Металлы побочных подгрупп
презентация к уроку по химии (11 класс)

Слайд 1

Слайд 2

Металлы побочных подгрупп Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы - металлы ). Термин “переходные металлы ” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах (строчках таблицы) служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов.

Слайд 3

Общая характеристика d- элементов Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

Слайд 4

Общая характеристика d- элементов d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений. d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду. d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Слайд 5

Химические свойства Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Слайд 6

Подгруппа меди Электронная формула Cu + 29 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 так как десятый d – электрон переместился на третий d –подуровень в результате «провала» с четвертого s – уровня , то этот электрон подвижный

Слайд 7

Нахождение меди в природе Встречается в связанном виде и входит в состав соединений : Медный блеск Cu 2 S Куприт Cu 2 O Медный колчедан Cu Fe S2 Малахит Cu (OH)2 CO3

Слайд 8

Получение меди Получают из медного блеска: 2 С u 2 S+ 3 O2= 2 Cu2 O + 2 SO 2 2 Cu 2 O + Cu2 S = 6 Cu+ SO2 Полученная таким образом медь содержит примеси, более чистую медь получают в процессе электролиза

Слайд 9

Физические свойства меди Цвет – светло –розовый Тягучая Вязкая Пластичная Хороший проводник электрического тока (уступает только серебру)

Слайд 10

Химические свойства меди 1. Взаимодействие с простыми веществами ( с хлором, кислородом и серой- напишите уравнения реакций) 2. Взаимодействие со сложными веществами: Cu +2 H2SO4= CuSO4 + SO2 + 2 H2O Cu + 4 HNO3( конц ) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3( разб ) = 3 Cu (NO3)2+ 2 NO + 4 H2O

Слайд 11

Подгруппа цинка Электронная формула Zn + 30 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 предпоследний уровень завершен, поэтому с.о. только + 2 Находится в природе только в виде соединений : Цинковая обманка Zn S Цинковый шпат Zn CO3

Слайд 12

Физические свойства цинка Цвет –голубовато –серебристый При обычной температуре –хрупкий При 100 -150 градусах хорошо прокатывается в листы Выше 200 градусов- хрупкий При 420 градусах плавиться

Слайд 13

Химические свойства цинка На воздухе устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида предохраняющего его от дальнейшего окисления Реагирует с простыми веществами при повышении температуры (напишите уравнения реакции взаимодействия цинка с серой, кислородом и хлором) Со сложными веществами в зависимости от условий взаимодействует по разному: 1. Zn+ 2 NaOH ( кристаллический ) = Na2 ZnO2 + H2

Слайд 14

Подгруппа хрома Электронная конфигурация Cr + 24 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

Слайд 15

Подгруппа хрома . Физические свойства хрома. Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С В природе находиться: в хромистом железняке Fe (CrO2 )2 оксидах хрома Получение:

Слайд 16

Подгруппа хрома . Физические свойства хрома. Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С В природе находиться: в хромистом железняке Fe (CrO2 )2 оксидах хрома Получение: FeO * Cr2O3+ 4 C= 2 Cr+ Fe + 4 CO ( образуется сплав ) Cr2 O3+ 2 Al = Al2 O3 + 2 Cr (для чистого хрома)

Слайд 17

Химические свойства хрома I. Взаимодействие с простыми веществами (п ри н.у. хром реагирует только со фтором) При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом , кремнием, бором, серой, фосфором. 4Cr + 3O2 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 2CrCl3 2Cr + N2 2CrN 2Cr + 3S Cr2S3

Слайд 18

Химические свойства хрома II. Взаимодействие со сложными веществами 1. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2 2. Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах ( HCl , H2SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+. Cr + 2HCl → CrCl2 + H2­ 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2­ 3. Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром: 2 Сr + 6 Н2SО4( конц )= Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О Сr + 6 НNО3( конц )= Сr (NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

Слайд 19

Подгруппа железа Степени окисления железа +2 +3 но имеются также и соединения в которых железо проявляет степень окисления + 6 , но они не устойчивы Также большое значение имеют никель(+2,+3) и платина(+2,+4) Схема строения атома железа: Fe +26 ) 2 ) 8 ) 14 ) 2 Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Слайд 20

Железо Металл средней активности, восстановитель: Fe 0 -2e - →Fe +2 , окисляется восстановитель Fe 0 -3e - →Fe +3 , окисляется восстановитель Железо – один из самых распространенных элементов в природе . В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию . Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа.

Слайд 21

Нахождение железа в природе Основными железными рудами являются : магнетит (магнитный железняк) – Fe 3 O 4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии: гематит (железный блеск, кровавик)– Fe 2 O 3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе: лимонит (бурый железняк) – Fe 2 O 3 ‧nH 2 O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму: пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS 2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.

Слайд 22

. Физические свойства железа Серебристо-белый металл с температурой плавления 1539 о С. Очень пластичный (куется, прокатывается, штампуется. Намагничивается и размагничивается, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Различают химически чистое и технически чистое железо. (технически чистое железо содержит 0,02-0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. (Серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл,устойчиво к коррозии и хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств)

Слайд 23

Химические свойства железа 1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление): 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II, III) - вещество чёрного цвета: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Слайд 24

Химические свойства железа 3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды: 3Fe + 4H 2 O = t˚C = Fe 3 O 4 + 4H 2 4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании: Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов . Железо реагирует с серой, фосфором, азотом и углеродом( напишите уравнения рекций )

Слайд 25

Химические свойства железа 5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Fe + H 2 SO 4 ( разб .) = FeSO 4 + H 2 6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода: 2Fe + 6H 2 SO 4( конц .) = t = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Слайд 26

Химические свойства железа Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации . При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды: Fe+6HNO 3( конц .) = t = Fe (NO 3 ) 3 +3NO 2 +3H 2 O С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II): Fe+4HNO 3( разб.гор .) = t = Fe (NO 3 ) 3 +NO+2H 2 O При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония: 8Fe+30HNO 3( оч . разб .) = t = 8Fe(NO 3 ) 3 +3NH 4 NO 3 +9H 2 O

Слайд 27

Химические свойства железа 7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей. Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu 8) Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат)