Разделы презентаций


Побочная подгруппа I группы периодической системы 19 мая в 16 20 состоится презентация, доклад

Содержание

Cu Ag Au

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Побочная подгруппа
I группы периодической системы
19 мая в 1620 состоится

итоговая
контрольная работа по всем темам II семестра.

Побочная подгруппа I группы периодической системы19 мая в 1620 состоится итоговая контрольная работа по всем темам II

Слайд 3Cu Ag Au

Cu		Ag		Au

Слайд 4В ЭХРН: …H ... Cu …Ag …Au

Сu2+/Cu Ag+/Ag

[AuСl4]–/Au
, В: +0,34 +0,799 +1,00

ЭIБ + H2O 
ЭIБ + H3O+ 

CuAg

H2SO4(конц.) HNO3(конц.) HNO3(разб.)

Cu2+ Ag+

В ЭХРН: …H ... Cu …Ag …Au        Сu2+/Cu

Слайд 5Cu – 25 место; CuFeS2 (халькорипит), Cu2S (халькозин), 2CuCO3.Cu(OH)2 (азурин),

CuCO3.Cu(OH)2 (азурин), самородная Cu
Ag – 70; Ag2S (аргентин), самородное Ag
Au

– 75; самородное Au, Au2Te (калавит)

CuCO3.Cu(OH)2 (малахит)

самородное Ag

Распространенность и минералы

Cu – 25 место; CuFeS2 (халькорипит),  Cu2S (халькозин), 2CuCO3.Cu(OH)2 (азурин), CuCO3.Cu(OH)2 (азурин), самородная CuAg – 70;

Слайд 6Известны с древнейших времен
Сu – гр. «кипрос» - остров Кипр.
Ag

– гр. «аргос» - блестящий.
Au – лат. «аурум» - желтый.


Открытие

элементов
Известны с древнейших временСu – гр. «кипрос» - остров Кипр.Ag – гр. «аргос» - блестящий.Au – лат.

Слайд 72Сu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2 (обжиг)

Cu2S + 2Cu2O

= 4Cu + SO2 (томление, без O2)
Рафинирование: электролиз


Извлечение при

цианировании:
Cu + H2O + 2KCN = K[Cu(CN)2] + 1/2H2 + KOH
2 = 1016

Получение

2Сu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2 (обжиг)Cu2S + 2Cu2O = 4Cu + SO2 (томление, без O2)Рафинирование:

Слайд 8Цианидный способ для извлечения Ag и Au
Разработан в 1843 г.

в России
2M + H2O + 4KCN + ½O2 = 2K[M(CN)2]

+ 2KOH
M = Ag (2 = 7.1019); Au (2 = 2.1038)


2K[M(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2M

Получение

Цианидный способ для извлечения Ag и AuРазработан в 1843 г. в России2M + H2O + 4KCN +

Слайд 9Добыча золота

Добыча золота

Слайд 10Свойства простых веществ
Cu + X2 = CuX2 (X = Cl,

Br)
Cu + ½I2 = CuI
Cu + O2 = CuO
Cu +

S = CuS

2Ag + X2 = 2AgX (X = Cl, Br, I)
Ag + F2 = AgF2
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Свойства простых веществCu + X2 = CuX2 (X = Cl, Br)Cu + ½I2 = CuICu + O2

Слайд 11Реакции с кислотами-окислителями

Cu + 2H2SO4 конц. = CuSO4 + SO2

+ 2H2O
Cu + 4HNO3 конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 +

2H2O

2Ag + H2SO4 конц. = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Ag + 2HNO3 конц. = AgNO3 + NO2 + H2O
Ag + царская водка = нет реакции (AgCl↓)

2Au + 6H2SeO4 распл. = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 +6H2O
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
Реакции с кислотами-окислителямиCu + 2H2SO4 конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2OCu + 4HNO3 конц. = Cu(NO3)2

Слайд 12Ox-red свойства
В кислой среде устойчивы Cu2+ и Ag+;
В

кислой среде диспропорционируют Cu+ и Au+;
Комплексообразование и образование нерастворимых

соединений стабилизирует эти степени окисления;
Cu3+, Ag3+, Au3+ – сильные окислители, сила уменьшается в этом ряду.
Ox-red свойства В кислой среде устойчивы Cu2+ и Ag+; В кислой среде диспропорционируют Cu+ и Au+; Комплексообразование

Слайд 13Соединения Cu+
Эл. конфигурация: d10 ,
Почти все соединения бесцветны.
НО!

Cu2O – красного цвета.

4Cu2+ + 8OH– + N2H4 =

2Cu2O + N2 + 6H2O
Свойства:
Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O
CuCl + HCl изб. = H[CuCl2] бесцв.
CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl бесцв.
Соединения Cu+Эл. конфигурация: d10 , Почти все соединения бесцветны. НО! Cu2O – красного цвета. 4Cu2+ + 8OH–

Слайд 14Н/р соли: CuX (X = Cl, Br, I, CN, SCN).
CuF

– неизвестен.

Растворимые соли Cu+ в водных р-рах не сущ-ют!!!
2Сu+ =

Cu2+ + Cu0 K298 = 106

Cu2O + H2SO4 разб = CuSO4 + Cu + H2O
Cu2O + 3H2SO4 конц = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

Соединения Cu+

Н/р соли: CuX (X = Cl, Br, I, CN, SCN).CuF – неизвестен.Растворимые соли Cu+ в водных р-рах

Слайд 15Получение нерастворимых солей:
Cu2+ + 3I– = CuI + I2

2Cu2+ +

4CN– = 2CuCN + (CN)2
(добавление KCN к кипящему раствору CuSO4)

CuCl2

+ Cu = 2CuCl
(нагревание в растворе HCl)


Устойчивы и растворимы комплексы:
[Cu(CN)2]–, [CuCl2]–, [CuI2]–.

Соединения Cu+

Получение нерастворимых солей:Cu2+ + 3I– = CuI + I22Cu2+ + 4CN– = 2CuCN + (CN)2(добавление KCN к

Слайд 16Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ голубой
Растворяется в кислотах и щелочах.



Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2OH– =

[Cu(OH)4]2– купраты(II)


Соединения Cu2+

Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ голубойРастворяется в кислотах и щелочах. Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2OCu(OH)2

Слайд 17Нерастворимы в воде: CuS, CuCO3
Растворимы в воде:
CuX2 (X =

Cl, Br, NO3, ½SO4, ClO4, OAc)
CuSO4 – б/цв
CuSO4.5H2O – голубой

(медный купорос)
CuCl2 – коричневый
CuCl2.6H2O – зеленый; в конц. р-рах зеленый, в разб. р-рах голубой

Соединения Cu2+

Нерастворимы в воде: CuS, CuCO3Растворимы в воде: CuX2 (X = Cl, Br, NO3, ½SO4, ClO4, OAc)CuSO4 –

Слайд 18Ag+ – окислительные свойства.
Ag+ + 1e = Ag0, E0

= 0,80 В

AgNO3 – ляпис, «адский камень», используется в

медицине для прижигания и стерилизации ран.

2Ag+ + Zn = 2Ag + Zn2+
Ag+ + C6H12O6 (глюкоза) – «серебряное зеркало»

Соединения Ag+

Ag+ – окислительные свойства. Ag+ + 1e = Ag0, 		E0 = 0,80 В AgNO3 – ляпис, «адский

Слайд 192Ag+ + 2OH– = Ag2O↓ + H2O (бурый, основный)
Ag2O +

2HF = 2AgF + H2O
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 +

H2O
AgOH – очень неустойчив,
сильное основание.

Растворимые: AgNO3 (практ. не гидролизуется), AgF
Н/р соли: AgX (X = Cl, Br, I, CN, SCN, ½S, ½CO3, 1/3PO4, ½CrO4 и др).

Соединения Ag+

2Ag+ + 2OH– = Ag2O↓ + H2O (бурый, основный)Ag2O + 2HF = 2AgF + H2OAg2O + 2HNO3

Слайд 20Комплексы Ag+
Ag2O↓+ 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH–
AgCl↓ +

2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl–
2 = 107
AgBr, AgI не

растворимы в водном NH3

AgX↓ + 2CN– = [Ag(CN)2]– + X– (X = Cl, Br, I)
AgX↓ + 2S2O32– = [Ag(S2O3)2]3– + X– (X = Cl, Br, I)
2([Ag(CN)2]–) = 1020; 2([Ag(S2O3)2]3–) = 1013

Комплексы Ag+Ag2O↓+ 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH–AgCl↓ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl– 		2 =

Слайд 21Au+
Н/р соли: AuX ( X = Cl, Br, I, CN).
Диспропорционируют

даже н/р:
3AuCl↓ + H2O = 2Au + [AuCl3(OH)]– + H+
Устойчивые

комплексы:
[AuCl2]–, [Au(CN)2]–, [Au(S2O3)2]3–
Au2O и AuOH плохо охарактеризованы
Au+Н/р соли: AuX ( X = Cl, Br, I, CN).Диспропорционируют даже н/р:3AuCl↓ + H2O = 2Au +

Слайд 22Au3+
Сильные окислители,
в основном, комплексы.
[AuCl4]– + 3OH– = Au(OH)3↓+ 4Cl–
Красно-коричневый,

амфотерный.

