Побочная подгруппа VI группы периодической системы

Содержание

Слайд 2

Слайд 3

✔ Убывание кислотных свойств (H2CrO4 и H2MoO4) Элементы VIB группы ✔

✔ Убывание кислотных свойств (H2CrO4 и H2MoO4)

Элементы VIB группы

✔ rMo

≈ rW как следствие лантаноидного сжатия

✔ Склонность к проявлению высшей СО растет

✔ Cвойства Mo и W очень похожи и сильно отличаются от свойств Cr

Слайд 4

Содержание в земной коре и минералы Cr – 20 место. Хромит

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

Открытие элементов Cr – в 1797 г. француз Воклен. От греческого

Открытие элементов

Cr – в 1797 г. француз Воклен. От греческого «хрома»

– «цвет» (из-за разнообразие окрасок в соединениях).
Mo – в 1817 г. швед Берцелиус. От греческого «молюбдос» – «свинец» (из-за внешнего сходства молибденита (MoS2) со свинцовым блеском (PbS)).
W – в 1781 г. швед Шееле. От немецкого «Wolf Rahm» – «волчья пена» (вольфрам, сопровождая оловянные руды, мешал выплавке олова, переводя его в пену шлаков – «пожирает олово как волк овцу»).
Слайд 6

Cr Mo W Уменьшение активности металла: Cr + 2HCl = CrCl2

Cr Mo W
Уменьшение активности металла:
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Mo и

W не реагируют с «H+»
Cr Mo W
Увеличение устойчивости степени окисления 6+:
CrO3 MoO3 и WO3
Разлагается Устойчивы
при 200 оС до 1000 оС
Слайд 7

Получение Cr Выплавка феррохрома: FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr

Получение Cr


Выплавка феррохрома:
FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO↑

(хромит)


Получение чистого хрома:
1 стадия – окислительное плавление хромита в щелочной среде:
4FeCr2O4+ 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4+ 2Fe2O3 + 8CO2↑
2 стадия – растворение полученного спека в кислой среде:
2Na2CrO4 + 2H2SO4 = Na2Cr2O7 + 2NaHSO4 + H2O
3 стадия – восстановление хрома (VI) до хрома (III):
Na2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 +Na2CO3 +CO↑


Cr2O3 +2Al = Al2O3 + 2Cr
(алюмотермия)

Слайд 8

Получение Mo 1 стадия – окислительный обжиг молибденита: 2 стадия –

Получение Mo


1 стадия – окислительный обжиг молибденита:


2 стадия – выщелачивание раствором

аммиака:

7MoO3 + 6NH3 + 3H2O = (NH4)6Mo7O24
парамолибдат аммония


3 стадия – нейтрализация раствора до рН = 2–3:

(NH4)6Mo7O24 + 6HCl + 4H2O = 7H2MoO4↓ + 6NH4Cl
молибденовая кислота


4 стадия – термолиз молибденовой кислоты при 450-500 ºС:

H2MoO4 → MoO3 + H2O↑
MoO3 – порошок бледно-зеленого цвета


5 стадия – восстановление оксида MoO3 водородом:

MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O

Слайд 9

Получение W 1 стадия – окислительное плавление шеелита в щелочной среде:

Получение W


1 стадия – окислительное плавление шеелита в щелочной среде:


2 стадия

– нейтрализация раствора:

CaWO4 + Na2CO3 = Na2WO4 + CO2 + CaO

Na2WO4 + 2HCl = H2WO4↓ + 2NaCl
вольфрамовая кислота


3 стадия – термолиз вольфрамовой кислоты:

H2WO4 → WO3 + H2O↑


4 стадия – восстановление оксида WO3 водородом:

WO3 + 3H2 → W + 3H2O

Слайд 10

Простые вещества Твердые, тяжелые, тугоплавкие металлы W – самый тугоплавкий металл Сr – самый твердый металл

Простые вещества

Твердые, тяжелые, тугоплавкие металлы

W – самый тугоплавкий металл

Сr – самый

твердый металл
Слайд 11

Свойства простых веществ: Cr 1) Cr + 2 HCl = CrCl2

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

Свойства простых веществ: Cr 6) 2Cr + 3H2O = Cr2O3 +3H2↑

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

Свойства простых веществ: Mo, W 1) Растворение металлов: а) W +

Свойства простых веществ: Mo, W

1) Растворение металлов:
а) W + 8HF +

2HNO3 = H2[WF8] + 2NO↑ +4H2O
HNO3 – окислитель, HF – источник лигандов

б) Окислительная щелочная плавка:
Mо + 3NaNO3 + Na2CO3 = Na2MоO4 + 3NaNO2 + CO2↑

2) Реакции при нагревании:
а) 2W + 3O2 = 2WO3
б) Mo +2S = MoS2

Слайд 14

Кислотно-основные свойcтва оксидов и гидроксидов CrO Cr(OH)2 основные Cr2O3 Cr(OH)3 CrO3

Кислотно-основные свойcтва оксидов и гидроксидов

CrO
Cr(OH)2

основные

Cr2O3
Cr(OH)3

CrO3
H2CrO4

амфотерные

кислотные

Низшие СО

Высшие СО

кислотные свойства

(H2Cr2O7)

+ II

+

III

+ VI

Слайд 15

Cr(OH)3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O Cr(OH)3 + NaOH =

Cr(OH)3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4]

тетрагидроксохромит

натрия

хромит натрия

СrO3 – кислотный оксид

CrO3 + KOH = K2CrO4 + H2O

хромат калия

при сплавлении

Слайд 16

Кислородные соединения Cr6+ CrO3 – темно-красный, разлагается выше 200 оС, растворим

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

Кислородные соединения Cr6+ Способы получения оксидов М6+: K2Cr2O7 + 2H2SO4конц= 2CrO3↓

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

H2CrO4: Ka1= 10–1, Ka2= 10–7 H2Cr2O7: Ka2= 10–2 Гидролиз солей: CrO42–

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+

Кислородные соединения Cr6+

[H+] ? H2CrO4, H2Cr2O7, H2Cr3O10, H2Cr4O13 CrO3

изополисоединения

Cr2O72– + 2OH– ↔ 2CrO42– + H2O

процесс полимеризации

процесс деполимеризации

Слайд 19

Слайд 20

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

Кислородные соединения Cr6+

Слайд 21

В зависимости от pH раствора: Cr2O72– + 3SO32– + 8H+ =

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–

Кислородные соединения Cr6+

Слайд 22

Cr2O3 – очень стабилен, зеленый пигмент в красках. Не реагирует с

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]

Кислородные соединения Cr3+

Слайд 23

Гидрооксид Cr3+ Получают добавлением щелочей или аммиака: Cr3+ + 3OH– =

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

Соли Cr3+ Хромовые квасцы KCr(SO4)2.12H2O Многочисленные комплексы: CrCl3.6H2O – гидратная изомерия

Соли Cr3+

Хромовые квасцы KCr(SO4)2.12H2O
Многочисленные комплексы:
CrCl3.6H2O – гидратная изомерия

Слайд 25

Cr3+ → Cr6+ Сильные окислители: 2Cr3+ + 3S2O82– + 7H2O =

Cr3+ → Cr6+

Сильные окислители:
2Cr3+ + 3S2O82– + 7H2O = Cr2O72– +

6SO42– + 14H+
2Cr3+ + 3Br2 + 16OH– = 2CrO42– + 6Br– + 8H2O
Слайд 26

Na15[MoVI126MoV28O462H14(H2O)70] ⋅~400H2O A. Müller, 1996 3.6 nm Гигантское колесо- Mo154

Na15[MoVI126MoV28O462H14(H2O)70] ⋅~400H2O A. Müller, 1996

3.6 nm

Гигантское колесо- Mo154

Слайд 27

Наноежик или голубой лимон [HxMo368O1032(H2O)240(SO4)48]48– А. Мюллер, 2002

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

А. Мюллер, 2002

Слайд 28

Применение Cr – коррозионностойкие стали, покрытия, инструменты Mo – жаропрочные стали,

Применение

Cr – коррозионностойкие стали, покрытия, инструменты
Mo – жаропрочные стали, нагреватели
W –

нити накаливания, радиодетали
Слайд 29

Побочная подгруппа VII группы периодической системы

Побочная подгруппа
VII группы периодической системы

Слайд 30

Слайд 31

Mn, Tc, Re (n-1)d5ns2 Свойства Tc и Re очень похожи и сильно отличаюся от свойств Mn

Mn, Tc, Re (n-1)d5ns2

Свойства Tc и Re очень похожи и сильно

отличаюся от свойств Mn
Слайд 32

Содержание в земной коре и минералы Mn – 15 место. Пиролюзит

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

Tc – первый искусственный элемент, 97Tc: t1/2 = 2,6.106 лет. Re

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)

Содержание в земной коре и минералы

Слайд 34

Открытие элементов Mn – в 1774 г. шведы Шееле и Ган.

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

Получение простых веществ Дешевый метод MnO2 + Fe2O3 +5C = Mn

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

Свойства простых веществ

Свойства простых веществ

Слайд 37

Хим. cвойства простых веществ Положение в ряду напряж. металлов ….Mg Mn

Хим. cвойства простых веществ

Положение в ряду напряж. металлов
….Mg Mn

Zn…H Cu Tc Re…
Mn +2HCl = MnCl2 + H2 ΔE0 > 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

Реакции при нагревании 3Mn + 2O2 = Mn3O4 (MnIIMnIII2O4) 3Mn +

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

Кислородные соединения M7+ M2О7 +Н2О = 2НMО4 Сильные кислоты, сила уменьшается

Кислородные соединения M7+

M2О7 +Н2О = 2НMО4 Сильные кислоты, сила уменьшается в

ряду Mn-Tc-Re
HMnO4 нестабильна и существует только в растворах (до 20%)
Слайд 40

Соли M7+ 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 2MnO4– +

Соли M7+

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2MnO4– + 5H2S +

6H+ = 2Mn2+ + 5S + 8H2O
2ReO4– + 7H2S +2H+ = Re2S7↓ + 8H2O
Слайд 41

KMnO4 как окислитель Конпропорционирование 3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2↓ + K2SO4 + 2H2SO4

KMnO4 как окислитель

Конпропорционирование
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2↓ + K2SO4

+ 2H2SO4
Слайд 42

Получение KMnO4 Две стадии: 1) Щелочное плавление пиролюзита: 3MnO2 + KClO3

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

Кислородные соединения Mn6+ MnO3 и H2MnO4 – не известны Соли –

Кислородные соединения Mn6+

MnO3 и H2MnO4 – не известны
Соли – манганаты (зеленый

цвет)


Манганаты склонны диспропорционировать, особенно в кислой среде
3MnO42– + 4H+ = 2MnO4– + MnO2↓ + 2H2O
(пропускание CO2)

Слайд 44

Кислородные соединения Mn6+ Манганаты – сильные окислители, особенно в кислой среде,

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

Кислородные соединения Mn4+ MnO2 – важнейшее соединение Свойства окислителя (при нагревании):

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

Кислородные соединения Mn4+ Слабовыраженные амфотерные свойства MnO2 + 4HF = MnF4

Кислородные соединения Mn4+

Слабовыраженные амфотерные свойства
MnO2 + 4HF = MnF4 + 2H2O
MnO2

+ CaO = CaMnO3 (метаманганат (IV))
CaMnO3 + CaO = Ca2MnO4 (ортоманганат (IV))
Слайд 47

Кислородные соединения Mn2+ MnO – серо-зеленый, не растворим в воде MnCO3

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

Соли Mn2+ Водорастворимые соли: MnCl2.4H2O, MnSO4.5H2O, Mn(NO3)2.6H2O – в водных р-рах

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
- Предыдущая
Контрольна робота з теми Розпад СРСР. Проголошення незалежності України
Следующая -
Базы данных. Access

Похожие презентации

Белки, гормоны, антитела, ферменты
Аммиак. Урок 58
Алкены – непредельные углеводороды
Презентация по Химии "Чипсы - вред или польза?" - скачать смотреть
Кислород- история открытия, роль в природе
Фракциялық айдау
Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение
Виды химической связи
Бытовая химия в нашей жизни
Основные положения теории электролитической диссоциации
Колообіг нітрогену в природі
Фенолы. Физические свойства
Презентация по Химии "СТРУКТУРНАЯ ФОРМУЛА КРАХМАЛА" - скачать смотреть
Періодична система Менделєєва. Елементи 6 групи
Химия соединения железа
ПОЛЕЗНЫЕ ИЛИ ОПАСНЫЕ
Изотопы. Химические и физические свойства
Общая геология. Породообразующие минералы
Биологическая химия
Полиазометины (полишиффовы основания)
Количество вещества (8 класс)
Тему «Соли». Нитрат серебра(I) AgNO3
Будова електронних оболонок і властивості хіиічних елементів. (8 клас)
Химия в сельском хозяйстве
Биохимия, как наука
Альдегиды и кетоны
Химия
Общая геохимия. Периодический закон Менделеева. Строение электронных оболочек. Геохимические классификации элементов
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть