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

Катализ органических реакций. (Лекция 15) 912
Классификация кристаллов по силам связи 343
IndustrialAlpinism (Средства для мытья фасадов) 268
The development of nanoporous hydrogen storages 404
Группа веществ, изолируемых из биологического материала дистилляцией 441
Нефть в США. История. Запасы и прогноз 418

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