В презентации представлены свойства и особенности металлов побочных подгрупп

1. ОСОБЕННОСТИ МЕТАЛЛОВ
ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

2. ПОЛОЖЕНИЕ В ПСХЭ

3. 1s
2s
3s
4s
2p
3p
3d
Cr+24
3d54s1
«ПРОВАЛ» ЭЛЕКТРОНОВ

4. • В отличие от щелочных и щелочноземельных Me, большинство d-металлов имеют переменную
валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементов
являются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.
• Для d-металлов III - VII групп высшая валентность и высшая степень окисления равны номеру группы, т. е.
суммарному числу е- на (n -1)d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:
№ группы III IV V VI VII
Элемент Sc Ti V Cr Mn
Электронная
конфигурация
3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s2 3d54s2
Высшая
валентность
III IV V VI VII
Высшая
степень
окисления
+3 +4 +5 +6 +7
• d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня (n -1)d10,
проявляют в своих соединениях постоянную В = II и постоянную с.о. = +2.
ВОЗМОЖНЫЕ ВАЛЕНТНОСТИ И СТЕПЕНИ
ОКИСЛЕНИЯ

5. • Для d-металлов VIII группы высшая В и высшая с о., как правило, меньше суммарного числа е- на
(n - 1)d и ns –подуровнях, например:
№ группы VIII
Элемент Fe Co Ni
Электронная
конфигурация
3d64s2 3d74s2 3d84s2
Высшая
валентность
VI III III
Высшая степень
окисления
+6 +3 +3
• Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются:
Сu - II и +2; Ag - I и +1; Au - III и +3.
ВОЗМОЖНЫЕ ВАЛЕНТНОСТИ И СТЕПЕНИ
ОКИСЛЕНИЯ

6. СРАВНЕНИЕ d-МЕТАЛЛОВ С ЩЕЛОЧНЫМИ MEТАЛЛАМИ
И ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫМИ MEТАЛЛАМИ
• В каждом большом периоде d-элементы располагаются после двух s-элементов, которые
являются щелочным и щелочно-земельным металлами:
Щелочные
металлы
Щелочно-
земельные
металлы
d-металлы
Радиусы атомов уменьшаются
Заряды ядер атомов увеличиваются
• Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные
металлы.

7. СПОСОБНОСТЬ К КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЮ
• Комплексные соединения – химические молекулы,
образованные сочетанием отдельных компонентов и
представляющие собой сложные ионы или молекулы,
способные к существованию, как в кристаллическом, так
и в растворенном состоянии.
• В молекуле комплексного соединения один из атомов
обычно положительно заряженный, занимает
центральное место и называется
комплексообразователем.
• В непосредственной близости к нему расположены
координированные противоположно заряженные ионы
или нейтральные молекулы, называемые лиганды.
• Химическая связь между центральным атомом и
лигандом, как правило, носит донорно-акцепторный
характер, причем донором пары электронов является
лиганд, а акцептором этой пары – центральный атом.
Лиганд может иметь несколько донорных атомов,
способных образовывать химическую связь с
центральным атомом.

8. • Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n - 1)d -, ns - и nр-подуровнях), что
позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных
электронных пар (молекулы NH3, Н2O, ионы ОН-, CN- и др.).
•
Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:
•
[Cu(NH3)4]CI2, K3[Fe(CN)6],
•
Na2[Zn(OH)4), [Cr(H2O)6](NО3)3
•
В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная
активность различных d - металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности,
находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные
металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.
• В водных растворах эти соединения подвергаются электролитической диссоциации:
СПОСОБНОСТЬ К КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЮ

9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
d-МЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
• Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции.
Соединения с невысокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с
высокими степенями окисления - окислителями;
• например:
•
MnSO4, FeCl2 , CrCl2 - восстановители
•
КMnO4, K2FeO4, K2Cr2O7 - сильные окислители

10. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ И
ГИДРОКСИДОВ D-МЕТАЛЛОВ
• При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов
ослабляется, а кислотный характер усиливается:
Me+1
2O Me+2O Me+3
2O3 Me+4O2 Me+5
2O5 Me+6O3 Me+7
2O7
MeOH Me(OH)2
Me(OH)3
H3MeO3
(HMeO2)
Me(OH)4
H4MeO4
(H2MeO3)
HMeO3
или
(H3MeO4)
H2MeO4
или
(H2MeO7) HMeO4
основные свойства амфотерные свойства кислотные свойства

11. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
• Металлы побочных подгрупп IV и V групп проявляют
переменную валентность и многие их соединения окрашены.
• Металлы побочных подгрупп III и IV групп имеют серебристо-
белый цвет в отличие от светло-серого цвета металлов
побочной подгруппы V группы.
• Большинство ионов металлов побочных подгрупп (как сухих,
так и гидратированных, то есть в растворе) имеют, как правило,
различную окраску. Последняя может меняться в зависимости
от природы участвующего в соединении аниона или адденда (в
случае комплексных соединений), от температуры, от
гидратации, от степени последней. Бесцветны в большинстве
случаев лишь ионы (и соединения) металлов побочных
подгрупп III и IV групп.

12. МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП В
ПРИРОДЕ
• Серебро, ртуть и медь, можно встретить, как в самородном состоянии,
так и в состоянии имеющих вид соединений, например,
метациннабарит HgS, ливингстонит HgSb4S7, аргентит Ag2S, малахит
Cu2CO3(OH)2.
• Железо является вторым самым распространенным и популярным
химическим элементом. Оно, как правило, встречается в природе в виде
соединений, а в самородном виде его можно встретить только в составе
метеоритных камней.

13. ПРИМЕНЕНИЕ МЕТАЛЛОВ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

14. ПРИМЕНЕНИЕ МЕТАЛЛОВ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП