Презентация, доклад на тему Медь и Марганец. А так же их соединения.

Содержание

Соединения марганцаMn в своих соед. может находится в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми является +2, +4 и +7.С ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабевает, а кислотный возрастает.

Слайд 1 Медь и Марганец. А так же их соединения.
Рудакова Анастасия

Андреевна
Медь и Марганец. А так же их соединения. Рудакова Анастасия Андреевна

Слайд 2Соединения марганца
Mn в своих соед. может находится в степенях окисления от

+2 до +7. Наиболее устойчивыми является +2, +4 и +7.
С ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабевает, а кислотный возрастает.

Соединения марганцаMn в своих соед. может находится в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми является

Слайд 3Соли Mn (II)
Получаются при растворение марганца в разбавленных кислотах.
Растворы этих

солей практический бесцветны.
С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:


С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:


Соли Mn (II)Получаются при растворение марганца в разбавленных кислотах. Растворы этих солей практический бесцветны. С концентрированной серной

Слайд 4При действие на соли марганца раствором щелочи выпадает белый осадок гидроксида

марганца (II), который на воздухе быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV)
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4
MnO2 - диоксид марганца, наиболее устойчивое соединение марганца. Темно-бурого цвета. (основной компонент – пиролюзита). Сильный окислитель.
Используют для получения хлора.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
При действие на соли марганца раствором щелочи выпадает белый осадок гидроксида марганца (II), который на воздухе быстро

Слайд 5Марганцовая кислота.
-является очень сильной кислотой, которая существует только в водном растворе.

Самая известная и широко применяемая соль- перманганат калия (KMnO4).

Марганцовая кислота.-является очень сильной кислотой, которая существует только в водном растворе. Самая известная и широко применяемая соль-

Слайд 6Перманганат калия
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета, умеренно растворимое в воде. Растворы

KMnO4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый цвет, свойственный ионам MnO4 (-1).

Перманганат калия Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета, умеренно растворимое в воде. Растворы KMnO4 имеют темно-малиновый цвет, а при

Слайд 7Перманганат калия является сильным окислителем, так как , Mn находится в

степени окисления (+7). (в своей мах степени)
Характер продуктов восстановления зависит от среды, в которой протекает процесс:
Кислая среда:
Mn (+7)O4 (-1)  Mn (2+) (с фиолетового цвета переходит в бесцветный раствор)
2KMn(+7)O4 + 5K2S(+4)O3 + 3H2SO4 = 2Mn(+2)SO4 + 6K2S(+6)O4 + 3H2O
Нейтральная среда:
Mn(+7)O4 (-1)  Mn(+4)O2 (бурый осадок)
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
Щелочная среда:
KMnO4  K2MnO4 (c +7 до +6) (р-р становится зеленым)
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O



Перманганат калия является сильным окислителем, так как , Mn находится в степени окисления (+7). (в своей мах

Слайд 11Медь
Находится в I группе, побочной подгруппе. Из-за расположения в побочной подгруппе

имеет некоторые особенности:
1.Является исключение в построение электронной формулы атома (“провальный электрон”) 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^10 4s^1
2. Для меди возможны степени окисления +1 и +2. Соединения меди (II) более устойчивы.
3. Низкая химическая активность
МедьНаходится в I группе, побочной подгруппе. Из-за расположения в побочной подгруппе имеет некоторые особенности:1.Является исключение в построение

Слайд 12Природные соединения меди
Малораспространенный элемент, содержимое в земле 0,005 %.
Небольшое количество

ионов медь содержится в речной и морской воде.
Редко встречается в самородной в виде, чаще всего в виде соединений.

Природные соединения медиМалораспространенный элемент, содержимое в земле 0,005 %. Небольшое количество ионов медь содержится в речной и

Слайд 13CuS – медный блеск





CuFeS2 – медный колчедан (халькопирит)


CuS – медный блескCuFeS2 – медный колчедан (халькопирит)

Слайд 14Cu2O – куприт





(CuOH)2CO3 – малахит

Cu2O – куприт(CuOH)2CO3 – малахит

Слайд 15ПОЛУЧЕНИЕ
I ПИРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ СПОСОБ
Сульфидные руды сначала подвергают окислительному обжигу
2CuS + 3O2

= 2CuO + 2SO2
а затем восстанавливают карботермически
CuO + CO = Cu + CO2
II ГИДРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ СПОСОБ
Из природных соединений медь переводят в раствор (чаще действием серной кислоты), а затем извлекают из него медь действием более активного металла:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

ПОЛУЧЕНИЕI ПИРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ СПОСОБСульфидные руды сначала подвергают окислительному обжигу 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2а затем восстанавливают

Слайд 16III ЭЛЕКТРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ
Раствор сульфата меди (II) подвергают электролизу, а затем полученную

медь дополнительно электрохимически очищают:
2СuSO4 + 2H2O  2Cu + O2 + 2H2SO4
III ЭЛЕКТРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ Раствор сульфата меди (II) подвергают электролизу, а затем полученную медь дополнительно электрохимически очищают:2СuSO4 + 2H2O

Слайд 17ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕДИ
В отличие от др. Ме имеет розово-красный цвет.
-Мягкий;
-пластичный;
-ковкий;
-t

пл. = 1083 градусов С;
-p=8,92 г/см^3;
-высокая электропроводность.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕДИВ отличие от др. Ме имеет розово-красный цвет. -Мягкий;-пластичный;-ковкий;-t пл. = 1083 градусов С;-p=8,92 г/см^3;-высокая

Слайд 18ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕДИ
Медь – неактивный Ме.
I ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
1.Не реагирует с

Н2, N2, C, Si
2.С кислородом при t
2Сu + O2 + CO2 + H2O = (CuOH)2CO3 – во влажном воздухе покрывается зеленым налетом.
2Cu + O2 = 2CuO (t)
3.С галогенами:
Сu + Cl2 = CuCl2 (t)
4. С серой :
Сu (порошок) + S (порошок) = СuS (t)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕДИМедь – неактивный Ме.I ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ1.Не реагирует с Н2, N2, C, Si2.С кислородом при

Слайд 19II ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ
1.Не реагирует с разбавленными кислотами и

щелочами
2.С кислотами-окислителями
Сu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O (t)
3Cu + 8HNO3 (разб) = 2Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 4HNO3 (конц) = Сu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

II ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ 1.Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами2.С кислотами-окислителями Сu + 2H2SO4 (конц.)

Слайд 20СОЕДИНЕНИЕ МЕДИ (I)
Cu2O – красно-оранжевое кристаллическое вещество. Термически устойчиво.
Cu(OH) – термически

неустойчив

СОЕДИНЕНИЕ МЕДИ (I)Cu2O – красно-оранжевое кристаллическое вещество. Термически устойчиво.Cu(OH) – термически неустойчив

Слайд 21Во влажном воздухе медленно окисляется:
2Сu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2
Проявляет

основные свойства.
Но с растворами серной кислоты диспропорционирует:
Сu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu +H2O
СuOH в свободном виде нет.

Соли меди в этой степени окисления немногочислены. Не растворимы в воде. Устойчивы:
СuCl, CuI – белые
Cu2S – черные
Все соли проявляют восстановительные свойства:
CuCl2 + Cu = 2CuCl (t)




Во влажном воздухе медленно окисляется:2Сu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2Проявляет основные свойства. Но с растворами серной

Слайд 22CОЕДИНЕНИЕ МЕДИ (II)
-твердое вещество черного цвета. Типичный основный оксид, не
растворимый

в воде.




ПОЛУЧЕНИЕ
Термическое разложение некоторых солей меди:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 (t)
CОЕДИНЕНИЕ МЕДИ (II)-твердое вещество черного цвета. Типичный основный оксид, не растворимый в воде. ПОЛУЧЕНИЕ Термическое разложение некоторых

Слайд 23Cu(OH)2 – голубой осадок. При слабом нагревание разлагается (как и большинство

не растворимых оксидов) до основного оксида и воды.
Cu(OH)2 = CuO + H2O (t)

Cu(OH)2 – голубой осадок. При слабом нагревание разлагается (как и большинство не растворимых оксидов) до основного оксида

Слайд 25Оксид и гидроксид меди (II) проявляют окислительные свойства и легко восстанавливаются

до Cu (0) или оксида меди (I) при взаимодействие с неорганическими и органическими восстановителями:
СuO + H2 (t) = Cu + H2O
Если соли меди не имеют окрашенных анионов, то им свойственна голубая окраска.

Оксид и гидроксид меди (II) проявляют окислительные свойства и легко восстанавливаются до Cu (0) или оксида меди

Слайд 26Образование растворимых в воде аммиакатов объясняется растворение различных нерастворимых соединений меди

в водном растворе аммиака:
CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl;
Cu2O +4NH3 +H2O=2[Cu(NH3)2]OH
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

Образование растворимых в воде аммиакатов объясняется растворение различных нерастворимых соединений меди в водном растворе аммиака:CuCl + 2NH3

Слайд 27Гидроксид меди (II) растворяется также в очень конц. растворах щелочей (проявляет

признаки амфотерности) :
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц) = Na2[Cu(OH)4]


Гидроксид меди (II) растворяется также в очень конц. растворах щелочей (проявляет признаки амфотерности) :Cu(OH)2 + 2NaOH(конц) =

Слайд 28БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ Mn и Cu
Сu и Mn принадлежит к числу

микроэлементов, т.е. элементов, малые количества которых необходимы для нормальной жизнедеятельности растений.
Повышают активность ферментов.
Соединения меди используются также для борьбы с вредителями с/х растений.
БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ Mn и CuСu и Mn принадлежит к числу микроэлементов, т.е. элементов, малые количества которых

Слайд 30ДЗ
Учить все
Доделать работу в классе
“тест с фото металлы ” (выделено галочками)


ДЗУчить всеДоделать работу в классе“тест с фото металлы ” (выделено галочками)

Что такое shareslide.ru?

Это сайт презентаций, где можно хранить и обмениваться своими презентациями, докладами, проектами, шаблонами в формате PowerPoint с другими пользователями. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть