Презентация по теме "Металлы побочных подгрупп"

• 1 слайд

  Урок лекция:
  Химия d-элементов VI группы
  

• 2 слайд

  План
  Хром
  
  

• 3 слайд

  Содержание в природе
  По содержанию в земной коре хром (6*103 %), относится к довольно распространенным элементам. Встречается он исключительно в виде соединений.
  Хром был открыт в 1797 г.,
  
  

• 4 слайд

  Электронное строение
  Электронное строение атома
  Cr (3d54s1)
  

• 5 слайд

  Степени окисления
  Для элементов подгруппы хрома известны соединения, отвечающие различным валентностям, вплоть до VI. Из всех них сколько-нибудь значительное применение находят только производные шестивалентных элементов и трёхвалентного хрома
  

• 6 слайд

  Влияние соединений хрома на организм человека
  Все производные шестивалентного хрома сильно ядовиты. При попадании на кожу или слизистые оболочки они вызывают местное раздражение (иногда с образованием язв), а при вдыхании в распылённом состоянии способствуют возникновению рака легких. Предельно допустимым их содержанием в воздухе производственных помещений считается 0,0001 мг/л.
  
  

• 7 слайд

  Получение
  Сr2О3 + 2 Аl = Аl2O3 + 2 Сr + 539 кДж
  
  

• 8 слайд

  Химические свойства
  При переходе в подгруппе сверху вниз (СrMoW) химическая активность металлов уменьшается. Особенно наглядно сказывается это на их отношении к кислотам. Хром растворим в разбавленных НСl и Н2SО4. На молибден они не действуют, но в горячей крепкой Н2SO4 металл этот растворяется. Вольфрам устойчив по отношению ко всем обычным кислотам и их смесям (кроме НF + НNО3).
  
  

• 9 слайд

  Химические свойства
  Будучи типичным кислотным ангидридом, СгО3 растворяется в воде с образованием характеризующейся средней силой хромовой кислоты — Н2СrO4
  4 СrО3 = 2 Сr2О3 + 3 O2
  
  
  

• 10 слайд

  Химические свойства
  Кроме кислот типа Н2ЭO4 для хрома и его аналогов существуют также отвечающие общей формуле Н2Э2О7 и по строению аналогичные пиросерной кислоте. Наибольшее значение из них имеет двухромовая кислота — Н2Сr2О7.
  Прокаливание безводного Nа2Сr2О7 (т. пл. 320 С) выше 400 C сопровождается его термическим разложением по уравнению:
  4 Nа2Сr2О7 = 4 Nа2СrO4 + 2 Сr2О3 + 3 O2
  
  

• 11 слайд

  Химические свойства
  Растворы бихроматов показывают кислую реакцию, обусловленную тем, что ион Сr2O72 реагирует с водой по схеме:
  Н2О + Сr2О72  2 НСrO7  2 Н+ + 2 СrO42.
  из бихроматов легко получить хроматы и наоборот, например, по реакциям:
  К2Сr2О7 + 2 КОН = 2 К2СrO4 + Н2О
  2 К2СrO4 + Н2SO4 = К2SO4 + К2Сr2О7 + Н2О
  
  

• 12 слайд

  Химические свойства
  Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями (СrVI восстанавливается до СrIII).
  К2Сr2О7 + 14 НI = 2 КI + 2 Сr I 3 + 3 I2 + 7 Н2О
  Из отдельных проявлений высокой окислительной активности шестивалентного хрома следует отметить взаимодействие дихромата калия с соляной кислотой по уравнению:
  К2Сr2О7 + 14 НС1 = 2 КС1 + 2 СгСl3 + 3 Сl2 + 7 Н2О
  
  
  

• 13 слайд

  Химические свойства
  Действием очень сильных восстановителей производные СrVI могут быть восстановлены в нейтральной и даже слабощелочной среде.
  2 К2СrO4 + 3 (NН4)2S + 8 Н2О = 2 Сr(ОН)3 + 3 S + 4 КOH + 6 NН4OН
  

• 14 слайд

  Химические свойства
  В лабораторных условиях оксид хрома (т. пл. 2265 С под давл.) удобно получать разложением бихромата аммония. Реакция по уравнению:
  (NН4)2Сr2О7 = Сr2О3 + N2 + 4 Н2О + 514 кДж
  Если оксид металла нерастворим в кислотах, его обычно переводят в растворимые соединения путём сплавления с каким-нибудь подходящим для этой цели веществом.
  Сr2O3 + 3 К2S2О7 = Сr2(SO4)3 + 3 К2SO4
  пиросульфат калия
  

• 15 слайд

  Химические свойства
  [Сr(ОН)3] имеет ясно выраженный амфотерный характер:
  Сr(ОН)3 + 3 НСl = СrСl3 + 3 Н2О
  Сr(ОН)3 + КОН = КСrО2 + 2 Н2О
  в щелочной среде производные трехвалентного хрома довольно легко окисляются до хроматов свободными галогенами, пероксидом водорода:
  2 КСrО2 + 3 Вr2 + 8 КОН = 6 КВr + 2 К2СrО4 + 4 Н2О
  Сr2(SO4)3 + 3 Н2О2 + 10 NаОН = 3 Nа2SO4 + 2 Nа2СrО4 + 8 Н2О
  
  

• 16 слайд

  КОНЕЦ