Олово хлорид свинца ii свинец хлорид олова ii

Получение гидроксида свинца

Задача 1107.
Гидроксид свинца (II) может быть получен в результате взаимодействия: а) свободного металла с водой; б) оксида свинца (II) с водой; в) соли свинца (II) со щелочью?
Решение:
Гидроксид свинца (II) может быть получен при действии щелочей на растворимые соли свинца (II):

В избытке щёлочи осадок гидроксида свинца (II) растворяется с образованием аквакомплекса:

В кислотах гидроксид свинца (II) растворяется с образованием солей, реакция протекает по механизму реакции нейтрализации:

Электролиз водного раствора хлорида олова (II)

Задача 1108.
Какой из процессов протекает на оловянном аноде при электролизе водного раствора хлорида олова (II)?
а) Sn = Sn 2+ + 2 1 0 = -0,14 В;
б) 2Cl – = Cl2 + 2 2 0 = 1,36 B;
в) 2H2O = O2 + 4H + + 4 3 0 = 1,23 B.
Решение:
Стандартный электродный потенциал олова (-0,14 В) несколько выше, чем потенциал водорода в нейтральной среде (-0,41 В). Это значит, что при электролизе раствора SnCl2 на катоде в основном будет происходить разряд ионов Pb 2+ (восстановление) и выделение металлического свинца:
Sn 2+ + 2 = Sn 0
На аноде происходит противоположный процесс – окисление свинца, так как его стандартный электродный потенциал намного меньше потенциалов окисления хлора и воды (соответственно 1,36 и 1,23 В):
Sn 0 — 2 = Sn 2+
Таким образом, при электролизе водного раствора SnCl2 сводится к растворению свинца (металла анода) и выделению его на катоде.

Источник

Хлорид олова (SnCl2) свойства, структура, использование и риски

хлорид олова (II) или хлорид олова, химической формулы SnCl2, представляет собой белое кристаллическое твердое соединение, продукт реакции олова и концентрированного раствора соляной кислоты: Sn (s) + 2HCl (конц) => SnCl2(вод) + H2(G). Процесс его синтеза (приготовления) состоит из добавления кусочков оловянных опилок для взаимодействия с кислотой.

После добавления кусочков олова происходит дегидратация и кристаллизация до тех пор, пока не будет получена неорганическая соль. В этом соединении олово потеряло два электрона из его валентной оболочки, чтобы сформировать связи с атомами хлора.

Это может быть лучше понято, если учесть валентную конфигурацию олова (5 с 2 5pх 2 ри 0 рZ 0 ), из которых пара электронов занимает орбиталь рх дается протонам H + , для того, чтобы сформировать двухатомную молекулу водорода. То есть это реакция окислительно-восстановительного типа.

  • 1 Физико-химические свойства
    • 1.1 Конфигурация Валенсии
    • 1.2 Реакционная способность
    • 1.3 Восстановительная активность
  • 2 Химическая структура
  • 3 использования
  • 4 риска
  • 5 ссылок

Физико-химические свойства

Ссылки SnCl2 Они ионные или ковалентные? Физические свойства хлорида олова (II) исключают первый вариант. Точки плавления и кипения для этого соединения составляют 247 ° C и 623 ° C, что свидетельствует о слабых межмолекулярных взаимодействиях, что является распространенным фактом для ковалентных соединений..

Его кристаллы белого цвета, что приводит к нулевому поглощению в видимом спектре.

Конфигурация Валенсии

На изображении выше, в верхнем левом углу, показана изолированная молекула SnCl2.

Молекулярная геометрия должна быть плоской, потому что гибридизация центрального атома является sp 2 (3 орбитальных зр 2 и чистой орбитали для образования ковалентных связей), но свободная пара электронов занимает объем и отталкивает атомы хлора вниз, придавая молекуле угловую геометрию.

В газовой фазе это соединение изолировано, поэтому оно не взаимодействует с другими молекулами.

Как потеря пары электронов на орбите рх, олово превращается в ион Sn 2+ и его итоговая электронная конфигурация составляет 5 с 2 5pх 0 ри 0 рZ 0 , со всеми его p-орбиталями, доступными для приема ссылок от других видов.

Ионы Cl — координировать с ионом Sn 2+ дать хлорид олова. Электронная конфигурация олова в этой соли составляет 5 с 2 5pх 2 ри 2 рZ 0 , возможность принять другую пару электронов в своей свободной орбитальной рZ.

Например, вы можете принять другой ион Cl — , образующий комплекс геометрии треугольной плоскости (пирамида с треугольным основанием) и отрицательно заряженный [SnCl3] — .

Читайте также:  Какому семейству относится олово

реактивность

SnCl2 имеет высокую реакционную способность и склонность вести себя как кислота Льюиса (электронный рецептор), чтобы завершить свой валентный октет.

Так же, как он принимает ион Cl — , то же самое происходит с водой, которая «гидратирует» атом олова, связывая молекулу воды непосредственно с оловом, и вторая молекула воды образует взаимодействия водородных связей с первым.

Результатом этого является то, что SnCl2 это не чисто, но согласовано с водой в его дигидратированной соли: SnCl2· 2Н2О.

SnCl2 Он очень растворим в воде и в полярных растворителях, потому что это полярное соединение. Однако его растворимость в воде, меньшая, чем его массовый вес, активирует реакцию гидролиза (разрыв молекулы воды) с образованием основной и нерастворимой соли:

SnCl2(вод) + H2O (l) Sn (OH) Cl (s) + HCl (водн.)

Двойная стрелка указывает на то, что установлено равновесие, благоприятное для левой стороны (по отношению к реагентам), если концентрации HCl увеличиваются. Для этого растворы SnCl2 используемый имеет кислотный рН, чтобы избежать осаждения нежелательного солевого продукта гидролиза.

Восстановительная активность

Реагирует с кислородом в воздухе с образованием хлорида олова (IV) или хлорида олова:

В этой реакции олово окисляется, образуя связь с электроотрицательным атомом кислорода и увеличивает количество связей с атомами хлора..

В целом, электроотрицательные атомы галогенов (F, Cl, Br и I) стабилизируют связи соединений Sn (IV), и этот факт объясняет, почему SnCl2 это восстановитель.

Когда он окисляется и теряет все свои валентные электроны, ион Sn 4+ это остается с конфигурацией 5s 0 5pх 0 ри 0 рZ 0 , будучи парой электронов в орбитальных 5-ых, наиболее трудно быть «схваченным».

Химическая структура

SnCl2 представлена ​​кристаллическая структура орторомбического типа, похожая на ряды пил, в которых кончики зубов представляют собой хлориды.

Каждый ряд представляет собой цепь SnCl3 образуя мостик Cl с другим атомом Sn (Cl-Sn (Cl)2-Cl- ···), как видно на изображении выше. Две цепи, связанные слабыми взаимодействиями типа Sn-Cl, составляют один слой расположения, который накладывается на другой слой и так далее, пока не будет определено кристаллическое твердое вещество..

Свободная электронная пара 5s 2 вызывает искажения в структуре, потому что он занимает объем (объем электронного облака).

Sn может иметь координационное число, равное девяти, то же самое, что иметь девять соседей, рисуя тригональную призму с этим, расположенным в центре геометрической фигуры, и Cl в вершинах, в дополнение к другим Cl, расположенным в каждом квадратных граней призмы.

Это легче заметить, если рассмотреть цепь, в которой Sn (темно-серые сферы) направлены вверх, а три Cl, связанные с ней, образуют треугольный пол, а три верхних Cls образуют треугольную крышу..

приложений

В органическом синтезе он используется в качестве восстановителя для ароматических нитросоединений (Ar-NO2 à Ar-NH2). Поскольку его химическая структура является ламинарной, он находит применение в мире катализа органических реакций, помимо того, что является потенциальным кандидатом на каталитическую поддержку.

Его восстановительное свойство используется для определения присутствия соединений золота, для покрытия стекол серебряными зеркалами и для действия в качестве антиоксиданта..

Также в своей молекулярной геометрии тригональная пирамида (: SnX3 — M + ) используется в качестве основы Льюиса для синтеза большого количества соединений (таких как кластерный комплекс Pt)3Sn8Cl20, где безэлектронная пара координируется с кислотой Льюиса).

риски

SnCl2 Это может повредить лейкоциты. Он вызывает коррозию, раздражение, канцерогенность и оказывает сильное негативное воздействие на виды, обитающие в морских экосистемах..

Он может разлагаться при высоких температурах, выделяя вредный газообразный хлор. При контакте с высокоокислительными агентами вызывает взрывные реакции.

Источник

Свойства элементов IV А группы (олово, свинец)

Цель работы: изучение химических свойств элементов IV А .группы.

Опыт 1. Взаимодействие олова с кислотами

А. Действие на олово разбавленных кислот. В три пробирки кладем по маленькому кусочку металлического олова. В каждую из пробирок добавляем раздельно по 4-6 капель 2 н. растворов кислот: хлороводородной, серной, азотной. Нагреваем пробирки на водяной бане. Наблюдаем выделение газа. С разбавленной серной и соляной кислотами выделяется водород.

Читайте также:  Пайка нержавейки оловом ортофосфорная кислота

Б. Действие на олово концентрированных кислот. Раствор разбавленных кислот осторожно сливаем с олова, промываем его водой и в каждую пробирку добавляем по 4-5 капель концентрированных кислот: в первую соляной (d = 1,19 г/см 3 ), во вторую — серной (d = 1,84 г/см 3 ), в третью — азотной (d = 1,4 г/см 3 ). Осторожно нагреваем пробирки на водяной бане. В первой пробирке выделяется водород, во второй- сероводород.

Опыт 2. Гидроксид олова (II) и его свойства. В две пробирки вносим по 2-4 капли раствора хлорида олова (II). В каждую пробирку добавляем по 2-5 капель 2 н. раствора едкого натра до образования осадка. К полученному гидроксиду олова добавляем: в первую пробирку 3-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, во вторую — столько же 2 н. раствора едкого натра. Растворы размешиваем стеклянной палочкой или осторожно встряхиваем пробирки в обоих случаях до растворения осадков.

1) SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2 + 2NaCl

Sn + 2OH = Sn(OH)2 (белый)

Опыт 3. Гидролиз хлорида олова (II). Наливаем в пробирку 4 капли воды и опускаем в нее 2-3 кристаллика хлорида олова (II). Размешиваем, содержимое стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов. К полученному прозрачному раствору добавляем еще 5-6 капель воды. Прибавлением кислоты к раствору можно уменьшить гидролиз хлорида олова.

Sn + 2Cl + H2O = SnOHCl + H + Cl (белый)

Опыт 4. Восстановительные свойства соединений олова (II).

А. Восстановление перманганата калия. В пробирку с раствором перманганата калия добавляем 4-5 капель 2 н. раствора соляной кислоты и свежий раствор соли олова до обесцвечивания смеси. Олово переходит в степень окисления +4.

Б. Восстановление дихромата калия. К раствору хлорида олова (II) добавляем 5-6 капель соляной кислоты. К подкисленному раствору по каплям прибавляем дихромат калия до появления зеленой окраски вследствие восстановления дихромата до Сr 3+ .

В. Восстановление хлорида железа (III). В две пробирки вносим по 2 капли раствора хлорида железа (III) и гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (реактив на ион Fe 2+ ). В обе пробирки добавляем воды. Одну пробирку сохранить для сравнения, в другую добавляем 2-3 капли раствора хлорида олова (II) и наблюдаем в ней появление синей окраски вследствие образования Fe3[Fe(CN)6]2.

Sn + 2Fe + 6Cl = 2Fe + SnCl6

Г. Восстановление ртути из ее нитрата. К 2-3 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляем 1 каплю нитрата ртути (II). Наблюдаем образование темного осадка металлической ртути.

Опыт 5. Окисление олова (II) до олова (IV). К 2-3 каплям раствора хлорида олова (II) прибавляем по каплям бромную воду. Наблюдаем обесцвечивание бромной воды.

2 SnCl2 + 2 Br2 = SnBr4 + SnCl4 (слабо-желтая окраска раствора)

Опыт 6. Окислительные свойства олова (IV). В полученный в опыте 5 раствор опускаем железный гвоздик с зачищенной поверхностью.

SnBr4 + Fe = FeBr2 + SnBr2 (обесцвечивание раствора)

Опыт 7. Гидроксид олова (IV) и его свойства. В две пробирки вносиим по 2-4 капли раствора хлорида олова (IV) и по 2-4 капли 2 н. раствора едкого натра (до выпадения осадка). К полученному осадку добавляем в одну пробирку несколько капель соляной кислоты, в другую — несколько капель едкого натра.

1) SnCl4 + 4 NaOH = Sn(OH)4 + 4NaCl

Sn + 4 OH = Sn(OH)4 (белый)

Опыт 8. Сульфид олова (IV) и его свойства

А. Получение сульфидов. В 2 пробирки наливаем по 3-4 капли хлорида олова (II) и хлорида олова (IV). К каждой пробирке добавляем подкисленный раствор сульфида натрия.

Б. Образование тиосолей олова. К осадку SnS2 добавляем сульфид аммония. Наблюдать растворение SnS2 из-за образования комплекса [SnS3] 2? .

В. Разрушение тиостанната аммония в кислой среде. К раствору тиосоли олова, полученному в предыдущем опыте, добавляем 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. В осадок выпал сульфид свинца, и выделился сероводород. олово свинец свойство гидролиз

Опыт 1. Переходы между степенями окисления.

А. К 2-3 каплям раствора нитрата свинца (II) прибавляем по каплям бромную воду. Наблюдаем обесцвечивание бромной воды.

Б. В полученный в опыте А раствор опускаем железный гвоздик с зачищенной поверхностью.

В. В раствор нитрата свинца (II) помещаем кусочек цинка.

Опыт 2. Взаимодействие свинца с кислотами.

А. Действие на свинец разбавленных кислот. В три пробирки помещаем по маленькому кусочку свинца и приливаем по 5-8 капель 2 н. растворов кислот: в первую — соляной, во вторую — серной, в третью — азотной. Нагреваем пробирки маленьким пламенем горелки. По охлаждении растворов в каждую пробирку вносим по 2-3 капли раствора иодида калия.

Читайте также:  Как пользоваться канифолью при пайке оловом

Pb + 2K + PbI2 (желтый)

Б. Действие на свинец концентрированных кислот. Осторожно выливаем раствор кислот из всех пробирок, ополаскиваем свинец водой и действуем на него концентрированными кислотами: соляной (d = 1,19 г/см 3 ), серной (d = 1,84 г/см 3 ) и азотной (d = 1,4 г/см 3 ), добавляя их раздельно в каждую пробирку по 3?5 капель. Осторожно нагреваем пробирки на водяной бане. Наблюдается выделение газа.

Опыт 3. Гидроксид свинца (II) и его свойства. В две пробирки помещаем по 2-3 капли раствора соли свинца и добавляем в каждую по нескольку капель 2 н. раствора едкого натра до выпадения осадка. Исследуем свойства полученного гидроксида свинца, добавив в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора азотной кислоты, в другую — 2 н. раствора едкого натра. Размешиваем растворы стеклянной палочкой до растворения осадков в обоих случаях.

2) Pb(OH)2 + 4 NaOH = Na4[Pb(OH)4] (растворение осадка)

Опыт 4. Получение некоторых малорастворимых солей свинца (II). В четыре пробирки раздельно вносим по 2-4 капли 2 н. растворов серной и соляной кислот, раствора иодида калия и сероводородной воды. В каждую пробирку добавляем по 2-3 капли раствора соли свинца. Во все пробирки добавляем по 2-3 капли воды и нагреваем на водяной бане. Опускаем пробирки с раствором в стакан с холодной водой и после охлаждения наблюдаем снова образование осадков хлорида и иодида свинца.

Pb + 2Cl = PbCl2 (белый)

Pb + 2I = PbI2 (желтый)

Pb + S = PbS (черный)

Опыт 5. Гидролиз солей свинца (II). Опускаем в пробирку 2-3 кристаллика нитрата свинца (II) и добавляем 4-5 капель воды. Размешиваем содержимое стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов и опускаем в раствор синюю лакмусовую бумажку. В растворе нитрата свинца кислая среда. Нагреваем слегка раствор и, добавив к нему такой же объем раствора карбоната натрия, снова нагреваем. Наблюдаем выпадение осадка соли (РbOH)2СО3. В азотной кислоте можно растворить полученную соль.

Опыт 6. Окисление соединений свинца (II) пероксидом водорода. К раствору соли свинца (II) (2-3 капли) добавляем 2-3 капли 40 %-ного раствора едкого натра и 4-6 капель пероксида водорода. Полученный раствор Na4[Pb(OH)6] размешиваем стеклянной палочкой и нагреваем на водяной бане или на маленьком пламени горелки. Наблюдаем образование коричневого осадка диоксида свинца. Даем раствору отстояться, удаляем пипеткой или кусочком фильтровальной бумажки избыток жидкости и промываем осадок 2-3 каплями воды, перемешивая палочкой.

Опыт 7. Амфотерные свойства диоксида свинца. Помещаем в пробирку 2-3 микрошпателя диоксида свинца и добавляем к нему несколько капель концентрированной соляной кислоты. Нагреваем слегка пробирку на водяной бане. Наблюдаем появление желтой окраски, характерной для тетрахлорида свинца.

Опыт 8. Окислительные свойства диоксида свинца.

A. Окисление сульфата хрома (III). В пробирку с диоксидом свинца добавляем 10 капель 40 %-ного раствора едкого натра. Пробирку нагреваем на водяной бане или закрепляем в штативе и осторожно нагреваем на горелке. В горячий раствор вносим каплю раствора сульфата хрома и снова нагреваем пробирку.

Б. Окисление иодида калия. В пробирку вносим один микрошпатель порошка диоксида свинца, 3-5 капель 2 н. раствора серной кислоты и 5-6 капель раствора иодида калия. Нагреваем пробирку маленьким пламенем горелки или на водяной бане. Цвет раствора стал коричневым. Переносим стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8-10 каплями раствора крахмала. Отмечаем появление синей окраски.

В. Окисление сульфата марганца (II). В пробирку помещаем очень немного (на кончике микрошпателя) диоксида свинца, добавляем 6-8 капель 2 н. раствора азотной кислоты и одну каплю раствора соли марганца (II). Содержимое пробирки осторожно кипятим. Окраска полученного раствора стала черной.

Вывод: В ходе данной лабораторной работы на практике были рассмотрены свойства олова и свинца. Были записаны уравнения химических реакций.

Источник