Разделы презентаций


Химия d-элементов

Содержание

ХромТвердый голубовато-белый металл.Внешняя электронная конфигурация 3d54s1В металлическом состоянии низкая реакционная способность.Раскаленный до красна реагирует с водяным паром, образуя Cr2O3

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и

актиноидов.

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

Слайд 2Хром
Твердый голубовато-белый металл.
Внешняя электронная конфигурация 3d54s1
В металлическом состоянии низкая реакционная

способность.
Раскаленный до красна реагирует с водяным паром, образуя Cr2O3

ХромТвердый голубовато-белый металл.Внешняя электронная конфигурация 3d54s1В металлическом состоянии низкая реакционная способность.Раскаленный до красна реагирует с водяным паром,

Слайд 3Хром
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
ХромМедленно реагирует с разбавленной соляной кислотой:Cr +2HCl = CrCl2 +H2Имеет два устойчивых и важных состояния степеней окисления,

Слайд 4Хром (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+

Хром (I I I)Наиболее распространен и устойчивВ растворе существует в виде гексааквахрома (III) – [Cr(H2O)6] 3+В чистом

Слайд 5Хром (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)


Хром (I I I)Кислота смещает равновесие влево, ион Cr+3 устойчив в кислых растворах.В избытке щелочей:

Слайд 6Хром (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).
Хром (I I I)Соединения хрома(III) легко образуют комплексные ионы. При добавлении избытка аммиачного раствора – [Cr(NH3)6] 3+При

Слайд 7Хром (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
Хром (VI)Оксид(VI) CrO3 ярко-красные,игольчатые кристаллыХромат (VI) калия K2CrO4 желтоеБихромат(VI) калия K2Cr2O7 оранжевоеCrO3 – кислотный оксид.Он реагирует со

Слайд 8Хром (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
Хром (VI)В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В щелочной среде эта реакция протекает в

Слайд 9Хром (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
Хром (VI)В кислой среде бихромат-ион Cr2O72- восстанавливается до хрома (III)Cr2O72-+14H++6e →2Cr 3+ +7H2O E0=+1,33 Bположительное значение E0

Слайд 10Хром (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
Хром (VI)В качестве окислителя используется при волюметрическом(объемном) анализе для определения концентрации ионов железа (II) в кислых растворах,

Слайд 11Марганец 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.
Марганец  MnТвердый металл серого цвета.Электронная конфигурация внешней электронной оболочки 3d54s2 марганец обнаруживает степени окисления +2,+6 и

Слайд 12Марганец Mn
Металлический марганец взаимодействует с водой и реагирует с

кислотами:

Mn +2HCl = MnCl2 +H2

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

Слайд 13Марганец (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


Марганец (II)Наиболее устойчивая формаВнешняя конфигурация 3d54s2- 2е =3d5В водном растворе гидратируются, образуя бледно-розовый комплекс гексааквамарганца (II) [Mn(H2O)6]

Слайд 14Марганец (III)
Марганец (III) существует только в комплексных соединениях. Эта форма

марганца неустойчива. В кислой среде марганец (III) диспропорционирует на марганец(II)

и марганец(IV)


Марганец (III)Марганец (III) существует только в комплексных соединениях. Эта форма марганца неустойчива. В кислой среде марганец (III)

Слайд 15Марганец (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↑
Марганец (IV)MnO2 черного цвета, не растворяется в воде, обладает ионной структурой, устойчив, благодаря высокой энтальпии решетки,имеет слабоамфотерные

Слайд 16Марганец (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
Марганец (VI)  Неустойчивое состояние  Манганаты, соли H2MnO4 можно получить, сплавляя:3MnO2+KClO3+6KOH=3K2MnO4+KCl+3H2O  Манганат калия имеет зеленую

Слайд 17Марганец (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

Марганец (VII)Mn2O7 сильно кислотный оксидKMnO4 твердое вещество, хорошо растворимое в водеВ слабокислой среде KMnO4 постепенноразлагается:4MnO4- + 4H+→4MnO2+2H2O+3O2KMnO4

Слайд 18Марганец (VII)
5Fe 2++ MnO4 -+ 8H +→5Fe 3+ + Mn

2+ + 4H2O
5C2O42-+2MnO4-+16H+→10CO2+2Mn 2++8H2O

Марганец (VII)5Fe 2++ MnO4 -+ 8H +→5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O5C2O42-+2MnO4-+16H+→10CO2+2Mn 2++8H2O

Слайд 19Железо
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
ЖелезоМеталл серого цветаВнешняя электронная конфигурация 3d64s2В чистом виде мягкое, ковкое, тягучее.Медленно взаимодействует с влажным воздухом, образуя гидратированный

Слайд 20Железо
Кристаллическое вещество Fe2O3 смешанный оксид железа(II,III):
3Fe+4H2O=3Fe3O4+4H2
Вытесняет водород из разбавленных кислот:
Fe

+ 2HCl =FeCl2+H2


ЖелезоКристаллическое вещество Fe2O3 смешанный оксид железа(II,III):3Fe+4H2O=3Fe3O4+4H2Вытесняет водород из разбавленных кислот:Fe + 2HCl =FeCl2+H2

Слайд 21Железо
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 +
ЖелезоЖелезо(II) более устойчиво, чем железо(III)FeO – основные свойстваFe2O3 - слабоамфотерныеFe 2+ → [Fe(H2O)6] 2+ бледно-зеленыйFe 3+ →[Fe(H2O)6]

Слайд 22Железо
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

ЖелезоОтличить Fe 2+от Fe 3+ можно:1.добавлением щелочи: Fe(OH)2 грязно-зеленый:[Fe(H2O)]3+ +3OH- =Fe(OH)3+6H2OFe 3+:[Fe(H2O)6] 3+ +3OH-=Fe(OH)3+6H2O

Слайд 23Железо
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
Железо2.Добавление раствора тиоцианата калия KSCN – интенсивно красное окрашивание с ионами Fe 3+ 3.Добавление растворов гексацианоферрата (II)

Слайд 24Железо
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
Железогексацианоферрата(III) калия на Fe 2+:FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+2KCl

Слайд 25Кобальт 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

Кобальт и никельБлестящие белые металлы, кобальт с сероватым никель с серебристым оттенком.Более твердые и хрупкие в сравнениис

Слайд 26Кобальт 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
Кобальт и никельОксид кобальта СоО:2Co + O2 = 2CoOCoCO3=CoO+CO2Co(OH)2=CoO+H2OCoO и Co(OH)2 амфотерны с преобладанием основных свойствCo(OH)2 –

Слайд 27Кобальт 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:
Кобальт и никельГидратированный ион кобальта (III) является сильным окислителем. В водном растворе он неустойчив из-за протекания реакции:4[Co(H2O)6]

Слайд 28Комплексы никеля
Ni (OH)2+6NH3=[Ni(NH3)6](OH)2
Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]

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

Слайд 29Медь
Мягкий металл, красного цвета, 3d104s2
Наименьшая реакционная способность, среди металлов первого

переходного ряда
Обнаруживается в двух степенях окисления +1 и+2, более устойчиво

+2
МедьМягкий металл, красного цвета, 3d104s2Наименьшая реакционная способность, среди металлов первого переходного рядаОбнаруживается в двух степенях окисления +1

Слайд 30Медь (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
Медь (I)Соединения белые или бесцветныеВ водном растворе неустойчивы и легко подвергаются диспропорционированию:2Cu + → Cu 2+ +

Слайд 31Медь(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

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]+2H2OГидроксид растворяется в избытке аммиака, образуя

Слайд 32Медь
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
МедьИзбыток конц. соляной кислоты образует с Сu 2+ анионный комплекс тетрохлорокупрат (II) желтого цвета:[Cu(H2O)6] 2+ +4Cl-↔[CuCl4]2-+6H2OВосстановление Сu+2

Слайд 33Цинк
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

ЦинкМеталл серебристо-белого цвета,3d104s2 -2e =3d10 (Zn+2)Высокая реакционная способность, оксид и гидроксид амфотерныИспользуют для получения водорода в лаборатории:

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика