ЛЕКЦИЯ №4 «Характеристика переходных элементов" для учащихся 11 кл. (профиль). Хром характеристика элемента по плану
Марганец -общая характеристика элемента, химические свойства хрома и его соединений
Марганец — элемент 4-го периода и VII B-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [18Аr]Зd54s2 ; характерные степени окисления + VII,+ VI, +IV, +III, +II и 0.
Шкала степеней окисления марганца:
+7 — Mn2O7 , MnO4— ,HMnO4 ,KMnO4
+ 6 — MnO42- , K2MnO4
+4 — MnO2 , Mn(SO4)2 ,MnF4 ,K3[MnF6]
+3 — Mn2O3, MnO(OH),Mn2(SO4)3 ,MnF , K3[MnF6]
+ 2 — Mn2+ , MnO, Mn(OH)2 , MnSO4 ,MnCl2
0 — Mn
По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Мg) и неметаллами (F, O,N, Cl). Соединения Мn‖‖ — оксид и гидроксид — проявляют основные свойства, соединения Мn‖‖‖ и Мn IV — амфотерные свойства, для соединений МnVI и МnVII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе — четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).
Марганец Мn. Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.
При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:
Mn→(O2, до450oC) MnO2 →( O2, до 800oC) Mn2O3
Mn→MnO+( MnIIMn2II)O4 “окалина “ ( O2, выше 800oC)
Mn+Cl2→MnCl2 , (200oC) Mn+S→ MnS (до1580oC)
В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот НCl и Н2SO4 вытесняет водород:
Мn (порошок) + 2Н+ = Мn2+ + Н2↑
Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):
Мn + 2Н2SO4(конц.) = МnSO4 + SO2↑+ 2Н2O
3Мn + 8HNO3(разб.) = 3Мn(NO3)2 + 2NO↑ + 4Н2O
Получение марганца в промышленности — восстановление пиролюзита МnO2 или гаусманита (МnIIMnIII)O4 коксом или алюминием:
МnO2 + С (кокс) = Мn + СO2 (600 °С)
3(МnII MnIII)O4 + 8Аl = 9Мn + 4А12O3(700-900 °С)
Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца (П), например:
2MnSO4+2h3O→2Mn↓+O2↑+2h3SO4 (40oC, эликтролиз)
Промышленно важен сплав с железом — ферромарганец (> 70 % Мn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.
Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.
Оксид марганца (IV) МnO2. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата МnO2 nН2O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и Н2SO4, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.
Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.
Уравнения важнейших реакций:
4МnO2 = 2Мn2O3 + O2 (530-585 °С)
2МnO2 + 2Н2SO4(конц.) = МnSO4 + O2↑ + 2Н2O (кипячение)
МnO2 + 4НС1(конц.) = МnС12 + С12↑ + 2Н2O
МnO2 + Н2SO4(гор.) + КNO2 = МnSO4 + КNO3 + Н2O
МnO2 + 2Н2SO4 + 2FeSO4 = МnSO4 + Fе2(SO4)3 + 2Н2O
МnO2 + 2КОН + КNO3 = К2MnO4 + KNO2 + Н2O (350-450 °С)
ЗМnO2 + ЗК2CO3 + КС1O3 = ЗК2MnO4+ КС1 + ЗCO2 (400 °С)
В природе самое распространенное соединение марганца — минерал пиролюзит
Манганат калия К2MnO4. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением О2. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону МnO42-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро — при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Качественная реакция — появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO4.
Уравнения важнейших реакций:
3K2MnO4(конц) +2h3O→(t) 2KMnO4+MnO2↓+4KOH
3K2MnO4(разб)+4HCl=2KMnO4+MnO2↓+2h3O+4KCl
K2 MnO4 +8HCl(конц)=MnCl2+2Cl2↑+4h3O+2KCl
3K2MnO4+2h3O+4CO2(г)=2KMnO4+MnO2↓+4KHCO3
2K2 MnO4+Cl2(насыщ)=2KMnO4+2KCl
2K2MnO4+2h3O→ h3↑+2KMnO4+KOH (эликтролиз)
Получение: сплавление МnO2 с сильными окислителями (KNO3, КClO3).
Перманганат калия КМnO4. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно-фиолетовая окраска раствора отвечает иону МnO4), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до МnII , в нейтральной среде – до Mn IV в сильнощелочной среде — до МnVI
Качественная реакция на ион МnO4 — исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.
Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике. Уравнения важнейших реакций:
2КMnO4= К2MnO4 + МnO2 + O2 (200—240°С)
4КМnO4 + 2Н2O→МnO2↓+ 3O2↑ + 4КОН (t)
2КМnO4(т) + 16НСl(конц.) = 2МnС12 + 5С12↑ + 8Н2O + 2КС1 (80°С)
2КМnO4(т) + 2Н2SO4(96%) = 2КНSO4 + Мn2O7 + Н2O (на холоду)
4КМnO4(насыщ.) + 4КОН (15%) = 4К2МnO4+ O2↑ + 2Н2O (100 °С)
2КМnO4 + 2(NН3• Н2O)= 2МnO2↓ + N2↑ + 4Н2O+ 2КОН (50 °С)
2МnO4— + 16Н+ +10I— = 5I2+2Мn2+ + 8Н2O
2МnO4— + 6Н+ + 5Н2O2(разб.) = 2Мn2+ + 5O2↑+ 8Н2O
2МnO4— + 6Н+ + 5SO32- =2Мn2+ + 5SO42- + ЗН2O
МnO4— + 8Н+ + 5Fе2+ = Мn2+ + 5Fе3+ + 4Н2O
2МnO4— + 6Н+ + 5NO2— = 2Мn2+ + 5NО3— + 3Н2O
2МnO4— + 3Н2S (насыщ.) = 2МnO2↓ + 3S↓ + 2Н2O + 2OН—
2МnO4— + Н2O + 3SO32- = 2МnO2↓ + 3SO42-+ 2OH—
2МnO4— + 2Н2O + ЗМn2+ = 5МnO2↓ + 4Н+ (50-80 °С)
2МnO4— + 2OH—(конц.) + SO32- = 2МnO42-+ SO42- + Н2O
Получение — электролиз раствора К2MnO4
himege.ru
ЛЕКЦИЯ №4 «Характеристика переходных элементов" для учащихся 11 кл. (профиль)
ЛЕКЦИЯ №4 по химии для 11 класса (профиль)
Раздел 1 | ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ |
Тема 2 | Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. |
Тема 2.3. | «Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов» |
Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ: А4 | «Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов» |
Домашнее задание | |
План
|
Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.
В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s -подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами Зd -подуровень.
Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать нижний свободный энергетический уровень. С другой строны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается 8 электронов (заняты s- и р-орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже d-орбитали на более высокую s-орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия ...3d°4s1, у кальция — ...3d°4s2.
Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения Зd - орбитали вместо еще более высоких по энергии 4р-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение Зd - орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение
1s22s22p63s23p63d104s2. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала» электрона. У атома меди десятый d-электрон перемещается на третий Зd – подуровень.
Электронная формула меди ...3d104s1.
У атома хрома на четвертом энергетическом уровне (s- орбиталь) должно быть 2 электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную d-орбиталь, его электронная формула ...3d54s1.
Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются
d-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: d-элементы.
Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы d-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.
Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству d-элементов. Максимальная их валентность как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером (Fe, Co, Ni).
У d-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т. е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности +2, +3, +6; а его оксиды: — Сг 0 - основной, Сг203 — амфотерный, СгОа — кислотный.
Источники информации:
- ЕГЭ. ХИМИЯ: Универсальный справочник/ О.В.Мешкова .- М.: ЭКСМО, 2010.- 368с.
- Химия. 11 класс. Профильный уровень: учеб. Для общеобразоват. учреждений / О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова. – 10-е изд., перераб. – М.: Дрофа, 2008. – 398, (2) с.: ил.
nsportal.ru
Общая характеристика элементов группы хрома
Общая характеристика неметаллов шестой группы периодической системы. Элементы VI группы периодической системы подразделяют на две подгруппы. Главную подгруппу составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. К побочной подгруппе относят хром, молибден, вольфрам и уран. [c.140]Общая характеристика элементов группы хрома [c.99]
Общая характеристика элементов. В побочную подгруппу VI группы входят хром, молибден и вольфрам. [c.467]
Целесообразно рассматривать таблицу Менделеева как своеобразную матрицу, элементами которой являются собственно химические элементы. Роль строки выполняет здесь период, а роль столбца — группа. Совокупность этих характеристик должна обеспечивать инвариантность положения элемента в таблице. В свете современных представлений о строении атома принадлежность элемента к конкретному периоду определяется числом электронных слоев атома в нормальном, невозбужденном состоянии. Номер периода отвечает номеру внешнего слоя, который не завершен и заполняется электронами. А принадлежность элемента к той или иной группе определяется общим числом валентных электронов, т. е. электронов, находящихся на внешней и недостроенных внутренних оболочках . Например, хром [Сг1 [Arl "ЗdЧs и сера [Sl fNe] Зs 3/) являются элементами одной и той же VI группы, поскольку оба атома имеют по б валентных электронов. Отметим, что деление на периоды и группы введено Д. И. Менделеевым, который определил принадлежность элемента к конкретной группе, ориентируясь на химические свойства, в частности на форму и характер высших оксидов и гидроксидов. Действительно, такие непохожие друг на друга металлический хром и неметаллическая сера в высшей степени окисления, соответствующей номеру группы, образуют оксиды [c.8]
Совокупность этих характеристик должна обеспечивать инвариантность положения элемента в таблице. В свете современных представлений о строении атома принадлежность элемента к конкретному периоду определяется числом электронных слоев атома в нормальном, невозбужденном состоянии. Номер периода отвечает номеру внешнего слоя, который не завершен и заполняется электронами. А принадлежность элемента к той или иной группе определяется общим числом валентных электронов, т.е. электронов, находящихся на внешней и недостроенных внутренних оболочках. Например, хром [Сг] " — [Аг] 3(Р45 и сера [8] — [Ке]103 23р- являются элементами одной и той же VI группы, поскольку оба атома имеют по 6 валентных электронов. Отметим, что деление на периоды и группы введено Д.И.Менделеевым, который определял принадлежность элемента к конкретной группе, ориентируясь на химические свойства, в частности на форму и характер высших оксидов и гидроксидов. Действительно, такие непохожие друг на друга металлический хром и неметаллическая сера в высшей степени окисления, соответствующей номеру группы, образуют оксиды одинакового состава ЭОз (СгОз и ЗОз), которые к тому же обладают сходными (кислотными) свойствами. Им отвечают гидроксиды, имеющие ярко выраженный кислотный характер, — хромовая НгСгО и серная Н2804 кислоты. Таким образом, в группы Периодической системы объединяются элементы с одинаковым общим числом электронов на достраивающихся оболочках независимо от их типа. Подобное объединение позволяет выделить наиболее общий вид аналогии, который называется группо- [c.227]
chem21.info
Характеристика химических элементов по их месту в периодической системе и строению атома
Зная формулировка периодического закона и используя периодическую систему элементов Д. И. Менделеева, можно дать характеристику любому химическому элементу и его соединениям. Такую характеристику химического элемента удобно складывать по плану.
