Övergångsmetall , någon av olika kemiska element som har valenselektroner - dvs elektroner som kan delta i bildandet av kemiska bindningar - i två skal istället för bara en. Medan termen övergång har ingen särskild kemisk betydelse, det är ett bekvämt namn med vilket man kan skilja likheten mellan atomstrukturerna och de resulterande egenskaperna hos de så angivna elementen. De upptar de mellersta delarna av de långa perioderna av det periodiska elementet mellan grupperna på vänster sida och grupperna till höger. Specifikt bildar de grupperna 3 (IIIb) till 12 (IIb).
periodiskt system Modern version av det periodiska systemet för elementen (utskrivbar). Encyclopædia Britannica, Inc.
De mest slående likheterna som delas av de 24 elementen i fråga är att de alla är metaller och att de flesta är hårda, starka och glänsande, har höga smält- och kokpunkter och är bra ledare för värme och elektricitet. Området inom dessa egenskaper är stort; därför är uttalandena jämförande med de allmänna egenskaperna hos alla andra element.
Många av elementen är tekniskt viktiga: till exempel titan, järn, nickel och koppar används strukturellt och inom elektrisk teknik. För det andra bildar övergångsmetallerna många användbara legeringar , med varandra och med andra metalliska element. För det tredje löses de flesta av dessa element i mineralsyror, även om några, såsom platina, silver och guld- , kallas ädla - det vill säga påverkas inte av enkla (icke-oxiderande) syror.
Utan undantag bildar elementen i huvudövergångsserien (dvs. exklusive lantanoider och aktinoider som anges nedan) stabila föreningar i två eller flera formella oxidationstillstånd.
var spriddes bupesten
Övergångsmetallerna kan delas in i enlighet med de elektroniska strukturerna i deras atomer i tre huvudövergångsserier, kallade den första, andra och tredje övergångsserien, och två inre övergångsserier, kallade lantanoiderna och aktinoiderna.
Den första huvudövergångsserien börjar med antingen scandium (symbol Sc, atomnummer 21) eller titan (symbol Ti, atomnummer 22) och slutar med zink (symbol Zn, atomnummer 30). Den andra serien inkluderar elementen yttrium (symbol Y, atomnummer 39) till kadmium (symbol Cd, atomnummer 48). Den tredje serien sträcker sig från lantan (symbol La, atomnummer 57) till kvicksilver (symbol Hg, atomnummer 80). Dessa tre huvudsakliga övergångsserier ingår i den uppsättning av 30 element som ofta kallas d -blockera övergångsmetaller. Eftersom skandium, yttrium och lantan faktiskt inte bildar föreningar analog till de andra övergångsmetallerna och för att de är kemi är ganska homolog med lantanoiderna, är de uteslutna från den aktuella diskussionen om de viktigaste övergångsmetallerna. På samma sätt, eftersom zink, kadmium och kvicksilver uppvisar få av de egenskaper som är karakteristiska för de andra övergångsmetallerna, behandlas de separat ( ser zinkgruppselement). De återstående d -blockeringsövergångsmetaller och några av deras karakteristiska egenskaper listas i tabellen.
| symbol | atomnummer | atomisk massa | densitet (gram per kubikcentimeter, 20 ° C) | smältpunkt (° C) | kokpunkt (° C) | ||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1: a huvudserien | titan | Du | 22 | 47 867 | 4.54 | 1 668 | 3,287 |
| vanadin | V | 2. 3 | 50,942 | 6.11 | 1.910 | 3,407 | |
| krom | Cr | 24 | 51.996 | 7.14 | 1,907 | 2,672 | |
| mangan | Mn | 25 | 54,938 | 7.21–7.44 | 1 246 | 2,061 | |
| järn | Fe | 26 | 55,845 | 7,87 | 1538 | 2,861 | |
| kobolt | Vad | 27 | 58,933 | 8.9 | 1 495 | 2 927 | |
| nickel | Ni | 28 | 58,693 | 8.9 | 1 455 | 2 913 | |
| koppar | Med | 29 | 63,546 | 8,92 | 1.085 | 2 927 | |
| 2: a huvudserien | zirkonium | Zr | 40 | 91 224 | 6.51 | 1 855 | 4,409 |
| niob | Nb | 41 | 92,906 | 8,57 | 2 477 | 4,744 | |
| molybden | Mo | 42 | 95,94 | 10.22 | 2,623 | 4.639 | |
| teknetium | Tc | 43 | 98 | 11.5 | 2.157 | 4,265 | |
| rutenium | Ru | 44 | 101.07 | 12.41 | 2,334 | 4,150 | |
| rodium | Rh | Fyra fem | 102 906 | 12.41 | 1.964 | 3,695 | |
| palladium | Pd | 46 | 106,42 | 12.02 | 1,555 | 2 963 | |
| silver- | Ag | 47 | 107.868 | 10.49 | 962 | 2 162 | |
| 3: e huvudserien | hafnium | Hf | 72 | 178,49 | 13.31 | 2 233 | 4,603 |
| tantal | Ta | 73 | 180,948 | 16,65 | 3,017 | 5,458 | |
| volfram | I | 74 | 183,84 | 19.3 | 3.422 | 5 555 | |
| renium | Re | 75 | 186,207 | 21.02 | 3,186 | 5,596 | |
| osmium | Du | 76 | 190,23 | 22,57 | 3,033 | 5,012 | |
| iridium | Ir | 77 | 192,217 | 22,56 | 2,446 | 4428 | |
| platina | för | 78 | 195,084 | 21.45 | 1768 | 3,825 | |
| guld- | På | 79 | 196 967 | ~ 19.3 | 1.064 | 2 856 |
Den första i den inre övergångsserien innehåller elementen från cerium (symbol Ce, atomnummer 58) till lutetium (symbol Lu, atomnummer 71). Dessa element kallas lantanoiderna (eller lantaniderna) eftersom kemin hos var och en liknar den hos lantan. Lanthanum själv betraktas ofta som en av lantanoiderna. Actinoidserien består av 15 element från actinium (symbol Ac, atomnummer 89) till lawrencium (symbol Lr, atomnummer 103). Dessa inre övergångsserier täcks av sällsynt jordelement och aktinoid element. För element 104 och högre, ser transuranelement.
De relativa platserna för övergångsmetallerna i det periodiska systemet och deras kemiska och fysiska egenskaper kan bäst förstås genom att beakta deras elektroniska strukturer och hur dessa strukturer varierar när atomantalet ökar.
Som nämnts tidigare är elektronerna som är associerade med en atomkärna lokaliserade eller koncentrerade i olika specifika områden i rymden som kallas atomorbitaler, var och en kännetecknas av en uppsättning symboler (kvantnummer) som anger volymen, formen och orientering i rymden relativt andra orbitaler. Ett omlopp får inte rymma mer än två elektroner. Energin involverad i interaktionen mellan en elektron och kärnan bestäms av banan som den upptar, och elektronerna i en atom fördelar sig mellan orbitalerna på ett sådant sätt att den totala energin är minimal. Således avses med elektronisk struktur eller konfiguration av en atom det sätt på vilket elektronerna som omger kärnan upptar de olika atomorbitaler som är tillgängliga för dem. Den enklaste konfigurationen är uppsättningen av en-elektron orbitaler av väteatomen. Orbitalerna kan först klassificeras efter huvudkvantantal, och orbitalerna har ökande energi som huvudman kvant antal ökar från 1 till 2, 3, 4, etc. (Uppsättningarna av orbitaler definierade av huvudkvantnummer 1, 2, 3, 4, etc., kallas ofta skal som betecknas K, L, M, N etc.) För huvudkvantnummer 1 finns det bara en enda typ av orbital, kallad en s orbital. När det huvudsakliga kvantantalet ökar finns det ett ökande antal olika typer av orbitaler eller subshells, motsvarande var och en: s, p, d, f, g , etc. Dessutom kommer de ytterligare orbitaltyperna i större uppsättningar. Således finns det bara en s orbital för varje huvudkvantnummer, men det finns tre orbitaler i den angivna uppsättningen sid , fem i varje uppsättning d , och så vidare. För väteatomen bestäms energin helt av vilken banan den enskilda elektronen upptar. Det är särskilt anmärkningsvärt att väteatomens energi bestäms enbart av det huvudsakliga kvantantalet för orbitalet som upptas av elektronen (med undantag för några små effekter som inte är oroande här); det vill säga i väte är elektronkonfigurationerna för det tredje skalet, till exempel, likvärdiga (av samma energi, oavsett vilken elektronen upptar), vilket inte är fallet med någon av de andra atomerna, som alla innehåller två eller flera elektroner.
vad är datumen för stjärntecknen
För att förstå elektronkonfigurationerna för andra atomer är det vanligt att använda konstruktion (Tyska: uppbyggnad) -princip, vars grund är att för att uppnå en multi-elektronkonfiguration måste det antal elektroner som krävs krävs adderas till orbitalerna en i taget, fylla de mest stabila orbitalerna först tills det totala antalet har lagts till. Således bygger man upp det periodiska systemet från ett element till nästa genom att lägga till en proton till kärnan och en elektron till atomområdet utanför kärnan. Det finns en begränsning av denna konceptualisering, nämligen Pauli-uteslutningsprincipen, som säger att endast två elektroner kan ockupera varje bana. Således kan det inte finnas mer än två elektroner i någon s orbital, sex elektroner i vilken uppsättning som helst sid orbitaler, tio elektroner i valfri uppsättning d orbitaler etc. Vid genomförandet av denna process kan man emellertid inte bara använda ordningen av elektronorbitaler som är lämplig för väteatomen. När elektroner läggs till interagerar de med varandra såväl som med kärnan, och som ett resultat orsakar närvaron av elektroner i någon orbital energin hos en elektron som kommer in i en annan orbital att skilja sig från vad den skulle vara om denna elektron var närvarande ensam . Det övergripande resultatet av dessa interelektroniska interaktioner (ibland kallad avskärmning) är att den relativa ordningen för de olika atomorbitalerna skiljer sig åt i många elektronatomer än i väteatomen; i själva verket förändras den kontinuerligt när antalet elektroner ökar.
Eftersom multi-elektroniska atomer är uppbyggda, de olika subshells s, p, d, f, g , etc. av ett huvudkvantnummer upphör att vara likenergiskt; de faller alla, även om de inte är lika stora, till lägre energier. Övergripande sänkning av energi sker på grund av att avskärmningen från kärnkraftsladdningen som en elektron i en viss omlopp ges av alla andra elektroner i atomen inte är tillräcklig för att förhindra en stadig ökning av den effekt som laddningen i kärnan har på den elektron när atomantalet ökar. Med andra ord är varje elektron ofullständigt skyddad från kärnkraftsladdningen av de andra elektronerna. Dessutom är de olika typerna av orbitaler i varje huvudskal, på grund av deras olika rumsliga fördelningar, avskärmade i olika grad av kärnan av elektroner under dem; följaktligen, även om de alla minskar i energi, minskar de med olika mängder, och därmed förändras deras relativa energiordning kontinuerligt. För att specificera elektronkonfigurationen för en viss atom, är det nödvändigt att använda ordningen på orbitaler som är lämpliga för det specifika värdet på atomens atomnummer. De olika beteenden d och f orbitaler bör särskilt noteras med avseende på var övergångsmetallerna förekommer i det periodiska systemet.
alla b-vitaminer är koenzymer
Argonatomen (atomnummer 18) har en elektronkonfiguration 1 s tvåtvå s tvåtvå sid 63 s två3 sid 6(dvs den har två elektroner i s omlopp i det första skalet; två i s och sex i sid orbitaler i det andra skalet; två i s och sex i sid orbitaler i det tredje skalet: detta uttryck förkortas ofta [Ar] speciellt för att specificera konfigurationerna av element mellan argon och krypton , eftersom det representerar en gemensam del av konfigurationerna för alla dessa element). 3 d orbitaler är mer skyddade från kärnkraftsladdningen än 4 s orbital, och följaktligen har den senare orbitalen lägre energi. Nästa elektroner som ska läggas in går in i 4 s orbital framför 3 d eller 4 sid orbitaler. De två elementen som följer argon i det periodiska systemet är kalium , med en enda 4 s elektron och kalcium, med två 4 s elektroner. På grund av närvaron av 4 s elektroner, 3 d orbitaler är mindre skyddade än 4 sid orbitaler; därför börjar den första vanliga övergångsserien vid denna tidpunkt med elementet skandium, som har elektronkonfigurationen [Ar] 4 s två3 d 1. Genom de kommande nio elementen, i ökande ordning av atomnummer, läggs elektroner till 3 d orbitaler tills de vid elementet zink är helt fyllda och elektronkonfigurationen är [Ar] 3 d 104 s två. 4 sid orbitaler är då de med lägsta energi, och de fylls genom de kommande sex elementen, varav den sjätte är nästa ädelgas, krypton, med elektronkonfigurationen 1 s tvåtvå s tvåtvå sid 63 s två3 sid 64 s två3 d 104 sid 6eller [Kr].
Under hela nästa period liknar variationen hos orbitalenergierna det som omedelbart föregick. När konfigurationen av ädelgas, krypton, har uppnåtts, 5 s orbital är mer stabil än 4 d orbitaler. De nästa två elektronerna kommer därför in i 5 s orbital, men sedan 4 d orbitaler faller till lägre energi än 5 sid orbitaler, och den andra vanliga övergångsserien börjar med elementet yttrium. Elektroner fortsätter att läggas till 4 d orbitaler tills dessa orbitaler är helt fyllda vid elementet kadmium, som har en elektronkonfiguration [Kr] 4 d 105 s två. De kommande sex elektronerna kommer in i 5 sid orbitaler tills en annan ädelgaskonfiguration uppnås vid elementet xenon. Analogt med de två föregående perioderna läggs de två följande elektronerna till nästa tillgängliga orbital, nämligen 6 s orbital, producerar de två följande elementen, cesium och barium. Vid denna tidpunkt blir emellertid ordningen av orbitaler mer komplex än tidigare, eftersom det nu är ofyllda 4 f orbitaler liksom 5 d orbitaler, och de två uppsättningarna har ungefär samma energi. I nästa element, lantan (atomnummer 57), läggs en elektron till 5 d orbitaler, men det omedelbart följande elementet, cerium (atomnummer 58), har två elektroner i 4 f orbitaler och ingen i 5 d orbitaler. Genom de nästa 12 elementen kommer de ytterligare elektronerna in i 4 f orbitaler, även om 5 d orbitaler har bara något högre energi. Denna uppsättning element, som sträcker sig från lantan, där 4 f orbitaler var fortfarande lediga eller på väg att fyllas genom lutetium, i vilket 4 f orbitaler är helt fyllda av 14 elektroner, utgör lantanoiderna, nämnda ovan.
Vid denna tidpunkt är nästa tillgängliga orbitaler 5 d orbitaler och elementen hafnium genom guld, den tredje vanliga övergångsserien, motsvarar den på varandra följande fyllningen av dessa 5 d orbitaler. Efter denna serie finns det igen sid orbitaler (6 sid ) som ska fyllas, och när detta uppnås nås ädelgasradon.
Om två atomer är nära varandra kan några av deras orbitaler överlappa varandra och delta i bildandet av molekylära orbitaler. Elektroner som upptar en molekylär orbital interagerar med kärnorna hos båda atomerna: om denna interaktion resulterar i en total energi som är mindre än den för de separerade atomerna, vilket är fallet om orbitalet huvudsakligen ligger i området mellan de två kärnorna, är orbitalet sägs vara en bindningsbana och dess beläggning av elektroner utgör en kovalent bindning som binder samman atomerna i förening bildning och i vilka elektronerna sägs delas. Om ockupationen av en orbital med elektroner höjer systemets energi, vilket är fallet om banan huvudsakligen ligger utanför regionen mellan de två kärnorna, sägs den orbitalen vara antikondenserande; närvaron av elektroner i sådana orbitaler tenderar att kompensera för den attraktiva kraft som härrör från bindningselektronerna.
En bindning eller en antikondenserande molekylär orbital kan placeras längs linjen som passerar genom de två kärnorna, i vilket fall den betecknas med den grekiska bokstaven σ (sigma); eller det kan uppta regioner ungefär parallellt med den linjen och betecknas π (pi).
