Слайд 1 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.
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:
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
Слайд 5Марганцовая кислота.
-является очень сильной кислотой, которая существует только в водном растворе.
Самая известная и широко применяемая соль- перманганат калия (KMnO4).
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).
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
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
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.
Слайд 13CuS – медный блеск
CuFeS2 – медный колчедан (халькопирит)
Слайд 14Cu2O – 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
Слайд 16III ЭЛЕКТРОМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ
Раствор сульфата меди (II) подвергают электролизу, а затем полученную
медь дополнительно электрохимически очищают:
2СuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4
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.
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)
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
Слайд 20СОЕДИНЕНИЕ 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)
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)
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)
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.
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
Слайд 27Гидроксид меди (II) растворяется также в очень конц. растворах щелочей (проявляет
признаки амфотерности) :
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц) = Na2[Cu(OH)4]
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.
Слайд 30ДЗ
Учить все
Доделать работу в классе
“тест с фото металлы ” (выделено галочками)