Презентация на тему "d — элементы"

Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.

Аннотация к презентации

Интересует тема "d — элементы"? Лучшая powerpoint презентация на эту тему представлена здесь! Данная презентация состоит из 37 слайдов. Средняя оценка: 5.0 балла из 5. Также представлены другие презентации по химии. Скачивайте бесплатно.

Содержание

Лекция №16 ХИМИЯ d -ЭЛЕМЕНТОВ

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.

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

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

(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.

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

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

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

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

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:

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

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

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

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]

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

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

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

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 + …

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

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

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:

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:

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

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

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.

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

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

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).

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%)

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.

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+

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

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

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