Au(OH)3 + KOH =K[Au(OH)4] гидроксоаурат
Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4]

+ 3H2O
(золотохлороводородная кислота)
2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O (ниже 150 oC)
4Au2O3 = 4Au + 2Au2O +5O2 (выше 150 oC)
Au3+Сильные окислители, в основном, комплексы.[AuCl4]– + 3OH– = Au(OH)3↓+ 4Cl–Красно-коричневый, амфотерный. Au(OH)3 + KOH =K[Au(OH)4] гидроксоауратAu(OH)3 +

Слайд 23Побочная подгруппа
II группы периодической системы

Побочная подгруппа II группы периодической системы

Слайд 25Валентные электроны:
Zn: [Ar]3d104s2
Cd:[Kr]4d105s2
Hg: [Xe]4f145d106s2
Zn Cd Hg

Валентные электроны:Zn: [Ar]3d104s2Cd:[Kr]4d105s2Hg: [Xe]4f145d106s2 Zn		Cd		Hg

Слайд 26Zn – 24 место; ZnS (сфалерит), ZnO (цинкит).
Cd – 48

место; CdS (гринокит), CdCO3 (отавит).
Hg – 57 место, HgS (киноварь)

и самородная ртуть.


Содержание в земной коре и минералы

Zn – 24 место; ZnS (сфалерит), ZnO (цинкит).Cd – 48 место; CdS (гринокит), CdCO3 (отавит).Hg – 57

Слайд 27Открытие элементов
Zn – производство в Индии с XII века; сплав

с медью (латунь) до н.э.; возможно от нем. Zinn (олово).
Cd

– 1817 г., нем. Штромейер;
греч. «кадмия» – цинковая руда.
Hg – известна с ~1500 г. до н.э.; Меркурий – ближайшая к Солнцу планета; лат. Hydrargirum – серебряная вода.
Открытие элементовZn – производство в Индии с XII века; сплав с медью (латунь) до н.э.; возможно от

Слайд 28Получение
Zn и Cd
В природе: ZnS – сфалерит (цинковая обманка),

Cd сопутствует Zn в рудах
ZnS + 3/2O2 =

ZnO +SO2 (обжиг)

Пирометаллургия: ZnO + C = CO + Zn (1300 oC), Cd отделяют перегонкой
Гидрометаллургия:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
Катод: Zn2+ +2e- = Zn0

ПолучениеZn и Cd В природе: ZnS – сфалерит (цинковая обманка), Cd сопутствует Zn в рудах  ZnS

Слайд 29Hg
В природе: HgS (киноварь), самородная ртуть

HgS + O2

= Hg + SO2 (обжиг)
HgS + Fe = Hg +

FeS

HgO = Hg + ½O2 ( 500 oC)

Получение

Hg В природе: HgS (киноварь), самородная ртуть HgS + O2 = Hg + SO2 (обжиг)HgS + Fe

Слайд 30Свойства простых веществ
Zn, Cd – легкоплавкие активные металлы, но с

водой не реагируют, т. к. покрыты оксидной пленкой
Hg2+ – «мягкий»

окислитель
Свойства простых веществZn, Cd – легкоплавкие активные металлы, но с водой не реагируют,  т. к. покрыты

Слайд 31Свойства простых в-в
M + H2SO4 разб = MSO4 + H2

(M = Zn, Cd)
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]

+ H2
Сd + NaOH = нет реакции
Кислоты окислители:
4Zn + 10HNO3 разб = 4Zn(NO3)2 +NH4NO3 + 3H2O
4Cd + 10HNO3 разб = 4Cd(NO3)2 +N2O + 5H2O
3Hg + 8HNO3 разб = 3Hg(NO3)2 +2NO + 4H2O

Реакции с неметаллами: O2, S, галогены

Свойства простых в-вM + H2SO4 разб = MSO4 + H2 (M = Zn, Cd)Zn + 2NaOH +

Слайд 32Сравнение соединений Zn и Cd
Сходство:
Растворимые соли: MX2 (X = Cl,

Br, NO3, ½SO4)
Н/р соли: M(CN)2 (белые), ZnS (белый), CdS (желтый)
Различие

в поведении растворов в воде:
ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl– (полная диссоциация)
CdBr2 = CdBr+ + Br– (α1 = 0,5)
CdBr+ = Cd2+ + Br– (α2 = 0,05)
Сравнение соединений Zn и CdСходство:Растворимые соли: MX2 (X = Cl, Br, NO3, ½SO4)Н/р соли: M(CN)2 (белые), ZnS

Слайд 33Оксиды/гидрокcиды
ZnO/Zn(OH)2 – амфотерные свойства:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
Zn(OH)2

+ 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] цинкат
CdO/Cd(OH)2 – основные свойства:
Как Zn, но

реакции с конц. щелочами только при повышенной температуре
HgO/гидроксида нет!!! – только основные свойства.
Оксиды/гидрокcидыZnO/Zn(OH)2 – амфотерные свойства:Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2OZn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] 							цинкатCdO/Cd(OH)2 – основные

Слайд 34Амальгамы
MxHgy
в зависимости от соотношения x и y могут быть

жидкими или твердыми.
M = Na, Ag, Au, Al, Cu, Cd,

Zn
Fe – не образует амальгаммы
Химические свойства амальгам повторяют химические свойства металлов которые их составляют
АмальгамыMxHgy в зависимости от соотношения x и y могут быть жидкими или твердыми.M = Na, Ag, Au,

Слайд 35Hg2+
Hg + ½O2 = HgO красный оксид (300 оС)
Hg2+ +

2OH– = H2O + HgO желтый оксид

СОЛИ:

Hg2+Hg + ½O2 = HgO красный оксид (300 оС)Hg2+ + 2OH– = H2O + HgO желтый оксидСОЛИ:

Слайд 36Соли Hg2+
Гидролиз сильных электролитов:
Hg2+ + NO3– +H2O = (HgOH)NO3↓ +

H+
белый осадок растворим при добавлении кислот
HgF2 + H2O = HgO↓

+ 2HF 
полный гидролиз

Гидролиз слабых электролитов:
HgCl2 = HgCl+ + Cl– ( ~ 0,01)
Hg(CN)2 – не гидролизуется, раствор практически не проводит эл. ток.
Соли Hg2+Гидролиз сильных электролитов:Hg2+ + NO3– +H2O = (HgOH)NO3↓ + H+белый осадок растворим при добавлении кислотHgF2 +

Слайд 37Соли Hg22+ (ст.ок. 1+)
Hg (изб.) + HNO3 разб = Hg2(NO3)2

+ NO +H2O

Hg2+ + Hg = Hg22+ K = 170
Hg22+

+ 2CN– = Hg + Hg(CN)2 (прочный к-с)
Hg22+ + 2OH– = Hg + HgO↓ + H2O (осадок)
Hg2(OH)2 или Hg2O – НЕ СУЩЕСТВУЮТ

Hg22+ = Hg2+ + Hg K = 6·10–3

Соли Hg22+ (ст.ок. 1+)Hg (изб.) + HNO3 разб = Hg2(NO3)2 + NO +H2OHg2+ + Hg = Hg22+

Слайд 38[H2O–Hg–Hg–OH2]2+, [X–Hg–Hg–X]
Растворимые соли: Hg2(NO3)2, Hg2F2
Нерастворимые соли: Hg2X2 (X = Cl,

Br, I)

Гидролиз растворимых солей:
Hg2(NO3)2 + H2O = Hg2(OH)NO3 +

HNO3 (мутнеет)
Hg2F2 + H2O = HgO + Hg + 2HF (полный)

Hg2(OH)2 , Hg2O, HgCN, Hg2S – НЕ СУЩЕСТВУЮТ

Соли Hg22+ (ст.ок. 1+)

[H2O–Hg–Hg–OH2]2+, [X–Hg–Hg–X]Растворимые соли: Hg2(NO3)2, Hg2F2Нерастворимые соли: Hg2X2 (X = Cl, Br, I) Гидролиз растворимых солей:Hg2(NO3)2 + H2O

