Overgangsmetal ethvert af forskellige kemiske grundstoffer, der har valenselektroner - dvs. elektroner, der kan deltage i dannelsen af kemiske bindinger - i to skaller i stedet for kun en. Mens udtrykket overgang ikke har nogen særlig kemisk betydning, er det et praktisk navn, hvorved man skelner ligheden mellem de atomare strukturer og de resulterende egenskaber af de således udpegede grundstoffer. De optager de midterste dele af de lange perioder i det periodiske system af elementer mellem grupperne på venstre side og grupperne til højre. Specifikt danner de gruppe 3 (IIIb) til 12 (IIb).
periodisk system Moderne version af det periodiske system over elementerne (kan udskrives). Encyclopædia Britannica, Inc.
De mest slående ligheder, der deles af de 24 pågældende elementer, er, at de alle er metaller, og at de fleste af dem er hårde, stærke og skinnende, har høje smelte- og kogepunkter og er gode ledere af varme og elektricitet. Området i disse egenskaber er stort; derfor er udsagnene sammenlignende med de generelle egenskaber for alle de andre elementer.
Mange af elementerne er teknologisk vigtige: for eksempel anvendes titanium, jern, nikkel og kobber strukturelt og inden for elektrisk teknologi. For det andet danner overgangsmetalerne mange nyttige legeringer , med hinanden og med andre metalelementer. For det tredje opløses de fleste af disse grundstoffer i mineralsyrer, skønt nogle få, såsom platin, sølv og guld , kaldes ædle - det vil sige er upåvirket af enkle (ikke-oxiderende) syrer.
Uden undtagelse danner elementerne i hovedovergangsserien (dvs. eksklusive lanthanoiderne og actinoiderne som specificeret nedenfor) stabile forbindelser i to eller flere formelle oxidationstilstande.
gruppe 17 på det periodiske system
Overgangsmetallerne kan opdeles i henhold til de elektroniske strukturer i deres atomer i tre hovedovergangsserier, kaldet den første, anden og tredje overgangsserie, og to indre overgangsserier, kaldet lanthanoiderne og actinoiderne.
Den første hovedovergangsserie begynder med enten scandium (symbol Sc, Atom nummer 21) eller titanium (symbol Ti, atomnummer 22) og slutter med zink (symbol Zn, atomnummer 30). Den anden serie inkluderer elementerne yttrium (symbol Y, atomnummer 39) til cadmium (symbol Cd, atomnummer 48). Den tredje serie strækker sig fra lanthan (symbol La, atomnummer 57) til kviksølv (symbol Hg, atomnummer 80). Disse tre overgangsserier er inkluderet i det sæt af 30 elementer, der ofte kaldes d -blok overgangsmetaller. Fordi scandium, yttrium og lanthanum faktisk ikke danner forbindelser analog til de andre overgangsmetaller og fordi deres kemi er ret homolog med lanthanoiderne, er de udelukket fra den nuværende diskussion af de vigtigste overgangsmetaller. Eftersom zink, cadmium og kviksølv udviser få af de egenskaber, der er karakteristiske for de andre overgangsmetaller, behandles de ligeledes separat ( se zinkgruppe-element). Det resterende d -block overgangsmetaller og nogle af deres karakteristiske egenskaber er anført i tabellen.
symbol | Atom nummer | atommasse | densitet (gram pr. kubikcentimeter, 20 ° C) | smeltepunkt (° C) | kogepunkt (° C) | ||
---|---|---|---|---|---|---|---|
1. hovedserie | titanium | Du | 22 | 47.867 | 4.54 | 1.668 | 3.287 |
vanadium | 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 | |
jern | Fe | 26 | 55.845 | 7,87 | 1.538 | 2.861 | |
kobolt | Hvad | 27 | 58.933 | 8.9 | 1.495 | 2.927 | |
nikkel | Ni | 28 | 58,693 | 8.9 | 1.455 | 2.913 | |
kobber | Med | 29 | 63.546 | 8,92 | 1.085 | 2.927 | |
2. hovedserie | zirkonium | Zr | 40 | 91.224 | 6.51 | 1.855 | 4,409 |
niob | Nb | 41 | 92.906 | 8,57 | 2.477 | 4.744 | |
molybdæn | Mo | 42 | 95,94 | 10.22 | 2.623 | 4.639 | |
technetium | Tc | 43 | 98 | 11.5 | 2.157 | 4.265 | |
ruthenium | Ru | 44 | 101,07 | 12.41 | 2.334 | 4.150 | |
rhodium | Rh | Fire. Fem | 102.906 | 12.41 | 1.964 | 3.695 | |
palladium | Pd | 46 | 106,42 | 12.02 | 1.555 | 2.963 | |
sølv | Ag | 47 | 107.868 | 10.49 | 962 | 2.162 | |
3. hovedserie | hafnium | Hf | 72 | 178,49 | 13.31 | 2.233 | 4.603 |
tantal | Ta | 73 | 180.948 | 16,65 | 3.017 | 5.458 | |
wolfram | I | 74 | 183,84 | 19.3 | 3.422 | 5.555 | |
rhenium | 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 | 4.428 | |
platin | til | 78 | 195,084 | 21.45 | 1.768 | 3.825 | |
guld | På | 79 | 196.967 | ~ 19.3 | 1.064 | 2.856 |
Den første af den indre overgangsserie inkluderer elementerne fra cerium (symbol Ce, atomnummer 58) til lutetium (symbol Lu, atomnummer 71). Disse elementer kaldes lanthanoiderne (eller lanthaniderne), fordi kemien for hver især ligner den for lanthan. Lanthanum i sig selv betragtes ofte som en af lanthanoiderne. Actinoidserien består af 15 elementer fra actinium (symbol Ac, atomnummer 89) til lawrencium (symbol Lr, atomnummer 103). Disse indre overgangsserier er dækket af sjældne jordarter og actinoid element. For elementerne 104 og højere, se transuranium element.
De relative placeringer af overgangsmetalerne i det periodiske system og deres kemiske og fysiske egenskaber kan bedst forstås ved at overveje deres elektroniske strukturer og den måde, hvorpå disse strukturer varierer, når atomnumrene stiger.
Som tidligere nævnt er elektronerne forbundet med en atomkerne lokaliseret eller koncentreret i forskellige specifikke områder af rummet kaldet atomorbitaler, som hver er kendetegnet ved et sæt symboler (kvantetal), der specificerer volumen, form og orientering i rummet i forhold til andre orbitaler. Et orbital må højst rumme to elektroner. Den energi, der er involveret i interaktionen mellem en elektron og kernen, bestemmes af den orbitale, den optager, og elektronerne i et atom fordeler sig mellem orbitalerne på en sådan måde, at den samlede energi er minimal. Ved elektronisk struktur eller konfiguration af et atom menes således den måde, hvorpå elektronerne omkring kernen optager de forskellige atomorbitaler, der er tilgængelige for dem. Den enkleste konfiguration er sættet med en-elektron orbitaler af hydrogenatomet. Orbitalerne kan først klassificeres efter hovedkvantetal, og orbitalerne har stigende energi som hovedmanden kvante antal stiger fra 1 til 2, 3, 4 osv. (Sættet af orbitaler defineret af de vigtigste kvantetal 1, 2, 3, 4 osv. kaldes ofte skaller, der er betegnet K, L, M, N osv.) For hovedkvantum nummer 1 er der kun en enkelt type orbital, kaldet en s orbital. Efterhånden som det vigtigste kvantetal øges, er der et stigende antal forskellige typer orbitaler eller subshells svarende til hver: s, p, d, f, g osv. Desuden kommer de ekstra orbitaltyper hver i større sæt. Således er der kun én s orbital for hvert hovedkvantumnummer, men der er tre orbitaler i det angivne sæt s , fem i hvert sæt, der er udpeget d , og så videre. For hydrogenatomet bestemmes energien fuldt ud af, hvilken bane den enkelte elektron indtager. Det er især bemærkelsesværdigt, at brintatomenergien bestemmes udelukkende af det primære kvantetal for orbitalen optaget af elektronen (bortset fra nogle små effekter, der ikke er bekymrende her); det vil sige i hydrogen er elektronkonfigurationerne af den tredje skal f.eks. ligeværdige (af den samme energi, uanset hvilken elektronen optager), hvilket ikke er tilfældet med nogen af de andre atomer, som alle indeholder to eller flere elektroner.
hvornår sluttede slaveri i england
For at forstå elektronkonfigurationerne for andre atomer er det almindeligt at anvende konstruktion (Tysk: opbygning) -princip, hvis grundlag er at for at opnå en multi-elektronkonfiguration skal det krævede antal elektroner tilføjes til orbitalerne en ad gangen og udfylde de mest stabile orbitaler først, indtil det samlede antal er tilføjet. Således udvikler man sig fra det ene element til det næste ved at opbygge det periodiske system ved at tilføje en proton til kernen og en elektron til atomområdet uden for kernen. Der er en begrænsning for denne konceptualisering, nemlig Pauli-udelukkelsesprincippet, der siger, at kun to elektroner kan optage hver bane. Således kan der ikke være mere end to elektroner i nogen s orbital, seks elektroner i ethvert sæt s orbitaler, ti elektroner i ethvert sæt af d orbitaler osv. Ved udførelsen af denne proces kan man imidlertid ikke blot bruge ordningen af elektronorbitaler, der er passende for hydrogenatomet. Når elektroner tilføjes, interagerer de med hinanden såvel som med kernen, og som følge heraf forårsager tilstedeværelsen af elektroner i nogle baner, at energien fra en elektron, der kommer ind i en anden orbital, adskiller sig fra, hvad det ville være, hvis denne elektron var til stede alene . Det samlede resultat af disse interelektroniske interaktioner (undertiden benævnt afskærmning) er, at den relative rækkefølge af de forskellige atomorbitaler er forskellig i mange elektronatomer end i hydrogenatomet; faktisk ændrer det sig kontinuerligt, når antallet af elektroner stiger.
Da multi-elektroniske atomer er bygget op, de forskellige subshells s, p, d, f, g osv. af et hovedkvantantal ophører med at være ligenergisk; de falder alle, men ikke i lige store mængder, til lavere energier. Samlet sænkning af energi opstår, fordi afskærmningen fra den nukleare ladning, som en elektron i en bestemt bane gives af alle de andre elektroner i atomet, ikke er tilstrækkelig til at forhindre en jævn stigning i den effekt, som ladningen i kernen har på den elektron, når atomnummeret stiger. Med andre ord er hver elektron ufuldstændigt afskærmet fra den nukleare ladning af de andre elektroner. Derudover er de forskellige typer orbitaler i hver hovedskal på grund af deres forskellige rumlige fordelinger afskærmet i forskellig grad af kernen af elektroner under dem; følgelig, selvom de alle falder i energi, falder de med forskellige mængder, og dermed ændres deres relative rækkefølge i energi kontinuerligt. For at specificere elektronkonfigurationen for et bestemt atom er det nødvendigt at anvende ordenes rækkefølge, der passer til den specifikke værdi af atomets atomnummer. De forskellige opførsel d og f orbitaler skal især bemærkes med hensyn til, hvor overgangsmetallerne forekommer i det periodiske system.
Argonatomet (atomnummer 18) har en elektronkonfiguration 1 s toto s toto s 63 s to3 s 6(dvs. den har to elektroner i s orbital af den første skal; to i s og seks i s orbitaler af den anden skal; to i s og seks i s orbitaler af den tredje skal: dette udtryk forkortes ofte [Ar], især ved at specificere konfigurationerne af elementer mellem argon og krypton , fordi det repræsenterer en fælles del af konfigurationerne af alle disse elementer). Den 3 d orbitaler er mere afskærmet fra den nukleare ladning end 4 s orbital, og derfor har sidstnævnte orbital lavere energi. De næste elektroner, der skal tilføjes, går ind i 4 s orbital frem for 3 d eller 4 s orbitaler. De to elementer, der følger argon i det periodiske system, er kalium , med en enkelt 4 s elektron og calcium med to 4 s elektroner. På grund af tilstedeværelsen af 4 s elektroner, 3 d orbitaler er mindre afskærmet end 4 s orbitaler; derfor begynder den første regelmæssige overgangsserie på dette tidspunkt med elementet scandium, som har elektronkonfigurationen [Ar] 4 s to3 d 1. Gennem de næste ni elementer, i stigende rækkefølge med atomnummer, føjes elektroner til 3 d orbitaler indtil de ved elementet zink er fuldstændigt fyldte og elektronkonfigurationen er [Ar] 3 d 104 s to. 4 s orbitaler er derefter dem med lavest energi, og de fyldes gennem de næste seks elementer, hvoraf den sjette er den næste ædelgas, krypton, med elektronkonfigurationen 1 s toto s toto s 63 s to3 s 64 s to3 d 104 s 6eller [Kr].
I løbet af den næste periode svarer mønsteret for variation af orbitalenergierne til det umiddelbart forudgående. Når konfigurationen af ædelgas, krypton, er opnået, 5 s orbital er mere stabil end 4 d orbitaler. De næste to elektroner kommer derfor ind i 5 s orbital, men derefter 4 d orbitaler falder til lavere energi end 5 s orbitaler, og den anden regelmæssige overgangsserie begynder med elementet yttrium. Elektroner tilføjes fortsat til 4 d orbitaler indtil disse orbitaler er fuldstændigt udfyldt ved positionen af elementet cadmium, som har en elektronkonfiguration [Kr] 4 d 105 s to. De næste seks elektroner kommer ind i 5 s orbitaler indtil en anden ædelgaskonfiguration opnås ved elementet xenon. Analogt med de to foregående perioder tilføjes de næste to elektroner til den næste tilgængelige orbital, nemlig 6 s orbital, der producerer de næste to elementer, cæsium og barium. På dette tidspunkt bliver ordren af orbitaler imidlertid mere kompleks, end den tidligere havde været, fordi der nu ikke er udfyldt 4 f orbitaler såvel som 5 d orbitaler, og de to sæt har omtrent den samme energi. I det næste element, lanthanum (atomnummer 57), tilføjes en elektron til 5 d orbitaler, men det umiddelbart følgende element, cerium (atomnummer 58), har to elektroner i 4 f orbitaler og ingen i 5 d orbitaler. Gennem de næste 12 elementer kommer de ekstra elektroner ind i 4 f orbitaler, selvom 5 d orbitaler har kun lidt højere energi. Dette sæt af elementer, der spænder fra området fra lanthanum, hvor 4 f orbitaler var stadig ledige eller ved at blive fyldt gennem lutetium, hvori 4 f orbitaler er fuldstændigt fyldt med 14 elektroner, udgør de ovennævnte lanthanoider.
På dette tidspunkt er de næste tilgængelige orbitaler 5 d orbitaler og elementerne hafnium gennem guld, den tredje regelmæssige overgangsserie, svarer til den successive udfyldning af disse 5 d orbitaler. Efter denne serie er der igen s orbitaler (6 s ), der skal udfyldes, og når dette er opnået, nås ædelgasradon.
er aske onsdag en hellig dag
Hvis to atomer er tæt på hinanden, kan nogle af deres orbitaler overlappe hinanden og deltage i dannelsen af molekylære orbitaler. Elektroner, der optager en molekylær orbital, interagerer med begge atomers kerner: hvis denne interaktion resulterer i en samlet energi, der er mindre end den for de adskilte atomer, som det er tilfældet, hvis orbitalen hovedsageligt ligger i området mellem de to kerner, er orbitalen siges at være et bindingsorbitale og dets belægning med elektroner udgør en kovalent binding, der forbinder atomerne sammen i forbindelse dannelse, og hvori elektronerne siges at være delt. Hvis besættelse af en orbital af elektroner hæver systemets energi, som det er tilfældet, hvis orbitalen hovedsageligt ligger uden for området mellem de to kerner, siges denne orbital at være antikondenserende; tilstedeværelsen af elektroner i sådanne orbitaler har en tendens til at udligne den tiltrækkende kraft afledt af bindingselektronerne.
En binding eller en antikondensmolekylær orbital kan anbringes langs den linje, der passerer gennem de to kerner, i hvilket tilfælde den er betegnet med det græske bogstav σ (sigma); eller det kan indtage regioner omtrent parallelt med denne linje og betegnes π (pi).
Copyright © Alle Rettigheder Forbeholdes | asayamind.com