Уравнение реакции свинца с разбавленной азотной кислотой (2 видео)

Свинец и его свойства

СВИНЕЦ (лат. Plumbum), Pb, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 82, атомная масса 207,2.

Свинец обычно имеет грязно-серый цвет, хотя свежий его разрез имеет синеватый отлив и блестит. Однако блестящий металл быстро покрывается тускло-серой защитной пленкой оксида. Плотность свинца (11,34 г/см3) в полтора раза больше, чем у железа, вчетверо больше, чем у алюминия; даже серебро легче свинца. Недаром в русском языке «свинцовый» – синоним тяжелого: «Ненастной ночи мгла по небу стелется одеждою свинцовой»; «И как свинец пошел ко дну» – эти пушкинские строки напоминают, что со свинцом неразрывно связано понятие гнета, тяжести.

Свинец очень легко плавится – при 327,5° С, кипит при 1751° С и заметно летуч уже при 700° С. Этот факт очень важен для работающих на комбинатах по добыче и переработке свинца. Свинец – один из самых мягких металлов. Он легко царапается ногтем и прокатывается в очень тонкие листы. Свинец сплавляется со многими металлами. С ртутью он дает амальгаму, которая при небольшом содержании свинца жидкая.

По химическим свойствам свинец – малоактивный металл: в электрохимическом ряду напряжений он стоит непосредственно перед водородом. Поэтому свинец легко вытесняется другими металлами из растворов его солей. Если опустить в подкисленный раствор ацетата свинца цинковую палочку, свинец выделяется на ней в виде пушистого налета из мелких кристалликов, имеющего старинного название «сатурнова дерева». Если затормозить реакцию, обернув цинк фильтровальной бумагой, вырастают более крупные кристаллы свинца. Наиболее типична для свинца степень окисления +2; соединения свинца(IV) значительно менее устойчивы. В разбавленных соляной и серной кислотах свинец практически не растворяется, в том числе из-за образования на поверхности нерастворимой пленки хлорида или сульфата. С крепкой серной кислотой (при концентрации более 80%) свинец реагирует с образованием растворимого гидросульфата Pb(HSO4)2, а в горячей концентрированной соляной кислоте растворение сопровождается образованием комплексного хлорида H4PbCl6. Разбавленной азотной кислотой свинец легко окисляется:

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + H2O.

Разложение нитрата свинца(II) при нагревании – удобный лабораторный метод получения диоксида азота:

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2.

В присутствии кислорода свинец растворяется также в ряде органических кислот. При действии уксусной кислоты образуется легкорастворимый ацетат Pb(CH3COO)2 (старинное название – «свинцовый сахар»). Свинец заметно растворим также в муравьиной, лимонной и винной кислотах. Растворимость свинца в органических кислотах могло раньше приводить к отравлениям, если пищу готовили в посуде, луженной или паянной свинцовым припоем. Растворимые соли свинца (нитрат и ацетат) в воде гидролизуются:

Pb(NO3)2 + H2O = Pb(OH)NO3 + HNO3.

Взвесь основного ацетата свинца («свинцовая примочка») имеет ограниченное медицинское применение в качестве наружного вяжущего средства. Свинец медленно растворяется и в концентрированных щелочах с выделением водорода:

Pb + 2NaOH + 2H2O = Na2Pb(OH)4 + H2

что указывает на амфотерные свойства соединений свинца. Белый гидроксид свинца(II), легко осаждаемый из растворов его солей, также растворяется как в кислотах, так и в сильных щелочах:

Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O;

Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2Pb(OH)4

При стоянии или нагревании Pb(OH)2 разлагается с выделением PbO. При сплавлении PbO со щелочью образуется плюмбит состава Na2PbO2. Из щелочного раствора тетрагидроксоплюмбата натрия Na2Pb(OH)4 тоже можно вытеснить свинец более активным металлом. Если в такой нагретый раствор положить маленькую гранулу алюминия, быстро образуется серый пушистый шарик, который насыщен мелкими пузырьками выделяющегося водорода и потому всплывает. Если алюминий взять в виде проволоки, выделяющийся на ней свинец превращает ее в серую «змею». При нагревании свинец реагирует с кислородом, серой и галогенами. Так, в реакции с хлором образуется тетрахлорид PbCl4 – желтая жидкость, дымящая на воздухе из-за гидролиза, а при нагревании разлагающаяся на PbCl2 и Cl2. (Галогениды PbBr4 и PbI4 не существуют, так как Pb(IV) – сильный окислитель, который окислил бы бромид- и иодид-анионы.) Тонкоизмельченный свинец обладает пирофорными свойствами – вспыхивает на воздухе. При продолжительном нагревании расплавленного свинца он постепенно переходит сначала в желтый оксид PbO (свинцовый глет), а затем (при хорошем доступе воздуха) – в красный сурик Pb3O4 или 2PbO·PbO2. Это соединение можно рассматривать также как свинцовую соль ортосвинцовой кислоты Pb2[PbO4]. С помощью сильных окислителей, например, хлорной извести, соединения свинца(II) можно окислить до диоксида:

Pb(CH3COO)2 + Ca(ClO)Cl + H2O = PbO2 + CaCl2 + 2CH3COOH

Диоксид образуется также при обработке сурика азотной кислотой:

Pb3O4 + 4HNO3 = PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O.

Если сильно нагревать коричневый диоксид, то при температуре около 300° С он превратится в оранжевый Pb2O3 (PbO·PbO2), при 400° С – в красный Pb3O4, а выше 530° С – в желтый PbO (разложение сопровождается выделением кислорода). В смеси с безводным глицерином свинцовый глет медленно, в течение 30–40 минут реагирует с образованием водоупорной и термостойкой твердой замазки, которой можно склеивать металл, стекло и камень. Диоксид свинца – сильный окислитель. Струя сероводорода, направленная на сухой диоксид, загорается; концентрированная соляная кислота окисляется им до хлора:

PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + H2O,

сернистый газ – до сульфата:

PbO2 + SO2 = PbSO4,

а соли Mn2+ – до перманганат-ионов:

5PbO2 + 2MnSO4 + H2SO4 = 5PbSO4 + 2HMnO4 + 2H2O.

Диоксид свинца образуется, а затем расходуется при зарядке и последующем разряде самых распространенных кислотных аккумуляторов. Соединения свинца(IV) обладают еще более типичными амфотерными свойствами. Так, нерастворимый гидроксид Pb(OH)4 бурого цвета легко растворяется в кислотах и щелочах:

Pb(OH)4 + 6HCl = H2PbCl6;

Pb(OH)4 + 2NaOH = Na2Pb(OH)6.

Диоксид свинца, реагируя со щелочью, также образует комплексный плюмбат(IV):

PbO2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Pb(OH)6].

Если же PbO2 сплавить с твердой щелочью, образуется плюмбат состава Na2PbO3. Из соединений, в которых свинец(IV) входит в состав катиона, наиболее важен тетраацетат. Его можно получить кипячением сурика с безводной уксусной кислотой:

Pb3O4 + 8CH3COOH = Pb(CH3COO)4 + 2Pb(CH3COO)2 + 4H2O.

При охлаждении из раствора выделяются бесцветные кристаллы тетраацетата свинца. Другой способ – окисление ацетата свинца(II) хлором:

2Pb(CH3COO)2 + Cl2 = Pb(CH3COO)4 + PbCl2.

Водой тетраацетат мгновенно гидролизуется до PbO2 и CH3COOH. Тетраацетат свинца находит применение в органической химии в качестве селективного окислителя. Например, он весьма избирательно окисляет только некоторые гидроксильные группы в молекулах целлюлозы, а 5-фенил-1-пентанол под действием тетраацетата свинца окисляется с одновременной циклизацией и образованием 2-бензилфурана. Органические производные свинца – бесцветные очень ядовитые жидкости. Один из методов их синтеза – действие алкилгалогенидов на сплав свинца с натрием:

4C2H5Cl + 4PbNa = (C2H5)4Pb + 4NaCl + 3Pb

Действием газообразного HCl можно отщеплять от тетразамещенных свинца один алкильный радикал за другим, заменяя их на хлор. Соединения R4Pb разлагаются при нагревании с образованием тонкой пленки чистого металла. Такое разложение тетраметилсвинца было использовано для определения времени жизни свободных радикалов. Тетраэтилсвинец – антидетонатор моторного топлива.

Используют для изготовления пластин для аккумуляторов (около 30% выплавляемого свинца), оболочек электрических кабелей, защиты от гамма-излучения (стенки из свинцовых кирпичей), как компонент типографских и антифрикционных сплавов, полупроводниковых материалов

Содержание

Азотная кислота: получение и химические свойства
Строение молекулы и физические свойства
Способы получения
Химические свойства
Олово и свинец (стр. 2 )
🌟 Видео

Видео:Реакции 16ти металлов с азотной кислотой разной концентрации Reactions of 16 metals with nitric acidСкачать

Азотная кислота: получение и химические свойства

Видео:Азотная кислота на ОГЭ по химии | ОГЭ 2023 | УмскулСкачать

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Видео:свинец + азотная кислотаСкачать

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

Видео:Качественная реакция ионов свинца с соляной кислотойСкачать

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная			Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO₂	образуется N₂O	образуется NO	образуется N₂

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃ обычно восстанавливается до NO или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

При нагревании до серной кислоты:

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Видео:Азотная кислота. Физические и химические свойства азотной кислоты. Подготовка к ЕГЭ по химии | ХимияСкачать

Олово и свинец (стр. 2 )

Уравнение реакции свинца с разбавленной азотной кислотой

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6

Со свинцом разбавленные соляная и серная кислоты практически не взаимодействуют даже при нагревании. Отчасти это объясняется образованием на поверхности металла плохо растворимой пленки хлорида или сульфата свинца. Гораздо лучше идет реакция с горячей концентрированной соляной кислотой, при этом и олово, и свинец связываются в хорошо растворимые комплексные кислоты, которые устойчивы только в виде сильнокислых водных растворах:

Концентрированная серная кислота при комнатной температуре переводит оба металла в пассивное состояние, а при нагревании растворяет их с образованием сульфата четырехвалентного олова и гидросульфата свинца (II):

С азотной кислотой любой концентрации свинец реагирует, как правило, при нагревании, превращаясь в результате реакции в нитрат двухвалентного свинца:

Олово под действием азотной кислоты может образовывать различные продукты, в данном случае играют роль концентрация кислоты и температурный режим реакции. С разбавленной азотной кислотой при низких температурах (немногим больше 0оС) получается нитрат двухвалентного олова:

а при нагревании и с разбавленной, и с концентрированной кислотой образуется нерастворимая в воде оловянная кислота, которая содержит в своем составе четырехвалентное олово:

Холодная концентрированная азотная кислота ни с оловом, ни со свинцом не реагирует (явление пассивации металлов).

Примечательным является тот факт, что свинец при комнатной температуре гораздо лучше растворяется в большинстве органических кислот, обладающих меньшей химической активностью по сравнению с соляной или серной кислотой:

Это объясняется образованием легко растворимых органических солей свинца, которые не осаждаются на поверхности металла и не препятствуют протеканию дальнейшей реакции.

С разбавленными растворами сильных оснований олово и свинец не взаимодействуют, зато медленно растворяются в концентрированных щелочах с выделением водорода, что указывает на амфотерные свойства соединений металлов. Продуктами реакции являются гидроксильные комплексные соединения – производные от двухвалентного свинца и олова обеих валентностей. Какое именно валентное состояние проявит олово, зависит от условий протекания реакции: при комнатной температуре или при незначительном нагревании получаются соединения двухвалентного олова, при кипячении – четырехвалентного:

Как уже отмечалось ранее, в своих соединениях олово проявляет валентности II и IV в примерно одинаковой мере. При обычных условиях оба вида соединений вполне устойчивы. Но под действием любых окислителей двухвалентное олово переходит в четырехвалентное состояние, т. е. соединения олова (II) являются сильными восстановителями. Вещества, содержащие четырехвалентное олово, не проявляют каких-либо значимых окислительных свойств.

