§ 48.1. Агульная характарыстыка металаў B-груп

Становішча ў перыядычнай сістэме і асаблівасці электроннай будовы атамаў металаў B-груп

Хімічныя элементы В-груп размешчаны ў перыядычнай сістэме паміж s- і р-элементамі, таму іх называюць пераходнымі элементамі.

Простыя рэчывы, утвораныя гэтымі элементамі, з’яўляюцца металамі.

На знешнім электронным слоі атамаў элементаў В-груп утрымліваецца 1–2 s-электроны. У перыядах з павелічэннем парадкавага нумара ў элементаў паслядоўна запаўняюцца электронамі d-арбіталі перадзнешняга электроннага слоя. Таму элементы В-груп адносяць да d-элементаў. З прычыны таго што існуе пяць d-арбіталей, у кожным перыядзе размешчана па дзесяць d-элементаў.

Пры пераходзе ў 4-м перыядзе ад аднаго d-элемента да наступнага спачатку запаўняюцца электронамі ns-арбіталі знешняга слоя і толькі пасля гэтага запаўняюцца (n – 1)d-арбіталі. Запаўненне ns-арбіталей павышае іх энергію, і яны на энергетычнай шкале падымаюцца вышэй за (n – 1)d-арбіталі. Таму ў формулах электронных канфігурацый d-элементаў (n – 1)d-арбіталі запісваюць перад ns-арбіталямі. Напрыклад, у Sc на 3d-арбіталі з’яўляецца электрон пасля запаўнення двума электронамі 4s-арбіталі, аднак формулу электроннай канфігурацыі Sc запісваюць [Ar]3d¹4s².

Электронную канфігурацыю валентнага слоя d-элементаў 4-га перыяду можна прадставіць агульнай формулай: (n – 1)d^xns^y, дзе x можа прымаць значэнні ад 1 да 10, а y роўны 1 або 2. Формулы электроннай канфігурацыі атамаў d-элементаў 4-га перыяду прыведзены ў табліцы 34.1.

Запаўненне электронамі d-арбіталей адбываецца па тых жа правілах, што і s- і р-арбіталей. Аднак у элементаў Cr і Cu адбываецца пераход, або «правал», аднаго 4s-электрона на 3d-арбіталь папярэдняга энергетычнага ўзроўню. Гэта тлумачыцца тым, што электронныя станы з канфігурацыяй 3d⁵ (для Cr) і 3d¹⁰ (для Cu) больш устойлівыя, а энергіі 4s- і 3d-падузроўняў адрозніваюцца нязначна, і пераход s-электрона знешняга на d-арбіталь папярэдняга электроннага слоя не патрабуе вялікіх выдаткаў энергіі.

Адрыў электронаў ад атамаў адбываецца ў зваротнай паслядоўнасці: спачатку адрываюцца ns-электроны і толькі потым (n – 1)d-электроны. Напрыклад, утварэнне іона Fe³⁺ можна паказаць схемай:

Fe⁰ – 3e^– → Fe³⁺;

[Ar]3d⁶4s² – 3e^– → [Ar]3d⁵4s⁰.

Ступені акіслення атамаў d-элементаў у злучэннях

У адрозненне ад s- і р-элементаў у d-элементаў ва ўтварэнні хімічных сувязей могуць удзельнічаць не толькі s-электроны знешняга, але і d-электроны перадзнешняга слаёў. Гэта павялічвае колькасць магчымых ступеней іх акіслення. Акрамя d-элементаў IIIВ- і IIВ-груп, атамы ўсіх астатніх d-элементаў маюць некалькі ступеней акіслення (табл. 34.1).

З ростам парадкавага нумара элемента ў перыядзе максімальная (найвышэйшая) ступень акіслення ўзрастае ад IIIВ-групы да першага элемента VIIIВ-групы, а потым меншае. Найвышэйшая ступень акіслення ў большасці d-элементаў, як правіла, адпавядае нумару групы, да якой яны адносяцца. Выключэнне складаюць Fe, элементы падгрупы кобальту, нікелю і медзі (табл. 34.1).

Для атамаў элементаў IB-групы (Сu, Ag, Аu) магчымая не толькі ступень акіслення +1 (напрыклад, у злучэннях Cu₂О, AgCl, Au₂S), але і больш высокая (напрыклад, у злучэннях , ).

Злучэнні элементаў, у якіх атамы могуць знаходзіцца ў ступені акіслення +8, вядомыя толькі для рутэнію і осмію (напрыклад, ). Для астатніх элементаў VIIIВ-групы характэрныя больш нізкія ступені акіслення.

Максімальная ступень акіслення для жалеза роўная +6 (напрыклад, у злучэнні K₂FeO₄). У ёй жалеза з’яўляецца моцным акісляльнікам.

Табліца 34.1. Формулы электроннай канфігурацыі, лік валентных электронаў і характэрныя ступені акіслення* атамаў 3d-элементаў

*Найбольш устойлівыя ступені акіслення вылучаны колерам

Калі ў элементаў А-груп з павелічэннем парадкавага нумара па групе ўстойлівасць злучэнняў, у якіх атамы элемента праяўляюць найвышэйшую ступень акіслення, памяншаецца, то ў элементаў В-груп назіраецца зваротная заканамернасць: па групе зверху ўніз устойлівасць злучэнняў элементаў у найвышэйшай ступені акіслення атама, як правіла, павышаецца. Найвышэйшыя ступені акіслення ў злучэннях характэрныя для золата (+3), плаціны (4), осмію (+8), вальфраму (+ 6).

У нізкіх ступенях акіслення атамы d-элементаў утвараюць хімічныя сувязі, блізкія да іоннага тыпу, і ў растворах існуюць у выглядзе катыёнаў, напрыклад Mn²⁺, Fe²⁺, Ag⁺:

MnCl₂ → Mn²⁺ + 2Cl^–.

У найвышэйшых ступенях акіслення для d-элементаў характэрны аніённыя формы злучэнняў з кавалентным тыпам хімічнай сувязі, напрыклад у іоне .

Структурныя формулы сернай і хромавай кіслаты, у якіх атамы знаходзяцца ў аднолькавых ступенях акіслення, аднатыпныя:

Злучэнні элементаў В-груп у найвышэйшых ступенях акіслення праяўляюць падабенства ва ўласцівасцях са злучэннямі элементаў у тых жа ступенях акіслення А-груп. У іх аналагічныя формулы аксідаў, гідраксідаў, кіслот і солей. Напрыклад, хром, элемент VIB-групы, у ступені акіслення +6 утварае кіслотны аксід CrO₃ і кіслату H₂CrO₄, якія па саставе і акісляльнааднаўленчых уласцівасцях аналагічныя злучэнням серы, элемента VIА-групы, у той жа ступені акіслення +6: SO₃ і H₂SO₄.

Такое падабенства характэрна для марганцу, элемента VIIB-групы, і хлору, элемента VIIА-групы. У ступені акіслення +7 марганец утварае аксід Mn₂O₇ малекулярная вадкасць) і адпаведную яму кіслату HMnO₄. Хлор у той жа ступені акіслення (+7) утварае кіслотны аксід Cl₂O₇ (таксама малекулярная вадкасць) і кіслату HClO₄.

Блізкасць уласцівасцей гэтых элементаў можна растлумачыць аднолькавым лікам няспараных электронаў, якія ўдзельнічаюць ва ўтварэнні хімічных сувязей з кіслародам.

Асаблівасці ўласцівасцей металаў В-груп

Асаблівасць уласцівасцей злучэнняў, якія ўтвараюць d-элементы, вызначаецца электроннай будовай знешняга і перадзнешняга электронных слаёў іх атамаў.

Атамы d-элементаў B-груп на памер меншыя, чым атамы суседніх па перыядзе ns-элементаў, паколькі электроны запаўняюць унутраны энергетычны (n – 1)d-падузровень. Калі дадаткова ўлічыць, што ў атамаў d-элементаў структура знешняга электроннага слоя прыкладна аднолькавая (ns¹ або ns²), то становіцца зразумелай прычына менш рэзкай змены па перыядзе ўласцівасцей d-элементаў у параўнанні з s- і р-элементамі.

Простыя рэчывы d-элементаў — тыповыя металы, што тлумачыцца параўнальна слабай сувяззю знешніх электронаў з ядром.

Удзел d-электронаў ва ўтварэнні металічнай сувязі ў простых рэчывах прыводзіць да яе ўмацавання ў  параўнанні з сувяззю ў металах s- і p-элементаў. Вынікам гэтага з’яўляюцца характэрныя для раду металаў d-элементаў (напрыклад, хром, вальфрам) высокая тэмпература плаўлення (акрамя ртуці), большая шчыльнасць (выключэнне тытан), цвёрдасць. Некаторыя d-элементы (Са, Ni) з’яўляюцца ферамагнетыкамі.

Элементы IIIВ-групы, якія маюць усяго адзін d-электрон, па хімічных уласцівасцях блізкія да суседніх шчолачназямельных металаў.

Металы элементаў IVВ–VIВ-груп адрозніваюцца меншай аднаўленчай здольнасцю, а ў шэрагу выпадкаў і хімічнай пасіўнасцю. Яны больш устойлівыя да карозіі.

На паверхні пасіўных металаў большасці d-элементаў утвараецца шчыльная аксідная плёнка, якая перашкаджае працяканню розных хімічных рэакцый. Такая ўласцівасць дазваляе выкарыстоўваць гэтыя металы ў якасці антыкаразійных пакрыццяў (храміраванне, нікеліраванне, мядненне).

Большасць d-металаў стаіць у радзе актыўнасці металаў да вадароду і выцясняе вадарод з кіслот, напрыклад:

Cr + 2НСl = СrСl₂ + Н₂↑.

Металы Сu, Hg, Ag, Аu і металы сямейства плаціны (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) у радзе актыўнасці размешчаныя пасля вадароду, таму не выцясняюць вадарод з кіслот. Для пераводу Сu, Hg, Ag у раствор іх акісляюць азотнай кіслатой. Au і Pt здольныя растварацца толькі ў царскай гарэлцы (сумесь канцэнтраваных азотнай і салянай кіслот) (табл. 34.2).

Табліца 34.2. Параўнанне хімічных уласцівасцей металаў s- і d-элементаў з улікам іх становішча ў радзе актыўнасці металаў

Металы

Li

K

Са

Na

Mg

Al

Mn

Zn

Сr

Fe

Со

Ni

Sn

Pb

Н2

Cu

Нg

Аg

Pt

Au

Характарыстыкі

Аднаўленчая актыўнасць металаў узмацняецца

Здольнасць выцясняць металы, якія стаяць наперадзе, з раствораў іх солей узмацняецца

У прыродзе існуюць

Пераважна ў выглядзе злучэнняў

У свабодным выглядзе і ў выглядзе злучэнняў

Пераважна ў свабодным выглядзе

Рэакцыі з кіслародам

Хутка

Марудна

Не акісляюцца

Рэакцыі з вадой

Утварае шчолачы і Н2

З парамі вады ўтвараюць аксіды металаў і Н2

Не ўзаемадзейнічаюць

Карозія

Каразійная ўстойлівасць узмацняецца

Рэакцыі з кіслотамі

З раствораў кіслот-неакісляльнікаў (HСl, H2SO4(разб.), H3PO4, H2S, RCOOH) выцясняюць вадарод (Pb пасівіруецца ў разбаўленых HCl, H2SO4)

Н2 з кіслот не выцясняюць

З разбаўленай і канцэнтраванай HNO3 утвараюць соль, ваду і прадукты аднаўлення азоту(V) З канцэнтраванай H2SO4 утвараюць соль, ваду і прадукты аднаўлення серы(VI) У канцэнтраваных HNO3 i H2SO4 металы Al, Fe, Сr, Ni пасівіруюцца

Раствараюцца ў царскай гарэлцы HNO3 + 3HCl

Атрыманне

Электроліз расплаваў

Аднаўленне аксідаў металаў H2, СО, Al; электроліз раствораў солей; выцясненне з раствораў солей актыўнымі металамі

Злучэнне

Аксіды раствараюцца ў Н2О з утварэннем гідраксідаў

Аксіды не раствараюцца ў вадзе

Гідраксіды асноўныя

Гідраксіды і аксіды амфатэрныя

Гідраксіды і аксіды могуць быць асноўнымі, амфатэрнымі, кіслотнымі

У адрозненне ад s-элементаў большасць злучэнняў d-элементаў мае спецыфічную афарбоўку, якая залежыць ад ступені акіслення іх атамаў (мал. 112.3). Напрыклад, злучэнні, утвораныя атамамі медзі ў ступені акіслення +2, пафарбаваны ў блакітны колер. Злучэнні Ni(II) маюць зялёную афарбоўку, Co(II) — ружовую, Mn(II) — бледна-ружовую, Mn(VI) — зялёную, Mn(VII) — фіялетавую, Cr(VI) — жоўтую (K₂CrO₄) або аранжавую (K₂Cr₂O₇), Cr(II) — зялёную, Fe(III) — жоўтую і Fe(II) — зялёную афарбоўку.

Пытанні, заданні, задачы

1. Прывядзіце формулы і схемы электронных канфігурацый атама марганцу ў наступных ступенях акіслення: 0, +2, +4, +6, +7.

2. Растлумачце эфект «правалу» электрона ў электронных канфігурацыях медзі і хрому.

3. Выкарыстоўваючы інтэрнэт-рэсурсы, складзіце табліцу атамных радыусаў элементаў 4-га перыяду і растлумачце характар іх змены.

4. Электроны якога энергетычнага ўзроўню прынята лічыць валентнымі ў d-элементаў?

5. Параўнайце электронную будову атамаў элементаў А- і В-груп:

• а) лік валентных электронаў;
• б) лік валентных атамных арбіталей;
• в) максімальная ступень акіслення.

6. Чаму ў d-элементаў па перыядзе ўласцівасці змяняюцца не так рэзка, як у s- і р-элементаў?

7. Укажыце ўзаемасувязь ступені акіслення d-элементаў з іх здольнасцю ўтвараць катыённыя і аніённыя формы злучэнняў?

8. Між хлорам і марганцам у найвышэйшай ступені акіслення існуе пэўнае падабенства: у ступені акіслення +7 хлор і марганец утвараюць кіслоты, аднолькавыя па саставе: HClO₄ і HMnO₄ адпаведна. Пакажыце структурныя формулы гэтых кіслот.

9. Складзіце ўраўненні рэакцый паводле схемы:

Cu → Cu(NO₃)₂ → CuS → Cu(NO₃)₂ → CuO → СH₃CHO.

10. Праз раствор сульфату медзі(II) аб'ёмам 1 дм³ з масавай доляй солі 18 % (ρ = 1,2 г/см³) прапусцілі 23,3 дм³ серавадароду (н. у.). Вызначце масу асадку і масавыя долі рэчываў у растворы.

Самакантроль

1. Электронную канфігурацыю валентнага слоя d-элементаў можна прадставіць агульнай формулай:

• а) (n – 1)d^xns^y;
• б) nd^x(n − 1)s^y;
• в) nd^x;
• г) ns^x.

2. Правільнымі з’яўляюцца сцвярджэнні:

• а) з ростам парадкавага нумара элемента ў перыядзе найвышэйшая ступень акіслення ўзрастае ад IIIВ-групы да першага элемента VIIIВ-групы, а потым меншае;
• б) найвышэйшая ступень акіслення ў большасці d-элементаў, як правіла, адпавядае нумару групы, да якой яны адносяцца;
• в) у нізкіх ступенях акіслення атамы d-элементаў утвараюць хімічныя сувязі, блізкія да іоннага тыпу;
• г) злучэнні элементаў В-груп у найвышэйшых ступенях акіслення падобныя ва ўласцівасцях з злучэннямі элементаў у тых жа ступенях акіслення А-груп.

3. Адзін s-электрон на знешнім слоі ў асноўным стане ўтрымліваюць атамы:

• а) V;
• б) Cr;
• в) Ni;
• г) Cu.

4. Электронная канфігурацыя атама жалеза:

• а) 3d⁶4s²;
• б) 3d⁶4s¹;
• в) 3d⁵4s²;
• г) 3d⁷4s².

5. Марганцу ў найвышэйшай ступені акіслення адпавядаюць абодва злучэнні ў парах:

• а) Н₂MnO₄ і Мn₂O₇;
• б) KMnO₄ і Мn₂O₇;
• в) NaMnO₄ і HМnO₄;
• г) KMnO₄ і МnO₂.