Химические элементы
<<  D-элементы VІІІВ группы На приближенное число значение 7 класс  >>
Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов
Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов
Хром
Хром
Хром
Хром
Хром (I I I)
Хром (I I I)
Хром (I I I)
Хром (I I I)
Хром (I I I)
Хром (I I I)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Хром (VI)
Марганец Mn
Марганец Mn
Марганец Mn
Марганец Mn
Марганец (II)
Марганец (II)
Марганец (III)
Марганец (III)
Марганец (IV)
Марганец (IV)
Марганец (VI)
Марганец (VI)
Марганец (VII)
Марганец (VII)
Марганец (VII)
Марганец (VII)
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Железо
Кобальт и никель
Кобальт и никель
Кобальт и никель
Кобальт и никель
Кобальт и никель
Кобальт и никель
Комплексы никеля
Комплексы никеля
Медь
Медь
Медь (I)
Медь (I)
Медь(II)
Медь(II)
Медь
Медь
Цинк
Цинк

Презентация на тему: «Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов». Автор: 1. Файл: «Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов.ppt». Размер zip-архива: 214 КБ.

Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов

содержание презентации «Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов.ppt»
СлайдТекст
1 Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов

Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов

и актиноидов.

2 Хром

Хром

Твердый голубовато-белый металл. Внешняя электронная конфигурация 3d54s1 В металлическом состоянии низкая реакционная способность. Раскаленный до красна реагирует с водяным паром, образуя Cr2O3

3 Хром

Хром

Медленно реагирует с разбавленной соляной кислотой: Cr +2HCl = CrCl2 +H2 Имеет два устойчивых и важных состояния степеней окисления, в которых степень окисления равна +3 и +6

4 Хром (I I I)

Хром (I I I)

Наиболее распространен и устойчив В растворе существует в виде гексааквахрома (III) – [Cr(H2O)6] 3+ В чистом виде этот ион имеет фиолетовую окраску, но из-за примесей растворы кажутся зелеными. Подвергается гидролизу, теряя протоны: [Cr(H2O)6] 3+ + H2O = [Cr(H2O)5(OH)]2- +H3O+

5 Хром (I I I)

Хром (I I I)

Кислота смещает равновесие влево, ион Cr+3 устойчив в кислых растворах. В избытке щелочей: OH- [Cr(H2O)6] 3+ ? Cr2O3·x H2O(Бледно-зеленый) H3O+ Оксид растворяется в избытке щелочи: OH- Cr2O3·x H2O ? [Cr(OH)6]3- (Темно-зеленый)

6 Хром (I I I)

Хром (I I I)

Соединения хрома(III) легко образуют комплексные ионы. При добавлении избытка аммиачного раствора – [Cr(NH3)6] 3+ При сплавлении солей хрома(III) с пероксидом натрия или при нагревании с пероксидом водорода в щелочной среде образуются соединения Cr (VI).

7 Хром (VI)

Хром (VI)

Оксид(VI) CrO3 ярко-красные,игольчатые кристаллы Хромат (VI) калия K2CrO4 желтое Бихромат(VI) калия K2Cr2O7 оранжевое CrO3 – кислотный оксид.Он реагирует со щелочами, образуя хромат (VI) ионы: CrO3 +2ОH- =[CrO4]2- + H2O

8 Хром (VI)

Хром (VI)

В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: кислая среда? CrO4]2- + H3O+ ? Cr2O72-+3H2O ?щелочная среда

9 Хром (VI)

Хром (VI)

В кислой среде бихромат-ион Cr2O72- восстанавливается до хрома (III) Cr2O72-+14H++6e ?2Cr 3+ +7H2O E0=+1,33 B положительное значение E0 указывает на то, что бихромат ион Cr2O72- - окислитель

10 Хром (VI)

Хром (VI)

В качестве окислителя используется при волюметрическом(объемном) анализе для определения концентрации ионов железа (II) в кислых растворах, при этом бесцветное вещество приобретает синее окрашивание: Cr2O72- +14H+ +6Fe 2+ ?2Cr 3+ +6Fe 3+ +7H2O

11 Марганец Mn

Марганец Mn

Твердый металл серого цвета. Электронная конфигурация внешней электронной оболочки 3d54s2 марганец обнаруживает степени окисления +2,+6 и +7. Чем выше степень окисления, тем больше ковалентный характер соединений. С возрастанием степени окисления увеличивается кислотность оксидов.

