Презентация обзор металлов побочных подгрупп

Металлы побочных подгрупп
презентация к уроку на тему

Презентация по d-элементам

Скачать:

ВложениеРазмер
Металлы побочных подргупп1.09 МБ

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Подгруппа меди (медь, серебро, золото) Подгруппа цинка (цинк, кадмий, ртуть) Переходные металлы (хром, марганец, молибден, вольфрам и др.) Подгруппа железа (железо, кобальт, никель) Платиновая группа (рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина) Металлы побочных подгрупп

Особенностью является наличие заполненного предвнешнего d- подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с внешнего s-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Подгруппа меди. Cu, Ag Серебро Ag [ Kr ] 4d 10 5s 1 0, +1, +3 Медь Cu [Ar] 3d 10 4s 1 0, +1, +2

при 400–500°С : 2Cu + O 2 = 2CuO; при 1000°С : 4Cu + O 2 = 2Cu 2 O при 400°С : Cu + S = CuS ; при выше 400°С : 2Cu + S = Cu 2 S при нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II) Cu + Br 2 = CuBr 2 с йодом – образуеся йодид меди (I): 2Cu + I 2 = 2CuI Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной карбонат меди(II) ( CuOH )2CO3 Химические свойства меди

Растворяется в разбавленной азотной кислоте: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): 2Cu + 8NH 3 + 2H 2 O + O 2 = 2[ Cu (NH 3 ) 4 ](OH) 2 . Медь окисляется оксидом азота ( IV) 2Cu + NO 2 = Cu 2 O + NO и хлоридом железа( III) Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2 Химические свойства меди

Соли Cu2+ обычно окрашены в голубой или зеленоватый цвет. Образование нерастворимого гидроксида меди ( II ) голубого цвета: CuSO4+ 2NH4OH = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 Образование красно-бурого осадка гексациано феррата ( II ) меди Качественная реакция на Cu 2+ 2Cu 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4− → Cu 2 [Fe(CN) 6 ]↓

При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2Ag + S = Ag 2 S, при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2Ag + Br 2 = 2AgBr. Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием. Растворяется в разбавленной азотной кислоте 3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: 2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Ag +2HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O. Химические свойства серебра

Образование белого творожистого осадка Ag+ + Cl — = AgCl ↓ , растворимого в гидрате аммиака AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2] Cl Образование красного осадка Ag+ + CrO4 — = AgCrO4↓ Образование желтого осадка Ag+ +PO4 3- = Ag3PO4 ↓ Образование белого-чернеющего осадка Ag+ + S2O3 2- = Ag2S2O3 ( разлагается) Качественная реакция на Ag +

Цинк [ Ar ] 3d 10 4s 2 хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Ртуть [ Xe ] 4f 14 5d 10 6s 2 один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии Подгруппа цинка. Zn , Hg

На воздухе покрывается оксидной пленкой, при сильном нагреве горит голубоватым пламенем 2Zn + O 2 = 2ZnO При н.у. Zn + Cl 2 = ZnCl 2 С парами воды при температуре красного каления Zn + H 2 O = ZnO + H 2 Вытесняет водород из разбавленых кислот Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 С разбавленной HNO3 4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O С концентрированными кислотами-окислителями Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Химические свойства цинка

Типичный переходный элемент. Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Оксид цинка: ZnCO 3 = ZnO + CO 2 ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ]. Гидроксид цинка: ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ] Zn(OH) 2 + 4NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 Химические свойства цинка

Образование нерастворимого основания Zn 2+ + 2OH — = Zn(OH)2↓ + 2OH- = [Zn(OH)4] 2- осадок белого цвета, растворимый в избытке щелочи Качественная реакция на Zn 2+

Эл. Конфигурация [ Ar ] 3d 5 4s 1 В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической решеткой, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке. Хром

Оксид хрома (2) — СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) — Сr (ОН) 2 ), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах: СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О окисляется на воздухе: 4СrО+ О 2 = 2Сr 2 О 3 Гидроксид хрома (2) — Сr (ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами: Сr (ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О Соединения хрома Cr 2+

Наиболее устойчивая с.о. хрома. Оксид хрома (3) — Сr 2 О 3 нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду, имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом: Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [ Сr (ОН) 6 ] Сr 2 О 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О Гидроксид хрома (3) Сr (ОН) 3 получают: СrСl 3 +3КОН = Сr (ОН) 3 ↓ + 3КСl Легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства: Сr (ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr (NО 3 ) 3 + 3Н 2 О Сr (ОН) 3 + 3КОН = К 3 [ Сr (ОН) 6 ] Соединения хрома Cr 3+

Оксид хрома (6) — СrО 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде, типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты: СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды) СrО 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 ( дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)). Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель Соединения хрома Cr 6 +

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы: 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы: К 2 Сr 2 О 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О Хромат и дихромат Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую. Хромат — ионы СrО42- и дихромат – ионы Сr2О72- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

Окислительные свойства Cr 6+ Дихроматы – сильные окислители . Под действием восстановителей в кислой среде переходят в соли хрома (III) K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O Качественные реакции на хромат-ион BaCrO 4 PbCrO 4 Ag 2 CrO 4

Электронная конфигурация [ Ar ] 3d 5 4s 2 Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам . Известны пять аллотропных модификаций марганца Один из основных минералов марганца — пиролюзит (MnO 2 ) , родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO 3 Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны) Марганец

Степени окисления и соединения Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита: Получение марганца

Соли Mn 2+ MnCl2 MnSO4

Соединения Mn 4+

Соединения М n 7+

Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда Окислительные свойства перманганата, в зависимости от среды реакции

Презентация на тему «Металлы побочных подгрупп»

Презентация на тему «Металлы побочных подгрупп»

Просмотр содержимого документа
«Презентация на тему «Металлы побочных подгрупп»»

В периодической системе d-элементы или переходные металлы расположены в побочных подгруппах (или В подгруппах) всех восьми групп.

Это элементы, которые при образовании соединений имеют незаполненную d- орбиталь.

Под определение не подпадают скандий ( 3d 0 в соединениях) и цинк (3 d 10 в соединениях ) ; медь же входит в группу указанных соединений, если имеет в них конфигурацию 3 d 9 .

Принято, однако, относить эти металлы к d- металлам на основании химического сходства их соединений.

Общую электронную формулу валентного слоя

d-элементов можно выразить формулой:

В периоде слева направо происходит некоторое уменьшение атомного радиуса элементов. Это обусловлено эффектом « d -сжатия», вызванного постепенным увеличением заряда ядер и усилением кулоновского притяжения электронов к ядру.

В подгруппах сверху вниз (кроме IIIB группы ) атомный радиус несколько уменьшается или остается практически неизменным за счет сокращения размеров внутренних f -орбиталей («лантаноидное сжатие»). При этом химическая активность металлов уменьшается, что отличает их от металлов главных подгрупп.

У элементов III В группы атомные радиусы возрастают , химическая активность увеличивается, благодаря чему они проявляют большее сходство с элементами главных подгрупп, чем побочных. По реакционной способности элементы подгруппы скандия уступают лишь щелочным и щелочноземельным металлам.

В периодах слева направо металлические свойства уменьшаются.

Минимальные восстановительные свойства проявляют тяжелые металлы VIIIB и IB – групп. За свою инертность они названы благородными.

В химических реакциях электроны d-орбиталей участвуют после того, как оказываются использованными s-электроны внешнего энергетического уровня.

В образовании связей могут участвовать все или только часть d-электронов предпоследнего энергетического уровня, поэтому образуются соединения с различной валентностью или степенью окисления (кроме d-элементов II и III групп).

Например, характерными для элементов VIII В группы являются следующие степени окисления (в скобках – наиболее устойчивые):

Fe Co Ni семейство железа

Ru Rh Pd легкие платиновые металлы

О s Ir Pt тяжелые платиновые металлы

особенностями электронного строения d-элементов обусловлены и их свойства:

а) большое разнообразие проявляемых валентностей и степеней окисления;

б) способность образовывать различные комплексные соединения;

в) каталитическая активность.

Физические свойства d- металлов

Физические свойства переходных металлов зависят от электронного строения, от числа неспаренных d-электронов, которые могут участвовать в образовании связей.

  • Металлы, у которых по3–4 неспаренныхd-электрона (VВ и VIВ группы), имеют максимальную температуруплавления и кипения.
  • Переходные металлы, имеющиена внешнемs-подуровне один электрон, как правило, имеют более высокую электрическую проводимость (Cr, Мo и особенно Cu, Ag, Au).

  • Элементы III-В группы,имеющие всегоодин d-электрон, по своим свойствам близки к соседнимщелочноземельным металлом,
  • а металлы II-В группыс полностью заполненным d-подуровнемблизки по свойствам к соседним р-элементам.

Химические свойства d -металлов

Все d-элементы являются восстановителями. Восстановительная способность в растворах в пределах периода уменьшается.

Наиболее сильными восстановителями являются металлы IIIВ группы.

У большинства d-элементов образуются защитные оксидные пленки , вызывающие их пассивацию и предохраняющие их от коррозии. Наиболее склонны к пассивации металлы IVВ–VIВ групп.

Элементы IIIВ и IIВ групп (кроме ртути) легко взаимодействуют с разбавленными кислотами, а лантан взаимодействует и с водой.

Не взаимодействуют с разбавленными кислотами металлы IВ группы, ртуть и платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сравнение некоторых свойств металлов

Реакция с водой

Более твердые и тугоплавкие, чем

Реакция с неметаллами

Еще более твердые и тугоплавкие, чем

Реагируют медленно с холодной водой

Реакция с водородом

Реагируют не так активно, как s -металлы

Образуют ионные гидриды

Не образуют гидридов

Как правило ковалентная или комплексные ионы

Некоторые образуют гидриды

Образуют простые ионы

Простые ионы с заполненной d- оболочкой. Легко образуют комплексные ионы

Некоторые образуют простые ионы, чаще – разнообразные комплексные ионы

Ст. ок. равна номеру группы

Часто ярко окрашенные

Разная, отличающаяся на 1, обычная +2 или +3

Строение и свойства соединений d -элементов зависят от степени окисления металла

Степень окисления элемента

Оксиды и гидроксиды d -элементов

Переходные металлы реагируют с кислородом, образуя оксиды ( искл . Ag, Au) . Почти все они нерастворимы в воде, черного или иного цвета. Обладают заметной ковалентностью связей.

Гидроксиды переходных металлов получают добавлением щелочей к растворам, содержащим соответствующие ионы металла. Цвет образующегося осадка часто используют для идентификации присутствующего металла. Все осадки гелеобразны вследствие гидратации и обладают основными свойствами. Некоторые амфотерны, а некоторые образуют растворимые комплексы с аммиаком:

Презентация по химии » Металлы побочных подгрупп» ( аудитория 9,11 классы)

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Рабочие листы и материалы для учителей и воспитателей

Более 2 500 дидактических материалов для школьного и домашнего обучения

311 лекций для учителей,
воспитателей и психологов

Получите свидетельство
о просмотре прямо сейчас!

Описание презентации по отдельным слайдам:

Металлы побочных подгрупп
11класс

Объясни ответ!
1) Какой элемент с точки зрения строения атома наиболее существенно отличается от трех остальных:
а) алюминий б) железо
в) кальций г) калий?

Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n — 1)d -, ns — образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH3, Н2O, ионы ОН-, CN- и др.).

Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:

В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d — металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.

Железный век продолжается …

90% всего
количества
металлов и
металлических
сплавов
приходится на
железные
сплавы.

21.04.2022
15
FeO — основной оксид
Fe2O3 — при высокой температуре амфотерный
FeCl3 + 3KOH →Fe(OH)3↓ +3KCl

FeCl2 + 2KOH →Fe(OH)2↓ +2KCl

4 Fe(OH)2↓ + О2 +2Н2О →4 Fe(OH)3↓
на воздухе окисление идет
бурого цвета
Зеленого цвета

Исследование.
Опыт 1: Свойства соединений хрома.
В пробирку с раствором соли хрома Сr(NО3)3 прибавить по каплям раствор NaОН до образования осадка. Полученный осадок разлить в две пробирки. В одну из них прилить раствор серной кислоты или соляной, а в другую NaОН. Что наблюдается?
Напишите уравнения следующих реакций:
1.Сr(NO3)3 c NaOH
2.Cr(OH)3 с серной кислотой
3.Сr(ОН)3 с избытком NaОН
Опыт 2: Окислительные свойства дихроматов.
К раствору К2Сr2O7 прибавить раствор серной кислоты, а затем раствор сернисто-кислого натрия (Na2SО3). Наблюдать изменение окраски. Написать уравнение окислительно – восстановительной реакции.
Опыт 3: Перевод хроматов в дихроматы.
К раствору К2СrO4 прибавить раствор серной кислоты. Наблюдать изменение окраски. К полученному раствору прибавить гидроксид натрия или калия. Наблюдать изменения окраски. Записать наблюдения и уравнения реакций.
Опыт 4.исследование К2Cr2О7 К насыщенному раствору добавьте конц. Серной кислоты. Реакция охлаждается снегом. Обратите внимание на выпадения кристаллов CrO3. Запишите уравнения и признаки реакции.

Задания:
1.Объясните, почему в одном случае соль, содержащая хром, изменяет окраску, лакмуса в красный цвет, а в другом в синий.
2. Почему ион Cr+2 является восстановителем, а ион Cr+6 — окислителем.
Задача: Какой объём 5,6% р-ра едкого кали ( пл. 1,05 г/мл) необходим для полного растворения 1,5 моль осадка гидроксида хрома (III) с образованием кислой соли.

Самостоятельная работа на 6 мин.
!)В химии для обнаружения иона Fe+2 в растворе используют реагент, формула которого:
а) NaOH; б) K2SO4; в) окраска цвета пламени.
2) Вычислите объем газа (н.у.), который образуется при растворении железа в 8,1 г раствора бромоводородной кислоты содержащей 20% бромоводорода.


источники:

http://multiurok.ru/files/priezientatsiia-na-tiemu-mietally-pobochnykh-podgh.html

http://infourok.ru/prezentaciya-po-himii-metalli-pobochnih-podgrupp-auditoriya-klassi-2760736.html