"Химия", Савинкина Е.В., Логинова Г.П.; под ред. Вахрушева А.А.
Переходные металлы — элементы середины периодической системы, атомы которых имеют незаполненный d-подуровень. Особенности строения помогают им образовывать соединения с разными степенями окисления, поэтому свойства оксидов, гидроксидов и солей одного металла могут различаться. Многие такие соединения окрашены, а некоторые металлы и их вещества ускоряют реакции как катализаторы. Чтобы предсказывать превращения, нужно учитывать активность металла и состав реагентов.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Переходные металлы — элементы d-блока, расположенные в средней части периодической системы; в их атомах или ионах есть незаполненный d-подуровень. К ним относятся, например, железо, медь, хром и марганец. Такое строение помогает понять, почему эти элементы образуют много разных соединений.
Переменная степень окисления — способность элемента проявлять в соединениях разные условные заряды атома. У переходных металлов в образовании связей могут участвовать электроны внешнего s-подуровня и d-подуровня. Поэтому важно устанавливать степень окисления для каждого конкретного вещества, а не запоминать за металлом одно значение.
Окраска соединений переходных металлов — свойство многих, но не всех их соединений иметь заметный цвет. Оттенок зависит от самого металла, его степени окисления и состава вещества. Это позволяет использовать окраску как подсказку при распознавании соединений, но не как единственное доказательство.
Каталитическая активность переходных металлов — способность некоторых металлов и их соединений ускорять химические реакции. Катализатор изменяет путь реакции, но в итоге восстанавливается и не расходуется в общем уравнении. Это свойство применяют в промышленности и устройствах для очистки газов.
В атомах переходных металлов уровни близки по энергии, поэтому в химических превращениях могут участвовать электроны не только внешнего слоя, но и d-подуровня. Потеря разного числа электронов приводит к разным степеням окисления. Например, железо может образовать Fe²⁺ и Fe³⁺, а медь — Cu⁺ и Cu²⁺. Из-за этого у одного элемента возникает множество соединений с неодинаковым составом и свойствами.
Как и другие металлы, переходные элементы способны отдавать электроны и выступать восстановителями. Но насколько легко металл отдаёт электроны, зависит от его положения в ряду активности: железо активнее меди. Поэтому железо реагирует с разбавленными неокисляющими кислотами с выделением водорода: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂. Медь с разбавленной соляной кислотой обычно не реагирует, хотя может взаимодействовать с окислительными кислотами при подходящих условиях.
При нагревании железо реагирует с кислородом, образуя, например, смешанный оксид: 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄. Медь при нагревании на воздухе образует чёрный оксид: 2Cu + O₂ → 2CuO. Более активный металл может вытеснить менее активный из раствора его соли: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. В этом уравнении железо окисляется, а ионы меди восстанавливаются до металлической меди.
Свойства оксидов и гидроксидов связаны со степенью окисления металла. Например, FeO и Fe₂O₃ — разные вещества, поскольку в них железо имеет соответственно степени окисления +2 и +3. Оксиды и гидроксиды низших степеней окисления чаще проявляют основные свойства, а соединения высших степеней окисления могут быть амфотерными или кислотными. Поэтому нельзя по одному соединению делать вывод обо всех веществах этого металла.
Многие соединения переходных металлов окрашены, потому что их ионы взаимодействуют со светом определённых длин волн; цвет зависит от электронного строения и состава вещества. Ионы меди(II) часто придают растворам голубой или сине-зелёный оттенок, а ионы железа(III) — желтоватый. Некоторые металлы, их оксиды и другие соединения ускоряют реакции и используются как катализаторы. Например, соединения ванадия применяют при производстве серной кислоты, а металлы платиновой группы — в автомобильных нейтрализаторах выхлопных газов.
| Характеристика | Железо | Медь | Хром и марганец |
|---|---|---|---|
| Характерные степени окисления | +2, +3 | +1, +2 | Хром: +2, +3, +6; марганец: +2, +4, +7 |
| Реакция с кислородом | При нагревании образует, например, Fe₃O₄ | При нагревании образует CuO | Образуют оксиды разного состава |
| Взаимодействие с кислотами | С разбавленными неокисляющими кислотами выделяет H₂ | С разбавленной HCl обычно не реагирует | Зависит от металла, кислоты и условий |
| Особенности оксидов и гидроксидов | Свойства зависят от степени окисления | CuO — основный оксид | Могут проявлять основные, амфотерные или кислотные свойства |
| Окраска характерных соединений | Соединения Fe²⁺ часто бледно-зелёные, Fe³⁺ — желтоватые | Соединения Cu²⁺ часто голубые или сине-зелёные | Соединения часто ярко окрашены; оттенок зависит от состава |
| Применение и роль катализатора | Железо используют в сплавах; железные катализаторы — в промышленности | Медь применяют в проводах; некоторые соединения участвуют в каталитических процессах | Соединения марганца и хрома применяют в химических процессах; роль зависит от вещества |
Таблица помогает сравнить не только металлы, но и свойства их отдельных соединений. Сопоставляя реакции, учитывай степень окисления и условия, а не только название элемента. Приведённые цвета и примеры характерны для распространённых соединений, но не описывают каждое возможное вещество.
Запишите уравнение реакции железа с раствором сульфата меди(II) и определите, что окисляется и восстанавливается. Сначала сравним металлы по активности: железо активнее меди, поэтому оно вытесняет её из раствора соли. Ион SO₄²⁻ остаётся без изменения, поэтому составляем продукты FeSO₄ и Cu.
Запишем схему: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.
Проверим атомы и группы SO₄: по обе стороны по одному атому Fe, Cu и одной группе SO₄. Коэффициенты равны единице.
Сравним степени окисления: Fe⁰ → Fe²⁺, а Cu²⁺ → Cu⁰. Железо отдаёт электроны и окисляется, ионы меди принимают электроны и восстанавливаются.
Ответ: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Окисляется железо, восстанавливаются ионы меди(II).
Составьте уравнение реакции CuO с H₂SO₄ и назовите продукты. Оксид меди(II) — основный оксид, поэтому применяем общее правило: основной оксид с кислотой образует соль и воду. Ион меди соединится с сульфат-ионом, значит соль имеет формулу CuSO₄.
Запишем формулы реагентов: CuO + H₂SO₄.
Определим продукты: CuSO₄ и H₂O. Получаем схему CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O.
Проверим число атомов: с обеих сторон по одному Cu, одной группе SO₄, двум H и четырём O. Уравнение уже уравнено.
Ответ: CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O. Образуются сульфат меди(II) и вода.
Нужно осуществить цепочку Fe → FeCl₂ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃. Для первого шага подойдёт соляная кислота, для второго — раствор щёлочи. На последнем шаге железо(II) окисляется кислородом воздуха, поэтому осадок Fe(OH)₂ оставляют на воздухе или пропускают через него кислород.
Получаем соль действием кислоты: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂.
Добавляем щёлочь, например NaOH: FeCl₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + 2NaCl. Стрелка вниз обозначает образование осадка.
Окисляем гидроксид железа(II) кислородом воздуха: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃. Степень окисления железа меняется с +2 на +3.
Ответ: уравнения приведены в шагах 1–3; для последнего превращения необходим кислород, например из воздуха.
Ошибка — считать, что переходный металл во всех соединениях имеет одну степень окисления. Так думают, если запоминают элемент без разбора формулы, но у железа, например, встречаются +2 и +3. Проверяй степень окисления по формуле вещества и сумме зарядов: для нейтрального соединения их сумма равна нулю.
Не путай коэффициенты перед формулами с индексами внутри формул. Коэффициент показывает число частиц, а индекс — состав вещества; изменение индекса при уравнивании меняет само вещество. Проверяй себя подсчётом атомов каждого элемента до и после реакции, меняя только коэффициенты.
Нельзя считать, что любой металл одинаково реагирует с любой кислотой. Результат зависит от активности металла и свойств кислоты: например, медь не вытесняет водород из разбавленной соляной кислоты. Перед записью реакции проверь ряд активности и учти, является ли кислота окислительной.
Окраска и каталитическое действие не обязательны для каждого соединения переходного металла. Ошибка возникает, когда отдельный пример переносят на целую группу веществ. Уточняй состав соединения и условия: цвет зависит от конкретного вещества, а катализатором выступают лишь некоторые металлы и их соединения.
Для этой темы понадобятся знания о строении атома и периодической системе, а также умение находить степени окисления. При разборе реакций важно узнавать окисление и восстановление и пользоваться рядом активности металлов. Нужно уметь составлять формулы оксидов, оснований и солей, записывать уравнения взаимодействия металлов, кислот и растворов солей. Эти знания пригодятся при изучении качественных реакций на ионы металлов, окислительно-восстановительных процессов и катализаторов.
Почему один и тот же металл образует соединения с разными степенями окисления?
У переходных металлов электроны внешнего s-подуровня и незаполненного d-подуровня могут участвовать в образовании связей. Поэтому при разных реакциях атом теряет разное число электронов. Например, железо часто имеет степени окисления +2 и +3.
Почему растворы солей переходных металлов часто имеют яркую окраску?
Окраска связана с электронным строением ионов: они могут поглощать часть видимого света, а остальной свет определяет цвет раствора. Оттенок зависит от металла, его степени окисления и состава соединения. При этом не все соли и растворы переходных металлов окрашены.
Как понять, вытеснит ли металл другой металл из раствора его соли?
Сравни металлы в ряду активности: более активный металл обычно вытесняет менее активный из раствора его соли. Например, железо активнее меди, поэтому реагирует с раствором сульфата меди(II). Нужно также учитывать условия реакции и растворимость веществ.
Чем могут различаться оксиды одного и того же переходного металла?
Они могут содержать металл в разных степенях окисления, а потому иметь разный состав и свойства. Например, оксид железа(II) FeO и оксид железа(III) Fe₂O₃ отличаются соотношением атомов и химическим поведением. Оксид с более высокой степенью окисления металла нередко проявляет более выраженные кислотные свойства.
Что делает катализатор и расходуется ли он в реакции?
Катализатор ускоряет реакцию, помогая ей проходить по другому пути с меньшими энергетическими затратами. В ходе реакции он может временно изменяться, но в итоге восстанавливается и не расходуется в общем уравнении. Его применяют, например, в производстве веществ и очистке выхлопных газов.
§ 28. Свойства переходных металлов и их соединений*