12 Марганец Mn

Марганец Mn

Металлический марганец взаимодействует с водой и реагирует с кислотами: Mn +2HCl = MnCl2 +H2

13 Марганец (II)

Марганец (II)

Наиболее устойчивая форма Внешняя конфигурация 3d54s2- 2е =3d5 В водном растворе гидратируются, образуя бледно-розовый комплекс гексааквамарганца (II) [Mn(H2O)6] 2+ Ион устойчив в кислой среде, но в щелочной образует Mn(OH)2

14 Марганец (III)

Марганец (III)

Марганец (III) существует только в комплексных соединениях. Эта форма марганца неустойчива. В кислой среде марганец (III) диспропорционирует на марганец(II) и марганец(IV)

15 Марганец (IV)

Марганец (IV)

MnO2 черного цвета, не растворяется в воде, обладает ионной структурой, устойчив, благодаря высокой энтальпии решетки,имеет слабоамфотерные свойства. Является сильным окислителем: MnO2+4HCl?MnCl2+2H2O +Cl2?

16 Марганец (VI)

Марганец (VI)

Неустойчивое состояние Манганаты, соли H2MnO4 можно получить, сплавляя: 3MnO2+KClO3+6KOH=3K2MnO4+KCl+3H2O Манганат калия имеет зеленую окраску.Он устойчив только в щелочном растворе.В кислом он диспропорционирует на Mn(IV) и Mn(VII) 3MnO42-+4H+?MnO2+2MnO4-+2H2O

17 Марганец (VII)

Марганец (VII)

Mn2O7 сильно кислотный оксид KMnO4 твердое вещество, хорошо растворимое в воде В слабокислой среде KMnO4 постепенно разлагается: 4MnO4- + 4H+?4MnO2+2H2O+3O2 KMnO4 сильный окислитель. В аналитической химии используют для количественного определения железа (II) и оксалатов

18 Марганец (VII)

Марганец (VII)

5Fe 2++ MnO4 -+ 8H +?5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O 5C2O42-+2MnO4-+16H+?10CO2+2Mn 2++8H2O

H+ кислая среда?

Mn 2+

MnO4- Малиновый раствор

H2O Нейтральная среда

MnO2

OH- Щелочная среда

MnO42-

Бесцветный раствор

Бурый осадок

Зеленый раствор

19 Железо

Железо

Металл серого цвета Внешняя электронная конфигурация 3d64s2 В чистом виде мягкое, ковкое, тягучее. Медленно взаимодействует с влажным воздухом, образуя гидратированный Fe2O3xH2O , или ржавчину Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя черное

20 Железо

Железо

Кристаллическое вещество Fe2O3 смешанный оксид железа(II,III): 3Fe+4H2O=3Fe3O4+4H2 Вытесняет водород из разбавленных кислот: Fe + 2HCl =FeCl2+H2

21 Железо

Железо

Железо(II) более устойчиво, чем железо(III) FeO – основные свойства Fe2O3 - слабоамфотерные Fe 2+ ? [Fe(H2O)6] 2+ бледно-зеленый Fe 3+ ?[Fe(H2O)6] 3+ бледно-фиолетовый, легко гидролизуется, образуя аквагидроксокомплексы желтого цвета: [Fe(H2O)6] 3+ ?[Fe(H2O)5OH] 2+ + H +

22 Железо

Железо

Отличить Fe 2+от Fe 3+ можно: 1.добавлением щелочи: Fe(OH)2 грязно-зеленый: [Fe(H2O)]3+ +3OH- =Fe(OH)3+6H2O Fe 3+: [Fe(H2O)6] 3+ +3OH-=Fe(OH)3+6H2O красновато-коричневый

23 Железо

Железо

2.Добавление раствора тиоцианата калия KSCN – интенсивно красное окрашивание с ионами Fe 3+ 3.Добавление растворов гексацианоферрата (II) калия(соответствует H4[Fe(CN)6] – железосинеродистая кислота) для обнаружения Fe 3+: FeCl3+K4[Fe(CN)6]=4KFe[Fe(CN)6]+3KCl берлинская лазурь

24 Железо

Железо

гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+2KCl турнбулева синь Соединения Fe 3+ - окислители: 2FeCl3+2KJ = 2FeCl2+J2+2KCl

25 Кобальт и никель

Кобальт и никель

Блестящие белые металлы, кобальт с сероватым никель с серебристым оттенком. Более твердые и хрупкие в сравнениис железом В ряду Fe – Co - Ni химическая активность понижается

26 Кобальт и никель

Кобальт и никель

Оксид кобальта СоО: 2Co + O2 = 2CoO CoCO3=CoO+CO2 Co(OH)2=CoO+H2O CoO и Co(OH)2 амфотерны с преобладанием основных свойств Co(OH)2 – имеет голубую окраску, переходящую при нагревании в розовую

27 Кобальт и никель

Кобальт и никель

Гидратированный ион кобальта (III) является сильным окислителем. В водном растворе он неустойчив из-за протекания реакции: 4[Co(H2O)6] 3+ +2H2O =[Co(H2O)6] 2+ +4H++O2? NiO - Ni(OH)2 в воде не растворяются, но взаимодействуют с кислотами с образованием соответствующих солей Катион Ni 2+ образует многочисленные комплексы:

28 Комплексы никеля

Комплексы никеля

Ni (OH)2+6NH3=[Ni(NH3)6](OH)2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]

29 Медь

Медь

Мягкий металл, красного цвета, 3d104s2 Наименьшая реакционная способность, среди металлов первого переходного ряда Обнаруживается в двух степенях окисления +1 и+2, более устойчиво +2

30 Медь (I)

Медь (I)

Соединения белые или бесцветные В водном растворе неустойчивы и легко подвергаются диспропорционированию: 2Cu + ? Cu 2+ + Cu Встречается в форме соединений нерастворимых в воде, либо в составе комплексов: CuCl + Cl- ?[CuCl2]- дихлорокупрат(I)- ион 2CuCl2 ?2CuCl + Cl2 белое нерастворимое твердое вещество

31 Медь(II)

Медь(II)

В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При добавлении щелочи: [Cu(H2O)6] 2+ +2OH-?[Cu(H2O)4(OH)2]+2H2O Гидроксид растворяется в избытке аммиака, образуя ярко-синий диакватетраамминовый комплекс: [Cu(H2O)4(OH)2]+4NH3?[Cu(NH3)4(H2O)]2+ +2OH-+2H2O

32 Медь

Медь

Избыток конц. соляной кислоты образует с Сu 2+ анионный комплекс тетрохлорокупрат (II) желтого цвета: [Cu(H2O)6] 2+ +4Cl-?[CuCl4]2-+6H2O Восстановление Сu+2 до Cu +1: 2Cu 2+ + 4I -?2CuI+I2 2Cu 2+ + 2OH -?Cu2O+H2O аналитическая проба Фелинга

33 Цинк

Цинк

Металл серебристо-белого цвета,3d104s2 -2e =3d10 (Zn+2) Высокая реакционная способность, оксид и гидроксид амфотерны Используют для получения водорода в лаборатории: Zn + H+?Zn+2+H2 ZnO +2H+?Zn+2+2H2O ZnO+2OH-+H2O?[Zn(OH)4] 2- Zn 2+ + 2OH -?Zn(OH)2 белый желатинообразный осадок

«Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/khimija-d-elementovcr-mn-fe-co-ni-cu-zn-osobennosti-lantanoidov-i-aktinoidov-248427.html
cсылка на страницу
Урок

Химия

65 тем
Слайды
900igr.net > Презентации по химии > Химические элементы > Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов