Переходные металлы химические свойства

Обновлено: 21.09.2024

Элементы в периодической таблице часто делятся на четыре категории: элементы основной группы, переходные металлы, лантаноиды и актиноиды. В основные элементы группы включают активные металлы в двух колонках по крайней левой части таблицы Менделеева и металлов, полуметаллов и неметаллов в шести колонках на крайней правой. Эти переходные металлы являются металлическими элементами, которые выступают в качестве своего рода моста или перехода между частями сторонами периодической таблицы.

Что это такое

Вам будет интересно: Эвентуальный — это какой?

Из всех групп химических элементов переходные металлы могут быть наиболее сложными для идентификации, потому что существуют различные мнения относительно того, что именно туда должно быть включено. Согласно одному из определений, к ним относят любые вещества с частично заполненной d-электронной подоболочкой (обиталью). Это описание относится к группам с 3-й по 12-ю в периодической таблице, хотя элементы f-блока (лантаноиды и актиноиды, расположенные ниже основной части периодической таблицы) также являются переходными металлами.

Их название связано с именем английского химика Чарльза Бери, который использовал его в 1921 году.

Место в периодической таблице

Переходными являются все металлы рядов, расположенных в группах от IB до VIIIB периодической таблицы:

с 21-го (скандий) по 29-й (медь);
с 39-го (иттрий) по 47-й (серебро);
с 57-го (лантан) до 79-го (золото);
с 89-го (актиний) до 112-й (коперник).

Последняя группа включает лантаноиды и актиноиды(так называемые f-элементы, которые представляют собой их особую группу, все остальные относятся к d-элементам).

Переходные металлы: список

Перечень этих элементов представлен:

скандием;
титаном;
ванадием;
хромом;
марганцем;
железом;
кобальтом;
никелем;
медью;
цинком;
иттрием;
цирконием;
ниобием;
молибденом;
технецием;
рутением;
родием;
палладием;
серебром;
кадмием;
гафнием;
танталом;
вольфрамом;
рением;
осмием;
иридием;
платиной;
золотом;
ртутью;
резерфодием;
дубнием;
сиборгием;
борием;
хассием;
мейтнерием;
дармштадтием;
рентгением;
унунбием.

Группа лантаноидов представлена:

лантаном;
церием;
празеодимом;
неодимом;
прометием;
самарием;
европием;
гадолинием;
тербием;
диспрозием;
гольмием;
эрбием;
тулием;
иттербием;
лютецием.

актинием;
торием;
протактинием;
ураном;
нептунием;
плутонием;
америцием;
кюрием;
берклием;
калифорнием;
эйнштейнием;
фермием;
менделевием;
нобелием;
лоуренсием.

Особенности

В процессе образования соединений атомы металлов могут использоваться как валентные s- и p-электроны, так и d-электроны. Поэтому d-элементы в большинстве случаев характеризуются переменной валентностью, в отличие от элементов главных подгрупп. Это свойство обуславливает их способность к образованию комплексных соединений.

Наличие определенных свойств обуславливает название этих элементов. Все переходные металлы ряда являются твердыми с высокими температурами плавления и кипения. При перемещении слева направо по периодической таблице пять d-орбиталей становятся более заполненными. Их электроны слабо связаны, что способствует высокой электропроводности и податливости переходных элементов. Им свойственна также низкая энергия ионизации (она требуется при удалении электрона от свободного атома).

Химические свойства

Переходные металлы проявляют широкий спектр состояний окисления или положительно заряженных форм. В свою очередь, они позволяют переходным элементам образовывать много различных ионных и частично ионных соединений. Образование комплексов приводит к расщеплению d-орбиталей на два энергетических подуровня, что позволяет многим из них поглощать определенные частоты света. Таким образом, образуются характерные окрашенные растворы и соединения. Эти реакции иногда усиливают относительно низкую растворимость некоторых соединений.

Переходные металлы характеризуются высокой электропроводностью и теплопроводностью. Они податливы. Обычно образуют парамагнитные соединения из-за неспаренных d-электронов. Также им свойственна высокая каталитическая активность.

Следует также отметить, что существует некоторая полемика о классификации элементов на границе между основной группой и элементами переходного металла в правой части таблицы. Этими элементами являются цинк (Zn), кадмий (Cd) и ртуть (Hg).

Проблемы систематизации

Разногласия относительно того, следует ли классифицировать их как относящиеся к основной группе или переходные металлы, свидетельствуют о том, что различия между этими категориями не ясны. Между ними есть определенное сходство: они выглядят как металлы, они податливы и пластичны, они проводят тепло и электричество и образуют положительные ионы. Тот факт, что двумя лучшими проводниками электричества являются переходный металл (медь) и элемент, относящийся к основной группе (алюминий), показывает степень, в которой физические свойства элементов двух этих групп перекрываются.

Сравнительная характеристика

Существуют также различия между основными и переходными металлами. Например, последние являются более электроотрицательными, чем представители основной группы. Поэтому они с большей вероятностью образуют ковалентные соединения.

Другое различие между металлами основной группы и переходными металлами можно увидеть в формулах соединений, которые они образуют. Первые имеют тенденцию образовывать соли (такие как NaCl, Mg 3 N 2 и CaS), в которых достаточно только отрицательных ионов, чтобы уравновесить заряд на положительных ионах. Переходные металлы образуют аналогичные соединения, такие как FeCl3, HgI2 или Cd (OH)2. Однако они чаще, чем металлы основной группы, образуют комплексы, такие как FeCl4- , HgI42- и Cd (ОН)42-, имеющие избыточное количество отрицательных ионов.

Еще одно отличие между основной группой и ионами переходных металлов заключается в легкости, с которой они образуют стабильные соединения с нейтральными молекулами, такими как вода или аммиак.

1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

Медь Cu, цинк Zn, железо Fe и хром Сr относятся к переходным металлам, являются представителями d-элементов. В таблице Менделеева находятся в побочных (Б) подгруппах.

Медь Cu расположена в IБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 1 , в ее случае наблюдается так называемый «проскок электрона». Наиболее устойчивая степень окисления меди равна +2, но встречаются также и соединения, содержащие медь в степени окисления +1. Медь образует оксиды Сu₂О и СuО, которым соответствуют гидроксиды СuОН и Сu(ОН)₂. Оксид и гидроксид меди (I) – Сu₂О и СuОН обладают основными свойствами, в то время как оксид меди (II) СuО и гидроксид меди (II) Cu(ОН)₂ являются амфотерными, с преобладанием основных свойств.

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможно только одна единственная степень окисления равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Химический элемент хром Cr находится в VIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов хрома в основном состоянии 3d 5 4s 1 . Как и в случае с медью, здесь также наблюдается «проскок» электрона. Для хрома кроме нуля возможны три степени окисления: +2, +3 и +6. Повышение степени окисления хрома приводит к возрастанию его кислотных свойств, или, что то же самое, уменьшению основных. Оксид хрома (II) СгО проявляет основные свойства – ему соответствует основание Сг(ОН)₂, оксид хрома (III) Сг₂О₃ обладает амфотерными свойствами – ему соответствует амфотерный гидроксид хрома (III) Сг(ОН)₃, а вот оксид хрома (VI) СгО₃ — типичный кислотный оксид, ему соответствуют сразу две сильных кислоты — хромовая Н₂СгО₄, и дихромовая Н₂Cr₂О₇. Наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения, содержащие хром в степени окисления +2 являются сильными восстановителями, а соединения хрома (VI) — сильными окислителями.

Железо

Железо Fe находится в VІIIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 6 4s 2 . В соединениях железо может проявлять степени окисления равные +2, +3 и +6. Наиболее устойчивой является степень окисления железа +3, соединения, содержащие железо в степени окисления +6 являются крайне сильными окислителями и относительно устойчивы только в сильнощелочных средах. Оксида и гидроксид железа (II) FeО и железа (II) Fe(ОН)₂ обладают основными свойствами; в то время, как оксид железа (III) Fe₂О₃ и гидроксид железа (III) Fe(ОН)₃ проявляют некоторые амфотерные свойства с преобладанием основных.

2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu₂O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH₃)₂]Cl и [Cu(NH₃)₂]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu₂S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее ₂₆Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃ и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄ и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t o => 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t o => 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t o => 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I₂ при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ любой концентрации):

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

2.2.2. Химические свойства металлов IIA группы.

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.

Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO₂):

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me₃N₂.

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C₂ 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me₂Si, с азотом – нитриды (Me₃N₂), фосфором – фосфиды (Me₃P₂):

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N₂O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH₄NO₃):

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы происходит преимущественно до сероводорода:

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

Переходные металлы - характеристика, свойства и строение

В периодической таблице все элементы подразделяются на 4 категории: основная, переходная, лантаноиды и актиноиды. К основным в группе относятся активные металлы в 2 колонках по крайней левой части таблицы Менделеева и металлы, полуметаллы и неметаллы в 6 столбцах крайней правой. Переходные металлы — это металлические элементы, являющиеся своеобразным мостом между сторонами системы. Все они применяются в качестве катализаторов.

Общее понятие

Переходные металлы образуют соединения, в которых проявляют положительные степени окисления. Наиболее заметно различие свойств в IV-VIII подгруппах, где побочные составляют металлы, а главные — неметаллы. Находящиеся в самой таблице символы обозначаются — d, а буквой f — лантаноиды и актиноиды. Самые выраженные из этой категории: Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия указывает на то, что все они в свободном состоянии являются металлами. Внешний номер электронной оболочки совпадает с номером периода.

К самым известным на Земле d-металлам относится железо, следующее сразу после алюминия. Большая часть представлена оксидами или сульфидами. В свободном виде встречается лишь медь. Соединения d-металлов также обнаружены на Луне.

Из всех групп химических элементов переходные достаточно трудно идентифицировать из-за разногласий по поводу того, что именно должно быть в них включено. По одной версии переходными считаются вещества с не полностью заполненной d-электронной подоболочкой.

Переходные металлы расположены в группах от IB до VIIIB с:

21 (скандия) — по (29 медь).
39 (иттрия) — по 47 (серебро).
57 (лантана) — до 79 (золота).
89 (актиния) — до 112 (коперниция).

Последние представлены лантаноидами и актиноидами — f-элементами, входящими в особую группу. Остальные составляют d-элементы.

В соединениях атомы используются как валентные s- и p, так и d-электроны. Исходя из этого, d-элементы обладают переменной валентностью, что не наблюдается в основных подгруппах. По этой причине они могут образовывать комплексные соединения.

Все переходные металлы по структуре твердые, имеют высокую температуру плавления и кипения.

При перемещении слева направо в таблице у 5 d-орбиталей обнаруживается большая заполняемость. Из-за слабой связи электронов увеличивается электропроводность и гибкость.

Всем им присуща низкая энергия ионизации, необходимая при удалении электрона от свободного атома. До сих пор ученые спорят относительно классификации элементов на границе между основной группой и переходными металлами, размещенными в правой части таблицы. Ими являются цинк (Zn), кадмий (Cd) и ртуть (Hg). Внешне они напоминают металлы:

Податливы и пластичны.
Проводят тепло и электричество.
Образуют положительные ионы.

Схожесть физических свойств элементов двух этих групп проявляется в том, что лучше всего электричество проводят переходный металл медь и относящийся к основной группе алюминий. Особенность — элементы основной группы легко образуют стабильные соединения с нейтральными молекулами воды или аммиака.

Значение переходных элементов

В жизнедеятельности человека они выполняют важную функцию. Без них организм не может существовать:

Железо — главный источник гемоглобина.
Цинк — вырабатывает инсулин.
Кобальт — основной компонент витамина В12.
Медь, марганец и молибден — входят в состав ферментов.

Яркие представители — чугун и сталь, используемые в тяжелой промышленности.

В черной металлургии их получают из железной руды. Вначале выплавляется чугун, а затем из него — сталь. Углерода в чугуне больше 1,7%, а в стали — меньше этого значения.

Благодаря добавкам — хрому, марганцу и никелю — стали обретают другие качества. Так, хром повышает прочность и устойчивость к действию кислот. Наиболее употребительные сплавы на основе меди: бронза, латунь и мельхиор. Особенно широкое применение нашли: сталь, чугун и бронза. Велика значимость железа, неслучайно по его содержанию сплавы подразделяются на черные и цветные.

Характеристики железа

Этот элемент представляет наибольший интерес, поскольку составляет важные соединения, среди которых железная кислота и соли. Чаще всего не используется как чистое вещество, а в виде сплавов с углеродом и другими элементами. Взаимодействует с:

Неметаллами — при нагревании, преимущественно в виде порошка.
Кислородом — образование оксидов.
Водой — при большой температуре. При повышенной влажности вступает в реакцию с водяными парами и кислородом, что служит возникновению ржавчины.
Кислотами — с выделением водорода.
Растворами солей — вытесняет менее активные металлы.

Переходные металлы играют огромную роль в жизни людей.

По этой причине их изучение включено в обязательный курс школьной программы. Наиболее подробно о свойствах рассказывается на уроках химии в старших классах при проведении лабораторных работ.

Читайте также: