Свойства элементов подгруппы германия

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ, г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Германий Ge	[Ar] 3d104s24p2	5, 4	2, 02	0, 137	+2, +4
	Олово Sn	[Kr] 4d105s25p2	7, 3	1, 72	0, 158	+2, +4
	Свинец Pb	[Xe]4f145d106s26p2	11, 3	1, 55	0, 175	+2, +4

 

Все элементы подгруппы германия дают сплавы между собой и со многими другими металлами. В некоторых случаях при сплавлении образуются химические соединения (например, типа Mg₂Э).

Под действием кислорода воздуха германий и олово не изменяются, а свинец окисляется. Поэтому свинцовые предметы не имеют блестящего металлического вида. Пленка оксида в обычных условиях предохраняет металл от дальнейшего окисления, но при нагревании процесс усиливается и свинец постепенно окисляется полностью. При нагревании на воздухе начинает окисляться и олово. Германий взаимодействует с кислородом лишь выше 700°С. Все три элемента способны соединяться с галоидами и серой.

Вода не действует на германий и олово. Со свинца она постепенно снимает окисную пленку и тем способствует его дальнейшему окислению. В ряду напряжений Ge располагается между медью и серебром, a Sn и Pb перед водородом. Лучшим растворителем свинца является разбавленная азотная кислота, германия и олова – царская водка. Взаимодействие с ней обоих элементов идет по схеме:

3Э + 4HNO₃ + 12НСl → 3ЭСl₄ + 4NO↑ + 8Н₂О

Все производные свинца сильно ядовиты.

Отношение элементов подгруппы германия к отдельным кислотам существенно различается. Соляная кислота не действует на германий, так как он стоит после водорода. Олово лишь очень медленно растворяется в разбавленной НСl, тогда как с концентрированной (особенно при нагревании) реакция идет легко согласно уравнению:

Sn + 2HCl → SnCl₂ + H₂↑

Свинец при взаимодействии с НСl покрывается слоем труднорастворимого PbСl₂, препятствующим дальнейшему растворению металла. Аналогично протекает взаимодействие свинца и с серной кислотой, но лишь до тех пор, пока концентрация ее не превысит 80%. При высоких концентрациях H₂SO₄ образуется растворимая кислая соль Pb(HSO₄)₂ не защищающая свинец от дальнейшего действия кислоты. На германий разбавленная серная кислота не действует, на Sn – почти не действует. В горячей концентрированной H₂SO₄ оба элемента растворяются по схеме:

Э + 4H₂SO₄ → Э(SО₄)₂ + 2SO₂ + 4Н₂О

При действии на Ge азотной кислоты образуется осадок гидрата диоксида – хGеО₂·Н₂ О. Аналогично, действует концентрированная азотная кислота и на олово:

Sn+ 4HNO₃ → SnO₂ + 4NO₂↑ +2H₂ O

Напротив, в сильно разбавленной холодной HNO₃ олово медленно растворяется с образованием Sn(NО₃)₂. Водород при этом не выделяется.

При действии HNO₃ на свинец, по реакции, образуется Pb(NО₃)₂:

Pb + 4HNO₃ → Pb(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Эта соль нерастворима в концентрированной НNО₃ и предохраняет металл от дальнейшего действия кислоты. Напротив, в воде она хорошо растворима, и поэтому в разбавленной азотной кислоте свинец легко растворяется.

Растворы щелочей на германий почти не действуют. Олово и свинец медленно растворяются в сильных щелочах:

Э + 2NaOH → Na₂ЭO₂ + H₂↑

Растворимость олова в щелочах используют для снятия его со старых консервных банок, после чего металл выделяют из раствора.

Соединения германия, олова, свинца

Характерные для германия и его аналогов положительные степени окисления +4 и +2. Поэтому известны два ряда производных рассматриваемых элементов. Для германия более типичны соединения, в которых он проявляет степень окисления + 4. У олова различие появляется менее резко, хотя при обычных условиях производные Sn(IV) более устойчивы. Напротив, для свинца значительно более типичны соединения, в которых он находится в степени окисления +2. В связи с этим производные Ge(П) и Sn(П) являются восстановителями, а соединения Pb(IV) – окислителями (очень сильными). Переход от более низкой к более высокой положительной степени окисления, как правило, легче идёт в щелочной среде, а обратный переход – в кислой. Поэтому восстановительные свойства Ge(П) и Sn(П) в щелочной среде проявляются сильнее, чем в кислой.. Свинец (IV), будучи очень сильным окислителем в кислой среде, в щелочной таковым не является.

Для элементов подгруппы германия известны оксиды состава ЭО и ЭО₂ . При накаливании на воздухе Ge и Sn образуют высшие оксиды, а при Pb – низший. Остальные могут быть получены лишь косвенным путем. Например, PbO₂ обычно получают взаимодействием уксуснокислого свинца с хлорной известью по уравнению:

Pb(СН₃СОО)₂ + Са(ОСl)₂ + [Н₂О] → PbО₂ + СаСl₂ + 2СН₃СООН

Все рассматриваемые оксиды представляют собой твердые вещества, GeO и SnO имеют черный цвет, PbO – желтовато–красной, GeO₂ и SnO₂ –белый, PbО₂ –темно–коричневый.

Так как с водой эти оксиды практически не взаимодействуют, отвечающие им гидроокиси получают действием сильных щелочей на растворы соответствующих солей, например:

SnCl₄ + 4NaOH → 4NaCl + Sn(OH)₄;

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH → 2NaNO₃ + Pb(OH)₂

Они выделяются в виде осадков белого – Sn(OH)₄, коричневого – Ge(OH)₂ и бурого – Pb(OH)₂ цветов.

По химическим свойствам все рассматриваемые гидроксиды представляют собой амфотерные соединения:

усиление кислотных свойств

◄ --------------------------------------------

Ge(OH)₄; Sn(OH)₄; Pb(OH)₄

Ge(OH)₂; Sn(OH)₂; Pb(OH)₂

----------------------------------------►

усиление основных свойств

Наиболее отчетливо кислотные свойства выражены у гидроксида германия (IV), который является очень слабой кислотой. Основные свойства наиболее отчетливо выражены у Pb(ОН)₂, который в растворе образует заметную щелочную реакцию.

Ввиду своего амфотерного характера рассматриваемые гидроксиды растворяются и в сильных щелочах и в кислотах. При действии на них щелочей образуются соли кислот Н₂ЭО₃ или Н₂ЭО₂, содержащие Ge, Sn или Pb в составе аниона, а при действии кислот – соли этих элементов с катионами Э²⁺ или Э⁴⁺.

 

ПОДГРУППА АЛЮМИНИЯ

Свойства элементов подгруппы алюминия

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ, г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Бор B	[He] 2s22p1	2, 35	2, 0	0, 095	+3
	Алюминий Al	[Ne] 3s23p1	2, 70	1, 47	0, 143	+3
	Галлий Ga	[Ar] 3d10 4s24p1	5, 91	1, 6	0, 122	+3
	Индий In	[Kr] 4d10 5s2 5p1	7, 30	1, 7	0, 162	+1, +2, +3
	Таллий Tl	[Xe]4f145d106s26p1	11, 85	1, 8	0, 167	+1, +3

 

Физические свойства

· С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов (В – неметалл; остальные – металлы).

· Бор значительно отличается по свойствам от других элементов. В имеет высокие температуры плавления, температуры плавления; значительную твердость; инертность). Остальные элементы – легкоплавкие металлы, In и Tl - очень мягкие.

Химические свойства

· Все элементы в соединениях проявляют степень окисления +3, но с повышением атомной массы появляются соединения со степенью окисления +1 (в основном это касается Tl ).

· Основность гидроксидов R(OH)₃ возрастает с увеличением атомной массы (H₃BO₃ - слабая кислота, Al(OH)₃ и Ga(OH)₃ - амфотерные основания, ln(OH)₃ и Tl(OH)₃ - типичные основания, TlOH - сильное основание).

· Металлы подгруппы алюминия (Al, Ga, In, Tl) химически достаточно активны (реагируют с кислотами, щелочами (Al, Ga), галогенами).

· Соли элементов подгруппы алюминия подвергаются гидролизу по катиону. Устойчивы лишь соли одновалентного таллия.

· Al и Ga защищены тонкой оксидной пленкой; Tl разрушается при действии влажного воздуха (хранят в керосине).

Алюминий

Открыт Х.К.Эрстедом в 1825 г. Четвертый по распространённости элемент в земной коре.

Физические свойства

Серебристо-белый, пластичный, имеющий высокую тепло- и электропроводность, легкий металл с tпл.= 660º C.

Нахождение в природе

В природе находится в виде бокситов – Al₂O₃ • H₂O (с примесями SiO₂, Fe₂O₃, CaCO₃), нефелинов – KNa₃[AlSiO₄]₄, алунитов - KAl(SO₄)₂ • 2Al(OH)₃ и глинозема (смеси каолинов с песком SiO₂, известняком CaCO₃, агнезитом MgCO₃).

Получение

Получают электролизом расплава Al₂O₃ (в присутствии криолита Na₃[AlF₆]): 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑

Химические свойства

Al – покрыт тонкой и прочной оксидной пленкой (не реагирует с простыми веществами: с H₂O (tº C); O₂, HNO₃ (без нагревания)). Al – активный металл, восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

· с кислородом: 4Al⁰ + 3O₂ → 2Al⁺³₂O₃;

· с галогенами: 2Al⁰ + 3Br₂⁰ → 2Al⁺³Br₃;

· с другими неметаллами (азотом, серой, углеродом) реагирует при нагревании:

2Al⁰ + 3S –^{tº C}→ Al₂⁺³S₃ (сульфид алюминия);

2Al⁰ + N₂ –^{tº C}→ 2Al⁺³N (нитрид алюминия);

4Al⁰ + 3С –^{tº C}→ Al₄⁺³С₃(карбид алюминия)

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑;

Al₄C₃ + 12H₂O → 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑

Со сложными веществами:

· с водой (после удаления защитной оксидной пленки):

2Al⁰ + 6H₂O → 2Al⁺³(OH)₃ + 3H₂↑;

· с растворами щелочей:

2Al⁰ + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al⁺³(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия) + 3H₂↑

· Легко растворяется в соляной и разбавленной серной киcлотах:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑;

2Al + 3H₂SO₄ (разб) → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

При нагревании растворяется в кислотах - окислителях:

2Al + 6H₂SO₄ (конц) → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O;

Al + 6HNO₃ (конц) → Al(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

· Восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермический метод):

8Al⁰ + 3Fe₃O₄ → 4Al₂O₃ + 9Fe;

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

Применение

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: