"Химия. Профильный уровень", Габриелян О.С., Лысова Г.Г.
Металлы побочных подгрупп — преимущественно d-элементы, в атомах которых заполняется предпоследний энергетический уровень. Особенности их электронного строения объясняют переменную степень окисления, окраску многих соединений, способность образовывать комплексы и каталитическую активность. Железо, хром, медь и цинк различаются химическими свойствами, поэтому их используют в сплавах, технике и промышленности. Зная строение атома, можно предсказать реакции этих металлов и распознать их ионы.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Металлы побочных подгрупп — металлы, расположенные в побочных подгруппах периодической системы, преимущественно в d-блоке. В отличие от металлов главных подгрупп, у них при заполнении электронных оболочек добавляются электроны на предпоследний уровень. Это понятие помогает связать положение элемента с особенностями его свойств.
Переходные элементы — элементы, у которых заполняется d-подуровень предпоследнего энергетического уровня. Такое заполнение происходит постепенно при переходе по периоду, что и объясняет название «переходные». Термин нужен, чтобы выделить элементы с характерным строением атомов и набором химических свойств.
d-элементы — элементы, в атомах которых заполняется d-подуровень; обозначение указывает на тип орбитали, куда поступают электроны. У многих таких элементов d-электроны могут участвовать в образовании связей и ионов. Поэтому строение d-подуровня важно учитывать, когда объясняют химические свойства и состав соединений.
Переменная степень окисления — способность элемента образовывать соединения, в которых его атомам приписывают разные степени окисления. У переходных металлов этому способствует близость энергий внешних s-электронов и d-электронов. Понятие помогает правильно составлять формулы соединений и уравнения окислительно-восстановительных реакций.
У металлов побочных подгрупп электроны добавляются не на самый внешний уровень, а на d-подуровень предпоследнего уровня. Это связано с порядком заполнения орбиталей: после заполнения внешнего s-подуровня очередные электроны занимают d-орбитали предыдущего уровня. В результате внешний уровень у ряда элементов остаётся похожим, а число d-электронов постепенно меняется. Именно этим объясняются общие черты соседних элементов и различия в их реакционной способности.
Высокая прочность, тепло- и электропроводность металлов связаны с металлической связью. В кристалле положительно заряженные частицы удерживаются общими подвижными электронами, которые могут переносить электрический заряд и энергию. У многих переходных металлов в связи участвуют не только внешние s-, но и d-электроны. Это усиливает взаимодействие частиц и помогает объяснить прочность металлов и сплавов.
Степень окисления бывает переменной, потому что энергии внешних s-электронов и части d-электронов близки. При химических превращениях атом может отдавать или обобществлять разное число электронов, формируя соединения разного состава. Неполностью заполненные d-подуровни некоторых ионов также позволяют им поглощать определённые части видимого света: поэтому многие соединения окрашены. Цвет зависит от конкретного иона и его окружения, а не является одинаковым у всех d-элементов.
Ионы переходных металлов способны связывать молекулы или ионы-лиганды, образуя комплексные частицы; этот процесс называют комплексообразованием. Это возможно благодаря наличию свободных орбиталей и способности иона взаимодействовать с неподелёнными электронными парами лиганда. Каталитическая активность тоже связана с особенностями поверхности и переменной степенью окисления: металл может временно взаимодействовать с реагентами и облегчать превращение, не расходуясь в целом. Поэтому переходные металлы и их соединения используют в промышленных катализаторах.
Различия в электронном строении влияют на химические свойства и применение металлов. Железо образует соединения Fe2+ и Fe3+ и входит в состав стали; хром устойчив к коррозии и применяется в нержавеющих сплавах и покрытиях. Медь хорошо проводит электричество, поэтому востребована в проводниках, а цинк обычно образует Zn2+ и используется для защиты железа от коррозии. Эти примеры показывают, как строение атома связано с практическим выбором металла.
| Признак | Железо | Хром | Медь | Цинк |
|---|---|---|---|---|
| Положение в периодической системе и электронное строение | 4-й период, группа 8; [Ar] 3d⁶ 4s² | 4-й период, группа 6; [Ar] 3d⁵ 4s¹ | 4-й период, группа 11; [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ | 4-й период, группа 12; [Ar] 3d¹⁰ 4s² |
| Характерные степени окисления | +2, +3 | +2, +3, +6 | +1, +2 | обычно +2 |
| Характер оксидов и гидроксидов | Fe(OH)2 — основный; Fe(OH)3 — слабое основание | Cr(OH)3 амфотерен; CrO3 кислотный | CuO, Cu(OH)2 — основные | ZnO и Zn(OH)2 амфотерные |
| Взаимодействие с кислотами и окислителями | С разбавленными кислотами выделяет H2; окисляется до Fe3+ | С кислотами реагирует с образованием солей; концентрированные окислители пассивируют | С разбавленной HCl не реагирует; с окислительными кислотами реагирует | С разбавленными кислотами выделяет H2; растворяется в щёлочи |
| Окраска характерных соединений | Fe2+ — бледно-зелёная; Fe3+ — жёлтая или бурая | Cr3+ — часто зелёная или фиолетовая; CrO4²⁻ — жёлтый | Cu2+ — голубой или синий | Большинство солей Zn2+ бесцветны |
| Основные области применения | Сталь, чугун, конструкции | Нержавеющие сплавы, покрытия | Проводники, сплавы | Оцинковка, сплавы, химические производства |
Таблица позволяет сопоставить строение атомов с типичными степенями окисления, свойствами соединений и практическим применением металлов. При решении задач по реакциям учитывайте условия: например, концентрированные окислительные кислоты могут пассивировать некоторые металлы. Окраска — полезный ориентир, но для уверенного распознавания иона её обычно проверяют качественной реакцией.
Условие. Определить электронные конфигурации атома Fe и иона Fe2+, а также возможные степени окисления железа в соединениях.
По таблице Менделеева находим порядковый номер железа: Z = 26. Значит, у нейтрального атома 26 электронов, а его конфигурация — [Ar] 3d⁶ 4s².
При образовании катиона электроны сначала уходят с внешнего 4s-подуровня, хотя 3d-подуровень заполняется позднее. Поэтому Fe2+ имеет конфигурацию [Ar] 3d⁶.
Железо обычно проявляет степени окисления +2 и +3: вторая возникает при удалении ещё одного электрона. В соединении FeCl2 железо имеет +2, а в FeCl3 — +3.
Ответ. Fe: [Ar] 3d⁶ 4s²; Fe2+: [Ar] 3d⁶; характерные степени окисления — +2 и +3.
Условие. Провести цепочку Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → FeCl3 и указать окислительно-восстановительный процесс.
Железо реагирует с соляной кислотой: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑. Это реакция замещения; железо отдаёт электроны и окисляется до Fe2+.
К раствору FeCl2 добавляем щёлочь: FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2↓ + 2NaCl. Образуется зеленоватый осадок; это реакция обмена, не являющаяся окислительно-восстановительной.
Осадок окисляется кислородом воздуха: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3. Железо меняет степень окисления с +2 на +3, кислород восстанавливается.
Гидроксид нейтрализуют кислотой: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O. Это реакция обмена; степень окисления железа не меняется.
Ответ. Цепочка составлена; окислительно-восстановительное превращение — окисление Fe(OH)2 до Fe(OH)3 кислородом воздуха.
Условие. По реакциям с растворами щёлочи, соляной кислоты и аммиака определить, какие ионы Fe2+, Fe3+, Cu2+ и Zn2+ присутствуют в пробах.
Добавляем немного NaOH. Fe2+ даёт зеленоватый Fe(OH)2, который на воздухе буреет; Fe3+ образует бурый Fe(OH)3, Cu2+ — голубой Cu(OH)2, а Zn2+ — белый Zn(OH)2.
Добавляем избыток щёлочи к белому осадку: Zn(OH)2 растворяется, потому что гидроксид цинка амфотерен. Осадки железа и меди в избытке щёлочи не растворяются.
Проверяем раствор аммиака: Cu(OH)2 растворяется в избытке NH3 с образованием ярко-синего комплексного иона. Zn(OH)2 также может раствориться в избытке аммиака, поэтому сопоставляем результат с пробой на растворение в щёлочи.
При необходимости используем HCl: осадки гидроксидов растворяются, образуя соли. Само по себе это наблюдение не различает все четыре иона, поэтому решающими служат цвет осадка и поведение в избытке реагента.
Ответ. Ион определяют по совокупности наблюдений: Fe2+ — зеленоватый осадок, Fe3+ — бурый, Cu2+ — голубой и ярко-синий комплекс с аммиаком, Zn2+ — белый осадок, растворимый в избытке щёлочи.
Ошибка — считать все металлы побочных подгрупп переходными в одинаковом смысле и ожидать от каждого переменную степень окисления. Обычно так рассуждают по одному только положению элемента в таблице, забывая проверить электронную конфигурацию: у цинка d-подуровень заполнен. Проверяйте конфигурации атома и иона, а также типичные степени окисления конкретного элемента.
При составлении конфигурации иона иногда удаляют d-электроны раньше внешних s-электронов. Путаница возникает потому, что d-подуровень заполняется после s-подуровня, и кажется, будто он должен быть внешним. Сначала находите самый большой номер энергетического уровня: у катионов переходных металлов электроны уходят с внешнего s-подуровня.
Неверно считать, что каждый металл имеет только одну степень окисления. У простых примеров вроде натрия действительно обычно указывают одну, поэтому это правило ошибочно переносят на переходные элементы. Сверяйте заряд иона и формулу соединения; у железа, например, встречаются Fe2+ и Fe3+.
Ещё одна ошибка — смешивать свойства соединений Fe2+ и Fe3+ или считать их окраску неизменной в любых условиях. Ионы различаются степенью окисления, цветом осадков гидроксидов и способностью участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. Проверяйте заряд иона, наблюдайте за цветом осадка и учитывайте, может ли Fe2+ окислиться до Fe3+ на воздухе.
Для этой темы нужны знания о периодическом законе, строении атома, электронных конфигурациях, степени окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Они позволяют вывести свойства металла из его положения и объяснить превращения ионов. При изучении комплексных соединений и качественного анализа пригодятся сведения о комплексообразовании и характерных осадках.
Тема связана с коррозией, металлургией, сплавами и промышленным катализом. Понимание свойств железа и цинка помогает объяснять защиту металлов от ржавления, а свойства хрома и меди — выбор материалов для покрытий и проводников. Переменная степень окисления переходных металлов также важна в органических и биохимических процессах.
Почему металлы побочных подгрупп называют переходными?
При образовании ряда таких элементов постепенно заполняется d-подуровень предпоследнего энергетического уровня. Поэтому они находятся между элементами s- и p-блоков и называются переходными. В строгом смысле к переходным относят элементы с незаполненным d-подуровнем хотя бы в одном атоме или ионе.
Почему у переходных металлов бывает несколько степеней окисления?
Энергии внешних s-электронов и электронов d-подуровня близки. Поэтому в реакциях могут участвовать разное число электронов, и атом образует ионы или соединения с разными степенями окисления. Например, железо часто имеет степени окисления +2 и +3.
Почему растворы солей переходных металлов часто окрашены?
В ионах некоторых переходных металлов d-подуровень заполнен не полностью. Электроны могут поглощать часть видимого света и переходить между энергетическими состояниями, а оставшийся свет придаёт раствору окраску. Цвет зависит от иона, его окружения и состава раствора, поэтому бесцветными бывают не все соединения.
Чем отличаются свойства Fe2+ и Fe3+?
Ионы Fe2+ и Fe3+ имеют разный заряд и электронное строение, поэтому различаются окраской соединений и окислительно-восстановительными свойствами. Fe2+ может окисляться до Fe3+, например кислородом воздуха. При добавлении щёлочи оба иона дают осадки гидроксидов разной окраски: Fe(OH)2 обычно зеленоватый, Fe(OH)3 — бурый.
Почему цинк относят к металлам побочной подгруппы, хотя он не проявляет ярко выраженной переменной степени окисления?
Цинк расположен в d-блоке и относится к металлам побочной подгруппы. Однако в атоме Zn d-подуровень заполнен, а при образовании Zn2+ удаляются внешние 4s-электроны, и конфигурация d¹⁰ сохраняется. Поэтому цинк обычно проявляет степень окисления +2 и не показывает типичного для многих переходных металлов разнообразия степеней окисления.
§ 23. Металлы побочных подгрупп
