Презентация на тему: 2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи

Реклама. Продолжение ниже
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи
1/41
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 15)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (2006 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи побічної підгрупи V ІІІ групи ПСЕ (підгрупа Феруму ) ТЕМА : ПРЕДСТАВНИКИ d -ЕЛЕМЕНТІВ (ПЕРЕХІДНИХ ЕЛЕМЕНТІВ) ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ ЕЛЕМЕНТІВ (ПСЕ) 1. Елементи побічної підгрупи V І групи ПСЕ (підгрупа Хрому)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
2

Слайд 2

ЕЛЕМЕНТИ ПОБІЧНОЇ ПІДГРУПИ V І ГРУПИ (ПІДГРУПА ХРОМУ) Загальна характеристика елементів Назва Хром Chromium Молібден Molybdenum Вольфрам Wolfram Символ С r Mo W Порядковий номер 24 42 74 Відносна атомна маса 52,00 95,94 183,85 Стабільні ізотопи 4 стабільних ізотопи : 50 Сг (4,31%), 52 Сг (87,76%), 58 Сг (9,б5%), 54 Сг (2,38%), 6 штучний ізотопів 7 стабільних ізотопів, найбільше значення має 98 Мо(23,75%) суміш п'яти стабільних ізотопів: 180 W, 182 W, 183 W, 184 W, 186 W Проста речовина хром молібден вольфрам

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
3

Слайд 3

Елемент С r Mo W Електронна конфігурація 3d 5 4s 1 4d 5 5s 1 5d 4 6s 2 Ступінь окиснення +2,+3,+4, +5,+6 +2,+3,+4, +5,+6 +2,+3,+4, +5,+6 Електронегативність 1,6 1,8 1,7 Потенціал іонізації, ев 6,76 7,1 7,98 Найважливіші сполуки: оксиди С r О 3 С r 2 O 3 MoO 2 MoO 3 WO 2 WO 3 гідроксиди Cr(OH) 3 H 2 CrO 4 H 2 MoO 4 H 2 WO 4 водневі сполуки (гідриди) - - - сульфіди Cr 2 S 3 MoS 2 MoS 3 WS 2 WS 3 галогеніди CrCl 2 CrCl 3 MoCl 4 М oCl 5 WF 6 Електронна будова атомів Хром – сріблясто-білий метал, твердий, тугоплавкий ( t пл = 1903 0 С). При кімнатній температурі він не окиснюється на повітрі

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
4

Слайд 4

Елемент С r Мо W Порядковий номер 24 42 74 Агрегатний стан твердий твердий твердий Колір сірий сріблистий сірий Густина, г/см3 6,92 19,3 Температура кипіння, °С 2570 3700 5900 Температура плавлення, °С 2625 3370 Фізичні властивості Хром на холоді дуже інертний елемент. При нагріванні його хімічна активність підвищується. Характерні реакції для хрому (при нагріванні): 1. Взаємодія з оксигеном : 4С r + 3О 2 → 2С r 2 О 3 — хром ( III ) оксид 2. Взаємодія з галогенами: 2С r + 3 С l 2 → 2С r С1 3 — хром ( III ) хлорид 3. Взаємодія з неметалами: 2С r + N 2 → 2 CrN — хром ( III ) нітрид 4. Взаємодія з кислотами: Cr + НС1→ С r С1 2 + Н 2 ↑ Хімічні властивості

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
5

Слайд 5

Хімічна активність в ряді Cr-Mo-W суттєво зменшується. Хром розчиняється в розбавленій хлоридній та сульфатній кислот ах. Cr + 2 HCl = CrCl 2 + H 2 ↑ (без доступу повітря ) Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 ↑ (без доступу повітря ) В холодній концентрованій нітратній та сульфатній кислотах хром пасивується. При нагріванні ці кислоти розчиняють хром: 2Cr + 6H 2 SO 4 ( конц.) = Cr 2 ( SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ + 6H 2 O Cr + 6H NO 3 ( конц.) = Cr 2 ( NO 3 ) 3 + 3NO 2 ↑ + 3H 2 O Молібден при нормальних умовах досить стійкий. При нагріванні його хімічна активність підвищується. Характерні реакції (при нагріванні): 1. Взаємодія з оксигеном : 2Мо + 3О 2 → 2МоО 3 — молібден ( VI ) оксид 2. Взаємодія з галогенами: 2Мо + 5С1 2 → 2МоС1 5 — молібден ( V ) хлорид 3. У кислотах (нітратна та плав икова) розчиняється тільки при температурі > 100 Mo + 2HNO 3 + 8HF = H 2 [MoF 8 ] + 2NO↑ + 4H 2 O 4. При сплавленні у присутності окисника взаємодіють з лугами. Mo + 3 NaNO 3 + 2NaOH = Na 2 MoO 4 + 3NaNO 2 + 4H 2 O

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6

Вольфрам при звичайних умовах стійкий. При нагріванні до 400-500 °С окиснюється на повітрі до WO 2. З гідрогеном і кислотами не реагує навіть при нагріванні. У р оз плавах лугів при доступі повітря або окисників розчиняєті ся з утворенням вольфраматів. W + 2HNO 3 + 8HF = H 2 [WF 8 ] + 2NO↑ + 4H 2 O W + 3NaNO 3 + 2NaOH = Na 2 WO 4 + 3NaNO 2 + H 2 O Одержання Хром одержують шляхом відновлення з оксиду: С r 2 О 3 + 2А l → 2С r + А1 2 О 3 Для одержання молібдену використовують концентрати, що містять 47-50 % даного елемента. Застосовують для відновлення з оксидів у струмі сухого водню. Вольфрам одержують декількома способами: 1. Відновлення за допомогою гідрогену. 2. Металокерамічний метод. 3. Термічне розкладання концентратів.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
7

Слайд 7

Оксид хрому (ІІ) CrO та гідроксид хрому ( ІІ) С r ( OH ) 2 проявляють основні властивості та реагують з кислотами і кислотними оксидами. Для отримання гідроксиду хрому (ІІ) використовують реакцію обміну: CrCl 2 + 2 NaOH = Cr ( OH ) 2 ↑ + 2 NaCl Сполуки хрому Чистий Cr (OH) 2 забарвлений у жовтий колір, з часом темніє із-за окиснення хрому. При термічному розкладі гідроксиду утворюється чорного кольору оксид хрому (ІІ) CrO.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

Оксид хрому (ІІІ) Cr 2 O 3 : зеленого забарвлення тверда речовина, нерозчинна у воді; проявляє амфотерні властивості; при сплавленні з лугами, содою, отримують Cr 3+ - хроміти, розчинні у воді: t° Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O↑ t° Cr 2 O 3 + Na 2 OH → 2NaCrO 2 + CO 2 ↑ t° Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 SO 4

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9

В залежності від умов (температура, концентрація солі, рН середовища) склад гідратованих комплексів хрому (ІІІ) змінюється, це призводить до зміни забарвлення водних розчинів солей від зеленого до фіолетового. [ Cr ( H 2 O ) 4 Cl 2 ] Cl ∙ 2 H 2 O – темно-зелений [ Cr ( H 2 O ) 5 Cl ] Cl 2 ∙ 2 H 2 O – світло-зелений [ Cr ( H 2 O ) 6 ] Cl 3 – фіолетовий Одержання Cr 2 O 3 t° 1. 2Cr(OH) 3 → Cr 2 O 3 + 3H 2 O t° 2. 4K 2 Cr 2 O 7 → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2 ↑ t° 3. (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → Cr 2 O 3 + 3N 2 ↑ + 4H 2 O

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10

Оксид хрому ( V І) Cr O 3 : яскраво червоні кристали, розчинні у воді; типовий кислотний оксид, утворює хромову кислоту H 2 CrO 4 ; солі хромати жовтого кольору. Одержання: K 2 Cr 2 O 4 + H 2 SO 4 = CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Всі сполуки хрому ( V І) – сильні окисники, в окисно-відновних реакціях переходять в похідні Cr (III): в кислому середовищі утворюють солі Cr 3+ ; нейтральному середовищі утворюється гідроксид хрому Cr (OH) 3 ; лужному середовищі утворюються похідні аніонного комплексу [ Cr ( OH ) 6 ] 3+. Хімічні властивості сполук хрому ( VI ) CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11

Хром — один із необхідних елементів в організмі людини. Бере участь в обміні жирів, білків, вуглеводів. Входить до складу деяких ферментів й інших структур людського організму. Нестача хрому призводить до вповільнення росту, підвищення рівня холестерину в крові, зниження чутливості до інсуліну. Значення для людини Молібден бере участь в обмінних процесах людського організму, підвищує активність деяких ферментів. Надлишок даного елемента може викликати затримку росту, подагру й ін. Деякі сполуки хрому високотоксичні. При їх прониканні в організм людини спостерігаються алергійні реакції, утруднення дихання, слабість, втрата апетиту й ваги, розлади травної системи й роботи кишечника. Вольфрам не є необхідним елементом для людини.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
12

Слайд 12

Хром застосовується в металургії з метою підвищення міцності й твердості сталей, в електротехніці при виготовленні електроприладів, а також для покриття залізних і металевих виробів (хромування) з метою їх захисту від корозії. Застосування Молібден застосовується при виробництві легованих деталей, електроприладів. Сполуки молібдену використовуються як каталізатори різних хімічних процесів. Вольфрам використовується в металургії для одержання легованих сталей, твердих сплавів та ін. Сплави, що містять вольфрам, широко використовуються в авіаційній, ракетній промисловості, електроніці, інших галузях виробництва.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
13

Слайд 13

Загальна характеристика елементів Назва Манган Manganum Технецій Technetium Реній Rhenium Символ Мп Тс Re Порядковий номер 25 43 75 Відносна атомна маса 54,94 99 186,2 Стабільні ізотопи 55 Мп 2 стабільних ізотопи: 99 Тс і 99 m Тс 2 ізотопи: 185 Re (37,07%), 187 Re ( слаборадіо - активний ) Проста речовина марганець технецій реній ЕЛЕМЕНТИ ПОБІЧНОЇ ПІДГРУПИ II ГРУПИ ПСЕ (ПІДГРУПИ МАНГАНУ)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
14

Слайд 14

Елемент М n Тс Re Електронна конфігурація 3d 5 4s 2 4d 5 5s 2 5d 5 6s 2 Ступінь окиснення +2, +3,+4,+6, + 7 От +7 до -1 От +7 до -1 Радіус атома, нм 0,130 0,136 0,137 Електронегативність 1,5 1,9 1,9 Потенціал іонізації, ев 7,43 7,28 7,87 Найважливіші сполуки: оксиди М n О М n О 2 ТсО 2 Тс 2 О 7 М n 3 О 4 ReO 2 ReO 3 Re 2 O 3 гідроксиди НМ n О 4 — HReO4 водневі сполуки (гідриди) — — — сульфіди MnS Tc 2 S 7 ReS 2 Re 2 S 7 галогеніди М n С l 2 — ReF 6 Електронна будова атомів

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

Елемент М n Тс Re Порядковий номер 25 43 75 Агрегатний стан твердий твердий твердий Колір сріблястий сріблясто-сірий сріблястий Густина, г/см 3 7,2 — 20,53 Температура кипіння, °С 2120 4700 5900 Температура плавлення, °С 1260 2200 3170 Фізичні властивості

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
16

Слайд 16

В холодній нітратній кислоті манган пасивується. Хімічна активність металів в ряді Mn – Tc – Re зменшується. Mn – доволі активний метал, знаходиться в ряді напруг до Гідрогену. Тс та Re – після Гідрогену Хімічні властивості Манган вступає в такі реакції: 1. Взаємодія з неметалами: 3М n + 2Р→ М n 3 Р 2 — манган ( II ) фосфід 3 М n + N 2 → Mn 3 N 2 — манган ( II ) нітрид Mn + S → MnS — манган ( II ) сульфід 2. Взаємодія з галогенами: М n + С1 2 → М n С1 2 — манган ( II ) хлорид 3. Взаємодія з оксидами металів: 3М n + Fe 2 O 3 → 3 М n О + 2 Fe 4. Взаємодія з кислотами: М n + 4HNO 3 → Mn (NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2Н 2 О М n + 2H 2 SO 4 → MnSO 4 + S О 2 + 2H 2 O

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
17

Слайд 17

Реній при звичайних умовах стійкий. Взаємодія з оксигеном відбувається при нагріванні до t > 300°С: утворюються оксиди Re 2 O 7 и ReO 3. 2. При взаємодії з галогенами утворюються галогеніди ReF 6, ReCl 5. Із бромом і йодом не взаємодіє. 3. У хлоридній кислоті не розчиняється, але розчиняється в нітратній і гарячій сульфатній кислотах. Окиснюється в лугах. Технецій за хімічними властивостями близький до мангану. При взаємодії з оксигеном утворюються оксиди Те 2 О 7 і ТеО 2. 2. При взаємодії з галогенами утворюються галогеніди типу TcHal 4, TcHal 5, TcHal 6. 3. У хлоридній кислоті не розчиняється, але розчиняється в сульфатній і нітратній кислотах, бромній воді, перекису водню, царській горілці.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
18

Слайд 18

Оксид оксиду Гідроксид,що відповідає даному оксиду Тип гідроксиду Назва кислоти солей MnO основний М n (ОН) 2 малорозчинна основа Mn 2 O 3 основний М n (ОН) 3 малорозчинна основа MnO 2 амфотерний М n (ОН) 4 Н 4 М n О 4 М n О(ОН) 2 H 2 MnO 3 амфотерний амфотерний ортоманганітна ( ортомарганцевиста ) метаманганітна ( метамарганцевиста ) Ортоманганіти метаманганіти ( MnO 3 ) кислотний (у вільному стані не виявлено ) ( Н 2 М n О 4 ) кислота (у вільному стані не виявлена ) манганатна ( марганцевиста ) манганати Mn 2 O 7 кислотний НМ n О 4 кислота перманганатна ( марганцева ) перманганати Сполуки мангану

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
19

Слайд 19

У повній відповідності із властивостями оксидів знаходяться властивості гідроксидів: Характер і властивості оксидів і гідроксидів мангану відповідно змінюються в залежності від ступеня окиснення металу:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
20

Слайд 20

Всі сполуки мангану (ІІ) виявляють тільки відновні властивості: Mn 2+ (OH) 2 + H 2 O 1- 2 = Mn 4+ O(OH) 2 + H 2 O Оксид мангану (ІІІ) – Mn 2 O 3 – основний оксид чорного кольору погано розчинний у воді та кислотах. t° 4MnO 2 → 2Mn 2 O 3 + O 2 Mn 2 O 3 + 6HCl = 2MnCl 2 + 3H 2 O Оксид мангану (ІІ) – MnO – основний оксид зеленого кольору, на повітрі з часом окиснюється : MnO 2 + H 2 = H 2 O + MnO 2MnO + O 2 = 2MnO 2 MnO → Mn (OH) 2 MnSO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + Mn (OH) 2 ↓ білого кольору

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21

Оксид мангану (ІV) - MnO 2 – амфотерний оксид. Кислотні та основні властивості виявлені слабко. MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O MnO 2 + Ca(OH) 2 = CaMnO 3 + H 2 O MnO 2 + CaO = CaMnO 3 MnSO 4 + 2NaOH = Mn (OH) 2 + Na 2 SO 4 2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2Mn(OH) 4 ↓ бурий осад Mn ( OH ) 4 – амфотерний гідроксид Mn ( OH ) 4 + 2H 2 SO 4 = Mn (SO 4 ) 2 + 4H 2 O H 2 MnO 4 → H 2 MnO 3 + H 2 O ортоманганатна метамарганатна кислота кислота 2H 4 MnO 4 + 6NaOH = Na 4 MnO 4 + Na 2 MnO 3 + 4H 2 O

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
22

Слайд 22

Оксид мангану (VI) – MnO 3 – кислотний оксид MnO 3 → H 2 MnO 4 манганатна кислота гідроліз K 2 MnO 4 + 2H 2 O → H 2 MnO 4 + 2KOH + 6 дисмутація 3H 2 MnO 4 → 2HMnO 4 + MnO 2 + 2H 2 O Манганати є сильними окисниками, відновлюючись у кислому середовищі до Mn 2+, а у нейтральному та лужному - до – MnO 2. Оксид мангану (VII) Mn 2 O 7 - кислотний оксид, темно-зелена оліїста рідина, стійка при температурі нижче 0°С, при звичайних умовах легко розкладається з вибухом. 2Mn 2 O 7 → 4MnO 2 + 3O 2 сильний окисник Mn 2 O 7 + H 2 O = 2HMnO 4 перманганатна кислота

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
23

Слайд 23

Здатні утворювати стійкі у твердому стані солі зменшується у ряду М n (ІІ) → М n (ІІІ) → Mn ( IV ). Так, із водних розчинів під час кристалізації солей маргану ( II ) найчастіше виділяються кристалогідрати, наприклад MnSO 4 ∙ 7 H 2 O ; М n С1 2 ∙ 4Н 2 О; М n В r 2 ∙ 4Н 2 О; MnI 2 ∙ 4 H 2 O ; Mn ( NO 3 ) 2 ∙ 6 H 2 O ; Mn ( C 1О 4 ) 2 ∙ 6 H 2 O ; М n 2 Р 2 О 7 ∙ 5Н 2 О; М n 3 (РО 4 ) 2 ∙ 3Н 2 О; М n НРО 4 ∙ 3Н 2 О; М n (Н 2 РО 4 ) 2 ∙ 2Н 2 О. НАЙВАЖЛИВІШІ СОЛІ ТА КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ МАНГАНУ Для маргану комплексоутворення менш характерне, ніж для будь-яких інших d -елементів. Але у водних розчинах М n 2+ утворює октаедричний аквакомплекс [М n (Н 2 О) 6 ] 2+ рожевого забарвлення. Тому цей аквакомплекс слід розглядати як складову структури стійких солей - кристалогідратів :

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
24

Слайд 24

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
25

Слайд 25

Перманганат калію використовують як окисник у багатьох органічних синтезах, в медичній та ветеринарній практиці, як протиотруту від ціанідів та бойових отруйних речовин. Марган здатний також утворювати комплексні сполуки з CO, де формально його ступінь окислення рівний 0. Карбоніл маргану М n 2 (СО) 10 діамагнітний, а хімічний зв'язок Mn -СО включає як σ- так і π-зв'язки.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
26

Слайд 26

Підтвердженням цієї схеми може бути факт існування природних мінералів, що містять М n 3+ : браукіту (М n 2 О 3 ) та манганіту (М n 2 О 3 ∙ Н 2 О). Манган входить до складу ферментних систем, що обумовлюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин. Біологічна роль манган у. Фізіологічна дія мангану в живих організмах полягає у його здатності змінювати ступені окиснення і завдяки цьому приймати участь в окисно-відновних процесах, які можна продемонструвати загальною схемою:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
27

Слайд 27

Название Феррум Ferrum Кобальт Cobaltum Нікель Nickolum Символ Fe Co Ni Порядковий номер 26 27 28 Відносна атомна маса 55,847 58,93 58,69 Стабільні ізотопи 4 стабільних ізотопа: 54 Fe(5,84%), 56 Fe (91,68%), 57 Fe(2,17%), 58 Fe( 0,31%) 59 Co Зі штучних найважливіший 60 Со 5 стабільних ізотопів: 58 Ni (67,76%), 60 Ni (26,16%), 61 Ni ( l,25%), 63 Ni(3,66%), 64 Ni(l,16%) Проста речовина залізо кобальт нікель Загальна характеристика елементів ЕЛЕМЕНТИ ПОБІЧНОЇ ГРУПИ VIII ПСЕ (ПІДГРУПИ ФЕРУМУ)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
28

Слайд 28

Елемент Fe Co Ni Електронна конфігурація [Ar]3d 6 4s 2 3d 7 4s 2 3d 8 4s 2 Ступінь окиснення +2,+3,+6 +2,+3 +2 Радіус атома, н м 0,126 0,125 0,124 Електронегативність 1,8 1,9 1,9 Потенціал іонізації, ев 7,87 7,88 7,6 Найважливіші сполуки: оксиди FeO Fe 2 O 3 Fe 3 O 4 СоО Co 2 O 3 NiO Ni 2 O 3 гідроксиди Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 Co(OH) 2 Co(OH) 3 Ni(OH) 2 Ni(OH) 3 водневі сполуки (гідриди) — — — сульфіди FeS Fe 2 S 3 CoS NiS галогеніди FeCl 2 FeCl 3 CoCl 2 NiCl 2 Електронна будова атомів

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
29

Слайд 29

Фізичні властивості Елемент Fe Co Ni Порядковий номер 26 27 28 Агрегатний стан твердий твердий твердий Колір сріблясто-білий сріблястий, з рожевим відливом сріблясто-білий Густина, г/см 3 7,86 8,9 8,9 Температура кипіння, °С 3000 3000 2900 Температура плавлення, °С 1535 1490 1453 Кобальт бере участь в обмінних процесах, він необхідний для синтезу вітаміну В 12, регулює роботу ферментів, бере участь в обміні білків, жирів, вуглеводів, синтезі нуклеїнових кислот. Активізує процеси кровотворення. Добова потреба в кобальті для людини становить 7-15 мкг. Нікель є необхідним мікроелементом в організмі людини. Активізує роботу ферментів, впливає на окисні процеси. Перевищення норми нікелю може викликати захворювання очей. Значен н я для людини

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
30

Слайд 30

Фізичні властивості Залізо Fe — м'який метал сріблясто-білого кольору з металевим блиском. Характеризується високою пластичністю, ковкістю, тепло- і електропровідністю, магнітними властивостями. ФЕРУМ Хімічні властивості Ферум здатний адсорбувати на своїй поверхні, різні гази. У хімічному відношенні найактивнішим є ферум, найменш активним — нікель.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
31

Слайд 31

3. Взаємодія з неметалами при нагріванні: Fe + S → FeS — ферум ( II ) сульфід 3 Fe + С → Fe 3 C — ферум ( II ) карбід 2 Fe + N 2 → 2 FeN — ферум ( II ) нітрид 2 Fe + 2О 2 → Fe 3 O 4 — залізна окалина Ферум є відновником середньої активності. Характерні реакції : На повітрі, що містить пари води, вкривається іржею (корозія): 4 Fe + 3О 2 + 6Н 2 О → 4 Fe ( OH ) 3 — ферум ( III ) гідроксид 2. Взаємодія із хлором: 2 Fe + 3С1 2 → 2 FeCl 3 — ферум ( III ) хлорид

Изображение слайда
1/1
32

Слайд 32

5. Взаємодія з концентрованими кислотами при нагріванні: 2 Fe + 6Н 2 S О 4( конц ) → Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 3 SO 2 ↑ + 6Н 2 О ферум ( III ) сульфат Fe + 4HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 +NO↑ + 2H 2 O ферум (III) нітрат 6. Взаємодія з металами, що стоять у ряді напруг праворуч від Fe : Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + С u 4. Взаємодія з розведеними кислотами ( хлоридною, сульфатною): Fe + 2НС1 → FeCl 2 + H 2 ↑ ферум ( II ) хлорид Fe + H 2 SO 4 → FeS О 4 + Н 2 ↑ ферум ( II ) сульфат

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
33

Слайд 33

Ферум ( II ) оксид FeO Ферум ( III ) оксид Fe 2 O 3 Фізичні властивості Тверда речовина чорного кольору Тверда порошкоподібна речовина бурого кольору Одержання Відновлення ферум ( III ) оксиду карбон ( II ) оксидом при температурі 500 °С: Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + СО 2 Нагрівання ферум ( III ) гідроксиду: 2 Fe ( OH ) 3 → Fe 2 O 3 + 3Н 2 О У результаті взаємодії металев ого заліза з киснем при високій температурі утворюється змішаний оксид Fe 3 O 4 (або FeO • Fe 2 O 3 ): 3 Fe + 2О 2 → FeO • Fe 2 O 3 Хімічні властивості Основний оксид 1. Розчиняється в кислотах: FeO + 2НС1 → FeCl 2 + Н 2 О 2. Не взаємодіє з водою Амфотерний оксид Взаємодіє з кислотами: Fe 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 → Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 3Н 2 О 2. Взаємодіє з лугами: Fe 2 O 3 + 2КОН → 2 KFeO 2 + Н 2 О СПОЛУКИ ФЕРУМУ Оксиди

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
34

Слайд 34

Гідроксиди Ферум ( II ) гідроксид Fe ( O Н) 2 Ферум ( III ) гідроксид Fe ( O Н) 3 Фізичні властивості Тверда речовина зеленуватого кольору Тверда речовина бурого кольору Одержання Взаємодія солей заліза ( ІІ) з розчином лугу: Fe 2 SO 4 + 2KOH → Fe(OH) 2 ↑ + K 2 SO 4 Взаємодія солей заліза (III) з розчином лугу: FeCl 3 + 3 КО Н → Fe(OH) 3 ↓ + 3КС1 Хімічні властивості Основа Окиснюється в присутності кисню: 4 Fe ( OH ) 2 + О 2 + 2Н 2 О → 4 Fe ( OH ) 3 2. Взаємодіє з кислотами: Fe ( OH ) 2 + 2НС1 → FeCl 2 + 2Н 2 О Амфотерний 1. Взаємодіє з кислотами: Fe ( OH ) 3 + 3НС1 → FeCl 3 + 3Н 2 О 2. Взаємодіє з основами: Fe ( OH ) 3 + КОН → K 3 [ Fe ( OH ) 6 ]

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
35

Слайд 35

Залізний купорос FeSO 4 • 7Н 2 О Ферум (ІП) хлорид FeCl 3 Хімічні властивості Відновник, як всі солі феруму ( II ): FeSO 4 + 2КОН → Fe ( OH ) 2 + K 2 S О 4 Окисник: 2FeCL + 2КІ → 2FeCl 2 + І 2 + 2KCl 2 Застосування Виробництво мінеральних фарб, фарбування тканин, боротьба із с/г шкідниками Протравка при фарбуванні тканин Ферум (ІІ) хлорид FeCl 2 Ферум (III) нітрат Fe(NO 3 ) 3 Хімічні властивості Відновник Окисник: Fe ( NO 3 ) 3 + 3 KSCN → Fe ( SCN ) 3 + 3 KNO 3 — якісна реакція па солі заліза ( III ). Застосування Для лабораторного одержання чистого заліза В аналітичній хімії Солі Феруму

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
36

Слайд 36

Ферум здатне утворювати сполуки за рахунок лише донорно-акцепторної взаємодії. Так, внаслідок нагрівання порошку заліза у струмені СО при 150-200 0 С і підвищеному тиску утворюється пентакарбоніл феруму (0): Fe + 5 CO => Fe ( CO ) 5. Пентакарбоніл феруму (0) - летка жовта рідина, розчинна в органічних розчинниках і не розчинна у воді. Його молекула має конфігурацію тригональної біпіраміди, що відповідає стану dsp 3 -г i бридизації σ -зв'язуючих орбіталей атома заліза: Для карбонілів виконується правило, згідно з яким вони мають такий склад, де неподільні пари електронів CO доповнюють конфігурацію атома металу до будови атома найближчого інертного газу ( К r ). Тобто пар повинно бути 5, і цим визначається координаційне число феруму. Комплексні сполуки феруму

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
37

Слайд 37

Найбільш стійкі комплексні сполуки феруму утворюються з лігандами CN - - залишками ціанідної кислоти: FeSO 4 + 6KCN =>K 4 [Fe(CN) 6 ] + K 2 SO 4. Сполука, що при цьому утворилася, має назву гексаціаноферат (II) калію або жовта кров'яна сіль. Її використовують для аналітичного визначення іонів заліза (III). Гексаціаноферат (II) калію з іонами Fe 3+ утворює інтенсивно синій осад берлінської блакиті, який застосовують як синій пігмент: Ферум може утворювати комплексні сполуки - катіонні, аніонні і електронейтральні, у яких іони металу координують навколо себе молекули аміаку, аніони галогеноводневих кислот, ціанистоводневої ( CN - ), тіоціанатної ( NCS - ), аміни: [ Fe ( NH 3 ) 6 ] 2+ ; [ FeCl 4 ] 2- ; [ Fe ( CN ) 6 ] 4- ; [ Fe ( CN ) 6 ] 3- ; [ Fe ( NCS ) 4 ] 2- ; [ Fe ( H 2 O ) 3 ( NCS ) 3 ] 0 ; [ FeEDTA ] 2- ; [ FeEDTA ] 1-.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
38

Слайд 38

Значення для людини Залізо — необхідний елемент для життєдіяльності організм людини. Бере участь синтезі гемоглобіну, міоглобіну, залізовмісних ферментів. Нормалізує кровотворення. Нестача викликає анемії. Добова норма Fe становить 0,1-0,6 мг. Одержання Кобальт одержують шляхом переробки нікелевих руд, що містять кобальт як домішку. Нікель одержують із сульфідних мідно-нікелевих руд і з силікатних ( окиснених ) руд. Застосування Всі метали V ІІ I групи застосовуються як каталізатори різних процесів ( ферум — при синтезі амоніак, нікель — реакціях гідрування). Кобальт застосовується в металургії для одержання міцних сталей. Нікель — для одержання нержавіючих сталей і при нікелюванні посуду. Залізо широко застосовується в металургії для виробництва сталей, а також медичній промисловості, виробництві електроприладів тощо.

Изображение слайда
1/1
39

Слайд 39

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
40

Слайд 40

,

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
41

Последний слайд презентации: 2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи

Література 3. Шаповалов С.А. Хімія. – Харків: Торсінг, 2005. – 378 с. 2. Романова Р.О. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа, 1988. – 430 с. 1. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. К.: Фенікс, 2001; 2002. – 578 с.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже