Переходный металл - NiNa.Az

Расположение переходных металлов в периодической системе химических элементов

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

*

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Ac

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

*

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

**

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Перехо́дные мета́ллы (перехо́дные элеме́нты) — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях. В общем виде электронное строение переходных элементов можно представить следующим образом: ${\displaystyle (n-1)d^{x}ns^{y}}$. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на ${\displaystyle (n-1)d}$-орбитали. Поскольку число валентных электронов заметно меньше числа орбиталей, то простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами.

Таблица переходных металлов

Группа → Период ↓

III

IV

V

VI

VII

VIII

I

II

4

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

5

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

6

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

7

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

Лантаноиды *

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Актиноиды **

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Общая характеристика переходных элементов

Все переходные элементы имеют следующие общие свойства:

• Небольшие значения электроотрицательности.
• Переменные степени окисления. Почти для всех d-элементов, в атомах которых на внешнем ns-подуровне находятся 2 валентных электрона, известна степень окисления +2.
• Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей — кислотные, в промежуточной — амфотерные. Например:

Формула соединения	Характер соединения
Mn(OH)2	Основание средней силы
Mn(OH)3	Слабое основание
Mn(OH)4	Амфотерный гидроксид
H2MnO4	Сильная кислота
HMnO4	Очень сильная кислота

• Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

Подгруппа меди

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au.

Свойства металлов подгруппы меди

Атомный номер	Название, символ	Электронная конфигурация	Степени окисления	p, г/см³	tпл, °C	tкип, °C
29	Медь Cu	[Ar] 3d^104s^1	0, +1, +2	8,96	1083	2543
47	Серебро Ag	[Kr] 4d^105s^1	0, +1, +3	10,5	960,8	2167
79	Золото Au	[Xe] 4f^145d^106s^1	0, +1, +3, +5	19,3	1063,4	2880

Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.

Особенностью элементов подгруппы меди является наличие заполненного предвнешнего ${\displaystyle (n-1)d}$-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами.

Медь

Основная статья: Медь

Металлическая медь в стеклянной пробирке

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета. В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):

${\displaystyle \mathrm {Cu+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu+4HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3Cu+8HNO_{3}\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O} }$

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основный карбонат меди(II).

Для меди наиболее характерна степень окисления +2, однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Оксид меди(II)

Основная статья: Оксид меди(II)

Оксид меди(II) в порошкообразной форме

Оксид меди(II) CuO — вещество чёрного цвета. Под действием восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:

${\displaystyle \mathrm {CuO+CO\longrightarrow Cu+CO_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {CuO+H_{2}\longrightarrow Cu+H_{2}O} }$

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы ${\displaystyle [Cu(H_{2}O)_{6}]^{2+}}$.

При действии на растворимые соли меди раствором кальцинированной соды образуется малорастворимый основной карбонат меди (II) — малахит:

${\displaystyle \mathrm {2CuSO_{4}+2Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\longrightarrow (CuOH)_{2}CO_{3}\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+CO_{2}\uparrow } }$

Гидроксид меди(II)

Основная статья: Гидроксид меди(II)

Свежеосаждённый гидроксид меди(II)

Гидроксид меди(II) Cu(OH)₂ образуется при действии щелочей на растворимые соли меди(II):

${\displaystyle \mathrm {CuSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}} }$

Это малорастворимое в воде вещество голубого цвета. Гидроксид меди(II) — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. При сильном нагревании или стоянии под раствором он разлагается:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}\longrightarrow CuO+H_{2}O} }$

При добавлении аммиака Cu(OH)₂ растворяется с образованием ярко-синего комплекса:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NH_{3}\longrightarrow [Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}} }$

Соединения одновалентной меди

Соединения одновалентной меди крайне неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Cu²⁺, либо в Cu⁰. Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu₂S и комплексы типа ${\displaystyle [Cu(NH_{3})_{2}]^{+}}$.

Серебро

Основная статья: Серебро

Кристаллы металлического серебра

Серебро более инертно, чем медь, но при хранении на воздухе оно чернеет из-за образования сульфида серебра:

${\displaystyle \mathrm {2Ag+H_{2}S\longrightarrow Ag_{2}S+H_{2}\uparrow } }$

Серебро растворяется в кислотах-окислителях:

${\displaystyle \mathrm {2Ag+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Ag+2HNO_{3}\longrightarrow AgNO_{3}+NO_{2}\uparrow +H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3Ag+4HNO_{3}\longrightarrow 3AgNO_{3}+NO\uparrow +2H_{2}O} }$

Наиболее устойчивая степень окисления серебра +1. В аналитической химии широкое применение находит растворимый нитрат серебра AgNO₃, который используют как реактив для качественного определения ионов Cl⁻, Br⁻, I⁻:

${\displaystyle \mathrm {Ag^{+}+Cl^{-}\longrightarrow AgCl\downarrow } }$

При добавлении к раствору AgNO₃раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

${\displaystyle \mathrm {2AgNO_{3}+2NaOH\longrightarrow Ag_{2}O\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O} }$

Многие малорастворимые соединения серебра растворяются в веществах-комплексообразователях, например, аммиаке и тиосульфате натрия:

${\displaystyle \mathrm {AgCl+2NH_{3}\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]Cl} }$

${\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+4NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2[Ag(NH_{3})_{2}]OH} }$

${\displaystyle \mathrm {AgBr+2Na_{2}S_{2}O_{3}\longrightarrow Na_{3}[Ag(S_{2}O_{3})_{2}]+NaBr} }$

Золото

Основная статья: Золото

Кристаллы чистого золота, выращенные методом химического транспорта.

