Побочная подгруппа VI группы периодической системы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №1

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №2

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №3

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №4

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №5

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №6

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №7

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №8

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №9

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №10

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №11

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №12

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №13

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №14

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №15

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №16

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №17

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №18

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №19

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №20

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №21

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №22

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №23

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №24

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №25

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №26

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №27

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №28

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №29

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №30

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №31

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №32

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №33

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №34

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №35

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №36

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №37

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №38

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №39

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №40

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №41

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №42

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №43

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №44

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №45

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №46

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №47

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №48

Побочная подгруппа VI группы периодической системы, слайд №49

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Побочная подгруппа VI группы периодической системы. Доклад-сообщение содержит 49 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:

Побочная подгруппа Побочная подгруппа VI группы периодической системы

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Элементы VIB группы

Слайд 4

Описание слайда:

Содержание в земной коре и минералы Cr – 20 место. Хромит или хромистый железняк (FeCr2O4 = FeO·Cr2O3), крокоит (PbCrO4). Mo – 37 место. Молибденит (MoS2), вульфенит (PbMoO4), повеллит (СаМоО4), молибдит (Fe(MoO4)3·nH2O). W – 39 место. Шеелит (CaWO4), вольфрамит ((Fe,Mn)WO4).

Слайд 5

Описание слайда:

Открытие элементов

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Получение Cr

Слайд 8

Описание слайда:

Получение Mo

Слайд 9

Описание слайда:

Получение W

Слайд 10

Описание слайда:

Простые вещества

Слайд 11

Описание слайда:

Свойства простых веществ: Cr 1) Cr + 2 HCl = CrCl2 + H2 Реакция в атмосфере Ar, голубой [Cr(H2O)6]2+ 2) 2Cr + 6HCl + O2 = 2CrCl3 + H2 + 2H2O Реакция на воздухе, зеленый [Cr(H2O)6]3+ 3) 2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 +6H2O Концентрированная H2SO4 – окислитель. Растворим и в разбавленной серной кислоте. 4) Конц. HNO3 пассивирует поверхность 5) Щелочи пассивируют поверхность

Слайд 12

Описание слайда:

Свойства простых веществ: Cr 6) 2Cr + 3H2O = Cr2O3 +3H2 7) 2Cr + 3/2O2 = Cr2O3 8) Cr + HCl(газ) = CrCl2 (безводный) + H2 Чистый безводный CrCl2 бесцветный. 9) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 (безводный) Безводный CrCl3 фиолетовый, CrCl3.6H2O – темно-зеленый. Реакции 6–9 идут при нагревании!

Слайд 13

Описание слайда:

Свойства простых веществ: Mo, W 1) Растворение металлов: а) W + 8HF + 2HNO3 = H2[WF8] + 2NO +4H2O HNO3 – окислитель, HF – источник лигандов

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Кислородные соединения Cr6+ CrO3 – темно-красный, разлагается выше 200 оС, растворим в воде: - термическое разложение: 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2 - взаимодействие с водой: CrO3 + H2O = H2CrO4 MoO3 (бесцветный), WO3 (желтый) – устойчивы до 800 оС, не растворимы в воде.

Слайд 17

Описание слайда:

Кислородные соединения Cr6+ Способы получения оксидов М6+: K2Cr2O7 + 2H2SO4конц= 2CrO3↓ + 2KHSO4 +H2O 2M + 3O2 = 2MO3 (M = Mo, W), но 4Cr +3O2 = 2Cr2O3! (NH4)2MO4 = MO3 + H2O + 2NH3 (M = Mo, W), но (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O!

Слайд 18

Описание слайда:

Кислородные соединения Cr6+ H2CrO4: Ka1= 10–1, Ka2= 10–7 H2Cr2O7: Ka2= 10–2 Гидролиз солей: CrO42– – хромат ион, устойчив в щелочной среде (желтый) Cr2O72– – дихромат ион, устойчив в кислой среде (оранжевый) Cr2O72– + H2O = 2CrO42– + 2H+

Слайд 19

Описание слайда:

Слайд 20

Описание слайда:

Соединения Cr6+ гораздо более сильные окислители, чем соединения Mo6+ и W6+ Соединения Cr6+ гораздо более сильные окислители, чем соединения Mo6+ и W6+ 4CrO3 + C2H5OH = 2Cr2O3 + 2CO2 + 3H2O (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O K2Cr2O7 + 14HClконц = 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KCl

Слайд 21

Описание слайда:

В зависимости от pH раствора: В зависимости от pH раствора: Cr2O72– + 3SO32– + 8H+ = 2Cr3+ + 3SO42– + 4H2O 2CrO42– + 3SO32– + 5H2O = 2Cr(OH)3 + 3SO42– + 4OH– 2CrO42– + 3Sn2+ + 10OH– + 8H2O = 2[Cr(OH)4]– + 3[Sn(OH)6]2–

Слайд 22

Описание слайда:

Cr2O3 – очень стабилен, зеленый пигмент в красках. Cr2O3 – очень стабилен, зеленый пигмент в красках. Не реагирует с водой, кислотами и р-рами щелочей. Щелочной плавкой получают хромиты: Cr2O3 + 2NaOHтв = 2NaCrO2 + H2O NaCrO2 + 2NaOH + 2H2O = Na3[Cr(OH)6]

Слайд 23

Описание слайда:

Гидрооксид Cr3+ Получают добавлением щелочей или аммиака: Cr3+ + 3OH– = Cr(OH)3↓ Стареет, свежеосажденный амфотерен: Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4]

Слайд 24

Описание слайда:

Слайд 25

Описание слайда:

Cr3+  Cr6+ Сильные окислители: 2Cr3+ + 3S2O82– + 7H2O = Cr2O72– + 6SO42– + 14H+ 2Cr3+ + 3Br2 + 16OH– = 2CrO42– + 6Br– + 8H2O

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Наноежик или голубой лимон [HxMo368O1032(H2O)240(SO4)48]48–

Слайд 28

Описание слайда:

Применение Cr – коррозионностойкие стали, покрытия, инструменты Mo – жаропрочные стали, нагреватели W – нити накаливания, радиодетали

Слайд 29

Описание слайда:

Побочная подгруппа Побочная подгруппа VII группы периодической системы

Слайд 30

Описание слайда:

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание слайда:

Содержание в земной коре и минералы Mn – 15 место. Пиролюзит – рис. слева (MnO2.xH2O); браунит (Mn2O3); манганит (MnO(OH)); гаусманнит (Mn3O4 = MnIIMnIII2O4); родохрозит – рис. справа (MnCO3).

Слайд 33

Описание слайда:

Tc – первый искусственный элемент, Tc – первый искусственный элемент, 97Tc: t1/2 = 2,6.106 лет. Re – 81 место, ОЧЕНЬ редкий и рассеянный!!! Джезказганит (CuReS4); рениит (ReS2) – на Камчатке и Курилах обычно примесь в молибдените MoS2; таркианит ((Cu,Fe)(Re,Mo)4S8)

Слайд 34

Описание слайда:

Открытие элементов Mn – в 1774 г. шведы Шееле и Ган. Мангановый камень (пиролюзит) ремесленники добавляли в стекло Tc – в 1871 г. Д.И. Менделеев предсказал существование экамарганца; итальянцы Сегре и Перрье получили в 1936 г. 98Mo + 2D = 99Tc + 1n Re – в 1925 г. немцы супруги Ноддак. По имени Рейнской провинции.

Слайд 35

Описание слайда:

Получение простых веществ Дешевый метод MnO2 + Fe2O3 +5C = Mn + 2Fe + 5CO Дорогой метод – алюмотермия 3MnO2.xH2O = Mn3O4 + O2 +3xH2O 3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3 Получение технеция и рения 2NH4TcO4 = 2TcO2 + 4H2O + N2; TcO2 + 2H2 = Tc + 2H2O; 2NH4ReO4 + 4H2 = 2Re + N2 + 8H2O (1000 oC)

Слайд 36

Описание слайда:

Свойства простых веществ

Слайд 37

Описание слайда:

