Теоретическая часть. Ознакомление со свойствами химических элементов, простыми веществами и соединениями бора и алюминия.

Лабораторная работа

По химии.

«p - металлы».

Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12

Дата выполнения: 19. 11. 2004

Дата сдачи: 26. 11. 2004

М О С К В А

2 0 0 4

Цель работы.

Ознакомление со свойствами химических элементов, простыми веществами и соединениями бора и алюминия.

Теоретическая часть.

Алюминий Al.

Представляет собой амфотерный элемент, образующий простое вещество с металлическими свойствами. Металл имеет кристаллическую гранецентрированную кубическую решетку, хороший проводник тепла и электрического тока, весьма пластичен. На воздухе алюминий прочной оксидной пленкой Al₂O₃, предохраняющий его от дальнейшей коррозии. Наличие на поверхности алюминия прочного оксида не позволяет осуществить пайку алюминия низкотемпературными припоями. В подобных случаях возможно применение реактивно – флюсовой пайки, основанной на восстановлении металла из флюса, при этом металл становится припоем. Алюминий – металл активный. Если с алюминия снять оксидную пленку, он разлагает воду с выделением водорода:

2Al + 3H₂O = Al₂O₃ + 3H₂↑

Алюминий вытесняет водород из кислот слабых окислителей HCl.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

Разбавленную азотную кислоту он восстанавливает до N₂О и частично до NH₃:

8Al + 30HNO₃(p) = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O

В концентрированных азотной и серной кислотах он не растворяется, так как образующийся Al2O3 не взаимодействует с концентрированными кислотами – окислителями.

Алюминий растворяется в щелочах, образуя гидроксосоли:

2Al + 6H₂O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Алюминий является активным восстановителем, что проявляется, например, в его взаимодействии с KMnO₄:

10Al + 6KMnO₄ + 24H₂SO₄ = 5Al₂(SO₄)₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ 24H₂O

Гидроксид алюминий Al(OH)₃ – амфотерен. В кислой среде Al(OH)₃ образует соли алюминия:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

В щелочной среде – алюминаты:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Соли алюминия, будучи солями слабого основания, в водных растворах сильно гидролизованы и имеют кислую реакцию:

AlCl₃ + H₂O = Al(OH)Cl₂ + HCl

Al(OH)Cl₂ + H₂O = Al(OH)₂Cl + HCl

Алюминий способен к комплексообразовании. Для него характерны координационные числа 4 и 6:

[Al(OH)₄]^-; [Al(OH)₆]^3-; [Al(H₂O)₆]³⁺

Олово и свинец Sn и Pb.

В виде простых веществ олово и свинец обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Металличность у свинца выражена сильнее, чем у олова. Оба элемента проявляют степень окисления +2, +4, -4. Олово и свинец химически устойчивы, что обусловлено невысокими отрицательными значениями их электродных потенциалов, а также образованием на их поверхности защитных пленок оксидов и солей.

В мягкой воде при свободном доступе СО2 и О2 свинец постепенно растворяется вследствие образования растворимых гидрокарбонатов свинца. В соляной кислоте олово и свинец окисляются до 2+. Со свинцом эта реакция идет только в концентрированной кислоте и при нагревании, так как образующийся PbCl2 в холодной кислоте мало растворим:

Sn + HCl = SnCl₂ + H₂↑

Pb + HCl = H[PbCl₃] + H₂↑

Разбавленная серная кислота на олово, а особенно на свинец практически не действует вследствие образования пленки из малорастворимых солей PbSO4, SnSO4. В концентрированной серной кислоте олово и свинец окисляются:

Sn + 4H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + 2SO₂ + 4H₂O

Pb + 3H₂SO₄ = Pb(HSO₄)₂ + SO₂ + 2H₂O

Олово и свинец с кислородом образуют моноксиды SnO, PbO и диоксиды SnO₂, PbO₂. В воде оксиды почти не растворимы, поэтому их гидроксиды получают действием щелочей на растворы соответствующих солей:

SnCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Sn(OH)₂

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH = 2NaNO₃ + Pb(OH)₂

Sn(SO₄)₂ + 4NaOH = 2Na₂SO₄ + Sn(OH)₄

Оксиды и гидроксиды олова и свинца амфотерны. Реагируя с избытком раствора щелочи, оксиды и гидроксиды этих металлов со степенью окисления +2 образуют соли – гидроксостаниты и гидроксопломбиты:

Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Pb(OH)₄]

Соли Sn (II) используются в качестве хороших восстановителей в различных средах, а для реакций окисления часто используются PbO₂ и Pb₃O₄.