lab8 (Химические свойства p-элементов (Al,Sn,Pb))
Описание файла
Файл "lab8" внутри архива находится в папке "P". Документ из архива "Химические свойства p-элементов (Al,Sn,Pb)", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из , которые можно найти в файловом архиве МГТУ им. Н.Э.Баумана. Не смотря на прямую связь этого архива с МГТУ им. Н.Э.Баумана, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лабораторные работы", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "lab8"
Текст из документа "lab8"
М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а
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.
-
Практическая часть.
Опыт 1.
а) Название эксперимента.
Взаимодействие алюминия о щелочами.
б) Ход эксперимента.
Поместим в пробирку алюминий (стержень) Al и добавим 6 – 7 капель бесцветного раствора гидроксида натрия NaOH.
в) Наблюдения.
Сначала раствор становится розовым, бурно выделяется газ, затем раствор становится бесцветным.
г) Уравнения реакции.
2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Al0 - 3ē = Al+3 2 восстановитель реакция окисления
Н2+2 + 2ē = Н20 3 окислитель реакция восстановления
Al
NaOH + H2O
Na[Al(OH)4] + 3H2↑
д) Иллюстрационный материал.
е) Вывод.
При реагировании алюминия Al с щелочами реакция протекает очень бурно с выделением огромного количества водорода H2. Алюминий Al проявляет кислотные свойства.
Опыт 2.
а) Название эксперимента.
Взаимодействие алюминия с солями меди (II).
б) Ход эксперимента.
Поместим в три пробирки алюминий Al. В первую добавим 6 – 7 капель голубого раствора хлорида меди CuCl2, во вторую – 6 – 7 капель голубого раствора сульфата меди CuSO4, в третью – 6 – 7 капель голубого раствора нитрата меди Cu(NO3)2.
в) Наблюдения.
В пробирке с хлоридом меди CuCl2 и сульфатом меди реакция идет очень интенсивно, выделяется газ, образуется медная пленка. В последней нет никаких изменений.
г) Уравнения реакции.
2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu
Al0 - 3ē = Al+3 2 восстановитель
Cu+2 + 2ē = Cu0 3 окислитель
2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu
2Al0 - 6ē = Al2+3 1 восстановитель
Cu+2 + 2ē = Cu0 3 окислитель
2Al + 3Cu(NO3)2 = реакция не идет
д) Иллюстрационный материал.
Al
CuCl2
AlCl3 + Cu
Al2(SO4)3 + Cu
Al
CuSO4
Реакция не идет
Al
Cu(NO3)2
е) Вывод.
Алюминий восстанавливает медь из растворов солей – хлоридов и сульфатов.
Опыт 3. Часть первая.
а) Название эксперимента.
Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств.
б) Ход эксперимента.
В две ячейки капельного планшета поместим по капле бесцветного раствора хлорида алюминия (III) AlCl3. К каждой капле добавим по 1 капле бесцветного раствора гидроксида натрия NaOH.
в) Наблюдения.
Выпадает гелеобразный белый осадок.
г) Уравнения реакции.
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 ↓+ 3NaCl
AlCl3
NaOH
Al(OH)3 ↓+ NaCl
д) Иллюстрационный материал.
е) Вывод.
При взаимодействии солей алюминия (III) с щелочами получается гидроксид алюминия (III) Al(OH)3.
ж) Ход эксперимента.
После этого к одной капле добавим 2 капли раствора соляной кислоты HCl, а ко второй еще 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH.
з) Наблюдения.
В обеих ячейках осадок Al(OH)3 растворяется.
и) Уравнения реакции.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3
HCl
AlCl3 + H2O
к) Иллюстрационный материал.
Al(OH)3
NaOH
Na[Al(OH)4]
л) Вывод.
Так как гидроксид алюминия (III) Al(OH)3 растворяется и в кислоте HCl и в щелочи NaOH, то он является амфотерным.
Опыт 3. Часть 2.
м) Ход эксперимента.
К полученному раствору алюмината натрия NaAlO2 добавим несколько кристалликов хлорида аммония NH4Cl.
н) Наблюдения.
Выпадает мутный осадок.
о) Уравнения реакции.
4Na[Al(OH)4] + 4NH4Cl + H2O ↔ 2Al2O3 + 4NH4OH + 4NaCl
Na[Al(OH)4]
NH4Cl + H2O
Al2O3 + 4NH4OH + NaCl
п) Иллюстрационный материал.
р) Вывод.
При взаимодействии алюмината натрия NaAlO2 и хлорида аммония NH4Cl происходит совместный гидролиз этих солей.
Опыт 4.
а) Название эксперимента.
Гидролиз соли алюминия.
б) Ход эксперимента.
В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю раствора нейтрального лакмуса, добавим к ней несколько кристалликов сульфата алюминия Al2(SO4)3.
в) Наблюдения.
Цвет раствора меняется с фиолетового на розовый.
г) Уравнения реакции.
Al2(SO4)3 + H2O = [Al(OH)2]SO4 + H2SO4
Al2SO4
лакмус нейтральный
д) Иллюстрационный материал.
е) Вывод.
Гидролиз соли алюминия идет по катиону, по первой ступени. Реакция среды кислая.
Опыт 5.
а) Название эксперимента.
Влияние карбоната натрия на гидролиз соли алюминия.
б) Ход эксперимента.
В ячейку капельного планшета внесем 1 каплю хлорида алюминия AlCl3 и добавим 2 капле карбоната натрия Na2CO3.
в) Наблюдения.
Выпадает гелеобразный белый осадок.
г) Уравнения реакции.
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl
AlCl3
Al(OH)3↓ + CO2↑ + NaCl
д) Иллюстрационный материал.
Na2CO3 + H2O
е) Вывод.
Карбонат натрия Na2CO3 усиливает гидролиз солей алюминия. Реакция среды щелочная.
Опыт 6.
а) Название эксперимента.
Получение гидроксида олова (II) и изучение его свойств.
б) Ход эксперимента.
В две ячейки капельного планшета поместим по капле хлорида олова (II) SnCl2. К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия NaOH.
в) Наблюдения.
Выпадает белый осадок.
г) Уравнения реакции.
SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2 ↓+ 2NaCl
SnCl2
NaOH
Sn(OH)2 ↓+ NaCl
д) Иллюстрационный материал.
е) Вывод.
При взаимодействии солей олова (II) с щелочами получается гидроксид олова (II) Sn(OH)2.
