d-Elemente und ihre Verbindungen haben eine Reihe charakteristischer Eigenschaften: variable Oxidationsstufen; Fähigkeit, komplexe Ionen zu bilden; Bildung farbiger Verbindungen.
Zink ist kein Übergangselement. Aufgrund seiner physikalischen und chemischen Eigenschaften kann es nicht als Übergangsmetall eingestuft werden. Insbesondere weist es in seinen Verbindungen nur eine Oxidationsstufe auf und zeigt keine katalytische Aktivität.
d-Elemente weisen im Vergleich zu Elementen der Hauptuntergruppen einige Merkmale auf.
1. In d-Elementen ist nur ein kleiner Teil der Valenzelektronen im gesamten Kristall verteilt (während in Alkali- und Erdalkalimetallen die Valenzelektronen vollständig der kollektiven Nutzung überlassen werden). Die verbleibenden d-Elektronen sind an der Bildung gerichteter kovalenter Bindungen zwischen benachbarten Atomen beteiligt. Somit besitzen diese Elemente im kristallinen Zustand keine rein metallische Bindung, sondern eine kovalent-metallische Bindung. Daher sind sie alle harte (außer Hg) und feuerfeste (außer Zn, Cd) Metalle.
Die feuerfeststen Metalle sind die Metalle der VB- und VIB-Untergruppe. In ihnen ist die Hälfte des d-Subniveaus mit Elektronen gefüllt und es wird die maximal mögliche Anzahl ungepaarter Elektronen und damit die größte Anzahl kovalenter Bindungen realisiert. Eine weitere Füllung führt zu einer Verringerung der Anzahl kovalenter Bindungen und einem Abfall der Schmelztemperaturen.
2. Aufgrund der ungefüllten d-Schalen und des Vorhandenseins ungefüllter ns- und np-Niveaus, deren Energie nahe beieinander liegt, neigen d-Elemente zur Komplexbildung; ihre komplexen Verbindungen sind meist farbig und paramagnetisch.
3. D-Elemente bilden häufiger als Elemente der Hauptuntergruppen Verbindungen variabler Zusammensetzung (Oxide, Hydride, Carbide, Silizide, Nitride, Boride). Darüber hinaus bilden sie untereinander und mit anderen Metallen Legierungen sowie intermetallische Verbindungen.
4. D-Elemente zeichnen sich durch eine große Menge an Valenzzuständen (Tabelle 8.10) und infolgedessen durch Änderungen der Säure-Base- und Redoxeigenschaften über einen weiten Bereich aus.
Da sich einige der Valenzelektronen in s-Orbitalen befinden, sind die niedrigsten Oxidationsstufen, die sie aufweisen, normalerweise gleich zwei. Die Ausnahme bilden die Elemente, deren Ionen E +3 und E + stabile Konfigurationen d 0, d 5 und d 10 haben: Sc 3+, Fe 3+, Cr +, Cu +, Ag +, Au +.
Verbindungen, in denen d-Elemente in der niedrigsten Oxidationsstufe vorliegen, bilden Kristalle vom ionischen Typ chemische Reaktionen weisen grundlegende Eigenschaften auf und sind in der Regel Reduktionsmittel.
Die Stabilität von Verbindungen, in denen d-Elemente in der höchsten Oxidationsstufe (gleich der Gruppenzahl) vorliegen, nimmt innerhalb jeder Übergangsreihe von links nach rechts zu und erreicht ein Maximum für 3d-Elemente in Mn sowie in der zweiten und dritten Übergangsreihe in Ru bzw. Os. Innerhalb einer Untergruppe nimmt die Stabilität von Verbindungen der höchsten Oxidationsstufe in der Reihe 5d > 4d > 3d ab, was sich beispielsweise an der Art der Änderung der Gibbs-Energie (isobar-isothermisches Potential) von Verbindungen des gleichen Typs zeigt :
Dieses Phänomen ist darauf zurückzuführen, dass mit zunehmender Hauptquantenzahl innerhalb einer Untergruppe die Differenz zwischen den Energien der (n – 1)d- und ns-Unterebenen abnimmt. Diese Verbindungen zeichnen sich durch kovalent polare Bindungen aus. Sie sind saurer Natur und Oxidationsmittel (CrO 3 und K 2 CrO 4, Mn 2 O 7 und KMnO 4).
Verbindungen, in denen sich d-Elektronen in mittleren Oxidationsstufen befinden, weisen amphotere Eigenschaften und Redoxdualität auf.
5. Die Ähnlichkeit von d-Elementen mit den Elementen der Hauptuntergruppen E(0) kommt in den Elementen der dritten Gruppe ns 2 np 1 und (n – 1)d 1 ns 2 vollständig zum Ausdruck. Mit zunehmender Gruppenzahl nimmt sie ab; Elemente der Untergruppe VIIIA sind Gase, VIIIB sind Metalle. In der ersten Gruppe zeigt sich wiederum eine entfernte Ähnlichkeit (alle Elemente sind Metalle) und die Elemente der Untergruppe IB sind gute Leiter; Diese Ähnlichkeit wird in der zweiten Gruppe verstärkt, da die d-Elemente Zn, Cd und Hg nicht an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.
6. d-Elemente IIIB–VIIB von Untergruppen in höheren Oxidationsstufen ähneln in ihren Eigenschaften den entsprechenden p-Elementen. Somit sind Mn (VII) und Cl (VII) in höheren Oxidationsstufen elektronische Analoga. Die Ähnlichkeit elektronischer Konfigurationen (s 2 S. 6) führt zu ähnlichen Eigenschaften von Verbindungen des siebenwertigen Mangans und Chlors. Mn 2 O 7 und Cl 2 O 7 sind unter normalen Bedingungen instabile Flüssigkeiten, bei denen es sich um Anhydride starker Säuren handelt allgemeine Formel NEO 4. In niedrigeren Oxidationsstufen haben Mangan und Chlor unterschiedliche elektronische Struktur, was zu einem starken Unterschied in den Eigenschaften ihrer Verbindungen führt. Beispielsweise ist das niedere Chloroxid Cl 2 O (s 2 p 4) eine gasförmige Substanz, bei der es sich um hypochloriges Säureanhydrid (HClO) handelt, während das niedere Manganoxid MnO (d 5) ein Feststoff ist kristalline Substanz Grundcharakter.
7. Wie bekannt ist, wird die Reduktionsfähigkeit eines Metalls nicht nur durch seine Ionisierungsenergie (M – ne – → M n + ; +∆H Ionisierung) bestimmt, sondern auch durch die Hydratationsenthalpie des gebildeten Kations (M n). + + mH 2 O → M n + mH 2 O; –∆H hydr). Die Ionisierungsenergien von d-Elementen sind im Vergleich zu anderen Metallen hoch, werden jedoch durch die großen Hydratationsenthalpien ihrer Ionen ausgeglichen. Infolgedessen sind die Elektrodenpotentiale der meisten d-Elemente negativ.
Mit zunehmendem Z nehmen die reduzierenden Eigenschaften von Metallen ab und erreichen ein Minimum für Elemente der Gruppe IB. Schwermetalle Die Gruppen VIIIB und IV werden aufgrund ihrer Trägheit als edel bezeichnet.
Die Redoxtendenzen von Verbindungen der d-Elemente werden durch Änderungen in der Stabilität höherer und niedrigerer Oxidationsstufen in Abhängigkeit von ihrer Position im Periodensystem bestimmt. Verbindungen mit der maximalen Oxidationsstufe eines Elements weisen ausschließlich auf oxidierende Eigenschaften und von unten - restaurativ. Mn(OH) 2 wird an der Luft leicht oxidiert Mn(OH) 2 + 1/2O 2 = MnO 2 + H 2 O. Mn(IV)-Verbindungen werden leicht zu Mn (II) reduziert: MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, wird aber durch starke Oxidationsmittel zu Mn (VII) oxidiert. Das Permanganation MnO 4 kann nur ein Oxidationsmittel sein.
Da für d-Elemente innerhalb einer Untergruppe die Stabilität höherer Oxidationsstufen von oben nach unten zunimmt, nehmen die Oxidationseigenschaften von Verbindungen der höchsten Oxidationsstufen stark ab. Somit sind Verbindungen von Chrom (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) und Mangan (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) starke Oxidationsmittel und WO 3, Re 2 O 7 und Salze ihrer entsprechenden Säuren (H 2 WO 4, HReO 4) lassen sich nur schwer reduzieren.
8. Die Säure-Base-Eigenschaften von d-Element-Hydroxiden werden von denselben Faktoren (Ionenradius und Ionenladung) beeinflusst wie die p-Element-Hydroxide.
Hydroxide niedrigerer Oxidationsstufen der d-Elemente weisen üblicherweise basische Eigenschaften auf, während Hydroxide höherer Oxidationsstufen saure Eigenschaften aufweisen. In mittleren Oxidationsstufen sind Hydroxide amphoter. Die Änderung der Säure-Base-Eigenschaften von Hydroxiden mit einer Änderung des Oxidationsgrades ist bei Manganverbindungen besonders ausgeprägt. In der Reihe Mn(OH) 2 – Mn(OH) 3 – Mn(OH) 4 – H 2 MnO 4 – HMnO 4 variieren die Eigenschaften von Hydroxiden von der schwachen Base Mn(OH) 2 bis zum amphoteren Mn(OH) 3 und Mn(OH) 4 k starke Säuren H 2 MnO 4 und HMnO 4 .
Innerhalb einer Untergruppe zeichnen sich Hydroxide von D-Elementen gleicher Oxidationsstufe durch eine Zunahme der Grundeigenschaften bei der Bewegung von oben nach unten aus. Beispielsweise ist in Gruppe IIIB Sc(OH) 3 eine schwache Base und La(OH) 3 eine starke Base. Elemente IVB-Gruppen Ti, Zn, Hf bilden amphotere Hydroxide E(OH) 4, ihre sauren Eigenschaften werden jedoch beim Übergang von Ti zu Hf schwächer.
9. Eine Besonderheit von Übergangselementen ist die Bildung von Phasen variabler Zusammensetzung. Dabei handelt es sich zum einen um interstitielle und substitutionelle Mischkristalle und zum anderen um Verbindungen variabler Zusammensetzung. Feste Lösungen werden durch Elemente mit ähnlicher Elektronegativität gebildet, Atomradien und identische Kristallgitter. Je unterschiedlicher die Elemente in ihrer Natur sind, desto schlechter sind sie ineinander löslich und desto eher neigen sie zur Bildung chemischer Verbindungen. Solche Verbindungen können sowohl eine konstante als auch eine variable Zusammensetzung haben. Im Gegensatz zu festen Lösungen, in denen das Gitter einer der Komponenten erhalten bleibt, zeichnen sich Verbindungen durch die Bildung aus neuer Kühlergrill und neu chemische Bindungen. Mit anderen Worten: zu chemische Verbindungen umfassen nur solche Phasen variabler Zusammensetzung, die sich in Struktur und Eigenschaften stark von den ursprünglichen unterscheiden.
Verbindungen variabler Zusammensetzung zeichnen sich durch folgende Merkmale aus:
a) Die Zusammensetzung dieser Verbindungen hängt von der Herstellungsmethode ab. So haben Titanoxide je nach Synthesebedingungen die Zusammensetzung TiO 1,2–1,5 und TiO 1,9–2,0; Titan- und Vanadiumkarbide – TiC 0,6–1,0 und VС 0,58–1,09, Titannitrid TiN 0,45–1,00.
b) Die Verbindungen behalten ihre Gültigkeit Kristallgitter mit erheblichen Schwankungen in der quantitativen Zusammensetzung, das heißt, sie weisen ein breites Spektrum an Homogenität auf. Somit behält TiC 0,6–1,0, wie aus der Formel hervorgeht, das Titancarbid-Gitter mit einem Mangel an bis zu 40 % Kohlenstoffatomen darin.
c) Die Art der Bindung in solchen Verbindungen wird durch den Füllungsgrad der d-Orbitale des Metalls bestimmt. Elektronen des eingeführten Nichtmetalls besetzen freie d-Orbitale, was zu einer erhöhten Kovalenz von Bindungen führt. Deshalb ist der Anteil metallischer Bindungen in den Verbindungen der Ausgangselemente der d-Reihe (IV–V-Gruppen) reduziert.
Verfügbarkeit kovalente Bindung Sie werden durch große positive Bildungsenthalpien der Verbindungen, eine höhere Härte und einen höheren Schmelzpunkt sowie eine geringere elektrische Leitfähigkeit im Vergleich zu den Metallen, die sie bilden, bestätigt.
Kupfer ist ein Element der elften Gruppe der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew mit der Ordnungszahl 29. Es wird mit dem Symbol Cu (lat. Cuprum) bezeichnet. Der einfache Stoff Kupfer (CAS-Nummer: 7440-50-8) ist ein plastisches Übergangsmetall von goldrosa Farbe (rosa, wenn kein Oxidfilm vorhanden ist). Es wird seit langem von Menschen häufig verwendet.
Die langen Perioden des Mendelejew-Systems, einschließlich der sogenannten Schaltdekaden, enthalten jeweils zehn Elemente, bei denen die Anzahl der Elektronen in der Außenhülle gleich zwei (zwei -Elektronen) ist und die sich nur in der Anzahl der -Elektronen unterscheiden In Zweiter draußen Hülse. Solche Elemente sind beispielsweise die Elemente Scandium bis Zink oder Yttrium bis Cadmium.
Die zweite Schale von außen spielt bei der Ausprägung chemischer Eigenschaften eine geringere Rolle als die Außenschale, da die Verbindung zwischen den Elektronen der Außenschale und dem Kern schwächer ist als in Zweiter draußen. Daher unterscheiden sich Elemente, bei denen die äußeren Schalen der Atome identisch aufgebaut sind und nur die zweiten äußeren Schalen unterschiedlich sind, deutlich weniger voneinander chemische Eigenschaften als Elemente mit unterschiedlichen Strukturen der Außenhüllen. Somit sind alle Elemente der Zwischendekaden, die zusammen die sogenannten sekundären Untergruppen der acht Hauptgruppen des Mendelejew-Systems bilden, Metalle, die alle durch variable Wertigkeit gekennzeichnet sind. IN sechste Periode Periodensystem, zusätzlich zum eingefügten Jahrzehnt gibt es nach Lanthan noch 14 weitere Elemente, bei denen sich der Unterschied in der Struktur der Elektronenschalen nur in der dritten äußeren Elektronenschale manifestiert (die Auffüllung von /-Plätzen in der vierten Schale erfolgt in Gegenwart). der gefüllten Plätze. Diese Elemente (Lanthanide) auf -23
Als Ergebnis von Experimenten zur Bestimmung der Ladungen von Atomkernen wurde im 4. Jahr die Gesamtzahl ermittelt bekannte Elemente- von Wasserstoff (Z = 1) bis Uran (Z = 92) - betrug 86. Sechs Elemente mit den Ordnungszahlen = 43, 61, 72, 75, 85, 87 fehlten jedoch im System Es ist bereits klar, dass es in der ersten Periode des Mendelejew-Systems zwei Elemente geben sollte – Wasserstoff und Helium, in der 2. und dritten – jeweils acht Elemente, in der vierten und fünften – jeweils achtzehn, in der sechsten – zweiunddreißig Elemente.13
Bevor die Struktur der sechsten Periode des Mendelejew-Systems geklärt war, wurde nach Element Nr. 72 gesucht Seltenerdelemente, und sogar einzelne Wissenschaftler haben bereits die Entdeckung dieses Elements angekündigt. Als es klar wurde, dass sechste Periode des Periodensystems enthält 32 Elemente, davon 14 Seltene Erden, dann wies N. Bohr darauf hin, dass Element Nr. 72 bereits hinter den Seltenen Erden in der vierten Gruppe liegt und, wie Mendelejew erwartet hatte, ein Analogon von Zirkonium ist.
In ähnlicher Weise wies Bohr darauf hin, dass Element Nr. 75 zur Gruppe sieben gehört und Mendeleevs vorhergesagtes Analogon von Mangan ist. Tatsächlich wurde in 3 das Element Nr. 72, Hafnium genannt, in Zirkonerzen entdeckt, und es stellte sich heraus, dass alles, was zuvor Zirkonium genannt wurde, im Wesentlichen eine Mischung aus Zirkonium und Hafnium war.
Im selben Jahr 3 wurde in verschiedenen Mineralien nach dem Element Nr. 75 gesucht, wobei aufgrund der Verwandtschaft mit Mangan das Vorkommen dieses Elements erwartet wurde. Chemische Maßnahmen zur Isolierung dieses Elements basierten ebenfalls auf seiner angeblichen Ähnlichkeit der Eigenschaften mit Mangan. Die Suche gipfelte im Jahr 5 n. Chr. mit der Entdeckung eines neuen Elements namens Rhenium.24
Damit waren jedoch noch nicht alle Möglichkeiten zur künstlichen Gewinnung neuer Elemente ausgeschöpft. Die Grenze des Periodensystems im Bereich der leichten Kerne wird durch Wasserstoff bestimmt, da es kein Element mit einer Kernladung kleiner als eins geben kann.
Aber im Bereich schwerer Kerne wird diese Grenze keineswegs durch Uran gesetzt. Tatsächlich deutet das Fehlen von Elementen, die schwerer als Uran sind, nur darauf hin, dass die Halbwertszeiten dieser Elemente deutlich kürzer sind als das Alter der Erde. Daher gibt es unter den drei Bäumen des natürlichen radioaktiven Zerfalls, einschließlich der Isotope mit den Massenzahlen A = 4n, 4n- -2 und 4 · 4-3, nur die Zweige, die mit den langperiodischen Isotopen Tb und 2 beginnen, und alle Zweige mit kurzer Periode. im übertragenen Sinne vertrocknete und verfiel seit Menschengedenken. Darüber hinaus trocknete der vierte Baum des radioaktiven Zerfalls, einschließlich der Isotope mit der Massenzahl A = 4r + 1, vollständig aus und starb ab, sofern es jemals Isotope dieser Reihe auf der Erde gab.
Bekanntlich enthalten die vierte und fünfte Periode des Mendelejew-Systems jeweils 18 Elemente, während die sechste Periode 32 Elemente enthält, da zwischen dem dritten Gruppenelement Lanthan (Nr. 57) und dem vierten Gruppenelement Hafnium (Nr. 72) liegt sind vierzehn weitere Seltenerdelemente, die Lanthan ähneln.
Nach der Klärung der Struktur der siebten Periode des Systems von D. I. Mendeleev wurde klar, dass im Periodensystem auf die erste Periode mit zwei Elementen zwei Perioden mit acht Elementen, dann zwei Perioden mit achtzehn Elementen und zwei Perioden mit zweiunddreißig Elementen folgen Elemente. In der 2. solchen Periode, die mit element- enden sollte. Band Nr. fehlen zwar noch siebzehn Elemente, zwei davon reichen jedoch nicht aus, um die Actinidenfamilie zu vervollständigen, und Element Nr. sollte sich bereits in der vierten Gruppe des Periodensystems befinden und ein Analogon von Hafnium sein.
Wenn n + / = 5, sind die Ebenen l = 3, 1 = 2 (M), l = 4, / = 1 (4p) und schließlich l = 5, / = O (55) gefüllt. Wenn vor Kalzium die Füllung der elektronischen Ebenen in aufsteigender Reihenfolge der Anzahl der Elektronenhüllen (15, 25, 2p, 33, 3p, 45) verlief, dann nach der Füllung der 5-Stellen der vierten Elektronenhülle, anstatt diese weiter zu füllen Schale mit /7-Elektronen, die Füllung der vorherigen, dritten beginnt, Schalen - Elektronen. Insgesamt kann jede Schale, wie aus dem oben Gesagten hervorgeht, 10 Elektronen enthalten. Dementsprechend folgen im Periodensystem auf Kalzium 10 Elemente von Scandium (3.452) bis Zink (3.452), in deren Atomen die -Schicht der dritten Schale und erst danach die p-Schicht der vierten Schale gefüllt ist gefüllt - von Gallium (3(Sh3 p) bis Krypton ZiShchz r). In Rubidium und Strontium, die die fünfte Periode beginnen, erscheinen 55 und 552 Elektronen.19
Die Forschung der letzten fünfzehn Jahre hat zur künstlichen Herstellung einer Reihe kurzzeitiger Zyklen geführt. Isotope der Kerne von Elementen von Quecksilber bis Uran, zur Wiederauferstehung der längst verstorbenen Eltern von Uran, Protactinium und Thorium in der Natur - Sauranium-Elemente von Nr. 93 bis Nr. - und zur Rekonstruktion der vierten Zerfallsserie, einschließlich Isotope mit Massenzahlen /4 = 4r-1. Diese Reihe kann bedingt als Neptunium-Zerfallsreihe bezeichnet werden, da das langlebigste in der Reihe das Isotop des Elements Nr. 93 ist, dessen Halbwertszeit nahezu 2 Millionen Jahre beträgt.
Die sechste Periode beginnt mit der Besetzung zweier Plätze für s-Elektronen in der sechsten Schale, so dass die Struktur der Außenschalen der Atome des Elements Nr. 56 – Barium – die Form 4s j0 d 05s2p66s2 hat. Es ist offensichtlich, dass mit einer weiteren Erhöhung der Elektronenzahl in den Atomen der Elemente nach Barium die Schalen entweder mit 4/- oder bd- oder schließlich br-Elektronen gefüllt werden können. Bereits in der vierten und fünften Periode Periodensystem, enthält 18 Elemente und füllt d-Stellen Zweiter draußen Die Bildung der Schale erfolgte vor der Füllung der p-Punkte der Außenschale. Also rein sechste Periode Die Besetzung von 6/7 Plätzen beginnt erst mit dem Element Nr. 81-Thallium. Bei den Atomen von vierundzwanzig Elementen zwischen Barium und Thallium ist die vierte Schale mit /-Elektronen und die fünfte Schale mit d-Elektronen gefüllt.
Muster der Veränderungen der Aktivität von D-Elementen in diesem Zeitraum
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und ihre Zusammenhänge.
Metalle von Seitenuntergruppen, die sogenannten Übergangselemente, gehören zu den d-Elementen, da die d-Orbitale in ihren Atomen mit Elektronen gefüllt sind.
In Übergangsmetallen befinden sich Valenzelektronen im d-Orbital der äußersten Ebene und im S-Orbital der äußersten elektronischen Ebene. Die Metallizität von Übergangselementen wird durch das Vorhandensein eines oder zweier Elektronen in der äußeren Elektronenschicht erklärt.
Elektronen aus dem d-Orbital nehmen an chemischen Reaktionen teil, nachdem die S-Elektronen aus dem äußeren Orbital verwendet wurden. Alle oder ein Teil der Elektronen der d-Orbitale der vorletzten elektronischen Ebene können an der Bildung chemischer Verbindungen beteiligt sein. Dabei entstehen Verbindungen, die unterschiedlichen Valenzzuständen entsprechen. Die variable Wertigkeit von Übergangsmetallen ist ihre charakteristische Eigenschaft (mit Ausnahme der Metalle der sekundären Nebengruppen II und III). Metalle der Nebenuntergruppen IV, V, VI, VII von Gruppen können in Verbindungen sowohl im höchsten Valenzzustand (der der Gruppennummer entspricht) als auch in niedrigeren Valenzzuständen enthalten sein. Beispielsweise ist Titan durch 2-, 3-, 4-Wertigkeitszustände gekennzeichnet, und Mangan ist durch 2-, 3-, 4-, 6- und 7-Wertigkeitszustände gekennzeichnet.
Oxide und Hydroxide von Übergangsmetallen, in denen sich diese in der niedrigsten Wertigkeitsstufe befinden, weisen meist basische Eigenschaften auf, beispielsweise Fe(OH) 2. Höhere Oxide und Hydroxide zeichnen sich durch amphotere Eigenschaften aus, beispielsweise TiO 2, Ti(OH) 4 oder sauer, beispielsweise 
Und 
.
Die Redoxeigenschaften der Verbindungen der betreffenden Metalle hängen auch mit der Wertigkeitsstufe des Metalls zusammen. Verbindungen mit der niedrigsten Oxidationsstufe weisen normalerweise reduzierende Eigenschaften auf, Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe weisen oxidierende Eigenschaften auf.
Bei Manganoxiden und -hydroxiden ändern sich die Redoxeigenschaften beispielsweise wie folgt:
Komplexe Zusammenhänge.
Ein charakteristisches Merkmal von Übergangsmetallverbindungen ist die Fähigkeit zur Komplexbildung, die durch das Vorhandensein einer ausreichenden Anzahl freier Orbitale in den äußeren und voräußeren elektronischen Ebenen der Metallionen erklärt wird.
In den Molekülen solcher Verbindungen befindet sich im Zentrum ein Komplexbildner. Um ihn herum koordinieren Ionen, Atome oder Moleküle, sogenannte Liganden. Ihre Zahl hängt von den Eigenschaften des Komplexbildners und dem Grad seiner Oxidation ab und wird Koordinationszahl genannt:
Der Komplexbildner koordiniert zwei Arten von Liganden um sich herum: anionische und neutrale. Komplexe entstehen, wenn sich mehrere verschiedene Moleküle zu einem komplexeren Molekül verbinden:
Kupfer(II)-sulfotetraamin, Kaliumhexacyanoferrat(III).
In wässrigen Lösungen dissoziieren komplexe Verbindungen und bilden komplexe Ionen:
Komplexionen selbst sind ebenfalls zur Dissoziation fähig, allerdings meist in sehr geringem Ausmaß. Zum Beispiel:
Dieser Prozess ist reversibel und sein Gleichgewicht verschiebt sich stark nach links. Daher gilt nach dem Massenwirkungsgesetz
Die Kn-Konstante wird in solchen Fällen als Instabilitätskonstante komplexer Ionen bezeichnet. Je größer die Konstante, desto stärker ist die Fähigkeit des Ions, in seine Bestandteile zu dissoziieren. Die Kn-Werte sind in der Tabelle angegeben:
Experiment 1. Oxidation von Mn 2+-Ionen zu Ionen 
.
Geben Sie etwas Bleidioxid in das Reagenzglas, so dass nur der Boden des Reagenzglases bedeckt ist, und geben Sie einige Tropfen konzentriertes Bleidioxid hinzu 
und ein Tropfen Lösung 
. Erhitzen Sie die Lösung und beobachten Sie das Auftreten von Ionen 
. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Eine Mangansalzlösung sollte in kleinen Mengen eingenommen werden, da es zu einem Überschuss an Ionen kommt 
stellt wieder her 
Zu 
.
Experiment 2. Oxidation mit Ionen 
in sauren, neutralen und alkalischen Lösungen.
Produkte zur Ionenreduktion 
sind unterschiedlich und hängen vom pH-Wert der Lösung ab. So ist in sauren Lösungen das Ion 
wird zu Ionen reduziert 
.
In neutralen, leicht sauren und leicht alkalischen Lösungen, d.h. im pH-Bereich von 5 bis 9, Ion 
wird zu permanganiger Säure reduziert:
In stark alkalischen Lösungen und in Abwesenheit eines Reduktionsmittels ist das Ion 
wird zu einem Ion reduziert 
.
Gießen Sie 5-7 Tropfen Kaliumpermanganatlösung in drei Reagenzgläser 
. Geben Sie in eine davon die gleiche Menge verdünnte Schwefelsäure, in die andere nichts und in die dritte eine konzentrierte Alkalilösung. In alle drei Reagenzgläser tropfenweise eine Lösung von Kalium- oder Natriumsulfit geben und dabei den Inhalt des Reagenzglases schütteln, bis sich die Lösung im ersten Reagenzglas verfärbt, sich im zweiten ein brauner Niederschlag bildet und im dritten die Lösung grün wird . Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung und berücksichtigen Sie dabei, dass das Ion 
verwandelt sich in Ionen 
. Geben Sie eine Schätzung der Oxidationskapazität an 
in verschiedenen Umgebungen gemäß der Tabelle der Redoxpotentiale.
Experiment 3. Wechselwirkung von Kaliumpermanganat mit Wasserstoffperoxid. Geben Sie 1 ml in ein Reagenzglas. Wasserstoffperoxid, einige Tropfen Schwefelsäurelösung und einige Tropfen Kaliumpermanganatlösung hinzufügen. Welches Gas wird freigesetzt? Testen Sie es mit einer glimmenden Fackel. Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung und erläutern Sie diese anhand der Redoxpotentiale.
Erleben Sie 4. Komplexe Zusammenhänge Drüse.
A) Gewinnung von Preußischblau. Zu 2-3 Tropfen einer Lösung von Eisen(III)-Salz einen Tropfen Säure, ein paar Tropfen Wasser und einen Tropfen einer Lösung von Hexation-(P)Kaliumferrat (gelbes Blutsalz) hinzufügen. Beobachten Sie das Aussehen des preußisch-blauen Sediments. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Diese Reaktion wird zum Nachweis von Ionen verwendet 
. Wenn 
Wenn es im Übermaß eingenommen wird, kann sich anstelle eines Niederschlags von Berliner Blau dessen kolloidal lösliche Form bilden.
Untersuchen Sie den Zusammenhang von Berliner Blau mit der Wirkung von Alkali. Was wird beobachtet? Was dissoziiert besser? Fe(OH) 2 oder Komplexion 
?
B) Herstellung von Eisenthiocyanat III. Zu einigen Tropfen einer Eisensalzlösung einen Tropfen Kalium- oder Ammoniumthiocyanatlösung hinzufügen 
. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion.
Erforschen Sie das Thiocyanat-Verhältnis 
zu Alkalien und erklären Sie das beobachtete Phänomen. Diese Reaktion wird wie die vorherige zum Nachweis des Ions verwendet 
.
Experiment 5. Herstellung einer Kobaltkomplexverbindung.
Geben Sie 2 Tropfen einer gesättigten Kobaltsalzlösung in ein Reagenzglas und fügen Sie 5-6 Tropfen einer gesättigten Ammoniumlösung hinzu: Beachten Sie, dass dadurch eine komplexe Salzlösung entsteht 
. Komplexe Ionen 
sind blau gefärbt und hydratisierte Ionen 
- in Rosa. Beschreiben Sie die beobachteten Phänomene:
1. Gleichung zur Gewinnung komplexer Kobaltsalze.
2. Dissoziationsgleichung eines komplexen Kobaltsalzes.
3. Gleichung der Dissoziation eines komplexen Ions.
4. Ausdruck der Instabilitätskonstante eines Komplexions.
Testfragen und Aufgaben.
1. Welche Eigenschaften (oxidierend oder reduzierend) haben Verbindungen? Höchster Abschluss Oxidation eines Elements? Schreiben Sie eine Elektronen-Ionen- und Molekülgleichung für die Reaktion:
2. Welche Eigenschaften weisen Verbindungen mit einer mittleren Oxidationsstufe eines Elements auf? Stellen Sie elektronenionische und molekulare Reaktionsgleichungen auf:
3. Geben Sie die charakteristischen und ähnlichen Eigenschaften von Eisen, Kobalt und Nickel an. Warum hat D. I. Mendelejew Kobalt im Periodensystem der Elemente zwischen Eisen und Nickel eingeordnet, trotz des Wertes seines Atomgewichts?
4. Schreiben Sie die Formeln komplexer Verbindungen von Eisen, Kobalt und Nickel. Was erklärt die gute Komplexierungsfähigkeit dieser Elemente?
5. Wie verändert sich der Charakter von Manganoxiden? Was ist der Grund dafür? Welche Oxidationszahlen kann Mangan in Verbindungen haben?
6. Gibt es Ähnlichkeiten in der Chemie von Mangan und Chrom? Wie wird es ausgedrückt?
7. Auf welchen Eigenschaften von Mangan, Eisen, Kobalt, Nickel, Chrom basiert ihr Einsatz in der Technik?
8. Bewerten Sie die Oxidationsfähigkeit von Ionen 
und reduzierende Fähigkeit von Ionen 
.
9. Wie können wir erklären, dass die Oxidationszahlen von Cu, Ag, Au größer als +17 sein können?
10. Erklären Sie die Schwärzung von Silber an der Luft im Laufe der Zeit und die Grünfärbung von Kupfer an der Luft.
11. Schreiben Sie eine Gleichung für die nach dem Schema ablaufenden Reaktionen.
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Die Periode ist eine Reihe des Periodensystems chemischer Elemente, eine Folge von Atomen in der Reihenfolge zunehmender Kernladung und Füllung der äußeren Elektronenhülle mit Elektronen. Periodensystem hat sieben Perioden. Die erste Periode enthält 2 Elemente ... Wikipedia
104 Laurencium ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia
D. I. Mendelejew, natürliche Klassifizierung chemische Elemente, die ein tabellarischer (oder anderer grafischer) Ausdruck des periodischen Gesetzes von Mendelejew sind (siehe Mendelejews periodisches Gesetz). P.S. e. 1869 von D. I. Mendeleev entwickelt... ... Große sowjetische Enzyklopädie
Mendelejew Dmitri Iwanowitsch- (Dmitri Iwanowitsch Mendelejew) Biographie von Mendelejew, wissenschaftliche Tätigkeit von Mendelejew Informationen über die Biographie von Mendelejew, wissenschaftliche Tätigkeit von Mendelejew Inhalt Inhalt 1. Biographie 2. Mitglied des russischen Volkes 3. Wissenschaftliche Aktivitäten Periodisch... Investoren-Enzyklopädie
Periodensystem der chemischen Elemente (Mendelejew-Tabelle) Klassifizierung chemischer Elemente, Festlegung der Abhängigkeit verschiedener Eigenschaften von Elementen von der Ladung Atomkern. Das System ist ein anschaulicher Ausdruck des Periodengesetzes, ... ... Wikipedia
Das Periodensystem der chemischen Elemente (Mendelejew-Tabelle) ist eine Klassifikation chemischer Elemente, die die Abhängigkeit verschiedener Eigenschaften von Elementen von der Ladung des Atomkerns festlegt. Das System ist ein anschaulicher Ausdruck des Periodengesetzes, ... ... Wikipedia
Das Periodensystem der chemischen Elemente (Mendelejew-Tabelle) ist eine Klassifikation chemischer Elemente, die die Abhängigkeit verschiedener Eigenschaften von Elementen von der Ladung des Atomkerns festlegt. Das System ist ein anschaulicher Ausdruck des Periodengesetzes, ... ... Wikipedia
Chemische Elemente (Periodensystem) Klassifizierung chemischer Elemente, die die Abhängigkeit verschiedener Eigenschaften von Elementen von der Ladung des Atomkerns festlegt. Das System ist ein grafischer Ausdruck des von der russischen... ... Wikipedia aufgestellten periodischen Gesetzes
DEFINITION
Kalium- das erste Element der vierten Periode. Es befindet sich in Gruppe I der Hauptuntergruppe (A) des Periodensystems.
Bezieht sich auf Elemente der s-Familie. Metall. Die in dieser Gruppe enthaltenen Metallelemente werden zusammenfassend als alkalisch bezeichnet. Bezeichnung - K. Seriennummer - 19. Relative Atommasse - 39,102 amu.
Elektronische Struktur des Kaliumatoms
Das Kaliumatom besteht aus einem positiv geladenen Kern (+19), in dem sich 19 Protonen und 20 Neutronen befinden und in dem sich 19 Elektronen auf 4 Bahnen bewegen.
Abb.1. Schematischer Aufbau des Kaliumatoms.
Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale ist wie folgt:
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1 .
Das äußere Energieniveau des Kaliumatoms enthält 1 Elektron, welches ein Valenzelektron ist. Die Oxidationsstufe von Kalium beträgt +1. Das Energiediagramm des Grundzustandes hat folgende Form:
Aufgeregter Zustand, trotz der Anwesenheit von freien 3 P- und 3 D-Es gibt keine Orbitale.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Übung | Ein Atom eines Elements hat die folgende Elektronenkonfiguration 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3. Geben Sie an: a) Kernladung; b) die Anzahl der abgeschlossenen Energieniveaus in der Elektronenhülle dieses Atoms; c) der maximal mögliche Oxidationsgrad; d) Wertigkeit des Atoms in Verbindung mit Wasserstoff. |
| Lösung | Um diese Fragen zu beantworten, müssen Sie zunächst die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom bestimmen chemisches Element. Dies kann durch Addition aller im Atom vorhandenen Elektronen erfolgen, ohne deren Verteilung über die Energieniveaus zu berücksichtigen: 2+2+6+2+6+10+2+3 = 33. Das ist Arsen (As). Beantworten wir nun die Fragen: a) die Kernladung beträgt +33; b) das Atom hat vier Ebenen, von denen drei vollständig sind; c) Zeichnen Sie das Energiediagramm für die Valenzelektronen des Arsenatoms im Grundzustand auf. Arsen kann in einen angeregten Zustand übergehen: Elektronen S-Unterebenen dampfen aus und eine von ihnen bewegt sich zu einer freien D-orbital. Fünf ungepaarte Elektronen weisen darauf hin, dass die maximal mögliche Oxidationsstufe von Arsen +5 beträgt; d) Die Wertigkeit von Arsen in Kombination mit Wasserstoff ist III (AsH 3). |
