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Übergangsmetalle


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Die dreißig chemischen Elemente mit den Ordnungszahlen von 21 bis 30 39 bis und 71 bis 80 werden üblicherweise als Übergangsmetalle bezeichnet. Dieser Name ist in ihrer im Periodensystem begründet da sich dort der Übergang die aufeinanderfolgende Zunahme von Elektronen in den d - Atomorbital entlang jeder Periode zeigt. Übergangselemente werden als Elemente die zumindest ein Ion mit einer teilweise d-Schale ausbilden definiert.

Gruppe   4. Periode 5. Periode 6. Periode 7. Periode
3 (III B)   Sc 21 Y 39 Lu 71 Lr 103
4 (IV B)   Ti 22 Zr 40 Hf 72 Rf 104
5 (V B)   V 23 Ta 73 Nb 41 Db 105
6 (VI B)   Cr 24 Mo 42 W 74 Sg 106
7 (VII B)   Mn 25 Tc 43 Re 75 Bh 107
8 (VIII B)   Fe 26 Ru 44 Os 76 Hs 108
9 (VIII B)   Co 27 Rh 45 Ir 77 Mt 109
10 (VIII B)   Ni 28 Pd 46 Pt 78 Ds 110
11 (I B)   Cu 29 Ag 47 Au 79 Uun 111
12 (II B)   Zn 30 Cd 48 Hg 80 Uub 78

Inhaltsverzeichnis

Elektronenkonfiguration

Hauptgruppenelemente die sich im Periodensystem vor Übergangsmetallen befinden (also die Element Nummer 1 20) haben keine Elektronen in den d - Orbitalen sondern nur in den s - und p -Orbitalen (obwohl angenommen wird dass die leeren d -Orbitale im Verhalten solcher Elemente wie Silizium Phosphor and Schwefel eine Rolle spielen).

Bei den d-Block -Elementen von Scandium bis Zink werden die d -Orbitale entlang der Periode aufgefüllt. Außer Kupfer und Chrom haben alle d -Block-Element zwei Elektronen in ihrem äußeren s -Orbital selbst Elemente mit unvollständigen 3d-Orbitalen. Das ungewöhnlich: niedrigere Orbitale werden normalerweise vor den Schallen aufgefüllt. Die s -Orbitale in den d -Block-Elementen befinden sich aber in einem niedrigeren als die d -Unterschalen. Da Atome bestrebt sind einen möglichst Energiezustand einzunehmen werden die s -Schalen zuerst aufgefüllt. Die Ausnahmen bei Chrom Kupfer - die nur ein Elektron in äußeren Orbital besitzen - sind durch Elektronenabstoßung Das Aufteilen der Elektronen auf s - und d -Orbitale führt zu niedrigeren Energiezuständen für die als zwei Elektronen im äußeren s -Orbital zu platzieren.

Nicht alle d -Block-Elements sind Übergangsmetalle. Scandium und Zink passen in die oben angegebene Definition. Scandium hat Elektron in seiner d -Unterschale und 2 Elektronen im äußeren s -Orbital. Da das einzige Scandiumion (Sc 3+ ) keine Elektronen im d -Orbital hat kann es natürlich auch kein gefülltes" d -Orbital haben. Ähnliches gilt für Zink da einziges Ion Zn 2+ ein vollständig gefülltes d -Orbital hat.

Chemische Eigenschaften

Übergangselemente zeichnen sich im allgemeinen durch Zugfestigkeit Dichte Schmelzpunkte und Siedepunkte aus. So wie andere Eigenschadften der sind auch diese auf die Fähigkeit der der d -Orbitale zurückzuführen innerhalb des Metallgitters delokalisiert zu In metallischen Stoffen ist es so dass Eigenschaften um so stärker sind je mehr zwischen den Kernen aufgeteilt werden.

Es gibt vier typische Eigenschaften von

Oxidationszustände

Im Vergleich zu Elementen der II. wie Calcium gibt es die Ionen der Übergangselemente zahlreichen Oxidationszuständen. Calciumionen verlieren üblicherweise nicht mehr zwei Elektronen wohingegen Übergangselemente bis zu neun können. Wenn man die Ionisationsenthalpien beider Gruppen sieht man auch den Grund dafür. Die die zur Entfernung von Elektronen von Calcium ist ist niedrig solange bis man versucht unterhalb seiner äußeren beiden s -Orbitale zu entfernen. Ca 3+ hat eine Ionisationsenthalpie die so hoch dass es normalerweise nicht vorkommt. Übergangselemente wie Vanadium dagegen haben wegen der geringen Energiedifferenz den 3d- und 4s-Orbitalen ziemlich linear ansteigende entlang ihrer s - und d -Orbitale. Übergangselemente kommen daher auch mit sehr Oxidationszahlen vor.

Entlang einer Periode kann man bestimmte erkennen:

  • Die Anzahl der Oxidationszustände nimmt bis zum Mangan zu und sinkt dann wieder. Das auf die stärkere Anziehungskraft der Protonen im Kern zurückzuführen wodurch die Abgabe Elektronen erschwert wird.
  • Die Elemente in ihren niedrigen Oxidationsstufen kommen als einfache Ionen vor. In höheren Oxidationsstufen sie üblicherweise kovalent an andere elektronegative Elemente Sauerstoff oder Fluor gebunden oft als Anionen .

Eigenschaften in Abhängigkeit vom Oxidationszustand:

  • Höhere Oxidationsstufen werden entlang der Periode weniger
  • Ionen in höheren Oxidationsstufen sind gute Oxidationsmittel Elemente in niedrigen Oxidationsstufen Reduktionsmittel sind.
  • Die (2+)-Ionen beginnen am Anfang der Periode starke Reduktionsmittel und werden dann immer stabiler.
  • Die (3+)-Ionen dagegen beginnen stabil und werden immer bessere Oxidationsmittel .

Katalytische Aktivität

Übergangsmetalle sind gute homogene oder heterogene Katalysatoren z.B. ist Eisen der Katalysator für das Haber-Bosch-Verfahren . Nickel und Platin werden für die von Alkenen verwendet.

Farbige Verbindungen

Wenn sich die Frequenz elektromagnetischer Strahlung nehmen wir verschiedene Farben wahr. Sie resultieren der unterschiedlichen Zusammensetzung von Licht nachdem es nach Kontakt mit einem reflektiert transmittiert oder absorbiert wurde - man spricht auch von Remission . Wegen ihrer Struktur bilden Übergangsmetalle viele farbige Ionen und Komplexe aus. Die Farben sich sogar bei ein und demselben Element MnO 4 - (Mn in der Oxidationsstufe +7) ist Verbindung Mn 2+ ist aber blassrosa.

Komplexbildung kann eine wesentliche Rolle bei Farbgebung spielen. Die Liganden haben nämlich einen großen Einfluss auf 3d-Schale. Sie ziehen teilweise die 3d-Elektronen an spalten sie in höhere und niedrigere (in auf die Energie) Gruppen. Elektromagnetische Strahlung wird absorbiert wenn die ihre Frequenz proportional zur zweier Energiezustände des Atoms ist (wegen der E=hf .) Wenn Licht auf ein Atom mit 3d-Orbitalen trifft werden manche Elektronen in den Zustand angehoben. Verglichen mit einem nichtkomplexierten Ion verschiedene Frequenzen absorbiert werden und deshalb kann auch verschiedene Farben beobachten.

Die Farbe eines Komplexes hängt ab

  • der Art des Metallions genau genommen von Anzahl der Elektronen in den d -Orbitalen
  • der Anordnung der Liganden um das Metallion Komplexisomere können verschiedene Farben annehmen)
  • der Art der Liganden um das Metallion. stärker sie Liganden sind desto größer ist Energiedifferenz zwischen den beiden aufgespaltenen 3 d .Gruppen.

Die Komplexe des d-Block-Elements Zink (streng kein Übergangselement) sind farblos da die 3d-Orbitale sind und daher auch keine Elektronen angehoben können.



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