Переходные металлы

Перехо́дные мета́ллы (перехо́дные элеме́нты) — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях^[1]. В общем виде электронное строение переходных элементов можно представить следующим образом: ${\displaystyle (n-1)d^{x}ns^{y}}$. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на ${\displaystyle (n-1)d}$-орбитали. Поскольку число валентных электронов заметно меньше числа орбиталей, то простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами.

Все переходные элементы имеют следующие общие свойства:^[2]

• Небольшие значения электроотрицательности.
• Переменные степени окисления. Почти для всех d-элементов, в атомах которых на внешнем ns-подуровне находятся 2 валентных электрона, известна степень окисления +2.
• Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей — кислотные, в промежуточной — амфотерные. Например:

• Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au.

Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность^[8].

Особенностью элементов подгруппы меди является наличие заполненного предвнешнего ${\displaystyle (n-1)d}$-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами^[9].

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета^[10]. В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):

${\displaystyle \mathrm {Cu+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu+4HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3Cu+8HNO_{3}\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O} }$

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основный карбонат меди(II).

Для меди наиболее характерна степень окисления +2^[11], однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Оксид меди(II) CuO — вещество чёрного цвета. Под действием восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:

${\displaystyle \mathrm {CuO+CO\longrightarrow Cu+CO_{2}\uparrow } }$

${\displaystyle \mathrm {CuO+H_{2}\longrightarrow Cu+H_{2}O} }$

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы ${\displaystyle [Cu(H_{2}O)_{6}]^{2+}}$.

При действии на растворимые соли меди раствором кальцинированной соды образуется малорастворимый основной карбонат меди (II) — малахит:

${\displaystyle \mathrm {2CuSO_{4}+2Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\longrightarrow (CuOH)_{2}CO_{3}\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+CO_{2}\uparrow } }$

Гидроксид меди(II) Cu(OH)₂ образуется при действии щелочей на растворимые соли меди(II)^[12]:

${\displaystyle \mathrm {CuSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}} }$

Это малорастворимое в воде вещество голубого цвета. Гидроксид меди(II) — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. При сильном нагревании или стоянии под маточным раствором он разлагается:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}\longrightarrow CuO+H_{2}O} }$

При добавлении аммиака Cu(OH)₂ растворяется с образованием ярко-синего комплекса:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NH_{3}\longrightarrow [Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}} }$

Соединения одновалентной меди крайне неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Cu²⁺, либо в Cu⁰. Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu₂S и комплексы типа ${\displaystyle [Cu(NH_{3})_{2}]^{+}}$.^[13]

Серебро более инертно, чем медь^[14], но при хранении на воздухе оно чернеет из-за образования сульфида серебра:

${\displaystyle \mathrm {2Ag+H_{2}S\longrightarrow Ag_{2}S+H_{2}\uparrow } }$

Серебро растворяется в кислотах-окислителях:

${\displaystyle \mathrm {2Ag+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Ag+2HNO_{3}\longrightarrow AgNO_{3}+NO_{2}\uparrow +H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3Ag+4HNO_{3}\longrightarrow 3AgNO_{3}+NO\uparrow +2H_{2}O} }$

Наиболее устойчивая степень окисления серебра +1. В аналитической химии широкое применение находит растворимый нитрат серебра AgNO₃, который используют как реактив для качественного определения ионов Cl⁻, Br⁻, I⁻:

${\displaystyle \mathrm {Ag^{+}+Cl^{-}\longrightarrow AgCl\downarrow } }$

При добавлении к раствору AgNO₃ раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

${\displaystyle \mathrm {2AgNO_{3}+2NaOH\longrightarrow Ag_{2}O\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O} }$

Многие малорастворимые соединения серебра растворяются в веществах-комплексообразователях, например, аммиаке и тиосульфате натрия:

${\displaystyle \mathrm {AgCl+2NH_{3}\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]Cl} }$

${\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+4NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2[Ag(NH_{3})_{2}]OH} }$

${\displaystyle \mathrm {AgBr+2Na_{2}S_{2}O_{3}\longrightarrow Na_{3}[Ag(S_{2}O_{3})_{2}]+NaBr} }$

Золото представляет собой металл, сочетающий высокую химическую инертность и красивый внешний вид, что делает его незаменимым в производстве ювелирных украшений^[15]. В отличие от меди и серебра, золото крайне инертно по отношению к кислороду и сере, но реагирует с галогенами при нагревании:

${\displaystyle \mathrm {2Au+3Cl_{2}\longrightarrow Au_{2}Cl_{6}} }$

Чтобы перевести золото в раствор, необходим сильный окислитель, поэтому золото растворимо в смеси концентрированных соляной и азотной кислот («царской водке»):

${\displaystyle \mathrm {Au+HNO_{3}+4HCl\longrightarrow H[AuCl_{4}]+NO\uparrow +2H_{2}O} }$

Платиновые металлы — семейство из 6 химических элементов побочной подгруппы VIII группы Периодической системы, включающее рутений Ru, родий Rh, палладий Pd, осмий Os, иридий Ir и платину Pt. Эти металлы подразделяются на две триады: лёгкие — триада палладия (Ru, Rh, Pd) и тяжёлые — триада платины (Os, Ir, Pt).

• 
  Рутений
• 
  Родий
• 
  Палладий
• 
  Осмий
• 
  Иридий
• 
  Платина

Без переходных металлов наш организм существовать не может. Железо – это действующее начало гемоглобина. Цинк участвует в выработке инсулина. Кобальт – центр витамина В-12. Медь, марганец и молибден, а также некоторые другие металлы входят в состав ферментов.

Многие переходные металлы и их соединения используются в качестве катализаторов. Например, реакция гидрирования алкенов на платиновом или палладиевом катализаторе. Полимеризация этилена проводится с помощью титансодержащих катализаторов.

Большое использование сплавов переходных металлов: сталь, чугун, бронза, латунь, победит.

• Благородные металлы
• Постпереходные металлы
• Металлы
• Щелочные металлы
• Щёлочноземельные металлы

• Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 17. Переходные элементы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 250—275. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
• Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
• Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л., 1977. — С. 98.

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
• Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М.: КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.