Из всего перечисленного можно сделать вывод, что для олова все же более характерна валентность IV.

Четырехвалентное олово может существовать в виде простого катиона Sn4+, но чаще оно образует различные комплексные анионы или кислотные остатки. Олово со степенью окисления +2 существует в основном в виде катиона Sn2+, но и оно может произвести комплексные соединения. Другими словами, склонность к комплексообразованию более выражена у олова (IV).

Катионы Sn2+ и Sn4+ в растворе бесцветны, поэтому большинство обычных солей и комплексных соединений олова не окрашено. Лишь некоторые оловосодержащие вещества имеют какую-либо окраску: например, сине-черный оксид SnO, коричневый сульфид SnS, желтый дисульфид SnS2.

Оксид олова (II) SnO не образуется при непосредственном взаимодействии олова и кислорода, продуктом этой реакции является диоксид олова SnO2. Поэтому SnO получают косвенными методами – например, разложением гидроксида олова (II) при незначительном нагревании на открытом воздухе:

В данном случае следует избегать слишком сильного нагревания, иначе двухвалентное олово окислится до четырехвалентного состояния.

По своим химическим свойствам оксид олова (II) относится к амфотерным соединениям, но все же его основные свойства преобладают над кислотными. Он гораздо легче взаимодействует с сильными кислотами, чем с сильными основаниями (щелочами). Продуктами реакции SnO с кислотами являются соответствующие соли двухвалентного олова:

Лишь при нагревании с окисляющими кислотами (например, с концентрированной серной или азотной кислотами) оксид двухвалентного олова может образовать соединения олова (IV):

С растворами щелочей оксид двухвалентного олова реагирует крайне медленно с образованием гидроксостаннитов – комплексных соединений, в которых в роли центрального атома выступает катион Sn2+:

Кроме гидроксостаннитов, существуют другой тип солей, содержащих двухвалентное олово в составе кислотного остатка, – станниты, состав которых соответствует общей формуле Me2SnO2 (где Me – одновалентный металл). Их получают высокотемпературным взаимодействием оксида олова (II) с оксидами активных металлов, например щелочных или щелочноземельных:

Реакцию необходимо проводить в инертной атмосфере, в противоположном случае SnO окислится до оксида олова (IV) и конечным продуктом реакции будет станнат CaSnO3.

Оксид олова (II), как и подавляющее большинство соединений двухвалентного олова, устойчив только при обычных условиях. Если же его нагреть до приблизительно 300-400оС, он сгорает, превращаясь в диоксид олова:

Оксид олова (IV) SnO2 встречается в природе в виде минерала касситерит (важнейшая оловянная руда в металлургической промышленности). В лабораториях его обычно получают окислением олова кислородом воздуха:

Это белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и при обычных условиях не взаимодействующее с большинством реагентов. По своим химическим свойствам оксид олова (IV) относится, как и оксид олова (II) к амфотерным соединениям. Но в отличие от SnO у SnO2 преобладают кислотные свойства. Оксид четырехвалентного олова легко вступает в реакцию с расплавленными щелочами:

С кислотами реакция идет значительно хуже: во-первых, необходимо использовать только концентрированные растворы кислот; во-вторых, приходится кипятить реакционную смесь в течение длительного промежутка времени:

Кроме того, оксиду олова (IV) присущи слабые окислительные свойства: при нагревании с такими восстановителями, как углерод или водород, он восстанавливается до металла:

Первая из указанных реакций применяется в металлургии для выплавки олова из его основной руды – касситерита.

Гидроксид олова (II) Sn(OH)2 выделяется в виде белого практически нерастворимого в воде осадка при добавлении карбоната щелочного металла или небольшого количества щелочей к растворам солей двухвалентного олова:

Гидроксид олова (II) является амфотерным соединением и способен реагировать как с сильными кислотами, так и с сильными основаниями. В первом случае в результате реакции образуются соли олова (II), во втором – гидроксостанниты:

Гидроксид олова (II), как и все слабые основания, термически нестабилен и уже при незначительном нагревании начинает отщеплять воду, превращаясь в оксид олова (II):