Лабораторна робота №13. Загальна характеристика d-елементів

Мета роботи – ознайомити студентів з найбільш важливими фізичними та хімічними властивостями d-елементів, а також із застосуванням їх важливіших сполук.

Теоретична частина

VIВ групу періодичної системи утворюють перехідні метали: хром, молібден, вольфрам. В їх атомах добудовуються d-підрівні передостаннього рівню. При цьому у атомів хрому та молібдену електронна конфігурація d⁵s¹, а у атому вольфраму d⁴s­². Хімічний зв’язок цих елементів здійснюється за рахунок втрачання s-електронів зовнішнього рівню та d-електронів передостаннього. Максимальний ступень окислення у всіх металів цієї групи +6, проте стійки також сполуки хрому, в яких його ступень окислення +2, +3. для молібдену та вольфраму характерні ступені окислення +4, +6. Атомні та особливо іонні радіуси молібдену і вольфраму близькі в зв’язку з лантаноїдним стягуванням. Тому молібден і вольфрам подібні за фізичними і хімічними властивостями, Але істотно різняться з хромом.

VIІ В групу періодичної системи утворюють Манган, технецій і реній. Атоми їх елементів мають електронну конфігурацію d⁵s², орбіталі d-підрівня мають по одному неспареному електрону. В утворенні хімічного зв’язку можуть приймати участь всі валентні електрони, тому виший ступень окислення +7. Для Мангану малохарактерні сполуки, де він проявляє ступень окислення +1, +5. Відновна активність металів VIІ В групи знижується від Мангану до ренію.

Ферум, Кобальт і Нікол – елементи першої тріади VIIIВ групи називають родиною Феруму. Атоми цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні мають два s-електрони та відповідно 6, 7, 8 d-електронів. У збудженому стані один s-електрон атома Феруму переходить на р-підрівень в результаті чого максимальний ступень окислення Феруму +6, для кобальту - +5, для Ніколу - +4. Проте, в найбільш стійких сполуках елементів родини Феруму вони проявляють ступені окислення +2, +3.

До ІВ групи періодичної системи входять Купрум, Аргентум та Аурум. Атоми їх елементів мають електронну конфігурацію d¹⁰s¹, більш стійку, ніж d⁹s². подібно елементам ІА групи Купрум, срібло та золото мають один s-електрон на зовнішньому рівні, проте дуже мало сходні з лужними металами. Наявність d електронів, а також значно менші радіуси атомів приводять до різкої зміни властивостей цих елементів порівняно з лужними металами. Не зважаючи на те, що d-підрівень заповнений до кінця, він ще не зовсім стабільний. Від нього можуть відриватися два електрони. Ось чому ці елементи можуть проявляти ступені окислення від +1 до +3. в дійсності для Купруму найбільш характерний ступень окислення +2, для аргентуму +1, для ауруму +3.

Метали ІВ групи за звичайних температур стійкі до дії повітря і води. З Гідрогеном і Нітрогеном вони безпосередньо не взаємодіють. В ряду напруг металів вони стоять після Гідрогену, тому не витискують його з розчинів кислот. Купрум та срібло розчиняються у концентрованій сірчаній кислоті при нагріванні, а також в нітратній кислоті любої концентрації. Аурум розчиняється в „царській горілки” – суміш концентрованих нітратної і хлороводневої кислот (1:4) з утворенням H[AuCl₄].

До ІІВ групи періодичної системи входять Цинк, Кадмій та Ртуть, які закінчують декаду d елементів 4-го, 5-го, 6-го періодів. Атоми їх елементів мають електронну конфігурацію d¹⁰s². Передостанній електронний рівень атомів Цинку, Кадмію та Ртуті на відміну від атомів І-В групи стабільний та електронів не віддає. Тому, в утворенні хімічного зв’язку приймають участь лише s-електрони. Цинк, Кадмій і Ртуть можуть у сполуках проявляти ступень окислення +2, але для Ртуті формально можливий і ступень окислення +1.

Від Цинку до ртуті зростає густина та атомні об’єми, знижуються температури плавлення і кипіння. Відновна активність цих елементів слабкіша за елементи ІІА групи і згасає при переході від Цинку до Ртуті.

Всі метали ІІВ групи за звичайних температур стійкі на повітрі і не взаємодіють з водою. У вологому повітрі Цинк вкривається захисною плівкою основної солі ZnCO₃*3Zn(OH)₂. Цинк та Кадмій розчиняються у розведених кислотах з виділенням Гідрогену.

Всі метали, за виключенням ртуті, у звичайних умовах є твердими речовинами. У компактному стані вони мають характерний блиск, а у подрібненому (порошкоподібному) стані всі мають чорний або темно-сірий колір.

Метали мають добру пластичність, тобто вони добре деформуються (особливо під впливом високої температури); більшість їх прокатуються у дріт, куються, штампуються, пресуються. Найбільш пластичними є золото, срібло, мідь. З 1г золота можна витягнути дріт довжиною 3км або виробити “золоту” фольгу товщиною 0,0001мм.

Найбільшу електропровідність і теплопровідність має срібло, потім йдуть мідь, золото; найменшу – мають свинець і ртуть.

Під час нагрівання металів їх електропровідність зменшується, а при охолодженні – зростає; біля абсолютного нуля вона прямує до нескінченності – явище надпровідності.

Метали дуже відмінні один від одного за твердістю. Найм’якіші– індій; найтвердіший – хром, який за твердістю наближається до алмазу.

Метали розподіляються на легкоплавкі і тугоплавкі. Температура плавлення найменш тугоплавкого цезію дорівнює 28,5⁰С, а найбільш тугоплавкого вольфраму 3380⁰С.

У металургії залізо та його сплави, марганець і хром називаються чорними металами, решта – кольорові метали. У свою чергу кольорові метали за різними ознаками поділяються на підгрупи: важкі (Cu, Zn, Pb, Hg), легкі (K, Na, Mg, AI), рідкісні (Li, Rb, Cs, Be, Mo, W, Zr, Hf, V, Nb, Ta), рідкісноземельні (Se, V, La і лантаноїди), розсіяні (Ga, In, Te, Ge), благородні (Au, Hg, Pt, Pd, Rh, Ir, Ru, Os) і радіоактивні (Ra, Th, U, Ac і актиноїди).

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ.

Найхарактерніша хімічна властивість всіх металів – їх відновна активність, тобто здатність атомів легко віддавати валентні електрони і перетворюватися у позитивні іони.

Здатність віддавати електрони у металів неоднакова. Чим легше метал віддає електрони, тим активніше і більш енергійно він взаємодіє з неметалами та іонами інших металів.

За ознакою активності всі метали розташовуються у ряді, що називається радом активності або рядом напруги.

Li, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, W, H₂, Cu, Ag, Hg, Au

У ряді напруги стоїть також водень, який віддає електрони і утворює позитивно заряджений іон, тобто поводить себе як метал.

З ряду напруги можна зробити три основних висновки, щодо хімічної активності металів:

1. Всі метали, що розташовані лівіше за водень, витискують (відновлюють) його з кислот.

Концентрована сірчана кислота взаємодіє майже із всіма металами незалежно від їх розташування у ряді напруги, але водень при цьому не виділяється. Продукт, до якого відновлюється кислота, залежить від відновної активності металу. Наприклад, при взаємодії з міддю – відновлюється до диоксиду сірки (ІV) SO₂, з цинком – до вільної сірки, з кальцієм – до сірководню.

Специфічно взаємодіє з металами азотна кислота HNO₃. Навіть її розведені водні розчини окислюють метали без виділення водню. Продукт відновлення нітрат-іона залежить і від концентрації азотної кислоти і від активності металу, що з нею взаємодіє.

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Mg + 10HNO₃ → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

4Zn + 10HNO₃ → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

2. Кожний метал витискує (відновлює) з солей інші метали, розташовані у ряді напруги правіше від нього і може відновлюватися металами, які розташовані лівіше.

3. Чим лівіше у ряді напруги розташовується метал, тим він більш активний і кращий відновник.