[Ar] 3d104s1
47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s1
79Au
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1; [Xe] 4f145d106s2
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
d -Элементы
Содержание
- 1. d -Элементы
- 2. Общая характеристика группы.28Cu 1s22s22p63s23p63d104s1;
- 3. Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или … Cu 3d9 33d4 s CuCu2+
- 4. Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1Б группы.. H2 … Cu … Ag… Au …
- 5. Для меди наиболее характерна степень окисления +2,
- 6. Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы
- 7. При переходе от меди к серебру радиус
- 8. Нахождение в природе.В природе встречается в виде
- 9. Медь Сu довольно мягкий металл красного цвета,
- 10. Способы получения.Продувание О2 через расплав
- 11. Химические свойства
- 12. 2Сu + О2 = 2СuО (800°С);Сu +
- 13. Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2
- 14. Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество
- 15. Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl + H2O;Сu2О
- 16. Оксид меди (II) СuО - твердое вещество
- 17. СuО + СО = Сu + СО2;3СuО
- 18. Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого
- 19. 2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2
- 20. Соединения меди (II) – окислители:CuSO4+ M =
- 21. Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в
- 22. Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами,
- 23. Серебро. Серебро Ag - тяжелый
- 24. Химические свойства
- 25. Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует
- 26. 2Ag + Cl2 = 2AgCl;4Ag + 2SO2
- 27. Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого
- 28. 2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)Ag2O + 4NH4OH
- 29. Соли серебра.Соли серебра не растворимы в воде,
- 30. качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO3
- 31. качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO3
- 32. качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO3
- 33. Химические основы применения соединений серебра в качестве
- 34. Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л,
- 35. Золото Au –желтый, ковкий, тяжелый металл, Тпл
- 36. Химические свойства
- 37. Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом,
- 38. Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;2Au + 3Сl2 = 2AuCl3 (130°С)
- 39. Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в
- 40. Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:Подобрать коэффициенты:AuCl3
- 41. Подобрать коэффициенты: Cu2S+HNO3(конц.,хол.)→Cu(NO3)2+S+NO2 +H2O CuS +8HNO3 (конц.,
- 42. Скачать презентанцию
Общая характеристика группы.28Cu 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s147Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s179Au 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1;
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2Общая характеристика группы.
28Cu 1s22s22p63s23p63d104s1;
[Ar] 3d104s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1;[Xe] 4f145d106s2
![Общая характеристика группы.28Cu 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s147Ag ](/img/thumbs/ef2fe13282d688db25567e9761710dfd-800x.jpg "d -Элементы Общая характеристика группы.28Cu 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s147Ag")
Слайд 5Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1,
для золота +3. Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра
объясняется большей прочностью конфигурации 4d10, т. к. эта конфигурация образуется уже у Pd, предшествующего серебру в периодической системе.
Слайд 6Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем
у металлов главной подгруппы, поэтому медь, серебро и золото отличаются
большей плотностью, высокими температурами плавления.
Слайд 7При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а
у золота не изменяется, т. к. золото расположено в периодической
системе после лантаноидов и еще испытывает эффект лантаноидного сжатия. Плотность золота очень велика.Химическая активность этих элементов невелика и убывает с возрастанием порядкового номера элемента.
Слайд 8Нахождение в природе.
В природе встречается в виде различных соединений,
Cu2S - медный блеск,
CuFeS2 - медный колчедан (халькопирит), Cu3FeS3
- борнит, Сu2 (ОН)2 СО3 или СuСО3 Сu(ОН)2 - малахит.
Слайд 9Медь Сu
довольно мягкий металл красного цвета,
Tпл =
1083°С,
обладает высокой электро- и теплопроводностью,
образует различные сплавы.
Слайд 10 Способы получения.
Продувание О2 через расплав сульфида меди (I):
2Cu2S
+ 3О2 = 2Cu2O + 2SO2;
2Cu2O + Cu2S = 6Cu
+ SO2.
Слайд 122Сu + О2 = 2СuО (800°С);
Сu + S = CuS
(350°C);
Сu + Сl2 =СuСl2;
2Сu + О2 + H2О + СО2
= (СuОН)2СО3 (пленка зеленого цвета – образуется на
воздухе);
Слайд 13Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О;
3Сu +
8НNО3(разб) = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О;
Сu + 2H2SO4(конц) =
SO2 + CuSO4 + 2H2О;2Сu + 2H2SO4(paзб) + О2 = 2CuSO4+ 2H2O (кипячение порошка Сu).
Слайд 14Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает
основными свойствами.
Часть солей меди (I) растворима в воде, но
легко окисляется кислородом воздуха, устойчивы комплексные соединения меди (I) [Cu(NH3)2]+:
Слайд 15Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl + H2O;
Сu2О + 4НСl(изб.) =
2H[CuCl2] + H2O;
2Сu2О + 8НСl(разб) + О2 = 4CuCl2 +
4Н2О;2Сu2О + 4Н2О + О2 = 4Сu(ОН)2;
Сu2О + СО = 2Сu + СО2.
Гидроксид Cu(OH) не стоек и быстро окисляется.
![Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl + H2O;Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2] + H2O;2Сu2О + 8НСl(разб) + О2](/img/thumbs/b6cf9f2ce720a085b2dbd46bc3cb643b-800x.jpg "d -Элементы Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl + H2O;Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2]")
Слайд 16Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет
основные свойства.
4CuO = 2Cu2O+ O2;
СuО + Н2 = Сu
+ Н2О;3СuО + 2А1 = 3Сu + Аl2О3;
СuО + С = Сu + СО;
Слайд 17СuО + СО = Сu + СО2;
3СuО + 2NH3(г) =
N2 + 3Сu + 3H2О;
СuО + 2НС1 = СuСl2 +
Н2OСлабые амфотерные свойства проявляются при сплавлении со щелочами:
СuО + 2NaOH = Na2СuO2 + Н2O
Слайд 18Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого цвета, не растворим
в воде, термически неустойчив, преобладают основные свойства, слабый окислитель:
CuSO4 +
2NaOH(разб.) = Cu(OH)2↓ + Na2SO4; Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4];
Купраты щелочных металлов имеют синюю окраску
Слайд 192Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2 СО3- + H2O;
Cu(OH)2
= CuO + 2H2O;
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O;
качественная
реакция на альдегиды:2Cu(OH)2 + СН3СНО = Cu2O + СН3СООН + 2H2O
Слайд 20Соединения меди (II) – окислители:
CuSO4+ M = Cu + MSO4
(М = Fе, Zn)
2CuSO4
+ 2NaE + SO2 + 2H2O = 2CuE + 2H2 SO4 + 2Na2SO4(E =Cl, Br , I, NCS)
Слайд 21Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному
гидролизу. Катион находится в гидратированном состоянии:
Cu2+ + Н2О CuOH
+ + Н+;Сu2++ 4Н2О [Cu(H2O)4]3+
[Cu(H2O)4]2+ + Н2О [Cu(OH)(H2O)3]+ + Н3О+
гидролиз в протолитической форме
Слайд 22Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами.
[Cu(NH3)4](OH)2
Свойство
Сu (ΙΙ) реагировать с белками и пептидами, а также с
биуретом (NH2 –CO–NH–CO–NH2) в щелочной среде с образованием окрашенных в сине-фиолетовый цвет комплексных соединений, используют для доказательства наличия пептидных связей. Реакция Сu (ΙΙ) с биуретом и белками называется биуретовой.2Свойство Сu (ΙΙ) реагировать с белками и пептидами,](/img/thumbs/c52eaf526d30207da3b0a55146556f9b-800x.jpg "d -Элементы Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. [Cu(NH3)4](OH)2Свойство Сu")
Слайд 23 Серебро.
Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с
характерным блеском,
Тпл = 962°С,
обладает наибольшей среди металлов электро-
и теплопроводностью, образует сплавы со многими металлами.
Слайд 25Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О2, не
реагирует с разбавленными растворами НСl, H2SO4
Слайд 262Ag + Cl2 = 2AgCl;
4Ag + 2SO2 + 2O2 =
2Ag2SO4; (>450°C)
2Ag + H2S = Ag2S + H2;
2Ag + 2HI =
2AgI + H2;2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + 2H2O + SO2;
Ag + 2НNO3(конц.) = AgNO3 + H2O + NO2.
Слайд 27Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета,
разлагается при
нагревании, проявляет основные свойства,
плохо растворяется в НСI и H2SO4
за счет образования на поверхности солей AgCl и Ag2SO4,
Слайд 282Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH +
ЗН2О;
Ag2O + 2НNО3(разб) = 2AgNO3 + Н2О;
Ag2O + H2О2(конц) =
2Ag + О2 + Н2О.![2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О;Ag2O + 2НNО3(разб) = 2AgNO3 + Н2О;Ag2O](/img/thumbs/b17c1cabfba5536ff94691dbbbe41f58-800x.jpg "d -Элементы 2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О;Ag2O")
Слайд 29Соли серебра.
Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF,
AgNO3, AgClO3, AgClO4.
Взаимодействие с гидратом аммиака, тиосульфатом натрия, карбонатом аммония
(повторить качественные реакции на галогениды – НЛВ).
Слайд 30качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3 NaCl
+ AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 AgCl + 2NH3 • H2O
→ [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O AgCl + (NH4)2СO3 → [Ag(NH3)2]Cl + СO2↑ + H2O AgCl + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl
Слайд 31качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3 AgBr
+ 2NH3 • H2O → [Ag(NH3)2]Br + 2H2O AgBr + (NH4)2СO3
≠ AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Слайд 32качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 AgI
+ 2NH3 • H2O ≠ AgI + (NH4)2СO3 ≠ AgI +
2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaI
Слайд 33Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в
фармацевтическом анализе
Растворимые соли серебра, попадая в организм в больших дозах,
вызывают острое отравление, подобно другим тяжелым элементам-металлам. При этом, как правило, серебро связывается атомами серы белков. В результате инактивируются соответствующие ферменты, свертываются белки.
Слайд 34Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л, обладает бактерицидным действием,
что обусловлено образованием нерастворимых альбуминатов.
Эффективность бактерицидного действия серебра выше,
чем у хлора, хлорной извести, карболовой кислоты.
Слайд 35Золото Au –
желтый, ковкий, тяжелый металл,
Тпл = 1064°С,
благородный
металл.
Нахождение в природе. Встречается в виде самородного золота
Слайд 37Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой.
Переводится в раствор "царской водкой",
со ртутью образует амальгаму,
при
нагревании взаимодействует с галогенами.
![Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;2Au + 3Сl2 = 2AuCl3 (130°С)](/img/thumbs/3b65a29ed299ce6596bd07a6d1f6e907-800x.jpg "d -Элементы Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;2Au + 3Сl2 = 2AuCl3 (130°С)")
Слайд 39Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные
свойства:
Au(OH)3 + 3HCl = AuCl3 + 3H2O
Au(OH)3 +
4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2OAu(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] - гидроксоаурат (III)
Слайд 40Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:
Подобрать коэффициенты:
AuCl3 + H2O2 (конц.)
→ Au (коллоид) +O2 + HCl
H[AuCl4] +SO2+H2O →H[AuCl2]+H2SO4 + HCl
![Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:Подобрать коэффициенты:AuCl3 + H2O2 (конц.) → Au (коллоид) +O2 + HClH[AuCl4] +SO2+H2O](/img/thumbs/f8e9aa5a157df3a78442143f53703274-800x.jpg "d -Элементы Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:Подобрать коэффициенты:AuCl3 + H2O2 (конц.) →")
Слайд 41Подобрать коэффициенты: Cu2S+HNO3(конц.,хол.)→Cu(NO3)2+S+NO2 +H2O
CuS +8HNO3 (конц., гор.) → CuSO4+8NO2+
4Н2О.
Cu2S + Cu2O → Cu + SO2
