Презентация на тему "Металлы побочных подгрупп"

В периодической системе d-элементы или переходные металлы расположены в побочных подгруппах (или В подгруппах) всех восьми групп.

Это элементы, которые при образовании соединений имеют незаполненную d- орбиталь.

Под определение не подпадают скандий ( 3d 0 в соединениях) и цинк (3 d 10 в соединениях ) ; медь же входит в группу указанных соединений, если имеет в них конфигурацию 3 d 9 .

Принято, однако, относить эти металлы к d- металлам на основании химического сходства их соединений.

Общую электронную формулу валентного слоя

d-элементов можно выразить формулой:

ns 2 (n-1)d 1-10

В периоде слева направо происходит некоторое уменьшение атомного радиуса элементов. Это обусловлено эффектом « d -сжатия», вызванного постепенным увеличением заряда ядер и усилением кулоновского притяжения электронов к ядру.

В подгруппах сверху вниз (кроме IIIB группы ) атомный радиус несколько уменьшается или остается практически неизменным за счет сокращения размеров внутренних f -орбиталей («лантаноидное сжатие»). При этом химическая активность металлов уменьшается, что отличает их от металлов главных подгрупп.

У элементов III В группы атомные радиусы возрастают , химическая активность увеличивается, благодаря чему они проявляют большее сходство с элементами главных подгрупп, чем побочных. По реакционной способности элементы подгруппы скандия уступают лишь щелочным и щелочноземельным металлам.

В периодах слева направо металлические свойства уменьшаются.

Минимальные восстановительные свойства проявляют тяжелые металлы VIIIB и IB – групп. За свою инертность они названы благородными.

В химических реакциях электроны d-орбиталей участвуют после того, как оказываются использованными s-электроны внешнего энергетического уровня.

В образовании связей могут участвовать все или только часть d-электронов предпоследнего энергетического уровня, поэтому образуются соединения с различной валентностью или степенью окисления (кроме d-элементов II и III групп).

Например, характерными для элементов VIII В группы являются следующие степени окисления (в скобках – наиболее устойчивые):

Fe Co Ni семейство железа

+2,(+3),+6 +2,(+3) +2,(+3)

Ru Rh Pd легкие платиновые металлы

+3,(+4),+6,+8 (+3),+4 (+2),(+4)

О s Ir Pt тяжелые платиновые металлы

+4,(+6),+8 +3,(+4) +2,(+4),+6

Таким образом,

особенностями электронного строения d-элементов обусловлены и их свойства:

а) большое разнообразие проявляемых валентностей и степеней окисления;

б) способность образовывать различные комплексные соединения;

в) каталитическая активность.

Физические свойства d- металлов

Физические свойства переходных металлов зависят от электронного строения, от числа неспаренных d-электронов, которые могут участвовать в образовании связей.

• Металлы, у которых по 3–4 неспаренных d-электрона (VВ и VIВ группы), имеют максимальную температуру плавления и кипения.

• Переходные металлы, имеющие на внешнем s-подуровне один электрон , как правило, имеют более высокую электрическую проводимость (Cr, Мo и особенно Cu, Ag, Au).

• Элементы III-В группы, имеющие всего один d-электрон , по своим свойствам близки к соседним щелочноземельным металлом,
• а металлы II-В группы с полностью заполненным d-подуровнем близки по свойствам к соседним р-элементам.

Химические свойства d -металлов

Все d-элементы являются восстановителями. Восстановительная способность в растворах в пределах периода уменьшается.

Наиболее сильными восстановителями являются металлы IIIВ группы.

У большинства d-элементов образуются защитные оксидные пленки , вызывающие их пассивацию и предохраняющие их от коррозии. Наиболее склонны к пассивации металлы IVВ–VIВ групп.

Элементы IIIВ и IIВ групп (кроме ртути) легко взаимодействуют с разбавленными кислотами, а лантан взаимодействует и с водой.

Не взаимодействуют с разбавленными кислотами металлы IВ группы, ртуть и платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сравнение некоторых свойств металлов

Характе-ристика

s -металлы

Физические свойства

р-металлы

Реакция с водой

Мягкие, легкоплавкие

d- металлы

Более твердые и тугоплавкие, чем

s -металлы

Реагируют бурно

Реакция с неметаллами

Еще более твердые и тугоплавкие, чем

р-металлы

Реагируют медленно с холодной водой

Реагируют бурно

Реакция с водородом

Связь

Реагируют не так активно, как s -металлы

Образуют ионные гидриды

Свойства ионов

Не образуют гидридов

Обычно ионная

Как правило ковалентная или комплексные ионы

Некоторые образуют гидриды

Образуют простые ионы

Комплексные ионы

Простые ионы с заполненной d- оболочкой. Легко образуют комплексные ионы

Бесцветные

Степень окисления

Некоторые образуют простые ионы, чаще – разнообразные комплексные ионы

Бесцветные

Ст. ок. равна номеру группы

Часто ярко окрашенные

Ст. ок. равна номеру группы N или N -2

Разная, отличающаяся на 1, обычная +2 или +3

Строение и свойства соединений d -элементов зависят от степени окисления металла

Степень окисления элемента

Низшая

+1,+2

Свойства соединений

Основные,

восстановительные

Промежуточная

+3,+4

Тип связи

Примеры

Высшая

+4,+5,+6,+7,+8

Амфотерные, окислительно-восстановительные

Ионный

Mo 2+ , V 2+ , Mn 2+ , Cu + , Fe 2+

Кислотные,

окислительные

Ковалентно-полярный

Преимущественно ковалентный

Mo 3+ , Mn 4+ , Cr 3+ , Fe 3+

Mo 6+ , V 5+ , Mn 7+ , Cr 6+

Оксиды и гидроксиды d -элементов

Переходные металлы реагируют с кислородом, образуя оксиды ( искл . Ag, Au) . Почти все они нерастворимы в воде, черного или иного цвета. Обладают заметной ковалентностью связей.

Оксид железа ( II )  FeO, 

магнитный железняк (магнетит)  Fe 3 O 4  

и красный железняк (гематит)  Fe 2 O 3   (в чашке).  

Оксид хрома С r 2 O 3  

Гидроксиды переходных металлов получают добавлением щелочей к растворам, содержащим соответствующие ионы металла. Цвет образующегося осадка часто используют для идентификации присутствующего металла. Все осадки гелеобразны вследствие гидратации и обладают основными свойствами. Некоторые амфотерны, а некоторые образуют растворимые комплексы с аммиаком:

Осадок

Цвет

Реакция

Cr(OH) 3

с NaOH (водн.)

зеленый

Mn(OH) 2

с NH 3 (водн.)

бежевый

CrO 3 3-

Fe(OH) 2

Fe(OH) 3

-

-

зеленый

ржавый

-

-

Co(OH) 2

-

Ni(OH) 2

-

розовый

зеленый

-

[Co(OH) 4 ] 2-

Cu(OH) 2

[Co(NH 3 ) 6 ] 2+

-

голубой

Zn(OH) 2

[Ni(NH 3 ) 4 ] 2+

бесцветный

-

[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+

[Zn(OH) 4 ] 2-

[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+

Свойства соединений d -элементов

Свойства соединений d -элементов

С ростом степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующих соединений усиливаются:

MoO

M о 2 O 3

MnO

MoO 3

MnO 2

Основные

свойства

Амфотерные

свойства

MnO 3

Mn 2 O 7

Кислотные

свойства

В пределах одной подгруппы для гидроксидов и оксидов

d -элементов в одинаковой степени окисления характерно

увеличение основных свойств:

Группа III В

Sc(OH) 3

Слабое

основание

Y(OH) 3

La(OH) 3

Сильное

основание

В периоде кислотные свойства гидроксидов в высшей степени окисления металла усиливаются:

Ti(OH) 4 – HVO 3 – H 2 CrO 4 – HMnO 4 – H 2 FeO 4