Переходные металлы
1. Общие свойства переходных металлов
Переходные элементы располагаются в побочных подгруппах Периодической системы Д.И. Менделеева. Их подразделяют на d-элементы и f-элементы. f-элементы – это лантаноиды и актиноиды.
При образовании соединений атомы металлов могут использовать не только валентные s- и p-электроны , но и d-электроны. Поэтому для d-элементов гораздо более характерна переменная валентность, чем для элементов главных подгрупп. Благодаря этому свойству переходные металлы часто образуют комплексные соединения.
Переходные элементы – это металлы. Поэтому в своих соединениях они проявляют положительные степени окисления. Очень сильно видно различие в свойствах у элементов IV–VIII подгрупп периодической системы. Элементы побочных подгрупп – это металлы, а главных подгрупп – неметаллы. Однако, когда элементы главных и побочных подгрупп находятся в высших степенях окисления, их соединения проявляют заметное сходство.
Например, оксид CrO3 близок по свойствам SO3. Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава H2ЭO4. Точно также – оксиды марганца и хлора. Соответствующие им высшие оксиды – Mn2O7 и Cl2O7. Им соответствуют кислоты состава HЭО4. Подобная близость свойств объясняется тем, что часто элементы главных и побочных подгрупп в высших степенях окисления приобретают сходное электронное строение. Что касается химических свойств d-элементов, то обращает на себя внимание тот факт, что в пределах одной декады переходных элементов число стабильных степеней окисления сначала увеличивается, а потом уменьшается. См. Табл. 1. Химические свойства переходных элементов довольно сложны.
Табл. 1 Проявляемые и наиболее характерные положительные степени окисления d-элементов 4 периода
Значение переходных металлов для организма и жизнедеятельности
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.
Рис. 1 Большое использование сплавов переходных металлов: сталь, чугун, бронза, латунь, победит
Большое использование сплавов переходных металлов: сталь, чугун, бронза, латунь, победит. Рис. 1. При исследовании сплавов прослеживается уникальное значение железа для человека. Сплавы даже разделяют на черные и цветные по содержанию в них железа.
2. Химические свойства железа
Химические свойства железа и его соединений
Железо – это химический элемент №26, который находится в побочной подгруппе VIII группы, в четвертом периоде. Электронная конфигурация атома железа – 1s22s22p63s23p63d64s2.
Рис. 2 Электронная конфигурация атома железа – 1s22s22p63s23p63d64s2
Распределение валентных электронов на орбиталях представлено на Рис. 2.
Степени окисления железа: 0, +2, +3. Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства, образуемые оксиды и гидроксиды Fe2O3 и Fe(OH)3 проявляют амфотерные свойства, хотя основные свойства у этих соединений значительно преобладают.
1. Взаимодействие с неметаллами
При нагревании железо, особенно порошкообразное, способно взаимодействовать практически со всеми неметаллами. Хлор и фтор окисляют железо до Fe+3. Бром может окислить и до Fe+2, и до Fe+3 в зависимости от количества, а йод окисляет только до степени окисления +2 Fe+2. При реакции с серой сначала образуется сульфид железа, а затем дисульфид железа.
Fe + S FeS
FeS + S FeS2 природный минерал такого состава называется пирит. Рис. 3.
Он используется для получения серной кислоты, а также железа и соединений железа.
Рис. 3 Пирит
2. Взаимодействие железа с кислородом
При взаимодействии железа с кислородом, в зависимости от его количества, могут образовываться разные оксиды. В том числе и смешанный оксид Fe3O4.
2Fe + О2 2FeО
4Fe + 3О2 2Fe2О3
3Fe + 2О2 Fe3О4
3. Взаимодействие железа с водой
При сильном нагревании металлическое железо взаимодействует с водой.
3Fe + 4Н2О Fe3О4 + 4Н2↑
Во влажном воздухе при обычных условиях железо реагирует с парами воды и кислородом, с образованием ржавчины. Она состоит из смешенных оксидов, гидроксидов и соединений кислорода. Это не индивидуальное вещество.
Примерная схема ржавления железа:
4Fe + 6Н2О + 3О2 → 4Fe(ОН)3
4. Взаимодействие железа с кислотами
Как и другие типичные металлы, железо взаимодействует с кислотами-неокислителями с выделением водорода.
Fe + 2НCl → FeCl2 + Н2↑
С кислотами-окислителями железо не реагирует из-за пассивации. Но с разбавленными кислотами реакция происходит.
Fe + 4НNO3 → Fe(NO3)3 +NO↑ + 2Н2O
5. С растворами солей
Металлическое железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
Амфотерные свойства железа
Железо и некоторые его соединения способны проявлять амфотерные свойства.
Fe + 2NaOH + 2H2O → Na2[Fe(OH)4] + H2↑ В горячем концентрированном растворе щелочи образуется комплексное соединение, и выделяется водород.
3. Соединения железа (II) и железа (III)
Соединения железа (II)
Соли железа (II) можно получить при взаимодействии металлического железа с кислотами-неокислителями или восстановлением железа (III).
2FeCl3 + Fe→ 3FeCl2
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами.
FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 ↓+ 2NaCl. На воздухе Fe(OH)2 ↓окисляется кислородом.
4Fe(OH)2 ↓+2H2O + O2 → 4Fe(OH)3↓
Соединения железа (III)
Соли железа (III) получают либо окислением железа галогенами, либо при его взаимодействии с разбавленными кислотами-окислителями. Соли железа (III) могут проявлять слабые окислительные свойства.
2FeCl3 +2 KI → 2FeCl2 + I2↓ + 2KCl. На этой реакции основан йодометрический способ определения солей железа.
Качественная реакция на соли железа (III)
FeCl3 + 6NaSCN →Na3[Fe(SCN)6] + 3NaCl. При взаимодействии с роданидами образуются ярко-красные, похожие на кровь комплексы различного состава.
Взаимодействие со щелочью.
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl
Fe(OH)3 ↓как и Fe(OH)2 ↓ амфотерен, с преобладанием основных свойств.
Fe(OH)3 ↓+3HCl → FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH → NaFeO2+ 2H2O
4. Железная кислота
Железная кислота и её соли
При окислении Fe(OH)3 ↓ или при электролизе раствора щелочи на железном аноде образуются соли, содержащие железо в составе аниона:
2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH →2Na2FeO4 + 6NaCl + 8H2O
Fe + 2KOH + 2H2O K2FeO4 + 3H2↑
Железо имеет степень окисления +6. Такие соли называются ферраты: Na2FeO4, K2FeO4. Это соли не существующей в свободном виде железной кислоты Н2FeO4. Они относятся к наиболее сильным органическим окислителям и способны медленно окислять даже воду.
Подведение итога
Вы изучили тему «Переходные металлы». Вы узнали о некоторых общих свойствах переходных металлов, о химических свойствах железа как наиболее важного переходного металла. Мы подчеркнули важность и необходимость для организма человека наличия именно переходных металлов. Рассмотрели некоторые примеры сплавов переходных металлов, исследовали амфотерные свойства железа и его соединений с различными степенями окисления. Немного узнали о железной кислоте и ее солях – ферратах.