиды Sn(OH)2 и Sn(OH)4 (Sn02 «H20) — амфотерные с преобладанием основных свойств:
а-оловянная кислота растворяется в избытке кислот и щелочей, р-оловянная кислота не растворяется в водных растворах кислот и щелочей, сплавляется только со щелочами.
Получение осуществляется по следующим реакциям:
Соединения Sn +2 проявляют восстановительные свойства:
Применение. Олово используется для паяния металлов, изготовления баббитов (придает наилучшие антифрикционные свойства), припоев (в случаях, когда не допускается высокий нагрев изделия и требования хорошего заполнения узких зазоров), для нанесения покрытий на металлы (благодаря высокой коррозионной стойкости), лужения железа (листовое железо, покрытое оловом, широко используется в технике).
Источник