Слайд 39Ox-red реакции
1) Hg + HNO3 разб = Hg(NO3)2 + NO

+ H2O
Hg изб + HNO3 разб = Hg2(NO3)2 + NO

+ H2O

2) Окисление:
Hg2(NO3)2+4HNO3 конц= 2Hg(NO3)2+2NO2 +2H2O

3) Восстановление:
2HgCl2 + SnCl2 недост = Hg2Cl2↓ + SnCl4
HgCl2 + SnCl2 изб = Hg↓ + SnCl4

Ox-red реакции1) Hg + HNO3 разб = Hg(NO3)2 + NO + H2OHg изб + HNO3 разб =

Слайд 40Сравнение Hg(NO3)2 и Hg2(NO3)2

Сравнение Hg(NO3)2 и Hg2(NO3)2

Слайд 41Побочная подгруппа
III группы периодической системы
(f-элементы)

Побочная подгруппа III группы периодической системы(f-элементы)

Слайд 4214 лантаноидов (4f элементы) относятся к РЗЭ
Ac и 14 актиноидов

(5f элементы) – радиоактивны

14 лантаноидов (4f элементы) относятся к РЗЭ Ac и 14 актиноидов (5f элементы) – радиоактивны

Слайд 43Распространенность РЗЭ
Прометий Pm – радиоактивен 145Pm61 t1/2 = 26 лет.

Самый редкий из стабильных – тулий Tm (как иод), более

распространен, чем As, Cd, Hg и Se
Самые распространенные La и Ce – сравнимы с Cu, Pb.
Распространенность РЗЭПрометий Pm – радиоактивен 145Pm61 t1/2 = 26 лет.  Самый редкий из стабильных – тулий

Слайд 44Sc и РЗЭ
Активные металлы 2Э + 6H2О = 2Э(ОН)3 +

3H2
Плавное уменьшение R (на 15%) в ряду лантаноидов – лантаноидное

сжатие
Основная степень окисления 3+
Sc и РЗЭ Активные металлы 2Э + 6H2О = 2Э(ОН)3 + 3H2Плавное уменьшение R (на 15%) в

Слайд 45Лантаноидное сжатие
У лантаноидов (как и у актиноидов) увеличение атомного номера

приводит не к повышению, а к понижению размеров атомов и

ионов. Причина этого явления, называемого лантаноидным сжатием, – неполное экранирование добавочными 4f-электронами уже имеющихся 4f-электронов. С ростом атомного номера РЗЭ увеличивается эффективный заряд ядра, воздействующий на каждый из f-электронов, а неполное экранирование последних вызывает смещение электронных оболочек атомов ближе к ядру.

La(OH)3 → ……………………………. → Lu(OH)3 уменьшение основных свойств,
увеличение степени гидролиза солей

Лантаноидное сжатиеУ лантаноидов (как и у актиноидов) увеличение атомного номера приводит не к повышению, а к понижению

Слайд 46Основные соединения
Оксиды M2O3 – тугоплавкие, плохо растворимы в воде, растворимы

в кислотах.
Но: La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3 (бурно).
Поглощают СО2 и

Н2О из воздуха → La2(СO3)3, La(OH)3.
Гидроксиды M(OH)3 – плохорастворимые основания средней силы.
Растворимые соли – галогениды, нитраты, ацетаты, перхлораты.
Плохо растворимые соли – карбонаты, фосфаты, оксалаты, а также фториды (маленький катион и маленький анион).

Основные соединенияОксиды M2O3 – тугоплавкие, плохо растворимы в воде, растворимы в кислотах.	Но: La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3

Слайд 47 Ce 4f26s2

4f06s0 (Ce4+)
Eu 4f76s2

4f76s0 (Eu2+)
Gd 4f75d16s2 4f76s0 (Gd3+)
Tb 4f96s2 4f76s0 (Tb4+)

Предполагается, что вакантная, заполненная наполовину и заполненная полностью f-оболочки обладают повышенной устойчивостью. Для большинства РЗЭ устойчива только степень окисления М3+, но для Се и Тb устойчиво также состояние М4+, а для Еu и Yb устойчиво также М2+.

Степени окисления

Ce  4f26s2          4f06s0  (Ce4+)	Eu  4f76s2

Слайд 48Степень окисления +4
Ce4+: [Xe] CeO2, CeF4
Pr4+: [Xe]4f1 PrO2 (P(O2)=280 атм,

400˚C); PrF4
Но устойчивы сложные оксиды, Pr5O9, Pr6O11, Pr7O12.

Сильные окислители, Pr4+

окисляет воду
4Pr4+ + 2H2O = 4Pr3+ + O2 + 4H+
E0(Ce4+/Ce3+) = 1.2 B; E0(Pr4+/Pr3+) = 2.9 B
Получение соединений Ce4+:
Ce + O2 = CeO2 (горение, пирофорность)

2 Сe(OH)3 + 2OH– + Cl2 = 2 Ce(OH)4 + 2Cl– (pH > 7)

2Ce(OH)4 + 8HCl = 2CeCl3 + Cl2 + 8H2O (pH < 7)
Степень окисления +4Ce4+: 	[Xe] 			CeO2, CeF4		Pr4+: 	[Xe]4f1 		PrO2 (P(O2)=280 атм, 400˚C); PrF4Но устойчивы сложные оксиды, Pr5O9, Pr6O11,

Слайд 49Степени окисления +2
Sm2+: [Xe]4f6 SmI2
Eu2+: [Xe]4f7 EuO, EuX2, EuSO4 (н/р),

EuCO3 (н/р)
Yb2+: [Xe]4f14 YbO, YbX2, YbSO4

Cильные восстановители:
Sm2+ + H2O =

[SmOH]2+ + ½H2
E0(Sm3+/Sm2+) = –1.55 B; E0(Eu3+/Eu2+) = –0.43 B;
E0(Yb3+/Yb2+) = –1.15 B

Получение:
EuCl3 + “H” = EuCl2 + HCl (Zn + HCl)

Как Ba2+!!!

Степени окисления +2Sm2+: [Xe]4f6 	SmI2Eu2+: 	[Xe]4f7 	EuO, EuX2, EuSO4 (н/р), EuCO3 (н/р)Yb2+: 	[Xe]4f14 	YbO, YbX2, YbSO4Cильные восстановители:Sm2+

Слайд 50Комплексы лантаноидов
Аквакомплексы [M(H2O)9]3+ лабильны (замещение лигандов за 10–7 – 10–9

с);
Предпочитают координацию по кислороду;
Высокие координационные числа и многообразие координационных полиэдров;
Маленький

Sc3+: [Sc(acac)3], KЧ = 6
Средний Y3+: [Y(acac)3(H2O)], KЧ = 7
Большой La3+: [La(acac)3(H2O)2], КЧ = 8
Комплексы лантаноидовАквакомплексы [M(H2O)9]3+ лабильны (замещение лигандов за 10–7 – 10–9 с);Предпочитают координацию по кислороду;Высокие координационные числа и

Слайд 51Актиноиды

Актиноиды

Слайд 52Актиноиды
Актиноидное сжатие – уменьшение R(M3+) от 1,26 Å для Ac

до 1,02 Å для Lr
Металлический блеск, тугоплавкие, реакционноспособные, в ряду

напряжений левее Н, реагируют с О2, S, Н2, N2, X2
Порошки на воздухе самовоспламеняются
3U + 4O2 = U3O8 – урановая смолка (UO2.2UO3)
Th + O2 = ThO2
АктиноидыАктиноидное сжатие – уменьшение R(M3+) от 1,26 Å для Ac до 1,02 Å для LrМеталлический блеск, тугоплавкие,

Слайд 53Актиноиды
Все радиоактивны
232Th t1/2 = 3,28.1010 лет; 238U t1/2= 4,47.109 лет;
251Cf t1/2=

900 лет; 259No t1/2= 1,4 ч; 260Lr t1/2 = 3мин

Наиболее устойчивые

степени окисления:
АктиноидыВсе радиоактивны232Th 	t1/2 = 3,28.1010 лет; 	238U	t1/2= 4,47.109 лет;251Cf 	t1/2= 900 лет;	259No t1/2= 1,4 ч; 260Lr t1/2

