Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скандия до цинка. Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скандия до цинка Закономерности изменения активности d-элементов в периоде

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра­зованию комплексных ионов; образование окрашенных соедине­ний.

Цинк не входит в число переходных элементов. Его физические и химические свойства не позволяют относить его к переходным металлам. В частности, в своих соединениях он обнаруживает только одно состоя­ние окисления и не проявляет каталитической активности.

d-Элементы обладают некоторыми особенностями по сравнению с элементами главных подгрупп.

1. У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы.

Наиболее тугоплавки металлы VВ и VIВ подгрупп. У них заполняется электронами половина d-подуровня и реализуется максимально возможное число неспаренных электронов, а следовательно, наибольшее число ковалентных связей. Дальнейшее заполнение приводит к уменьшению числа ковалентных связей и падению температур плавления.

2. Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

3. d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения.

4. Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний (табл. 8.10) и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Поскольку часть валентных электронов находится на s-орбиталях, то проявляемые ими низшие степени окисления как правило равны двум. Исключение составляют элементы, ионы которых Э +3 и Э + имеют устойчивые конфигурации d 0 , d 5 и d 10: Sc 3+ , Fe 3+ , Cr + , Cu + , Ag + , Au + .

Соединения, в которых d-элементы находятся в низшей степени окисления, образуют кристаллы ионного типа, в химических реакциях проявляют основные свойства и являются, как правило, восстановителями.

Устойчивость соединений, в которых d-элементы находятся в высшей степени окисления (равной номеру группы),увеличивается в пределах каждого переходного ряда слева направо, достигая максимума для 3d-элементов у Mn, а во втором и третьем переходных рядах – у Ru и Os соответственно. В пределах одной подгруппы стабильность соединений высшей степени окисления уменьшается в ряду 5d > 4d > 3d, о чем свидетельствует характер изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) однотипных соединений, например:

Это явление связано с тем, что при увеличении главного квантового числа в пределах одной подгруппы происходит уменьшение разности энергий (n – 1)d- и ns-подуровней. Этим соединениям свойственны ковалентно-полярные связи. Они имеют кислотный характер и являются окислителями (CrO 3 и K 2 CrO 4 , Mn 2 O 7 и KMnO 4).

Соединения, в которых d-электроны находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.

5. Сходство d-элементов с элементами главных подгрупп Э(0) в полной мере проявляется у элементов третьей группы ns 2 np 1 и (n – 1)d 1 ns 2 . С возрастанием номера группы оно уменьшается; элементы VIIIА подгруппы – газы, VIIIВ – металлы. В первой группе снова появляется отдаленное сходство (все элементы – металлы), а элементы IВ подгруппы – хорошие проводники; это сходство усиливается во второй группе, так как d-элементы Zn, Cd и Hg не участвуют в образовании химической связи.

6. d-элементы IIIВ–VIIВ подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p-элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s 2 p 6) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn 2 O 7 и Cl 2 O 7 в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО 4 . В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl 2 O (s 2 p 4) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d 5) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

7. Как известно, восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne – → М n + ; +∆H иониз), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (М n + + mH 2 O → М n + ·mH 2 O; –∆H гидр). Энергии ионизации d-элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d-элементов отрицательны.

В периоде с ростом Z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов IВ группы. Тяжелые металлы VIIIВ и IВ групп за свою инертность названы благородными.

Окислительно-восстановительные тенденции соединений d-элементов определяются изменением устойчивости высших и низших степеней окисления в зависимости от положения их в периодической системе. Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. Mn(OH) 2 легко окисляется на воздухе Mn(OH) 2 + 1/2O 2 = MnO 2 + H 2 O. Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II): MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO 4 – может быть только окислителем.

Поскольку для d-элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7) и марганца(VII) (Mn 2 O 7 , KMnO 4) – сильные окислители, а WO 3 , Re 2 O 7 и соли соответствующих им кислот (H 2 WO 4 , HReO 4) восстанавливаются с трудом.

8. На кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p-элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду Mn(OH) 2 – Mn(OH) 3 – Mn(OH) 4 – H 2 MnO 4 – HMnO 4 свойства гидроксидов меняются от слабого основания Mn(OH) 2 через амфотерные Mn(OH) 3 и Mn(OH) 4 к сильным кислотам H 2 MnO 4 и HMnO 4 .

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в IIIВ группе Sc(OH) 3 – слабое, а La(OH) 3 – сильное основание. Элементы IVВ группы Ti, Zn, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH) 4 , но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

9. Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO 1,2–1,5 и TiO 1,9–2,0 ; карбиды титана и ванадия – TiC 0,6–1,0 и VС 0,58–1,09 , нитрид титана TiN 0,45–1,00 .

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC 0,6–1,0 , как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d-орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d-орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d-рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.

Медь - элемент одиннадцатой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь (CAS-номер: 7440-50-8) - этопластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних поршироко применяется человеком.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d- или f-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами.

d-Элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой d-подоболочек. Дело в том, что s-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение d-орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного d-элемента, в соответствии с принципом заполнения, попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек.

d-Элементы образуют три переходных ряда - в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Орбиталь 4s заполняется раньше, чем орбиталь 3d, потому что имеет меньшую энергию (правило Клечковского).

Следует, однако, отметить существование двух аномалий. Хром и медь имеют на своих 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или полностью заполненные подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные подоболочки.

В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов. Аналогичная аномалия наблюдается у серебра.

Все d-элементы являются металлами.

Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скандия до цинка:

Хром

Хром находится в 4-м периоде, в VI группе, в побочной подгруппе. Это металл средней активности. В своих соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3 и +6. CrO - типичный основный оксид, Cr 2 O 3 - амфотерный оксид, CrO 3 - типичный кислотный оксид со свойствами сильного окислителя, т. е. рост степени окисления сопровождается усилением кислотных свойств.

Железо

Железо находится в 4-м периоде, в VIII группе, в побочной подгруппе. Железо - металл средней активности, в своих соединениях проявляет наиболее характерные степени окисления +2 и +3. Известны также соединения железа, в которых оно проявляет степень окисления +6, которые являются сильными окислителями. FeO проявляет основные, а Fe 2 O 3 - амфотерные с преобладанием основных свойств.

Медь

Медь находится в 4-м периоде, в I группе, в побочной подгруппе. Ее наиболее устойчивые степени окисления +2 и +1. В ряду напряжений металлов медь находится после водорода, ее химическая активность не очень велика. Оксиды меди: Cu2O CuO. Последний и гидроксид меди Cu(OH)2 проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных.

Цинк

Цинк находится в 4-м периоде, во II-группе, в побочной подгруппе. Цинк относится к металлам средней активности, в своих соединениях проявляет единственную степень окисления +2. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными.

В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете … Википедия

Период строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки. Периодическая система имеет семь периодов. Первый период, содержащий 2 элемента … Википедия

104 Лоуренсий ← Резерфордий → Дубний … Википедия

Д. И. Менделеева, естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным (или др. графическим) выражением периодического закона Менделеева (См. Периодический закон Менделеева). П. с. э. разработана Д. И. Менделеевым в 1869… … Большая советская энциклопедия

Менделеев Дмитрий Иванович - (Dmitry Ivanovich Mendeleyev) Биография Менделеева, научная деятельность Менделеева Информаци о биографии Менделеева, научная деятельность Менделеева Содержание Содержание 1. Биография 2. Член русского народа 3. Научная деятельность Периодическая … Энциклопедия инвестора

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона,… … Википедия

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона,… … Википедия

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона,… … Википедия

Химических элементов (таблица Менделеева) классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским… … Википедия

Элементов 4-го периода Периодической таблицы

n э	Электронная конфигурация элемента	КР	t пл, о С	DН пл, кДж/моль	НВ, МПа	t кип, о С	DН кип, кДж/моль
	K	s 1	ОЦК	63,55	2,3	-		89,4
	Ca	s 2	ГЦК		8,4
	Sc	s 2 d 1	Гекс.		14,1
	Ti	s 2 d 2	ГПУ
	V	s 2 d 3	ОЦК		23,0
	Cr	s 1 d 5	ОЦК		21,0
	Mn	s 2 d 5	ОЦК		12,6	-
	Fe	s 2 d 6	ОЦК		13,77
	Co	s 2 d 7	Гекс.		16,3
	Ni	s 2 d 8	ГЦК		17,5
	Cu	s 1 d 10	ГЦК		12,97
	Zn	s 2 d 10	ГПУ	419,5	7,24	-
	Ga	s 2 d 10 p 1	Ромб.	29,75	5,59
	Ge	s 2 d 10 p 2	ПК	958,5		-
	As	s 2 d 10 p 3	Гекс.		21,8	-	Cубл.
	Se	s 2 d 10 p 4	Гекс.		6,7		685,3
	Br	s 2 d 10 p 5		-7,25	10,6	-	59,8	29,6
	Kr	s 2 d 10 p 6		-157	1,64	-	-153	9,0

В табл. 3.4 и на рис. 3.8 приведены данные по изменению некоторых физико-химических характеристик простых веществ четвертого периода таблицы Д.И. Менделеева (первый период, содержащий d -элементы) исходя из числа внешних электронов. Все они связаны с энергией взаимодействия между атомами в конденсированной фазе и в периоде закономерно изменяются. Характер изменения характеристик от числа электронов на внешнем уровне позволяет выделить отдельные области˸ область возрастания (примерно 1-6), область относительного постоянства (6-10), область уменьшения значений (10-13), скачкообразное увеличение (14) и монотонное уменьшение (14-18).

Рис. 3.8. Зависимость температуры плавления (t пл) и кипения (t кип), энтальпии плавления (DН пл) и кипения (DН кип), твердости по Бринелю простых веществ 4-го периода от числа электронов на внешнем энергетическом уровне (число электронов сверх полностью заполненной оболочки благородного газа Ar)

Как было отмечено, для описания химической связи, возникающей между атомами металлов, можно использовать представления метода валентных связей. Подход к описанию можно проиллюстрировать на примере кристалла калия. Атом калия на внешнем энергетическом уровне имеет один электрон. В изолированном атоме калия этот электрон находится на 4s -орбитали. В тоже самое время в атоме калия имеются не сильно отличающиеся по энергии от 4s -орбитали свободные, не занятые электронами орбитали, относящиеся к 3d , 4p -подуровням. Можно предположить, что при образовании химической связи валентный электрон каждого атома может располагаться не только на 4s -орбитали, но и на одной из свободных орбиталей. Один валентный электрон атома позволяет ему реализовать одну единичную связь с ближайшим соседом. Наличие в электронной структуре атома мало различающихся по энергии свободных орбиталей позволяет предположить, что атом может ʼʼзахватитьʼʼ электрон от своего соседа на одну из свободных орбиталей и тогда у него появится возможность образовать две единичные связи с ближайшими соседями. В силу равенства расстояний до ближайших соседей и неразличимости атомов возможны различные варианты реализации химических связей между соседними атомами. Если рассмотреть фрагмент кристаллической решетки из четырех соседних атомов, то возможные варианты показаны на рис. 3.9.

Элементов 4-го периода Периодической таблицы - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Элементов 4-го периода Периодической таблицы" 2015, 2017-2018.