Железо, медь презентация

Содержание

Слайд 2

Железо. Общая информация.

Положение в Периодической системе: VIIIB группа, 4-й период
Электронная

Железо. Общая информация. Положение в Периодической системе: VIIIB группа, 4-й период Электронная конфигурация:
конфигурация: [Ar]4s23d6
Основные степени окисления: +2, +3. Менее устойчивая: +6.
Известно с глубокой древности. Название "ghelgh" было в праиндоевропейском языке и, по всей видимости, не имеет слов-предшественников.
Лат. "ferrum" - нет общепринятой версии происхождения.
Англ. "iron" - во многих древних языках (напр. кельтском, греческом, санскрите) этот корень имел смысл "крепкий"/"сильный".

Слайд 3

Железо. Применение

Конструкционные материалы (сталь, чугун и другие сплавы; железобетон). >90% от

Железо. Применение Конструкционные материалы (сталь, чугун и другие сплавы; железобетон). >90% от всей
всей выплавки металлов в мире приходится на железо.
Магнитные материалы (в т.ч. элементы памяти)
Катализаторы:
Fe - производство аммиака по Габеру-Бошу; синтез алканов по Фишеру-Тропшу;
FeCl3 - алкилирование и ацилирование ароматических соединений по Фриделю-Крафтсу)
Аккумуляторы (напр. железо-никелевые) - невысокая эффективность, но высокая химическая стабильность и долговечность работы.

Слайд 4

Железо. Получение

4-й по распространенности в земной коре (после O, Si и

Железо. Получение 4-й по распространенности в земной коре (после O, Si и Al)
Al)
Основные добывающие страны: Китай, Бразилия, Австралия, Индия.
Производство стали: Китай - больше 50% от мирового.
Добывают из минералов: Fe2O3 (гематит), Fe3O4 (магнетит), FeO(OH) (лимонит), FeCO3 (сидерит). Из FeS2 (пирит) получают серную кислоту.
Основной путь выделения железа: 1). 2С + O2 →(t°C) 2CO↑ 2). Fe2O3 + 3CO →(t°C) 2Fe + 3CO2↑
Другие пути:
Fe2O3 + 3C →(t°C) 3CO↑ + Fe (загрязнено углеродом, серой и т.д.)
Fe2O3 + 3H2 →(t°C) 2Fe + 3H2O↑

Слайд 5

Хим. свойства Fe0

Левее водорода в ряду напряжений. Похоже по свойствам на

Хим. свойства Fe0 Левее водорода в ряду напряжений. Похоже по свойствам на Mn.
Mn.
Fe + 2HCl → FeCl2 (светло-зеленая окраска) + H2↑
На воздухе: FeCl2 + O2 + H2O → Fe(OH)Cl2 (постепенно)
Fe + NaOH(р-р) = не идёт ( т.к. Fe(OH)2 - основный гидроксид )
Железо пассивируется H2SO4(конц.) и HNO3(конц.) на холоду.
2Fe + 3H2O(пар) →(t°C) Fe2O3 + 3H2↑
4Fe + 6H2O + 3O2 →(tкомн) 4"Fe(OH)3" (медленная коррозия).
"Fe(OH)3" → Fe2O3*xH2O (непостоянный состав). "Ржавчина"
Реакции с простыми веществами:
3Fe + 2O2 →(t°C) Fe3O4 ("Железная окалина")
2Fe + 3Cl2 →(t°C) 2FeCl3 (Cl2 - сильный окислитель)
Fe + S →(t°C) FeS (S - слабый окислитель)

Слайд 6

http://chemnet.ru/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v011.html

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/deb6e939-f8c8-fea7-fe24-7b2c80013fd7/index.htm

http://chemnet.ru/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v011.html http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/deb6e939-f8c8-fea7-fe24-7b2c80013fd7/index.htm

Слайд 7

Хим. свойства Fe+2

Fe(OH)2 – основный гидроксид, в воде нерастворим
С растворами

Хим. свойства Fe+2 Fe(OH)2 – основный гидроксид, в воде нерастворим С растворами кислот
кислот реагирует, с р-рами щелочей – нет.
Fe(OH)2 + H2SO4(разб.) → FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + NaOH(изб.) = не идёт
Но! Идёт 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3 (В щелочной среде - очень быстро)

K4[Fe(CN)6]

Fe(OH)2

Осаждение Fe(OH)2 :
FeSO4 + 2NaOH(изб.) → Fe(OH)2↓ (грязно-зеленый) + Na2SO4
FeSO4 + 2NH3∙H2O(изб.) → Fe(OH)2↓ + (NH4)2SO4

Пример комплекса Fe2+:
FeSO4 + 6KCN → K4[Fe(CN)6] (гексацианоферрат(II) калия, "желтая кровяная соль")

Слайд 8

Хим. свойства Fe+2

Осадки с катионом Fe2+:
1. FeSO4 + (NH4)2S →

Хим. свойства Fe+2 Осадки с катионом Fe2+: 1. FeSO4 + (NH4)2S → FeS↓
FeS↓ (черный) + (NH4)2SO4
Сульфид железа(II) растворяется в сильнокислой среде:
FeS + 2HCl(20% р-р) → FeCl2 + H2S↑
2. FeCl2 + 2NaHCO3 → FeCO3↓ (зеленый) + 2NaCl + CO2↑ + H2O

FeCO3

Примеры восстановительных свойств Fe+2:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Fe(OH)2 + HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + H2O

FeCl2 + Br2(водн.) → FeBr3 + FeCl3

Задание на дом: самостоятельно уравнять реакции!

Слайд 9

Хим. свойства Fe+3

Fe2O3 и Fe(OH)3 – считаются амфотерными, но на деле

Хим. свойства Fe+3 Fe2O3 и Fe(OH)3 – считаются амфотерными, но на деле ни
ни оксид, ни гидроксид в щелочах не растворяются.
Fe2O3 инертен из-за прочной кристаллической решетки (как Cr2O3)
Fe(OH)3 – из-за быстрого "старения" (его реальная формула - Fe2O3*xH2O).
Старение осадка – постепенная потеря осадком кристаллизационной воды. Обычно сопровождается снижением реакционной способности. Очень характерно для гидроксидов переходных металлов.

Fe2O3*xH2O

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 (желтая окраска) + 3H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4(разб.) → Fe2(SO4)3 + 6H2O

Осаждение гидроксида:

Fe2(SO4)3 + 6KOH → 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4

Fe2(SO4)3 + 6NH3*H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4

Fe3+ тоже не образует аммиачных комплексов!

Слайд 10

Хим. свойства Fe+3

Железо(+3) может быть окислителем:
2FeCl3 + 2NaI → 2FeCl2

Хим. свойства Fe+3 Железо(+3) может быть окислителем: 2FeCl3 + 2NaI → 2FeCl2 +
+ I2↓ + 2NaCl
Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O → 2FeSO4 + 2H2SO4
Может быть восстановителем (только в щелочной среде!):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Cl2 → 2K2FeO4 (фиолетовая окраска) + 6KCl + 8H2O
Пример комплекса Fe3+:
FeCl3 + 6KCN → K3[Fe(CN)6] (гексацианоферрат(III) калия, "красная кровяная соль")

K3[Fe(CN)6]

Слайд 11

Хим. свойства Fe+6

H2FeO4 ("железная кислота") и оксид FeO3 не существуют.
Соли

Хим. свойства Fe+6 H2FeO4 ("железная кислота") и оксид FeO3 не существуют. Соли FeO42-
FeO42- (ферраты) устойчивы в сильнощелочных растворах, могут быть выделены в твердом виде
Получение: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH →(t°C) 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O↑
Окислительная щелочная плавка!
Очень сильный окислитель:
2K2FeO4 + 16HCl(разб.) → 2FeCl3 + 3Cl2↑ + 4KCl + 8H2O
2K2FeO4 + 2NH3(разб.) + 2H2O → 2Fe(OH)3↓ + N2↑ + 4KOH
4K2FeO4 + 10H2O → 4Fe(OH)3↓ + 8KOH + 3O2↑ (при стоянии)

K2FeO4

Слайд 12

Качественные реакции на Fe3+:

Самая неспецифичная:
Fe3+ (желтый р-р) + 3OH-

Качественные реакции на Fe3+: Самая неспецифичная: Fe3+ (желтый р-р) + 3OH- → Fe(OH)3↓
→ Fe(OH)3↓ (бурый осадок)
С роданидом (тиоцианатом)
Fe3+ + 3SCN- → Fe(SCN)3↓ (кроваво-красное окрашивание)

Берлинская лазурь

Fe(SCN)3

С желтой кровяной солью:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → K[FeFe(CN)6]↓ (синий осадок) + 3KCl
"Берлинская лазурь"

Слайд 13

Качественная реакция на Fe2+:

С красной кровяной солью:
FeSO4 + K3[Fe(CN)6] →

Качественная реакция на Fe2+: С красной кровяной солью: FeSO4 + K3[Fe(CN)6] → K[FeFe(CN)6]↓
K[FeFe(CN)6]↓ (синий осадок) + K2SO4
"Турнбулева синь"
"Турнбулева синь" = "Берлинская лазурь" по составу и строению

Слайд 14

Железо. Необычные реакции

2FeCl3(тв., безв.) →(300°C, вакуум) Fe2Cl6↑
Имеет молекулярное строение
Fe3+ находится в

Железо. Необычные реакции 2FeCl3(тв., безв.) →(300°C, вакуум) Fe2Cl6↑ Имеет молекулярное строение Fe3+ находится
тетраэдрическом окружении
Аналог B2H6

Слайд 15

Железо. Необычные реакции

FeCl2 + 2C5H5Na → [Fe(C5H5)2] + 2NaCl
Ферроцен
Комплекс вида «сэндвич»
Устойчив

Железо. Необычные реакции FeCl2 + 2C5H5Na → [Fe(C5H5)2] + 2NaCl Ферроцен Комплекс вида
на воздухе, в кислотах-неокислителях, в щелочах.

Ферроцен

Использование: присадка к автомобильным топливам, стабилизирующая добавка к органическим полимерам
Его производные - катализаторы в органических реакциях

Слайд 16

Медь. Общая информация.

Положение в Периодической системе: IB группа, 4-й период
Электронная

Медь. Общая информация. Положение в Периодической системе: IB группа, 4-й период Электронная конфигурация:
конфигурация: [Ar]4s13d10 ("проскок" электрона!)
Основные степени окисления: +1, +2. Очень неустойчива +3.
Происхождение названия: лат. "Cuprum" произошло от названия острова Кипр. Происхождение славянского "Медь" неизвестно.

Слайд 17

Медь. Применение

Электропровода и электротехника; припои (латунь - сплав меди с цинком)
Конструкционные

Медь. Применение Электропровода и электротехника; припои (латунь - сплав меди с цинком) Конструкционные
материалы - водопроводные трубы; покрытие крыш и фасадов зданий; изделия из бронзы (бронза - сплав меди с оловом)
Чеканка монет (медь, медно-никелевые сплавы)
Катализаторы: CuCl+NH4Cl - димеризация ацетилена в винилацетилен; порошок Cu - синтез полиацетилена (проводящий полимер).
Есть перспектива замены платины и палладия медью в каталитических процессах.

Слайд 18

Медь. Получение

25-я по распространенности в земной коре
Основные добывающие страны: Чили,

Медь. Получение 25-я по распространенности в земной коре Основные добывающие страны: Чили, Китай,
Китай, Перу, США.
Добывают из сульфидных минералов: CuFeS2 (халькопирит), Cu2S (халькозин), Cu5FeS4 (борнит).
Другие известные минералы: Cu2(OH)2CO3 (малахит), Cu3(OH)2(CO3)2 (азурит).
Основной путь выделения:
1). 2Cu2S + 3O2 →(t°C) 2Cu2O + 2SO2↑
2). Cu2S + 2Cu2O →(t°C) 6Cu + 2SO2↑ ("томление" в безвоздушной среде)
3). Электролитическое рафинирование - очистка меди:
2Cu + 2H2SO4(р-р) + O2 2CuSO4(р-р) + 2H2O

Слайд 19

Хим. свойства Cu0

Медь находится правее водорода в ряду напряжений металлов.
Не

Хим. свойства Cu0 Медь находится правее водорода в ряду напряжений металлов. Не растворяется
растворяется в щелочах и кислотах-неокислителях, кроме HClконц:
2Cu + 2HCl(конц.) → 2H[CuCl2] (бесцв. раствор) + H2↑
С водой не реагирует даже при нагревании
Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑ + H2O
Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + H2O
Реакции с простыми веществами:
2Cu + O2 →(t°C) CuO (до 1000°С. Выше - Cu2O)
Cu + Cl2 →(t°C) CuCl2 (В недостатке - CuCl)
2Cu + S →(t°C) Cu2S (идёт медленно и плохо)

Слайд 20

Хим. свойства Cu+1

Аквакомплекс Cu+ в водном растворе неустойчив, диспропорционирует:
Cu2O(тв.) +

Хим. свойства Cu+1 Аквакомплекс Cu+ в водном растворе неустойчив, диспропорционирует: Cu2O(тв.) + H2SO4(разб.)
H2SO4(разб.) → Cu↓ + CuSO4 (голубой раствор) + H2O
В растворе устойчив аммиачный комплекс:
4Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 → 4[Cu(NH3)2]OH (бесцветный раствор, может окисляться дальше до меди(+2) )
CuCl(тв.) + 2NH3(водн.) → [Cu(NH3)2]Cl (бесцветный р-р)
Медь (+1) проявляет свойства восстановителя:
Cu2O + 3H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O
4[Cu(NH3)2]OH + O2 + 8NH3 + 2H2O → 4[Cu(NH3)4](OH)2

Слайд 21

Хим. свойства Cu+2

Cu(OH)2 - голубой "объемный" осадок, растворяется в кислотах, не

Хим. свойства Cu+2 Cu(OH)2 - голубой "объемный" осадок, растворяется в кислотах, не растворяется
растворяется в щелочах:
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + NaOH(изб) = не идёт (с CuO тоже)
При долгом стоянии или кипячении разлагается до оксида:
Cu(OH)2 →(t°C) CuO + H2O

Cu(OH)2

CuO

Cu(OH)2 осаждается щелочами:
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Образует прочный аммиачный комплекс [Cu(NH3)4]2+ :
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 (темно-синий раствор)

Слайд 22

Хим. свойства Cu+2

Осадки с катионом Cu2+:
1. CuSO4 + H2S →

Хим. свойства Cu+2 Осадки с катионом Cu2+: 1. CuSO4 + H2S → CuS↓
CuS↓ (черный) + H2SO4
Выпадает даже из H2S и не растворяется даже в конц. HCl !
2. 2CuCl2 + 4NaHCO3 → Cu2(OH)2CO3↓ (голубовато-зеленый) + 4NaCl + 3CO2↑ + H2O
Средний карбонат CuCO3 из водного раствора выпасть не может (гидролиз).

Cu2(OH)2CO3

CuI

Окислительные свойства меди (+2) :
2CuSO4 + 4KI → 2CuI↓ ("телесный") + I2↓ (бурый) + 2K2SO4

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

CuO - окислитель при нагревании:
3CuO + 2NH3 →(t°C) 3Cu + N2 + 3H2O

Слайд 23

Медь. Необычные реакции

Голубой осадок → синий раствор →(t°C) красный осадок
Идёт через

Медь. Необычные реакции Голубой осадок → синий раствор →(t°C) красный осадок Идёт через
стадию образования хелатного комплекса!
C6H12O6(р-р) + 2Cu(OH)2 + NaOH(р-р) →(t°C) C6H11O7Na(р-р)+ Cu2O + 3H2O

Слайд 24

Медь. Необычные реакции

3CuCl2 + 5Na2SO3 + 3H2O → Cu2SO3*CuSO3*2H2O↓ (темно-красный) +

Медь. Необычные реакции 3CuCl2 + 5Na2SO3 + 3H2O → Cu2SO3*CuSO3*2H2O↓ (темно-красный) + Na2SO4
Na2SO4 + 6NaCl + 2NaHSO3 Соль Шевреля
2Cu+2 + 2e- = 2Cu+1 S+4 - 2 e- = S+6

Соль Шевреля

2Cu(OH)2 (голубой) + Na2S2O8 (р-р) + 2NaOH(р-р) →(t°C) → 2Cu(OH)3↓ (черный) + 2Na2SO4

Конц. раствор CuCl2 - зеленый
Разб. раствор CuCl2 - голубой

CuCl2 (конц.)

[CuCl2] + 4H2O → [Cu(H2O)4]Cl2 (замещение Cl- на воду при разбавлении)

Имя файла: Железо,-медь.pptx
Количество просмотров: 198
Количество скачиваний: 0