X
Код презентации скопируйте его
Химия d — металлов
Скачать эту презентацию
![Хром (VI) В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В ще...](https://bigslide.ru/images/53/52528/831/img7.jpg "Хром (VI) В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В ще...")
![Железо гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+...](https://bigslide.ru/images/53/52528/831/img23.jpg "Железо гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+...")
2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]](https://bigslide.ru/images/53/52528/831/img27.jpg "Комплексы никеля Ni (OH)2+6NH3=[Ni(NH3)6](OH)2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]")
![Медь(II) В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При доб...](https://bigslide.ru/images/53/52528/831/img30.jpg "Медь(II) В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При доб...")
Презентация на тему Химия d — металлов
Скачать эту презентациюCлайд 1
Химия d-элементов(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) Особенности лантаноидов и актиноидов.
Cлайд 2
Хром Твердый голубовато-белый металл. Внешняя электронная конфигурация 3d54s1 В металлическом состоянии низкая реакционная способность. Раскаленный до красна реагирует с водяным паром, образуя Cr2O3
Cлайд 3
Хром Медленно реагирует с разбавленной соляной кислотой: Cr +2HCl = CrCl2 +H2 Имеет два устойчивых и важных состояния степеней окисления, в которых степень окисления равна +3 и +6
Cлайд 4
Хром (I I I) Наиболее распространен и устойчив В растворе существует в виде гексааквахрома (III) – [Cr(H2O)6] 3+ В чистом виде этот ион имеет фиолетовую окраску, но из-за примесей растворы кажутся зелеными. Подвергается гидролизу, теряя протоны: [Cr(H2O)6] 3+ + H2O = [Cr(H2O)5(OH)]2- +H3O+
Cлайд 5
Хром (I I I) Кислота смещает равновесие влево, ион Cr+3 устойчив в кислых растворах. В избытке щелочей: OH- [Cr(H2O)6] 3+ ↔ Cr2O3·x H2O(Бледно-зеленый) H3O+ Оксид растворяется в избытке щелочи: OH- Cr2O3·x H2O → [Cr(OH)6]3- (Темно-зеленый)
Cлайд 6
Хром (I I I) Соединения хрома(III) легко образуют комплексные ионы. При добавлении избытка аммиачного раствора – [Cr(NH3)6] 3+ При сплавлении солей хрома(III) с пероксидом натрия или при нагревании с пероксидом водорода в щелочной среде образуются соединения Cr (VI).
Cлайд 7
Хром (VI) Оксид(VI) CrO3 ярко-красные,игольчатые кристаллы Хромат (VI) калия K2CrO4 желтое Бихромат(VI) калия K2Cr2O7 оранжевое CrO3 – кислотный оксид.Он реагирует со щелочами, образуя хромат (VI) ионы: CrO3 +2ОH- =[CrO4]2- + H2O
Cлайд 8
![Хром (VI) В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В ще...](https://bigslide.ru/images/53/52528/960/img7.jpg "Хром (VI) В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В ще...")
Хром (VI) В кислой среде [CrO4]2- превращается в бихромат ион [Cr2O72-]. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: кислая среда→ CrO4]2- + H3O+ ↔ Cr2O72-+3H2O ←щелочная среда
Cлайд 9
Хром (VI) В кислой среде бихромат-ион Cr2O72- восстанавливается до хрома (III) Cr2O72-+14H++6e →2Cr 3+ +7H2O E0=+1,33 B положительное значение E0 указывает на то, что бихромат ион Cr2O72- - окислитель
Cлайд 10
Хром (VI) В качестве окислителя используется при волюметрическом(объемном) анализе для определения концентрации ионов железа (II) в кислых растворах, при этом бесцветное вещество приобретает синее окрашивание: Cr2O72- +14H+ +6Fe 2+ →2Cr 3+ +6Fe 3+ +7H2O
Cлайд 11
Марганец Mn Твердый металл серого цвета. Электронная конфигурация внешней электронной оболочки 3d54s2 марганец обнаруживает степени окисления +2,+6 и +7. Чем выше степень окисления, тем больше ковалентный характер соединений. С возрастанием степени окисления увеличивается кислотность оксидов.
Cлайд 12
Марганец Mn Металлический марганец взаимодействует с водой и реагирует с кислотами: Mn +2HCl = MnCl2 +H2
Cлайд 13
Марганец (II) Наиболее устойчивая форма Внешняя конфигурация 3d54s2- 2е =3d5 В водном растворе гидратируются, образуя бледно-розовый комплекс гексааквамарганца (II) [Mn(H2O)6] 2+ Ион устойчив в кислой среде, но в щелочной образует Mn(OH)2
Cлайд 14
Марганец (III) Марганец (III) существует только в комплексных соединениях. Эта форма марганца неустойчива. В кислой среде марганец (III) диспропорционирует на марганец(II) и марганец(IV)
Cлайд 15
Марганец (IV) MnO2 черного цвета, не растворяется в воде, обладает ионной структурой, устойчив, благодаря высокой энтальпии решетки,имеет слабоамфотерные свойства. Является сильным окислителем: MnO2+4HCl→MnCl2+2H2O +Cl2↑
Cлайд 16
Марганец (VI) Неустойчивое состояние Манганаты, соли H2MnO4 можно получить, сплавляя: 3MnO2+KClO3+6KOH=3K2MnO4+KCl+3H2O Манганат калия имеет зеленую окраску.Он устойчив только в щелочном растворе.В кислом он диспропорционирует на Mn(IV) и Mn(VII) 3MnO42-+4H+→MnO2+2MnO4-+2H2O
Cлайд 17
Марганец (VII) Mn2O7 сильно кислотный оксид KMnO4 твердое вещество, хорошо растворимое в воде В слабокислой среде KMnO4 постепенно разлагается: 4MnO4- + 4H+→4MnO2+2H2O+3O2 KMnO4 сильный окислитель. В аналитической химии используют для количественного определения железа (II) и оксалатов
Cлайд 18
Марганец (VII) 5Fe 2++ MnO4 -+ 8H +→5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O 5C2O42-+2MnO4-+16H+→10CO2+2Mn 2++8H2O H+ кислая среда→ Mn 2+ Бесцветный раствор MnO4- Малиновый раствор H2O Нейтральная среда MnO2 Бурый осадок OH- Щелочная среда MnO42- Зеленый раствор
Cлайд 19
Железо Металл серого цвета Внешняя электронная конфигурация 3d64s2 В чистом виде мягкое, ковкое, тягучее. Медленно взаимодействует с влажным воздухом, образуя гидратированный Fe2O3xH2O , или ржавчину Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя черное
Cлайд 20
Железо Кристаллическое вещество Fe2O3 смешанный оксид железа(II,III): 3Fe+4H2O=3Fe3O4+4H2 Вытесняет водород из разбавленных кислот: Fe + 2HCl =FeCl2+H2
Cлайд 21
Железо Железо(II) более устойчиво, чем железо(III) FeO – основные свойства Fe2O3 - слабоамфотерные Fe 2+ → [Fe(H2O)6] 2+ бледно-зеленый Fe 3+ →[Fe(H2O)6] 3+ бледно-фиолетовый, легко гидролизуется, образуя аквагидроксокомплексы желтого цвета: [Fe(H2O)6] 3+ ↔[Fe(H2O)5OH] 2+ + H +
Cлайд 22
Железо Отличить Fe 2+от Fe 3+ можно: 1.добавлением щелочи: Fe(OH)2 грязно-зеленый: [Fe(H2O)]3+ +3OH- =Fe(OH)3+6H2O Fe 3+: [Fe(H2O)6] 3+ +3OH-=Fe(OH)3+6H2O красновато-коричневый
Cлайд 23
Железо 2.Добавление раствора тиоцианата калия KSCN – интенсивно красное окрашивание с ионами Fe 3+ 3.Добавление растворов гексацианоферрата (II) калия(соответствует H4[Fe(CN)6] – железосинеродистая кислота) для обнаружения Fe 3+: FeCl3+K4[Fe(CN)6]=4KFe[Fe(CN)6]+3KCl берлинская лазурь
Cлайд 24
![Железо гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+...](https://bigslide.ru/images/53/52528/960/img23.jpg "Железо гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+...")
Железо гексацианоферрата(III) калия на Fe 2+: FeCl2+K3[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+2KCl турнбулева синь Соединения Fe 3+ - окислители: 2FeCl3+2KJ = 2FeCl2+J2+2KCl
Cлайд 25
Кобальт и никель Блестящие белые металлы, кобальт с сероватым никель с серебристым оттенком. Более твердые и хрупкие в сравнениис железом В ряду Fe – Co - Ni химическая активность понижается
Cлайд 26
Кобальт и никель Оксид кобальта СоО: 2Co + O2 = 2CoO CoCO3=CoO+CO2 Co(OH)2=CoO+H2O CoO и Co(OH)2 амфотерны с преобладанием основных свойств Co(OH)2 – имеет голубую окраску, переходящую при нагревании в розовую
Cлайд 27
Кобальт и никель Гидратированный ион кобальта (III) является сильным окислителем. В водном растворе он неустойчив из-за протекания реакции: 4[Co(H2O)6] 3+ +2H2O =[Co(H2O)6] 2+ +4H++O2↑ NiO - Ni(OH)2 в воде не растворяются, но взаимодействуют с кислотами с образованием соответствующих солей Катион Ni 2+ образует многочисленные комплексы:
Cлайд 28
2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]](https://bigslide.ru/images/53/52528/960/img27.jpg "Комплексы никеля Ni (OH)2+6NH3=[Ni(NH3)6](OH)2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]")
Комплексы никеля Ni (OH)2+6NH3=[Ni(NH3)6](OH)2 Ni(CN)2+2KCN = K2[Ni(CN)4]
Cлайд 29
Медь Мягкий металл, красного цвета, 3d104s2 Наименьшая реакционная способность, среди металлов первого переходного ряда Обнаруживается в двух степенях окисления +1 и+2, более устойчиво +2
Cлайд 30
Медь (I) Соединения белые или бесцветные В водном растворе неустойчивы и легко подвергаются диспропорционированию: 2Cu + → Cu 2+ + Cu Встречается в форме соединений нерастворимых в воде, либо в составе комплексов: CuCl + Cl- →[CuCl2]- дихлорокупрат(I)- ион 2CuCl2 →2CuCl + Cl2 белое нерастворимое твердое вещество
Cлайд 31
![Медь(II) В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При доб...](https://bigslide.ru/images/53/52528/960/img30.jpg "Медь(II) В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При доб...")
Медь(II) В растворе существуют в виде гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6] 2+ При добавлении щелочи: [Cu(H2O)6] 2+ +2OH-→[Cu(H2O)4(OH)2]+2H2O Гидроксид растворяется в избытке аммиака, образуя ярко-синий диакватетраамминовый комплекс: [Cu(H2O)4(OH)2]+4NH3→[Cu(NH3)4(H2O)]2+ +2OH-+2H2O
Cлайд 32
Медь Избыток конц. соляной кислоты образует с Сu 2+ анионный комплекс тетрохлорокупрат (II) желтого цвета: [Cu(H2O)6] 2+ +4Cl-↔[CuCl4]2-+6H2O Восстановление Сu+2 до Cu +1: 2Cu 2+ + 4I -→2CuI+I2 2Cu 2+ + 2OH -→Cu2O+H2O аналитическая проба Фелинга
Cлайд 33
Цинк Металл серебристо-белого цвета,3d104s2 -2e =3d10 (Zn+2) Высокая реакционная способность, оксид и гидроксид амфотерны Используют для получения водорода в лаборатории: Zn + H+→Zn+2+H2 ZnO +2H+→Zn+2+2H2O ZnO+2OH-+H2O→[Zn(OH)4] 2- Zn 2+ + 2OH -→Zn(OH)2 белый желатинообразный осадок