Хим. cвойства простых веществ Положение в ряду напряж. металлов ….Mg Mn Zn…H Cu Tc Re… Mn +2HCl = MnCl2 + H2 E0  0 Mn + 4HNO3(конц)= Mn(NO3)2 +2NO2 +2H2O 4Re + 4 KOH +7O2 = 4KReO4 +2H2O (расплав) Re + 7HNO3(конц)= HReO4 +7NO2 +3H2O 2Re + 7H2O2 = 2HReO4 +6H2O

Слайд 38

Описание слайда:

Реакции при нагревании 3Mn + 2O2 = Mn3O4 (MnIIMnIII2O4) 3Mn + N2 = Mn3N2 (1200oC) Mn + Cl2 = MnCl2 Mn + F2 = MnF2 (и MnF3) 4Re + 7O2 = 2Re2O7 (летучий оксид) 2Re + 5Cl2 = 2ReCl5 Re + 2S = ReS2

Слайд 39

Описание слайда:

Кислородные соединения M7+

Слайд 40

Описание слайда:

Соли M7+

Слайд 41

Описание слайда:

KMnO4 как окислитель

Слайд 42

Описание слайда:

Получение KMnO4 Две стадии: 1) Щелочное плавление пиролюзита: 3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O 2) Окисление до перманганата : Cl2, O3, PbO2, (NH4)2S2O8, KBiO3, XeF4 Экономично электрохимическое окисление: КАТОД: 2H2O + 2e = H2 + 2OH– АНОД: MnO42– – e = MnO4– 2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 +2KOH +H2↑ (формально)

Слайд 43

Описание слайда:

Кислородные соединения Mn6+ MnO3 и H2MnO4 – не известны Соли – манганаты (зеленый цвет)

Слайд 44

Описание слайда:

Кислородные соединения Mn6+ Манганаты – сильные окислители, особенно в кислой среде, где восстанавливаются до Mn2+; в щелочной среде восстанавливаются до MnO2 Окисление органики 6K2MnO4 +C2H5OH +H2O = 6MnO2↓+ 2K2CO3 +8KOH В зависимости от условий этанол можно окислить до альдегида или кислоты

Слайд 45

Описание слайда:

Кислородные соединения Mn4+ MnO2 – важнейшее соединение Свойства окислителя (при нагревании): MnO2 + 4HClконц = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2↑ +2H2O Окисление до манганатов: (сплавление) 3MnO2 + KClO3 + 3K2CO3 = 3K2MnO4 + KCl + 3CO2 (KNO3)

Слайд 46

Описание слайда:

Кислородные соединения Mn4+ Слабовыраженные амфотерные свойства MnO2 + 4HF = MnF4 + 2H2O MnO2 + CaO = CaMnO3 (метаманганат (IV)) CaMnO3 + CaO = Ca2MnO4 (ортоманганат (IV))

Слайд 47

Описание слайда:

Кислородные соединения Mn2+ MnO – серо-зеленый, не растворим в воде MnCO3 = MnO + CO2 (при нагревании) Встречается в природе в виде минерала (розовые кристаллы) родохрозита (марганцевый шпат). MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2NaCl Mn(OH)2 – белый, окисляется на воздухе, легко растворим в кислотах, растворим в крепких щелочах Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O Mn(OH)2 + KOH = K[Mn(OH)3]

Слайд 48

Описание слайда:

Соли Mn2+ Водорастворимые соли: MnCl2.4H2O, MnSO4.5H2O, Mn(NO3)2.6H2O – в водных р-рах [Mn(H2O)6]2+ Не растворимые соли: MnCO3, MnS, MnC2O4 MnCl2 + (NH4)2S = MnS↓ + 2 NH4Cl MnS – темный, при стоянии зеленый ПРMnS= 10-10, поэтому не осаждается H2S, легко растворим в кислотах

Слайд 49

Описание слайда:

Применение Mn – марганцовые стали (твердость, износоустойчивость). Микроудобрения Tc – радиодиагностика Re – сплавы (жаропрочность, кислотоустойчивость), катализатор гидрирования