11 класс. Металлы особенности побочных подгрупп

• Название: Металлы особенности побочных подгрупп
• Дата: 18.05.2023
• Размер: 235.09 Kb.
• Имя файла: 11 класс.pptx
• Тип: Документы; #1140428

МЕТАЛЛЫ

Особенности побочных подгрупп

Металлы побочных подгрупп

Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы - металлы).
Термин “переходные металлы” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах (строчках таблицы) служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов.


Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск.
По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше.
В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).


d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.
d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.
d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Химические свойства

Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку.
Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Подгруппа меди

Электронная формула Cu + 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 так как десятый d –электрон переместился на третий d –подуровень в результате «провала» с четвертого s –уровня , то этот электрон подвижный

Нахождение меди в природе

Встречается в связанном виде и входит в состав соединений :
Медный блеск Cu 2 S
Куприт Cu 2 O
Медный колчедан Cu Fe S2
Малахит Cu (OH)2 CO3

Получение меди

Получают из медного блеска:
2 Сu2 S+ 3 O2= 2 Cu2 O + 2 SO 2
2 Cu 2 O + Cu2 S = 6 Cu+ SO2
Полученная таким образом медь содержит примеси, более чистую медь получают в процессе электролиза

Физические свойства меди

Цвет – светло –розовый
Тягучая
Вязкая
Пластичная
Хороший проводник электрического тока (уступает только серебру)

Химические свойства меди

1. Взаимодействие с простыми веществами ( с хлором, кислородом и серой- напишите уравнения реакций)
2. Взаимодействие со сложными веществами:
Cu +2 H2SO4= CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Cu + 4 HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
3 Cu + 8 HNO3(разб) = 3 Cu (NO3)2+ 2 NO + 4 H2O

Подгруппа цинка

Электронная формула Zn + 30 1s2 2s2 2 p 6 3s2 3p6 3d10 4s2 предпоследний уровень завершен, поэтому с.о. только + 2

Находится в природе только в виде соединений :

Цинковая обманка Zn S

Цинковый шпат Zn CO3

Физические свойства цинка

Цвет –голубовато –серебристый
При обычной температуре –хрупкий
При 100 -150 градусах хорошо прокатывается в листы
Выше 200 градусов- хрупкий
При 420 градусах плавиться

Химические свойства цинка

На воздухе устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида предохраняющего его от дальнейшего окисления
Реагирует с простыми веществами при повышении температуры (напишите уравнения реакции взаимодействия цинка с серой, кислородом и хлором)
Со сложными веществами в зависимости от условий взаимодействует по разному:
1. Zn+ 2 NaOH (кристаллический)= Na2 ZnO2 + H2

Подгруппа хрома

Электронная конфигурация Cr + 24 1s 2 2s 2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С
В природе находиться:
в хромистом железняке Fe (CrO2 )2
оксидах хрома
Получение:


Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С
В природе находиться:
в хромистом железняке Fe (CrO2 )2
оксидах хрома
Получение:
FeO * Cr2O3+ 4 C= 2 Cr+ Fe + 4 CO (образуется сплав)
Cr2 O3+ 2 Al = Al2 O3 + 2 Cr (для чистого хрома)

Химические свойства хрома

I.  Взаимодействие с простыми веществами (при н.у. хром реагирует только со фтором)
При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
4Cr + 3O2  2Cr2O3
2Cr + 3Cl2   2CrCl3
2Cr + N2  2CrN
2Cr + 3S  Cr2S3

Химические свойства хрома

II.  Взаимодействие со сложными веществами
1.  В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O  Cr2O3 + 3H2
2.  Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2­
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2­
3.  Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:
2 Сr + 6 Н2SО4(конц)= Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О
Сr + 6 НNО3(конц)=  Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

Подгруппа железа

Степени окисления железа +2 +3 но имеются также и соединения в которых железо проявляет степень окисления + 6 , но они не устойчивы
Также большое значение имеют никель(+2,+3) и платина(+2,+4)
Схема строения атома железа:
Fe +26 )2)8)14)2
Электронная формула: 1s22s22p63s23p63d64s2

Железо

Металл средней активности, восстановитель:
Fe0-2e-→Fe+2, окисляется восстановитель
Fe0-3e-→Fe+3, окисляется восстановитель
Железо – один из самых распространенных элементов в природе. В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию. Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа.

Нахождение железа в природе

Основными железными рудами являются:
магнетит (магнитный железняк) – Fe3O4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии:
гематит (железный блеск, кровавик)– Fe2O3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе:
лимонит (бурый железняк) – Fe2O3‧nH2O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму:
пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.

. Физические свойства железа

Серебристо-белый металл с температурой плавления 1539оС.
Очень пластичный (куется, прокатывается, штампуется.
Намагничивается и размагничивается, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах.
Различают химически чистое и технически чистое железо. (технически чистое железо содержит 0,02-0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше.
Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. (Серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл,устойчиво к коррозии и хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств)

Химические свойства железа

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O = 4Fe(OH)3

2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II, III) - вещество чёрного цвета:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

Химические свойства железа

3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O =t˚C= Fe3O4 + 4H2
4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов.
Железо реагирует с серой, фосфором, азотом и углеродом( напишите уравнения рекций)

Химические свойства железа

5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании
При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:
2Fe + 6H2SO4(конц.) =t= Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Химические свойства железа

Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:
Fe+6HNO3(конц.) =t= Fe(NO3)3+3NO2+3H2O
С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):
Fe+4HNO3(разб.гор.) =t= Fe(NO3)3+NO+2H2O
При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
8Fe+30HNO3(оч. разб.) =t= 8Fe(NO3)3+3NH4NO3+9H2O

Химические свойства железа

7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
8) Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат)