Побочная подгруппа VI группы периодической системы презентация

Содержание

✔ Убывание кислотных свойств (H2CrO4 и H2MoO4) Элементы VIB группы ✔ rMo ≈ rW как следствие лантаноидного сжатия ✔ Склонность к проявлению высшей СО растет ✔ Cвойства Mo и

Слайд 1Побочная подгруппа
VI группы периодической системы

Слайд 2

Слайд 3✔ 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 4Содержание 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 5Открытие 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 6Cr 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 7Получение 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 8Получение 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 9Получение 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 10Простые вещества
Твердые, тяжелые, тугоплавкие металлы
W – самый тугоплавкий металл
Сr – самый

твердый металл

Слайд 11Свойства 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 12Свойства 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 13Свойства 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 14Кислотно-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 15Cr(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 16Кислородные 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 17Кислородные 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 18H2CrO4: 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 20Соединения 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 21В 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 22Cr2O3 – 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 23Гидрооксид 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 24Соли Cr3+


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

Слайд 25Cr3+ → 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

Слайд 27Наноежик или голубой лимон [HxMo368O1032(H2O)240(SO4)48]48–
А. Мюллер, 2002

Слайд 28Применение
Cr – коррозионностойкие стали, покрытия, инструменты
Mo – жаропрочные стали, нагреватели
W –

нити накаливания, радиодетали

Слайд 29Побочная подгруппа
VII группы периодической системы

Слайд 31Mn, Tc, Re (n-1)d5ns2
Свойства Tc и Re очень похожи и

сильно отличаюся от свойств Mn

Слайд 32Содержание 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 33Tc – 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 34Открытие 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 35Получение 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 36Свойства простых веществ

Слайд 37Хим. 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 38Реакции 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 39Кислородные соединения M7+
M2О7 +Н2О = 2НMО4 Сильные кислоты, сила уменьшается в

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

Слайд 40Соли M7+
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2MnO4– + 5H2S +

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

Слайд 41KMnO4 как окислитель
Конпропорционирование
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2↓ + K2SO4

+ 2H2SO4

Слайд 42Получение 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 43Кислородные 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 44Кислородные 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 45Кислородные 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 46Кислородные соединения Mn4+
Слабовыраженные амфотерные свойства
MnO2 + 4HF = MnF4 + 2H2O
MnO2

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



Слайд 47Кислородные 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 48Соли 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 49Применение
Mn – марганцовые стали (твердость, износоустойчивость). Микроудобрения

Tc – радиодиагностика

Re – сплавы

(жаропрочность, кислотоустойчивость), катализатор гидрирования

Похожие презентации

Атомно-молекулярное учение. (Лекция 1) 462
Свойства аммиачной селитры 1241
Химический элемент мышьяк 556
Основания. Классификация оснований 344
Соли Mg SO4 – сульфат магния 683
Вещества. Превращения и свойства веществ 356

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика