Презентация на тему "d — элементы"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Лекция №16 ХИМИЯ d -ЭЛЕМЕНТОВ

• 
  Слайд 2
  

  Лекция №16 Химия металлов ОСОБЕННОСТИ ХИМИИ d -ЭЛЕМЕНТОВ Cодержание 1. Общая характеристика d - элементов 2. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов 3. Восстановительные и окислительные свойства d-элементов 4. d-элементы - хорошие комплексообразователи 5. Физические свойства. Руды. Способы получения. 6. Ряд напряжения металлов. Химические свойства металлов.

• 
  Слайд 3
  

  Pt Ir Os Re W Ta Hf La Ba Cs Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Rn Xe Fe Ar Ne He At I Mn Cl F Ra Fr Po Bi Pb Tl Hg Au Te Sb Sn In Cd Ag Co Cr V Ti Sc Ca K S P Si Al Mg Na O N C B Be Li H

• 
  Слайд 4
  

  Общая характеристика d - элементов Валентными электронами являются от 1 до 10 d-е, а также 2, реже 1 s-е на внешнем уровне d-элементы образуют три переходных ряда: в 4, 5, 6 периодах соответственно. Все d-элементы являются металлами с характерным металлическим блеском d-элементы и их соединения имеют характерные свойства: переменные СО, способность к образованию комплексных соединений, образование окрашенных соединений

• 
  Слайд 5
  

  (n-1)d1-5 ns2 Две группы d-элементов (n-1)d6-10 ns2 Свойственно проявление высших СО. В высших СОd-элементы III, IV, V, VI, VII групп проявляют кислотные свойства, как р- элементы. Проявление высших СО маловероятно. d-элементам VIII, I, II групп характерны СО от I до III. В них проявляются металлические свойства.

• 
  Слайд 6
  

  Cr [Ar] 3d54s1 Mn [Ar] 3d54s2 Fe [Ar] 3d64s2 Co [Ar] 3d74s2 Ni [Ar] 3d84s2 Cu [Ar] 3d104s1 Zn [Ar] 3d104s2 Ag ЭО 1,6 1,5 1,8 1,9 1,7 1,9  7,19 7,44 7,87 8,96 7,13 10,5 t пл. 1857 1244 1535 1083 420 962 t кип. 2672 1962 2750 2567 907 2212

• 
  Слайд 7
  

  d-элементы характеризуются большой твердостью и высокими t пл. и t кип. d-элементы характеризуются высокой плотностью, что объясняется малыми радиусами их атомов d-элементы - хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон Электроотрицательности возрастают от хрома к цинку, значит ослабевают металлические свойства

• 
  Слайд 8
  

  Химические свойства d-элементов Сравнение d- и р-элементов в высшихСО Группа р-элементы d-элементы VII VI V HClO4 H2SO4 HPO3 (HNO3) HMnO4 H2CrO4 HVO3

• 
  Слайд 9
  

  На d-подуровне наблюдается повышенная устойчивость конфигурации d0, d5, d10 Ti:[Ar]3d24s2 Ti+IV: [Ar]3d04s0 Ti: (II),III,IV Fe:[Ar]3d64s2 Fe: II, III, (VI) Fe+III: [Ar]3d54s0 Zn+II: [Ar]3d104s0 Zn: II Zn:[Ar]3d104s2

• 
  Слайд 10
  

  VIIB Mn: II, IV, VI, VII TcRe (IV,V) VII VIB Cr: II, III, VI MoW (IV, V), VI VB V: II, III, IV, V Nb Ta (III,IV), V Устойчивость высшей степени окисления в В-подгруппах В отличии от s- и p-элементов у d-элементов устойчивость высшей СО возрастает вниз по подгруппе:

• 
  Слайд 11
  

  Изменение кислотно-основных свойcтв оксидов и гидроксидов CrO Cr(OH)2 основные Cr2O3 Cr(OH)3 CrO3 H2CrO4 амфотерные кислотные Низшие СО Высшие СО Кислотные свойства

• 
  Слайд 12
  

  MnO Mn(OH)2 MnO2 Mn(OH)4 MnO(OH)2 Mn2O7 HMnO4 основные амфотерные кислотные FeO Fe(OH)2 Fe2O3 Fe(OH)3, FeOOH FeO3, неуст. H2FeO4,не получ. основные амфотерные, но в жестких условиях кислотные

• 
  Слайд 13
  

  Cr(OH)3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4] тетрагидроксохромит натрия Cr2O3 + NaOH = NaCrO2 + H2O хромит натрия t СrO3 - кислотный оксид CrO3 + KOH = K2CrO4 + H2O хромат калия В кислой среде хроматы переходят в дихроматы: СrO42- + H+ = Cr2O72- + H2O

• 
  Слайд 14
  

  Fe2O3 - обладает амфотерными свойствами, но в жестких условиях: Fe2O3 + HCl = FeCl3 + H2O Fe2O3 + KOH = KFeO2 + H2O феррит калия t Ферриты - соли железистой кислоты HFeO2 Zn + HCl = ZnCl2 + H2 Амфотерными являются оксид и гидроксид цинка: ZnO,Zn(OH)2 Zn + NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 ZnO + NaOH = Na2[Zn(OH)4]

• 
  Слайд 15
  

  V2+, Cr2+… Ni2+…. Zn2+ Энергичные восстановители Окисляется только сильными окислителями V2+ Cr2+ Mn2+ Fe2+ … Ni2+ …Zn2+ Восстановительные свойства Изменение восстановительных свойств d-элементов Восстановителем не является

• 
  Слайд 16
  

  Лабораторный опыт Fe(OH)2  + O2 + H2O  FeOOH  Co(OH)2 + H2O2  CoOOH  Ni(OH)2  +Br2 +NaOH NiOOH +NaBr+… Fe(OH)2Co(OH)2Ni(OH)2 Восстановительные свойства усиливаются Сила окислителя

• 
  Слайд 17
  

  Cr(OH)2 + H2O + O2 = Cr(OH)3 В степени +II соединения хрома являются сильными восстановителями: Cоли Fe(II) легко окисляются и переходят в Fe(III) FeSO4 + Cl2 = FeCl3 + Fe2(SO4)3 Окисление солей железа (III) в щелочной среде приводит к образованию ферратов - соединений железа (VI) Fe2O3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O t окислительно-щелочное плавление

• 
  Слайд 18
  

  Изменение окислительных свойств d-элементов В рамках одной декады: TiIV VV CrVI MnVII FeVI Усиление окислительных свойств K2Cr2O7+H2O2+H2SO4=CrO5+K2SO4+… KMnO4+H2O2+H2SO4= MnSO4 + O2+… эфир пероксид хрома K2FeO4 + Mn(NO3)2 + HNO3 Fe(NO3)3 + KMnO4 + …

• 
  Слайд 19
  

  Дихроматы и хроматы являются сильными окислителями: K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 = J2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Перманганаты - сильнейшие окислители: MnO4- Mn2+ MnO2 MnO42- (pH  7) (pH  7) (pH  7) Ферраты - сильнейшие окислители

• 
  Слайд 20
  

  CoCl2+ 4KSCN K2[Co(SCN)4] + 2KCl Эту способность используют: 1) для очистки d-элементов от примесей Ni + 4CO = [Ni(CO)4] Тетракарбонил никель Для d-элементов характерно образование комплексных соединений. Карбонилы являются особым типом комплексных соединений. [Fe(CO)5] [Co(CO)4] тетракарбонил кобальта пентакарбонил железа

• 
  Слайд 21
  

  2) Для разделения близких по свойствам элементов: ZnSO4CdSO4 + NaOHизбыток Na2[Zn(OH)4]раствор Cd(OH)2 + Na2SO4 AgCl + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl 3) для перевода малорастворимых соединений в раствор:

• 
  Слайд 22
  

  Fe2+ + K3[Fe(CN)6] = KFeFe(CN)6 + … III II III Fe3+ + 6 SCN-= [Fe(SCN)6]3- CoSO4+ KNO2=K3[Co(NO2)6]+ NO +... Для обнаружения ионов калия 4) обнаружение ионов металлов в растворе:

• 
  Слайд 23
  

  ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ - высокая электропроводность - высокая теплопроводность - пластичность - твердость - тугоплавкость

• 
  Слайд 24
  

  Руды – это природные соединения металлов. 1 Оксидные руды: 2 Сульфидные руды: - FeS2 – пирит (железный колчедан) - CuFeS2 – халькопирит - MoS2 – молибденит - ZnS – сфалерит (цинковая обманка) - PbO - галенит (свинцовый блеск) Fe2O3 -гематит; Al2O3 -корунд; MnO2 -пиролюзит TiO2 – рутил FeO·Cr2O3 - хромистый железняк Природные руды металлов

• 
  Слайд 25
  

  Галогенидные руды (в основном щелочных и щелочноземельных металлов): 3 4 NaCl – галит (поваренная соль) KCl – сильвин KCl·MgCl2·6H2O -карналит Сульфатные, фосфатные и карбонатные руды: CaSO4·2H2O – гипс Ca3(PO4)2 –фосфорит CaCO3 – мрамор, известняк CuCO3·Cu(OH)2 - малахит MgCO3 - магнезит Промышленно перерабатываются в основном оксидные, сульфидные и галогенидные руды.

• 
  Слайд 26
  

  РУТИЛ TiO2

• 
  Слайд 27
  

  Пиролюзит MnO2

• 
  Слайд 28
  

  Пирит FeS2

• 
  Слайд 29
  

  1.Пирометаллургия– окислительный обжиг сульфидов и восстановление металлов из оксидов при высокой температуре. Fe2O3 + CO Fe + CO2 FeS2 + O2= Fe2O3 + SO2 Cпособы получения металлов Определяются характером сырья (рудой) 2.Электрометаллургия - электролиз расплавов или растворов солей ZnSO4 + H2OZn + O2 + H2SO4 электролиз

• 
  Слайд 30
  

  3. Гидрометаллургия - выделение металлов из растворов их солей более активными металлами CdSO4 + Zn Cd+ ZnSO4 цементация

• 
  Слайд 31
  

  Au + KCN + O2 + H2O = K[Au(CN)2] + KOH K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + Au цементация золота Гидрометаллургический способ извлечения золота 1. 2. Растворение золота в ртути с последующей разгонкой амальгамы. Амальгама – сплав Hg с металлами(Zn, Cu, щелочные металлы).

• 
  Слайд 32
  

  ПОЛУЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА 1 Доменный процесс: Руда чугун сталь Fe3O4 Fe2O3 CO, t CO, t FeO Fe(C) CO, t Чугун: Fe+ C (1,7-5%)

• 
  Слайд 33
  

  1. Разложение карбонильных комплексов(Ni, Co, Cr…) Fe + 5CO = Fe(CO)5 Порошокжелтая жидкость пентакарбонил железо Pt,t Получение металла высокой чистоты [Fe(CO)5] Fe + 5CO 160-200оС Железо высокой чистоты 2. Иодидное рафинирование. 3. Электролиз водных растворов солей.

• 
  Слайд 34
  

  РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ Li Cs Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg Au Усиление восстановительной способности атомов Усиление окислительной способности ионов Li+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Ni2+Pb2+H+Cu2+Ag+Hg2+Au3+

• 
  Слайд 35
  

  Растворение металлов в кислотах и щелочах 1. Кислоты неокислители: HCl, H2SO4, HBr… Zn + HCl = H2+ ZnCl2 2. Кислоты окислители: HNO3, H2SO4конц, … Hg + HNO3изб= Hg(NO3)2 + NO + H2O Cd + H2SO4конц = CdSO4 + SO2 + H2O Sn + HNO3конц= H2SnO3+ NO2 + H2O Fe + HCl = H2+ FeCl2  - оловянная кислота

• 
  Слайд 36
  

  3. Смеси кислот: HNO3 + HCl – «царская водка» HNO3 + HF Nb + HNO3 + HF = H2[NbF7] + NO + H2O 4. Взаимодействие с щелочами: Zn + NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Ge + O2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Ge(OH)6] Ag + HNO3 + HCl =H[AgCl2] + NO + H2O

• 
  Слайд 37
  

  5. Взаимодействие с гидратом аммиака: Zn+NH3·H2O=[Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ Cd + O2 +NH3· H2O=[Cd(NH3)4](OH)2 + H2O 6. Окислительное щелочное плавление (V,Nb, Ta, Cr, MO, W…): V + O2 + Na2CO3= Na3VO4 + CO2 Cr + O2 + NaOH = Na2 CrO4 + H2O Полученные соли легко растворяются в воде