Металлы побочных подгрупп презентация

Металлы побочныхподгрупп

Металлы побочных подгрупп 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)

Подгруппа меди. Cu, Ag 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.

Химические свойства меди при 400–500°С : 2Cu + O2 = 2CuO; при 1000°С : 4Cu + O2 = 2Cu2O при 400°С : Cu + S = CuS; при выше 400°С : 2Cu + S = Cu2S при нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II) Cu + Br2 = CuBr2 с йодом – образуется йодид меди (I): 2Cu + I2 = 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 + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O; Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): 2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2. Медь окисляется оксидом азота (IV) 2Cu + NO2 = Cu2O + NO и хлоридом железа(III) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Качественная реакция на Cu2+ 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

Химические свойства серебра При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2Ag + S = Ag2S, при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2Ag + Br2 = 2AgBr. Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием. Растворяется в разбавленной азотной кислоте   3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: 2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O; Ag +2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O.

Качественная реакция на Ag+ 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+ +PO43- = Ag3PO4 ↓ Образование белого-чернеющего осадка Ag+ + S2O3 2- = Ag2S2O3 (разлагается)

Подгруппа цинка. Zn, Hg Цинк [Ar] 3d10 4s2 хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Ртуть [Xe] 4f14 5d10 6s2 один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии 

Химические свойства цинка На воздухе покрывается оксидной пленкой, при сильном нагреве горит голубоватым пламенем 2Zn + O2 = 2ZnO При н.у. Zn + Cl2 = ZnCl2 С парами воды при температуре красного каления Zn + H2O = ZnO + H2 Вытесняет водород из разбавленых кислот Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 С разбавленной HNO3 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O С концентрированными кислотами-окислителями Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Химические свойства цинка Типичный переходный элемент. Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Оксид цинка: ZnCO3 = ZnO + CO2 ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. Гидроксид цинка: ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2

Качественная реакция на Zn2+ Образование нерастворимого основания Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2↓ + 2OH- = [Zn(OH)4]2- осадок белого цвета, растворимый в избытке щелочи

Хром Эл. Конфигурация [Ar] 3d5 4s1 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.

Соединения хрома Cr 2+ 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 = СrСl2 + Н2О окисляется на воздухе: 4СrО+ О2 = 2Сr2О3  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 + Н2SО4 = СrSO4 + 2Н2О

Соединения хрома Cr 3+ Наиболее устойчивая с.о. хрома. Оксид хрома (3) - Сr2О3 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: Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6] Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О Гидроксид хрома (3) Сr(ОН)3 получают: СrСl3 +3КОН = Сr(ОН)3↓ + 3КСl  Легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства: Сr(ОН)3 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О Сr(ОН)3 + 3КОН = К3[Сr(ОН)6]

Соединения хрома Cr 6+  Оксид хрома (6) - СrО3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде, типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты: СrО3 + Н2О = Н2СrО4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды) СrО3 + Н2О =Н2Сr2О7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)). Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель

Хромат и дихромат В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы: 2К2СrО4 + Н2SО4 = К2Сr2О7 + К2SО4 + Н2О В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы: К2Сr2О7 + 2КОН = 2К2СrО4 + Н2О

Окислительные свойства Cr 6+ Дихроматы – сильные окислители. Под действием восстановителей в кислой среде переходят в соли хрома (III) K2Cr2O7  + 3Na2SO3 + 4H2SO4  = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O

Марганец Электронная конфигурация [Ar] 3d5 4s2 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 (MnO2), родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3  Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны)

Степени окисления и соединения

Соли Mn 2+

Соединения Mn 4+

Соединения Мn 7+

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