Węglowce – cyna i ołów Cyna i jej właściwości oraz związki Ołów i jego właściwości oraz związki

Cyna – jej właściwości i związki Odmiany alotropowe cyny: - cyna α: szary kruchy półmetal - cyna β: srebrzystobiały, błyszczący i kowalny metal, W temp. powyżej 13,2oC cyna β przechodzi w cynę α, proces określa się jako trąd cynowy (przykład autokatalizy – typ katalizy, w której produkt reakcji jest jej katalizatorem). W związkach chemicznych przyjmuje głównie stopnie utlenienia +II, +IV

Cyna – jej właściwości i związki

Cyna – jej właściwości i związki Reakcje z tlenem: w temp. pokojowej nie reagują z tlenem, w temp. podwyższonej: Sn + O2  SnO2 Cyna nie reaguje z wodą, ulega roztworzeniu w kwasach i roztworach zasad wypierając wodór (w reakcji kwasem azotowym(V) rozcieńczonym NO, w stężonym NO2 i uwodniony tlenek(IV) cyny) Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 Sn + H2SO4  Sn(SO4)2 + 2H2 2Sn + 4HNO3(rozc) SnO2.2H2O + Sn(NO3)2 + 2NO 2Sn + 8HNO3(steż) SnO2.2H2O + Sn(NO3)2 + 6NO2 + 2H2O

Cyna – jej właściwości i związki - cd Reakcja z roztworami mocnych zasad: Sn + 2NaOH + 2H2O  Na2[Sn(OH)4] + H2 tetrahydroksocynian(II) sodu, reakcje z kwasami i roztworami wskazują na charakter amfoteryczny cyny Związki cyny na +II mają właściwości redukujące Tlenki cyny SnO, SnO2, wodorotlenki cyny Sn(OH)2 i Sn(OH)4 wykazują również właściwości amfoteryczne: Sn(OH)2 + KOH  Na[Sn(OH)3] -SnO2 nie reaguje z wodą, kwasami i zasadami, stapiany z NaOH: SnO2 + 2NaOH  Na2SnO3 + H2O Na2SnO3 + 3H2O  Na2[Sn(OH)6]

Cyna – jego właściwości i związki Otrzymywanie cyny: redukcja kasyterytu (SnO2) węglem: SnO2 + 2C  Sn + 2CO Zastosowanie: produkcja stopów (brązy, mosiądze, stopy lutownicze), powłoki antykorozyjne na powierzchni innych metali

Ołów – jego właściwości i związki Właściwości fizyczne: ciężki metal, barwy szarej z niebieskim odcieniem, miękki i kowalny, w podwyższonej temp jest plastyczny (Tt = 327,4oC) Ołów w związkach występuje głównie na stopniach utlenienia +II i +IV, najtrwalszy stopień utl. +II W kontakcie z powietrzem pokrywa się warstewką tlenku ołowiu (II) PbO i hydroksosoli Pb3(OH)2(CO3)2 Ołów sproszkowany jest piroforyczny – ulega samozapaleniu

Ołów – jego właściwości i związki

Ołów – jego właściwości i związki Roztwarzanie się ołowiu w wodzie w obecności tlenu i tlenku węgla(IV) 2Pb + O2 + 2H2O  2Pb(OH)2 2Pb + O2 + 2H2O + 4CO2  2Pb(HCO3)2 Ołów pasywuje się w reakcji z rozcieńczonymi kwasami, których sole są nierozpuszczalne w wodzie (H2SO4, HCl, HF) Ołów roztwarza się w kwasie HNO3 niezależnie od jego stężenia i bardzo stężonym H2SO4 Pb + 2HNO3  Pb(NO3)2 + H2 Pb + 2H2SO4  Pb(HSO4)2 + H2

Ołów – jego właściwości i związki Otrzymywanie ołowiu: otrzymuje się głównie z minerału galeny PbS, który podaje się prażeniu w strumieniu powietrza, otrzymany PbO poddaje się redukcji: 2PbS + 3O2  2PbO + 2SO2 2PbO + C  2Pb + CO2 lub PbS + 2PbO  3Pb + SO2

Ołów – jego właściwości i związki Ołów na gorąco ulega roztworzeniu w mocnych zasadach: Pb + 2KOH + 2H2O  K2[Pb(OH)4] + H2 Roztwarzanie się ołowiu w niektórych kwasach i wodnych roztworach mocnych zasad świadczy o amfoterycznym charakterze ołowiu Tlenki ołowiu: PbO – tlenek ołowiu(II), PbO2 – tlenek ołowiu(IV) , Pb3O4 (Pb22+Pb4+O4) - tlenek dwuołowiu(II)ołowiu(IV) – minia Związki ołowiu na +IV mają właściwości utleniające PbO2 + 4HCl  PbCl2 + Cl2 + 2H2O

Ołów – jego właściwości i związki Tlenek ołowiu(II) i wodorotlenek ołowiu(II) mają charakter amfoteryczny: 2KOH + Pb(OH)2  K2[Pb(OH)4] 2NaOH + PbO + H2O  Na2[Pb(OH)4] Zastosowanie ołowiu i jego związków: ołów - budowa aparatury chemicznej do produkcji kwasu siarkowego, płyt do akumulatorów, osłon i ekranów przeciw radioaktywnych, Związki ołowiu – produkcja farb antykorozyjnych, szkła kryształowego,