I. Символ химического элемента и его название.
II. Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева:
- порядковый номер;
- номер периода;
- номер группы;
- подгруппа (главная или побочная).
III. Строение атома химического элемента:
- заряд ядра атома;
- относительная атомная масса химического элемента;
- число протонов;
- число электронов;
- число нейтронов;
- число электронных уровней в атоме.
IV. Электронная и электронно-графическая формулы атома, его валентные электроны.
V. Тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).
VI. Формулы высшего оксида и гидроксида химического элемента, характеристика их свойств (основные, кислотные или амфотерные).
VII. Сравнение металлических или неметаллических свойств химического элемента со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.
VIII. Максимальная и минимальная степень окисления атома.
Например, предоставим характеристику химического элемента с порядковым номером 15 и его соединениям по положению в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и строению атома.
I. Находим в таблице Д. И. Менделеева клетку с номером химического элемента, записываем его символ и название.
Химический элемент номер 15 — Фосфор. Его символ Р.
II. Охарактеризуем положение элемента в таблице Д. И. Менделеева (номер периода, группы, тип подгруппы).
Фосфор находится в главной подгруппе V группы, в 3-м периоде.
III. Предоставим общую характеристику состава атома химического элемента (заряд ядра, атомная масса, число протонов, нейтронов, электронов и электронных уровней).
Заряд ядра атома фосфора равен +15. Относительная атомная масса фосфора равна 31. Ядро атома содержит 15 протонов и 16 нейтронов (31 — 15 = 16). Атом фосфора имеет три энергетических уровня, на которых находятся 15 электронов.
IV. Составляем электронной и электронно-графическую формулы атома, отмечаем его валентные электроны.
Электронная формула атома фосфора: 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Электронно-графическая формула внешнего уровня атома фосфора: на третьем энергетическом уровне на 3s-подуровня находятся два электрона (в одной клетке записываются две стрелки, имеющие противоположное направление), на три р-подуровне находятся три электрона (в каждой из трех клеток записываются по одной стрелке, имеющие одинаковое направление).
Валентными электронами являются электроны внешнего уровня, т.е. 3s2 3p3 электроны.
V. Определяем тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).
Фосфор — неметалл. Поскольку в последнее подуровнем в атоме фосфора, который заполняется электронами, является p-подуровень, Фосфор относится к семейству p-элементов.
VI. Составляем формулы высшего оксида и гидроксида фосфора и характеризуем их свойства (основные, кислотные или амфотерные).
Высший оксид фосфора P2O5, проявляет свойства кислотного оксида. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду, h4PO4, проявляет свойства кислоты. Подтвердим указанные свойства уравнениями видповиних химических реакций:
P2O5 + 3 Na2O = 2Na3PO4
h4PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3h3O
VII. Сравним неметаллические свойства фосфора со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.
Соседом фосфора по подгруппе являются азот. Соседями фосфора за периодом является кремний и Сера. Неметаллические свойства атомов химических элементов главных подгрупп с ростом порядкового номера растут в периодах и снижаются в группах. Поэтому неметаллические свойства фосфора более выражены, чем у кремния и менее выражены, чем у азота и серы.
VIII. Определяем максимальную и минимальную степень окисления атома фосфора.
Максимальный положительный степень окисления для химических элементов главных подгрупп равен номеру группы. Фосфор находится в главной подгруппе пятой группы, поэтому максимальная степень окисления фосфора +5.
Минимальная степень окисления для неметаллов в большинстве случаев равен разнице между номером группы и числом восемь. Так, минимальная степень окисления фосфора -3.
xn----7sbfhivhrke5c.xn--p1ai
