Презентация на тему: Элементы 7 группы побочной подгруппы

Элементы 7 группы побочной подгруппы
Свойства элементов
Распространение в природе
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Марганец
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Важнейшие соединения марганца
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
Элементы 7 группы побочной подгруппы
В ы в о д ы
1/33
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 54)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (476 Кб)
1

Первый слайд презентации: Элементы 7 группы побочной подгруппы

Mn Tc Re

Изображение слайда
2

Слайд 2: Свойства элементов

Mn Tc Re Bh Атомный радиус, нм 0,131 0,136 0,137 - ρ, г/с м 3 7,45 11,5 20,53 - t кип, o C 1962 4876 5600 - t пл, o C 1244 2172 3180 - ЭО 1,6 1,36 1,46 - I, кДж/моль 717 702 756 - СО +2; +3; +4; +6; +7 +2; +4; +6; +7 +2; +3; +4; +6; +7 -

Изображение слайда
3

Слайд 3: Распространение в природе

Среднее содержание марганца в земной коре 0,1 %, в большинстве изверженных пород 0,06-0,2 % по массе, где он находится в рассеянном состоянии. В крови человека – 0,002-0,003%. Суточная потребность: 3-8 мг. Минералы марганца : пиролюзит   Mn О 2 · x H 2 O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца); манганит  (бурая марганцевая руда) MnO (OH) (62,5 % марганца); браунит  3 Mn 2 O 3 ·MnSiO 3  (69,5 % марганца); гаусманит ( Mn II Mn 2 III )O 4 ; родохрозит  (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO 3  (47,8 % марганца); псиломелан   m MnO·MnO 2 · n H 2 O (45-60 % марганца); пурпурит   Mn 3+ [PO 4 ], (36,65  % марганца).

Изображение слайда
4

Слайд 4

Технеций в земной коре не содержится. Очень малые его количества были получены искусственно, с помощью ядерных превращений. Было также установлено, что по химическим свойствам он гораздо ближе к рению, чем к марганцу. Однако детальное изучение элемента и его соединений пока не осуществлено. Рений — один из редчайших элементов  земной коры. Его содержание в земной коре оценивается в 7⋅10 -8  по массе. Основным источником рения служат молибденовые руды некоторых  месторождений, где его извлекают как попутный компонент. Рений встречается в виде редкого минерала  джезказганита (CuReS 4 ), в качестве примеси входит в колумбит,  колчедан, а также в циркон и минералы редкоземельных элементов. Борий не встречается в природе.

Изображение слайда
5

Слайд 5: Марганец

Серебристо – белый, твердый, стойкий на воздухе, активный металл. Содержащий примеси марганец хрупок. Чистый Mn можно прокатывать и штамповать. Устойчивые СО +2 и +4. С увеличением СО растут кислотные свойства, также увеличиваются окислительные свойства. При обычной температуре не обладает заметной реакционной способностью, но при нагревании бурно реагирует с большинством неметаллов: Mn+Cl 2 =MnCl 2 (t) Mn+F 2 =MnF 2 или 2Mn+3F 2 =2MnF 3 (t) 3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2 (выше 1200 о С) 3Mn+C=Mn 3 C (t) 3Mn+2P=Mn 3 P 2 (t) Mn+S = MnS Mn+O 2 =( MnO, Mn 2 O 3, Mn 3 O 4, MnO 2 ) (t)

Изображение слайда
6

Слайд 6

C водородом марганец не реагирует. При комнатной температуре Mn с H 2 O реагирует очень медленно, но при нагревании реакция ускоряется: Mn+H 2 O= Mn (OH) 2 +H 2 С кислотами: Mn+HCl (p) =MnCl 2 +H 2 Mn+H 2 SO 4(p) =MnSO 4 +H 2 3Mn+8HNO 3(p,г ) =3Mn(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O Mn+2H 2 SO 4( к, г ) =MnSO 4 +SO 2 +H 2 O Mn восстанавливает из растворов менее активные металлы: Mn+CuSO 4 =Cu+MnSO 4 (t)

Изображение слайда
7

Слайд 7: Важнейшие соединения марганца

Соединения марганца ( II) Оксид марганца (II) MnO – твердое зеленое вещество, практически не растворяется в воде. Получают MnO восстановлением оксида марганца (IV) или прокаливанием гидроксида и карбоната марганца (II) в инертной атмосфере (иначе образующийся MnO окисляется ): MnO 2  + H 2 =MnO + H 2 O Mn (OH) 2 = Mn O + H 2 O ; MnCO 3 = MnO + CO 2. Оксид марганца (II) обладает ярко выраженными основными свойствами, легко растворяясь в кислотах : MnO + 2HCl → MnCl 2  + H 2 O MnO + 2H +  → Mn 2+  + H 2 O.

Изображение слайда
8

Слайд 8

При длительном и сильном нагревании оксид марганца (II) растворяется в концентрированных растворах щелочей, образуя соли – манганаты (II ): MnO + 4KOH ( конц.) + Н 2 О = К 4 [ Mn (OH) 6 ] MnO + 4OH -  + H 2 O → [ Mn (OH) 6 ] 4-. В этом проявляется чрезвычайно   слабая амфотерность   оксида марганца (II ). Гидроксид марганца (II) Mn (OН) 2  – твердое вещество белого цвета. Гидроксид марганца (II) выпадает в осадок при действии щелочей на растворы солей Mn 2 +. MnCl 2  + 2NaOH → Mn (OH) 2 ↓ + 2NaCl Mn 2+  + 2OH -  → Mn (OH) 2 ↓. На воздухе осадок Mn (OH) 2  быстро буреет вследствие окисления кислородом воздуха:  2Mn(OH) 2  +O 2  + 2H 2 O → 2Mn(OH) 4 Mn (OH) 4  → MnO 2  + 2H 2 O.

Изображение слайда
9

Слайд 9

Mn (OH) 2  – основание средней силы, хорошо растворяется в кислотах : Mn (OH) 2  + H 2 SO 4  ↔ MnSO 4  + 2H 2 O Mn (OH) 2  + 2H +  ↔ Mn 2+  + 2H 2 O. Слабая амфотерность Mn (OH) 2  проявляется в том, что в жестких условиях он реагирует со щелочами:  Mn (OH) 2  + 2NaOH ( конц.) = Na 2 [ Mn (OH) 4 ].

Изображение слайда
10

Слайд 10

Соединения марганца (III) Оксид марганца (III) – твердое вещество бурого цвета, в воде практически не растворяется. Получают его прокаливанием оксида марганца (IV) или медленным окислением MnO : 4MnO 2 = 2Mn 2 O 3  + O 2 4MnO + O 2 = 2Mn 2 O 3. Оксид марганца (III) – амфотерное соединение с преобладанием основных свойств, растворяется в концентрированных кислотах и щелочах : Mn 2 O 3  + 3 H 2 SO 4  ( конц.) = Mn 2 (SO 4 ) 3  + 3Н 2 О ; Mn 2 O 3  + 6КОН ( конц.) + 3Н 2 О = 2К 3 [ Mn (OH) 6 ]. Гидроксид марганца ( III ) Mn (OH) 3  – соединение нестойкое, легко теряет воду, превращаясь в MnО (OH) – твердое вещество бурого цвета : Mn (OH) 3  → MnO (ОН) + Н 2 О.

Изображение слайда
11

Слайд 11

На воздухе MnO (ОН) быстро окисляется до оксида марганца (IV ) 4 MnO (ОН) + О 2  → 4 MnO 2  + 2Н 2 О. Гидроксид марганца (III) – амфотерное соединение с преобладанием основных свойств : 2Mn(ОН) 3  + 3 H 2 SO 4  ( конц.) ↔ Mn 2 (SO 4 ) 3  + 6Н 2 О ; Mn (ОН) 3  + 3NaOH ( конц.) = Na 3  [ Mn (OH) 6 ].

Изображение слайда
12

Слайд 12

Соединения марганца (IV) Оксид марганца (IV) MnO 2   - темно-бурое твердое практически не растворимое в воде вещество. Получают его окислением марганца или разложением нитрата марганца (II):  Mn + О 2    MnO 2 Mn (NO 3 ) 2  → MnO 2  + 2NO 2. Как наиболее стабильное кислородное соединение марганца, оксид марганца (IV) получается как конечный продукт в многочисленных реакциях. Оксид марганца (IV) – амфотерное соединение. Однако, как кислотные, так и основные свойства выражены слабо. Со щелочами и основными оксидами MnO 2  реагирует при сплавлении:  MnO 2  + СаО → Са MnO 3 ( t ) MnO 2  + 4NaOH → Na 4  MnO 4  + 2H 2 O ( t ) Реагирует с концентрированными кислотами: MnO 2  + 4НCl ( конц.) → MnCl 4  + 2H 2 O.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Гидроксид марганца (IV) Mn (OН) 4  легко дегидратируется : Mn (OН) 4   MnO 2  + 2Н 2 О. и поэтому в тех реакциях, где мы ожидаем его получения, выделяется MnO 2. Гидроксид марганца (IV) амфотерен и его часто рассматривают как очень слабую марганцеватистую кислоту: Н 4 MnO 4  и Н 2 MnO 3  – ортоформа и метаформа соответственно.

Изображение слайда
14

Слайд 14

Соединения марганца (VI) Оксид марганца (VI) MnO 3  при обычных условиях не существует. Марганцовистая кислота Н 2 MnO 4  нестойкая, и при ее получении действием концентрированной H 2 SO 4  на соли этой кислоты происходит быстрое разложение марганцовистой кислоты:  2Н 2 MnO 4  → 2 MnO 2  + 2Н 2 О + О 2. Даже в растворе Н 2 MnO 4  сразу же диспропорционирует : 3 Н 2 MnO 4  → MnO 2  + 2 НMnO 4  + 2Н 2 О. Соли этой кислоты, называемые манганатами, в сухом виде довольно устойчивы. Известны манганаты щелочных и щелочноземельных металлов. Это   соли зеленого цвета, образуют такие же зеленые растворы. Манганаты получаются при сплавлении MnO 2  со щелочами в присутствии окислителей : 2MnO 2  + 4КОН + О 2 = 2К 2 MnO 4  + 2Н 2 О MnO 2  + 2KOH + KNO 3 = K 2  MnO 4  + KNO 2  + H 2 O.

Изображение слайда
15

Слайд 15

Соединения марганца (VII) Оксид марганца (VII) Mn 2 О 7  – зеленовато-бурая маслянистая жидкость, растворимая в воде, при этом образуется марганцевая кислота. Mn 2 О 7  + Н 2 О = 2НMnО 4. Mn 2 О 7  получают при действии концентрированной серной кислоты на твердый перманганат калия: 2КMnО 4  ( тв.) + 2Н 2 SO 4  ( конц.) = Mn 2 О 7  + 2КНSO 4  + Н 2 О. Оксид марганца (VII) неустойчив: даже при слабом ударе взрывается, при нагревании выше 55 о С легко и необратимо разлагается с выделением MnО 2  и кислорода:  2Mn 2 О 7   4MnО 2  + 3О 2. Mn 2 О 7  – сильный окислитель. Mn 2 О 7  – кислотный оксид и реагирует с основными оксидами и щелочами : 2КОН + Mn 2 О 7  = 2КMnО 4  + Н 2 О.

Изображение слайда
16

Слайд 16

Марганцевая кислота НMnО 4  получается при растворении в большом количестве холодной воды оксида марганца (VII):  Mn 2 О 7  + Н 2 О = 2НMnО 4. По силе марганцевая кислота близка к серной кислоте, но неустойчива и при ее получении (действием концентрированной серной кислоты на перманганаты) быстро разлагается:  2НMnО 4  → Mn 2 О 7  + Н 2 О. Марганцевая кислота известна только в водных растворах до 20%. При более высокой концентрации НMnО 4  разлагается по механизму внутримолекулярного разложения:  4НMn  +7 О 4 -2  → 4Mn +4 О 2  + 3О 2 о  + 2Н 2 О. Марганец в степенях окисления +2, +3 и +4 образует много комплексных соединений. Координационное число марганца равно 4, 5, 6. Склонность к комплексообразованию и устойчивость комплексов увеличивается от марганца (II) к марганцу (IV). Например, устойчивость комплексов повышается в ряду К 2 [MnCl 4 ], K 2 [MnCl 5 ], K 2 [MnCl 6 ].

Изображение слайда
17

Слайд 17

При взаимодействии марганца, MnО и Mn (ОН) 2  с кислотами в водном растворе образуются аквакомплексы [ Mn (H 2 O) 6 ] 2+, придающие растворам розовую окраску. Из гидроксоманганатов (II) в свободном состоянии выделены K 4 [ Mn (OH) 6 ], Ba 2 [ Mn (OH) 6 ] и другие. Все они в водных растворах практически полностью разрушаются в результате гидролиза. Известны также аммиакаты марганца (II), которые получаются, например, по реакции: MnCl 2  + 6NH 3  → [ Mn (NH 3 ) 6 ]Cl 2. Аммиакаты легко разрушаются водой и поэтому в растворах существуют при большом избытке аммиака и солей аммония. Самыми устойчивыми комплексными соединениями марганца являются комплексные цианиды, которые, например, можно получить по реакции:  MnCl 2  + 2KCN → Mn (CN) 2 ↓ + 2KCl и затем:  Mn (CN) 2  + 4KCN → K 4 [ Mn (CN) 6 ].

Изображение слайда
18

Слайд 18

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца Для соединений марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. Марганец (VII), имея высшую степень окисления, может быть только окислителем. В степенях окисления +2, +4 и +6 марганец может проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Соединения марганца (VII) – соли, оксид Mn 2 О 7  – сильные окислители во всех средах, но наиболее сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде : 2KМnO 4  + 5Na 2 SO 3  + 3H 2 SO 4  →2MnSO 4  + 5Na 2 SO 4  + 3H 2 O + К 2 SO 4 (кислая среда ) 2KМnO 4  + Na 2 SO 3  + 2KOH → 2K 2 MnO 4  + Na 2 SO 4  + H 2 O(щелочная среда ) 2KМnO 4  + 3Na 2 SO 3  + Н 2 О → 2MnO 2  + 3Na 2 SO 4  + 2KOH(нейтральная среда )

Изображение слайда
19

Слайд 19

MnO 2  и K 2 MnO 4  тоже проявляют сильные окислительные свойства (особенно в кислой среде ): MnО 2  + Н 2 О 2  + H 2 SO 4  → MnSO 4  + О 2  + 2Н 2 О K 2 MnO 4  + 2 Н 2 О 2  + 2H 2 SO 4  → MnSO 4  + 2О 2  + 4Н 2 О + К 2 SO 4 Однако при взаимодействии с более сильными окислителями они проявляют восстановительные свойства : 2MnО 2  + 3РвО 2  + 6НNО 3  = 2НMnO 4  + 3Рв(NО 3 ) 2  + 2Н 2 О 2 K 2 MnO 4  +Cl 2  = 2КMnO 4  + 2КCl.

Изображение слайда
20

Слайд 20

Способы получения марганца Промышленное получение марганца начинается с добычи и обогащения руд. Если используют карбонатную руду марганца, то ее предварительно подвергают обжигу. В некоторых случаях руду далее подвергают сернокислотному выщелачиванию. Затем обычно марганец в полученном концентрате восстанавливают с помощью кокса (карботермическое восстановление). MnO 2  + 2C = Mn + 2CO↑ Иногда в качестве восстановителя используют алюминий или кремний: 3MnO 2  + 4Al = 3Mn + 2Al 2 O 3 MnO 2  + Si = Mn + SiO 2

Изображение слайда
21

Слайд 21

Для практических целей чаще всего используют ферромарганец, полученный в доменном процессе при восстановлении руд железа и марганца коксом: MnO 2  + Fe 2 O 3  + 5C = Mn + 2Fe + 5CO↑ В ферромарганце содержание марганца составляет до 70-90%  по массе. Чистый марганец получают электролизом водных растворов сульфата марганца MnSO 4, который проводят в присутствии сульфата аммония (NH4) 2 SO 4 : 2MnSO 4 + 4H 2 O = Mn + H 2 ↑+ O 2 ↑ + Mn (OH) 2 + 2H 2 SO 4.

Изображение слайда
22

Слайд 22

Применение марганца — Почти 90% всего металла расходуется в черной металлургии. В виде ферромарганца — сплава с железом, его добавляют в сталь, чтобы повысить ее ковкость, прочность, износоустойчивость. Хим. реактив необходим для процессов легирования, десульфурации, « раскисления » сталей. — Добавляется в сталь Гадфильда (до 13%), обладающую выдающейся твердостью. Из нее делают землеройные и камнедробильные машины, элементы брони.  — В цветной металлургии входит в состав железо несодержащих сплавов, в бронзу, латунь, большинство алюминиевых и магниевых сплавов для улучшения их прочности и устойчивости к коррозии. — Используется при изготовлении сплава из марганца, меди и никеля, отличающегося высоким сопротивлением. Этот сплав востребован в электротехнике.  — Применяется для создания устойчивых к коррозии гальванических покрытий металлических изделий.

Изображение слайда
23

Слайд 23

Применение соединений марганца — В органическом синтезе в качестве окислителей и катализаторов;  в полиграфии и производстве красок; в стекольной и керамической индустрии. — В сельском хозяйстве в качестве микроудобрений. —  Двуокись марганца  применяется в различных областях: при изготовлении гальванических элементов; цветных глазурей и эмалей для керамики; в химической индустрии, в органическом и неорганическом синтезе; мелкодисперсионный порошок применяют для поглощения вредных примесей из воздуха. — Арсенид марганца обладает выраженным магнитокалористическим эффектом, на основе которого основан перспективный метод для создания компактных и экономных холодильных установок нового типа. — Перманганат калия — популярный антисептик в медицине, антидот при отравлении цианидами и алкалоидами; отбеливающее средство в текстильной промышленности; окислитель в органическом синтезе.

Изображение слайда
24

Слайд 24

Технеций Серебристо-коричневый радиоактивный металл. По химические свойствам Тс близок к Mn и особенно к Re, в соединениях проявляет степени окисления от -1 до +7. Наиболее устойчивы и хорошо изучены соединения Тс в степени окисления + 7. При горении Tc в кислороде образуется желтый высший кислотный оксид Тс 2 О 7 : 4Tc+7O 2 =2Tc 2 O 7 Раствор его в воде — технециевая кислота НТсО 4. При выпаривании ее образуются темно-коричневые кристаллы: Tc 2 O 7 + H 2 O → 2HTcO 4 Взаимодействуя со фтором, Tc образует золотисто-желтые кристаллы гексафторида технеция ТсF 6 : Tc + 3F 2   = TcF 6 ( t)

Изображение слайда
25

Слайд 25

Получены оксифториды технеция TcOF 4  и TcO 3 F: 2Tc + O 2  + 4F 2   = 2TcOF 4 ( t ) Хлорирование технеция дает смесь гексахлорида TcCl 6  и тетрахлорида TcCl 4 : Tc + 2Cl 2   = TcCl 4 ( t ) Синтезированы оксихлориды технеция ТсО 3 Сl и ТсОСl 3. Известны сульфиды технеция Tc 2 S 7  и TcS 2, карбонил Tc 2 (CO) 10. Tc реагирует с азотной, концентрированной серной кислотами и царской водкой: Tc + 7HNO 3   HTcO 4  + 7NO 2  + 3H 2 O

Изображение слайда
26

Слайд 26

Применение. Пертехнаты используются как ингибиторы коррозии малоуглеродистой стали. Изотоп  99 m Tc — в диагностике опухолей головного мозга, при исследовании центральной и периферической гемодинамики. Получение Технеция. Основным источником Технеция служат отходы атомной промышленности. Выход  99 Тс при делении  233 U составляет около 6%. Из смеси продуктов деления Технеций в виде пертехнатов, оксидов, сульфидов извлекают экстракцией органических растворителями, методами ионного обмена, осаждением малорастворимых производных. Металл получают восстановлением водородом NH 4 TcO 4, TcO 2, Tc 2 S 7  при 600-1000 °С или электролизом.

Изображение слайда
27

Слайд 27

Рений Плотный, серебристо-белый металл. Рений не реагирует с   азотом  и водородом; порошок рения лишь адсорбирует водород. При нагревании рений взаимодействует с  фтором, хлором и  бромом: Re + 3F 2 =ReF 6 (t) 2Re + 5Cl 2 =2ReCl 5 (t) 2Re + 3Br 2    2ReBr 3 (t ) Рений почти не растворим в соляной и плавиковой кислотах и лишь слабо реагирует с серной кислотой даже при нагревании, но легко растворяется в азотной кислоте: 2Re + 7H 2 SO 4 =2HReO 4  + 7SO 2  + 6H 2 O (t) 2Re + 7HNO 3  → 3HReO 4  + 7NO + 2H 2 O Со ртутью рений образует  амальгаму. Не образует карбидов. Рений взаимодействует с водными растворами  пероксида водорода с образованием  рениевой кислоты: 2Re + 7H 2 O 2  → 2HReO 4  + 6H 2 O

Изображение слайда
28

Слайд 28

Способы получения рения Основным способом промышленного получения рениевого порошка является восстановление перрената калия водородом: 2KReO4 + 7Н2 = 2Re + 2КОН + 6H2O. Некоторые затруднения в этом процессе связаны с низкой температурой плавления KReO4 (518°). Чтобы предотвратить спекание к даже оплавление восстанавливаемого материала, восстановление начинают при низкой температуре (250—300°). Затем температура медленно повышается до 500°. При таком медленном подъеме температуры часть материала уже при низкой температуре восстанавливается до низших соединений и до металла. Это предотвращает спекание при достижении температуры 500°. С целью предотвращения спекания предложено производить восстановление смеси тонкоизмельченного перрената калия с двойным количеством (по весу) хлористого калия. Последний плавится при 770° и затрудняет спекание перрената калия. В присутствии KCl температура восстановления может быть повышена до 600—650°.

Изображение слайда
29

Слайд 29

Восстановление водородом производится аналогично восстановлению окислов вольфрама и молибдена в трубчатых электрических печах. Восстанавливаемую соль помещают в лодочку, которая про двигается с определенной скоростью в трубе печи. Материалом лодочки может быть, например, никель или молибден. Водород должен быть очищен от кислорода и влаги. Продукт восстановления многократно промывают горячей водой до отмывки KOH и KCl от рениевого порошка. Затем порошок промывают спиртом и сушат. Воздушносухой рениевый порошок, восстановленный из перрената при температуре 500°, обычно еще содержит примесь низших окислов. Поэтому рекомендуется производить дополнительное его восстановление при температуре около 1000° с последующей промывкой водой. Рекомендуется также промывка порошка разбавленной соляной кислотой. Полученный темносерый порошок содержит 99,0—99,8% Ее. Извлечение составляет 85—95%. Промывные воды содержат значительное количество рения.

Изображение слайда
30

Слайд 30

Из них необходимо извлекать рений. Раствор может быть концентрирован выпариванием. Затем, добавляя перекись водорода, соединения рения переводят в перренаты и далее выделяют перренат калия. Применение Сферы использования рения достаточно разнообразны и включают: ювелирное дело; металлургия. Также интенсивно ведется применение этого металла в авиационной промышленности и кораблестроении. В медицинской отрасли применение Re акцентировано на изготовлении специализированного инструмента, и научно-исследовательской деятельности по лечению различных заболеваний. Аналогично медицине, металл в любом виде используется для ювелирного дела, где обеспечивает покрытие украшений и прочих изделий. Применение рения в приборостроении не ограничено только полупроводниками.

Изображение слайда
31

Слайд 31

Кроме того, использование рения в сплавах с вольфрамом и молибденом позволяет облегчить обработку этих тугоплавких металлов. В радиоэлектронике свойства рения полезны для производства микросхем. Металл используют, как самоочищающийся контакт, а также выступает в качестве защитного покрытия металлических деталей и поверхностей.

Изображение слайда
32

Слайд 32

Борий Н естабильный радиоактивный химический элемент. О химических свойствах бория ничего неизвестно, но можно сделать несколько предположений о них, исходя из того, что ближайший сосед - рений. Подобно рению, у атома бория должно быть семь внешних электронов, поэтому возможны степени окисления от +7 до -1. Наиболее устойчивы должны быть соединения бория (VII) . Применение Синтез бория имеет сугубо теоретическое значение.

Изображение слайда
33

Последний слайд презентации: Элементы 7 группы побочной подгруппы: В ы в о д ы

1) Радиусы атомов и ионов технеция и рения практически одинаковы; энергия ионизации атомов в группе сверху вниз, в общем, возрастает. 2) Химическая активность в подгруппе марганца сверху вниз с возрастанием атомной массы уменьшается: наиболее активен марганец, а технеций и рений малоактивны и близки между собой по свойствам. 3) В соединениях элементы подгруппы марганца проявляют переменную степень окисления: 0, +2, +3, +4, +5, +6, +7. 4) Характер связи марганца, технеция и рения в соединениях с другими атомами изменяется в зависимости от их степени окисления: от ионного характера связи для низких степеней окисления (+2) до ковалентного характера связи – в высоких степенях окисления (+6, +7). 5) Марганец, технеций и рений – серебристо-белые, твердые и стойкие на воздухе металлы. Эти металлы имеют высокие температуры плавления и кипения. 6) Технеций имеет только неустойчивый радиоактивный изотоп. В природе он не встречается. 7) Марганец после железа второй по распространенности в земной коре тяжелый металл, но в чистом виде он не встречается.

Изображение слайда