Презентация на тему "Общая характеристика элементов побочной подгруппы vΙ и vΙΙ групп. Хром марганец и их соединения"

Включить эффекты
1 из 32
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Посмотреть и скачать бесплатно презентацию по теме "Общая характеристика элементов побочной подгруппы vΙ и vΙΙ групп. Хром марганец и их соединения". pptCloud.ru — каталог презентаций для детей, школьников (уроков) и студентов.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    32
  • Слова
    другое
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Общая характеристика элементов побочной подгруппы VΙ и VΙΙ групп. Хром марганец и их соединения
    Слайд 1

    Общая характеристика элементов побочной подгруппы VΙ и VΙΙ групп. Хром марганец и их соединения

  • Слайд 2

    Вопросы

    Общая характеристика элементов побочной подгруппы Vи VΙ групп Физические свойства и получение хрома Химические свойства хрома Оксиды и гидроксиды хрома Качественная реакция на дихромат – ион (Сr2O72-) Качественная реакция на хромат –ион (CrO42-) Физические свойства и получение марганца Химические свойства марганца Оксиды и гидроксиды марганца Марганцевая кислота HMnO4 Применение калия перманганата КMnO4

  • Слайд 3

    Общая характеристика элементов побочной подгруппы V и VΙ групп

    Хромотносится к переходным d- элементам и находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Его порядковый номер 24. Электронная конфигурация валентных подуровней хрома:3d5 4s1 В соответствии с электронной структурой хром может проявлять степень окисления от +1 до +6. Наиболее устойчивы соединения хрома /III/ и хрома /VI/. При обычных температурах могут быть получены и соединения хрома /II/ В периодической системе Д.И.Менделеева хром находится в IV периоде 6 группе побочной подгруппы. Сr - .. .3d5 4s1 степени окисления -0; +2; +3; +6

  • Слайд 4

    Марганец/порядковый номер 25/ принадлежит к элементам побочной подгруппы седьмой группы периодической системы. Конфигурация его валентных подуровней выражается формулой 3d54s2Обладая семью валентными электронами, марганец может проявлять различные степени окисления: +2, +3, +4, +6, +7, которым соответствуют оксиды Mn2+O, Мn3+2O3, Mn4+O2, Mn6+O3, Mn7+2O7. Марганцовистый ангидрид MnO3 в виде индивидуального соединения не выделен

  • Слайд 5

    С ростом степени окисления основные свойства гидроксидов марганца ослабевают, а кислотные усиливаются. усиление основных свойств Mn(OH)2, Mn(OH)3, Mn(OH)4 H2MnO4, HMnO4усиление кислотных свойств. Это связано с тем, что с возрастанием степени окисления положительный заряд атома марганца увеличивается, а его радиус уменьшается. В результате этого напряженность электрического поля вблизи атома марганца возрастает, что приводит к усилению связи марганец-кислород и к более сильному отталкиванию протонов гидроксидов

  • Слайд 6

    Свободный марганец – довольно активный металл серебристого цвета. В ряду напряжений он расположен между магнием и цинком, поэтому он легко растворяется в разбавленных кислотах /даже в сравнительно слабых, например, в уксусной/, вытесняя водород и образуя соли двухвалентного марганца. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют марганец, но при нагревании взаимордействуют с ним. При этом серная кислота восстанавливается, в основном, до диоксида серы, а главным продуктом восстановления азотной кислоты является диоксид азота

  • Слайд 7

    Порошковообразный марганец уже при обычной температуре медленно разлагает воду, вытесняя из неё водород. Однако компактный металл устойчив к действию воды. Это объясняется тем, что на воздухе марганец покрывается тонкой пленкой оксида, предохраняющего металл от дальнейшего окисления. С галогенами марганец взаимодействует даже без нагревания, а с серой, азотом, фосфором – при повышенных температурах. В природе марганец встречается в виде соединений; МnO2- пиролюзит, Мn3O4- гаусманий

  • Слайд 8

    Хром

  • Слайд 9

    Физические свойства и получение хрома

    Хром был обнаружен в конце XVIII века. В 1766 году петербургский профессор химии И.Г.Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга. Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец И.Г. Леман

  • Слайд 10

    В 1854 году удалось получить чистый металлический хром электролизом водных растворов хлорида хрома. В металлургии, где расход хрома для легирования сталей очень велик, используют не сам хром, а его сплав с железом - феррохром. Впервые феррохром был получен в 1820 году восстановлением смеси оксидов железа и хрома древесным углем в тигле. В 1865 году был выдан первый патент на хромистую сталь В природе хром встречается в виде соединений - Сr2О3– хромовая охра; Fe(CrO2)2- хромистый железняк

  • Слайд 11

    Хром – это белый, блестящий , тяжелый, тугоплавкий, очень твердый металл. На воздухе поверхность хрома покрывается слоем оксидной пленки, которая не растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от коррозии. Благодаря этому свойству для защиты металлических изделий от коррозии применяют покрытие хромом. Образованием защитной оксидной пленки объясняется и тот факт, что хром не растворяется в растворах кислот, анион которых выступает как окислитель. Металлический хром можно получить алюмотермическим способом: tº Cr2O3+ 2Al = 2Cr + Al2O3

  • Слайд 12

    Химические свойства хрома

    Химические свойства 1) С кислородом, только при нагревании. В нормальных условиях хром устойчив к окислению 4Cr + 3O2 => 2Cr2O3 2) С хлором 2Cr + 3Cl2 => 2CrCl3 3) С кислотами: На поверхности хрома содержится слой оксида Cr2O3, защищающий металл от дальнейшего окисления => не взаимодействуя с HNO3при нормальных условиях.t Cr + HNO3(к) => Cr(NO3)3+ NO2 + H2O

  • Слайд 13

    Химические свойства С разбавленными HСl и H2SO4хром реагирует с выделением H2 и образованием солей. Cr +2HCl => CrCl2 + H2 Cr +H2SO4р => CrSO4 + H2 Cr + H2SO4(к) => Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O S H2S Соли быстроCr2+окисляются и переходят в солиCr3+

  • Слайд 14

    Оксиды и гидроксиды хрома

    CrO- основный оксид. Cr2O3-амфотерный оксид=> Cr(OH)3 CrO3- кислотный оксид Получениеt 2Сr(OH)3→ Cr2O3 + 3H2O

  • Слайд 15

    Cr2O3 - порошок зеленого цвета Амфотерность Cr2O3: 1) Cr2O3+ 6HCl=> 2CrCl3+3H2O сплавление 2)Cr2O3+ 2NaOH => 2NaCrO2 +H2O соль метахромистой кислоты Cr2O3 + 6NaOH => 2Na3CrO3 + 3H2O соль ортохромистойкислоты

  • Слайд 16

    Cr(OH)3 Получают действием щелочей на соли хрома CrCl3+ 3NaOH=> Cr(OH)3↓+ 3NaCl синевато-серого цвета Обладает амфотерными свойствами 1) Cr(OH)3+ 3HCl => CrCl3+ 3H2O 2) Cr(OH)3+ NaOH => NaCrO2+ 2H2O хромит натрия (Соль метахромистой к-ты)

  • Слайд 17

    СrO3является кислотным оксидом. Легко растворяется в воде с образованием растворов H2CrO4— хромовой кислоты и H2Cr2O7 — двуххромовойкислоты Обе кислоты существуют только в водном растворе Соли хромовой кислоты — хроматы, окрашены в желтый цвет. Соли двуххромовойкислоты—дихроматы, окрашены в оранжевый цвет

  • Слайд 18

    Хроматы и дихроматы способны переходить друг в друга в разных средах. Хромат- ион CrO42- устойчив в щелочной среде K2Cr2O7+2KOH=> 2K2CrO4+ H2O оранж.Желтый Дихромат — ион Cr2O72- устойчив в кислой среде. 2K2CrO4+ H2SO4=> K2SO4+K2Cr2O7 +H2O желтыйОранж.

  • Слайд 19

    Качественная реакция на дихромат – ион (Сr2O72-)

    Диэтиловый эфир K2Cr2O7+ H2SO4(к)+ H2O2=>H2Cr2O8+ K2SO4+ H2O Надхромоваяк-та окрашивает эфирный слой в синий цвет К смеси равных объемов H2SO4 и H2O2добавить 2мл. диэтилового эфира и несколько капель раствора содержащего дихромат. При встряхивании эфирный слой окрашивается надхромовойкислотой в синий цвет

  • Слайд 20

    Качественная реакция на хромат – ион (Сr2O42-)

    K2CrO4+ 2AgNO3=> Ag2CrO4↓+2KNO3 кирпично-красного цвета

  • Слайд 21

    Марганец

  • Слайд 22

    Физические свойства и получение марганца

    Минералы Марганца известны издавна. Древнеримский натуралист Плиний упоминает о черном камне, который использовали для обесцвечивания Жидкой стеклянной массы; речь шла о минерале пиролюзите МnO2. В Грузии пиролюзит с древнейших времен служил присадочным материалом при получении железа

  • Слайд 23

    Долгое время пиролюзит называли черной магнезией и считали разновидностью магнитного железняка (магнетита). В 1774 году К. Шееле показал, что это соединение неизвестного металла, а другой шведский ученый Ю. Ган, сильно нагревая смесь пиролюзита с углем, получил Марганец, загрязненный углеродом. Название Марганец традиционно производят от немецкого Marganerz - марганцевая руда К. Шееле Ю. Ган

  • Слайд 24

    Марганец в чистом виде не встречается в природе. В рудах элемент присутствует в форме карбонатов, окислов и гидроокисей. Основным минералом, содержащим марганец, является пиролюзит, представляющий собой относительно мягкий камень темно-серого цвета. Содержание марганца в нем составляет 63,2%. Существуют и другие руды марганца: манганит, псиломелан, браунит, гаусманит. Все это силикаты и окислы марганца. В них валентность марганца составляет +2, +3, +4. Содержание марганца в земной коре равняется примерно 0,1 % по массе. Марганец является 14-м элементом по распространённости на нашей планете, и второй тяжёлый металл после железа

  • Слайд 25

    По внешнему виду напоминает железо, но намного твёрже и более хрупкий. Серебристого цвета. С металлами образует сплавы. Получение: Чистый Mnполучают электролизом хлорида или сульфита или алюмотермией: 4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn

  • Слайд 26

    Химические свойства и получение марганца

    Mnактивный металл, обычно покрыт оксидной плёнкой, но в мелко измельчённом состоянии легко взаимодействует с кислородом Mn+ O2 => MnO2 3Mn + N2 => Mn3N2 t Mn+ 2H2O → Mn(OH)2 + H2↑ Mn+ 2HCl → MnCl + H2 (кроме HNO3) Mn+ H2SO4(k) → MnSO4 + SO2 + H2O Mn+ CuSO4 → MnSO4 + Cu

  • Слайд 27

    Оксиды и гидроксиды Mn

    Mn+2О – основный оксид (порошок серо- зеленого цвета) Mn+32О3– основный оксид (порошок коричнево0бурого цвета) Mn+42О7– амфотерный оксид (зелено- бурое тяжелое масло) Mn+7О2– кислотный оксид (порошок черного цвета)

  • Слайд 28

    Mn+2О оксид марганца (ΙΙ) – порошок зелёного цвета, легко растворяется в кислотах MnO + 2HCl → MnCl2 + H2O В отсутствии кислорода воздуха щёлочи осаждают из растворов гидроксид марганца (ΙΙ) MnCl2 + 2NaOH→ Mn(OH)2↓ + 2NaCl светло-розовый, на воздухе быстро буреет вследствие окисления 4Mn(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Mn(OH)3↓ бурый

  • Слайд 29

    Марганцевая кислота НMnО4

    Оксид марганца (VΙΙ) Mn2О7, которой является кислотным соответствует марганцевая кислота НMnО4. Её соли называются перманганатами, они окрашены в фиолетовый цвет Все перманганаты являются окислителями степень восстановления перманганата калия зависит от реакции среды

  • Слайд 30

    В кислой среде 2KMn+7O4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2Mn+2SO4↓+3Na2SO4+K2SO4+3Н2О фиолетовыйобесцвечивание В нейтральной среде 2KMn+7O4+ H2O + 3Na2SO3 → 2Mn+4O2↓ + 3Na2SO4 +2KOH фиолетовыйбурые хлопья В щелочной среде 2KMn+7O4 + 2KOH + Na2SO3 → 2K2Mn+6O4 + Na2SO4+ H2O фиолетовыйзелёный

  • Слайд 31

    Примение КMnО4

    КMnО4фармакопейный препарат применяют как антисептическое средство наружно в водных растворах для промывания ран(0,1-0,5%), для полоскания рта и горла(0,01-0,1%), для смазывания ожогов (2-5%). Внутрь для промывания желудка(0,02-0,1%) при отравлениях алколоидами, цианидами, фосфором

  • Слайд 32

    Литература:

    Основные источники: 1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. «Неорганическая химия», Ростов-на-Дону. Феникс. 2005.   Дополнительные источники: 1. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия», М., Высшая школа, 2009. 2. Глинка Н.Л. «Общая химия», КноРус, 2009. 3. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. «Начала химии». Современных курс для поступающих в вузы., М., Экзамен, 2002. 4. Хомченко Г.П. «Химия для поступающих в вуз». М., Новая Волна, 2007. 5. Чернобельская Г.М., Чертков И.Н. Химия: Учебное пособие для медицинских образовательных учреждений. – М.: Дрофа. 2005. 6. Оганесян Э.Г., Книжник А.З. «Неорганическая химия». М. Медицина. 1989.

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке