Характеристика переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные.

В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной.

Cr²⁴ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

Для атома хрома электроно-графическая формула выглядит так:

Это явление называется проскок (провал) электрона.

В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Cu²⁹ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

d-элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

d-элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Химические свойства. Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Хром — твердый голубовато-белый металл. При высоких температурах горит в кислороде с образованием Сr₂О₃, реагирует с парами воды

2Сr + 3Н₂O D Сr₂О₃ + 3Н₂#

и с галогенами, образуя галогениды состава СrГ₃. Хром (так же, как алюминий) пассивируется холодными концентрированными Н₂SО₄ и НNО₃. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:

2Сr + 6Н₂SО_4(конц) = Сr₂(SО₄)₃ + 3SО₂↑ + 6Н₂О,

Сr + 6НNО_3(конц) = Сr(NО₃)₃ + 3NO₂↑ + 3Н₂О.

При обычной температуре хром растворяется в разбавленных кислотах (НСl, Н₂SО₄) с выделением водорода, образуя соли Сr²⁺. Обрабатывая их растворы щелочами, получают желтый осадок гидроксида хрома (II):

СrСl₂ + 2 NaОН = Сr(ОН)₂↓ + 2 NaСl.

Соли Cr³⁺ сходны с аналогичными солями алюминия. При действии щелочей на соли Сr³⁺ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

Сr₂(SО₄)₃ + 6 NaОН = 2 Сr(ОН)₃↓ + 3 Na₂SО₄,

обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в кислотах с образованием солей хрома (III)

2 Сr(ОН)₃ + 3 Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 6 Н₂О,

так и в щелочах с образованием комплексной соли

Сr(ОН)₃ + 3КОН = К₃[Cr(ОН)₆].

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления +6 хромат калия К₂СrО₄ и дихромат калия К₂Сr₂О₇.

В кислой среде ион CrO₄^2- превращается в ион Сr₂О₇^2-. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

Железо

На воздухе в присутствии влаги ржавеет:

4Fе + 3O₂ + 6Н₂О = 4Fе(ОН)₃.

С галогенами оно образует галогениды железа (III)

2Fе + 3Вr₂ = 2FеВr₃,

а взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислотами соли железа(II), так как катион водорода Н⁺ является слабым окислителем:

Fе + Н₂SО₄ = FеSО₄ + Н₂↑.

Концентрированные (НNО₃, Н₂SО₄) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

2Fе + 6Н₂SО_4(конц) = Fе₂(SО₄)₃ + 3SО₂↑ + 6Н₂О,

Fе + 6НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ + 3NО₂↑ + 3Н₂О.

Медь – довольно мягкий металл красно-желтого цвета, обладающий наименьшей активностью среди рассмотренных выше переходных металлов, которые вытесняют ее из растворов солей. Медь не реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами и растворяется только в кислотах – окислителях:

Сu + 2 Н₂SО_4(конц) = СuSО₄ + SО₂↑ + 2 Н₂О,

Сu + 4 НNO_3(конц) = Сu(NО₃)₂ + 2 NО₂↑ + 2 Н₂О,

3 Cu + 8 НNО_3(разб) = 3 Сu(NO₃)₂ + 2 NO↑ + 4 Н₂О.

Известны соединения меди со степенями окисления +1 и +2, из которых +2 более устойчива.

Ионы Сu²⁺ в водном растворе существуют в виде комплексов гексааквамеди (II) [Сu(Н₂О)₆]²⁺, придающих раствору сине-голубую окраску.

Основная соль меди – медный купорос CuSO₄^.5H₂O голубого цвета, но при прокаливании теряет воду и становится белого цвета, т.е. окраску раствору придает комплексный ион. Более точное строение медного купороса [Cu(H₂O)₄]SO₄ H₂O.

Цинк амфотерный металл. Валентные электроны атома цинка 4s²3d¹⁰. Так как все d-орбитали у цинка заполнены электронами, все его соли бесцветны. Это объясняется теорией кристаллического поля лигандов. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2.

Взаимодействует с кислотами:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂#

Zn + H₂SO_4(разб) = ZnSO₄ + H₂#

Zn + 2H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

4Zn+10HNO_3(разб)=4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O.

Zn + 4HNO_3(конц) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Взаимодействует со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂#

Zn + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂#

1.2.4. Общая характеристика неметаллов IVА – VIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Неметаллы – это химические элементы, для атомов которых характерна способность, принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое 4-х и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов (по периоду слева направо атомные радиусы уменьшаются).

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием диагонали B-At.

Период IIIA IVA VA VIA VIIA   B C N O F     Si Р S Cl       As Se Br         Te I           At

Неметаллов всего 22: к 15 представленных в таблице еще относятся водород (Н) и 6 инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn).

Для неметаллов характерны высокие значения электроотрицательности, она изменяется в пределах от 2 до 4. неметаллы – это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение составляет водород – s-элемент.

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем порядке:

Все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства (способность отдавать электроны). Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: