Металлы VIIБ-подгруппы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Металлы VIIБ-подгруппы. Доклад-сообщение содержит 20 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Металлы VIIБ-подгруппы

Слайд 2

Описание слайда:

Металлы VIIБ-подгруппы Общая характеристика металлов VIIБ-подгруппы. Электронное строение, наиболее характерные степени окисления. Mn Природные соединения Свойства простых веществ. Соединения Mn Соединения Mn (+7). Окислительные свойства. Соединения Mn (+6). Окислительные свойства. Оксид MnO2. Оксид, гидроксид и соли Mn (+2). Tc и Re. Свойства металлов. Соединения Tc и Re в степени окисления (+7).

Слайд 3

Описание слайда:

VIIБ-подгруппу образуют d-элементы: Mn, Tc, Re, Bh. VIIБ-подгруппу образуют d-элементы: Mn, Tc, Re, Bh. Валентные электроны: (n–1)d 5ns2 Элементы Tc и Re более сходны между собой, чем с марганцем. У Tc и Re более устойчива высшая степень окисления, поэтому у них распространены соединения в степени окисления 7. Для Mn характерны степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Более устойчивы – 2 и 4. Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители.

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Элемент Mn по распространенности в земной коре среди тяжелых металлов следует за железом, но заметно уступает ему, – содержание Fe составляет около 5 %, а Mn – лишь около 0,1%. Элемент Mn по распространенности в земной коре среди тяжелых металлов следует за железом, но заметно уступает ему, – содержание Fe составляет около 5 %, а Mn – лишь около 0,1%. У марганца более распространены оксидные и карбонатные и руды.

Слайд 6

Описание слайда:

Марганец – серый металл. Плотность – 7,4 г/см3. Температура плавления – 1245ОС. Марганец – серый металл. Плотность – 7,4 г/см3. Температура плавления – 1245ОС. Это довольно активный металл, Ео (Mn2+/ Mn) = - 1,18 В.

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Перманганат калия KMnO4 – наиболее распространенное соединение Mn(+7). В чистом виде это кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. Перманганат калия KMnO4 – наиболее распространенное соединение Mn(+7). В чистом виде это кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. Анион MnO4– окрашивает растворы в малиново-фиолетовый цвет.

Слайд 9

Описание слайда:

При добавлении к кристаллам перманганата нескольких капель концентрированной серной кислоты образуется ангидрид марганцовой кислоты Mn2O7 . При добавлении к кристаллам перманганата нескольких капель концентрированной серной кислоты образуется ангидрид марганцовой кислоты Mn2O7 . 2KMnO4 + H2SO4  Mn2O7 + K2 SO4 + H2O При растворении Mn2O7 в воде образуется марганцовая кислота. Многие органические вещества окисляются под действием Mn2O7 до СО2 и Н2О. HMnO4 – это сильная кислота, существует только в водном растворе. Кислота HMnO4 разлагается с выделением O2 и MnO2.

Слайд 10

Описание слайда:

Все соединения Mn(+7) проявляют сильные окислительные свойства. Все соединения Mn(+7) проявляют сильные окислительные свойства. При нагревании кристаллического перманганата он разлагается. 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 По этой реакции в лаборатории можно получать O2.

Слайд 11

Описание слайда:

Продукты восстановления KMnO4 с зависят от кислотности раствора Продукты восстановления KMnO4 с зависят от кислотности раствора В кислых растворах образуется бесцветный катион Mn2+ Из нейтральных растворов выпадает бурый осадок MnO2 В щелочных растворах образуется зеленый анион MnO42–

Слайд 12

Описание слайда:

Манганаты – соли с анионом MnO42– , имеют яркий зеленый цвет. Манганаты – соли с анионом MnO42– , имеют яркий зеленый цвет. Анион MnO42─ устойчив только в сильнощелочной среде. Под действием воды и, особенно, кислоты манганаты диспропорционируют: 3MnO42– + 2H2O = MnO2 + 2MnO4– + 4OH– По этой причине кислота Н2MnO4 не существует. Манганаты можно получить, сплавляя MnO2 с щелочами или карбонатами в присутствии окислителя. 2MnO2(к) + 4KOH (ж) + О2 = 2K2MnO4 + 2H2O Манганаты являются сильными окислителями, но если на них подействовать еще более сильным окислителем, то они переходят в перманганаты. 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Слайд 13

Описание слайда:

Оксид MnO2 – наиболее устойчивое соединение Mn . Оксид MnO2 – наиболее устойчивое соединение Mn . Это черно-коричневое вещество с очень прочной кристаллической решеткой. По этой причине, он не реагирует с растворами щелочей и с разбавленными кислотами. Он растворяется в концентрированных кислотах. MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O Реакцию используют в лаборатории для получения Cl2. В очень кислой среде MnO2 стремится перейти в катион Mn2+. С щелочами MnO2 реагирует только в расплавах с образованием смешанных оксидов. В присутствии окислителя в щелочных расплавах образуются манганаты. Оксид MnO2 используют в промышленности в качестве дешевого окислителя.

Слайд 14

Описание слайда:

В водных растворах соединения Mn(+2) устойчивы в кислой среде. В водных растворах соединения Mn(+2) устойчивы в кислой среде. Оксид и гидроксид Mn(+2) имеют основной характер, легко растворяются в кислотах с образованием гидратированного катиона Mn2+. Растворы солей марганца (+2) практически бесцветны (имеют слегка розоватый оттенок). Оксид MnO – серо-зеленое тугоплавкое кристаллическое соединение (температура плавления – 18420С). В воде MnO не растворяется.

Слайд 15

Описание слайда:

Гидроксид Mn(OH)2 выпадает в виде светло-бежевого осадка при добавлении щелочи к раствору соли Mn(+2). Гидроксид Mn(OH)2 выпадает в виде светло-бежевого осадка при добавлении щелочи к раствору соли Mn(+2). На воздухе Mn(OH)2 окисляется с образованием гидратированного MnO2. При добавлении пероксида водорода к Mn(OH)2, он быстро окисляется по реакции: Mn(OH)2 + H2O2 = MnO2 + 2H2O

Слайд 16

Описание слайда:

Tc и Re – серебристые металлы с высокими температурами плавления (0С): у Tc – 2200, у Re – 3180. Tc и Re – серебристые металлы с высокими температурами плавления (0С): у Tc – 2200, у Re – 3180. Высшая степень окисления (+7) у этих элементов наиболее устойчива. В атмосфере кислорода технеций и рений окисляются с образованием высших оксидов: Tc2O7 и Re2O7. Tc, Re растворяются только в концентрированной серной и в азотной кислоте с образованием анионов ЭО4–. 3Re + 7HNO3 = 3HReO4 +7NO +2H2O

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

VIIБ–подгруппу образуют металлы: Mn, Tc, Re. Наибольшее применение имеет Mn. VIIБ–подгруппу образуют металлы: Mn, Tc, Re. Наибольшее применение имеет Mn. Валентные электроны: (n–1)d5ns2 Элементы Tc и Re более сходны между собой, чем с марганцем. У Tc и Re более устойчива высшая степень окисления, поэтому у них распространены соединения в степени окисления 7. Для Mn характерны степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Более устойчивы – 2 и 4. Все элементы проявляют наибольшее сходство в высшей степени окисления – высшие гидроксиды Mn, Tc, Re являются сильными кислотами.

Слайд 19

Описание слайда:

Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители. Продукты восстановления в водном растворе зависят от его кислотости. Соединения Mn(+7) и (+6) – сильные окислители. Продукты восстановления в водном растворе зависят от его кислотости. В кислых растворах наиболее устойчивы катионы Mn2+, в нейтральным и щелочных средах более устойчив оксид MnO2, но в сильно щелочных средах в присутствии сильного окислителя при восстановлении MnO4– образуется анион MnO42– . Кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов Mn закономерно изменяется в зависимости от степени окисления: в степени окисления +2 оксид и гидроксид являются основными, а в высшей степени окисления – кислотными, HMnO4 – это сильная кислота.

Слайд 20

Описание слайда:

Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов / Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов / Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.: Химия, 2000. - 592 с.: ил. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил. Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов / А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.