Металлы побочных подгрупп
презентация к уроку на тему

Слайд 1

Подгруппа меди (медь, серебро, золото) Подгруппа цинка (цинк, кадмий, ртуть) Переходные металлы (хром, марганец, молибден, вольфрам и др.) Подгруппа железа (железо, кобальт, никель) Платиновая группа (рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина) Металлы побочных подгрупп

Слайд 2

Особенностью является наличие заполненного предвнешнего d- подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с внешнего s-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Подгруппа меди. Cu, Ag Серебро Ag [ Kr ] 4d 10 5s 1 0, +1, +3 Медь Cu [Ar] 3d 10 4s 1 0, +1, +2

Слайд 3

при 400–500°С : 2Cu + O 2 = 2CuO; при 1000°С : 4Cu + O 2 = 2Cu 2 O при 400°С : Cu + S = CuS ; при выше 400°С : 2Cu + S = Cu 2 S при нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II) Cu + Br 2 = CuBr 2 с йодом – образуеся йодид меди (I): 2Cu + I 2 = 2CuI Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной карбонат меди(II) ( CuOH )2CO3 Химические свойства меди

Слайд 4

Растворяется в разбавленной азотной кислоте: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): 2Cu + 8NH 3 + 2H 2 O + O 2 = 2[ Cu (NH 3 ) 4 ](OH) 2 . Медь окисляется оксидом азота ( IV) 2Cu + NO 2 = Cu 2 O + NO и хлоридом железа( III) Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2 Химические свойства меди

Слайд 5

Соли Cu2+ обычно окрашены в голубой или зеленоватый цвет. Образование нерастворимого гидроксида меди ( II ) голубого цвета: CuSO4+ 2NH4OH = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 Образование красно-бурого осадка гексациано феррата ( II ) меди Качественная реакция на Cu 2+ 2Cu 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4− → Cu 2 [Fe(CN) 6 ]↓

Слайд 6

При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2Ag + S = Ag 2 S, при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2Ag + Br 2 = 2AgBr. Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием. Растворяется в разбавленной азотной кислоте 3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: 2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Ag +2HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O. Химические свойства серебра

Слайд 7

Образование белого творожистого осадка Ag+ + Cl - = AgCl ↓ , растворимого в гидрате аммиака AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2] Cl Образование красного осадка Ag+ + CrO4 - = AgCrO4↓ Образование желтого осадка Ag+ +PO4 3- = Ag3PO4 ↓ Образование белого-чернеющего осадка Ag+ + S2O3 2- = Ag2S2O3 ( разлагается) Качественная реакция на Ag +

Слайд 8

Цинк [ Ar ] 3d 10 4s 2 хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Ртуть [ Xe ] 4f 14 5d 10 6s 2 один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии Подгруппа цинка. Zn , Hg

Слайд 9

На воздухе покрывается оксидной пленкой, при сильном нагреве горит голубоватым пламенем 2Zn + O 2 = 2ZnO При н.у. Zn + Cl 2 = ZnCl 2 С парами воды при температуре красного каления Zn + H 2 O = ZnO + H 2 Вытесняет водород из разбавленых кислот Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 С разбавленной HNO3 4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O С концентрированными кислотами-окислителями Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Химические свойства цинка

Слайд 10

Типичный переходный элемент. Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Оксид цинка: ZnCO 3 = ZnO + CO 2 ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ]. Гидроксид цинка: ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ] Zn(OH) 2 + 4NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 Химические свойства цинка

Слайд 11

Образование нерастворимого основания Zn 2+ + 2OH - = Zn(OH)2↓ + 2OH- = [Zn(OH)4] 2- осадок белого цвета, растворимый в избытке щелочи Качественная реакция на Zn 2+

Слайд 12

Эл. Конфигурация [ Ar ] 3d 5 4s 1 В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической решеткой, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке. Хром

Слайд 13

Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr (ОН) 2 ), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах: СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О окисляется на воздухе: 4СrО+ О 2 = 2Сr 2 О 3 Гидроксид хрома (2) - Сr (ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами: Сr (ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О Соединения хрома Cr 2+

Слайд 14

Наиболее устойчивая с.о. хрома. Оксид хрома (3) - Сr 2 О 3 нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду, имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом: Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [ Сr (ОН) 6 ] Сr 2 О 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О Гидроксид хрома (3) Сr (ОН) 3 получают: СrСl 3 +3КОН = Сr (ОН) 3 ↓ + 3КСl Легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства: Сr (ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr (NО 3 ) 3 + 3Н 2 О Сr (ОН) 3 + 3КОН = К 3 [ Сr (ОН) 6 ] Соединения хрома Cr 3+

Слайд 15

Оксид хрома (6) - СrО 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде, типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты: СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды) СrО 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 ( дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)). Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель Соединения хрома Cr 6 +

Слайд 16

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы: 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы: К 2 Сr 2 О 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О Хромат и дихромат Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую. Хромат - ионы СrО42- и дихромат – ионы Сr2О72- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

Слайд 17

Окислительные свойства Cr 6+ Дихроматы – сильные окислители . Под действием восстановителей в кислой среде переходят в соли хрома (III) K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O Качественные реакции на хромат-ион BaCrO 4 PbCrO 4 Ag 2 CrO 4

Слайд 18

Электронная конфигурация [ Ar ] 3d 5 4s 2 Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам . Известны пять аллотропных модификаций марганца Один из основных минералов марганца — пиролюзит (MnO 2 ) , родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO 3 Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны) Марганец

Слайд 19

Степени окисления и соединения Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита: Получение марганца

Слайд 20

Соли Mn 2+ MnCl2 MnSO4

Слайд 21

Соединения Mn 4+

Слайд 22

Соединения М n 7+

Слайд 23

Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда Окислительные свойства перманганата, в зависимости от среды реакции