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
H 2 MnO 4	Сильная кислота
HMnO 4	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	t пл , °C	t кип , °C
29	Медь Cu	[Ar] 3d 10 4s 1	0, +1, +2	8,96	1083	2543
47	Серебро Ag	[Kr] 4d 10 5s 1	0, +1, +3	10,5	960,8	2167
79	Золото Au	[Xe] 4f 14 5d 10 6s 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

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)

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)

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 Cu ²⁺ , либо в Cu ⁰ . Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu ₂ S и комплексы типа ${\displaystyle [Cu(NH_{3})_{2}]^{+}}$ .

Серебро

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 AgNO ₃ , который используют как реактив для качественного определения ионов Cl ⁻ , Br ⁻ , I ⁻ :

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

При добавлении к раствору AgNO ₃ раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag ₂ O:

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

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

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

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 – это 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
• Металлы
• Щелочные металлы
• Щёлочноземельные металлы

Примечания

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