Слайд 54Ac (актиний), Th (торий), Pa (протактиний)
Ac3+ - похож на La 227Ac

t1/2= 22 года
Ac2O3; Ac(OH)3 – только основные св-ва
Ac(OH)3↓+ 3HCl =

AcCl3 + 3H2O
AcCl3, Ac(NO3)3 - растворимы
AcPO4, Ac2(СO3)3 - не растворимы

Th4+ - похож на Zr и Hf
Th + O2 = ThO2; Th + 2H2O = ThO2 + H2 (нагрев.)
Th(OH)4 – только основные св-ва
Th(OH)4 + 4HCl → ThCl4 + 4H2O
ThCl4 + 4NaOH = Th(OH)4↓ + 4NaCl (или xThO2·yH2O)
Ac (актиний), Th (торий), Pa (протактиний)Ac3+ - похож на La				227Ac 	t1/2= 22 годаAc2O3; Ac(OH)3 – только основные

Слайд 55
Pa5+ – похож на Nb5+ и Ta5+
Продукт распада урана,

получены десятки грамм.
Pa(OH)5 – слабые амфотерные свойства
Pa(OH)5 + 5HF

→ PaF5 + 5H2O
PaF5 + 2KF → K2[PaF7]
Pa2O5 + NaOH(сплавление) → NaPaO3 или Na3PaO4

Ac (актиний), Th (торий), Pa (протактиний)

Pa5+ – похож на Nb5+ и Ta5+ Продукт распада урана, получены десятки грамм.Pa(OH)5 – слабые амфотерные свойства

Слайд 56Атомная станция Фукусима-1
235UO2 – топливо

Атомная станция Фукусима-1235UO2 – топливо

Слайд 57U
238U – 99% t1/2= 4.5 млрд. лет
235U – 0,75% -

наиболее важен t1/2= 0.7 млн. лет



U4+: коричневый UO2, U(OH)4 – слабое

основание;
U4+ + 4F– = UF4 ; UO2 + 4HF = UF4 + 2H2O

U6+: оранжевый UO3, UF6 (возгоняется при 57 оС)
UO3 + NaOH → Na2U2O7 (Na2UO4) – уранаты
U238U – 99% 	t1/2= 4.5 млрд. лет235U – 0,75% - наиболее важен  t1/2= 0.7 млн. летU4+:

Слайд 58Доля электроэнергии АЭС в разных странах

Доля электроэнергии АЭС  в разных странах

Слайд 59Применение
Ядерное горючее – 235U, 238U, 239Pu
В перспективе – 233U (из

232Th);
2. Портативные источники энергии (космос,
кардиостимуляторы) – 239Pu (плутоний), 242Cm, 244Cm

(кюрий);
3. Источники нейтронов – 241Am; 252Cf;
4. Ионизация – 241Am в радиографии, дефекто-
скопии;
5. Медицина – 241Am в диагностике щитовидной
железы; 252Cf – нейтронная терапия рака.

ПрименениеЯдерное горючее – 235U, 238U, 239Pu	В перспективе – 233U (из 232Th);2. Портативные источники энергии (космос,	кардиостимуляторы) – 239Pu

Слайд 60Ядерные реакции
Образование трансурановых элементов в ядерном реакторе происходит по следующим

схемам:
235U + n → 236U + n → 237U →

(7 сут) → 237Np + n → 238Np → (2,1 сут) → 238Pu

238U + n → 239U →(23 мин)→ 239Np →(2,3 сут)→ 239Pu (+осколки) + n → 240Pu + n → 241Pu (+осколки) + n → 242Pu + n → 243Pu →(5 ч)→ 243Am + n → 244Am → (26 мин)→ 244Cm

Время между стрелками обозначает период полураспада, «+n» обозначает поглощение нейтрона.
Ядерные реакцииОбразование трансурановых элементов в ядерном реакторе происходит по следующим схемам:235U + n → 236U + n

Слайд 61Цепная ядерная реакция
1 г урана выделяет
энергию эквивален- тную 18 т взрывчатки
Современный

ТВЭЛ (тепловыделяющий элемент):

65 МВт·сут/кг

~ 1 кВт·с/кг

Цепная ядерная реакция1 г урана выделяетэнергию эквивален- тную 18 т взрывчаткиСовременный ТВЭЛ (тепловыделяющий элемент): 65 МВт·сут/кг~ 1

Слайд 62Схематическое устройство ядерного реактора: 1 — управляющий стержень; 2 — биологическая защита; 3

— тепловая защита; 4 — замедлитель; 5 — ядерное топливо; 6 — теплоноситель.

Схематическое устройство ядерного реактора:  1 — управляющий стержень; 2 — биологическая защита; 3 — тепловая защита;

Слайд 63Схема ядерного реактора

Схема ядерного реактора

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