Золото представляет собой металл, сочетающий высокую химическую инертность и красивый внешний вид, что делает его незаменимым в производстве ювелирных украшений. В отличие от меди и серебра, золото крайне инертно по отношению к кислороду и сере, но реагирует с галогенами при нагревании:

${\displaystyle \mathrm {2Au+3Cl_{2}\longrightarrow Au_{2}Cl_{6}} }$

Чтобы перевести золото в раствор, необходим сильный окислитель, поэтому золото растворимо в смеси концентрированных соляной и азотной кислот («царской водке»):

${\displaystyle \mathrm {Au+HNO_{3}+4HCl\longrightarrow H[AuCl_{4}]+NO\uparrow +2H_{2}O} }$

Платиновые металлы

Основная статья: Металлы платиновой группы

Платиновые металлы — семейство из 6 химических элементов побочной подгруппы VIII группы Периодической системы, включающее рутений Ru, родий Rh, палладий Pd, осмий Os, иридий Ir и платину Pt. Эти металлы подразделяются на две триады: лёгкие — триада палладия (Ru, Rh, Pd) и тяжёлые — триада платины (Os, Ir, Pt).

• Рутений
• Родий
• Палладий
• Осмий
• Иридий
• Платина

Значение переходных металлов

Без переходных металлов наш организм существовать не может. Железо — действующее начало гемоглобина. Цинк участвует в выработке инсулина. Кобальт – центр витамина В-12. Медь, марганец и молибден, а также некоторые другие металлы входят в состав ферментов.

Многие переходные металлы и их соединения используются в качестве катализаторов. Например, реакция гидрирования алкенов на платиновом или палладиевом катализаторе. Полимеризация этилена проводится с помощью титансодержащих катализаторов.

Большое использование сплавов переходных металлов: сталь, чугун, бронза, латунь, победит.

См. также

• Благородные металлы
• Постпереходные металлы
• Металлы
• Щелочные металлы
• Щёлочноземельные металлы

Примечания

1. Яндекс.Словари: Переходные элементы // Большая советская энциклопедия : [в 30 т.] / гл. ред. А. М. Прохоров. — 3-е изд. — М. : Советская энциклопедия, 1969—1978.
2. [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/3252.html XuMuK.Ru - Переходные элементы]  (рус.). Дата обращения: 27 июня 2009.
3. Свойства элементов подгруппы меди на Alhimikov.Net  (рус.). Архивировано из оригинала 22 февраля 2012 года.
4. [www.xumuk.ru/spravochnik/239.html Физические свойства меди на XuMuK.Ru]  (рус.). Дата обращения: 27 июня 2009.
5. Физические свойства меди на Яндекс.Словари // Большая советская энциклопедия : [в 30 т.] / гл. ред. А. М. Прохоров. — 3-е изд. — М. : Советская энциклопедия, 1969—1978.
6. [www.xumuk.ru/spravochnik/257.html Физические свойства серебра на XuMuK.Ru]  (рус.). Дата обращения: 28 июня 2009.
7. [www.xumuk.ru/spravochnik/289.html Физические свойства золота на XuMuK.Ru]  (рус.). Дата обращения: 28 июня 2009.
8. Имеется в виду только подгруппа меди, а не металлы в целом.
9. Химия вокруг нас: благородные металлы  (рус.). Дата обращения: 27 июня 2009. Архивировано 1 марта 2012 года.
10. Химия. Лекции и электронные учебники на Xenoid.Ru  (рус.). Дата обращения: 27 июня 2009. Архивировано 10 февраля 2012 года.
11. Химия d-элементов I группы  (рус.). Архивировано из оригинала 22 февраля 2012 года.
12. Это «классический» способ получения нерастворимых оснований
13. Химия меди  (рус.). Дата обращения: 28 июня 2009. Архивировано 25 февраля 2012 года.
14. Про серебро - свойства серебра  (рус.). Дата обращения: 28 июня 2009. Архивировано из оригинала 22 февраля 2012 года.
15. Функции золота, современные представления о золоте, интересные факты о золоте  (рус.). Дата обращения: 29 июня 2009. Архивировано из оригинала 15 июня 2009 года.

Литература

• Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 17. Переходные элементы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 250—275. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
• Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
• Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л., 1977. — С. 98.

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
• Справочник по общей и неорганической химии. — М.: КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
• Спицын В. И., Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.

Ссылки