Электронная конфигурация переходных металлов

Кодификатор ЕГЭ. Раздел 1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

У атомов переходных элементов (меди, цинка, хрома и железа) происходит заполнение энергетического d-подуровня.

Рассмотрим строение электронной оболочки этих элементов. У атомов цинка и железа заполнение электронной оболочки происходит согласно энергетическому ряду орбиталей (подуровней), который рассмотрен в статье Строение атома. Электронная конфигурация атома железа:

  • +26Fe   [Ar]3d64s2                       [Ar] 4s    3d Электронная конфигурация переходных металлов
  • У атома цинка на происходит полное заполнение 3d-подуровня:
  • +30Zn   [Ar]3d104s2                       [Ar] 4s    3d Электронная конфигурация переходных металлов

У атомов хрома и меди наблюдается «проскок» или «провал» электрона, когда один электрон переходит с более энергетически выгодного 4s-подуровня на менее выгодный 3d-подуровень.

Этот переход обусловлен тем, что в результате образуются более устойчивые электронные конфигурации (3d5 у атома хрома и 3d10 у атома меди).

Дело в том, что энергетически более выгодно, когда d-орбиталь заполнена наполовину или полностью.

Электронная конфигурация переходных металлов

Элемент Электронная конфигурация валентной зоны
Теоретическая Реальная
Медь +29Cu   [Ar]3d94s2 [Ar]3d104s1        
 [Ar] 4s    3d Электронная конфигурация переходных металлов
Хром +24Cr  [Ar]3d44s2 [Ar]3d54s1         
 [Ar] 4s    3d Электронная конфигурация переходных металлов

Мы используем, конечно же, реальную электронную конфигурацию меди и хрома, теоретическая будет неверной.

Обратите внимание! У всех 3d-элементов внешним энергетическим уровнем считается четвертый уровень и 4s-подуровень. При образовании катионов атомы металлов отдают электроны с внешнего энергетического уровня.

Электронная конфигурация переходных металлов

Атом  Электронная конфигурация Характерные валентности Число электронов на внешнем энергетическом уровне Характерные степени окисления
Хром [Ar]3d54s1 II, III. VI 1 +2, +3, +6
Железо [Ar]3d64s2 II, III. VI 2 +2, +3, +6
Медь [Ar]3d104s1 I, II 1 +1, +2
Цинк [Ar]3d104s2 II 2 +2

Рассмотрим характеристики хрома, железа, меди и цинка:

Электронная конфигурация переходных металлов

Название Атомная масса, а.е.м. Заряд ядра ЭО по Полингу Мет. радиус, нм Энергия ионизации, кДж/моль tпл, оС Плотность,
г/см3
Хром 51,996 +24 1,66 0,130 652,4 1856,9 7,19
Железо 55.845 +26 1.83 0,126 759,1 1538,85 7,874
Медь 63,546 +29 1,90 0,128 745,0 1083,4 8,92
Цинк 65,38 +30 1,65 0,138  905,8 419,6 7,133

Свойства соединений железа, меди, цинка и хрома.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Оксид и гидроксид хрома (II) (CrO и Cr(OH)2) проявляют основные свойства. Степени окисления +3 соответствуют амфотерные  оксид и гидроксид: Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно.

Соединения хрома +6 проявляют сильные кислотные свойства: оксид CrO3 и сразу две сильных кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7.

Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства, соединения хрома (VI) проявляют только сильные окислительные свойства.

Характерные степени окисления железа: +2 и +3. Оксид и гидроксид железа (II) — основные (FeO и Fe(OH)2), а соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства (Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно) с преобладанием основных. Соединения железа (II) проявляют также восстановительные свойства.

Для меди характерны степени окисления +1 и +2. Оксид меди (I) CuO и гидроксид меди (I) CuOH — основные. Оксид и гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных: CuO и Cu(OH)2.

Характерная степень окисления цинка +2. Соединения цинка (II) проявляют амфотерные свойства: ZnO и Zn(OH)2.

Читайте также:  Почему сварка жжет металл
Элемент Степень окисления Тип и формула оксида Тип и формула гидроксида Окислительно-восстановительные свойства
Хром +2 CrO, основный Cr(OH)2, основание восстановитель, слабый окислитель
+3 Cr2O3, амфотерный Cr(OH)3, амфотерный гидроксид окислитель и восстановитель
+6 CrO3, кислотный H2CrO4 и H2Cr2O7, кислоты окислитель
Железо +2 FeO, основный Fe(OH)2, основание восстановитель и слабый окислитель
+3 Fe2O3, амфотерный Fe(OH)3, амфотерный гидроксид окислитель, очень слабый восстановитель
Медь +1 Cu2O, основный CuOH, основание восстановитель и слабый окислитель
+2 CuO, основный Cu(OH)2, основание окислитель
Цинк +2 ZnO, амфотерный Zn(OH)2, амфотерный гидроксид слабый окислитель

Электронная конфигурация переходных металлов

Переходные элементы: медь, хром, железо — Умскул Учебник

  • Что такое переходные металлы;
  • Основные характеристики меди, хрома и железа;
  • Их физические и химические свойства.

К переходным элементам относятся такие, которые расположены в побочных подгруппах больших периодов периодической системы Д.И. Менделеева. К ним принадлежат d– и f–элементы.

Название «переходные» связано с тем, что переходные элементы расположены между s– и р–элементами.

Мы рассмотрим три металла: железо, хром и медь.

Железо — металл VIIIB-группы четвёртого периода. Его особенностью, как и особенностью других переходных металлов, является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях.

Электронная конфигурация переходных металлов

Хром — металл VIB-группы четвёртого периода. Как и железо, это d-элемент, у которого валентные электроны находятся и на внешнем слое и на предвнешнем подуровне. Помимо этого, в атоме хрома в основном состоянии происходит провал электрона

Электронная конфигурация переходных металлов

Железо и хром имеют идентичный набор степеней окисления, а также возможных оксидов и гидроксидов: 0, +2, +3, +6.

Электронная конфигурация переходных металлов

Медь — металл IB-группы четвёртого периода. Как и в случае других элементов побочных подгрупп, особенностью для неё является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях. Как и у хрома, у меди в электронной конфигурации наблюдается провал электрона.

Электронная конфигурация переходных металлов

Степени окисления меди следующие: 

  • низшая степень окисления равна 0, как и у всех металлов; 
  • высшая равна +2; 
  • промежуточная равна +1.

Электронная конфигурация переходных металлов

Физические свойства

По физическим свойствам железо и хром — совершенно типичные металлы серебристо-белого цвета, которые не растворяются в воде, а на воздухе покрываются прочной оксидной плёнкой. 

Электронная конфигурация переходных металлов

Особенностью железа является его быстрая коррозия (то есть окисление) кислородом во влажном воздухе, а особенностью хрома — высокая твёрдость: он является одним из самых твёрдых металлов. 

Медь же — металл красного цвета, один из четырёх металлов, имеющих явную цветовую окраску, которая отлична от серой или серебристой. 

1.2.3 Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Видеоурок 1: Медь

Видеоурок 2: Цинк

Лекция: Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Переходными называются элементы, содержащие d-/f-элементы и располагающиеся между s+-элементами и р—элементами. Отличие d- и f-элементов от s- и p-элементов состоит в том, что электроны первых заполняют внутренние nd- или nf- оболочки, тогда как электроны вторых заполняют внешние ns- и np-оболочки.

Электронная конфигурация переходных металлов

В Периодической таблице данные элементы находятся в побочных подгруппах 4, 5 и 6 периодов. Все они металлы. Всего их на сегодняшний день 65. Однако по требованию кодификатора на данном уроке мы более подробно рассмотрим медь, цинк, хром и железо.

Читайте также:  Вертикально-сверлильный станок: описание и советы по выбору

Медь CuЭлектронная конфигурация переходных металлов

Химический элемент Медь/ Cuprum(Cu) Особенности
Расположение в Периодической таблице 4 период I группа побочная подгруппа, порядковый номер 29 Инертный металл. Относится к d-элементам. Не взаимодействует с водой, некоторыми неметаллами: с водородом, азотом, углеродом, и кремнием, с растворами соляной и серной кислот, с щелочами. Реагирует с конц/растворами серной и азотной кислот.
Характеристика Золотисто-розовый пластичный, тягучий, легко прокатывается в листы Отличный электропроводник после серебра. Температура плавления 1083
Масса атома 63,546
Расположение электронов по орбиталям (электронная формула или конфигурация)
  • 1s2  2s22p6  3s23p63d10  4s1
  •  (в основном состоянии)
  • 1s2  2s22p6  3s23p63d9  4s2
  •  (в возбужденном состоянии)
Наблюдается проскок одного электрона s-подуровня на d-подуровень. Это обеспечивает более устойчивое положение.
Степень окисления 0, +1, +2 Самая устойчивая среди них +2
Оксиды Оксид меди (I)* Сu2О Обладает основными свойствами
Оксид меди (II) СuО Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных
Гидроксиды Гидроксид меди (I) СuОН Обладает основными свойствами
Гидроксид меди (II) Cu(ОН)2 Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных
Способы получения Поскольку в природе медь, как и другие металлы встречается в составе соединений, то для получения простого вещества Cu применяются:1. Пирометаллургический способ – восстановление металла при высоких t с помощью водорода, оксида угля. Водородотермия:Cu+2O + H2 → Cu0 + H2O
2. Гидрометаллургический способ – восстановление из солей в растворах.
  1. Вначале соединение растворяется кислотой, к примеру: 
  2. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
  3. Затем Cu из CuSO4 вытесняется более активным металлом, допустим Fe:
  4. CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu.
  5. Этот процесс называется металлотермией.
3. Электролиз – способ получения металлов с помощью электрического тока.
  • Это последний этап обработки руды, содержащей медь. В специальные ванны, наполненные водным раствором сульфата меди CuSO4 со свободной серной кислотой:
  • катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0 
  • анод (+): 2H2O – 4ē → 4H+ + O2 ↑
  • 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4
Применение в быту
  • Медь — производство проводов, кабелей, котлов.
  • Латунь (сплав из меди и цинка) — производство радиаторов, конденсаторов, часовых механизмов, ювелирных изделий.
  • Медноникелевые сплавы – производство устройств для дистиллирования питьевой воды из морской.
  • Медь в составе бронзы — в машиностроении.
  • Оксиды меди – производство эмали, стекла.
  • Соли меди ядовиты и используются   огородниками для уничтожения вредителей растений. Медь в составе удобрений, способствует хорошему росту растений.

*Римские цифры в таблице указана валентность

Цинк Zn

Электронная конфигурация переходных металлов

Химический элемент Цинк / Zincum(Zn) Примечания
Расположение в Периодической таблице 4 период II группа побочная подгруппа, порядковый номер 30 Амфотерный металл. Не взаимодействует с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом. Не растворяется в воде, но при очень высокой t реагирует на водяной пар, образуя оксид цинка и водорода. Реагирует с щелочами. Из растворов   солей и оксидов, вытесняет металлы, расположенные правее в ряду напряжений*
Характеристика Хрупкий металл голубовато-белого цвета
Масса атома 65,37
Расположение электронов по орбиталям 1s2  2s22p6  3s23p63d10  4s2(в основном состоянии)
Степень окисления 0, +2 Единственно возможная
Оксиды Оксид цинка ZnO Обладает амфотерными свойствами
Гидроксиды Гидроксид цинка Zn(ОН)2   Обладает амфотерными свойствами
Способы получения 1. Пирометаллургический способ С помощью оксида угля:  ZnO+ Ct → CO + Zn
2. Гидрометаллургический способ ZnO + H2SO4 → ZnSO4+ H2OZnSO4+ Fe → FeSO4+ Zn
3. Электролиз   Поскольку цинк в ряду напряжений стоит после Al  и до Н, то на катоде будут протекать два процесса восстановления ионов цинка и водорода (т.к. среда кислая):

  1. Zn2+ + 2e → Zn↓2H+ + 2e → H2↑
  2. Реакция в сумме:
  3. катод (–): Zn2+ + 2H+ + 4ē → Zn↓ + H2↑ (восстановление);
  4. анод (+): Zn – 2ē → Zn2+ (окисление).
  5. Окислительно-восстановительные реакции:
  6. 2Zn + Zn2+  + 2H+  → 2Zn2+ + Zn↓ + H2↑2Zn + 2H+ → Zn2+ + Zn↓ + H2↑
Применение в быту Применение цинка объемно и широко, к примеру, используется:

  • для защиты от ржавчины (оцинковки) стали;
  • в строительстве для кровли крыш, облицовки стен;
  • для производства бытовой техники и мн.др.
Читайте также:  Сортамент швеллеров с размерами

*Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Хром CrЭлектронная конфигурация переходных металлов

Химический элемент Хром / Chromium(Cr) Примечания
Расположение в Периодической таблице 4 период VI группа побочная подгруппа, порядковый номер 24 Не взаимодействует с водородом. Вытесняет его из неокисляющих кислот: соляной, фосфорной и др. При сильном нагревании хром растворяется в серной или азотной кислотах.
Характеристика Твердый металл голубовато-белого цвета
Масса атома 51,996
Расположение электронов по орбиталям 1s2   2s22p6   3s23p63d5   4s1(в основном состоянии)
Степень окисления 0, +2, +3, +6 Повышение степени ведет к возрастанию кислотности и ослабеванию основных свойств. Наиболее устойчивая степень +3
Оксиды Оксид хрома (II) —  СгО Обладает основными свойствами
Оксид хрома (III) Сг2О3 Обладает амфотерными свойствами 
Оксид хрома (VI) СгО3 Обладает кислотными свойствами (Н2СгО4 – хромовая кислота и дихромовая Н2Cr2О7).
Гидроксиды Гидроксид хрома (II) Сг(ОН)2    Обладает основными свойствами
Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3 Обладает амфотерными свойствами 
Способы получения 1. Пирометаллургический способ Например, алюмотермией (вид металлотермии): Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr
2. Электролиз Из концентрированных водных растворов СrО3 или Сr2О3, содержащих H2SO4, либо электролизом сульфата Хрома Cr2(SO4)3 хром получают в наиболее чистом виде.
Применение в быту
  • В производстве нержавеющей стали.
  • Для покрытия металлических поверхностей (хромирование) в качестве защиты.
  • Для изготовления декоративных изделий.
  • Соли хрома ядовиты и используются для защиты древесины от вредителей.
  • Для изготовления красителей и мн.др.

Железо FeЭлектронная конфигурация переходных металлов

Химический элемент Железо / Ferrum(Fe) Примечания
Расположение в Периодической таблице 4 период VIII группа побочная подгруппа, порядковый номер 26 При нагревании более 2000 взаимодействует с кислородом. Окисляется в воде.
Характеристика Ковкий металл серебристо-белого цвета
Масса атома 55,849
Расположение электронов по орбиталям 1s2   2s22p6   3s23p63d6   4s2(в основном состоянии)
Степень окисления 0, +2, +3, +6 Из них самая устойчивая +3;Fe+6- сильнейший окислитель
Оксиды Оксид железа (II) FeО Обладает основными свойствами
Оксид железа (III) Fe2О3 Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных
Гидроксиды Гидроксид железа (II) Fe(ОН)2 Обладает основными свойствами
Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных
Способы получения 1. Пирометаллургический способ
  • 1. Алюмотермия – восстановление Fe из оксида с помощью алюминия при высоких t:
  • Fe+32O3 +2Al → 2Fe0 + Al2O3
  • 2. Сначала оксид железа подвергается магнитному обогащению:
  • 3Fe2 O3 + H2 → 2Fe3 O4 + H2O
  • а затем запускается процесс водородотермии:
  • Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O
2. Электролиз
  1. Для проведения электролиза берется раствор соли хлорида железа:
  2. FeCl3 → Fe+3+3Cl-
  3. катод (–): Fe+3, H2O
  4. Fe+3+ 3ē → Fe↓ 
  5. 2H2O + 2ē → H2↑+ 2ОН- (восстановление);
  6. анод (+): Cl-, H2O
  7. 2Cl- – 2ē → Cl2↑  (окисление).

Реакция в сумме:6Н2О +2FeCl3 → 3H2↑ + 3Cl2↑+2Fe(OH)3

Применение в быту
  • Отрасли применения весьма обширны и известны.
Предыдущий урок Следующий урок
Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector