Презентация по теме "Металлы побочных подгрупп" - Цинк Ртуть Марганец

• 1 слайд

  Урок лекция:
  Химия d-элементов III-V групп
  

• 2 слайд

  План
  Цинк
  Ртуть
  Марганец
  
  

• 3 слайд

  Цинк
  Цинк в сплавах был извеетен еще в древности. В чистом видеего получили только в конце ХVIII века.
  Нахождение в природе. Содержание цинка в земной коре составляет 8,3*103 %. Его соединения довольно распространены. Чаще других встречается минерал цинковая обманка ZnS, реже — галмей ZnСО3, кремнецинковая руда Zn2SiО4*Н2О, цинковая шпинель ZnО*Аl2O3 и красная цинковая руда, или цинкит, ZnО.
  

• 4 слайд

  Цинк. Физические свойства
  Цинк — металл синевато-белого цвета, обладающий металлическим блеском. На воздухе его поверхность покрывается оксидной пленкой и тускнеет. Цинк плавится при 419,5С, кипит при 913 С.
  Легко образует сплавы с другими металлами.
  

• 5 слайд

  Цинк. Химические свойства
  2 Zn + О2 = 2 ZnО (оксид цинка)
  Zn + Сl2 = ZnСl2 (хлорид цинка)
  Zn + S = ZnS (сульфид цинка)
  3 Zn + 2 Р = Zn3Р2 (фосфид цинка)
  
  

• 6 слайд

  Цинк. Химические свойства
  При нагревании взаимодействует с аммиаком, в реэультате чего образуется нитрид цинка:
  3 Zn + 2 NН3 = Zn2N3 + 3 Н2
  а также с водой:
  Zn + Н2О = ZnО+ Н2
  и сероводородом:
  Zn+ Н2S = ZnS+ Н2
  ВаS + ZnSO4 = ВаSO4 + ZnS
  Цинк хорошо растворим в кислотах и щелочах:
  Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + Н2
  4 Zn + 10 НNО3 = 4 Zn(NО3)2 + NН4NО3 + 3 Н2О
  Zn + 2 КОH + 2 Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2
  
  
  

• 7 слайд

  Цинк. Химические свойства
  Цинк вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.
  СuSO4 + Zn = ZnSO4 + Сu
  СdSO4 + Zn = ZnSO4 + Сd
  
  

• 8 слайд

  Цинк. Получение
  2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnО + 2 SO2
  ZnСО3 = ZnО + СО2
  ZnO + C = Zn + CO
  
  
  

• 9 слайд

  Оксид цинка ZnО
  Порошок белого цвета. Плавится при температуре около 2000 С. Плохо растворяется в воде. Обладает амфотерными свойствами. Легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя соли цинка ц и н к а т ы:
  ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
  ZnO + 2 KOH + 2 H2O = K2[Zn(OH)4]
  При сплавлении взаимодействует с основными и кислотными оксидами:
  ZnО + СаО = СаZnО2
  ZnО+ SiО2 = ZnSiО3
  
  

• 10 слайд

  Гидроксид цинка Zn(ОН)2
  Обладает амфотерными свойствами, легко растворяется в кислотах и щелочах:
  Zn(ОН)2 + Н2SO4 = ZnSO4 + 2 Н2О
  Zn(ОН)2 + 2 КОН = К2[Zn(ОН)4]
  Он легко растворяется также в аммиаке — образуется аммиакат цинка:
  Zn(ОН)2 + 4 NН4ОН = [Zn(NН3)4](ОН)2 + 4 Н2О
  Гидроксид цинка образуется при обработке соли цинка щелочью (но не аммиаком) или цинката кислотой:
  ZnSO4 + 2 КОН = К2SO4 + Zn(ОН)2
  К2[Zn(ОH)4] + Н2SO4 = К2SO4 + Zn(ОH)2 + 2 Н2О
  
  

• 11 слайд

  Ртуть
  Нахождение в природе. Содержание ее в земной коре составляет 8,3*106 %. Самородная ртуть встречается в виде вкраплений в породу. Встречается также сульфид ртути НgS, называемый киноварью.
  
  

• 12 слайд

  Ртуть
  Физические свойства. Ртуть — серебристо-белый жидкий металл, затвердевает при 38,84С, кипит при 356,95 С. В твердом состоянии обладает хорошей ковкостью и эластичностью.
  
  

• 13 слайд

  Ртуть
  В ртути растворяются многие металлы, образуя амалыамы. В них металлы ведут себя, как и в свободном состоянии, но делаются менее активными (образование амальгамы снижает активность аналогично разбавлению). Пары ртути очень ядовиты. Ртуть не выводится из организма человека.
  

• 14 слайд

  Ртуть. Химические свойства
  Ртуть является малоактивным металлом. С кислородом она взаимодействует только при нагревании:
  2 Нg + O2 = 2 НgО
  С хлором ртуть взаимодействует нахолоду, образуя хлорид ртути, или сулему:
  Нg + Сl2 = НgCl2
  Легко взаимодействует ртуть с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение — сульфид ртути:
  Нg + S = НgS
  
  

• 15 слайд

  Ртуть. Химические свойства
  В воде и щелочах ртуть не растворяется. Она растворяется в кислотах-окислителях; в концентрированной серной кислоте при нагревании, а в азотной — на холоду. В вависимости от количества ртути образуются соли ртути в степени окисления +1 и +2:
  Нg + 2 Н2SO4 = НgSO4 + SO2 + 2 Н2O
  3 Нg + 8 НNО3 = 3 Нg(NО3)2 + 2 NО + 4 Н2О
  Нg + Нg(NО3)2 = Нg2(NО3)2
  Ртуть (II) в хлориде НgСl2, восстанавливается металлической ртутью до ртути (I):
  НgСl2 + Нg = Нg2Сl2 (каломель)
  
  

• 16 слайд

  Ртуть. Получение
  НgS + О2 = Нg + SO2
  НgS + Fе = Нg + FeS
  4 НgS + 4 СаО = 4 Нg + 3 СаS + СаSO4
  
  

• 17 слайд

  Ртуть. Химические свойства
  Оксид ртути сбладает только основными свойствами
  НgО+ 2 НСl = НgСl2 + Н2O
  НgО + 2 НNО3 = Нg(NО3)2 + Н2О
  В воде оксид ртути не растворяется и при действии щелочей на растворы солей ртути (II) выпадает в осадок:
  НgСl2 + 2 КОН = 2 КСl + НgО + Н2О
  Нg(NО3)2 + 2 КОН = 2 КNО3 + НgО + Н2О
  В соединениях ртути со степенью окисления +1 два атома ртути соединяются между собой ковалентной связью. При дсйствии щелочей на соли ртути (I) выпадают металлическая ртуть и оксид ртути (II):
  Нg(NО3)2 + 2 КОН = 2 КNО3 + НgО + Нg + Н2О
  
  

• 18 слайд

  Марганец
  Марганец впервые получили К. В. Шееле и Ю. Ган в 1774 г.
  Нахождение в природе. По распространению в природе марганец занимает место после железа. Содержание его в земной коре составляет 0,1 %. Основным минералом, в виде которого марганец встречается в рудах, является пиролюзит МnО2. Кроме пиролюзитовых марганцевых руд встречаются марганцевые руды, содержащие браунит Mn2О3, манганит МnО(ОН), гаусманит Мn3O4 и марганцевый шпат МnCO3.
  

• 19 слайд

  Марганец. Физические свойства.
  Марганец — серебристо-белый металл, плотность его 7,2 г/см3. Он твердый и хрупкий, при 1260С плавится, а при 2120 С закипает. На воздухе металл покрывается пестрыми пятнами оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисления.
  

• 20 слайд

  Марганец. Химические свойства
  Марганец образует различные соединения, в которых проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6 и +7. Соединения марганца с другими степенями окисления малохарактерны и встречаются очень редко.
  Мn + С2 = МпСl2 (хлорид марганца (II))
  Мn + S = МnS (cулъфид марганца {II))
  3 Мn + 2 Р = Мn3Р2 (фосфид марганца (II))
  3 Мn + N2 = Мn3N2 (нитрид марганца (II))
  2 Мn + N2 = Мn2Si (силицид марганца (II))
  
  

• 21 слайд

  Марганец. Химические свойства
  Марганец легко растворяется в кислотах-неокислителях с выделением водорода:
  Мn + 2 НСl = МnСl2 + Н2
  Мn + Н2SO4(разб.) = МnSO4 + Н2
  Он растворяется также в воде в присутствии соединений, дающих при гидролизе кислую реакцию:
  Мn + 2 Н2О + 2 NН4Сl = МnСl2 + 2 NН4ОН + Н2
  
  

• 22 слайд

  Марганец. Химические свойства
  Растворение марганца в кислотах-окислителях сопровождается выделением продуктов восстановления этих кислот:
  Мn + 2 Н2SO4(конц.) = МnSO4 + SO2 + 2 Н2О
  Мn + 4 НNО3 (конц.) = Мn(NО3)2 + 2 NО + 2 Н2О
  3 Мn + 8 НNОз (разб.) = 3 Мn(NО3)2 + 2 NО2 + 4 H2О
  Марганец может восстанавливать многие оксиды металлов и по этому используется в металлургии:
  5 Мn + Nb2О5 = 5 MnО + 2 Nb
  3 Мn + Fе2О3 = 3 МnО + 2 Fе
  
  

• 23 слайд

  Марганец. Получение
  1) 3 МnО2 = Мn3O4 + O2
  2) 3 Мn3О4 + 8 Аl = 4 Аl2O3 9 Мn
  
  Для получения ферромарганца, используемого в металлургии, смесь железной руды и пиролюзита восстанавливают коксом в электропечах:
  Fе2О3 + МnО2 + 5 С = 2Fе*Мn + 5 СО
  
  

• 24 слайд

  Марганец. Кислородные соединения
  Марганец образует оксиды МnО, Мn2О3, МnО2, МnО3, Мn2О7, гидроксиды Мn(ОН)2, Mn(ОН)4, Н2МnО4, НМnО4 и соответствующие им соединения.
  МnО + 2 НCl = МnСl2 + H2О
  МnО + SO3 = MnSO4
  2 Мn(ОH)2 + O2 + 2 Н2О = 2 Мn(ОН)4
  Гидроксид марганца (II) обладает основными свойствами. Он реагирует с кислотами и кислотными оксидами:
  Мn(ОН)2 + 2 НСl = МnСl2 + 2 Н2О
  Мn(ОН)2 + SО3 = МnSО4 + Н2О
  
  
  

• 25 слайд

  Марганец. Кислородные соединения
  Оксид марганца (III) Мn2О3 встречается в природе в виде минерала браунита. В лаборатории образуется при осторожном нагревании МnО2 при температуре 530-940С:
  4 МnО2 = 2 Мn2О3 + O2
  При более высокой температуре разложение диоксида сопровождается образованием оксида Мn3O4.
  3 МnО2 = Мn3О4 + O2
  2 МnО2 + 4 НNО3 = 2 Мn(NО3)2 + 2 Н2О + O2
  
  
  

• 26 слайд

  Марганец. Кислородные соединения
  Диоксид марганца в кислой среде проявляет окислительные свойства:
  МnО2 + 4 НСl = МnСl2 + Сl2 + 2 Н2О
  МnО2 + 2 FеSO4 + 2 Н2SO4 = МnSO4 + Fе2(SO4)3 + 3 Н2О
  При сплавили оксида марганца (IV) со щелочами без доступа воздуха образуется манганит, или манганат (IV):
  2 МnО2 + 2 КОН = К2МnО3 + Н2О
  
  

• 27 слайд

  Марганец. Кислородные соединения
  Манганат калия К2МnO4 самопроизвольно разлагается на перманганат калия и диоксид марганца:
  3 К2МnО4 + 2 Н2О = 2 КМnО4 + МnО2 + 4 КОН
  2 КМnО4 +10 КВг + 8 Н2SO4 = 2 МпSO4 + 6 К2SO4 + 5 Вr2 + 8 Н2О
  В щелочной среде перманганат калия восстанавливается до манганата:
  2 КМnО4 + К2SO3 + 2 КОН = К2SO4 + 2 К2МnO4 + Н2О
  В нейтральной или слабощелочной среде перманганат калия восстанавливается до диоксида марганца:
  2 КМnО4 + С6Н5СН3 = 2 КОН + 2 МnО2 + С6Н5СООН
  2 КМnО4 + 3 МnSO4 + 2 Н2О = 5 МnО2 + К2SО4 + 2 Н2SО4
  
  

• 28 слайд

  Марганец. Кислородные соединения
  2 К2МnО4 + Сl2 = 2 КМnО4 + 2 КСl
  В настоящее время перманганат калия получают электролитическим окислением манганата:
  МnO42 е = МnO4
  В аналитической химии перманганат калия применяют для количественного определения веществ, обладающих восстановительными свойствами (Fе2, Sn2, АsО33, Н2О2, и др.). Этот метод анализа называется перманганатометрией.
  

• 29 слайд

  КОНЕЦ