Переходные металлы

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: $~(n-1)d^{x}ns^{y}$. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на $~(n-1)d$-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] 3d104s1	0, +1, +2	8,96	1083	2543
47	Серебро Ag	[Kr] 4d105s1	0, +1, +3	10,5	960,8	2167
79	Золото Au	[Xe] 4f145d106s1	0, +1, +3	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 $~(n-1)d$-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

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):

$\mathrm{Cu + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ CuSO_4 + \ SO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{Cu + 4 \ HNO_3 \longrightarrow \ Cu(NO_3)_2 + 2 \ NO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{3 \ Cu + 8 \ HNO_3 \longrightarrow 3 \ Cu(NO_3)_2 + 2 \ NO \uparrow + 4 \ H_2O}$

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 основной 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)

Оксид меди(II) в порошкообразной форме

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

$\mathrm{CuO + \ CO \longrightarrow \ Cu + \ CO_2 \uparrow}$

$\mathrm{CuO + \ H_2 \longrightarrow \ Cu + \ H_2O}$

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы $~[Cu(H_2O)_6]^{2+}$.

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

$\mathrm{2 \ CuSO_4 + 2 \ Na_2CO_3 + \ H_2O \longrightarrow \ (CuOH)_2CO_3 \downarrow + 2 \ Na_2SO_4 + \ CO_2 \uparrow}$

Гидроксид меди(II)

Свежеосаждённый гидроксид меди(II)

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

$\mathrm{CuSO_4 + 2 \ NaOH \longrightarrow \ Cu(OH)_2 \downarrow + \ Na_2SO_4}$

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

$\mathrm{Cu(OH)_2 \longrightarrow \ CuO + \ H_2O}$

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

$\mathrm{Cu(OH)_2 + 4 \ NH_3 \longrightarrow \ [Cu(NH_3)_4](OH)_2}$

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 $~[Cu(NH_3)_2]^+$.

Серебро

Металлическое серебро в стеклянной пробирке

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

$\mathrm{2 \ Ag + \ H_2S \longrightarrow \ Ag_2S + \ H_2 \uparrow}$

Серебро растворяется в кислотах-окислителях:

$\mathrm{2 \ Ag + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ Ag_2SO_4 + \ SO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{Ag + 2 \ HNO_3 \longrightarrow \ AgNO_3 + \ NO_2 \uparrow + \ H_2O}$

$\mathrm{3 \ Ag + 4 \ HNO_3 \longrightarrow 3 \ AgNO_3 + \ NO \uparrow + 2 \ H_2O}$

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⁻:

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

При добавлении к раствору AgNO₃ раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

$\mathrm{2 \ AgNO_3 + 2 \ NaOH \longrightarrow \ Ag_2O \downarrow + 2 \ NaNO_3 + \ H_2O}$

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

$\mathrm{AgCl + 2 \ NH_3 \longrightarrow \ [Ag(NH_3)_2]Cl}$

$\mathrm{Ag_2O + 4 \ NH_3 + \ H_2O \longrightarrow 2 \ [Ag(NH_3)_2]OH}$

$\mathrm{AgBr + 2 \ Na_2S_2O_3 \longrightarrow \ Na_3[Ag(S_2O_3)_2] + \ NaBr}$

Золото

Золотой самородок

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:

$\mathrm{2 \ Au + 3 \ Cl_2 \longrightarrow 2 \ AuCl_3}$

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

$\mathrm{Au + \ HNO_3 + 4 \ HCl \longrightarrow \ H[AuCl_4] + \ NO \uparrow + 2 \ H_2O}$

Платиновые металлы

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).

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• 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.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
• Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л., 1977. — С. 98.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.

См. также

• Благородные металлы
• Металлы
• Щелочные металлы
• Щёлочноземельные металлы